Lý thuyết Hóa học 10 Kết nối tri thức Bài 3: Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử

Với tóm tắt lý thuyết Hóa học lớp 10 Bài 3: Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử sách Kết nối tri thức hay nhất, chi tiết sẽ giúp học sinh nắm vững kiến thức trọng tâm, ôn luyện để học tốt môn Hóa học 10.

Lý thuyết Hóa học 10 Kết nối tri thức Bài 3: Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử

I. Chuyển động của electron trong nguyên tử

- Đến đầu thế kỉ XX, người ta vẫn cho rằng các electron chuyển động xung quanh hạt nhân theo những quỹ đạo tròn hay bầu dục, giống như quỹ đạo của các hành tinh quay xung quanh mặt trời.

- Mô hình hành tinh nguyên tử có ảnh hưởng rất lớn, thúc đẩy sự phát triển lí thuyết cấu tạo nguyên tử, nhưng không đầy đủ để giải thích nhiều tính chất của nguyên tử.

- Theo mô hình hiện đại, trong nguyên tử, các electron chuyển động rất nhanh xung quanh hạt nhân không theo một quỹ đạo xác định.

- Orbital nguyên tử (Atomic Orbital, viết tắt AO) là khu vực không gian xung quanh hạt nhân nguyên tử mà tại đó xác suất tìm thấy electron là lớn nhất (khoảng 90%).

1. Hình dạng orbital nguyên tử

- Khi chuyển động trong nguyên tử, các electron có những mức năng lượng khác nhau đặc trưng cho trạng thái chuyển động của nó.

- Dựa trên sự khác nhau về hình dạng, sự định hướng của orbital trong nguyên tử để phân loại orbital thành orbital s, orbital p, orbital d và orbital f.

- Các orbital s có dạng hình cầu và orbital p có dạng hình số 8 nổi.

2. Ô orbital

- Một AO được biểu diễn bằng một ô vuông, gọi là ô orbital.

- Trong 1 orbital chỉ chứa tối đa 2 electron có chiều tự quay ngược nhau (nguyên lí loại trừ Pau – li).

+ Nếu orbital có 1 electron thì biểu diễn bằng 1 mũi tên đi lên.

+ Nếu orbital có 2 electron thì được biểu diễn bằng 2 mũi tên ngược chiều nhau, mũi tên đi lên viết trước.

II. Lớp và phân lớp electron

Trong nguyên tử, các electron được sắp xếp thành từng lớp và phân lớp theo năng lượng từ thấp đến cao.

1. Lớp electron

- Những electron ở lớp gần hạt nhân bị hút mạnh hơn về phía hạt nhân, vì thế có năng lượng thấp hơn so với những electron ở lớp xa hạt nhân.

- Các electron thuộc cùng một lớp có mức năng lượng gần bằng nhau.

- Người ta đánh số thứ tự lớp từ trong ra ngoài và được biểu thị bằng các số nguyên n = 1, 2, 3, …, 7 với tên gọi là các chữ cái in hoa như sau:

n	1	2	3	4	5	6	7
Tên lớp	K	L	M	N	O	P	Q

2. Phân lớp electron

- Các phân lớp trong mỗi lớp electron được kí hiệu bằng các chữ cái viết thường, theo thứ tự: s, p, d, f.

- Các electron trên cùng một phân lớp có năng lượng bằng nhau.

- Với 4 lớp đầu (1, 2, 3, 4) số phân lớp trong mỗi lớp bằng số thứ tự của lớp đó.

+ Lớp thứ nhất (lớp K, với n = 1) có một phân lớp, được kí hiệu là 1s.

+ Lớp thứ hai (lớp L, với n = 2) có hai phân lớp, được kí hiệu là 2s và 2p.

+ Lớp thứ ba (lớp M, với n = 3) có ba phân lớp, được kí hiệu là 3s, 3p và 3d.

+ Lớp thứ tư (lớp N, với n = 4) có bốn phân lớp, được kí hiệu là 4s, 4p, 4d và 4f.

- Các electron ở phân lớp s gọi là electron s, các electron ở phân lớp p được gọi là electron p….

