lien ket hoa hoc mo rong

Liên kết Cộng Hóa Trị có cực • Khi cặp electron được phân bố đều giữa hai nguyên tử : liên kết không phân cực H2, Cl2: •Khi có sự phân bố không đồng đều: • liên kết cộng hóa trị có cực H[r]

BÀI 2: CÂU TAO PHÂN TỬ - LKHH HÑC-A Mục tiêu: Biết các đại lượng đặc trưng của liên kết Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết cổ điển về liên kết Trình bày được những luận điểm bản của thuyết liên kết hoá trị (VB) Biết các đặc điểm của các kiểu lai hoá và biểu diễn cấu trúc không gian phân tư Trình bày được những luận điểm bản của thuyết liên kết hoá trị (MO), cấu hình HÑC-A I.Những khái niệm liên kết hoá học: Độ bền liên kết : đặc trưng là lương liên kết Elk Elk là NL cần thiết để phá vỡ các lk mol phân tử khí trạng thái thành các nguyên tử tự trạng thái khí H-H (khí)  2H (khí) Elk = 436 KJ/mol * NL phá vỡ LK là NLcần cung cấp nên mang dấu + * NLtạo thành LK là NL giải phóng để hình thành mối LK từ các nguyên tử khí cô lập nên mang dấu – Elk càng lớn thì lk càng bền HÑC-A Độ dài liên kết : là khoảng cách tâm hạt nhân nguyên tử phân tử Độ dài LK càng nhỏ LK càng bền Sự phân cực liên kết : đặc trưng cho sư phân cực phân tử LK bị phân cực độ âm điện nguyên tử khác biệt Goùc lieân keát : phân tử LK nhiều nguyên tử thì đặc trưng quan trọng là goùc LK Góc LK là góc tạo cắt các trục nối tâm nguyên tử trung tâm với tâm nguyên tử LK HÑC-A Các nguyên tử liên kết với nhö theá naøo? • Do không thể quan sát trực tiếp các liên kết hóa học, ta dựa vào tính chất các liên kết để xây dựng các mô hình (lý thuyết) để biểu diễn liên kết các nguyên tử • Các lý thuyết sử dụng nhiều là: – Thuyết Bát tử Lewis – Thuyeát töông taùc caùc caëp electron (VSEPR) – Thuyeát Lieân keát Hoùa Trò.(VB) – Thuyết Vân đạo Phân tử (MO) HÑC-A Phân loại liên kết hóa học • Tùy theo chất, liên kết hóa học phân thành loại chính – Lieân keát ion – Lieân keát coäng hoùa trò – Liên kết kim loại Bản chất và tính chất loại liên kết trên giải thích các thuyết liên kết hóa học thích hợp HÑC-A Lieân keát ion • Liên kết ion coi là hệ tạo thaønh caùc ion aâm vaø döông thoâng qua vieäc cho nhận electron các nguyên tử • Được giải thích khá tốt qua lý thuyết đơn giaûn cuûa Lewis HÑC-A Lieân keát Coäng Hoùa Trò • Liên kết cộng hóa trị có chất là dùng chung electron các nguyên tử • Thường giải thích thông qua thuyết liên kết hóa trị thuyết vân đạo phân tử HÑC-A Liên Kết Kim Loại • Liên kết kim loại không thể giải thích thấu đáo thuyết Lewis thuyết Liên kết hóa trị đó thường giải thích thuyết miền lượng, thực chất là thuyết vân đạo phân tử áp dụng cho hệ có khoảng 1023 nguyên tử HÑC-A • Caùc lyù thuyeát veà Lieân Keát Hoùa Hoïc HÑC-A Thuyeát Lewis • *Lieân keát hoùa hoïc hình thành các nguyên tử trao đổi sử dụng chung các electron hoùa trò • *Electron hoùa trò laø caùc electron nằm các lớp vỏ ngoài cùng chưa bão hòa các nguyên tử • *Luật “Bát tử” • Các nguyên tử có xu hướng cho, nhận, hay sử dụng chung electron để đạt tới cấu hình lớp vỏ ngoài cùng bền vững coù electron HÑC-A G.N.Lewis 1875-1946 American Chemist Kyù hieäu Lewis Moâ taû caùc electron hoùa trò cuûa caùc nguyên tử Clor: HÑC-A Na  Cl    Natri: H  Hydro: Sự hình thành liên kết • Sự hình thành NaCl:    Na+ [ Cl  ]    Cl  Na  +   H Cl   Cl    +  H   Sự hình thành HCl: Kim loại nhường electron cho phi kim để tạo liên keát ion Hai phi kim dùng chung electron để tạo liên kết Coäng Hoùa Trò HÑC-A Hợp chất ion Trong các hợp chất ion, các ion dương và âm xếp thành mạng lưới tinh thể vững (ví dụ : NaCl) HÑC-A NL MAÏNG TINH THEÅ NL mạng tinh thể là NL phóng thích để đưa ion (+), ion (–) thể vào vị trí thích hợp tinh theå, vì ñaây laø NL phoùng thích neân NLMTT có trị số âm Trị số tuyệt đối NLMTT càng lớn thì tinh thể càng bền HÑC-A Chu trình Born-Haber Na(r) + 1/2Cl2 S>0 Cl (k) U A dien the ion hoa I HÑC-A NaCl 1/2D Na (k) + Na (k) Q - Cl (k) Q= S + 1/2D + dien the ion hoa I + A + U S : Nhieät thaêng hoa (26 Kcal/mol) D : NL noái (58 Kcal/mol) A: Ái lực điện tử (-86,5 kcal/mol) U: NL maïng tinh theå Q: Nhiệt phản ứng (-98,23 Kcal/mol) Điện Ion hoá I : 118 Kcal/mol Tính NL maïng tinh theå NaCl U = Q – S – 1/2D – Điện ion hoá I - A HÑC-A Chu trình Born-Haber Mg (r) + Cl2 (k) S>0 Mg (k) Q MgCl2 D 2Cl (k) U dien the ion hoa I + Mg (k) 2A dien the ion hoa +2 Mg (k) HÑC-A - 2Cl (k) Q= S + D + dien the ion hoa I + dien the ion hoa + 2A + U Lieân keát ion, CHT • *Trong liên kết ion, nguyên tử nhường hẳn electron (tạo ion dương) nguyên tử nhận hẳn electron (tạo ion aâm) • *Khi hai nguyên tử tương tự hình thành liên kết, không nguyên tử nào muốn nhường hay nhận hẳn electron • * Trong lieân keát CHT Chuùng duøng chung cặp electron để đạt cấu hình bền electron • *Moãi caëp electron duøng chung taïo thaønh moät lieân keát HÑC-A Công thức Lewis • Mô tả liên kết các hợp chất cộng hóa trò • Mỗi nguyên tử phải có electron lớp vỏ ngoài cùng (trừ H có electron)  +  H  H H hay H H          Cl + Cl Cl Cl      Cl2: H  HÑC-A  Cl Cl    Electron khoâng lieân keát Electron lieân keát  H2: Công thức Lewis CH4: HÑC-A    hay H F     H O H   hay H  O H  hay H N H H H  H C H  H H hay H C H H  H  N H H  NH3:   H2O: H F  HF:    Lieân keát ñôn, lieân keát ba O2:  NN  O =O    N2:  •Số cặp electron dùng chung • goïi laø Baäc lieân keát HÑC-A Liên kết Cộng Hóa Trị có cực • Khi cặp electron phân bố hai nguyên tử : liên kết không phân cực H2, Cl2: •Khi có phân bố không đồng đều: • liên kết cộng hóa trị có cực HCl: HÑC-A • THUYẾT HIỆN ĐẠI VỀ LIÊN KẾT PHÂN TỬ ThuyeátTöông Taùc Caùc Caëp Electron Thuyeát Lieân Keát Hoùa Trò Thuyết Vân đạo Phân Tử HÑC-A Thuyeát töông taùc caùc caëp electron Valence Shell Electron Pair Repulsion theory(VSEPR) Phöông phaùp ñôn giaûn nhöng hieäu quaû để xác định hình dạng phân tử CHT Nguyeân taéc: Các cặp electron quanh nguyên tử xếp cho tương tác là nhỏ nhaát HÑC-A AÙp duïng thuyeát VSEPR • Vẽ công thức Lewis • Đếm số vị trí có electron quanh nguyên tử – Moät caëp electron khoâng lieân keát tính laø vò trí – Một liên kết (Đơn, Đôi Ba) tính là vị trí • Saép xeáp caùc vò trí coù electron cho töông taùc laø nhoû nhaát HÑC-A Caùc caùch saép xeáp Soá vò trí Caùch xeáp 180 Thaúng haøng 120 Tam Giaùc 109.5 HÑC-A Tứ diện Caùc caùch saép xeáp Soá vò trí Caùch xeáp Lưỡng Tháp Tam Giaùc 90 120 90 90 HÑC-A Baùt dieän QuickTime Movie Các dạng phân tử Phân tử CT Lewis  vò trí e – caùch xeáp  CO2 O =C =O   SO2       - Thaúng haøng 180 O S =O    goùc Lieân keát - Tam Giaùc 120 - Tam Giaùc 120 O C O   -2   O  HÑC-A   CO3-2   O =S O   Các dạng phân tử Phân tử CT Lewis vò trí e – caùch xeáp goùc Lieân keát H CH4 H C H - Tứ diện 109.5 - Tứ diện 109.5 H NH3  H N H H HÑC-A Các dạng phân tử Phân tử CT Lewis vò trí e – caùch xeáp goùc Lieân keát       F S  F  SF4    F Lưỡng tháp - Tam giaùc   F 90, 120         F  HÑC-A  F Xe  F    XeF4    F - Baùt dieän 90 Caùc bieán daïng H C H H H O 109.5 N H H H O 107 O H H O 104.5 Góc liên kết giảm số cặp điện tử không liên kết tăng, HÑC-A Caùc bieán daïng Cl 111.4 o Cl HÑC-A C O 124.3 o Hình dạng phân tử HÑC-A Hình dạng phân tử HÑC-A Hình dạng phân tử HÑC-A Hình dạng phân tử HÑC-A Hình dạng phân tử HÑC-A Phân tử nhiều trung tâm   Xác định phân bố electron cho nguyên tử Tam giaùc H O  H C C O H HC2H3O2:  H Tứ diện HÑC-A Moment lưỡng cực phân tử Khi hai nguyên tử có độ âm điện khác nhau, mật độ điện tích âm cao phía nguyên tử có độ âm điện cao Tạo moment lưỡng cực liên kết (Qui ước chiều moment lưỡng cực hướng phía nguyên tử âm điện hôn) Trong phân tử nhiều nguyên tử Moment lưỡng cực phân tử là tổng các moment lưỡng cực tất các liên kết HÑC-A Moment lưỡng cực phân tử HÑC-A Moment lưỡng cực phân tử HÑC-A Moment lưỡng cực phân tử F  F B  F    Tam giaùc B F  F  BF3:   120 F Khoâng phaân cực O HÑC-A   CH2O: O H C H Tam giaùc C H 120 H Phân cực Moment lưỡng cực phân tử Cl     Cl C Cl    CCl4:   Cl Tứ diện  Cl Cl H C H H HÑC-A   Cl CH3Cl: Cl Khoâng phân cực   Cl  Cl C 109 Tứ diện H C H H Phân cực THUYEÁT LIEÂN KEÁT HOÙA TRÒ Valence Bond Theory HÑC-A Thuyeát Lieân keát hoùa trò Thuyết Lewis và VSEPR không giải thích độ bền các liên kết cộng hóa trị Thuyết Liên kết hóa trị dựa trên kết học lượng tử để giải thích tạo thành liên keát HÑC-A Thuyeát lieân keát hoùa trò • Liên kết hóa học tạo thành xen phủ các orbital các nguyên tử • Các orbital xen phủ với khi: – Hai orbital, orbital chứa electron – Một orbital chứa electron và orbital troáng (lieân keát cho nhaän hay lieân keát phoái trí) Có hai kiểu xen phủ tạo thành hai loại liên keát:  vaø  HÑC-A Lieân keát  Liên kết  (sigma) tạo thành xen phủ đối xứng theo trục hai orbital Sự xen phủ orbital pz phân tử O2: E HÑC-A 0.08 0.16 0.24 0.32 nm Lieân keát  Liên kết  (pi) hình thành xen phủ đối xứng theo mặt phẳng Sự xen phủ orbital py phân tử O2 HÑC-A Độ bền liên kết Liên kết càng bền mức độ xen phủ các Orbital càng lớn (mật độ nguyên tử hai hạt nhân là lớn nhất) Mức độ xen phủ phụ thuộc vào: hình dạng, kích thước, lượng các orbital, hướng xen phủ và kiểu xen phủ chúng Các orbital có lượng tương đương seõ xen phuû toát Xen phủ theo