3. Năng lượng liên kết hạt nhân:
3.1 Mô hình nguyên tử H hoặc ion tương tự H – hệ 1 electron
- Mô hình đơn giản chỉ có sự tương tác của hạt nhân và 1 electron duy nhất.
- Năng lượng liên kết hạt nhân thể hiện lực hút electron bởi hạt nhân theo phương trình: 2 = 1 − 3.6 Z E (eV)
𝑍: đ𝑖ệ𝑛 𝑡í𝑐ℎ ℎạ𝑡 𝑛ℎâ𝑛 ℎ𝑜ặ𝑐 𝑠ố 𝑝𝑟𝑜𝑡𝑜𝑛 𝑡𝑟𝑜𝑛𝑔 ℎạ𝑡 𝑛ℎâ𝑛 n 2 n trong đó :{
𝑛: 𝑐ℎỉ 𝑙ớ𝑝 𝑒𝑙𝑒𝑐𝑡𝑟𝑜𝑛 ℎ𝑎𝑦 𝑠ố 𝑙ượ𝑛𝑔 𝑡ử 𝑐ℎí𝑛ℎ
Đổi đơn vị: 1 eV = 1,602.10-19 J
3.2 Mô hình nguyên tử nhiều electron – Quy tắc Slater.
- Mô hình phức tạp có sự che chắn của các electron lớp trong đối với electron lớp ngoài,
và cả các electron trong cùng một phân lớp.
- Năng lượng liên kết hạt nhân: 2 Z* E = 13 − ,6 (eV ) n 2 * n
Trong đó: - Z* = Z – σ; là điện tích hạt nhân hiệu dụng; σ là hằng số chắn
- n* : số lượng tử chính hiệu dụng, có trị số theo bảng sau: Lớp electron 1 2 3 4 5 6 n* 1 2 3 3,7 4 4,2
Áp dụng quy tắc Slayter xác định năng lượng liên kết hạt nhân En
- Bước 1: Viết cấu hình electron của nguyên tử hoặc ion và phân thành các nhóm:
(1s)(2s 2p)(3s 3p) (3d) (4s 4p) (4d) (4f) (5s 5p)
- Bước 2: Xác định electron đang xét, loại bỏ các electron nằm ở lớp electron cao
hơn electron đang quan tâm.
- Bước 3: Áp dụng quy tắc Slater tính hằng số chắn theo 2 trường hợp sau:
Giả sử electron nằm ở lớp electron n
• Đối với electron nằm ở phân lớp s,p:
▪ Bị chắn bởi các electron trong cùng 1 nhóm là 0,35, ngoại trừ 1s thì chắn 0,35.
▪ Bị chắn bởi electron nằm ở lớp electron (n-1) là 0,85
▪ Bị chắn bởi electron nằm ở lớp electron (n-2) hoặc nhỏ hơn là 1.
• Đối với electron nằm ở phân lớp d, f:
▪ Bị chắn bởi các electron trong cùng một phân lớp là 0,35
▪ Bị chắn bởi các electron nằm ở nhóm thấp hơn là 1.
- Bước 4: Xác định n*, Z* suy ra En.
3.3 Năng lượng ion hóa I của nguyên tử:
a, Phân biệt năng lượng ion hóa thứ nhất I1, thứ 2 I2, … thứ n In.
- Xét nguyên tử bất kỳ A tồn tại ở dạng khí và ở trạng thái cơ bản:
• Năng lượng ion hóa thứ nhất ứng với quá trình: A A+ 1e− → + , I = E −  + E 0 k ,cb k ,cb 1 A A E E A + A
• Năng lượng ion hóa thứ hai ứng với quá trình: + 2 A A + 1e− → + , I = E −  + E + 0 2 k ,cb k ,cb 2 A A E + E 2+ A A
• Năng lượng ion hóa thứ n ứng với quán trình: (n 1 − )+ n A A + 1e− → + , I = E −  + E n n− + 0 ( 1) k ,cb k ,cb n A A E − + E ( n 1) n+ A A
b, Electron nào bị tách khỏi nguyên tử khi bị ion hóa:
- Đó là electron liên kết với hạt nhân yếu nhất, nghĩa là electron có giá trị n và l lớn
nhất, là các electron nằm ở lớp ngoài cùng.
Ví dụ: Cak,cb →Ca2+k,cb, I1 + I2, 2e ở 4s sẽ bị tách ra
Ti (Z = 20): 1s22s22p63s23p64s23d2. Electron ngoài cùng là 4s2, nên electron này bị tách
trước khi bị ion hóa, sau đó mới đến các electron 3d2. Quá trình ion hóa và cấu hình của các ion 2+ − 2 2 6 2 6 2 Ti → Ti
+ 2e :1s 2s 2 p 3s 3p 3d ; I + I k ,cb k ,cb 1 2 2+ 3+ − 2 2 6 2 6 1 Ti → Ti
+1e :1s 2s 2 p 3s 3p 3d ; I k ,cb k ,cb 3 3+ 4+ − 2 2 6 2 6 Ti → Ti
+1e :1s 2s 2 p 3s 3p ; I k ,cb k ,cb 4
c, Sự biến đổi của năng lượng ion hóa thứ nhất I1 trong bảng tuần hoàn
- Theo chu kỳ: nói chung tăng dần từ trái sang phải và đạt giá trị lớn nhất ở khí trơ.
Do trong 1 chu kỳ điện tích hạt nhân tăng lên trong khi các electron đều nằm trong
cùng một lớp electron n, vì vậy điện tích hạt nhân càng lớn thì hạt nhân nguyên tử
hút electron càng mạnh, năng lượng ion hóa thứ nhất I1 càng lớn.
- Theo nhóm A: Từ trên xuống dưới, I1 giảm dần, do bán kính nguyên tử tăng,
electron càng xa hạt nhân (lớp electron tăng nhanh) nên lực hút giữa hạt nhân và
electron giảm, năng lượng ion hóa thứ nhất I1 giảm trong 1 nhóm.
d, Ái lực electron của nguyên tử:
- Là khả năng kết hợp electron để chuyển thành ion âm. Ứng với quá trình sau: • A e− A− + →
, E , giá trị ái lực electron kí hiệu là E (chú ý phân biệt với năng k ,cb k ,cb
lượng liên kết hạt nhân En)
- Giá trị: có thể âm hoặc dương, càng âm hút electron càng mạnh quá trình tạo ion âm càng dễ.
- Ái lực electron mạnh nhất đối với nhóm VIIA (halogen), yếu nhất đối với nguyên
tử có phân lớp electron ngoài cùng là ns2 hoặc np6, np3 đây là những nguyên tử có
cấu hình bão hòa hoặc bán bão hòa bền nên chúng không cần nhận thêm electron để tạo ion âm.