Giáo trình hóa học đại cương

Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
PHẦN I. CẤU TẠO CHẤT
Chương I. CẤU TẠO NGUN TỬ
I. NGUN TỬ VÀ QUANG PHỔ NGUN TỬ
1. Ngun tử
- Nguyên tử là đơn vò cấu trúc nhỏ nhất của của một nguyên tố hóa học, không
thể chia nhỏ hơn nữa về mặt hóa học và trong các phản ứng hóa học thông
thường, nguyên tử không thay đổi
- Cấu tạo nguyên tử : gồm 2 phần
+ Hạt nhân nguyên tử: tích điện dương (+). Hạt nhân nguyên tử chứa các hạt
cơ bản là proton và neutron. Trong hạt nhân các proton và neutron liên kết với
nhau bằng loại lực đặc biệt gọi là lực hạt nhân. Hạt nhân nguyên tử có kích
thước khoảng 10
-13
cm, rất nhỏ so với kích thước của nguyên tử khoảng 10
-8
cm.
+ Lớp vỏ điện tử: được tạo bởi các electron mang điện tích âm (–) chuyển
động xung quanh nguyên tử
+ Điện tích dương của nhân bằng số điện tích âm chuyển động quanh nhân
→ nguyên tử trung hòa về điện
- Các hạt căn bản của nguyên tử:
Đvklnt: Đơn vò khối lượng nguyên tử
2. Quang phổ ngun tử
Quang phổ nguyên tử tự do ở trạng thái khí hay hơi không liên tục mà gồm một
số vạch xác đònh. Mỗi vạch ứng với một bước sóng xác đònh
Số vạch và cách sắp xếp vạch chỉ phụ thuộc vào bản chất khí hay hơi nguyên
tử.
Ví dụ: phổ khí hydro trong vùng thấy được gồm 4 vạch
Phổ hơi kim loại Kali gồm 2 vạch đỏ, 1 vạch tím
Phổ hơi kim loại canxi gồm 1vạch đỏ, 1 vạch vàng, 1 vạch lục

Tên Ký hiệu Khối lượng Điện tích
(kg) đvklnt (C) Tương đối
đ/v e
Điện tử
Proton
Neutron
e
p
n
9,1095.10
-31
1,6726.10
-27
1,6745.10
-27
5,4858.10
-4
1,007276
1,008665
–1,60219.10
-19
+1,60219.10
-19
0
– 1
+ 1
0
1
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
II. SƠ LƯỢC VỀ CÁC THUYẾT CẤU TẠO NGUN TỬ

1. Thuyết cấu tạo nguyên tử của Thompson (1898): nguyên tử là một quả
cầu đặc bao gồm các điện tích dương phân bố đồng đều trong toàn bộ thể
tích nguyên tử, còn các điện tích âm dao động phân tán trong đó. Tổng điện
tích dương bằng tổng điện tích âm.
2. Mẫu hành tinh nguyên tử Rutherford (1911):
a. Cấu tạo :
1. Hạt nhân: Mang điện tích dương, tập trung gần như toàn bộ khối
lượng nguyên tử
2. Electron: Quay tròn quanh nhân
3. Tổng điện tích âm của các electron = điện tích hạt nhân
b. Ưu điểm : Xác đònh được:
- Dạng cơ bản của nguyên tử.
- Kích thước nguyên tử, hạt nhân, điện tử.
- Điện tích hạt nhân bằng tổng số electron.
c. Khuyết điểm : Không giải thích được:
- Tính bền nguyên tử.
- Quang phổ vạch của nguyên tử
3. Mẫu nguyên tử theo Bohr (1913): Là sự kết hợp của mẫu hành tinh nguyên
tử Rutherford và thuyết lượng tử ánh sáng của Plank.
Ba đònh đề của Bohr:
– Đònh đề 1: electron quay quanh nhân trên những quỹ đạo bền hình tròn đồng
tâm xác đònh gọi là quỹ đạo lượng tử hay quỹ đạo Bohr.
– Đònh đề 2: Khi electron quay trên quỹ đạo bền không phát ra hay thu vào
năng lượng điện từ.
2
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
– Đònh đề 3: Năng lượng sẽ được phát xạ hay hấp thu khi electron chuyển từ
quỹ đạo bền này sang quỹ đạo bền khác
∆E = E
đ

– E
c
= hν
Biểu tượng nguyên tử:
4. Mẫu nguyên tử Sommerfeld : (Bổ xung cho mẫu nguyên tử của Bohr)
Thêm qũy đạo elip và các số lượng tử n, l, m
l
Ưu diểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld :
• Nêu được nguyên tử bền vững
• Biểu tượng dễ hiểu, vẫn sử dụng đến bây giờ
• Tính toán được
 Bán kính quỹ đạo bền của electron
)(529,0
4
0
2
0
2
2
22
A
Z
n
a
Z
n
me
h
Z
n

r
===
π
 Năng lượng của electron trong nguyên tử
)(6,13
2
2
2
2
42
2
2
eV
n
Z
h
me
n
Z
E
−=−=
π
 Vận tốc electron trên quỹ đạo bền:
)/(2185
2
0
2
sm
n
Z

v
n
Z
h
e
n
Z
v
===
π
• Giải thích được hiện tượng quang phổ nguyên tử Hydro
Khuyết điểm của mẫu nguyên tử theo Bohr – Sommerfeld:
• Không giải thích được độ bội của quang phổ vạch
• Khi đưa ra đònh đề đã áp dụng cơ học lượng tử nhưng khi tính toán lại sử
dụng cơ học cổ điển
• Xem electron chuyển động trên mặt phẳng
• Không xác đònh được vò trí của electron ở đâu khi chuyển từ quỹ đạo này
sang quỹ đạo khác
III. CẤU TRÚC LỚP VỎ ELECTRON NGUN TỬ THEO CƠ HỌC
LƯỢNG TỬ
1. Tính lưỡng ngun của các hạt vi mơ
- Các chất vi mơ có cả tính chất hạt và tính chất sóng,
+ Bản chất hạt: các hạt vi mơ đều có khối lượng m, kích thước r và chuyển
động với một tốc độ v xác định.
+ Bản chất sóng: khi hạt vi mơ chuyển động sẽ tạo ra một sóng, truyền đi
với bước sóng λ.
- Hệ thức L. de Broglie:
mv
h
=

λ
h - hằng số Plank = 6,625.10
-27
erg.s
3
+
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
- Ví dụ:
+ Đối với electron: m = 9,1.10
-28
g, chuyển động với tốc độ v = 10
8
cm/s sẽ
tạo nên sóng với bước sóng λ = 7,25.10
-8
cm
+ Đối với hạt vĩ mô: m = 1g, chuyển động với tốc độ v = 1cm/s sẽ tạo nên
sóng 6,6.10
-27
cm: sóng quá yếu , không có thiết bị nào phát hiện được.
2. Nguyên lý bất định của Heisenberg và khái niệm đám mây điện tử
a. Nguyên lý bất định của Heisenberg (1927)
• Bản chất sóng - hạt đưa tới hệ quả quan trọng về sự chuyển động của hạt
vi mô, thể hiện trong nguyên tắc do Heisenberg đưa ra năm 1927: không thể đồng thời
xác định chính xác cả vị trí và tốc độ của hạt vi mô.
m
h
m
vx
π

2
.
=≥∆∆

∆x - độ bất định về vị trí, ∆v - độ bất định về tốc độ
→ Đối với hạt vi mô xác định
m

là hằng số nên khi tốc độ của hạt càng được xác định
chính xác thì tọa độ của nó sẽ được xác định càng kém chính xác và ngược lại.
• Ví dụ: đối với electron khi chuyển động với tốc độ v = 10
8
± 10
8
thì độ
bất định về vị trí nhỏ nhất sẽ là:
16.11016.1
10101.914.32
10625.6
2
8
828
27
=×=
××××
×
=
∆
≥∆
−

−
−
cm
vm
h
x
π
Å
Độ sai số của sự xác định vị trí quá lớn so với kích thước của bản thân electron (r
e
=
10
-7
Å)
• Như vậy khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của
electron thì không thể xác định được vị trí của electron ở thời điểm đó, có nghĩa là
không thể xác định được quỹ đạo chuyển động mà chỉ có thể xác định được vùng
không gian mà electron có thể có mặt. Nói cách khác khi xác định tương đối chính
xác tốc độ chuyển động của electron chúng ta không thể nói đến đường đi chính xác
của nó, mà chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian.
b. Khái niệm đám mây electron
• Không thể dùng khái niệm quỹ đạo để mô tả sự chuyển động của
electron.
• Cơ học lượng tử quan niệm: khi chuyển động xung quanh hạt nhân
nguyên tử, electron đã tạo ra một vùng không gian bao quanh hạt nhân mà nó có thể
có mặt ở thời điểm bất kỳ với xác suất có mặt khác nhau.
• Vùng không gian này có thể hình dung như một đám mây electron. Nơi
nào electron thường hay xuất hiện hơn thì đám mây dày đặc hơn, nghĩa là mật độ của
đám mây tỷ lệ thuận với xác suất có mặt của electron.
• Theo tính toán của cơ học lượng tử thì đám mây electron là vô cùng vì

electron có thể tiến lại rất gần hạt nhân, cũng có thể ra xa vô cùng. Quy ước: đám mây
electron là vùng không gian gần hạt nhân trong đó chứa khoảng 90% xác suất có mặt
của electron. Hình dạng của đám mây được biểu diễn bằng bề mặt giới hạn vùng
không gian đó.
3. Phương trình sóng Schrödinger và 4 số lượng tử
a. Phương trình sóng Schrödinger
• Phương trình sóng Schrödinger được xem là định luật cơ học lượng tử
về sự chuyển động của các hạt vi mô, tương tự như các định luật của Newton trong cơ
học cổ điển.
4
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Theo cơ học lượng tử, việc nghiên cứu cấu trúc của các hệ vi mô chẳng
qua là việc giải phương trình sóng Schrödinger đối với hệ vi mô đó.
• Phương trình sóng Schrödinger cơ bản mô tả sự chuyển động của hạt vi
mô trong trường thế năng đối với trường hợp trạng thái của hệ không thay đổi theo
thời gian (trạng thái dừng):
( )
0
8
2
2
2
2
2
2
2
2
=Ψ−+
∂
Ψ∂

+
∂
Ψ∂
+
∂
Ψ∂
VE
h
m
zyx
π
trong đó: ∂ - vi phân riêng phần
m - khối lượng hạt vi mô
h – hằng số Plank
E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô (tổng động năng và thế năng)
V - thế năng của hạt vi mô, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z
Ψ - hàm sóng đối với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi
mô ở điểm có tọa độ x, y, z.
Ψ
2
– mật độ xác suất có mặt của hạt vi mô tại điểm có tọa độ x, y, z.
Ψ
2
dv – xác suất có mặt của e trong vùng không gian dv
• Giải phương trình sóng Schrödinger để tìm các hàm sóng Ψ thích
hợp thỏa mãn phương trình sóng và các giá trị năng lượng E tương ứng.
• Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được chính xác cho trường
hợp hệ H. Đối với các hệ vi mô phức tạp hơn phải giải gần đúng.
• Khi giải phương trình sóng Schrödinger cho các hệ nguyên tử khác
nhau người ta thấy xuất hiện 4 đại lượng không thứ nguyên nhưng lại xác định trạng

thái của electron trong nguyên tử. Đó là 4 số lượng tử.
b. Bốn số lượng tử
• Số lượng tử chính n và các mức năng lượng
• Xác định: + Trạng thái năng lượng của electron
+ Kích thước trung bình của đám mây electron.
Ví dụ: đối với H:
eV
n
Z
J
n
Z
Z
hn
me
E
2
2
2
2
182
222
0
4
6.1310.18,2
8
−=−=−=
−
ε
( )













+
−+=
2
2
0
1
1
2
1
1
n
ll
Z
na
r
Trong đó: ε
0
- hằng số điện môi trong chân không

a
0
– bán kính Bohr thứ nhất
Z – điện tích hạt nhân
n, l - số lượng tử chính và phụ tương ứng
→ n càng tăng thì E và r càng tăng
• Giá trị: n = 1, 2, 3, …, ∞
• Trạng thái năng lượng của electron tương ứng với mỗi giá trị của n
được gọi là một mức năng lượng.
n 1 2 3 …
∞
Các mức năng lượng E
1
E
2
E
3
…
E
∞
+ Ở điều kiện bình thường electron ở mức năng lượng thấp nhất (mức bền
nhất): mức cơ bản.
5
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
+ Khi hấp thu năng lượng, electron sẽ chuyển lên mức cao hơn: mức kích
thích, kém bền hơn → electron sẽ nhanh chóng chuyển về mức cơ bản, phát
ra năng lượng đã hấp thụ dưới dạng các sóng ánh sáng: .
λ
hc
EEE

cbkt
=−=∆
+ E là các giá trị rời rạc → λ là các giá trị rời rạc → quang phổ của các
nguyên tử là quang phổ vạch.
+ Đối với mỗi nguyên tố: ∆E là đặc trưng → λ là đặc trưng → quang phổ
của mỗi nguyên tử là đặc trưng
• Các electron nằm trên cùng một mức năng lượng họp thành một lớp
electron.
n 1 2 3 4 5 6 7
∞
Mức năng lượng E
1
E
2
E
3
E
4
E
5
E
6
E
7
E

E
∞
Tên lớp electron K L M N O P Q
• Số lượng tử orbital (phụ) l và hình dạng đám mây electron

