Bài giảng Chương III: Cấu tạo phân tử và liên kết hoá học

hi đó 
chúng cũng có được cấu hình bền vững của khí hiếm, liên kết này gọi là liên kết cộng hoá trị - 
mỗi cặp electron dùng chung tạo thành một liên kết.
Ví dụ: H• + •H → H : H hay H - H
H• + Cl → H Cl hay H - Cl
Mỗi cặp electron dùng chung được ký hiệu bằng một vạch ngang gọi là vạch hoá trị.
- Nếu độ âm điện của 2 nguyên tử tạo liên kết bằng nhau, cặp electron dùng chung 
được phân bố đều giữa 2 nguyên tử ta có liên kết cọng hoá trị không phân cực (H2, Cl2 )
- Nếu độ âm điện của hai nguyên tử tạo liên kết hơi khác nhau, cặp electron dùng 
chung sẽ bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn ta có liên kết cộng hoá trị phân cực 
(HCl).
* Hoá trị của một nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị: là số liên kết hình thành giữa 
một một nguyên tử của nguyên tố đó với các nguyên tử khác trong phân tử.
Ví dụ: Trong CO2 NH3 HCl
Clo và hydrô có hoá trị 1, ôxi có hoá trị 2, nitơ có hoá trị 3 và cacbon có hoá trị 4.
Thuyết Lewis đã giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo thành liên kết giữa các 
nguyên tử trong phân tử, giải thích được các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất. 
Tuy nhiên thuyết này cũng gặp một số hạn chế và không giải thích được từ tính của một số 
chất.
2. Quan điểm của cơ học lượng tử về liên kết cộng hoá trị-Thuyết liên kết hoá trị(VB)
Hai thuyết gần đúng của cơ học lượng tử được sử dụng rộng rãi để giải thích bản chất 
của liên kết cộng hoá trị là thuyết liên kết hoá trị viết tắt là VB (Valence Bond) và thuyết 
orbital phân tử viết tắt là MO (Molecular orbital). Theo chương trình này ta chỉ xét thuyết VB.
 Thuyết liên kết hoá trị (VB)
2.1. Liên kết σ, liên kết pi, liên kết δ
Thuyết VB dùng sự xen phủ của các orbital nguyên tử (AO) để mô tả sự tạo thành các 
liên kết. Tuy theo tính đối xứng của vùng xen phủ giữa các AO tham gia liên kết đối với trục 
liên kết (trục với tâm 2 hạt nhân), người ta phân biệt liên kết xích ma (σ), liên kết (pi) và liên 
kết (δ).
* Liên kết σ: nếu sự xen phủ các AO xảy ra trên trục liên kết thì liên kết này gọi là liên 
kết σ khi đó phần xen phủ trong liên kết σ sẽ nhận trục nối giữa 2 hạt nhân làm trục liên kết.
• Liên kết pi: 
28
H - H
 (σ
s-s
) (σ
s-p
)
H Cl
(σ
p-p
)
ClCl
Nếu giữa 2 nguyên tử xuất hiện liên kết đôi hoặc liên kết 3, thì các liên 
kết thứ 2, 3 do các đám mây p còn lại định hướng theo phương vuông góc với trục nối 
giữa 2 hạt nhân nguyên tử, các đám mây xen phủ ở 2 bên trục liên kết gọi là liên kết pi.
Ví dụ: phân tử nitơ (N2) có một mối liên kết σ và 2 mối liên kết pi.
Vậy liên kết pi được tạo thành do sự xen phủ các AO hoá trị ở 2 phía trục liên kết.
Giữa 2 nguyên tử liên kết với nhau trong phân tử bao giờ cũng chỉ tồn tại một liên kết 
σ và số liên kết pi có thể có là 0, 1, 2.
• Liên kết δ: 
Liên kết này ít gặp, đó là liên kết suất hiện do sự xen phủ của các orbital d.
2.2. Luận điểm cơ bản của thuyết VB
- Bài toán phân tử hydro
Khi áp dụng cơ học lượng tử để giải quyết vấn đề bản chất của liên kết hoá học, năm 
1927 hai nhà bác học W.Heiler và F. London đã giải bài toán tính năng lượng liên kết trong 
phân tử hydrô H2.
Kết quả việc giải bài toán này cho thấy:
Liên kết giữa 2 nguyên tử hydro được hình thành khi 2 electron của 2 nguyên tử hydro 
có spin ngược chiều nhau ghép đôi với nhau.
Khi đó năng lượng của phân tử hydro thấp hơn năng lượng của hai nguyên tử hydro cô 
lập và mức năng lượng của hai phân tử thấp nhất khi khoảng cách giữa 2 tâm của hai nguyên tử 
hydro là 0,74A0.
Khi hình thành liên kết mật độ mây electron ở khu vực không gian giữa hai hạt nhân 
tăng lên giống như hai đám mây xen phủ lên nhau, do đó mật độ điện tích âm của khu vực đó 
tăng lên, nên hút hai hạt nhân lại với nhau và liên kết chúng lại tức là xuất hiện liên kết giữa 2 
nguyên tử hydro để tạo thành phân tử hydro (H2).
29
(σ
p-p
)
NN
(pi
p-p
)
NN
H (1Sa) H (1Sb) H2 ( năng lượng thấp)
Từ các kết quả này đã rút ra được luận điểm cơ bản của thuyết VB như sau:
Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO.
Mỗi liên kết cộng hoá trị được tạo thành do sự ghép đôi 2 electron độc thân có spin trái 
dấu của 2 nguyên tử khác nhau tương tác với nhau, cặp electron này được xem như chung cho 
cả 2 nguyên tử.
Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ càng mạnh thì 
liên kết càng bền.
Liên kết được phân bố theo phương mà tại đó sự xen phủ lẫn nhau giữa các AO tham 
gia liên kết là lớn nhất, và như vậy sẽ có những phương được ưu tiên trong không gian phù hợp 
với cấu hình không gian của phân tử vì vậy liên kết cộng hoá trị có tính định hướng.
Liên kết cộng hoá trị có tính bão hoà nghĩa là mỗi liên kết chỉ đảm bảo bởi 2 electron 
và ở một nguyên tử tham gia liên kết chỉ có một số giới hạn các liên kết hoá trị.
Ví dụ: N kết hợp với H tạo NH3 , không tạo ra các phân tử NH4, NH5 
S liên kết với H tạo H2S, không tạo ra các phân tử H3S, H4S 
2.3. Các thuyết trong khuôn khổ thuyết VB
2.3.1. Hoá trị của các nguyên tố theo VB. Thuyết spin về hoá trị
Nội dung: 
Hoá trị cộng hoá trị của một nguyên tố được xác định bằng số electron độc thân của 
nguyên tử của nguyên tố đó ở trạng thái đang xét.
Ví dụ: Na (Z = 11) có cấu hình electron: 1s2 2s2 2p6 3s1
có 1 electron độc thân ở phân lớp 3s ⇒ có hoá trị 1.
O (Z = 8) có cấu hình electron: 1s2 2s2 2p4 
 Ở phân lớp 2p có 3AO chứa 4 eletron trong đó có 2 electron độc thân nên oxi có hoá trị 2. 
 Trong quá trình phản ứng khi được cung cấp năng lượng đủ lớn một số electron đã ghép 
đôi có thể bị kích thích để nhảy ra các AO còn trống ở các phân mức năng lượng của nó đang 
tồn tại để trở thành độc thân làm cho số electron độc thân tăng lên nên làm tăng hoá trị của 
nguyên tố.
Ví dụ: C (Z = 6)
- Trạng thái cơ bản: 1s2 2s2 2p2
 hoá trị 2
 - Trạng thái kích thích 1s2 2s2 2p2
 hoá trị 4
Tuy nhiên trong điều kiện thường của các phản ứng hoá học thường không đủ năng 
lượng để cho các electron ở các lớp bên trong nhảy ra các lớp có mức năng lượng cao hơn, do 
đó sự kích thích chỉ được thực hiện giữa các phân lớp có mức năng lượng bằng nhau (trong 
cùng một lớp).
Nhận xét: Thuyết hoá trị spin giúp ta giải thích được hoá trị của nhiều nguyên tố. Tuy 
vậy nó cũng gặp hạn chế nhưng không giải thích được sự hình thành liên kết trong các ion phân 
tử và từ tính của một số chất, không giải thích được độ bền của các phân tử 
30
↑↓ ↑ ↑
↑ ↑↑↓
↑ ↑ ↑↑
2.3.2. Thuyết lai hoá orbital
Khái niệm lai hoá được Pauling đưa ra trong khuôn khổ thuyết VB để giải thích sự 
hình thành liên kết trong phân tử CH4, BeF2  và các hợp chất tương tự.
Theo Pauling khi tham gia liên kết các AO hoá trị của các nguyên tử không tham gia 
đồng thời bằng cách trộn lẫn với nhau trước khi đi vào liên kết. Hay nói cách khác là các AO tổ 
hợp với nhau thành các tổ hợp tốt nhất để tạo liên kết bền nhất. Các tổ hợp đó là các hàm sóng 
tương đương nhau, có năng lượng và hình dạng giống nhau và được định hướng rõ rệt trong 
không gian.
Vậy "Sự lai hoá orbital là sự tổ hợp các AO nguyên tử trong một nguyên tử để tạo 
thành các AO lai hoá giống nhau về năng lượng, hình dạng và định hướng rõ rệt trong không 
gian".
Điều kiện để các AO lai hoá bền là:
- Năng lượng của các AO tham gia lai hoá phải xấp xỉ nhau
- Năng lượng của các AO tham gia lai hoá thấp
- Độ xen phủ các AO lai hoá với các AO của các nguyên tử khác tham gia liên kết phải 
lớn.
Các kiểu lai hoá giữa các AO ns và np
- Lai hoá sp: đó là sự tổ hợp giữa một AOs và một AOp thuộc cùng một lớp nguyên tử, 
tạo thành 2 orbital lai hoá có năng lượng tương đương và hình dạng giống nhau, trục đối xứng 
của 2 AO lai hoá này tạo với nhau một góc 1800.
Trường hợp lai hoá này thường xảy ra trong nguyên tử khi tạo thành các hợp chất có 
dạng đường thẳng như BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2 
Ví dụ: Xét sự tạo thành liên kết trong phân tử BeF2
Be (Z = 4): 1s2 2s2
Trạng thái cơ bản
Trạng thái kích thích
Hai AO lai hoá sp tạo thành của Be sẽ xen phủ với 2 AO hoá trị của 2 nguyên tử F 
(2py) để tạo thành 2 liên kết Be - F 
với góc liên kết FBeF = 1800.
F: 
- Lai hoá sp2 (Lai hoá tam 
giác) là sự lai hoá giữa một AO s với 2 AO p tạo ra 3AO lai hoá sp2 nằm trong cùng một mặt 
phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc là 1200 hướng về 3 đỉnh của một tam 
giác đều.
31
↑↓
↑↑
↑↓ ↑↓ ↑↑↓
spsp
spsp
(F)
2py 2py
(F)
Be
Lai hoá sp2 được dùng để giải thích cấu trúc hình học của các phân tử BH3, BF3, BCl3, 
SO2, SO3 và giải thích liên kết đôi của các nguyên tử C trong các hợp chất hữu cơ.
Ví dụ: 
Xét sự tạo thành liên kết trong phân tử C2H4
C (Z = 6)
Trạng thái cơ bản
Trạng thái kích thích
Mỗi nguyên tử C thực hiện lai hoá sp2 tạo 3 AO lai hoá sp2. Giữa 2 nguyên tử C liên 
kết với nhau bằng sự xen phủ của 2 AO lai hoá sp2 tạo ra liên kết σ C-C, sau đó một AO sp2 
của mỗi nguyên tử C sẽ tạo 2 liên kết σ C-H với các AO 1s của 2 nguyên tử hydro dọc theo 
trục liên kết tạo ra bộ khung của phân tử. Ở mỗi nguyên tử C còn lại 1 orbital p chưa lai hoá (có 
chứa 1 electron độc thân). Vì vậy tạo được một liên kết pi với nhau theo phương vuông góc với 
trục liên kết có góc hoá trị là 1200.
- Lai hoá sp3 (lai hoá tứ diện)
Đó là sự lai hoá giữa một AO s và 3 AO p tạo ra 4 AO lai hoá sp3 hoàn toàn giống 
nhau tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện hoặc gần tứ diện như CH4, CCl4, SiCl4, H2O, NH3 
 với góc hoá trị là 109028' hoặc gần với góc đó.
Ví dụ: 
xét sự tạo thành liên kết trong phân tử CH4
32
↑ ↑↑↓
↑ ↑ ↑↑
C
pi
(p-p)H
σ(sp2-s)
σ(sp2-s)
σ(sp2-s)
σ(sp2-s)
(σsp2-sp2)
H
H
H
C
H
C
pi
H
H
H
C
σ
1ΑΟs + 3AOp
sp3
sp3
sp3sp3
H
H
σ(sp3
–s)C
C (Z = 6)
Trạng thái cơ bản
Trạng thái kích thích
Trong phân tử CH4, nguyên tử C liên kết với 4 nguyên tử H bằng sự xen phủ giữa 4 AO 
lai hoá sp3 của C với các AO 1s của hydrô tạo ra các liên kết σ (C-H), phân tử CH4 có dạng tứ 
diện đều với tâm là C và 4 nguyên tử H ở 4 đỉnh, góc liên kết H-C-H = 109028'.
3. Liên kết phối trí
Là liên kết cộng hoá trị mà cặp electron dùng chung chỉ do một ngu