1

MỤC LỤC

PHẦN MỞ ĐẦU 3
PHẦN NỘI DUNG 4
CHƯƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN 4
1.1. Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử: 4
1.1.1. Thành phần nguyên tử: 4
1.1.2. Thuyết lượng tử Planck: 5
1.1.3. Bản chất sóng và hạt của ecletron: 5
1.2. Hàm sóng và phương trình sóng của electron: 8
1.2.1. Hàm sóng: 8
1.2.2. Phương trình sóng Schrodinger: 9
1.2.3. Kết quả giải phương trình sóng Schrodinger: 10
1.2.4. Các số lượng tử và ý nghĩa: 11
1.3. Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử: 14
1.3.1. Khái niệm về obitan nguyên tử (AO): 14
1.3.2. Hình dạng các electron: 16
1.4. Nguyên tử nhiều electron: 17
1.4.1. Khái niệm về lớp, phân lớp và ô lượng tử: 17
1.4.2. Giản đồ năng lượng của các electron. Qui tắc Klechkowski: 18
1.4.3. Nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund và cấu hình electron
của nguyên tử: 19
1.4.4. Phương pháp gần đúng một electron của Slâytơ (Slater): 23
2

1.5. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị: 24
1.5.1. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử: 25
1.5.2. Đồng vị: 25
1.6. Hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học: 26

khiển học sinh chiếm lĩnh tri thức, tự hoạt động tìm tòi để lĩnh hội kiến thức mới. Do
đó đòi hỏi giáo viên phải có kiến thức vừa sâu, vừa rộng đặc biệt là cấu tạo nguyên tử
là một chương quan trọng trong hóa phổ thông. Nếu học sinh nắm được cấu tạo nguyên
tử thì việc học hóa rất dễ. Hiểu được cấu tạo nguyên tử là hiểu được tính chất cơ bản
của các chất, giải thích một số công hóa học,…
Xuất phát từ vấn đề trên tôi chọn đề tài “một số nội dung cấu tạo nguyên tử trong
hóa học phổ thông”. 4 PHẦN NỘI DUNG

CHƯƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN

1.1. Những cơ sở vật lý nghiên cứu cấu tạo nguyên tử:
1.1.1. Thành phần nguyên tử:
1.1.1.1. Hạt nhân nguyên tử:
Là phần trung tâm của nguyên tử, gồm các hạt proton và nơtron. Hạt nhân mang
điện tích dương, số đơn vị điện tích dương của hạt nhân bằng số electron trong vỏ

g
Điện tích (âm): q
n
= -1,602.10
-19
C = -e
0
hay 1-
Như vậy, electron mang điện tích âm, số electron trong nguyên tử bằng đúng số
proton. Trong nguyên tử electron quay xung quanh hạt nhân trên quỹ đạo electron tạo
thành “đám mây” electron. Các electron có điện tích và khi chúng chuyển động sẽ sinh
ra dòng điện. Vì các electron trong nguyên tử xác định phương thức mà nó tương tác
với các nguyên tử khác nên chúng đóng vai trò quan trọng trong hóa học.
5

1.1.2. Thuyết lượng tử Planck:
Năm 1900 Planck đã trình bày quan điểm lượng tử đầu tiên và cho rằng:
Ánh sáng hay bức xạ điện tử nói chung gồm những lượng tử năng lượng phát đi từ
nguồn sáng.
Hay: Năng lượng bức xạ do các chất phát ra hay hấp thụ là không liên tục, mà gián
đoạn, nghĩa là thành những phần riêng biệt - những lượng tử. c
E h h


 

- Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo khác thì xẩy ra sự hấp thụ
hoặc giải phóng năng lượng. Electron hấp thụ năng lượng khi chuyển từ quỹ đạo gần
nhân ra quỹ đạo xa nhân hơn và giải phóng năng lượng khi chuyển theo chiều ngược
lại. Năng lượng (hấp thụ hoặc giải phóng) bằng hiệu giữa 2 mức dưới dạng một bức xạ
có tần số ν.