• Giá trị: l = 0, 1, …, (n – 1)
→ ứng với mỗi giá trị của n có n giá trị của l
• Xác định:
+ Năng lượng của đám mây trong nguyên tử nhiều electron
 Trong nguyên tử nhiều electron: các mức năng lượng có thể bị tách ra
thành nhiều phân mức năng lượng. Mỗi phân mức năng lượng được
đặc trưng bởi một số lượng tử orbital l.
 l càng tăng, năng lượng của các phân mức càng lớn.
+ Hình dạng đám mây electron
• Những electron có cùng giá trị n và l tạo thành một phân lớp
electron.
Số lượng tử orbital l 0 1 2 3
Tên phân lớp electron s p d f
→ Ký hiệu phân lớp: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 3d…
• Số lượng tử từ m
l
và khái niệm orbital nguyên tử
• Giá trị: m
l
= 0, ±1, …, ±l → Cứ mỗi giá trị của l có (2l + 1) giá trị
của m
l
.
• Xác định: hướng của đám mây trong không gian: Mỗi giá trị của m
l
ứng với một cách định hướng của đám mây electron.
• Đám mây electron được xác định bởi ba số lượng tử n, l, m
l
được gọi
là orbitan nguyên tử (AO).

6
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Số lượng tử spin m
s
- Xác định: trạng thái chuyển động riêng của electron, tức là sự tự quay
quanh trục của electron.
- Giá trị: m
s
= ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và nghịch với chiều quay
của kim đồng hồ.
- Mỗi tổ hợp n, l, m
l
, m
s
tương ứng một electron trong nguyên tử.
IV. NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON
1. Trạng thái năng lượng của electron trong nguyên tử nhiều electron.
- Giống e trong nguyên tử 1e:
• Cũng được xác định bằng 4 số lượng tử n, l, m
l
, m
s

• Hình dạng, độ lớn, phân bố, định hướng của các AO
- Khác nhau giữa nguyên tử 1e và nhiều e:
• Năng lượng: phụ thuộc vào cả n và l
• Lực tương tác: + lực hút hạt nhân – electron
+ lực đẩy e – e.
→ Xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập
• Hiệu ứng chắn: các lớp electron bên trong biến thành màn chắn làm yếu lực

hút của hạt nhân đối với các electron bên ngoài.
- Hiệu ứng chắn tăng khi: + số lớp electron tăng
+ số electron tăng
• Hiệu ứng xâm nhập: ngược lại với hiệu ứng chắn.
- Khả năng xâm nhập giảm khi n và l tăng
→ Thứ tự năng lượng của các phân lớp trong nguyên tử nhiều e:
1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f ≈
6d
2. Các quy luật phân bố electron vào nguyên tử nhiều e.
Tuân theo các nguyên lý và quy tắc của cơ học lượng tử:
a. Nguyên lý ngoại trừ Pauli: Trong phạm vi một nguyên tử không thể có hai
electron có cùng 4 số lượng tử.
→ Một AO chứa tối đa 2e có spin ngược dấu.
7
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
b. Nguyên lý vững bền: Trong điều kiện bình thường nguyên tử phải ở trạng
thái có năng lượng thấp nhất - trạng thái cơ bản, những trạng thái có năng
lượng cao hơn là trạng thái kích thích.
- Quy tắc Klechcowski:
+ Trong một nguyên tử nhiều electron, trật tự điền các electron vào
các phân lớp (đặc trưng bởi n và l) sao cho tổng (n + l) tăng dần.
+ Khi hai phân lớp khác nhau có cùng giá trị (n + l) thì electron được xếp
vào phân mức có n tăng dần.
Phân mức 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d
(n + l) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8
- Quy tắc Hund: Khi electron không đủ để bão hòa một phân mức thì trạng
thái năng lượng thấp nhất ứng với trường hợp khi các orbital được sử
dụng tối đa, spin của các electron không cặp đôi phải song song (trong
pham vi một phân mức năng lượng số electron độc thân phải là cực đại).
+ Ví dụ: O 1s

2
2s
2
2p
4
+ Quy ước: Điền electron có spin dương trước, âm sau
3. Công thức electron nguyên tử.
Ví dụ: N 1s
2
2s
2
2p
3
- các số 1, 2… - giá trị của số lượng tử chính
- các chữ s, p… - ký hiệu của số lượng tử orbital
- các số mũ – cho biết số electron có trên phân mức
Chương II. HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
I. ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN VÀ ĐIỆN TÍCH HẠT NHÂN NGUYÊN TỬ
Đến giữa thế kỷ 19, thế giới đã biết được hơn 60 nguyên tố hóa học và các hợp
chất của các nguyên tố đó cũng như một số tính chất hóa – lý của chúng. Do đó cần
phải hệ thống hóa các nguyên tố để tìm ra quy luật chung nói lên mối liên hệ giữa
chúng.
Năm 1869 Menđeleev (ngưới Nga) chọn khối lượng nguyên tử và tính chất hóa học
của các nguyên tố làm tiêu chuẩn để hệ thống hóa các nguyên tố, trong đó quan trọng
nhất là khối lượng nguyên tử. Dựa trên mối liên quan giữa các nhóm nguyên tố giống
nhau và không giống nhau Menđeleev đã xây dựng bản hệ thống tuần hoàn và trên cơ
sở đó đã phát biểu định luật tuần hoàn.
Menđeleev: tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất các hợp chất thay
đổi tuần hoàn theo chiều tăng của khối lượng nguyên tử của các nguyên tố.
Theo quan niệm hiện đại: tính chất của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc

electron nguyên tử. Ở trạng thái bình thường cấu trúc electron nguyên tử được xác
định bằng số electron trong nguyên tử, tức là điện tích hạt nhân:
Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất của các hợp chất thay đổi tuần
hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố.
II. CẤU TRÚC ELECTRON NGUYÊN TỬ VÀ HỆ THỐNG TUẦN HOÀN
CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
1. Các họ nguyên tố s, p, d, f
a. Các nguyên tố họ s: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân
lớp s của lớp ngoài cùng
ns
1
: kim loại kiềm
ns
2
: kim loại kiềm thổ
8
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
b. Các nguyên tố họ p: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân
lớp p của lớp ngoài cùng
np
1
np
2
np
3
np
4
np
5
np

