Lai hoá orbital 3D – sp³, sp², sp, liên kết σ và π

Phục vụ chủ đề Liên kết hóa học lớp 10 theo Chương trình GDPT 2018 (liên kết cộng hoá trị, liên kết σ và π) và chuyên đề Cơ sở hoá học (lai hoá orbital nguyên tử). Mô hình dựng bằng đồ hoạ 3D thật: orbital s hình cầu, orbital p hình số tám nổi với hai thuỳ khác dấu, orbital lai hoá có một thuỳ lớn và một thuỳ nhỏ. Số miền electron quanh nguyên tử trung tâm quyết định kiểu lai hoá: 4 miền – sp³ (109,5°), 3 miền – sp² (120°), 2 miền – sp (180°). Khoảng cách và kích thước orbital không theo tỉ lệ; góc ghi trên hình là giá trị đo được. Chọn phân tử, rồi bấm Bước tiếp để đi qua ba bước: 1. Orbital nguyên tử (2s và ba orbital 2p dọc ba trục), 2. Lai hoá (các orbital trộn lại; nút Xem lại sự lai hoá chạy lại hoạt hình), 3. Liên kết σ và π (các nguyên tử H, F hay O tiến vào, vùng xen phủ σ và đám mây π hiện ra). Sơ đồ ô electron bên dưới đổi theo từng bước. Chọn Mô hình bóng – que để thấy liên kết σ (thanh xám) và π (thanh tím); bật tắt Góc liên kết. Kéo để xoay, lăn chuột hoặc chụm hai ngón để phóng to, nút Góc nhìn ban đầu đưa về hướng nhìn cũ. Câu hỏi gợi ý: – Vì sao C trong CH₄ không dùng nguyên các orbital 2p để liên kết? Khi đó góc liên kết sẽ là bao nhiêu? – Đếm số liên kết σ và π trong C₂H₄ và C₂H₂. Vì sao liên kết ba không bền gấp ba lần liên kết đơn? – NH₃ và BF₃ đều có ba nguyên tử liên kết với nguyên tử trung tâm; vì sao kiểu lai hoá và hình dạng của chúng khác nhau?