Orbital nguyên tử là gì? Hình dạng và số electron tối đa
Key takeaways
Orbital nguyên tử (AO) là vùng không gian có xác suất tìm thấy electron lớn, thường khoảng 90%.
Orbital gồm các loại s, p, d, f với hình dạng khác nhau.
Phân lớp s, p, d, f lần lượt có 1, 3, 5, 7 orbital.
Mỗi orbital chứa tối đa 2 electron có spin ngược chiều theo nguyên lý Pauli.
Trong mô hình nguyên tử hiện đại, electron không chuyển động trên những quỹ đạo cố định quanh hạt nhân mà được mô tả thông qua xác suất xuất hiện trong các vùng không gian nhất định. Vùng không gian có xác suất tìm thấy electron lớn được gọi là orbital nguyên tử (Atomic Orbital – AO), hay obitan nguyên tử. Có thể hình dung orbital như một đám mây electron bao quanh hạt nhân, có hình dạng và sự định hướng khác nhau. Việc hiểu orbital nguyên tử là gì, đặc điểm của orbital s, orbital p, orbital d, số orbital trong từng phân lớp và cách electron phân bố trong orbital là nền tảng để học lớp electron, phân lớp electron, cấu hình electron và cấu trúc lớp vỏ nguyên tử trong Hóa học.
Orbital nguyên tử là gì?
Orbital nguyên tử (còn gọi là obitan nguyên tử), kí hiệu là AO (Atomic Orbital), là vùng không gian xung quanh hạt nhân trong đó xác suất tìm thấy electron là lớn, thường quy ước khoảng 90%.
Trong Hóa học, AO là viết tắt của Atomic Orbital. Có thể hiểu đơn giản, orbital không phải là một đường đi cụ thể của electron mà là một vùng không gian thể hiện khả năng electron có thể xuất hiện xung quanh hạt nhân.
Theo mô hình nguyên tử hiện đại, trạng thái của electron trong nguyên tử được mô tả bằng các số lượng tử. Một orbital được xác định bởi ba số lượng tử chính:
Số lượng tử | Kí hiệu | Ý nghĩa | Giá trị |
|---|---|---|---|
Số lượng tử chính | n | Cho biết lớp electron, liên quan đến mức năng lượng và kích thước orbital. | n = 1, 2, 3,... |
Số lượng tử phụ | l | Cho biết phân lớp electron và hình dạng orbital. | l = 0 đến n − 1 |
Số lượng tử từ | ml | Cho biết sự định hướng của orbital trong không gian. | ml = −l,..., 0,..., +l |
Trong đó:
Số lượng tử chính n: n càng lớn thì kích thước orbital nhìn chung càng lớn và mức năng lượng của electron cũng có xu hướng thay đổi.
Số lượng tử phụ l:
l = 0 → phân lớp s: orbital có dạng cầu.
l = 1 → phân lớp p: orbital có dạng hai thùy.
l = 2 → phân lớp d: orbital có hình dạng phức tạp hơn.
l = 3 → phân lớp f: orbital có hình dạng phức tạp hơn nữa.
Số lượng tử từ ml:
l = 0 → ml = 0 → có 1 orbital s.
l = 1 → ml = −1, 0, +1 → có 3 orbital p.
l = 2 → ml = −2, −1, 0, +1, +2 → có 5 orbital d.
l = 3 → có 7 orbital f.
→ n cho biết lớp, l cho biết phân lớp và hình dạng orbital, còn ml cho biết sự định hướng của orbital trong không gian.
Ví dụ, với n = 2:
l = 0 → phân lớp 2s → ml = 0 → có 1 orbital.
l = 1 → phân lớp 2p → ml = −1, 0, +1 → có 3 orbital 2p với các hướng khác nhau.
Orbital nguyên tử và quỹ đạo electron khác nhau như thế nào?
