Giáo án Bài 3. Cấu trúc lớp vỏ electron nguyên tử

Huy động hiểu biết ban đầu của HS về electron trong nguyên tử; nhận ra mô hình quỹ đạo tròn chưa đủ để giải thích màu sắc phát ra, từ đó xác định vấn đề cần học: electron được mô tả như thế nào và được xếp vào lớp vỏ ra sao.

GV chiếu ảnh đèn neon và pháo hoa đang phát sáng, đặt câu hỏi: (1) Electron trong nguyên tử chuyển động ở đâu? (2) Vì sao mỗi nguyên tố lại cho màu sắc riêng khi bị kích thích? (3) Theo em, các electron được sắp xếp trong nguyên tử theo quy luật nào? HS suy nghĩ cá nhân 1 phút, ghi câu trả lời ra giấy nháp, sau đó chia sẻ với bạn cùng bàn.

Câu trả lời dự kiến: (1) HS đa số hình dung electron chạy trên quỹ đạo tròn như hành tinh quanh Mặt Trời. (2) Khi được kích thích, electron chuyển sang mức năng lượng cao hơn rồi trở về mức thấp hơn, phát ra ánh sáng có màu đặc trưng cho nguyên tố. (3) Electron được xếp theo lớp và phân lớp, có thứ tự điền theo năng lượng. Nhiệm vụ học tập được xác định: tìm hiểu mô hình orbital, lớp, phân lớp và cách viết cấu hình electron.

Nêu được khái niệm orbital nguyên tử; mô tả được hình dạng AO s và AO p; so sánh được mô hình Rutherford – Bohr với mô hình hiện đại.

HS hoạt động theo nhóm 4 bằng kĩ thuật khăn trải bàn. Mỗi HS đọc một nội dung: (a) Mô hình Rutherford – Bohr; (b) Mô hình orbital; (c) Hình dạng AO s; (d) Hình dạng AO p. Sau đó thống nhất nội dung chung và điền vào Phiếu học tập số 1. Trong khi làm, nhóm dùng mô phỏng 3D trên NeoEdu: bật chế độ chuyển giữa mô hình Bohr và mô hình orbital để quan sát electron trượt từ vòng tròn vào AO s hoặc AO p. Các câu hỏi chính: (1) AO là gì, có phải quỹ đạo không? (2) Vì sao AO s có dạng hình cầu, AO p có dạng số 8 và có 3 hướng không gian? (3) Điểm khác nhau cơ bản giữa hai mô hình là gì?

Kết luận nhóm ghi trên khăn trải bàn và Phiếu học tập số 1:

• Orbital nguyên tử (AO) là hàm trạng thái mô tả electron; ở mức phổ thông biểu diễn bằng vùng không gian bao khoảng 90% xác suất tìm thấy electron, không phải quỹ đạo và không xác định được vị trí chắc chắn của electron.
• AO s có dạng hình cầu, đối xứng quanh hạt nhân; AO p có dạng hình số 8 nổi, gồm 3 orbital định hướng theo 3 trục x, y, z.
• Mô hình Rutherford – Bohr: electron chuyển động trên quỹ đạo tròn xác định, có bán kính cố định. Mô hình hiện đại: electron được mô tả bằng orbital, không có quỹ đạo xác định; chỉ nói đến xác suất tìm thấy electron trong không gian.
• Ghi nhớ: Mô hình hiện đại mô tả electron bằng orbital, không bằng đường đi hành tinh.

Trình bày được khái niệm lớp, phân lớp electron và số electron tối đa của mỗi lớp, phân lớp; vận dụng công thức $N_{\max} = 2n^2$; phát biểu được nguyên lí vững bền, nguyên lí Pauli và quy tắc Hund.

HS làm việc theo cặp đôi, hoàn thành Phiếu học tập số 2 (phần A: lớp và phân lớp; phần B: nguyên lí điền electron). Nhiệm vụ: (1) Điền bảng số orbital và số electron tối đa của phân lớp s, p, d, f. (2) Tính số electron tối đa của lớp K, L, M, N theo $N_{\max} = 2n^2$. (3) Quan sát mô phỏng 3D khi tách các lớp K, L, M, N để thấy giới hạn 2n². (4) Trả lời: Vì sao phân lớp 2p³ có 3 electron độc thân? Vì sao không thể đặt 3 electron vào cùng một AO? Vì sao lớp M chưa có đủ 18 electron mà đã có electron ở lớp N theo thứ tự điền?

