bài giảng hóa đại cương đại học bách khoa

ng phản (Contraste) và vi biến (hay là sắc thái – Nuance) là sự vậndụng mức độ khác biệt của một nhân tố tổ hợp (ví dụ: hình khối, màu sắc) vớiliều lượng nhiều hay ít để đạt được hiệu quả nghệ thuật. Trong nghệ thuật kiếntrúc, tương phản và vi biến là những biểu hiện trên hình khối, mặt đứng tạo ranhững cảm xúc ở những mức độ khác nhau. Tương phản: là sự khác biệt nhau rất rõ rànggiữa hai vật thể, hai hình thể làm

Chương II CẤU TẠO NGUYÊN TỬ

1 Nguyên tử và các hạt cơ bản :

 Nguyên tử là hạt cơ bản cấu tạo nên vật chất, cũng là đơn vị nhỏ nhất có đầy đủ

tính chất của một chất Chúng có khối lượng, kích thước rất nhỏ bé nhưng có cấutạo rất phức tạp

 Cấu tạo nguyên tử:

Hình 2.1 Mô hình cấu tạo nguyên tử

 Hạt nhân: tích điện dương (+), chiếm gần trọn khối lượng nguyên tử, chứa cáchạt chủ yếu là proton và neutron

 Lớp vỏ điện tử: tích điện âm (–),khối lượng không đáng kể, chỉ chứa hạtelectron

* Nguyên tử trung hòa điện tích.

- Các hạt cơ bản cấu tạo nguyên tử:

Electron

Proton

Neutron

epn

9,1095.10-311,6726.10-271,6745.10-27

0,0005491,0072761,008665

–1,60219.10-19+1,60219.10-19

0

– 1+ 10

 Quang phổ của ánh sáng là quang phổ liên tục.

 Quang phổ nguyên tử là quang phổ vạch Mỗi vạch ứng với một bức

xạ có bước sóng xác định và năng lượng xác định Toàn thể các vạch tạo thành các dãy quang phổ đặc trưng cho nguyên tử đó

 Ví dụ: Khí Hydrogen loãng khi bị phóng điện sẽ phát ra ánh sáng gồm những tia

có bước sóng khác nhau (phổ) Phổ hydro trong vùng khả kiến gồm 4 vạch

Hình 2.2 Phổ bức xạ điện từ (electromagnetic-spectrum)

Hình 2.3 Quang phổ phát xạ(emission spectrum) dạng vạch của nguyên tử hydro

 Sóng tương ứng với các tia bức xạ được đặc trưng bởi biên độ sóng A(amplitude), bước sóng λ (wavelength), tần số  (frequency).

Hình 2.4 Các thông số sóng

* Giải thích quang phổ vạch của nguyên tử H :

Hình 2.5 Các mức năng lượng và dãy quang phổ phát xạ của nguyên tử hydro.

 Ở điều kiện bình thường electron ở mức năng lượng thấp nhất (mức bền

nhất): mức cơ bản.

 Khi hấp thu năng lượng, electron sẽ chuyển lên mức cao hơn (mức kích thích), kém bền hơn (chỉ tồn tại khoảng 10-10 – 10-8 sec), electron sẽ nhanhchóng chuyển về mức năng lượng thấp hơn, khi đó nó phát ra một phầnnăng lượng đã hấp thụ dưới dạng các bức xạ:

 Khi e chuyển từ mức n > 1 trở về mức n = 1 ta có dãy Lyman (vùng tử ngoại-UV ), từ mức n > 2 về mức n = 2 tương ứng dãy Balmer (ánh sáng thấy được-VIS ), từ mức n > 3 về mức n = 3 là dãy Paschen (hồng ngoại IR

 Công thức Rydberg : Với:

 : số sóng ứng với một đơn vị chiều dài (1cm)

 Z: điện tích hạt nhân của H hoặc ion hydrogenoid

 R: (hằng số Rydberg) = 1,097107 m-1

 Dãy: (Lyman:n1=1; n2 ≥ 2); (Balmer:n1=2; n2 ≥ 3); (Paschen: n1=3; n2

≥4)…

II CẤU TẠO NGUYÊN TỬ THEO THUYẾT CƠ HỌC LƯỢNG TỬ

1 Luận điểm 1:Bản chất sóng và hạt của các hạt vi mô (bản chất nhị nguyên) :

- Cơ học lượng tử quan niệm rằng các hạt vi mô có cả bản chất hạt và bản chất sóng

 Bản chất hạt: các hạt vi mô đều có khối lượng m, kích thước r và chuyển động

với một tốc độ v xác định

 Bản chất sóng: khi hạt vi mô chuyển động sẽ tạo ra một sóng, đặc trưng bởi

bước sóng  Tính chất sóng được thể hiện qua hiện tượng giao thoa và nhiễuxạ

- Quan hệ giữa tính sóng và hạt của các hạt vi mô được thể hiện qua hệ thức DeBroglie:

o h - hằng số Planck = 6,625.10-27erg.s

o m - khối lượng tĩnh của hạt vi mô

o v - tốc độ hạt vi mô

- Ví dụ:

 Đối với electron: m = 9,1.10-31kg, chuyển động với tốc độ giả định là v =

106cm/s sẽ tạo nên sóng với bước sóng  = 7,3.10-10m Có thể dùng mạng tinhthể chất rắn làm mạng nhiễu xạ để phát hiện sóng này:

Hình 2.6: Thí nghi ệm nhiễu xạ

 Đối với hạt vĩ mô: m = 1g, chuyển động với tốc độ v = 1cm/s sẽ tạo nên sóng6,6.10-29m bước sóng quá bé, không phát hiện được

2 Luận điểm 2: Nguyên lý bất định Heisenberg( uncertainty principle) :

 Bản chất sóng - hạt đưa tới hệ quả quan trọng về sự chuyển động của hạt vi mô,

thể hiện trong nguyên lý do Heisenberg đưa ra năm 1927:

 ”Ta không thể đồng thời xác định chính xác cả vị trí và tốc độ (hay động

lượng) của các hạt vi mô.”

*x - độ bất định về vị trí

*v - độ bất định về tốc độ

=> Đối với hạt vi mô xác định, là hằng số nên khi tọa độ của nó được xác định càng

chính xác (x càng nhỏ) thì tốc độ của hạt càng được xác định kém chính xác (v cànglớn) và ngược lại.( x→0 , v→∞ ) ; ( v→0 , x→∞ )

Hệ quả : Khi xác định tương đối chính xác tốc độ chuyển động của electron chúng

ta không thể nói đến đường đi chính xác của nó, mà chỉ có thể nói đến xác suất có mặt của nó ở chỗ nào đó trong không gian Đối với cơ học lượng tử, trạng thái của electron trong nguyên tử được khảo sát thông qua hai khái niệm sau :

*Khái niệm đám mây electron và orbital nguyên tử(AO).

