sử dụng mô hình vsepr mô tả dạng hình học phân tử hxon (x: halogen, cl, br, i) và...

8/20/2019 Sử dụng mô hình vsepr mô tả dạng hình học phân tử HXOn (X: halogen, Cl, Br, I) và mô tả bằng phần mềm lượng…

http://slidepdf.com/reader/full/su-dung-mo-hinh-vsepr-mo-ta-dang-hinh-hoc-phan-tu-hxon-x 1/53

1

TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC

**************

NGUYỄN THỊ LUYỆN

SỬ DỤNG MÔ HÌNH VSEPR MÔ TẢ DẠNGHÌNH HỌC PHÂN TỬ HXOn (X: HALOGEN,

Cl, Br, I) VÀ MÔ TẢ BẰNG PHẦN MỀM

LƢỢNG TỬ HYPERCHEM PHIÊN BẢN 8.03

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC

Chuyên ngành: Hóa lí

Ngƣời hƣớng dẫn khoa học

ThS. TRẦN QUANG THIỆN

HÀ NỘI – 2012

WWW.FACEBOOK.COM/DAYKEM.QUYNHON

WWW.BOIDUONGHOAHOCQUYNHON.BLOGSPOT.COM

WW.DAYKEMQUYNHON.UCOZ.COM

óng góp PDF bởi GV. Nguyễn Thanh Tú



2

MỞ ĐẦU

1. Lý do chọn đề tài

Hóa lượng tử là khoa học ứng dụng của lý thuyết cơ học lượng tử để

giải thích các vấn đề trong lĩnh vực hóa học. Sự xuất hiện của hóa học lượng

tử do yêu cầu phát triển nội tại của lý thuyết hóa học nhằm giải thích các quy

luật đã được tích lũy lâu bằng thực nghiệm. Ngày nay hóa học lượng tử đã trở

thành một trong những công cụ đắc lực trong việc khảo sát các quá trình hóa

học. Hóa lượng tử có thể thực hiện được một số nghiên cứu mà thực nghiệmkhông thể làm được như nghiên cứu trạng thái chuyển tiếp, các hợp chất trung

gian, ion, gốc tự do... có thời gian tồn tại tương đối ngắn. Hóa lượng tử còn

cung cấp thông tin về nhiệt động và động học của phản ứng như: ∆G, ∆H, ∆S,

hằng số tốc độ, đường phản ứng, cơ chế phản ứng.

Trong những thập niên cuối thế kỷ 20, sự phát triển mạnh mẽ của khoa

học kỹ thuật máy tính đã thúc đẩy ngành hóa lí phát triển đa dạng và nhanhchóng. Nhiều vấn đề về phản ứng hóa học có thể dự đoán trước khi tiến hành

thực nghiệm. Bằng các ứng dụng cài đặt trên máy tính có tốc độ xử lý cao

người ta thực hiện các bài toán hóa học lượng tử lớn dùng để khảo sát phần

lớn các vấn đề hóa học, miễn là chọn được phương pháp thích hợp. Hiện nay

đã có nhiều phần mềm tính hóa học lượng tử ra đời như: Mopac, Gaussian,

Hyperchem … Với mong muốn hiểu sâu hơn về hóa lí, đặc biệt các vấn đề vềlượng tử hiểu thêm về các phần mềm hóa học cũng như áp dụng các phần

mềm để giải quyết yêu cầu của các bài toán hóa học, tôi đã lựa chọn đề tài

“Sử dụng mô hình VSEPR mô tả dạng hình học phân tử HXOn (X:

Halogen, Cl, Br, I) và mô tả bằng phần mềm lượng tử Hyperchem phiên

bản 8.03.”.







3

2. Mục đích nghiên cứu

Vận dụng mô hình lượng tử VSEPR xác định dạng hình học phân tử

của các phân tử có dạng tương đối phức tạp để từ đó giải thích một số tính

chất liên quan dạng hình học.

Mô phỏng phân tử bằng phân mềm lượng tử Hyperchem.

3. Đối tƣợng nghiên cứu

Phần mềm lượng tử Hyperchem.

Các tham số cấu trúc, tham số lượng tử. Đại lượng nhiệt động 0

298 H .

Mô hình VSEPR và hình dạng phân tử.

4. Phƣơng pháp nghiên cứu

Sử dụng mô hình lượng tử và các phương pháp gần đúng lượng tử để

tính toán.







4

NỘI DUNG

CHƢƠNG 1: TỔNG QUAN

1.1. Giới thiệu về phần mềm Hyperchem phiên bản 8.03 [2,9]

Hiện nay trên thế giới có rất nhiều phần mềm cho phép giải các bài

toán lượng tử bằng phương pháp gần đúng như MOPAC, GAUSSIAN,

HYPERCHEM… Các phần mềm này có chứa các phương pháp bán kinh

nghiệm và không kinh nghiệm, cho phép khảo sát phân tử ở trạng thái hơi,

trạng thái dung dịch, ở trạng thái có cấu hình vỏ đóng hay vỏ mở.

Phần mềm Hyperchem là một trong những phần mềm thông dụng hiện

nay là một chương trình ứng dụng rộng r ãi vì có độ chính xác cao, có thể đáp

ứng yêu cầu đặt ra trong lĩnh vực thiết kế phân tử với nhiều tính năng như:

xác định cấu trúc, tối thiểu hóa năng lượng, tính toán tham số lượng tử, trình

bày cấu trúc 3 chiều, có thể nói phần mềm hyperchem là phần mềm chuyên

dụng trong hóa tính toán (ứng dụng tin học trong hóa học) hiện nay.

Phần mềm hyperchem bao gồm Menu: tệp (FILE), soạn thảo (EDIT),

xây dựng (BUILD), lựa chọn (SELECT), hiển thị (DISPLAY), cơ sở dữ liệu

(DATABASE), thiết lập (SETUP), tính toán (COMPUTE) và văn bản

(SCRIPT). Trong những chức năng này quan trọng nhất là BUILD, SETUP

và COMPUTE.

BUILD: giúp chúng ta bằng con đường trực giác xác định các mô hình

phân tử khi biết công thức cấu tạo của chúng. Sản phẩm của BUILD chính là

INPUTDATA cho các tính toán được hiển thị sau này.

SETUP: cho phép lựa chọn các phương pháp tính bao gồm: cơ học

phân tử (MOLECULAR MECHENICS), bán kinh nghiệm (SEMI-

EMPIRICAL), AB-initio, hộp tuần hoàn (PERIODIC BOX)…







5

COMPUTE: thực hiện các tính toán đã được tạo lập trong SETUP.

Trong COMPUTE có các MENU thứ cấp:

-

SINGLE POINT dùng để xác định năng lượng tổng cộng của hệ phân

tử hay một tập hợp đã được lựa chon bởi SELECT.

- GEOMETRY OPTIMIZATION (tối ưu hóa hình học) tính toán và

hiển thị cấu trúc phân tử có năng lượng và lực giữa các nguyên tử cực tiểu.

-

MOLECULAR DYNAMICS (động lực phân tử) mô phỏng sự

chuyển động của phân tử để quan sát tính chất cân bằng và động học.

-

VIBRATIONS (dao động) tính toán chuyển động dao động của cáchạt nhân và hiển thị các MODE thông thường có liên quan đến dao động riêng

và dao động hồng ngoại. Để tính dao động có thể dùng bất kì phương pháp

bán kinh nghiệm nào trừ phương pháp HUCKEL mở rộng hoặc bất kỳ

phương pháp AB-initio nào trừ MP2.

-

VIBRATIONAL SPECTRUM (Phổ dao động) hiển thị kết quả tính

toán phổ dao động. - CONTOUR PLOT vẽ các đường viên bao gồm trường thế tĩnh điện

tạo nên bởi phân bố hạt nhân, electron, xác suất tìm thấy những electron có

spin thuận nhiều hơn những electron có spin nghịch tại bất kì điểm nào trong

không gian và mật độ điện tích tổng cộng của electron hóa trị trong phân tử.

- ELECTRONIC SPECTRUM (Phổ electron) tính toán hiệu số năng

lượng giữa trạng thái electron cơ bản (ground) và một số trạng thái kích thíchđầu tiên của phân tử.

1.2. Các phƣơng pháp tính gần đúng lƣợng tử [2]

1.2.1. Cơ sở của các phƣơng pháp tính gần đúng lƣợng tử

Sự biến đổi trạng thái vi mô theo thời gian của hệ lượng tử được mô tả

bởi phương trình Schroedinger (1926) có dạng tổng quát:







6

iћt

= ˆ H (1)

ψ(q,t) – Hàm sóng mô tả trạng thái của hệ lượng tử theo tọa độ (q) vàthời gian (t). Nếu biết hàm sóng tại thời điểm t có thể xác định ψ tại mọi thời

điểm tiếp theo.

H – toán tử Hamilton của hệ.

Phương trình (1) là phương trình vi phân tuyến tính thuần nhất nên các

nghiệm υ1, υ2, υ3…độc lập cũng lập thành một nghiệm chung dưới dạng tổ

hợp tuyến tính:

Ψ = C1υ1 + C2υ2 + C3υ3 +…+ Cnυn. (2)

Việc giải phương trình Schroedinger cho ta các thông tin về hệ lượng

tử, cho phép xác định những hàm sóng mô tả các trạng thái của phân tử, các

trị riêng năng lượng tương ứng và từ đó người ta có thể giải thích được mọi

hiện tượng về phân tử. Tuy nhiên, vì tính phức tạp của hệ nhiều electron nên

việc giải chính xác phương trình Schroedinger đối với hệ phân tử là không thểthực hiện được. Vì vậy, việc khảo sát cơ học lượng tử về phân tử về phân tử

phải được giải theo các phương pháp gần đúng.

