Bài 13. Liên kết cộng hoá trị

CHƯƠNG II: LIÊN KẾT HÓA HỌC
Thế giới cần sự liên kết
Các nguyên tử cần sự liên kết
1. Quy tắc bát tử (octet)
Khi tạo liên kết hóa học, các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí trơ với 8e.
Các trường hợp không tuân theo quy tắc octet
II. Các dạng liên kết hóa học
* Liên kết cộng hóa trị
* Liên kết ion
* Liên kết kim loại
* Liên kết vandecvan
III. Đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học
1. Năng lượng liên kết
* Khái niệm: Năng lượng liên kết của một liên kết A-B là năng lượng vừa đủ để phá vở liên kết đó (trong những điều kiện xác định)
* Kí hiệu: EA-B hay EAB
* Đơn vị: kJ/mol hoặc J/mol
* Quy ước về dấu năng lượng
Cần cung cấp cho hệ, dấu +
Hệ giải phóng ra, dấu -
* Mối quan hệ giữa độ dài liên kết và năng lượng liên kết
2. Độ dài liên kết
* Khái niệm: Độ dài liên kết là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử ở trạng thái cân bằng
* Kí hiệu: d
* Đơn vị: A0
Độ mạnh axit
Độ bền liên kết H-A (kJ/mol)
IV. Liên kết ion
1. Khái niệm
* Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
* Thuyết côxen: Trong phản ứng hóa học xác định, các nguyên tử có xu hướng thu thêm e hay nhường bớt e để đạt đến cấu hình bền vững của các nguyên tố khí trơ với 8e. Các nguyên tử đó trở thành ion, chúng hút nhau tạo ra hợp chất có liên kết ion.
2. Một số đặc điểm của liên kết ion và hợp chất ion
* Không có tính chất đinh hướng và không có tính chất bão hòa.
* Các hợp chất ion khi kết tinh cho mạng tinh thể ion. Các hợp chất ion và tinh thể ion trung hòa về điện.
* ở trạng thái nóng chảy và trong dung dịch, các hợp chất ion sẽ bị phân ly thành các ion. Phân tử các hợp chất ion chỉ tồn tại riêng biệt ở nhiệt độ cao.
IV. Liên kết ion
2. Năng lượng liên kết ion
2. Năng lượng liên kết ion
IV. Liên kết ion
M (r) +
1
2
X2 (k)
MX (r)
M: kim loại kiềm, X: halogen
H°
M (k)
Thăng hoa
H°1 > 0
X (k)
H°2 > 0
Đứt nối
Ion hóa
H°3 > 0
M+ (k) +
Anion hóa
H°4
X- (k)
H°5 < 0
U = - H°5 > 0
Năng lượng mạng tinh thể (U):
Là năng lượng cần thiết để tách hoàn toàn một mol hợp chất ion ở thể rắn thành các ion tự do ở thể hơi.
Ý nghĩa của năng lượng mạng tinh thể: Cho biết độ bền, độ hòa tan và nhiều tính chất khác của hợp chất ion.
Phân biệt với năng lượng tương tác E giữa hai ion: Năng lượng mạng tinh thể U cho biết độ bền của hợp chất ion còn năng lượng tương tác E giữa hai ion chỉ cho biết độ bền của một phân tử gồm hai ion.
Năng lượng mạng tinh thể U tính theo chu trình Born-Haber:
M (r) +
1
2
X2 (k)
MX (r)
M: kim loại kiềm, X: halogen
H°
M (k)
Thăng hoa
H°1 > 0
X (k)
H°2 > 0
Đứt nối
Ion hóa
H°3 > 0
M+ (k) +
Anion hóa
H°4
X- (k)
H°5 < 0
U = - H°5 > 0
H°1: năng lượng cần thiết để chuyển 1 mol M dạng rắn sang dạng hơi, năng lượng thăng hoa
H°2: năng lượng cần thiết để cắt đứt liên kết 1/2 mol X2 thể khí tạo thành 1 mol nguyên tử X dạng hơi, tỉ lệ với năng lượng đứt nối
H°3: năng lượng cần thiết để ion hóa 1 mol M dạng hơi, năng lượng ion hóa
H°3: năng lượng thu vào hay tỏa ra khi anion hóa 1 mol X dạng hơi, ái lực điện tử
H°5: năng lượng phóng thích khi trong quá trình hình thành 1 mol tinh thể từ những ion riêng rẽ.
H°: năng lượng thay đổi tổng cộng của cả phản ứng
H° = H°1 + H°2 + H°3 + H°4 + H°5
Năng lượng mạng tinh thể U của một số hợp chất
3. Sự phân cực hóa ion
* Khái niệm: Hiện tượng khi các ion ở gần nhau xảy ra sự chuyển dịch các đám mây electron.
