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

Mục lục I. Giới thiệu...................................................................................................4 1. Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB):........................................................4 2. Thuyết orbital phân tử (MO):...............................................................4 II. Cơ sở lý thuyết và các luận điểm:.............................................................5 1. Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB):........................................................5 2. Thuyết orbital phân tử (MO)................................................................6 a. Những tiền đề cơ bản của thuyết này như sau:..................................6 b. Điều kiên đ̣ ể có orbital phân tử.........................................................9 c. Qui luât phân bố điê ̣ n t ̣ ử vào các orbital phân tử (MO)...................10 III. So sánh sự khác nhau giữa thuyết VB và thuyết MO:...........................14 1. Giống nhau:........................................................................................14 2. Khác nhau:..........................................................................................14 IV. ỨNG DỤNG THUYẾT VB:.................................................................17 Thuyết liên kết công h ̣ óa trị Pauling và Slater - Thuyết lai hóa..................18 a. Định nghĩa lai hóa............................................................................19 b. Nôi dung của thuy ̣ ết lai hóa.............................................................19 c. Điều kiên đ̣ ể có sự lai hóa...............................................................19 d. Các kiểu lai hóa...............................................................................19 e. Dự đoán kiểu lai hóa và cấu hình hình học của phân tử..................23 f. Môt số ví d ̣ ụ điển hình về lai hóa:...................................................24 g. Tính phân cực của liên kết công h ̣ óa trị...........................................27 V. Ứng dụng thuyết MO..............................................................................28 1. Phân tử đồng hạch A2.........................................................................28 a. Phân tử H2.......................................................................................28 .................................................................................................................29 b. Phân tử H2 + ......................................................................................29 c. Phân tử O2.......................................................................................29 2. Phân tử dị hạch AB.............................................................................30 a. Phân tử HF.......................................................................................30 2 b. Phân tử NH3.....................................................................................30 VI. KẾT LUẬN............................................................................................31 1. Những thành công và nhược điểm của phương pháp VB...................31 2. Những thành công của phương pháp MO...........................................31 VII. Tài liệu tham khảo..............................................................................33 