Download to read offline
![[123doc.vn] hhc daicuong](https://cdn.slidesharecdn.com/ss_thumbnails/123doc-140926112909-phpapp01-thumbnail.jpg?width=640&height=640&fit=bounds)
CHƯƠNG-2 (1).pdf
- 1. HỌC PHẦN: HÓAĐẠI CƯƠNG – VÔ CƠ GV: Nhữ Thị Huyền CHƯƠNG 2 Bộ môn: Hóa học Gmail: nhuhuyensph@gmail.com
- 2. CHƯƠNG 2: CẤUTẠO PHÂN TỬ LIÊN KẾT HÓA HỌC
- 3. Mục tiêu bàihọc Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết cổ điển về liên kết Trình bày được các đặc điểm của các liên kết hóa học Mô tả và giải thích được các dạng tập hợp của chất
- 4. CHƯƠNG 2 Liên kếthoá học không dựa trên cơ học lượng tử Liên kết hoá học theo cơ học lượng tử Các loại liên kết hóa học Một số tính chất của phân tử Sự hình thành liên kết hoá học theo phưong pháp VB Hoá trị spin của các nguyên tố theo VB Thuyết VB và hoá lập thể Các loại liên kết thường gặp
- 5. Một số khái niệmliên quan Liên kết hóa học Năng lượng liên kết Độ bội của liên kết Góc liên kết Độ phân cực của liên kết
- 6. 1. LIÊN KẾTHÓA HỌC KHÔNG DỰA TRÊN CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 1.1 Các loại liên kết hóa học: 1.1.1. Liên kết ion: a)Thuyết liên kết ion của Kossel: Khi tạo phân tử, một số nguyên tử nhường electron để có lớp vỏ electron bằng 8 và trở thành ion dương, số nguyên tử khác thì nhận electron cũng để lớp vỏ electron bằng 8 và trở thành ion âm. Các ion trái dấu hút nhau và tạo nên phân tử.
- 7. b) Định nghĩaliên kết ion: Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. c) Điều kiện tạo thành liên kết ion Độ âm điện của 2 nguyên tử tham gia liên kết phải khác nhau nhiều (hiệu số độ âm điện ≥ 1,7).
- 8. d) Đặc điểmcủa liên kết ion - Liên kết ion không có tính định hướng: mỗi ion có thể hút về phía mình các ion trái dấu theo một phương bất kỳ. - Liên kết ion không có tính bão hoà: do tương tác tĩnh điện giữa các ion ngược dấu không dẫn đến sự triệt tiêu hoàn toàn điện trường của nhau, do đó một ion sau khi đã liên kết với một ion thứ 2 ngược dấu với nó vẫn còn khả năng liên kết với các ion ngược dấu khác theo các phương khác, nên liên kết ion không có tính bão hoà. => Do hai tính chất này mà các phân tử hợp chất ion có khuynh hướng tự kết hợp lại mạnh mẽ, các phân tử ion riêng lẻ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao. Còn ở nhiệt độ thường mọi hợp chất ion đều tồn tại ở trạng thái rắn, có cấu trúc tinh thể và toàn bộ tinh thể được xem như một phân tử khổng lồ.
- 9. d) Đặc điểmcủa liên kết ion Ví dụ: muối, oxit kim loại, hidroxit kim loại thường là các hợp chất chứa liên kết ion. e) Hoá trị của nguyên tố trong hợp chất ion - Hoá trị của nguyên tố trong ion đơn bằng điện tích ion. - Đối với ion đa nguyên tử: ta không nói đến hoá trị của từng nguyên tố mà nói đến hoá trị của cả ion. Ví dụ: NH4 +, ClO4 - có hóa trị I SO4 2-, HPO4 2- có hóa trị II
- 10. 1.1.2. Liên kếtcộng hóa trị: Thuyết liên kết cộng hóa trị của Lewis (1916) “Khi tạo liên kết, mỗi nguyên tử đưa ra một hay nhiều electron tạo thành những cặp electron dùng chung sao cho số electron ngoài cùng của mỗi nguyên tử trong phân tử giống khí hiếm (bằng 2 hoặc bằng 8)”. Quy tắc vừa nêu gọi là quy tắc bát tử, liên kết hình thành theo kiểu này gọi là liên kết cộng hóa trị.
- 11. 1.1.2. Liên kếtcộng hóa trị: Mỗi cặp electron dùng chung được ký hiệu bằng một vạch ngang gọi là vạch hoá trị. + Nếu độ âm điện của 2 nguyên tử tạo liên kết bằng nhau: cặp electron dùng chung được phân bố đều giữa 2 nguyên tử ta có liên kết cộng hoá trị không phân cực (H2, Cl2 …) + Nếu độ âm điện của hai nguyên tử tạo liên kết hơi khác nhau: cặp electron dùng chung sẽ bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn ta có liên kết cộng hoá trị phân cực (HCl).
- 12. 1.1.2. Liên kếtcộng hóa trị: => Thuyết Lewis đã giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo thành liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử, giải thích được các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất. Tuy nhiên thuyết này cũng gặp một số hạn chế và không giải thích được từ tính của một số chất.
- 13. 1.1.3. Liên kếtphối trí: * Thuyết liên kết phối trí (hay Liên kết cho nhận) Trong quát trình nghiên cứu người ta nhận thấy cấu tạo phân tử của nhiều chất không thể giải thích được nếu chỉ dùng Thuyết cộng hóa trị của Lewis. “Để tạo cấu hình electron bền vững thì các nguyên tử trong phân tử có thể dùng chung những cặp electron do một nguyên tử đưa ra”.
- 14. 1.2. MỘT SỐTÍNH CHẤT CỦA PHÂN TỬ: 1.2.1. Sự phân cực liên kết và phân cực phân tử: a) Sự phân cực liên kết: Ta có liên kết A-B và độ âm điện XA và XB. + Nếu XA = XB: đôi electron dùng chung đứng giữa hai hạt nhân nguyên tử A và B. Liên kết không phân cực (liên kết cộng hóa trị hoàn toàn) + Nếu XA ≠ XB: trường hợp này liên kết giữa A và B phân cực song mức độ phân cực phụ thuộc vào hiệu độ âm điện XA - XB. X = XA - XB ≥1,7 : Liên kết giữa A và B là liên kết ion. 0 ≤ X = XA - XB <1,7 : Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hoá trị.
- 15. 1.1.3. Liên kếtphối trí: + Liên kết phối trí hay gặp trong phức chất và là liên kết đặc trưng của phức chất. + Điều kiện hình thành liên kết phối trí là một nguyên tử tạo liên kết phải có cặp electron tự do, nguyên tử kia phải có orbital trống. + Liên kết phối trí cũng là liên kết cộng hóa trị. 2 4 H SO 3 HNO
- 16. 1.2. MỘT SỐTÍNH CHẤT CỦA PHÂN TỬ: 1.2.1. Sự phân cực liên kết và phân cực phân tử: a) Sự phân cực liên kết: Tính chất liên kết phụ thuộc vào vị trí đôi electron dùng chung giữa hai nguyên tử, tức là phụ thuộc vào sự tương quan độ âm điện của các nguyên tử tạo thành liên kết.
- 17. 1.2.1. Sự phâncực liên kết và phân cực phân tử: b) Mức độ ion trong liên kết: Mức độ ion trong liên kết là tỉ lệ điện tích thực của các cực liên kết so với điện tích cực khi giả thiết nhận hoặc cho hoàn toàn electron. Vì vậy mức độ ion P được biểu hiện như sau: P: % mức độ ion trong liên kết XA, XB độ âm điện của các nguyên tố A,B
- 18. 1.2.1. Sự phâncực liên kết và phân cực phân tử: c) Momen lưỡng cực và sự phân cực phân tử + Trong nguyên tử, các electron bao quanh hạt nhân được phân bố toàn toàn đối xứng khắp mọi phía nên trọng tâm của các điện tích trùng với tâm của hạt nhân (trọng tâm của điện tích dương). + Trong phân tử, trọng tâm của các điện tích âm và dương có thể trùng nhau hoặc không trùng nhau. + Nếu trọng tâm điện tích âm và trọng tấm điện tích âm trong phân tử trùng nhau ta có phân tử không phân cực. Ví dụ: Phân tử H2, N2, F2 … + Nếu trọng tâm điện tích âm và dương không trùng nhau thì ta có phân tử phân cực. Lúc này phân tử có một mômen lưỡng cực, ký hiệu là µ, có đơn vị đo là Debye (D)
- 19. 1.2.1. Sự phâncực liên kết và phân cực phân tử: d) Sự phân cực trong phân tử: + Yếu tố quan trọng ảnh hưởng đến sự phân cực của phân tử là khoảng cách tâm tích điện âm và tâm tích điện dương trong phân tử. Phân tử gồm 2 nguyên tử, khoảng cách tâm tích điện âm và tâm tích điện dương phụ thuộc vào độ âm điện của 2 nguyên tử tạo thành phân tử. + Đối với phân tử gồm 3 nguyên tử trở lên, tâm tích điện âm và tâm tích điện dương trong phân tử phụ thuộc vào cấu trúc không gian của phân tử, hoặc đôi electron tự do trong phân tử.
- 20. 1.2.2. Từ tínhcủa phân tử - Momen từ vĩnh cửu: Giữa tổng Spin J và momen từ có hệ thức: + µm: manheton Bohr + e: điện tích electron + h: hằng số Planck + m: khối lượng electron + c: vận tốc ánh sáng Từ hệ thức trên, nếu J = 0 (tất cả electron ghép đôi), thì không có momen từ vĩnh cửu. Ngược lại nếu J ≠ 0 (trong phân tử có electron độc thân) thì có momen từ vĩnh cửu.
- 21. 1.2.2. Từ tínhcủa phân tử - Chất nghịch từ: + Nói chung chất nghịch từ là chất không có momen từ vĩnh cửu (µm=0) hay nói cách khác là chất không có electron độc thân. + Những chất này nếu đặt vào từ trường không đều, sẽ bị tác dụng một lực theo chiều giảm của cường độ từ trường. Những chất này bị nam châm đẩy và gọi là chất nghịch từ. - Chất thuận từ: + Những chất momen từ vĩnh cửu (µm ≠ 0), tức những chất có electron độc thân. + Những chất này nếu đặt vào một từ trường không đều thì sẽ có một lục tác động lên mẫu theo chiều tăng của từ trường, tức là những chất này bị nam châm hút.
- 22. 2. LIÊN KẾTHÓA HỌC THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ 2.1. Sự hình thành liên kết hóa học theo phương pháp VB (Valence Bond) - Hai nguyên tử chỉ tạo được liên kết với nhau khi chúng có electron hóa trị độc thân và các orbital hóa trị xen phủ được với nhau. Hai orbital xen phủ càng nhiều liên kết càng bền. => Nguyên lí xen phủ cực đại: Liên kết sẽ được phân bố theo phương hướng nào mà mức độ xen phủ của các orbital liên kết có giá trị cực đại.
- 23. 2.1. Sự hìnhthành liên kết hóa học theo phương pháp VB (Valence Bond) Ví dụ 1: Xét sự xen phủ của các orbital khi tạo liên kết H – Cl Hiđro có electron độc thân ở 1s, Clo có 1 electron độc thân ở 3p, như vậy sẽ có hai khả năng xen phủ. Nếu ᴪ1s của hidro xen phủ với ᴪ3Px theo trục x thì 2 orbital xen phủ cực đại (a). Nếu ᴪ1s xen phủ với 3Py và 3Pz theo hướng trục x thì mức độ xen phủ bằng 0 (b) nên liên kết không hình thành.