7

Như vậy, sự chuyển động của electron trong nguyên tử gắn liền với việc thu hoặc
phát ra năng lượng dưới dạng bức xạ nên electron cũng có tính chất sóng và hạt như
bức xạ.
Nhờ vào giả thuyết này người ta đã tính toán ra các tần số ánh sáng ở quang phổ
vạch của H. Các kết quả tính toán này phù hợp với các giá trị đo được từ thực nghiệm.
Quan niệm e tồn tại trong các trạng thái dừng của Bohr là bước đệm để chuyển tiếp
lí thuyết cấu tạo nguyên tử cổ điển sang lý thuyết mới đó là cơ học lượng tử và điện
động lực học lượng tử.
1.1.3.2. Hệ thức Dơ Brơi (De Broglie):
Năm 1924 De Broglie trên cơ sở thuyết sóng - hạt của ánh sáng, đã đề ra thuyết
sóng - hạt của vật chất: Không chỉ có bức xạ mà các hạt nhỏ trong nguyên tử như e, p
cũng có bản chất sóng và hạt, được đặc trưng bằng bước sóng xác định.

Giả thuyết này phù hợp với thực nghiệm và đã được hai nhà bác học người Mỹ
(Davisson và Germer) kiểm chứng năm 1927. Hai ông đã tiến hành thí nghiệm cho hạt
electron khuếch tán trên tinh thể mà trước đó đã tiến hành thí nghiệm đối với tia
Rơngen (là sóng), thì kết qủa thu được cũng giống như kết qủa đối với tia Rơngen.
Ðiều đó chứng tỏ rằng chùm electron (hơn nữa là từng electron) cũng có tính chất sóng
như tia Rơngen.
Vậy cả sóng điện từ và hạt vi mô đều có tính chất sóng và tính chất hạt (gọi là lưỡng
tính sóng- hạt).

( , , )
x y z

là
xác suất có mặt của hạt cần xét trong một đơn vị thể tích tại vị trí tương ứng (nghĩa là
mật độ xác suất).
ψ
2
dv là xác suất có mặt electron trong một phần tử thể tích dv = dxdydz tại tọa độ
tương ứng trong nguyên tử.
* Ý nghĩa vật lý của hàm sóng:
9

Ta không thể xác định chính xác electron có mặt ở tọa độ nào nhưng có thể biết xác
suất tìm thấy electron nhiều nhất ở vùng mà phân lớn thời gian electron có mặt ở đó.
Trong cơ học lượng tử, trạng thái của một hệ được mô tả bởi hàm sóng hay hàm trạng
thái ψ.
Vì hàm sóng ψ(x,y,z,t) có thể là hàm thực hoặc phức nên nó không có ý nghĩa vật lý
trực tiếp. Chỉ có bình phương modun của hàm sóng là |ψ|
2
(thực và luôn luôn dương)
mới có ý nghĩa là mật độ xác xuất tìm thấy hạt tại toạ độ tương ứng.
|ψ(x,y,z,t)|
2
dτ cho biết xác suất tìm thấy tại thời điểm t trong nguyên tố thể tích dτ
có tâm là M (x,y,z).
Hình ảnh của hàm mật độ xác suất trong không gian gọi là đám mây điện tử.
* Hàm sóng phải thoả mãn các điều kiện sau:
- Hàm sóng phải đơn trị (tại mỗi điểm trong không gian ứng với tọa độ (x,y,z) chỉ
có một giá trị duy nhất để cho xác suất tìm thấy electron tại đó chỉ có một giá trị tương

trạng thái chuyển động của electron nguyên tử gọi là orbital nguyên tử.
Khi giải phương trình này, người ta nhận được đồng thời các cặp nghiệm E và ψ,
cùng các đại lượng vật lý xác định hàm ψ , đặc trưng cho trạng thái và vị trí chuyển
động của electron trong nguyên tử đó là các số lượng tử n, l, m
l
.
Ứng với một giá trị của E có một hàm sóng ψ , mỗi tổ hợp (E, ψ ) đặc trưng cho một
trạng thái của electron.
Trường hợp nhiều hàm ψ cùng ứng với một giá trị năng lượng E thì ta gọi là có sự
suy biến năng lượng.
11