* Quy luật biến đổi
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
4. ảnh hưởng của sự phân cực hóa ion đến các tính chất của các chất
a. Sự thay đổi tính chất của liên kết ion
b. ảnh hưởng đến tính hòa tan của các chất
c. ảnh hưởng đến tính bên nhiệt của các chât tinh thể
d. ảnh hưởng đến tính quang học
V. Liên kết cộng hóa trị
1. Khái niệm
* Liên kết cộng hóa trị là liên kết giữa các nguyên tử bằng những cặp electron góp chung.
* Thuyết Liuyxơ: Trong phân tử được tạo ra từ nguyên tử các nguyên tố phi kim, liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được thực hiện bởi cặp e dùng chung, nhờ đó mỗi nguyên tử đều có được cấu hình lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí trơ 8e.
2. Phân loại liên kết cộng hóa trị
Liên kết cộng hóa trị không phân cực
V. Liên kết cộng hóa trị
b. Liên kết cộng hóa trị phân cực
c. Liên kết cho nhận
3. Đặc trưng của liên kết cộng hóa trị
b. Tính bão hòa
a. Tính định hướng
c. Tính số nguyên
V. Liên kết cộng hóa trị
4. Năng lượng liên kết cộng hóa trị:
là năng lượng giải phóng ra trong quá trình hình thành phân tử từ các nguyên tử riêng rẽ
H2 (k)  H (k) + H (k) H° = 436,4 kJ
Cl2 (k)  Cl (k) + Cl (k) H° = 242,7 kJ
Đối với phân tử nhiều nguyên tử thì năng lượng đó là năng lượng liên kết trung bình
H2O (k)  H (k) + OH (k) H° = 502 kJ
OH (k)  H (k) + O (k) H° = 427 kJ
5. Sự ion hóa và sự phân ly liên kết cộng hóa trị
* Khả năng tham gia phản ứng hóa học của các phân tử (quá trình phá vỡ liên kết cũ và tạo thành liên kết mới) phụ thuộc vào sự phân bố mật độ electron trong các liên kết và tính dễ dàng thay đổi sự phân bố đó.
V. Liên kết cộng hóa trị
* Mối liên hệ giữa liên kết cộng hóa trị và liên kết ion
VI. Hình học phân tử
1. Đặc trưng hình học của phân tử
* Độ dài liên kết
* Bán kính liên kết
* Góc liên kết (góc hóa trị):
là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạn nhân nguyên tử đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết với nguyên tử đó.
2. Hình dạng một số loại phân tử
Vi. Hình học phân tử
3. Thuyết sức đẩy cặp điện tử hóa trị
Các cặp electron vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được để lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất
Cặp e chưa liên kết > cặp e liên kết
VI. hình học phân tử
Phân tử dạng: ABn
Phân tử dạng: ABnEm
AX3: tam giác phẳng
AX3E2: chữ T
BF3, CO32-, NO3-, SO3
AX3E: kim tự tháp 3 góc
(chóp)
NH3, PCl3
ClF3, BrF3
AX4: tứ diện
CH4, PO43-, SO42-, ClO4-
Phân tử,
dạng cấu trúc
Định hướng
các đôi điện tử
Cấu trúc
phân tử
Ví dụ
AX 4E1: bập bênh,
tứ diện biến dạng
AX5: kim tự tháp đôi
3 góc
SF4, IF4+, XeO2F2
AX4E2: vuông phẳng
XeF4, ICl4-
PCl5
AX5E1: kim tự tháp
vuông
ClF5, BrF5, XeOF4
Phân tử,
dạng cấu trúc
Định hướng
các đôi điện tử
Cấu trúc
phân tử
Ví dụ
AX6: bát diện
AX7: kim tự tháp đôi
5 góc
SF6
AX6E1: kim tự tháp
5 góc
XeF6
IF7
Phân tử,
dạng cấu trúc
Định hướng
các đôi điện tử
Cấu trúc
phân tử
Ví dụ
V. Thuyết liên kết hóa trị (VB)
1. Thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB)
a. Những luận điểm cơ bản của thuyết VB
* Coi cấu tạo e của các nguyên tử vẫn được bảo toàn khi hình thành phân tử. Hai AO hóa trị của hai nguyên tử xen phủ nhau toạ thành LKHH thì vùng xen phủ đó là chung cho cả hai nguyên tử.
* Mỗi LKHH giữa hai nguyên tử được đảm bảo hai (e) có spin đối song.
* Sự xen phủ giữa 2AO có 2e của hai nguyên tử càng mạnh thì liên kết càng bền.
