Khóa luận tốt nghiệp Giảng dạy một số nội dung liên kết hóa học ở trường THPT

1

MỤC LỤC
Trang phụ bìa
Lời cảm ơn Trang
Mục lục: 1
Danh mục các cụm từ viết tắt: 4
PHẦN I: MỞ ðẦU
1. Lí do chọn ñề tài: 5
2. Mục tiêu nghiên cứu: 5
3. Nhiệm vụ nghiên cứu: 6
4. Các phương pháp nghiên cứu: 6
5. ðối tượng và phạm vi nghiên cứu: 6
PHẦN II: NỘI DUNG
Chương 1: TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC – CẤU TRÚC HÌNH HỌC
PHÂN TỬ
1.1. Các ñặc trưng cơ bản của liên kết hoá học: 7
1.1.1. Khái niệm liên kết: 7
1.1.2. Năng lượng liên kết: 8
1.1.3. ðộ dài liên kết: 9
1.1.4. Góc liên kết: 9
1.2. Liên kết cộng hoá trị: 10
1.3. Thuyết VB và sự giải thích các vấn ñề về liên kết: 10
1.3.1. Cơ sở lý thuyết: 11
1.3.2. Sự tạo thành phân tử H
2
từ hai nguyên tử H: 11
1.3.3. Nôi dung cơ bản của thuyết VB: 12
1.3.3.1. Nguyên lí xen phủ cực ñại: 13
1.3.3.2. Tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị: 13
1.3.3.3. Tính ñịnh hướng của liên kết cộng hoá trị: 14

PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
2

1.3.3.4. Thuyết lai hoá các orbitan nguyên tử: 15
1.4. Mô hình sự ñẩy cặp electron vỏ hoá trị (thuyết VSEPR): 19
1.4.1. Các luận ñiểm cơ sở: 19
1.4.2. Mô hình VSEPR (qui tắc kinh nghiệm Gilexpi): 20
1.4.2.1. Phân tử có dạng AX
n
: 21
1.4.2.2. Phân tử có dạng AX
n
E
m
: 22
Chương 2: GIẢNG DẠY NỘI DUNG LIÊN KẾT Ở TRƯỜNG THPT
2.1. Một số nội dung về liên kết hoá học ở chương 3 SGK hoá học 10 nâng cao: 26
2.2. Một số nội dung về liên kết hoá học trong các bài của SGK hoá học 10, 11: 28
2.2.1. Chương trình SGK hoá học 10 nâng cao: 28
2.2.2. Chương trình SGK hoá học 11 nâng cao: 28
2.3. Một số khái niệm: 28
2.3.1. Quy tắc octet (quy tắc bát tử): 28
2.3.2. Liên kết cộng hóa trị: 28
2.3.3. Công thức cấu tạo Lewis (sơ ñồ Lewis): 29
2.3.3.1. Nội dung và phạm vi áp dụng của công thức: 30
2.3.3.2. Ưu, khuyết ñiểm của công thức phân tử theo Lewis: 30
2.3.3.3. Thành lập công thức cấu tạo Lewis của các chất: 32
2.3.3.4. Các bước viết công thức cấu tạo Lewis: 33
2.4. Khảo sát hình học phân tử một số hợp chất cộng hoá trị: 37
2.5. Lai hoá AO nguyên tử: 40

2.5.1. Lai hoá sp
3
: 40
2.5.2. Lai hoá sp
2
: 42
2.5.3. Lai hoá sp: 43
2.6. Mối liên hệ giữa công thức Lewis – VSEPR – Lai hoá AO: 44


PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
3

Chương 3: MỘT SỐ KẾT QUẢ BAN ðẦU
3.1. Kết quả khảo sát: 46
3.1.1. Mục tiêu và nhiệm vụ của việc khảo sát: 46
3.1.2. Kế hoạch khảo sát: 46
3.1.3. Thống kê số liệu: 46
3.1.4. ðồ thị: 48
3.1.5. Nhận xét: 49
3.2. Một số giáo án giảng dạy nội dung “liên kết hóa học”: 50
PHẦN III: KẾT LUẬN
1. Kết luận chung: 64
2. Ý kiến ñề xuất: 64
2.1. ðối với sinh viên trường sư phạm: 64
2.2. ðối với giáo viên trường THPT: 64
TÀI LIỆU THAM KHẢO: 65

PHỤ LỤC
Phụ lục 1: Mẫu phiếu phỏng vấn giáo viên về thực trạng dạy và học nội dung “liên kết

hoá học “ ở trường THPT.
Phụ lục 2: ðề kiểm tra 10 phút dạng bài tập trắc nghiệm khách quan về “liên kết hoá
học” cho học sinh lớp 10 nâng cao.
Phụ lục 3: Mẫu phiếu học tập bài 17 “Liên kết cộng hóa trị”
Phụ lục 4: Hệ thống một số bài tập trắc nghiệm hoàn thiện kiến thức “liên kết hoá học
– cấu tạo phân tử”



PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
4

DANH MỤC CÁC CỤM TỪ VIẾT TẮT

1. CHLT: Cơ học lượng tử
2. GV: Giáo viên
3. HS: Học sinh
4. THPT: Trung học phổ thông
5. SGK: Sách giáo khoa

PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
5

PHẦN I: MỞ ðẦU
1. Lí do chọn ñề tài
Ngày nay cùng với sự phát triển không ngừng của các ngành khoa học, hoá học
nói riêng ñã bước sang một trang mới, có rất nhiều các thành tựu toán học, vật lý, triết
học… ñã ñược vận dụng vào trong hoá học giúp hiểu sâu sắc hơn về bản chất của hoá
học cũng như ñưa ra các ñịnh luật mới về hoá học. Do ñó việc nhận thức một cách
ñúng ñắn và ñầy ñủ các thành tựu khoa học hoá học là một ñiều rất quan trọng.
ðối tượng của hoá học là chất, liên kết giữa các nguyên tử, phân tử, do ñó vấn
ñề về bản chất liên kết của các chất, cấu tạo phân tử… ñã ñược nghiên cứu từ rất lâu.
Tuy nhiên, kết quả ñạt ñược vẫn còn rất hạn chế. Bước ngoặc lớn nhất làm thay ñổi
diện mạo của khoa học nói chung và hoá học nói riêng là khi vận dụng CHLT vào hoá
học, dưới ánh sáng của khoa học hiện ñại ñã xuất hiện nên những lí thuyết mới giải
thích một cách tương ñối thỏa ñáng các vấn ñề hoá học.
Từ những luận ñiểm trên ta thấy rằng việc giảng dạy nội dung liên kết hóa học
là vô cùng quan trọng. Tuy nhiên, thực trạng hiện nay GV phổ thông cũng như sinh
viên sư phạm nói riêng vẫn còn mơ hồ về các lí thuyết liên kết, về ý nghĩa thực tiễn và
vai trò của nó trong việc giảng dạy, do ñó một bộ phận không nhỏ GV ñứng lớp dạy
các bài liên quan ñến vấn ñề liên kết hoá học vẫn giải thích cho HS một cách chung
chung, không hiểu rõ nguồn gốc, bản chất của vấn ñề từ ñó làm cho HS cảm thấy bài
học rời rạc không liên tục thống nhất, không biết học phần này ứng dụng ñể làm gì…
Xuất phát từ những lí do trên, tôi ñã quyết ñịnh chọn ñề tài “Giảng dạy một số
nội dung liên kết hóa học ở trường THPT” làm ñề tài khóa luận tốt nghiệp.

2. Mục tiêu nghiên cứu
Hệ thống một số cơ sở lí thuyết về liên kết hoá học, cấu tạo phân tử của các hợp
chất trong chương trình hoá học 10, 11 ( SGK nâng cao).
Rèn luyện cho học sinh kĩ năng giải thích ñúng bản chất liên kết hoá học, hình
học phân tử một số chất.
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
6

Cung cấp tư liệu cho giáo viên dùng ñể tham khảo, hỗ trợ việc giảng dạy các
bài, các mục có liên quan ñến việc giải thích sự hình thành liên kết và dạng hình học
phân tử của một số chất.
Khảo sát thực tế HS về khả năng vận dụng kiến thức giải thích liên kết hoá học,
hình học phân tử. Tham khảo ý kiến của GV về việc giảng dạy nội dung này ở trường
THPT hi
ện nay.
3. Nhiệm vụ nghiên cứu
- Nghiên cứu, hệ thống cơ sở các lí thuyết về liên kết hóa học
- Nghiên cứu chương trình SGK hoá học 10,11, tài liệu giáo khoa chuyên hoá học.
- Khảo sát thực tế GV và HS ở trường THPT TP Cao Lãnh về thực trạng dạy và
học nội dung “liên kết hoá học của các hợp chất cộng hoá trị”.
- Vận dụng hệ thống các lí thuyết liên kết vào việc giảng dạy các bài, mục trong
chương trình hoá học ở trường THPT.
- Tiến hành khảo sát sư phạm, ñánh giá một số kết quả ban ñầu.
4. Các phương pháp nghiên cứu
Phương pháp nghiên cứu các tài liệu lí luận như: Nghiên cứu SGK hoá học 10,
11 và các tài liệu tham khảo.
Phương pháp nghiên cứu thực tiễn: Tham khảo ý kiến GV và khảo sát HS các
lớp khối 10.
Một số phương pháp khác: Test, thống kê toán học, nhận xét ñánh giá.
5. ðối tượng và phạm vi nghiên cứu

Hệ thống cơ sở lí thuyết và một số dạng bài tập về nội dung liên kết hoá học và
hình học phân tử các hợp chất cộng hoá trị.
Trọng tâm của ñề tài là giải thích sự hình thành liên kết và dạng hình học phân
tử của các hợp chất cộng hoá trị.
Tiến hành tham khảo ý kiến giáo viên và khảo sát học sinh ở trường THPT TP
Cao Lãnh, chưa thực hiện ñược trên diện rộng hơn.
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
7

PHẦN II: NỘI DUNG
Chương 1: TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC – CẤU TRÚC HÌNH HỌC
PHÂN TỬ
1.1. Các ñặc trưng cơ bản của liên kết hoá học
1.1.1. Khái niệm liên kết
Khái niệm liên kết hoá học ñã ñược hình thành từ lí thuyết cấu tạo kinh ñiển.
ðối với phân tử, khái niệm này luôn luôn gắn liền với sự tương tác chỉ giữa 2 nguyên
tử xác ñịnh trong phân tử.
Theo lí thuyết hiện ñại thì sự hình thành phân tử xuất hiện do tác dụng tương hỗ
của tất cả các hạt nhân và các electron của các nguyên tử tham gia tạo thành phân tử,
tác dụng tương hỗ này dẫn ñến sự hình thành một cấu trúc mới vững bền với một năng
lượng cực tiểu. Vì phân tử là một hệ thống nhất nên về nguyên tắc người ta không thể
cô lập hoàn toàn một tương tác nào ñó trong phân tử ra khỏi các tương tác khác.
Tuy nhiên, vì phân tử là một hệ phức tạp nên trong việc mô tả ñịnh tính về phân
tử, ñối với những trường hợp ñược phép (chủ yếu là các liên kết xích ma (
σ
) và các
liên kết (
π
) cô lập) người ta cũng nói ñến mô hình liên kết ñịnh cư hai tâm ứng với
quan niệm kinh ñiển về liên kết (ñối với những trường hợp ñặc biệt ñã nói ở trên, lí

thuyết kinh ñiển gặp khó khăn không giải quyết nổi thì người ta sử dụng mô hình liên
kết không ñịnh cư nhiều tâm gần với nguyên tắc của CHLT)
ðối với một số tính chất của phân tử người ta có thể coi tính chất của phân tử
bằng tổng tính chất của các nguyên tử (hay) của các liên kết có trong phân tử. Người ta
gọi ñó là nguyên lí cộng tính. Nguyên lí cộng tính như vậy ñã chấp nhận tính ñộc lập
của các liên kết riêng rẽ trong phân tử. Nguyên lí cộng tính do ñó chỉ có tính gần ñúng
và tính hạn chế của nguyên lí này thể hiện rất rõ khi ñược áp dụng ñể xác ñịnh các tính
chất của hệ có liên kết không ñịnh cư (cụ thể hoá trong bài toán tính năng lượng liên
kết của phân tử benzene, ñề cặp trong mục tiếp theo).
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
8

