Giáo trình Hóa đại cương - Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Nội dung text: Giáo trình Hóa đại cương - Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

1. CHƯƠNG 2: LIÊN KẾT HĨA HỌC & CẤU TẠO PHÂN TỬ 1
2. Nội dung 1. Những khái niệm cơ bản về liên kết hĩa học 2. Liên kết cộng hĩa trị 3. Liên kết ion 4. Liên kết hyđro 5. Liên kết Van Der Vaal
3. 1. Những khái niệm cơ bản về liên kết hĩa học 1.1 Bản chất của liên kết  Các loại liên kết hố học đều cùng cĩ bản chất điện, do tương tác của hạt nhân nguyên tử và electron  Chỉ cĩ các electron hĩa trị (electron lớp ngồi cùng tham gia vào liên kết hĩa học) 3
4. 1.2. Độ dài liên kết là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau. Ví dụ Liên kết: H-F H-Cl H-Br H-I d (A0) 0,92 1,28 1,42 1,62 4
5. 1.3. Gĩc hĩa trị Là gĩc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết. 5
6. 1.4. Bậc liên kết Bậc liên kết là số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau 6
7. 1.5. Năng lượng liên kết Năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết cĩ trong 1 mol phân tử ở trạng thái khí EH-H = 431 kj/mol 7
8.  Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội liên kết.  Năng lượng liên kết càng lớn liên kết càng bền 8
9. 2. LIÊN KẾT CỘNG HĨA TRỊ Liên kết cộng hố trị theo Lewis (1916)      HF: H  F H F    H  O  H H O H H2O:     NH : H  N  H H N H 3  H H H  H   CH4: H C  H H C H H H 9
10.   O2: O  = O   N2:  N  N 10
11. LIÊN KẾT CỘNG HĨA TRỊ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ PHƯƠNG PHÁP LIÊN KẾT HĨA TRỊ (VB) PHƯƠNG PHÁP ORBITAL PHÂN TỬ (MO) 11
12. Thuyết liên kết hố trị (Valence bond-VB) 12
13. Liên kết cộng hĩa trị hình thành do sự xen phủ của hai orbital, trong đĩ cĩ 2 electron cĩ spin trái dấu Liên kết cộng hĩa trị càng bền khi độ che phủ của các orbital nguyên tử càng lớn 13
14. Các kiểu xen phủ  Xen phủ trục liên nhân Liên kết sigma σ s-s s-p p-p 14
15. H - H Cl - Cl H - Cl 15
16.  Xen phủ trục hơng (bên) Liên kết pi p-p 16
17. Ví dụ: Xác định cơng thức cấu tạo (số bậc liên kết, loại liên kết, gĩc hĩa trị) của các phân tử sau: F2, O2, N2, H2O. 17
18. Thuyết lai hĩa các orbital nguyên tử  Trước khi tham gia liên kết, các orbital s, p, d tổ hợp lại với nhau để tạo ra các orbital lai hĩa.  Các orbital lai hĩa cĩ năng lượng, hình dạng và kích thước giống nhau.  Cĩ bao nhiêu AO tham gia lai hĩa thì cĩ bấy nhiêu AO lai hĩa tạo thành, và bố trí đối xứng trong khơng gian.  Các kiểu lai hĩa sp3, sp2, sp, sp3d, sp3d2 18
19. Lai hĩa sp  Sự tổ hợp của 1 orbital s và 1 orbital p để hình thành 2 orbital sp.  2 orbital sp phân bố đối xứng cĩ cùng trục nằm trên một đường thẳng (1800) p s 1800 19
20. Lai hĩa sp2 1200 22
21. Lai hĩa sp3 109,50 24
22. C        2s 2p 2sp3 CH4 25
23. N          2s 2p 2sp3 NH3 26
24. Thuyết đẩy nhau giữa các cặp electron hĩa trị (VSEPR) NH3 28
25. NH3 29
26. H2O 30
27. H2O 31
28. Ví dụ: Xác định trạng thái lai hĩa của nguyên tử C và cơng thức cấu tạo của HCHO. 32