1.2.1.1. Sự lƣợc bỏ yếu tố thời gian và hiệu ứng tƣơng đối

Trong trường hợp tổng quát, Hamilton của hệ có thể phụ thuộc vào thời

gian. Khi hệ lượng tử kín (không tương tác với bên ngoài) hoặc chuyển động

trong trường ngoài không đổi thì Hamilton của hệ không chứa thời gian

(∂H/∂t = 0). Khi đó, hàm sóng toàn phần của hệ bằng tích của hàm không gian

và thời gian:

Ψ(q,t) = ψ(q).τ(t) (3)

Ψ(q) – Hàm sóng phụ thuộc vào không gian.

τ(t) – Hàm sóng phụ thuộc vào thời gian.







7

Do đó, phương trình Schroedinger phi tương đối không phụ thuộc vào

thời gian có dạng:

ˆ H ψ(q) = Eψ(q) (4)

E – Năng lượng của hệ không phụ thuộc vào thời gian (năng lượng bảo

toàn). Với hệ N electron và M hạt nhân, toán tử Hamilton trong đơn vị

nguyên tử có dạng:

ˆ H = -1

1

2

N

i

2

i- 2

1 1 1 1 1 1

1 1

2

M N M N N M M A A B

A

A i A i j A B A Ai ij AB

Z Z Z

M r r R (5)

MA – Khối lượng của hạt nhân A theo đơn vị nguyên tử.

ZA – Điện tích của hạt nhân A theo đơn vị nguyên tử.

Số hạng thứ nhất và thứ hai trong phương trình là toán tử động năng

của các electron và hạt nhân. Số hạng thứ ba là tương tác hút coulomb giữa

các electron và giữa hạt nhân. Số hạng thứ tư và thứ năm là tương tác đẩy

giữa các electron và giữa các hạt nhân tương ứng.

Sự gần đúng Born-Oppenhermer

Vì hạt nhân có khối lượng rất lớn (do chuyển động rất chậm) so với các

electron nhỏ bé (chuyển động rất nhanh) nên các hạt nhân được xem như cố

định. Với sự gần đúng này, động năng của hạt nhân có thể bỏ qua và thế năng

của hạt nhân được xem là hằng số. Do đó, phương trình (4) có thể viết lại:

H e ψe = Eeψe (6)

H e – là Hamilton electron mô tả sự chuyển động của N electron trong

trường gồm M điện tích điểm cố định:

H e = - 2

1

1

2

N

i

i

-1 1

N M A

i A iA

Z

r +

1

1 N N

i j i ijr (7)

Hàm sóng ψe phụ thuộc vào tọa độ electron và tham số tọa độ hạt nhân.







8

Để giải phương trình (6), đầu tiên Born-Oppenheimer chỉ quan tâm đến

động năng của electron và thế năng tương tác electron-hạt nhân, lúc đó toán

tử Hamilton electron chỉ còn lại:

H e = - 2

1

1

2

N

i

i

-1 1

N M A

i j iA

Z

r (8)

Sự gần đúng này đã bỏ qua tương tác giữa các electron và xem mỗi

electron chuyển động trong trường tạo bởi các hạt nhân (sự gần đúng một hạt

độc lập). Như vậy việc giải phương trình Schroedinger cho hệ nhiều electron

quy về việc giải bài toán cho từng electron tương tự như bài toán với nguyên

tử hiđro. Với sự gần đúng bậc không này, mặc dù đã giải được phương trình

Schroedinger nhưng nghiệm thu được ít có ý nghĩa vật lí vì đã bỏ qua một

tính chất rất quan trọng của hệ nhiều electron: sự tương tác giữa các electron.

Do đó, vấn đề cốt lõi là xử lí thế năng tương tác giữa các electron. Do không

thể tính chính xác đại lượng này nên nó được đánh giá một cách trung bình về

mặt toán học nhằm mục đích làm cho phương trình Schroedinger có thể giải

được mà kết quả vẫn đảm bảo độ chính xác có thể dùng để giải thích dữ liệu

thực nghiệm. Vấn đề này được làm rõ trong lí thuyết trường tự hợp.

1.2.1.2. Lí thuyết trƣờng tự hợp Hartree-Fock (Hartree-Fock SCF)

Tích Hartree

Khi để ý đến tương tác hàm sóng toàn phần của hệ được xác định làtích hàm sóng obital – spin cho mỗi e.

χ (x1, x2,…, x N) = χ p1(x1).χ p2(x2)…χ pN(x N) (13)

và năng lượng toàn phần bằng tổng năng lượng của các obitan:

E = ε p1 + ε p2 + … + ε pN (14)

Hàm sóng nhiều e như vậy gọi là tích Hartree với obitan -spin χ p1(x1)

mô tả trạng thái e1, χ p2(x2) mô tả trạng thái e2.







9

Định thức Slater

Hàm sóng biểu diễn bằng tích Hartree không đối xứng cũng không

phản xứng, không phản ánh đúng tính chất của hàm sóng nhiều electron nên

Fock đã thay bằng hàm gần đúng tốt hơn dưới dạng định thức Slater :

Ψ =!

1 1 2 2

1

( 1) ( ). ( )... ( ) N

p

n n

p

p x x x (15)

λp là chẵn lẻ của toán tử hoán vị P.

hoặc biểu diễn dưới dạng N e:

ψ(x1, x2, ..., x N) =1

! N

1 1 2 1 1

1 2 2 2 2

1 2

( ) ( ) ..... ( )

( ) ( ) ..... ( )

...............................................

( ) ( ) ..... ( )

p p pN

p p pN

p N p N pN N

x x x

x x x

x x x

(16)

Thường viết gọn:

Ψ(x1,x2,..., x N) = χ p1, χ p2,..., χ pN) (17)

Phƣơng trình Hartree-Fock

Hàm sóng tốt nhất được xác định theo định thức Slater là hàm sóng ứng

với năng lượng cực tiểu:

E = <ψ H ψ> = 2∑1

N

ii

i

H +1 1

(2 ) N N

ij ij

i j

J k (18)

Hii = ∫ψi*(1)H

coreψi(1)dτ1 (19)

Jij = ∫∫ ψi*

(1)ψ j*

(2)12

1

r ψi(1)ψ j(2)dτ1dτ2 (20)

K ij = ∫∫ ψi*(1)ψ j

*(2)12

1

r ψ j(1)ψi(2)dτ1dτ2 (21)

Trong đó, Hcore là toán tử Hamilton lõi một electron trong trường chỉ

của các hạt nhân ; Hii là tích phân một electron, biểu thị năng lượng của một

electron trong obitan phân tử ψi tr ong trường chỉ của các hạt nhân; Jij là tích

phân 2 electron được gọi là tích phân Coulomb và có ý nghĩa vật lí là năng







10

lượng đẩy tĩnh điện trung bình giữa 2 e chiếm các obitan khác nhau ψ i, ψ j; K ij

được gọi tích phân trao đổi khi chuyển từ vế trái sang vế phải của tích vô

hướng thì trạng thái 2 e đổi chỗ cho nhau. K ij không có ý nghĩa tương tự trong

cổ điển, mang dấu âm và làm giảm năng lượng tương tác giữa các electron có

spin song song trong các obitan khác nhau ψi, ψ j. Đó là kết quả của nguyên lí

phản đối xứng.

Để thu được hàm sóng một định thức (15) tốt nhất, cần phải cực tiểu

hóa năng lượng E (18), bằng cách biến phân các obitan χ i có kể đến điều kiện

chuẩn hóa chúng. Từ đó rút ra phương trình Hartree-Fock như sau:

f(1)χ i(1) = εi χ i (1) (22)

f(1) là toán tử Fock hiệu dụng bằng tổng toán tử Hamilton lõi h(1) và

toán tử thế năng hiệu dụng một electron được gọi là thế năng Hartree -Fock

νHF(1):

f(1) = h(1) + νHF(1) (23)

νHF

(1) = (2 (1) (1)) j j

j J K

(24)

J jψi(1) = [ ∫ψ j*(2)

1

2ψ j(2)dτ2 ] ψi(1) (25)

K jψi(1) = [ ∫ψ j*(2)

1

2ψi(2)dτ2 ] ψ j(1) (26)

Trong đó, J j(1) là toán tử Coulomb thay cho thế năng cục bộ trung bình

ở τ1 gây ra bởi một electron ở ψ j. K j(1) là toán tử trao đổi, không giống như

toán tử J j(1), nó được xem là toán tử không cục bộ vì không có sự tồn tại thế

năng đơn giản K j(τ1) duy nhất được xác định ở điểm địa phương trong không

gian τ1. J j(1), K j(1) đều là những toán tử tuyến tính Hecmit. ε i là năng lượng

obitan Hartree-Fock đối với obitan ψi:

εi = Hii +1

(2 ) N

ij ij

j

J K (27)

Từ (18) và (27), năng lượng electron toàn phần có thể biểu diễn ở dạng:







11

E = 21

N

i

i

-1 1

(2 ) N N

ij ij

i j

J K (28)

Ý nghĩa vật lí của năng lượng obitan Hartree-Fock εi suy ra từ định líKoopmans (1933): Theo định lí này, εi có giá trị tuyệt đối bằng và ngược dấu

với thế ion hóa I của hệ từ obitan ψ i, tức là năng lượng cần thiết để bứt một

electron từ obitan ψi r a khỏi hệ ở trạng thái cơ bản: εi = -I.

Giải các bài toán trị riêng Hartree-Fock thu được một tập hợp obitan-

spin Hartree-Fock trực chuẩn {χ K }. N obitan thấp nhất được gọi là obitan lấp

đầy. Định thức Slater tạo thành từ các obitan-spin này là các hàm sóng ở trạngthái cơ bản Hartree-Fock và là gần đúng biến phân tốt nhất cho trạng thái cơ

bản của hệ.

1.2.1.3. Phƣơng trình Roothaan

Phương trình Hartree-Fock không thể giải trực tiếp đối với hệ nghiên

cứu là phân tử. Mãi đến năm 1951, Roothaan đã thành công trong việc áp

dụng phương pháp Hartree-Fock cho các MO được xây dựng dưới dạng tổ

hợp tuyến tính các obitan nguyên tử:

Ψi = ic (29)

Biểu thức (29) được gọi là biểu thức tổ hợp tuyến tính các obitan

nguyên tử (Linear Combination of Atomic obitans – LCAO). Tập hàm { 29 }

được gọi là tập cơ sở dùng trong tính toán hóa lượng tử. Tập cơ sở chia thành3 loại:

- Tập cơ sở tối thiểu (minimal basis sets) bao gồm các obitan vỏ trong

và vỏ hóa trị của mỗi nguyên tử trong phân tử.

-

Tập cơ sở hóa trị (valence basis sets) bao gồm các obitan vỏ hóa trị.

-

Tập cơ sở mở rộng (extended basis sets) bao gồm tập cơ sở tối thiểu

và các obitan obitan thuộc lớp vỏ bên ngoài(virtual obitan – obitan ảo).







12

Thông thường, mỗi hàm cơ sở có thể được biểu diễn thành hai phần:

ψ(r,θ,υ) = R(r).Y(θ,υ) (30)

R(r) chỉ phụ thuộc vào độ dài vectơ hướng tâm r, được gọi là phần bán

kính.

Y(θ,υ) phụ thuộc vào các góc θ và υ của hệ tọa độ dược gọi là phần

góc.

Tùy thuộc vào cách biểu diễn toán học của phần bán kính mà có các

kiểu hàm cơ sở khác nhau. Có hai kiểu hàm cơ sở thường gặp: Kiểu hàm

Slater STO (Slater Type Obitans) và kiểu hàm Gauss GTO (Gauss TypeObitans)

STO = CS.e-η r-R A (31)

GTO = CG.e-α r-R A (32)

với r là vectơ tọa độ obitan, η và α là thừa số mũ của các hàm STO và GTO

tương ứng.

Thay (29) vào (22) ta thu được:

. (1). (1)i i ic f C (33)

Nhân hai vế với * ta được phương trình Roothaan:

1

( ) 0 N

i i F S C (34)

Hoặc biểu thị dưới dạng ma trận:

FC = SCε (35)

Trong đó :

Fμν = Hμνcore

+1

2 ( )2

N

i i

i

c c

= Hμνcore

+ ( ) P

Hμνcore = c H d d







13

Hc = -1

2

2

i- A

A iA

Z

r

2 N

i i

i

P c c

1 2

1(1) (1) (2) (2)i j k l

ij

ij kl d d r

*

1(1) (1)S d

, ,

( ( ) ( ) )core

i i i ijc c H

Với ý nghĩa:

- F là ma trận Fock có thành phần Fμν.

-

Pλσ là thành phần ma trận tham số còn gọi là ma trận mật độ, ma trận

bậc liên kết hay ma trận điện tích.

- (ij kl) là tích phân đẩy vì nó tương ứng với thế năng đẩy 1/r 12 giữa hai

electron 1 và 2.

-

S là ma trận xen phủ có thành phần là Sμν.

-

C là ma trận vuông của các hệ số khai triển C νi.

- ε là ma trận năng lượng obitan có thành phần εi.

Vấn đề trung tâm là xác định các hệ số biến thiên Cμi. Nó được xác

định theo phương pháp biến thiên thế nào để các hàm ψi thu được sẽ gần đúng

với các obitan được xác định theo phương pháp Hartree-Fock.

Việc dùng phương trình Roothaan với phương pháp MO-LCAO gặpnhiều hạn chế do số lượng tích phân nhiều tâm (39) nói chung rất lớn. Ngoài

ra, bản thân tích phân nhiều tâm cũng rất khó tính. Do đó, người ta sử dụng

các phương pháp gần đúng.

1.2.2. Các phƣơng pháp tính gần đúng [2, 9]

Các phương pháp tính gần đúng được xây dựng dựa trên phương trình

Roothaan. Hầu hết các phương pháp đó đều tập trung giải quyết vấn đề thế







14

năng tương tác giữa các electron giống nhau dựa vào việc giải gần đúng các

phương trình chứa tích phân Coulomb và các tích phân xen phủ giữa các

electron.

Các phương pháp tính gần đúng được biết hiện nay bao gồm phương

pháp tính không kinh nghiệm AB-initio và các phương pháp bán kinh nghiệm

sử dụng các tham số thực nghiệm: CNDO, NDDO, AM1, PM3, MINDO,

ZINDO.

1.2.2.1. Phƣơng pháp AB-initio

Còn được gọi là phương pháp tuyệt đối, không kinh nghiệm hay

phương pháp tính từ đầu. trong phương pháp này, người ta sử dụng các

phương phương pháp gần đúng toán học nhằm đơn giản hóa quá trình giải.

Ưu điểm chủ yếu của nó là cho phép xác định mọi tính chất của phân tử chỉ từ

những yếu tố cơ bản của bài toán: Số hạt electron, điện tích electron, số hạt

ATTN :nhân… mà không cần biết các số liệu thực nghiệm khác. Phương pháp này tuy không tính đến năng lượng tương hỗ nhưng kết quả thu được rất

phù hợp với các số liệu đo được trong việc xác định hình học của phân tử,

hàng rào quay và nhiều vấn đề khác của phân tử. Vì thế giá trị của phương

pháp này càng được nâng cao. Có thể nói phương pháp AB-initio có một lời

giải khá chính xác cho hầu hết các hệ phân tử và là sự tính từ đầu cho tất cả

các tích phân bằng phép giải tích.

Mặc dù độ tin cậy và chính xác cao nhưng do tính chất phức tạp của

các phép tính nên đòi hỏi phải sử dụng máy tính điện tử có tốc độ và dung

lượng lớn. Vì thế phương pháp AB-initio mới chỉ áp dụng hiệu quả đối với

những phân tử nhỏ và không khả thi đối với những phân tử lớn. Trong trường

hợp này người ta phải sử dụng phương pháp bán kinh nghiệm.







15

1.2.2.2. Các phƣơng pháp bán kinh nghiệm

Để giảm bớt khó khăn trong tính toán, trong phương pháp bán kinh

nghiệm người ta giải quyết các vấn đề như sau:

-

Thay các tích phân đa tâm bằng các tích phân ít tâm hơn.

-

Thay các tích phân và các đại lượng vật lí trong phương trình hóa học

lượng tử bằng các tham số kinh nghiệm.

Để chuyển tích phân đa tâm thành tích phân ít tâm hơn, năm 1928

Mulliken đưa ra các phép tính gần đúng các tích phân, chẳng hạn xét tích

phân ba tâm:

(ij,kk) = i(1) j(1) (42)

Mulliken thay khoảng cách giữa hai nguyên tố thể tích dτ1 và dτ2 là r 12

bằng khoảng cách trung bình giữa hai đám mây tương tác i(1). j(1) và

k (2). k (2) là r ij,kk , từ đó toán tử 1/r ij,kk có thể được đưa ra ngoài dấu tích

phân. Với giả định trên, Mulliken đã đưa tích phân nhiều tâm về tích phân ít

tâm hơn:

(ij/kk) =1

2Sij[(ii/kk) + (jj/kk)] (43)

(ij/kl) =1

4SijSkl[(ii/kk) + (ii/ll) + (jj/kk) + (jj/ll)] (44)

Phép gần đúng các tích phân đa tâm của Mulliken là cơ sở cho nhiều

phương pháp gần đúng và các phương pháp bán kinh nghiệm.

Số tích phân hai electron cần thiết cho việc xây dựng ma trận Fock rất

lớn (K 4/8, K là số hàm cơ sở), vì thế các phương pháp bán kinh nghiệm tìm

cách giảm số lượng tích phân mà không ảnh hưởng đến chất lượng hàm sóng

bằng cách sử dụng các tham số thực nghiệm thay thế cho việc tính các tích

phân phức tạp đơn thuần lí thuyết. Nhờ sự loại bỏ hàng loạt các tích phân mà

số lượng các phép tính phức tạp giảm đi nhiều.







16

Phƣơng pháp Huckel (HMO)

MO-Huckel là phương pháp tổ hợp tuyến tính các AO nhưng chỉ áp

dụng đối với các electron . Bằng việc áp dụng phương pháp biến phân, xác

định giá trị năng lượng và hàm sóng của hệ electron quy về giải hệ các

phương trình:

|Hij – SijE| = 0 (45)

Trong đó vế trái được gọi là định thức thế kỉ.

H và S là các tích phân, Huckel đề xuất sự gần đúng như sau:

:

: 1

0 : 2

ij

khi i j

H khi i j

khi i j

(46)

α, β tương ứng là các tích phân Coulomb và trao đổi.

Tương tự như vậy đối với tích phân xen phủ S:

1:

0 :ij

khi i jS

khi i j

(47)

Trong các trường hợp liên hợp và siêu liên hợp có chứa các dị tố, các

giá trị α và β bị thay đổi với các giá trị tính từ các hệ không chứa dị tố một hệ

số (thông thường các hệ số được xác định bằng thực nghiệm đối với từng hệ

cụ thể):

αx = αc + hxβc

βcx = K cxβc (48)

Trong phương pháp HMO đã bỏ qua tương tác đẩy của các electron σ.

Để phát triển phương pháp Huckel cho tất cả các electron vỏ hóa trị, người ta

đưa ra phương pháp Huckel mở rộng (Extended HMO). Trong phương pháp

Huckel mở rộng người ta tính các tích phân xen phủ S ij thay cho việc gán nó

những giá trị tùy ý.







