TỔNG QUAN VỀ PHƯƠNG PHÁP VB VÀ MO. SO SÁNH, ỨNG DỤNG 2 PHƯƠNG PHÁP ĐỂ GIẢI THÍCH VIỆC TẠO LIÊN KẾT-HÌNH DẠNG-TÍNH CHẤT

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM TPHCM
KHOA HÓA HỌC

Tên đề tài:
TỔNG QUAN VỀ PHƯƠNG PHÁP VB VÀ
MO. SO SÁNH, ỨNG DỤNG 2 PHƯƠNG
PHÁP ĐỂ GIẢI THÍCH VIỆC TẠO
LIÊN KẾT-HÌNH DẠNG-TÍNH CHẤT
Giáo viên hướng dẫn: Gscc.PGs.Ts. Bùi Thọ Thanh
Nhóm sinh viên:
Phan Thái Sơn

42.01.106.056

Phan Thị Bích Tuyền

42.01.106.107

Đỗ Văn Tiến Dũng

42.01.106.089

Trần Minh Tuấn

41.01.106.093

Tp. Hồ Chí Minh
Ngày 31 tháng 03 năm 2019

1

Mục lục
I.

Giới thiệu...................................................................................................4
1.

Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB):........................................................4

2.

Thuyết orbital phân tử (MO):...............................................................4

II.

Cơ sở lý thuyết và các luận điểm:.............................................................5
1.

Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB):........................................................5

2.

Thuyết orbital phân tử (MO)................................................................6

III.

a.

Những tiền đề cơ bản của thuyết này như sau:..................................6

b.

Điều kiê ̣n để có orbital phân tử.........................................................9

c.

Qui luâ ̣t phân bố điê ̣n tử vào các orbital phân tử (MO)...................10

So sánh sự khác nhau giữa thuyết VB và thuyết MO:...........................14

1.

Giống nhau:........................................................................................14

2.

Khác nhau:..........................................................................................14

IV.

ỨNG DỤNG THUYẾT VB:.................................................................17

Thuyết liên kết cô ̣ng hóa trị Pauling và Slater - Thuyết lai hóa..................18

V.

a.

Định nghĩa lai hóa............................................................................19

b.

Nô ̣i dung của thuyết lai hóa.............................................................19

c.

Điều kiê ̣n để có sự lai hóa...............................................................19

d.

Các kiểu lai hóa...............................................................................19

e.

Dự đoán kiểu lai hóa và cấu hình hình học của phân tử..................23

f.

Mô ̣t số ví dụ điển hình về lai hóa:...................................................24

g.

Tính phân cực của liên kết cô ̣ng hóa trị...........................................27

Ứng dụng thuyết MO..............................................................................28
1.

Phân tử đồng hạch A2.........................................................................28
a.

Phân tử H2.......................................................................................28

.................................................................................................................29
b.

Phân tử H2+......................................................................................29

c.

Phân tử O2.......................................................................................29

2.

Phân tử dị hạch AB.............................................................................30
a.

Phân tử HF.......................................................................................30
2


b.
VI.

Phân tử NH3.....................................................................................30

KẾT LUẬN............................................................................................31

1.

Những thành công và nhược điểm của phương pháp VB...................31

2.

Những thành công của phương pháp MO...........................................31

VII.

Tài liệu tham khảo..............................................................................33

3


I.

Giới thiệu

Như chúng ta đã biết, tự nhiên tồn tại rất nhiều kiểu liên kết khác nhau: Cộng hóa
trị, ion, kim loại, … nhưng trong đó quan trọng nhất là kiểu liên kết cộng hóa trị.
Nhờ sự ra đời và phát triển của Cơ học lượng tử, con người đã hiểu rõ thêm về cấu
tạo và đặc điểm của nó nhờ giải chính xác phương trình sóng Schrodinger. Cịn đối
với các hệ phân tử không thực hiện được, để khảo sát liên kết cộng hoá trị người ta
đã đưa ra nhiều phương pháp giải gần đúng, trong đó có hai phương pháp được phổ
biến rộng rãi là: phương pháp liên kết cộng hoá trị (VB) của Heitler, London và
phương pháp orbital phân tử (MO) của Muliken và Hund.

1. Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB):
Sau khi xuất hiện cơ học lượng tử (1926), năm 1927 Heitler và London đã vận dụng
CHLT giải bài toán về phân tử Hydro, xác định hàm sóng ᴪ và năng lượng E của
phân tử. Heitler và London giải thích kết quả thu được có bản chất của lực liên kết

và tính bão hịa của hóa trị. Sự phát triển và mở rộng phương pháp Heitler và
London cho mọi phân tử đã mở đường cho sự hình thành của thuyết VB.
Trong thuyết VB người ta chấp nhận là trong phân tử vẫn còn tồn tại những orbital
nguyên tử và sự phân bố các điện tử hóa trị trên các orbital nguyên tử được gọi là
cấu hình điện tử của phân tử. Thuyết VB thừa nhận trong phân tử có sự ghép đơi
các điện tử có spin đối song (vì vậy phương pháp VB cịn được gọi là phương pháp
cặp điện tử).

2. Thuyết orbital phân tử (MO):
Ngoài thuyết liên kết hóa trị cịn thuyết cơ bản khác về phân tử là thuyết orbital
phân tử hay thuyết MO (Hund, Mulliken, Lenard- Jones, 1927-1929).
Thuyết MO dựa trên luận điểm cơ bản cho rằng trong phân tử tính độc lập của các
ngun tử khơng cịn tồn tại. Phân tử gồm một số giới hạn các hạt nhân nguyên tử
và điện tử. Các điện tử phân bố trên các orbital dùng chung của phân tử (các MO).

1


II.

Cơ sở lý thuyết và các luận điểm:

1. Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB):
Một cách gần đúng, coi cấu tạo electron của ngun tử vẫn được bảo tồn
khi hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển động
của electron trong AO. Tuy nhiên khi 2 AO hoá trị của hai nguyên tử xen phủ nhau
tạo thành liên kết hố học thì vùng xen phủ đó là vùng xen phủ chung cho hai
nguyên tử.
Mỗi một liên kết hoá học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi hai 2 electron
có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi

electron đó là electron độc thân trong 1 AO hoá trị của một nguyên tử. Mỗi liên kết
hoá học được tạo thành đó là một liên kết 2 tâm (hai ngun tử). Liên kết đó khơng
thể hình thành từ 1 electron (thiếu e) hoặc từ 3 electron trở lên (tính bão hồ liên kết
cộng hố trị).
Sự xen phủ giữa hai 2 AO có 2 electron của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên
kết được tạo ra càng bền (nguyên lý xen phủ cực đại). Liên kết hoá học được phân
bố theo phương có khả năng lớn về sự xen phủ 2 AO (thuyết hoá trị định hướng)
Từ những cơ sở lý thuyết đó và nghiên cứu của Heitler và London về
phân tử Hydro, đã làm nền tảng cho nội dung thuyết VB của Powling và
Slayter:
Mỗi liên kết cộng hố trị được hình thành là do sự ghép đơi của hai electron
độc thân có spin ngược dấu của hai nguyên tử tham gia liên kết. Khi đó xảy ra sự
xen phủ giữa hai đám mây electron liên kết.
Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ các orbital càng
lớn. Như vậy, liên kết được hình thành theo phương mà tại đó sự che phủ là lớn
nhất.

2


2. Thuyết orbital phân tử (MO)
a. Những tiền đề cơ bản của thuyết này như sau:
Theo thuyết MO mỗi điê ̣n tử chuyển đô ̣ng trong mô ̣t điê ̣n trường do các hạt
nhân và điê ̣n tử khác còn lại gây ra. Điê ̣n tử thì được sử dụng chung cho cả phân tử.
Trạng thái của mỗi điê ̣n tử này được mô tả bằng mô ̣t hàm sóng gọi là orbital phân
tử (MO) hay còn gọi là hàm sóng mô ̣t điê ̣n tử của phân tử với mức năng lượng E
tương ứng.
Trong phân tử, các điê ̣n tử không còn được đă ̣c trưng bởi bốn số lượng tử n, l,
ml, ms vì chuyển đô ̣ng của chúng không còn mang tính đối xứng tâm như trong
nguyên tử mà tính đối xứng của chúng rất phức tạp.

Các orbital nguyên tử
Các orbital phân tử :

:

s

p

d

f









Mỗi mô ̣t điê ̣n tử trong nguyên tử đều có mô ̣t AO xác định ký hiê ̣u là .
Trạng thái toàn phần của điê ̣n tử này trong phân tử sẽ được biểu diễn bằng mô ̣t hàm
sóng MO chung là tổ hợp tuyến tính của các hàm sóng AO của điê ̣n tử trong phân
tử.

