Chương 2 liên kết hóa học và cấu tạo phân tử Hóa đại cương

HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

CHƢƠNG 2: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ
CHUẨN ĐẦU RA
G1.1. Trình bày được một số kiến thức về nguyên tử và phân tử (chủ yếu về thuyết VB), mối liên quan
giữa cấu tạo và tính chất.
G2.4. Có khả năng chủ động tự tìm kiếm tài liệu, tự nghiên cứu và trình bày các nội dung liên quan đến
một mơn học
G3. Có khả năng giao tiếp bằng văn viết.
G4. Vận dụng được lý thuyết đã học để giải thích những vấn đề thực tế liên quan.
MỤC TIÊU CỤ THỂ
 Dự đốn được kiểu lai hóa và cấu trúc phân tử.
 Viết được cấu hình điện tử của phân tử (MO).
NỘI DUNG
1. Các đặc trƣng cơ bản của liên kết hóa học
1.1. Khái niệm về liên kết
1.2. Năng lƣợng liên kết
1.3. Độ dài liên kết
1.4. Góc hóa trị
1.5. Bậc liên kết
2. Liên kết ion
2.1. Sự tạo thành liên kết ion
2.2. Tính chất của liên kết ion
2.3. Tính cộng hóa trị của liên kết ion

Tham khảo

3. Liên kết cộng hóa trị
3.1. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis và quy tắc bát tử (tham khảo)

3.2. Thuyết liên kết hóa trị (Thuyết VB).
3.2.1. Phân tử hydro theo Heitler London
3.2.2. Kiểu xen phủ của các orbital nguyên tử
3.2.3. Sự lai hóa của các orbital ngun tử
3.2.4. Thuyết đẩy đơi điện tử tầng hóa trị (VSEPR)
3.2.5. Liên kết đa
3.2.6. Liên kết cho nhận
3.3. Thuyết orbital phân tử (thuyết MO)
3.3.1. Cơ sở thuyết MO
3.3.2. Sự tổ hợp các AO tạo thành MO
3.3.3. Cấu hình electron của phân tử
4. Các mối liên kết yếu
4.1. Liên kết Van der Waals
4.2. Liên kết Hydro

Tham khảo

Đọc sách HÓA HỌC ĐẠI CƢƠNG (Nguyễn Đức Chung)
Chƣơng 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC từ trang 86-136.
Chƣơng 4: TRẠNG THÁI TẬP HỢP VẬT CHẤT từ trang 137-170.
Đọc sách CHEMISTRY (Zumdahl) từ trang 328-423.

1


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

??? Câu hỏi lý thuyết:

1. Độ dài liên kết và góc hóa trị là gì ?
2. Hãy cho biết những nội dung cơ bản của lý thuyết liên kết hóa trị.
3. Cho biết những kiểu xen phủ orbital ngun tử nào có thể xảy ra khi hình thành liên kết
cộng hóa trị.
4. Thế nào là sự lai hóa các orbital nguyên tử ? Cho biết những kiểu lai hóa orbital nguyên tử
nào thường gặp?
5. Cho biết cơ sở của lý thuyết orbital phân tử (thuyết MO)
6. Cho biết giản đồ mức năng lượng của các orbital phân tử.

??? Câu hỏi thực tế:
1.Tại sao cùng là carbon nhƣng kim cƣơng rất cứng đƣợc sử dụng làm mũi khoan khai thác
dầu khí nhƣng than chì lại mềm dùng làm viết chì. (tham khảo sách Hóa đại cƣơng –
Nguyễn Đức Chung - trang 165)
2. Tại sao đá viên nổi trong nƣớc ? (tham khảo sách Hóa đại cƣơng – Nguyễn Đức Chung trang 167)
3. Các loại vật liệu trong kỹ thuật y sinh (tham khảo sách CHEMISTRY FOR ENGINEERING
STUDENTS - Lawrence S. Brown - trang 201-202).
4. Kỹ thuật mức độ phân tử trong vận chuyển thuốc (tham khảo sách CHEMISTRY FOR
ENGINEERING STUDENTS - Lawrence S. Brown - trang 234-235).

2


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

1. CÁC ĐẶC TRƢNG CƠ BẢN CỦA LIÊN KẾT HÓA HỌC (tham khảo)
1.1. Khái niệm về liên kết
Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững
hơn.