29. Dự đốn trạng thái lai hĩa SỐ ĐiỆN TỬ TRẠNG THÁI (Te ) LAI HĨA 4 sp 6 sp2 8 sp3 10 sp3d 12 sp3d2 34
30. Tính Te x MLy Xét các hợp chất: MLn, ML n , n M: nguyên tử trung tâm. L: các nguyên tử biên (ligand) Te Mỗi ligand Số e hĩa trị Cộng y(e): Trừ x(e): nếu đĩng gĩp 1 e của M nếu là anion là cation (trừ O và S) 35
31. Ví dụ PHÂN TỬ/ ION NGUYÊN TỬ Te TRẠNG THÁI TRUNG TÂM LAI HĨA CO2 C NO2 N N NH 4 N NH 2 N NO2 2 C CO3 36
32. Tổng số e tham gia liên kết Bậc liên kết Số liên kết *2 37
33. Độ phân cực của phân tử Momen lưỡng cực 38
34. 3. LIÊN KẾT ION Liên kết ion là loại liên kết được tạo thành nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu + - Na Cl 40
35. Mạng tinh thể ion NaCl CsCl Lập phương tâm diện Lập phương tâm khối 41
36. QUAN HỆ GIỮA NĂNG LƯỢNG MẠNG LƯỚI VÀ NHIỆT ĐỘ SƠI, NHIỆT ĐỘ NĨNG CHẢY Tinh thể NaF NaCl NaBr NaI Uml[kcal/mol] 217 183 176 164 Nhiệt độ sơi 1695 1441 1393 1300 [0C] Nhiệt độ 993 801 766 665 n.chảy [0C] 42
37. So sánh nhiệt độ nĩng chảy NaCl và MgO o 2+ 2- MgO Tnc = 2500 C Mg O o + - NaCl Tnc = 800 C Na Cl 43
38. So sánh LK Cộng hĩa trị & LK ion LK CƠNG HĨA TRỊ LK ION ∆χ 1,7 Cĩ tính định hướng Bất định hướng TÍNH CHẤT Cĩ tính bão hịa Bất bão hịa 44
39. Sự phân cực ion Sự chênh lệch độ âm điện của các nguyên tố càng lớn tính ion của hợp chất càng cao. ∆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 45
40. Điện tích cation càng lớn, bán kính cation càng nhỏ, tác dụng phân cực càng mạnh. Tính cộng hĩa trị tăng dần
41. Bán kính anion càng lớn, anion càng dễ bị biến dạng Tính cộng hĩa trị tăng dần
42. Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất  Sự phân cực ion làm giảm độ bền tinh thể của hợp chất Chất LiF LiCl LiBr LiI Nhiệt độ nĩng chảy (0C) 848 607 550 469  Sự phân cực ion làm giảm độ điện ly của hợp chất ion trong dung dịch 48
43. 4. LIÊN KẾT HYDRO Là liên kết được hình thành bởi nguyên tử H linh động (H liên kết với 1 nguyên tử cĩ độ âm điện lớn) với 1 nguyên tử cĩ độ âm điện lớn khác. X- H+ Y X, Y là các nguyên tử cĩ độ âm điện lớn (F, O, Cl, N) 49
44. PHÂN LOẠI  Liên kết hydro liên phân tử 50
45.  Liên kết hydro nội phân tử O O H O N H C H O O octo- Nitrobenzen andehit salyxilic 51
46. Ảnh hưởng của liên kết Hydro  Liên kết Hydro liên phân tử làm tăng nhiệt độ sơi, nhiệt độ nĩng chảy của hợp chất o C2H5OH cĩ ts , tnc cao hơn CH3OCH3 o CH3COOH cĩ ts , tnc cao hơn HCOOCH3 52
47.  Liên kết Hydro liên phân tử với dung mơi làm tăng độ tan của hợp chất trong dung mơi đĩ. o C2H5OH tan trong H2O tốt hơn trong CH3OCH3 53
48.  Liên kết Hydro nội phân tử So sánh tính acid của 2 acid sau Acid ortho-hydroxy benzoic Acid meta-hydroxy benzoic 54
49. 5. LIÊN KẾT VAN DER WALLS  Là liên kết được hình thành giữa các phân tử trung hịa  Cĩ tính khơng định hướng, khơng bão hịa, khơng chọn lọc 55
50. PHÂN LOẠI  Tương tác định hướng 56
51.  Tương tác cảm ứng 57
52.  Tương tác khuếch tán 58
53. TÍNH CHẤT  Lực định hướng > Lực cảm ứng > Lực khuếch tán  Lực VDW càng lớn khi kích thước (khối lượng) càng lớn 59