3 I. Giới thiệu Như chúng ta đã biết, tự nhiên tồn tại rất nhiều kiểu liên kết khác nhau: Cộng hóa trị, ion, kim loại, … nhưng trong đó quan trọng nhất là kiểu liên kết cộng hóa trị. Nhờ sự ra đời và phát triển của Cơ học lượng tử, con người đã hiểu rõ thêm về cấu tạo và đặc điểm của nó nhờ giải chính xác phương trình sóng Schrodinger. Còn đối với các hệ phân tử không thực hiện được, để khảo sát liên kết cộng hoá trị người ta đã đưa ra nhiều phương pháp giải gần đúng, trong đó có hai phương pháp được phổ biến rộng rãi là: phương pháp liên kết cộng hoá trị (VB) của Heitler, London và phương pháp orbital phân tử (MO) của Muliken và Hund. 1. Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB): Sau khi xuất hiện cơ học lượng tử (1926), năm 1927 Heitler và London đã vận dụng CHLT giải bài toán về phân tử Hydro, xác định hàm sóng ᴪ và năng lượng E của phân tử. Heitler và London giải thích kết quả thu được có bản chất của lực liên kết và tính bão hòa của hóa trị. Sự phát triển và mở rộng phương pháp Heitler và London cho mọi phân tử đã mở đường cho sự hình thành của thuyết VB. Trong thuyết VB người ta chấp nhận là trong phân tử vẫn còn tồn tại những orbital nguyên tử và sự phân bố các điện tử hóa trị trên các orbital nguyên tử được gọi là cấu hình điện tử của phân tử. Thuyết VB thừa nhận trong phân tử có sự ghép đôi các điện tử có spin đối song (vì vậy phương pháp VB còn được gọi là phương pháp cặp điện tử). 2. Thuyết orbital phân tử (MO): Ngoài thuyết liên kết hóa trị còn thuyết cơ bản khác về phân tử là thuyết orbital phân tử hay thuyết MO (Hund, Mulliken, Lenard- Jones, 1927-1929). Thuyết MO dựa trên luận điểm cơ bản cho rằng trong phân tử tính độc lập của các nguyên tử không còn tồn tại. Phân tử gồm một số giới hạn các hạt nhân nguyên tử và điện tử. Các điện tử phân bố trên các orbital dùng chung của phân tử (các MO)

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM TPHCM KHOA HÓA HỌC Tên đề tài: TỔNG QUAN VỀ PHƯƠNG PHÁP VB VÀ MO SO SÁNH, ỨNG DỤNG PHƯƠNG PHÁP ĐỂ GIẢI THÍCH VIỆC TẠO LIÊN KẾT-HÌNH DẠNG-TÍNH CHẤT Giáo viên hướng dẫn: Gscc.PGs.Ts Bùi Thọ Thanh Nhóm sinh viên: Phan Thái Sơn 42.01.106.056 Phan Thị Bích Tuyền 42.01.106.107 Đỗ Văn Tiến Dũng 42.01.106.089 Trần Minh Tuấn 41.01.106.093 Tp Hồ Chí Minh Ngày 31 tháng 03 năm 2019 Mục lục I Giới thiệu Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB): Thuyết orbital phân tử (MO): .4 II Cơ sở lý thuyết luận điểm: Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB): Thuyết orbital phân tử (MO) III a Những tiền đề bản của thuyết này sau: b Điều kiê ̣n để có orbital phân tử .9 c Qui luâ ̣t phân bố điê ̣n tử vào các orbital phân tử (MO) 10 So sánh khác thuyết VB thuyết MO: 14 Giống nhau: 14 Khác nhau: 14 IV ỨNG DỤNG THUYẾT VB: .17 Thuyết liên kết cô ̣ng hóa trị Pauling và Slater - Thuyết lai hóa 18 V a Định nghĩa lai hóa 19 b Nô ̣i dung của thuyết lai hóa 19 c Điều kiê ̣n để có sự lai hóa .19 d Các kiểu lai hóa .19 e Dự đoán kiểu lai hóa và cấu hình hình học của phân tử 23 f Mô ̣t số ví dụ điển hình về lai hóa: 24 g Tính phân cực của liên kết cô ̣ng hóa trị 27 Ứng dụng thuyết MO 28 Phân tử đồng hạch A2 .28 a Phân tử H2 .28 29 b Phân tử H2+ 29 c Phân tử O2 .29 Phân tử dị hạch AB 30 a Phân tử HF .30 b VI Phân tử NH3 30 KẾT LUẬN 31 Những thành công và nhược điểm của phương pháp VB 31 Những thành công của phương pháp MO 31 