ỨNG DỤNG THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (THUYẾT VB) GIẢI THÍCH MỘT SỐ HỢP CHẤT PHỐI TRÍ

NGUYỄN THỊ THU THẢO

ỨNG DỤNG THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (THUYẾT VB) GIẢI
THÍCH MỘT SỐ HỢP CHẤT PHỐI TRÍ


MỤC LỤC
Nội dung

Trang


MỞ ĐẦU
Ngoài những hợp chất đơn giản mà chúng ta thường biết như NaCl, H 2SO4, K2SO4,…
Hóa học cịn có những hợp chất phức tạp như [Pt(NH3)2Cl2], K[PF6], [Co(NH3)3Cl3],…Chúng
được gọi là phức chất hay hợp chất phối trí. Số lượng hợp chất phối trí nhiều vơ kể, chúng
đóng một vai trò quan trọng về mặt lý thuyết và thực tiễn trong nhiều lĩnh vực khoa học như:
Dùng trong phân tích, dùng trong tinh chế kim loại, dùng trong xúc tác, mạ điện, nhiếp ảnh,…
Vì thế các hợp chất phối trí trở thành mục tiêu nghiên cứu của các nhà hóa học hiện nay.
Trong sự phát triển của Hóa Học, thuyết liên kết hóa trị - Valence Bond (VB), thuyết
orbital phân tử - Molecular Orbital (MO) và thuyết liên kết hóa học đóng vai trị quan trọng
trong việc giải thích bản chất cấu tạo của các chất, từ đó giúp ta có thể dự đốn và giải thích
được tính chất lý – hóa của các chất. Để có thể hiểu hơn về sự hình thành các hợp chất phối trí
thì chúng ta cần tìm hiểu về các thuyết cổ điển cũng như các thuyết cơ học lượng tử về bản
chất liên kết trong hợp chất phối trí.
Ở bài tiểu luận này ta sẽ tìm hiểu về thuyết liên kết hóa trị hay còn gọi là thuyết VB,
ứng dụng thuyết này để giải thích sự hình thành một số hợp chất phối trí.
Thuyết liên kết hóa trị được áp dụng có kết quả khi giải thích liên kết hóa học trong
các hợp chất hữu cơ. Về sau Pauling áp dụng nó trong lĩnh vực phức chất của các kim loại
chuyển tiếp. Đây là thuyết lượng tử đầu tiên giải thích bản chất của liên kết trong hợp chất
phối trí.

3


1. Tổng quan về thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB) trong hợp chất phối trí
1.1. Khái niệm về hợp chất phối trí
Hợp chất phối trí hay phức chất là một ion hay một phân tử phối trí có chứa một
nguyên tử trung tâm (hoặc gọi là nhân và thông thường đây là kim loại chuyển tiếp) liên kết
với những nguyên tử, nhóm nguyên tử hoặc ion khác (gọi là phối tử), trong đó số phối trí vượt
q hóa trị thông thường của nguyên tử trung tâm trong những hợp chất thường gặp của nó.
Hợp chất phối trí gồm hai phần: ion trung tâm hay còn gọi là cầu nội và các ion trái
dấu với ion phức gọi là cầu ngoại.
Cầu nội được tạo thành bởi nguyên tử hoặc ion kim loại gọi là ion trung tâm (hay còn
gọi là nhân trung tâm và thường là kim loại chuyển tiếp), nó liên kết trực tiếp với các phân tử
trung hịa hoặc ion bao xung quanh nó. Các ion hoặc phân tử trung hòa này gọi là số phối tử.
Số phối tử quanh ion trung tâm gọi là số phối trí.
1.2. Cơ sở lý thuyết của thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB)
Thuyết liên kết hóa trị hay cịn gọi là thuyết VB (Valence Bond) được phát triển trên
cơ sở phương pháp Heitler – London về phân tử H2 năm 1927.
- Thuyết VB giải thích định tính về các vấn đề về liên kết:
+ Mỗi liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng sự xen phủ hai orbital hóa trị có
electron của hai ngun tử liên kết. Ngồi ra cịn có liên kết cho nhận tạo bởi 1AO chứa 1 cặp
electron chưa phân chia với 1AO trống của nguyên tử kia.
+ Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ của các orbital càng lớn,
như vậy sự xen phủ của các orbital tuân theo nguyên lí xen phủ cực đại: “Liên kết được phân
bố theo phương nào mà mức xen phủ các orbital liên kết có giá trị cực đại.”
+ Các phân tử nhiều nguyên tử, các góc liên kết có những giá trị gọi là tính định
hướng hóa trị.
- Sự lai hóa orbital trong khn khổ thuyết VB [1]:
+ Các orbital lai hóa mơ tả trạng thái hóa trị của nguyên tử.