1.1.2. Năng lượng liên kết (E) Liên kết ñược ñặc trưng bởi ñộ bền hay năng lượng
liên kết.
Quá trình hình thành phân tử từ các nguyên tử luôn luôn gắn liền với sự giải
phóng năng lượng (thường tính với dấu trừ). Năng lượng này ñược gọi là năng lượng
hình thành phân tử.
Ngược lại, sự phá vỡ phân tử thành những nguyên tử riêng rẽ luôn luôn gắn liền
với sự thu nhận năng lượng (thường tính với dấu +). Năng lượng này ñược gọi là năng
lượng nguyên tử hoá phân tử
Ví dụ:
C + 4H CH
4


Về trị số tuyệt ñối, năng lượng nguyên tử hoá bằng năng lượng hình thành phân
tử.
Năng lượng cần thiết ñể phá vỡ liên kết A – B ñược gọi là năng lượng phân li
liên kết A – B. Về trị số tuyệt ñối, năng lượng này chính là năng lượng hình thành liên
kết A – B. Từ sự tổng hợp các dữ liệu thực nghiệm người ta xác ñịnh một giá trị trung

bình về năng lượng phân li liên kết cho mỗi loại liên kết A – B xác ñịnh và thường gọi
là năng lượng liên kết A - B (ñối với các phân tử nhiều nguyên tử)
Bảng 1.1. Năng lượng liên kết (kJ/mol)
Liên kết A – B Năng lượng liên kết Liên kết A – B Năng lượng liên kết
C – H 418,4 C – F 439,3
C – C 343,4 C – Cl 328,5
C = C 597,7 C – Br 276,1
CC
≡
811,7 N – H 389,1
C – O 351,1 N – N 159,0
C = O 761,5
NN
≡
418,4
Hình thành phân tử
Nguyên tử hoá phân tử
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
9

Từ bảng trên ta thấy năng lượng liên kết giữa hai nguyên tử xác ñịnh tăng cùng
bậc liên kết (ñơn, ñôi, ba)
Thí dụ: Khi ta tính năng lượng nguyên tử hoá của benzen dựa vào công thức kinh ñiển:
molkJEEEE
HCCCCCA
/7,53334,418.67,597.34,343.3633 =++=++=
−=−

Ta thấy giá trị ở trên sai lệch nhiều so với giá trị thực tế (E
A

= 5497 kJ/mol)
molkJEEE
AA
/3,1637,53335497
'
=−=−=∆
ðiều ñó chứng tỏ công thức kinh ñiển không phản ánh ñúng cấu tạo thực của
benzen và việc áp dụng nguyên lí cộng tính dựa trên mô hình về liên kết ñịnh cư kinh
ñiển cho một kết quả sai lệch quá lớn.
1.1.3. ðộ dài liên kết: Khoảng cách giữa hai tâm (hai hạt nhân) của hai nguyên tử
tham gia liên kết trực tiếp với nhau (theo công thức cấu tạo kinh ñiển) ñược gọi là ñộ
dài liên kết (d).
Thí dụ: Trong phân tử H
2
O thì d
O-H
= 0,94A
0
. Giữa hai nguyên tử xác ñịnh, ñộ dài liên
kết giảm khi bậc liên kết cũng như năng lượng liên kết tăng.
Liên kết C – C C = C CC
≡

E (kJ/mol) 343,4 597,7 811,7
d (A
0
) 1,54 1,34 1,2

1.1.4. Góc liên kết: Góc liên kết hay góc hoá trị là góc tạo bởi hai nửa ñường thẳng
xuất phát từ hạt nhân của một nguyên tử và ñi qua hai hạt nhân của hai nguyên tử khác

liên kết trực tiếp với nguyên tử trên. Có 2 loại góc liên kết:
- Góc phẳng hay góc giữa 3 nguyên tử (2 trục của liên kết cắt nhau tại một hạt nhân
nguyên tử) ñây là trường hợp thường gặp nhất.
- Góc nhị diện hay góc xoắn giữa 4 nguyên tử (ta không ñề cặp trong ñề tài này)
Thí dụ: Trong phân tử H
2
O, Oxi tạo hai liên kết với hai nguyên tử H, góc liên kết (góc
hoá trị) HOH = 104
’
5
0


PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
10

1.2. Liên kết cộng hoá trị:
- ðiều kiện tạo thành:
+ Liên kết cộng hoá trị phân cực: Nếu
χ
∆
< 2 thì cặp electron liên kết lệch về phía
nguyên tử của nguyên tố có
χ
lớn hơn, như: HCl, SO
2
…
+ Liên kết cộng hoá trị không phân cực: Khi
χ
∆

= 0 thì cặp electron liên kết không bị
lệch về phía nguyên tử của nguyên tố nào, như: H
2
, Cl
2

Lưu ý một ñiều là do các electron luôn ở trạng thái dao ñộng, nên ñôi khi ñôi
electron dùng chung này cũng bị lệch sang một nguyên tử. chẳng hạn, trong phân tử
H
2
, sự lệch ñôi electron này chiếm khoảng 30%, tức là liên kết phân cực cũng ñã xuất
hiện.
- ðặc ñiểm liên kết:
+ Lực liên kết cộng hóa trị có tính ñịnh hướng (ñiểm khác biệt so với lực liên
kết ion). Vì hai nguyên tử tham gia liên kết ñều có tác dụng lực hút lên ñôi electron
dùng chung nên lực này có phương trùng với phương của ñường nối tâm hai hạt nhân
nguyên tử.
+ Chính vì lí do trên mà các phân tử ñược tạo thành nhờ liên kết cộng hóa trị có
thể tồn tại ñộc lập (riêng lẽ) ñược. Thực nghiệm có thể xác ñịnh ñược vị trí ñôi electron
dùng chung giữa hai nguyên tử.
1.3. Thuyết VB và sự giải thích các vấn ñề về liên kết:
Như chúng ta ñã biết có nhiều kiểu liên kết hoá học khác nhau: Cộng hoá trị,
ion, kim loại,…Nhưng quan trọng nhất là kiểu liên kết cộng hoá trị. Vì vậy chúng ta
tiếp tục xét kiểu liên kết này theo quan ñiểm CHLT ñể hiểu cơ chế tạo thành và các ñặc
ñiểm của nó.
Vì việc giải chính xác phương trình sóng Schrodinger ñối với các hệ phân tử
không thực hiện ñược nên ñể khảo sát liên kết cộng hoá trị người ta ñã ñưa ra nhiều
phương pháp giải gần ñúng, trong ñó có 2 phương pháp ñược phổ biến rộng rãi là:
Phương pháp liên kết hoá trị của Heitler, London và phương pháp orbitan phân tử của
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::