trục hữu hiệu xen phủ theo maët phaúng • •HÑC-A Ví duï H2: 1s 1s HF: 2p 1s F2 : HÑC-A 2p 2p HÑC-A Ví duï Xét phân tử H2O : Nguyên tử trung tâm O: 1s HÑC-A 1s 2p 2p Góc liên kết dự đoán 90 2p 2s 2s Thực nghiệm : 104 o Sự tạp chủng orbital • Trước tạo liên kết, các orbital nguyên tử tổ hợp với tạo các orbital tạp chủng • Số orbital tạp chủng hình thành đúng số orbital tham gia tổ hợp s + p sp HÑC-A sp Đối với phân tử nhiều nguyên tử, có thể dùng sự lai hoá orbital để giải thích sự tạo thành liên kết và cấu tạo lập thể của phân tử Cấu trúc Phân tử BeF2 theo Lewis Dùng Thuyết VB để giải thích cấu trúc BeF2 thế nào? HÑC-A Giaûi thích BeF2 • Cấu hình điện tử của nguyên tử Flourine: 1s2 2s2 2p5 Có điện tử độc thân orbital 2p của nguyên tử F, có thể ghép đôi với điện tử độc thân của Be để tạo liên kết Cấu hình điện tử của nguyên tử Be: 1s2 2s2 HÑC-A Giaûi thích BeF2 • Cấu hình điện tử ở trạng thái kích thích của Be: 1s2 2s1 2p1 vậy hai điện tử hoá trị trên 2s và 2p phải có tính chất nhau, điều này là kết quả của sự lai hoá sp HÑC-A Giaûi thích BeF2 • Cấu hình điện tử ở trạng thái lai hoá của Be: 1s2 2(sp)2 HÑC-A Taïp chuûng sp:BeF2 Be : Kích thích: Taïp chuûng: HÑC-A s p p p s p p p p p sp sp sp sp Taïp chuûng sp HÑC-A Giaûi thích BF3 • Câaáu hình ñieän tư cua Boron BF3 HÑC-A Taïp chuûng sp : BF3 B: Kích thích: Taïp chuûng: HÑC-A s p p p s p p p sp2 sp2 sp2 sp2 sp2 sp2 p Taïp chuûng sp HÑC-A Giaûi thích CH4 • Câu hình điên tư cua Carbon CH4 HÑC-A Taïp chuûng sp CH4 C: Kích thích: Taïp chuûng: HÑC-A s p p p s p p p sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 sp3 Taïp chuûng sp HÑC-A Giaûi thích H2O • Câaáu hình ñieän tư cua Oxy HÑC-A Giaûi thích NH3 • Câaáu hình ñieän tư cua Nitơ NH3 HÑC-A Giaûi thích PF5 • Câaáu hình ñieän tư cua Phospho PF5 HÑC-A Taïp chuûng sp d vaø sp d HÑC-A Các kiểu lai hoá Valence Electron Pair Geometry Number of Orbitals Hybrid Orbitals Linear sp Trigonal Planar sp2 Tetrahedral sp3 Trigonal Bipyramidal sp3d Octahedral sp3d2 HÑC-A Caùc daïng taïp chuûng HÑC-A Caùc daïng taïp chuûng HÑC-A Các kiểu liên kết C-C HÑC-A Ví duï H H Công thức Lewis C2H4: H C = C H Tam giaùc p H sp2 H HÑC-A H C C sp2 sp Lieân keát  H Lieân keát  - sp2 HÑC-A HCN: Thaúng haøn- gsp p H C sp N sp p Lieân keát   Lieâbond n keát  Lieân keát Ba goàm  vaø  HÑC-A H CN  Ví duï Ví duï CH2O: H sp2 H HÑC-A H C H Tam giaùc p O C sp2 sp2 Lieân keát    O Lieân keát  - sp2 HÑC-A KHIEÁM KHUYEÁT CUÛA THUYEÁT VB • Sự tồn H2+ • VB: – Không thể tồn H2+ mối liên kết thực electron • Thực tế: – H2+ tồn và khá bền vững – (năng lượng liên kết H2+ là 255 kJ/mol) HÑC-A KHIEÁM KHUYEÁT CUÛA THUYEÁT VB • Lieân keát F2+ beàn hôn F2 • VB: – liên kết càng bền mật độ electron hai nguyên tử càng lớn Khi hệ F2 bị electron thì mật độ electron giảm làm cho liên kết trở nên kém bền • Thực tế: – lieân keát F2+ (320 kJ/mol) beàn hôn lieân keát F2 (155 kJ/mol) HÑC-A KHIEÁM KHUYEÁT CUÛA THUYEÁT VB • O2 thuận từ (tồn electron độc thân phân tử O2) • VB: – Trong phân tử O2 không còn