Bài giảng Hóa đại cương - Chương 2: Cấu tạo chất

9/26/2015 
1 
I- CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 
1- Một số mẫu nguyên tử cổ điển 
1.1- Mẫu Rutherford (Rơzơfo- Anh). 1911 
1.2- Mô hình nguyên tử Bohr (Bo- Đan mạch). 1913 
2- Những tiền đề của cơ học lƣợng tử 
2.1- Thuyết lƣợng tử Planck (Plăng- Đức).1900 
2.2- Thuyết sóng- hạt của hạt vi mô 
2.3- Nguyên lí bất định Heisenberg (Haixenbec-Đức).1927 
3- Khái niệm cơ bản về cơ học lƣợng tử 
3.1- Hàm sóng - Phƣơng trình sóng 
3.2- Ý nghĩa các số lƣợng tử (Số lƣợng tử chính n; Số lƣợng tử phụ l; Số 
lƣợng tử từ m; Số lƣợng tử Spin ms ) 
3.3- Khái niệm về Obitan nguyên tử 
4- Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử. 
a - Nguyên lý loại trừ Pauli 
b - Nguyên lý vững bền 
c - Quy tắc Hund 
d- Giới thiệu quy tắc bão hoà và bán bão hoà 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
CHƢƠNG II CẤU TẠO CHẤT 
5. Quan hệ giữa cấu trúc lớp vỏ điện tử của nguyên tử với vị trí của các 
nguyên tố đó trong bảng HTTH 
II – LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ 
1.CÁC ĐẶC TRƢNG CƠ BẢN CỦA LIÊN KẾT HOÁ HỌC 
2. CÁC DẠNG LIÊN KẾT HOÁ HỌC (Liên kết ion; Liên kết cộng hoá trị; 
Liên kết kim loại; Liên kết hyđrô ) 
3. THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (VIẾT TẮT VB: Valence bond ) 
3.2- Những luận điểm cơ bản của thuyết VB 
3.3- Sự định hƣớng liên kết. Liên kết  (xích ma) và liên kết (pi) 
4. SỰ LAI HÓA CÁC ORBITAL LIÊN KẾT 
4.1- Điều kiện ra đời thuyết lai hóa - Khái niệm lai hóa 
4.2- Một số kiểu lai hóa 
 - Lai hóa sp 
 - Lai hóa sp2 
 - Lai hóa sp3. 
4.3- Dự đoán kiểu lai hóa và cấu trúc hình học của phân tử 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
 https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015 
2 
5. THUYẾT ORBITAL PHÂN TỬ (MO- MOLECULAR ORBITAL 
(Muliken, Hund – Đức). 1927 
6. CẤU TẠO PHÂN TỬ 
6.1. Đặc điểm phân tử 
6. 2. Phân tử phân cực và phân tử không phân cực 
6. 3. Mômen lưỡng cực 
6. 4. Lực tương tác giữa các phân tử 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
I- CẤU TẠO NGUYÊN TỬ 
 - Khái niệm ngtử đã được các nhà triết học cổ Hylap đưa ra 
cách đây hơn hai ngàn năm ( mang tên Hylap “ oo” nghĩa là 
không thể phân chia) 
 - Năm 1807 Dalton, trên cơ sở các định luật cơ bản của hóa 
học đã đưa ra giả thuyết về ngtử, thừa nhận ngtử là hạt nhỏ nhất 
cấu tạo nên các chất, không thể phân chia nhỏ hơn bằng phản ứng 
hóa học 
 - Năm 1811 Avôgađrô trên cơ sở thuyết ngtử của Dalton đã 
đưa ra giả thuyết về phân tử và thừa nhận phân tử được tạo thành 
từ các ngtử, là hạt nhỏ nhất của một chất, mang đầy đủ tính chất 
của chất đó 
 - Năm 1861 thuyết ngtử, phân tử chính thức được thừa nhận 
tại hội nghị hóa học thế giới họp ở Thụy sĩ. 
 - Đến cuối thế kỉ 19 và đầu thế kỉ 20 với những thành tựu của 
vật lí, các thành phần của ngtử lần lượt được pháp hiện 
9/26/2015 
3 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
1- Một số mẫu nguyên tử cổ điển 
1.1- Mẫu Rutherford (Rơzơfo- Anh). 1911 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 Bằng thí nghiệm cho dòng  bắn qua lá vàng mỏng, 
năm 1911 nhà bác học Anh Rutherford đã đưa ra giả 
thuyết về ngtử: 
 - Trong nguyên tử có một hạt nhân ở giữa và các 
electron quay xung quanh giống như các hành tinh 
quay xung quanh mặt trời. 
 - Hạt nhân mạng điện tích dương, có kích thước 
rất nhỏ so với kích thước của ngtử nhưng lại tập 
trung hầu như toàn bộ khối lượng ngtử 
 Mẫu hành tinh ngtử Rutherford đã giải thích được kết 
quả thí nghiệm trên và cho phép hình dung một cách đơn giản 
cấu tạo ngtử. Tuy nhiên không giải thích được sự tồn tại của 
ngtử và hiện tượng phát xạ quang phổ vạch của ngtử. 
9/26/2015 
4 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
1.2- Mô hình nguyên tử Bohr (Bo- Đan mạch). 1913 
Dựa trên thuyết lượng tử của Planck 
(Plăng) Bohr đã đưa ra hai định đề: 
- Trong nguyên tử các electron 
chỉ có thể chuyển động trên 
những quỹ đạo xác định gọi là 
quỹ đạo lượng tử . Ứng với mỗi 
quỹ đạo có mức năng lượng xác 
định. 
h – hằng số Planck (6,62.10-27 erg.s= 6,62.10-34 j.s 
m – khối lượng electron 
v- vận tốc chuyển động của electron 
r- bán kích quỹ đạo 
n- số lượng tử. n = 1,2,3,4,5,. 
Tích mvr gọi là mômen động lượng 
2π
h
nmvr 
Mô men động lượng của quỹ đạo 
lượng tử phải thỏa mãn điều kiện 
sau: 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 - Khi electron chuyển động từ quỹ đạo này sang quỹ đạo 
khác thì xảy ra sự hấp thụ hay giải phóng năng lượng, năng 
lượng được hấp thụ hay giải phóng bằng hiệu giữa 2 mức năng 
lượng:  = h = En’ – En. 
 Thuyết Bohr cho phép giải thích được cấu tạo quang phổ vạch 
của nguyên tử hidro: 
 Năng lượng e trên quỹ đạo n được tính bằng công thức; 
 m – Khối lượng hạt e; m =9,109.10-31kg 
e – Điện tích hạt e; e = -1,602.10-19C 
ε0 – Hằng số điện môi của chân không; ε0 = 8,854.10
-12 S.I 
h – Hằng số Planck; h=6,625.10-34J.s 
9/26/2015 
5 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 Khi e nhảy từ trạng thái năng lượng En’ về trạng thái năng lượng En 
sẽ xảy ra phát xạ một tia sáng có tần số  = 
 En’ - En = h 
 Nếu tính theo đơn vị eV (1eV = 1,602.10-19 J) thì năng lượng e: 
 Đối với các ion 1 electron (He+ Li2+ ) thì năng lượng e: 
Z – số hạt proton 
Lyman 
(UV) 
Barman 
(VIS) 
Paschen (IR) 
4.000A0 8.000A0 
Lyman 
(UV) 
Paschen (IR) 
Barman 
(VIS) 
n=6 
n=5 
n=4 
n=3 
n=2 
n=1 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Tuy nhiên thuyết Bohr còn có nhiều hạn chế như: 
- Không giải thích được cấu tạo của những nguyên tử phức tạp, 
- Không giải thích được sự tách vạch quang phổ dưới tác dụng 
của điện trường, từ trường. 
 Việc giải thích cấu tạo nguyên tử một cách nhất quán phải 
nhờ đến thuyết cơ học lượng tử. 
9/26/2015 
6 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
2- Những tiền đề của cơ học lƣợng tử 
2.1- Thuyết lƣợng tử Planck (Plăng- Đức).1900 
 - Ánh sáng hay các bức xạ nói chung không phải liên tục mà 
gồm những lượng nhỏ riêng biệt gọi là những lượng tử 
 - Mỗi lượng tử mang một năng lượng tính bằng biểu thức: 
2.2- Thuyết sóng- hạt của hạt vi mô 
 Năm 1924 nhà vật lý học Pháp L.de Broglie (Đơ Brơi) trên cơ 
sở của thuyết sóng hạt của ánh sáng đã đề ra giả thuyết: 
 mọi hạt vật chất chuyển động đều có thể coi như là 
một quá trình sóng đặc trưng bằng bước sóng  tính 
theo hệ thức: 
hνE  - Là tần số bức xạ (2.2) 
mv
h
λ (2.3) 
m: Khối lượng hạt 
v: tốc độ chuyển động của hạt 
h: hằng số Planck (6,62.10-27 erg.s= 6,62.10-34 j.s 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 Năm 1924 người ta đã xác định được khối lượng của 
electron, nghĩa là thừa nhận electron có bản chất hạt 
 Năm 1927 Davisson và Germer đã thực nghiệm cho thấy 
hiện tượng nhiễu xạ chùm electron. Như vậy bản chất sóng của 
electron cũng được thừa nhận. 
 Như vậy: electron vừa có bản chất sóng vừa có bản 
chất hạt 
 Đối với những vật thể vĩ mô (m có giá trị rất lớn) nên bước 
sóng  có giá trị rất nhỏ nên ta có thể bỏ qua bản chất sóng 
9/26/2015 
7 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
ví dụ 1: Electron khối lượng 9,1.10-28g chuyển động với vận tốc xấp xỉ 
108m/s sẽ sinh ra một sóng tính theo biểu thức (2.3) 
ví dụ 2: Một ôtô khối lượng 1000kg chuyển động với vận tốc 72km/h sẽ 
sinh ra một sóng tính theo biểu thức (2.3) 
m7.10
.109,1.10
6,62.10
λ 8
828
27
m3,3.10
.2.1010
6,62.10
λ 36
36
27
biên soạn: Nguyễn Kiên 
2.3- Nguyên lí bất định Heisenberg (Haixenbec-Đức).1927 
 Đối với một hạt vi mô không thể xác định chính xác đồng 
thời cả tốc độ và vị trí 
 Theo hệ thức này thì việc xác định tọa độ càng chính xác 
bao nhiêu thì việc xác định tốc độ càng kém chính xác bấy 
nhiêu. 
 ví dụ: Nếu lấy độ bất định của phép đo vị trí electron trong ngtử x là 10-10m 
(ngtử có đường kính cỡ 10-8m) thì độ bất định của phép đo tốc độ sẽ là: 
πm
h
2
Δx.Δv (2.4) 
 x: độ bất định về vị trí 
 v : độ bất định về tốc độ 
m: khối lượng hạt 
m/s10
.1006,28.9,1.1
6,62.10
Δv 10
1028
27
Nghĩa là mắc phải sai số xấp xỉ bằng vận tốc ánh sáng 
9/26/2015 
8 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
3- Khái niệm cơ bản về cơ học lƣợng tử 
3.1- Hàm sóng – phƣơng trình sóng Schrodinger 
 Trạng thái của hệ vĩ mô sẽ hoàn toàn được xác định nếu biết 
quỹ đạo và vận tốc chuyển động của nó. Trong khi đó đối với những 
hệ vi mô, do bản chất sóng – hạt và nguyên lí bất định, khái niệm 
quỹ đạo không còn ý nghĩa nữa. 
 Trong cơ học lượng tử trạng thái của electron quanh nhân 
nguyên tử được mô tả bằng một hàm xác định gọi là hàm sóng hay 
hàm trạng thái (x,y,z) (đọc là: Pơxi). 
 Hàm sóng  nhận được khi giải phương trình sóng Schrodinger 
( Là phương trình mô tả trạng thái chuyển động của hạt vi mô trong không 
gian. Đó là phương trình sóng do nhà bác học Áo Schrodinger đưa ra năm 
1926). 
 Phương trình có dạng như sau: 
 U: Thế năng của hạt 
E: Năng lượng toàn phần của hạt 
m: Khối lượng của hạt 
0)(
8
2
2
2
2
2
2
2
2
  






UE
h
m
zyx
(2.5) 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 Giải phương trình sóng Schrodinger trên tọa độ cầu ta 
được các hàm (r,, ) , từ đó ta thấy hàm  phụ thuộc vào các 
đại lượng: 
 - Năng lượng toàn phần E; 
 - Mô men động lượng M, 
 - Hình chiếu mô men động lượng Mz của electron. 
 Trong các biểu thức tính các đại lượng này xuất hiện những con 
số nguyên tương ứng gọi là những số lượng tử 
9/26/2015 
9 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
3.2 - Ý nghĩa các số lƣợng tử 
 Như đã nói ở trên các số lượng tử xuất hiện trong quá trình 
giải phương trình Schrodinger để tìm một số đại lượng đặc 
trưng cho một hàm sóng . 
 Từ đó ta rút ra: mỗi hàm sóng  được đặc trưng bởi 4 
tham số: n, l, m, và ms gọi là các số lượng tử. 
a- Số lượng tử chính n. 
 - Số lượng tử chinh n xác định năng lượng của electron 
trong ngtử theo biểu thức: 
Trong đó: 
-m là khối lượng của điện tử, m = 9,108.10-28 (g). 
- e là điện tích của điện tử bằng , e = -1,6.10-19C 
- h là hằng số Planck, h = 6,62.10-27erg.s. 
)(
hn
emZ2π
22
422
ergEn 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Nếu năng lượng được tính ra jun (J) thì có dạng: 
Nếu năng lượng được tính ra electron vol (eV) và với nguyên tử 1e (Z=1), 
thì biểu thức được viết gọn dưới dạng đơn giản: 
Như vậy, năng lượng của electron chỉ phụ thuộc vào số lượng tử chính n. 
 - Số lượng tử chính n nhận các giá trị từ 1,2,3,,n. 
 - Các  có cùng n sẽ có cùng mức năng lượng. 
2
22
422
n k
hn
meZ2π
E k-hằng số cân bằng điện tích 
k=9.109 J.m/c2 
2n n
13,6
E [ev] (1eV = 1,6.10
-19 J ). 
 n 1 2 3 4 5. n 
Kí hiệu lớp K L M N O. 
Mức năng lượng E1 E2 E3 E4 E5.. En 
9/26/2015 
10 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Giá trị n càng lớn thì năng lượng càng cao nên lelectron ở lớp năng lượng 
này càng xa hạt nhân (càng kém bền). 
Như vậy: 
- Đối với ngtử hiđro hay ion 1 electron: n đặc trưng cho mức năng lượng E của 
electron của ngtử hay ion. 
- Đối với ngtử nhiều electron, ngoài sự tương tác các electron với hạt nhân còn 
sự tương tác với các electron với nhau, nên nặng lượng của electron lúc này 
phụ thuộc vào 2 số lượng tử là số lượng tử chính n và số lượng tử phụ l. Vì vậy, 
trong trường hợp này giá trị n chỉ đặc trưng cho mức năng lượng trung bình của 
các electron trong 1 lớp. 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
b- Số lượng tử phụ l. 
 Số lượng tử phụ l xác định mômen động lượng của electron 
trong biểu thức: 
 Như vậy: 
 - l xác định momen động lượng obital của electron. Chính là hình 
dạng của các obitan nguyên tử. 
 - số lượng tử phụ l nhận giá trị 0,1,2..., n-1 . Do vậy, số lượng tử phụ 
l còn xác định phân mức năng lượng của phân lớp điện tử trong lớp 
n. 
 Để tiện sử dụng người ta dùng các chữ cái thường để kí hiệu 
các phân lớp e trong nguyên tử. 
 Thí dụ: Khi l = 0 ký hiệu phân lớp e : s 
 Khi l = 1 ký hiệu phân lớp e : p 
 Khi l = 2 ký hiệu phân lớp e : d 
 Khi l = 3 ký hiệu phân lớp e : f 
 Để phân biệt các phân lớp cùng tên trong các lớp khác nhau, 
người ta đặt trước các chữ đó bằng số lượng tử chính. 
2π
h
.1)(M  (2.10) 
 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
 https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015 
11 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Thí dụ: 
 Giá trị n Giá tri l (từ 0 n-1) Tên phân lớp 
 1 l=0 1s 
 2 l=0 2s 
 l=1 2p 
 3 l=0 3s 
 l=1 3 p 
 l=2 3 d 
 Các AO có cùng 1 số lượng tử phụ l sẽ có hình dạng giống 
nhau, không kể thuộc 1 lớp nào. Các AO thuộc phân lớp s (l=0) có 
dạng hình cầu; thuộc phân lớp p (l=1) có dạng hình số 8 nổi hay 
hình quả tạ; phân lớp d và f có hình dạng phức tạp hơn. 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
c- Số lượng tử từ m. 
 - m nhận giá trị từ -l đến +l kể cả 0. Như vậy, ứng với một giá trị của l có 
(2l+1) giá trị của m 
 - Số lượng tử từ m xác định hình chiếu của mômen động lượng Mz 
của electron trên một phương z của trường ngoài trong biểu thức 
 Như vậy, các AO có Mz khác nhau (có m khác nhau) sẽ định 
hướng khác nhau tronh không gian. m quyết định hướng của AO hay 
hướng của mây. 
 Phân lớp s: l=0; m=0 chỉ có một cách định hướng 
 Phân lớp p: l=1; m=-1,0,+1 Có 3 cách định hướng tương ứng: 
 px, py, pz 
 Phân lớp d: l=2; m= -2,-1,0,+1,+2 Có 5 cách định hướng tương ứng: 
 dxy, dyz, dz2, dx2-y2, dzx 
2π
h
m.M z 
9/26/2015 
12 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
d- Số lượng tử Spin ms. 
 Nghiên cứu quang phổ của các ngtố người ta thấy 
rằng, electron ngoài chuyển động quanh nhân còn tự 
quay quanh trục riêng của nó. Chuyển động này gọi là 
chuyển động Spin. 
 Số lượng tử đặc trưng cho chuyển động Spin được 
gọi là số lượng tử Spin (ms). 
 Số lượng tử Spin nhận 2 giá trị là +1/2 và -1/2 
 Như vậy, trạng thái của mỗi electron trong ngtử 
được đặc trưng bởi 4 số lượng tử n,l,m,ms. 
 Hàm n l m được gọi obitan nguyên tử (AO-Atomic 
Orbital). 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
3.3- Orbital nguyên tử 
 Mỗi hàm sóng (n,l,m) của electron trong nguyên tử là kết quả 
của việc giải phương trình sóng và được gọi là orbital nguyên tử 
(atomic orbital), viết tắt là AO. Như vậy: 
 Orbital ngtử là những hàm sóng mô tả các trạng thái của 
electron trong ngtử. 
 Mỗi AO thường biểu diễn bằng 1 ô vuông 
9/26/2015 
13 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Hình dạng một số AO 
x 
Px 
(n,1,-1) 
z 
(n,1,0) 
(n,1,1) 
y 
Py 
y 
x 
dxy 
(n,2,-2) 
x 
z 
dxz 
(n,2,-1) 
z 
(n,2,0) 
y 
z 
(n,2,1) 
x 
y 
(n,2,2) 
(n,0,0) 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
4. Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử nhiều 
electron. 
a - Nguyên lý lọai trừ Pauli. 
 Qua thực nghiệm , Pauli đã nêu lên nguyên lý: 
 “ Trong một ngtử, không thể có 2 electron có cùng 4 số 
lượng tử”. 
 Từ nguyên lý cho thấy trong 1 orbital, chỉ có thể chứa 
được tối đa 2 e có Spin ngược nhau, không thể có thêm 1 e thứ 3. 
Thí dụ: Sự sắp xếp e trong 1 AO, chỉ có 2 trường hợp: 
Electron 
độc thân cặp đôi 
Sự phân bố các e trong nguyên tử ở trạng thái cơ bản tuân theo 
nguyên lý loại từ Pauli, nguyên lý vững bền và qtắc Hund 
9/26/2015 
14 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Tính số electron tối đa có trong các phân 
lớp và trong một lớp 
 Từ nguyên lý ngoại trừ Pauli giúp ta tính được số e tối đa có trong 
1 phân lớp e. 
 - Trong mỗi orbital có chung 3 số lượng tử n, l, m giống nhau sẽ có tối 
đa là 2 e. 
 - Trong mỗi phân lớp ứng với số lượng tử phụ l có (2l+1) orbital nên có 
tối đa là 2(2l+1)e. 
 Chẳng hạn ở phân lớp s,(l = 0) có 1 AO số e = 2 
 Phân lớp p(l = 1) số e tối đa là 6 (có 3 AO lượng tử) 
 Phân lớp d(l = 2) số e tố đa là 10(có 5 AO lượng tử) 
 - Trong một lớp n có n phân lớp với l nhận các giá trị: 0, 1,2, 3,,(n-1). 
 Vậy số e tối đa S có trong 1 lớp thứ n là: 

1)(nl
0l
22n1) ... ề năng lượng. Thuyết lai hoá 
có thể phát biểu như sau: 
 ”Sự tổ hợp các orbitan khác nhau để tạo thành các orbitan 
đồng nhất về hình dạng và năng lượng khi tham gia liên kết gọi 
là sự lai hoá các orbitan liên kết”. 
 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
 https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015 
21 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
4.2-Một số kiểu lai hoá 
a. Lai hoá sp3 Một AO-s tổ hợp với 3 AO- p để tạo thành 4 AO lai hoá có 
hình dạng, kích thước và năng lượng hoàn toàn giống nhau định 
hướng từ tâm tới 4 đỉnh tứ diện đều gọi là lai hoá sp3(lai hóa tứ diện) 
 Trục các AO-q tạo với nhau 1 góc 109028’. 
 Trong Thí dụ về CH4 ta vừa xét ở trên chính là lai hoá sp
3. 
Nguyên tử C trong CH4 có 4 orbital lai hoá q giống hệt nhau liên kết với 
4 nguyên tử H ở 4 đỉnh của tứ diện đều (tâm tứ diện là nguyên tử C), 
tạo ra 4 liên kết . Góc hoá trị HCH là 109028’. 
Các orbitan s, px, py,pztrong 
ngtử C (Trước khi lai hoá) 
Các orbitan lai hóa 
( Sau khi lai hoá sp3) Cấu trúc phân tử CH4 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
9/26/2015 
22 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 Các orbital lai hoá chỉ tham gia tạo 
liên kết , thường gặp trong các nguyên 
tử O, N, C của các phân tử H2O; NH3; 
NH4
+; CH4 và các ankan (CnH2n+2) hoặc 
nguyên tử các bon có 4 liên kết đơn 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
b. Lai hoá sp2 
 Một AO-s tổ hợp với 2 AO- p để tạo thành 3 AO lai hoá có hình 
dạng, kích thước và năng lượng hoàn toàn giống nhau định hướng từ 
tâm tới 3 đỉnh tam giác đều gọi là lai hoá sp2(lai hóa tam giác) 
 Trục các AO lai hóa tạo với nhau 1 góc 1200. 
 1200 
Các orbitan s, px, py trong 
ngtử trước khi lai hoá 
Các AO lai hóa sp2 
Sự lai hoá Sp2 thường gặp trong các hợp chất hyđrô các bon có 1 nối 
đôi dạng CnH2n: C2H4 ,C3H6 ,, BH3, BF3 
9/26/2015 
23 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Chẳng hạn: Trong C2H4 (êtilen), mỗi nguyên tử C đều có lai hoá Sp
2 tạo ra 3 AO 
lai hóa : Mỗi nguyên tử C liên kết với nhau bằng một AO lai hóa hình thành nên 1 
liên kết. 
 Hai AO lai hóa còn lại, liên kết với 2 AO-1s của 2 nguyên tử hiđrô. Như 
vậy mỗi nguyên tử C chỉ còn lại 1 AO- 2pz chưa bị lai hoá. Các AO- 2pz của 2 
nguyên tử C sẽ liên kết với nhau để tạo ra liên kết . 
 1200 
Các AO 2s, 2px, 2py , 2pz 
trong ngtử C trước khi lai hoá 
3 AO lai hóa sp2 và AO-2pz
chưa lai hóa trong ngtử C 
Các AO lai hóa sp2 và AO-2pz
 đã 
tham gia liên kết trong phân tử C2H4 
1200 
2pz 
1200 
2pz 
 
 
  
 
H 
H H 
H 
H 
H H 
H 
C C 
Sơ đồ cấu trúc phân tử C2H4 
Như vậy toàn bộ phân tử C2H4 có 5 liên 
kết và 1 liên kết . 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
c. Lai hoá sp 
 Một AO-s tổ hợp với 1AO-p, tạo ra 2 AO lai hoá có hình dạng, kích thước 
và năng lượng hoàn toàn giống nhau gọi là sự lai hoá sp. 
 Trục của 2 AO lai hóa tạo với nhau một góc 1800 (nhiều khi lai hóa sp gọi 
là lai hóa đường thẳng) 
Các orbitan s và px 
trước khi lai hoá 
Các AO lai hóa sp 
 Sự lai hoá sp thường gặp ở các nguyên tử C có LK 3 hoặc liên kết đôi 
liên hợp. Như trong phân tử C2H2,CO2 
 Chẳng hạn trong phân tử C2H2: Mỗi nguyên tử C có sự lai hoá sp. Giữa 2 
nguyên tử C có 1 liên kết  được tạo bởi 2 AO lai hoá. 
 Orbitan lai hoá còn lại sẽ liên kết với AO-1s của nguyên tử Hyđrô tạo lk . 
 Mỗi nguyên tử C còn 2 AO 2py và 2pz. Trục của chúng vuông góc với 
nhau và vuông góc với trục của các AO lai hoá và sẽ xen phủ với nhau tạo lk . 
 Như vậy trong phân tử C2H2 có 3 liên kết  và 2 liên kết . 
9/26/2015 
24 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
  
Sơ đồ cấu trúc phân tử C2H2 
 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Kiểu phân tử Kiểu lai hoá ở A Hình dáng phân tử Góc hoá trị Thí dụ 
AB2 
AB3 
AB4 
AB4 
AB5 
AB6 
sp 
sp2 
sp3 
dsp2 
sp3d 
sp3d2 
đường thẳng 
tam giác 
tứ diện 
vuông 
lưỡng chóp 
bát diện 
1800 
1200 
109028’ 
900 
900và1200 
900 
ZnCl2, CO2, BeCl2 
SO3,BF3,AlCl3 
NH4
+,CH4,CCl4 
[PtCl4]
2,[Cu(NH3)4]
2+ 
PCl5 
SF6, SiF6
2- 
 Ngoài các kiểu lai hoá trên còn có các kiểu lai hoá liên quan đến 
các AO-d, hay gặp ở các kim loại bộ d trong phức chất nêu ở bảng sau: 
Bảng: Các kiểu lai hoá và hình dạng phân tử 
9/26/2015 
25 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
NH3 
NH3 
NH3 
NH3 
NH3 
NH3 
Các AO lai hóa d2sp3của Cr3+ và 
sự tạo thành ion phức 
[Cr(NH3)6]
3+ 
CN- CN
- 
CN- CN- 
Các AO lai hóa dsp2 của Ni2+ và 
sự tạo thành ion phức [Ni(CN-)4]
2- 
4.3- Dự đoán kiểu lai hoá và cấu trúc hình học của ptử 
Dựa vào mô hình đẩy các cặp e hóa trị: 
 “ các cặp e hóa trị liên kết và không liên kết phân bổ xung 
quanh ngtử A trong phân tử sao cho lực đẩy giữa chúng là nhỏ 
nhất” 
 Như vậy, nếu kí hiệu số cặp e hóa trị lk và không lk xquanh A trong 
phân tử là n ( ta hạn chế chỉ xét số cặp e n = 2, 3, 4), ta có: 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
A 
A 
A 
n 
2 
3 
4 
Hình học của n cặp e 
Cấu trúc thẳng 
Cấu trúc tam giác đều 
Cấu trúc tứ diện đều 
9/26/2015 
26 
 Trường hợp có lk đôi, lk ba đều được coi là lk đơn để tính giá trị n 
 Trường hợp chỉ còn 1 e chưa tham gia lk vẫn được coi giống như 
còn 1cặp e chưa lk. 
 Dựa vào mô hình này ta có thể dự đoán được kiểu lai hóa các AO 
hóa trị của ngtử A bất kỳ trong phân tử bằng cách tính tổng số n 
như sau: 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
n = tổng số ngtử lk trực tiếp với ngtử A + Số cặp e (đôi khi chỉ 1 e) hóa trị A chưa tham gia lk 
Nếu: 
n = 4 : có lai hóa sp3 
n = 3: có lai hóa sp2 
n = 2 : có lai hóa sp 
Ví dụ: BeH2 
 BF3 
 SO2 
 NH3 , H2O 
có lai hóa sp, cấu trúc thẳng 
có lai hóa sp2, cấu trúc tam giác đều 
có lai hóa sp2, cấu trúc tam giác đều 
có lai hóa sp3, cấu trúc tứ diện đều 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
5. THUYẾT ORBITAL PHÂN TỬ (MO- MOLECULAR ORBITAL) 
 (Muliken, Hund – Đức). 1927 
5.1 – Luận điểm cơ bản của thuyết MO. 
 - Phân tử được coi như là một hạt thống nhất, trong đó e liên kết chuyển 
động (tương tự như ở nguyên tử), trong một điện trường gây ra bởi các hạt 
nhân và các e còn lại. 
 - Trong phân tử, trạng thái của e được mô tả bằng các MO. (trong ngtử, 
trạng thái của e được mô tả bằng các AO). 
 - Khi ngtử đi vào liên kết, các AO của chúng tổ hợp (xen phủ) với nhau tạo 
ra các MO. Cứ tổ hợp 2 AO thì được 2 MO. 
 Điều kiện để có sự tổ hợp là: 
 + Năng lượng các AO xấp xỉ nhau 
 + Các AO có sự đối xứng giống nhau so với trục liên kết 
 + Sự xen phủ phải đạt được mức độ rõ rệt 
 - Trong phân tử các e được phân bố dần vào các MO: (, *, , *, , ) 
cũng theo một số quy tắc nhất định: nglí Pauli, nglí vững bền, quy tắc Hund 
giống như trong ngtử. 
9/26/2015 
27 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
5.2 – Khái niệm MO liên kết và MO phản liên kết 
 Các MO là tổ hợp tuyến tính các AO: 
 MO= C1 A+ C2 B+ .. 
 Thí dụ: Đối với phân tử H2 các MO được tổ hợp từ hai AO A và B của 
hai ngtử hiđro là Ha và Hb 
 MO= C1 A+ C2 B 
 C1, C2 là những hệ số cho biết sự đóng góp của các AO vào MO. 
 Trong trường hợp các phân tử đồng hạch ( các phân tử tạo từ những ngtử 
của cùng một ngtố), như phtử H2 thì C1
2 = C2
2 C1 = ± C2. 
 Như vậy, khi tổ hợp 2 AO A và B của 2 ngtử H ta thu được 2 MO: 
 + = C1 A + C2 B 
 - = C1 A - C2 B 
 Khi trạng thái e trong phân tử được mô tả bằng + thì xác suất có mặt e tập 
trung ở vùng giữa 2 hạt nhân ngtử lớn, tạo ra sự hút hai hạt nhân với nhau 
và lk được hình thành. MO được mô tả bằng hàm + gọi là MO liên 
kết(MOlk). 
 Ngược lại, đối với hàm - thì xác suất có mặt e giữa 2 hạt nhân bằng 0, lk 
không được hình thành. Vì vậy MO được mô tả bằng hàm - được gọi là 
MO phản liên kết (MO*). 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
5.3 – Cấu hình electron trong phân tử. 
a- Các MO khi tổ hợp từ AO-s 
1s 1s 
MO*(*) 
MOlk(lk) 
+- - 
++ - 
E 
AO AO MO 
Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-1s 
1s 
*1s 
Về mặt năng lượng các MO thì 1s < *1s 
Chú ý: Khi tổ hợp các AO-2s; 3s ta cũng thu được 2s < *2s. 
Như vậy,về mặt năng lượng ta có: 1s < *1s< 2s < *2s. 
1s 1s 
9/26/2015 
28 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
b- Các MO khi tổ hợp từ AO-pZ 
Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-pz 
pz pz 
MO*(*z
 ) 
MO (z) 
+- - 
++ - 
E 
AO AO MO 
z 
*z 
pz pz 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
c- Các MO khi tổ hợp từ AO-px hay py 
Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-px hoặc py 
px px 
MO*( *x
 ) 
MO ( x) 
+- - 
++ - 
E 
AO AO MO 
z 
*z 
px py pz pz py px 
 x= y 
 *x= 
*
y 
Dựa vào giản đồ năng lượng, ta có thể biết được trật tự năng lượng 
Đối với các phân tử tạo thành từ 2 ngtử cuối chu kì 2 như O2; F2 
Trật tự năng lượng như sau: 1s < *1s< 2s < *2s< z < x= y< *x= *y< *z 
Đối với các phân tử tạo thành từ 2 ngtử đầu chu kì 2 như N2 
Trật tự năng lượng như sau: 1s < *1s< 2s < *2s< x= y< z < *x= *y< *z 
9/26/2015 
29 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
6. CẤU TẠO PHÂN TỬ 
6.1. Đặc điểm phân tử 
 Trong phân tử, các hạt nhân nguyên tử mang điện tích 
dương, con các electron mang điện tích âm. Giữa các hạt 
điện tích dương và âm có một điểm gọi là trọng tâm điện tích 
dương và âm. 
 Nếu 2 trọng tâm điện tích trái dấu này trùng nhau ta có 
phân tử không phân cực. Trong trường hợp ngược lại, 2 
trọng tâm điện tích dương và âm không trùng nhau ta có 
phân tử phân cực 
 (Phân tử không phân cực) (Phân tử phân cực) (Phân tử Ion) 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
6. 2. Mômen lưỡng cực. 
 Khoảng cách giữa 2 trọng tâm điện tích dương và âm trong phân tử 
gọi là độ dài lưỡng cực(ký hiệu: l). Tích số giữa l và điện tích q của 
e gọi là Mô men lưỡng cực( ) 
  = q. l 
 Đơn vị của  là Debye (D). 1D = 3,33.10-30C.m 
 Như vậy đối với phân tử không phân cực thì  = 0 (vì l= 0) 
 Phân tử phân cực thì  0 . càng lớn thì phân tử càng phân cực 
 Mômen lưỡng cực liên quan chặt trẽ đến cấu trúc hình học của các 
nguyên tử trong phân tử 
HCl - + 
- 
- 
+ 
+ 
- 
- 
C2H2Cl2 
9/26/2015 
30 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
 Đối với phân tử 2 nguyên tử (AB): ví dụ như HCl, HBr, HI. 
 Mômen lưỡng cực  của các phân tử này bằng đúng mômen liên kết của 
liên kết gữa 2 nguyên tử AB 
 Đối với phân tử 3 nguyên tử (ABC): ví dụ như H2O. 
 Giá trị  được tính theo sơ đồ cộng vectơ 
 Như vậy,đối với phân tử có cấu trúc thẳng có  =0 như CO2 
 O C O 
 Còn đối với phân tử có cấu trúc không thẳng thì  ≠ 0 như H2O 
 Nhờ các giá trị  tính toán được so sánh với giá trị  xác định bằng thực 
nghiệm cho phép ta thiết lập được cấu trúc hình học của phân tử. 
A 
B 
C 2 
1 
 α 
cosαμ2μμμμ 21
2
2
2
1
2 
 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
 https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015 
31 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
6. 3. Lực tương tác giữa các phân tử 
a-Lực định hướng(Uđh). (2 kJ/mol) 
 Là lực phát sinh giữa các phân tử phân cực với nhau. 
Giá trị của lực định hướng được tính theo công thức 
kT3r
2μ
U
6
4
đh 
Trong đó: r- là khoảng cách giữa 2 tâm phân tử 
 µ - mômen lưỡng cực 
 T – Nhiệt độ tuyệt đối 
 k- hằng số Boltzmann (1,3805.10-23 J.K-1) 
6.3.1. Lực tƣơng tác Van der Waals 
r 
HCl - + 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
b. Lực cảm ứng (Uc). (2 kJ/mol) 
 Đó là lực tương tác giữa phân tử phân cực với phân tử không 
phân cực. Khi phân tử không phân cực tiếp xúc với phân tử phân 
cực. Do hiện tượng cảm ứng ở phân tử không phân cực sẽ xuất hiện 
lưỡng cực cảm ứng tức thời và trở thành 1 phân tử phân cực. 
6
2
c
r
 2.α.
U

 : hệ số phân cực hóa 
r 
9/26/2015 
32 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
c. Lực khuếch tán(Ukt). (2 kJ/mol) 
 Do sự chuyển động của các e trên các orbitan gây ra sự thăng 
giáng mật độ điện tích âm quanh hạt nhân nguyên tử. 
 Mặt khác, hạt nhân nguyên tử cũng dao động quanh vị trí cân 
bằng của chúng. Do đó, chúng cũng xuất hiện những mô men lưỡng 
cực nhất thời. 
21
21
216kt νν
.νν
.αα
r
h
2
3
U
h là hằng số plăng. 
1 ,2 là độ phân cực của các phân tử. 
1, 2 là tần số dao động của các dao 
 động trong phân tử. 
Nếu 2 phân tử cùng loại 1 = 2, 1 = 2 thì: 
2
6kt
α
r
hν
4
3
U 
r 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Ví dụ: sự tương tác giữa các nguyên tử He 
He 2+ 2+ 
e- 
e- 
e- 
e- 
- + - + 
9/26/2015 
33 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
6.3.2. Lực liên kết hiđro (20 kJ/mol) 
N-H 
O-H 
F-H 
+ 
+ 
+ F- 
-O- 
-N- - 
- 
- 
- 
+ 
+ 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Liên kết hiđrô giải thích được: 
- Điểm sôi bất thường của các hợp chất như H2O, NH3, HF. 
Hợp 
chất 
M Ts 
(0C) 
Hợp 
chất 
M Ts 
(0C) 
Hợp 
chất 
M Ts 
(0C) 
NH3 17 -32,5 H2O 18 100 HF 20 10,5 
PH3 34 -87,0 H2S 34 -60 HCl 36,5 -84,0 
AsH3 78 -54,5 H2Se 81 -42,5 HBr 81 -66,0 
SbH3 131 -17,0 H2Te 130 -2,5 HI 128 -35,0 
- Liên kết hiđrô có tính định hướng: vì vậy, nó làm ảnh hưởng đến quá trình kết 
tinh và cấu trúc kết tinh. Ví dụ sự hình thành tinh thể nước đá. Nguyên tử oxi 
được bao quanh bởi 4 nguyên tử hiđrô làm cho cấu trúc của nước đá xốp, 
trong suốt 
- Liên kết hiđrô ảnh hưởng khá lớn đến quá trình hòa tan lẫn nhau giữa các chất 
lỏng: Ví dụ, rượu etylic và nước hòa tan vào nhau theo bất kỳ tỷ lệ nào 
9/26/2015 
34 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
BÀI TẬP (cấu tạo chất). B.soạn: TKiên 
Bài 1. Phát biểu 2 định đề của Bohr. Hãy nêu những ưu điểm và hạn chế của thuyết 
Bohr về cấu tạo ngtử. 
Bài 2. Nội dung và biểu thức của nguyên lí bất định Heisenberg. Áp dụng biểu thức 
Heisenberg hãy tính x hoặc v trong các trường hợp sau và đưa ra những nhận 
xét. 
 a. Quả bóng bàn bay, biết m=10g, x = 0,01mm. 
 b.Electron trong ngtử, biết v = 106m/s 
Bài 3.Nội dung của thuyết sóng vật chất và hệ thức De broglie. Tính bước sóng  sinh ra 
của: 
 a. Chuyển động của một ôtô, khối lượng m = 1 tấn, tốc độ v=100km/h 
 b. Chuyển động của electron trong ngtử với tốc độ v = 106m/s 
Bài 4.Tại sao người ta nói phương trình Schrodinger là phương trình cơ bản của cơ học 
lượng tử.Hãy cho biết khái niệm về hàm sóng  và ý nghĩa vật lí của 2. 
Bài 5.Viết phương trình Schrodinger đối với ngtử hiđrô. Giải thích các kí tự trong phương 
trình. Orbital nguyên tử là gì? 
Bài 6.Viết biểu thức toán học của hàm sóng mô tả trạng thái cơ bản của electron trong 
ngtử hyđrô. 
 Từ hàm đó suy ra sự phân bố mật độ xác suất có mặt của electron như thế 
nào?. Thế nào là mây electron? 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Bài 7.Hãy viết biểu thức tính năng lượng, mômen động lượng, hình chiếu mômen động lượng 
của electron trong ngtử hyđro và cho biết ý nghĩa các số lượng tử. 
Bài 8.Tính năng lượng mà ngtử hyđro hấp thụ khi electron chuyển từ trạng thái n=1 đến trạng 
thái n=2. 
Bài 9.Cho các orbital nguyên tử 1s; 2s; 2px; 2py; 2pz. Hãy viết các kí hiệu orbital tương ứng với 
các số lượng tử n.l,m. 
Bài 10.Xét các AO sau đây trong ngtử hyđro: 1.0,0; 2.1,1; 3.2,0. Hãy vẽ hình dạng các AO đó. 
Bài 11.Tính số electron tối đa có trong một phân lớp có l=1; l=3 và trong một lớp thứ 3; 4; 5. 
Bài 12.a. Tính độ dài liên kết của phân tử HCl. Biết mômen lưỡng cực của nó là 3,43.10-30C.m; 
e=1,6.10-19C. 
 b. Phân tử nước có độ dài lưỡng cực là 0,38.10-10m. Hãy tính mômen lưỡng cực của 
phân tử ra đơn vị đơbai (D). Biết 1D=3,3.10-30 C.m. 
 https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam