›
›

Bài giảng Hóa học đại cương: Cấu tạo phân tử - Liên kết hóa học

ppt 115 trang phuongnguyen 50
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa học đại cương: Cấu tạo phân tử - Liên kết hóa học", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptbai_giang_hoa_hoc_dai_cuong_cau_tao_phan_tu_lien_ket_hoa_hoc.ppt

Nội dung text: Bài giảng Hóa học đại cương: Cấu tạo phân tử - Liên kết hóa học

  1. BÀI 2: CẤU TẠO PHÂN TỬ - LKHH HĐC-A
  2. Mục tiêu: 1. Biết các đại lượng đặc trưng của liên kết 2. Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết cở điển về liên kết 3. Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (VB) 4. Biết các đặc điểm của các kiểu lai hoá và biểu diễn cấu trúc khơng gian phân tử 5. Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (MO), cấu hình HĐC-A
  3. I.Những khái niệm về liên kết hoá học: 1. Độ bền liên kết : đặc trưng là năng lương liên kết Elk Elk là NL cần thiết để phá vỡ các lk trong 1 mol phân tử khí ở trạng thái cơ bản thành các nguyên tử tự do cũng ở trạng thái khí H-H (khí) → 2H (khí) Elk = 436 KJ/mol * NL phá vỡ LK là NLcần cung cấp nên mang dấu + * NLtạo thành LK là NL giải phóng để hình thành 1 mối LK từ các nguyên tử khí cô lập nên mang dấu – Elk càng lớn thì lk sẽ càng bền HĐC-A
  4. 2. Độ dài liên kết : là khoảng cách giữa tâm của 2 hạt nhân nguyên tử trong phân tử. Độ dài LK càng nhỏ LK sẽ càng bền 3. Sự phân cực liên kết : đặc trưng cho sư phân cực của phân tử LK bị phân cực khi độ âm điện của 2 nguyên tử khác biệt nhau 4. Góc liên kết : 1 phân tử LK nhiều nguyên tử thì đặc trưng quan trọng là góc LK Góc LK là góc tạo bởi sự cắt nhau của các trục nối tâm của nguyên tử trung tâm với tâm của HĐCtừng-A nguyên tử LK
  5. Các nguyên tử liên kết với nhau như thế nào? Do không thể quan sát trực tiếp các liên kết hóa học, ta dựa vào tính chất của các liên kết để xây dựng các mô hình (lý thuyết) để biểu diễn liên kết giữa các nguyên tử. Các lý thuyết được sử dụng nhiều nhất là: – Thuyết Bát tử của Lewis – Thuyết tương tác các cặp electron (VSEPR) – Thuyết Liên kết Hóa Trị.(VB) – Thuyết Vân đạo Phân tử (MO) HĐC-A
  6. Phân loại liên kết hóa học Tùy theo bản chất, liên kết hóa học được phân thành 3 loại chính – Liên kết ion – Liên kết cộng hóa trị – Liên kết kim loại. Bản chất và tính chất của mỗi loại liên kết trên được giải thích bằng các thuyết về liên kết hóa học thích hợp. HĐC-A
  7. Liên kết ion Liên kết ion được coi là hệ quả của sự tạo thành các ion âm và dương thông qua việc cho nhận electron giữa các nguyên tử. Được giải thích khá tốt qua lý thuyết đơn giản của Lewis. HĐC-A
  8. Liên kết Cộng Hóa Trị Liên kết cộng hóa trị có bản chất là sự dùng chung electron giữa các nguyên tử. Thường được giải thích thông qua thuyết liên kết hóa trị hoặc thuyết vân đạo phân tử. HĐC-A
  9. Liên Kết Kim Loại Liên kết kim loại không thể giải thích thấu đáo bằng thuyết Lewis cũng như thuyết Liên kết hóa trị do đó thường được giải thích bằng thuyết miền năng lượng, thực chất là thuyết vân đạo phân tử áp dụng cho hệ có khoảng 1023 nguyên tử. HĐC-A