MO = C11  C22  C33 ......  Cnn.
C1 , C2 , C3 ,......Cn là hê ̣ số đánh giá sự đóng góp của các orbital nguyên tử vào sự tạo
thành các orbital phân tử.
Nếu phân tử gồm có hai nguyên tử có hạt nhân giống nhau thì sự đóng góp

của hai orbital nguyên tử là như nhau C1 = C2. Ngược lại nếu phân tử gồm hai
nguyên tử có hạt nhân điê ̣n tích khác nhau thì sự đóng góp của các orbital nguyên tử
vào sự̣ tạo thành các orbital phân tử khác nhau C1  C2.
Có bao nhiêu orbital nguyên tử (nAO) tham gia tổ hợp tuyến tính thì sẽ có bấy
nhiêu orbital phân tử (nMO) tạo thành.

3


Mỗi MO cũng chứa tối đa hai điê ̣n tử có spin ngược nhau và viê ̣c xếp các
điê ̣n tử vào các MO cũng theo quy luâ ̣t từ các MO có mức năng lượng thấp đến MO
có mức năng lượng cao.
Có nhiều phương pháp để tìm hê ̣ các orbital phân tử nhưng phổ biến nhất là
phương pháp tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử.
e

+

 Ví dụ phân tử H 2
Hai hạt nhân H1 và H2 nằm cách nhau
mô ̣t khoảng cách ro. Khi e chuyển đô ̣ng nằm
gần hạt nhân H1 nó chịu tác dụng chủ yếu của
hạt nhân H1 và chịu mô ̣t sự tác đô ̣ng nhất định
do hạt nhân H2 gây ra.

+
H1

r

+
H2

Tương tự, khi e chuyển đô ̣ng gần hạt nhân H2, ngoài tác dụng chủ yếu của hạt nhân
này e còn chịu sự tác dụng của hạt nhân H1.
 Hàm sóng mô tả sự chuyển đô ̣ng của e trong toàn bô ̣ phân tử có dạng:

MO = C11  C22
MO

: hàm sóng của e trong phân tử

1

: hàm sóng của e của nguyên tử H thứ nhất

2

: hàm sóng của e của nguyên tử H thứ hai

C1, C2: là phần đóng góp của hai hàm sóng trên
Phương trình sóng Schrodinger của e trong phân tử: Ĥ = E.
Nghiê ̣m của phương trình này là MO.
Vì phân tử có hai hạt nhân như nhau nên C1 = C2.
Sau khi giải phương trình sóng Schrodinger, xác định các giá trị C thì được hai mức
năng lượng khác nhau tương ứng với hai hàm sóng +, -.

+

1

= √2

(1 + 2)

-

1
= √2

(1 - 2)
4


Người ta gọi:
- +: là orbital phân tử liên kết có năng lượng E1 thấp hơn năng lượng của các
nguyên tử tạo ra nó.
- -: là orbital phân tử phản liên kết vì có năng lượng E2 lớn hơn năng lượng của
các nguyên tử ra nó.
Trong trường hợp này vì +, - đều do hai AO 1s tổ hợp tuyến tính tạo thành nên
người ta gọi:
+ là 1
- là 1*
Với orbital phân tử liên kết, mâ ̣t đô ̣ e tăng lên ở khoảng cách giữa hai nhân
làm cho lực tác dụng tương hỗ giữa hạt nhân và đám mây điê ̣n tử cũng tăng, do đó
hai hạt nhân bị hút lại gần nhau, năng lượng của hê ̣ bị giảm tạo điều kiê ̣n thuâ ̣n lợi
cho sự hình thành liên kết.
Với orbital phân tử phản liên kết, mâ ̣t đô ̣ e giảm ở khoảng cách giữa hai
nhân. Tại điểm giữa ở khoảng cách giữa hai nhân mâ ̣t đô ̣ e bằng không dẫn đến sự
đẩy nhau giữa hai hạt nhân làm tăng năng lượng của hê ̣ và do đó không thể tạo
thành phân tử.

 Kết quả tính toán thu được:
E1 = - E2 = 259,4 kj/mol và r0 = 1,06.10-8 cm.
1*
1s

1s

+

1

Orbital nguyên tử
Orbital phân tử
Sự hình thành các MO từ các orbital nguyên tử

5


Người ta thường biểu diễn sự tạo thành các orbital phân tử hay các MO bằng
giản đồ năng lượng trong đó các trục thẳng đứng biểu diễn năng lượng của các
orbital. Các trục bên trái và bên phải là mức năng lượng của các nguyên tử, ở giữa
hai trục thẳng đứng là mức năng lượng của phân tử. Sự phân bố điê ̣n tử trên các
orbital phân tử được thể hiê ̣n bằng các mũi tên tương tự như trong các ô lượng tử.
b. Điều kiêṇ để có orbital phân tử
 Các orbital nguyên tử phải có năng lượng xấp xỉ nhau.
 Các orbital nguyên tử phải xen phủ nhau rõ rê ̣t tức là khoảng cách giữa mức
năng lượng MO liên kết và MO phản liên kết càng lớn. Người ta chỉ quan
tâm đến các orbital phân tử ở lớp vỏ ngoài cùng do đó khi thành lâ ̣p các MO
thì người ta bỏ qua viê ̣c tạo thành các MO của các lớp điê ̣n tử ở phía trong.