Việc giải phương trình schrodinger chỉ thực hiện được với nguyên tử một electron,
hoặc ion một electron như He
+
, Li
2+
. Với các nguyên tử nhiều electron phải dùng các
phương pháp gần đúng. Kết quả của các phương pháp này giải thích thỏa mãn các số
liệu thực nghiệm.
1.2.4. Các số lượng tử và ý nghĩa:
Khi giải phương trình Schrodinger người ta thấy xuất hiện các số lượng tử xác định
hàm ψ , các hàm ψ phụ thuộc vào các số lượng tử này.
1.2.4.1. Số lượng tử chính (n):
- Về trị số: nhận các giá trị nguyên dương: 1, 2, 3,

giá trị n càng lớn, lớp electron càng xa hạt nhân.
- Về ý nghĩa: xác định năng lượng của electron:

Ta thấy:

- Trong một lớp, năng lượng của các electron tăng theo thứ tự ns – np – nd – nf
- Số lượng tử l xác định giá trị momen động lượng obitan của electron. Mỗi hình
dạng đám mây electron tương ứng với một giá trị M.

1.2.4.3. Số lượng tử từ m
l
:
Mô men động lượng obitan của electron là vectơ M, giá trị của nó được xác định
bằng trị số của số lượng tử phụ l, còn chiều cho phép của véc tơ M (sự định hướng của
đám mây electron trong không gian) được xác định bằng các giá trị của số lượng tử m
l
.
- Về trị số: là một số nguyên có giá trị từ -l đến +l kể cả giá trị 0.
+ Với một giá trị của l, thì m
l
có (2l + 1) giá trị.
Ví dụ: l = 0 (mây electron s); m
l
có một giá trị là 0
l = 1 (mây electron p); m
l
có 3 giá trị là -1, 0, 1
l = 2 (mây electron d); m
l
có 5 giá trị là -2, -1, 0, +1, +2
l = 3 (mây electron f); m
l
có 7 giá trị là -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
+ Một giá trị của m
l

s
để mô tả
sự tự quay của electron xung quanh trục của mình.
- Về giá trị: chỉ nhận một trong 2 giá trị +1/2 hay -1/2 và không phụ thuộc gì vào các
số lượng tử trên.
- Về ý nghĩa: đặc trưng cho độ dao động tự do của electron đặc trưng cho chuyển động
nội tại của electron gắn với momen động lượng riêng của electron.
Trong từ trường ngoài trạng thái ms = +1/2 có năng lượng thấp hơn.
Quy ước: m
s
= +1/2 biểu thị bằng ↑ ứng với electron điền vào trước, m
s
= -1/2 biểu
thị bằng ↓ ứng với electron điền vào sau trong ô lượng tử.
1.3. Obitan nguyên tử - hình dạng các obitan nguyên tử:
1.3.1. Khái niệm về obitan nguyên tử (AO):
Các hàm sóng là nghiệm của phương trình sóng được gọi là các obitan
nguyên tử (viết tắt là AO) và ký hiệu lần lượt là 1s, 2s, 2p, 3s, Trong đó các con số
dùng chỉ lớp obitan, còn các chữ s, p, để chỉ phân lớp.
Ví dụ :
2s chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp s;
2p chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 2, phân lớp p;
3d chỉ electron (hay AO) thuộc lớp 3, phân lớp d;
Như vậy, Obitan nguyên tử là những hàm sóng mô tả trạng thái khác nhau của
electron trong nguyên tử.
Nếu biễu diễn sự phụ thuộc của hàm Ψ
2
theo khoảng cách r, ta được đường cong
phân bố xác xuất có mặt của electron ở trạng thái cơ bản.
15

- Có 1 lớp electron là lớp thứ 3 (M) vì n = 3.
- l = 0, 1, 2 nên có 3 phân lớp: s, p, d.
- Với một giá trị của l thì có m
l
có (2l + 1) giá trị nên số AO trong các phân lớp là:
Phân lớp 1 (l = 0) có 1AO
Phân lớp 2 (l = 1) có 3 AO
Phân lớp 3 (l = 3) có 5AO
hay ở lớp thứ 3 số AO nguyên tử là 3
2
= 9AO
Trên mỗi AO có thể chứa tối đa 2 electron có spin đối song vậy trên lớp
n có n
2
AO và chứa tối đa 2n
2
electron.