+ Các liên kết hình thành bởi các orbital lai hóa bền vững hơn liên kết bởi các orbital
cơ bản.
+ Trạng thái lai hóa là trạng thái suy biến, xuất hiện khi mức năng lượng các orbital
nguyên tử xấp xỉ nhau. Số các orbital lai hóa bằng số các orbital tham gia lai hóa.
- Điều kiện lai hóa các AO cần các điều kiện [1]:
+ Năng lượng của các orbital tham gia lai hóa phải xấp xỉ nhau.
+ Mật độ điện tử của orbital đủ lớn orbital có kích thước nhỏ.
+ Độ xen phủ của các orbital lai hóa với các orbital của các nguyên tử khác liên kết
phải đủ lớn để tạo liên kết bền
- Các liên kết sigma σ, liên kết pi π, liên kết delta δ:
4


+ Liên kết σ là liên kết mà đám mây điện tử đối xứng quay quanh trục liên kết, có mật
độ cực đại trên đường nối 2 hạt nhân

+ Liên kết π là liên kết mà đám mây điện tử có mặt phẳng đối xứng đi qua trục liên
kết. Liên kết π có thể được tạo bởi 2 orbital p và d (hình hoa 4 cánh) hoặc 2 orbital d.

+ Liên kết δ là liên kết mà đám mây điện tử có 2 mặt phẳng đối xứng thẳng góc với
nhau và đi qua trục liên kết, thường chỉ có trong các hợp chất phối trí chất kim loại chuyển
tiếp hay hợp chất các nguyên tố chu kì 3. Tạo bởi xen phủ 2 orbital d hình hoa 4 cánh d.

Thuyết liên kết hóa trị được áp dụng có kết quả khi giải thích liên kết hóa học trong
các hợp chất hữu cơ. Về sau Pauling áp dụng nó trong lĩnh vực các hợp chất phối trí của các
kim loại chuyển tiếp. Đây là thuyết lượng tử đầu tiên giải thích bản chất của liên kết trong
hợp chất phối trí chất.
Cơ sở của thuyết liên kết hóa trị đối với các hợp chất phối trí như sau:
- Liên kết hóa học trong hợp chất phối trí chất gồm những liên kết 2 electron kiểu
Heitler – London giữa nguyên tử trung tâm và các phối tử (Theo Heitler và London đã chỉ ra

rằng liên kết đồng cực trong phân tử Hidro xảy ra được là do tương tác tĩnh điện giữa 2
electron và 2 proton và chuyển động của chúng tuân theo các quy luật của cơ học lượng tử.
Các ông đã tính được giá trị năng lượng phân ly và khoảng cách cân bằng giữa các nguyên tử
H)
- Số liên kết phải bằng số phối trí của nguyên tử trung tâm.
- Sự xen phủ các orbital càng lớn thì liên kết càng bền. Muốn vậy các orbital của
nguyên tử trung tâm được lai hóa để tạo thành một hệ thống các orbital tương đồng nhau tham
5


