Biên soạn chuyên đề cấu tạo phân tử các chất vô cơ dùng bồi dưỡng học sinh giỏi hoá học ở trường THPT

MỤC LỤC

Trang
1. Mở đầu .......................................................................................

02

2. Nội dung sáng kiến kinh nghiệm .............................................

02

2.1. Cơ sở lí luận của sáng kiến kinh nghiệm .............................

02

2.2. Thực trạng vấn đề trước khi viết skkn ................................

03

2.3. Các skkn hoặc giải pháp đã sử dụng để giải quyết vấn đề .

05

2.4. Hiệu quả của skkn đối với hoạt động giáo dục, với bản
thân, đồng nghiệp và nhà trường .........................................

27

3. Kết luận và kiến nghị ...............................................................

27

1


1. MỞ ĐẦU
Nhân tài có vai trò rất quan trọng trong sự phát triển kinh tế – xã hội. Trên bia
Văn Miếu Hà Nội, ông cha ta đã khẳng định: “Những người tài giỏi là yếu tố
cốt tử đối với một chỉnh thể. Khi yếu tố này dồi dào thì đất nước phát triển mạnh
mẽ và phồn thịnh. Khi yếu tố này kém đi thì quyền lực đất nước bị suy thoái.
Những người giỏi có học thức là một sức mạnh đặc biệt quan trọng đối với đất
nước”. Vì vậy, để thực hiện thắng lợi công cuộc công nghiệp hoá - hiện đại hoá,
đạt được mục tiêu “Dân giàu, nước mạnh” và đưa nước ta “Sánh ngang với các
cường quốc năm châu trên thế giới”, bên cạnh nâng cao dân trí, Đảng và Nhà
nước ta luôn chú trọng đến bồi dưỡng và phát triển nhân tài. Trong đó, việc phát
hiện và bồi dưỡng những học sinh có năng khiếu về các môn học ngay ở bậc phổ
thông là bước khởi đầu quan trọng để xây dựng nguồn nhân tài tương lai cho đất
nước. Nhiệm vụ này phải được thực hiện thường xuyên trong quá trình dạy học,
qua các kỳ thi chọn và bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp.
Hàng năm, chúng ta luôn tổ chức các cuộc thi học sinh giỏi (HSG) môn
hoá học để phát hiện những em có năng khiếu nên việc tổng kết, đúc rút kinh
nghiệm bồi dưỡng học sinh giỏi hoá học là rất cần thiết và mang tính thiết
thực, góp phần nâng cao chất lượng giáo dục.
Trong giảng dạy cũng như trong bồi dưỡng HSG, chuyên đề cấu tạo phân tử
các chất vô cơ có vị trí hết sức quan trọng. Vì cấu tạo phân tử các chất vô cơ là
nền tảng cơ bản để nghiên cứu các tính chất lý hoá và ứng dụng của chúng.
Nó không những góp phần giúp học sinh hiểu rõ về lý thuyết cấu tạo phân tử, và
giải thích các tính chất dựa vào cấu trúc phân tử mà hơn hết là khi giải loại bài
tập này, các năng lực tư duy cũng như trí tuệ của học sinh được nâng cao như cố
thủ tướng Phạm Văn Đồng đã nói: “Giáo dục ở nhà trường điều chủ yếu không
phải là rèn trí nhớ mà là rèn trí thông minh”. Tuy nhiên, hiện nay chưa có nhiều

công trình nghiên cứu về chuyên đề cấu tạo phân tử các chất vô cơ dùng bồi
dưỡng HSG một cách có hệ thống.
Xuất phát từ những lí do trên, tôi chọn đề tài: “Biên soạn chuyên đề cấu
tạo phân tử các chất vô cơ dùng bồi dưỡng học sinh giỏi Hoá học ở
trường THPT”.
2. NỘI DUNG SÁNG KIẾN KINH NGHIẸM
2.1. Cơ sở lí luận của sáng kiến kinh nghiệm
Việc phát hiện và bồi dưỡng HSG đã có rất lâu. Hầu hết các nhà trường
đều coi trọng vấn đề bồi dưỡng HSG và khẳng định cần có một chương trình
giáo dục đặc biệt để phát triển và đáp ứng được tài năng của HSG. Phần lớn
các nhà trường đều chú ý bồi dưỡng HSG từ đầu năm học. Cách thức tổ chức
dạy cũng rất đa dạng: Có nơi tổ chức thành lớp, trường riêng… một số nơi tổ
chức dưới hình thức tự chọn hoặc khóa học mùa hè, một số nơi khác do các
trung tâm tư nhân hoặc các trường Đại học đảm nhận…
2.1.1. Một số quan niệm về học sinh giỏi
2.1.1.1. Ở các nước phát triển
Nhiều bang của Mỹ có đạo luật về giáo dục HSG. Luật bang Georgia còn
đưa ra cả một định nghĩa về HSG: “HSG là học sinh chứng minh được trí tuệ ở
2


trình độ cao và có khả năng sáng tạo, thể hiện một động cơ học tập mãnh liệt và
đạt xuất sắc trong lĩnh vực lý thuyết, khoa học; người cần một sự giáo dục đặc
biệt và sự phục vụ đặc biệt để đạt được trình độ tương ứng với năng lực của
người đó”.
2.1.1.2. Ở Việt Nam
Theo PGS Bùi Long Biên (ĐH Bách khoa): ‘‘HSG hóa học phải là người nắm
vững bản chất hiện tượng hóa học, nắm vững các kiến thức cơ bản đã được học,
vận dụng tối ưu các kiến thức cơ bản đã được học để giải quyết một hay nhiều vấn
đề mới (do chưa được học hoặc chưa thấy bao giờ) trong các kì thi đưa ra’’.

Theo PGS.TS Trần Thành Huế (ĐHSP Hà Nội): Nếu dựa vào kết quả bài thi
để đánh giá thì một học sinh giỏi hoá cần hội đủ các yếu tố sau đây:
- Có kiến thức cơ bản tốt, thể hiện nắm vững các khái niệm, định nghĩa,
định luật, quy tắc đã được quy định trong chương trình, không thể hiện thiếu
sót về công thức, phương trình hoá học.
- Vận dụng sắc bén, có sáng tạo, đúng các kiến thức cơ bản.
- Tiếp thu và dùng được ngay một số ít vấn đề mới do đầu bài đưa ra.
Những vấn đề mới này là những vấn đề chưa được cập nhật hoặc đã được đề
cập đến mức độ nào đó trong chương trình hoá học phổ thông nhưng nhất
thiết vấn đề đó phải liên hệ mật thiết với các nội dung chương trình.
2.1.2. Những phẩm chất và năng lực tư duy của một học sinh giỏi hoá học
2.1.2.1. Phẩm chất và năng lực tư duy cần có của một học sinh giỏi hoá
học
- Có kiến thức hoá học cơ bản, vững vàng, sâu sắc, hệ thống. Để có được
phẩm chất này đòi hỏi học sinh phải có năng lực tiếp thu kiến thức, tức là có
khả năng nhận thức vấn đề nhanh, rõ ràng; có ý thức tự bổ sung, hoàn thiện
kiến thức ngay ở dạng sơ khởi.
- Có trình độ tư duy hoá học phát triển, có tính sáng tạo cao. Để có được
những phẩm chất này đòi hỏi học sinh phải có năng lực suy luận logic, năng
lực kiểm chứng, năng lực diễn đạt…
- Có khả năng quan sát, nhận thức các hiện tượng hoá học. Phẩm chất này
được hình thành từ năng lực quan sát sắc sảo, mô tả, giải thích hiện tượng các
quá trình hoá học, năng lực thực hành của học sinh.
- Có khả năng vận dụng linh hoạt, mềm dẻo, sáng tạo kiến thức, kỹ năng
đã có để giải quyết vấn đề, các tình huống xảy ra. Đây là phẩm chất cao nhất
cần có ở một HSG.
2.1.2.2. Dấu hiệu nhận biết
Đối tượng HSG thường có các biểu hiện sau:
- Đạt điểm cao trong các kì thi tuyển chọn của nhà trường, địa phương.
- Có lòng hăng say học tập, tinh thần tự giác trong việc tìm tòi, nghiên cứu

kiến thức hóa học.
- Có khả năng tư duy (phân tích, tổng hợp, so sánh, khái quát hóa, trừu
tượng hóa …) và nhanh nhạy tri giác kiến thức mới.
2.2. Thực trạng vấn đề trước khi viết skkn
2.2.1. Điều tra cơ bản
3