  10. Các lý thuyết về Liên Kết Hóa Học HĐC-A
  11. Thuyết Lewis *Liên kết hóa học hình thành do các nguyên tử trao đổi hoặc sử dụng chung các electron hóa trị *Electron hóa trị là các electron nằm trong các lớp vỏ ngoài cùng chưa bão hòa của các nguyên tử. G.N.Lewis *Luật “Bát tử” 1875-1946 Các nguyên tử có xu hướng American Chemist cho, nhận, hay sử dụng chung electron để đạt tới cấu hình lớp vỏ ngoài cùng bền vững có 8 electron HĐC-A
  12. Ký hiệu Lewis Mô tả các electron hóa trị của các nguyên tử. Hydro: H · Natri: Na · · · · Clor: Cl· · · · HĐC-A
  13. Sự hình thành liên kết Sự hình thành NaCl: · · · · · + · · · · · · Na + Cl → Na [ · · Cl ] · · · · Sự hình thành HCl: · · · · · · · · · · · · H + Cl → H · · Cl · · · · Kim loại nhường electron cho phi kim để tạo liên kết ion. Hai phi kim dùng chung electron để tạo liên kết Cộng Hóa Trị. HĐC-A
  14. Hợp chất ion Trong các hợp chất ion, các ion dương và âm sắp xếp thành một mạng lưới tinh thể vững chắc. (ví dụ : NaCl) HĐC-A
  15. NL MẠNG TINH THỂ NL mạng tinh thể là NL phóng thích để đưa ion (+), ion (–) ở thể hơi vào vị trí thích hợp trong tinh thể, vì đây là NL phóng thích nên NLMTT có trị số âm. Trị số tuyệt đối của NLMTT càng lớn thì tinh thể càng bền HĐC-A
  16. Chu trình Born-Haber Q Na(r) + 1/2 C l 2 NaCl S>0 1/2D Na (k) Cl (k) U dien the ion hoa I A - Cl (k) Na+ (k) HĐC-A Q= S + 1/2D + dien the ion hoa I + A + U
  17. S : Nhiệt thăng hoa (26 Kcal/mol) D : NL nối (58 Kcal/mol) A: Ái lực điện tử (-86,5 kcal/mol) U: NL mạng tinh thể Q: Nhiệt phản ứng (-98,23 Kcal/mol) Điện thế Ion hoá I : 118 Kcal/mol Tính NL mạng tinh thể NaCl U = Q – S – 1/2D – Điện thế ion hoá I - A HĐC-A
  18. Chu trình Born-Haber Q Mg (r) + Cl2 (k) MgCl2 S>0 D Mg (k) 2Cl (k) U dien the ion hoa I + Mg (k) 2A dien the ion hoa 2 +2 - Mg (k) 2Cl (k) HĐC-A Q= S + D + dien the ion hoa I + dien the ion hoa 2 + 2A + U
  19. Liên kết ion, CHT *Trong liên kết ion, một nguyên tử nhường hẳn electron (tạo ion dương) một nguyên tử nhận hẳn electron (tạo ion âm). *Khi hai nguyên tử tương tự nhau hình thành liên kết, không nguyên tử nào muốn nhường hay nhận hẳn electron. * Trong liên kết CHT Chúng dùng chung cặp electron để đạt cấu hình bền 8 electron. *Mỗi cặp electron dùng chung tạo thành HĐCmột-A liên kết.
  20. Công thức Lewis Mô tả liên kết trong các hợp chất cộng hóa trị. Mỗi nguyên tử phải có 8 electron lớp vỏ ngoài cùng (trừ H có 2 electron). · · H2: H + H → H H hay H H · · · · · · · · Electron · · · · · · · · · · · · Cl : Cl + Cl · · → Cl Cl 2 · · · · · · · · liên kết · · · · · · · Cl· · Cl HĐC-A Electron không liên kết · · · ·
  21. Công thức Lewis · · · · · · · · · · HF: H F hay H F · · · · · · · · · · · · · H O: H · · O H hay H O H 2 · · · · · · · · · · · NH3: H · · N H hay H N H · · H H H H CH : · · · · · 4 H · · C H hay H C H · · H H HĐC-A
  22. Liên kết đơn, liên kết ba O2: · · · · O = O · · · · · · · N2: · · N  N Số cặp electron dùng chung được gọi là Bậc liên kết . HĐC-A
