›
›

Bài giảng môn Hóa đại cương - Chương 2: Cấu tạo nguyên tử

ppt 59 trang phuongnguyen 5230
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng môn Hóa đại cương - Chương 2: Cấu tạo nguyên tử", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptbai_giang_mon_hoa_dai_cuong_chuong_2_cau_tao_nguyen_tu.ppt

Nội dung text: Bài giảng môn Hóa đại cương - Chương 2: Cấu tạo nguyên tử

  1. ChươngCHƯƠNG2 2 CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 1
  2. Chương2-Cấu tạo nguyên tử 2.1.Thành phần cấu tạo nguyên tử 2.2.Phổ nguyên tử 2.3. Mơ hình Thomson 2.4. Mơ hình Rutherfor 2.5. Mơ hình Borh 2.6. Mơ hình AO (Atomic Obitan) 2
  3. 2.1.Thành phần cấu tạo nguyên tử ❖ Vật chất =  Phần tử rất nhỏ → Nguyên tử ❖ Nguyên tử = Hạt nhân (Proton + Nơtron) + Điện tử ❖ Tích điện (+) (0) (-) Tên Ký hiệu Khối lượng nghỉ Điện tích Kg U C Electron e 9.109x10-31 5.486x10-4 -1.602x10-19 Proton P 1.673x10-27 1.0073 +1.602x10-19 Nơtron n 1.675x10-27 1.0078 0 3
  4. 2.2.Phổ nguyên tử ▪Quang phổ : 3 loại 4
  5. 2.2.Phổ nguyên tử ▪Phổ áng sáng 5
  6. 2.2.Phổ nguyên tử ▪Phổ các nguyên tố 6
  7. 2.2.Phổ nguyên tử ▪Phổ hydro : 3 vùng Vùng nhìn thấy : Balmer : 4 vạch Vùng tử ngoại : Lyman Vùng hồng ngoại : Paschen, Brackett & Pfund 7
  8. Mơ hình nguyên tử Slide 8 of 56 General Chemistry: HUI© 2006
  9. 2.2. Mơ hình Thomson ❖ Thuyết cấu nguyên tử của Thompson 1903. ❖ Theo Thompson: Nguyên tử là một qủa cầu bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong tồn thể tích & các electron cĩ kích thước khơng đáng kể dao động xung quanh điện tích dương ❖ Nhược điểm : Thuyết khơng giải thích được tại sao các điện tích âm và dương trong cùng thể tích nguyên tử lại khơng hút nhau để trung hồ về điện 9
  10. 2.3. Mơ hình Rutherfor (1871-1937) 1911, Rutherford đã đưa ra mẫu hành tinh nguyên tử đầu tiên: “Electron quay chung quanh hạt nhân nguyên tử giống như hành tinh quay xung quanh mặt trời”. Nhược điểm: Mẫu nguyên tử này là khơng giải thích được tính bền của nguyên tử. 10
  11. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Thuyết lượng tử Planck ❖ Năng lượng bức xạ do các chất phát ra hay hấp thụ là khơng liên tục, mà gián đoạn, nghĩa là thành những phần riêng biệt gọi là lượng tử (photon) : E = h E-năng lượng của 1 photon h= 6.63x10-34 J.s hằng số Planck  (nuy)-tần số bức xạ, s-1 c c = 3.108 ms-1  =   -độ dài sĩng,m 11
  12. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Ba định đề của Bohr ❖ Electron chuyển động trên những quỹ đạo trịn, đồng tâm, cĩ bán kính xác định (quỹ đạo dừng) ❖ Khi quay trên quỹ đạo dừng electron khơng hấp thụ hoặc giải phĩng năng lượng , nghĩa là cĩ mức năng lượng xác định. ❖ Khi electron nhảy từ quỹ đạo dừng này sang quỹ đạo dừng khác xảy ra sự hấp thụ hay giải phĩng năng lượng. E = Ec − Eđ 12