6
B – Al C – Si N – P O – S halogen khí trơ
c. Các nguyên tố họ d: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân
lớp d của lớp trước ngoài cùng
(n – 1)d
1 – 10
: 10 nguyên tố chuyển tiếp (kim loại chuyển tiếp)
d. Các nguyên tố họ f: là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân
lớp f của hai phân lớp trước ngoài cùng.
(n – 2)f
1 – 14
: các nguyên tố đất hiếm
4f
1 – 14
: lantanoit
5f
1 – 14
: actinoit
2. Chu kỳ
- Là dãy các nguyên tố viết theo hàng ngang, bắt đầu bằng các nguyên tố họ s,
kết thúc bằng các nguyên tố họ p, ở giữa có thể có (có thể không có) các
nguyên tố họ d, f.
- Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn
- Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng
• Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s
• Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên
tố họ s và 6 nguyên tố họ p
• Chu kỳ IV, V: 2 chu kỳ lớn: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, gồm 2 nguyên
tố họ s, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p
• Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14

nguyên tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p
• Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố dọ s, 14 nguyên tố dọ f và
một số nguyên tố họ d
3. Nhóm: là cột dọc các nguyên tố có tổng số electron hóa trị bằng nhau.
Mỗi nhóm thường được chia thành 2 phân nhóm. Các nguyên tố trong cùng
một phân nhóm có cấu trúc electron hóa trị giống nhau nên tính chất hóa học
tương tự nhau.
a. Phân nhóm chính A
- Gồm các nguyên tố s và p điển hình:
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
ns
1
ns
2
ns
2
np
1
ns
2
np
2
ns
2
np
3
ns
2
np
4

ns
2
np
5
ns
2
np
6
- Mỗi phân nhóm chính có 6 – 7 nguyên tố, tạo cột dọc dài hơn
- Bắt đầu từ chu kỳ II
- Số thứ tự PNC = tổng số electron ở lớp ngoài cùng
b. Phân nhóm phụ B
- Gồm các nguyên tố họ d, f
+ Nhóm IIIB: ns
2
(n – 1)d
1
+ Nhóm IVB: ns
2
(n – 1)d
2
+ Nhóm VB: ns
2
(n – 1)d
3
+ Nhóm VIB: ns
2
(n – 1)d
4
→ ns

1
(n- 1)d
5
(bán bão hòa
sớm)
+ Nhóm VIIB: ns
2
(n – 1)d
5
+ Nhóm VIIIB: ns
2
(n – 1)d
6,7,8
+ Nhóm IB: ns
2
(n – 1)d
9
→ ns
1
(n – 1)d
10
(bão hòa sớm)
9
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
+ Nhóm IIB: ns
2
(n – 1)d
10
- Mỗi phân nhóm có 3 – 4 nguyên tố, tạo cột dọc ngắn hơn
+ Riêng PNP VIIIB có 9 nguyên tố

+ PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp (PNP loại 2), mỗi phân nhóm gồm 1
nguyên tố lantanoit 6s
2
5f
1 – 14
và 1 nguyên tố actinoit 7s
2
5f
1 – 14
- Bắt đầu từ chu kỳ IV
- Số thứ tự PNP = tổng số electron ở lớp ngoài cùng (trên ns) và phân lớp
ngoài cùng (trên (n - 1)d)
4. Mối liên quan giữa công thức electron nguyên tử và vị trí của
nguyên tố trong bảng HTTH
a. Biết vị trí nguyên tố trong HTTH → công thức e nguyên tử
của nguyên tố
Ví dụ: Se: STT = 34 → Z = 34
Chu kỳ 4 → n = 4
Nhóm VIA → 4s
2
4p
4
→ công thức electron nguyên tử: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2

3p
6
4s
2
3d
10
4p
4
b. Biết công thức e nguyên tử → vị trí nguyên tố trong HTTH
Ví dụ: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
6
5s
1
4d
10
Z = Σe = 47

Electron hóa trị: 5s
1
4d
10
→ X ở chu kỳ 5, PNP IB → nguyên tố là Ag
III. CẤU TRÚC ELECTRON NGUÊN TỬ VÀ SỰ THAY ĐỔI TÍNH
CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG HTTH
Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo 3
chiều: ngang, dọc và một phần nhỏ theo đường chéo.
- Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau → tính chất hóa
học tương tự nhau. Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng → lực hút của
hạt nhân đối với e ngoài cùng giảm →
+ tính kim loại tăng, tính phi kim giảm
+ tính khử tăng, tính oxi hóa giảm
- Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp
ngoài cùng tăng → lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng →
+ tính kim loại giảm, tính phi kim tăng
+ tính khử giảm, tính oxi hóa tăng
1. Bán kính nguyên tử và ion r
- Đám mây điện tử là vô cùng nên không thể xác định bán kính nguyên tử hay
ion một cách chính xác.
- Quy ước:
+ coi nguyên tử hay ion như những hình cầu
+ hợp chất là các hình cầu tiếp xúc nhau
+ Bán kính (hiệu dụng) nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng
cách giữa các hạt nhân nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng
→ bán kính hiệu dụng r phụ thuộc:
+ bản chất nguyên tử
+ đặc trưng liên kết
+ trạng thái tập hợp của chất

a. Bán kính nguyên tử
10
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
- Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải bán kính nguyên tử giảm do Z tăng
+ trong chu kỳ nhỏ r giảm rõ rệt
+ trong chu kỳ lớn do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng hiệu ứng
chắn → r giảm chậm và đều đặn hơn
- Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng → hiệu ứng
chắn tăng → r tăng.
- Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng chung: r tăng nhưng
không đều đặn như ở PNC:
+ Từ dãy 1 xuống dãy 2: r tăng do tăng thêm một lớp e
+ Từ dãy 2 xuống dãy 3: r hầu như không tăng do hiện tượng co lantanit
b. Bán kính ion:
r ↑ khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng ↓
Mà: lực hút đối với 1e ∼
∑
e
Z
. Nên:
- Đối với cùng một nguyên tố: r cation < r nguyên tử < r anion;
- Đối với cation của cùng một nguyên tố: r giảm theo chiều tăng điện tích ion
- Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích ion giống nhau (cấu trúc e
tương tự nhau) r tăng theo chiều tăng Z nguyên tử
- Đối với các ion đẳng e (cấu trúc e giống nhau) theo chiều tăng Z, r ion sẽ giảm
2. Năng lượng ion hóa I: đặc trưng cho khả năng nhường e của nguyên tử.
- Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên
tử ở thể khí và không bị kích thích.
X
(k)

= X
+
(k)
+ e I = ∆H
- I càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e, do đó tính kim loại và tính khử càng
mạnh.
- Trong một chu kỳ từ trái sang phải nhìn chung I tăng dần do Z tăng dần.
- Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống: số lớp e tăng → tăng hiệu
ứng chắn → I giảm
- Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng.
Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng,
còn e lớp ngoài cùng ns
2
không thay đổi. Do đó:
+ Z tăng rất nhanh → lực hút hạt nhân đến electron ns
2
ở lớp ngoài cùng tăng
+ Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns → hiệu ứng chắn hầu như
không tăng; hiệu ứng xâm nhập của các electron s của lớp ngoài cùng tăng.
3. Ái lực electron F: đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tố.
- Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở
thể khí không bị kích thích.
X
(k)
+ e = X
-
(k)
, F = ∆H
- F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó tính phi kim và tính
oxi hóa của nguyên tố càng mạnh.

- Ái lực e của X = năng lượng ion hóa của X
-
nhưng ngược dấu:
−
−=
X
X
IF
4. Độ âm điện χ: đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên
kết với nguyên tử của nguyên tố khác.
- Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khi
tương tác với nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn
- Có nhiều cách khác nhau để xác định độ âm điện
- Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, nhìn chung độ âm điện tăng lên.
11
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
- Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.
* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó được
xác định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất.
5. Số oxi hóa
- Hóa trị: của một nguyên tố bằng số liên kết hóa học mà một nguyên tử của
nguyên tố đó tạo nên trong phân tử.
- Số oxi hóa: là điện tích dương hay âm của nguyên tố trong hợp chất được tính
với giả thiết rằng hợp chất được tạo thành từ các ion
- Nguyên tắc xác định số oxi hóa:
+ Số oxi hóa của nguyên tử tự do = 0
+ Số oxi hóa của ion đơn giản, tạo thành từ một nguyên tử = điện tích của nó.
+ Số oxi hóa của nguyên tố trong hợp chất cộng hóa trị = điện tích của nguyên
tử đó khi xem cặp e liên kết chuyển hẳn về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
+ Số oxi hóa của kim loại kiềm bằng +1

+ Số oxi hóa của oxi thường bằng -2
+ Số oxi hóa của hydro thường bằng +1
+ Trong phân tử trung hòa điện, tổng số oxi hóa của các nguyên tố bằng 0
- Số oxi hóa dương cao nhất của các nguyên tố = số thứ tự của nhóm
- Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = 8 - số thứ tự nhóm
- Một số quy tắc xác định số oxi hóa bền của các nguyên tố:
+ Quy tắc chẵn lẻ Mendeleev: Nguyên tố phân nhóm chẵn có các số oxi hóa
chẵn bền hơn hẳn các số oxi hóa lẻ. Nguyên tố phân nhóm lẻ có các số oxi hóa lẻ
bền hơn hẳn các số oxi hóa chẵn.
+ Trong số các mức oxi hóa trên, các mức oxi hóa có cấu hình khí trơ hay cấu
hình bão hòa phân lớp ns thường bền hơn rõ rệt so với các số oxi hóa còn lại.
+ Trong một chu kỳ độ bền của số oxi hóa dương cao nhất giảm dần khi đi từ
trái sang phải
+ Trong một PNC số OXH dương cao nhất của nguyên tố chu kỳ 4 kém bền rõ
rệt so với số OXH dương cao nhất của chu kỳ 3, số OXH dương cao nhất của
nguyên tố chu kỳ 6 kém bền rõ rệt so với số OXH dương cao nhất của chu kỳ 5
(tính tuần hoàn thứ cấp).
+ Trong một PNP các mức OXH cao bền vững dần khi đi từ trên xuống.
Chương III. LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ
I. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
Lý thuyết về liên kết hóa học là một trong những vấn đề trung tâm của hóa học
hiện đại vì có biết được bản chất tương tác giữa các tiểu phân, nghĩa là biết được
liên kết hóa học tạo thành giữa các tiểu phân trong tương tác thì mới hiểu được
những vấn đề cơ bản của hóa học như: tính đa dạng của vật chất, cơ chế tạo
thành, thành phần, cấu tạo và khả năng phản ứng của chúng.
1. Bản chất liên kết: liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là
lực hút giữa các hạt mang điện (e, hạt nhân)
- Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng: ns,
np, (n - 1)d và (n - 2)f thực hiện liên kết: đó là các e hóa trị
- Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e

trong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo nên nguyên tử.
2. Các loại liên kết
12
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
- Liên kết ion
- Liên kết cộng hóa trị Liên kết nội phân tử
- Liên kết kim loại
- Liên kết hydro Liên kết liên phân tử
- Liên kết Van Der Waals
3. Một số đặc trưng của liên kết
a. Độ dài liên kết (d, Å): là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử
tương tác
Độ dài liên kết thay đổi phụ thuộc vào:
• kiểu liên kết
• trạng thái hóa trị của các nguyên tố tương tác
• độ bền hợp chất …
b. Góc hóa trị: là góc tạo bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên
tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết
Góc hóa trị phụ thuộc vào:
• bản chất nguyên tử tương tác
• kiểu hợp chất
• dạng hình học phân tử (cấu hình không gian của phân tử)
c. Bậc liên kết: là số liên kết tạo thành giữa hai nguyên tử tương tác
d. Năng lượng liên kết, đặc trưng cho độ bền liên kết: là năng lượng cần tiêu
tốn để phá hủy liên kết
Năng lượng liên kết phụ thuộc vào:
• độ dài
• độ bội
• độ bền liên kết
II. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

Vì việc giải chính xác phương trình sóng Schrodinger đối với hệ phân tử không
thực hiện được nên để khảo sát liên kết cộng hóa trị người ta đưa ra nhiều
phương pháp giải gần đúng khác nhau, trong đó có hai phương pháp được phổ
biến rộng rãi là phương pháp liên kết hóa trị (VB) của Heitler – London và
phương pháp orbital phân tử (MO) của Mullinken – Hund.
13
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
1. Phương pháp orbital phân tử
a. Quan niệm của phương pháp MO
• Thuyết MO quan niệm phân tử giống như một nguyên tử phức tạp đa
nhân. Các e chuyển động quanh các nhạt nhân.
• Phương pháp MO tìm cách mô tả sự chuyển động của từng e riêng biệt
b. Nội dung của phương pháp MO
• Theo thuyết MO thì phân tử phải được xem là một hạt thống nhất bao
gồm các hạt nhân và các e của các nguyên tử tương tác. Trong đó mỗi
electron sẽ chuyển động trong điện trường do các hạt nhân và các
electron còn lại gây ra.
• Tương tự như trong nguyên tử, trạng thái của electron trong phân tử
được xác định bằng các OM. Mỗi một MO cũng được xác định bằng tổ
hợp các số lượng tử n, l, m
l
l 0 1 2 3
AO trong nguyên tử s p d f
MO trong phân tử
σ π δ ϕ
Các MO khác nhau bởi sự phân bố mật độ electron tương đối so với trục
liên nhân:
 σ - dọc theo trục nối hạt nhân
 π - nằm về hai phía trục nối hạt nhân
• Các MO được hình thành do sự tổ hợp tuyến tính (cộng hay trừ) các AO

(tức là sự xen phủ)
 Sự tổ hợp cộng (tổ hợp cùng dấu) các AO sẽ tạo thành các MO liên
kết (σ, π…) có năng lượng nhỏ hơn năng lượng của các AO tham gia
tổ hợp
 Sự tổ hợp trừ các AO sẽ tạo thành các MO phản liên kết (σ* ,π* …)
có năng lượng lớn hơn năng lượng của các AO tham gia tổ hợp
 MO không liên kết (σ
0
, π
0
…) do các AO chuyển nguyên vẹn mà
thành. Các MO này không ảnh hưởng tới liên kết. Năng lượng của
các MO không liên kết bằng năng lượng của các AO tạo thành nó.
14
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Số MO tạo thành bằng tổng số AO tham gia tổ hợp
• Sự tạo thành các MO từ các AO có thể biểu diễn bằng giản đồ năng
lượng
• Điều kiện tổ hợp: các AO tham gia tổ hợp phải:
 gần nhau về năng lượng
 có mật độ electron đáng kể
 có tính đối xứng đối với trục nối hạt nhân giống nhau
• Sự phân bố e trên các MO cũng tương tự như trong nguyên tử, tuân theo
các nguyên lý ngoại trừ, vững bền của Paouli và quy tắc Hund
• Các đặc trưng liên kết:
 Liên kết được quyết định bởi các e liên kết (e nằm trên các MO liên
kết) mà không bị triệt tiêu.
Cứ một cặp e liên kết bị triệt tiêu bởi một cặp e phản liên kết tương
ứng
 Một bậc liên kết ứng với một cặp e liên kết không bị triệt tiêu