 Khi chuyển động xung quanh hạt nhân nguyên tử, electron đã tạo ra một vùngkhông gian bao quanh hạt nhân mà nó có thể có mặt ở bất kỳ thời điểm nào với

xác suất có mặt khác nhau.Vùng không gian đó được gọi là đám mây electron Nơi nào electron thường xuất hiện thì mật độ electron dày đặc hơn,

như vậy mật độ của đám mây tỷ lệ thuận với xác suất có mặt của electron vàđược xác định bằng đại lượng 2

 Theo tính toán của cơ học lượng tử thì đám mây electron là vô cùng, không có ranh giới xác định, vì electron có thể tiến lại rất gần hạt nhân, cũng có thể ra xa

vô cùng.Vì thế để tiện khảo sát : Quy ước:orbital nguyên tử(AO)(:atomic

orbital) là vùng không gian quanh hạt nhân chứa khoảng 90% xác suất có mặt

của electron Hình dạng của AO được biểu diễn bằng bề mặt giới hạn bởi

những điểm có mật độ xác suất bằng nhau của vùng không gian đó, cũng là ranh giới với vùng không gian còn lại

3 Luận điểm 3 : Phương trình sóng Schr ö dinger :

Phương trình sóng Schrödinger cơ bản mô tả sự chuyển động của hạt vi môtrong trường thế năng đối với trường hợp trạng thái của hệ không thay đổi theo thờigian (trạng thái dừng)

*Phương trình sóng Schrödinger được xem là phương trình cơ học lượng tử nền tảng dùng khảo sát sự chuyển động của các hạt vi mô Phương trình được xây dựng theo các bước:

>Chọn phương trình sóng dừng để mô tả trạng thái chuyển động của electron

trong nguyên tử

>Cân bằng lực hút hạt nhân-electron và lực ly tâm

Kết quả là thu được phương trình vi phân riêng phần bậc hai phức tạp :

Trong đó:

o  (teta)- vi phân riêng phần

o m - khối lượng hạt vi mô

o h – hằng số Planck

o E – năng lượng toàn phần của hạt vi mô (tổng động năng và thế năng)

o U - thế năng của hạt vi mô, phụ thuộc vào toạ độ x, y, z

o (psi) - hàm sóng với các biến x, y, z mô tả sự chuyển động của hạt vi

mô ở điểm có tọa độ x, y, z trong hệ tọa độ trục Oxyz

*Nghiệm của phương trình : E và 

*Điều kiện của  : xác định, liên tục, đơn trị và chuẩn hóa

2 – mật độ xác suất hiện diện của e tại điểm có tọa độ x, y, z.

2dV – xác suất hiện diện của e trong vùng không gian vi cấp dV.

“Chuẩn hóa” có nghĩa là: nếu có sự tồn tại electron thì xác suất tìm thấyelectron đó trong toàn không gian là 100%, về phương diện toán học người ta biểudiễn :

Chú ý: Phương trình sóng Schrödinger chỉ giải được chính xác cho trường hợp hệ

nguyên tử H( một hạt nhân và một e) Đối với các hệ vi mô phức tạp hơn phải giải bằng phương pháp gần đúng.

4 Bốn số lượng tử (quantum numbers) :

a Số lượng tử chính n và các mức năng lượng của electron:

 Giá trị: n = 1, 2, 3, …, 

 Ý nghĩa : n xác định:

+ Mức năng lượng của electron (chỉ đúng

đối với nguyên tử H và ion hydrogenoid có 1e

*n càng tăng thì E và r càng lớn,electron càng xa nhân

 Trạng thái năng lượng của electron tương ứng với mỗi giá trị của n được gọi là

một mức năng lượng En (trong nguyên tử H , En chỉ phụ thuộc vào n )

b Số lượng tử orbital (phụ) ℓ và hình dạng AO:

 Giá trị: ứng với 1 giá trị của n có n giá trị của ℓ gồm : ℓ = 0, 1, 2, …, (n-1).

 Ý nghĩa : ℓ xác định:

o Năng lượng của AO trong nguyên tử nhiều electron.Trong nguyên tử

nhiều electron: các mức năng lượng bị tách ra thành nhiều phân mức năng lượng Mỗi phân mức năng lượng được đặc trưng bởi một số lượng tử orbital

ℓ, ℓ càng tăng, năng lượng của các phân mức càng lớn

o Hình dạng các AO Cụ thể như sau :

ℓ = 0 : AO có dạng khối cầu, ký hiệu là s (sphere)

ℓ = 1 : AO có dạng 2 khối cầu biến dạng tiếp xúc, ký hiệu là p (principle) ℓ = 2 : AO có dạng 4 khối cầu biến dạng tiếp xúc, ký hiệu là d (differential).

ℓ = 3 : AO có dạng 8 khối cầu biến dạng tiếp xúc, ký hiệu là f (fundamental) ℓ = 4 , 5 …: AO có dạng càng phức tạp, ký hiệu lần lượt là g, h,…(trong thực tế người ta thấy dù ở nguyên tử lớn nhất e cũng chỉ phân bố đến f )

 Các electron có cùng cặp giá trị (n, ℓ) hợp thành một phân lớp e Như vậy lớp e thứ n sẽ có n phân lớp e.

 Giá trị: ứng với 1 giá trị của ℓ có (2ℓ + 1) giá trị của mℓ: mℓ = 0, ±1, ±2 …,

±ℓ.

 Ý nghĩa : mℓ đặc trưng cho sự phân bố định hướng trong không gian khác nhau của các AO đồng năng trong cùng một phân lớp Mỗi giá trị của mℓ ứngvới một cách định hướng của một AO

 Một tổ hợp 3 giá trị của ba số lượng tử (n, ℓ, mℓ ) xác định một AO Như vậy

Hình 2.10, 2.11: Trạng thái tự xoay của e

 Qui ước biểu diễn e: ↑ : ms = +½

 Ý nghĩa: ms đặc trưng sự tự quay quanh trục của electron Electron tích điện nênkhi tự xoay sẽ phát sinh từ trường ,chiều của vectơ moment từ μ theo qui tắcvặn nút chai.

