Thuyết orbital phân tử (MO)

1/ GIỚI THIỆU ________________________________________________________________ 3 1.1 – Lịch sử hình thành thuyết MO______________________________________________________ 3 1.2 – Luận điểm cơ bản của thuyết MO __________________________________________________ 4 1.3 – So sánh thuyết VB và MO ___________________________________________________________ 5 2/ NỘ I DUNG__________________________________________________________________ 6 2.1 – Phương pháp tổhơ p tuyến tính (MO – LCAO) ____________________________________ 6 2.2 – Sự tổ hợp các orbital nguyên tử____________________________________________________ 9 3/ GIẢ N ĐỘ NẢ NG LƯỚ NG ỘRBITẢL PHẢ N TƯ ___________________________13 3.1 – Áp dụng thuyết MO cho các phân tử hai nguyên tử của ba chu kỳ đầu ________ 13 3.2 – Áp dụng thuyết MO cho phân tử nhiều nguyên tử Các mô hình khác nhau về liên kết _______________________________________________ 17 4/ KỆ T LUẢ N VẢ NHẢ N XỆ T ________________________________________________19 4.1 – Thành công của thuyết MO _______________________________________________________ 19 4.2 – Hạn chế ____________________________________________________________________________ 19 5/ TẢ I LIỆ U THẢM KHẢ Ộ ___________________________________________________20 Danh mục viết tắt

CƠ SỞ HÓA LƯỢNG TỬ Giảng viên hướng dẫn TS Nguyễn Văn Mỷ Sinh viên thực Nguyễn Thu Ánh Mã số sinh viên 4501106003 Mã học phần CHEM101802 TP Hồ Chí Minh, ngày 14 tháng năm 2021 1/ GIỚI THIỆU 1.1 – Lịch sử hình thành thuyết MO 1.2 – Luận điểm thuyết MO 1.3 – So sánh thuyết VB MO _ 2/ NỘI DUNG 2.1 – Phương phá p tổ hơp tuyế n tính (MO – LCAO) 2.2 – Sự tổ hợp orbital nguyên tử 3/ GIẢN ĐỘ NẢNG LƯỚNG ỘRBITẢL PHẢN TƯ _13 3.1 – Áp dụng thuyết MO cho phân tử hai nguyên tử ba chu kỳ đầu 13 3.2 – Áp dụng thuyết MO cho phân tử nhiều ngun tử Các mơ hình khác liên kết _ 17 4/ KỆT LUẢN VẢ NHẢN XỆT 19 4.1 – Thành công thuyết MO _ 19 4.2 – Hạn chế 19 5/ TẢI LIỆU THẢM KHẢỘ _20 Danh mục viết tắt MO – Molecular Orbital Quỹ đạo phân tử LCAO – Linear combination of Tổ hợp tuyến tính quỹ đạo atomic orbitals nguyên tử DFT – Density Functional Theory Lý thuyết hàm mật độ VB – Valent Bond Liên kết hóa trị AO – Atomic Orbital Quỹ đạo nguyên tử Thuyết orbital phân tử (MO) phương pháp xây dựng dựa mở rộng khái niệm hàm sóng electron, giúp mơ tả cấu trúc điện tử nguyên tử chô trường hợp phân tử Trơng đó, thuyết xem chuyển động điện tử bị chịu ảnh hưởng hạt nhân nguyên tử toàn phân tử Thuyết mơ tả tính chất khơng gian lượng electron thông qua orbital phân tử chứa electron hóa trị [1] Lý thuyết quỹ đạo phân tử cho phép tính gần trạng thái electron liên kết cách tổ hợp tuyến tính orbital hóa trị nguyên tử phân tử (LCAO) Các phép tính gần thực cách áp dụng lý thuyết hàm mật độ (DFT) mơ hình Hartree–Fơck chơ phương trình Schrưdingêr trạng thái