VII Tài liệu tham khảo 33 I Giới thiệu Như biết, tự nhiên tồn nhiều kiểu liên kết khác nhau: Cộng hóa trị, ion, kim loại, … quan trọng kiểu liên kết cộng hóa trị Nhờ đời phát triển Cơ học lượng tử, người hiểu rõ thêm cấu tạo đặc điểm nhờ giải xác phương trình sóng Schrodinger Cịn hệ phân tử không thực được, để khảo sát liên kết cộng hoá trị người ta đưa nhiều phương pháp giải gần đúng, có hai phương pháp phổ biến rộng rãi là: phương pháp liên kết cộng hoá trị (VB) Heitler, London phương pháp orbital phân tử (MO) Muliken Hund Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB): Sau xuất học lượng tử (1926), năm 1927 Heitler London vận dụng CHLT giải toán phân tử Hydro, xác định hàm sóng ᴪ lượng E phân tử Heitler London giải thích kết thu có chất lực liên kết tính bão hịa hóa trị Sự phát triển mở rộng phương pháp Heitler London cho phân tử mở đường cho hình thành thuyết VB Trong thuyết VB người ta chấp nhận phân tử tồn orbital nguyên tử phân bố điện tử hóa trị orbital nguyên tử gọi cấu hình điện tử phân tử Thuyết VB thừa nhận phân tử có ghép đơi điện tử có spin đối song (vì phương pháp VB cịn gọi phương pháp cặp điện tử) Thuyết orbital phân tử (MO): Ngồi thuyết liên kết hóa trị cịn thuyết khác phân tử thuyết orbital phân tử hay thuyết MO (Hund, Mulliken, Lenard- Jones, 1927-1929) Thuyết MO dựa luận điểm cho phân tử tính độc lập ngun tử khơng tồn Phân tử gồm số giới hạn hạt nhân nguyên tử điện tử Các điện tử phân bố orbital dùng chung phân tử (các MO) II Cơ sở lý thuyết luận điểm: Thuyết liên kết cộng hóa trị (VB): Một cách gần đúng, coi cấu tạo electron ngun tử bảo tồn hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa phân tử có chuyển động electron AO Tuy nhiên AO hoá trị hai nguyên tử xen phủ tạo thành liên kết hố học vùng xen phủ vùng xen phủ chung cho hai nguyên tử Mỗi liên kết hoá học hai nguyên tử đảm bảo hai electron có spin đối song mà trường hợp chung, trước tham gia liên kết, electron electron độc thân AO hoá trị nguyên tử Mỗi liên kết hố học tạo thành liên kết tâm (hai nguyên tử) Liên kết khơng thể hình thành từ electron (thiếu e) từ electron trở lên (tính bão hồ liên kết cộng hoá trị) Sự xen phủ hai AO có electron nguyên tử mạnh liên kết tạo bền (nguyên lý xen phủ cực đại) Liên kết hoá học phân bố theo phương có khả lớn xen phủ AO (thuyết hoá trị định hướng) Từ sở lý thuyết nghiên cứu Heitler và London phân tử Hydro, đã làm nền tảng cho nội dung thuyết VB Powling Slayter: Mỗi liên kết cộng hoá trị hình thành ghép đơi hai electron độc thân có spin ngược dấu hai nguyên tử tham gia liên kết Khi xảy xen phủ hai đám mây electron liên kết Liên kết hai nguyên tử bền mức độ xen phủ orbital lớn Như vậy, liên kết hình thành theo phương mà che phủ lớn 2 Thuyết orbital phân tử (MO) a Những tiền đề bản của thuyết này sau: Theo thuyết MO mỗi điê ̣n tử chuyển đô ̣ng mô ̣t điê ̣n trường các hạt nhân và điê ̣n tử khác còn lại gây Điê ̣n tử thì được sử dụng chung cho cả phân tử Trạng thái của mỗi điê ̣n tử này được mô tả bằng mô ̣t hàm sóng gọi là orbital phân tử (MO) hay còn gọi là hàm sóng mô ̣t điê ̣n tử của phân tử với mức lượng E tương ứng Trong phân tử, các điê ̣n tử không còn được đă ̣c trưng bởi bốn số lượng tử n, l, ml, ms vì chuyển đô ̣ng của chúng không còn mang tính đối xứng tâm nguyên tử mà tính đối xứng của chúng rất phức tạp Các orbital nguyên tử Các orbital phân tử : : s p d f     Mỗi mô ̣t