11

Muliken, Hund. Trong phần này chúng ta chỉ tiến hành xem xét liên kết cộng hoá trị
theo phương pháp của Heitler, London.
1.3.1. Cơ sở lý thuyết
Một cách gần ñúng coi cấu tạo electron của nguyên tử vẫn ñược bảo toàn khi
hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển ñộng của các
e trong AO, tuy nhiên khi 2 OA hóa trị của nguyên tử xen phủ nhau tạo liên kết hóa
học thì vùng xen phủ là vùng chung của hai nguyên tử.
Mỗi liên kết hoá học giữa hai nguyên tử ñược bảo ñảm bởi 2 e spin ñối song mà
trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết mỗi nguyên tử ñó có một e ñộc
thân trong một AO hóa trị của nguyên tử, mỗi liên kết hóa học ñược tạo thành ñó là
một liên kết hai tâm ( 2 nguyên tử). Tuy nhiên cũng có một số trường hợp liên kết cộng
hóa trị ñược ñảm bảo bởi cặp electron của một nguyên tử (liên kết cho nhận) thí dụ như
trường hợp ion NH
4
+
… và nhiều phân tử , ion khác nữa.
Liên kết ñó không thể hình thành từ một e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão
hòa của liên kết cộng hóa trị). Theo thuyết VB không thể có hệ H
2+
(1e) hoặc ( 3e). Sự
xen phủ giữa 2 AO có 2e của hai nguyên tử càng mạnh thì liên kết tạo ra càng bền
(nguyên lý xen phủ cực ñại)
Liên kết hóa học ñược phân bố theo phương có khả năng lớn về xen phủ các AO
( thuyết hóa trị ñính hướng )
1.3.2. Sự tạo thành phân tử H
2
từ hai nguyên tử H:
Năm 1927 hai nhà bác học Heitler và London ñã áp dụng CHLT ñể giải bài toán

tính năng lượng liên kết trong phân tử H
2
, kết quả cho thấy:
- Liên kết giữa hai nguyên tử H ñược hình thành khi 2 electron của 2 nguyên tử H có
spin ngược dấu (cặp electron ghép ñôi có spin ñối song)
- Khi hình thành liên kết, mật ñộ mây electron ở khu vực không gian giữa hai hạt nhân
tăng lên. Do ñó ñiện tích âm của mây electron sẽ có tác dụng hút hai hạt nhân và liên
kết chúng lại với nhau.
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
12


2 obitan 1s
- Nếu hai electron có spin cùng dấu thì mật ñộ mây electron ở khu vực giữa hai hạt
nhân giảm xuống, mật ñộ electron ở khu vực ngoài hai hạt nhân tăng lên và các mây
này có tác dụng ñẩy nhau làm hai hạt nhân tách xa nhau.
Như vậy, phân tử H
2
ñược hình thành là do sự ghép ñôi của 2 electron có spin
ngược chiều nhau. Sau ñó người ta ñã khái quát hoá các kết quả trên và mở rộng thành
phương pháp cặp electron liên kết áp dụng cho mọi phân tử.
1.3.3. Nôi dung cơ bản của thuyết VB:
- Mỗi liên kết cộng hoá trị ñược hình thành là do sự ghép ñôi của 2 electron ñộc
thân có spin ngược dấu của 2 nguyên tử tham gia liên kết. Khi ñó xảy ra sự xen phủ
giữa 2 mây electron liên kết (xen phủ lẫn nhau giữa các orbitan nguyên tử hoá trị)
- Về phương diện toán học sự xen phủ giữa các orbitan nguyên tử chính là sự tổ
hợp tuyến tính của các hàm sóng nguyên tử. Mức ñộ và kết quả che phủ phụ thuộc vào
dấu của các hàm sóng nguyên tử tham gia tổ hợp và ñược ñặc trưng bằng tích phân che
phủ.
+ Nếu trong vùng che phủ các hàm sóng có dấu giống nhau thì sự che phủ ñược

gọi là che phủ dương vì nó dẫn ñến sự tạo thành liên kết.

+ Ngoài ra nếu hai hàm sóng có dấu ñối nhau khi che phủ sẽ bị triệt tiêu và liên
kết sẽ không hình thành.

Sự hình thành phân tử H
2
từ 2 nguyên tử H

Hay
Xen phủ dương
Hay
Liên kết triệt tiêu
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
13