16

1.3.2. Hình dạng các electron:
Hình dạng các AO phụ thuộc vào hàm ψ (n,l,m
l
) và ký hiệu theo số lượng tử l: s, p,
d, f,… Trong hệ toạ độ x, y, z các orbitan s, p, d mà hình ảnh của nó là các đám mây
điện tử có dạng như sau:
1.3.2.1. AOs (xác định bởi l = 0; m
l
= 0): có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân nguyên tử,
hàm ψ (s) luôn luôn dương về mọi phía của trục toạ độ.

giá trị của n= 1, 2, 3, 4, …
1.4.1.2. Phân lớp:
Phân lớp là tập hợp những electron có năng lượng bằng nhau.
Mỗi phân lớp gồm các electron có cùng số lượng tử l mà mỗi giá trị của n có n giá
trị của l nên mỗi lớp có n phân lớp.
18

Lớp K có 1 phân lớp: 1s
Lớp L có 2 phân lớp: 2s, 2p
Lớp M có 3 phân lớp: 3s, 3p, 3d
Và
Các electron cùng có l = 0 hợp thành phân lớp s
Các electron cùng có l = 1 hợp thành phân lớp p
Các electron cùng có l = 2 hợp thành phân lớp d
Các electron cùng có l = 3 hợp thành phân lớp f
Để chỉ một phân lớp thuộc lớp nào người ta dùng ký hiệu ns, np …
Ví dụ: 2s, 2p.
1.4.1.3. Ô lượng tử hay obitan:
Các electron có 3 số lượng tử như nhau (n, l, ml) có trạng thái chuyển động obital
giống nhau tạo thành một obitan nguyên tử (ký hiệu là AO) và được xếp vào một ô
lượng tử - mỗi ô lượng tử được ký hiệu bằng một ô vuông nhỏ ().
Số ô lượng tử trong một phân lớp bằng số các trị số ml ứng với giá trị l đã cho.
Ví dụ: - Phân lớp s có l = 0, m = 0 có 1 ô lượng tử
- Phân lớp p có l = 1, m = +1, 0, -1 có 3 ô lượng tử
- Phân lớp d có l = 2, m = +2, +1, 0, -1, -2 có 5 ô lượng tử
1.4.2. Giản đồ năng lượng của các electron. Qui tắc Klechkowski:
Trong nguyên tử nhiều electron, năng lượng (E) không chỉ phụ thuộc vào số lượng
tử n mà còn phụ thuộc vào độ lớn của momen động lượng nghĩa là còn phụ thuộc vào
số lượng tử l.
Các trạng thái electron thường được kí hiệu vắn tắt bằng các số lượng tử n, l. Một

2
2s
1

Cl (Z = 17): 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5

1.4.3.2. Nguyên lý Pauli (nguyên lý loại trừ):
Trong một nguyên tử không thể tồn tại hai electron có cùng giá trị của bốn số
lượng tử n, l, m
l
và m
s
.
Ví dụ 1, ở lớp K: n = 1 ⇒ l = 0 ⇒ m = 0 ⇒ m
s
= +1/2 ⇒ m
s
= -1/2.
Vậy ở lớp K có nhiều nhất 2 electron:
+ electron thứ nhất có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = +1/2.
+ ectron thứ hai có giá trị n = 1, l = 0, m = 0 và ms = -1/2.