Cần phân biệt rõ orbital nguyên tử với quỹ đạo electron. Trong các mô hình nguyên tử cũ, đặc biệt là mô hình Bohr, electron được hình dung chuyển động trên những quỹ đạo xác định xung quanh hạt nhân. Trong mô hình hiện đại, electron không chuyển động trên một đường cố định có thể xác định chính xác.
Tiêu chí | Quỹ đạo electron | Orbital nguyên tử |
|---|---|---|
Khái niệm | Đường chuyển động xác định của electron trong mô hình nguyên tử cũ. | Vùng không gian có xác suất tìm thấy electron lớn. |
Cách hình dung | Một đường đi cụ thể quanh hạt nhân. | Một đám mây electron hoặc đám mây xác suất quanh hạt nhân. |
Mô hình | Gắn với các mô hình nguyên tử cổ điển như mô hình Bohr. | Thuộc mô hình nguyên tử hiện đại. |
Có thể hình dung đơn giản: quỹ đạo giống như một đường đi cụ thể, còn orbital giống như một “đám mây electron” hay đám mây xác suất bao quanh hạt nhân. Hình dạng và hướng của đám mây này phụ thuộc vào trạng thái của electron.
Lưu ý: Số lượng tử spin ms không dùng để xác định một orbital mà dùng để mô tả trạng thái spin của electron trong orbital. Vì vậy, ba số lượng tử n, l, ml xác định một orbital, còn bốn số lượng tử n, l, ml, ms xác định trạng thái của một electron.
Kiến thức về orbital là nền tảng để tìm hiểu cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử, lớp và phân lớp electron cũng như cách viết cấu hình electron trong Hóa học 10.
Hình dạng orbital s, p, d và f
Khi chuyển động trong nguyên tử, các electron có những mức năng lượng khác nhau đặc trưng cho trạng thái chuyển động của chúng. Dựa trên sự khác nhau về hình dạng orbital và sự định hướng của orbital trong nguyên tử, có thể phân loại thành orbital s, orbital p, orbital d và orbital f. [1]
Orbital s
Orbital s có dạng hình cầu, đối xứng quanh hạt nhân. Điều này có nghĩa là xác suất tìm thấy electron được phân bố đối xứng theo mọi hướng xung quanh hạt nhân.
Với mỗi lớp electron có phân lớp s, phân lớp này chỉ có một orbital s. Orbital được kí hiệu là:
1s, 2s, 3s, 4s,...
Ví dụ, lớp thứ nhất chỉ có phân lớp 1s và phân lớp này gồm một orbital 1s. Lớp thứ hai có phân lớp 2s, cũng chỉ gồm một orbital 2s.
Khi biểu diễn bằng hình ảnh, orbital s thường được minh họa bằng một vùng cầu bao quanh hạt nhân. Kích thước vùng không gian của orbital có xu hướng tăng khi số lượng tử chính n tăng.
Orbital p
Orbital p có dạng thường được mô tả giống hình số tám nổi, gồm hai thùy nằm ở hai phía của hạt nhân.
Một phân lớp p có ba orbital là px, py và pz. Ba orbital này có cùng mức năng lượng trong cùng một phân lớp và định hướng theo ba trục tọa độ vuông góc nhau trong không gian.
Phân lớp p bắt đầu xuất hiện từ lớp thứ hai, vì vậy có:
2p, 3p, 4p,...
Trong đó, phân lớp 2p gồm ba orbital 2px, 2py và 2pz.
Có thể hình dung ba orbital p giống như ba “đám mây electron” hình số tám được đặt theo ba hướng khác nhau: một theo trục x, một theo trục y và một theo trục z.
Orbital d và orbital f
Orbital d xuất hiện từ lớp thứ ba trở đi. Một phân lớp d có năm orbital, có hình dạng phức tạp hơn orbital s và p. Một số orbital d thường được minh họa có dạng giống bốn cánh hoa, trong khi orbital dz² có hình dạng khác biệt với hai thùy và một vành vòng.