  13. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro ❖ Tính bán kính quỹ đạo bền & tốc độ c.động của electron ▪ Momen động lượng m, V-k.lượng & t.độ của electron h mr = n (1) r-bán kính quỹ đạo 2 n = 1, 2, 3, .h-hằng số Planck ▪ Lực tác dụng ze 2 Lực hút của hạt nhân 2 4  or (2) 2 = Lực ly tâm m r 13
  14. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro ❖ Tính bán kính quỹ đạo bền & tốc độ c.động của electron ▪ Tốc độ chuyển động của electron ze 2 ze 2 1 (2) m 2r =  = (3) 4  o 4  o mr 2 h 2 ze 2 1 e z Theo (1) mr = n  =  = (4) 2 4  oh n 2 ohn ▪ Bán kính quỹ đạo h 1 (1) r = n h 2 hn  h2 n2 2 m  o o r = n 2 r = 2 (5) Thay (4) vào mẫu số 2 m e z me z 14
  15. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro ❖ Tính bán kính quỹ đạo bền & tốc độ c.động của electron ▪ Bán kính quỹ đạo  h2 Đặt a = o o me2 8,85.10−12 (6,63.10−34 )2 a = o −31 −19 2 −12 2 −1 −1 3,14 9,109.10 (1.602.10 )  o = 8,85.10 C J m −34 −11 h = 6,63.10 Js ao = 5,29.10 m −31 m = 9,109.10 kg n2 −19 r = a (5) e = 1.602.10 C o z −11 −10 Khi n = 1 r1 = 5,29.10 m = 0,53.10 m Bán kính Bohr Khi n = 2 r2 = 4ao 15
  16. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro ❖ Tính năng lượng của electron 2 ▪ Động năng m 2 m 2 − ze 2 E = + Thay (4) & (5) 2 − ze 2 4  or ▪ Thế năng 4  or 4 2 m e4 z 2 ze 2 e2mz me z E = − E = − 2 2 2 (6) 2 2 2 2 2 8 h n 2 4 o h n 4  o  oh n o ▪ Tính năng lượng −31 −19  = 8,85.10−12 C 2 J −1m−1 m = 9,109.10 kg e =1,602.10 C o h = 6,63.10−34 Js z = 1 n =1,2,3 9,109.1031 (1,602.10−19 )4 12 1 E = − = 2,18.10−18 J −12 2 −34 2 2 2 1 8 (8,85.10 ) (6,63.10 ) n n E = −13,6 2 eV n 1eV =1,602.10−19 J 16
  17. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro ❖ Tính năng lượng của electron 1 E = −1,36 eV n2 Khi n = 1 E = -13,6 eV Khi n = 2 E = -3,4 eV Khi n = 3 E = -1,5 eV Khi n = 4 E = -0,85 eV Khi n = 5 E = -0,54 eV 17
  18. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro ❖ Giải thích phổ vạch nguyên tử hydro • Trạng thái cơ bản : n = 1 & Năng lượng Eđ = min Trạng thái kích thích : n = 2, 3, 4 & Năng lượng Ec > Eđ Khi nhẩy về trạng thái cơ bản Năng lượng phát xạ tạo tia sáng tần số  − me4 − me4 me4 1 1 E = E − E = − = − = h c đ 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 8 o h nc 8 o h nđ 8 o h nđ nc me4 1 1  = − • Tần số 2 3 2 2 8 o h nđ nc c  = • Bước sĩng  18
  19. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro 1  me4 1 1  = − • Số sĩng  = = 2 3 2 2  c 8 o h c nđ nc 4 me 4 −1 Hằng số Rydberg RH = 2 3 = 1096,78.10 m 8 o h c 1 1 4 1 1  = RH 2 − 2 = 1096,78.10 2 − 2 n1 n2 n1 n2 • Bước sĩng -Dãy Lyman (vùng tử ngoại): Khi n1 = 1 & n2 = 2 4 1 1 −1  = 1096,78.10 − = 8225850m 12 22 1 1  = = = 1,215.10−7 m = 121,5nm  8225850 19
  20. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 -Dãy Balmer (vùng nhìn thấy) 1 1 −1 +Khi n1 = 2 & n2 = 3  = 109679,43 − = 15233,25cm 22 32 1  = = 6,565.10−5 cm−1 = 656,5nm Màu đỏ 15233,25 1 1 −1 +Khi n1 = 2 & n2 = 4  = 109679,43 − = 20564,89cm 22 42 1 1  = = = 4,863−5 cm−1 = 486nm Màu lam  20564,89 1 1 −1 + Khi n = 2 & n = 5  = 109679,43 − = 23032,68cm 1 2 22 52 1  = = 4,341.10−5 cm−1 = 434nm Màu chàm 23032,68 1 1 −1 +Khi n = 2 & n = 6  = 109679,43 − = 24373,2cm 1 2 22 62 1  = = 4,102.10−5 cm−1 = 410nm Màu tím 24373,2 20
  21. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Lý thuyết Bohr về nguyên tử hydro -Vùng hồng ngoại +Khi n1 = 3 & n2 = 4 Dãy Paschen +Khi n1 = 4 & n2 = 5 Dãy Bracket +Khi n1 = 5 & n2 = 6 Dãy Pfund 21
  22. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 ▪Nhược điểm của mẫu nguyên tử Borh • Khơng mơ tả được nguyên tử nhiều electron • Việc khảo sát electron trong nguyên tử như phần tử gián đoạn với vị trí & tốc độ xác định nghiêm ngặt Kết quả tính tốn khơng phù hợp với kết quả thực nghiêm 22
  23. 2.4. Mơ hình Borh - 1913 23
  24. 2.5. Mơ hình AO 2.5.1.Các luận điểm của cơ học lượng tử 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tư 2.5.3. Cấu hình electron trong nguyên tử 24
  25. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Tính chất sĩng-hạt của các hạt vi mơ ▪Tính chất sĩng-hạt của ánh sáng Tính chất sĩng Ánh sáng truyền đi khơng gian với vận tốc c, bước sĩng λ tần số ν. Khi đĩ: C c =   → = (1)  25
  26. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử Tính chất hạt -Bản chất hạt của ánh sáng thể hiện ở hiệu ứng quang điện: h (2) E = h m = 2 -Năm 1903 Einstein tìm ra hệ thức: C E = mc 2 (3) Tính chất sĩng-hạt h  = (1), (2) , (3) mc Ánh sáng là một hạt (photon) cĩ khối lượng m & khi chuyển động với tốc độ C sẽ tạo ra sĩng  26
  27. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ▪Hệ thức De Broglie 1924, Louis De Broglie đưa ra giả thuyết: Hạt vi mơ cĩ khối lượng m & khi chuyển động với h tốc độ V sẽ tạo ra sĩng  = truyền đi với bước sĩng  mV Hạt vĩ mơ : m lớn  rất nhỏ Khơng cĩ t/c sĩng Hạt vi mơ (electron) : m rất nhỏ  lớn Cĩ t/c sĩng 27
  28. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Nguyên lý bất định của Heisenberg h Khơng thể xác x. vx định chính xác 2 m đồng thời vị trí & tốc độ của Δx: độ bất định về vị trí hạt vi mơ Δvx: độ bất định về tốc độ W. Heisenberg Nếu V chính xác ΔV 0 1901-1976 x x Δx : x hồn tồn bất định 28
  29. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Nguyên lý bất định của Heisenberg Ví dụ Electron m= 9,1.10-31kg, chuyển động với độ chính xác vx = 1m/s thì độ bất định về vị trí ( x ) sẽ là: h 6,63.10−34 x = = 0,17.10−3 m 2 m. v 2 3,14 9,1.10−31 1 Sai số xác định vị trí ( x ) là quá lớn so với kích thước bản thân nguyên tử Electron rơi ra ngồi trường hạt nhân của ng.tử Tổng quát :khi biết chính xác tốc độ chuyển động của hạt vi mơ thì chỉ cĩ thể tìm được xác suất cĩ mặt của nĩ ở chỗ nào đĩ trong khơng gian 29