E

Năng
lượng

E1

↑

1sb

1sa

E2

↑
Giản đồ năng lượng của các orbital
phân tử
1 : MO liên kết tương ứng với hàm
1

1*: MO phản liên kết ương ứng với hàm 2
E1 = - E2

 Các orbital nguyên tử phải có cùng tính chất đối xứng. Có bao nhiêu AO
tham gia tổ hợp thì có bấy nhiêu MO tạo thành. Tương ứng vói các orbital s,
p, d, f trong nguyên tử thì trong phân tử có các orbital , , ,  cũng tuân
theo nguyên tắc tạo thành như trong phương pháp cô ̣ng hóa trị.
 Các orbital nguyên tử tương tác xảy ra theo trục nối hai hạt nhân nguyên tử
thì tạo thành orbital  (chọn z là trục đối xứng).

6


 Các orbital nguyên tử tương tác che phủ với nhau về hai phía của trục nối hai
hạt nhân thì tạo thành orbital .
 Khi hai orbital nguyên tử d nằm trong các mă ̣t phẳng song song che phủ lẫn
nhau theo bốn cánh của orbital thì tạo ra các orbital .
Như vâ ̣y thì ta có các loại xen phủ s – s (), pz –pz (), px – pz (), py – py ()...
Sau khi xác định từng MO của các nguyên tử trong toàn bô ̣ phân tử và các mức
năng lượng của chúng thì người ta mới xếp các điê ̣n tử vào các mức năng lượng
theo qui tắc thích hợp để có được cấu hình điê ̣n tử của phân tử.
c. Qui luâ ̣t phân bố điêṇ tử vào các orbital phân tử (MO)
 Viê ̣c sắp xếp các điê ̣n tử vào các MO phải tuân theo những qui tắc sau:
 Nguyên lý Pauli: trong mô ̣t MO chỉ có thể có tối đa 2e có spin ngược chiều
nhau.
 Nguyên lý bền vững: các e lần lượt xếp vào các MO có mức năng lượng từ
thấp đến cao.
 Quy tắc Hund: e xếp vào các MO sao cho tổng spin đạt giá trị cực đại (số e
đô ̣c thân là lớn nhất).
 Trâ ̣t tự sắp xếp mức năng lượng trong MO của các nguyên tố thuô ̣c chu kỳ 2:
 Cuối chu kỳ: (O2, F2)
1s < *1s < 2s < *2s < 2px < 2py = 2pz < *2py = *2pz < *2px
 Đầu chu kỳ: (từ Li đến N)
1s < *1s < 2s < *2s < 2py = 2pz< 2px < *2py = *2pz < *2px
Điều này được giải thích như sau: các nguyên tử ở đầu chu kỳ có mức năng lượng
của 2s và 2p rất gần nhau và các AO 2s và 2pz lại có cùng tính đối xứng theo trục
liên kết nên hai orbital này cũng tham gia tổ hợp tuyến tính tạo ra các MO: 2s ,
*2s , 2px , *2px.

7

-

AO 2pz tham gia tổ hợp với AO 2s thì tạo ra MO 2s bền hơn, năng lượng
thấp hơn.

-

AO 2s tham gia tổ hợp với AO 2pz thì tạo ra MO 2pz kém bền hơn do đó với

Giản đồ năng lượng của các MO đối
với các nguyên tố đầu chu kỳ 2 như
B,C,N…

AO

2py = 2pz.

2p

y x

2s

lượng của

z

các nguyên tố ở đầu chu kỳ II mức năng lượng của 2pz cao hơn mức năng

2pz

MO
*2px

*2py *2pz

2px

2py

*
2s

2s

AO

2p

x y z

2s

z
2p

AO

y x

2s

MO

2pz

*2px

*2py *2pz

2py

2px

*
2s

2s

Giản đồ năng lượng của các MO
đối với các nguyên tố cuối chu kỳ 2
như O,F…

He2 : (1s)2 (*1s)2

2p

x y z

H2+ : (1s)1

2s

H2 : (1s)2

AO

 Ví dụ: sự phân bố của các e trong phân tử của H2, H2+, He2+, He2

He2+: (1s)2 (*1s)1

N2 : (1s)2 (*1s)2 (2s)2 (*2s)2 (2py)2 (2pz)2 (2pz)2
Từ trên cấu hình này người ta sẽ giải thích được các tính chất hóa học cũng như từ
tính, màu sắc của các phân tử.

