Bài giảng Hóa đại cương - Chương IV: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

94 trang huongle 2710

Download

Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa đại cương - Chương IV: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

bai_giang_hoa_dai_cuong_chuong_iv_lien_ket_hoa_hoc_va_cau_ta.ppt

Nội dung text: Bài giảng Hóa đại cương - Chương IV: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Nội dung 1. Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học 2. Liên kết ion 3. Liên kết cộng hóa trị 4. Liên kết kim loại 5. Liên kết hyđro 6. Liên kết Van Der Vaal 7. Bài tập Slide 2 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.1 Những khái niệm cơ bản về liên kết hoá học 4.1.1 Bản chất của liên kết. – Theo quan điểm hiện đại các loại liên kết hoá học đều có bản chất điện vì suy cho cùng là do tương tác của các hạt mang điện là hạt nhân nguyên tử và electron – Trong liên kết hóa học chỉ có electron của các phân lớp ngoài cùng thực hiện: ns, np, (n-1)d và (n-2)f (chúng được gọi là các electron hóa trị) –Theo CHLT, nghiên cứu liên kết là quá trình nghiên cứu sự phân bố mật độ electron trong trường hạt nhân của các hạt nhân của các nguyên tử tạo ra phân tử. –Các loại liên kết chủ yếu trong hoá học là liên kết cộng hoá trị và liên kết ion,ngoài ra còn có các liên kết kim loại, và các liên kết yếu hơn liên kết cộng hoá trị là liên kết Van der Valls, liên kết hydro Slide 3 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.1.2 Một số đặc trưng của liên kết . 1. Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau. Ví du Liên kết: H-F H-Cl H-Br H-I d (A0) 0,92 1,28 1,42 1,62 • Công thức tính gần đúng độ dài liên kết (khi các nguyên tử có độ âm điện gần bằng nhau): dA-B= rA + rB • Nếu độ âm điện khác nhau nhiều thì: dA-B = rA + rB- 0,09| χA - χB | Slide 4 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Độ dài liên kết Độ dài liên kết phụ thuộc vào: – Kiểu liên kết, độ bội liên kết: độ dài liên kết giảm khi độ bội liên kết tăng. – Năng lượng liên kết: nếu năng lượng liên kết cao thì độ dài liên kết nhỏ – Độ dài liên kết phụ thuộc vào trạng thái hoá trị của các nguyên tố, độ bền hợp chất. – Độ dài liên kết có thể xác định chính xác bằng thực nghiệm nhờ các phương pháp vật lý hiện đại : nhiễu xạ rơngen, quang phổ phân tử Còn tính toán bằng lý thuyết thì chỉ cho độ chính xác tương đối Slide 5 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2 Góc hoá trị • Góc hoá trị là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết. • Góc hoá trị phụ thuộc vào bản chất nguyên tử tương tác, kiểu hợp chất, cấu hình không gian của phân tử. Slide 7 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
3. Bậc liên kết • Bậc liên kết là số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau • Đối với liên kết cộng hoá trị thì bậc liên kết được xác định bởi số cặp e tham gia liên kết giữa hai nguyên tử • Liên kết đơn có bậc liên kết là 1, liên kết đôi có bậc liên kết bằng 2, liên kết ba có bậc liên kết bằng 3 • Đối với các hệ liên hợp, bậc liên kết không phải là số nguyên mà số thập phân Ví dụ trong benzen bậc liên kết C-C là 1,5 Slide 10 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4. Năng lượng liên kết • Năng lượng liên kết là năng lượng thoát ra khi tạo thành liên kết đó và cũng bằng năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết có trong 1 mol phân tử ở trạng thái khí • Lưu ý: Năng lượng liên kết và năng lượng phân ly của liên kết trùng nhau khi phân tử chỉ 2 nguyên tử ví dụ EH-H = EplH2 = 431 kj/mol Nhưng đối với phân tử nhiều nguyên tử thì năng lượng liên kết được lấy giá trị trung bình, nó không trùng với năng lượng phân ly từng liên kết một trong phân tử Ví dụ CH4 Slide 11 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội liên kết, độ bền liên kết Slide 12 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