Khi có sự chuyển các nguyên tử riêng rẽ thành phân tử hay tinh thể tức là có liên kết hóa
học thì ngun tử có xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững của khí hiếm.
Theo quan điểm hiện đại, liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tồn tại của mọi liên kết
là lực hút giữa các hạt tích điện, suy cho cùng là các electron và hạt nhân. Electron thực hiện liên
kết hóa học trong mọi trường hợp chủ yếu là các electron của những phân lớp ngoài cùng: ns, np,
(n-1)d và (n-2)f. Các electron này gọi là electron hóa trị.
Sự khác nhau về phân bố mật độ electron trong trường hạt nhân của các nguyên tử đưa đến
sự xuất hiện các kiểu liên kết khác nhau, trong đó có 2 kiểu liên kết chủ yếu là liên kết ion và
liên kết cộng hóa trị.
1.2. Năng lƣợng liên kết
Năng lượng liên kết là năng lƣợng cần tiêu tốn để phá vỡ liên kết có trong 1 mol phân tử ở
trạng thái khí.
Năng lƣợng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền.
1.3. Độ dài liên kết
Độ dài liên kết là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tạo liên kết.
Độ dài liên kết càng lớn liên kết càng kém bền.
1.4. Góc hóa trị
Góc hóa trị là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung
tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết.
1.5. Bậc liên kết (Độ bội liên kết)
Bậc liên kết là số liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử.
Bậc liên kết càng lớn, độ dài liên kết càng nhỏ, liên kết càng bền.
Ví dụ:
CH3CH3 có bậc liên kết là 1.
CH2=CH2 có bậc liên kết là 2.
CHCH
có bậc liên kết là 3.
2. LIÊN KẾT ION (tham khảo)
Liên kết ion theo Kossel: Liên kết ion là lọai liên kết nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion
trái dấu.

2.1. Sự tạo thành liên kết ion gồm hai quá trình: Quá trình hình thành các ion ngược dấu và quá
trình tương tác tĩnh điện giữa chúng.
 Quá trình hình thành các ion ngược dấu: các nguyên tử chuyển electron hóa trị cho nhau:
 Nguyên tử kim loại mạnh nhường electron tạo thành ion dương.
 Nguyên tử phi kim mạnh nhận electron tạo thành ion âm.
 Quá trình tương tác tĩnh điện: ban đầu các ion ngược dấu hút nhau, nhưng khi đã đến rất
gần thì giữa chúng xuất hiện lực đẩy giữa các vỏ electron và lực đẩy càng tăng khi các
ion càng tiến đến gần nhau hơn, cho tới khi nào lực đẩy bằng lực hút các ion dừng lại và
ở cách nhau một khoảng nhất định – hình thành hợp chất ion.
3


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Ví dụ:

2.2. Tính chất của liên kết ion
Liên kết ion có hai tính chất đặc trưng ngược hẳn với liên kết cộng hóa trị là tính khơng
định hƣớng và tính khơng bão hịa.
Các ion có thể xem như những quả cầu mang điện tạo ra một điện trường phân bố đồng
đều theo mọi hướng trong khơng gian. Vì vậy liên kết ion có tính khơng định hƣớng.
Tương tác tĩnh điện giữa các ion ngược dấu không dẫn đến sự triệt tiêu hồn tồn điện
trường của nhau, do đó một ion sau khi đã liên kết với một ion thứ hai ngược dấu với nó vẫn cịn
có khả năng liên kết với những ion ngược dấu khác ở những phương khác. Đó là tính khơng bão
hịa.
Do hai tính chất này, hình thành những tập hợp bền gồm rất nhiều ion ngược dấu liên kết
với nhau bằng liên kết ion, được sắp xếp theo một trật tự xác định tạo nên tinh thể hợp chất ion.
Ví dụ: trong tinh thể NaCl, một ion Na+ được bao chung quanh bởi sáu ion Cl- và ngược

lại, một ion Na+ được bao chung quanh bởi sáu ion Cl-.
Như vậy, khái niệm phân tử hợp chất ion gồm hai ion đơn giản kiểu NaCl khơng cịn ý
nghĩa, mà phải xem cả tinh thể ion là một phân tử khổng lồ gồm rất nhiều ion Na+nCl-n.

Tinh thể muối ăn- NaCl

Mơ hình phân tử NaCl

2.3. Tính cộng hóa trị của liên kết ion
Liên kết ion khơng phải hoàn toàn lý tưởng, nghĩa là trong những hợp chất ion này, các
electron khơng chuyển hồn tồn từ một nguyên tử này sang nguyên tử khác. Do hiện tượng
phân cực lẫn nhau giữa các ion ngược dấu khi chúng đến gần nhau. Dưới tác dụng của điện
trường các electron và hạt nhân của mỗi ion sẽ chuyển dịch theo những hướng ngược nhau. Sự
chuyển dịch xảy ra mạnh nhất đối với electron lớp ngoài cùng, dẫn đến lớp vỏ electron ngoài
cùng bị biến dạng  ion phân cực.
Dưới tác dụng phân cực của cation, đám mây electron của anion bị chuyển dịch sang vị trí
mới về phía cation. Điều này làm cho các đám mây electron của cation và anion khơng hồn tồn
tách rời mà xen phủ với nhau một phần, như vậy liên kết tạo thành giữa hai ion này mang một
phần tính cộng hóa trị.
4


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Một liên kết ion có tính cộng hóa trị càng nhiều khi cation có điện tích càng lớn, bán kính
càng nhỏ, cịn anion có bán kính càng lớn.
Sự phân cực ảnh hưởng rõ rệt đến tính chất của các hợp chất ion. Hợp chất ion mang tính
cộng hóa trị có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi giảm, có thể tan trong các dung mơi hữu cơ.

