Hóa họcLớp 10Chương 1. Cấu tạo nguyên tử

Bài 3. Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử

Mục tiêu bài học

So sánh được mô hình nguyên tử của Rutherford – Bohr với mô hình hiện đại (orbital).
Nêu được khái niệm orbital nguyên tử (AO) và mô tả hình dạng AO s, AO p.
Trình bày được khái niệm lớp, phân lớp electron và số electron tối đa của mỗi lớp, phân lớp.
Viết được cấu hình electron theo lớp, phân lớp và theo ô orbital cho 20 nguyên tố đầu tiên.
Từ cấu hình electron, dự đoán được nguyên tố là kim loại, phi kim hay khí hiếm.

Orbital nguyên tử (AO): Vùng không gian quanh hạt nhân nơi xác suất tìm thấy electron lớn nhất (khoảng 90%).
Lớp electron: Tập hợp electron có mức năng lượng gần bằng nhau, đánh số n = 1, 2, 3, 4 (K, L, M, N) từ trong ra ngoài.
Phân lớp electron: Nhóm electron cùng loại orbital trong một lớp, kí hiệu s, p, d, f, chứa tối đa 2, 6, 10, 14 electron.
Nguyên lí vững bền: Electron lần lượt chiếm các orbital có năng lượng từ thấp đến cao.
Nguyên lí Pauli: Mỗi orbital chứa tối đa 2 electron có chiều tự quay ngược nhau.
Quy tắc Hund: Trong một phân lớp, electron phân bố vào các orbital sao cho số electron độc thân là tối đa.
Cấu hình electron: Cách biểu diễn sự phân bố electron vào các lớp và phân lớp, ví dụ Na: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ .

$N_{\max} = 2n^2$
Số electron tối đa trong lớp thứ n (áp dụng cho n ≤ 4).
- $N_{\max}$ Số electron tối đa của lớp
- $n$ Số thứ tự lớp electron

Cấu hình electron giải thích vì sao khí hiếm khó phản ứng còn kim loại kiềm rất hoạt động.
Sự chuyển mức năng lượng của electron giải thích màu pháo hoa và đèn neon.
Là cơ sở để sắp xếp nguyên tố trong bảng tuần hoàn.