- 24. 2.1. Sự hìnhthành liên kết hóa học theo phương pháp VB (Valence Bond) Ví dụ 2: Liên kết trong phân tử Cl2 Ta biết ở mỗi phân lớp 3p, Clo có 1 electron độc thân, giả sử nằm trong orbital px. Hai orbital px của 2 nguyên tử Clo xen phủ cực đại theo trục x.
- 25. 2.1. Sự hìnhthành liên kết hóa học theo phương pháp VB (Valence Bond) Ví dụ 3: Liên kết trong H2S Hai orbital ᴪs của 2 nguyên tử hydro xen phủ cực đại với 2 orbital px và pz lưu huỳnh. Vì vậy, nếu không có tương tác khác, thì góc tạo bởi 2 liên kết là 900 Để đảm bảo tính xen phủ cực đại thì các orbital hóa trị phải xen phủ theo những hướng xác định , tạo nên tính định hướng các liên kết.
- 26. 2.2. Hóa trịspin của các nguyên tố theo VB - Hóa trị của một nguyên tố là số liên kết có thể có của một nguyên tử nguyên tố đó với các nguyên tử khác trong một phân tử. - Thuyết VB cho thấy mỗi liên kết cộng hóa trị được hình thành từ sự ghép đôi 2 electron độc thân của nguyên tử nguyên tố đó quyết định. Hóa trị đó gọi là hóa trị spin => Muốn xác định hóa trị Spin là tìm số electron độc thân có thể có trong nguyên tử một nguyên tố.
- 27. 2.2. Hóa trịspin của các nguyên tố theo VB 2.2.1. Xác định hóa trị Spin một nguyên tố phân nhóm chính A + Viết cấu hình electron nguyên tử + Vẽ sơ đồ electron của nguyên tử nguyên tố đó ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích + Tính số electron độc thân. Ví dụ: Xác định hóa trị Spin của Cacbon (Z = 6) Cấu hình electron của cacbon là 1s22s22p2 Sơ đồ electron của cacbon ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích: Như vậy ở trạng thái cơ bản nguyên tử cacbon có 2 electron độc thân, trạng thái kích thích có 4 electron độc thân nên cacbon có hóa trị 2 và hóa trị 4.
- 28. 2.2.2. Tính hóatrị spin của một nguyên tố chuyển tiếp + Viết cấu hình electron nguyên tử + Vẽ sơ đồ electron của nguyên tử nguyên tố đó ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích + Tính số electron độc thân. Trật tự tính giống tính Spin các nguyến tố nhóm A tuy nhiên cách tính có khác: đầu tiên 2 electron ghép đôi ở ns2 khi bị ghép kích thích chuyển sang np, tạo nên 2 electron độc thân ở lớp ngoài cùng. Hai electron độc thân này tham gia liên kết hóa trị đầu tiên là 2. Sau đó cứ mỗi electron độc thân ở phân lớp (n-1)d cùng với hai electron lớp ngoài cùng (ns np) tham gia liên kết thì ta được trạng thái hóa trị tiếp theo
- 29. 2.2. Hóa trịspin của các nguyên tố theo VB 2.2.2. Tính hóa trị spin của một nguyên tố chuyển tiếp Ví dụ: Tìm hóa trị Spin của Mangan (Z=25) Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p64s23d5 Sơ đồ electron của mangan ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích: Hóa trị spin của Mn là 2, 3, 4, 5, 6, 7 Lưu ý: Ở trạng thái cơ bản, elelctron được sắp xếp theo quy tắc Hund, ở trạng thái kích thích thì electron ghép đôi chỉ có thể tách và chuyển sang các orbital trong cùng lớp n.
- 30. 2. THUYẾT VBVÀ LAI HÓA LẬP THỂ - Có thể giải thích một cách định tính cấu trúc không gian và tính định hướng liên kết của phân tử bằng thuyết VB. Những vấn đề này không thể giải quyết được bằng các thuyết liên kết hóa học phi cơ lượng tử. - Giải thích cấu trúc không gian phân tử theo thuyết VB bằng 2 cách : * Dựa trên cơ sở các đám mây thuần khiết * Dựa trên cơ sở orbital lai hóa. Thuyết lai hóa của Pauling.
- 31. Một số kiểulai hóa thường gặp: 2.3.1. Lai hóa sp (lai hóa đường thẳng): + Lai hoá sp: đó là sự tổ hợp giữa một AOs và một AOp thuộc cùng một lớp nguyên tử, tạo thành 2 orbital lai hoá có năng lượng tương đương và hình dạng giống nhau, trục đối xứng của 2 AO lai hoá này tạo với nhau một góc 1800. + Trường hợp lai hoá này thường xảy ra trong nguyên tử khi tạo thành các hợp chất có dạng đường thẳng như BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2 … Ví dụ: Xét sự tạo thành liên kết trong phân tử BeF2 Hai AO lai hóa sp tạo thành của Be sẽ xen phủ với 2 AO hóa trị của 2 nguyên tử F (2py) để tạo thành 2 liên kết Be-F với góc liên kết FBeF = 1800.
- 32. 2.3.2. Lai hóasp2 (lai hóa tam giác): - Là sự lai hoá giữa một AO s với 2 AO p tạo ra 3AO lai hoá sp2 nằm trong cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc là 1200 hướng về 3 đỉnh của một tam giác đều. - Lai hoá sp2 được dùng để giải thích cấu trúc hình học của các phân tử BH3, BF3, BCl3, SO2, SO3 và giải thích liên kết đôi của các nguyên tử C trong các hợp chất hữu cơ. Ví dụ:
- 33. 2.3.3. Lai hóasp3 (lai hóa tứ diện): Đó là sự lai hoá giữa một AOs và 3 AOp tạo ra 4 AO lai hoá sp3 hoàn toàn giống nhau tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện hoặc gần tứ diện như CH4, CCl4, SiCl4, H2O, NH3 … với góc hoá trị là 109028' hoặc gần với góc đó.
- 34. Trong phân tửCH4, nguyên tử C liên kết với 4 nguyên tử H bằng sự xen phủ giữa 4 AO lai hoá sp3của C với các AO 1s của hydrô tạo ra các liên kết (C-H), phân tử CH4 có dạng tứ diện đều với tâm là C và 4 nguyên tử H ở 4 đỉnh, góc liên kết H-C-H = 109028'. 2.3.3. Lai hóa sp3 (lai hóa tứ diện):
- 35. 2.4. Các loạiliên kết thường gặp: 2.4.1. Liên kết : - Là liên kết mà đám mây electron liên kết có đối xứng quay xung quanh trục liên kết - Nếu sự xen phủ các AO xảy ra trên trục liên kết thì liên kết này gọi là liên kết khi đó phần xen phủ trong liên kết sẽ nhận trục nối giữa 2 hạt nhân làm trục liên kết.
- 36. 2.4.2. Liên kết: - Là liên kết có trục liên kết nằm trong mặt phẳng đối xứng của đám mây liên kết. - Nếu giữa 2 nguyên tử xuất hiện liên kết đôi hoặc liên kết 3, thì các liên kết thứ 2, 3 do các đám mây p còn lại định hướng theo phương vuông góc với trục nối giữa 2 hạt nhân nguyên tử, các đám mây xen phủ ở 2 bên trục liên kết gọi là liên kết . - Mức độ xen phủ của các orbital liên kết nhỏ hơn mức độ xen phủ của các orbital liên kết nên liên kết kém bền hơn liên kết . (Ví dụ về khả năng hoạt động hóa học của Ankan và Anken)
- 37. 2.4.2. Liên kết: Ví dụ: Phân tử nitơ (N2) có một mối liên kết và 2 mối liên kết . Vậy liên kết được tạo thành do sự xen phủ các AO hoá trị ở 2 phía trục liên kết. Giữa 2 nguyên tử liên kết với nhau trong phân tử bao giờ cũng chỉ tồn tại một liên kết và số liên kết có thể có là 0, 1, 2.