  30. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Phương trình Schrodinger ▪Hàm sĩng -Trạng thái chuyển động của electron xunh quanh hạt nhân nguyên tử (~điểm M) & thời điểm t đặc trưng bằng hàm sĩng (x,y,z,t) - Hàm  cĩ giá trị dương & âm →  2 0 2  - xác suất tìm thấy electron tại một điểm trong khơng gian (mật độ xác suất) -  2 dV -xác suất tìm thấy electron trong yếu tố thể tích dV (dV = 4 r 2dr ) 30 -thể tích lớp cầu nằm giữa h.cầu bán kính
  31. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Phương trình Schrodinger ▪Hàm sĩng -Miền khơng gian gần hạt nhân nguyên tử, trong đĩ xác suất cĩ mặt electron khoảng 90% gọi là mây điện tử -Mỗi hàm (x,y,z,t) là một orbital nguyên tự (AO) 31
  32. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Phương trình Schrodinger ▪Phương trình sĩng Schrodinger mơ tả chuyển động của electron xung quanh hạt nhân (trong trường thế năng U) tại thời điểm xác định t (hệ ở trạng thái dừng). h2  2  2  2 − 2 2 + 2 + 2 +U = E 8 m x y z Viết gọn:  2  2  2 = + + là tốn tử Laplace x2 y 2 z 2 H = E h2 H = − +U là tốn tử Hamilton 8 2m h : hằng số Plank m-khối lượng hạt U: thế năng E : năng lượng tòan phần x, y, z : tọa độ của hạt 32
  33. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Phương trình Schrodinger Giải phương trình Schrodinger để tìm ra hàm ψ và năng lượng E → xác định trạng thái của hạt vi mơ. Mục tiêu: 1 2 3 4 n E1 E2 E3 E4 En • Mỗi  ứng với một ORBITAL — vùng khơng gian tìm thấy electron. •  khơng mơ tả chính xác vị trí của electron. • 2 cho biết xác suất tìm thấy electron tại một vị trí xác định. 33
  34. 2.5.1.Luận điểm của cơ học lượng tử ❖Phương trình Schrodinger Hàm sĩng  phụ thuộc vào 3 số lượng tử, đặc trưng cho cấu trúc nguyên tử Số lượng tử chính: n Số lượng tử phụ: l 3 số lượng tử Số lượng tử từ: ml Mỗi hàm sĩng nlm là một orbital nguyên tử 34
  35. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử a. Số lượng tử chính (n) ▪n chỉ số lớp electron n 1 2 3 4 Lớp K L M N Chu kỳ 1 2 3 4 ▪Xác định năng lượng của electron m- khối lượng của electron, kg − me4 z 2 e- điện tích của electron, C E = 2 2 2 8 o h n z- số proton trong hạt nhân o-hằng số điện mơi của chân khơng 35
  36. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử a. Số lượng tử chính (n) ▪Xác định năng lượng của electron z 2 z 2 E = −2.18 10−18 (J) = −13,6 (eV ) 1eV =1,602 10−19 J n2 n2 Trạng thái kích thích: khơng bền Giải phĩng năng lượng c E = E − E = h = h n* n n* n  z 2 z 2 E = 13,6 − (eV ) n2 n*2 ▪Nguyên tử nhiều electron n-chỉ mức năng lượng trung bình của các electron trong cùng một lớp 36
  37. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử 2.2.2. Nguyên tử 1 điện tử b. Số lượng tử phụ (l) ▪l-chỉ phân lớp l = 0, 1, 2, 3, 4, , (n – 1) tức là có n phân lớp l 0 1 2 3 4 n- 1 Phân lớp s p d f g ▪l-cho biết phân mức năng lượng của các electron Năng lượng của electron tăng dần : ns np nd nf 37