n = 2 ⇒ l = 1 ⇒ m = +1 ⇒ ms = +1/2 ⇒ ms = -1/2 ứng với AO 2px có nhiều nhất 2
electron.
Vậy phân lớp p có nhiều nhất 6 electron.
Bằng cách tương tự ta tính được số electron tối đa ở các phân lớp d = 10, f = 14.
Ví dụ 3: Khi n = 2, thì số electron tối đa là: 2.2
2
= 8 (e).
1.4.3.3. Qui tắc Hund:
* Qui tắc Hund 1 (qui tắc tổng spin cực đại)
Trong nguyên tử ở dạng trạng thái cơ bản, các electron thuộc cùng một phân lớp sẽ
được phân bố đều vào các ô lượng tử sao cho tổng spin S của chúng là cực đại (tổng số
electron độc thân là cực đại).
S=∑ m
s

Ví dụ: Nguyên tử N (z = 7) có cấu hình: 1s
2
2s
2
2p
3
* Qui tắc Hund 2:
Trong một phân lớp các electron có khuynh hướng điền vào các ô lượng tử có số
lượng tử ml có giá trị lớn nhất trước".
Ví dụ: Trạng thái cơ bản của nguyên tử F (z = 9) là trạng thái.

1.4.3.4. Cách biểu diễn cấu tạo vỏ electron. Cấu hình electron của nguyên tử:
Cấu hình eletron của nguyên tử được dùng để mô tả các electron phân bố như thế
nào vào các lớp, phân lớp trong nguyên tử.

nguyên tố:
- Đối với 20 nguyên tố đầu (Z = 1 ≤ 20) cấu hình electron trùng với thứ tự mức
năng lượng (qui tắc Klechkowski).
- Bắt đầu từ nguyên tố Z = 21 trở đi do có sự chèn mức năng lượng nên cấu
hình electron của các nguyên tố từ phân lớp 4s trở đi không còn trùng với thứ tự mức
năng lượng (do đó để viết đúng cấu hình trước hết viết theo thứ tự mức năng lượng sau
đó chuyển thành cấu hình theo lớp electron).
Ví dụ 2: Fe (Z = 26).
Theo thứ tự mức năng lượng: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6

Cấu hình electron: 1s
2
2s
2
2p
6
3s

4
ns
2
sẽ chuyển thành (n-1)d
5
ns
1
.
Ví dụ: Nguyên tử Cấu hình electron
Cr (z = 24) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1

Cu (z = 29) 1s
2
2s
2
2p
6

i
của các electron khác theo quy tắc sau:
+ Những electron thuộc các nhóm AO nằm nằm phía ngoài (phía phải)
của AO cần xét không có hiệu ứng chắn (b’ = 0).
+ Mỗi electron trên các AO thuộc cùng nhóm với AO cần xét có số hạng
đóng góp b’= 0,35. Riêng đối với nhóm 1s thì b’ = 0,3.
+ Nếu AO cần xét là AOs hay AOp thì mỗi electron trên lớp AO phía
trong sẽ có số hạng b’ = 0,85 (khi chúng cách nhau 1 lớp); mỗi electron trên những AO
nằm sâu hơn sẽ có số hạng đóng góp b’ = 1,00 (khi chúng cách nhau 2 lớp trở lên).
+ Nếu AO đang xét là AOd hay AOf thì mỗi electron thuộc những
nhóm bên trong (ngay cả cùng lớp n) đều có số hạng góp như nhau: b’ = 1,00.
- Tương tự như các dạng hiđro, Staler đã gán cho mỗi AO
nl
một năng lượng
ε gọi là năng lượng obitan, tính theo công thức:

n* được gọi là số lượng tử chính hiệu dụng và được tính theo n:

Chú ý: Cần phân biệt E
n
và : ε
nl

ε
nl
: năng lượng 1 electron ở phân lớp nl.
E
n
: năng lượng lớp electron
1.5. Cấu tạo hạt nhân nguyên tử - đồng vị:

0
1
e

):
- Sự phân huỷ β
+
(phóng ra hạt
0
1
e
)
Kèm theo các tia α hay β là các tia γ gồm các bức xạ điện từ có năng lượng lớn.

Trích đoạn Bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học và định luật tuần hoàn:

---