- Khi hai mây electron xen phủ nhau càng mạnh thì liên kết càng bền (ñộ xen phủ càng
mạnh khi các mây electron tham gia xen phủ có năng lượng càng xấp xỉ nhau).
1.3.3.1. Nguyên lí xen phủ cực ñại:
Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức ñộ xem phủ của các orbitan càng
lớn. Vì vậy sự xen phủ các orbitan tuân theo một nguyên lí ñược gọi là nguyên lí xen
phủ cực ñại. Theo nguyên lí xen phủ cực ñại thì: Liên kết sẽ ñược phân bố theo phương
hướng nào mà mức ñộ xen phủ các orbitan có giá trị lớn nhất.
Như vậy, theo nguyên lí xen phủ cực ñại thì:
- ðối với liên kết H – Cl, tâm của nguyên tử H phải nằm trên trục của orbitan p
- ðối với liên kết Cl – Cl, trục của hai orbitan p
z
phải trùng nhau.
 Sự hình thành các liên kết theo nguyên lí xen phủ cực ñại ñược mô tả như sau:
p

z
AO s
AO p
AO p
AO p
z
x

1.3.3.2. Tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị:
Liên kết cộng hoá trị trên cơ sở cặp electron ghép ñôi có thể ñược hình thành
theo 2 cơ chế: Góp chung và cho – nhận
- Theo cơ chế góp chung:
Liên kết cộng hoá trị ñược hình thành do sự góp chung 2 electron hoá trị ñộc
thân có spin ngược nhau của 2 nguyên tử tương tác, trong ñó mỗi nguyên tử ñưa ra một
e. Từ ñây chúng ta thấy khả năng tạo liên kết cộng hoá trị của mỗi nguyên tố ñược
quyết ñịnh bởi số orbitan nguyên tử hoá trị 1 (hay ñơn giản là bởi số electron ñộc thân).
Tuy nhiên số orbitan hoá trị 1 electron của các nguyên tử trong nhiều trường hợp có thể
tăng lên do sự kích thích nguyên tử, như trường hợp của Be, C…

PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
14

- Theo cơ chế cho – nhận:
Sự hình thành cặp electron ghép ñôi của liên kết cộng hoá trị chỉ do một trong
hai nguyên tử tương tác ñưa ra, còn nguyên tử kia nhận lấy. Cặp electron này là cặp
electron hoá trị ghép ñôi sẵn có của nguyên tử ñưa ra và ñược gọi là cặp electron hoá
trị tự do.
→ Từ những ñiều trên ta rút ra: Trong trường hợp tổng quát khả năng tạo thành số liên
kết cộng hoá trị cực ñại của một nguyên tố ñược xác ñịnh bởi số orbitan nguyên tử hoá
trị của nguyên tố. Chính khả năng tạo thành số liên kết cộng hoá trị hạn chế như vậy

của các nguyên tố ñược gọi là tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị. Chính tính chất
này làm cho các phân tử có thành phần và có cấu trúc nhất ñịnh.
1.3.3.3. Tính ñịnh hướng của liên kết cộng hoá trị:
- Ở trên ta vừa xét sự xen phủ các orbitan liên kết trong phân tử hai nguyên tử
(như H
2
). Như chúng ta ñều biết, ñối với các phân tử nhiều nguyên tử các góc liên kết
trong phân tử có những giá trị xác ñịnh và chúng phụ thuộc vào nhiều yếu tố. ðặc tính
này gọi là “tính ñịnh hướng hóa trị”. Tính ñịnh hướng hóa trị ñược giải thích trên cơ sở
nguyên lý xen phủ cực ñại.
- Muốn có liên kết cộng hóa trị tạo thành bền vững thì mức ñộ che phủ của các
orbitan nguyên tử tương tác phải cực ñại. Sự che phủ cực ñại này chỉ xảy ra theo những
hướng nhất ñịnh ñối với các nguyên tử tương tác (ñây chính là lí do vì sao ở trên ta nói
“tính ñịnh hướng hóa trị” ñược giải thích trên cơ sở nguyên lý xen phủ cực ñại). Từ ñó
các liên kết cộng hóa trị sẽ ñược tạo thành theo những hướng nhất ñịnh trong không
gian, vì vậy phân tử phải có cấu hình không gian xác ñịnh, ñó chính là tính ñịnh hướng.
ðể hiểu rõ hơn vấn ñề này, ta xét trường hợp phân tử H
2
S:




PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
15

Cấu hình electron lớp vỏ hóa trị của nguyên tử S có dạng
S
2H
+

S
H
H
3s 3p
Các obitan S
Các obitan H


Hình dạng xen phủ các obitan ñược mô tả như sau:

HH
S

- Tuy nhiên trong thực tế, nếu chỉ dựa vào việc phân tích sự xen phủ giữa các
orbitan nguyên tử tương tác như vậy ñể xác ñịnh cấu hình không gian của phân tử (góc
hóa trị, tính ñối xứng…) nhiều khi sẽ ñi ñến kết luận không ñúng. Chẳng hạn như ñối
với các phân tử H
2
O, NH
3
… theo cách lý luận trên thì góc hóa trị HOH và HNH phải
bằng 90
0
. Trong thực thế, các tính toán dựa trên CHLT cho kết quả khác xa với lí
thuyết. (HOH = 104,5
0
, HNH = 107,3
0
)
1.3.3.4. Thuyết lai hoá các orbitan nguyên tử:

* ðiều kiện ra ñời của thuyết lai hoá:
Ở mục trên chúng ta ñã thấy sự mâu thuẫn giữa lí thuyết và thực nghiệm của
phương pháp liên kết cộng hoá trị (VB) (phương pháp cặp electron liên kết). Thuyết lai
hoá ra ñời nhằm giải quyết ñược hai khó khăn: Cho phép giải thích ñược hình học phân
tử và ñộ bền của liên kết.
Thuyết lai hoá nằm trong khuôn khổ của phương pháp liên kết hoá trị (VB).
Theo thuyết này các nguyên tử khi tương tác với nhau có thể không dùng những
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
16

orbitan hoá trị thuần tuý s, p, d…mà dùng những orbitan nguyên tử “trộn lẫn” mới
ñược tạo thành trong nội bộ nguyên tử của mình ñể che phủ với các orbitan của các
nguyên tử khác.
* Nội dung của thuyết lai hoá:
Lai hoá AO là sự tổ hợp tuyến tính các AO hoá trị của một nguyên tử ñể tạo
thành một số tương ñương các AO mới có cùng mức năng lượng (các AO suy biến)
ñịnh hướng xác ñịnh trong không gian.
Các AO lai hoá mô tả một trạng thái ñặc biệt của nguyên tử khi hình thành liên
kết ñó là: Các liên kết tạo bởi các AO lai hoá sẽ bền vững hơn là tạo bởi các AO không
tham gia lai hoá. Các AO tham gia tổ hợp có thể có 1e, 2e, hoặc là một ô lượng tử
trống.
Chú ý khi sử dụng thuyết lai hoá: Lí thuyết lai hoá chỉ là một khái niệm giả ñịnh
ñược dùng ñể giải thích các kết quả thực nghiệm có thực, do ñó thuyết lai hoá hoàn
toàn không có khả năng tiên ñoán hình học phân tử của một chất bất kì.
* Các kiểu lai hoá thường gặp:
1. Lai hoá sp: Lai hoá thẳng
Lai hoá sp là lai hoá ñược thực hiện do sự tổ hợp tuyến tính giữa 1 orbitan s với
1 orbitan p (của cùng một nguyên tử) cho 2 orbitan lai hoá sp phân bố ñối xứng với hai
trục nằm trên cùng một ñường thẳng.
z