5. Momen lưỡng cực của liên kết Để đặc trưng cho độ phân cực của liên kết và phân cực của phân tử là đại lượng momen lưỡng cực đơn vị : D Momen lưỡng cực là đại lượng vector, chiều quy ước từ trọng tâm điện tích dương qua điện tích âm + − H F H F Slide 13 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.1.3 Sơ lược về lý thuyết lượng tử về liên kết hoá học và cấu tạo phân tử • Bản chất hoá học của liên kết hoá học và cấu trúc phân tử được giải quyết khá tốt trên cơ sở của CHLT • Hiện nay người ta cho rằng phân tử gồm một số giới hạn các hạt nhân nguyên tử và các electron tương tác với nhau và được phân bố xác định trong không gian, tạo thành một cấu trúc bền vững • Có nhiều thuyết khác nhau để giải thích bản chất của liên kết hoá học, nhưng thuyết được sử dụng rộng rãi nhất là thuyết liên kết hoá trị VB và thuyết MO . • Cơ sở của phương pháp là giải phương trình sóng Schrodinger đối với các hệ phân tử gồm các hạt nhân và các electron chuyển động trong trường các hạt nhân đó Slide 15 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.2 Liên kết ion 4.2.1 Thuyết tĩnh điện về liên kết ion của Kossel (Kossel 1888-1967,người Đức). • Năm 1916 Kossel cho rằng phân tử của hợp chất hoá học được tạo ra nhờ sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác. Nguyên tử mất electron hoá trị biến thành ion dương gọi là cation và nguyên tử nhận electron biến thành ion âm gọi là anion. • Các ion ngược dấu hút nhau nên tiến lại gần nhau, nhưng khi đến quá gần nhau thì sẽ xuất hiện lực đẩy của các lớp vỏ electron, khi lực hút và đẩy cân bằng nhau thì các ion dừng lại và tạo thành phân tử hợp chất ion • Như vậy liên kết ion là loại liên kết được tạo thành nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu Slide 16 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
(Na) Na mềm và dễ phản ứng, có 1 electron lớp ngoài 11P cùng 12N Na Na = 2,8,1 Slide 18 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
(Cl) Clo khí độc có màu vàng nhạt có 7 electron ở lớp ngòai cùng 18P 17N Clo= 2,8,7 Slide 19 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Cả Na và Cl có 8 electron ở lớp vỏ ngoài cùng và tạo thành hợp chất NaCl Na+ Cl- 2,8 2,8,8 11P 17P 12N 18N Lực liên kết giữa Nguyên tử Na và Cl với nhau Slide 24 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.2.2 Khả năng tạo thành liên kết ion của các nguyên tố • Các nguyên tố có năng lượng ion hoá I càng nhỏ khả năng tạo thành cation càng dễ, điển hình cho khả năng này là các kim loại kiềm và kiềm thổ • Các nguyên tố có ái lực đối với electron càng lớn càng dễ tạo thành các anion, điển hình cho các nguyên tố này là các halogen, oxy, lưu huỳnh. • Như vậy liên kết ion dễ được tạo thành giữa nguyên tố có tính kim loại mạnh và nguyên tố có tính phi kim mạnh Slide 25 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Sự chênh lệch độ âm điện của các nguyên tố càng lớn tính ion của hợp chất càng cao. Mối quan hệ giữa độ ion (%) và hiệu số độ âm điện các nguyên tố theo Pauling ∆χ Độ ion % ∆χ Độ ion % ∆χ Độ ion % 0,2 1 1,2 30 2,2 70 0,4 4 1,4 39 2,4 76 0,6 9 1,6 47 2,6 82 0,8 15 1,8 55 2,8 