Đang tải bài học…

AP Chemistry

lớp electron

electron shell

Còn gọi: lớp vỏ electron · shell · electron shells · lớp electron chính · mức năng lượng · lớp · energy level · shell (energy level) · principal electronic shell · level

Lớp electron là tập các orbital cùng số lượng tử chính n, quyết định mức năng lượng và khoảng cách trung bình của electron tới hạt nhân.

Trong cơ học lượng tử, mỗi êlectron của nguyên tử được mô tả bằng một tập bốn số lượng tử, trong đó số lượng tử chính $n$ ( $n = 1, 2, 3, \dots$ ) đóng vai trò quan trọng nhất vì nó xác định mức năng lượng và kích thước trung bình của vùng không gian quanh hạt nhân. Tập hợp tất cả các obitan có cùng giá trị $n$ tạo thành một lớp êlectron (electron shell). Vì vậy, khi nói "lớp $n = 3$ ", ta đang gộp chung ba phân lớp $3s$ , $3p$ và $3d$ — mỗi phân lớp lại chứa những obitan có hình dạng khác nhau nhưng cùng mức năng lượng chính.

Trong nguyên tử nhiều êlectron, năng lượng không chỉ phụ thuộc vào $n$ mà còn phụ thuộc vào số lượng tử phụ $l$ , khiến các phân lớp của cùng một lớp có năng lượng khác nhau theo thứ tự $ns < np < nd < nf$ . Tuy nhiên, các obitan trong cùng một phân lớp thì suy biến, nghĩa là chúng có năng lượng bằng nhau. Nhờ đó, lớp $n = 2$ gồm phân lớp $2s$ (một obitan) và phân lớp $2p$ (ba obitan), tổng cộng bốn obitan và chứa tối đa tám êlectron theo nguyên lý loại trừ Pauli.

Lớp êlectron ngoài cùng chứa các êlectron hóa trị (valence electrons) — những êlectron tham gia trực tiếp vào liên kết hóa học (chemical bond). Do đó, cấu hình êlectron của lớp ngoài cùng quyết định phần lớn tính chất hóa học của nguyên tố. Nhờ quy luật này, các nguyên tố trong cùng một nhóm của bảng tuần hoàn (periodic table) có tính chất tương tự nhau vì chúng có cùng số êlectron ở lớp vỏ ngoài cùng.

Ký hiệu

n = 1, 2, 3, \dots

— số lượng tử chính, xác định lớp

Trực giác: Hãy tưởng tượng một bãi đỗ xe nhiều tầng: mỗi tầng ứng với một lớp, tầng càng cao thì xe càng dễ rời khỏi bãi, và mỗi tầng lại chia thành các khu nhỏ chứa số xe khác nhau.

Công thức

\htmlClass{fp-1}{2}\htmlClass{fp-0}{n^2}

dùng để tính số electron tối đa mà một lớp electron có thể chứa

Trong đó

n

số lượng tử chính, xác định lớp electron

E_n = -\htmlClass{fp-1}{\frac{R_H}{\htmlClass{fp-0}{n^2}}}

tính năng lượng của electron trong nguyên tử hydro ở lớp thứ $n$

Trong đó

E_n

năng lượng của electron ở lớp thứ

n

— J

R_H

hằng số Rydberg —

Khái niệm này sinh ra từ đâu

1913–1925Niels BohrEdmund StonerWolfgang PauliCharles BarklaWalther Kossel

Thử nghiệm tương tác

Bấm thêm electron — xem lớp trong đầy tới hạn rồi lớp ngoài mới bật ra

Hay hiểu sai

Số đỉnh trong phổ quang electron không bằng số lớp electron.

Chiều cao đỉnh cho biết SỐ electron, không phải năng lượng.

Trục năng lượng trong phổ quang electron thường tăng dần từ PHẢI sang TRÁI.

Electron cùng một lớp vẫn có năng lượng liên kết khác nhau.

Mẹo phòng thi

Ví dụ có lời giải

1Ví dụ 1/2

Phổ quang electron (photoelectron spectroscopy, PES) của nitrogen cho ba đỉnh với năng lượng liên kết lần lượt là

39{,}6

MJ/mol,

2{,}45

MJ/mol và

1{,}45

MJ/mol. Chiều cao tương đối của ba đỉnh, theo thứ tự năng lượng giảm dần, là

2 : 2 : 3

. Nguyên tử nitrogen có

Z = 7

aGán mỗi đỉnh cho một phân lớp và giải thích chiều cao đỉnh cho biết điều gì.
bGiải thích vì sao dạng phổ này phù hợp với mô hình lớp electron của nguyên tử.

1Bước 1: Trước hết hãy kiểm tra tổng số electron. Chiều cao mỗi đỉnh tỉ lệ với số electron có cùng năng lượng liên kết, nên tổng chiều cao phải bằng

Z

2 + 2 + 3 = 7

. Con số này khớp đúng với bảy electron của nitrogen, xác nhận rằng phổ đã ghi trọn vẹn mọi electron trong nguyên tử.

Bạn nắm chắc chưa?

Quiz câu thật từ ngân hàng đề

Vài câu thật gắn đúng khái niệm này, chấm ngay kèm giải thích từng đáp án — hệ thống ghi nhớ bạn nắm tới đâu.

Tạo tài khoản miễn phí

Học tiếp từ đây

Bài học chứa thuật ngữ nàyCấu trúc & tính chất nguyên tử · bài “Cấu trúc nguyên tử và cấu hình electron” — khoá AP Chemistry

Dẫn tớibảng tuần hoàn

Hay nhầm với

Thuật ngữKhác nhau ở đâuHay nhầm khi

phân lớp electron (electron subshell)electron subshell

Khác nhau ở đâuLớp electron là mức năng lượng chính, xác định bởi số lượng tử chính n. Phân lớp electron là tập con của một lớp, mang kí hiệu s, p, d, f.

Hay nhầm khiĐề hỏi lớp M chứa tối đa bao nhiêu electron nhưng thí sinh chỉ đếm số electron của một phân lớp

orbital nguyên tử (atomic orbital)atomic orbital

Khác nhau ở đâuLớp electron bao gồm nhiều orbital có cùng mức năng lượng chính. Orbital nguyên tử là vùng không gian quanh hạt nhân chứa tối đa hai electron.

Hay nhầm khiĐề yêu cầu đếm số orbital trong một lớp nhưng thí sinh nhầm sang đếm số phân lớp

Nguồn tham khảo

[1]Chemistry The Central Science in SI Units 15th Expanded Global Edition. tr. 295, 316–317.

n

số lượng tử chính

Ý tưởng electron xếp thành từng lớp quanh hạt nhân bắt nguồn từ mô hình nguyên tử của Niels Bohr năm 1913; dạng cuối cùng của mô hình lớp electron dùng đến ngày nay được Edmund Stoner tìm ra năm 1923 và được Wolfgang Pauli hoàn thiện năm 1925.

Đầu thế kỷ 20, các nhà vật lý phải giải thích vì sao electron không rơi thẳng vào hạt nhân mang điện dương. Bohr đề xuất rằng lực hút tĩnh điện theo định luật Coulomb giữ electron trên những quỹ đạo xác định quanh hạt nhân, và từng nhóm electron chuyển động ở những khoảng cách nhất định. Công việc gán electron vào các lớp kéo dài suốt từ năm 1913 đến 1925, với sự tham gia của nhiều nhà hóa học và một vài nhà vật lý. Song song đó, thực nghiệm phổ tia X cho thấy electron phát ra tia X khi nhảy xuống lớp thấp hơn, củng cố kết luận rằng mỗi lớp có một giới hạn số electron rõ ràng.

Vì sao mang đúng cái tên này? Tên gọi "shell" — nghĩa đen là lớp vỏ — đến thẳng từ mô hình Bohr (Bohr model), trong đó người ta hình dung từng nhóm electron chuyển động quanh hạt nhân ở những khoảng cách xác định, nên tập hợp các quỹ đạo cùng khoảng cách tạo thành một lớp vỏ bao quanh tâm nguyên tử. Cách gọi này sống sót cả khi vật lý đã bỏ hình ảnh quỹ đạo tròn, vì vậy trong đề thi bạn vẫn gặp lớp electron (electron shell) và phân lớp (subshell) như những thuật ngữ chuẩn. Hệ chữ cái K, L, M, N, O, P, Q dán cho các lớp lại có gốc khác, đến từ phổ tia X (X-ray spectrometry). Năm 1909, Barkla khi bắn tia X vào các nguyên tố nhận thấy hai kiểu tán xạ khác nhau và đặt tên chúng là "A" và "B"; về sau các lớp của Kossel được ghi bằng chuỗi chữ cái nối tiếp nhau, và nguồn gốc của cách ký hiệu này thuần túy là thứ tự bảng chữ cái chứ không mang ý nghĩa vật lý nào. Công thức xác định sức chứa của mỗi lớp cũng ra đời trong giai đoạn ấy. Năm 1923, Stoner đưa ra nguyên tắc rằng lớp thứ $n$ chứa tối đa $2n^2$ electron, tức lớp thứ nhất chứa 2, lớp thứ hai chứa 8, lớp thứ ba chứa 18. Nhìn thấy kết quả này vào năm 1925, Pauli bổ sung số lượng tử thứ tư là spin, và chính bổ sung đó hoàn tất lý thuyết lớp electron hiện đại.