Trong khoảng thời gian từ đầu tháng 9 đến hết tháng 10 năm học 2015 2016, chúng tôi đã trực tiếp dự giờ các tiết học đại cương hoá vô cơ bồi
dưỡng HSG cấp tỉnh, cấp quốc gia ở một số trường THPT trên địa bàn tỉnh
Thanh Hoá và gửi phiếu điều tra đến các giáo viên, chuyên viên và các em
học sinh. Sau quá trình điều tra, chúng tôi thu được kết quả như sau:
Thuận lợi
- Đảng và Nhà nước ta rất quan tâm đến công tác bồi dưỡng và đào tạo
nhân tài, đã đề ra cả một “Chương trình quốc gia bồi dưỡng nhân tài” giai
đoạn 2008-2020 với những bước đi và mục tiêu cụ thể. Đây sẽ là động lực
mạnh mẽ thúc đẩy việc bồi dưỡng, đào tạo nhân tài cho đất nước.
- Cơ sở vật chất trong trường học từng bước được nâng lên. Các trường
THPT đều có phòng thí nghiệm với dụng cụ thí nghiệm và hóa chất khá đầy đủ.
- Sự đổi mới nội dung SGK đã góp phần tích cực vào việc phát triển tư
duy và kĩ năng hóa học cho học sinh. Các kiến thức khoa học đã được trình
bày ở mức độ lí thuyết cao hơn, yếu tố định lượng nhiều hơn, tăng cường các
nguồn thông tin tạo điều kiện học sinh dự đoán, tìm tòi và kiến tạo kiến thức.
Các khái niệm, định nghĩa, quy tắc được chỉnh sửa và trình bày theo quan
điểm hiện đại cả về lí thuyết và phương diện thực nghiệm công nghệ sản xuất.
Số lượng thí nghiệm và bài thực hành được gia tăng trong mỗi bài học, trong
mỗi chương của chương trình. Nội dung kiến thức hóa học gắn với đời sống
thực tiễn cũng được tăng cường, làm cho việc học hóa học trở nên có ý nghĩa
đối với học sinh.
- Giáo viên tham gia công tác bồi dưỡng học sinh giỏi có nhiều kinh

nghiệm và nhiệt tình trong giảng dạy.
- Sách tài liệu tham khảo rất phong phú và đa dạng, tạo điều kiện thuận lợi cho
quá trình tự học, tự nghiên cứu của học sinh. Đặc biệt, với sự phổ biến rông rãi của
internet như hiện nay, việc tìm kiếm thông tin khoa học của học sinh rất dễ dàng.
Khó khăn
Bên cạnh những thuận lợi nêu trên thì công tác bồi dưỡng HSG hoá học ở
bậc THPT hiện nay còn gặp nhiều khó khăn:
- Đa số phụ huynh học sinh đều muốn con em mình thi đậu Đại học nên
không khuyến khích hoặc không muốn cho con em mình tham gia đội tuyển
HSG.
- Học sinh không muốn tham vào đội tuyển HSG vì học tập vất vả, tốn
nhiều thời gian mà hầu như không được một quyền lợi nào về học tập khi đạt
một giải nào đó trong kì thi HSG. Tâm lí của các em HSG là học để thi đậu
vào một trường Đại học nào đó mà các em và gia đình lựa chọn.
- Nội dung, phương pháp giảng dạy bồi dưỡng HSG còn dựa vào kinh
nghiệm của giáo viên trực tiếp giảng dạy là chính.
- Giáo viên bồi dưỡng HSG vẫn phải hoàn thành tất cả công tác giảng dạy như
các giáo viên khác, đôi khi còn kiêm nhiệm nhiều công tác khác như chủ nhiệm,
tổ trưởng bộ môn... nên việc đầu tư cho công tác bồi dưỡng cũng có phần hạn chế.
- Chế độ chính sách hiện nay cho giáo viên bồi dưỡng HSG còn thấp,
không đủ sức thu hút giáo viên giỏi đầu tư nghiên cứu để bồi dưỡng HSG.
Giải pháp
4


- Tạo điều kiện tối đa cho các thầy cô cùng các em học sinh tham gia khóa
học bồi dưỡng HSG.
- Cần có chính sách khuyến khích thỏa đáng để kích thích học sinh tham gia.
- Thường xuyên quan tâm, thăm hỏi, động viên tinh thần đội ngũ tham gia
bồi dưỡng HSG.

2.3. Các skkn hoặc giải pháp đã sử dụng để giải quyết vấn đề .
BIÊN SOẠN CHUYÊN ĐỀ CẤU TẠO PHÂN TỬ CÁC CHẤT VÔ CƠ
DÙNG BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI HOÁ HỌC
2.3.1. Khái niệm về chuyên đề và nguyên tắc biên soạn chuyên đề sử dụng
trong bồi dưỡng học sinh giỏi
2.3.1.1. Khái niệm
Chuyên đề hóa học là một nội dung hoá học được biên soạn có tính chất hệ
thống, nâng cao cập nhật phục vụ cho mục đích bồi dưỡng HSG
Cấu trúc chuyên đề bao gồm:
+ Phần 1: Tóm tắt lý thuyết cơ bản và nâng cao.
+ Phần 2: Hệ thống bài tập áp dụng bao gồm các dạng bài tập và số
lượng bài tập.
+ Phần 3: Danh mục các tài liệu tham khảo để học sinh tự học.
2.3.1.2. Nguyên tắc biên soạn chuyên đề
1 .Chọn lọc các nội dung cơ bản, khó dạy trong chương trình hoá học phổ
thông.
2. Tóm tắt các nội dung lý thuyết trọng tâm và nâng cao.
3. Xây dựng các dạng bài tập theo nội dung chuyên đề.
4. Thiết kế và tuyển chọn hệ thống bài tập nâng cao dùng bồi dưỡng HSG.
5. Phương pháp sử dụng hệ thống bài tập vào quá trình phát hiện và bồi
dưỡng HSG.
2.3.1.3. Tầm quan trọng của chuyên đề cấu tạo phân tử các chất vô cơ
trong bồi dưỡng học sinh giỏi hoá học
Cấu tạo phân tử các chất vô cơ là nền tảng cơ bản để nghiên cứu các tính
chất lý hoá và ứng dụng của chúng. Vì vậy nó có vai trò quan trọng trong việc
bồi dưỡng các năng lực tư duy hoá học cho HSG. Trên cơ sở đó học sinh có
thể phát triển các kiến thức về lý thuyết hoá học để phục vụ cho việc học tập
trong chương trình hoá học vô cơ.
2.3.2.1. Biên soạn phần lí thuyết trọng tâm và nâng cao
2.3.2.1.1. Các đặc trưng về cấu tạo phân tử

2.3.2.1.1.1. Năng lượng liên kết
Là năng lượng tối thiểu để phá vỡ liên kết đó ở những điều kiện xác
định, kí hiệu EA-B (A, B là kí hiệu nguyên tử). Ngược lại, khi hình thành
phân tử các nguyên tử ban đầu, kèm theo sự giải phóng năng lượng.

