Lớp, phân lớp và cấu hình electron

I. Lớp và phân lớp electron

Các electron trong lớp vỏ nguyên tử được phân bố vào các lớp và phân lớp dựa theo năng lượng của chúng.

1. Lớp electron

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

Trong mỗi lớp electron, có thể có một hoặc nhiều AO.

Số lượng AO và số electron tối đa trong mỗi lớp

Số electron và số lượng AO trong lớp thứ n (n ≤ 4) được ghi nhớ theo quy tắc sau:

• Lớp thứ n có n² AO.
• Lớp thứ n có tối đa 2n² electron.

Ví dụ: Dựa vào công thức này tính được lớp thứ tư (lớp N, n = 4) có 4² = 16 AO và chứa tối đa 2.4² = 32 electron.

Lưu ý: Năng lượng của một electron phụ thuộc vào khoảng cách từ electron đó tới hạt nhân. Electron càng xa hạt nhân thì có năng lượng càng cao.

Ví dụ: Các lớp electron xếp theo thứ tự mức năng lượng từ thấp đến cao: K, L, M, N ..

2. Phân lớp electron

Mỗi lớp electron (trừ lớp thứ nhất) lại được chia thành các phân lớp theo nguyên tắc: Các electron thuộc cùng một phân lớp có năng lượng bằng nhau.

Số lượng và kí hiệu các phân lớp trong một lớp

Lớp electron thứ n có n phân lớp và được kí hiệu lần lượt là ns, np, nd, nf, ... Cụ thể:

• Lớp K (n =1): có 1 phân lớp, được kí hiệu là 1s.
• Lớp L (n =2): có 2 phân lớp, được kí hiệu là 2s và 2p.
• Lớp M (n =3): có 3 phân lớp, được kí hiệu là 3s, 3p và 3d.

Số lượng AO trong mỗi phân lớp

• Phân lớp ns chỉ có 1 AO.
• Phân lớp np có 3 AO.
• Phân lớp nd có 5 AO.
• Phân lớp nf có 7 AO.

Số electron trong mỗi phân lớp được biểu diễn bằng chỉ số phía trên, bên phải kí hiệu phân lớp. Phân lớp nào đã có tối đa electron được gọi là phân lớp bão hòa.

Cách biểu diễn lớp vỏ electron của nguyên tử hydrogen

Ví dụ: Kí hiệu 1s² cho biết phân lớp 1s có 2 electron. Do phân lớp 1s chỉ có 1 AO nên phân lớp 1s chứa tối đa 2 electron, 1s² được gọi là phân lớp bão hòa.

II. Cấu hình electron nguyên tử

1. Cách viết cấu hình electron nguyên tử

Cấu hình electron biểu diễn sự phân bố electron vào lớp vỏ nguyên tử theo các lớp và phân lớp.

Ví dụ 1: Nguyên tử Fe có Z = 26, sau khi điền electron vào dãy Klechkovski nhận được dãy 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁶. Sắp xếp lại vị trí phân lớp 4s² và 3d⁶ thu được cấu hình electron là 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶3d⁶4s².

Cấu hình electron cho biết thứ tự mức năng lượng các electron giữa các phân lớp.

Năng lượng của electron trong mỗi phân lớp tăng theo chiều từ trái qua phải.

Ví dụ 2: Cấu hình electron nguyên tử của oxygen là 1s²2s²2p⁴.

Trong nguyên tử oxygen, năng lượng của electron thuộc phân lớp 2s cao hơn electron thuộc phân lớp 1s, năng lượng của electron thuộc phân lớp 2p cao hơn electron thuộc phân lớp 2s.

Lưu ý: Quy tắc đường chéo xác định dãy Klechkovski như sau:

Quy tắc đường chéo xác định dãy Klechkovski

2. Biểu diễn cấu hình electron theo ô orbital

Biểu diễn cấu hình electron theo orbital (còn gọi là cách biểu diễn cấu hình theo ô lượng tử) là một cách biểu diễn sự phân bố electron theo orbital, từ đó biết được nguyên tử có bao nhiêu electron độc thân, electron độc thân đó nằm ở orbital nào.

Lưu ý:

• Trong mỗi phân lớp, electron được phân bố sao cho số electron độc thân là lớn nhất, electron được điền vào các orbital theo thứ tự từ trái sang phải.
• Trong một ô orbital, electron đầu tiên được biểu diễn bằng mũi tên quay lên, electron thứ hai được biểu diễn bằng mũi tên quay xuống.

Ví dụ:

• Nguyên tử N (Z = 7) có cấu hình electron nguyên tử là 1s²2s²2p³.
• Cấu hình theo orbital của Nitrogen như sau:

Như vậy, nguyên tử ntrogen có 3 elctron độc thân, thuộc AO 2p.

Mở rộng: Electron mang điện tích âm nên hai electron trong cùng một AO sẽ đẩy nhau, vì vậy chúng có xu hướng tách nhau ra và chiếm hai AO khác nhau. Đây là lí do vì sao trong một phân lớp, các electron cần được sắp xếp sao cho số electron độc thân là lớn nhất.

3. Dự đoán tính chất hóa học cơ bản của nguyên tố dựa theo cấu hình electron của nguyên tử

Các electron thuộc lớp ngoài cùng có vai trò quyết định đến tính chất hóa học đặc trưng của nguyên tố (tính kim loại, tính phi kim, tính trơ, ...). Từ cấu hình electron có thể dự đoán các tính chất này theo quy tắc sau:

• Quy tắc 1: Các nguyên tử có 1, 2 hoặc 3 electron ở lớp ngoài cùng thường là các nguyên tử nguyên tố kim loại. Tính kim loại thể hiện qua khả năng nhường electron trong các phản ứng hóa học (tính khử).

Ví dụ: Xét nguyên tử Na (Z =11) 

Ta có: 

Cấu hình electron của nguyên tử Na (Z = 1) là: 1s²2s²2p⁶3s¹

Có 1 electron ở lớp ngoài cùng nên Na là nguyên tố kim loại.

• Quy tắc 2: Các nguyên tử có 5, 6 hoặc 7 electron ở lớp ngoài cùng thường là các nguyên tử nguyên tố phi kim. Tính phi kim thể hiện qua khả năng nhận electron trong các phản ứng hóa học (tính oxi hóa).

Ví dụ: Xét nguyên tử O (Z = 8)

Cấu hình electron của nguyên tử O (Z = 8) là: 1s²2s²2p⁴

Có 6 electron ở lớp ngoài cùng nên O là nguyên tố phi kim.

• Quy tắc 3: Các nguyên tử có 8 electron ở lớp ngoài cùng (trừ He chỉ có 2 electron) là các nguyên tử nguyên tố khí hiếm. Các nguyên tố này rất khó tham gia các phản ứng hóa học (tính trơ).

Ví dụ: Nguyên tử Ne (Z = 10)

Cấu hình electron của nguyên tử Ne (Z = 10) là: 1s²2s²2p⁶

Có 8 electron ở lớp ngoài cùng nên Ne là nguyên tố khí hiếm.

• Quy tắc 4: Nếu lớp electron ngoài cùng của một nguyên tử có 4 electron thì nguyên tử nguyên tố đó có thể là kim loại hoặc phi kim.