Các phân lớp d có dạng:
3d, 4d, 5d,...
Orbital f xuất hiện từ lớp thứ tư trở đi. Phân lớp f có bảy orbital và có hình dạng phức tạp hơn nữa. Do hình dạng khó biểu diễn trực quan, orbital f thường được minh họa bằng các mô hình không gian nhiều thùy.
Bảng tổng hợp hình dạng các orbital
Phân lớp | Số orbital | Hình dạng orbital | Bắt đầu xuất hiện |
|---|---|---|---|
s | 1 orbital | Dạng hình cầu | Từ lớp n = 1 |
p | 3 orbital | Dạng hai thùy, thường mô tả giống hình số tám nổi | Từ lớp n = 2 |
d | 5 orbital | Hình dạng phức tạp hơn orbital s và p | Từ lớp n = 3 |
f | 7 orbital | Hình dạng nhiều thùy, phức tạp hơn orbital d | Từ lớp n = 4 |
Số orbital nguyên tử trong một phân lớp và một lớp electron
Số orbital trong mỗi phân lớp
Trong một phân lớp, các orbital có cùng mức năng lượng. [1]
Số orbital của một phân lớp được xác định dựa vào số lượng tử phụ l.
Công thức số orbital trong một phân lớp:
Số orbital = 2l + 1
Trong đó:
l là số lượng tử phụ.
l = 0, 1, 2, 3 tương ứng với các phân lớp s, p, d, f.
Phân lớp | l | Tính theo 2l + 1 | Số orbital |
|---|---|---|---|
s | 0 | 2 × 0 + 1 | 1 |
p | 1 | 2 × 1 + 1 | 3 |
d | 2 | 2 × 2 + 1 | 5 |
f | 3 | 2 × 3 + 1 | 7 |
Có thể ghi nhớ nhanh: s có 1 orbital, p có 3 orbital, d có 5 orbital và f có 7 orbital.
Số orbital trong một lớp electron
Trong phạm vi kiến thức Hóa học 10, đối với lớp electron có số thứ tự n, tổng số orbital trong lớp được xác định theo công thức:
Công thức số orbital trong một lớp electron:
Số orbital = n²
Trong đó n là số thứ tự của lớp electron.
Ví dụ 1: Lớp thứ nhất
Với n = 1:
Số orbital = 1² = 1
Lớp thứ nhất chỉ có phân lớp 1s nên có 1 orbital.
Ví dụ 2: Lớp thứ hai
Với n = 2:
Số orbital = 2² = 4
Lớp thứ hai gồm:
2s có 1 orbital.
2p có 3 orbital.
Vậy tổng số orbital là:
1 + 3 = 4 orbital
Ví dụ 3: Lớp thứ ba
Với n = 3:
Số orbital = 3² = 9
Lớp thứ ba gồm:
3s có 1 orbital.
3p có 3 orbital.
3d có 5 orbital.
Vậy tổng số orbital là:
1 + 3 + 5 = 9 orbital
Bảng số orbital trong các lớp electron
Lớp electron | n | Công thức n² | Số orbital |
|---|---|---|---|
Lớp K | 1 | 1² | 1 orbital |
Lớp L | 2 | 2² | 4 orbital |
Lớp M | 3 | 3² | 9 orbital |
Lớp N | 4 | 4² | 16 orbital |
Mỗi orbital nguyên tử chứa tối đa bao nhiêu electron?
Mỗi orbital nguyên tử chứa tối đa 2 electron và hai electron này phải có chiều tự quay ngược nhau theo nguyên lí loại trừ Pauli.
Công thức xác định số electron tối đa:
Số electron tối đa = số orbital × 2
Ví dụ:
Phân lớp s có 1 orbital → tối đa 2 electron.
Phân lớp p có 3 orbital → tối đa 6 electron.
Phân lớp d có 5 orbital → tối đa 10 electron.
Phân lớp f có 7 orbital → tối đa 14 electron.