5


⇒ Về giá trị tuyệt đối năng lượng của quá trình phá vỡ liên kết và hình
thành liên kết (phân tử) là như nhau nhưng có dấu hiệu ngược nhau, theo
quy ước Nhiệt động học:
phá vỡ
EΔH=
A-B
A-B →
A+B
>0
hình thành
ΔH <0
A+B→
A-B
Ví dụ: H2 →2H; EH-H = 436kj.mol -1
2H→H2; ΔH = -436kj.mol -1
⇒ Theo quy ước trên, năng lượng liên kết luôn có dấu dương.
⇒ Năng lượng liên kết hoá học càng lớn thì liên kết càng bền.
2.1.1.2. Độ dài liên kết
Là khoảng cách giữa tâm của hai nguyên tử tham gia liên kết. Độ dài
o
o
liên kết thường tính theo anstron ( A ): 1 A =10-8cm

o

o

Ví dụ: dH-H = 0.74 A ; dC-H = 1.09 A
⇒ Độ dài liên kết càng ngắn thì liên kết càng bền:
Liên kết
C-C
C=C
C≡C
E(kj.mol-1)
347.0
597.7
811.0
o
1.54
1.34
1.20
d( A )
2.3.2.1.1.3. Góc liên kết
Là góc tạo bởi hai liên kết ở cùng một nguyên tử với hai nguyên tử khác.
·
Ví dụ góc HOH
trong hai phân tử H 2O là 124028’.
- Độ âm điện của nguyên tử trung tâm càng lớn thì góc liên kết càng
lớn.
- Độ âm điện của phối tử càng lớn thì góc liên kết càng nhỏ.
Ví dụ: χ 0 > χ s → ∠ClOCl > ∠ClSCl và χ f > χCl → ∠FOF > ∠ClOCl
2.3.2.1.1.4 Độ bội của liên kết (bậc liên kết)
Là một số mối liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử cho trước.

Ví dụ: Phân tử HCl⇒H-Cl⇒ độ bội bằng 1
Phân tử O2⇒O = O⇒ độ bội bằng 2
Phân tử N2⇒N ≡ N⇒ độ bội bằng 3
⇒ Độ bội liên kết càng lớn thì phân tử càng bền.
2.3.2.1.1.5. Các dạng liên kết hoá học
2.3.2.1.1.5.1. Một số dạng liên kết chính
Dạng liên kết
Ví dụ
Đặc điểm liên kết
Không phân Cl:Cl
Cặp electron dùng chung nằm
cực
giữa hai nguyên tử.
Liên
H:Cl
Cặp electron dùng chung lệch
kết
Phân cực
về phía nguyên tử có độ âm
cộng
điện lớn hơn.
hoá trị
H
Cặp electron dùng chung chỉ
Cho - nhận
+
H
N
H do một nguyên tử đơn
(Phối trí)

H
phương cung cấp.
6


Na+Cl-

Electron chuyển hẳn về một
nguyên tử trong phân tử tạo
thành các ion.

Liên kết ion

2.3.2.1.1.5.2. Liên kết σ và liên kết π:
Theo cơ học lượng tử, liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự xen
phủ hai obital một electron (có spin khác nhau). Sự xen phủ xảy ra càng
nhiều thì mật độ điện tích âm giữa hai hạt nhân càng lớn, lực càng mạnh,
liên kết càng bền (độ dài liên kết càng ngắn).
Tuỳ theo cách xen phủ mà liên kết cộng hoá trị được chia thành 2 loại:
Liên kết xích ma (σ) và liên kết pi (π).
* Liên kết σ : Hình thành do sự xen phủ 2 obital (của 2 electron tham gia
liên kết) theo trục liên kết (xen phủ trục, head to head), mỗi AO có 1
electron với sự chiều tự quay ngược nhau. Theo cách này mật độ xen phủ
lớp nên liên kết σ bền vững.
Nguyên tử dễ dàng quay quanh trục nối hai hạt nhân nếu giữa chúng chỉ
có liên kết σ, dẫn đến hình dạng phân tử thay đổi được trong không gian.
Tuỳ theo loại obital tham gia liên kết là s hay p mà ta có các loại liên kết
σ theo kiểu s-s, p-p, s-p:
s – s (σ)

p – p (σ)

s – p (σ)

* Liên kết π : Hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở trong hai bên
trực liên kết ( xen phủ bên, side to side), mỗi obitan có 1 electron với spin
trái chiều. Theo cách này mật độ xen phủ nhỏ nên liên kết π kém bền hơn.
Mặt khác, do trục đối xứng của 2 obitan p song song nên nguyên tử không
quay được xung
quanh trục nối hai hạt nhân, dẫn đến xuất hiện đồng phân hình học ( một
dạng của đồng phân không gian hay đồng phân lập thể).

p – d (π)
p – p (π)
2.1.2. Mô hình Lewis
2.1.2.1. Giới thiệu
* Trong liên kết cộng hoá trị, những cặp eletron kết hợp hai nguyên tử
được tạo ra bằng cách dùng chung các electron hoá trị và chúng có thể
được lấy ra từ hai nguyên tử (liên kết phân phối trí):
A • + • B → A •• B hay A − B
A W+ •• B → A •• B hay A ¬ B (chính chính xác hơn A − B )

7


Chú ý: Trong hai kiểu liên kết này, khi liên kết A-B được hình thành, ta
không thể tìm lại được nguồn gốc của các electron trong cặp electron góp
chung (nguyên lý không phân biệt được).
* Số liên kết cộng hoá trị có khả năng tạo ra được bởi một nguyên tử
phụ thuộc không những vào số electron độc thân mà còn vào số cặp

electron và các orbital trống (liên kết phối trí).
2.1.2.2. Quy tắc bát tử
* Nhận thấy trừ trường hợp He mà lớp vỏ hoá trị chỉ có một cặp
electron 1s2 còn mọi khí hiếm khác có cấu hình ns 2np6 với 8 electron hoá trị
của chúng tạo ra 4 cặp electron xung quanh hạt nhân và tập hợp đó gọi là
bát tử.
* Quy tắc bát tử: Các nguyên tử của phân tử cùng chia nhau những cặp
electron cần thiết để thực hiện bát tử của chúng.
* Quy tắc 8-N: Số x liên kết cộng hoá trị mà một nguyên tử có thể tạo ra
phụ thuộc trực tiếp vào số electron hoá trị N của nó:
x=8-N
Chú ý: Hiđro là trường hợp đặc biệt do cấu trúc electron (1s 2), nó có
khuynh hướng tự nhiên là đạt được cấu trúc bền của khí hiếm gần nhất (He).
Mặc dù nó không có khả năng tạo ra nhiều hơn một liên kết, ta cho rằng thoả
mãn tinh thần của quy tắc bát tử, khi đó về từ ngữ có sai một chút so với tên
bát tử.
* Quy tắc giải bát tử giải thích hoàn hảo khuynh hướng của các nguyên
tố flo (N=7), oxi (N=6), Nitơ (N=5) và cacbon (N=4). Kết hợp tương ứng
với 1, 2, 3, 4 electron tạo ra một số liên kết cộng hoá trị tương ứng.
Ví dụ công thức Lewis của HF, H 2O, NH3 và CH4 được biểu diễn như sau:
××

H ×F×
××

hay

H ×O× H

hay

•H×

hay

•H×

hay

H N
×× H

H C
ו H
H

H F
H O H
H
H N H
H
H C H
H

* Quy tắc bát tử có thiếu sót trong trường hợp các hiđrua của Liti, Beri
và Bo: Nguyên tử các nguyên tố này đều thiếu electron biểu thị bằng
những hình chữ nhật, mỗi hình chữ nhật thể hiện sự thiếu một cặp electron
trong cấu trúc bát tử của chúng.
Ví dụ trong công thức Lewis của LiH, BeH 2, và BH3 như sau:

8


Li H

hay

Li H

H Be H

hay

H Be H

H ×B• H
H

hay

H B H
H

* Quy tắc bát tử cũng không thoả mãn với trường hợp quá 8 electron
(PCl5, SF6...) hoặc có số electron hoá trị lẻ (NO, NO 2...).
2.1.2.3. Cách viết công thức Lewis
Công thức Lewis là một sơ đồ phẳng biểu diễn các cặp electron liên kết
của các nguyên tử trong phân tử ⇒ đó chính là cách mô tả hai chiều khi
được lạm dụng gọi là cấu trúc Lewis. Để viết được công thức Lewis cần
theo một số bước sau đây:

* Tính tổng electron hoá trị của chất nghiên cứu (N e):
Ne biểu thị tổng N các electron hoá trị của một nguyên tử, trường hợp là
ion phải xét tới điện tích q = z x electron (z < 0 với anion và z > 0 với
cation)
⇒ Ne = (∑N) - Z
⇒ Số cặp electron được phân bố phụ thuộc vào tính chẵn lẻ của N e cụ
thể là:
Ne
nếu Ne là chẵn
2
Ne − 1
nếu Ne là lẻ
2

* Viết ký hiệu hoá học các nguyên tử sao cho các nguyên tử cuối cùng
(phối tử) bao quanh những nguyên tử trung tâm (là nguyên tử cần nhiều
nhất số electron bát tử cho lớp ngoài cùng của nó).
* Sử dụng đầu tiên các cặp electron để tạo ra liên kết đơn giữa các
nguyên tử trung tâm và phối tử.
* Điền bát tử cho mỗi nguyên tử phối tử bằng cách thêm số các cặp
electron cần thiết. Chú ý:
- Không bao giờ thêm cho Hiđro vì nó luôn có hoá trị một.
- Phối tử halogen chỉ tham gia vào một liên kết đơn và do đó có 3 cặp
electron không liên kết.
* Điền tất cả các cặp electron còn lại (và electron thêm khi N e lẻ) vào các
nguyên tử trung tâm và kiểm tra xem chúng có tuân theo quy tắc bát tử hay
không.
* Dự kiến một hay nhiều liên kết bội nếu không đủ số electron để thoả
mãn quy tắc bát tử của các nguyên tử trung tâm.
* Xác định điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử với điều kiện tổng của

chúng phải bằng điện tích của chất đó.
Chú thích:

9


 § iÖn tÝch
  § iÖn tÝch   Tæng sè e Sè liªn kÕt 
 h×
 = lâi cña  −  riªng cña  −  nguyªn tö ®ã
 
 nh thøc
 
 
 (2.11)
 cña nguyªn tö  nguyªn tö  nguyªn tö  tham gia


Điện tích lõi của nguyên tử là một số dương, có trị số bằng số electron
hoá trị của nguyên tử đó.
* Khi có nhiều công thức Lewis biểu diễn cho cùng một chất hoá học và
các biểu diễn đó chỉ khác nhau ở sự phân bố các electron xung quanh các
hạt nhân, thì chất hoá học đó không thể mô tả bằng một công thức Lewis.
⇒ Phương pháp mesome sử dụng một tập hợp các công thức gọi là các
công thức giới hạn hay các dạng mesome, hay các cấu trúc cộng hưởng.
Không có một công thức giới hạn nào là tồn tại thật, chúng phải được xét
một cách đồng thời. Phân tử thực là một dạng trung bình giữa các cấu trúc
hình thức và giả định này. Một hợp chất được sơ đồ hoá như vậy không
phải là hỗn hợp các phân tử tương ứng với mỗi công thức giới hạn và cũng
không phải là một cấu trúc dao động giữa các biểu diễn khác nhau ⇒ Cấu

trúc thực là cấu trúc lai hoá cộng hưởng giữa các dạng mosemo.
Ví dụ 1. Viết công thức Lewis của PCl 3
Áp dụng các bước trên ta có: N e = (7.3+5) = 26e. Vì N e chẵn
26
⇒ Số cặp electron trong phân tử là
= 13 cặp.
2
⇒ P là nguyên tử trung tâm và Cl là phối tử. Vì số phối tử Cl bằng 3 ⇒
có 3 cặp electron tạo ra liên kết đơn giữa P và Cl:
Cl
•×

(a)

Cl P Cl

Vì Cl có 7 electron hoá trị ⇒ mỗi phối tử Cl còn
để tạo thành bát tử:

7 −1
= 3 cặp electron
2

••

Cl

•• •× ••

(b)

Cl
• • P Cl
••

Số cặp electron còn lại bằng 13 - 12 = 1 cặp phải thuộc về nguyên tử
trung tâm P để thoả mãn bát tử:
(c)

Cl

Cl

•• •× ••

Cl
• • ×P× Cl
••

hay

Cl P Cl

Từ (2.1) ta tính được điện tích hình thức của:
P=5-2-3=0
Cl = 7 - 6 - 1 = 0
⇒ Công thức Lewis của PCl 3 như công thức (c).
Ví dụ 2. Viết công thức Lewis của CO32−
Chú ý đến điện tích -2 thì ion cacbonat CO32− có
Ne = (1.4) + (3.6)-(-2) = 24

10


24
= 12 cặp ⇒ có 3 cặp để tạo liên kết σ,
2
còn có 3 cặp để tạo ra các bát tử khác.
Sự tạo thành các bát tử ở nguyên tử C đòi hỏi tạo ra liên kết bộ giữa C
và O, đặt vào mỗi nguyên tử O hai cặp cho ta công thức (a). Ion đa nguyên
tử CO32− gồm hai kiểu liên kết, một liên kết đôi C = O 1 ngắn và bền hơn hai
liên kết đơn C-O 2 và C-O3.
Thực nghiệm cho ta thấy 3 nguyên tử O hoàn toàn như nhau: Các
khoảng cách C - O đều bằng 129pm và phân tử ở dạng phẳng, các góc
OCO đều bằng 120 0 ⇒ còn có 2 dạng mesome là (b) và (c):
⇒ có 3 cặp electron hoá trị là

O2

O2
C

O2

O1

O1

C

C

O3

O3

(a)

O1

O3

(b)

(c)

2

3

Trong công thức trên, C - O (b) và C - O (c) đều biểu thị tính chất của
liên kết đôi.
Ba công thức Lewis (a, b, cữa C với O trong CO32− có bậc trung gian
giữa liên kết đôi C = O (bằng 2) với l) mô tả những dạng mesome khác
nhau, hai điện tích âm của ion được phân chia trên toàn bộ phân tử. Không
một công thức nào ở trên là hoàn toàn đúng, vì chúng có một xác xuất tồn
tại bằng nhau tạo ra những công thức giới hạn. Theo quy ước chúng phải
cùng biểu diễn cách nhau bởi một mũi tên hai chiều (↔). Sự chồng chập
của 3 dạng cho ta một lai hoá cộng hưởng (các dấu...biểu thị sự không định
vị electron trên bốn tâm):
2O

2
O

C

1

3O

⇒ Điện tích trên mỗi nguyên tử oxi trong CO32− tính theo công thức:
(Điện tích hình thức trên
Điện tích toàn nhóm
mỗi nguyên tử xác định)
Số cấu tạo cộng (2.12)
=
hưởng
2
Áp dụng: Điện tích hình thức trên mỗi nguyên tử oxi = −
3
2−
Kết quả này cho thấy điện tích trong nhóm CO3 không cố định trên
một nguyên tử oxi nào mà được phân bố cho các nguyên tử trong nhóm ⇒
có sự giải toả điện tích mà thực chất là sự giải toả electron.
⇒ Bậc liên kết trong công thức cấu tạo cộng hưởng được tính theo công thức:
Tổng các bậc liên kết đó
Bậc liên kết
(2.13)
= Số cấu tạo cộng hưởng
11