điê ̣n tử nguyên tử đều có mô ̣t AO xác định ký hiê ̣u là  Trạng thái toàn phần của điê ̣n tử này phân tử sẽ được biểu diễn bằng mô ̣t hàm sóng MO chung là tổ hợp tuyến tính của các hàm sóng AO của điê ̣n tử phân tử MO = C11  C22  C33   Cnn C1 , C2 , C3 , Cn là ̣ số đánh giá sự đóng góp của các orbital nguyên tử vào sự tạo thành các orbital phân tử Nếu phân tử gồm có hai nguyên tử có hạt nhân giống thì sự đóng góp của hai orbital nguyên tử là C1 = C2 Ngược lại nếu phân tử gồm hai nguyên tử có hạt nhân điê ̣n tích khác thì sự đóng góp của các orbital nguyên tử vào sự̣ tạo thành các orbital phân tử khác C1  C2 Có orbital nguyên tử (nAO) tham gia tổ hợp tuyến tính thì sẽ có bấy nhiêu orbital phân tử (nMO) tạo thành Mỗi MO cũng chứa tối đa hai điê ̣n tử có spin ngược và viê ̣c xếp các điê ̣n tử vào các MO cũng theo quy luâ ̣t từ các MO có mức lượng thấp đến MO có mức lượng cao Có nhiều phương pháp để tìm ̣ các orbital phân tử phổ biến nhất là phương pháp tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử e +  Ví dụ phân tử H Hai hạt nhân H1 và H2 nằm cách mô ̣t khoảng cách ro Khi e chuyển đô ̣ng nằm gần hạt nhân H1 nó chịu tác dụng chủ yếu của hạt nhân H1 và chịu mô ̣t sự tác đô ̣ng nhất định hạt nhân H2 gây + H1 r + H2 Tương tự, e chuyển đô ̣ng gần hạt nhân H2, ngoài tác dụng chủ yếu của hạt nhân này e còn chịu sự tác dụng của hạt nhân H1  Hàm sóng mô tả sự chuyển đô ̣ng của e toàn bô ̣ phân tử có dạng: MO = C11  C22 MO : hàm sóng của e phân tử 1 : hàm sóng của e của nguyên tử H thứ nhất 2 : hàm sóng của e của nguyên tử H thứ hai C1, C2: là phần đóng góp của hai hàm sóng Phương trình sóng Schrodinger của e phân tử: Ĥ = E Nghiê ̣m của phương trình này là MO Vì phân tử có hai hạt nhân nên C1 = C2 Sau giải phương trình sóng Schrodinger, xác định các giá trị C thì được hai mức lượng khác tương ứng với hai hàm sóng +, - + = √2 (1 + 2) - = √2 (1 - 2) Người ta gọi: - +: là orbital phân tử liên kết có lượng E1 thấp lượng của các nguyên tử tạo nó - -: là orbital phân tử phản liên kết vì có lượng E2 lớn lượng của các nguyên tử nó Trong trường hợp này vì +, - đều hai AO 1s tổ hợp tuyến tính tạo thành nên người ta gọi: + là 1 - là 1* Với orbital phân tử liên kết, mâ ̣t đô ̣ e tăng lên ở khoảng cách giữa hai nhân làm cho lực tác dụng tương hỗ giữa hạt nhân và đám mây điê ̣n tử cũng tăng, đó hai hạt nhân bị hút lại gần nhau, lượng của ̣ bị giảm tạo điều kiê ̣n thuâ ̣n lợi cho sự hình thành liên kết Với orbital phân tử phản liên kết, mâ ̣t đô ̣ e giảm ở khoảng cách giữa hai nhân Tại điểm giữa ở khoảng cách giữa hai nhân mâ ̣t đô ̣ e bằng không dẫn đến sự đẩy giữa hai hạt nhân làm tăng lượng của ̣ và đó không thể tạo thành phân tử  Kết quả tính toán thu được: E1 = - E2 = 259,4 kj/mol và r0 = 1,06.10-8 cm 1* 1s 1s + Orbital nguyên tử Orbital phân tử Sự hình thành các MO từ các orbital nguyên tử Người ta thường biểu diễn sự tạo thành các orbital phân tử hay các MO bằng giản đồ lượng đó các trục thẳng đứng biểu diễn lượng của các orbital Các trục bên trái và bên phải là mức lượng của các nguyên tử, ở giữa hai trục thẳng đứng là mức lượng của phân tử Sự phân bố điê ̣n tử các orbital phân tử được thể hiê ̣n bằng các mũi tên tương tự các ô lượng tử b Điều kiêṇ để có orbital phân tử  Các orbital nguyên tử phải có lượng xấp xỉ  Các orbital nguyên tử phải xen phủ rõ rê ̣t tức là khoảng cách giữa mức lượng MO liên kết và MO phản liên kết càng lớn Người ta chỉ quan tâm đến các orbital phân tử ở lớp vỏ ngoài cùng đó thành lâ ̣p các MO thì người ta bỏ qua viê ̣c tạo thành các MO của các lớp điê ̣n tử ở phía E Năng lượng E1 ↑ 1sb 1sa E2 ↑ Giản đồ lượng của các orbital phân tử : MO liên kết tương ứng với hàm 1*: MO phản liên kết ương ứng với hàm E1 = - E2  Các orbital nguyên tử phải có cùng tính chất đối xứng Có AO tham gia tổ hợp thì có bấy nhiêu MO tạo thành Tương ứng vói các orbital s, p, d, f nguyên tử thì phân tử có các orbital , , ,  cũng tuân theo nguyên tắc tạo thành phương pháp cô ̣ng hóa trị  Các orbital nguyên tử tương tác xảy theo trục nối hai hạt nhân nguyên tử thì tạo thành orbital  (chọn z là trục đối xứng)  Các orbital nguyên tử tương tác che phủ với về hai phía của trục nối hai hạt nhân thì tạo thành orbital   Khi hai orbital nguyên tử d nằm các mă ̣t phẳng song song che phủ lẫn theo bốn cánh của orbital thì tạo các orbital  Như vâ ̣y thì ta có các loại xen phủ s – s (), pz –pz (), px – pz (), py – py () Sau xác định từng MO của các nguyên tử toàn bô ̣ phân tử và các mức lượng của chúng thì người ta mới xếp các điê ̣n tử vào các mức lượng theo qui tắc thích hợp để có được cấu hình điê ̣n tử của phân tử c Qui luâ ̣t phân bố điêṇ tử vào các orbital phân tử (MO)  Viê ̣c sắp xếp các điê ̣n tử vào các MO phải tuân theo những qui tắc sau:  Nguyên lý Pauli: mô ̣t MO chỉ có thể có tối đa 2e có spin ngược chiều  Nguyên lý bền vững: các e lần lượt xếp vào các MO có mức lượng từ thấp đến cao  Quy tắc Hund: e xếp vào các MO cho tổng spin đạt giá trị cực đại (số e đô ̣c thân là lớn nhất)  Trâ ̣t tự sắp xếp mức lượng MO của các nguyên tố thuô ̣c chu kỳ 2:  Cuối chu kỳ: (O2, F2) 1s < *1s < 2s < *2s < 2px < 2py = 2pz < *2py = *2pz < *2px  Đầu chu kỳ: (từ Li đến N) 1s < *1s < 2s < *2s < 2py = 2pz< 2px < *2py = *2pz < *2px Điều này được giải thích sau: các nguyên tử ở đầu chu kỳ có mức lượng của 2s và 2p rất gần và các AO 2s và 2pz lại có cùng tính đối xứng theo trục liên kết nên hai orbital này cũng tham gia tổ hợp tuyến tính tạo các MO: 2s , *2s , 2px , *2px  +    sp có góc hóa trị là 1800  Ví dụ: xét BeCl Kết quả này cũng phù hợp với kết quả thực nghiê ̣m s p Be :  2s2 Be* :  2p  Be không dùng hai AO hóa trị để tham gia liên kết với các AO hóa trị của Clo mà hai AO này sẽ lai hóa (trô ̣n lẫn) với để tạo thành hai AO sp phân bố đối xứng mô ̣t góc 1800 Sau đó chính hai AO sp này mới xen phủ với các AO hóa trị của Clo y sp sp Cl: 3p 180 Cl: 3p x Sự lai hóa sp của phân tử BeCl2  Lai hóa sp2: hình thành mô ̣t orbital s và hai orbital p của cùng mô ̣t nguyên tử xen phủ lẫn tạo ba orbital lai hóa sp2 phân bố đối xứng dưới mô ̣t góc 1200 Các liên kết tạo sự đóng góp của các orbital sp2 thì sẽ tạo góc 1200 Lai hóa + s p sp2 1200 17 Lai hóa  +    p s Sự lai hóa sp2   sp Có thể lấy trường hợp phân tử BCl3 làm minh họa cho sự lai hóa loại này Số đo góc của liên kết cũng phù hợp với số đo thực nghiê ̣m Cl : 3p Cl : 3p x B: 3sp2 Lai hóa sp2 của phân tử BCl 120s và ba orbital p xen phủ lẫn tạo  Lai hóa sp3: mô ̣t orbital thành bốn orbital sp phân bố đối xứng không gian theo bốn hướng về bốn đỉnh Cl diê : 3p̣n đều với mỗi góc liên kết là 109028’ của mô ̣t tứ 109028’ Lai hóa + s Sp3 p 18  Ví dụ: phân tử CH4 là mô ̣t ví dụ điển hình của liên kết loại này Trong nguyên tử C cấu hình điê ̣n tử ở trạng thái bản 1s 2s2 2p2 chuyển sang trạng thái kích thích thì