Cho liên kết 2 tâm:
2
∑∑
∗
−
=
ee
BLK
lk
Bậc liên kết tăng thì năng lượng liên kết tăng còn độ dài liên kết
giảm
 Tên của liên kết được gọi bằng tên của cặp e liên kết không bị triệt
tiêu
• Tóm lại: việc mô tả cấu trúc phân tử gồm các bước:
 Bước 1: Xét sự tạo thành MO từ các AO
 Bước 2: Sắp xếp các MO tạo thành theo thứ tự năng lượng tăng dần
 Bước 3: Xếp các e vào các MO
 Bước 4: Xét các đặc trưng liên kết
c. Áp dụng phương pháp MO cho các phân tử bậc hai
15
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Các phân tử hai nguyên tử cùng loại của các nguyên tố đầu chu kỳ II
Phân tử, ion Li
2
Be
2
B
2
C
2

N
2
+
2
N
Tổng số e hóa trị 2 4 6 8 10 11
∗
X
σ
     
∗∗
ZY
ππ
,
  

       
X
σ
    ↓
ZY
ππ
,
  

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
∗
S
σ
 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓

S
σ
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
Bậc liên kết 1 0 1 2 3 2,5
Độ dài liên kết (Å)
2,67 – 1,59 1,24 1,10 1,12
Năng lượng lk (kJ/mol) 105 – 289 599 940 828
Từ tính nghịch từ – thuận từ nghịch từ nghịch từ thuận từ
16
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Các phân tử hai nguyên tử cùng loại của những nguyên tố cuối chu kỳ II
Phân tử, ion
+
2
O
2
O
−
2
O
2
F
−
2
F
2
Ne
Tổng số e hóa trị 11 12 13 14 15 16
Giản đồ
cuối

chu kỳ
∗
x
σ
    ↓
∗∗
zy
ππ
,
 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
zy
ππ
,
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
x
σ
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
∗
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
Bậc liên kết 2,5 2 1,5 1 0,5 0
Độ dài liên kết (Å)
1,12 1,21 1,26 1,41 –
Năng lượng lk (kJ/mol) 629 494 328 154 –
Từ tính thuận từ thuận từ thuận từ nghịch từ thuận từ –
• Các phân tử hai nguyên tử khác loại của những nguyên tố chu kỳ II

 Các MO tạo thành tương tự trường hợp phân tử 2 nguyên tử cùng
loại chu kỳ II:
- Khi cả hai nguyên tử là nguyên tố cuối chu kỳ: tạo giản đồ cuối
chu kỳ
- Trong các trường hợp còn lại: tạo giản đồ đầu chu kỳ
 Do các nguyên tử tương tác khác nhau về độ âm điện nên:
- AO của nguyên tử dương điện hơn sẽ góp chủ yếu vào MO phản
liên kết
- AO của nguyên tử âm điện hơn sẽ góp chủ yếu vào MO liên kết
-
17
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
-
Phân tử, ion N
2
CO CN
–
NO
+
Tổng số e hóa trị 10 10 10 10
∗
x
σ
   
∗∗
zy
ππ
,
       
x

σ
↓ ↓ ↓ ↓
zy
ππ
,
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
∗
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓
Bậc liên kết 3 3 3 3
Độ dài liên kết (Å)
1,10 1,13 1,14 1,06
Năng lượng lk
(kJ/mol)
940 1076 1004 1051
Từ tính nghịch từ nghịch từ nghịch từ nghịch từ
d. Nhận xét
• Khi thêm e trên các MO liên kết sẽ làm bậc liên kết tăng → liên kết sẽ
bền hơn
Khi thêm e vào các MO phản liên kết sẽ làm bậc liên kết giảm → liên
kết sẽ kém bền hơn
Khi thêm e vào MO không liên kết, bậc liên kết không thay đổi
• Ưu điểm của phương pháp MO
 Giải thích được sự tồn tại của
+
2

H
và sự không tồn tại của Be
2
, Ne
2
 Giải thích được tính thuận từ của O
2
(Các phân tử chứa e độc thân thì
thuận từ, các phân tử không có chứa e độc thân thì nghịch từ)
 Giải thích được mầu sắc của các chất: là do sự hấp thu có chọn lọc
của chất với các tia vùng quang phổ ánh sáng thấy được. Chính sự
hấp thu có chọn lọc khi bị kích thích này của các phân tử làm cho các
chất có mầu sắc (là tổ hợp của các tia sáng còn lại không bị hấp thụ)
khác nhau
• Nhược điểm của phương pháp MO: khó
2. Phương pháp liên kết hóa trị (VB – valence bond)
18
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
a. Quan niệm về liên kết cộng hóa trị theo phương pháp VB
Ví dụ: Phân tử H
2
- Ở một thời điểm bất kỳ các hạt nhân và các e có vị trí tương đối như vậy:


- Phương trình sóng Schrodinger:
( )
0
8
2
2

2
2
2
2
2
2
=Ψ−+
∂
Ψ∂
+
∂
Ψ∂
+
∂
Ψ∂
VE
h
m
zyx
π
- Thế năng V:
2
2
1
2
2
2
1
2
12

22
bbaaab
r
e
r
e
r
e
r
e
r
e
r
e
V −−−−+=
- Để xác định hàm sóng Ψ, Heitler và London lý luận:
• Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô cùng, thực tế chỉ cần chú ý tới tương tác giữa
e và hạt nhân của từng nguyên tử. Lúc đó sự chuyển động của e được mô tả
bằng hàm sóng của nguyên tử H:
1
1
1
a
r
a
e
−
=Ψ
π
2

1
2
b
r
b
e
−
=Ψ
π
→ Một cách gần đúng: hàm sóng Ψ của phân tử H
2
:
21 ba
ΨΨ=Ψ
• Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau: e
1
gần hạt nhân b, e
2
gần hạt nhân a →
hàm sóng được bổ sung thêm đại lượng:
12
'
ba
ΨΨ=Ψ
• Một cách gần đúng:
122211
2
babaH
cc
ΨΨ+ΨΨ=Ψ