8


 Chất thuâ ̣n từ là chất có chứa điê ̣n tử đô ̣c thân.
 Chất nghịch từ là chất không chứa các điê ̣n tử đô ̣c thân. Các điê ̣n tử đã
được ghép đôi hết do có spin ngược nhau nên triê ̣t tiêu nhau do đó những
chất này không có từ tính.
Bậc liên kết =

Số e liên kết −số e phản liên kết
2

 Đô ̣ bền của liên kết: M = số điê ̣n tử liên kết - số điê ̣n tử phản liên kết.

Nếu hiê ̣u số:
-

M > 0 : phân tử tạo thành bền.

-

M ≤ 0 : phân tử tạo thành không bền.

Khi số e trên MO liên kết tăng thì bâ ̣c liên kết và năng lượng liên kết tăng, chiều dài
liên kết giảm. Ngược lại, số e trên MO liên kết giảm thì bâ ̣c liên kết và năng lượng
liên kết giảm, chiều dài liên kết tăng.
 Ví dụ:
MO

H2+

H2

He2+

He2

(1s)

1

2

2

2

(1*s)

0

0

1

2

Bâ ̣c liên kết

0,5

1

0,5

0

Chiều dài liên kết (A0)

1,06

0,74

1,08

Những số liê ̣u này giải thích được sự tồn tại của phân tử H2+ nhưng phân tử He2
không tồn tại vì số e ở trên 2 orbital liên kết và phản liên kết bằng nhau, bâ ̣c liên kết
= 0.

9


 Ví dụ: phân tử Li2
Cấu hình e của AO : 1s2 2s1.
Cấu hình e của MO : (1s)2 (*1s)2 (2s)2
Bâ ̣c liên kết

:1

Đô ̣ dài liên kết

: 2,67 A0

Năng lượng liên kết : 103 kcal/mol
Năng lượng liên kết của Li2 nhỏ hơn năng lượng liên kết của H2 nhưng đô ̣ dài liên
kết của Li2 lại lớn hơn đô ̣ dài liên kết của H2.

Orbital nguyên tử

Orbital phân tử

Li

Li2

*

Orbital nguyên tử
Li

2s

2s
↑

2s
↓
2s

↑
↓
Giản đồ năng lượng của các MO của phân tử Li

10


III. So sánh sự khác nhau giữa thuyết VB và thuyết MO:
1. Giống nhau:
Thể hiện ở liên kết 2 tâm:
Cả hai thuyết đều dẫn đến sự phân bố giống nhau của electron trong phân tử. Để tạo
thành liên kết cộng hóa trị là sự tập trung xác suất tìm thấy electron (hay mật độ
electron) giữa hai hạt nhân nguyên tử. Để có thể tạo thành liên kết, các AO của
những nguyên tử liên kết phải che phủ nhau. Cách phân biệt liên kết π và σ như
nhau.

2. Khác nhau:

11


Luận
điểm cơ
bản

THUYẾT ORBITAL PHÂN TỬ
MO

THUYẾT LIÊN KẾT HĨA TRỊ
VB

Mơ tả sự chuyển động của từng
electron riêng biệt.

Mô tả sự chuyển động đồng thời
của các cặp electron.

- Việc nghiên cứu thuyết MO cho
ta cách nhìn tổng quát hơn, đầy
đủ hơn về liên kết hóa học trong
mọi phân tử (kể cả liên kết kim
loại)
- Giải thích được những liên kết
khơng thực hiện bằng cặp điện
tử đối song ở các phân tử có số
điện tử lẻ (như phân tử H2+ và sự

không tồn tại của Be2+ và Ne2+)

Ưu
điểm

- Cung cấp những thông tin về từ
tính (giải thích được tính thuận
từ của O2)
- Giải thích được màu sắc và tính
chất phổ của phân tử do mơ tả
được trạng thái bị kích thích của
phân tử, những trạng thái sinh ra
do sự chuyển electron khi hấp
thụ ánh sáng vùng tử ngoại hay
vùng khả kiến.