 Giá trị: ms = ± ½ ứng với hai chiều quay thuận và nghịch với chiều kim đồng

hồ.( vì chỉ có hai chiều tự xoay nên ms chỉ có hai giá trị )

 Bộ 4 số lượng tử n, ℓ, mℓ, m s xác định một electron trong nguyên tử.

III NGUYÊN TỬ NHIỀU ELECTRON

1 Trạng thái của electron trong nguyên tử nhiều electron- Hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập.

 Đối với hệ nguyên tử đa e, cơ học lượng tử cũng bắt đầu khảo sát bằng việc giảiphương trình sóng Schrödinger, nhưng chỉ giải bằng phương pháp gần đúng là:xem hàm số sóng nguyên tử đa e là tổng của các hàm sóng mỗi e

 Kết quả là trạng thái của e trong nguyên tử đa e :

* Giống e trong nguyên tử 1e:

-Cũng được xác định bằng 4 số lượng tử n, ℓ, mℓ, m s.

-Hình dạng, độ lớn, phân bố định hướng của các AO

*Khác nhau giữa nguyên tử 1e và đa e:

Hình 2-12: Giản đồ mức năng lượng của nguyên tử H và nguyên tử đa e.

- Năng lượng e trong nguyên tử đa e phụ thuộc vào cả n và ℓ ( tức là phụ

thuộc vào phân lớp e) còn nguyên tử 1e chỉ phụ thuộc vào n (lớp e) Với :

Z’= Z – S (S là hiệu ứng chắn Slater phụ thuộc vào phân lớp tức là phụ

thuộc vào n và ℓ )

- Trong nguyên tử đa e có 2 lực tương tác:

* lực hút hạt nhân ← electron và * lực đẩy e ↔ e

Hình 2.13: Tương tác hút và đẩy trong nguyên tử đa e

nhập

electron bên trong đẩy lên các electron bên ngoài hình thành một màn chắntưởng tượng làm suy yếu lực hút của hạt nhân lên các electron bên ngoài

*Đặc điểm của hiệu ứng chắn:

o Các electron bên trong chắn mạnh đối với các electron bên ngoài, ngược lạicác electron bên ngoài gây hiệu ứng chắn không đáng kể đối với cácelectron bên trong

o Các electron trên cùng một lớp chắn nhau yếu hơn so với khác lớp Trongcùng một phân lớp chắn nhau càng yếu

o Trên cùng một lớp n, nếu ℓ tăng thì hiệu ứng chắn giảm Hiệu ứng chắngiảm dần theo dãy s > p > d > f

o Với cùng một loại AO (cùng ℓ ), n tăng hiệu ứng chắn giảm

o Cấu hình bão hòa hoặc bán bão hòa có tác dụng chắn rất lớn

*Tóm lại:

o Đối với e bên ngoài bị chắn: n và ℓ của nó càng lớn thì bị chắn càng nhiều.

o Đối với e bên trong gây ra hiệu ứng chắn: n và ℓ của nó càng nhỏ thì chắn càng nhiều.

 Hiệu ứng xâm nhập: đặc trưng cho khả năng đâm xuyên của các electron bên

ngoài vào các lớp electron bên trong để xâm nhập vào gần hạt nhân hơn ,chịulực hút của hạt nhân nhiều hơn

o Theo chiều tăng ℓ, hiệu ứng xâm nhập giảm dần: s > p > d > f

o n càng lớn, khả năng xâm nhập càng giảm

Do sự xuất hiện hiệu ứng chắn và hiệu ứng xâm nhập nên trật tự năng lượngcủa các phân lớp trong nguyên tử nhiều e có sự thay đổi so với hệ 1 electron:

1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p < 6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f  6d

2 Các quy luật phân bố electron vào nguyên tử nhiều e

a Nguyên lý vững bền

Trạng thái bền vững nhất của electron trong nguyên tử là trạng thái tương ứng với năng lượng nhỏ nhất Các electron sẽ sắp xếp vào các phân lớp có mức năng lượng từ thấp đến cao

b Quy tắc Klechkowski:

 Trong một nguyên tử nhiều electron, trật tự điền các electron vào các phân lớp

(đặc trưng bởi n và ℓ) sao cho tổng (n + ℓ) tăng dần.

 Khi hai phân lớp khác nhau có cùng giá trị (n + ℓ) thì electron được xếp vào phân lớp có n tăng dần.

Hình 2.14: Quy tắc Klechkowski

Phân lớp: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d

(n + ℓ) 1 2 3 3 4 4 5 5 5 6 6 6 7 7 7 7 8 8

c Nguyên lý ngoại trừ Pauli

Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng giá trị 4 số lượng tử

Hệ quả: giúp tính được số e tối đa có ở một AO, một phân lớp và một lớp e:

Nếu có 2 electron đã có cùng giá trị 3 số lượng tử (n, ℓ,mℓ) tức là cùng một AO thì

số lượng tử thứ tư là ms phải khác nhau , mà ms chỉ có 2 giá trị ms= ±½ nên một

AO chứa tối đa 2e với spin ms ngược dấu nhau

Số e tối đa có ở lớp thứ n là: 2n2.(=> Số AO tối

đa ở lớp thứ n là n2)

d Quy tắc Hünd:

Khi phân bố electron vào các AO đồng năng trong cùng một phân lớp để đạt trạng thái bền vững nhất phải phân bố sao cho tổng spin trong phân lớp phải cực đại hay số electron độc thân là tối đa (nghĩa là mỗi AO một e có spin dương ↑ trước, sau đó mới ghép đôi e thứ hai có spin âm ↓ vào)

+ Ví dụ: 8O: 1s22s22p4

3 Công thức electron nguyên tử.(cấu hình electron nguyên tử).

Công thức e nguyên tử cho biết sự phân bố e vào các phân lớp theo thứ tự mức nănglượng tăng dần từ trái sang phải (theo đúng qui tắc Klechkowski), số mũ trên mỗi phânlớp là số electron

TD: Al (Z = 13) : 1s22s22p63s23p1

K (Z = 19) : 1s22s22p63s23p64s1

Co (Z = 27) : 1s22s22p63s23p64s23d7

*Chú ý: Cấu hình e không bền → Cấu hình e bền hơn

ns 2 (n-1)d 4 → ns 1 (n-1)d 5 (bán bão hòa, bền) (PNVIB)

ns 2 (n-1)d 9 → ns 1 (n-1)d 10 (bão hòa, bền nhất) (PNIB)

TD: Cr (Z = 24) : 1s22s22p63s23p64s 1 3d 5

Cu (Z = 29) : 1s22s22p63s23p64s 1 3d 10

Ag (Z = 47) : 1s22s22p63s23p64s23d104p65s 1 4d 10

* Cách viết cấu hình electron của ion:

Trước hết cần phân biệt hai loại phân lớp :

- Phân lớp ngoài cùng: là phân lớp có số lượng tử chính n lớn nhất trong cấu

hình e nguyên tử

- Phân lớp cuối cùng: là phân lớp chứa e cuối cùng có năng lượng cao nhất

( viết theo qui tắc Klechkowski)

1) Mendeleev: “Tính chất các nguyên tố, thành phần và tính chất các hợp chất của

chúng biến thiên một cách tuần hoàn theo chiều tăng dần khối lượng nguyên tử của các nguyên tố”.