• Thế
2
H
Ψ
vào phương trình sóng Schrodinger. Giải phương trình được 2 đáp
số: c
1
= c
2
= C
S
c
1
= - c
2
= C
A
→ Có 2 hàm sóng đặc trưng cho sự chuyển động của các e trong phân tử H
2
:
( )
1221 babaSS
C ΨΨ+ΨΨ=Ψ
- hàm đối xứng
( )
1221 babaAA
C ΨΨ−ΨΨ=Ψ
- hàm bất đối xứng
Về phương diện vật lý:
Ψ

S
- ứng với trường hợp 2e của H
2
có spin ngược dấu: mật độ e tăng lên
trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực hút xuất hiện → liên kết hình
thành
Ψ
A
- ứng với trường hợp 2e của H
2
có spin cùng dấu: mật độ e giảm
xuống = 0 trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực đẩy xuất hiện → liên
kết không hình thành
Liên kết giữa các nguyên tử H được tạo thành như trên gọi là liên kết cộng hóa trị.
b. Nội dung cơ bản của phương pháp VB về liên kết cộng hóa trị:
• Liên kết cộng hóa trị cơ sở trên cặp e ghép đôi có spin ngược dấu và
thuộc về đồng thời cả hai nguyên tử tương tác (liên kết 2e – 2 tâm)
19
r
a1
r
b2
2
1
a b
r
ab
r
12
r

a2
r
b1
Vị trí tương đối của các
electron và hạt nhân trong
phân tử hydro
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ lẫn nhau giữa các
AO hóa trị của các nguyên tử tương tác (sự tổ hợp tuyến tính các hàm
sóng nguyên tử)
Mức độ và kết quả xen phủ phụ thuộc vào dấu của các AO:
 Xen phủ dương: nếu trong vùng xen phủ các hàm sóng có dấu
giống nhau → xuất hiện lực hút giữa các hạt nhân và các electron
→ liên kết hình thành
 Xen phủ âm: nếu trong vùng xen phủ các hàm sóng có dấu ngược
nhau → xuất hiện lực dẩy giữa các hạt nhân → liên kết không
hình thành
 Xen phủ không: không xuất hiện cả lực hút cũng như lực đẩy →
liên kết không hình thành
• Liên kết cộng hóa trị càng bền khi mật độ xen phủ của các AO càng lớn.
Vì độ xen phủ phụ thuộc vào kích thước, hình dạng của các AO và
hướng xen phủ của chúng → tính chất đặc trưng của liên kết cộng hóa trị là:
bão hòa, định hướng và phân cực.
• Điều kiện tạo liên kết cộng hóa trị:
 Năng lượng của các AO tham gia xen phủ phải xấp xỉ nhau
 Các AO tham gia xen phủ phải có mật độ e đủ lớn
 Các AO tham gia xen phủ phải cùng tính định hướng
• Biểu diễm liên kết cộng hóa trị: H : H hoặc H – H
c. Các loại liên kết cộng hóa trị và bậc liên kết
• Các loại liên kết cộng hóa trị: tùy thuộc vào cách xen phủ của các AO,

tính đối xứng tương đối so với đường nối các hạt nhân mà người ta chia
ra các kiểu liên kết σ, π, δ
• Bậc liên kết: liên kết đơn: bậc 1
liên kết đôi: bậc 2
liên kết ba: bậc 3
Bậc liên kết có thể là số lẻ khi có mặt liên kết π di động
Ví dụ: Cl
2
bậc liên kết = 1,13
20
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
C
6
H
6
bậc liên kết = 1,5
d. Các tính chất của liên kết cộng hóa trị
• Khả năng tạo liên kết và tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị
Dựa vào cơ chế tạo liên kết ta có thể biết được khả năng tạo liên kết cộng hóa
trị của một nguyên tố. Có 2 cơ chế tạo liên kết:
 Cơ chế ghép đôi: liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ
của 2 AO hóa trị chứa e độc thân của 2 nguyên tử tương tác.
→ Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị theo cơ chế ghép đôi được quyết định bởi
số AO chứa e độc thân
Chú ý: số AO chứa e độc thân có thể tăng lên do kích thích:
Ví dụ: C 2s
2
2p
2
→ C* 2s

1
2p
3
 Cơ chế góp chung: liên kết cộng hóa trị được hình thành do một
nguyên tử tương tác đưa ra cặp e hóa trị tự do, còn nguyên tử kia nhận lấy.
→ Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị theo cơ chế cho - nhận được quyết định
bởi số AO trống và số AO chứa cặp electron ghép đôi
 Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị nói chung (theo cả hai cơ chế góp chung và cho -
nhận) được quyết định bởi số AO nói chung (AO trống, AO chứa electron độc thân và
AO chứa cặp electron ghép đôi)
 Tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị: Vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ
có một số giới hạn AO hóa trị nên chỉ có khả năng tạo số giới hạn liên kết cộng hóa
trị. Đó là tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị.
• Tính định hướng và sự lai hóa các AO
 Tính định hướng và cấu hình không gian của phân tử
- Liên kết được phân bố theo phương tại đó sự xen phủ của các AO là lớn nhất
- Liên kết sẽ bền nhất khi mật độ xen phủ các AO là lớn nhất
→ Các liên kết tạo thành có hướng nhất định → phân tử có cấu hình không
gian xác định.
 Thuyết lai hóa các AO
• Để tăng mật độ xen phủ, khi tạo liên kết nguyên tử dùng các AOLH thay thế
cho các AO thuần túy s, p, d, f.
• Các AOLH tạo thành do sự xen phủ của các AO trong nội bộ nguyên tử.
• Đặc điểm của các AOLH:
√ Số AOLH tạo thành = số AO tham gia LH
√ Năng lượng bằng nhau
√ Phân bố đối xứng trong không gian → phân tử bền hơn
√ Hình dạng: giống nhau: mật độ e dồn về một phía → mật độ xen phủ tăng
→ liên kết bền hơn
21

Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Điều kiện để lai hóa bền
√ Năng lượng của các AO tham gia lai hóa xấp xỉ nhau
√ Mật độ e của các AO tham gia lai hóa đủ lớn
√ Liên kết tạo thành đủ bền
→ Trong một chu kỳ: ∆E
ns - np
↑: khả năng LH ↓
Li Be B C N O F Ne
∆E
2s – 2p
(eV)
1.9 2.8 5.7 8.1 11.4 18.9 22.6 26.8
Trong một phân nhóm: kích thước nguyên tử ↑ → khả năng LH ↓
• Các kiểu lai hóa thường gặp: sp, sp
2
, sp
3
Ví:
 Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm A trong phân tử AB
n
y = 2 → A ở trạng thái LH sp → góc LH 180
0
y = 3 → A ở trạng thái LH sp
2
→ góc LH 120
0
y = 4 → A ở trạng thái LH sp
3
→ góc LH 109

