C4. Thuyết liên kết hóa trị (VB).pdf

TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM THÀNH PHỐ HỒ CHÍ MINH
KHOA HÓA HỌC
BỘ MÔN HÓA LÝ
BÀI GIẢNG
Chương 4
Thuyết liên kết hóa trị (VB)
Người dạy: TS. Nguyễn Văn Mỷ
1

4.1 Quá trình phát triển các thuyết về cấu tạo phân tử
và liên kết hóa học
2
Bergmann (1775): Lực hút đặc trưng giữa các
nguyên tử trong phân tử là lực hấp dẫn.
Nhược điểm: không giải thích được tính bão
hòa, tính chọn lọc, lực không tỉ lệ thuận với khối
lượng của các hạt tương tác và giảm nhanh
theo khoảng cách.
Thuyết hấp dẫn vũ trụ
Berzelius (1812): Trong tất cả các hợp chất
hóa học, lực liên kết đều có bản chất tĩnh điện.
CTHH của hợp chất được viết thành hai phần
(+) và (-). VD: CaSO4 được viết là CaO+SO3
-
Nhược điểm: không giải thích được đối với các
phân tử đồng hạch O2, Cl2, … và phân tử
HCHC.
Thuyết điện hóa về liên kết
Gerhardt (1856): Các HCHC có thể được
xếp vào 1 số kiểu xác định. Theo Ông, sự
sắp xếp các nguyên tử trong phân tử về
nguyên tắc là không thể biết được. Luận
điểm “bất khả tri” đã kìm hãm sự phát triển
của lí thuyết về cấu tạo phân tử.
Thuyết kiểu
Thuyết thế
Dumas and Laurent (1840): dựa trên cơ sở pứ
thế. “Các chất hóa học là những lâu đài phân tử
trong đó có thể thay 1 nguyên tố này bằng 1
nguyên tố khác mà không làm thay đổi cấu trúc
của lâu đài”
Butlerow (1861):
- Trong PT, các nguyên tử kết hợp với nhau
theo một thứ tự xác định phù hợp với hóa trị.
- Tính chất của các chất không chỉ phụ thuộc
vào số lượng và bản chất các chất mà còn
phụ thuộc vào thứ tự kết hợp của chúng.
Nhược điểm: không nói lên bản chất liên kết.
Thuyết cấu tạo Butlerow

4.1 Quá trình phát triển các thuyết về cấu tạo phân tử
và liên kết hóa học
3
Thuyết điện tử về hóa trị
Kossel (1916): Liên kết giữa 2 nguyên tử có
thể được hình thành:
- Bằng sự chuyển 1 hay nhiều điện tử từ
nguyên tử này sang nguyên tử khác.
- Bằng lực hút tĩnh điện giữa những ion tích
điện trái dấu được tạo thành  liên kết ion.
Lewis (1916): Trong những phân tử phi ion
thì các nguyên tử góp chung các e tạo thành
cấu hình bền của khí trơ dẫn đến hình thành
liên kết cộng hóa trị.
Thuyết điên tử về hóa trị: Trong 1 phân tử, khi hình thành
liên kết, các nguyên tử của nguyên tố này có khuynh hướng
liên kết với các nguyên tử của nguyên tố kia sao cho cấu
trúc e của chúng đạt được cấu trúc bền vững của khí trơ
với 8 e ngoài cùng (2 e với He) – gọi là qui tắc bát tử.
Nhược điểm:
- Trong nhiều trường hợp, qui tắc bát tử không có nghiệm
đúng. VD: trong pt NO với N=O (N có 7e); BN với B có
6e; PF5 (P có 10e); SF6 (S có 12e)
- Đối với phân tử điboran B2H6 được tạo thành do quá
trình đime hóa: BH3 + BH3  B2H6 thuyết điện tử về
liên kết không giải thích được vì B 1s22s22p1 chỉ có 3e
hóa trị đã dùng hết khi tạo BH3, nghĩa là B2H6 là hợp chất
thiếu e.
- Đặc biệt với các ion của KL chuyển tiếp: Fe2+; Fe3+; Cu+;
Cu2+;… thường không đạt được 8e lớp ngoài cùng.
- Đối với liên kết ion, thuyết điên tử về liên kết chỉ mới
giải thích được nguồn gốc của lực hút là do tương tác
tĩnh điện giữa các ion trái dấu. Trong khi đó sự tồn tại
những khoảng cách không đổi giữa các ion đó chứng tỏ
có sự cân bằng lực giữa lực hút và lực đẩy. Nguồn gốc
của lực đẩy chỉ có thể giải thích trên cơ sở mô hình của
CHLT về nguyên tử bằng sự tương tác giữa các lớp e
bão hòa.
- Thuyết Lewis không giải thích các vấn đề cơ bản của
liên kết: bản chất lk cộng hóa trị, tính định hướng của liên
kết.
- Không giải thích được sự tồn tại liên kết được hình
thành bằng 1 hoặc 1 số lẻ e như H2
+; He2
+, ….

4
4.2 Lý thuyết CHLT về liên kết hóa học
- Các pp thực nghiệm hiện đại nghiên cứu về phân tử, cho phép xác định khá chính xác khoảng cách giữa
các nguyên tử và hình thể phân tử, các tính chất quang học, điện từ và các tính chất khác của chúng suy
đến cùng những tính chất này là kết quả của sự phân bố xác định mật độ e giữa các nguyên tử trong
phân tử các chất. Nếu chúng ta có thể tính toán được sự phân bố này (đối với các trạng thái khác nhau
của phân tử) thì chúng ta có thể đoán trước được những tính chất khác nhau của phân tử, kể cả khả năng
phản ứng của chúng. Để giải quyết vấn đề này chỉ có thể giải quyết trên cơ sở CHLT.
- Năm 1927: dựa vào CHLT, Heitler-London đã giải bài toán về phân tử H2. Công trình đặt nền móng cho
việc áp dụng CHLT trong việc giải quyết các vấn đề về liên kết hóa học. Vì phân tử là một hệ thống phức
tạp nên việc giải chính xác phương trình Schroedinger đối với các bài toán về phân tử là không thực hiện
được. Vì vậy sự khảo sát của cơ học lượng tử về phân tử phải được thực hiện theo phương pháp gần
đúng. Có 2 pp gần đúng cơ bản:
 Phương pháp VB: còn tồn tại AO của từng nguyên tử, các e vẫn được phân bố trên các AO, ứng với sự
phân bố khác nhau ta có cấu hình e khác nhau. Hàm sóng toàn phần sẽ là tổ hợp từ các cấu hình này.
 Phương pháp MO: Không thừa nhận sự tồn tại các AO, mà chỉ có các orbital phân tử (MO). MO là sự tổ
hợp tuyến tính các AO. Các e của phân tử phân bố lên các MO cho ta cấu hình e của phân tử

5
4.3 Các luận điểm cơ sở của Thuyết VB
 Khảo sát về phân tử H2 trên cơ sở của cơ học lượng tử, Heitler – London đã thừa nhận là trong
phân tử vẫn tồn tại những AO và ở trạng thái cơ bản. Ở đây, CHe của 1Ha: 1sa
1 và 1Hb: 1sb
1
 Các e phân bố trong phân tử được phân bố trên các orbital Ψ1s của các nguyên tử Ha và Hb. Heitler
và London cũng thừa nhận là hai e trong phân tử H2 chuyển động độc lập với nhau.
 Hàm sóng chung của hệ 2 e trong ptử H2 được xây dựng từ các AO có điện tử Ψ1sa và Ψ1sb giống
trường hợp của He.
 Từ những hàm sóng thu được, Heitler và London xác định năng lượng của hệ thống từ hệ thức:
E =
𝜳∗𝑯𝜳𝒅𝝉
𝜳∗𝜳𝒅𝝉
 Kết quả cho thấy: đối với trường hợp spin của hai e đối song thì có sự giảm năng lượng của hệ
thống so với năng lượng của 2 nguyên tử riêng rẻ. Sự giảm năng lượng này dẫn đến sự bền vững
của hệ thống, nghĩa là dẫn đến sự hình thành phân tử. Sự giảm năng lượng này được giải thích
bằng sự tăng mật độ e ở không gian giữa hai hạt nhân nguyên tử.

6
 Thuyết Heitler và London đã giải thích được bản chất “lực liên kết” cộng hóa trị và cũng chứng
minh được rằng không thể có sự kết hợp thêm 1 nguyên tử H thứ ba nào khác vào phân tử H2
nghĩa là đã giải thích được tính bão hòa về hóa trị.
 Thuyết Heitler và London về phân tử H2 được phát triển và mở rộng thành thuyết VB áp dụng cho
phân tử nhiều nguyên tử. Theo thuyết VB, trong phân tử H2 có các cấu hình e của phân tử là:
 (1sa)1(1sb)1 (Lưu ý: Heitler và London chỉ chú ý đến cấu hình này)
 (1sa)2
 (1sb)2
 Trong thuyết VB, người ta gọi những hàm sóng đơn thu được từ các CH e là những cấu tạo hóa
trị. Xét phân tử H2 có các cấu tạo hóa trị sau: (dựa theo qui tắc nhân xác suất và nguyên lí không
phân biệt các hạt cùng loại).
 Ψđồng cực = [Ψ1sa(1).Ψ1sb(2) + Ψ1sa(2).Ψ1sb(1)][α(1)β(2) - α(2)β(1)] ứng với CHe (1sa)1(1sb)1
 Ψion = [Ψ1sa(1).Ψ1sa(2)[α(1)β(2) - α(2)β(1)] ứng với CHe (1sa)2
 Ψion = [Ψ1sb(1).Ψ1sb(2)[α(1)β(2) - α(2)β(1)] ứng với CHe (1sb)2

7
 Mỗi cấu tạo hóa trị có thể biểu diễn một cách tượng trưng bằng một công thức vạch hóa trị.
Mỗi vạch trong công thức này biểu thị một cặp e có spin đối song.
 Cấu tạo hóa trị có chứa tích các orbital
 Thuộc hai nguyên tử khác nhau Ψa và Ψb được gọi là cấu tạo đồng cực.
 Những cấu tạo mà ở đó hai e được thừa nhận là hoặc ở nguyên tử a hoặc ở nguyên tử b thì
được thì gọi là những cấu tạo ion.
 Trong trường hợp phân tử H2, những cấu tạo hóa trị thu được từ các cấu hình tương ứng:
(1sa)1(1sb)1 ; (1sa)2 ; (1sb)2 được biểu diễn tượng trưng bằng công thức:
H – H H H H H
 Trong pt H2, hàm sóng phân tử có thể được thành lập từ sự tổ hợp tuyến tính các cấu tạo hóa
trị đồng cực và các cấu tạo ion:
ΨH2 = aΨđc(H-H) + b[Ψion(H H) + Ψion(H H)
–
(-) (+)
–
(-)
(+)
cấu tạo đồng cực cấu tạo ion cấu tạo ion
–
(-) (+)
–
(-)
(+)

8
4.4 Phương pháp Heitler – London giải bài toán H2
 Trong việc khảo sát cấu tạo e của phân tử ta cần xác định hàm sóng của e và năng lượng
e của phân tử.
 Phương trình Schrödinger cho trạng thái dừng:
𝑯Ψ = EΨ
Ta có:
𝑯 = 𝑻 + 𝑼
Với: 𝑯 = 𝑻𝟏 + 𝑻𝟐 và U = e2 (
𝟏
𝒓𝟏𝟐
+
𝟏
𝑹𝒂𝒃
−
𝟏
𝒓𝒂𝟏
−
𝟏
𝒓𝒃𝟐
−
𝟏
𝒓𝒂𝟐
−
𝟏
𝒓𝒃𝟏
)
Pt này không thể giải chính xác được. Do đó chỉ có thể giải gần đúng.
 Hàm sóng: Để xác định hàm sóng gần đúng trong pt H2, Heitler và London đã xuất phát
từ hàm sóng đơn e của từng nguyên tử H. Ở trạng thái cơ bản mỗi ngtử có một điện tử
trên orbital 1s.
 Điện tử của ngtử a (gọi là điện tử 1) được mô tả bởi hàm sóng: Ψa(1) =
𝟏
𝝅
𝒆−𝒓𝒂𝟏
 Điện tử của ngtử b (gọi là điện tử 2) được mô tả bởi hàm sóng: Ψb(2) =
𝟏
𝝅
𝒆−𝒓𝒃𝟐

9
 Với giả thiết là 2 ngtử trên không tương tác. Heitler và London đã xuất từ CH (1sa)1 (1sb)1, nghĩa là
thừa nhận một e chđ trên orbital 1s của nguyên tử a và 1 e chđ trên orbital 1s của nguyên tử b.
Theo ý nghĩa của hàm sóng thì bình phương của hàm sóng của hệ biểu thị mật độ xác suất tìm
thấy e thứ nhất trong trường hạt nhân a và đồng thời e thứ hai trong trường hạt nhân b.
 Vì các e coi là chđ độc lập với nhau nên hàm sóng của hệ có dạng:
ΨI = Ψa1 . Ψb2
 Nhưng khi hai ngtử đến gần nhau thì phải tính đến ảnh hưởng của những tương tác khác. Trong
trường hợp này có thể xem e 1 ở gần hạt nhân b và e 2 ở gần hạt nhân a.
ΨII = Ψb1 . Ψa2
 Cuối cùng, hàm sóng gần đúng nhất đối với H2 phải là tổ hợp tuyến tính
các hàm sóng: Ψ = C1Ψa1 . Ψb2 + C2Ψb1 . Ψa2
 Kết quả giải phương trình Schrödinger ta được hai trường hợp:
C1 = C2 và C2 = -C1

10
 Nghĩa là có hai hàm sóng đặc trưng cho chđ của các e như sau:
ΨS = Ψ+ = Ψa1 . Ψb2 + Ψb1 . Ψa2
ΨA = Ψ- = Ψa1 . Ψb2 - Ψb1 . Ψa2
 Hàm Ψ+ (ΨS) được gọi là hàm đối xứng vì khi hoán vị các e dấu của hàm không đổi. Hàm Ψ-
(ΨA) được gọi là hàm phản đối xứng vì khi hoán vị các e dấu của hàm thay đổi.
 Đến đây, chúng ta vẫn chưa chú ý đến spin của các e. Những hàm trên mới chỉ là những hàm
orbital (hàm vị trí). Như chúng ta biết, hàm toàn phần được coi là tích của hàm orbital và hàm
spin. Ứng với hai giá trị của ms: ms = +1/2 và ms = -1/2 các hàm riêng spin của từng e được kí hiệu
α và β.
 Đối với hệ hai điện tử ta có, có một hàm spin phản đối xứng: α(1)β(2) - α(2)β(1) và ba hàm
spin đối xứng: α(1)α(2); β(1)β(2) và α(1)β(2) + α(2)β(1).

11
 Hàm sóng mô tả trạng thái cơ bản của phân tử H2 là
hàm: Ψđc = [Ψa1 . Ψb2 + Ψb1 . Ψa2] [α(1)β(2) - α(2)β(1)]
 Dựa trên các hàm sóng Ψ+ và Ψ-, Heitler và London đã
tính toán năng lượng các e trong phân tử H2 và xây
dựng đường cong thế năng. Kết quả thu được hai
đường cong có dạng giống với những đường cong thế
năng thực nghiệm (1) và (2): đường cong (1) tương
ứng hàm sóng đối xứng, đường cong (2) tương ứng
hàm sóng phản đối xứng.
 Các giá trị ro và Eo của đường cong (1) theo tính toán
của Heitler và London bằng 0,869 Ao và 3,14 eV (gần
với giá trị thực nghiệm 0,741 Ao và 4,74 eV). Do vậy mà
pp Heitler và London được thừa nhận.

12
 Dựa trên các kết quả thu được theo pp VB, chúng ta có thể giải thích sự hình thành liên kết
hóa học trong phân tử H2 như sau:
 Khi hai nguyên tử H chứa e có spin ngược qua tiến đến gần thì chúng hút nhau làm năng
lượng của hệ giảm xuống và khi khi đạt đến giá trị ro nhất định thì hệ trở thành bền vững,
nghĩa là có năng lượng Eo nhỏ nhất. Lúc này liên kết hóa học xuất hiện và phân tử H2 được
tạo thành.
 Sự xuất hiện liên kết này là do các e có spin ngược nhau của hai nguyên tử có thể chuyển
động gần cả hai hạt nhân (tức là trong trường lực hai hạt nhân).
 Nói cách khác,hai e này trở thành chung cho cả hai hạt nhân nguyên tử H. Điều này làm tăng
mật độ e trong khoảng không gian hai hạt nhân. Vùng có mật độ điện tích âm này bị hạt nhân
hút, kết quả thế năng của hệ giảm xuống và nhờ vậy hệ trở thành bền vững.

13
 Việc tăng mật độ e được giải thích bằng sự che phủ của các orbital nguyên tử H để tạo ra các
orbital 2 e bao quanh các hạt nhân gọi là orbital phân tử H2. Orbital phân tử này chính là hàm
sóng Ψ+.
 Ngược lại, trong trường hợp hai nguyên tử H chứa e có spin giống nhau tiến lại gần thì chúng
đẩy nhau làm cho mật độ e giữa hai hạt nhân giảm xuống đến không, nghĩa là e bị đẩy ra khỏi
vùng không gian đó và như vậy liên kết không hình thành.
 Liên kết giữa các ngtử H được tạo thành như trên gọi là liên kết cộng hóa trị.

14
4.4 Phương pháp VB cho phân tử 2 nguyên tử
 Trong việc khảo sát pt H2, Heitler và London mới chú ý đến cấu tạo đồng cực nghĩa là mới
chú ý đến cấu hình điện tử (1sa)1 (1sb)1 của phân tử H2.
 Sự xác định khoảng cách cân bằng ro và năng lượng liên kết theo pp Heitler-London cho
những giá trị còn lệch so với thực nghiệm.
 Trên cơ sở thuyết VB, trong việc thành lập hàm sóng mô tả trạng thái cơ bản của phân tử H2,
ngoài cấu tạo hóa trị đồng cực người ta còn chú ý đến các cấu tạo ion mà ở đó 2 e được thừa
nhận hoặc là ở hạt nhân a hoặc hạt nhân b. Hàm sóng toàn phần của phân tử như vậy là tổ
hợp tuyến tính các cấu tạo hóa trị trên:
 Với hàm sóng trên, ngta thu được những kết quả tốt hơn trong việc xác đinh năng lượng
(-4 eV, so với thực nghiệm -4,747 eV) và khoảng cách ro = 0,75 Ao (thực nghiệm 0,741 Ao)
 Suy ra pt hai nguyên tử bất kỳ:
ΨH2 = aΨđc(H-H) + b[Ψion(H H) + Ψion(H H)
–
(-) (+)
–
(-)
(+)
ΨAB = aΨđc(A-B) + b[Ψion(A B) + Ψion(A B)
–
(-) (+)
–
(-)
(+)

15
4.5 Phương pháp VB cho phân tử nhiều nguyên tử
O
Ha Hb
y z
 Ta xét trường hợp phân tử H2O. Ở trạng thái cơ bản,mỗi ngtử H có 1 e
trên orbital 1s và nguyên tử O có 2 e trên orbital 2py và 2pz. Ở đây,
chúng ta có thể xuất phát từ CH (1sHa)1 (1sHb)1 (2pzO)1 (2pyO)1
 Trước hết ta xét trường hợp được thừa nhận là sự kết hợp các orbital:
1sHa – 2pzO ; 1sHb – 2pzO
 Hàm sóng sẽ là tổ hợp của các tích mà trong đó có sự hoán vị các e.

16
 Muốn xác định trọng lượng mà mỗi cấu tạo hóa trị tham gia vào hàm sóng toàn bộ ptử
H2O, người ta thực hiện pp biến thiên để xác định các hệ số tương ứng.
 Tuy nhiên, 1 cách định tính người ta có thể xét đoán xem cấu tạo nào tham gia vào hàm
sóng chung với 1 trọng lượng lớn trên cơ sở của 1 số kinh nghiệm hóa học sau đây:

17
1/ Các cấu tạo hóa trị với 1 số liên kết cộng hóa trị lớn nhất (a).
2/ Các cấu tạo hóa trị với độ dài liên kết ngắn (a).
3/ Các cấu tạo hóa trị ion, mà ở đó các nguyên tử âm điện có
điện tích âm và các nguyên tử kém âm điện hơn có điện tích
dương (c và d).
4/ Các cấu tạo hóa trị ion có những điện tích khác dấu đứng gần
bên nhau (c – f).
Từ các qui tắc trên, ta thấy là cấu tạo hóa trị (a) đối với pt H2O
là quan trọng nhất.

18
4.6 Nguyên lí xen phủ cực đại
“ Theo nguyên lý xen phủ cực đại thì liên kết sẽ được phân bố theo phương hướng nào đó mà mức
độ xen phủ các orbital liên kết có giá trị lớn nhất”
 Về phương diện toán học, sự che phủ của các orbital chính là sự tổ hợp tuyến tính các hàm
sóng nguyên tử. Mức độ và kết quả xen phủ phụ thuộc vào dấu của các hàm sóng nguyên tử
tham gia tổ hợp và được đặc trưng bằng đại lượng gọi là tích phân xen phủ S.
 Nếu trong vùng xen phủ các hàm sóng có dấu giống nhau thì sự xen phủ được gọi là che phủ
dương vì nó dẫn đến tạo thành liên kết và tương ứng với S > 0.
 Nếu trong vùng xen phủ các hàm sóng có dấu khác nhau thì sự xen phủ là âm vì nó không dẫn
đến hình thành liên kết bởi sự đẩy nhau của các hạt nhân nguyên tử và tương ứng S < 0.
 Ngoài ra còn có sự xen phủ không tướng ứng S = 0. Trong trường hợp này sự xen phủ sẽ
không dẫn đến hình thành lực đẩy và lực hút giữa các hạt nhân.

19
4.6 Nguyên lí xen phủ cực đại
 Chỉ có sự xen phủ dương mới hình thành liên kết hóa học và độ bền của liên kết có thể nói tỉ
lệ độ xen phủ: độ xen phủ càng lớn liên kết càng bền và liên kết được tạo thành khi độ xen phủ đạt
được cựa đại

20
4.8 Sự lai hóa các orbital nguyên tử
 Như vậy, muốn liên kết cộng hóa trị tạo thành bền vững
 mức độ xen phủ các orbital phải cực đại  lk công
hóa trị hình theo hướng xác định  Đó chính là tính
định hướng của lk cộng hóa trị.
 Chúng ta xét phân tử H2Se. Hai liên kết Se-H trong
phân tử H2Se được tạo thành do sự xen phủ của 2
orbital 1e 1s của hai ngtử H với hai orbital 1 e 4p (ví dụ
4px và 4py) của nguyên tử Se. Sự xen phủ lớn nhất xảy
ra theo hướng các trục x và y, do đó các liên kết Se-H
tạo thành phải phân bố dưới góc 90 o nghĩa là phân tử
H2Se phải có dạng góc và góc hóa trị là 90o như các
dữ liệu thực nghiệm.

21
 Tuy nhiên trong thực tế, nếu chỉ dựa vào việc phân tích sự xen phủ giữa các orbital nguyên tử
tướng tác như vậy để xác định cấu hình không gian phân tử (góc hóa trị, tính đối xứng, …)
nhiều khi sẽ không đúng.
 Chẳng hạn, đối với các phân tử H2O và NH3 thoe cách lí luận tương tự như trên góc hóa trị
HOH và HNH phải bằng 90 o.
 Trong thực tế kết quả xác định thực nghiệm cho biết: 𝑯𝑶𝑯 = 𝟏𝟎𝟒, 𝟓o và 𝑯𝑵𝑯 = 𝟏𝟎𝟕, 𝟑o

22
Thuyết lai hóa các orbital nguyên tử và cấu hình không gian phân tử
 Để giải quyết khó khan vừa nêu trên, Pauling và Slater đã đưa ra thuyết lai hóa các orbital
nguyên tử nằm trong khuôn khổ pp Heitler-London.
 Ta xét phân tử BeH2. Ở trang thái cơ bản, Be có CH e 1s22s2. Còn ở trạng thái kích thích 1 e
2s được tách ra và chuyển lên orbital 2p còn trống. Khi đó ta có CH 1s22s12p1 với 2 e độc
thân.
 Vì ở trạng thái 2s và 2p e có năng lượng khác và hình dạng các đám mây e này cũng khác
nhau nên ngta có thể nghĩ rằng hai liên kết Be-Ha và Be-Hb phải khác nhau. Tuy nhiên, kết
quả thực nghiệm cho thấy trong phân tử BeH2 hai liên kết trên hoàn toàn đồng nhất và hướng
về hai chiều khác nhau trên 1 đường thẳng. Điều này được Pauling giải thích bằng sự lai hóa
các orbital nguyên tử.

23
 Hàm sóng mô tả các orbital 2s và 2p là những nghiệm của pt vi phân tuyến tính và về mặt toán
học thì tổ hợp tuyến tính các nghiệm trên cũng là nghiệm của pt.
 Vì vây, ứng với trạng thái liên kết bền vững nhất, thì tập hợp những orbital trên se là những hàm
sóng mô tả các orbital liên kết với ngtử Be trong phân tử.
 Hai orbital này hoàn toàn tương đương nhau và cùng với hai orbital 1s của 2 ngtử H tạo thành hai
liên kết bền vững hơn (có sự xen phủ lớn hơn) so với các hàm sóng nguyên chất.
 Những orbital này còn giữ lại ít nhiều tính chất của các orbital s và p nên chúng được gọi là các
orbital lai hóa.
 Các orbital lai hóa là những tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử của một nguyên tử.
 Sự xuất hiện do sự tổ hợp tuyến tính một orbital s với 1 orbital p gọi là sự lai hóa sp và các
orbital này được gọi là những orbital lai hóa sp.

24
4.8.1 Sự lai hóa sp
 Người ta qui ước gọi trụ liên kết là truc nên orbital p tham gia lai hóa ở đây là orbital pz.
 Trong trường này ta có:
sp(1) = 𝟏/𝟐 (s + pz)
sp(2) = 𝟏/𝟐 (s - pz)
 Muốn xét hình dạng không gian của các orbital lai hóa ta phải xuất phát từ các phần góc của
các orbital nguyên tử tham gia lai hóa. Xuất phát từ tổ hợp orbital s và pz, các orbital lai hóa
sp có mật độ lớn theo trục z. Vì trong trường hợp này các orbital lai hóa có trục nằm trên 1
đường thẳng nên sự lai hóa sp còn gọi là sự lai hóa thẳng.

26
Các orbital lai hóa mô tả một trạng thái đặc biệt của nguyên tử gọi là trạng
thái hóa trị.
Các liên kết tạo bởi các orbital của nguyên tử khác với các orbital lai hóa bền
vững hơn là với các orbital nguyên tử không lai hóa.
Các orbital lai hóa là sự tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử. Số orbital
lai hóa bằng số orbital nguyên tử tham gia lai hóa. Trạng thái lai hóa xuất
hiện khi mức năng lượng của các orbital nguyên tử không khác nhau nhiều.

27
4.8.2 Sự lai hóa sp2
 Sự lai hóa có thể xảy ra giữa một orbital s và hai
orbital p của cùng 1 nguyên tử thí dụ trường hợp
BX3 (X là halogen).
 Sự lai hóa này được gọi là sự lai hóa sp2 và
orbital lai hóa là sp2.
 Trục của 3 orbital lai hóa nằm trong cùng 1 mặt
phẳng và tạo với nhau những góc bằng 120o
 Lai hóa này còn gọi là lai hóa tam giác.
 Đối với orbital lai hóa sp2 ta có các tổ hợp sau:
sp2(1) = 𝟏/𝟑 s + 𝟐/𝟑 px
sp2(2) = 𝟏/𝟑 s - 𝟏/𝟔 px - 𝟏/𝟐 py
sp2(3) = 𝟏/𝟑 s - 𝟏/𝟔 px + 𝟏/𝟐 p

28
4.8.2 Sự lai hóa sp3
 Sự lai hóa đặc biệt đặc trưng lai hóa sp3, xuất hiện do những tổ hợp của một orbital s và ba orbital p của
cùng 1 nguyên tử.
 Ví dụ trường hợp CH4. Ở trạng thái cơ bản, C có cấu hình e là 1s22s22p2. Ở trạng thái kích thích, một e ở
orbital 2s được chuyển lên orbital 2p thứ ba còn trống. Sự lai hóa giữa 1 orbital 2s và ba orbital 2p tạo
thành bốn orbital lai hóa sp3 hoàn toàn tương đương. Hướng về bốn đỉnh hình tứ diện.
 Sự lại sp3 còn gọi là sự lai hóa tứ diện.
 Các góc liên kết trong CH4 hay trong phân tử tứ diện AB4 nói chung bằng 109o28’ (được xác nhận thực
nghiệm).
 Đối với các orbital lai hóa sp3 ta có:
sp3(1) = 𝟏/𝟐 s + 𝟏/𝟒 (px + py + pz)
sp3(2) = 𝟏/𝟐 s + 𝟏/𝟒 (-px + py - pz)
sp3(3) = 𝟏/𝟐 s + 𝟏/𝟒 (px - py - pz)
sp3(4) = 𝟏/𝟐 s + 𝟏/𝟒 (-px - py + pz)

30
Bài tập áp dụng
 Hãy vẽ giản đồ năng lương để tạo thành các orbital lai hóa. Từ đó vẽ sự thành liên kết dựa
vào các orbital lai hóa trong các phân tử, chỉ rõ liên kết nào là σ, π?
a/ CH4
b/ C2H4
c/ C2H2

31
Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm
 Trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm có thể dự đoán theo góc hóa trị hoặc cấu hình
không gian của phân tử.
 Tuy nhiên, tổng quát có thể dựa vào Tổng số (T) số liên kết σ (lk chính) giữa nguyên tử
trung tâm với các nguyên tử biên và số cặp e hóa trị tự do ở nguyên tử trung tâm để dự
đoán kiểu lai hóa của nguyên tử trung tâm
 Cách xác đinh số cặp e hóa trị tự do:
 Bước 1: Tính tổng số e hóa trị của các nguyên tử trong phân tử.
 Bước 2: Tính số e hóa trị bão hòa dành cho các nguyên tử biên liên kết với nguyên tử trung
tâm (Y).
 Bước 3: Tính hiệu số giữa tổng e hóa trị của phân tử và số e hóa trị bão hòa cho các
nguyên tử biên. Hiệu số này chính là số e hóa trị tự do của ngtử trung tâm.

32

33

34
Bài tập áp dụng
Hãy dự đoán kiểu lai hóa trong các phân tử và ion sau:
a/ CO2 ; NH3 ; CCl4
b/ NH4
+; CO3
2-; [ICl4]-
a/ CO2
 Số cặp e hóa trị tự do = (4 + 2 x 6) – 2 x 8 = 0
 Số lk σ = 2
 T = 0 + 2 = 2  lai hóa kiểu sp
NH3
 Số cặp e hóa trị tự do = [(5 + 3 x 1) – 3 x 2]:2 = 1
 Số lk σ = 3
 T = 3 + 1 = 4  lai hóa kiểu sp3
CCl4
 Số cặp e hóa trị tự do = [(4 + 7 x 4) – 8 x 4]:2 = 0
 Số lk σ = 4
 T = 0 + 4 = 4  lai hóa kiểu sp3
b/ NH4
+
 Số cặp e hóa trị tự do = (5 + 4 x 1 -1) – 2 x 4 = 0
 Số lk σ = 4
 T = 4 + 0 = 4  lai hóa kiểu sp3
CO3
2-
 Số cặp e hóa trị tự do = [(4 + 6 x 3 +2) – 3 x 8]:2 = 0
 Số lk σ = 3
 T = 3 + 0 = 3  lai hóa kiểu sp2
[ICl4]-
 Số cặp e hóa trị tự do = [(7 + 7 x 4 + 1) – 8 x 4]:2 = 2
 Số lk σ = 4
 T = 2 + 4 = 6  lai hóa kiểu sp3d2

35
Dự đoán cấu hình không gian của phân tử
 Cấu hình không gian và góc hóa trị của phân tử có thể dự đoán bằng lý thuyết mô hình lực
đẩy nhau giữa các cặp e hóa trị (VSEPR)
 Ý tưởng cơ bản của lt này là giữa các cặp e trong lớp hóa trị của nguyên tử có sự đẩy nhau.
Các cặp e này có thể là cặp e hóa trị tư do và cặp e liên kết.
 Do sự đẩy nhau giữa chúng mà các cặp e này phải phân bố sao cho năng lượng đẩy giữa
chúng phải nhỏ nhất  sự sắp xếp liên kết xung quanh nguyên tử trung tâm, nghĩa là CH
không gian của ptử được xác định bởi số và cách phân bố của các cặp e trong lớp hóa trị.
 Qui tắc: lực đẩy của các cặp e giảm dần
Cặp e hóa trị tự do-cặp e hóa trị tự do > cặp e hóa trị tự do-cặp e liên kết > cặp e liên kết –
cặp e liên kết

36
Dự đoán cấu hình không gian của phân tử

37
Đánh giá thuyết VB
 Thuyết VB cho chúng ta hình ảnh cụ thể về phân tử và cho phép biện luận về nhiều tính
chất của liên kết như độ bền liên kết, tính định hướng, độ dài liên kết.
 Thuyết VB đưa ra cách biểu diễn liên kết bằng vạch hóa trị, mỗi vạch hóa trị biểu diễn cho 1
cặp e có spin đối song.
 Tuy nhiên, thuyết VB vẫn còn nhiều hạn chế. Nguyên nhân là sự ghép đôi các e để tạo
thành liên kết chỉ hoàn toàn đúng trong phân tử H2; còn sự mở rộng ra cho các TH khác thì
không có cơ sở đầy đủ.
 Do đó, thuyết VB không giải thích được tính chất từ của một số ptử, không giải thích được
sự tồn tại bền vững của ion H2
+ có 1 e.
 Ngoài ra, về mặt định lượng thuyết Vb đòi hỏi khối lượng tính toán lớn vì phải lưu ý đến cấu
tạo hóa trị. Đồng thời, thuyết VB gặp khó khan trong giải thích các quá trình kích thích quang
phổ cũng như quá trình ion hóa phân tử.

C4. Thuyết liên kết hóa trị (VB).pdf

More Related Content

What's hot

Similar to C4. Thuyết liên kết hóa trị (VB).pdf

Recently uploaded

C4. Thuyết liên kết hóa trị (VB).pdf