Theo bảng hệ thống tuần hoàn hiện đại có một số vị trí không đúng :

39.95; 39.1 58.93; 58.7 127.6; 126.9 …

2) Theo cơ học lượng tử: “Tính chất các đơn chất cũng như dạng và tính chất của

các hợp chất của nguyên tố phụ thuộc tuần hoàn vào chiều tăng dần điện tích hạt nhân nguyên tử của các nguyên tố”.

II BẢNG HỆ THỐNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC

Hình 3.1 Bảng hệ thống tuần hoàn

1 Các họ nguyên tố s, p, d và f

a Các nguyên tố họ s

Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp s của lớp ngoài cùng.

 ns1: kim loại kiềm (IA)

 ns2: kim loại kiềm thổ (IIA)

b Các nguyên tố họ p

Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp p của lớp ngoài cùng

np1 np2 np3 np4 np5 np6III

A IVA VA VIA VIIA VIIIA

c Các nguyên tố họ d

Là các nguyên tố có electron cuối cùng điền vào phân lớp d của lớp kề ngoài cùng.

 ns2 (n –1)d1 – 10: đều là kim loại chuyển tiếp

 Trong một chu kỳ, tính chất các nguyên tố biến đổi một cách tuần hoàn

 Số thứ tự chu kỳ bằng số lượng tử chính của lớp electron ngoài cùng (n max),cũng bằng số lớp e

 Có 7 chu kỳ ( 3 CK nhỏ và 4CK lớn):

-Chu kỳ I: chu kỳ đặc biệt: chỉ có 2 nguyên tố họ s.

-Chu kỳ II, III: 2 chu kỳ nhỏ: mỗi chu kỳ có 8 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố

họ s và 6 nguyên tố họ p

-Chu kỳ IV, V: 2 chu kỳ lớn: mỗi chu kỳ có 18 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố

họ s, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p

-Chu kỳ VI: chu kỳ hoàn hảo: có 32 nguyên tố, gồm 2 nguyên tố họ s, 14

nguyên tố họ f, 10 nguyên tố họ d và 6 nguyên tố họ p

-Chu kỳ VII: chu kỳ dở dang: có 2 nguyên tố họ s, 14 nguyên tố họ f và một

số nguyên tố họ d(nếu đủ là 32 nguyên tố) Như vậy bảng HTTH có tổngcộng (2+8+8+18+18+32+32 = 118 nguyên tố)

2 Nhóm:

 Là cột dọc các nguyên tố có số electron ở lớp ngoài cùng hoặc các phân lớp ngoài cùng giống nhau Có 3 loại phân nhóm :

a Phân nhóm chính (A):

 Gồm tất cả nguyên tố s và p ở cả chu kỳ nhỏ và lớn , mỗi phân nhóm có 6-7 nguyên tố nên cột cao.

 Số thứ tự phân nhóm chính bằng tổng số e ở 2 phân lớp ngoài cùng [ns np]:

ns1 ns2 ns2np1 ns2np2 ns2np3 ns2np4 ns2np5 ns2np6

b Phân nhóm phụ (B):

 Gồm tất cả nguyên tố họ d, chỉ có ở chu kỳ lớn (4-7) nên cột thấp.

 Mỗi phân nhóm phụ chứa 3-4 nguyên tố, riêng PNP VIIIB có 9 ngtố

 Đặc biệt chứa toàn là kim loại chuyển tiếp

 Trong một chu kỳ PNP bắt đầu có ở nhóm IIIB vì phải sau 2 nguyên tố s

 Số thứ tự phân nhóm phụ được xác định bởi cấu hình e của 2 phân lớp cuối :

c Phân nhóm phụ thứ cấp ( phân nhóm phụ của phân nhóm phụ IIIB )

 PNP IIIB có 14 PNP thứ cấp chứa tất cả các nguyên tố f , mỗi PNP thứ cấp có 2nguyên tố f ở chu kỳ 6,7 và được gọi là các nguyên tố đất hiếm:

b Biết giá trị 4 số lượng tử của electron cuối cùng:

TD: Nguyên tử A4 có electron cuối cùng có giá trị 4 số lượng tử sau : n =3; ℓ =2;

mℓ = 0; m s = - ½ (qui ước m ℓ từ -ℓ đến +ℓ ):

=> Phân lớp cuối cùng: 3d8 : Ni (Z = 28): 1s22s22p63s23p64s 2 3d 8 (CK4, PN VIII B)

    

mℓ = -2 -1 0 +1 +2

c Biết cấu hình electron của ion tương ứng:

 Ion A 2+ : Phân lớp cuối cùng là: 3p 6

=>A: 4s 2 => CK4, PN IIA ( 20 Ca).

 Ion D 2+ : Phân lớp cuối cùng là: 3d 5

=>D: 4s 2 3d 5 => CK4, PN VIIB (25 Mn).

 Ion E 3+ : Phân lớp cuối cùng là: 3d 5

=>E: 4s 2 3d 6 => CK4, PN VIIIB ( 26 Fe).

 Ion M 4+ : Phân lớp cuối cùng là: 3p 6

d Biết tổng spin trong nguyên tử:

TD: Nguyên tử Q thuộc chu kỳ 4 có tổng spin = +3.

Q có s = +3 => có 6 e độc thân: 4s13d5 => CK4, PN VIB (24 Cr).