y
x
orbitan s orbitan p
z
y
x
z
y
x
2 orbitan lai hoa sp
z
y
x


Thí dụ: Dạng lai hoá này thường gặp trong nguyên tử Be của phân tử BeF
2
, BeH
2
,
BeCl
2
…nên các phân tử này có dạng thẳng.

PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
17

2. Lai hoá sp
2
: Lai hoá tam giác

Lai hoá sp
2
là sự tổ hợp tuyến tính giữa 1 orbitan s và 2 orbitan p tạo thành 3
orbitan lai hoá, còn ñược gọi là lai hoá tam giác vì 3 orbitan lai hoá này nằm trên một
mặt phẳng, trục của chúng tạo với nhau một góc bằng 120
0
và hướng về ba ñỉnh của
một tam giác ñều, góc tạo thành giữa các AO lai hoá là 120
0
.
orbitan s
orbitan p
z
y
x
z
y
x
orbitan p
z
y
x
3 orbitan lai hoa

Thí dụ: Dạng lai hoá này thường gặp trong nguyên tử B của phân tử BF
3
, BCl
3
…
3. Lai hoá sp

3
: Lai hoá tứ diện
Lai hoá sp
3
là sự tổ hợp tuyến tính giữa 1 orbitan s và 3 orbitan p tạo thành 4
orbitan lai hoá, 4 orbitan lai hoá này hướng về 4 ñỉnh của một hình tứ diện ñều, góc tạo
thành giữa các AO lai hoá là 109
0
29
’

orbitan s
orbitan p
z
y
x
z
y
x
orbitan p
z
y
x
4 orbitan lai hoa
orbitan p
z
y
x

Thí dụ: Dạng lai hoá này gặp trong nguyên tử O của H

2
O, N trong NH
3
và ion NH
4
+
…


PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
18

4. Các kiểu lai hóa khác:
Ta chỉ tiến hành xem xét khái niệm lai hóa với các nguyên tử của các nguyên tố
chu kì 2, tuy nhiên ñối với các nguyên tử chu kì khác (lớn hơn 2), ñặc biệt là các
nguyên tử chuyển tiếp, xuất hiện các orbitan hóa trị d nên các orbitan này cũng có khả
năng tham gia lai hóa. Do ñó, ta sẽ có một số dạng lai hóa phức tạp hơn: sp
2
d, sp
3
d
2
,
sp
3
d
* ðặc ñiểm của AO lai hoá và ñiều kiện lai hoá bền:
- ðặc ñiểm của các AO lai hoá:
+ Số lượng các AO lai hóa thu ñược phải ñúng bằng số AO ñã tham gia lai hóa
lúc ñầu

+ Các AO lai hóa sẽ giống nhau về hình dạng, và có cùng mức năng lượng (sự
suy biến năng lượng)
+ Mỗi một AO lai hóa gồm 2 phần: phần mở rộng và phần thu hẹp. hai phần
này cách nhau mặt nút tại hạt nhân nguyên tử (phần mở rộng có dấu +, phần thu hẹp có
dấu -)
+ Mỗi AO lai hóa ñược phân bố trên một trục xác ñịnh ñi qua hạt nhân nguyên
tử (có thể trùng hoặc không trùng với trục tọa ñộ ðecac). Do ñó người ta nói AO lai
hóa có ñối xứng trục.
- ðiều kiện các AO tham gia lai hóa:
+ Các orbitan tham gia lai hóa phải có năng lượng thấp và xấp xỉ nhau. Do ñó
không thể nào xẩy ra hiện tượng lai hóa AO của 2 lớp khác nhau, bởi vì năng lượng
của chúng quá xa nhau hay các AO ở lớp thứ 2 (2s, 2p) lai hoá có hiệu quả hơn còn các
AO ở lớp thứ 3 (3s, 3p) hiệu quả lai hoá kém hơn, lớp thứ 4 (4s, 4p) lai hoá không
ñáng kể.
+ Khi nói ñến phần này, ta phải làm quen với khái niệm “trạng thái kích thích”
ñây cũng là một trạng thái giả ñịnh, khi xét các quá trình lai hóa ta sẽ gặp phải. Trạng
thái kích thích là trạng thái mà electron ở các phân lớp gần nhau, có mức năng lượng
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
19

xấp xỉ nhau có thể chuyển lên các phân lớp trên (chú ý các AO này cũng phải thuộc
cùng một lớp). Và năng lượng tiêu tốn cho quá trình kích thích ñó sẽ ñược bù ñắp gần
như hoàn toàn khi liên kết ñược hình thành.
+ Các orbitan lai hóa phải phù hợp với nhau về vị trí không gian hay nói ñúng
hơn là phù hợp nhau về tính ñối xứng.
1.4. Mô hình sự ñẩy cặp electron vỏ hoá trị (thuyết VSEPR)
1.4.1. Các luận ñiểm cơ sở:
- ðể giải thích và tiên ñoán hình dạng, ñộ dài liên kết, góc liên kết của các phân
tử bất kì là một trong những vấn ñề quan tâm của hóa học. Cũng có nhiều thuyết giải
quyết vấn ñề trên nhưng thông dụng nhất là “mô hình sự ñẩy giữa các cặp electron vỏ

hóa trị” (thuyết VSEPR)
- Phạm vi ứng dụng của thuyết: Ta không xét vấn ñề hình dạng từng phân tử
ñược tạo ra từ liên kết ion (loại liên kết này sẽ ñược xét ở chương về mạng tinh thể).
Do ñó, từ ñây chỉ chú ý ñến hình học phân tử của các hợp chất cộng hóa trị.
Nhận xét công thức Lewis của một số chất ñã trình bày ở trên ta thấy rằng:
+ Ở vỏ hóa trị của các nguyên tử (trong hợp chất cộng hóa trị) có ñôi electron
liên kết và ñôi electron không liên kết. Khi ñó người ta dùng hình ảnh mây electron ñể
mô tả chuyển ñộng của các ñôi electron này (hay nói cách khác mỗi cặp electron sẽ có
một ñôi mây tương ứng)
+ Như vậy ta sẽ ñưa 2 dạng công thức phân tử: AX
n
và AX
n
E
m
. Mỗi mây
electron này có một trục xuất phát từ tâm hạt nhân và kéo dài ñến mặt ngoài khối cầu.
+ Các khảo sát CHLT cho thấy có sự không tương ñương giữa mây ñôi electron
riêng và mây ñôi electron liên kết. Mây ñôi electron riêng chỉ chịu lực hút duy nhất của
hạt nhân, còn mây ñôi electron liên kết chịu ñồng thời lực hút của hai hạt nhân (của 2
nguyên tử). Do ñó mây ñôi electron riêng chiếm vùng không gian rộng hơn mây ñôi
electron liên kết.
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
20


Như vậy, ở một mức ñộ nhất ñịnh, hình dạng của phân tử sẽ phụ thuộc vào
khoảng không gian chiếm bởi mây electron vỏ hóa trị của nguyên tử trung tâm A. ðiều
ñó ñồng nghĩa với sự khẳng ñịnh: “hình dạng phân tử phụ thuộc chủ yếu vào sự phân
bố các cặp electron hay các mây electron vỏ hóa trị của nguyên tử.

1.4.2. Mô hình VSEPR (qui tắc kinh nghiệm Gilexpi)
- Nội dung: Trong một phân tử, các cặp electron vỏ hóa trị (các mây electron vỏ
hóa trị) phân bố xa nhau nhiều nhất có thể ñược ñể lực ñẩy giữa chúng là nhỏ nhất,
phân tử khi ñó sẽ bền nhất.
- Áp dụng cụ thể như sau: Trong phần dưới ñây ta sẽ giải thích (hay tiên ñoán)
dạng hình học phân tử của các công thức bất kì. Trong ñó ta sẽ tiến hành xét hai loại
phân tử như ñã nói ở trên:
Dạng 1: AX
n
 A: là nguyên tử trung tâm
X: là phối tử
n: là số lượng phối tử
Dạng 2: AX
n
E
m
 A: là nguyên tử trung tâm
X: là phối tử
n: là số lượng phối tử
E: nguyên tử trung tâm A có m ñôi electron riêng, mỗi ñôi
electron ñược kí hiệu là E

4 ñôi electron liên kết tương ñương nhau
1 ñôi electron không liên kết (ñôi electron
riêng) chiếm không gian rộng hơn 3 ñôi
electron liên kết (hiệu ứng không gian)




PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
21

1.4.2.1. Phân tử có dạng AX
n

Giá trị n thường gặp nhất là những giá trị từ 2  6 và nguyên tử trung tâm A
không có ñôi electron riêng.
- Theo như nội dung thuyết VSEPR, sự phân bố các ñôi electron liên kết dẫn
ñến hình dạng phân tử tương ứng trong mỗi trường hợp từ n = 2 ñến n = 6 (sự phân bố
các ñôi electron liên kết cách xa nhau nhất có thể ñược ñể tương tác giữa chúng là cực
tiểu khi ñó phân tử mới bền vững).
- Các trường hợp ñó ứng với các hình dạng như sau:
TH 1: n = 2  phân tử có dạng AX
2
, hai ñôi electron phân bố trên ñường thẳng. Hình
dạng phân tử tương ứng sẽ thẳng và góc hóa trị XAX = 180
0
. Thí dụ như phân tử BeH
2
,
BeCl
2
, CO
2
, CS
2
…

TH 2: n = 3  phân tử có dạng AX

3
, ba ñôi electron ñược phân bố trên ba ñỉnh của
một tam giác ñều, khi ñó nguyên tử trung tâm A sẽ nằm ở trọng tâm của tam giác ñều.
phân tử có cấu tạo phẳng, góc liên kết AXA = 120
0
. Thí dụ như phân tử BF
3
, AlCl
3
…

TH 3: n = 4  phân tử có dạng AX
4
, bốn ñôi electron ñược phân bố ở bốn ñỉnh của
hình tứ diện ñều, tâm của hình tứ diện là nguyên tử trung tâm A, phân tử tồn tại dạng
không gian ba chiều. Góc liên kết XAX bằng 109
0
29
’
. Thí dụ như phân tử CH
4
,
NH
4
+
,SiX
4
+
…

n = 2
n = 3
n = 4
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
22

TH 4: n = 5  phân tử có dạng AX
5
, ta tưởng tượng năm ñôi electron phân bố trên mặt
cầu vỏ hóa trị như sau: Thí dụ PCl
5
…
- Ba ñôi electron cùng với hạt nhân nguyên tử trung tâm A nằm trong một mặt phẳng,
ba ñôi electron này hướng về ba ñỉnh của một tam giác ñều và hạt nhân A là trọng tâm
của tam giác ñều ñó. Ba ñôi electron này tạo nên liên kết xích ñạo.
- Hai ñôi electron còn lại ñược phân bố trên hai ñầu của ñoạn thẳng vuông góc với mặt
phẳng tam giác ñều trên tại tâm A. Hai ñôi electron này tạo nên liên kết trục.
Như vậy ta có: Liên kết trục sẽ có ñộ dài lớn hơn liên kết xích ñạo (ñộ dài liên
kết xích ñạo là 202 pm, ñộ dài liên kết trục là 214 pm. Kết quả của sự sắp xếp ñó ñưa
ñến một lưỡng tháp tam giác. Xuất hiện 2 loại góc hóa trị: Góc
0 0
120 , 90
α β
= = .

P
120
0
90
0

Cl
Cl
Cl
Cl
Cl

TH 5: n = 6  phân tử có dạng AX
6
, sáu ñôi electron này ñược phân bố trên vỏ hóa trị
của nguyên tử A ở sáu ñỉnh của một hình bát diện ñều. Trong trường hợp này ta không
có sự phân biệt giữa liên kết ngang với liên kết trục về ñộ dài. Góc giữa hai trục liên
kết cạnh nhau bằng 90
0
. Thí dụ SF
6
…
90
0
S
F
F
F
F
F
F

1.4.2.2. Phân tử có dạng AX
n
E
m

Nguyên tử trung tâm A vừa có n ñôi electron liên kết vừa có m ñôi electron
riêng (kí hiệu E). Ở ñây cần lưu ý sự không tương ñương giữa mây electron của ñôi
electron liên kết với ñôi electron riêng: cụ thể là ñôi electron riêng có mây electron
n = 5
n = 6
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
23

chiếm khoảng không gian lớn. Do ñó trong hai trường hợp AX
n
với AX
n
E
m
có cùng số
ñôi electron hóa trị nhưng hình dạng hai phân tử không hoàn toàn giống nhau.
- AX
2
E  phân tử gồm nguyên tử trung tâm A, 2 phối tử X (có tương ứng 2
cặp electron liên kết), 1 cặp electron riêng (vì m = 1). Chú ý trường hợp của phân tử
AX
2
vừa xét ở trên, ta thấy hình dạng phân tử thẳng, nhưng trong trường hợp này phân
tử có một ñôi electron tự do không tham gia liên kết. Áp dụng lý thuyết không tương
ñương giữa các cặp electron liên kết và không liên kết ta dự ñoán hình học của phân tử
sẽ không còn nằm trên một ñường thẳng. Thí dụ SO
2
, SnCl
2

-
, NO
2
…

A
X
X
120
0

Hình dạng tương tác ñẩy là tam giác ñều, ta thấy mây ñôi electron riêng gây
hiệu ứng ñẩy hai mây ñôi electron liên kết làm cho góc hóa trị XAX
≈
120
0
(hơi nhỏ
hơn 120
0
)
- AX
3
E  nguyên tử trung tâm A có tổng cộng 4 ñôi electron (giống như
trường hợp của phân tử AX
4
) nhưng phân tử này không có hình dạng tứ diện giống như
phân tử AX
4
(CH
4

) mà lại có hình tháp tam giác (hình tháp chóp). Thí dụ NH
3,
AsF
3
,
SO
3
2-
…Hình dạng tương tác ñẩy là hình tứ diện, như vậy về nguyên tắc thì các góc hóa
trị XAX = 109
0
28
’
nhưng trên thực tế các góc XAX < 109
0
28
’
một chút. Ta xem xét
trường hợp cụ thể ñối với phân tử NH
3


H
H
107
0
H

- AX
2

E
2
 nguyên tử trung tâm A cũng có 4 ñôi electron, nhưng do có hai ñôi electron
riêng nên hình dạng phân tử khác với phân tử AX
4
hay AX
3
E (cũng có 4 ñôi electron).
ðôi electron riêng
1 ñôi electron riêng
PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
24

Phân tử này có góc nhỏ hơn góc tứ diện 109
0
28
’
, và nhất là góc hóa trị XAX cũng nhỏ
hơn cả góc XAX của phân tử AX
3
E.


107
0
H
H

Ta nhận thấy góc liên kết HOH trong phân tử H
2

O nhỏ hơn góc liên kết HNH
trong phân tử NH
3
, nguyên nhân của hiện tượng trên là do trong phân tử H
2
O thì
nguyên tử Oxi còn 2 cặp electron riêng nên gây ra hiệu ứng ñẩy mạnh hơn, nên sẽ thu
hẹp góc hóa trị của liên kết lại.
- AX
4
E  sự phân bố 1 ñôi electron riêng và 4 ñôi electron liên kết tạo ra hình
dạng phân tử là hình tháp chóp (hình cái bập bênh – một số sách của PGS.TS Trần
Thành Huế). Thí dụ SF
4
…
- AX
3
E
2
 3 ñôi electron liên kết tạo 3 liên kết A – X, sự ñẩy tương hổ giữa 3
ñôi electron này với nhau và với 2 ñôi electron không liên kết, kết quả hình học phân tử
có dạng hình chữ T. Thí dụ ClF
3
, HClO
2
…
- AX
2
E
3

 có 2 cặp electron liên kết và 3 cặp electron không liên kết, tổng số
là 5. Vậy hình dạng tương tác ñẩy là song tháp tam giác, tuy nhiên 3 cặp electron
không liên kết chiếm không gian rộng hơn nên phân bố theo vị trí xích ñạo, còn 2 cặp
electron liên kết chiếm vị trí trục. Do ñó mà cấu trúc hình học của phân tử là thẳng.
- AX
5
E  4 trong năm ñôi electron liên kết ñược phân bố trên một mặt phẳng,
một ñôi electron liên kết còn lại ñược phân bố trên trục gần như vuông góc với mặt
phẳng trên. Do ñó 5 ñôi electron liên kết tạo thành hình tháp vuông. ðôi electron riêng
còn lại trong trường hợp này cũng phân bố trên trục gần như vuông góc với mặt phẳng
trên, sự tương tác ở ñây không ñáng kể lắm. Do ñó kết luận hình học phân tử ñối với
AX
5
E là hình tháp vuông. Thí dụ BrF
5
…
2 ñôi electron riêng


PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::
25

- AX
4
E
2
 2 ñôi electron riêng ñược phân bố trans (phân bố về 2 phía của mặt
phẳng) so với 4 ñôi electron liên kết, mặt khác 4 ñôi electron liên kết này ñược phân bố
trong mặt phẳng nên tạo ra hình vuông phẳng. Thí dụ XeF
4

…

F
F
F
F




















PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial ::