Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
Chương 2: CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN
2.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử
- Nguyên tử là một hệ trung hòa gồm: +
+
- Khối lượng nguyên tử tập trung ở nhân.
- Vì nguyên tử trung hòa về điện nên điện tích
dương hạt nhân nguyên tử
VD: STT của Clo= 17
⇒
2.2. Hạt nhân nguyên tử
- Hạt nhân gồm:

⇒ Điện tích dương của hạt nhân (Z) =
- Số khối A = Z + N
Z : Số proton ; N : Số nơtron
(Tổng khối lượng proton và nơtron có giá trị gần bằng khối lượng nguyên tử)
Ký hiệu nguyên tử :
X
A
Z
VD : Clo (
Cl
35
17
)
* Đồng vị :
Là những nguyên tử của cùng một nguyên tố có :
VD: Nguyên tố Clo trong thiên nhiên là hỗn hợp của hai đồng vị
Cl
35

+
, Li
2+
…) . Còn các nguyên tử khác thì thuyết Bohr tỏ ra chưa đúng đắn, và cuối cùng mô hình
nguyên tử ( đặc biệt là lớp vỏ electron) đã được giải thích khá đầy đủ dựa trên quan điểm
thuyết cơ học lượng tử.
2.3.1. Tính chất sóng của hạt vi mô
Năm 1924, Nhà vật lý Pháp Louis De Broglie (Đơ Brơi) đưa ra giả thuyết là:
Chuyển động của các hạt vi mô có thể xem là chuyển động sóng, bước sóng của hệ thức đó
tuân theo hệ thức Đơbrơi:

v: tốc độ chuyển động của hạt
h: Hằng số Plank ( h = 6,626.10
-27
erg.s
= 6,626.10
-34
J.s)
2.3.2. Hệ thức bất định Heisenberg
- Năm 1927, nhà vật lý người Đức Werner Heisenberg rút ra nguyên lý:
Hệ thức: Một hạt vi mô khối lượng m, tốc độ v đang ở tọa độ x, trên trục Ox
Gọi
∆
x: Sai số về vị trí ( theo hướng x)

∆
v
x
: Sai số vận tốc theo trục x
Ta có:

x
= 0 ⇒
∆
x→
∞
:
- Áp dụng nguyên lý bất định vào trường hợp hạt là nguyên tử, Heisenberg cho rằng : ta không
thể nói một cách toán học rằng electron chuyển động trên một quỹ đạo nào đó mà ta hoàn
toàn xác định được vị trí và vận tốc của nó mà chỉ có thể nói đến xác xuất tìm thấy electron
tại một vị trí nào đó vào một thời điểm nào đó. Cho nên theo nguyên lý bất định của
Heisenberg thì khái niệm về quỹ đạo của electron trong nguyên tử của Borh trở thành vô nghĩa.
2.3.3. Phương trình Schrodinger
- Với mỗi hạt electron có khối lượng m
e
có một hàm sóng
( )
zyx ,,Ψ
+ Trong đó
2
ψ
có một ý nghĩa quan trọng, đó là:
⇒
( )
2
,, zyx
ψ
dxdydz : cho biết
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 2
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
- Vì electron chuyển động xung quanh hạt nhân nên hàm sóng thường được biểu diễn bằng hàm

,
ϕ
): Phần góc
⇒ liên quan đến 2 số lượng tử l và m
l
2.3.3.1. Phần bán kính của hàm sóng R(r)
- Khi ta giữ
θ
và
ϕ
không đổi thì ta khảo sát được phần xuyên tâm R(r) là xác suất hiện diện
của electron tính theo khoảng cách r từ nhân đến điện tử ( xác suất hiện diện điện tử của 2 vị trí
đối xứng qua nhân là giống nhau trường đối xứng cầu hay trường xuyên tâm)
* Mật độ xác xuất có mặt electron (
2
ψ
) theo khoảng cách r đến hạt nhân đối với các
orbitan nguyên tử :
Orbitan s
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 3
Một hàm sóng
ψ
tương ứng với một bộ 3 số
lượng tử (
, ,
l
n l m
ψ
) miêu tả trạng thái của
một electron như thế được gọi là :

một thể tích bao gồm 90-95% xác xuất tìm thấy electron.
- Các kết quả cho thấy sự phân bố xác xuất tìm thấy electron và các mặt giới hạn thu được cũng
chính là hình dạng của các orbitan nguyên tử:
+ Hàm sóng của orbitan nguyên tử s không phụ thuộc vào góc (không có hướng) nên các
orbitan s có dạng hình cầu, tâm là hạt nhân của nguyên tử, nghĩa là gốc của tọa độ.

+ Các orbitan p đều có dạng hai quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ của chúng lần lượt
nằm trên các trục x, y, z. Orbitan px nằm dọc theo trục x, orbitan py nằm dọc theo trục y và
orbitan pz nằm dọc theo trục z.
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 4
r
3p
r
2p
r
2s
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
+ Trong 5 orbitan d ba orbitan dxy, dxz và dyz giống với nhau hơn còn hai rrbitan dz
2
và dx
2
-y
2
thì hơi khác. Ba orbitan dxy, dxz và dyz đều gồm 4 quả cầu tiếp giáp với nhau ở gốc tọa độ
trong đó cứ hai quả cầu một có tâm nằm trên đường phân giác của các góc tạo nên bởi hai trục
tọa độ.
VD: Tâm của bốn quả cầu của orbitan dxy nằm trên hai đường phân giác của các góc tạo
nên bởi trục x và trục y. Orbitan dx
2
-y

+
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 6
z
x
y
dz
2
n l Dạng orbitan
1 0 s
2
0
1
s
p
3
0
1
2
s
p
d
4
0
1
2
3
s
p
d
f

2 (d)
3 (f)
0
-1, 0, +1
-2, -1, 0, +1, +2
-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
+
+ Ứng với một trị số của l có
+ Ứng với một giá trị của n có
* Số lượng tử spin m
s
(đơn giản gọi là spin)
+
+
Vậy trạng thái electron trong nguyên tử được hoàn toàn xác định bằng 4 số lượng tử n,l,m
l,
m
s
2.3.5. Nguyên tử nhiều electron - Cấu hình electron nguyên tử
Sự phân bố electron của các nguyên tử nhiều electron tuân theo 3 nguyên lý sau:
* Nguyên lý ngoại trừ Pouli:
“ Trong một nguyên tử không thể có hai electron có cùng 4 số lượng tử như nhau”
Hệ quả:
VD: Hai electron của Heli có 3 số lượng tử n,m,l giống nhau thì phải có số spin khác nhau:
He : 1s
2 Electron thứ nhất: n= , l= , m
l

2
<2s
2
<2p
6
<3s
2
<3p
6
<4s
2
<3d
10
<4p
6
<5s
2
<4d
10
<5p
6
<6s
2
<4f
14
≃5d
10
<6p
6
<7s

từ trái sang phải và giá trị

+Khi viết cấu hình electron thì việc phân bố các electron theo thứ tự năng lượng hay sắp
xếp theo thứ tự n tăng dần là
+Cấu hình electron bền thể hiện ở các:
⇒ Có một số cấu hình đặc biệt của: Cr, Cu, Mo, Ru, Rh, Pd
VD: + Cr (Z=24)
Cấu hình dự đoán: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
4
4s
2
Cấu hình thực tế: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p

2.4.2.1. Chu kỳ
- Là một dãy các nguyên tố hóa học mà nguyên tử của chúng có cùng số lượng tử chính n ( số
lớp electron). Chỉ khác nhau ở số electron ở lớp bên ngoài, vì vậy số thứ tự của chu kỳ bằng
với trị số lượng tử chính n.
VD: Li (Z=3): 1s
2
2s
1
Chu kỳ 2
- Mỗi chu kỳ được mở đầu bằng một kim loại điển hình, cuối là một phi kim và kết thúc là một
khí hiếm.
* Chu kỳ nhỏ (Chu kỳ 1,2,3)
+ Chu kỳ 1 (n=1) gồm hai nguyên tố
H He
1s
1
1s
2
Do tính chất độc đáo của chu kỳ 1 nên ở nguyên tố H bao gồm tính chất của nguyên tố mở đầu
chu kỳ là một kim loại và cả tính chất nguyên tố cuối chu kỳ là một phi kim
+ Chu kỳ 2 (n=2)
Có cấu hình tim là: [He]
l =0: Phân lớp 2s có
3
Li(2s
1
) và
4
Be(2s
2

2
3s
2
3p
1
…………….3s
2
3p
6
* Chu kỳ lớn (4,5,6,7)
Mỗi chu kỳ lớn được chia làm hàng trong dạng bảng ngắn.
Có thêm các nguyên tố thuộc phân lớp và phân lớp
Các nguyên tố thuộc phân lớp d và f đều là
+ Chu kỳ 4 (n=4)
Có cấu hình tim là [Ar], gồm 18 nguyên tố và có nghịch đảo 4s và 3d nên thứ tự điền electron
trước hết là 4s tiếp theo là 3d (đối với dãy nguyên tố chuyển tiếp thứ nhất (10 nguyên tố d))
19
K
20
Ca
21
Sc……………….…
30
Zn
31
Ga…………….
36
Kr
4s
1

3d
10
) chứ không phải Cr(4s
2
3d
4
) và Cu(4s
2
3d
9
)
+ Chu kỳ 5 (n=5)
Giống chu kỳ 4

37
Rb
38
Sr
39
Y………………….
48
Cd
49
In…………….
54
Xe
5s
1
5s
2

57
La*
72
Hf……………
80
Hg
81
Tl………………….
86
Rn
6s
1
6s
2
5d
1
6s
2
4f
14
5d
2
6s
2
…….4f
14
5d
10
6s
2

5d
1
6s
2
4f
3
5d
0
6s
2
…………… 4f
14
5d
0
6s
2
4f
14
5d
1
6s
2
14 nguyên tố f
+ Chu kỳ 7 (n=7)
Chưa hoàn chỉnh,giống chu kỳ 6.
Trong 32 nguyên tố có thể có trong thực nghiệm thì chỉ mới thấy 24 nguyên tố trong đó có các
Actinoit (các nguyên tố họ Actini) (5f) nằm ngoài bảng (Giống các Lantanoit) và dãy nguyên
tố chuyển tiếp tư (6d)
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 10
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương

1,52 1,13 0,88 0,77 0,7 0,66 0,64
Trong các chu kỳ lớn, sự giảm bán kính nguyên tử xảy ra từ từ và thể hiện không rõ ràng như
đối với chu kỳ nhỏ. Đặc biệt đối với các nguyên tố d và f thì bán kính của chúng giảm rất
chậm. Vì ở các nguyên tố d và f, electron được điền thêm vào lớp thứ hai và thứ ba kể từ ngoài
vào nên ít ảnh hưởng đến kích thước nguyên tử. Sự giảm ít và từ từ bán kính nguyên tử của các
nguyên tố d và f gọi là hiện tượng co d hay co f ( sự co Lantanoid hay Actinôit)
VD: Các nguyên tố d ở chu kỳ IV
Nguyên tử Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn
Bán kính,
o
A
1,6 1,46 1,31 1,25 1,29 1,26 1,25 1,24 1,28 1,33
* Theo nhóm
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 11
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
- Phân nhóm chính: Từ trên xuống dưới, bán kính nguyên tử tăng lên do
VD: Đối với phân nhóm chính IA
Nguyên tử Li Na K Rb Cs Fr
Bán kính,
o
A
1,52 1,86 2,31 2,44 2,62 2,7
- Phân nhóm phụ: Bán kính nguyên tử của nguyên tố đầu nhóm đến nguyên tố thứ hai có tăng
lên nhưng từ nguyên tố thứ hai đến nguyên tố thứ ba thì ít thay đổi thậm chí có trường hợp
không tăng mà còn giảm chút ít. Nguyên nhân là do hiện tượng Lantanoid nói trên gây ra.
VD:
2.5.2. Năng lượng ion hóa (I)
 Định nghĩa
Là năng lượng tối thiểu cần để bứt 1electron khỏi một nguyên tử tự do ở trạng thái
khí có năng lượng thấp nhất (không bị kích thích)

<I
3
…
 Biến đổi
+ Theo chu kỳ
Từ trái sang phải năng lượng ion hóa tăng dần. Vì
.
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 12
Phân nhóm phụ IVB
Nguyên tử Bán kính (
o
A
)
Ti 1,46
Zr 1,57
Hf 1,57
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
+ Phân nhóm chính
Từ trên xuống dưới năng lượng ion hóa giảm vì
+ Phân nhóm phụ
Diễn ra theo một quy luật không chặt chẽ
2.5.3. Ái lực với electron: (E)
 Định nghĩa
Là năng lượng thoát ra (+) hay thu vào (-) khi có một electron kết hợp vào một
nguyên tử tự do ở trạng thái khí để cho một ion âm.
VD: H(k) + e = H
-
+ 0,756eV
 Nhận xét
- Các nguyên tố phi kim thường có ái lực electron lớn ( vì )

thứ
nhất
(kJ/mol)
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
* Phân nhóm chính
Trong một phân nhóm chính, đi từ trên xuống dưới, độ âm điện giảm dần vì
2.5.5. Số oxi hóa
* Số oxi hóa của nguyên tố bằng số electron mà nguyên tử nhường đi hay thu vào để tạo ion có
cấu hình bền (ns
2
np
6
hay ns
2
np
6
nd
10
)
+ Nếu nguyên tử nhường electron ta có số oxi hóa dương
+ Nếu nguyên tử nhận electron ta có số oxi hóa âm.
⇒Số oxi hóa dương cao nhất của một nguyên tố bằng số electron hóa trị của nó (tức là bằng số
nhóm), còn số oxi hóa âm bằng số nhóm trừ đi 8.
 Biến đổi
Theo chu kỳ: Khi đi từ trái sang phải bậc oxi hóa dương cao nhất tăng dần từ +1 (nhóm I) đến
+7 (nhóm VII) và bằng số thứ tự của nhóm. Trong khi bậc oxi hóa âm cao nhất lại giảm dần từ
-4 đối với các nguyên tố nhóm IV và -1 đối với các nguyên tố nhóm VII.
2.5.6. Tính kim loại và tính phi kim
 Định nghĩa
• Tính kim loại là tính chất của một nguyên tố mà nguyên tử của nó dễ nhường electron

Trong một phân nhóm chính từ trên xuống tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
Vì theo chiều tăng của điện tích hạt nhân ( từ trên xuống dưới) thì năng lượng ion hóa, độ âm
điện giảm dần đồng thời bán kính nguyên tử tăng nhanh làm cho khả năng nhường electron
tăng, nên tính kim loại tăng, khả năng nhận electron giảm, nên tính phi kim giảm.
CHƯƠNG 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC
3.1. Liên kết ion theo Kossel (Côtxen)
- Là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu ( thường hình thành giữa các kim loại điển hình với
các phi kim điển hình)
+ Giải thích:
Phân tử của hợp chất hóa học được tạo nên nhờ sự chuyển electron hóa trị từ nguyên tử này
sang nguyên tử kia.
 Nguyên tử mất electron biến thành ion dương ( Gọi là cation)
 Nguyên tử thu electron biến thành ion âm (Gọi là anion)
Sau đó các ion mang điện tích ngược dấu đó hút nhau và lại gần nhau, nhưng khi đến rất gần
nhau giữa những ion đó xuất hiện lực đẩy sinh ra bởi tương tác giữa vỏ electron của các ion.
Lực đẩy đó càng tăng lên khi các ion càng gần nhau, đến lúc lực đẩy bằng lực hút, các ion dừng
lại và ở cách nhau một khoảng nhất định, khi đó liên kết ion được hình thành.
VD: Quá trình hình thành phân tử NaCl
+ Nguyên tử Na (Z=11): [Ne]3s
1+ Nguyên tử Cl ( Z = 17): [Ne]3s
2
3p
5

+ Na – 1e
-
→ Na

- Hạn chế:
Không giải thích được sự tạo thành một số rất lớn phân tử tạo nên bởi nguyên tử của cùng một
nguyên tố như Cl
2
, H
2
…hoặc của những nguyên tố gần giống nhau như SO
2
, CO
2
…
3.2. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis (Liuyt)
- Là liên kết bằng cặp electron chung
Giải thích:
Các nguyên tử đưa ra những electron hóa trị của mình tạo thành 1,2 hay 3 cặp electron chung
giữa hai nguyên tử để mỗi nguyên tử đạt được cấu hình electron bền của khí hiếm ns
2
hay
ns
2
np
6
.
VD: Công thức electron Công thức cấu tạo
Cl
Cl
Cl Cl
( Cl- Cl )
N
+

- Là liên kết cộng hóa trị nhưng trong đó cặp electron chung do một nguyên tử đóng góp
( thường dùng mũi tên→ để chỉ liên kết cho - nhận)
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 16
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
VD:
N
H
H
H
+ H
+
N
H
H
H
H
+
(NH
4
+
)
O
H
H
+ H
+
O
H
H
H

- Liên kết thường hình thành giữa hai
nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện
giống hoặc khác nhau không nhiều.
VD: H
2
, HCl
- Có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi
thấp.
- Có hướng
3.3. Phương pháp liên kết hóa trị (VB) (Valence – bond)
Thuyết tĩnh điện của Côtxen cũng như thuyết cặp electron của Liuyt đều chưa giải thích rõ và
đầy đủ về độ bền của liên kết và hình học của phân tử. Hai thuyết gần đúng được sử dụng rộng
rãi để giải thích bản chất của liên kết cộng hóa trị nói riêng hay của liên kết hóa học nói chung
là thuyết liên kết hóa trị ( viết tắt là thuyết VB) và thuyết oribitan phân tử ( viết tắt là thuyết
MO).
3.3.1. Một số luận điểm cơ bản
Thuyết VB xuất phát từ những luận điểm sau:
Luận điểm 1:
Liên kết hình thành là do sự kết đôi của hai electron spin trái dấu. Ở đây sẽ có sự xen phủ của
hai orbitan nguyên tử của hai nguyên tố, mỗi orbitan mang một electron. Vậy khi tạo thành
phân tử các nguyên tử vẫn giữ nguyên kiến trúc electron.
VD: Khi hai nguyên tử Hyđro có chứa electron spin trái dấu tiến gần đến nhau thì chúng hút
nhau làm năng lượng của hệ giảm xuống thì hệ trở thành vững bền. Lúc này liên kết hóa học
xuất hiện do hai electron spin ngược dấu có thể chuyển động gần cả hai hạt nhân, nói cách khác
là hai electron này trở thành chung cho cả hai hạt nhân nguyên tử Hyđro
⇒ Liên kết cộng hóa trị được gọi là liên kết hai electron hai tâm.
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 17
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
Luận điểm 2:
Điều kiện để tạo liên kết hóa học giữa hai nguyên tử là chúng có những electron độc thân để có

2s
2
2p
4

⇒ Vì có 2 electron độc thân nên O tạo được 2 liên kết.
Luận điểm 3:
Mức độ xen phủ của các orbitan càng lớn thì liên kết cộng hóa trị càng bền. Mức độ này phụ
thuộc vào các yếu tố sau:
+ Kích thước, hình dạng orbitan (s, p, d, f)
+ Hướng xen phủ theo trục hay song song
+ Kiểu xen phủ
3.3.2. Tính có hướng của liên kết cộng hóa trị.
Mỗi liên kết cộng hóa trị trong phân tử được phân bố theo những phương sao cho sự xen phủ
của các orbitan nguyên tử là lớn nhất.
VD1:
Giải thích phân tử PH
3
theo thuyết VB
B1: Viết cấu trúc electron của các nguyên tử
P(Z=15): [Ne]3s
2
3p
3
H(Z=1): 1s
1
B2: Các orbitan chứa electron độc thân sẽ lần lượt xen phủ với
nhau để tạo thành liên kết
Mỗi orbitan p của P sẽ liên kết với một orbitan 1s của H ⇒ Tạo thành
3 liên kết P-H

S (Z=16) [Ne]3s
2
3p
4
H (Z=1) 1s
1
Tạo thành hai liên kết S-H
Theo thuyết VB, nguyên tử H sẽ tiến tới nguyên tố S theo 2 phương của Sx và Sy, để có sự che
phủ cực đại giữa orbitan s của nguyên tử H và orbitan px, py ( chẳng hạn) của nguyên tử S.
Theo thuyết VB:
Thực tế góc = 90
0
nhưng thực tế góc = 92
0
*Ưu - Khuyết điểm của thuyết VB:
Thuyết VB có thể giải thích được góc của liên kết, tuy nhiên so với thực tế thì góc này còn
chưa phù hợp. Thuyết này đã dùng sự đẩy nhau giữa đôi electron liên kết và nguyên tử liên kết
với nguyên tử trung tâm. Tuy nhiên còn nhiều trường hợp thì so với thực tế còn lệch quá xa.
Đối với các phân tử hợp chất của C, Si…thì vấn đề còn khó khăn hơn nữa.
VD: Giải thích cấu trúc phân tử CH
4
theo thuyết VB
C (Z= 6) 1s
2
2s
2
2p
2
H (Z= 1) 1s
1

hợp với nhau thành những tổ hợp tốt nhất để tạo thành các liên kết bền hơn. Sự tổ hợp cho ta
những orbitan lai hóa tương đương nhau.
VD:
CH
4
C*
H
⇒ Các orbitan không tham gia riêng rẻ như vậy
Mà
C*
Các orbitan lai hóa hoàn toàn giống nhau
 Đặc điểm của các orbitan lai hóa:
+ Hình dạng giống nhau, năng lượng giống nhau
+ Khác nhau về vị trí trong không gian
- Sự lai hóa chỉ xảy ra ở một nguyên tử trong phân tử, đó là nguyên tử trung tâm
 Các kiểu lai hóa
* Lai hóa sp
Có sự tổ hợp của 1 orbitan s với 1 orbitan p tạo thành 2 orbitan lai hóa sp ( )
z
sp
a
sp
b
180
0
⇒ Dùng để giải thích được cấu trúc của các phân tử sau đây :
CdX
2
, BeX
2


electron độc thân che phủ với 2 orbitan p của 2
nguyên tử Clo ( Mỗi orbitan p mang một electron độc thân) tạo thành hai liên kết: Be-Cl
Be
Cl
Cl

Be
Cl
Cl
Phân tử BeCl
2
có cấu trúc thẳng, góc liên kết = 180
0
* Lai hóa sp
2
1 orbitan s tổ hợp với 2 orbitan p tạo thành 3 orbitan lai hóa sp
2
x
y
z
120
0
Dùng để giải thích được cấu trúc của phân tử: BX
3
với X là các Halogen và C
2
H
4
VD: Giải thích cấu trúc phân tử BCl

2s
2
2p
2
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 21
σ
σ
σ
σ
2s
2p
B
*
B
Cl
Cl
Cl
B
Cl
Cl
Cl
2s
2p
C
*
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
1 orbitan s tổ hợp với 3 orbitan p tạo thành 4 orbitan lai hóa sp
3
.
H (Z= 1) 1s

π
- Hình thành do sự xen phủ bên của 2 orbitan
- Xảy ra khi có sự xen phủ: p-p, p-d, d-d
- Chỉ xảy ra giữa 2 orbitan thuần khiết ( chưa tham gia lai hóa)
- Có mặt phẳng đối xứng
- Kém bền hơn liên kết
σ
.
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 22
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
p-p
p-d
d-d
Chú ý: + Liên kết đơn gồm 1 liên kết
σ
+ Liên kết đôi gồm 1 liên kết
σ
và 1 liên kết
π

+ Liên kết ba gồm 1 liên kết
σ
và 2 liên kết
π3.8. Vài nét đặc trưng của liên kết
3.8.1. Độ dài liên kết và góc hóa trị
* Độ dài liên kết (đơn vị
0

2
Li
Li
Br
2
Br
Br
+
+
+ Phân tử AB:
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 23
Độ dài liên kết C-C H
3
C-CH
3
H
2
C CH
2
HC CH
A
0
1,54 1,34 1,2
σ
π
∆
H = +25 Kcal/mol

∆
H = +192 Kcal/mol

H
3
C H
H
2
C H
HC H
C H
⇒ Năng lượng liên kết trung bình C-H:
∆
H
C-H
=
4
1
(102 + 87 + 125 + 81) = 98,7 Kcal/mol
Cách 2:
Năng lượng liên kết trung bình =
n
1
Năng lượng tạo thành phân tử đó từ các nguyên
tử ở trạng thái khí (lấy giá trị tuyệt đối)
VD: Năng lượng tạo thành của quá trình
C + 4H → CH
4
là - 394,8 Kcal/mol
Năng lượng trung bình của mỗi liên kết C-H trong CH
4
là
4

H = +103 Kcal/mol
∆
H = +102 Kcal/mol
∆
H = +87 Kcal/mol
∆
H = +125 Kcal/mol
∆
H = +81 Kcal/mol
Khoa: XÂY DỰNG GV. Lê Thị Xuân Hương
với
dq ⋅=
µ
( thường hướng từ dương sang âm)
q : là giá trị tuyệt đối của điện tích q của mỗi tâm điện tích
d: là khoảng cách giữa tâm của điện tích dương và tâm của điện tích âm
Đơn vị của momen lưỡng cực là Debye (D)
*Độ phân cực của phân tử
Trong phân tử đa nguyên tử, độ phân cực phân tử được tính bằng tổng vectơ độ phân cực liên
kết.
+
µ
tổng = 0 ⇒ Tâm điện tích dương trùng với tâm điện tích âm. Phân tử không có cực.
VD:
CO O
2q
+
q
-
q

)
4.2. Tương tác giữa các phân tử (Lực Van der Waals)
Bộ môn Hóa – ĐH VĂN LANG Trang: 25
µµ
O
H
H
µ
2
µ
1
µ
1
µ
2
µ
µ
= +
2
µ
1
µ
1
µ
2
µ
= = 1,58D
= 1,84D
µ