cấu hình 1s2 2s1 2p3 2s2 2p2 C:       C* :  2s  2p3 Ba orbital 2p sẽ xen phủ với mô ̣t orbital 2s của nguyên tử C tạo bốn orbital lai hóa sp3 Liên kết C – H là liên kết  được tạo thành sự xen phủ của ba orbital lai hóa này với ba orbital 1s của ba nguyên tử H Kết quả là góc liên kết phân tử CH4 là 109028’ Những số đo thực nghiê ̣m cho thấy bốn liên kết C – H hoàn toàn giống về mă ̣t lượng liên kết, đô ̣ bền, đô ̣ dài và cách định hướng đối xứng không gian, góc giữa chúng đúng bằng 109028’ H : 1s 109028’ H : 1s H : 1s C : 4sp3 H : 1s Sự lai hóa sp3 của phân tử CH4  Ngoài còn mô ̣t số kiểu lai hóa d2sp3, dsp2, sd3, dsp3 19 20 e Dự đoán kiểu lai hóa và cấu hình hình học của phân tử Khi biết được thứ tự liên kết các nguyên tử phân tử người ta có thể dự đoán được kiểu lai hóa các AO hóa trị của mô ̣t nguyên tử trung tâm A dựa vào nguyên tắc sau: A = số liên kết  của X với các nguyên tử xung quanh cô ̣ng với số că ̣p electron hóa trị của X chưa tham gia liên kết Nếu: - A = : X có lai hóa sp - A = : X có lai hóa sp2 - A = : X có lai hóa sp3  Ví dụ 1: phân tử BeH2 Be* :   2s1 2p1 Hai điê ̣n tử hóa trị của Be sẽ tham gia tạo liên kết  với hai AO 1s của hai nguyên tử H nên A = 2, đó Be có trạng thái lai hóa sp  Ví dụ 2: phân tử BF3 B*    2s21 2p Ba điê ̣n tử hóa trị của B sẽ tham gia tạo liên kết  với ba nguyên tử F nên A = 3, đó B có trạng thái lai hóa sp2  Ví dụ 3: phân tử CH4 C* :  2s1    2p3 C tạo liên kết  với bốn H nên A = vì vâ ̣y C có lai hóa sp3  Ví dụ 4: phân tử NH3 21 N:  2s2    2p3 N tạo ba liên kết  với ba H còn mô ̣t đôi điê ̣n tử không tham gia tạo thành liên kết nên A = + = đó N có lai hóa sp3 Ngoài ra, ta có thể dùng quy tắc thực nghiê ̣m sau để dự đốn cấu hình khơng gian của phân tử với quy ước: - n : tổng số că ̣p e liên kết - m: tổng số că ̣p e không liên kết - A : nguyên tử trung tâm - X : ký hiê ̣u că ̣p e liên kết - E : ký hiê ̣u că ̣p e không liên kết - Công thức của các chất cần xét cấu hình không gian là: AXnEm f Mô ̣t số ví dụ điển hình về lai hóa:  Phân tử NH3 Trong phân tử này nguyên tử trung tâm N ở trạng thái lai hóa sp3 Ba AO lai hóa có mô ̣t electron đô ̣c thân tham gia xen phủ với ba electron của ba nguyên tử H tạo ba liên kết N – H tương đương Orbital còn lại chứa electron không tham gia liên kết Do sự đẩy của că ̣p electron không tham gia liên kết với că ̣p electron tham gia tạo thành liên kết N - H nên góc hóa trị HNH giảm xuống còn 107038’ °° 107038’ Sự lai hóa sp3 của phân tử NH3 22  Phân tử C2H4 Mỗi nguyên tử C ở trạng thái lai hóa sp Ba orbital lai hóa của mỗi nguyên tử C tạo liên kết  với nguyên tử H và với nguyên tử C còn lại Mỗi mô ̣t C còn lại mô ̣t orbital p thuần khiết chưa lai hóa sẽ xen phủ với tạo thành liên kết  σ + σ + CH2 CH2 σ 1200 - σ Sự lai hóa sp2 của phân tử C2H4 -  Phân tử CO2 Nguyên tử C ở trạng thái lai hóa sp Hai orbital lai hóa của C tạo liên kết  với hai orbital p thuần khiết của hai nguyên tử O Nguyên tử C còn lại hai orbital p thuần khiết sẽ xen phủ với hai orbital p thuần khiết của hai nguyên tử O tạo thành liên kết  + - + σ - - + + σ O σ C O σ - Sự hình thành liên kết của phân tử CO2 23  Ví dụ 1: liên kết cô ̣ng hóa trị phân tử CO được biểu diễn sau: C : 2s2 2p2    C     O  Ví dụ 2: xét phân tử HOCl Cl : 3s2 3p5         O : 2s2 2p4  H : 1s  Ví dụ 3: với phân tử NH4+ Liên kết cô ̣ng hóa trị được hình thành giữa nguyên tử N có mô ̣t că ̣p điê ̣n tử và