86 1,0 22 2,0 63 3,0 89 • Lưu ý: không có liên kết ion thuần tuý, vì ngay trong trường hợp liên kết ion điển hình như trong phân tử NaCl tính chất ion chỉ đạt được 94%. Cả lý thuyết lẫn thực hành đã khẳng định mật độ electron giữa các ion không bao giờ bằng không. Slide 26 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.2.3 Tính chất của liên kết ion. Ion được xem như qủa cầu tích điện có điện trường phân bố đều mọi hướng trong không gian dẫn đến một số đặc điểm của liên kết ion như sau: • Tính không bảo hòa: thể hiện ở chổ ion có thể hút các ion trái dấu với lượng không xác định. • Tính không định hướng. Nó có thể hút ion trái dấu theo bất kỳ hướng nào. • Các tính chất này của ion có ảnh hưởng đến sự phân bổ ion trong dung dịch cũng như trong tinh thể. Trong tinh thể: các ion được bao bọc bởi các ion trái dấu với lực liên kết hoàn toàn như nhau Slide 27 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.2.4 Sự cực hóa ( phân cực hóa) ion 1. Khái niệm Trong các hợp chất ion, độ ion của liên kết không bao giờ đạt 100%, bởi vì các ion ngược dấu khi đến gần nhau thì sẽ phân cực (cực hoá) lẫn nhau Do đó đám mây electron của cation và anion không tách rời nhau mà che phủ 1 phần • Các ion bị phân cực mạnh khi các e lớp ngoài liên kết yếu với hạt nhân • Bán kính ion càng nhỏ, điện tích ion + - càng lớn, cường độ điện trường càng lớn hiệu ứng gây cực hóa càng cao. • Bán kính ion càng lớn, đám mây e càng linh động thì càng dễ bị phân cực Sự cực hóa của anion Cl- trong NaCl Slide 28 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2. Các yếu tố ảnh hưởng đến cực hóa ion. • Khả năng cực hóa của ion xảy ra với mức độ khác nhau tuỳ thuộc vào điện tích, bán kính ion và cấu hình electron của chúng. • Các ion có cùng cấu hình electron, điện tích càng lớn, kích thước càng bé có khả năng cực hóa ( tác dụng phân cực) càng mạnh Li+ > Na+ > K+ >Rb+ > Cs+. Al3+ > Mg2+ > Na+ • Khả năng bị cực hóa ( bị phân cực) của ion phụ thuộc vào cấu hình electron, điện tích và kích thước của nó. + Ion có cùng điện tích và cấu hình e thì nếu có kích thước càng lớn thì lực hút của hạt nhân với electron ngoài cùng càng yếu nên chúng dễ biến dạng tức dễ bị cực hóa. Li+ << Na+ < K+ < Rb+ < Cs+. F- < Cl- < Br- < I- Slide 29 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
+ Nếu ion có điện tích giống nhau và kích thước gần bằng nhau thì tác dụng phân cực nhỏ nhất là cấu hình s2p6 và lớn nhất là s2p6d10 ● Trong hợp chất ion, cation + - đóng vai trò ion phân cực, còn anion đóng vai trò ion bị phân cực. Vì anion thường có kích thước lớn, đám mây electron linh động hơn Slide 30 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
3. Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất –Sự cực hoá ion mạnh làm giảm khả năng điện ly thành ion BaCl2 điện ly mạnh trong nước, HgCl2 hầu như không điện ly: Do cấu hình e của Ba2+ (5s25p6) tác dụng phân cực yếu ion Cl-, còn của Hg2+ (5s25p65d10 ) tác dụng phân cực mạnh ion Cl- – Độ bền: phân cực tương hỗ giữa các ion trong một hợp chất làm tăng độ cộng hóa trị, giảm điện tích hiệu dụng, giảm lực hút ion giữa chúng nên Độ bền tinh thể giảm – Độ phân ly, nóng chảy giảm Chất LiF LiCl LiBr LiI Nhiệt độ nóng chảy (0C) 848 607 550 469 + + 0 0 Na và Cu có bán kính bằng nhau, NaCl có t nc= 801 C , nhưng o 0 + + CuCl có t nc = 430 C do Cu có tác dụng cực hoá mạnh hơn Na Slide 31 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Độ tan: khả năng hoà tan của hợp chất ion (muối) phụ thuộc vào 2 yếu tố là năng lượng mạng tinh thể ion U và năng lượng hydrat hoá cation Eh. - Nếu U > Eh nhiều thì muối khó tan, ngược lại thì dễ tan - Nếu khi U tăng và Eh giảm thì tính tan giảm và ngược lại thì tính tan tăng, - Năng lượng Eh phụ thuộc và khả năng phân cực nước của cation, khi cation phân cực nước mạnh thì Eh tăng. • Thí dụ Muối CaSO4 SrSO4 BaSO4 Độ tan (mol/lit) 8.10-3 5.10-4 1.10-5 U (kj/mol) 2347 2339 2262 Eh (kj/mol) 1703 1598 1444 Slide 32 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