- Việc nghiên cứu thuyết VB giải
thích được cấu trúc và tính chất
của nhiều phân tử.
- Giải quyết được một số vấn đề
của liên kết cộng hóa trị: khả
năng tạo liên kết, các đặc trưng
của liên kết.
- Mô tả cấu trúc phân tử một
cách cụ thể và cho phép dùng
khái niệm hóa trị quen thuộc
trong hóa học để biểu diễn một
số phân tử bằng cơng thức cấu
tạo nên thuận lợi hơn khi trình
bày lý thuyết.

- Chưa tổng quát

Khuyết
điểm

Khó hiểu và phức tạp hơn.

- Cịn nhiều hiện tượng thực
nghiệm khơng thể giải thích
được bằng phương pháp này
(tính thuận từ của O2, sự tồn tại
khá bền của ion phân tử H2+,…)
- Chưa giải thích được màu sắc,
quang phổ của phân tử.

Tuy nhiên, đối với các phân tử dị hạch, sự xác định số liên kết từ giản đồ
năng lượng các MO khơng cịn ý nghĩa nữa vì trong nó tồn tại những orbital phân tử
có tính chất khơng rõ ràng của một orbital liên kết hay của một orbital phản liên kết.
Ngay cả khi dùng những kết quả chính xác nhất của lời giải phương trình sóng

12


scrodiger thuyết MO cũng chỉ mô tả được trạng thái electron trong phân tử gần với
trạng thái thực.
→ Bởi vậy bất kì một kết luận nào rút ra từ thuyết VB hay MO chỉ được gọi là
xác thực khi phù hợp với thực nghiệm.

13

IV. ỨNG DỤNG THUYẾT VB:

Người ta sử dụng tính định hướng của liên kết cô ̣ng hóa trị để giải thích các cấu
hình không gian và các giá trị góc tạo thành giữa các liên kết của mô ̣t số phân tử.
 Ví dụ 1: phân tử H2S
H (Z = 1) 1s1 ,

S (Z = 16) 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Trong phân tử H2S hai đám mây 3p của S phân bố theo phương vuông góc với nhau
do đó hai liên kết H – S – H hình thành phải tạo với nhau mô ̣t góc vuông, tức 900
Kết quả này hơi khác với thực nghiê ̣m là 920. Điều này được giải thích là do liên kết
 giữa S – H là liên kết có cực. S có đô ̣ âm điê ̣n lớn hơn nên các đám mây điê ̣n tử bị
hút về phía nó làm cho nguyên tử H bị phân cực dương. Chính tác dụng đẩy nhau
của hai nguyên tử H mang điê ̣n tử dương làm tăng góc giữa hai liên kết.









i
i
H ή– S
ή

– H
Liên kết cộ ng hóa trị
của phân tử H2S

3p – 1s

Cấu hình không gian
của phân tử H2S

14


 Ví dụ 2: phân tử H2O ta có H (Z = 1) 1s1

,

S (Z = 8) 1s2 2s2 2p4

Có thể giải thích mô ̣t cách tương tự với cấu hình không gian của phân tử H2O với
góc liên kết là 104,50. Tuy nhiên góc hóa trị trong phân tử H2O lớn hơn trong phân
tử H2S vì liên kết H – O phân cực hơn liên kết H – S nên hai đám mây của H mang
điê ̣n tích dương trong H2O đẩy mạnh hơn trong H2S.








1s1

104,50

2p4


1s1

Sự hình thành liên kết hóa học trong phân tử H2O

Mức đô ̣ xen phủ của liên kết  lớn hơn mức đô ̣ xen phủ của liên kết  nên liên kết 
bền hơn liên kết .
Bằng cách tính toán người ta thấy đô ̣ bền của liên kết s – s nhỏ hơn liên kết s – p
1,73 lần và nhỏ hơn liến kết p – p 3 lần. Quy uớc vẽ liên kết cô ̣ng hóa trị:
Liên kết được biểu diễn bằng mô ̣t gạch nối giũa hai AO hóa trị của hai nguyên tử.
Với liên kết cho nhâ ̣n thì gạch nối từ AO của nguyên tử cho că ̣p electron hóa trị đến
AO trống của nguyên tử còn lại.