Áp dụng ta có bậc của liên kết giiên kết đơn C - O (bằng 1).
2.1.3. Mô hình VSEPR (thuyết sự đẩy các cặp electron của những lớp hoá
trị)
2.1.3.1. Nội dung
2.1.3.1.1. Mô hình VSEPR
Công thức phân tử của một chất chỉ cho ta biết số nguyên tử trong phân
tử mà không cho biết được hình dạng hoá học của phân tử nghĩa là chưa
biết được một số tính chất suy ra trực tiếp từ các đặc trưng hình học của
phân tử. Ví dụ các phân tử H 2O và H2S có dạng góc nên ở trạng thái lỏng,
chúng là những dung môi tuyệt vời đối với các chất ion trong khi các chất
tương tự chúng như CO 2 hay CS2 có dạng thẳng và chỉ dùng làm dung môi
cho các phân tử cộng hoá trị. Trong thực tế biết số m nguyên tử X kết hợp
với nguyên tử trung tâm A chưa đủ để xác định cấu trúc phân tử AX m vì
chính số electron hoá trị tổng cộng N e mới đóng vai trò quyết định.
* Xuất phát từ ý tưởng các cặp electron hoá trị của một nguyên tử luôn
đẩy lẫn nhau, R.J.Gilespie đã đưa ra các quy tắc tiên đoán sự định hướng
các liên kết xung quanh một nguyên tử trung tâm của phân tử hoặc ion gọi
là thuyết sự đẩy các cặp electron của những lớp hoá trị, Viết tắt là VSEPR
(từ tiếng Anh: Valence Shell Electronic Pair Repusions)
* Nội dung: Mọi cặp electron liên kết và không liên kết (cặp electron tự
do) của lớp ngoài đều cư trú thống kê ở cùng một khoảng cách đến hạt
nhân, trên bề mặt quả cầu mà hạt nhân nằm ở tâm. Các electron tương ứng
sẽ ở vị trí xa nhau nhất để lực đẩy của chúng giảm đến cực tiểu.
* Mô hình VSEPR: Xét phân tử AX mEn trong đó nguyên tử X liên kết với
nguyên tử trung tâm A bằng những liên kết σ và n cặp electron không liên
kết hay cặp electron tự do E. Khi đó tổng m+n xác định hình học của phân
tử:
m + n = 2 → Phân tử thẳng

m + n = 3 → Phân tử phẳng tam giác
m + n = 4 → Phân tử tứ diện
m + n = 5 → Phân tử tháp đôi đáy tam giác
m + n = 6 → Phân tử tháp đôi đáy vuông (bát diện)
m + n = 7 → Phân tử tháp đôi đáy ngũ giác
(Xem Hình 2.1: Sơ đồ đa diện một số phân tử AX mEn)
2.1.3.1.2. Tiêu chí so sánh
* Thứ tự lực đẩy giữa các cặp electron như sau:
klk - klk > klk - lk > lk - lk
Trong đó: klk - cặp electron không liên kết (E)
lk - cặp electron liên kết
* Một electron độc thân đẩy yếu hơn một cặp electron.
* Trong trường hợp các dạng mesome thì dạng hình học của sự lai hoá
cộng hưởng khả dĩ nhất.
2.1.3.1.3. Hệ quả cấu trúc
* Góc liên kết: Sự có mặt của các cặp không liên kết ở nguyên tử trung
tâm A của phân tử AX m nói chung sẽ kéo theo một biến dạng phân tử. Các
12


cặp không liên kết chiếm thể tích lớn hơn thể tích của một cặp liên kết do
đó nó làm mở góc liên kết EAX và làm khép góc liên kết XAX.
* Phân cực hoá phân tử: Phân tử là phân cực khi có trung tâm điện tích
dương và âm không trùng với nguyên tử trung tâm A, đó là trường hợp khi
A mang các ligan X và X ’ khác, hoặc mang các cặp không liên kết (trừ
trường hợp AX 2E3 và AX4E2.
Dạng hình học một số phân tử AX mEn
Sơ
Đa diện
Công

Dạng phân
Phân tử
Phân tử
m+
đồ
phối trí
thức
tử
liên kết
liên kết
n
đa
Xm En
cấu trúc
AXm
đơn
bội
diện
Đoạn
BeH2
CO2
2
AX2Eo
(a)
thẳng
thẳng
BeCl2
HCN
SO3,
tam giác

BH3
NO3−
AX3Eo
(b)
đều
AlCl3
HClO2
Tam giác
3
đều
SO2,
NO 2
AX2E1
(c)
gấp khúc
SnCl2
NOCl

4

Tứ diện

5

SOBr2
ClO3−

tứ diện

AX3E1

(e)

tháp đáy
tam giác

AX2E2

(f)

gấp khúc

(g)

tháp đôi ba
phương

PCl5
AsF5

SO4F
Fe(CO)5

(h)

tứ diện
không đều

IF4+
TeCl4

BrF3
ICl2(C6H5)
I3−
XeF2

IOF3
XeF2O2

AX4E1
AX3E2

AX6E0
Bát diện

NH3
OH 3+
OF2
NH −2

(d)

AX2E3

6

SO 24−
POCl3

AX4Eo

AX5E0
Tháp đôi
ba phương

CH4
NH +4

AX5E1
AX4E2

(i)

dạng T

(j)

thẳng

(k)
(l)
(m)

bát diện

SF6

tháp đáy
vuông

BrF5

vuông
13

SbCl5−
ICl −4

XeF4

ClO −2

IF5O
 IO 2 (OH)-4 

XeF4O
-

−


a) AX2E0

b) AX3E0

c) AX2E1

d) AX4E0

e) AX3E1

f) AX2E2

g) AX5E0

k) AX6E0

i) AX3E2

h) AX4E1

l) AX5E1

j) AX2E3

m) AX4E2

Hình 2.1: Sơ đồ đa diện một số phân tử AX mEn
2.1.3.2. Áp dụng
Thí dụ: Dự toán dạng hình học của một số phân tử ion sau:
BeCl 2, CO2, CS2, HCN

Hướng dẫn:
Có thể xác định dạng hình học của phân tử BeCl 2 theo các bước sau:
1. Từ công thức phân tử BeCl 2 viết công thức Lewis để thấy vị trí tương
đối của các nguyên tử và số nhóm electron
Cl Be Cl

2. Đếm tất cả các nhóm electron xung quanh nguyên tử trung tâm kể cả
electron liên kết và electron không liên kết. Các hợp chất khí của Be là
những hợp chất khuyết electron (không đủ 8e), nên xung quanh nguyên tử

trung tâm Be chỉ có hai cặp electron.
3. Khi hai nhóm electron xung quanh nguyên tử trung tâm được phân bố
càng xa nhau càng tốt thì chúng sẽ hướng theo hai chiều ngược nhau. Sự
sắp xếp các nhóm electron theo đường thẳng khiến BeCl 2 là một phân tử
thẳng và góc liên kết là 180 0.
14


Cl

Be

Be

Cl

Cl

1800

Cl

1800

- Dạng hình học của phân tử CO 2
Cũng tiến hành tương tự như trên ta thấy trong phân tử CO 2, xung quanh
nguyên tử C có hai liên kết đôi.
O

C

O

O

1800

C

O

1800

Mỗi liên kết đôi được coi như một nhóm electron và được định hướng
theo chiều ngược lại tạo thành góc 180 0.
Như vậy CO2 là một phân tử thẳng.
Chú ý: Các cặp electron không liên kết xung quanh các nguyên tử O trong
CO2 cũng như xung quanh các nguyên tử Cl (trong BeCl 2) không ảnh
hưởng gì đến hình dạng của phân tử mà chỉ có các nhóm electron xung
quanh nguyên tử trung tâm mới ảnh hưởng tới hình dạng của phân tử.
- Cũng tương tự như trên, các phân tử CS 2, HCN cũng là những phân tử
thẳng:
S
S
C
N
H
C
1800

1800

- Những dự đoán trên đều phù hợp với thực tế.
Thí dụ 2: Dự toán dạng hình học của một số phân tử ion sau:
BF3, NO3− , CO32− . Thử nêu ra một số bước cần tiến hành để xác định dạng
hình học của các phân tử trên.
Hướng dẫn:
- Dạng hình học của phân tử BF 3
1. Viết công thức Lewis của BF 3
F
F

B
F

2. Các hợp chất khí của BF 3 là những chất khuyết electron; xung quanh
nguyên tử trung tâm B chỉ có 3 cặp electron tạo thành 3 liên kết đơn với
các nguyên tử F.
3. Khi 3 nhóm electron xung quanh nguyên tử trung tâm B được phân
bố càng xa nhau càng tốt thì chúng sẽ hướng theo góc 120 0 (Hạt nhân nằm
·
trên một mặt phẳng và mỗi FBF
bằng 120 0).