4.3 Liên kết cộng hóa trị 4.3.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916) Nội dung cơ bản: Là loại liên kết được hình thành bằng cách đưa ra electron hoá trị của mình để tạo thành 1, 2, 3 cặp electron chung giữa 2 nguyên tử Như vậy liên kết cộng hoá trị là loại liên kết bằng cặp eletron chung, cặp electron chung được gọi là cặp electron liên kết Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8 electron ở lớp ngoài cùng tương tự nguyên tử khí hiếm Các electron không tham gia tạo thành liên kết cộng hoá trị được gọi là các electron không liên kết Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta có liên kết đơn, 2 cặp e chung là liên kết đôi, 3 cặp e là liên kết 3 Số liên kết giữa 2 nguyên tử gọi là bậc liên kết Slide 33 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Cộng hoá trị của một nguyên tố được xác định bằng tổng số liên kết cộng hoá trị của nguyên tử đó với các nguyên tử khác trong phân tử Lưu ý: Tuỳ theo hợp chất cụ thể mà liên kết cộng hoá trị có thể là ● Liên kết cộng hoá trị không có cực H2, Cl2: ● Liên kết cộng hoá trị có cực HCl: ● Liên kết cộng hoá trị cho nhận: là loại liên kết mà cặp e dùng chung do một nguyên tử đóng góp + + NH3 + H NH4 Slide 34 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Biểu diễn liên kết cộng hóa trị F 2s2p5 F P 2s2p3 P H + H H H H H F + F F F F F Slide 35 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Qui tắc bát tử F + H F H F H H H O + 2 H O H O H Mỗi nguyên tử khi tham gia liên kết có cấu hình electron lớp ngoài cùng có 8 electron giống với khí hiếm (ns2p6 ) Slide 36 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Lewis Structures • • H2: H + H → H H or H H • • • • • • • • Liên kết • • • • • • • • • • • • Cl : Cl + Cl • • → Cl Cl electrons 2 • • • • • • • • • • • • • • • or • • Cl Cl electrons không liên kết • • • • General Chemistry: HUI© 2006
Drawing Lewis Structures • • • • • • • • O • • • • COCl2 24 ve’s • • • • • • Cl C Cl • • • • • • • • HOCl 14 ve’s H O Cl • • • • • • • • − • • • • • • O • • • • − • • 26 ve’s • • O Cl O ClO3 • • • • • • H • • CH OH 14 ve’s H C O H 3 • • General Chemistry: H HUI© 2006
Cấu trúc Lewis • • • • • • • • • • H • • F H F HF: • • • • • • • • • • • H • • O H H O H H2O: • • • • • • • • • • • NH : H N • • H H N H 3 • • H H H H • • • • • CH : H • • C H H C H 4 • • H H General Chemistry: HUI© 2006
Double and Triple Bonds • Nguyên tử có thể dùng chung 4 electron tạo thành liên kết đôi hoặc 6 electron liên kết ba. • • • • O : O = O 2 • • • • • • • N2: • • N  N General Chemistry: HUI© 2006