nguyên tử H có orbital trống (không có điê ̣n tử) Nguyên tử N gọi là chất cho, nguyên tử H+ gọi là chất nhâ ̣n H | H─ N :+ | H H | H+ + H + → H ─ N +→ H | H NH3 Chất nhâ ̣n  NH +4 Chất cho 24 g Tính phân cực của liên kết cô ̣ng hóa trị Liên kết cô ̣ng hóa trị cũng bị phân cực sự chênh lê ̣ch đô ̣ âm điê ̣n của hai nguyên tử tham gia tạo thành liên kết làm cho các đám mây liên kết phân bố không đồng đều giữa khoảng cách của hai nguyên tử dẫn đến mô ̣t nguyên tử bị phân cực âm và nguyên tử bị phân cực dương CH4, H2S, HCl… Với những phân tử cấu tạo từ hai nguyên tử cùng loại H2, O2, N2 đám mây điê ̣n tử liên kết được phân bố đối xứng nên phân tử không có cực Nếu sự phân cực của liên kết xảy rất mạnh thì đám mây điê ̣n tử liên kết bị lê ̣ch hẳn về mô ̣t nguyên tử làm liên kết cô ̣ng hóa trị bị phá vỡ và có sự hình thành hai ion dương và âm Liên kết mới được hình thành là liên kết ion mà bản chất của nó là lực hút tĩnh điê ̣n giữa các ion trái dấu  Ví dụ: Na + Cl = Na+ + Cl– 25 V Ứng dụng thuyết MO Giải thích hình thành liên kết, xác định số liên kết, loại liên kết, thuộc tính liên kết (độ dài, momen lưỡng cực, xếp liên kết – góc liên kết) số phân tử thông qua phân bố điện tử orbital phân tử kết thực nghiệm Các liên kết phân tử phân tử : H2, N2, O2, CO, LiH, HF, BeH2, H2O, NH3, CH4 Thông qua việc nghiên cứu liên kết số phân tử đơn giản, ta có cách nhìn sâu hiểu rõ phân tử, từ giải thích dự đốn tính chất (các thuộc tính) phân tử phức tạp tạo tiền đề cho việc chọn hướng học tập, nghiên cứu chất Phân tử đồng hạch A2 a Phân tử H2 Phân tử H2 hình thành tương tác proton điện tử Giống phân tử ion H2+, orbital phân tử H2 hình thành tổ hợp tuyến tính orbital nguyên tử 1sa, 1sb hai nguyên tử Ha, Hb tương ứng Sự tổ hợp sinh orbital σs liên kết orbital phản liên kết Sự phân bố điện tử vào orbital phân tử trạng thái bản, cho ta cấu hình phân tử H2: (σs)2 Số liên kết N = Trong phân tử H2 tồn liên kết σ Hình 1.1: Giản đồ lượng MO - H 26 Bằng phép tính thực nghiệm cho biết độ dài liên kết : d H – H = 0.74 A0 b Phân tử H2+ Với việc sử dụng luận điểm thuyết MO vào việc giải toán phân tử ion H2+ ta có giản đồ lượng MO phân tử ion Sự khu trú điện tử orbital phân tử trạng thái cho cấu hình phân tử ion: (σs)1 Số liên kết N = ½ Vì vậy, phân tử ion :chỉ tồn liên kết σ định cư hai tâm Bằng tính tốn thực nghiệm: ta có độ dài liên kết dH – H Hình 1.2: Giản đồ lượng MO - H +¿¿ có trị 1.06 A0 c Phân tử O2 Sự khu trú điện tử MO trạng thái cho ta cấu hình phân tử O2: (σs)2 (σs*)2 (σz)2 (πx, πy)4 (πx*, πy* )2 Số liên kết N =2 Phân tử O2 tồn hai liên kết: liên kết σ liên kết π khơng định chỗ Bằng tính tốn thực nghiệm cho biết độ dài liên kết: dO – O = 1.21 Hình 1.3: Giản đồ lượng MO - O 27 Phân tử dị hạch AB a Phân tử HF Sự khu trú điện tử MO trạng thái cho ta cấu hình phân tử: (2s)2 (σz)2(πx, πy )4 Số liên kết N = Phân tử HF: có liên kết σ định cư hai tâm, dH – F = 0.9175 A0 Hình 1.4: Giản đồ lượng MO - HF b Phân tử NH3 Sự khu trú điện tử MO trạng thái bản, cho ta cấu hình phân tử: (σs)2 (σx, σy)4 (σz)2 Số liên kết N = Phân tử NH3: có ba liên kết σ, d N – H = 1.014 A0 Hình 1.5: Giản đồ lượng MO - NH 28 VI KẾT LUẬN Những thành công và nhược điểm của phương pháp VB Phương pháp cô ̣ng hóa trị VB dựa vào sự xen phủ và lai hóa của các đám mây điêṇ tử đã giải thích được:  Khả tạo thành liên kết  Các đă ̣c trưng của liên kết lượng liên kết, góc hóa trị  