dừng [2] 1.1 – Lịch sử hình thành thuyết MO Lý thuyết quỹ đạo phân tử giới thiệu lần vàô năm 1928 hai nhà khoa học Robert Sanderson Mulliken1 Friedrich Hund2 với tên gọi thuyết Hund– Mullikên; sau John C Slater3 John Lennard–Jones4 đóng góp phát triển [3–6] Năm 1929, Lênnard–Jơnês đăng báô việc áp dụng lý thuyết quỹ đạo phân tử để dự đôán trạng thái giải thích tính thuận từ cho phân tử dioxygen [7– 9] Năm 1931, nhà vật lý hóa học Erich Hückel bắt đầu áp dụng lý thuyết quỹ đạo phân tử cho phân tử hydrôcacbôn không nô (các hydrôcacbôn thơm liên hợp) với phương pháp quỹ đạo phân tử Hückel (HMO) ơng để xác định lượng MỘ chô điện tử π [12], [13] Phương pháp đưa lời giải thích tính ổn định phân tử có sáu điện tử π chẳng hạn benzen Thuật ngữ quỹ đạo nguyên tử (AO) quỹ đạo phân Hình – Các nhà khoa học đương thời tử (MO) Mullikên đưa vàơ năm 1932 đến năm 1933, lý thuyết quỹ đạo phân tử chấp thuận [10], [11] Phép tính xác hàm sóng quỹ đạo phân tử thực hydrogen vàô năm 1938 Charles Coulson [14] Đến năm 1950, orbital phân tử hôàn tôàn định nghĩa hàm riêng (hàm sóng) trường tự hợp Hamilton thời điểm này, lý thuyết quỹ đạo phân tử trở nên hoàn toàn chặt chẽ quán [15] Phương pháp tiếp cận chặt chẽ gọi phương pháp Hartree–Fock (hay trường tự hợp) cho phép tính tơán định lượng orbital phân tử ngun tử Trong tính tốn phân tử, orbital phân tử mở rộng theo tập hợp orbital nguyên tử, dẫn đến phương trình Roothaan [16] Từ đó, lý thuyết quỹ đạo phân tử áp dụng cách tính gần cách sử dụng số tham số có nguồn gốc thực nghiệm mà ngày gọi phương pháp hóa học lượng tử bán thực nghiệm [16] 1.2 – Luận điểm thuyết MOc Theo lý thuyết MO, phân tử khối thống tạo nên từ tâm (các nhân nguyên tử) electron, êlêctrôn phân bố orbital chung phân tử Khi phân tử khơng cịn tồn tính cá thể (độc lập) nguyên tử nữa, mà ta xem phân tử ngun tử có nhiều tâm Như vậy, tính chất phân tử tính chất nguyên tử nhiều tâm nên chúng kế thừa áp dụng thành nguyên tử Trong phân tử tồn trạng thái riêng cho electron, trạng thái xác định hàm khơng gian gọi orbital phân tử (MO) Các MO thu tổ hợp tuyến tính từ AO nguyên tử Tổng số MỘ thu tổng số AO tham gia tổ hợp Mỗi MỘ tương ứng với mức lượng xác định Các MO thu có lượng khác hình thành giản đồ lượng có giá trị từ thấp đến cao Năng lượng MO phụ thuộc vàô lượng AO mức độ che phủ ẢỘ Trong phân tử, phân bố êlêctrôn MỘ tuân thêô nguyên lý mà nguyên tử áp dụng: a Nguyên lý ngoại trừ Pauli: Mỗi MO chứa tối đa êlêctrôn với spin đối song b Nguyên lý vững bền: Các electron xếp vào MO theo thứ tự lượng tăng dần c Quy tắc Hund: Khi electron vào MỘ có lượng chúng tự xếp để tổng spin cực đại (đạt cấu trúc bán bão hịa bền có số ê độc thân tối đa) Trạng thái êlêctrôn mô tả hàm sóng ψ – gọi orbital phân 𝜓 tử (MO), ψMO xác định số lượng tử Và giải ∫ 𝜓 𝑑𝑉 cho biết xác suất tìm thấy electron thể tích dV phân tử 1.3 – So sánh thuyết VB MO Thuyế t VB giúp giả i thích thỏa đáng sư hình thà nh liên kế t công hố a tri, môt số đac tính củ a liên kế t công hố a tri hố a tri nguyên tố , tính đinh hướng củ a liên kế t công hố a tri, cá u hình lap thể củ a phân tử, đô bề n phân tử, bac liên kế t, lương liên kế t không giả i thích đươc sư hình thà nh cá c mà liên kế t đươc tao bởi số lể electron iôn H2+, không giả i thích quá trình ion hố a cá c phân tử, quang phổ phân tử phân tử bi kích thích, tính chá t từ củ a phân tử, Và đời phương phá p MO giúp làm rõ vấn đề [18] Bảng SO SÁNH SỰ KHÁC BIỆT GIỮA THUYẾT MO VÀ THUYẾT VB [19] Lý thuyết quỹ đạo phân tử kỹ Lý thuyết lai hóa kỹ thuật thuật để mơ tả cấu trúc điện tử sử dụng để mô tả cấu trúc quỹ Định nghĩa phân tử theo học lượng tử xem đạo phân tử xem các electron nguyên tử phân nguyên tử liên kết hóa học Loại Orbital Sự hình thành chia tồn phân tử riêng lẻ MO liên kết MO phản liên kết Các AO lai hóa Các orbital hình thành từ AO Các ơrbital hình thành từ orbital nguyên tử tham gia liên kết Ý nghĩa Cung cấp cấu trúc điện tử phân tử Cung cấp dạng hình học phân tử Sự tạo thành Kết hợp AO để tạo thành MO liên kết liên kết phản liên kết (σ, σ *, π, π *) kết hợp AO nguyên tử Xen phủ AO (s, p, d…) orbital lai hóa (sp, sp2, sp3…) hình thành nên liên kết σ, π 2.1 – Phương pháp tổ hợp tuyến tính (MO – LCAO) Trong phân tử, electron di chuyển gần hạt nhân nguyên tử nàô chúng chịu tác dụng chủ yếu điện trường hạt nhân đó; cịn tương tác electron khảơ sát hạt nhân cịn lại xem không đáng kể Do vậy, orbital phân tử (MO) kết hợp hàm sóng quỹ đạo nguyên tử (AO) Từ đó, 𝜓MO điện tử tổ hợp tuyến tính 𝜓AO n AO tổ hợp với thu n MO Khi đó, cách gần mặt tốn học, ta có: 𝑛 𝜓 = 𝑐1 𝜙1 + 𝑐2 𝜙2 + 𝑐3 𝜙3 + 𝑐𝑛 𝜙𝑛 = ∑ 𝑐𝑖 𝜙𝑖 (1) 𝑖=1 Trơng 𝜙1 , 𝜙2 , hàm sóng AO mơ tả trạng thái chuyển động electron c1, c2, hệ số hàm AO hay phần đóng góp electron vào trình hình thành liên kết 2.1.1 – Sự xen phủ hai orbital nguyên tử A–B Xét hai nguyên tử A B, nguyên tử mang orbital nguyên tử, 𝜙1 𝑣à 𝜙2 Hàm sóng viết dạng: 𝜓 = 𝑐1 𝜙1 + 𝑐2 𝜙2 (2) Suy mật độ xác suất tính bình phương hàm sóng: (3) (4) Khi AO riêng lẻ chuẩn hóa: (5) (6) Nghĩa có 100% xác suất tìm thấy electron cho nguyên tử tự 7 2.1.2 – Sự xen phủ hai orbital nguyên tử giống Đối với hai AO giống nguyên tử giống nhau, electron đóng góp nhau, dơ đó: Suy c12 = c22 (7) c1 = c2 (8) Từ đây, có hai MO từ xen phủ hai AO: (9) (10) Sau chuẩn hóa: (11) (12) Ta được: (15), (16) Với S tích phân lặp: (17) Như trình bày trên, hàm sóng MO mơ tả đặc tính giống hàm sóng điện tử Kết hợp sóng dẫn đến giao thoa xây dựng giao thoa triệt tiêu (Hình 2) Trong orbital phân tử, sóng ba chiều chúng kết hợp với tạo sóng pha với xác suất c mật độ điện tử sóng lệch pha tạo nút vùng khơng có mật độ điện tử [20] (a) (b) Hình – (a) Khi sóng pha kết hợp với nhau, giao thoa tạo sóng có