electron độc thân Do đó O2 có tính nghịch từ (không bị nam chaâm huùt ) • Thực tế – O2 có tính thuận từ tức là bị nam châm hút Điều đó chứng tỏ phân tử O2 HĐC-Acòn có electron độc thân chưa ghép cặp KHIEÁM KHUYEÁT CUÛA THUYEÁT VB • Không giải thích tượng quang phổ các phân tử cộng hoùa trò HÑC-A THUYẾT VÂN ĐẠO PHÂN TỬ MOLECULAR ORBITALS mở rộng khái niệm hàm sóng cho hệ phân tử HÑC-A Luaän ñieåm Trong phân tử, các electron tồn trạng thái riêng giống nguyên tử Trạng thái các electron biểu diễn các hàm sóng MO gọi là các orbital phân tử Các electron phân tử chiếm các orbital phân tử tuân theo các nguyên lý bền vững, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund Việc xác định các hàm sóng phân tử (MO) thực cách giải phương trình sóng Schrodinger cho hệ phân tử HÑC-A Do tác dụng tương hỗ các haït nhaân vaø electron heä phân tử, việc giải phương trình Schrodinger là phức tạp Để đơn giản hóa việc giải này ta chấp nhận các giả thuyết gần đúng HÑC-A các giả thuyết gần đúng Các orbital phân tử hình thành từ tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử Các orbital nguyên tử tham gia tổ hợp phải thoả điều kiện: • • Có lượng gần Có tính đối xứng giống Chỉ có các orbital hóa trị đóng góp vào hình thành orbital phân tử Các orbital nguyên tử lớp vỏ bên không bị thay đổi HÑC-A các giả thuyết gần đúng • Tùy theo kiểu tổ hợp mà tạo thành các orbital phân tử có tính đối xứng và lượng khác sau: – Tổ hợp đối xứng qua trục tạo thành các orbital phân tử  – Tổ hợp đối xứng qua mặt phẳng tạo thành các orbital phân tử  – Tổ hợp dương tạo thành các orbital phân tử có lượng thấp gọi là các orbital liên kết (ký hiệu là , ) – Tổ hợp âm tạo thành các orbital phân tử có lượng cao gọi là các orbital phản liên kết (ký hiệu là * * ) HÑC-A Phân tử H2 H2 chứa orbital liên kết 1s và orbital phản lieân keát *1s HÑC-A Phân tử (X2) với X là nguyên tố chu kỳ Sự tổ hợp các orbital nguyên tử thành các orbital phân tử 1s + 1s  1s, 1s* 2s + 2s  2s, 2s* (2px, 2py, 2pz) + (2px, 2py, 2pz) 2py, 2py* 2px, 2px* 2pz, 2pz* Giả sử trục Z trùng với trục liên kết HÑC-A Phân tử O2 Sự hình thành 2pz MO: 2pz HÑC-A 2pz 2pz Phân tử O2 Sự hình thành 2px MO: 2px 2px HÑC-A 2px Phân tử O2 Sự hình thành *2px MO: 2px HÑC-A -2px *2px 2p vaø 2p *2pz 2pz *2px 2px *2py HÑC-A 2py Cách xếp điện tử MO cấu hình điện tử phân tử giống không có tương tác sp (năng lượng s và p caùch xa nhau) VD: Phân tử O2, F2, Ne2 (σ1slk)< (σ1s*)< (σ2slk)< (σ2s*)< (σ2pzlk)< (xlk)= (ylk)< (x*)= (y*)< (σ2pz*) HÑC-A Cách xếp điện tử MO cấu hình điện tử phân tử giống có tương tác sp (năng lượng s và p gần VD :phân tử He2; N2 (σ1slk)< (σ1s*) <(σ2slk)< (σ2s*)< (xlk)= (ylk)<(σ2pzlk) <(x*)= (y*)< (σ2pz*) HÑC-A Sơ đồ orbital phân tử có tương tác sp E *2p *2p 2p 2p *2s 2s *1s HÑC-A 1s 2p 2s 1s 2p σ2p* σ2p* *x*y *x*y xlk ylk 2p 2p Mức lượng s và p gần σ2s* σ2s* HÑC-A 2s 2s σ2slk 2p xlk ylk σ2plk 2s σ2plk 2s σ2slk CAÙCH SAÉP XEÁP ELECTRON Tổng số electron các orbital phân tử tổng số electron hóa trị đóng góp các nguyên tử Các electron xếp vào các orbital phân tử theo trật tự lượng từ thấp đến cao (nguyên lý bền vững) Mỗi orbital phân tử chứa tối đa electron, hai electron này phải có spin ngược (nguyên lý loại trừ Pauli) Khi xếp vào các orbital có lượng baèng caùc electron saép cho toång soá spin là cực đại (quy tắc Hund) HÑC-A Baäc lieân keát Độ bền liên kết phân tử xaùc ñònh thoâng qua giaù trò BAÄC LIEÂN KEÁT BAÄC LIEÂN KEÁT = ½ (Toång soá electron treân orbital lieân keát – Toång soá electron treân orbital phaûn lieân keát) Bậc liên kết càng lớn thì liên kết phân tử càng bền Khi baäc lieân keát = hay <0 thì lieân keát khoâng toàn taïi HÑC-A Cấu hình điện tử của một số phân tử đơn chất coù töông taùc sp Phân tử H2 (σ1slk)2 (σ1s*)0 Phân tử He2+(σ1slk)2 (σ1s*)1 Phân tử He2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 thực tế không tồn tại phân tử He2 Phân tử N2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)2 (ylk)2 (σ2pzlk)2 Phân tử B2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)1 (ylk)1 HÑC-A Ví duï He2: Bậc LK = ½(2 - 2) = phân tử không tồn *2p *2p E 2p 2p *2s 2s *1s HÑC-A 1s 2p 2s 1s Ví duï He2: Baäc LK = ½(3 - 2) = ½ *2p *2p E 2p 2p *2s 2s *1s HÑC-A 1s 2p 2s 1s Ví duï N2: E Baäc LK = ½(10 - 4) = *2p *2p 2p 2p *2s 2s *1s HÑC-A 1s 2p 2s 1s Sự tương tác 2s - 2p  Khi lượng orbital 2s và 2p cách xa (caùc nguyeân toá cuoái chu kyø nhö O, F), tương tác 2s và 2p không đáng kể đó các orbital x , và y có lượng cao orbital 2p  Khi lượng orbital 2s và 2p khá gần (các nguyên tố đầu chu kỳ B, C, N) , tương tác 2s và 2p là đáng kể đó các orbital x , và y có lượng thấp orbital 2p HÑC-A Sự tương tác 2s - 2p Với phân tử O2 và F2 orbital 2p có lượng thấp orbital 2p HÑC-A Cấu hình điện tử của một số phân tử đơn chất khoâng coù töông taùc sp Phân tử O2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (σ2pzlk)2 (xlk)2 (ylk)2 (x*)1 (y*)1 Phân tử F2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (σ2pzlk)2 (xlk)2 (ylk)2 (x*)2 (y*)2 HÑC-A Ví duï Phân tử O2, F2, Ne2: E *2p *2p 2p 2p *2s 2s *1s HÑC-A 1s 2p 2s 1s Ví duï O2 : Bậc LK = ½(10 - 6) = thuận từ *2p *2p 2p 2p *2s 2s *1s HÑC-A 1s 2p 2s 1s Sự tồn H2 HÑC-A + lieân keát F2+ beàn hôn lieân keát F2 HÑC-A Cấu hình điện tử của một số phân tử hợp chất (các nguyên tử khác điện tích hạt nhân) 2p σ2p* σ2p* *x*y *x*y xlk ylk 2p 2p Mức lượng s và p gần σ2s* σ2s* HÑC-A 2s 2s σ2slk 2p xlk ylk σ2plk 2s σ2plk σ2s lk 2s Ví duï Cấu hình điện tử phân tử có nguyên tử khaùc NO : N: 1s2 2s2 2p3 có điện tử hóa trị O : 1s2 2s2 2p4 có điện tử hóa trị NO có 11 điện tử hoá trị lớp Phân tử NO (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)2 (ylk)2 (σ2pzlk)2 (x*)1 (y*)0 HÑC-A • CO : C: 1s2 2s2 2p2 có điện tử hóa trị O : 1s2 2s2 2p4 có điện tử hóa trị • • NO có 10 điện tử hoá trị lớp Phân tử CO (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)2 (ylk)2 (σ2pzlk)2 (x*)0 (y*)0 HÑC-A Cấu hình điện tử của một số phân tử hợp chất (các nguyên tử khác điện tích hạt nhân) AO H MO HF AO F 1s 2p 2s 2s 1s 1s HÑC-A