Cấu trúc và hình dạng không gian của các hợp chất Điều này cũng đã được kiểm chứ́ng bằng những kết quả thực nghiê ̣m Tuy nhiên, lực tương tác giữa các đôi điê ̣n tử không tham gia liên kết cũng làm ảnh hưởng ít nhiều đến cấu hình không gian của các phân tử được tạo thành góc hóa trị của: NH3:1070 1’, H2S: 920 , H2O: 10405’ Tuy nhiên, phương pháp này còn mô ̣t số hạn chế sau:  Không giải thích được sự hình thành các phân tử ion H2+ là phân tử hai tâm được hình thành từ mô ̣t electron chứ không phải từ mô ̣t că ̣p electron phương pháp VB  Không giải thích tính chất thuâ ̣n từ của mô ̣t số phân tử O2, vì theo VB thì cấu tạo của phân tử O2 không còn điê ̣n tử đô ̣c thân Như vâ ̣y, nó không bị hút bởi từ trường tức là không có từ tính (chất nghịch từ) thực tế thì O2 lại là mô ̣t chất thuâ ̣n từ Tất cả những nhược điểm này của phương pháp VB sẽ được giải quyết bằng phương pháp hiê ̣n đại hơn, đó là phương pháp orbital phân tử hay còn gọi là phương pháp MO Những thành công của phương pháp MO Viê ̣c mô tả các phân tử bằng phương pháp MO cho phép giải thích được mô ̣t số tính chất của các phân tử như:  Đô ̣ bền của các phân tử và ion phân tử: tách e khỏi MO liên kết sẽ làm giảm lượng liên kết còn tách e khỏi MO phản liên kết sẽ làm tăng lượng liên kết và làm giảm đô ̣ dài liên kết 29  Năng lượng ion hóa phân tử: lượng ion hóa phân tử sẽ lớn hoă ̣c nhỏ lượng ion hóa nguyên tử tương ứng tùy thuô ̣c vào e bị tách ở MO liên kết hay phản liên kết  Tính chất từ tính Phân tử Bâ ̣c MO liên kết Đô ̣ dài lk (A0) Năng lượng lk Tính chất (kj/mol ) Li2 2s2 Be2 2s2 *2s2 B2 2s2 *2s2 2py1 = 2pz1 1,59 + 287 C2 2s2 *2s2 2py2 = 2pz2 1,31 + 628 N2 2s2 *2s2 2py2 = 2pz2 2px2 1,10 + 942 O2 2s2 *2s2 2px22py2 = 2pz2 *2pz1 = *2pz1 1,21 + 494 Thuâ ̣n từ F2 2s2 *2s2 2px22py2 = 2pz2 *2pz2 = *2pz2 1,42 + 155 Nghịch từ 2,67 - 105 Nghịch từ Không tồn tại Thuâ ̣n từ Bền, nghịch từ Bền, nghịch từ 30 VII Tài liệu tham khảo Đào Đình Thức Hóa lí I , Nhà xuất Khoa học Kĩ thuật, Hà Nội, 2002 Đào Đình Thức, Cấu tạo nguyên tử liên kết hóa học, tậ p II, Nhà xuất Giáo Dục, Hà Nội, 2006 Hồng Nhâm, Hố học vơ tập 1, Nhà xuất Giáo Dục, Hà Nội, 2000 Lâm Ngọc Thiềm, Phạm Văn Nhiêu, Lê Kim Long, Cơ sở Hóa học lượng tử, Nhà xuất Khoa học Kĩ thuật , Hà Nội, 2008 Lâm Ngọc Thiềm, Cơ sở lí thuyết hóa học, Nhà xuất giáo dục, 2008 Lâm Ngọc Thiềm, Cấu tạo chất đại cương, Nhà xuất Đại học Quốc gia, Hà Nội, 2001 Nguyễn Đình Huề, Nguyễn Đức Chuy, Thuyết lượng tử nguyên tử phân tử, tập 1; tập 2, Nhà xuất Giáo Dục Tần Thành Huế, Hóa đại cương 1, Nhà xuất Đại học Sư phạm, Hà Nội, 2007 Stephanos, J J., & Addison, A W (2017) Molecular Orbital Theory, Electrons, Atoms, and Molecules in Inorganic Chemistry, 331–401 doi:10.1016/b978-0-12-811048-5.00006-7  10 Yves Jean, Franỗois Volatron, An Introduction to Molecular Orbitals, New York, 1993 31 ... + 28 7 C2 2s2 *2s2 2py2 = 2pz2 1,31 + 628 N2 2s2 *2s2 2py2 = 2pz2 2px2 1,10 + 9 42 O2 2s2 *2s2 2px22py2 = 2pz2 *2pz1 = *2pz1 1 ,21 + 494 Thuâ ̣n từ F2 2s2 *2s2 2px22py2 = 2pz2... Cl = Na+ + Cl– 25 V Ứng dụng thuyết MO Giải thích hình thành liên kết, xác định số liên kết, loại liên kết, thuộc tính liên kết (độ dài, momen lưỡng cực, xếp liên kết – góc liên kết) số phân tử... ở MO liên kết hay phản liên kết  Tính chất từ tính Phân tử Bâ ̣c MO liên kết Đô ̣ dài lk (A0) Năng lượng lk Tính chất (kj/mol ) Li2 2s2 Be2 2s2 *2s2 B2 2s2 *2s2 2py1 = 2pz1