17

Thành công của phương pháp MO-Huckel là định lượng hóa các đại

lượng mật độ electron, bậc liên kết, chỉ số hóa trị tự do rất có ý nghĩa trong

việc xem xét cơ chế cũng như cấu dạng của một số chất hữu cơ liên hợp.

Phƣơng pháp ZDO (Zero differential Overlap)

Đây là phương pháp gần đúng xen phủ vi phân bậc không do Pople đưa

ra. Nó bỏ qua tất cả các tích phân của các hàm cơ sở phụ thuộc vào cùng tọa

độ electron định vị trên các nguyên tử khác nhau. Giả định của Pople có nghĩa

là obitan nguyên tử định vị trên tâm A làA, trên tâm B là

B, gần đúng ZDO

tương đương với A. B =0 (A≠B). Vì tích các hàm cơ sở trên các nguyên tử

khác nhau được đặt bằng không nên không có tích phân trên một tích như vậy

hay A. B dτ = 0. Điều này dẫn đến các hệ quả sau:

-

Ma trận xen phủ được chuyển thành ma trận đơn vị.

-

Các tích phân một electron ba tâm (hai từ các hàm cơ sở và một từ

toán tử) được đặt bằng không. - Tất cả tích phân hai electron ba và bốn tâm được bỏ qua.

Để bù lại cho sự gần đúng này, các tích phân còn lại được chuyển thành

các tham số và các giá trị của nó được xác định trên cơ sở tính toán hoặc từ số

liệu thực nghiệm. Tùy theo số lượng tích phân được bỏ qua và sự thực hiện

tham số hóa, ta có các phương pháp bán kinh nghiệm khác nhau.

Phƣơng pháp CNDO (Complete Neglect of Differential Overlap)

Như tên gọi của nó, phương pháp này dựa trên phương pháp ZDO bỏ

qua hoàn toàn sự phủ vi phân. Người ta đưa ra nhiều gần đúng khác nhau

nhằm đơn giản hóa các tích phân trong phương trình Roothaan trong các bài

toán về phân tử. Đây là phương pháp bán kinh nghiệm đơn giản tính theo giải

thuật trường tự hợp. Nó được dùng để tính toán các tính chất của electron ở

trạng thái cơ bản, đối với hệ vỏ mở và hệ vỏ đóng, tối ưu hóa hình học và







18

tổng năng lượng, lớp vỏ trong được coi là một phần của lớp lõi và gộp tương

tác đẩy của lớp này vào tương tác của hạt nhân với electron.

Cùng với sự phát triển, sự tham số hóa trong phương pháp CNDO cho

ra đời các phiên bản CNDO/1, CNDO/2. Trong hai phương pháp này phiên

bản CNDO/2 có quan điểm rất gần với phương pháp INDO.

Phƣơng pháp INDO (Intermediate Neglect of Differential Overlap)

Phương pháp INDO do Pople, Beveridge và Dobosh đề ra năm 1967

được gọi là phương pháp bỏ qua sự xen phủ vi phân trung gian. Phương pháp

này chủ yếu dùng để nghiên cứu cấu tạo electron và mật độ spin của các phân

tử thuận từ có electron độc thân, nó khắc phục được nhược điểm của phương

pháp CNDO là không phân biệt được tương tác giữa hai electron có spin song

song và tương tác giữa hai electron có spin đối song. Về phương diện lí

thuyết, phương pháp này hoàn thiện hơn phương pháp CNDO/2, vì nó chỉ bỏ

qua một số ít hơn các tích phân đẩy. Ở đây không sử dụng giả thiết bỏ qua sự

phủ vi phân hoàn toàn mà chỉ bỏ qua sự phủ vi phân trung gian, tức là có thể

tính đến các tích phân một tâm, trong đó các AO i, j có thể khác nhau (theo

phương pháp CNDO thì tích phân này bằng 0).

Với phương pháp này người ta có thể tính được tất cả các kết quả thu

được bằng phương pháp CNDO/2 nhưng với một kết luận tốt hơn.

Phƣơng pháp MINDO (Modified Intermediate Negelect of Differential

Overlap)

Phương pháp này do Dewar (1969) đưa ra nhằm cải tiến phương pháp

INDO. Quá trình tính toán trong phương pháp này áp dụng phương pháp

trường tự hợp. Nội dung của phương pháp MINDO tương tự như phương

pháp INDO nhưng chỉ khác phương pháp trên ở chỗ các tích phân đẩy hai tâm

được tính theo một công thức khác (của Ohn và Klopman) và các phần tử của







19

ma trận khung lại có dạng khác. Phương pháp này đã cho các kết quả rất phù

hợp với thực nghiệm trong các vấn đề sau: Độ dài liên kết, nhiệt hình thành,

hằng số lực và thế ion hóa với các đối tượng là các phân tử chất hữu cơ lớn,

các cation, các hợp chất polynitro.

Các phiên bản tiếp theo của phương pháp MINDO là MINDO/1,

MINDO/2, MINDO/3.

Phƣơng pháp MNDO (Modified Neglect of Diatomic Overlap)

MNDO là sự cải tiến của phương pháp MINDO, trong quá trình tính

toán sử dụng thuật toán tự hợp. Phương pháp này áp dụng cho các phân tử

hữu cơ có chứa các nguyên tố thuộc chu kì một và hai của bảng hệ thống tuần

hoàn, loại trừ các kim loại chuyển tiếp. Nó được dùng để tính toán các tính

chất electron và các thông số hình học các phân tử đã được tối ưu năng lượng

toàn phần và nhiệt hình thành. Mặc dù phương pháp AM1 và PM3 kế tục

MNDO, nhưng trong một số tính toán MNDO cho kết quả tốt hơn.

Phƣơng pháp AM1 (Austin Model 1)

Hạn chế của phương pháp MNDO là tương tác đẩy trong thế lõi – lõi

quá lớn. Khắc phục điều này, hàm lõi – lõi được sửa đổi bằng cách cộng các

hàm Gaussian và toàn bộ mô hình đã được tham số hóa lại. Để kỉ niệm

chuyến đi tới trường Đại học Tổng hợp Austin, Dewar đặt tên cho phương

pháp là Austin Model 1. Phương pháp này là kết quả của việc cải tiến phương pháp MNDO áp dụng cho các nguyên tử thuộc chu kì một, hai và ba của bảng

hệ thống tuần hoàn trừ các kim loại chuyển tiếp.

AM1 sử dụng thuật toán trường tự hợp và được áp dụng khá phổ biến

hiện nay. Cùng với phương pháp PM3, phương pháp AM1 nhìn chung là

phương pháp bán kinh nghiệm chính xác nhất dùng để tính toán các tính chất

của electron, tối ưu hoá hình học, năng lượng toàn phần và nhiệt hình thành.







20

Phƣơng pháp PM3 (Parametric Model 3)

Phương pháp PM3 cũng là một phương pháp bán kinh nghiệm sử dụng

thuật toán tự hợp. Nó có bản chất là phương pháp AM1 với tất cả các tham số

đã được tối ưu đầy đủ. Về ý nghĩa, nó có một tập tham số tốt nhất cho một tập

dữ liệu đã cho. Tuy vậy, quá trình tối ưu vẫn còn đòi hỏi sự can thiệp của con

người trong sự lụa chọn dữ liệu thực nghiệm và ấn định trọng lượng các yếu

tố thích hợp cho mỗi tập dữ liệu. PM3 áp dụng cho nhiều nhóm nguyên tố

thuộc nhóm chính, loại trừ các kim loại chuyển tiếp.

Phƣơng pháp ZINDO (Zerner’s INDO)

Phương pháp ZINDO cải tiến từ các phương pháp Huckel mở rộng,

CNDO, INDO và PPP cho phép tính toán năng lượng, tương tác cấu hình

(phổ electron tử ngoại khả kiến). Phương pháp này có thể áp dụng cho hầu

hết các kiểu phân tử bao gồm các hợp chất sinh học, các chất cơ kim, các chất

hữu cơ. Trong tính toán, ZINDO sử dụng thuật toán trường tự hợp và quátrình này cũng mô phỏng khảo sát phân tử dưới dạng bị sonvat hóa trong

trường điện hoặc các điện tích điểm. ZINDO đã tham số hóa hơn 30 nguyên

tố thuộc chu kì một, hai và ba của bảng hệ thống tuần hoàn kể cả các kim loại

chuyển tiếp. Giới hạn khảo sát đối với ZINDO thông thường là các phân tử có

chứa khoảng 250 nguyên tử, và khi đó ZINDO sử dụng chừng 1000 hàm cơ

sở. Với các phiên bản lớn hơn, ZINDO có thể mở rộng giới hạn đối với phân

tử gồm 1000 nguyên tử thì hàm cơ sở đạt tới 4000.

1.3. Thuyết liên kết hoá trị VB

1.3.1. Các luận điểm cơ sở [5,10]

Một cách gần đúng coi cấu tạo e của nguyên tử vẫn được bảo toàn khi

hình thành phân tử từ nguyên tử nghĩa là trông phân tử vẫn có sự chuyển động







21

của e trong AO. Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của 2 nguyên tử xen phủ nhau đó

là chung cho cả 2 nguyên tử.

Mỗi liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử được đảm bảo bởi 2 e spin đối

song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi e đó là e

độc thân trong 1 AO hóa trị của 1 nguyên tử. Mỗi liên kết hóa học tạo thành

là 1 liên kết 2 tâm (2 nguyên tử).

Liên kết đó không thể được hình thành từ 1 e (thiếu e) hoặc từ 3 e trở lên ( tính

bão hòa của liên kết cộng hóa trị) chẳng hạn theo thuyết VB này, không thể

có hệ 2H (1e) hoặc 2H (3e).

Sự xen phủ giữa 2 AO có 2 e của 2 nguyên tử càng mạnh thì thì liên két

được tạo ra càng bền (nguyên lí xen phủ cực đại).