III SỰ T HAY ĐỔI TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUYÊN TỐ TRONG BẢNG HTTH

1 Tổng quan:

 Tính chất các nguyên tố hóa học trong HTTH thay đổi một cách tuần hoàn theo

3 chiều: ngang, dọc và đường chéo (không quan trọng):

 Trong một phân nhóm: cấu trúc electron hóa trị tương tự nhau  tính chất hóa

học tương tự nhau Từ trên xuống dưới, do số lớp electron tăng  lực hút củahạt nhân đối với e ngoài cùng giảm:

o tính kim loại tăng, tính phi kim giảm

o tính khử tăng, tính oxi hóa giảm

 Trong một chu kỳ: từ trái sang phải, số lớp e không thay đổi, tổng số e lớp ngoài

cùng tăng  lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng tăng:

o tính kim loại giảm, tính phi kim tăng

o tính khử giảm, tính oxi hóa tăng

2 Bán kính nguyên tử và ion

* Coi nguyên tử hay ion như những hình cầu, hợp chất là các hình cầu tiếp xúcnhau Bán kính nguyên tử hay ion được xác định dựa trên khoảng cách giữa các hạtnhân nguyên tử tạo nên đơn chất hay hợp chất tương ứng (bán kính hiệu dụng R)

*Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải R nguyên tử giảm do Z tăng

o trong chu kỳ nhỏ R giảm rõ rệt

o trong chu kỳ lớn do e điền vào lớp kế ngoài cùng (n – 1)d làm tăng hiệu ứngchắn  R giảm chậm và đều đặn hơn

*Trong một phân nhóm chính, khi đi từ trên xuống số lớp e tăng  hiệu ứng chắn tăng

 R tăng.

*Trong một phân nhóm phụ, khi đi từ trên xuống, xu hướng chung: R tăng nhưng

không đều đặn như ở PNC:

-Từ CK4 xuống CK5: R tăng do tăng thêm một lớp e

-Từ CK5 xuống CK6, CK7: R hầu như không tăng do hiện tượng co d, co f

Hình 3.4 Biến đổi bán kính nguyên tử theo chu kỳ và nhóm.

b.Bán kính ion:

 R  khi lực hút của hạt nhân đối với e ngoài cùng 

 Mà: lực hút đối với 1e  Nên:

o R cation  R nguyên tử < R anion

o Đối với cation của cùng một nguyên tố: R giảm theo chiềutăng điện tích ion

(R Fe2+ > R Fe3+ ; R Sn2+ > R Sn4+ )

o Đối với các ion trong cùng phân nhóm có điện tích iongiống nhau (cấu trúc e tương tự nhau) R tăng theo chiều tăng điện tích hạtnhân Z

(R Li+ < R Na+ < R K+ < R Rb+ < R Cs+ ) ; (R F- < R Cl- < R Br- < R I-)

o Đối với các ion đẳng e (cấu trúc e giống nhau) R ion giảmtheo chiều tăng Z hay theo chiều tăng số oxy hóa

(TD: R chuỗi ion đẳng e có 10 e: N3- > O2- > F- > Na+ > Mg2+ > Al3+ )

Hình 3.5 : Bán kính nguyên tử và ion các nguyên tố phân nhóm chính.

3 Năng lượng ion hóa I: đặc trưng cho khả năng nhường e của nguyên tử, thể hiện

tính khử hay tính kim loại

 Năng lượng ion hóa I là năng lượng cần tiêu tốn để tách một e ra khỏi nguyên

tử ở thể khí , cô lập và không bị kích thích thành cation tương ứng ở thể khí

Hình 3.5 Biến đổi năng lượng ion hóa

 Trong một phân nhóm chính khi đi từ trên xuống I giảm do số lớp e tăng 

tăng hiệu ứng chắn

 Trong phân nhóm phụ khi đi từ trên xuống, I tăng.

Giải thích: PNP có đặc điểm: e được điền vào phân lớp d của lớp kế ngoài cùng, còn e

lớp ngoài cùng ns2 không thay đổi Do đó:

+ Z tăng rất nhanh  tăng lực hút hạt nhân đến e ns2 ở lớp ngoài cùng

+ Các AO (n – 1)d có tính đối xứng khác hẳn AO ns nên hiệu ứng chắn hầu như

không tăng  tăng hiệu ứng xâm nhập của các e s của lớp ngoài cùng

 Ngoại lệ:

+ Nếu tách e ra khỏi một cấu hình e đang bão hòa thì khó, I tăng lên bất

thường.

+ Ngược lại, nếu tách e xong đạt được cấu hình e bão hòa thì dễ, I giảm.

TD: I1(IIA: ns2) > I1(IIIA: ns2 np1) ; I1(VA: ns2 np3) > I1(VIA: ns2 np4)

 Cách tính I 1 :

 I1 = E - En max = 0 – (eV) = eV

5.Ái lực electron F: đặc trưng cho khả năng nhận e của nguyên tử , thể hiện tính oxi

hóa hay tính phi kim

Hình 3.6 Biến đổi ái lực electron

 Ái lực e F là năng lượng phát ra hay thu vào khi kết hợp một e vào nguyên tử ở

thể khí, cô lập, không bị kích thích thành anion tương ứng ở thể khí

X(k) + e = X-(k) , F1 = H

 F có giá trị càng âm thì nguyên tử càng dễ nhận e, do đó tính phi kim và tínhoxi hóa của nguyên tố càng mạnh

 Ái lực e của X = năng lượng ion hóa của X- nhưng ngược dấu:

a Độ âm điện ( khi): đặc trưng cho khả năng hút mật độ e về phía mình khi tạo liên

kết với nguyên tử của nguyên tố khác

 Nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện lớn hơn sẽ hút e về phía mình khitương tác với nguyên tử của nguyên tố khác có độ âm điện nhỏ hơn

 Có nhiều cách khác nhau để xác định độ âm điện

 Trong mỗi chu kỳ khi đi từ trái sang phải, nhìn chung độ âm điện tăng lên.

 Trong mỗi nhóm khi đi từ trên xuống, độ âm điện giảm.