Ví dụ:
LiI
NaCl
o
Nhiệt độ nóng chảy ( C)
446
801
o
Nhiệt độ sơi ( C)
1190
1413
o
Độ tan trong alcol (25 C, g/100g alcol)
251
Ít tan
Do :
rLi+ < rNa+
rI- > rClLiI có tính cộng hóa trị hơn NaCl, dẫn đến có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp hơn,
dễ tan trong dung môi hữu cơ.
3. LIÊN KẾT CỘNG HĨA TRỊ
3.1. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis và quy tắc bát tử (tham khảo)
Liên kết cộng hóa trị theo Lewis: là loại liên kết bằng cặp electron dùng chung (hay còn
gọi là cặp electron liên kết). Các electron hóa trị khơng tham gia tạo liên kết gọi là electron
khơng liên kết.
Ví dụ:
hoặc
Cặp electron khơng liên kết
Cặp electron
liên kết

Cách biểu diễn phân tử với đầy đủ các electron hóa trị như trên gọi là sơ đồ điện tử Lewis.
Người ta thường thay mỗi cặp electron chung bằng một vạch nối.
Quy tắc bát tử: Một nguyên tử khác với hydro có khuynh hướng tạo thành liên kết đạt
được 8 electron ở lớp ngoài cùng. Quy tắc này chỉ đúng với nguyên tố thuộc chu kỳ 2. Cần lƣu ý
các ngọai lệ.
Cách viết cấu trúc Lewis:
Bƣớc 1. Tính tổng số electron hóa trị của các ngun tử.
• Đối với ion có điện tích n- : cộng thêm n electron hóa trị
• Đối với ion có điện tích n+ : trừ đi n electron hóa trị
5


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Bƣớc 2. Phân bố các nguyên tử quanh nguyên tử trung tâm. (NTTT là nguyên tử có độ âm
điện nhỏ hơn, trừ H)
Bƣớc 3. Vẽ các liên kết đơn từ nguyên tử trung tâm đến các nguyên tử khác.
Bƣớc 4. Hoàn thành „bát tử” cho các nguyên tử ngồi
Bƣớc 5. Đặt các electron hóa trị cịn dư vào nguyên tử trung tâm
Bƣớc 6. Nếu nguyên tử trung tâm chưa đạt “bát tử”, tạo liên kết đa giữa nguyên tử trung tâm
với các ngun tử ngồi.
Ví dụ: Viết cấu trúc Lewis của hợp chất NF3
B1. Viết cấu hình electron của N 1s22s22p3, số electron hóa trị là 5.
Viết cấu hình electron của F 1s22s22p5, số electron hóa trị là 7.
Tổng số electron hóa trị là 5 + 3x7 =26.
B2. Phân bố các nguyên tử F xung quanh nguyên tử trung tâm N
(N có độ âm điện nhỏ hơn F).
B3. Vẽ các liên kết đơn từ nguyên tử trung tâm N đến các nguyên tử F.

B4. Hoàn thành „bát tử” cho các nguyên tử F.
B5. Đặt các electron hóa trị cịn dư vào ngun tử trung tâm N (26-3x2-3x6=2)
Ví dụ: Viết cấu thức Lewis của CO2:

Cách tính điện tích trên từng ngun tử:
• Điện tích = số electron hóa trị - (số electron khơng liên kết + ½ số electron liên kết)
Ví dụ: N2O

 Lưu ý chọn dạng cộng hưởng thích hợp:
Đối với những hợp chất có thể vẽ được nhiều cấu trúc Lewis thì chọn dạng cộng hưởng
thích hợp theo các tiêu chí sau:
• Có các điện tích nhỏ nhất.
• Khơng có điện tích cùng dấu trên hai ngun tử kế cận
• Điện tích âm nằm trên ngun tử có độ âm điện cao hơn.
Ví dụ: N2O

 Ngọai lệ quy tắc bát tử:

các phân tử có một số lẻ electron hóa trị

ngun tử trung tâm có ít hơn 8 electron hóa trị

nguyên tử trung tâm nhiều hơn 8 electron hóa trị
Ví dụ 1: phân tử có số lẻ electron hóa trị: những phân tử có số lẻ electron hóa trị nên khơng thể
có đủ 4 cặp electron.

6


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Ví dụ 2: ngun tử trung tâm có ít hơn 8 electron ở lớp ngoài cùng
BF3

Ví dụ 3: nguyên tử trung tâm nhiều hơn 8 electron hóa trị: đối với các nguyên tố từ chu kỳ 3 trở
đi, do có thể sử dụng electron ở phân lớp (n-1)d để tạo liên kết.
SF6, XeF4

3.2. Thuyết liên kết hóa trị (Thuyết VB)
Thuyết liên kết hóa trị dựa trên kết quả của cơ học lượng tử để giải thích sự tạo thành liên
kết do sự xen phủ các orbital nguyên tử.
3.2.1. Phân tử hydro theo Heitler London
Heitler và London đã vận dụng cơ học lượng tử để khảo sát sự tạo thành liên kết H-H từ
hai ngun tử H cơ lập.