  38. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử 2.2.2. Nguyên tử 1 điện tử b. Số lượng tử phụ (l) ▪l-xác định momen động lượng M của eletron M =  r  = mV  -tốc độ quay r -bán kính nguyên tử V -tốc độ chuyển động của ng.tử m -khối lượng electron M -vuơng góc với mặt phẳng chứa  r 38
  39. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử 2.2.2. Nguyên tử 1 điện tử b. Số lượng tử phụ (l) ▪l-xác định momen động lượng M của eletron h Giá trị của momen động lượng M = ( +1) 2 l- xác định hình dạng đám mây electron Orbital S : dạng hình cầu Orbital P : 2 quả cầu tiếp xúc nhau ở hạt nhân nguyên tử Orbital d : dạng hoa mai 4 cánh 39
  40. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử Đám mây s 40
  41. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử Đám mây 2p 41
  42. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử Đám mây 3d 42
  43. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử 43
  44. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử 44
  45. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử 2.2.2. Nguyên tử 1 điện tử b. Số lượng tử phụ (l) Với một giá trị n ta có: n2 số lượng các orbital tương ứng. n = 1 có 1 orbital s. n = 2 có 22 = 4 orbital = 1s + 3p Các điện tử có cùng một giá trị l thì tạo thành một phân lớp năng lượng. 45
  46. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử c. Số lượng tử từ (ml) Số lượng tử từ ml đặc trưng cho sự định hướng các orbital ngtử trong từ trường và quyết định số orbital cĩ trong một phân lớp. ▪Các orbital trong một phân lớp ml =  kể cả giá trị 0→ (2 l +1) orbital l = 0: ml có 1 giá trị ml = 0 tức là 1 orbitan s l = 1: ml có 3 giá trị là ml = -1,0,+1 tức là 3 orbitan p: Px , Py , Pz l = 2: ml có 5 giá trị là ml = -2,-1,0,+1,+2 tức là 5 orbitan d: dxy , dxz , dyz , dz2 , dx2-y2 46
  47. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử c. Số lượng tử từ (ml) ▪Hình chiếu của momen động lượng h M = m z 2 Số lượng tử từ xác định hình chiếu của momen động lượng trên một phương z của tử trường Hình chiế momen động lượng ngồi Mz của các electron P (ℓ = 1) 47
  48. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử d. Số2.2.2. lượng Nguyên tử từ spin tử(m s1) điện tử ▪Chuyển động quay quanh trục → Chuyển động spin ▪Momen động lượng spin h M = s(s +1) s 2 s = ½ : số lượng tử spin ▪Hình chiếu momen động lượng spin h M = m sz s 2 ms= +1/2: “e” tự quay xung quanh trục của mình theo chiều kim đồng hồ ms = +½ ms = -½ ms= -1/2: “e” tự quay xung quanh trục của mình theo chiều ngược kim đồng hồ 48
  49. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử d. Số2.2.2 lượng. Nguyên tử spin (m tửs) 1 điện tử ms = +1/2 khi quay cùng chiều với từ trường ngồi ms = -1/2 khi quay ngược chiều với từ trườg ngồi 49
  50. 2.5.2.Ý nghĩa của các số lượng tử Tóm tắt n l Orbital ml ms Số orbital ng/tử e tối đa 1 0 1s 0 +1/2 , -1/2 2 2 0 2s 0 +1/2 , -1/2 2 1 2p -1, 0, +1 6 3 0 3s 0 2 1 3p -1, 0, +1 +1/2 , -1/2 6 2 3d -2, -1, 0, +1, +2 10 0 4s 0 2 4 1 4p -1, 0, +1 6 2 4d -2, -1, 0, +1, +2 +1/2 , -1/2 10 3 4f -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 14 50