Liên kết hóa học được phân bố theo phương có khả năng lớn về sự xen phủ 2

AO (thuyết hóa trị định hướng). Mỗi luận điểm trên đều có vị trí xác định

trong nội dung của thuyết VB. Tuy nhiên luận điểm 2 được coi là luận điểmchủ đạo. Do đó thuyết VB còn gọi là thuyết cặp e.

1.3.2. Cơ sở xây dựng thuyết VB [9, 16]

* Bài toán phân tử Hidro

- Phân tử H2 có hai hạt nhân giống nhau kí hiệu là a và b ở cách nhau

một khoảng cách R và 2 electron kí hiệu là 1 và 2 chuyển động trong khônggian bao quanh hai hạt nhân đó.

1 2r 12

r a1 r a2

r b1

r b2

R a

b

Hình 1.1. Mô hình phân tử H2







22

Đối với phân tử H2 phương trình Schrodinger có dạng: Ĥψ = Eψ áp

dụng sự gần đúng ta có:

122121

22

22

22

12

2 11111

88ˆˆˆ

r r r r r e

m

h

m

hU T H

bbaa

(49)

- Hàm không gian (hàm AO)

Trong bài toán Heiter – London giả thiết rằng vẫn tồn tại các obitan của

2 nguyên tử Ha và H b, mỗi obitan có 1 electron hay là có một điện tử.

Vì các điện tử được coi là chuyển động độc lập với nhau nên hàm sóng

của hệ có dạng:

1 a b(1). (2)

1 a b(2). (1)

Từ những đặc tính của phương trình Schrodinger, một phương tr ình vi

phân tuyến tính và thuần Heiter – London đã xây dựng hàm sóng của các điện

tử trong phân tử H2 dưới dạng tổng và hiệu của hai hàm trên:

1 2 a b a b(1). (2) (2). (1)

1 2 a b a b(1). (2) (2). (1)

Những hàm trên là chưa chuẩn hóa. Các hàm chuẩn hóa sẽ là :

1 2c

1 2c

Với c+ =

)2

1(2

1

s, c- =

)2

1(2

1

s

Trong đó c+, c- là những thừa số chuẩn hóa và S là tích phân xen phủ

d d S baba )2().2()1().1(

Hàm Ψ+ được gọi là hàm đối xứng vì khi hoán vị hai điện tử hàm không đổi.







23

Hàm Ψ- được gọi là hàm phản đối xứng vì khi hoán vị hai điện tử thì dấu của

hàm thay đổi.

Như vậy hàm sóng mô tả trạng thái của phân tử H2:

(1). (2) (2). (1)

(1). (2) (2). (1)

a b a b

a b a b

c

c

- Hàm sóng spin

Những hàm sóng Ψ+ và Ψ- được lập ở phần trên mới chỉ là hàm sóng

mô tả chuyển động của 2 elctron trong không gian ba chiều chưa tính đến

trạng thái spin của 3 electron.

Electron chỉ có thể ở trạng thái spin có ms = +1/2 hàm trạng thái spin có

ms = -1/2. ứng với hai giá trị ms = +1/2 và ms = -1/2 các hàm riêng của điện tử

được kí hiệu là α và β.

Khi đó phân tử H2 có 3 hàm đối xứng là α(1) α(2); β(1) β(2); α(1) β(2)

+ α(2) β(1). Khi hoán vị 2 electron ba hàm spin này của phân tử không đổi

dấu.

Một hàm spin phản đối xứng là α(1) β(2) - α(2) β(1). Khi hoán vị 2

electron hàm spin này đổi dấu.

- Hàm sóng toàn phần hay hàm obitan ψ

Theo nguyên lí Pauli hàm sóng đầy đủ của hệ phải là hàm phản đối

xứng. Vì vậy nếu hàm AO là hàm đối xứng thì hàm spin phải là hàm phản đối

xứng và ngược lại nếu hàm AO là hàm phản đối xứng thì hàm spin phải là

hàm đối xứng.

Trường hợp liên kết H - H tạo thành ứng với trạng thái phân tử được

mô tả bằng hàm obitan đối xứng. Khi đó hàm sóng đầy đủ của phân tử sẽ là:

)1()2()2()1(

Hay )1()2()2()1()1().2()2().1( babac







24

Lí luận trên dẫn đến một kết quả quan trọng là: liên kết giữa hai nguyên

tử hidro được tạo thành chỉ khi 2electron có số lượng tử hình chiếu mômen

spin ngược dấu nhau 1 electron có ms = +1/2 và 1 electron có ms = -1/2 khi

đó mômen spin của cả phân tử bằng không. Người ta gọi đó là sự ghép đôi, và

kí hiệu:

+

- Năng lượng

Theo phương trình schrodinger: Hψ = Eψ Ta có công thức tính năng lượng:

dq

dq H E

ˆ

(50)

Biểu thức tính năng lượng phân tử H2:

Với hàm đối xứng cho biểu thức năng lượng E+ =

S

AQ2

1

(51)

Với hàm phản đối xứng cho biểu thức năng lượng E+ =S

AQ2

1 (52)

Các đại lượng Q, A, S được xác định bởi các tích phân có trị số phụ

thuộc vào khoảng cách R giữa 2 hạt nhân nguyên tử hidro.

Hình 1.2. Năng lượng của phân tử H2







25

Biểu diễn sự biến đổi năng lượng E+ và E- theo R được trình trên hình 1.2.

Đường cong 1 là đường cong E+ tính bằng hàm phản đối xứng. Đường cong

này có 1 cực tiểu ứng với năng lượng Eo và khoảng cách cân bằng R O giữa 2

hạt nhân ứng với sự tạo thành liên kết H - H giữa 2 nguyên tử hidro. Đường

cong 2 là E- tính từ hàm phản đối xứng. Đường cong 3 là đường cong dữ kiện

thực nghiệm.

- Sự phân bố mật độ electron trong phân tử H2.

Mật độ electron tại mỗi vị trí trong không gian được tính bằng bình

phương của hàm sóng ψ2.

Hàm sóng AO đối xứng (ứng với trường hợp 2 electron có spin đối

song) cho ta:

2 2 2 21 2c

Khi đó tại khu vực không gian giữa hai hạt nhân mật độ e tăng lên, độ

tăng mật độ e được tính bằng đại lượng 2Ф1Ф2. Trong trường hợp này ta nói

hai obitan của hai nguyên tử hiddro xen phủ lên nhau, hay nói một cách hình

tượng hơn là hai đám mây electron S của hai nguyên tử a và b xen phủ nhau.

Sự tăng mật độ e ở hai khu vực giữa hai hạt nhân có tác dụng liên kết giữa hai

hạt nhân lại với nhau tạo thành tạo thành phân tử H2.

Hàm sóng obitan phản đối xứng là:

)2( 21

2

2

2

1

22 c

Chứng tỏ mật độ e ở khu vực giữa hai hạt nhân giảm đi một lượng bằng

2Ф1Ф2, vì thế không tạo thành liên kết, hai obitan của hai nguyên tử không

xen phủ lên nhau. Đó là trường hợp hai e có spin song song.

- Sự tạo thành liên kết trong phân tử H2 Kết quả bài toán phân tử H2 của

Heiter – London cho phép giải thích định lượng sự tạo thành liên kết cộng hóa







26

trị và bản chất của liên kết này. Nó cho thấy rằng khi các e của hai nguyên tử

đến gần nhau (tức là đối song) thì năng lượng của hệ giảm xuống dẫn đến sự

tạo thành liên kết giữa hai nguyên tử. Sự tạo thành liên kết là do 2 e có spin

đối song có thể chuyển động qua lại gần cả hai hạt nhân làm tăng mật độ e ở

khu vực không gian giữa 2 hạt nhân nhờ vậy liên kết hai nguyên tử lại với

nhau.

1.3.3. Thuyết lai hóa [5,10,16]

1.3.3.1 Khái niệm

Lai hóa là gì?

Lai hóa là sự tổ hợp tuyến tính các AO hóa trị nguyên chất ( hay thuần

khiết ) chỉ có số lượng tử l khác nhau của cùng một nguyên tử tạo ra các AO

mới có cùng năng lượng.

Một số đặc điểm

- Điều kiện để các AO tham gia lai hóa là phải có năng lượng gần nhau.

- Số AO lai hóa thu được bằng tổng số các AO tham gia tổ hợp tuyến tính.

- Các AO lai hóa là các AO suy biến, nghĩa là các AO có cùng năng lượng.

- Đặc điểm hình học của AO lai hóa là có một đầu ( hay một phần ) mở rộng

còn đầu kia bị thu hẹp.

1.3.3.2. Một số dạng lai hóa chủ yếu

Lai hoá sp

Đó là sự tổ hợ p giữa một AOs và một AOp thuộc cùng một lớ p nguyên

tử tạo thành 2 obital lai hóa có năng lượng tương đương và hình dạng giống nhau,

trục đối xứng của 2 obital này lai hóa với nhau tạo thành 1 góc là 180o.

Hình 1.3 Giản đồ lai hóa Sp







27

Lai hoá sp2

Là sự lai hóa giữa một AO s với 2 AO tạo ra 3AO lai hóa sp2 nằm trong

cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng hợ p với nhau một góc là 1200

hướng về 3 đỉnh của một tam giác đều.

AO s 2AO p 3AO sp2

Hình 1.4. Giản đồ lai hóa sp2

Lai hoá sp3

Một obitan ns và 3 obitan np lai hóa với nhau tạo thành 4 obitan giống

hệt nhau sp3

hướng tới 4 đỉnh của tứ diện đều tạo thành góc giữa các obitanlai hóa bằng 109o,28’ hoặc gần với góc đó.

