So sánh thuyết vb và mo trong hóa học năm 2024

Tên đề tài: 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 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

1

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

III.

a.

Những tiền đề cơ bản của thuyết này như sau:..................................6

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 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 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 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

  1. VI.

Phân tử NH3.....................................................................................30

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].

1

II.

Cơ sở lý thuyết và các luận điểm:

1. Thuyết liên kết cộng hóa trị [VB]: Một cách gần đúng, coi cấu tạo electron của nguyên tử vẫn được bảo toàn khi hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển động của electron trong AO. Tuy nhiên khi 2 AO hoá trị của hai nguyên tử xen phủ nhau tạo thành liên kết hoá học thì vùng xen phủ đó là vùng xen phủ chung cho hai nguyên tử. Mỗi một liên kết hoá học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi hai 2 electron có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi electron đó là electron độc thân trong 1 AO hoá trị của một nguyên tử. Mỗi liên kết hoá học được tạo thành đó là một liên kết 2 tâm [hai nguyên tử]. Liên kết đó không thể hình thành từ 1 electron [thiếu e] hoặc từ 3 electron trở lên [tính bão hoà liên kết cộng hoá trị]. Sự xen phủ giữa hai 2 AO có 2 electron của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên kết được tạo ra càng bền [nguyên lý xen phủ cực đại]. Liên kết hoá học được phân bố theo phương có khả năng lớn về sự xen phủ 2 AO [thuyết hoá trị định hướng] Từ những cơ sở lý thuyết đó và nghiên cứu của Heitler và London về phân tử Hydro, đã làm nền tảng cho nội dung thuyết VB của Powling và Slayter: Mỗi liên kết cộng hoá trị được hình thành là do sự ghép đôi của hai electron độc thân có spin ngược dấu của hai nguyên tử tham gia liên kết. Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa hai đám mây electron liên kết. Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ các orbital càng lớn. Như vậy, liên kết được hình thành theo phương mà tại đó sự che phủ là lớn nhất.

2

2. Thuyết orbital phân tử [MO] a. Những tiền đề cơ bản của thuyết này như sau: Theo thuyết MO mỗi điê ̣n tử chuyển đô ̣ng trong mô ̣t điê ̣n trường do các hạt nhân và điê ̣n tử khác còn lại gây ra. 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 năng 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 như trong 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 trong nguyên tử đều có mô ̣t AO xác định ký hiê ̣u là . Trạng thái toàn phần của điê ̣n tử này trong 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 trong phân tử.

MO = C11  C22  C33 ......  Cnn. C1 , C2 , C3 ,......Cn là hê ̣ 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 nhau thì sự đóng góp của hai orbital nguyên tử là như nhau C1 = C2. Ngược lại nếu phân tử gồm hai nguyên tử có hạt nhân điê ̣n tích khác nhau thì sự đóng góp của các orbital nguyên tử vào sự̣ tạo thành các orbital phân tử khác nhau C1  C2. Có bao nhiêu orbital nguyên tử [nAO] tham gia tổ hợp tuyến tính thì sẽ có bấy nhiêu orbital phân tử [nMO] tạo thành.

3

Mỗi MO cũng chứa tối đa hai điê ̣n tử có spin ngược nhau và viê ̣c xếp các điê ̣n tử vào các MO cũng theo quy luâ ̣t từ các MO có mức năng lượng thấp đến MO có mức năng lượng cao. Có nhiều phương pháp để tìm hê ̣ các orbital phân tử nhưng phổ biến nhất là phương pháp tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử. e

+

 Ví dụ phân tử H 2 Hai hạt nhân H1 và H2 nằm cách nhau 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 do hạt nhân H2 gây ra.

+ H1

r

+ H2

Tương tự, khi 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 trong toàn bô ̣ phân tử có dạng:

MO = C11  C22 MO

: hàm sóng của e trong 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 trên Phương trình sóng Schrodinger của e trong phân tử: Ĥ = E. Nghiê ̣m của phương trình này là MO. Vì phân tử có hai hạt nhân như nhau nên C1 = C2. Sau khi giải phương trình sóng Schrodinger, xác định các giá trị C thì được hai mức năng lượng khác nhau tương ứng với hai hàm sóng +, -.

+

1 = √2

[1 + 2]

-

1 = √2

[1 - 2] 4

Người ta gọi: - +: là orbital phân tử liên kết có năng lượng E1 thấp hơn năng lượng của các nguyên tử tạo ra nó. - -: là orbital phân tử phản liên kết vì có năng lượng E2 lớn hơn năng lượng của các nguyên tử ra nó. Trong trường hợp này vì +, - đều do 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, do đó hai hạt nhân bị hút lại gần nhau, năng lượng của hê ̣ 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 nhau giữa hai hạt nhân làm tăng năng lượng của hê ̣ và do 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

+

1

Orbital nguyên tử Orbital phân tử Sự hình thành các MO từ các orbital nguyên tử

5

Người ta thường biểu diễn sự tạo thành các orbital phân tử hay các MO bằng giản đồ năng lượng trong đó các trục thẳng đứng biểu diễn năng lượng của các orbital. Các trục bên trái và bên phải là mức năng lượng của các nguyên tử, ở giữa hai trục thẳng đứng là mức năng lượng của phân tử. Sự phân bố điê ̣n tử trên các orbital phân tử được thể hiê ̣n bằng các mũi tên tương tự như trong các ô lượng tử. b. Điều kiêṇ để có orbital phân tử  Các orbital nguyên tử phải có năng lượng xấp xỉ nhau.  Các orbital nguyên tử phải xen phủ nhau rõ rê ̣t tức là khoảng cách giữa mức năng 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 do đó khi thành lâ ̣p các MO thì người ta bỏ qua viê ̣c tạo thành các MO của các lớp điê ̣n tử ở phía trong.

E

Năng lượng

E1

1sb

1sa

E2

↑ Giản đồ năng lượng của các orbital phân tử 1 : MO liên kết tương ứng với hàm 1

1*: MO phản liên kết ương ứng với hàm 2 E1 = - E2

 Các orbital nguyên tử phải có cùng tính chất đối xứng. Có bao nhiêu AO tham gia tổ hợp thì có bấy nhiêu MO tạo thành. Tương ứng vói các orbital s, p, d, f trong nguyên tử thì trong phân tử có các orbital , , ,  cũng tuân theo nguyên tắc tạo thành như trong phương pháp cô ̣ng hóa trị.  Các orbital nguyên tử tương tác xảy ra theo trục nối hai hạt nhân nguyên tử thì tạo thành orbital  [chọn z là trục đối xứng]. 6

 Các orbital nguyên tử tương tác che phủ với nhau về hai phía của trục nối hai hạt nhân thì tạo thành orbital .  Khi hai orbital nguyên tử d nằm trong các mă ̣t phẳng song song che phủ lẫn nhau theo bốn cánh của orbital thì tạo ra các orbital . Như vâ ̣y thì ta có các loại xen phủ s – s [], pz –pz [], px – pz [], py – py []... Sau khi xác định từng MO của các nguyên tử trong toàn bô ̣ phân tử và các mức năng lượng của chúng thì người ta mới xếp các điê ̣n tử vào các mức năng 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: trong mô ̣t MO chỉ có thể có tối đa 2e có spin ngược chiều nhau.  Nguyên lý bền vững: các e lần lượt xếp vào các MO có mức năng lượng từ thấp đến cao.  Quy tắc Hund: e xếp vào các MO sao cho tổng spin đạt giá trị cực đại [số e đô ̣c thân là lớn nhất].  Trâ ̣t tự sắp xếp mức năng lượng trong 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 như sau: các nguyên tử ở đầu chu kỳ có mức năng lượng của 2s và 2p rất gần nhau 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 ra các MO: 2s , *2s , 2px , *2px.

7

-

AO 2pz tham gia tổ hợp với AO 2s thì tạo ra MO 2s bền hơn, năng lượng thấp hơn.

-

AO 2s tham gia tổ hợp với AO 2pz thì tạo ra MO 2pz kém bền hơn do đó với

Giản đồ năng lượng của các MO đối với các nguyên tố đầu chu kỳ 2 như B,C,N…

AO

2py = 2pz.

2p

y x

2s

lượng của

z

các nguyên tố ở đầu chu kỳ II mức năng lượng của 2pz cao hơn mức năng

2pz

MO *2px

*2py *2pz

2px

2py

* 2s

2s

AO

2p

x y z

2s

z 2p

AO

y x

2s

MO

2pz

*2px

*2py *2pz

2py

2px

* 2s

2s

Giản đồ năng lượng của các MO đối với các nguyên tố cuối chu kỳ 2 như O,F…

He2 : [1s]2 [*1s]2

2p

x y z

H2+ : [1s]1

2s

H2 : [1s]2

AO

 Ví dụ: sự phân bố của các e trong phân tử của H2, H2+, He2+, He2

He2+: [1s]2 [*1s]1

N2 : [1s]2 [*1s]2 [2s]2 [*2s]2 [2py]2 [2pz]2 [2pz]2 Từ trên cấu hình này người ta sẽ giải thích được các tính chất hóa học cũng như từ tính, màu sắc của các phân tử.

8

 Chất thuâ ̣n từ là chất có chứa điê ̣n tử đô ̣c thân.  Chất nghịch từ là chất không chứa các điê ̣n tử đô ̣c thân. Các điê ̣n tử đã được ghép đôi hết do có spin ngược nhau nên triê ̣t tiêu nhau do đó những chất này không có từ tính. Bậc liên kết =

Số e liên kết −số e phản liên kết 2

 Đô ̣ bền của liên kết: M = số điê ̣n tử liên kết - số điê ̣n tử phản liên kết. Nếu hiê ̣u số: -

M > 0 : phân tử tạo thành bền.

-

M ≤ 0 : phân tử tạo thành không bền.

Khi số e trên MO liên kết tăng thì bâ ̣c liên kết và năng lượng liên kết tăng, chiều dài liên kết giảm. Ngược lại, số e trên MO liên kết giảm thì bâ ̣c liên kết và năng lượng liên kết giảm, chiều dài liên kết tăng.  Ví dụ: MO

H2+

H2

He2+

He2

[1s]

1

2

2

2

[1*s]

0

0

1

2

Bâ ̣c liên kết

0,5

1

0,5

0

Chiều dài liên kết [A0]

1,06

0,74

1,08

Những số liê ̣u này giải thích được sự tồn tại của phân tử H2+ nhưng phân tử He2 không tồn tại vì số e ở trên 2 orbital liên kết và phản liên kết bằng nhau, bâ ̣c liên kết = 0.

9

 Ví dụ: phân tử Li2 Cấu hình e của AO : 1s2 2s1. Cấu hình e của MO : [1s]2 [*1s]2 [2s]2 Bâ ̣c liên kết

:1

Đô ̣ dài liên kết

: 2,67 A0

Năng lượng liên kết : 103 kcal/mol Năng lượng liên kết của Li2 nhỏ hơn năng lượng liên kết của H2 nhưng đô ̣ dài liên kết của Li2 lại lớn hơn đô ̣ dài liên kết của H2.

Orbital nguyên tử

Orbital phân tử

Li

Li2 *

Orbital nguyên tử Li

2s

2s ↑

2s ↓ 2s

↑ ↓ Giản đồ năng lượng của các MO của phân tử Li

10

III. So sánh sự khác nhau giữa thuyết VB và thuyết MO: 1. Giống nhau: Thể hiện ở liên kết 2 tâm: Cả hai thuyết đều dẫn đến sự phân bố giống nhau của electron trong phân tử. Để tạo thành liên kết cộng hóa trị là sự tập trung xác suất tìm thấy electron [hay mật độ electron] giữa hai hạt nhân nguyên tử. Để có thể tạo thành liên kết, các AO của những nguyên tử liên kết phải che phủ nhau. Cách phân biệt liên kết π và σ như nhau.

2. Khác nhau:

11

Luận điểm cơ bản

THUYẾT ORBITAL PHÂN TỬ MO

THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ VB

Mô tả sự chuyển động của từng electron riêng biệt.

Mô tả sự chuyển động đồng thời của các cặp electron.

- Việc nghiên cứu thuyết MO cho ta cách nhìn tổng quát hơn, đầy đủ hơn về liên kết hóa học trong mọi phân tử [kể cả liên kết kim loại] - Giải thích được những liên kết không thực hiện bằng cặp điện tử đối song ở các phân tử có số điện tử lẻ [như phân tử H2+ và sự không tồn tại của Be2+ và Ne2+]

Ưu điểm

- Cung cấp những thông tin về từ tính [giải thích được tính thuận từ của O2] - Giải thích được màu sắc và tính chất phổ của phân tử do mô tả được trạng thái bị kích thích của phân tử, những trạng thái sinh ra do sự chuyển electron khi hấp thụ ánh sáng vùng tử ngoại hay vùng khả kiến.

- Việc nghiên cứu thuyết VB giải thích được cấu trúc và tính chất của nhiều phân tử. - Giải quyết được một số vấn đề của liên kết cộng hóa trị: khả năng tạo liên kết, các đặc trưng của liên kết. - Mô tả cấu trúc phân tử một cách cụ thể và cho phép dùng khái niệm hóa trị quen thuộc trong hóa học để biểu diễn một số phân tử bằng công thức cấu tạo nên thuận lợi hơn khi trình bày lý thuyết.

- Chưa tổng quát

Khuyết điểm

Khó hiểu và phức tạp hơn.

- Còn nhiều hiện tượng thực nghiệm không thể giải thích được bằng phương pháp này [tính thuận từ của O2, sự tồn tại khá bền của ion phân tử H2+,…] - Chưa giải thích được màu sắc, quang phổ của phân tử.

Tuy nhiên, đối với các phân tử dị hạch, sự xác định số liên kết từ giản đồ năng lượng các MO không còn ý nghĩa nữa vì trong nó tồn tại những orbital phân tử có tính chất không rõ ràng của một orbital liên kết hay của một orbital phản liên kết. Ngay cả khi dùng những kết quả chính xác nhất của lời giải phương trình sóng

12

scrodiger thuyết MO cũng chỉ mô tả được trạng thái electron trong phân tử gần với trạng thái thực. → Bởi vậy bất kì một kết luận nào rút ra từ thuyết VB hay MO chỉ được gọi là xác thực khi phù hợp với thực nghiệm.

13

IV. ỨNG DỤNG THUYẾT VB:

Người ta sử dụng tính định hướng của liên kết cô ̣ng hóa trị để giải thích các cấu hình không gian và các giá trị góc tạo thành giữa các liên kết của mô ̣t số phân tử.  Ví dụ 1: phân tử H2S H [Z = 1] 1s1 ,

S [Z = 16] 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

Trong phân tử H2S hai đám mây 3p của S phân bố theo phương vuông góc với nhau do đó hai liên kết H – S – H hình thành phải tạo với nhau mô ̣t góc vuông, tức 900 Kết quả này hơi khác với thực nghiê ̣m là 920. Điều này được giải thích là do liên kết  giữa S – H là liên kết có cực. S có đô ̣ âm điê ̣n lớn hơn nên các đám mây điê ̣n tử bị hút về phía nó làm cho nguyên tử H bị phân cực dương. Chính tác dụng đẩy nhau của hai nguyên tử H mang điê ̣n tử dương làm tăng góc giữa hai liên kết.

 

 

i i H ή– S ή – H Liên kết cộ ng hóa trị của phân tử H2S

3p – 1s

Cấu hình không gian của phân tử H2S

14

 Ví dụ 2: phân tử H2O ta có H [Z = 1] 1s1

,

S [Z = 8] 1s2 2s2 2p4

Có thể giải thích mô ̣t cách tương tự với cấu hình không gian của phân tử H2O với góc liên kết là 104,50. Tuy nhiên góc hóa trị trong phân tử H2O lớn hơn trong phân tử H2S vì liên kết H – O phân cực hơn liên kết H – S nên hai đám mây của H mang điê ̣n tích dương trong H2O đẩy mạnh hơn trong H2S.

 

1s1

104,50

2p4

 1s1

Sự hình thành liên kết hóa học trong phân tử H2O

Mức đô ̣ xen phủ của liên kết  lớn hơn mức đô ̣ xen phủ của liên kết  nên liên kết  bền hơn liên kết . Bằng cách tính toán người ta thấy đô ̣ bền của liên kết s – s nhỏ hơn liên kết s – p 1,73 lần và nhỏ hơn liến kết p – p 3 lần. Quy uớc vẽ liên kết cô ̣ng hóa trị: Liên kết được biểu diễn bằng mô ̣t gạch nối giũa hai AO hóa trị của hai nguyên tử. Với liên kết cho nhâ ̣n thì gạch nối từ AO của nguyên tử cho că ̣p electron hóa trị đến AO trống của nguyên tử còn lại.

Thuyết liên kết cộng hóa trị Pauling và Slater - Thuyết lai hóa Pauling và Slater đưa ra mô ̣t khái niê ̣m mới để giải thích sự hình thành các loại liên kết hóa học, đó là thuyết lai hóa. Thuyết này khắc phục nhược điểm của 15

thuyết că ̣p đôi điê ̣n là giải thích được cấu hình không gian của các phân tử và mô ̣t số đă ̣c trưng của các liên kết cô ̣ng hóa trị như năng lượng liên kết, đô ̣ dài liên kết... a. Định nghĩa lai hóa Lai hóa là sự tổ hợp n orbital [AO] nguyên tử khác nhau về hình dạng, kích thước hoă ̣c năng lượng của cùng mô ̣t nguyên tử thành n orbital [AO] có cùng hình dáng và năng lượng. b. Nô ̣i dung của thuyết lai hóa Theo thuyết này thì khi hình thành liên kết hóa học các nguyên tử không dùng các đám mây điê ̣n tử thuần túy như s, p ,d…mà từ những đám mây đã được trô ̣n lẫn tức là đã được lai hóa. Các orbital đã lai hóa này được hình thành do các đám mây điê ̣n tử xen phủ lẫn nhau trong nô ̣i bô ̣ mô ̣t nguyên tử. Trước khi lai hóa các đám mây cơ bản như s, p, d… khác nhau về hình dạng, định hướng và năng lượng nhưng sau khi trô ̣n lẫn, xen phủ nhau thì tạo ra các orbital lai hóa hoàn toàn giống nhau về mă ̣t năng lượng và hình dạng. Có bao nhiêu orbital cơ bản tham gia vào quá trình lai hóa thì có bấy nhiêu orbital lai hóa được hình thành và chúng được phân bố đối xứng nhau. Cách phân bố này đảm bảo cho lực đẩy giữa các đám mây là cực tiểu. c. Điều kiêṇ để có sự lai hóa Các orbital tham gia lai hóa phải có năng lượng xấp xỉ nhau. Khi năng lượng cách xa nhau thì sự lai hóa kém bền. Mâ ̣t đô ̣ điê ̣n tử phải lớn. Có thể thấy nếu trong mô ̣t chu kỳ khi đi từ trái sang phải thì mâ ̣t đô ̣ điê ̣n tử tăng dần còn ngược lại nếu trong mô ̣t nhóm khi đi từ trên xuống thì mâ ̣t đô ̣ điê ̣n tử lại giảm dần và khả năng lai hóa cũng tăng và giảm tương ứng. Mức đô ̣ xen phủ của các orbital lai hóa với các orbital hóa trị của các nguyên tử khác phải đủ lớn để tạo các liên kết hóa học bền. Nếu các điều kiê ̣n trên không được thỏa mãn thì sự lai hóa sẽ không xảy ra hoă ̣c xảy ra không hoàn toàn. d. Các kiểu lai hóa  Lai hóa sp: được hình thành do mô ̣t orbital s và mô ̣t orbital p của cùng nguyên tử xen phủ lẫn nhau tạo ra hai orbital lai hóa sp phân bố trên mô ̣t đường thẳng, đối xứng, với góc hóa trị 1800. Lai hóa +

x s

p

180 0 sp

x

16

+

sp có góc hóa trị là 1800.  Ví dụ: xét BeCl 2 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 nhau để tạo thành hai AO sp phân bố đối xứng nhau 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

0

Cl: 3p

x

Sự lai hóa sp của phân tử BeCl2  Lai hóa sp2: hình thành do mô ̣t orbital s và hai orbital p của cùng mô ̣t nguyên tử xen phủ lẫn nhau tạo ra ba orbital lai hóa sp2 phân bố đối xứng nhau dưới mô ̣t góc 1200. Các liên kết tạo ra do 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

3 120s và ba orbital p xen phủ lẫn nhau tạo  Lai hóa sp3: mô ̣t orbital thành bốn 3 orbital sp phân bố đối xứng trong không gian theo bốn hướng về bốn đỉnh Cl diê : 3p̣n đều với mỗi góc liên kết là 109028’. của mô ̣t tứ 0

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 căn bản 1s 2 2s2 2p2 nhưng khi chuyển sang trạng thái kích thích thì cấu hình là 1s2 2s1 2p3. 2s2 2p2

C: 

C* :

 2s

1

2p3

Ba orbital 2p sẽ xen phủ với mô ̣t orbital 2s của nguyên tử C tạo ra bốn orbital lai hóa sp3. Liên kết C – H là liên kết  được tạo thành do sự xen phủ của ba orbital lai hóa này với ba orbital 1s của ba nguyên tử H. Kết quả là góc liên kết trong phân tử CH4 là 109028’. Những số đo thực nghiê ̣m cho thấy bốn liên kết C – H hoàn toàn giống nhau về mă ̣t năng lượng liên kết, đô ̣ bền, đô ̣ dài và cách định hướng đối xứng nhau trong 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 ra còn mô ̣t số kiểu lai hóa như d2sp3, dsp2, sd3, dsp3... 19

20

  1. Dự đoán kiểu lai hóa và cấu hình hình học của phân tử Khi biết được thứ tự liên kết các nguyên tử trong 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 = 2 : X có lai hóa sp. - A = 3 : X có lai hóa sp2. - A = 4 : 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 ra 2 liên kết  với hai AO 1s của hai nguyên tử H nên A = 2, do 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 ra 3 liên kết  với ba nguyên tử F nên A = 3, do đó B có trạng thái lai hóa sp2.  Ví dụ 3: phân tử CH4.

C* :  2s1

2p3

C tạo 4 liên kết  với bốn H nên A = 4 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 = 3 + 1 = 4 do đó N có lai hóa sp3. Ngoài ra, ta có thể dùng quy tắc thực nghiê ̣m sau để dự đoán cấu hình không 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 ra ba liên kết N – H tương đương. Orbital còn lại chứa 2 electron không tham gia liên kết. Do sự đẩy của că ̣p electron không tham gia liên kết với 3 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 2. Ba orbital lai hóa của mỗi nguyên tử C tạo ra 3 liên kết  với 2 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 nhau 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 ra 2 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 2 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 trong phân tử CO được biểu diễn như sau:

C : 2s2 2p2 

C 



O

 Ví dụ 2: xét phân tử HOCl

Cl : 3s2 3p5











O : 2s2 2p4

H : 1s

1

 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

  1. Tính phân cực của liên kết cô ̣ng hóa trị Liên kết cô ̣ng hóa trị cũng bị phân cực do 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 kia bị phân cực dương như CH4, H2S, HCl… Với những phân tử cấu tạo từ hai nguyên tử cùng loại như 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 ra 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 sự hình thành liên kết, xác định số liên kết, loại liên kết, các thuộc

tính của liên kết [độ dài, momen lưỡng cực, sự sắp xếp các liên kết – góc liên kết] trong một số phân tử thông qua sự phân bố điện tử trên các orbital phân tử và các kết quả thực nghiệm. Các liên kết trong phân tử của các phân tử : H2, N2, O2, CO, LiH, HF, BeH2, H2O, NH3, CH4. Thông qua việc nghiên cứu liên kết của một số phân tử đơn giản, ta sẽ có cách nhìn sâu hơn và hiểu rõ hơn về phân tử, từ đó giải thích và dự đoán được các tính chất [các thuộc tính] của các phân tử phức tạp hơn và tạo tiền đề cho việc chọn hướng học tập, nghiên cứu về chất.

1. Phân tử đồng hạch A2 a. Phân tử H2 Phân tử H2 được hình thành bởi sự tương tác của 2 proton và 2 điện tử Giống như phân tử ion H2+, các orbital phân tử của H2 cũng được hình thành bởi sự tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử 1sa, 1sb của hai nguyên tử Ha, Hb tương ứng Sự tổ hợp này cũng sinh ra orbital σs liên kết và orbital phản liên kết. Sự phân bố của các điện tử vào các orbital phân tử ở trạng thái cơ bản, cho ta cấu hình của phân tử H2: [σs]2 Số liên kết N = 1 Trong phân tử H2 tồn tại duy nhất một liên kết σ

Hình 1.1: Giản đồ năng lượng các MO - H 2

26

Bằng các phép tính thực nghiệm cho biết độ dài liên kết : d H – H = 0.74 A0

  1. Phân tử H2+ Với việc sử dụng các luận điểm cơ bản của thuyết MO vào việc giải bài toán phân tử ion H2+ ta có giản đồ năng lượng của các MO trong phân tử ion Sự khu trú của các điện tử trên các orbital phân tử ở trạng thái cơ bản cho ra cấu hình của phân tử ion: [σs]1 Số liên kết N = ½ Vì vậy, phân tử ion :chỉ tồn tại một liên kết σ định cư hai tâm duy nhất Bằng tính toán thực nghiệm: ta có độ dài liên kết dH – H

Hình 1.2: Giản đồ năng lượng các MO -

H +¿¿ 2

có trị bằng 1.06 A0

  1. Phân tử O2 Sự khu trú của các điện tử trên các MO ở trạng thái cơ bản cho ta cấu hình của phân tử O2: [σs]2 [σs*]2 [σz]2 [πx, πy]4 [πx*, πy* ]2 Số liên kết N =2 Phân tử O2 tồn tại hai liên kết: một liên kết σ và một liên kết π không định chỗ Bằng tính toán thực nghiệm cho biết độ dài liên kết: dO – O = 1.21 Hình 1.3: Giản đồ năng lượng các MO - O 2 27

2. Phân tử dị hạch AB a. Phân tử HF Sự khu trú của các điện tử trên các MO ở trạng thái cơ bản cho ta cấu hình phân tử: [2s]2 [σz]2[πx, πy ]4 Số liên kết N = 1 Phân tử HF: có một liên kết σ định cư hai tâm, dH – F

\= 0.9175 A0

Hình 1.4: Giản đồ năng lượng các MO - HF

  1. Phân tử NH3 Sự khu trú của điện tử trên các MO ở trạng thái cơ bản, cho ta cấu hình của phân tử: [σs]2 [σx, σy]4 [σz]2 Số liên kết N = 3 Phân tử NH3: có ba liên kết σ, d N – H = 1.014 A0 Hình 1.5: Giản đồ năng lượng các MO - NH 3

28

VI. KẾT LUẬN 1. 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 năng tạo thành liên kết.  Các đă ̣c trưng của liên kết như năng 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 đôi khi cũng làm ảnh hưởng ít nhiều đến cấu hình không gian của các phân tử được tạo thành như góc hóa trị của: NH3:1070 1’, H2S: 920 , H2O: 10405’ Tuy nhiên, phương pháp này còn mô ̣t số hạn chế như sau:  Không giải thích được sự hình thành các phân tử ion như H2+ là phân tử hai tâm được hình thành từ mô ̣t electron chứ không phải từ mô ̣t că ̣p electron như trong phương pháp VB.  Không giải thích tính chất thuâ ̣n từ của mô ̣t số phân tử như O2, vì theo như VB thì trong 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] nhưng trên 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.

2. 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 ra khỏi MO liên kết sẽ làm giảm năng lượng liên kết còn tách e ra khỏi MO phản liên kết sẽ làm tăng năng lượng liên kết và làm giảm đô ̣ dài liên kết.

29

 Năng lượng ion hóa phân tử: năng lượng ion hóa phân tử sẽ lớn hơn hoă ̣c nhỏ hơn năng 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

1

Be2

2s2 *2s2

0

B2

2s2 *2s2 2py1 = 2pz1

1

1,59

+ 287

C2

2s2 *2s2 2py2 = 2pz2

2

1,31

+ 628

N2

2s2 *2s2 2py2 = 2pz2 2px2

3

1,10

+ 942

O2

2s2 *2s2 2px22py2 = 2pz2 *2pz1 = *2pz1

1

1,21

+ 494

Thuâ ̣n từ

F2

2s2 *2s2 2px22py2 = 2pz2 *2pz2 = *2pz2

1

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 1. Đào Đình Thức. Hóa lí I , Nhà xuất bản Khoa học và Kĩ thuật, Hà Nội, 2002. 2. Đào Đình Thức, Cấu tạo nguyên tử và liên kết hóa học, tậ p II, Nhà xuất bản Giáo Dục, Hà Nội, 2006. 3. Hoàng Nhâm, Hoá học vô cơ tập 1, Nhà xuất bản Giáo Dục, Hà Nội, 2000. 4. Lâm Ngọc Thiềm, Phạm Văn Nhiêu, Lê Kim Long, Cơ sở Hóa học lượng tử, Nhà xuất bản Khoa học và Kĩ thuật , Hà Nội, 2008 5. Lâm Ngọc Thiềm, Cơ sở lí thuyết hóa học, Nhà xuất bản giáo dục, 2008. 6. Lâm Ngọc Thiềm, Cấu tạo chất đại cương, Nhà xuất bản Đại học Quốc gia, Hà Nội, 2001. 7. Nguyễn Đình Huề, Nguyễn Đức Chuy, Thuyết lượng tử về nguyên tử và phân tử, tập 1; tập 2, Nhà xuất bản Giáo Dục. 8. Tần Thành Huế, Hóa đại cương 1, Nhà xuất bản Đại học Sư phạm, Hà Nội, 2007. 9. 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, François Volatron, An Introduction to Molecular Orbitals, New York, 1993.

Chủ Đề