Bài giảng Hóa phân tích - Chương 2: Cấu tạo chất - Nguyễn Kiên

Nội dung text: Bài giảng Hóa phân tích - Chương 2: Cấu tạo chất - Nguyễn Kiên

1. 9/26/2015 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam CHƢƠNG II CẤU TẠO CHẤT 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 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 1
2. 9/26/2015 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 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 2
3. 9/26/2015 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. biên soạn: Nguyễn Kiên 3
4. 9/26/2015 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. Mô men động lượng của quỹ đạo -27 -34 lượng tử phải thỏa mãn điều kiện h – hằng số Planck (6,62.10 erg.s= 6,62.10 j.s sau: m – khối lượng electron v- vận tốc chuyển động của electron h r- bán kích quỹ đạo mvr n 2π n- số lượng tử. n = 1,2,3,4,5, . Tích mvr gọi là mômen động lượng 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 -12 ε0 – Hằng số điện môi của chân không; ε0 = 8,854.10 S.I h – Hằng số Planck; h=6,625.10-34J.s biên soạn: Nguyễn Kiên 4
5. 9/26/2015 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 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 n=6 n=5 n=4 Lyman Barman Paschen (IR) (UV) (VIS) n=3 Paschen (IR) 4.000A 0 8.000A0 n=2 Barman (VIS) n=1 Lyman (UV) 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. biên soạn: Nguyễn Kiên 5
6. 9/26/2015 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: E hν  - Là tần số bức xạ (2.2) 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: h m: Khối lượng hạt λ (2.3) mv 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 6
7. 9/26/2015 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) 6,62.10 27 λ 7.10 8 m 9,1.10 28.108 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) 6,62.10 27 λ 3,3.10 36m 106.2.103 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 x: độ bất định về vị trí h v : độ bất định về tốc độ Δx.Δv (2.4) 2πm m: khối lượng hạt 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: 27 6,62.10 10 Δv 10 m/s Nghĩa là mắc phải sai số xấp xỉ bằng vận tốc ánh sáng 6,28.9,1.10 28.10 10 biên soạn: Nguyễn Kiên 7
8. 9/26/2015 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  2  2  2 8 2m (E U) 0 (2.5) E: Năng lượng toàn phần của hạt x 2 y 2 z 2 h2 m: Khối lượng của hạt 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 8
9. 9/26/2015 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: 2 2 4 Trong đó: 2π mZ e -28 E (erg) -m là khối lượng của điện tử, m = 9,108.10 (g). n n2h2 - e là điện tích của điện tử bằng , e = -1,6.10-19C - h là hằng số Planck, h = 6,62.10-27erg.s. biên soạn: Nguyễn Kiên Nếu năng lượng được tính ra jun (J) thì có dạng: 2 2 4 2π Z me 2 k-hằng số cân bằng điện tích E k n n2h2 k=9.109 J.m/c2 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: 13,6 (1eV = 1,6.10-19 J ). E n 2 [ev] n 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. n 1 2 3 4 5 . n Kí hiệu lớp K L M N O . Mức năng lượng E1 E2 E3 E4 E5 En biên soạn: Nguyễn Kiên 9
10. 9/26/2015 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam 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: h M ( 1). (2.10) 2π 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. biên soạn: Nguyễn Kiên 10
11. 9/26/2015 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 h M m. z 2π 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 11
12. 9/26/2015 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 12
13. 9/26/2015 z y x P x Py (n,0,0)  (n,1,-1) (n,1,1) (n,1,0) x z z z y y x y x d xy dxz (n,2,0) (n,2,-2) (n,2,-1) (n,2,1) (n,2,2) Hình dạng một số AO biên soạn: Nguyễn Kiên 4. Quy luật phân bố các electron trong nguyên tử nhiều electron. 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 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 độccặp thânđôi biên soạn: Nguyễn Kiên 13
14. 9/26/2015 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: l (n 1) S 2(2l 1) 2n 2 (2.12) l 0 biên soạn: Nguyễn Kiên b - Nguyên lý vững bền “Trong một ngtử, các e phân bố theo những mức năng lượng từ thấp đến cao” Bằng phương pháp quang phổ và tính toán lí thuyết người ta đã xác định được thứ tự tăng dần năng lượng của các AO theo dãy sau: 1s 2s 2p 3s 3p 4s  3d 4p 5s  4d 5p 6s  4f  5d 6p 7s 5f  6d 7p c - Quy tắc Hund “Trong một phân lớp, các điện tử có khuynh hướng phân bố đều vào các AO sao cho tổng số Spin của chúng là cực đại (tức là số electron độc thân là nhiều nhất) “ d- Giới thiệu quy tắc bão hoà và bán bão hoà Nếu nguyên tố có cấu trúc ns2(n-1) d4 thì chúng chuyển sang dạng bán bão hoà ns1(n-1) d5và ns2(n-1) d9 ns1(n-1) d10. biên soạn: Nguyễn Kiên 14
15. 9/26/2015 5- Quan hệ giữa cấu trúc lớp vỏ điện tử của nguyên tử với vị trí của các nguyên tố đó trong bảng HTTH (SGK). biên soạn: Nguyễn Kiên II – LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ 1.CÁC ĐẶC TRƢNG CƠ BẢN CỦA LIÊN KẾT HOÁ HỌC 1.1- Năng lƣợng liên kết Năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết tạo ra các nguyên tử ở thể khí. Năng lượng liên kết thường kí hiệu là E (Kcal/mol hoặc Kj/mol). (1cal=4,18j) Ví dụ: Năng lượng liên kết H-H trong phân tử H2:EH-H=104Kcal/mol Năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền. Đối với các phân tử có số liên kết giống nhau > 2, người ta dùng đại lượng năng lượng trung bình của liên kết. Ví dụ: Trong phân tử H2O có 2 liên kết O-H EO-H thứ nhất bằng 118Kcal/mol EO-H thứ hai bằng 102Kcal/mol. Vì vậy, năng lượng trung bình của liên kết O-H là: EO-H=110Kcal/mol Năng lượng liên kết của liên kết bội cao hơn năng lượng liên kết đơn Ví dụ: EC-C=83kcal/mol; EC=C = 143kcal/mol; ECC = 194kcal/mol biên soạn: Nguyễn Kiên 15
16. 9/26/2015 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 16
17. 9/26/2015 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 sulfur hexafluoride SF6 biên soạn: Nguyễn Kiên 17
18. 9/26/2015 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 0 r0=0,74A thì năng lượng của hệ có giá trị cực tiểu, khi đó hệ đạt trạng thái bền và hình thành liên kết. biên soạn: Nguyễn Kiên 18
19. 9/26/2015 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 0 hình thành liên kết trong phân tử H2như đã nói ở trên là 0,74A . 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. biên soạn: Nguyễn Kiên 19
20. 9/26/2015 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam 3.3- Sự định hƣớng liên kết. Liên kết  (xích ma) và liên kết (pi) 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. s-s  s-p  p-p Một số dạng liên kết  - 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. d-d p-p d-p Một số dạng 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”. biên soạn: Nguyễn Kiên 20
21. 9/26/2015 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’. 3 Trong Thí dụ về CH4 ta vừa xét ở trên chính là lai hoá sp . 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 21
22. 9/26/2015 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 22
23. 9/26/2015 2 Chẳng hạn: Trong C2H4 (êtilen), mỗi nguyên tử C đều có lai hoá Sp 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 . 2pz 2pz H H 1200   1200 1200   H H  2 2 Các AO 2s, 2px, 2py , 2pz 3 AO lai hóa sp và AO-2pz Các AO lai hóa sp và AO-2pz đã trong ngtử C trước khi lai hoá chưa lai hóa trong ngtử C tham gia liên kết trong phân tử C2H4 H H C C Như vậy toàn bộ phân tử C2H4 có 5 liên H H kết và 1 liên kết . Sơ đồ cấu trúc phân tử C2H4 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 p x Các AO lai hóa sp trước khi lai hoá 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 . biên soạn: Nguyễn Kiên 23
24. 9/26/2015    Sơ đồ cấu trúc phân tử C2H2 biên soạn: Nguyễn Kiên 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 Kiểu phân tử Kiểu lai hoá ở A Hình dáng phân tử Góc hoá trị Thí dụ 0 AB2 sp đường thẳng 180 ZnCl2, CO2, BeCl2 2 0 AB3 sp tam giác 120 SO3,BF3,AlCl3 3 0 + AB4 sp tứ diện 109 28’ NH4 ,CH4,CCl4 2 0 2 2+ AB4 dsp vuông 90 [PtCl4] ,[Cu(NH3)4] 3 0 0 AB5 sp d lưỡng chóp 90 và120 PCl5 3 2 0 2- AB6 sp d bát diện 90 SF6, SiF6 biên soạn: Nguyễn Kiên 24
25. 9/26/2015 NH3 NH NH - 3 3 CN CN- NH3 - - NH3 CN CN NH3 2 3 3+ Các AO lai hóa d sp của Cr và Các AO lai hóa dsp2 của Ni2+ và sự tạo thành ion phức sự tạo thành ion phức [Ni(CN-) ]2- 3+ 4 [Cr(NH3)6] biên soạn: Nguyễn Kiên 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: n Hình học của n cặp e 2 A Cấu trúc thẳng Cấu trúc tam giác đều 3 A A 4 Cấu trúc tứ diện đều biên soạn: Nguyễn Kiên 25
26. 9/26/2015 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: 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 có lai hóa sp, cấu trúc thẳng 2 BF3 có lai hóa sp , cấu trúc tam giác đều có lai hóa sp2, cấu trúc tam giác đều SO2 3 NH3 , H2O có lai hóa sp , 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. biên soạn: Nguyễn Kiên 26
27. 9/26/2015 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 2 2 của cùng một ngtố), như phtử H2 thì C1 = C2 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 E +- - MO*(*) 1s 1s 1s 1s ++ - MOlk(lk) AO MO AO 1s Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-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 . biên soạn: Nguyễn Kiên 27
28. 9/26/2015 b- Các MO khi tổ hợp từ AO-pZ * * * MO ( z )  z E +- - p pz z pz pz ++ - MO (z) AO MO AO z Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-pz biên soạn: Nguyễn Kiên c- Các MO khi tổ hợp từ AO-px hay py * * MO ( x ) * E  z * * +- - x= y px py pz pz py px ++ - x= y px px MO ( x) z AO MO AO Các MO liên kết, phản liên kết và giản đồ năng lượng phân tử khi tổ hợp 2 AO-px hoặc py 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 28
29. 9/26/2015 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 biên soạn: Nguyễn Kiên 29
30. 9/26/2015 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam 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 B  2 2 2 1 μ μ μ 2μ μ cosα α  1 2 1 2 A 2 C 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. biên soạn: Nguyễn Kiên 30
31. 9/26/2015 6. 3. Lực tương tác giữa các phân tử 6.3.1. Lực tƣơng tác Van der Waals a-Lực định hướng(Uđh). (2 kJ/mol) Là lực phát sinh giữa các phân tử phân cực với nhau. + - HCl r Giá trị của lực định hướng được tính theo công thức Trong đó: r- là khoảng cách giữa 2 tâm phân tử 2μ4 U đh 3r6kT µ - mômen lưỡng cực T – Nhiệt độ tuyệt đối k- hằng số Boltzmann (1,3805.10-23 J.K-1) 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. r 2.α.  2 : hệ số phân cực hóa U c r6 biên soạn: Nguyễn Kiên 31
32. 9/26/2015 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. r h là hằng số plăng. 3 h ν1.ν 2 U α .α 1 ,2 là độ phân cực của các phân tử. kt 2 r 6 1 2 ν ν 1 2 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: 3 hν U α 2 kt 4 r 6 biên soạn: Nguyễn Kiên Ví dụ: sự tương tác giữa các nguyên tử He e- e- He 2+ 2+ e- e- - + - + biên soạn: Nguyễn Kiên 32
33. 9/26/2015 6.3.2. Lực liên kết hiđro (20 kJ/mol) + - + N-H -N-  + - + O-H -O- - F-H + - F- biên soạn: Nguyễn Kiên Liên kết hiđrô giải thích được: - Điểm sôi bất thường của các hợp chất như H2O, NH3, HF . Hợp M Ts Hợp M Ts Hợp M Ts chất (0C) chất (0C) chất (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 biên soạn: Nguyễn Kiên 33
34. 9/26/2015 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam 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. biên soạn: Nguyễn Kiên 34