Quy tắc bát tử và cách tính số electron liên kết S = N-A • S tổng số electron dùng chung trong phân tử. • N là tổng số electron cần thiết ở lớp ngoài cùng của tất cả các nguyên tử trong phân tử để thu được cấu hình khí hiếm (N = cho các nguyên tố là 8, còn Hydro là 2) • A số electron có ở lớp ngoài cùng của tất cả nguyên tử có mặt trong phân tử (chúng ta phải điều chỉnh A khi nguyên tử thay thế bằng ion) Thêm electron đối với điện tích âm và trừ electron khi điện dương). Slide 41 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ví dụ • Đối với F2 – N = 2 x 8 : 16 e cần – A = 2 x 7 (2 nguyên tử F ) 14 e sẵn có – S = N - A =16 -14 = 2 e dùng chung + • Đối với NH 4 – N = 1 x 8 ( 1 N ngtử) + 4 x 2 (4 H ngtử) = 16 e – A = 1 x 5 (1 N ngtử) + 4 x 1 (4 H ngtử) - 1 (cho 1 điện tích +) = 8 e sẵn có – S = N - A = 16 – 8= 8 e dùng chung Slide 42 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Mở đầu + Vì việc giải chính xác phương trình sóng Schrodinger đối với hệ phân tử không thể thực hiện được,do đó người ta dùng phương pháp giải gần đúng, trong đó có hai phương pháp được sử dụng rộng rãi nhất là phương pháp liên kết hoá trị của Heitler-London-Pauling-Slater (VB) và phương pháp ocbital phân tử (MO) của Mulliken- Hund- Lennard Jones +Phương pháp VB xuất phát từ luận điểm cho rằng một cặp nguyên tử trong phân tử được liên kết với nhau bằng một hoặc một vài cặp electron dùng chung, nghiã là liên kết được định chổ giữa hai nguyên tử. Vì vậy phương pháp này còn được gọi là phương pháp cặp electron định chổ hay phương pháp hai electron- hai tâm + Việc giải PT Schrodinger theo phương phápVB là tìm hàm sóng phân tử mô tả chuyển động đồng thời của hai electron trong phân tử . Hàm sóng đó được xác định một cách gần đúng bằng tích các hàm sóng nguyên tử tương ứng Slide 44 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
1.Phân tử Hydro theo Heitler-London Phân tử H2 được tạo thành từ Ha và Hb 1 r12 và mỗi nguyên tử H có 1 electron 1s. 2 r1b Electron 1 của Ha được mô tả bằng a(1) r1a r2b Electron 2 của Hb được mô tả bằng b(2) r2a Nếu bỏ qua tương tác của hai nguyên tử, r các electron chuyển động độc lập đối với a ab b nhau thì thì hàm sóng của cả hệ là tích hai hàm sóng riêng của hai electron I = a(1). b(2) Thực tế hai e có thể hoán đổi cho nhau mà không làm thay đổ hệ do đó có hàm gần đúng khác hoàn toàn tương đương II = a(2). b(1) Tổ hợp tuyến tính của hai hàm trên là nghiệm gần đúng mô tả trạng thái của hệ 2 e trong phân tử H2 = C1a(1). b(2) + C2a(2).b(1) Giải pt này, kết quả có 2 trường hợp C =C và C = -C Slide 45 of 48 General Chemistry: 1 2 1 2 HUI© 2006
s = Cs( a(1). b(2) + a(2).b(1) ) (là hàm đối xứng) A = CA(a(1). b(2) - a(2).b(1)) (hàm phản đối xứng) • Theo nguyên lý Pauli, ứng với hàm đối xứng ứng thì hàm spin phải phản đối xứng tức là 2 electron có spịn trái dấu (↑↓), còn hàm phản đối xứng thì ứng với hàm spin phải đối xứng, tức là 2 electron có spin cùng dấu (↑↑) • Bình phương hàm  cho biết mật độ xác suất tìm thấy electron: Kết quả cho thấy với hàm đối xứng có sự tăng mật độ electron ở khoảng giữa hai hạt nhân nguyên tử, còn trường hợp hàm phản đối xứng có sự giảm mật độ xác suất electron ở khoảng giữa hạt nhân hai nguyên tử • Sự tính toán về năng lượng cho thấy nếu hai e có spin trái dấu thì năng lượng của hệ giảm khi hai nguyên tử lại gần nhau, còn khi hai e cùng dấu thì năng lượng của hệ tăng lên khi hai e đến gần nhau Như vậy: Liên kết cộng hoá trị hình thành là do sự kết đôi của hai electron có spin trái dấu. Ta nói ở đây có sự xen phủ của hai orbital nguyên tử Slide 46 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