Hình 1.5. Giản đồ lai hóa Sp3







28

CHƢƠNG 2: PHƢƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU

2.1. Mô hình VSEPR [10,16]

2.1.1. Giới thiệu về mô hình VSEPR

Trong việc xác định và xét đoán cấu trúc hình học của phân tử người ta

thường sử dụng mô hình tĩnh điện về phân tử được gọi là mô hình sức đẩy cặp

điện tử hóa trị, gọi tắt là mô hình VSEPR (Valence Shell Electron Pair

Repulsion). Mô hình sức đẩy cặp điện tử hóa trị cho phép xác định chính xác

góc liên kết trong những phân tử có tính đối xứng cao xét đoán một cách định

tính các góc liên kết trong những phân tử ít đối xứng và có công thức dạng

tổng quát là AXnEm.

Với mô hình này người ta chỉ chú ý tới những điện tử hóa trị trực tiếp

bao quanh nguyên tử trung tâm A, nghĩa là những điện tử hóa trị của nguyên

tử này (bao gồm cả điện tử liên kết và không liên kết) và những điện tử tham

gia liên kết của các phối tử B. Mỗi cặp điện tử không liên kết được kí hiệu là

E.

Mô hình này dựa trên cơ sở lý thuyết: Các điện tử đẩy lẫn nhau, các

điện tử có spin giống nhau không thể ở trên cùng 1 orbital nhưng 2 điện tử có

spin khác nhau thì có thể ở trên cùng 1 orbital.

Với khuynh hướng cách xa nhau ở mức tối đa, mỗi cặp điện tử liên kết,không liên kết chiếm một không gian khu trú riêng trong không gian khu trú

chung được coi là có dạng hình cầu bao quanh nguyên tử trung tâm. Các cặp

điện tử trung tâm ở các điểm trung tâm của các không gian khu trú và biểu

diễn các điểm trung tâm đó bằng các điểm phân bố trên một mặt cầu mà tâm

là nguyên tử trung tâm. Do lực đẩy lẫn nhau giữa các cặp điện tử nên các

trung tâm này được phân bố cách xa nhau ở mức tối đa.







29

Trên cơ sở của mô hình đó, các phối tử X và các cặp điện tử không liên

kết E của nguyên tử trung tâm A được phân bố theo hướng của các trung tâm

không gian khu trú điện tử. Từ đó có thể suy ra sự phân bố hình học của các

phối tử. Các khả năng phân bố hình học của các phối tử ứng với số các cặp

điện tử liên kết và không liên kết khác nhau.

Trên cơ sở của mô hình này ta cũng thấy các cặp điện tử tự do của

nguyên tử trung tâm cũng giữ vai trò quyết định đến sự phân bố hình học của

các phối tử giống như các cặp điện tử liên kết.

Vì các cặp điện tử tự do chỉ thuộc về nguyên tử trung tâm mà không bị

hút bởi các phối tử khác như những cặp điện tử nên cặp điện tử tự do đòi hỏi

một không gian khu trú lớn hơn. Vì vậy trong phân tử NH3 sự phân bố tứ diện

bị biến dạng HNH = 107,50 < 109,50, trong phân tử H2O có HOH = 104,50 <

109,50. Mô hình trên cũng cho thấy là nếu nguyên tử trung tâm có từ 2 cặp

điện tử tự do trở lên thì các cặp này sẽ phân bố ở các vị trí xa nhau với mứctối đa có thể cho phép.

Ví dụ: XeF4, ICl4 có cấu hình vuông phẳng và có 2 cặp điện tử tự do ở

vị trí đối diện nhau.

Trong trường hợp mà các phối tử không giống nhau thì sẽ có sự sai

lệch. Để dự đoán sự sai lệch đó người ta chú ý tới độ âm điện của các phối tử.

Phối tử càng âm điện thì khả năng kéo các điện tử càng lớn thì cặp điện tửliên kết càng có khuynh hướng đứng xa nguyên tử trung tâm và vì vậy cặp

điện tử của phối tử âm điện lớn hơn B cần một khoảng không gian nhỏ hơn và

ngược lại.







30

Bảng 2.1. Sự phân bố hình học của các phối tử

n M

Kiểu

phân tử

Sự phân bố hình học

của các phối tử

Thí

dụ

2 0 AB2 – Thẳng BeH2

CO2

3

0

AB3 – Phẳng

tam giác

BF3

NO3-

1 AB2E – Hình V NO2

SO2

4

0 AB4 – Tứ diện CH4

SO42-

1AB3E – Tháp

tam giác

NH3

SO32-

2 AB2E2 – Hình VH2O

H2S







31

5

0AB5 – Lưỡng

tam giác

PF5

PCl5

1AB4E – Tứ diện

biến dạng

SF4

SeF4

2 AB3E2 – Hình TClF3

BrF3

3 AB2E3 – Thẳng ICl2-

I3-

6

0AB6 – Bát diện

SF6

PCl6-

1AB5E – Tháp

vuông

BrF5

IF5

2AB4E2 – Vuông

phẳng

XeF4

ICl4-







32

Khi nguyên tử trung tâm có liên kết đôi, liên kết ba thì theo mô hình

VSEPR các cặp liên kết này có trung một không gian khu trú được gọi là

không gian khu trú nhiều điện tử. Do vậy, trong trường hợp này ta chỉ chú ý

tới các cặp điện tử tự do và số các phối tử, ta có quy tắc thực nghiệm về các

không gian khu trú như sau:

> > > > >

Trong việc vận dụng mô hình VSEPR vào các phân tử phức tạp người

ta coi phân tử gồm các nhóm nguyên tử AXn và khảo sát cấu hình hình học

của từng nhóm riêng rẽ. Tuy nhiên mô hình này không cho phép ta xét đoán

chính xác sự phân bố tương đối giữa các nhóm trong phân tử.

2.1.2. Cách thiết lập công thức Lewis [16]

Bước 1: Tính N1 = Tổng số electron hóa trị của tất cả các nguyên tử trong

phân tử.

Bước 2: Đưa ra cấu hình giả định ban đầu

Tính N2 = số lượng electron sử dụng cho công thức giả định

Tính N3 = số lượng electron còn lại sau khi đã octet.

Bước 3: Sử dụng N3 để octet:

Nguyên tử của nguyên tố âm điện lớn hơn được octet trước.

Bước 4: Tính điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử:

υ hình thức = ∑ số e hóa trị – {∑số e riêng + ∑số e tham gia liên kết}

Tính điện tích hình thức để xem xét hai yêu cầu:

+ Điện tích đã được giải tỏa.

+ Các nguyên tử đã được octet chưa.

Tính N4 = số lượng electron còn lại sau khi đã octet hết cho các nguyên tử.

Không gian 2 điện tửcho cặp điện tử tự do

Không gian 4 điệntử cho liên kết đôi

Không gian 2 điệntử cho liên kết đơn







33

Nếu N4 = 0 thì ta chuyển cặp e riêng của nguyên tử nguyên tố có độ âm

điện lớn hơn thành cặp e chung sao cho hai yêu cầu nêu trên được thỏa mãn

tốt nhất.

2.2. Giá trị tính từ phần mềm [2,5,9]

Ở trong phần mềm này ta sẽ đi xác định nhiệt hình thành entanpi 0

298 H

của các chất: Cl2, HClO, HClO2, HClO3, HClO4, HBrO, HBrO2, HBrO3,

HBrO4, HIO, HIO2 , HIO3, HIO4. Góc và độ dài liên kết của phân tử HClO

bằng các ứng dụng của phần mềm Hyperchem. Các thao tác thực hiện nhưsau:

- Trước tiên ta vẽ hình các phân tử của những chất cần tính toán trong

phần mềm ra và nhấn vào công cụ vẽ , trong quá trình vẽ các phân tử ta sẽ

sử dụng các công cụ vẽ sau:

Muốn vẽ các nguyên tố ta có thể vào Built / Default Element…sẽ hiện

ra bảng tuần hoàn có thể chọn các nguyên tố ta cần xây dựng nên chất đó. Sau

khi xây dựng xong các phân tử các chất cần tính toán thì ta bắt đầu tối ưu hóa

phân tử chất đó. Trước khi tối ưu hóa ta phải Start Log… tức là phải lưu các

dữ liệu tính toán vào một file: File / Start Log…sau đó chọn ổ lưu, đặt tên file

và nhấn OK . Phần mềm sẽ lưu dưới dạng file Notepad.







34

Ta bắt đầu chọn các phương pháp để tính toán bằng các phương pháp

bán kinh nghiệm: Setup / Semi-empirical …và có hiện ra của sổ sau:

Ta chỉ cần chọn một trong các phương pháp đó và OK

Sau đó ta bắt đầu tối ưu hóa: Compute / Geometry Optimization…

phần mềm đã đặt sẵn các biến cho ta và chỉ việc OK , thì máy bắt đầu tối ưu

hóa cho phân tử chất đó và đợi cho phần mềm tính toán xong, ta mở file đã

lưu ra và xem các tính toán đã được tối ưu hóa cho chất đó và trong bài này ta

chỉ lưu ý tới các dữ kiện sau trong file Notepad đó là: (giả sử như Clo)

ENERGIES AND GRADIENT

Total Energy = -14515.2050464 (kcal/mol)

Total Energy = -23.131448772 (a.u.)

Binding Energy = 22.2187436 (kcal/mol)

Isolated Atomic Energy = -14537.4237900 (kcal/mol)







35

Electronic Energy = -20740.2227409 (kcal/mol)

Core-Core Interaction = 6225.0176946 (kcal/mol)

Heat of Formation = 80.1987436 (kcal/mol)

Gradient = 0.0001045 (kcal/mol/Ang)

Đo độ dài liên kết trong phân tử

Sau khi đã tối ưu hóa cấu trúc của phân tử ta thực hiện các bước như

sau:

- Nhấp trái chuột vào cộng cụ lựa chon SELECT trên thanh cộng cụ.

-

Nhấp trái chuột vào nguyên tử thứ nhất muốn đo kéo đến nguyên tửthứ hai rồi nhả chuột.

Liên kết giữa hai nguyên tử sẽ sáng hơn. Độ dài liên kết đo được biểu

diễn trên dòng hiện trạng phía dưới.

Đo góc liên kết

Sau khi đã tối ưu hóa cấu trúc của phân tử ta thực hiện các bước sau: - Nhấp trái chuột vào cộng cụ lựa chọn SELECT trên thanh cộng cụ.

- Nhấp trái chuột vào nguyên tử thứ nhất rê đến nguyên tử thứ ba theo

thứ tự lập thành góc rồi nhả chuột.

Giá trị góc liên kết đo được biểu diễn trên dòng hiện trạng phía dưới.







36

CHƢƠNG 3: KẾT QUẢ VÀ THẢO LUẬN

3.1. Hình dạng các phân tử dựa vào đám mây e trong nguyên tử trungtâm - VSEPR

3.1.1. Cách thiết lập công thức Lewis

Bước 1: Tính N1 = Tổng số electron hóa trị của tất cả các nguyên tử trong

phân tử.


Tính N2 = số lượng electron sử dụng cho công thức giả định

Tính N3 = số lượng electron còn lại sau khi đã octet.

Bước 3: Sử dụng N3 để octet:

Nguyên tử của nguyên tố âm điện lớn hơn được octet trước.

Bước 4: Tính điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử:

υ hình thức = ∑ số e hóa trị – {∑số e riêng + ∑số e tham gia liên kết}

Tính điện tích hình thức để xem xét 2 yêu cầu: + Điện tích đã được giải tỏa tốt chưa.

+ Các nguyên tử đã được octet chưa.

Tính N4 = số lượng electron còn lại sau khi đã octet hết cho các nguyên

tử.

Nếu N4 = 0 thì ta chuyển cặp e riêng của nguyên tử nguyên tố có độ âm

điện lớn hơn thành cặp e chung sao cho 2 yêu cầu nêu trên được thỏa mãn tốtnhất.

3.1.2 Áp dụng với các phân tử có dạng HXOn(X: Cl, Br, I; n:1 → 4)

Lập công thức Lewis

* Đối với phân tử có dạng HXO (X:Cl, Br, I)

Ta xét đối với công thức HClO







37

Bước 1: Xác định N1 = 1 + 7 + 6 = 14 e

Bước 2: Đưa ra cấu hình giả định ban đầu → H – O – Cl

Xác định N2 = 4 e đã dùng => N3 = 14 – 4 = 10 e còn lại

Bước 3: Sử dụng N3 để octet, χ O > χ Cl > χ H nên O được octet trước. Ta có

công thức sau: → H O Cl (1)

Bước 4: Tính điện tích hình thức cho các nguyên tử

υO : 6 – 4 – 2 = 0

υCl : 7 – 1 – 6 = 0

υH : 1 – 1 = 0

=> Công thức trên là công thức Lewis của HClO

Làm các bước như trên tương tự ta cũng tìm ra công thức Lewis cho

các phân tử HBrO, HIO

HBrO: Br H O

HIO: IH O

(2)

(3)

* Đối với phân tử có dạng HXO2 (X:Cl, Br, I)

Ta xét đối với công thức HClO2

Bước 1: Xác định N1 = 1 + 7 + 6.2 = 20 e

Bước 2: Đưa ra cấu hình giả định ban đầu → H – O – Cl – O



công thức sau: → H O 1O 2

Cl


υO1

= 6 – 2 – 4 = 0

υO2

= 6 – 1 – 6 = – 1

υH = 1 – 1 = 0

Nguyên tử O2 có điện tích hình thức là – 1







38

Nguyên tử Cl có điện tích hình thức là 1

Chưa thỏa mãn được 2 điều kiện trên, nên ta chuyển cặp e riêng của

nguyên tử oxi có độ âm điện lớn hơn làm cặp e chung để thỏa mãn điều kiện

đó. Nên ta có công thức:

O 2ClH O 1 (4)

Ta tính lại điện tích hình thức của 2 nguyên tử đó

υO2 : 6 – 4 – 2 = 0

υCl : 7 – 3 – 4 = 0

=> Thỏa mãn 2 yêu cầu trên. Công thức (4) là công thức Lewis của

HClO2.


các phân tử HBrO2, HIO2

HBrO2:

HIO2:

(5)Br O 2H O 1

O 2H O 1I (6)



Bước 1: Xác định N1 = 1 + 7 + 6.3 = 26 e

Bước 2: đưa ra cấu hình giả định ban đầu:



công thức sau: →


υH: 1 – 1 = 0

υCl: 7 – 3 – 2 = 2

H O1 ClO2

O3

H O1

Cl

O2

O3







39

υO1: 6 – 2 – 4 = 0

υO2: 6 – 1 – 6 = – 1

υO3: 6 – 1 – 6 = – 1

Nguyên tử O2, O

3 điện tích hình thức là – 1




đó. Ta có:

H O1

Cl

O 2

O3

(7)


υO2: 6 – 4 – 2 = 0

υCl: 7 – 5 – 2 = 0

υO

3

: 6 – 4 – 2 = 0=> Thỏa mãn 2 yêu cầu trên. Công thức (7) là công thức Lewis của

HClO3.


các phân tử HBrO3, HIO3

H O1O 2

Br

O 3

HBrO3: (8)

H O1O 2

I

O 3

HIO3: (9)



Bước 1: Xác định N1 = 1+7+6.4 = 32 e







40




công thức sau: →

ClH

O 2

O 4

O 3O

1


υH : 1 – 1 = 0

υCl : 7 – 4 = 3

υO1: 6 – 2 – 4 = 0

υO2: 6 – 1 – 6 = – 1

υO3: 6 – 1 – 6 = – 1

υO4: 6 – 1 – 6 = – 1

Nguyên tử O2 ,O3 , O4 điện tích hình thức là – 1




đó. Ta có:

H O1

Cl

O2

O3

O4







41

ClH

O 2

O 4

O 3O 1

(10)


υO2: 6 – 4 – 2 = 0

υCl: 7 – 5 – 2 = 0

υO3 : 6 – 4 – 2 = 0

υO4: 6 – 4 – 2 = 0

=> Thỏa mãn 2 yêu cầu trên. Công thức (10) là công thức Lewis của

HClO4.

Làm các bước như trên tương tự ta cũng tìm ra công thức Lewis chocác phân tử HBrO4, HIO4

Br H

O 2

O 4

O 3O1

HBrO4: (11)

HIO4:

O 4

O 3IH

O 2

O 1(12)







42

Bảng 2.2. Công thức Lewis của HXOn

STT Phân tử Công thức Lewis

1 HClO H O Cl

2 HBrO H O Br

3 HIO H O I

4 HClO2 O 2ClH O 1

5 HBrO2 Br O 2H O 1

6 HIO2 O 2H O 1I

7 HClO3 H O1

Cl

O2

O3

8 HBrO3 H O1

O2

Br

O3

9 HIO3 H O1

O 2

I

O3

10 HClO4 ClH

O2

O4

O3O

1

11 HBrO4 Br H

O 2

O 4

O 3O1

12 HIO4

O4

O3

IH

O2

O1







43

3.1.3. Xét đoán cấu trúc hình học của các phân tử theo mô hình VSEPR

- Theo mô hình VSEPR thì với các phân tử có dạng H nXO4 ta coi X là

nguyên tử trung tâm để xét đoán cấu trúc hình học, còn các nguyên tử khác là

các phối tử xung quanh nguyên tử trung tâm.

- Dựa vào công thức Lewis ta có thể xác định được số các phối tử liên

kết và số cặp e không liên kết. Từ đó có thể tìm được loại phân tử và dạng lai

hóa của nguyên tử trung tâm, khi đó ta suy ra được cấu hình hình học của

phân tử theo mô hình VSEPR.

- Ta xét cụ thể cho từng phân tử các chất như sau:

* Đối với HXO: Ta có công thức Lewis là công thức (1) đã xác định ở

phần trên.

Có dạng phân tử là: AX2E2 => m+n=4

Nên có lai hóa sp3

Nên dạng hình học: hình chữ V

* Đối với HXO2: Ta có công thức lewis là (4), (5), (6) đã xác định ở

phần trên

Xét HXO2: Trong phân tử này cũng chỉ xét tới nhóm (XO

2), có dạng

phân tử XO2E2 (AX2E2) => m+n=4 nên phân tử X có kiểu lai hóa sp3, dạng

hình học: chữ V







44

Dựa trên cơ sở mô hình VSEPR ta xét đoán các góc hóa trị trong phân

tử và có 3 yếu tố ảnh hưởng tới góc liên kết trong phân tử:

+ Cặp e chưa liên kết: Nguyên tử trung tâm X còn 2 cặp e chưa liên kết,

nên ảnh hưởng tới góc liên kết.

+ Độ âm điện của các phối tử: Trong XO2E2 (AX2E2) thì 2 phối tử đều

là Oxi, nên độ âm điện không ảnh hưởng tới giá trị các góc liên kết.

+ Loại liên kết đơn, đôi, ba: Trong XO2E2 (AX2E2) có liên kết đơn và

liên kết đôi. Theo quy tắc thực nghiệm ta có:

> >

Vậy ta có kết quả xét đoán sau: O1XO2 < 109,5o

* Đối với HXO3: Ta có công thức lewis là (7), (8), (9) đã xác định ở

phần trên.

Trong phân tử này cũng chỉ xét tới nhóm (XO3): có dạng phân tử

XO3E1 (AX3E1) => m + n = 4 nên phân tử X có kiểu lai hóa sp 3, dạng hình

học: tháp tam giác

Dựa trên cơ sở mô hình VSEPR ta xét đoán các góc hóa trị trong phân

tử và có 3 yếu tố ảnh hưởng tới góc liên kết trong phân tử:

+ Cặp e chưa liên kết: Nguyên tử trung tâm X còn 1cặp e chưa liên kết,

nên ảnh hưởng tới góc liên kết.