  23. Liên kết Cộng Hóa Trị có cực Khi cặp electron được phân bố đều giữa hai nguyên tử : liên kết không phân cực H2, Cl2: Khi có sự phân bố không đồng đều: liên kết cộng hóa trị có cực HCl: HĐC-A
  24. THUYẾT HIỆN ĐẠI VỀ LIÊN KẾT PHÂN TỬ ThuyếtTương Tác Các Cặp Electron Thuyết Liên Kết Hóa Trị Thuyết Vân đạo Phân Tử HĐC-A
  25. Thuyết tương tác các cặp electron Valence Shell Electron Pair Repulsion theory(VSEPR). Phương pháp đơn giản nhưng hiệu quả để xác định hình dạng phân tử CHT. Nguyên tắc: Các cặp electron quanh nguyên tử sẽ sắp xếp sao cho sự tương tác là nhỏ nhất. HĐC-A
  26. Áp dụng thuyết VSEPR Vẽ công thức Lewis. Đếm số vị trí có electron quanh nguyên tử – Một cặp electron không liên kết tính là 1 vị trí – Một liên kết (Đơn, Đôi hoặc Ba) tính là một vị trí. Sắp xếp các vị trí có electron sao cho tương tác là nhỏ nhất HĐC-A
  27. Các cách sắp xếp Số vị trí Cách xếp 180 2 Thẳng hàng 120 3 Tam Giác 109.5 4 Tứ diện HĐC-A
  28. Các cách sắp xếp Số vị trí Cách xếp 90 Lưỡng Tháp 5 Tam Giác 120 90 90 6 Bát diện HĐC-A
  29. Các dạng phân tử Phân tử CT Lewis vị trí e – cách xếp góc . Liên kết · · · · CO2 O· · = C = O· · 2 - Thẳng hàng 180 · · · · · · SO2 O· · · S = O· · 3 - Tam Giác 120 · · · · · · O· · = S O· · · · · · · · -2 -2 · · · CO · · 3 - 3 O· · C O· · Tam Giác 120 · · · HĐC-A O· ·
  30. Các dạng phân tử Phân tử CT Lewis vị trí e – cách xếp góc . Liên kết H CH4 H C H 4 - Tứ diện 109.5 H · · NH3 H N H 4 - Tứ diện 109.5 H HĐC-A
  31. Các dạng phân tử Phân tử CT Lewis vị trí e – cách xếp góc . Liên kết · · · · · F· · · · · · Lưỡng tháp · · · SF · · 90, 4 F· · S ·F · 5 - Tam giác 120 · · · F· · · · · · · · F· · · · · · · · · · · · Bát diện 90 XeF4 F· · Xe F· · 6 - · · · F· · · HĐC-A
  32. Các biến dạng H C H H N O H H H H H H 109.5O 107O 104.5O Góc liên kết giảm khi sớ cặp điện tử khơng liên kết tăng, HĐC-A
  33. Các biến dạng Cl 111.4o C O Cl 124.3o HĐC-A
  34. Hình dạng phân tử HĐC-A
  35. Hình dạng phân tử HĐC-A
  36. Hình dạng phân tử HĐC-A
  37. Hình dạng phân tử HĐC-A
  38. Hình dạng phân tử HĐC-A
  39. Phân tử nhiều trung tâm Xác định sự phân bố electron cho từng nguyên tử. · · · H O · · Tam giác · · H C C O H HC2H3O2: · · H Tứ diện HĐC-A
  40. Moment lưỡng cực của phân tử Khi hai nguyên tử có độ âm điện khác nhau, mật độ điện tích âm sẽ cao hơn ở phía nguyên tử có độ âm điện cao hơn. Tạo ra moment lưỡng cực của liên kết. (Qui ước chiều của moment lưỡng cực hướng về phía nguyên tử âm điện hơn) Trong phân tử nhiều nguyên tử Moment lưỡng cực của phân tử là tổng các moment lưỡng cực của tất cả các liên kết HĐC-A
  41. Moment lưỡng cực của phân tử HĐC-A
  42. Moment lưỡng cực của phân tử HĐC-A
  43. Moment lưỡng cực của phân tử F · · · · 120 · · · F B F · · BF3: · · · · Tam giác B · · · · · · F F F· · Không phân cực O · · · O· · 120 CH2O: Tam giác C H C H H H HĐC-A Phân cực
  44. Moment lưỡng cực của phân tử Cl · · 109 · · · Cl · · · · · · Cl C · · · CCl : Cl· · C Cl Tứ diện Cl 4 · · · · Cl · · · Cl· · · · Không phân cực · · Cl · · · Cl · · CH3Cl: H C H Tứ diện H C H H H HĐC-A Phân cực
  45. THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ Valence Bond Theory HĐC-A
  46. Thuyết Liên kết hóa trị Thuyết Lewis và VSEPR không giải thích được độ bền của các liên kết cộng hóa trị. Thuyết Liên kết hóa trị dựa trên kết quả của cơ học lượng tử để giải thích sự tạo thành liên kết. HĐC-A
  47. Thuyết liên kết hóa trị Liên kết hóa học tạo thành do sự xen phủ của các orbital của các nguyên tử. Các orbital chỉ xen phủ với nhau khi: – Hai orbital, mỗi orbital chứa 1 electron – Một orbital chứa 2 electron và 1 orbital trống (liên kết cho nhận hay liên kết phối trí) Có hai kiểu xen phủ tạo thành hai loại liên kết:  và  HĐC-A
  48. Liên kết  Liên kết  (sigma) tạo thành do sự xen phủ đối xứng theo trục của hai orbital. Sự xen phủ của 2 orbital pz trong phân tử O2: E HĐC-A 0.08 0.16 0.24 0.32 nm
  49. Liên kết p Liên kết p (pi) hình thành do sự xen phủ đối xứng theo mặt phẳng Sự xen phủ của 2 orbital py trong phân tử O2 HĐC-A
  50. Độ bền liên kết Liên kết càng bền khi mức độ xen phủ các Orbital càng lớn (mật độ nguyên tử giữa hai hạt nhân là lớn nhất) 1. Mức độ xen phủ phụ thuộc vào: hình dạng, kích thước, năng lượng của các orbital, hướng xen phủ và kiểu xen phủ giữa chúng. 2. Các orbital có năng lượng tương đương nhau sẽ xen phủ tốt 3. Xen phủ theo trục hữu hiệu hơn xen phủ theo mặt phẳng. HĐC-A
  51. Ví dụ H2: 1s 1s HF: 1s 2p F2 : HĐC-A 2p 2p
  52. Ví dụ Xét phân tử H2O : Nguyên tử trung tâm O: 2s 2p 1s Góc liên kết dự đoán 90. 2p 1s Thực nghiệm : 104 o 2s HĐC-A 2p
  53. Sự tạp chủng orbital Trước khi tạo liên kết, các orbital của nguyên tử sẽ tổ hợp với nhau tạo ra các orbital tạp chủng. Số orbital tạp chủng hình thành đúng bằng số orbital tham gia tổ hợp. s p + sp sp HĐC-A
  54. Đới với phân tử nhiều nguyên tử, có thể dùng sự lai hoá orbital để giải thích sự tạo thành liên kết và cấu tạo lập thể của phân tử. Cấu trúc Phân tử BeF2 theo Lewis Dùng Thuyết VB để giải thích cấu trúc BeF2 như thế nào? HĐC-A
  55. Giải thích BeF2 • Cấu hình điện tử của nguyên tử Flourine: 1s2 2s2 2p5 Có 1 điện tử đợc thân trong orbital 2p của nguyên tử F, có thể ghép đơi với điện tử đợc thân của Be để tạo liên kết. Cấu hình điện tử của nguyên tử Be: 1s2 2s2 HĐC-A
  56. Giải thích BeF2 • Cấu hình điện tử ở trạng thái kích thích của Be: 1s2 2s1 2p1 vậy hai điện tử hoá trị trên 2s và 2p phải có tính chất như nhau, điều này là kết quả của sự lai hoá sp HĐC-A
  57. Giải thích BeF2 • Cấu hình điện tử ở trạng thái lai hoá của Be: 1s2 2(sp)2 HĐC-A
  58. Tạp chủng sp:BeF2 Be : s p p p Kích thích: s p p p Tạp chủng: sp sp p p sp sp HĐC-A
  59. Tạp chủng sp HĐC-A
  60. Giải thích BF3 Câấu hình điện tử cuả Boron trong BF3 HĐC-A
  61. 2 Tạp chủng sp : BF3 B : s p p p Kích thích: s p p p sp2 sp2 sp2 Tạp chủng: sp2 sp2 sp2 p HĐC-A
  62. Tạp chủng sp2 HĐC-A
  63. Giải thích CH4 Câú hinh̀ điêṇ tử cuả Carbon trong CH4 HĐC-A
  64. 3 Tạp chủng sp CH4 C : s p p p Kích thích: s p p p sp3 3 Tạp chủng: sp 3 3 3 3 sp sp sp sp sp3 HĐC-A sp3
  65. Tạp chủng sp3 HĐC-A
  66. Giải thích H2O Câấu hình điện tử cuả Oxy HĐC-A
  67. Giải thích NH3 Câấu hình điện tử cuả Nitơ trong NH3 HĐC-A
  68. Giải thích PF5 Câấu hình điện tử cuả Phospho trong PF5 HĐC-A
  69. Tạp chủng sp3d và sp3d2 HĐC-A
  70. Các kiểu lai hoá Valence Electron Pair Number of Orbitals Hybrid Orbitals Geometry Linear 2 sp Trigonal Planar 3 sp2 Tetrahedral 4 sp3 Trigonal Bipyramidal 5 sp3d Octahedral 6 sp3d2 HĐC-A
  71. Các dạng tạp chủng HĐC-A
  72. Các dạng tạp chủng HĐC-A
  73. Các kiểu liên kết C-C HĐC-A
  74. Ví dụ H H Công thức Lewis C2H4:H C = C H Tam giác - sp2 p H H sp2 C C 2 H sp H sp2  HĐC-A Liên kết Liên kết p
  75. Ví dụ HCN: H C  N · · Thẳng hàng- sp p H C N sp sp p Liên kết  pLiênbond kết p HĐCLiên-A kết Ba gồm 1  và 2 p
  76. Ví dụ · · · O · · CH2O: H C H Tam giác - sp2 p H sp2 C O 2 H sp sp2 Liên kết  Liên kết p HĐC-A
  77. KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB + Sự tồn tại của H2 VB: + – Không thể tồn tại H2 do mối liên kết chỉ được thực hiện bằng 1 electron duy nhất Thực tế: + – H2 tồn tại và khá bền vững + – (năng lượng liên kết trong H2 là 255 kJ/mol) HĐC-A
  78. KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB + Liên kết trong F2 bền hơn trong F2 VB: – liên kết càng bền khi mật độ electron giữa hai nguyên tử càng lớn. Khi hệ F2 bị mất đi 1 electron thì mật độ electron sẽ giảm đi làm cho liên kết trở nên kém bền hơn. Thực tế: + – liên kết trong F2 (320 kJ/mol) bền hơn liên kết trong F2 (155 kJ/mol). HĐC-A
  79. KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB O2 thuận từ (tồn tại electron độc thân trong phân tử O2) VB: – Trong phân tử O2 không còn electron độc thân. Do đó O2 sẽ có tính nghịch từ (không bị nam châm hút. ) Thực tế – O2 có tính thuận từ tức là bị nam châm hút. Điều đó chứng tỏ rằng trong phân tử O2 vẫn còn có electron độc thân chưa ghép cặp. HĐC-A
  80. KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB Không giải thích được hiện tượng quang phổ của các phân tử cộng hóa trị. HĐC-A
  81. THUYẾT VÂN ĐẠO PHÂN TỬ MOLECULAR ORBITALS mở rộng khái niệm hàm sóng cho hệ phân tử HĐC-A
  82. Luận điểm 1. Trong phân tử, các electron cũng tồn tại ở những trạng thái riêng giống như trong nguyên tử 2. Trạng thái của các electron được biểu diễn bởi các hàm sóng MO gọi là các orbital phân tử. 3. Các electron trong phân tử cũng chiếm các orbital phân tử tuân theo các nguyên lý bền vững, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund. 4. Việc xác định các hàm sóng phân tử ( MO) được thực hiện bằng cách giải phương trình sóng Schrodinger cho hệ phân tử. HĐC-A
  83. Do tác dụng tương hỗ giữa các hạt nhân và electron trong hệ phân tử, việc giải phương trình Schrodinger là rất phức tạp. Để đơn giản hóa việc giải này ta chấp nhận các giả thuyết gần đúng HĐC-A
  84. các giả thuyết gần đúng 1. Các orbital phân tử được hình thành từ sự tổ hợp tuyến tính của các orbital nguyên tử. 2. Các orbital nguyên tử tham gia tổ hợp phải thoả điều kiện: Có năng lượng gần nhau Có tính đối xứng giống nhau 3. Chỉ có các orbital hóa trị mới đóng góp vào sự hình thành orbital phân tử. Các orbital nguyên tử ở lớp vỏ bên trong HĐC-khôngA bị thay đổi.
  85. các giả thuyết gần đúng 4. Tùy theo kiểu tổ hợp mà sẽ tạo thành các orbital phân tử có tính đối xứng và năng lượng khác nhau như sau: – Tổ hợp đối xứng qua trục sẽ tạo thành các orbital phân tử  – Tổ hợp đối xứng qua mặt phẳng tạo thành các orbital phân tử p – Tổ hợp dương tạo thành các orbital phân tử có năng lượng thấp gọi là các orbital liên kết (ký hiệu là , hoặc p) – Tổ hợp âm tạo thành các orbital phân tử có năng lượng cao gọi là các orbital phản liên kết (ký hiệu là * hoặc p* ) HĐC-A
  86. Phân tử H2 H2 chứa orbital liên kết 1s và orbital phản liên kết *1s HĐC-A
  87. Phân tử (X2) với X là nguyên tố chu kỳ 2 Sự tổ hợp của các orbital nguyên tử thành các orbital phân tử * 1s + 1s → 1s, 1s * 2s + 2s → 2s, 2s (2px, 2py, 2pz) + (2px, 2py, 2pz) * * * p2py, p2py p2px, p2px 2pz, 2pz Giả sử trục Z trùng với trục liên kết HĐC-A
  88. Phân tử O2 Sự hình thành 2pz MO: 2pz 2pz HĐC-A 2pz
  89. Phân tử O2 Sự hình thành p2px MO: 2px 2px HĐC-A p2px
  90. Phân tử O2 Sự hình thành p*2px MO: 2px -2px HĐC-A p*2px
  91. 2p và p2p *2pz 2pz p*2px p2px p*2py p2py HĐC-A
  92. Cách sắp xếp điện tử trong MO cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau không có tương tác sp (năng lượng s và p cách xa nhau) VD: Phân tử O2, F2, Ne2 lk * lk * lk lk (σ1s )< (σ1s )< (σ2s )< (σ2s )< (σ2pz )< (px )= lk * * * (py )< (px )= (py )< (σ2pz ) HĐC-A
  93. Cách sắp xếp điện tử trong MO cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau có tương tác sp (năng lượng s và p gần nhau. VD :phân tử He2; N2 lk * lk * (σ1s )< (σ1s ) <(σ2s )< (σ2s )< lk lk lk * * * (px )= (py )<(σ2pz ) <(px )= (py )< (σ2pz ) HĐC-A
  94. Sơ đồ orbital phân tử có tương tác sp *2p E p*2p 2p 2p p2p *2s 2s 2s *1s 1s HĐC-A 1s
  95. * * σ2p σ2p * * p* p* p xp y x y lk lk lk 2p σ2p 2p 2p px py 2p lk p lk p lk σ2p x y Mức năng lượng s và p gần nhau * σ2s σ * 2s 2s 2s lk 2s 2s σ2s lk σ2s HĐC-A
  96. CÁCH SẮP XẾP ELECTRON 1. Tổng số electron của các orbital phân tử bằng tổng số electron hóa trị đóng góp bởi các nguyên tử 2. Các electron sắp xếp vào các orbital phân tử theo trật tự năng lượng từ thấp đến cao (nguyên lý bền vững) 3. Mỗi orbital phân tử chứa tối đa 2 electron, hai electron này phải có spin ngược nhau (nguyên lý loại trừ Pauli) 4. Khi sắp xếp vào các orbital có năng lượng bằng nhau các electron sắp sao cho tổng số spin là cực đại (quy tắc Hund) HĐC-A
  97. Bậc liên kết ❖Độ bền của liên kết trong phân tử được xác định thông qua giá trị BẬC LIÊN KẾT ❖BẬC LIÊN KẾT = ½ (Tổng số electron trên orbital liên kết – Tổng số electron trên orbital phản liên kết) ❖Bậc liên kết càng lớn thì liên kết trong phân tử càng bền. ❖Khi bậc liên kết = 0 hay <0 thì liên kết không tồn tại. HĐC-A
  98. Cấu hình điện tử của mợt sớ phân tử đơn chất có tương tác sp lk 2 0 Phân tử H2 (σ1s ) (σ1s*) + lk 2 * 1 Phân tử He2 (σ1s ) (σ1s ) lk 2 * 2 Phân tử He2 (σ1s ) (σ1s ) thực tế khơng tờn tại phân tử He2 lk 2 * 2 lk 2 * 2 lk 2 lk 2 lk 2 Phân tử N2 (σ1s ) (σ1s ) (σ2s ) (σ2s ) (px ) (py ) (σ2pz ) lk 2 * 2 lk 2 * 2 lk 1 lk 1 Phân tử B2 (σ1s ) (σ1s ) (σ2s ) (σ2s ) (px ) (py ) HĐC-A
  99. Ví dụ He2: Bậc LK = ½(2 - 2) = 0 phân tử không tồn tại *2p E p*2p 2p 2p p2p *2s 2s 2s *1s 1s HĐC-A 1s
  100. Ví dụ − He2 : Bậc LK = ½(3 - 2) = ½ *2p E p*2p 2p 2p p2p *2s 2s 2s *1s 1s HĐC-A 1s
  101. Ví dụ N2: Bậc LK = ½(10 - 4) = 3 *2p E p*2p 2p 2p p2p *2s 2s 2s *1s 1s HĐC-A 1s
  102. Sự tương tác 2s - 2p ➢Khi năng lượng của orbital 2s và 2p cách xa nhau (các nguyên tố cuối chu kỳ như O, F), sự tương tác giữa 2s và 2p không đáng kể do đó các orbital px , và py có năng lượng cao hơn orbital 2p ➢Khi năng lượng của orbital 2s và 2p khá gần nhau (các nguyên tố đầu chu kỳ như B, C, N) , sự tương tác giữa 2s và 2p là đáng kể do đó các orbital px , và py có năng lượng thấp hơn orbital 2p HĐC-A
  103. Sự tương tác 2s - 2p Với phân tử O2 và F2 orbital 2p có năng lượng thấp hơn orbital p2p. HĐC-A
  104. Cấu hình điện tử của mợt sớ phân tử đơn chất không có tương tác sp lk 2 * 2 lk 2 * 2 lk 2 lk 2 lk 2 Phân tử O2 (σ1s ) (σ1s ) (σ2s ) (σ2s ) (σ2pz ) (px ) (py ) * 1 * 1 (px ) (py ) lk 2 * 2 lk 2 * 2 lk 2 lk 2 lk 2 Phân tử F2 (σ1s ) (σ1s ) (σ2s ) (σ2s ) (σ2pz ) (px ) (py ) * 2 * 2 (px ) (py ) HĐC-A
  105. Ví dụ Phân tử O2, F2, Ne2: *2p E p*2p 2p p2p 2p *2s 2s 2s *1s 1s HĐC-A 1s
  106. Ví dụ O2: Bậc LK = ½(10 - 6) = 2 thuận từ *2p p*2p 2p p2p 2p *2s 2s 2s *1s 1s HĐC-A 1s
  107. + Sự tồn tại của H2 HĐC-A
  108. + liên kết trong F2 bền hơn liên kết trong F2 HĐC-A
  109. Cấu hình điện tử của mợt sớ phân tử hợp chất (các nguyên tử khác điện tích hạt nhân) * * σ2p σ2p * * p* p* p xp y 2p x y lk lk 2p lk px py σ2p 2p 2p lk p lk p lk σ2p x y Mức năng lượng s và p gần nhau * σ2s * σ2s 2s 2s 2s lk 2s σ2s lk σ2s HĐC-A
  110. Ví dụ Cấu hình điện tử của phân tử có 2 nguyên tử khác nhau NO :N: 1s2 2s2 2p3 có 5 điện tử hóa trị O : 1s2 2s2 2p4 có 6 điện tử hóa trị NO có 11 điện tử hoá trị ở lớp 2 Phân tử NO lk 2 * 2 lk 2 * 2 lk 2 lk 2 lk 2 1 0 (σ1s ) (σ1s ) (σ2s ) (σ2s ) (px ) (py ) (σ2pz ) (px*) (py*) HĐC-A
  111. CO : C: 1s2 2s2 2p2 có 4 điện tử hóa trị O : 1s2 2s2 2p4 có 6 điện tử hóa trị NO có 10 điện tử hoá trị ở lớp 2 Phân tử CO lk 2 * 2 lk 2 * 2 lk 2 lk 2 lk 2 0 0 (σ1s ) (σ1s ) (σ2s ) (σ2s ) (px ) (py ) (σ2pz ) (px*) (py*) HĐC-A
  112. Cấu hình điện tử của mợt sớ phân tử hợp chất (các nguyên tử khác điện tích hạt nhân) AO H MO HF AO F 1s 2p 2s 2s 1s 1s HĐC-A