gia vào sự tạo thành liên kết. Để có thể tham gia lai hóa các orbital ban đầu phải có năng
lượng gần nhau.
- Số phối trí của ion trung tâm bằng số orbital lai hóa tham gia tạo thành liên kết. Tùy
thuộc vào kiểu lai hóa mà hợp chất phối trí chất có cấu trúc này hay cấu trúc khác.
Ví dụ giải thích sự hình thành hợp chất phối trí bát diện: Để có sự phối trí bát diện,
ngun tử trung tâm phải có 6 orbital hướng đến các đỉnh của bát diện. Khi hình thành phức
các orbital s, px, py, pz, dz2, dx2-y2 tham gia hình thành liên kết (các orbital này định hướng trên
các trục có phối tử) sẽ lai hóa với nhau tạo thành 6 orbital lai hóa d 2sp3 hướng về 6 đỉnh của
hình bát diện. 6 orbital lai hóa này sẽ tham gia hình thành liên kết với 6 phối tử.
- Một số kiểu lai hóa quan trọng nhất và cấu hình của các hợp chất phối trí tương ứng.
Số phối trí
2
3
4
5
6

Dạng lai hóa
sp
sp2

sp3
dsp2
dsp3
d2sp3
sp3d2

Cấu trúc của hợp chất phối trí
Đường thẳng
Tam giác phẳng
Tứ diện
Vng phẳng
Lưỡng chóp tam giác

Ví dụ
[Ag(NH3)2]+
BCl3
[Cd(NH3)4]2+
[PtCl4]2[Fe(CO)5]

Bát diện

[Co(NH3)6]3+

1.3. Nội dung của thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB) trong hợp chất phối trí
- Trong hợp chất phối trí, liên kết giữa ion trung tâm và phối tử là liên kết cho nhận.
- Trước khi hình thành liên kết trong hợp chất phối trí, các orbital nguyên tử của ion
trung tâm lai hóa với nhau tạo thành các orbital lai hóa đẳng giá (có hình dạng và năng lượng
như nhau) và có sự định hướng khơng gian xác định.
- Những orbital lai hóa này nhận các cặp điện tử không phân chia của phối tử để hình
thành liên kết trong hợp chất phối trí.

- Cấu trúc hình học của hợp chất phối trí được xác định qua sự phân bố của các orbital
lai hóa.
Theo thuyết VB:
- Dựa vào spin tồn phần của hệ có thể suy đốn được tính chất từ của hợp chất phối
trí chất.
- Ngược lại khi đo được moment tồn phần của hệ có thể xác định được số electron
độc thân trong hợp chất phối trí và từ đấy suy ra cấu trúc của hợp chất phối trí.
Trong đó:
+ Hợp chất phối trí spin cao hay hợp chất phối trí spin tự do cịn gọi là phức lai hóa
ngồi. Phức spin cao thường được tạo ra bởi phối tử gây trường yếu như: H 2O, OH-, Cl-, Br-,
I-, -COO-…

6


+ Phức spin thấp hay phức spin ghép đơi cịn gọi là phức lai hóa trong. Phức spin cao
thường được tạo ra bởi phối tử gây trường mạnh như: CO, CN -, NO2-, NH3,
H2NCH2CH2NH2…
Moment từ kí hiệu là µ, µ = trong đó n là số e độc thân.
- Cho phép xét đoán về khả năng phản ứng của hợp chất phối trí. Điều kiện thuận lợi
cho sự trao đổi các phối tử của hợp chất phối trí với các ion hay phân tử khác trong dung dịch
là:
+ Lai hóa ngồi (Hợp chất phối trí tạo bởi các phối tử trường yếu)
+ Sự tồn tại các orbital d còn trống bên trong.
Đối với những hợp chất phối trí lai hóa ngồi, vì liên kết giữa hạt tạo hợp chất phối trí
và các phối tử yếu hơn so với những hợp chất phối trí lai hóa trong nên các phối tử có thể tách
ra khỏi hợp chất phối trí dễ dàng hơn và nhường chỗ cho các hạt khác trong dung dịch.
Trong trường hợp orbital d cịn trống, có thể xảy ra sự kết hợp ion hay phân tử trong
dung dịch vào hợp chất phối trí và sau đó là sự tách phối tử ra khỏi hợp chất phối trí.
Độ bền của liên kết trong hợp chất phối trí chất theo liên kết hóa trị

