Hiểu rõ về lớp, phân lớp và cấu hình electron là chìa khóa để nắm vững các tính chất hóa học của nguyên tố. Bài viết này sẽ cung cấp kiến thức chi tiết, dễ hiểu về cấu trúc electron, giúp bạn chinh phục môn Hóa học một cách hiệu quả.
1. Lớp Electron
Các electron trong nguyên tử không chuyển động hỗn loạn mà sắp xếp thành các lớp electron xung quanh hạt nhân. Mỗi lớp electron tương ứng với một mức năng lượng xác định.
- Số thứ tự lớp (n): Lớp electron được đánh số từ 1 trở đi, bắt đầu từ lớp gần hạt nhân nhất. Lớp gần hạt nhân nhất (n=1) có mức năng lượng thấp nhất.
- Tên gọi lớp: Lớp electron còn được ký hiệu bằng các chữ cái K, L, M, N,… tương ứng với n = 1, 2, 3, 4,…
- Số electron tối đa trong một lớp: Số electron tối đa mà một lớp có thể chứa được tính theo công thức:
2n^2. Ví dụ:- Lớp K (n=1) chứa tối đa 2 electron.
- Lớp L (n=2) chứa tối đa 8 electron.
- Lớp M (n=3) chứa tối đa 18 electron.
2. Phân Lớp Electron
Mỗi lớp electron lại được chia thành các phân lớp electron. Các phân lớp này khác nhau về hình dạng orbital và mức năng lượng.
- Ký hiệu phân lớp: Các phân lớp được ký hiệu bằng các chữ cái s, p, d, f.
- Số lượng phân lớp trong một lớp: Số lượng phân lớp trong một lớp bằng với số thứ tự của lớp đó (n). Ví dụ:
- Lớp K (n=1) có 1 phân lớp: 1s.
- Lớp L (n=2) có 2 phân lớp: 2s, 2p.
- Lớp M (n=3) có 3 phân lớp: 3s, 3p, 3d.
- Số electron tối đa trong một phân lớp:
- Phân lớp s chứa tối đa 2 electron.
- Phân lớp p chứa tối đa 6 electron.
- Phân lớp d chứa tối đa 10 electron.
- Phân lớp f chứa tối đa 14 electron.
Ảnh: Mô hình trực quan thể hiện sự phân bố electron vào các lớp và phân lớp xung quanh hạt nhân nguyên tử Oxy.
3. Cấu Hình Electron Nguyên Tử
Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron vào các lớp và phân lớp electron trong nguyên tử. Việc viết cấu hình electron giúp ta dự đoán được tính chất hóa học của nguyên tố.
- Nguyên tắc viết cấu hình electron:
- Xác định số electron: Số electron trong nguyên tử bằng với số proton (số hiệu nguyên tử Z).
- Điền electron vào các orbital: Electron được điền vào các orbital theo thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p,…
- Tuân theo quy tắc Hund: Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố sao cho số electron độc thân là tối đa (các electron có spin song song).
- Cách biểu diễn cấu hình electron:
- Sử dụng ký hiệu lớp, phân lớp và số electron trong phân lớp đó. Ví dụ: Cấu hình electron của Natri (Na, Z=11):
1s^2 2s^2 2p^6 3s^1 - Hoặc biểu diễn ngắn gọn hơn bằng cách sử dụng cấu hình electron của khí hiếm gần nhất:
[Ne] 3s^1
- Sử dụng ký hiệu lớp, phân lớp và số electron trong phân lớp đó. Ví dụ: Cấu hình electron của Natri (Na, Z=11):
Ảnh: Biểu đồ năng lượng orbital, thể hiện thứ tự ưu tiên lấp đầy electron vào các phân lớp, giúp xác định cấu hình electron chính xác.
4. Liên Hệ Giữa Cấu Hình Electron và Tính Chất Hóa Học
Cấu hình electron lớp ngoài cùng (lớp hóa trị) quyết định tính chất hóa học cơ bản của nguyên tố.
- Kim loại: Thường có ít electron ở lớp ngoài cùng (1, 2, hoặc 3 electron), dễ nhường electron để tạo thành ion dương.
- Phi kim: Thường có nhiều electron ở lớp ngoài cùng (5, 6, hoặc 7 electron), dễ nhận electron để tạo thành ion âm.
- Khí hiếm: Có lớp ngoài cùng bão hòa (8 electron, trừ Heli có 2 electron), rất bền vững và khó tham gia phản ứng hóa học.
Ví dụ:
- Oxy (O, Z=8):
1s^2 2s^2 2p^4. Lớp ngoài cùng có 6 electron, là phi kim điển hình, có xu hướng nhận 2 electron để đạt cấu hình bền vững. - Magie (Mg, Z=12):
1s^2 2s^2 2p^6 3s^2. Lớp ngoài cùng có 2 electron, là kim loại, có xu hướng nhường 2 electron để đạt cấu hình bền vững.
Hiểu và vận dụng kiến thức về lớp, phân lớp và cấu hình electron sẽ giúp bạn giải thích và dự đoán được nhiều hiện tượng hóa học quan trọng. Hãy luyện tập thường xuyên để nắm vững kiến thức này!