Tóm tắt kết quả bài toán như sau:
Khi hai nguyên tử hydro Ha và Hb có electron với spin trái dấu nhau tiến đến gần nhau thì
chúng hút nhau và năng lƣợng của hệ giảm xuống. Đến khi đạt một khoảng cách nhất định, hệ
trở nên bền vững với thế năng cực tiểu. Khi đó mật độ điện tử cao giữa hai nguyên tử bị hút bởi
hai hạt nhân lại gần nhau và chúng liên kết lại với nhau hình thành liên kết cộng hóa trị trong
phân tử H2. Hai electron này trở thành chung cho cả hai hạt nhân nguyên tử H, và chúng có thể
chuyển động gần cả hai hạt nhân.
7


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Trường hợp hai nguyên tử hydro có electron với spin cùng dấu tiến lại gần nhau thì chúng
đẩy nhau, năng lượng của hệ phân tử cao hơn năng lượng của hệ gồm hai nguyên tử nên không
tạo thành liên kết.

(1s1) )1s1(

(1s1)

Vùng xen phủ

Tạo liên kết

(1s1) )1s1(

ủhp nex gnùV

(1s1)

Vùng xen phủ

Không tạo liên kết

Các tiên đề cơ bản của thuyết VB (Valence Bond):
Từ việc phân tích sự hình thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử H2 có thể rút ra những
nội dung cơ bản trong quan niệm của thuyết VB về liên kết cộng hóa trị như sau :
 Liên kết cộng hóa trị hình thành là do sự kết đơi của hai electron độc thân có spin trái
dấu, hay còn gọi là sự xen phủ của hai orbital nguyên tử.
 Sự xen phủ giữa hai orbital nguyên tử càng lớn liên kết càng bền.
 Liên kết cộng hóa trị được hình thành theo phương tại đó sự xen phủ lẫn nhau giữa các

orbital nguyên tử liên kết là lớn nhất.
Về phương diện toán học, sự che phủ giữa các orbital nguyên tử chính là sự tổ hợp tuyến
tính các hàm sóng ngun tử. Mức độ và kết quả che phủ phụ thuộc vào dấu của các hàm sóng
nguyên tử tham gia tổ hợp (đặc trưng bằng đại lượng tích phân che phủ S).
Nếu trong vùng che phủ, các hàm sóng có dấu giống nhau thì sự che phủ được gọi là che
phủ dƣơng vì nó dẫn đến sự tạo thành liên kết, ứng với S>0.
Ngược lại, nếu trong vùng che phủ các hàm sóng có dấu khác nhau thì sự che phủ được
gọi là che phủ âm, khơng hình thành liên kết, ứng với S<0.
Ngồi ra, cịn có sự che phủ khơng (S=0), trong trường hợp này sự che phủ sẽ khơng dẫn
đến hình thành lực đẩy cũng như lực hút giữa các hạt nhân nguyên tử.
S > 0  tạo thành liên kết

S < 0  không tạo thành liên kết

8


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Dấu trong orbital rất quan trọng trong việc giải thích các liên kết hóa học. Một liên kết hóa
học được hình thành khi những phần của orbital ngun tử cùng dấu xen phủ lên nhau. Dấu đặt
trong các orbital chỉ dấu của hàm sóng  trong vùng đấy: với orbital s xác xuất hiện diện
electron theo khắp mọi hướng trong khơng gian đều như nhau, có dấu +. Với orbital p hay d trên
nguyên tắc hướng nào của orbital nở rộng ra (+) là hướng tương ứng với xác suất hiện diện
electron là cực đại.
3.2.2. Các kiểu xen phủ của các orbital nguyên tử
• Điều kiện xen phủ:
– Hai orbital, mỗi orbital chứa 1 electron độc thân hoặc

– Một orbital chứa 2 electron hóa trị tự do và 1 orbital trống (liên kết cho nhận hay liên kết
phối trí)
• Kiểu xen phủ:
– xen phủ dọc theo trục nối tâm hai nguyên tử  tạo liên kết 
– xen phủ hai phía trục nối (xen phủ bên) giữa p-p, p-d hoặc d-d  tạo liên kết .
• Liên kết  có thể được hình thành từ sự xen phủ giữa các orbital thuần khiết hoặc orbital
lai hóa.
• Liên kết  chỉ được hình thành từ sự xen phủ giữa các orbital thuần khiết.
• Liên kết  có mức độ xen phủ lớn hơn liên kết  nên bền hơn liên kết .
Một số ví dụ về sự hình thành liên kết cộng hóa trị:
Ví dụ 1: Sự hình thành phân tử H2S:
2 H – 1s1
S – [Ne] 3s23p4

9


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Ví dụ 2: Sự hình thành phân tử NH3:
3 H – 1s1

N – 1s22s22p3

3.2.3. Sự lai hóa các orbital ngun tử
 Thuyết lai hóa để giải thích sự không phù hợp giữa suy luận và thực nghiệm.
 Để có sự lai hóa các orbital nguyên tử tham gia lai hóa phải có năng lượng xấp xỉ nhau
(2s với 2p; 3s với 3p và 3d) và mật độ electron đủ lớn.

