Nguyên tử: Hạt hạ nguyên tử và Cấu hình electron

Mỗi nguyên tử có ba loại hạt

• Proton — điện tích dương (+1), nằm trong hạt nhân, khối lượng ≈ 1 amu. Số proton xác định nguyên tố.
• Neutron — không mang điện, nằm trong hạt nhân, khối lượng ≈ 1 amu (nặng hơn proton một chút). Giữ hạt nhân bền vững.
• Electron — điện tích âm (−1), chiếm các vùng ngoài hạt nhân, khối lượng ≈ 1/1836 amu (coi như không đáng kể).

Các đại lượng chính:

• Số hiệu nguyên tử (Z) = số proton. Xác định nguyên tố.
• Số khối (A) = proton + neutron. Nhãn "khối lượng".
• Số neutron = A − Z.
• Điện tích của nguyên tử = proton − electron. Nguyên tử trung hòa có số proton bằng số electron; ion thì không.

Đồng vị — cùng nguyên tố, khác khối lượng

Các nguyên tử cùng một nguyên tố nhưng có số neutron KHÁC nhau (và do đó số khối khác nhau) được gọi là đồng vị. Carbon-12, carbon-13 và carbon-14 đều có 6 proton nhưng lần lượt có 6, 7 và 8 neutron. Cả ba vẫn là carbon.

Khối lượng nguyên tử ghi trên bảng tuần hoàn (ví dụ, chlor ≈ 35.45) là trung bình có trọng số của các đồng vị tự nhiên. Cách tính:

khối lượng trung bình = Σ (khối lượng đồng vị × phần trăm phân bố dạng phân số)

Ví dụ với chlor: (34.97 × 0.7577) + (36.97 × 0.2423) = 35.45 amu ✓.

Thuyết nguyên tử — lịch sử ngắn gọn

• Dalton (1808): Nguyên tử không thể chia nhỏ, các nguyên tử cùng nguyên tố là như nhau, kết hợp theo tỉ lệ cố định.
• Thomson (1897): Phát hiện electron qua tia catốt — nguyên tử có cấu trúc bên trong.
• Rutherford (1911): Thí nghiệm lá vàng — phần lớn nguyên tử là khoảng không, có một hạt nhân dương nhỏ và đậm đặc.
• Bohr (1913): Các electron chiếm các mức năng lượng lượng tử hóa, cố định; sự nhảy mức phát ra hoặc hấp thụ photon.
• Schrödinger (1926): Mô hình cơ học lượng tử — electron chiếm các vùng xác suất 3D (orbital), không phải quỹ đạo cố định.
• Chadwick (1932): Phát hiện neutron.

Cấu hình electron — hệ thống "địa chỉ"

Electron điền vào orbital theo ba quy tắc:

• Nguyên lý Aufbau — điền vào mức năng lượng THẤP NHẤT trước. Thứ tự: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d.
• Nguyên lý loại trừ Pauli — không có hai electron nào trong cùng một nguyên tử có cùng bộ bốn số lượng tử. Trên thực tế: mỗi orbital chứa tối đa 2 electron với spin ngược nhau.
• Quy tắc Hund — trong các orbital có cùng năng lượng (ba orbital p chẳng hạn), điền MỘT electron vào mỗi orbital (spin song song) trước khi ghép cặp.

Dung lượng phân lớp:

• s: 2 electron (1 orbital)
• p: 6 electron (3 orbital)
• d: 10 electron (5 orbital)
• f: 14 electron (7 orbital)

Ví dụ — lưu huỳnh (Z = 16):

1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁴

Cộng: 2 + 2 + 6 + 2 + 4 = 16 ✓. Lưu huỳnh có 6 electron hóa trị (3s² + 3p⁴), giải thích vì sao nó tạo 2 liên kết trong các hợp chất như H₂S và thường nhận 2 electron để thành S²⁻.

Ion được hình thành khi mất hoặc nhận electron

Kim loại có xu hướng MẤT electron (tạo cation: Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺). Phi kim có xu hướng NHẬN electron (tạo anion: F⁻, O²⁻, N³⁻). Động lực thường là đạt được cấu hình electron của khí hiếm — lớp hóa trị đầy.

Lưu ý: sự tạo ion KHÔNG làm thay đổi số proton hoặc số neutron — chỉ thay đổi số electron. Cation NHỎ hơn nguyên tử trung hòa; anion LỚN hơn.

Tự kiểm tra

Luyện tập với các câu hỏi kiểu CBE

• Luyện tập cấu hình electron (Aufbau, Hund, Pauli)
• Tính khối lượng đồng vị và số neutron