V. Thuyết liên kết hóa trị (VB) - Các dạng lại hóa
b. Sơ lược phương pháp Hailơ - Lơnđơn và bài toán phân tử hiđro
Mô hình của hệ
Hàm sóng
?1= ?a(1) ? b(2)
?2= ? a(2) ? b(1)
? a(1), ? b(2): là hàm obitan của hai electron.
1, 2 là toạ độ của e1, e2
Phương trình Srođingơ
H?� = E ?�
Kết quả giải phương trình
?+= ?s = Cs( ?a(1). ?b(2) + ?a(2).?b(1) ) (là hàm d?i x?ng)
?-= ?A = CA(?a(1). ?b(2) - ?a(2).?b(1)) (hàm ph?n d?i x?ng)
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 C1=C2 và C1 = -C2
V. Thuyết liên kết hóa trị (VB) - Các dạng lại hóa
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
V. Thuyết liên kết hóa trị (VB) - Các dạng lại hóa
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
V. Thuyết liên kết hóa trị (VB) - Các dạng lại hóa
Phân tử hidro theo Heitler -London
Liên kết
Phản Liên kết
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 
Các kiểu xen phủ : sự tạo liên kết σ,
Liên kết 
Liên kết : Hình thành do xen phủ bên, Kí hiệu 






xen phủ bên p + p

Liên kết 
Xen phủ bên p-p tạo liên kết pi
Xen phủ bên p-d và d-d tạo liên kết 
2. Thuyết lại hóa
a. Khái niềm lai hóa
b. Một số đặc điểm
c. Một số kiểu lai hóa
V. Thuyết liên kết hóa trị (VB) - Các dạng lại hóa
Ví dụ với C-
Điều kiện lai hóa: chỉ xẩy ra khi 2 orbital có năng lượng gần giống nhau
Lai hóa sp3
Lai hóa 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 (23%) là bản chất s và ¾ (77 %) 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.
Lai hóa sp3
Các obitan lai hóa sp3
Lai hóa sp2 được thực hiện do sự tổ hợp 1 orbital s với 2 orbital p tạo thành 3 orbital lai hóa sp2 phân bố đối xứng dưới góc 1200.
Ví dụ 1: Phân tử BH3.
B (Z = 5): 1s1 2s1 2p2
Kết hợp với 3 ngtử H 1s1
Lai hóa 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
Hình dạng Lai hóa sp2
Các obitan Lai hóa sp2
Phân tử BF3

Lai hóa sp (lai hóa đường thẳng): sự tổ hợp 1 orbital s với 1 orbital p (của cùng một ngtử) cho 2 orbital lai hóa sp phân bố đối xứng có cùng trục nằm trên một đường thẳng dưới góc 1800
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.
.
Ví dụ 1: phân tử BeH2
Be (Z = 4) 1s2 2s2 2p0
Khi phản ứng với H, Be bị kích thích có cấu hình 1s22s12p1
Lúc này trong nguyên tử Be x��y ra sự lai hóa giữa orbital 2s và 2p để tạo 2 orbital lai hóa sp.
Ví dụ 2: Phân tử BeCl2.
Be (Z = 4): 2s1 2p1
Cla (Z = 17): 3s2 3p5
Clb 3s2 3p5







Phân tử axetylen
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
Lai hóa sp3d và 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…
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
Dự đoán trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm
VI. Thuyết obitan phân tử (MO)
1. Một số luận điểm cơ sở
Trong phân tử, tính độc lập của các nguyên tử không còn tồn tại mà là một tổ hợp thống nhất bao gồm các hạt nhân nguyên tử và các e của các nguyên tử tạo thành phân tử, trong đó mỗi e chuyển động trong trường tác dụng của các hạt nhân và các e còn lại. Hay nói cách khác phân tử có thể coi là nguyên tử đa nhân phức tạp
Phân tử có cấu trúc orbital như nguyên tử, nghĩa là trong phân tử các e được đặc trung bởi orbital phân tử MO tương ứng với hàm sóng xác định.
Các MO được tạo thành từ sự tổ hợp tuyến tính ( tổ hợp cộng và trừ) của các AO. Trong AO, các e được đặc trưng bằng các số lượng tử và tương ứng với các AO có tên s, p, d, f … thì trong MO e đặc trưng bởi bộ các số lượng tử và tương ứng với các MO có tên , ,,….
VI. Thuyết obitan phân tử (MO)
Việc điền các e vào MO tuân theo nguyên lý bền vững, nguyên lý Pauli, quy tác Hund tương tự như AO.