Bấm thêm electron — xem lớp trong đầy tới hạn rồi lớp ngoài mới bật ra

Kéo tham số, thấy khái niệm chuyển động — mở khoá bằng tài khoản 0đ.

Khi giải thích phổ, phải viết ra cấu hình electron rồi đối chiếu từng đỉnh.

Dùng cụm "lực hút với hạt nhân" khi giải thích thứ tự năng lượng, đừng dùng "độ bền".

Đọc trục hoành trước khi đếm đỉnh — đây là bẫy quen thuộc của dạng câu này.

Tần suất trong đề AP ChemistryHay gặp

Bước 2: Electron càng gần hạt nhân thì càng khó bứt ra, do đó đỉnh có năng lượng lớn nhất ứng với phân lớp trong cùng. Đỉnh

39{,}6

MJ/mol chiều cao 2 là

1s^2

, đỉnh

2{,}45

MJ/mol chiều cao 2 là

2s^2

, còn đỉnh

1{,}45

MJ/mol chiều cao 3 là

2p^3

. Cấu hình đọc được từ phổ là

1s^2 2s^2 2p^3

, đúng như dự đoán từ vị trí của nitrogen trong bảng tuần hoàn.

3Bước 3: Bây giờ hãy so sánh các khoảng cách năng lượng thay vì chỉ đọc từng giá trị rời rạc. Giữa đỉnh thứ nhất và đỉnh thứ hai, tỉ số là

39{,}6/2{,}45 \approx 16{,}2

, trong khi giữa đỉnh thứ hai và đỉnh thứ ba chỉ là

2{,}45/1{,}45 \approx 1{,}69

. Một khe hở gấp mười sáu lần đứng cạnh một khe hở chưa tới hai lần chính là dấu hiệu của sự phân tầng: hai electron đầu thuộc về một tầng riêng, năm electron còn lại thuộc về một tầng khác.

4Bước 4: Lý do vật lý nằm ở lực hút Coulomb và ở sự chắn. Năng lượng liên kết tăng theo điện tích hạt nhân hiệu dụng (effective nuclear charge) và giảm khi khoảng cách tới hạt nhân tăng, tóm gọn bằng

E \propto Z_{\text{eff}}/r

. Hai electron

1s

nằm sát hạt nhân và hầu như không bị chắn nên chịu gần trọn

+7

; ngược lại, các electron

2s

và

2p

ở xa hơn và bị hai electron lõi chắn bớt, nên chỉ cảm nhận một điện tích hiệu dụng nhỏ hơn nhiều.

5Bước 5: Cuối cùng, hãy giải thích vì sao

2s

và

2p

không hoàn toàn trùng nhau. Chúng cùng thuộc lớp electron thứ hai nên có khoảng cách trung bình tới hạt nhân xấp xỉ nhau, vì vậy năng lượng của chúng gần nhau. Tuy nhiên electron

2s

có xác suất xuất hiện gần hạt nhân lớn hơn, tức bị chắn kém hơn một chút, nên nó nằm sâu hơn

2p

khoảng

1{,}0

MJ/mol — đủ để tách thành hai đỉnh nhưng không đủ để tạo ra một khe hở kiểu như giữa hai lớp.

Phổ của nitrogen đọc ra cấu hình $1s^2 2s^2 2p^3$ với tổng chiều cao bằng bảy electron. Điều khiến phổ này ủng hộ mô hình lớp electron là cách các đỉnh tự gom thành cụm: một đỉnh đơn độc ở $39{,}6$ MJ/mol cách rất xa hai đỉnh còn lại, trong khi $2{,}45$ và $1{,}45$ MJ/mol lại nằm sát nhau. Nói cách khác, electron trong nguyên tử không rải đều theo năng lượng mà tụ thành từng tầng ứng với khoảng cách khác nhau tới hạt nhân, đúng như mô hình lớp electron mô tả.

2Ví dụ 2/2

Năng lượng ion hóa liên tiếp (successive ionization energies) của một nguyên tố X thuộc chu kì 3 được đo và ghi lại như sau, đơn vị MJ/mol:

\mathrm{IE}_1 = 0{,}738

;

\mathrm{IE}_2 = 1{,}451

;

\mathrm{IE}_3 = 7{,}733

;

\mathrm{IE}_4 = 10{,}54

aXác định X thuộc nhóm nào trong bảng tuần hoàn.
bDùng mô hình lớp electron để giải thích bước nhảy giữa các giá trị.

1Bước 1: Hãy lập tỉ số giữa hai giá trị liên tiếp để tìm chỗ đứt gãy. Từ

\mathrm{IE}_1

sang

\mathrm{IE}_2

, tỉ số là

1{,}451/0{,}738 \approx 1{,}97

; từ

\mathrm{IE}_2

sang

\mathrm{IE}_3

, tỉ số vọt lên

7{,}733/1{,}451 \approx 5{,}33

; còn từ

\mathrm{IE}_3

sang

\mathrm{IE}_4

chỉ còn

10{,}54/7{,}733 \approx 1{,}36

. Bước nhảy lớn duy nhất nằm giữa electron thứ hai và electron thứ ba.

2Bước 2: Bước nhảy đó cho biết ranh giới của lớp ngoài cùng. Hai electron đầu tiên bị tách ra tương đối dễ nên chúng là electron hóa trị (valence electrons); electron thứ ba đắt gấp hơn năm lần vì đã phải lấy từ lớp electron bên trong, tức từ nhóm electron lõi (core electrons). Vậy X có hai electron ở lớp ngoài cùng và thuộc nhóm 2; ở chu kì 3, đó là magnesium với cấu hình

1s^2 2s^2 2p^6 3s^2

3Bước 3: Vì sao cái giá lại chênh lệch đến vậy? Sau khi mất hai electron

3s

, ion

\mathrm{Mg}^{2+}

chỉ còn mười electron quanh hạt nhân

+12

, nên mỗi electron còn lại chịu một điện tích hiệu dụng lớn hơn hẳn. Quan trọng hơn, electron thứ ba phải lấy từ lớp

n = 2

vốn nằm gần hạt nhân hơn nhiều so với lớp

n = 3

, và theo

E \propto Z_{\text{eff}}/r

thì bán kính nhỏ đi kèm điện tích hiệu dụng lớn làm năng lượng cần thiết tăng vọt.

4Bước 4: Ngược lại, hãy để ý rằng

\mathrm{IE}_3

và

\mathrm{IE}_4

lại gần nhau. Cả hai electron này đều xuất phát từ cùng một lớp

n = 2

, ở khoảng cách trung bình tới hạt nhân xấp xỉ nhau, nên chi phí tách chúng chỉ chênh nhau chút ít do lực đẩy giữa các electron giảm dần. Nhờ đó, dãy số này vẽ ra đúng cấu trúc tầng bậc: giá trị tăng đều trong cùng một lớp và tăng đột ngột mỗi khi chuyển sang lớp sâu hơn.

X là magnesium, thuộc nhóm 2, vì bước nhảy lớn xuất hiện ngay sau $\mathrm{IE}_2$ — dấu hiệu cho thấy lớp ngoài cùng chỉ chứa hai electron. Mô hình lớp electron giải thích trọn vẹn dạng số liệu: các electron trong cùng một lớp có năng lượng liên kết gần nhau nên năng lượng ion hóa tăng chậm, còn khi buộc phải chạm tới lớp bên trong thì bán kính nhỏ hơn và điện tích hiệu dụng lớn hơn khiến năng lượng tăng gấp nhiều lần.

cấu hình electron trạng thái cơ bản (sắp có)

Mục tiêu và lộ trình unit xem miễn phí — làm bài tập và lưu tiến độ cần tài khoản 0đ.