Theo thuyết liên kết hóa trị độ bền của liên kết được xác định bởi đại lượng vùng xen
phủ cực đại của các orbital. Vì các orbital lai hóa định hướng rõ rệt trong khơng gian nên các
liên kết σ tạo thành bởi chúng có độ bền lớn.
Tuy nhiên, độ bền của các liên kết giữa kim loại và phối tử trong hợp chất phối trí chất
cịn phụ thuộc vào khả năng tạo thành liên kết kép, khi đó độ bền của liên kết sẽ tăng mạnh. Ở
các hợp chất phối trí bát diện, các electron của nguyên tử trung tâm điền một phần hay hoàn
toàn và 3 orbital dxy, dxz, dyz là những orbital không tham gia tạo liên kết σ. Vì các đám mây
của chúng không nằm theo hướng của trục liên kết mà nằm giữa các hướng đó.
Các orbital dxy, dxz, dyz của nguyên tử kim loại có thể tạo thành liên kết π với các
orbital p hoặc d trống của phối tử. Khi tạo thành các liên kết π này (d π -pπ hoặc dπ-dπ) nguyên
tử trung tâm sẽ cho electron, các electron này điền vào các orbital π trống của phối tử. Như
vậy điện tích âm sẽ được chuyển ngược từ nguyên tử trung tâm đến các phối tử và do vậy mật
độ điện tích âm trên nguyên tử trung tâm được giải tỏa.
Sơ đồ sau minh họa sự tạo thành liên kết d π - dπ giữa orbital dxy của nguyên tử trung
tâm với orbital dxy của PX3.

7


2. Ứng dụng của thuyết VB giải thích một số hợp chất phối trí
2.1. Giải thích sự hình thành các hợp chất phối trí [Cu(NH3)2]+ và [Zn(NH3)4]2+
Hợp chất phối trí [Cu(NH3)2]+
Cu (29): [Ar] 3d10 4s1
→ Cu+: [Ar] 3d10
Trạng thái cơ bản:

Khi hình thành hợp chất phối trí 1(AO)4s + 1(AO)4p lai hóa tạo 2(AO) lai hóa sp, có
cấu trúc hình học là đường thẳng. Khơng có electron độc thân nên hợp chất phối trí này có
tính nghịch từ.
Trạng thái khi tạo phức:

3d

4s

4p

 Hợp chất phối trí [Cu(NH3)2]+ lai hóa sp, cấu trúc phẳng, nghịch từ.
Hợp chất phối trí [Zn(NH3)4]2+
Zn (30): [Ar] 3d10 4s2
→ Zn2+: [Ar] 3d10
Trạng thái cơ bản

Khi hình thành hợp chất phối trí 1(AO)4s + 3(AO)4p lai hóa tạo 4(AO) lai hóa sp 3, có
cấu trúc hình học là hình tứ diện. Khơng có electron độc thân nên hợp chất phối trí này có tính
nghịch từ.
Trạng thái khi tạo phức:
3d

4s

4p

 Hợp chất phối trí [Zn(NH3)4]2+ lai hóa sp3, cấu trúc hình tứ diện, nghịch từ.
=> Nhận xét: Dạng lai hóa và sự phân bố hình học của các phối tử được xác định bởi
cấu tạo điện tử của ion trung tâm.
8


2.2. Giải thích sự hình thành các hợp chất phối trí [Ni(Cl) 4]2- và [Ni(CN)4]2Hợp chất phối trí [Ni(Cl)4]2Ni (Z=28): [Ar] 3d8 4s2
→ Ni2+: [Ar] 3d8

Trạng thái cơ bản:

Với cùng 1 ion Ni2+ khi tác dụng với ion Cl- nó tạo hợp chất phối trí [Ni(Cl)4]2-. Vì ion
Cl- có bán kính lớn tương tác yếu với ion Ni 2+, khơng đủ năng lượng để đẩy các electron độc
thân của ion trung tâm ghép đôi, chúng vẫn ở trạng thái độc thân trong ion trung tâm (không
tham gia liên kết) và làm cho hợp chất phối trí có mức năng lượng cao, gọi tắt là hợp chất
phối trí spin cao. Hay nói cách khác là khi tạo hợp chất phối trí khơng có sự dồn nén điện tử.
Để tạo liên kết với phối tử thì (AO)4s và 3(AO)4p của ion trung tâm lai hóa với nhau
tạo thành 4(AO) sp3 hướng về 4 đỉnh của hình tứ diện đều. Vì chỉ có các orbital lớp ngồi lai
hóa nên sự lai hóa ở đây là lai hóa ngồi. Vì phân lớp 3d có cấu hình khơng đổi nên khi tạo
hợp chất phối trí phân lớp này vẫn còn 2e độc thân → hợp chất phối trí trên có tính thuận từ.
Khi tạo hợp chất phối trí:
3d

4s

4p

 Hợp chất phối trí [Ni(Cl)4]2- thuận từ, lai hóa ngồi sp3, có cấu trúc hình học là hình
tứ diện.
Hợp chất phối trí [Ni(CN)4]2Ni (Z=28): [Ar] 3d8 4s2
→ Ni2+: [Ar] 3d8
Trạng thái cơ bản:

Vì tương tác giữa ion CN - với ion Ni2+ là tương tác mạnh, đẩy 2 electron của Ni 2+ ghép
đôi với nhau, tạo 1(AO) 3d trống. Khi đó 1(AO) 3d + 1(AO) 4s và 2(AO) 4p lai hóa với nhau
tạo 4(AO) lai hóa dsp2. 4(AO) lai hóa dsp2 nằm trên một mặt phẳng, hướng về 4 đỉnh một
hình vng. Sự lai hóa trong trường hợp này là lai hóa trong.
Khi tạo hợp chất phối trí:
3d

4s

4p
9


 Hợp chất phối trí [Ni(CN)4]2- khơng có electron độc thân nên có tính nghịch từ, lai
hóa trong dsp2, có cấu trúc hình học là hình vng phẳng.
=> Nhận xét: Hợp chất phối trí [Ni(Cl) 4]2- và [Ni(CN)4]2- đều có ion trung tâm Ni 2+
với cấu hình [Ar] 3d8 4s0, tùy theo phối tử có thể xác định từ tính của phức và đoán được cấu
trúc của phức.
+ Hợp chất phối trí [Ni(Cl)4]2-: thuận từ, lai hóa ngồi sp3, cấu trúc tứ diện.
+ Hợp chất phối trí và [Ni(CN)4]2-: nghịch tử, lai hóa trong dsp2, cấu trúc vng phằng.
 Ngồi phụ thuộc vào cấu tạo điện tử của ion trung tâm, dạng lai hóa, cấu trúc của
phức cịn phụ thuộc vào bản chất của phối tử.
2.3. Giải thích sự hình thành các hợp chất phối trí [CoF 6]3- và [Co(NH3)6]3+
Hợp chất phối trí [CoF6]3Co (Z=27): [Ar] 3d7 4s2
→ Co3+: [Ar] 3d6
Trạng thái cơ bản:

Với cùng 1 ion Co3+ khi tác dụng với ion F - nó tạo hợp chất phối trí [CoF6]3-. Vì ion Flà phối tử trường yếu, tương tác yếu với ion Co 3+, không đủ năng lượng để đẩy các electron
độc thân của ion trung tâm ghép đôi. Do vậy, ion Co 3+ dùng 1(AO)4s + 3(AO)4p + 2(AO)4d
tham gia lai hóa tạo 6(AO) sp3d2 và tham gia liên kết với các phối tử F-. Vì chỉ có các orbital
lớp ngồi lai hóa nên sự lai hóa ở đây là lai hóa ngồi.
Vì phân lớp 3d có cấu hình khơng đổi nên khi tạo hợp chất phối trí phân lớp này vẫn
cịn 3 electron độc thân → hợp chất phối trí trên có tính thuận từ.
Khi tạo hợp chất phối trí:
3d

4s

4p

4d

 Hợp chất phối trí [CoF6]3- có tính thuận từ, lai hóa ngồi sp 3d2, có cấu trúc hình học
là hình bát diện.
Hợp chất phối trí [Co(NH3)6]3+
Co (Z=27): [Ar] 3d7 4s2
10


→ Co3+: [Ar] 3d6
Trạng thái cơ bản:

Phối tử NH3 liên kết với Co3+ là trường phối tử mạnh, có đủ năng lượng để đẩy các
electron độc thân của Co3+ ghép đôi với nhau tạo 2AO 3d trống. Sau khi các electron độc thân
ghép đơi, các AO trống lai hóa tạo 6(AO) d 2sp3 hướng về 6 đỉnh của hình bát diện đều, xen
phủ với 6 phối tử NH3.
Khi tạo phức với NH3 đã xảy ra dồn nén điện tử nên khơng cịn electron độc thân, do
đó hợp chất [Co(NH3)6]3+ có tính nghịch từ.
Khi tạo hợp chất phối trí:
3d

4s

4p

 Hợp chất phối trí [Co(NH3)6]3+ có tính nghịch từ, lai hóa trong d2sp3 và có cấu trúc

hình học bát diện.
=> Nhận xét: [CoF6]3- và [Co(NH3)6]3+
- Cả 2 hợp chất phối trí đều có cấu trúc bát diện nhưng với hai phối tử khác nhau thì
ion Co3+ lai hóa khác nhau: [Co(NH3)6]3+ lai hóa 2(AO)d bên trong 4s nên gọi là lai hóa trong
d2sp3 để phân biệt với lai hóa ngồi sp 3d2 là kiểu sử dụng 2(AO)d bên ngoài 4s như phức
[CoF6]3-.
Thực nghiệm cho thấy liên kết cho – nhận trong ion phức lai hóa trong bền hơn trong
phức lai hóa ngồi.
2.4. Giải thích sự hình thành hợp chất phối trí [Fe(CN)6]4Fe (Z=26): [Ar] 3d64s2
→ Fe2+: [Ar] 3d6
Trạng thái cơ bản:

Phối tử CN- tương tác mạnh với ion Fe2+. Khi hình thành hợp chất phối trí, 4e độc thân
trên 4 orbital d ghép đôi vào 2 orbital và như vậy phân lớp d còn 2 orbital tự do. Sự tổ hợp 2
orbital này với 1(AO)s và 3(AO)p tạo 6(AO)d 2sp3. Như vậy 2(AO)3d + 1(AO)s + 3(AO)p lai
hóa tạo 6(AO) lai hóa trong d 2sp3, 6(AO)d2sp3 sẽ xen phủ với các obital cặp electron dư của N
trong phối tử CN- tạo 6 liên kết cho nhận.
11


Khi tạo phức với CN- đã xảy ra dồn nén điện tử nên khơng cịn electron độc thân, do
đó hợp chất [Fe(CN)6]4- có tính nghịch từ.
Khi tạo hợp chất phối trí:
3d