* Chú ý: độ âm điện không phải là đại lượng cố định của một nguyên tố vì nó đượcxác định trong sự phụ thuộc vào thành phần cụ thể của hợp chất

b Hóa trị và số oxi hóa của một nguyên tố:

 Hóa trị của một nguyên tố là số e của mỗi nguyên tử nguyên tố đó đã bỏ ra góp

chung trong liên kết cộng hóa trị hay đã cho nhận trong liên kết ion

 Số oxi hóa của một nguyên tố là điện tích hình thức (không phải điện tích thật)

của mỗi nguyên tử nguyên tố đó khi qui ước rằng tất cả liên kết xung quanh nóđều là liên kết ion bằng cách cho nguyên tử có độ âm điện lớn hơn hút e tíchđiện âm và ngược lại

o Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố = số thứ tự nhóm (trừ cácnhóm: IB, VIIIB, VIIIA)

o Số oxi hóa âm thấp nhất của phi kim = số thứ tự nhóm - 8

Chương IV LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

I NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC

1 Sự hình thành liên kết hóa học:

 Khi các nguyên tử ở thật xa nhau tiến đến gần nhau tương tác đầu tiên xuất hiện

là tương tác hút,đến một khoảng cách nhất định bắt đầu xuất hiện tương tác đẩy ,khi có sự cân bằng giữa hai lực thì liên kết hóa học hình thành

 Liên kết hóa học hình thành tương ứng với các nguyên tử phải sắp xếp lại cấu trúc e các phân lớp ngoài cùng sao cho đạt tổng năng lượng chung của hệ phải

hạ thấp xuống thì liên kết mới bền, nghĩa là khi có sự tạo thành liên kết thì quá

trình phát nhiệt (ΔH < 0)

2 Bản chất liên kết hóa học:

 Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tácgiữa các hạt mang điện (e tích điện âm – hạt nhân tích điện dương)

Hình 4.1 Tương tác giữa các hạt mang điện

 Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực

hiện liên kết, đó là các e hóa trị Các e hóa trị nằm trong các AO hóa trị.

 Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ etrong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo nên hợp chất

3 Một số đặc trưng của liên kết:

Những thông số chính đặc trưng cho phân tử và cho liên kết là độ dài liên kết, góchóa trị và năng lượng liên kết.

 Độ dài liên kết (l):

Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tham gia liên kết Độ dài

liên kết thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào: bản chất nguyên tử (kích thước, độ

âm điện ), kiểu liên kết (đơn, đôi, ba)

 Tương tác đẩy giữa các đôi electron liên kết và không liên kết trong phân tử

 Năng lượng liên kết:

Là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết thành các nguyên tử cô lập ở thểkhí (hay cũng chính là năng lượng giải phóng ra khi tạo thành liên kết từ cácnguyên tử cô lập thể khí ban đầu )

A─B(k) + EA─B A(k) + B(k) => EA─B = Ephân ly AB

ABn(k) + EABn A(k) + nB(k) => ĒA─B = EABn

Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết,độ bội liên kết (bậc liên kết)

và độ bền liên kết Người ta nhận thấy :

*Bậc lk ↑ , E lk ↑ , độ bền lk ↑ , độ dài lk ↓

II LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ :

Có hai phương pháp gần đúng để giải phương trình sóng Schrödinger cho hệ phân

tử, mỗi phương pháp do một nhóm tác giả đưa ra hình thành một thuyết về liên kếtcộng hóa trị :

 Thuyết liên kết hóa trị (VB : valence bond theory) (Heitler–London–

Pauling): xem hàm sóng phân tử là tích số các hàm sóng nguyên tử

 Thuyết orbital phân tử (MO : molecule orbital theory) (Mulliken): xem

 Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô cùng, chỉ có tương tác giữa e và hạt nhân của từng nguyên tử H riêng lẻ Lúc đó sự chuyển động của e được mô tả bằng hàm sóng của từng nguyên tử H:

 Một cách gần đúng, xem hàm sóng Ψ của hệ là :

 Khi hai nguyên tử H tiến đến gần nhau: e1 không chỉ chịu lực hút của hạt nhân a

mà còn chịu lực hút của hạt nhân b, và e2 thì ngược lại Do vậy hàm sóng được

bổ sung thêm một đại lượng tương đương là:

Nói cách khác lúc này hai nguyên tử có sự trao đổi electron với nhau nênhàm sóng Ψ của hệ là:

 Thế vào phương trình sóng Schrödinger và giải thu được 2 đáp số:

c1 = c2 = CS

c1 = - c2 = CAKết quả có 2 hàm sóng đặc trưng cho trạng thái của các e trong hệ trên:

- hàm đối xứng (s: symmetry)

- hàm phản đối xứng (a: asymmetry)

 Ý nghĩa vật lý:

o ΨS – hàm đối xứng : tương ứng với 2 e trao đổi có spin ngược dấu nhau

nên hút nhau làm mật độ e trong vùng không gian giữa hai hạt nhân tăng

lên → lực hút gia tăng nên liên kết được hình thành.

o ΨA – hàm bất đối xứng : tương ứng với 2 e trao đổi có spin cùng dấu

nhau nên đẩy nhau làm mật độ e trong vùng không gian giữa hai hạt

nhân triệt tiêu → nên liên kết không hình thành.

*Liên kết giữa các nguyên tử H được tạo thành như trên gọi là liên kết cộng hóa trị.

b Luận điểm cơ bản của phương pháp VB về liên kết cộng hóa trị:

 Luận điểm 1: Liên kết cộng hóa trị hình thành trên cơ sở các cặp e

ghép đôi có spin ngược dấu nhau và thuộc về đồng thời cả hai

nguyên tử tương tác Vì vậy, liên kết cộng hóa trị còn được gọi là

liên kết hai tâm – hai điện tử.

 Luận điểm 2: Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ nhau giữa các AO hóa trị của các nguyên tử tương tác.

 Luận điểm 3: Liên kết cộng hóa trị càng bền khi mật độ e vùng

xen phủ giữa các AO càng lớn Độ xen phủ phụ thuộc vào kích

thước, hình dạng và hướng xen phủ của các AO hóa trị

c Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị của nguyên tử và tính bão hòa liên kết cộng hóa trị:

 Cơ chế tạo liên kết cộng hóa trị:

 Cơ chế ghép đôi:

Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ của 2 AO hóa trị chứa eđộc thân của 2 nguyên tử tương tác Cặp e ghép đôi do hai nguyên tử bỏ ra.