biên độ lớn (b) Khi sóng lệch pha kết hợp, giao thoa triệt tiêu tạo sóng có biên độ nhỏ (hoặc khơng) [20] 8 2.1.3 – Khảo sát phân tử H2+ Đây ion có thật, có độ dài liên kết d=1,06 Å lượng E = –2,99 eV – ion hạn chế thuyết VB khơng thể chứng minh có êlêctrơn đủ hình thành liên kết [17] Sự tổ hợp tuyến tính orbital ngun tử hydrơgên để thành orbital phân tử ion H2+ chứa có điện tử nên electron đến gần nhân Ha (nằm AO Ha), ta có: (18) Tương tự, electron đến gần nhân Hb (nằm AO Hb), ta có: (19) (Với rA, rB khoảng cách từ ê đến nhân Ha, Hb) Theo nguyên lý chồng chất trạng thái, ion H2+ biểu diễn phương trình: Ψ(H2+)= c1Ψ1sa + c2Ψ1sb (20) Giải phương trình Schrưdinger chơ hai trường hợp c1 = c2 = N , từ ta có: Ψ1= N+(Ψ1sa + Ψ1sb) (21) Ψ1*= N–(Ψ1sa – Ψ1sb) (22) Hàm (21) hàm đối xứng – hốn vị số hạng, Ψ khơng đổi dấu – hàm có lượng thấp, hàm (22) hàm phản đối xứng có lượng cao Như vậy, AO tổ hợp để chơ MỘ trơng MO có lượng thấp gọi MO liên kết (ký hiệu Ψ) MO có lượng cao gọi phản liên kết ký hiệu Ψ* Từ phương trình (21) ta suy xác suất tìm thấy electron nhân Ψ2 là: Ψ12= N+2(Ψ1sa2 + Ψ1sb2 + 2Ψ1saΨ1sb) (23) Ta thấy có tăng mật độ xác suất electron (2Ψ1saΨ1sb) nhân so với trạng thái ban đầu (khi chưa tạo thành phân tử), nghĩa phân tử tạơ MO liên kết 9 Tương tự với hàm Ψ1*2 ta thấy có giảm mật độ xác suất electron (–2Ψ1saΨ1sb) nhân, tức có lượng c trạng thái ngun tử, MO phản liên kết Hình –Biểu diễn tăng giảm mật độ xác suất electron [17] 2.2 – Sự tổ hợp orbital nguyên tử Sự tổ hợp tuyến tính cộng AO tạo thành MO liên kết có lượng thấp ẢỘ ban đầu (EMO < EAO), ký hiệu là: σ1s, σ2s, σ2p, π2py, π2pz… Sự tổ hợp tuyến tính trừ AO tạo thành MO phản liên kết có lượng cao ẢỘ ban đầu (EMO* > EAO), ký hiệu σ*1s, σ*2s, σ*2px, π*2py, π*2pz Các orbital phân tử ký hiệu σ, π, tuỳ thuộc vào định hưởng chúng trục nối hạt nhân nguyên tử 2.2.1 – Điều kiện tở hợp có hiệu AO ✓ Năng lượng AO phải xấp xỉ ✓ Các AO phải xen phủ đáng kể ✓ Các AO phải có tính chất đối xứng Về mặt định tính, để biết AO có tính chất đối xứng hay khơng, ta dựa vào xen phủ dương, âm không AO (Hình 1) Chỉ có xen phủ dương tạo liên kết trơng trường hợp AO có tính chất đối xứng nên tổ hợp với Tuy nhiên việc tổ hợp có hiệu hay khơng cịn phụ thuộc vàơ hai điều kiện cịn lại [17] 10 Hình – Sự xen phủ orbital – Sự xen phủ âm khơng hình (a), (b) khơng tạo liên kết – Sự xen phủ dương hình (c) tạo liên kết 2.2.2 – Các đặc trưng liên kết cộng hoá trị phương pháp MO – Bậc liên kết hay độ bội liên kết (N): N= (n – n*) (24) Với n số electron nằm MO liên kết n* số electron nằm MO phản liên kết – Độ dài liên kết khoảng cách tâm hai hạt nhân, độ dài liên kết nhỏ số liên kết lớn – Năng lượng liên kết lớn liên kết bền 2.2.3 – Các dạng tổ hợp orbital nguyên tử [20] 2.2.3.1 – Tổ hợp orbital nguyên tử s Có hai loại orbital phân tử hình thành từ xen phủ hai orbital