Thuyết liên kết cộng hóa trị Pauling và Slater - Thuyết lai hóa
Pauling và Slater đưa ra mô ̣t khái niê ̣m mới để giải thích sự hình thành các
loại liên kết hóa học, đó là thuyết lai hóa. Thuyết này khắc phục nhược điểm của
15


thuyết că ̣p đôi điê ̣n là giải thích được cấu hình không gian của các phân tử và mô ̣t
số đă ̣c trưng của các liên kết cô ̣ng hóa trị như năng lượng liên kết, đô ̣ dài liên kết...
a. Định nghĩa lai hóa
Lai hóa là sự tổ hợp n orbital (AO) nguyên tử khác nhau về hình dạng, kích
thước hoă ̣c năng lượng của cùng mô ̣t nguyên tử thành n orbital (AO) có cùng hình

dáng và năng lượng.
b. Nô ̣i dung của thuyết lai hóa
Theo thuyết này thì khi hình thành liên kết hóa học các nguyên tử không dùng
các đám mây điê ̣n tử thuần túy như s, p ,d…mà từ những đám mây đã được trô ̣n
lẫn tức là đã được lai hóa.
Các orbital đã lai hóa này được hình thành do các đám mây điê ̣n tử xen phủ
lẫn nhau trong nô ̣i bô ̣ mô ̣t nguyên tử.
Trước khi lai hóa các đám mây cơ bản như s, p, d… khác nhau về hình dạng,
định hướng và năng lượng nhưng sau khi trô ̣n lẫn, xen phủ nhau thì tạo ra các
orbital lai hóa hoàn toàn giống nhau về mă ̣t năng lượng và hình dạng.
Có bao nhiêu orbital cơ bản tham gia vào quá trình lai hóa thì có bấy nhiêu
orbital lai hóa được hình thành và chúng được phân bố đối xứng nhau. Cách phân
bố này đảm bảo cho lực đẩy giữa các đám mây là cực tiểu.
c. Điều kiêṇ để có sự lai hóa
Các orbital tham gia lai hóa phải có năng lượng xấp xỉ nhau. Khi
năng lượng cách xa nhau thì sự lai hóa kém bền.
Mâ ̣t đô ̣ điê ̣n tử phải lớn. Có thể thấy nếu trong mô ̣t chu kỳ khi đi
từ trái sang phải thì mâ ̣t đô ̣ điê ̣n tử tăng dần còn ngược lại nếu trong mô ̣t nhóm khi
đi từ trên xuống thì mâ ̣t đô ̣ điê ̣n tử lại giảm dần và khả năng lai hóa cũng tăng và
giảm tương ứng.
Mức đô ̣ xen phủ của các orbital lai hóa với các orbital hóa trị của
các nguyên tử khác phải đủ lớn để tạo các liên kết hóa học bền.
Nếu các điều kiê ̣n trên không được thỏa mãn thì sự lai hóa sẽ
không xảy ra hoă ̣c xảy ra không hoàn toàn.
d. Các kiểu lai hóa
 Lai hóa sp: được hình thành do mô ̣t orbital s và mô ̣t orbital p của cùng
nguyên tử xen phủ lẫn nhau tạo ra hai orbital lai hóa sp phân bớ trên mơ ̣t
đường thẳng, đới xứng, với góc hóa trị 1800.
Lai hóa
+

x
s

p

180
0
sp

x

16




+







sp có góc hóa trị là 1800.
 Ví dụ: xét BeCl
2
Kết quả này cũng phù hợp với kết quả thực nghiê ̣m.

s

p

Be : 
2s2
Be*
:



2p


Be không dùng hai AO hóa trị để tham gia liên kết với các AO hóa trị của Clo
mà hai AO này sẽ lai hóa (trô ̣n lẫn) với nhau để tạo thành hai AO sp phân bố đối
xứng nhau mô ̣t góc 1800. Sau đó chính hai AO sp này mới xen phủ với các AO hóa
trị của Clo.

y
sp

sp

Cl: 3p

180

0

Cl: 3p

x

Sự lai hóa sp của phân tử BeCl2
 Lai hóa sp2: hình thành do mô ̣t orbital s và hai orbital p của cùng mô ̣t
nguyên tử xen phủ lẫn nhau tạo ra ba orbital lai hóa sp2 phân bố đối xứng
nhau dưới mô ̣t góc 1200. Các liên kết tạo ra do sự đóng góp của các orbital
sp2 thì sẽ tạo góc 1200.

Lai hóa

+

s

p

sp2

1200

17


Lai hóa


+







p

s

Sự lai hóa sp2





sp

Có thể lấy trường hợp phân tử BCl3 làm minh họa cho sự lai hóa loại này. Số
đo góc của liên kết cũng phù hợp với số đo thực nghiê ̣m.