4s

4p

 Hợp chất phối trí [Fe(CN)6]4- có tính nghịch từ, lai hóa trong d2sp3 và có cấu trúc

hình học bát diện.
2.5. Giải thích sự hình thành hợp chất phối trí [Mn(CN)6]3- và [Mn(Cl4)]2Hợp chất phối trí [Mn(CN)6]3Mn (Z=25): [Ar] 3d5 4s2
→ Mn3+: [Ar] 3d4
Trạng thái cơ bản:

Khi tạo phức với CN- thì giữa Mn3+ và phối tử CN- là phối tử trường mạnh nên có sự
dồn electron ở (AO) 3d, khi đó electron được biểu diễn:

Các 6 AO trống sẽ nhận được cặp electron tự do của phối tử CN - để tạo thành hợp chất
phối trí [Mn(CN)6]3-, lai hóa trong dạng d2sp3 với cấu trúc hình bát diện.
Hợp chất phối trí [Mn(Cl4)]2Mn (Z=25): [Ar] 3d5 4s2
→ Mn2+: [Ar] 3d5
Trạng thái cơ bản:

Khi tạo hợp chất phối trí:
3d

4s

4p

Khi tạo phức với Cl- thì giữa Mn3+ và phối tử Cl- là phối tử trường yếu nên khơng có
sự dồn electron. 4 orbital trống sẽ nhận 4 cặp electron tự do của phối tử Cl - để tạo thành hợp
12


chất phối trí [Mn(Cl4)]2-. Như vậy 1(AO)4s và 3(AO)4p lai hóa tạo 4(AO)sp 3, lai hóa ngồi,
cấu trúc tứ diện.

13

KẾT LUẬN
Qua tìm hiểu về thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB) ta rút ra được những ưu và nhược
điểm khi sử dụng thuyết này:
- Ưu điểm:
+ Đã giải thích được cấu trúc hình học của hợp chất phối trí.
+ Đã giải thích được tính chất từ của hợp chất phối trí và một phần liên kết π trong
hợp chất phối trí.
+ Có thể giải thích được mức độ hay khả năng tham gia phản ứng của một số hệ hợp
chất phối trí trong dung dịch.
- Nhược điểm:
+ Chưa giải thích được tính chất quang của hợp chất phối trí (chưa giải thích được vì
sao hợp chất phối trí có màu, vì sao hợp chất phối trí khơng có màu).
+ Chưa cho phép tiên đốn giải thích tính từ tính một cách chi tiết.
+ Khơng giải thích và tiên đốn trước mức năng lượng liên kết của các cấu trúc khác
nhau của hợp chất phối trí.
+ Chưa tính đến việc thay đổi mức năng lượng các orbital d của các ion trung tâm
dưới tác dụng trường lực của các phối tử khi tạo hợp chất phối trí.

14


TÀI LIỆU THAM KHẢO
[1] PGS. TS. Võ Quang Mai, Bài giảng Hóa học các hợp chất phối trí, Trường Đại
học Sài Gịn, TP. Hồ Chí Minh, 2016.
[2] Hồ Viết Q, Phức chất trong hóa học, NXB Khoa học và kỹ thuật, Hà Nội, 2000.
[3] Hồng Nhâm, Hóa học vơ cơ, NXB Giáo dục, Hà Nội, 2000.
[4] Đào Đình Thức, Cấu tạo nguyên tử và liên kết hóa học, Nhà xuất bản Giáo dục
Việt Nam, 2006.

[5] Trần Thị Bình, Cơ sở hóa học phức chất, NXB Khoa học và kỹ thuật, Hà Nội
2008.
[6] PGS. TS. Trần Thị Đà, GS. TS. Nguyễn Hữu Đĩnh, Phức chất – Phương pháp tổng
hợp và nghiên cứu cấu trúc, NXB Khoa học và kỹ thuật, Hà Nội, 2007.
[7] Duward F. Shriver, Peter Atkins, Cooper H. Langford, Inorganic Chemistry,
Oxford University Press, 1990.
[8] William L. Jolly, Model inorganic chemistry, McGraw-Hill, 1991.

15