Sự tồn tại của các nhóm nguyên tử với cách sắp xếp của chúng theo một trật tự xác định với những khoảng cách xác định giữa hai hạt nhân nguyên tử đã đưa đến khái niệm về các phân tử cộng hóa trị.
Một số ví dụ về liên kết hóa học
Các phân tử cộng hóa trị thường được tạo thành giữa các nguyên tử của các nguyên tố có sự tương tự về giá trị của năng lượng ion hóa và ái lực electron. Do sự tương tự về tính chất nên các nguyên tử này không thể tạo thành các ion do sự cho, nhận electron. Vậy nguyên nhân nào đã làm cho các nguyên tử đó “liên kết” lại với nhau?
Cho đến bây giờ, đã có rất nhiều lý thuyết được đề ra để giải thích loại liên kết này, nhưng tất cả các thuyết đó đều có chung một điểm là: coi nguyên nhân dẫn đến sự hình thành liên kết cộng hóa trị là do “Sự tăng mật độ electron trên đường nối các hạt nhân nguyên tử”. Chính mật độ electron trên đường nối đã giữ các hạt nhân ở những khoảng cách cân bằng đối với nhau và cũng chính là mật độ electron trên đường nối sẽ quyết định trạng thái đó có phải là trạng thái bền vững hay không. Nếu giữa hai nguyên tử đứng cạnh nhau không tạo ra được sự tăng mật độ electron trên đường nối các hạt nhân của chúng thì hai nguyên tử đó không tạo được liên kết cộng hóa trị.
Lewis và cấu tạo phân tử CO2 theo quy tắc bát tử
Giả thiết đầu tiên về liên kết cộng hóa trị được nhà hóa học người Mỹ là Lewis đề ra năm 1916. Theo quan điểm của Lewis, liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử được hình thành do sự góp chung electron để tạo thành các cặp electron dùng chung cho cả 2 nguyên tử. Bằng cách này, trong nhiều trường hợp các nguyên tử đạt được cấu hình electron lớp vỏ ngoài cùng là cấu hình bền như của các khí hiếm là 2 hoặc 8 electron.(*)
Tuy nhiên, thuyết này chưa giải thích được bản chất của liên kết cộng hóa trị, thuyết này cũng chỉ giải thích được sự tồn tại của các phân tử cộng hóa trị của các nguyên tố thuộc các chu kỳ một và hai, còn sự tồn tại của các phân tử cộng hóa trị của các nguyên tử chu kỳ khác (3, 4, 5, 6) hoàn toàn không giải thích được bằng thuyết này.
Xung quanh S có tới 12 điện tử trái với quy tắc bát tử
Nguyên nhân là do các nguyên tố ở chu kỳ 3 trở đi đã có phân lớp d, do đó có thể tạo nhiều liên kết hơn, xung quanh nguyên tử có thể có nhiều hơn 8 điện tử, do đó quy tắc bát tử không còn đúng với các nguyên tố chu kỳ lớn hơn 2 nữa.
Walter Heinrich Heitler và Fritz Wolfgang London.
Nguôn: http://www.fh.huji.ac.il/ & http://www.phy.duke.edu.
Ngay sau khi cơ học lượng tử ra đời – 1926 – được một năm, vào năm 1927, Heitler và London đã vận dung cơ học lượng tử để giải bài toán về phân tử Hydro (H2), xác định hàm sóng ψ (**)và năng lượng E của phân tử bằng phương pháp gần đúng. Trên cơ sở các kết quả thu được, Heitler và London giải thích bản chất lực liên kết và tính bão hòa của hóa trị. Sự phát triển và mở rộng phương pháp Heitler – London cho mọi phân tử dẫn đến hình thành thuyết VB (Valence Bond Theory).
Cấu trúc phân tử Metan theo thuyết VB
Thuyết VB mở ra một chương mới trong việc giải thích sự hình thành của các liên kết trong phân tử, cũng như cấu trúc không gian của phân tử. Phương pháp VB (Valence Bond Theory) cho một hình ảnh cụ thể về phân tử và cho phép giải thích nhiều tính chất về liên kết như năng lượng liên kết, độ dài liên kết, momen liên kết. (***)
Oxy lỏng bị giữ lại trên nam châm, điều này chứng tỏ oxy có tính thuận từ
Tuy nhiên không phải vậy mà thuyết VB được xem là một thuyết hoàn chỉnh, thuyết VB không thể giải thích được tính thuận từ hay nghịch từ của một số hợp chất mà điển hình là phân tử Oxy (O2). Một chất thuận từ hay nghịch từ hiểu 1 cách đơn giản là nó có bị ảnh hưởng bởi tác động của từ trường hay không, thuyết VB không đề cập đến các điện tử trong orbital mà chỉ quan tâm đến sự lai hóa của chúng, do đó không giải thích được tính thuận từ và nghịch từ. Đồng thời thuyết VB phải sử dụng nhiều công thức cấu tạo để giải thích cấu trúc phân tử (điển hình là Benzen) và gặp khó khăn trong việc giải thích các hiện tượng kích thích quang phổ và ion hóa phân tử. Tất cả hạn chế này chủ yếu là do thuyết VB xem các cặp điện tử là của chung 2 nguyên tử liên kết và chúng định chỗ.(****)
Để làm rõ hơn, ta hãy xét phức Nickel (II) tetraclorur, theo thuyết VB, ta chỉ giải thích được phức trên có cấu trúc tứ diện chứ không thể giải thích được màu xanh lá cây của dung dịch phức này.
Một dạng phức của Ni (II) có màu xanh lá.
Nguồn: http://www.commons.wikimedia.org
Sau đó, một cách giải thích khác có tính chất tổng quát hơn – mà sau này được sử dụng rộng rãi – được đề ra là thuyết orbital phân tử hay còn được biết đến như là thuyết MO (Molecular Orbital). Thuyết MO được sử dụng trong việc tính toán các electron riêng biệt trong phân tử cũng như sự đóng góp của nó về mặt năng lượng. Hầu hết các MO được thành lập từ sự tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử (AO) (Linear Combination of Atomic Orbitals).
Friedrich Hund, Robert S. Mulliken và John Lennard-Jones
Nguồn: http://www.en.wikipedia.com/
Tuy thuyết MO có tính chất tổng quát nhưng hầu như không giải thích được các liên kết riêng lẻ trong phân tử, mà chỉ quan tâm đến các điện tử hóa trị tham gia vào việc tạo thành orbital phân tử và bỏ qua các liên kết giữa các nguyên tử.
Xét ví dụ phân tử nước, thuyết MO giải thích việc tạo thành orbital phân tử nước, mà không giải thích về liên kết giữa O và H như thế nào, hình dạng, độ dài liên kết… Với 6 orbital nguyên tử, nước có 6 orbital phân tử, giản đồ các mức năng lượng của các orbital phân tử như sau:
Với 4 điện tử trên 2 orbital phân tử liên kết sigma(s) và sigma(z), phân tử nước có 2 liên kết. Tất cả các điện tử đều ghép đôi nên nước nghịch từ. Điều mà thuyết VB hoàn toàn không làm được.
Nguồn: Nguyễn Đình Soa, Hóa học đại cương , Nhà Xuất Bản Đại Học Quốc Gia, 2007.
Hầu hết công việc tính toán trong hóa học ngày nay đều dựa trên thuyết MO. Một orbital phân tử miêu tả trạng thái của electron trong trường của nó, được thiết lập giữa hạt nhân và sự đóng góp của các electron khác. Trong trường hợp MO được tổng hợp từ 2 AO khác nhau, theo nguyên lí Pauli ta có các spin đối song. Tuy nhiên, đây cũng là phương pháp tính gần đúng và cho kết quả chính xác cao khi mà các hàm sóng điện phân tử không có orbital.
(*) Được biết đến như quy tắc bát tử.
(**) Một đại lượng trong phương trình sóng Schrödinger. Xem thêm tại đây
(***) Các tính chất đặc trưng của liên kết hóa học.
(****) Sẽ giải thích rõ trong các phần sau.
Tài liệu tham khảo
1. Bùi Thọ Thanh, Tài liệu hóa học lượng tử, 2009
2. Lâm Ngọc Thiềm , Phạm Văn Nhiêu, Lê Kim Long, Cơ sở hóa học lượng tử, Nhà Xuất Bản Khoa Học Kỹ Thuật Hà Nội, 2007
3. Nguyễn Đình Soa, Hóa học đại cương , Nhà Xuất Bản Đại Học Quốc Gia, 2007
4. Đào Đình Thức, Hóa Lý I – Nguyên tử và liên kết hóa học
5. Gordon A. Gallup, A Short History of Valence Bond Theory.
Đặng Anh Trung – Huỳnh Minh Châu/cyberchemvn.com
Leave a Reply