+ Độ âm điện của các phối tử: Trong XO2E2 (AX2E2) thì 3 phối tử đều

là Oxi, nên độ âm điện không ảnh hưởng tới giá trị các góc liên kết.










45

+ Loại liên kết đơn, đôi, ba: Trong XO2E2 (AX2E2) có liên kết đơn và

liên kết đôi. Theo quy tắc thực nghiệm ta có:

Và ta có kết quả xét đoán sau:

O4O3O1=X O2

X < 109,5o

O2O3X 109,5o

>

* Đối với HXO4: Ta có công thức Lewis là công thức (10) , (11), (12)

đã xác định ở phần trên. Trong phân tử này ta cũng chỉ xét tới nhóm (XO4) có

dạng phân tử là XO4E0 (AX4E0)

=> n + m = 4 nên nguyên tử X có kiểu lai hóa tứ diện sp3

Dạng hình học: tứ diện

Trong HXO4 chỉ có các loại liên kết đơn, đôi ảnh hưởng tới giá trị các

góc liên kết và ta có các kết quả xét đoán sau:

XO2 > 109,5oO2O3 O4XX= O3=O4

O1XO

1 < 109,5oO1O3 O4

XX= O2 =




> >







46

3.2. Kết quả về cấu trúc hình học của các phân tử theo phầm mềm lƣợng

tử Hyperchem phiên bản 8.03 (Bảng 2.3)

Phân tử Hình dạng Độ dài liên kết

(Ao)

Góc liên kết ∆Hsn(cal/mol)

HclOH – O: 0,98

Cl – O:1,65HOCl = 104,49o

-34,33

HbrOH – O: 0,98

Br – O: 1,79HOBr = 104,53o

-33,96

HIOH – O: 0,98

I – O: 1,99=HOI 104,54o

-33,45

HClO2

H – O1: 0,98

O1 – Cl: 1,65

Cl = O2:1,62

O1O2

=Cl 111o

579,886

HBrO2

H – O1: 0,98

Br – O1: 1,8

Br = O2: 1,23

O1O2

=Br 102o

582,460







47

HIO2

H – O1: 0,98

I - O

1

: 1,89I = O

2 : 1,345

O1 O2 =I 99o

595,67

HClO3

H – O1: 0,98

O1 – Cl: 1,65

Cl = O2: 1,64

Cl = O3: 1,64

287,68

HBrO3

H – O1: 0,98

Br - O1: 1,75

Br = O2: 1,63

Br = O3: 1,62

10,746

HIO3

H – O1: 0,98

I – O1: 1,98

I = O2: 1,85

I = O3: 1,83

112,083

HClO4

H – O1: 0,98

O1 – Cl: 1,65

Cl = O2: 1,41

Cl = O3: 1,41

Cl = O4: 1,41

O2

O2

Cl

O4

O3

=O1Cl

=O2

105,4o

= 112,8o

Cl 112,8o

O1Cl O4 105,4o=

394,760

HBrO4

H – O1: 0,98

Br - O1: 1,80

Br = O2: 1,68

Br = O3: 1,68

Br = O4: 1,68

100,886







48

HIO4

H – O : 0,98

I – O1: 1,99

I = O2: 1,67

I = O3:1,67

I = O4: 1,67

227,667







49

KẾT LUẬN

- Sử dụng mô hình VSEPR khi nghiên cứu hình dạng của phân tử

HXOn (với X: Halogen, n:1→ 4) ta thấy đã xác định được hình dạng của phân

tử HXOn:

HXO: Dạng hình chữ V, nguyên tử trung tâm O ở dạng lai hóa sp3

HXO2: Dạng hình chữ V, nguyên tử trung tâm X ở dạng lai hóa sp3

HXO3: Dạng hình chữ tháp tam giác, nguyên tử trung tâm X ở dạng lai

hóa sp3.

HXO4: Dạng hình chữ tứ diện, nguyên tử trung tâm X ở dạng lai hóa

sp3.

- Sử dụng phần mềm lượng tử Hyperchem phiên bản 8.03 xác ta thấy

đã nghiên cứu thành công các thông số cấu trúc: góc liên kết, độ dài liên kết,

nhiệt hình thành của phân tử HXOn (với X: Halogen, n:1 → 4). Kết quả thu

được về độ dài liên kết giúp giải thích trong phân tử liên kết XI - O bền hơn

liên kết XII - O. Kết quả về góc liên kết cho thấy trong phân tử HXOn (với X:

Halogen, n:1 → 4) mặc dù vẫn là lai hóa sp3 giống CH4 nhưng các góc hóa trị

đều sai khác so với góc tứ diện.

- Các dự đoán về hình dạng phân tử, góc liên kết của phân tử HXOn

(với X: Halogen, n:1 → 4) của mô hình VSEPR phù hợp với kết quả của phần

mềm lượng tử Hyperchem phiên bản 8.03.

Trên đây tôi đã nghiên cứu thành công các thông số cấu tr úc trúc : góc

liên kết, độ dài liên kết, nhiệt hình thành của phân tử HXOn (với X: Halogen,

n:1 → 4) bằng VSEPR, mô hình phần mềm lượng tử Hyperchem phiên bản

8.03. Ngoài ra ta cũng có thể dùng phần mềm để khảo sát nhiều phân tử khác

bằng cách làm tương tự như phương pháp trên.







50

Công trình công bố

Với công trình này chúng tôi được nhận đăng 01 bài trong kỷ yếu hội

nghị khoa học trẻ trường ĐHSP Hà Nội 2: NGHIÊN CỨU HIỆU ỨNG NHIỆT CỦA

PHẢN ỨNG ĐỐT CHÁY HYĐROCACBON KHÔNG NO MẠCH THẲNG CÓ MỘT NỐI

ĐÔI BẰNG PHẦN MỀM LƯỢNG TỬ HYPERCHEM , dự kiến tổ chức ngày 18 tháng

5 năm 2012.

Khuyến nghị

Do thời gian có hạn nên còn nhiều vấn đề của đề tài chưa thực hiện

được: mô phỏng phân tử và xây dựng đường phản ứng của các phân tử HXOn,

nếu có điều kiện tôi tiếp rục hoàn thiện những phần chưa thực hiện được tr ong

thời gian tới.







51

TÀI LIỆU THAM KHẢO

Tài liệu tiếng việt 1. Nguyễn Duy Ái, Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn, NXBGD

2000.

2. Vũ Ngọc Ban, Nguyễn Văn Đậu, Lê Kim Long, Từ Vọng Nghi, Lâm

Ngọc Thiềm, Trần Thạch Văn, Một số chuyên đề hóa học nâng cao

trun g học phổ thông, NXBGD, 2008.

3.

Phạm Ngọc Bằng, Trần Trung Ninh, Trang Thị Lân, Hoàng Thị Chiên, Nguyễn Văn Hiểu, Võ Văn Duyên Em, Dương Huy Cẩn, Phạm Ngọc

Sơn – Ứng dụng công nghệ thông tin và truyền thống (ITC) trong dạy

học hóa học, tập 2 – NXBĐHSP, 2009.

4. Trần Thị Đà, Đặng Trần Phách - Cơ sở lí thuyết các quá trình hóa học -

NXBGD, 2003.

5. PGS.TS Nguyễn Hữu Đĩnh (chủ biên), PGS.TS Đỗ Đình Rãng, Hóa học

hữu cơ 1, NXBGD, 2008.

6. Vũ Đăng Độ, Cơ sở lí thuyết các quá trình hóa học, NXBGD.

7. Nguyễn Đình Huề, Trần Kim Thanh, Nguyễn Thị Thu , Động hóa học và

xúc tác, NXBGD, 2003.

8. Nguyễn Đình Huề, Giáo trình hóa lí, tập một, Cơ sở nhiệt động lực học, NXBGD, 2006.

9. Phần mềm lượng tử Hyperchem phiên bản 8.03.

10. Trần Thành Huế, Hóa học đại cương, tập một NXBGD, 2000.

11. Trần Văn Nhân (chủ biên) – Nguyễn Thạc Sửu, Nguyễn Văn Tuế, Hóa

lí, tập1, NXBSP, 2007.







52


lí, tập 2, NXBSP, 2007.


lí, tập 3, NXBSP, 2007.

14. Hoàng Nhâm, Hóa học vô cơ, tập 1, NXBGD.Đào Đình Thức, Hóa học

đại cương, tập 2,Cấu tạo nguyên tử và liên kết hóa học, NXBĐHQGHN,

2002.

15. Hoàng Nhâm, Hóa học vô cơ, tập 2, NXBGD.

16. Đào Đình Thức, Hóa học đại cương, tập 2, Cấu tạo nguyên tử và liên kết

hóa học, NXBĐHQGHN, 2002.

17. Nguyễn Đức Vận, Hóa học vô cơ, tập 1 các nguyên tố phi kim, NXBKH

& KT, 2000.

18. Nguyễn Đức Vận, Hóa học vô cơ, tập 2 các nguyên tố kim loại, NXBKH

& KT, 2000.

Tài liệu tiếng anh

19. Nguyễn Ngọc Hà, Trần Thành Huế, Nguyễn Minh Thọ; Periodic Density

Functional Theory Study of the Oxidative Dehydrogenation of n-butane

on the (001) Surface of V 2O5; International Confference of Theory and

Application of Computational Chemistry 2008 (TACC 2008).







53

WWW.FACEBOOK.COM/DAYKEM.QUYNHONWW.DAYKEMQUYNHON.UCOZ.COM

sử dụng mô hình vsepr mô tả dạng hình học phân tử hxon (x: halogen, cl, br, i) và...

Documents