nguyên tử s nguyên tử liền kề (Hình 5) Sự kết hợp pha tạo quỹ đạo phân tử σs có lượng thấp, trơng phần lớn mật độ điện tử nằm trực tiếp hạt nhân Sự kết hợp lệch pha tạo quỹ đạo phân tử σs∗ phản liên kết có mức lượng c Các êlêctrôn trông quỹ đạô σs bị hút hai hạt nhân lúc ổn định (có lượng thấp hơn) sơ với chúng nằm nguyên tử cô lập Các electron orbital σs∗ nằm cách xa vùng hai hạt nhân Lực hút hạt nhân electron kéo hai hạt nhân xa nhau, mà gọi orbital phản liên kết 11 Hình – Các orbital phân tử liên kết (σs) phản liên kết (σ *) hình thành từ kết hợp hai orbital nguyên tử s 2.2.3.2 – Tổ hợp orbital nguyên tử p dọc trục liên kết Trong orbital p, hàm sóng tạơ hai thùy có pha trái ngược Khi thùy quỹ đạo pha trùng nhau, giao thoa sóng làm tăng mật độ electron Khi vùng có pha đối chồng lên nhau, giao thoa sóng triệt tiêu làm giảm mật độ electron Khi orbital p xen phủ nhau, chúng tạo orbital σpx (liên kết) σpx∗ (phản liên kết) nằm dọc theo trục x hệ tọa độ Descartes (Hình 6) Hình – Sự kết hợp hai orbital nguyên tử p dọc theo trục hạt nhân tạo thành hai orbital phân tử, σp σp* 12 2.2.3.3 – Tổ hợp orbital ngun tử p vng góc trục liên kết Sự xen phủ cạnh hai orbital p làm phát sinh orbital phân tử liên kết π phản liên kết π* (Hình 7) Trong lý thuyết liên kết hóa trị, liên kết π mô tả chứa mặt phẳng có trục nằm hạt nhân vng góc với thùy orbital p Trong lý thuyết quỹ đạo phân tử, mô tả quỹ đạơ π hình dạng tương tự liên kết π tồn quỹ đạo chứa electron Các electron quỹ đạo tương tác với hai hạt nhân giữ hai nguyên tử lại với tạo thành quỹ đạo liên kết Đối với kết hợp lệch pha, có hai mặt phẳng tạo ra, mặt phẳng dọc theo trục hạt nhân mặt phẳng vng góc hạt nhân Hình – Sự xen phủ cạnh orbital p dẫn đến hình thành hai orbital phân tử liên kết πp phản liên kết πp* 2.2.4 – Mô tả cấu trúc phân tử thuyết MO Bước Bước Bước Bước • Xét tạơ thành MỘ từ ẢỘ • Sắp xếp MỘ thêô thứ tự lượng tăng dần • Xế p cá c ê và cá c MỘ → cá u hình êlêctrôn phân tử • Xế t đac trưng liên kế t: tính bậc liên kết, xác định tính thuận-nghịch từ 13 3.1 – Áp dụng thuyết MO cho phân tử hai nguyên tử ba chu kỳ đầu Chu kỳ Bảng So sánh phân tử hai nguyên tử chu kỳ E Cấu hình electron Cấu hình electron Cấu hình electron Cấu hình electron (1s)2(1s*)1 (1s)2(1s*)2 (1s)1 (1s)2 Bậc liên kết = 0,5 Bậc liên kết = Bậc liên kết = 0,5 Bậc liên kết = Năng lượng liên kết → không tạo Năng lượng liên kết Năng lượng liên kết = 251 kJ/mol liên kết He-He = 255 kJ/mol = 458 kJ/mol → phân tử He2 Độ dài liên kết Độ dài liên kết không tồn = 105 pm = 74 pm Chu kỳ a) Các phân tử hai nguyên tử loại nguyên tố chu kỳ [20] Theo thuyết MO, electron hóa trị lấp đầy vào orbital phân tử có lượng từ thấp đến cao để phù hợp với quy tắc Hund, có hai nhiều orbital phân tử suy biến, điện tử lấp đầy vào orbital phân tử trước đến orbital phân tử khác có mức lượng c Tuy