15


F
B
F

F

Dạng hình học của phân tử BF 3 là một tam giác phẳng. Dự đoán trên là
phù hợp với thực tế.
- Hình dạng của các ion NO-3, CO32Cũng lập luận như trên, ta dự đoán dạng hình học của các ion
NO-3, CO32- là những tam giác phẳng. Thực tế cũng xác nhận điều đó.
2-

-

O

O

N
O

1200

C
O

O

1200

O

2.1.4. Khảo sát liên kết hoá học bằng phương pháp VB

2.1.4.1. Những luận điểm cơ bản
2.1.4.1.1. Nội dung cơ bản
* Phương pháp VB cho rằng trong phân tử các electron vẫn chuyển
động trên các orbital nguyên tử (AO). Sự phân bố electron vào các AO đó
tạo nên cấu hình electron của phân tử.
* Mỗi liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự ghép đôi hai electron
có spin đối song mà mỗi electron này trước khi tham gia liên kết thuộc một
nguyên tử (trường hợp chung).
* Trong sự hình thành liên kết hoá học có sự xem phủ hai AO tham gia
liên kết. Sự xen phủ này được ưu tiên theo phương của trục nối hai hạt
nhân nguyên tử (tính định hướng của liên kết cộng hoá trị) và được phân
bố theo hướng có sự xen phủ lớn nhất (nguyên lý xen phủ cực đại).
* Độ xen phủ các AO hoá trị càng lớn thì liên kết càng bền (độ xen phủ
càng lớn khi năng lượng và hiệu năng lượng các AO hoá trị càng nhỏ).
s – s (σ)

p – p (σ)

s – p (σ)

p – d (π)
p – p (π)
Hình 2.2. Sự xen phủ σ và π của các AO
2.1.4.1.2. Hoá trị của nguyên tố theo phương pháp VB
* Hoá trị của một nguyên tố có thể bằng số electron độc thân trong
nguyên tử của nó (chỉ xét nhóm A) ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích
thích (nếu có). Một số ví dụ:
N (Z=7) 1s 22s22p3 ↑↓
↑↓
↑ ↑ ↑

16


→ N có 3 e độc thân ở trạng thái cơ bản, nên có hoá trị 3 (trong NH 3)
S (Z=16) 1s 22s22p63s23p4: [ Ne]
↑↓
↑↓ ↑ ↑
→ S có 2 e độc thân ở trạng thái cơ bản, nên có hoá trị 2 (trong H 2S).
→ S còn thể hiện hoá trị 4 (trong SF 4) và hoá trị 6 (trong SF 6).
Các trường hợp này được giải thích: Ở lớp ngoài cùng (n=3) nguyên tử
S còn 5 AO 3d trống, các electron đã ghép đôi ở các AO trong cùng một
lớp đó có thể nhảy ra AO 3d làm số electron độc thân tăng lên 4 hoặc 6 →
ta nói lưu huỳnh ở trạng thái kích thích có hoá trị 4 và 6, năng lượng gây ra
sự kích thích này được bù bằng năng lượng tạo liên kết hoá học:
S* ↑↓
↑ ↑ ↑
↑
⇒ 4 e độc thân ⇒ hoá trị 4
S** ↑
⇒ 6e độc thân ⇒ hoá trị 6
Chú ý: Sự kích thích chỉ xảy ra trong cùng một lớp electron vì electron
nhảy từ lớp trong ra lớp ngoài đòi hỏi năng lượng cung cấp quá lớn và năng
lượng tạo thành liên kết không đủ để bù.
Từ giải thích trên, ta có thể chứng minh tồn tại phân tử PCl 5 trong khi
đó N cùng nhóm với P nhưng không tồn tại phân tử NCl 5.
⇒ Liên kết cộng hoá trị có tính bão hoà
* Xét theo số electron độc thân, N có hoá trị 3 (trong NH 3) nhưng lại có
hoá trị 4 (trong NH +4 ) ⇒ Sự tạo liên kết phối trí (cho - nhận) đã làm tăng
hoá trị của nguyên tố. Để phân biệt hai trường hợp này, ta nói rằng N có
hoá trị 3 nhưng có cộng hoá trị là 4 (đây là cộng hoá trị cao nhất của N vì

N chỉ có 4 AO hoá trị là 1 AO 2s và 3 AO 2p, mỗi AO hoá trị có thể tạo
được 1 liên kết cộng hoá trị).
⇒ Cộng hoá trị lớn nhất của một nguyên tố bằng đúng số AO hoá trị (kể
cả độc thân và cặp đôi).
2.1.4.1.3. Liên kết σ và π
Cả hai đều là liên kết cộng hoá trị, chỉ khác:
* Liên kết σ là liên kết được tạo thành do sự xen phủ các AO hoá trị dọc
theo trục liên kết (hình 2.2) ⇒ Xen phủ trục “đầu với đầu” (head to head).
* Liên kết π được tạo thành so sự xen phủ các AO hoá trị ở hai bên của
trục liên kết (hình 2.2) ⇒ Xen phủ “bên với bên” (side to side).
⇒ Liên kết σ bền hơn liên kết π
Chú ý: Giữa hai nguyên tử liên kết với nhau trong phân tử bao giờ cũng
chỉ tồn tại 1 liên kết σ, còn số liên kết π có thể bằng 0,1 hoặc 2.
2.1.4.1.4. Độ bội liên kết theo phương pháp VB
* Theo phương pháp VB: Độ bộ liên kết giữa 2 nguyên tử bằng số liên
kết giữa chúng, nghĩa là bằng số cặp electron liên kết giữa hai nguyên tử.
* Độ bội liên kết càng lớn thì liên kết càng bền và độ dài liên kết càng
ngắn. Ngoài ra độ bội liên kết còn phụ thuộc vào độ xen phủ AO hoá trị.
2.1.4.1.5. Sự lai hoá AO
* Thuyết lai hoá cho phép giải thích được bản chất liên kết cộng hoá trị
17


cho nhiều phân tử hữu cơ và phức chất, giải quyết được hai khó khăn của
phương pháp VB. dạng hình học của phân tử và độ bền của các liên kết.
⇒ Sự lai hoá của một nguyên tử là sự tổ hợp các AO hoá trị của nguyên
tử đó ở trạng thái cơ bản hoặc kích thích sao cho tạo được AO lai hoá bằng
đúng AO tổ hợp nhưng có năng lượng tương đương nhau (sự san bằng năng
lượng), tạo điều kiện thuận lợi cho việc xen phủ với AO hoá trị của các
nguyên tử xung quanh để hình thành các liên kết cộng hoá trị bền vững.

Bao gồm các dạng lai hoá:
+ Lai hoá sp3 (tứ diện đều): 1AO s + 3AO p → 4AOsp3
+ Lai hoá sp2 (tam giác): 1AO s + 2AO p → 3AOsp 2
+ Lai hoá sp (thẳng): 1AO s + 1AO p → 2AO sp
+ Ngoài ra còn một số dạng khác như sp3d, sp3d 2
* Điều kiện lai hoá:
+ Năng lượng các AO tham gia lai hoá thấp và xấp xỉ bằng nhau.
+ Độ xen phủ các AO lai hoá với các AO nguyên tử khác tham gia liên
kết phải lớn.
* Dự đoán kiểu lai hoá và dạng hình học của phân tử:
Ví dụ: Xét phân tử AX m E n ta có:
m+n=2 → A lai hoá sp
m+n=3 → A lai hoá sp 2
m+n=4 → A lai hoá sp 3
m+n=5 → A lai hoá sp 3d
m+n=6 → A lai hoá sp 3d2
(Xem thêm mô hình VSEPR mục 2.2.3)
Ví dụ: Trong BeH 2 có m + n = 2→ Be lai hoá sp
Trong BF3 có m + n = 3→ B lai hoá sp2
Trong CH4 có m + n = 4→ C lai hoá sp3
Trong NH3 có m + n = 4→ N lai hoá sp3
Trong PCl5 có m + n = 5→ P lai hoá sp3d
Trong XeF4 có m + n = 6→ Xe lai hoá sp3d2
2.1.4.2. Ưu nhược điểm của phương pháp
Giải thích đầy đủ tính chất lý thuyết của phân tử về liên kết hoá học, độ
bội liên kết, năng lượng liên kết, sự phân cực liên kết (momen lưỡng cực), ...
Không giải thích được một số tính chất thực nghiệm của phân tử như từ
tính phân tử, ...
2.1.4.3. Áp dụng
Ví dụ : Mô tả liên kết trong phân tử NH 3 bằng phương pháp VB.