 Điều kiện tạo liên kết cộng hóa trị:

o Năng lượng của các AO tham gia xen phủ phải xấp xỉ nhau

o Các AO tham gia xen phủ phải có mật độ e đủ lớn

o Các AO tham gia xen phủ phải cùng tính định hướng

 Biểu diễn liên kết cộng hóa trị: H : H hoặc H – H

d Các loại liên kết cộng hóa trị và bậc của liên kết cộng hóa trị:

 Liên kết  (sigma): có vùng xen phủ của các AO nằm trên trục nối hai hạt

nhân Liên kết σ bền và là liên kết cộng hóa trị đầu tiên giữa 2 nguyên tử Cóthể xuất hiện giữa tất cả các loại AO: s – s, p – p, s – p, s – d, p – d …

 Liên kết (pi): có vùng xen phủ của các AO nằm ở hai bên trục nối hai hạt

nhân Trường hợp này thường tương ứng với sự che phủ p – p, d – d, p – d…

Do mật độ xen phủ nhỏ hơn nên liên kết  kém bền hơn  Liên kết  chỉ hìnhthành sau khi giữa hai nguyên tử đã có liên kết 

Hình 4.4 liên kết pi

 Liên kết  (delta): hình thành do 2 AO d cùng tính đối xứng nằm trong hai mặt

phẳng song song xen phủ lẫn nhau đồng loạt cả 4 múi Liên kết δ cũng kém bền

Hình 4.5 liên kết Delta

 Liên kết  không định chỗ: Là liên kết π mà các electron π không cố định ở

các nguyên tử ban đầu đã bỏ ra, chúng xoay quanh trên một số hạt nhân nhiều hơn hoặc cả phân tử Những hệ có liên kết π không định chỗ thường có bậc liên kết không nguyên

Ví dụ: C6H6

Bậc liên kết (C ÷ C) = 1,5

*Bậc liên kết cộng hoá trị: là số lần lặp lại liên kết giữa hai nguyên tử Bậc liên kết

có thể không nguyên (TD: BF3 là 1,33; NO2 là 1,5; CO32- và SO32- là 1,33; butadien-1,3

là 1,67…)

Cách tính bậc liên kết cộng hóa trị theo thuyết VB:

Bậc liên kết = 1σ + (số lk π ⁄ số lk σ) = ½(Tổng số e lk ⁄ số lk σ)

TD: CH2=CH─CH=CH2 Blk= 1σ + 2π /3σ = ½(5lk.2 /3σ) = 1,67

e Tính chất của liên kết cộng hóa trị:

Tính chất đặc trưng của liên kết cộng hóa trị là:

 Tính bão hòa: Vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ có một số giới hạn AO hóa trị nên số

liên kết cộng hóa trị có thể tạo được cũng có giới hạn Đó là tính bão hòa của liênkết cộng hóa trị (ngược lại: với liên kết ion, liên kết kim loại thì không bão hòa)

 Tính có cực:

 Tính có cực của liên kết cộng hóa trị: Đôi điện tử trong liên kết cộng hóa trị

có thể bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, đó là sự phân cực củaliên kết cộng hóa trị Đám mây e lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơnlàm nguyên tử này tích điện âm -, nguyên tử kia tích điện dương +

Sự phân cực làm xuất hiện lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích trái dấu(+, - ) , nằm cách nhau một khoảng l (gọi là độ dài lưỡng cực = độ dài liên kết).lưỡng cực này được đặc trưng bằng vectơ momen lưỡng cực 

Moment lưỡng cực : là đại lượng vectơ có chiều quy ước từ cực dương đếncực âm

|| = |q|l = el (D = debye)

 Tính có c c c a phân t c ng hóa tr ự ủ ử ộ ị :đ ượ c tính b ng ằ phép t ng các vect ổ ơ momen l ưỡ ng c c c a t t c các ự ủ ấ ả liên k t và c a các đôi không liên k t trong phân t ế ủ ế ử Kếtquả là có các phân tử cộng hóa trị không cực như H2, O2, N2,… hoặc các phân

tử có tính đối xứng trong không gian (CO2, BeCl2, BF3, CH4, CCl4, SiF4, NH4+,

C2H2, C2H4, C2H6, C6H6 ) có  = 0 Các phân tử cộng hóa trị có cực thường làcác phân tử bất đối xứng trong không gian ( SO2, NO2, NH3, H2O, CH3Cl,

CH2Cl2…) Tính có cực của phân tử cộng hóa trị ảnh hưởng gần như quyết định đến khả năng hòa tan và hóa lỏng của chúng:

 Hòa tan: Các chất có cực thì tan tốt trong dung môi có cực (H2O,

C2H5OH, CH3COOH, CHCl3, (C2H5)2O, (CH3)2CO…); các chấtkhông cực tan tốt trong dung môi không cực (CCl4, CS2, C6H6, n-

C6H14, xylen…)

 Hóa lỏng: Các chất có cực (NH3, CH3Cl…)dễ hóa lỏng hơn các chấtkhông cực

Phân tử cộng hóa trị thường có giá trị  = 0  4 D,  càng lớn phân tử càngphân cực mạnh

 Tính định hướng: để tạo liên kết cộng hóa trị bền, mật độ e vùng xen phủ phải lớn,

vì thế các AO khi xen phủ phải theo một hướng xác định trong không gian Điềunày quyết định tính định hướng của liên kết cộng hóa trị: góc liên kết và hình dạngphân tử

 Thuyết lai hóa AO và cấu hình không gian phân tử:

 Để tăng mật độ xen phủ, các nguyên tử (thường là nguyên tử trung tâmtrong các phân tử có từ 3 nguyên tử trở lên) dùng các orbital lai hóa(AOLH) thay thế cho các AO thuần túy s, p, d, f để tạo liên kết

 Các AOLH tạo thành do sự trộn lẫn của các AO trong nội bộ một nguyên tử

 Đặc điểm của các AOLH:

 Số AOLH tạo thành = tổng số AO tham gia LH

 Các AOLH có năng lượng bằng nhau và hình dạng giống

• Năng lượng của các AO tham gia lai hóa xấp xỉ nhau.

• Mật độ e của các AO tham gia lai hóa đủ lớn

 Hệ quả:

 Trong một chu kỳ, từ trái sang phải sai biệt mức năng lượng giữa ns và

np (Ens – np) tăng nên khả năng LH giảm

 Trong một phân nhóm: từ trên xuống kích thước nguyên tử tăng nên khảnăng LH giảm

 Khả năng tạo liên kết của các AOLH: Các AOLH chỉ có thể tạo liên kếtcộng hóa trị loại sigma (σ) mà thôi

 Các kiểu lai hóa và cấu hình không gian phân tử cùng góc liên kết:

 Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm A trong phân tử AB n :

 Cách 1: Góc liên k t th c nghi m có giá tr g n v i góc ế ự ệ ị ầ ớ

c a ki u lai hóa nào thì nguyên t trung tâm sẽ lai ủ ể ử hóa ki u đó ể

TD:

 CO2 (OĈO = 1800) => C lai hóa sp

 SO2 (OŜO = 119,50) => S lai hóa sp2

 NH3 (HNH = 107,30) => N lai hóa sp3

 H2O (HÔH = 104,50) => O lai hóa sp3…

Cách 2: Phép thay thế nguyên tử: có thể thay thế một nguyên tử trong một phân

tử đã biết cấu hình không gian bằng một nguyên tử khác cùng phân nhóm với nó thìcấu hình cũng gần tương tự nhau (đối với nguyên tử trung tâm chỉ nên cách nhau 1chu kỳ, đặc biệt đối với nguyên tử biên có thể thay thế H bằng các nguyên tử halogen

 Cách 3:Tính số phối trí SN (Steric Number) (thực chất là số AO lai hóa )

của nguyên tử trung tâm (nttt)(= số AOLH liên kết + số AOLH không liênkết)

SN = n + ½ k

* n: số nguyên tử biên ( số nguyên tử liên kết trực tiếp với nttt).