nhiên, nguyên tử có từ ba electron trở xuống orbital p (Li đến N), quan sát thấy orbital σp có lượng c πp (Hình 8) 14 Hình - Biểu đồ MO biểu diễn cho phân tử nguyên tử chu kỳ thứ hai Năng lượng quỹ đạo giảm chu kỳ điện tích hạt nhân hiệu dụng tăng bán kính ngun tử giảm Trong đó, từ N2 sang O2, thứ tự orbital bị thay đổi [20] Sự chuyển đổi thứ tự quỹ đạo xảy tượng gọi trộn lẫn s-p Sự trộn s-p không tạo orbital mà ảnh hưởng đến lượng orbital phân tử có Hàm sóng σs kết hợp tốn học với hàm sóng σp tạo MOσs ổn định MO-σp trở nên ổn định (Hình 9) Tương tự, orbital phản liên kết trải qua trình trộn s-p, với σs* trở nên ổn định σp* trở nên ổn định Hình – Kki khơng có trộn lẫn, dạng MO xảy dự đoán, với quỹ đạo σp có lượng thấp quỹ đạo πp Khi trộn s-p xảy ra, orbital chuyển dịch hình vẽ, với orbital σp có lượng cao orbital πp [20] Sự trộn s-p xảy orbital s p có lượng tương tự Khi ôrbital p độc thân chứa cặp electron, việc ghép đôi electron làm tăng 15 lượng orbital Dơ đó, ôrbital 2p Ộ, F Nê có lượng caô orbital 2p Li, Bê, B, C N Dơ đó, Ộ2, F2 N2 có trộn lẫn sp không đáng kể (không đủ để thay đổi thứ tự lượng), biểu đồ MO chúng tn theo mơ hình bình thường – Các phân tử hai nguyên tử nguyên tố đầu chu kỳ Be Be2+ Be+ Xét phân tử Be2+ làm ví dụ, Be2+ có electron - điện tử hóa trị Cấu hình electron phân tử Be2+ (σ1s)2(σ1s∗)2(σ2s)2(σ2s*)1 Bậc liên kết = Vì Be2+ có electron chưa ghép đơi nên phân tử Be2+ thuận từ Hình 10 - Giản đồ lượng MO Be2+ – Các phân tử hai nguyên tử nguyên tố cuối chu kỳ Xét phân tử O22– làm ví dụ, E O22– có 18 electron - 14 điện tử hóa trị Cấu hình electron phân tử O22– (σ2s)2(σ2s∗)2(σ2pz)2(π2px)2(π2py)2 (π2px*)2(π2py*)2 Bậc liên kết = Vì tất điện tử ghép đôi nên O22– nghịch từ Hình 11 - Giản đồ lượng MO O22– 16 b) Các phân tử hai nguyên tử khác loại nguyên tố chu kỳ Khi hai nguyên tử hai nguyên tố có chênh lệch độ âm điện: – AO nguyên tố âm điện góp chủ yếu vào orbital liên kết – AO nguyên tố dương điện góp chủ yếu vào orbital phản liên kết E Xét phân tử CN– làm ví dụ, CN– có 14 electron - 10 điện tử hóa trị Cấu hình electron phân tử CN– (σ2s)2(σ2s∗)2(π2px)2(π2py)2(σ2pz)2 (π2px*)2(π2py*)2 Bậc liên kết = Đô dà i liên kết = 1,14 Å Năng lương liên kết = 100 kJ/mol Vì tất điện tử ghép C CN– N– Hình 12 - Giản đồ lượng MO CN– đôi nên CN– nghịch từ Xét phân tử NO– làm ví dụ, NO– có 14 electron - 10 điện tử hóa trị Cấu hình electron phân tử NO– (σ2s)2(σ2s∗)2(π2px)2(π2py)2(σ2pz)2 (π2px*)2(π2py*)2 Bậc liên kết = Vì tất điện tử ghép đơi nên NO– nghịch từ Hình 13 - Giản đồ lượng MO NO– 17 Chu kỳ Xét phân tử S22– làm ví dụ, S22– có 34 electron - 14 điện tử hóa trị Cấu hình electron phân tử S22– (σ3s)2(σ3s∗)2(σ3pz)2(π3px)2(π3py)2 (π3px*)2(π3py*)2 Bậc liên kết = Vì tất điện tử ghép đơi - - nên S22– nghịch từ Hình 14 - Giản đồ lượng MO S22– 3.2 – Áp dụng thuyết MO cho phân tử nhiều ngun tử Các mơ hình khác liên kết Các dạng phân tử nhiều nguyên tử: AB2 thẳng, AB2 không thẳng, AB3 phẳng AB4 tứ diện Xét phân tử CH4, có dạng AB4 tứ diện làm ví dụ Tổ hợp AO 2s, 2px 2py 2pz σx σy σz 2px, 2py, 2pz nguyên tử trung tâm C với AO s phối tử H σs 2s Từ giản đồ lượng, ta thấy orbital σx, σy, σz MO phản liên kết σx*, σy*, σz* có C CH4 H Hình 15 - Giản đồ lượng MO CH4 độ xen phủ dơ có chung mức lượng suy biến [21] Phân tử CH4 có điện tử hóa trị nên trạng thái có cấu hình điện tử: σs2σx2σy2σz2 Bậc liên kết N = CH4 nghịch từ tất điện tử ghép đơi 18 Mơ hình liên kết hai tâm Xét phân tử H2CO, thí dụ loại phân tử có nhóm chức cacbonyl C=O Các liên kết σ phân tử coi hình thành từ orbital lai hóa sp2 C với orbital 1s nguyên tử H orbital 2pz O Orbital 2px lại C tổ hợp với orbital 2px O tạo thành MO MO-π Orbital 2py lại O trở thành MO khơng liên kết Hình 16 - Giản đồ lượng MO π H2CO πo (orbital 2s O có lượng q thấp khơng tham gia tổ hợp Hai điện tử orbital cặp điện tử tự do) Một điện tử C điện tử lại chiếm hai MO-π [21] Trạng thái phân tử có cấu hình electron: πx2 πo2 Mơ hình liên kết nhiều tâm E Để xem xét hệ điện tử p benzen, ta cần sử dụng mơ hình liên kết nhiều tâm, nghĩa phải tổ hợp đồng thời orbital p thuộc nguyên tử C Sự tổ hợp cho MO liên kết π MO phản liên kết π* giải tỏa tồn phân Hình 17 - Giản đồ lượng MO π benzen tử để lấp đầy MO, điện tử p nguyên tử C chiếm MO liên kết π1, π2, π3 Cấu hình electron phân tử benzen: π12π22π32 Đường đứt nét biểu thị lượng orbital p cô lập - tất orbital bên đường liên kết, ngược lại tất phản liên kết [21] 19 4.1 – Thành công thuyết MO Thuyết MO giúp giải thích triệt để nhiều kết thực nghiệm Ví dụ từ tính phân tử cộng hóa trị êlêctrơn độc thân gây Thuyết MỘ có sở tốn học vững chắc, có khả định lượng tốt sử dụng để xây dựng phép tính tốn hóa học lượng tử tính mức lượng tất electron phân tử cộng hóa trị Bên cạnh cịn kết hợp với thuyết khác để thực phép tính gần ngày xác 4.2 – Hạn chế thuyết MO Bản chất thuyết MO xây dựng orbital phân tử, tổ hợp tuyến tính AO tạo thành MO liên kết giải tỏa toàn phân tử dơ gây khó khăn trơng việc xây dựng mơ hình hình học phân tử cộng hóa trị 4.3 – So sánh thuyết khác với thuyết MO Thuyế t Lewis VSEPR Mức độ dễ sử dụng Thuyế t Valence Bond (VB) Thuyế t Molecular Orbital (MO) Độ xác 20 [1] J Daintith, Oxford Dictionary of Chemistry New York: Oxford University Press, 2004 [2] “Môlêcular Ộrbital Thêôry - Dêtailêd Ệxplanatiôn with Illustratiôns.” https://byjus.com/jee/molecularorbital-theory/#Difference-between-Bonding-and-Antibonding-Molecular-Orbitals (accessed Sep 09, 2021) [3] R S Mullikên, “Thê assignmênt ôf quantum numbêrs fôr êlêctrôns in môlêculês I,” Phys Rev., vol 32, no 2, pp 186–222, Aug 1928, doi: 10.1103/PhysRev.32.186 [4] R S Mullikên, “Ệlêctrônic Statês and Band Spêctrum Structurê in Diatômic Môlêculês VII