  51. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử ❖Hiệu2.2.3. ứng Nguyên chắn và tửxâm nhiều nhập điện tử ▪Đối với nguyên tử chỉ cĩ một điện tử thì chỉ cĩ một lực tương tác giữa hạt nhân mang điện tích dương và điện tử mang điện tích âm. ▪Với những nguyên tử cĩ nhiều điện tử thì mỗi điện tử trong nguyên tử chịu tác dụng đồng thời của hạt nhân nguyên tử và của các điện tử cịn lại. ▪ Sự tương tác đẩy giữa các điện tử làm giảm lực hút giữa hạt nhân với điện tử. →Lực tác dụng của hạt nhân lên elec tron giảm đi: Điện tích hiệu dụng : Z* = Z-   -Hiệu ứng chắn. ▪ Các điện tử bên ngồi cũng có thể xâm nhập vào mức năng lượng bên trong gần hạt nhân. Hiện tượng này gọi là hiệu ứng xâm nhập. 51
  52. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử 52
  53. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử 53
  54. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử ❖Qui tắc sắp xếp các điện tử trong nguyên tử Nguyên lý bền vững Trong một nguyên tử các electron chiếm cứ lần lượt các orbital cĩ năng lượng từ thấp đến cao 54
  55. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử ❖Qui tắc sắp xếp các điện tử trong nguyên tử Quy tắc 1 (Klechkovski) Năng lượng các điện tử phụ thuộc vào tổng giá trị của (n + l). Giá trị (n + l) càng lớn thì năng lượng điện tử càng cao. Các điện tử được xếp vào lớp vỏ nguyên tử theo thứ tự tăng dần của mức năng lượng (n + l). Nếu giá trị (n + l) bằng nhau thì xếp theo thứ tự tăng dần của n. 55
  56. Sự phân bố các electron trong ng.tử P d S f 4P 7S 3d 6S 6P 6d 4S 5P 5d 5f 5S 3P 4P 4d 4f 4S 3S 3P 3d 3S 2P 2S 2P 2S 1S 1S 1s < 2s <2p < 3s <3p < 4s <3d <4p <5 s <4d <5p < 6s < 4f 5d < 6p <7s < 5f 6d < 7p 56
  57. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử ❖Qui tắc sắp xếp các điện tử trong nguyên tử Ví dụ : nguyên tử Ti (Z= 22 ) Cấu hình : 1S2 / 2S2 2P2 / 3S2 3P2 3d2 / 4S2 Sắp xếp : 1S2 2S2 2P2 3S2 3P2 4S2 3d2 57
  58. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử Quy tắc 2 (nguyên lý ngoại trừ của Pauli) Trong nguyên tử khơng thể có hai điện tử có bốn số lượng tử n, l, ml, ms giống nhau. Số orbital Số điện tử xếp Mức Số tương được tối đa Ký hiệu điện tử năng lượng tử Số lượng tử từ m ứng theo các phân lớp lượng n l 1 0 0 1 2 1s2 0 0 1 2 2s2 2 1 -1, 0 , +1 3 6 2p6 0 0 1 2 3s2 3 1 -1, 0 ,+1 3 6 3p6 2 -2,-1, 0 ,+1,+2 5 10 3d10 0 0 1 2 4s2 1 -1, 0 ,+1 3 6 4p6 4 2 -2,-1, 0 ,+1,+2 5 10 4d10 3 -3-2,-1, 0 ,+1,+2,+3 7 14 4f14 58
  59. 2.5. 3.Cấu hình electron nguyên tử Quy tắc 3: quy tắc HUND Trong một phân lớp điện tử thì các điện tử được sắp xếp trên các orbital thế nào cho số các điện tử độc thân với số lượng tử mS cùng dấu là lớn nhất. C (Z = 6): N (Z = 7): O (Z = 8): 59