Kết quả trên Phiếu học tập số 2:

• Phân lớp s: 1 orbital, tối đa 2 electron; phân lớp p: 3 orbital, tối đa 6 electron; phân lớp d: 5 orbital, tối đa 10 electron; phân lớp f: 7 orbital, tối đa 14 electron.
• Lớp K (n = 1): tối đa 2 electron; lớp L (n = 2): tối đa 8 electron; lớp M (n = 3): tối đa 18 electron; lớp N (n = 4): tối đa 32 electron ($2 \times 4^2 = 32$).
• Nguyên lí vững bền: electron lần lượt chiếm các orbital có năng lượng từ thấp đến cao.
• Nguyên lí Pauli: một AO chứa tối đa 2 electron và hai electron này có spin đối nhau; spin là thuộc tính lượng tử, không hình dung như quả cầu tự quay.
• Quy tắc Hund: các orbital cùng mức năng lượng trong một phân lớp được điền đơn (spin song song) trước khi ghép đôi. Phân lớp 2p³ có 3 electron độc thân.
• Lưu ý: công thức 2n² chỉ cho biết dung lượng tối đa; không có nghĩa phải điền đầy lớp này rồi mới điền lớp sau.

Viết được cấu hình electron theo lớp, phân lớp và theo ô orbital cho các nguyên tố Z ≤ 20; kiểm tra được tổng electron bằng Z; dự đoán được nguyên tố là kim loại, phi kim hay khí hiếm từ số electron lớp ngoài cùng.

HS hoạt động theo trạm (3 trạm, mỗi nhóm 4 HS luân phiên). Trạm 1: Viết cấu hình electron của H, He, Li, Ne (ví dụ: Ne Z = 10 có $1s^2 2s^2 2p^6$). Trạm 2: Viết cấu hình và biểu diễn theo ô orbital cho N (Z = 7) và S (Z = 16); xác định số electron độc thân và số electron lớp ngoài cùng. Trạm 3: Hoàn thành Phiếu học tập số 2 (phần C) cho Na, S, Cl, Ar, K, Ca, dự đoán loại nguyên tố. Sau mỗi trạm, nhóm kiểm tra bằng mô phỏng NeoEdu (tour Z từ 1 đến 20). Quy trình viết: điền theo thứ tự 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, kiểm tra tổng electron bằng Z, rồi nhóm lại theo lớp K, L, M, N.

Đáp án mẫu:

• Na (Z = 11): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$; phân bố lớp 2, 8, 1; 1 electron lớp ngoài cùng; kim loại.
• S (Z = 16): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^4$; phân bố lớp 2, 8, 6; 6 electron lớp ngoài cùng; có 2 electron độc thân ở 3p⁴; phi kim.
• Cl (Z = 17): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$; phân bố lớp 2, 8, 7; 7 electron lớp ngoài cùng; phi kim.
• Ar (Z = 18): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6$; phân bố lớp 2, 8, 8; 8 electron lớp ngoài cùng; khí hiếm.
• K (Z = 19): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$; phân bố lớp 2, 8, 8, 1; 1 electron lớp ngoài cùng; kim loại.
• Ca (Z = 20): $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^2$; phân bố lớp 2, 8, 8, 2; 2 electron lớp ngoài cùng; kim loại.
• Nhận xét: sau khi điền 3p⁶, electron tiếp theo vào 4s (không vào 3d) với các nguyên tử trung hoà Z ≤ 20; khí hiếm có 8 electron lớp ngoài cùng (He có 2); kim loại thường có 1 đến 3 electron lớp ngoài cùng, phi kim thường có 4 đến 7.

Vận dụng các khái niệm orbital, lớp, phân lớp, nguyên lí Pauli, quy tắc Hund để giải bài tập; phát hiện và sửa lỗi sai thường gặp.