Bài giải:
a) Xét NH3: N 1s22s22p3 lai hoá sp3.
2p
sp3
2s
18


Sự xen phủ 3 AO sp3 chứa electron độc thân với 3 AO 1s của 3 nguyên tử
H tạo ra 3 liên kết σ.

σ σ σ

H

N

H
N

H
H

H
hay H
2.1.5. Khảo sát phân tử bằng phương pháp MO
2.1.5.1. Những luận điểm cơ bản
2.1.5.1.1. Nội dung cơ bản
* Phương pháp MO cho rằng phân tử không tồn tại các AO mà các
electron của phân tử trên các orbital chung của phân tử được gọi là MO. Về

nguyên tắc, liên kết hoá học theo phương pháp MO là liên kết giải toả
(chung cho cả phân tử).
* Orbital chung của phân tử được hình thành do sự tổ hợp tuyến tính các
orbital phân tử có một electron. Người ta hình dung lấy orbital phân tử một
electron như sau: Khi một electron chuyển động gần hạt nhân hơn so với
các hạt nhân khác thì AO mô tả chuyển động của electron đó gọi là orbital
phân tử (MO) một electron.
⇒ MO chung tổ hợp tuyến tính được viết như sau:
∞

ψ= ∑ Ci ψi

(2.14)

i=1

* Người ta gọi đó là sự gần đúng MO - LCAO (Molecular orbital is the
Linear Combination of Atomic orbital).
* Về nguyên tắc phải lấy vô số hàm cơ sở (i = 1→∞) thì kết quả tính
trên mới thật sự tin cậy. Tuy nhiên sẽ gặp trở ngại về thời gian tính toán vì
vậy người ta lấy một số hữu hạn (i = 1→k) hàm cơ sở:
k

ψ= ∑ Ci ψi

(2.15)

i=1

Đặt ψ vào phương trình Schorodinger rồi giải ra ta sẽ tìm được hàm ψ

và năng lương E tương ứng. Về nguyên tắc, số MO thu được bằng tổng số
AO tham gia tổ hợp. Các MO này gồm 2 loại: MO liên kết (năng lượng
thấp) và MO phản liên kết (năng lượng cao).
* Sự điền electron vào các MO đó (tuân theo nguyên lý vững bền,
nguyên lý loại trừ Pauli, quy tắc Hund) cho ta cấu hình electron của phân
tử.
2.1.5.1.2. Điều kiện tổ hợp có hiệu quả các AO
* Các AO phải có cùng tính chất đối xứng.
* Năng lượng các AO phải xấp xỉ nhau.
* Các AO phải xen phủ nhau rõ rệt.
Về mặt định tính, để biết được các AO có cùng tính chất đối xứng hay
không, có thể dựa vào sự xen phủ, âm hoặc bằng không của các AO:
19


a)

p – p (σ)

s – s (σ)

p – p (π)

s – p (σ)

p – d (π)

b)

c)

Hình 2.2. Sự xen phủ (a), âm (b) và bằng không (c) của các AO
* Sự xen phủ dương nếu miền xen phủ của 2AO đều cùng dấu (hình
2.2a).
* Sự xen phủ âm nếu miền xen phủ của 2AO đều khác dấu (hình 2.2b).
* Sự xen phủ bằng không khi các miền xen phủ dương và âm bằng nhau
(hình 2.2c).
⇒ Chỉ có sự xen phủ dương mới có thể tạo ra được liên kết vào trong
trường hợp này các AO mới có cùng tính chất đối xứng, nghĩa là chúng mới
tổ hợp được với nhau. Tuy nhiên việc tổ hợp có hiệu quả hay không còn
phụ thuộc vào hai điều kiện còn lại.
2.1.5.1.3. Giản đồ năng lượng các MO đối với H, H +2 ,H 2 ,He 2+ ,He 2
* Vì hai nguyên tử trong phân tử giống nhau nên các AO hoá trị của
chúng đều giống nhau, nghĩa là chúng có cùng tính chất đối xứng.
n
MO liên kết có năng
2
n
lượng thấp hơn năng lượng các AO đem tổ hợp và cho MO phản ứng liên
2

* Trong trường hợp này sự tổ hợp n AO sẽ cho ta

kết (kí hiệu MO*) có năng lượng cao hơn các Ao trong tổ hợp.
* Ví dụ:
H +2
H
+
H+
→
1s1(A)

1s(B)
ψ = C1ψ1s(A) + C 2 ψ1s(B)

Giải phương trình Schrodinger với hàm ψ ta thu được:
1
(ψ 1s ( A) −ψ 1s ( B ) )
2
(MO*, kí hiệu σ s* có năng lượng E)

ψ− =

ψ = C1ψ1s(A) + C 2 ψ1s(B)
20


1
(ψ 1s ( A ) +ψ 1s ( B ) )
2
(MO(lk), kí hiệu σ s có năng lượng E +)

ψ+ =

Hình 2.3. Giản đồ năng lượng các MO của ion H +2
Trong giản đồ trên:
σ s là MOσ liên kết
σ s* là MO phản liên kết dạng σ
σ là liên kết σ H-H
s là liên kết tạo thành từ AOs.
⇒ Cấu hình electron của ion H +2 :σ s1 (Có một electron trên MO liên kết σ s )
Chú ý: Từ giản đồ hình 2.3 ta thấy rằng khi tạo ion H +2 từ H và H + , năng

lượng giảm xuống một giá trị a nghĩa là hệ thống H +2 bền hơn hệ H và H +
riêng biệt. Phương pháp VB không giải thích được sự tồn tại của ion H +2
này.
* Giản đồ năng lượng các MO của hệ H 2 , He +2 và He2 tương tự hình 2.3.
Nhưng phân tử H 2 có 2e ⇒ cấu hình electron của H 2 :σ s2
Ion He +2 có 3e ⇒ cấu hình electron của He +2 : σ s2σ s*1
Phân tử He 2 có 4e ⇒ cấu hình electron của He 2 : σ s2σ s*2
⇒ Phân tử He2 không tồn tại vì 2e chiếm σ s làm năng lượng của hệ giảm
xuống không bù cho năng lượng của hệ tăng lên do 2e chiếm Mo phản liên
kết σ * (hình 2.3).
2.1.5.1.4. Giản đồ năng lượng MO của các phân tử A 2 thuộc chu kỳ 2
Bao gồm: Li2, Be2, B2, C2, N2, O2, F2 và Ne2.
* Các nguyên tử ở chu kỳ 2 đều có 4 AO hoá trị khi tạo thành phân tử A 2
bằng các tổ hợp sau:
MO* dạng σ s*
+

ψ s = C1ψ s1 + C 2 ψs2

MO lk dạng σ s
MO * dạng σ z*
ψ z = C3ψ z1 + C 4 ψ z2
21


MOlk dạng σ z
MO * dạng π x*
ψ x = C5 ψ x1 + C 6 ψ x2

MOlk dạng π x

*
MO * dạng π y
ψ y = C7 ψ y1 + C8 ψ y2

MOlk dạng π y
Kết quả tổ hợp thu được 8 MO được tạo thành từ 8 AO hoá trị của hai
nguyên tử. Giản đồ năng lượng các MO với các phân tử A 2 của 2 chu kỳ
được trình bày ở hình 2.4.

a)

b)
Hình 2.4: Hai giản đồ năng lượng các MO của các phân tử A 2 thuộc
chu kỳ 2.
* Giản đồ 2.4.a là của các phân tử cuối chu kỳ: O 2, F2 và Ne2. Trong các
trường hợp này, hiệu ứng năng lượng E np-Ens ở các nguyên tử lớn nên
không có sự tương tác σs -σ z .
⇒ Cấu hình electron của các phân tử O 2, F2 và Ne2 có dạng:
22