Phân lớp | Số orbital | Phép tính | Electron tối đa |
|---|---|---|---|
s | 1 | 1 × 2 | 2 |
p | 3 | 3 × 2 | 6 |
d | 5 | 5 × 2 | 10 |
f | 7 | 7 × 2 | 14 |
Nguyên lí Pauli và cách biểu diễn electron trong ô orbital
Sau khi xác định được số lượng orbital, cần biết electron được phân bố như thế nào vào các orbital đó. Một quy tắc quan trọng là nguyên lí loại trừ Pauli.
Theo nguyên lí Pauli, mỗi orbital chỉ chứa tối đa hai electron và hai electron này phải có spin ngược chiều nhau.
Trong cách biểu diễn ở chương trình phổ thông, một orbital được biểu diễn bằng một ô vuông, còn electron được biểu diễn bằng mũi tên.
Trạng thái orbital | Biểu diễn | Số electron |
|---|---|---|
Orbital trống | [ ] | 0 |
Orbital có một electron | [↑] | 1 |
Orbital có hai electron | [↑↓] | 2 |
Hai mũi tên trong cùng một ô phải ngược chiều nhau. Theo quy ước trình bày thông thường, khi một orbital có hai electron, mũi tên đi lên được viết trước rồi đến mũi tên đi xuống.
Ví dụ, phân lớp 1s có một orbital. Nếu orbital này chứa hai electron thì biểu diễn:
1s²: [↑↓]
Phân lớp 2p có ba orbital nên có thể biểu diễn:
2p: [ ] [ ] [ ]
Nếu phân lớp 2p có ba electron:
2p³: [↑] [↑] [↑]
Nếu phân lớp 2p có sáu electron:
2p⁶: [↑↓] [↑↓] [↑↓]
Như vậy, khi biểu diễn electron vào ô orbital, cần ghi nhớ:
Mỗi ô orbital chứa tối đa 2 electron.
Hai electron trong cùng một orbital phải có spin ngược chiều.
Mẹo nhớ: “Một ô – tối đa hai electron – hai mũi tên ngược chiều.”
Quy tắc Hund khi điền electron vào các orbital
Khi phân bố electron vào nhiều orbital cùng một phân lớp, ngoài nguyên lí Pauli còn cần chú ý đến quy tắc Hund.
Theo quy tắc Hund, các electron sẽ phân bố lần lượt vào các orbital có cùng mức năng lượng sao cho số electron độc thân là tối đa và các electron độc thân có chiều tự quay giống nhau trước khi bắt đầu ghép đôi.
Phân lớp | Biểu diễn đúng | Giải thích |
|---|---|---|
2p³ | [↑] [↑] [↑] | 3 electron phân bố độc thân vào 3 orbital trước khi ghép đôi. |
2p⁴ | [↑↓] [↑] [↑] | Sau khi mỗi orbital có một electron, electron thứ tư bắt đầu ghép đôi. |
2p⁶ | [↑↓] [↑↓] [↑↓] | Cả ba orbital p đều chứa đủ 2 electron. |
Ví dụ, cách biểu diễn:
2p³: [↑↓] [↑] [ ]
không phù hợp với trạng thái cơ bản vì electron sẽ ưu tiên phân bố đơn lẻ vào các orbital có cùng mức năng lượng trước khi ghép đôi.
Bài tập về orbital nguyên tử Hóa 10
Câu 1. Phân lớp nào sau đây có 5 orbital?
A. s
B. p
C. d
D. f
Đáp án: C. d
Giải thích: Phân lớp d có l = 2 nên số orbital là:
2l + 1 = 2 × 2 + 1 = 5 orbital
Câu 2. Số electron tối đa trong phân lớp 3d là
A. 6.
B. 10.
C. 14.
D. 18.
Đáp án: B. 10
Giải thích: Phân lớp d có 5 orbital. Theo nguyên lí Pauli, mỗi orbital chứa tối đa 2 electron.