0
28’
y - Số cặp e trên lai hóa = Số AOLH = số AO tự do + số AO liên kết
x - số e hóa trị tự do = STT nhóm - số OXH của A
22
n
x
y +=
2
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
Chú ý: + trong công thức này coi B luôn nhận số OXH âm;
+ trong các hợp chất hữu cơ: C
+4
 Số liên kết
π
tạo thành trong phân tử = số OXH – n
 Bậc phản ứng:
∑
∑ ∑
+
=
σ
πσ
B
 Dự đoán cấu hình không gian của phân tử
• Đối với các phân tử AB
n
không có chứa AOLH tự do: Góc lk = góc LH
• Đối với các phân tử AB
n

có AOLH tự do:
- Hiệu ứng đẩy của ↑↓ tự do > của ↓↑ LK > của ↑
- Nếu χ
A
< χ
B
: Đám mây e nằm lệch về phía B → góc dễ bị thu hẹp hơn
- Nếu χ
A
> χ
B
: Đám mây e nằm lệch về phía A → góc khó bị thu hẹp hơn
Kiểu lai hóa của
nguyên tử trung tâm
Dạng phân tử Cấu hình không
gian của phân tử
sp AB
2
Đường thẳng
sp
2
AB
3
Tam giác phẳng
AB
2
Góc (≈ 120
0
)
sp

3
AB
4
Tứ diện
AB
3
Tháp tam giác
AB
2
Góc (≈ 109
0
28’)
• Tính phân cực của liên kết cộng hóa trị
Đám mây e liên kết phân bố giữa 2 hạt nhân nguyên tử:
- Khi 2 nguyên tử tương tác giống nhau: đám mây e phân bố đối xứng giữa 2 hạt
nhân → liên kết không phân cực (đồng cực)
- Khi 2 nguyên tử tương tác khác nhau: đám mây e phân bố bất đối xứng giữa 2
hạt nhân → liên kết bị phân cực (dị cực):
+ Đám mây e lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn → nguyên tử bị
phân cực âm
+ Nguyên tử kia sẽ bị phân cực dương
→ Có thể nói: liên kết cộng hóa trị có cực có một phần tính ion.
A – B A – B A – B
χ
A
= χ
B
χ
A
< χ

B
χ
A
<< χ
B
Lk cht không cực lk cht có cực lk ion
e. Nhận xét về phương pháp VB
• Phương pháp VB giải quyết được một số vấn đề của liên kết cộng hóa trị
 Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị
 Các đặc trưng của liên kết
 Giải thích được cấu trúc và tính chất của nhiều phân tử
 Dễ hình dung
• Nhược điểm của phương pháp VB: chưa được tổng quát, còn nhiều hiện
tượng thực nghiệm không thể giải thích được bằng phương pháp này:
 Tính thuận từ của O
2
 Sự tồn tại khá bền của ion phân tử
+
2
H
 Màu sắc, quang phổ của phân tử …
3. So sánh thuyết VB và MO
23
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
• Khi giải gần đúng phương trình sóng Schroedinger, 2 phương pháp xuất
phát từ luận điểm cơ bản khác nhau:
VB: mô tả sự chuyển động đồng thời của cặp e
MO: mô tả sự chuyển động của từng e riêng biệt.
• Giống nhau ở liên kết 2 tâm:
 Cả 2 thuyết đều dẫn đến sự phân bố e trong phân tử giống nhau.

 Để tạo thành liên kết cộng hóa trị phải có mật độ e giữa 2 hạt nhân
nguyên tử
 Để tạo thành liên kết các AO phải che phủ nhau.
 Cách phân biệt liên kết σ và π giống nhau
• Ưu điểm của VB so với MO: mô tả phân tử một cách cụ thể:
 Cho phép dùng khái niệm hoá trị quen thuộc
 Biễu diễn phân tử bằng công thức cấu tạo
→ Thuyết VB tiện lợi khi trình bày lý thuyết
• Nhược điểm của VB không giải thích được một số trường hợp
• Ưu điểm của MO so với VB:
 Tổng quát hơn: mô tả được liên kết hóa học trong mọi phân tử (kể cả
liên kết kim loại)
 Mô tả được trạng thái kích thích của phân tử
 Giải thích được màu sắc và quang phổ của phân tử
• Nhược điểm của MO: khó
4. Các phân tử cộng hóa trị và lưỡng cực
a. Phân tử cộng hóa trị có cực và không cực
 Phân tử cộng hóa trị có cực là do sự phân bố mật độ e trong phân tử gần
với nguyên tử âm điện hơn, làm cho nguyên tử có độ âm điện lớn hơn sẽ
phân cực âm và nguyên tử kia phân cực dương.
 Phân tử cộng hóa trị không cực là phân tử tạo thành từ các nguyên tử
cùng loại (N
2
, H
2
, O
2
…) hoặc phân tử có tính đối xứng trong không gian
(CO
2

, CH
4
, C
6
H
6
…)
b. Lưỡng cực và moment lưỡng cực
 Phân tử có cực : xuất hiện lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích bằng
nhau nhưng trái dấu (δ+, δ- ) , nằm cách nhau một khoảng l gọi là độ dài
lưỡng cực
 Moment lưỡng cực: là đại lượng vectơ có chiều quy ước từ cực dương
đến cực âm
 µ = ql = δel. Thực tế µ thường được đo bằng đơn vị debye (D)
 Moment lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ moment lưỡng cực của các
liên kết và các cặp electron hóa trị tự do → Các phân tử có cấu tạo đối
xứng đều có
0
=µ

 Phân tử cộng hóa trị: µ = 0 ÷ 4 D. µ càng lớn phân tử càng phân cực
mạnh
III. LIÊN KẾT ION
1. Thuyết tĩnh điện về liên kết ion
Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn:
- Nguyên tử truyền e cho nhau tạo thành ion
- Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện
Na + Cl → Na
+
+ Cl

–
→ NaCl
24
Trần Minh Hương Bài giảng Hóa Đại Cương
1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
3p
5
1s
2
2s
2
2p
6
1s
2

2s
2
2p
6
3s
1
3p
6
2. Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố:
• Khả năng tạo liên kết ion phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các nguyên tố:
 Các nguyên tố có năng lượng ion hóa càng nhỏ (kim loại kiềm, kiềm
thổ) càng dễ tạo cation
 Các nguyên tố có ái lực e càng lớn (halogen) càng dễ tạo anion
• Chênh lệch độ âm điện của các nguyên tử càng lớn liên kết tạo thành có độ
ion càng lớn:
∆χ
Độ ion, %
∆χ
Độ ion, %
∆χ
Độ ion, %
0.2 1 1.4 39 2.6 82
0.6 9 1.8 55 3.0 89
1.0 22 2.2 70 3.2 92
3. Tính chất của liên kết ion: do các ion được xem như các quả cầu tích điện có
điện trường phân bố đồng đều về mọi hướng nên có các tính chất là:
• Không bão hòa
• Không định hướng
• Phân cực rất mạnh
4. Sự phân cực ion: Khi cation tiến lại gần anion, do tác dụng của điện trường

của cation, các e và hạt nhân của anion sẽ dịch chuyển theo hướng ngược nhau:
→ anion bị phân cực.
+ -
25