* ½k : số đôi e tự do không liên kết của nttt ( k = số e tự do)

* k = x ± y – z

Với: <> x: số e lớp ngoài cùng của nttt

<> y: số e mất hay nhận tương ứng với điện tích ion (nếu là ion)

<> z : số e cần thiết để các nguyên tử biên đạt cấu hình của khí trơ gần nó.Kết quả:

.SN = 2 → A ở trạng thái LH sp → góc 1800 ( thẳng hàng)

.SN= 3 → A ở trạng thái LH sp2 → góc 1200 ( trục tam giác đều)

.SN= 4 → A ở trạng thái LH sp3 → góc 109028’( trục tứ diện đều)

.SN= 5 → A ở trạng thái LH sp3d ( trục lưỡng tháp tam giác)

.SN= 6 → A ở trạng thái LH sp3d2 ( trục bát diện đều)

 SF6 : SN = 6 + ½(6-6) = 6 => S(sp3d2)

 XeF4 : SN = 4 + ½(8-4) = 6 => Xe(sp3d2)

 Các trường hợp biến dạng cấu hình không gian phân tử:

 Biến dạng do sự hiện diện của các đôi e hoặc 1e tự do không liên kết (U):

Biến dạng xảy ra do có tương tác đẩy giữa các đôi e KLK(U), đôi e LK và1e KLK với độ mạnh giảm dần theo thứ tự sau:

[(KLK)↔(KLK)] > [(KLK)↔(LK)] > [(LK)↔(LK)] > [(LK)↔(1eKLK)]

TD : NH3, PCl3, SO2, SO32- (có 1 đôi KLK); H2O, ClF3 (có 2 đôi KLK),

NO2 (có 1e KLK)…

 Biến dạng do sự phân cực các liên kết:

 Nếu mật độ e lệch vào nguyên tử trung tâm: tương tác đẩy giữa các đôi

Nguyên tắc: khi có sự hiện diện của đôi e không liên kết (U) thì chúng phải chiếm

vị trí nào trong không gian sao cho khoảng cách từ chúng đến các đôi e liên kết là xa nhất để giảm tương tác đẩy giữa chúng với nhau xuống đến mức cực tiểu.

2 Phương pháp orbital phân tử (MO):

a Nội dung cơ bản của phương pháp MO:

 Theo thuyết MO thì phân tử phải được xem là một hạt thống nhất bao gồm tất cảcác hạt nhân cùng hút lên tất cả các e của các nguyên tử Trong đó mỗi electron

sẽ chuyển động trong điện trường do các hạt nhân và các electron còn lại gâyra

 Tương tự như trong nguyên tử, trạng thái của electron trong phân tử được xácđịnh bằng các MO Mỗi một MO cũng được xác định bằng tổ hợp các số lượng

tử đặc trưng cho năng lượng, hình dạng…của orbital

MO trong phân tử    

 Các MO khác nhau bởi sự phân bố mật độ electron tương đối so với trục liênnhân:

o  - dọc theo trục liên nhân

o  - nằm ở hai bên trục liên nhân

 Các MO được hình thành do sự tổ hợp tuyến tính (cộng hay trừ)

các AO (tức là sự xen phủ)(LCAO: linear combination of atomic orbitals)

o MO không liên kết (0, 0 …) do các AO chuyển nguyên

vẹn mà thành Các MO này không ảnh hưởng tới liên kết Năng lượng của các MO không liên kết bằng năng lượng của các AO tạo thành nó.

Hình 4.6 Tổ hợp các AO tạo MO

o Số MO tạo thành bằng tổng số AO tham gia tổ hợp

 Sự tạo thành các MO từ các AO có thể biểu diễn bằng giản đồ năng lượng

 Điều kiện của các AO tham gia tổ hợp có hiệu quả:

o Các AO tham gia tổ hợp phải có mức năng lượng bằng hoặc gần bằngnhau

o Các AO phải có mật độ electron đủ lớn

o Các AO phải có cùng tính đối xứng đối với trục nối hạt nhân

 Sự phân bố e trên các MO cũng tương tự như trong nguyên tử đa e,tuân theo các nguyên lý vững bền, ngoại trừ Pauli và quy tắc Hund

b Các đặc trưng liên kết:

 Liên kết được quyết định bởi các e liên kết (e nằm trên các MO liênkết) mà không bị triệt tiêu Cứ một cặp e liên kết bị triệt tiêu bởi một cặp e phảnliên kết tương ứng

 Một bậc liên kết ứng với một cặp e liên kết không bị triệt tiêu

Bậc liên kết (tính cho liên kết 2 tâm):

Bậc liên kết tăng thì năng lượng liên kết tăng còn độ dài liên kết giảm

 Sau khi phân bố e vào các MO mà vẫn còn các e độc thân thì phân tử có tínhthuận từ (paramagnetic, có từ tính), ngược lại tất cả e đều ghép đôi thì nghịch từ(diamagnetic, không có từ tính)

=> Tóm lại, việc mô tả cấu trúc phân tử gồm các bước:

o Bước 1: Xét sự tạo thành MO từ các AO

o Bước 2: Sắp xếp các MO tạo thành theo thứ tự năng lượng tăng dần

o Bước 3: Phân bố các e vào các MO theo thứ tự năng lượng tăng dần

o Bước 4: Xét các đặc trưng liên kết

b.Áp dụng phương pháp MO

 Các phân tử hai nguyên tử của những nguyên tố chu kỳ I

Hình 4.7 MO các phân tử của nguyên tố chu kỳ I

 Các phân tử hai nguyên tử của những nguyên tố chu kỳ II:Có 2 trường hợp:

o Các phân tử của nguyên tố đầu chu kỳ (từ Li 2 – N 2 ): Do có bán kính

nguyên tử lớn nên có xáo trộn năng lượng do tương tác đẩy giữa các cặpMO: (σ2s σ2s*) <=> (σx σx*)