3. Số lượng orbital trong một phân lớp, trong một lớp

- Trong một phân lớp, các orbital có cùng mức năng lượng.

+ Phân lớp s: có 1 AO s

+ Phân lớp p: có 3 AO p_x, p_y, p_z

+ Phân lớp d: có 5 AO

+ Phân lớp f: có 7 AO

- Trong lớp electron thứ n có n² AO (n ≤ 4).

- Ví dụ:

Lớp L (n = 2) có 2 phân lớp là 2s và 2p. Trong đó, phân lớp 2s có 1AO, phân lớp 2p có 3AO nên tổng số orbital trong lớp L là 1 + 3 = 4 hay 2² AO.

III. Cấu hình electron nguyên tử

- Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.

- Các electron trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản lần lượt chiếm các AO có mức năng lượng từ thấp đến cao (nguyên lí vững bền).

- Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các AO sao cho số electron độc thân là tối đa và các electron này có chiều tự quay giống nhau (quy tắc Hund).

- Cấu hình electron của nguyên tử cho biết số lớp electron, thứ tự phân lớp electron và số electron trong mỗi lớp và mỗi phân lớp.

- Quy ước cách biểu diễn sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp như sau:

1. Cách viết cấu hình electron

+ Bước 1: Xác định số electron trong nguyên tử.

+ Bước 2: Viết thứ tự các lớp và phân lớp electron theo chiều tăng của năng lượng: 1s 2s 2p 3s 3p 4s …

+ Bước 3: Điền các electron vào phân lớp theo nguyên lí vững bền cho đến electron cuối cùng.

Ví dụ:

Mg (Z = 12): Cấu hình electron: 1s²2s²2p⁶3s² hoặc viết gọn là: [Ne]3s².

[Ne] là kí hiệu cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố neon, là khí hiếm gần nhất đứng trước Mg.

Electron cuối cùng điền vào phân lớp s nên Mg là nguyên tố s.

2. Biểu diễn cấu hình electron theo ô orbital

Ví dụ: Cấu hình electron của nguyên tử Mg (Z = 12): 1s²2s²2p⁶3s² có thể được biểu diễn theo AO như sau:

3. Đặc điểm electron lớp ngoài cùng của nguyên tử

- Các electron lớp ngoài cùng quyết định tính chất hóa học cơ bản của nguyên tố (kim loại, phi kim, khí hiếm).

+ Các nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng là nguyên tử của nguyên tố khí hiếm (trừ He có 2 electron ở lớp ngoài cùng).

+ Các nguyên tử có 1, 2, 3 electron ở lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của các nguyên tố kim loại (trừ H, He, B).

+ Các nguyên tử có 5, 6, 7 electron ở lớp ngoài cùng thường là nguyên tử của các nguyên tố phi kim.

+ Các nguyên tử có 4 electron ở lớp ngoài cùng có thể là nguyên tử của nguyên tố kim loại hoặc phi kim.

Xem thêm tóm tắt lý thuyết Hóa học lớp 10 Kết nối tri thức hay khác:

• Hệ thống hóa kiến thức Hóa 10 Chương 1

• Lý thuyết Hóa học 10 Bài 5: Cấu tạo của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

• Lý thuyết Hóa học 10 Bài 6: Xu hướng biến đổi một số tính chất của nguyên tử các nguyên tố trong một nhóm

• Lý thuyết Hóa học 10 Bài 7: Xu hướng biến đổi thành phần và một số tính chất của hợp chất trong một chu kì

• Lý thuyết Hóa học 10 Bài 8: Định luật tuần hoàn. Ý nghĩa của bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học

Xem thêm các tài liệu học tốt lớp 10 hay khác:

• Giải sgk Hóa học 10 Kết nối tri thức
• Giải Chuyên đề Hóa học 10 Kết nối tri thức
• Giải SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức
• Giải lớp 10 Kết nối tri thức (các môn học)
• Giải lớp 10 Chân trời sáng tạo (các môn học)
• Giải lớp 10 Cánh diều (các môn học)

---