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

ol 
9/26/2015 
16 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
1.2- Độ dài liên kết 
 Độ dài liên kết là khoảng cách giữa 2 hạt nhân nguyên tử 
khi hình thành liên kết. 
 Độ dài liên kết càng lớn thì liên kết càng kém bền. 
 Độ dài liên kết phụ thuộc vào bản chất của các nguyên 
tử tham gia liên kết và bản chất mối liên kết. 
 VD: Độ dài một số mối liên kết sau: 
 H – H : 0,74Ao 
 H – O : 0,96Ao 
 C = C : 1,34 Ao 
 C  C : 1,20Ao 
9/26/2015 
17 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
1.3- Góc hoá trị (góc liên kết) 
 Góc liên kết là góc tạo bởi hai mối liên kết giữa một 
ngtử với một ngtử khác. 
 Khi một nguyên tử đồng thời liên kết với nhiều 
nguyên tử khác để tạo thành nhiều mối liên kết thì các 
mối liên kết này tạo thành các góc khác nhau. 
 Biết được độ dài liên kết và góc hoá trị ta sẽ xác 
định được hình dạng của phân tử. 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
SF6 sulfur hexafluoride 
9/26/2015 
18 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
2. CÁC DẠNG LIÊN KẾT HOÁ HỌC (SGK) 
1. Liên kết ion. 
2. Liên kết cộng hoá trị 
3. Liên kết kim loại 
4. Liên kết hyđrô 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
3. THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (VIẾT TẮT VB: Valence bond ) 
 Thuyết VB do Heiler, London (Haile, Lơnđơn- Đức) đề xướng năm 1927. Tiếp 
theo là Pauling, Sleiter (polinh, Sleiter – Mĩ) phát triển. 
3.1- Sự hình thành liên kết trong phân tử H2 
 Thuyết VB được đề ra dựa trên cơ sở nghiên cứu sự hình thành ngtử H2. 
 Luận điểm chủ yếu của thuyết này là khi tạo liên kết, các ngtử vẫn giữ 
nguyên cấu trúc mà chỉ tương tác (xen phủ) với nhau theo từng cặp e hóa trị. 
 Mỗi ngtử H có một e ở trạng thái cơ bản 1s. Khi 2 ngtử tiến lại gần nhau 
sẽ có hai khả năng xảy ra: 
 - Nếu 2 e có số lượng tử spin cùng dấu, khi khoảng cách r giữa 2 ngtử giảm 
thì năng lượng của hệ tăng liên tục (do 2 e đẩy nhau). Đó là trạng thái không 
bền, không tạo liên kết. 
 - Nếu 2 e có số lượng tử spin ngược dấu, khi khoảng cách r giữa 2 ngtử giảm 
thì năng lượng của hệ giảm theo (do 2 e hút nhau). Khi khoảng cách đạt 
r0=0,74A
0 thì năng lượng của hệ có giá trị cực tiểu, khi đó hệ đạt trạng thái bền 
và hình thành liên kết. 
9/26/2015 
19 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
Nhận xét 
 AO-1s có bán kính 0,53A0. Khi hình thành liên kết trong 
phân tử H2, nếu 2 ngtử bắt đầu tiếp xúc nhau thì khoảng cách 
giữa 2 hạt nhân ngtử phải là 1,06A0. Trong khi đó khoảng cách 
hình thành liên kết trong phân tử H2như đã nói ở trên là 0,74A
0. 
 Điều đó chứng tỏ, khi hình thành liên kết, hai AO-1s đã 
xen phủ vào nhau, làm tăng xác xuất có mặt e ở vùng giữa 2 hạt 
nhân, mật độ điện tích âm tăng lên gây ra sự hút 2 hạt nhân và 
liên kết chúng với nhau. 
 Như vậy, lực liên kết hóa học cũng có bản chất tĩnh điện 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
3.2- Những luận điểm cơ bản của thuyết VB 
 Từ nghiên cứu của Hailer và London về phân tử H2, 
Pauling và Sleiter đã phát triển thành thuyết cộng hóa trị: 
 - Liên kết CHT được hình thành do sự ghép đôi hai e 
độc thân có Spin ngược dấu của 2 ngtử liên kết, khi đó có 
sự xen phủ AO. 
 - Mức độ xen phủ của các AO càng lớn thì LK càng 
bền, LK được hình thành theo phương tại đó sự xen phủ 
là lớn nhất. 
 Thuyết VB cho biết: Hóa trị của một ngtố bằng số e độc thân 
của ngtử ở trạng thái cơ bản hay trạng thái kích thích. 
9/26/2015 
20 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
3.3- Sự định hƣớng liên kết. Liên kết  (xích ma) và liên kết  (pi) 
s-s  s-p  p-p 
 Một số dạng liên kết  
p-p d-p 
 d-d 
Một số dạng liên kết . 
 Tùy theo cách thức xen phủ các AO, Người ta phân biệt: LK  và LK  
- Liên kết : Là liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự xen phủ lẫn nhau 
của các orbitan dọc theo trục nối tâm các nguyên tử. 
- Liên kết : Là liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự xen phủ của các 
orbitan dọc theo phương vuông góc với trục nối tâm các nguyên tử tham gia 
liên kết. 
biên soạn: Nguyễn Kiên 
4. SỰ LAI HÓA CÁC ORBITAL LIÊN KẾT 
4.1- Điều kiện ra đời thuyết lai hóa - Khái niệm lai hóa 
 Khi nghiên cứu sự tạo thành các liên kết trong phân tử CH4, các nhà 
hóa học Sleiter và Pauling (Mỹ) đã đưa ra thuyết lai hoá. 
 Ta biết rằng trong phân tử CH4 có 4 liên kết C-H được tạo 
thành bởi các orbital hoá trị của cácbon là 2s1, 2p3 với 4 orbital 1s 
của 4 nguyên tử H. Như vậy trong phân tử CH4 phải có 1 lk s-s và 3 
lk s-p. Nhưng thực nghiệm cho thấy rằng cả 4 lk trong CH4 đều 
giống nhau và được định hướng theo hình tứ diện đều (tâm là 
nguyên tử C, 4 đỉnh là 4 nguyên tử H). 
 Thuyết lai hoá cho rằng khi tham gia liên kêt,1 orbital 2s và 3 
orbital 2p của C tổ hợp với nhau để tạo ra 4 orbital q lai hoá giống 
hệt nhau về hình dáng và bằng nhau về 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