 Nguyên tử trước khi tạo liên kết sẽ sử dụng những orbital s, p hay d thuần khiết để “trộn
lẫn với nhau” thành những orbital mới (orbital nguyên tử lai hóa).
 Có bao nhiêu AO tham gia lai hóa thì tạo ra bấy nhiêu orbital lai hóa.
 Các orbital lai hóa có năng lượng, hình dạng và kích thước giống nhau và phân bố đối
xứng trong không gian.
 Có các kiểu lai hóa như: sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2, sp3d2f, …
3.2.3.1. Lai hóa sp (lai hóa đƣờng thẳng):
1 orbital s + 1 orbital p  2 orbital lai hóa sp
sp
sp
Đường thẳng

3.2.3.1. Lai hóa sp2 (lai hóa tam giác)
1 orbital s + 2 orbital p  3 orbital lai hóa sp2

sp2
sp2
sp2
Tam giác phẳng

3.2.3.1. Lai hóa sp3 (lai hóa tứ diện)
1 orbital s + 3 orbital p  4 orbital lai hóa sp3

sp3
sp3
sp3

sp3

Tứ diện

10


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Ví dụ: BeCl2 (trạng thái khí) lai hóa sp

Ví dụ: BCl3 lai hóa sp2

Cl


Lai hóa

B
s

px py

Cl



B
sp2 sp2 sp2

pz



Cl

Bàn thêm: liên kết B-Cl trong BCl3 không phải là liên kết đơn, mà
có bậc bằng 1,33 do sự xen phủ bổ sung giữa orbital hóa trị tự do
của B và orbital chứa cặp electron hóa trị tự do của Cl (tham khảo
thêm sách Hóa đại cương – Nguyễn Đình Soa, trang 159).

Ví dụ: CH4 lai hóa sp3

H

H


Lai hóa

C
s

px

py

pz



C

H
sp3 sp3 sp3 sp3



H



H


C


H
H


H

11


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

 Dự đóan trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm:

Trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm có thể được dự đốn dựa vào góc hóa trị hoặc
cấu hình khơng gian của phân tử.
Ví dụ 1: phân tử AB3 có góc hóa trị BAB xấp xỉ 109o28‟  dự đốn A lai hóa sp3
Ví dụ 2: phân tử AB3 có dạng tháp tam giác  dự đốn A lai hóa sp3
Tổng qt, có thể dựa vào tổng số T để dự đốn kiểu lai hóa của nguyên tử trung tâm. Với
tổng số T = số cặp electron liên kết  và số cặp electron không liên kết ở nguyên tử trung tâm.
- Số cặp electron liên kết  = số liên kết : có bao nhiêu nguyên tử liên kết với nguyên tử trung
tâm thì có bấy nhiêu liên kết .
- Số cặp electron khơng liên kết ở nguyên tử trung tâm = (X-Y)/2, với:

X = tổng số electron hóa trị của tất cả các nguyên tử trong phân tử.

Y = số nguyên tử xung quanh x 8 (riêng H là 2) [số electron hóa trị bão hòa dành cho
các nguyên tử xung quanh liên kết với ngun tử trung tâm]
Ví dụ : Dự đốn trạng thái lai hóa của S trong phân tử SO2:
Nguyên tử trung tâm là S.
 Số cặp electron liên kết  = số liên kết  giữa nguyên tử trung tâm S và 2 nguyên tử O
xung quanh = 2.
 Số cặp electron không liên kết ở S trung tâm được xác định như sau:
X=6+(2x6)=18
Y=2x8=16
X-Y=2  số cặp electron không liên kết là 1
Vậy T = số cặp electron liên kết  và số cặp electron không liên kết ở S = 2+1= 3. Vậy S
lai hóa sp2.
Ví dụ : Dự đốn trạng thái lai hóa của S trong ion SO32-:
Nguyên tử trung tâm là S.
 Số cặp electron liên kết  = số liên kết  giữa nguyên tử trung tâm S và 3 nguyên tử O
xung quanh = 3.
 Số cặp electron không liên kết ở S trung tâm được xác định như sau:
X=6+(3x6) + 2=26 (do ion mang điện tích âm -2)

Y=3x8=24
X-Y=2  số cặp electron khơng liên kết là 1
Vậy T = số cặp electron liên kết  và số cặp electron không liên kết ở S = 3+1= 4. Vậy S
lai hóa sp3.
Mối liên hệ giữa số cặp e lk , số cặp e không lk và kiểu lai hóa của nguyên tử trung tâm
Số cặp electron Số cặp electron
Tổng số Kiểu lai hóa
Ví dụ
khơng liên kết
T
liên kết 
2
3
2
4
3
2

0
0
1
0
1
2

2
3
3
4
4

4

sp
sp2
sp3

CO2, BO2-, NO2+
BF3, SO3, CO32SO2, O3, NO2CCl4, NH4+, SO42NH3, AsF3, SO32H2O, HOF, ClO212


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Hình dạng các kiểu lai hóa thường gặp
Tổng số T

Hình dạng

Kiểu lai hóa

Góc

S? v?trí
Cách x?p
S? v?trí
Cách x?p
Đường
AB2 2
Thẳ

ng hà
ng
ABS?
2 trí thẳng
2 v?
Thẳ
ng hà
ng
Cách
x?p
AB2 2
AB3 3
AB3 3
AB3

AB4
AB4
AB4

180

Thẳ
nggiác
hà
ng
Tam
Tam
giác
Tam giác
phẳng

Tứdiệ
n
Tứdiệ
n

4
4

120
120
120
109.5
109.5

Tam giác

3

109.5

Tứ diện

90
90

Tứdiệ
n

4

Lưỡ
ng thá
p
Lưỡ
n
g
thá
tam giá
cp
tam giá
c
Lưỡ
n
g
thá
p
AB5 5
c
Một số trƣờng hợp biến dạng: tam giá
AB5
AB5

180
180

5
5

Xét hình học của AB

3 phân
tử
và H2O
6 CH4, NH
6
Bá
t3 diệ
n
AB6 6
Bá
t diệ
n
NH3

CH4

H
AB6 6
H C H
H

120
120

90

120
90
90

90
90
90

H2O
90

Bá
t diệ
n

109,5o

H N H
H

107o

O
H

H

104,5o

Nhận xét: Cả 3 trường hợp đều có nguyên tử trung tâm lai hóa sp3 nhưng góc liên kết khác
nhau.
3.2.4. Thuyết đẩy đơi điện tử tầng hóa trị (VSEPR)
Mục đích : giải thích, dự đốn hình học các phân tử và ion đơn giản.
Quy tắc:

 Các cặp electron hóa trị phải được phân bố xa nhau nhất để có được lực đẩy nhỏ nhất
giữa chúng để phân tử bền.
 Cặp electron không liên kết (cặp electron hóa trị tự do) chiếm một khỏang không gian lớn
hơn so với cặp electron liên kết.
 Lực đẩy giữa cặp electron không liên kết với cặp electron không liên kết > Lực đẩy giữa
cặp electron không liên kết với cặp electron liên kết > Lực đẩy giữa cặp electron liên kết
với cặp electron liên kết.
13


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Dự đóan hình học phân tử:
 Xác định trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm.
 Phân bố các cặp electron liên kết và không liên kết xa nhau nhất trong khơng gian theo
trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm.
 Xét hình học phân tử theo nguyên tắc:
+ Đối với các phân tử ABn không có chứa các cặp electron khơng liên kết ở ngun tử
trung tâm A thì phân tử sẽ có cấu hình không gian lý tưởng chỉ phụ thuộc vào số cặp
electron liên kếtbằng với số liên kết  = số nguyên tử xung quanh, n.
+ Đối với các phân tử ABnEm có chứa m cặp electron khơng liên kết (E) ở ngun tử trung
tâm A thì áp dụng thuyết đẩy đơi điện tử tầng hóa trị.
Lƣu ý: Hình học phân tử mô tả sự sắp xếp của các nguyên tử trong phân tử, do đó chỉ liên
quan đến các cặp electron liên kết.
Ví dụ: Dự đốn hình học và góc liên kết trong phân tử NH3.
Dự đốn trạng thái lai hóa của N trong phân tử NH3:
Nguyên tử trung tâm là N.
 Số cặp electron liên kết  = số liên kết  giữa nguyên tử trung tâm N và 3 nguyên tử H

xung quanh = 3.
 Số cặp electron không liên kết ở N trung tâm được xác định như sau:
X=5+(3x1)=8
Y=3x2=6
X-Y=2  số cặp electron không liên kết là 1
Vậy T = số cặp electron liên kết  và số cặp electron không liên kết ở N = 3+1= 4. Vậy N
lai hóa sp3.
Trong phân tử NH3 ba cặp electron liên kết và một cặp electron không liên kết bố trí dạng
tứ diện trong khơng gian. Tuy nhiên, hình học phân tử do sự phân bố các cặp electron liên kết
nên phân tử có dạng hình học là tháp tam giác.
Với các cặp electron liên kết và cặp electron không liên kết bố trí dạng tứ diện thì góc
liên kết lẽ ra phải bằng 109o28‟. Tuy nhiên, do cặp electron không liên kết chiếm vùng không
gian rộng hơn, gây ra sự đẩy các cặp electron liên kết làm góc liên kết nhỏ hơn 109o28’.

14


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

HÌNH HỌC CỦA CÁC CẶP ELECTRON VÀ HÌNH DẠNG PHÂN TỬ
Tổng số cặp Hình học các
electron cặp electron

Số cặp e lk

Số cặp e Loại
khơng lk phân tử

Hình học
phân tử

AB2

Ví dụ

Đường thẳng

Đường thẳng
AB3
Tam giác phẳng

Tam giác phẳng
AB2E

Góc

AB4

Tứ diện

Tứ diện

AB3E
Tháp tam giác

AB2E2

Góc

AB5
Lưỡng tháp
tam giác

Lưỡng tháp
3.2.5. Liên kết đa tam giác

Người ta dùng khái niệm bậc liên kết để diễn tả AB
: 4E
 Liên kết đơn – bậc 1, là liên kết 
Tứ diện lệch
 Liên kết đôi – bậc 2, gồm một liên kết  và một liên kết .
 Liên kết ba – bậc 3 gồm một liên kết  và hai
liên
kết .
AB
3E2
Chữ T

Cơng thức tính bậc liên kết:

AB2E3

Bậc liên kết =

thẳng
tổng số electron tham gia tạo liên Đường
kết
2 x số liên kết 

AB6
Bậc liên kết càng lớn thì liên kết càng ngắn và càng bền.
Theo thuyết cơ học lượng tử, bậc liên kết có thể có giá trị lẻ,Bát
thể diện
hiện loại liên kết không
Bát
diện
định chỗ.
AB5E
Tháp vuông

AB4E2

15


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Ví dụ: C2H4

Trạng thái cơ bản
====

Orbital lai hóa sp2

Bậc liên kết giữa hai nguyên tử carbon = (2x2)/2 = 2.
Liên kết  định chỗ.

Ví dụ: C2H2

Bậc liên kết giữa hai nguyên tử carbon = (2x3)/2 = 3
Liên kết  định chỗ.
Ví dụ: C6H6

Bậc liên kết giữa 2 nguyên tử carbon = 2x9/(2x6) = 1,5
Liên kết  không định chỗ - 6 electron 6 tâm.

 Mỗi nguyên tử C sử dụng 3
orbital lai hóa sp2 để xen
phủ với 1 orbital sp2 của C
kia và 2 orbital 1s của 2H
để tạo 3 liên kết . Các
orbital lai hóa sp2 cùng nằm
trong mặt phẳng.
 2 orbital py còn lại trên hai
C (thẳng góc với mặt
phẳng) xen phủ bên với
nhau tạo liên kết .
 Tạo liên kết đôi.

 Mỗi nguyên tử C sử dụng 2
orbital lai hóa sp để tạo 2 liên
kết  với 1C và 1H, dạng
đường thẳng (theo trục pz).
 Mỗi nguyên tử C còn lại 2
orbital px và py xen phủ bên
từng cặp với nhau tạo 2 liên
kết  định hướng vng góc

với nhau.
 Tạo liên kết ba.
 Cả 6C đều ở trạng thái lai hóa sp2.
Mỗi C dùng 3 orbital lai hóa sp2 để
xen phủ với các orbital lai hóa tương
tự của 2C bên cạnh và 1H hình thành
các liên kết .
 Mỗi C còn lại một orbital p, vng
góc với mặt phẳng vịng. 6 orbital p
thuần khiết này xen phủ đồng thời với
nhau tạo thành các liên kết .
 Các liên kết  này được thực hiện
bằng 6 electron trên 6 orbital p và
chúng đồng thời thuộc về cả 6 hạt
nhân nguyên tử C. Nói cách khác, liên
kết  không định chỗ này là liên kết
sáu electron sáu tâm.
16


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

3.2.6. Liên kết cho nhận
Ví dụ: Xét phân tử NH3
Thực nghiệm cho thấy NH3 rất dễ liên kết với ion H+ tạo thành ion ammonium.
:NH3 + H+  NH4+
Sự tạo thành liên kết trong ion ammonium được giải thích là nhờ cặp electron hóa trị tự do
của ngun tử N và orbital 1s còn trống của ion H+, được biểu diễn như sau:

Mối liên kết được hình thành như vậy gọi là liên kết cho – nhận. Sau khi tạo thành, bốn
mối liên kết trong ion NH4+ giống hệt nhau về độ bền, độ dài và cách định hướng.
Liên kết cho nhận được hình thành giữa đơi điện tử tự do linh động của nguyên tử này với
orbital trống của nguyên tử khác và được ký hiệu bằng mũi tên có hướng từ nguyên tử cho đến
nguyên tử nhận.
3.3. Thuyết orbital phân tử (thuyết MO)
3.3.1. Cơ sở thuyết MO
Phân tử là tổ hợp thống nhất của các hạt nhân nguyên tử và electron, trong đó mỗi electron
chuyển động trong trường các hạt nhân và những electron còn lại. Có thể hình dung phân tử là
ngun tử phức tạp có nhiều hạt nhân, các hạt nhân và electron là chung của phân tử.
Cơ sở thuyết ortbital phân tử (MO) là sự mở rộng khái niệm orbital nguyên tử (AO) (hệ
một hạt nhân nguyên tử) cho phân tử (hệ nhiều hạt nhân nguyên tử).
 Trong phân tử, mỗi electron được miêu tả bằng 1 hàm sóng .
 Trong mỗi orbital phân tử, electron được đặc trưng bằng một bộ các số lượng tử.
 Mỗi orbital phân tử ứng với một mức năng lượng xác định.
 Việc điền electron vào orbital phân tử (MO) tuân theo nguyên lý vững bền, nguyên lý
ngoại từ Pauli, quy tắc Hund.
 Từ các AO của các nguyên tử tham gia tạo thành liên kết người ta có thể suy ra MO của
phân tử mới tạo thành bằng cách tổ hợp tuyến tính các AO ban đầu. Các AO tham gia tổ
hợp tuyến tính phải thỏa mãn các điều kiện sau:
 Có năng lượng gần bằng nhau.
 Có mức độ xen phủ rõ rệt.
 Có tính đối xứng giống nhau đối với trục nối tâm hai nguyên tử.
3.3.2. Sự tổ hợp các AO tạo thành MO
Trong phần trước chúng ta đã biết trạng thái của mỗi electron được mơ tả bằng một hàm
sóng. Sự kết hợp các hàm sóng mơ tả các orbital ngun tử (AO) trong từng nguyên tử riêng lẻ
sẽ mô tả orbital phân tử (MO).
Dấu trong hàm sóng cho biết mật độ electron trong orbital, điều này trở nên quan trọng khi
kết hợp hai orbital. Khi các orbital xen phủ, chúng có thể cùng pha (+) hoặc ngược pha (-). Khi

