Khác biệt giữa bản sửa đổi của “Quy tắc Klechkovsky”
Nội dung được xóa Nội dung được thêm vào
nKhông có tóm lược sửa đổi |
n clean up, General fixes, replaced: → (5) |
||
Dòng 22:
* Quy tắc đường chéo.<ref>{{Chú thích web|url=http://www.wyzant.com/resources/lessons/science/chemistry/electron_configuration|title=Electron Configuration|publisher=[[WyzAnt]]}}</ref>
Trong đó ''n'' đại diện cho [[số lượng tử chính]] và ''ℓ'' là [[số lượng tử xung lượng]]; n là số nguyên thỏa mãn n ≥ 1 trong khi ''ℓ''
1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p → 8s →...
Ví dụ: [[titan]] (Z = 22) có cấu hình trạng thái cơ bản là 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 4s<sup>2</sup> 3d<sup>2</sup>.<ref>{{Chú thích sách|title=Inorganic Chemistry|last=Miessler|first=Gary L.|last2=Tarr|first2=Donald A.|date=1998|publisher=Prentice Hall|isbn=0-13-841891-8|edition=2nd|page=38}}</ref> Chú ý phân biệt thuật ngữː ''phân lớp ngoài cùng'' (có số lượng tử chính n lớn nhất trong cấu hình e nguyên tử) và ''phân lớp cuối cùng'' (chứa electron được điền cuối cùng có năng lượng cao nhất).
Dòng 30:
Một số tác giả viết các phân lớp luôn theo thứ tự tăng n, chẳng hạn như Ti (Z = 22) 1s<sup>2</sup> 2s<sup>2</sup> 2p<sup>6</sup> 3s<sup>2</sup> 3p<sup>6</sup> 3d<sup>2</sup> 4s<sup>2</sup>.<ref name="Jolly">{{Chú thích sách|title=Modern Inorganic Chemistry|last=Jolly|first=William L.|date=1984|publisher=McGraw-Hill|isbn=0-07-032760-2|edition=1st|pages=10-12}}</ref> Đối với một nguyên tử trung hòa nhất định, hai cách viết thứ tự cấu hình electron trên là tương đương vì sự chiếm chỗ orbital của electron chỉ có có ý nghĩa vật lý.
Các orbital có giá trị ''n + ℓ''
Một số sách giáo khoa hóa học vô cơ mô tả quy tắc Klechkovsky về cơ bản là quy tắc thực nghiệm gần đúng với một số cơ sở lý thuyết,<ref name="Jolly"/> dựa trên [[mô hình Thomas - Fermi]] của nguyên tử như một hệ cơ học lượng tử nhiều electron.<ref>{{Chú thích tạp chí|last=Wong|first=D. Pan|date=1979|title=Theoretical justification of Madelung's rule|url=https://pubs.acs.org/doi/abs/10.1021/ed056p714|journal=Journal of Chemical Education|volume=56|issue=11|page=714}}</ref>
Dòng 150:
Trong thuyết lượng tử cũ (trước [[cơ học lượng tử]]), các electron được cho là chiếm các quỹ đạo hình elip cổ điển. Các quỹ đạo có [[momen động lượng]] cao nhất là "quỹ đạo tròn" chứa electron bên trong, nhưng các quỹ đạo có momen động lượng thấp (orbital ''s'' và ''p'') có [[độ lệch tâm quỹ đạo]] cao, do đó chúng tiến gần đến hạt nhân hơn và chịu [[hiệu ứng lá chắn]] yếu hơn các electron bên ngoài vì các electron này ít chịu tác dụng của điện trường tạo ra bởi điện tích âm của các electron khác ở xa hạt nhân hơn. Ở trạng thái cơ bản của [[hydro]] chỉ có 1 electron nên không có sự khác biệt về năng lượng giữa các quỹ đạo có cùng số lượng tử chính ''n'', nhưng điều này không đúng với các electron vỏ ngoài của các nguyên tử nguyên tố khác.
=== Quy tắc sắp xếp năng lượng ''n + ℓ''
Một [[bảng tuần hoàn]] trong đó mỗi hàng tương ứng với một giá trị ''n + ℓ'' (các giá trị của ''n + ℓ'' tương ứng với các số lượng tử chính và xung lượng tương ứng) được [[Charles Janet]] đề xuất vào năm 1928. Vào năm 1930, ông đã đưa ra cơ sở lượng tử rõ ràng của bảng này, dựa trên kiến thức về trạng thái nguyên tử được xác định bằng phân tích phổ nguyên tử. Janet "điều chỉnh" một số giá trị ''n + ℓ'' thực tế của các nguyên tố, vì chúng không phù hợp với quy tắc sắp xếp năng lượng của ông và ông cho rằng sự sai khác số liệu xuất phát từ lỗi đo lường. Trong thực tế, các giá trị hiện nay là đúng và quy tắc sắp xếp năng lượng ''n + ℓ'' hóa ra là một xấp xỉ chứ không hoàn toàn chính xác.
| |||