HS làm bài tập cá nhân trong 6 phút, sau đó chấm chéo theo cặp đôi trong 4 phút. Đề bài:
(1) Phân lớp p có tối đa bao nhiêu electron?
(2) Lớp n = 3 chứa tối đa bao nhiêu electron trong mô hình 2n²?
(3) Cấu hình electron cơ bản của Na, Z = 11 là gì? A. 1s²2s²2p⁵3s²; B. 1s²2s²2p⁶3s¹; C. 1s²2s²2p⁶3p¹; D. 1s²2s²2p⁷.
(4) Nguyên tử oxygen Z = 8 có bao nhiêu electron lớp ngoài cùng?
(5) Phân lớp 2p³ ở trạng thái cơ bản có bao nhiêu electron độc thân?
(6) Trong 20 nguyên tố đầu, electron sau 3p⁶ điền vào đâu? A. 4s; B. 2d; C. 3d; D. 4p.
(7) Đánh giá đúng/sai: a) AO không phải quỹ đạo tròn cố định; b) Một AO có thể chứa 3 electron nếu đủ năng lượng; c) 1s²2s²2p⁶ có tổng 10 electron; d) Ca có 20 electron nên phải có cấu hình lớp 2, 10, 8.
(8) Viết cấu hình electron và phân bố lớp của Cl (Z = 17); nêu vì sao không điền quá 2 electron vào một orbital p.

Đáp án:
(1) 6 (3 orbital, mỗi orbital tối đa 2 electron: 3 × 2 = 6).
(2) 18 (2 × 3² = 18).
(3) B: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ (điền 10 electron vào lõi neon, 1 electron vào 3s).
(4) 6 ($1s^2 2s^2 2p^4$: lớp n = 2 có 2 + 4 = 6 electron).
(5) 3 (3 orbital p được điền đơn với spin song song theo Hund trước khi ghép đôi).
(6) A: 4s (mô hình thứ tự năng lượng dùng 4s trước 3d; không có phân lớp 2d).
(7) a) Đúng; b) Sai (AO tối đa 2 electron); c) Đúng; d) Sai (Ca có phân bố lớp 2, 8, 8, 2).
(8) Cl: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$; phân bố lớp 2, 8, 7; tổng 17 electron. Ba orbital 3p chứa 5 electron theo Hund: mỗi orbital nhận 1 electron trước, electron thứ tư và thứ năm ghép đôi với spin đối nhau; không AO nào chứa quá 2 electron do nguyên lí Pauli.

Vận dụng cấu hình electron để giải thích vì sao khí hiếm khó phản ứng còn kim loại kiềm rất hoạt động; liên hệ với màu sắc đèn neon và pháo hoa; hình thành thói quen giải thích hiện tượng bằng cấu trúc lớp vỏ electron.

GV nêu tình huống: (1) Vì sao khí neon (Ne) hầu như không tham gia phản ứng hoá học, trong khi kali (K) phản ứng mạnh với nước? (2) Vì sao đèn neon phát sáng màu đỏ cam khi có dòng điện đi qua? HS làm việc nhóm 4 trong 6 phút, trình bày bằng sơ đồ tư duy ngắn trên giấy A4. Nhiệm vụ về nhà: chọn một nguyên tố trong 20 nguyên tố đầu (ngoài Na, K), viết cấu hình electron, dự đoán loại nguyên tố và giải thích một hiện tượng thực tế liên quan đến nguyên tố đó.

Kết luận mẫu:

• Ne có cấu hình $1s^2 2s^2 2p^6$, lớp ngoài cùng đã đủ 8 electron (bền vững), nên khó nhận hoặc nhường electron để phản ứng.
• K có cấu hình $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 4s^1$, chỉ có 1 electron lớp ngoài cùng, dễ nhường electron nên phản ứng mạnh với nước.
• Đèn neon: electron bị kích thích chuyển lên mức năng lượng cao hơn, khi trở về mức thấp hơn phát ra ánh sáng có màu đặc trưng của neon.
• Sản phẩm về nhà: sơ đồ tư duy hoặc bài viết ngắn 1 trang, có cấu hình electron đúng, dự đoán loại nguyên tố và giải thích hiện tượng.