17


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

sự xen phủ cùng pha (tổ hợp cộng), mật độ electron giữa hai hạt nhân tăng lên (đám mây
electron tập trung ở giữa hai hạt nhân)  có tác dụng liên kết  hình thành orbital liên kết.
Năng lượng của MO liên kết luôn thấp hơn (bền hơn) năng lượng của các orbital nguyên tử. Khi
sự xen phủ ngược pha (tổ hợp trừ), mật độ electron giữa hai hạt nhân giảm xuống (đám mây
electron không tập trung ở giữa hai hạt nhân)  có tác dụng phản liên kết  hình thành orbital
phản liên kết. Năng lượng của MO phản liên kết cao hơn (kém bền hơn) năng lượng của các
orbital nguyên tử.
Tóm lại, sự tổ hợp (xen phủ) hai orbital nguyên tử (AO) luôn luôn tạo thành hai orbital
phân tử (MO): một orbital liên kết có năng lượng thấp và một orbital phản liên kết (trên ký
hiệu MO có thêm dấu *) có năng lượng cao.
+
-

+2
-2

Tổ hợp trừ

Tổ hợp cộng

Tổ hợp trừ

1s

Tổ hợp cộng  *
1s

MO phản liên kết

MO liên kết
Các cách tổ hợp:
Sự xen phủ dọc theo trục nối tâm hai nguyên tử sẽ hình thành orbital phân tử 
Sự xen phủ bên, vng góc với trục nối tâm hai nguyên tử sẽ hình thành orbital phân tử 
18


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

3.3.2.1. Tổ hợp tuyến tính hai AO s
Sự tổ hợp tuyến tính hai AO 1s của hai nguyên tử hydro dọc theo trục nối tâm hai nguyên
tử hình thành hai MO : MO liên kết với ký hiệu  1s có mức năng lƣợng thấp và MO phản liên
kết với ký hiệu  1s* có mức năng lƣợng cao.

MO phản liên kết
1s*

MO liên kết
AO

MO

1s

3.3.2.2. Tổ hợp tuyến tính hai AO p
Có 2 cách tổ hợp tuyến tính 2 AO p:
Tổ hợp dọc theo trục liên kết tạo MO 
Hai AO 2px có thể tổ hợp dọc theo trục liên kết x nối liền tâm hai nguyên tử cho hai MO

 2 p (MO liên kết) và  2* p (MO phản liên kết)
x

x

MO phản liên kết, *2px

MO liên kết, 2px
AO

MO

Tổ hợp bên vng góc trục liên kết tạo MO 
Hai AO 2py có thể tổ hợp bên, vng góc với trục x nối liền tâm hai nguyên tử cho hai MO

 2 p (MO liên kết) và  2* p (MO phản liên kết)
y

y

Tương tự, hai AO 2pz có thể tổ hợp bên, vng góc với trục nối liền tâm hai nguyên tử cho
hai MO  2 pz (MO liên kết) và  2* pz (MO phản liên kết)
Từng cặp  2 p y với  2 pz ,  2* p y với  2* pz có cùng mức năng lượng, chúng chỉ khác nhau về

hướng trong không gian.

MO phản liên kết, *2py hoặc *2pz

MO liên kết, 2py hoặc 2pz
AO

MO
19


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

3.3.3. Cấu hình electron của phân tử (cơ cấu electron trong phân tử)
Việc điền electron vào MO tuân theo nguyên lý vững bền, nguyên lý ngoại từ Pauli, quy
tắc Hund.
 Các electron (tổng số electron của cả phân tử) lần lượt được xếp vào MO có mức năng
lượng thấp trước, sau đó đến các MO có năng lượng cao hơn.
 Mỗi MO chứa tối đa 2 electron.
 Đối với các MO có mức năng lượng bằng nhau, electron được xếp sao cho tổng số spin
của chúng được lớn nhất. Muốn vậy, phải xếp electron có ms = +1/2 vào trước, sau đó
mới đến electron có ms = -1/2.
Giản đồ năng lượng các MO

2p

2px

2px

2py 2pz

2py 2pz

2px

2p

2p

2py 2pz

2py 2pz

2px

2s

2s

2s

2s

2s

2s

2s

2s

1s

1s

1s

1s

2p

1s

1s
1s

1s

Từ O2 đến Ne2

Từ H2 đến N2
(chọn trục x là trục liên kết)

 Từ O2 đến Ne2, (đây là các nguyên tố cuối chu kỳ) (các phân mức năng lượng 2s và 2p
cách xa nhau) trật tự phân bố các orbital phân tử theo chiều tăng năng lượng (theo giản
đồ b) như sau:
1s  1*s   2 s   2*s  σ



  2* py   2* pz  σ*
2px
2px 2 py 2 pz
 Từ H2 đến N2 (nguyên tố đầu chu kỳ) (các phân mức năng lượng 2s và 2p ít khác nhau),
do sự xuất hiện lực đẩy giữa các orbital 2s và 2p làm cho các orbital 2py và 2pz trở nên
thuận lợi hơn về năng lượng hơn so với orbital 2px, vì vậy trật tự phân bố các orbital
phân tử (theo giản đồ a) như sau:

20