2. Nội dung cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (VB) a) Khái niệm về liên kết cộng hoá trị • Liên kết cộng hoá trị hình thành do sự ghép đôi của 2e có spin trái dấu và thuộc về 2 nguyên tử tham gia tương tác. Vì vậy liên kết cộng hoá trị được gọi là liên kết hai electron-hai tâm và phương pháp VB được gọi là phương pháp cặp electron định chổ • Lk cộng hoá trị được hình thành do xen phủ giữa 2 orbital nguyên tử hoá trị và thuộc về 2 nguyên tử tương tác • Liên kết cộng hoá trị càng bền khi mức độ che phủ của các orbital nguyên tử càng lớn • Chỉ có xen phủ dương mới tạo thành liên kết, (dấu của hàm sóng phải giống nhau) khi đó tích phân xen phủ S = ∫abd>0 Còn nếu dấu hàm sóng khác nhau thì sự xen phủ âm, vì có sự đẩy nhau của các hạt nhân nguyên tử, tích phân xen phủ S < 0 , không dẫn đến sự hình thành liên kết Ngoài ra có sự xen phủ không, tương ứng S = 0, khi đó sự xen phủ không tạo thành lực hút hay lực đẩy giữa hai hạt nhân nguyên tử Slide 50 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Các kiểu xen phủ: sự tạo liên kết σ, ,δ •Liên kết sigma ma: Hình thành do sự xen phủ trục, tức là sự xen phủ xãy ra dọc theo trục liên kết giữa 2 nguyên tử Kí hiệu  s-s s-p p-p p-d d-d Slide 51 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Liên kết • Liên kết : Hình thành do xen phủ bên, Kí hiệu xen phủ bên p + p Phân tử Etylen Slide 53 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Liên kết cộng hoá trị δ y y • Khi hai AO d nằm trong các mặt phẳng song song che phủ nhau theo cả 4 z “cánh hoa” x x • Liên kết δ tương đối ít dx2-y2 - dx2-y2 gặp y y z x x dxy - dxy Slide 56 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
b) Khả năng tạo liên kết cộng hoá trị của nguyên tố và tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị Liên kết cộng hoá trị có thể tạo thành bởi hai cách: cặp e ghép đôi là góp chung hoặc theo kiểu cho- nhận • Theo cơ chế góp chung: Cộng hoá trị của một nguyên tố bằng số e hoá trị độc thân của nguyên tử (ở trạng thái kích thích hoặc cơ bản) • Theo cơ chế cho nhận, thì cặp electron ghép đôi của liên kết cộng hoá trị chỉ do 1 trong 2 nguyên tử đưa ra, còn nguyên tử kia nhận lấy cặp electron đó. Cặp electron đó gọi là cặp electron hoá trị tự do. Nói cách khác là do sự xen phủ của AO hoá trị có 2 electron với AO trống của nguyên tử kia + + Ví dụ NH3 + H → NH4 •Trong trường hợp chung: Khả năng tạo thành liên kết cộng hoá trị cực đại của một nguyên tố bằng số AO hoá trị của nguyên tố đó • Khả năng tạo liên kết cộng hoá trị của nguyên tố hạn chế như vậy nên người ta gọi là tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị Slide 59 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
c) Tính định hướng của liên kết cộng hoá trị • Tính có hướng của liên kết cộng hoá trị: Liên kết cộng hoá trị được hình thành theo những z hướng nhất định trong không gian, phân tử 1s tạo thành có hình dạng xác định 1s • Ví dụ: SeH góc hoá trị HSeH 90o 4p 2 x 4p Tuy nhiên có nhiều hợp chất như H2O, NH3, , 0 CH4 góc hoá trị không bằng 90 mà chúng có góc hoá trị tương ứng là 104,50 ; 107,30 và 109,50. Điều này chỉ được giảit thích dựa và thuyết lai hoá của các orbital nguyên tử Slide 60 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
d) Thuyết lai hoá các orbital nguyên tử và cấu hình không gian của phân tử – Các nguyên tử khi tham gia liên kết không những sử dụng các AO thuần khiết s, p,d mà có thể sử dụng các AO trộn lẫn trong nguyên tử để xen phủ với các AO của các nguyên tử khác, tạo thành liên kết cộng hoá trị – Khi tổ hợp (trộn lẫn) các AO s, p, d tạo thành những AO lai hoá, thì các AO này có năng lượng, hình dạng, kích thước giống nhau – Có bao nhiêu AO tham gia vào lai hoá thì có bấy nhiêu AO lai hoá tạo thành và bố trí đối xứng nhau trong không gian – Điều kiện để các AO có thể lai hoá là các orbital có năng lượng gần nhau –Các kiểu lai hoá phổ biến là sp3, sp2, sp, sp3d, sp3d2 Slide 61 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Lai hoá sp3 Ví dụ với C- • Điều kiện lai hóa: chỉ xẩy ra khi 2 orbital có năng lượng gần giống nhau 2p 2sp3 energy 2s Trạng thái kích thích trạng thái lai hóa Slide 62 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Lai hoá sp3 • 1 orbital 2s + 3 orbitan 2p 4 orbital lai hoá đồng nhất gọi là trạng thái lai hoá sp3 • nghĩa là obital này ¼ (25%) là bản chất s và ¾ (75 %) là bản chất p, Truc chính của 4 orbital lai hoá sp3 phân bố trong không gian dưới các góc bằng nhau 109028’ tạo nên hình tứ diện đều. Slide 63 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Lai hoá sp2 Lai hoùa sp2 ñöôïc thöïc hieän do söï toå hôïp 1 orbital s vôùi 2 orbital p taïo thaønh 3 orbital lai hoùa sp2 phaân boá ñoái xöùng döôùi goùc 1200. Ví duï 1: Phaân töû BH3. B (Z = 5): 1s1 2s1 2p2 Keát hôïp vôùi 3 ngtöû H 1s1 Ha 1 3 2 Hc Hb Slide 65 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Hình dạng AO sp2 • Truc chính của 3 orbital lai hoá sp2 nằm trong một mặt phẳng và tạo với nhau từng đôi một một góc 1200. Còn một orbital không lai hoá (thuần khiết) nằm thẳng góc với mặt phẳng của các orbital lai hoá Slide 66 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Lai hoùa sp Lai hoùa sp (lai hoùa ñöôøng thaúng): söï toå hôïp 1 orbital s vôùi 1 orbital p (cuûa cuøng moät ngtöû) cho 2 orbital lai hoùa sp phaân boá ñoái xöùng coù cuøng truïc naèm treân moät ñöôøng thaúng döôùi goùc 1800 Slide 72 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Hình dạng AO lai hóa sp • Hai orbital lai hoá sp cùng nằm trên một trục thẳng, hai orbital 2p không lai hoá còn lại nằm trên hai mặt phẳng thẳng góc với nhau. Slide 73 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ví dụ về hợp chất có nguyên tử trung tâm lai hoá sp . p Ví duï 1: phaân töû BeHs2 Be (Z = 4) 1s2 2s2 2p0   Khi phaûn öùng vôùi H, Be bò kích    thích coù caáu hình 1s22s12p1 Luùc naøy trong nguyeân töû Be xãûy ra söï lai hoùa giöõa orbital 2s vaø 2p ñeå taïo 2 orbital lai hoùa sp. phaân töû BeH2 Slide 74 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ví duï 2: Phaân töû BeCl2.   • Be (Z = 4): 2s1 2p1 2 5 Cla (Z = 17): 3s 3p     2 5     • Clb 3s 3p Slide 75 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Lai hoá sp3d • Là sự tổ hợp của các AO: s, px, py ,pz và dZ2 tạo thành 5AO lai hoá có trục hướng về 5 đỉnh của một lưỡng chóp tam giác , • Ví dụ phân tử PCl5 PF5 Slide 77 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Lai hoá sp3d2 • Là sự tổ hợp của 1 AO s, 3 AO p và 2AO d tạo thành 6 AO lai hoá sp3d2= hướng về 6 đỉnh của một hình bát diện • Thí dụ SCl6, , SF6 ,SiF6 Slide 78 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Dự đoán trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm • Dựa vào góc hoá trị - Nếu góc hoá trị ≈109028’ là lai hoá sp3 , - Nếu khi góc hoá trị ≈1200 là sp2 • Dựa vào tổng T của số liên kết σ và số cặp e tự do ở nguyên tử trung tâm ( T= số lk σ+ số cặp e tự do) + T = 2 → lai hoá sp + T = 3 → lai hoá sp2 + T = 4 → lai hoá sp3 + T = 5 → lai hoá sp3d + T = 6 → lai hoá sp3d2 Slide 79 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Mối quan hệ giữa liên kết σ, số cặp e hoá trị tự do và trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm • Số liên kết σ bằng số nguyên tử liên kết với nguyên tử trung tâm • Để tính cặp e tự do của nguyên tử trung tâm: + Tính tổng số e hoá trị X của các nguyên tử trong phân tử Nếu phân tử có điện tích +a thì số e là X-a Nếu thân tử có điện tích –b thì số e là X+ b + Tính số e bão hoà dành cho các nguyên tử biên liên kết với nguyên tử trung tâm (Y): tính đối với H là 2, các nguyên tử khác là 8 + Số cặp e tự do = (X-Y): 2 Slide 80 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ví dụ Ph. tử Ng tử X Y (X-Y)/2 T Lai hoá ion tr tâm CO2 C 4+(6 x2) 8 x 2 0 2 sp + NO2 N 5+(6x2) -1 8 x 2 0 2 sp + 3 NH4 N 5+ (1x4)-1 2 x 4 0 4 sp 2- 2 CO3 C 4 +(6x3) + 2 8 x 3 0 3 sp 2 SO2 S 6+ (6x2) 8 x 2 1 3 sp 3 H2O O 6 + 1 x 2 2 x2 2 4 sp Slide 81 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Hình dạng phân tử và góc liên kết Phân tử Hình dạng Góc liên kết o AX2 Thẳng 180 o AX3 Tam giác 120 o AX4 Tứ diện 109.5 o o AX5 Lục diện 90 / 120 o AX6 Bát diện 90 Slide 82 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Mô hình sự đẩy nhau của cặp electron lớp hoá trị (VSEPR) của Gillespie Quy tắc: • Các cặp electron lớp hóa trị phải được phân bố cách xa nhau nhất để có được lực đẩy nhỏ nhất giữa chúng • Có sự không tương đương giữa cặp electron liên kết và không liên kết, cặp e không liên kết chiếm khoảng không lớn hơn Lực đẩy của các cặp e giảm dần theo thứ tự sau: Cặp e hoá trị tự do- cặp e hoá trị tự do > Cặp e hoá trị tự do - cặp e liên kết > Cặp e liên kết - cặp e liên kết Slide 83 of 48 HìnhGeneral dạng Chemistry: electron Hình dạngHUI© phân 2006 tử
CH4 • CH4: 4 cặp e đều liên kết và hướng về 4 đỉnh của tứ diện; góc hoá trị là 109028’ Slide 84 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
NH3 • NH3: trong 4 cặp e có một cặp tự do; lực đẩy của nó làm các cặp e liên kết xích lại gần nhau; góc hoá trị của H-N-H là 107,30 lone pair of electrons in tetrahedral position N H H H Slide 85 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
H2O • H2O: lớp vỏ e hoá trị của O chứa 2 cặp hoá trị tự do dẫn đến các liên kết O-H xích lại gần nhau hơn, từ đó góc liên kết của H-O-H là 104,50 Slide 86 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ảnh hưởng electron không liên kết lên góc lk Góc liên kết H-X-H giảm từ C đến N đến O: H C H H N O H H H H H H 109.5O 107O 104.5O Slide 88 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ảnh hưởng của liên kết bội lên góc liên kết • electron trong liên kết bội đẩy xa hơn với electron liên kết đơn. Cl 111.4o C O Cl 124.3o Slide 89 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
e) Baäc lieân keát cuûa lieân keát cộng hoá trị Caùc lk coäng hoùa trò coù theå laø lk ñôn (baäc 1), lk ñoâi (baäc 2), lk ba (baäc 3) ñeå noùi leân ñaëc ñieåm naøy ta duøng khaùi nieäm baäc lieân keát Bậc của liên kết đựợc xác định bởi số cặp e tham gia liên kết giữa 2 nguyên tử . Toång soá e tham gia lieân keát Baäc lieân keát = Soá lieân keát *2 Lieân keát Blk Lieân keát Blk Lieân keát Blk C – C 1 N – N 1 O – O 1 C C 1,5 N = N 2 O O 1,5 C = C 2 N = N 2,5 O = O 2 C  C 3 N N 3 O = O 2,5 Slide 92 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
Ví dụ z z • Phân tử N2 x y y Bậc liên kết = (số e tham gia liên kết/2) = (2x3)/ 2 = 3 z z z Phân tử CO2 x y y y Bậc liên kết = (tổng số e tham gia liên kết/ 2x2 liên kết) = 2x4 /4 =2 Slide 93 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
• Phân tử BCl3 3p 3p 2s 2p Cl * B * x * x * x 3p    3p B sp2 Cl sp2 3s 3p Cl x x x x x 2p x x * 3p Cl  3p 3p Bậc liên kết = 8/2x3 = 1,33 Slide 94 of 48 General Chemistry: HUI© 2006