Cl : 3p
Cl : 3p
x

B: 3sp2

Lai hóa sp2 của phân tử BCl

3

120s và ba orbital p xen phủ lẫn nhau tạo
 Lai hóa sp3: mô ̣t orbital
thành bốn
3
orbital sp phân bố đối xứng trong không gian theo bốn hướng về bốn đỉnh
Cl diê
: 3p̣n đều với mỗi góc liên kết là 109028’.
của mô ̣t tứ
0

109028’

Lai hóa

+
s

Sp3
p

18


 Ví dụ: phân tử CH4 là mô ̣t ví dụ điển hình của liên kết loại này. Trong
nguyên tử C cấu hình điê ̣n tử ở trạng thái căn bản 1s 2 2s2 2p2 nhưng khi
chuyển sang trạng thái kích thích thì cấu hình là 1s2 2s1 2p3.
2s2 2p2

C: 











C* :


2s



1

2p3

Ba orbital 2p sẽ xen phủ với mô ̣t orbital 2s của nguyên tử C tạo ra bốn orbital
lai hóa sp3. Liên kết C – H là liên kết  được tạo thành do sự xen phủ của ba orbital
lai hóa này với ba orbital 1s của ba nguyên tử H. Kết quả là góc liên kết trong phân
tử CH4 là 109028’. Những số đo thực nghiê ̣m cho thấy bốn liên kết C – H hoàn toàn
giống nhau về mă ̣t năng lượng liên kết, đô ̣ bền, đô ̣ dài và cách định hướng đối xứng
nhau trong không gian, góc giữa chúng đúng bằng 109028’.

H : 1s
109028’

H : 1s

H : 1s

C : 4sp3
H : 1s

Sự lai hóa sp3 của phân tử
CH4

 Ngoài ra còn mô ̣t số kiểu lai hóa như d2sp3, dsp2, sd3, dsp3...
19


20


e. Dự đoán kiểu lai hóa và cấu hình hình học của phân tử
Khi biết được thứ tự liên kết các nguyên tử trong phân tử người ta có thể dự
đoán được kiểu lai hóa các AO hóa trị của mô ̣t nguyên tử trung tâm A dựa vào
nguyên tắc sau:
A = số liên kết  của X với các nguyên tử xung quanh cô ̣ng với số că ̣p
electron hóa trị của X chưa tham gia liên kết. Nếu:
- A = 2 : X có lai hóa sp.
- A = 3 : X có lai hóa sp2.
- A = 4 : X có lai hóa sp3.
 Ví dụ 1: phân tử BeH2.

Be*
:





2s1

2p1

Hai điê ̣n tử hóa trị của Be sẽ tham gia tạo ra 2 liên kết  với hai AO 1s của hai
nguyên tử H nên A = 2, do đó Be có trạng thái lai hóa sp.
 Ví dụ 2: phân tử BF3.

B*







2s21
2p
Ba điê ̣n tử hóa trị của B sẽ tham gia tạo ra 3 liên kết  với ba nguyên tử F nên
A = 3, do đó B có trạng thái lai hóa sp2.
 Ví dụ 3: phân tử CH4.

C* : 
2s1







2p3

C tạo 4 liên kết  với bốn H nên A = 4 vì vâ ̣y C có lai hóa sp3.
 Ví dụ 4: phân tử NH3.
21


N: 
2s2







2p3

N tạo ba liên kết  với ba H còn mô ̣t đôi điê ̣n tử không tham gia tạo thành liên
kết nên A = 3 + 1 = 4 do đó N có lai hóa sp3.
Ngoài ra, ta có thể dùng quy tắc thực nghiê ̣m sau để dự đốn cấu hình khơng
gian của phân tử với quy ước:
-

n

: tổng số că ̣p e liên kết.

-

m: tổng số că ̣p e không liên kết.

-

A

: nguyên tử trung tâm.

-

X

: ký hiê ̣u că ̣p e liên kết.

-

E

: ký hiê ̣u că ̣p e không liên kết.

- Công thức của các chất cần xét cấu hình không gian là: AXnEm.
f. Mô ̣t số ví dụ điển hình về lai hóa:
 Phân tử NH3
Trong phân tử này nguyên tử trung tâm N ở trạng thái lai hóa sp3. Ba AO lai

hóa có mô ̣t electron đô ̣c thân tham gia xen phủ với ba electron của ba nguyên tử H
tạo ra ba liên kết N – H tương đương. Orbital còn lại chứa 2 electron không tham
gia liên kết.
Do sự đẩy của că ̣p electron không tham gia liên kết với 3 că ̣p electron tham
gia tạo thành liên kết N - H nên góc hóa trị HNH giảm xuống còn 107038’.

°°
107038’
Sự lai hóa sp3 của phân tử NH3

22