5 × 2 = 10 electron
Câu 3. Orbital thuộc phân lớp p có hình dạng đặc trưng là
A. Hình cầu.
B. Hình hai thùy.
C. Hình vòng tròn.
D. Hình đa diện đều.
Đáp án: B. Hình hai thùy.
Giải thích: Orbital s có dạng hình cầu, orbital p có dạng hai thùy, còn orbital d có hình dạng phức tạp hơn.
Câu 4. Cách phân bố electron nào sau đây đúng với phân lớp 2p³ ở trạng thái cơ bản?
A. [↑↓] [↑] [ ]
B. [↑] [↑] [↑]
C. [↑↓] [ ] [ ]
D. [↑↓] [↑↓] [↑]
Đáp án: B. [↑] [↑] [↑]
Giải thích: Phân lớp p có 3 orbital. Theo quy tắc Hund, 3 electron sẽ phân bố độc thân vào 3 orbital trước khi ghép đôi.
2p³: [↑] [↑] [↑]
Câu 5. Một phân lớp có số lượng tử phụ l = 2. Hỏi phân lớp này có bao nhiêu orbital?
Đáp án: 5 orbital.
Giải thích:
Số orbital = 2l + 1
2 × 2 + 1 = 5 orbital
Câu 6. Phân lớp 3p có bao nhiêu orbital? Mỗi orbital chứa tối đa bao nhiêu electron?
Đáp án: Phân lớp 3p có 3 orbital; mỗi orbital chứa tối đa 2 electron, nên phân lớp 3p chứa tối đa 6 electron.
Giải thích:
Số orbital = 2 × 1 + 1 = 3 orbital
Số electron tối đa = 3 × 2 = 6 electron
Câu 7. Hãy cho biết số orbital tối đa trong lớp electron có n = 3.
Đáp án: 9 orbital.
Giải thích: Với n = 3, lớp electron gồm các phân lớp 3s, 3p và 3d:
3s: 1 orbital.
3p: 3 orbital.
3d: 5 orbital.
1 + 3 + 5 = 9 orbital
Hoặc áp dụng trực tiếp:
n² = 3² = 9 orbital
Câu 8. Một nguyên tử có cấu hình electron: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p¹. Hãy biểu diễn electron của phân lớp 3p vào các ô orbital.
Đáp án:
3p: [↑] [ ] [ ]
Giải thích: Phân lớp p có 3 orbital. Với 3p¹, chỉ có 1 electron nên electron được điền vào một orbital. Cách biểu diễn tuân thủ nguyên lí Pauli và quy tắc Hund.
Orbital nguyên tử là vùng không gian quanh hạt nhân có xác suất tìm thấy electron lớn, thường quy ước khoảng 90%. Khác với quỹ đạo cố định trong các mô hình nguyên tử cũ, orbital biểu diễn sự phân bố xác suất của electron.
Các orbital được phân loại thành s, p, d, f, lần lượt có 1, 3, 5 và 7 orbital trong mỗi phân lớp. Tổng số orbital của lớp thứ \(n\) là \(n^2\). Khi biểu diễn electron, cần tuân thủ nguyên lý Pauli, theo đó mỗi orbital chứa tối đa hai electron có spin ngược chiều. Nắm vững những quy tắc này sẽ giúp học sinh dễ dàng xác định số orbital, nhận biết hình dạng orbital nguyên tửvà biểu diễn electron trong các bài tập về cấu tạo nguyên tử.
Để tìm hiểu thêm các kiến thức liên quan và củng cố nội dung Hóa học 10, người học có thể tham khảo chuyên mục bài giảng Hóa học 10 tại ZIM Academy.
Nguồn tham khảo
“Sách giáo khoa Hóa học 10 – Kết nối tri thức với cuộc sống..” Nhà xuất bản Giáo dục Việt Nam, Accessed 31 December 2021.
Bình luận - Hỏi đáp