Cứ n AO tổ hơp lại cho n MO. Các AO được sử dụng tổ hợp phải thỏa mãn cac điều kiện sau:
+ Có E gần bằng nhau
+ Có mức độ che phủ đáng kể
+ Có tính đối xứng giống nhau đối với trục nối hai hạt nhân nguyên tử

VI. Thuyết obitan phân tử (MO)
Chỉ các AO có tính đối xứng giống nhau mới có khả năng xen phủ với nhau tạo thành một MO liên kết hoặc phản liên kết tuỳ thuộc vào miền của chúng ở vùng xen phủ. Đối với các AO không có tính đối xứng nhau thì không xen phủ (S=0) khi đó ta có MO không liên kết
VI. Thuyết obitan phân tử (MO)
2 AOs (A,B)  2 MOs (+,)
+ = N+(A + B) MO liên kết
 = N(A  B) MO phản liên kết
2. Thuyết MO với phân tử ion H2+
Về năng lượng
Từ phương trình Ĥ = E , nhân 2 vế với  rồi tích phân toàn không gian và từ điều kiện chuẩn hoá của hàm  ta có kết quả
+ E+= α + β, + E-= α – β,
( α và β <0)
Trong đó
α: tích phân coulomb bằng năng lượng của e ở AO 1s và bằng năng lượng H ở trạng thái cơ bản,
β: tích phân trao đổi là năng lượng tương tác của 2 AO 1sa và 1sb
Phân tử H2+
MO liên kết
MO phản liên kết
Sự tổ hợp các orbital nguyên tử
Ψ1 = φ1 + φ2 Ψ2 = φ1 - φ2
MO liên kết
MO phản liên kết
Chu kỳ 1: H2+, H2, He2+, He2.
Các ngtố thuộc chu kỳ 1 chỉ có 1 lớp lượng tử 1s do vậy sự tổ hợp tuyến tính của 2 ngtử cho ta 2 MO ?1s và ?1s*
Cấu hình ion phân tử: H2+ (1e) : (?1slk)1
H2 (2e) : (?1slk)2
He2+ (3e): (?1slk)2(?1s*)1
He2 (4e) : (?1slk)2 (?1s*)2
3. Phân tử 2 nguy�n tử đồng hạch A2
MO phân tử H2
1s
1s
MO phân tử hiđro
Sự tổ hợp
Chu kỳ 2:
Mỗi ngtử của ngtố thuộc chu kỳ 2 chứa tối đa 5 orbital. 1 orbital 1s, 1 orbital 2s và 3 orbital 2p. Như vậy sự tổ hợp tuyến tính 5 orbital này tạo nên 10 MO khác nhau gồm ?1s, ?*1s, ?2s, ?*2s, ?2px, ?*2px, ?2py, ?*2py, ?2pz, ?*2pz
Các ngtố đầu chu kỳ (Li, B, C, N) cấu hình ion phân tử bố trí như sau:
?1s < ?1s? < ?2s Đối với các nguyên tố cuối chu kì (O, F, Ne)
?1s < ?1s? < ?2s Giản đồ năng lượng các phân tử đầu chu kỳ
Sự phân bố các e hóa trị trên các MO
Giản đồ năng lượng các phân tử cuối chu kỳ
Sự phân bố các e hóa trị trên các MO
Ví dụ MO của phân tử O2
Phân tử 2 ngtử dị hạch AB
Tương tự như phân tử hai nguyên tử đồng hạch sự tổ hợp tuyến tính 5 obital này cũng tạo nên 10 MO khác nhau gồm
?1s, ?*1s, ?2s, ?*2s, ?2pz, ?2py, ?2px, ?*2pz, ?*2py, ?*2px
Phân tử 3 ngtử AB2.
Ví dụ đối với H2O
O: 1 AO 2s, 3 AO 2p ( 2py không tham gia liên kết)
H: 1 AO 1s
ΨA tương tác với 2 AO cuả O: 2s và 2pz orbital:tạo ra 1 AO liên kết, 1 AO phản liên kết, 1 AO không liên kết:
ΨB tương tác với AO 2px của O tạo ra σx và phản liên kết σx* orbital
O
O H2O 2 H
Nhận xét
Phương pháp MO dễ dàng xác định một ngtố có tính thuận từ hay nghịch từ dựa vào giản đồ năng lượng của chúng.
- Theo phương pháp MO khi nhận E các e có khả năng chuyển từ các orbital phân tử có E thấp bên dưới lên các obital phân tử có E cao bên trên và ngược lại khi chuyển từ các orbital có năng lượng cao về các orbital có E thấp chúng sẽ phát ra một bức xạ có E tương ứng. Điều này giải thích được màu sắc của các hợp chất.