(KK) σs σ*s σ z (π x =π y )(π*x =π*y )σ z* hình (2.4.a)

* Giản đồ 2.4.b là các phân tử đầu chu kỳ Li 2, Be2, B2, C2 và N2. Trong
các trường hợp này, hiệu ứng năng lượng E np-Ens tương đối nhỏ nên khi tạo
thành phân tử A 2 có sự tương tác σs -σ z làm cho thứ tự mức năng lượng các
MO σ z và π x , π y thay đổi sơ với giản đồ 2.4.a của các phân tử cuối chu kỳ.
⇒ Cấu hình electron của các phân tử đầu chu kỳ: Li 2, Be2, B2, C2 và N2 là:
(KK) σs σ*s (π x =π y ) σ z (π*x =π*y )σ z* hình (2.4.b)
Chú ý: Ký hiệu (KK) ở đây chỉ rằng có 4e 1s 2 của hai nguyên tử của lớp K

không tham gia tạo thành MO.
* Dựa vào thứ tự mức năng lượng các MO ở trên, ta có thể viết cấu hình
electron của phân tử A 2 bất kỳ của chu kỳ 2. Cách điền electron vào các
MO tương tự như cách điền vào các AO, nghĩa là phải tuân theo nguyên lí
vững bền (điền vào MO có năng lượng thấp trước), nguyên lí Pauli (mỗi
MO có nhiều nhất 2e với spin đối song) và quy tắc Hund (các electron
phân bố vào các MO cùng mức năng lượng sao cho có số electron độc thân
với spin song song là lớn nhất).
* Ví dụ: Cấu hình electron của phân tử.
2
2
1
1
B2 là: (KK) σs σs* π x = π y
2
2
2
2
2
1
1
O2 là: (KK) σ s σs* σ z π x = π y π x = π y
⇒ Trong phân tử B2 và O2 đều có 2 electron độc thân nên chúng có tính
thuận từ (phương pháp VB không giải thích được điều này).
2.1.5.2. Ưu nhược điểm của phương pháp
Phương pháp này cho kết quả chính xác về mặt định lượng về tính chất
của nguyên tử.
Vì áp dụng lý thuyết hiện đại về liên kết hoá học nên phương pháp nặng về
phương pháp tính toán do đó trở nên phức tạp khi khảo sát tính chất phân tử.
2.1.5.3. Áp dụng

Ví dụ:
a) Xuất phát từ cấu hình electron của nguyên tử F và O, hãy lập giản đồ
MO cho phân tử FO.
b) Từ giản đồ MO của phân tử FO, hãy viết cấu hình electron của ion FO và FO+. Cho biết từ tính của từng phân tử và so sánh khoảng cách giữa các
nguyên tử của các hợp chất trên.
Bài giải:
a, Cấu hình electron.
O: 1s2 2s2 2p4
F: 1s2 2s2 2p5
*

23

*


E

AO
(O)

M
O
(F*
σ
O)z

2p
4

AO
(F)

π x*

πy*

πx

πy

2p
5

σz

MO
(FO
)

σ z*

AO
(O)
2s

2s

AO
(F)

σz

b. Từ giản đồ trên suy ra:
Chất
Cấu hình e
2 2
FO
σ s σ s σ z2π x2π y2π x2 π 1y
*

*

*

N
1,5

Từ tính
Thuận từ

FO-

σ s2σ s2*σ z2π x2π y2π x2*π y2*

1

Nghịch từ

FO+

σ s2σ s2*σ z2π x2π y2π 1x*π 1y*

2

Thuận từ

+

−

=> d (FO ) < d (FO) < d (FO )
2.2. Xây dựng các dạng bài tập về cấu tạo phân tử các chất vô cơ
Dạng 1. Giải thích sự hình thành các liên kết trong phân tử
1. Dựa vào giá trị độ âm điện, suy ra kiểu liên kết:
Hiệu độ âm điện ( ∆χ) cho phép phân loại một cách tương đối về liên kết
hoá học. Dự đoán này còn phải được xác minh độ đúng đắn bởi nhiều
phương pháp thực nghiện khác.
Hiệu độ âm điện
Loại liên kết
0,0 ≤ ∆χ < 0,4
Liên kết cộng hoá trị không cực
0,4 ≤ ∆χ < 1,7
Liên kết cộng hoá trị có cực
∆χ ≥1,7
Liên kết ion
2. Từ các kiểu liên kết và dựa vào bản chất của các loại liên kết, giải thích
sự hình thành các liên kết đó.
Ví dụ 1: Cho giá trị độ âm điện Al=1,61; Ca=1,00; Cl=3,16; S=2,58. Hãy
cho biết loại liên kết trong các hợp chất sau đây: AlCl 3, CaCl2, CaS, Al2S3?

Ví dụ 2: Giải thích sự hình thành liên kết trong phân tử:
a) CH4
b) H2O
c) H2S
24


Dạng 2. Dự đoán kiểu lai hoá và dạng hình học của phân tử
Xét phân tử AX mE n nếu:
m + n = 2 → A lai hoá sp → Phân tử thẳng
m + n = 3 → A lai hoá sp 2 → Phân tử phẳng tam giác
m + n = 4 → A lai hoá sp3 → Phân tử tứ diện
m + n = 5 → A lai hoá sp 3d → Phân tử tháp đôi đáy tam giác
m + n = 6 → A lai hoá sp 3d2 → Phân tử tháp đôi đáy vuông (bát diện)
Ví dụ 1: Cho hợp chất có dạng AX mE n trong đó; A là nguyên tố trung tâm,
X là phối tử có liên kết đơn với nguyên tố A, E là cặp electron tự do của A.
Biết m+n=5. Hãy biện luận theo n, m về khả năng lai hoá của A và dạng
hình học của phân tử.
Ví dụ 2: Dựa vào thuyết lai hoá hãy cho biết dạng hình học của 2 phân tử
BeCl2 và NF3. Tính định hướng của liên kết cộng hoá trị thuần tuý (không
xét sự lai hoá) có giải thích được dạng hình học của phân tử không? Tại
sao?.
Dạng 3: Từ cấu trúc phân tử suy ra tính chất phân tử
1. Dựa vào thuyết liên kết hoá trị, thuyết lai hoá và mô hình VSEPR →
dạng hình học phân tử.
2. Từ dạng hình học phân tử, giải thích các tính chất phân tử như góc liên
kết, độ dài liên kết, độ phân cực của phân tử, độ bội liên kết, độ bền liên
kết, nhiệt độ sôi...
Ví dụ 1: So sánh và giải thích trị số khác nhau của mỗi đại lượng dưới đây.
Chất:

Cl2O
F 2O
0
Góc liên kết:
110
1030
Độ phân cực phân tử:
0,78D
0,03D
Ví dụ 2: So sánh và giải thích trị số khác nhau của mỗi đại lượng sau.
Chất:
NH3
NF3
Momen lưỡng cực:
1,46D
0,24D
0
Nhiệt độ sôi:
-33 C
-1290C
Dạng 4: Giải thích một số tính chất phân tử dựa vào thuyết VB
Trong dạng bài tập này, thường yêu cầu học sinh giải thích một số tính
chất phân tử sau đây: Hoá trị, liên kết σ và π , độ bội liên kết, lai hoá, phân tử
tồn tại, không tồn tại,....
Ví dụ 1: Nhận xét về mối liên hệ giữa số nhóm electron xung quanh
nguyên tử trung tâm và dạng hình học của các phân tử và ion BeCl 2; CO2;
CS2; HCN; BF3; NO3− ; CO32− ; H2O; SO2; SCl2; OF2.
Ví dụ 2:
a) So sánh liên kết σ và π.
b) Tại sao năng lượng liên kết đôi C = C (614 kJ/mol) không lớn gấp đôi

năng lượng liên kết đơn C - C (347 kJ/mol) và tạo sao năng lượng liên kết
ba C ≡ C lại không lớn gấp ba?

25