Bài 16. Luyện tập: Liên kết hoá học

BÀI 2:


CẤU TẠO PHÂN TỬ - LKHH
Mục tiêu:
1. Biết các đại lượng đặc trưng của liên kết
2. Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết
cổ điển về liên kết
3. Trình bày được những luận điểm cơ bản của
thuyết liên kết hoá trị (VB)
4. Biết các đặc điểm của các kiểu lai hoá và
biểu diễn cấu trúc không gian phân tử
5. Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (MO), cấu hình
I.Những khái niệm về liên kết hoá học:

Độ bền liên kết : đặc trưng là năng lương liên kết Elk

Elk là NL cần thiết để phá vỡ các lk trong 1 mol phân tử khí ở trạng thái cơ bản thành các nguyên tử tự do cũng ở trạng thái khí

H-H (khí) ? 2H (khí) Elk = 436 KJ/mol

* NL phá vỡ LK là NLcần cung cấp nên mang dấu +
* NLtạo thành LK là NL giải phóng để hình thành 1 mối LK từ các nguyên tử khí cô lập nên mang dấu -

Elk càng lớn thì lk sẽ càng bền
2. Độ dài liên kết : là khoảng cách giữa tâm của 2 hạt nhân nguyên tử
trong phân tử. Độ dài LK càng nhỏ LK sẽ càng bền

3. Sự phân cực liên kết : đặc trưng cho sư phân cực của phân tử
LK bị phân cực khi độ âm điện của 2 nguyên tử khác biệt nhau

4. Góc liên kết :
1 phân tử LK nhiều nguyên tử thì đặc trưng quan trọng là góc LK
Góc LK là góc tạo bởi sự cắt nhau của các trục nối tâm của nguyên tử trung tâm với tâm của từng nguyên tử LK
Các nguyên tử liên kết với nhau như thế nào?
Do không thể quan sát trực tiếp các liên kết hóa học, ta dựa vào tính chất của các liên kết để xây dựng các mô hình (lý thuyết) để biểu diễn liên kết giữa các nguyên tử.

Các lý thuyết được sử dụng nhiều nhất là:
Thuyết Bát tử của Lewis
Thuyết tương tác các cặp electron (VSEPR)
Thuyết Liên kết Hóa Trị.(VB)
Thuyết Vân đạo Phân tử (MO)

Phân loại liên kết hóa học
Tùy theo bản chất, liên kết hóa học được phân thành 3 loại chính
Liên kết ion
Liên kết cộng hóa trị
Liên kết kim loại.

Bản chất và tính chất của mỗi loại liên kết trên được giải thích bằng các thuyết về liên kết hóa học thích hợp.
Liên kết ion
Liên kết ion được coi là hệ quả của sự tạo thành các ion âm và dương thông qua việc cho nhận electron giữa các nguyên tử.

Được giải thích khá tốt qua lý thuyết đơn giản của Lewis.
Liên kết Cộng Hóa Trị
Liên kết cộng hóa trị có bản chất là sự dùng chung electron giữa các nguyên tử.

Thường được giải thích thông qua thuyết liên kết hóa trị hoặc thuyết vân đạo phân tử.
Liên Kết Kim Loại
Liên kết kim loại không thể giải thích thấu đáo bằng thuyết Lewis cũng như thuyết Liên kết hóa trị do đó thường được giải thích bằng thuyết miền năng lượng, thực chất là thuyết vân đạo phân tử áp dụng cho hệ có khoảng 1023 nguyên tử.

Các lý thuyết về
Liên Kết Hóa Học
Thuyết Lewis
*Liên kết hóa học hình thành do các nguyên tử trao đổi hoặc sử dụng chung các electron hóa trị
*Electron hóa trị là các electron nằm trong các lớp vỏ ngoài cùng chưa bão hòa của các nguyên tử.
*Luật "Bát tử"
Các nguyên tử có xu hướng cho, nhận, hay sử dụng chung electron để đạt tới cấu hình lớp vỏ ngoài cùng bền vững có 8 electron
G.N.Lewis
1875-1946
American Chemist
Ký hiệu Lewis
Mô tả các electron hóa trị của các nguyên tử.
Hydro:
Natri:
Clor:
Sự hình thành liên kết
Sự hình thành NaCl:
+
Sự hình thành HCl:
+
Kim loại nhường electron cho phi kim để tạo liên kết ion.
Hai phi kim dùng chung electron để tạo liên kết Cộng Hóa Trị.
Hợp chất ion
Trong các hợp chất ion, các ion dương và âm sắp xếp thành một mạng lưới tinh thể vững chắc. (ví dụ : NaCl)
NL MẠNG TINH THỂ

NL m?ng tinh th? là NL phóng thích để đưa ion (+), ion (-) ở thể hơi vào vị trí thích hợp trong tinh thể, vì đây là NL phóng thích nên NLMTT có trị số âm. Trị số tuyệt đối của NLMTT càng lớn thì tinh thể càng bền
Chu trình Born-Haber
S : Nhiệt thăng hoa (26 Kcal/mol)
D : NL nối (58 Kcal/mol)
A: Ái lực điện tử (-86,5 kcal/mol)
U: NL mạng tinh thể
Q: Nhiệt phản ứng (-98,23 Kcal/mol)
Điện thế Ion hoá I : 118 Kcal/mol

Tính NL mạng tinh thể NaCl
U = Q - S - 1/2D - Điện thế ion hoá I - A
Chu trình Born-Haber
Liên kết ion, CHT
*Trong liên kết ion, một nguyên tử nhường hẳn electron (tạo ion dương) một nguyên tử nhận hẳn electron (tạo ion âm).
*Khi hai nguyên tử tương tự nhau hình thành liên kết, không nguyên tử nào muốn nhường hay nhận hẳn electron.
* Trong liên kết CHT Chúng dùng chung cặp electron để đạt cấu hình bền 8 electron.
*Mỗi cặp electron dùng chung tạo thành một liên kết.
Công thức Lewis
Mô tả liên kết trong các hợp chất cộng hóa trị.
Mỗi nguyên tử phải có 8 electron lớp vỏ ngoài cùng (trừ H có 2 electron).
H2:
Cl2:
Công thức Lewis
HF:
H F
· ·
· ·
· ·
· ·
H2O:
NH3:
CH4:
Liên kết đơn, liên kết ba
O2:
N2:
Số cặp electron dùng chung được
gọi là Bậc liên kết .
Liên kết Cộng Hóa Trị có cực
Khi cặp electron được phân bố đều giữa hai nguyên tử : liên kết không phân cực
Khi có sự phân bố không đồng đều:
liên kết cộng hóa trị có cực
THUYẾT HIỆN ĐẠI VỀ LIÊN KẾT PHÂN TỬ
ThuyếtTương Tác Các Cặp Electron
Thuyết Liên Kết Hóa Trị
Thuyết Vân đạo Phân Tử
Thuyết tương tác các cặp electron
Valence Shell Electron Pair Repulsion theory(VSEPR).

Phöông phaùp ñôn giaûn nhöng hieäu quaû ñeå xaùc ñònh hình daïng phaân töû CHT.

Nguyeân taéc:
Caùc caëp electron quanh nguyeân töû seõ saép xeáp sao cho söï töông taùc laø nhoû nhaát.


Áp dụng thuyết VSEPR
Vẽ công thức Lewis.
Đếm số vị trí có electron quanh nguyên tử
Một cặp electron không liên kết tính là 1 vị trí
Một liên kết (Đơn, Đôi hoặc Ba) tính là một vị trí.
Sắp xếp các vị trí có electron sao cho tương tác là nhỏ nhất
Các cách sắp xếp
Số vị trí Cách xếp
2
Thẳng hàng
180
3
Tam Giác
120
4
Tứ diện
109.5
Các cách sắp xếp
5
Lưỡng Tháp
Tam Giác
6
Bát diện
90
90
90
120
Số vị trí Cách xếp
Các dạng phân tử
Phân tử CT Lewis vị trí e - cách xếp góc . Liên kết
2 -
Thẳng hàng
180
CO2
SO2
3 -
Tam Giác
120
CO3-2
3 -
Tam Giác
120
Các dạng phân tử
CH4
4 -
Tứ diện
109.5
NH3
4 -
Tứ diện
109.5
Phân tử CT Lewis vị trí e - cách xếp góc . Liên kết
Các dạng phân tử
SF4
5 -
Lưỡng tháp
Tam giác
90,
120
XeF4
6 -
Bát diện
90
Phân tử CT Lewis vị trí e - cách xếp góc . Liên kết
Các biến dạng
Góc liên kết giảm khi số cặp điện tử không liên kết tăng,
Các biến dạng
Hình dạng phân tử
Hình dạng phân tử
Hình dạng phân tử
Hình dạng phân tử
Hình dạng phân tử
Phân tử nhiều trung tâm
Xác định sự phân bố electron cho từng nguyên tử.
HC2H3O2:
Moment lưỡng cực của phân tử
Khi hai nguyên tử có độ âm điện khác nhau, mật độ điện tích âm sẽ cao hơn ở phía nguyên tử có độ âm điện cao hơn. Tạo ra moment lưỡng cực của liên kết. (Qui ước chiều của moment lưỡng cực hướng về phía nguyên tử âm điện hơn)

Trong phân tử nhiều nguyên tử
Moment lưỡng cực của phân tử là tổng các moment lưỡng cực của tất cả các liên kết
Moment lưỡng cực của phân tử
Moment lưỡng cực của phân tử
Moment lưỡng cực của phân tử
BF3:
Tam giác
Không phân
cực
CH2O:
Tam giác
Phân cực
Moment lưỡng cực của phân tử
CCl4:
Tứ diện
Không
phân cực
CH3Cl:
Tứ diện
Phân cực
THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ

Valence Bond Theory
Thuyết Liên kết hóa trị
Thuyết Lewis và VSEPR không giải thích được độ bền của các liên kết cộng hóa trị.

Thuyết Liên kết hóa trị dựa trên kết quả của cơ học lượng tử để giải thích sự tạo thành liên kết.



Thuyết liên kết hóa trị
Liên kết hóa học tạo thành do sự xen phủ của các orbital của các nguyên tử.

Các orbital chỉ xen phủ với nhau khi:
Hai orbital, mỗi orbital chứa 1 electron
Một orbital chứa 2 electron và 1 orbital trống (liên kết cho nhận hay liên kết phối trí)
Có hai kiểu xen phủ tạo thành hai loại liên kết: ? và ?
Liên kết ?
Liên kết s (sigma) tạo thành do sự xen phủ đối xứng theo trục của hai orbital.
Sự xen phủ của 2 orbital pz trong phân tử O2:
E
Liên kết p
Liên kết p (pi) hình thành do sự xen phủ đối xứng theo mặt phẳng
Sự xen phủ của 2 orbital py trong phân tử O2
Độ bền liên kết
Liên kết càng bền khi mức độ xen phủ các Orbital càng lớn (mật độ nguyên tử giữa hai hạt nhân là lớn nhất)
Mức độ xen phủ phụ thuộc vào: hình dạng, kích thước, năng lượng của các orbital, hướng xen phủ và kiểu xen phủ giữa chúng.
Các orbital có năng lượng tương đương nhau sẽ xen phủ tốt
Xen phủ theo trục hữu hiệu hơn xen phủ theo mặt phẳng.
.
Ví dụ
H2:
HF:
F2 :
Ví dụ
Xét phân tử H2O :
Góc liên kết dự đoán 90?.
Nguyên tử trung tâm O:
Thực nghiệm : 104 o
Sự tạp chủng orbital
Trước khi tạo liên kết, các orbital của nguyên tử sẽ tổ hợp với nhau tạo ra các orbital tạp chủng.
Số orbital tạp chủng hình thành đúng bằng số orbital tham gia tổ hợp.
+
Cấu trúc Phân tử BeF2 theo Lewis
Đối với phân tử nhiều nguyên tử, có thể dùng sự lai hoá orbital
để giải thích sự tạo thành liên kết và cấu tạo lập thể của phân tử.
Dùng Thuyết VB để giải thích
cấu trúc BeF2 như thế nào?
Giải thích BeF2
Cấu hình điện tử của nguyên tử Flourine: 1s2 2s2 2p5
Có 1 điện tử độc thân trong orbital 2p của nguyên tử F,
có thể ghép đôi với điện tử độc thân của Be để tạo liên kết.
Cấu hình điện tử của nguyên tử Be: 1s2 2s2
Giải thích BeF2
Cấu hình điện tử ở trạng thái kích thích của Be: 1s2 2s1 2p1
vậy hai điện tử hoá trị trên 2s và 2p phải có tính chất như nhau, điều này là kết quả của sự lai hoá sp..
Giải thích BeF2
Cấu hình điện tử ở trạng thái lai hoá của Be: 1s2 2(sp)2
Tạp chủng sp:BeF2
Be :
Kích thích:
Tạp chủng:
Tạp chủng sp
Giải thích BF3
C�ấu hình điện tu? cu?a Boron trong BF3
Tạp chủng sp2 : BF3
B :
Kích thích:
Tạp chủng:
Tạp chủng sp2
Giải thích CH4
C�?u hi`nh di�?n tu? cu?a Carbon trong CH4
Tạp chủng sp3 CH4
C :
Kích thích:
Tạp chủng:
Tạp chủng sp3
Giải thích H2O
C�ấu hình điện tu? cu?a Oxy
Giải thích NH3
C�ấu hình điện tu? cu?a Nito trong NH3
Giải thích PF5
C�ấu hình điện tu? cu?a Phospho trong PF5
Tạp chủng sp3d và sp3d2
Các kiểu lai hoá
Các dạng tạp chủng
Các dạng tạp chủng
Các kiểu liên kết C-C
Ví dụ
Công thức Lewis C2H4:
- sp2
C
p
Ví dụ
HCN:
Liên kết Ba gồm 1 ? và 2 ?
- sp
C
Ví dụ
CH2O:
- sp2
C
p
KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB
Sự tồn tại của H2+

VB:
Không thể tồn tại H2+ do mối liên kết chỉ được thực hiện bằng 1 electron duy nhất

Thực tế:
H2+ tồn tại và khá bền vững
(năng lượng liên kết trong H2+ là 255 kJ/mol)
KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB
Liên kết trong F2+ bền hơn trong F2

VB:
liên kết càng bền khi mật độ electron giữa hai nguyên tử càng lớn. Khi hệ F2 bị mất đi 1 electron thì mật độ electron sẽ giảm đi làm cho liên kết trở nên kém bền hơn.

Thực tế:
liên kết trong F2+ (320 kJ/mol) bền hơn liên kết trong F2 (155 kJ/mol).
KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB
O2 thuận từ (tồn tại electron độc thân trong phân tử O2)

VB:
Trong phân tử O2 không còn electron độc thân. Do đó O2 sẽ có tính nghịch từ (không bị nam châm hút. )

Thực tế
O2 có tính thuận từ tức là bị nam châm hút. Điều đó chứng tỏ rằng trong phân tử O2 vẫn còn có electron độc thân chưa ghép cặp.
KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

Không giải thích được hiện tượng quang phổ của các phân tử cộng hóa trị.
THUYẾT VÂN ĐẠO PHÂN TỬ
MOLECULAR ORBITALS
mở rộng khái niệm hàm sóng cho hệ phân tử
Luận điểm
Trong phân tử, các electron cũng tồn tại ở những trạng thái riêng giống như trong nguyên tử
Trạng thái của các electron được biểu diễn bởi các hàm sóng ?MO gọi là các orbital phân tử.
Các electron trong phân tử cũng chiếm các orbital phân tử tuân theo các nguyên lý bền vững, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund.
Việc xác định các hàm sóng phân tử (?MO) được thực hiện bằng cách giải phương trình sóng Schrodinger cho hệ phân tử.
Do tác dụng tương hỗ giữa các hạt nhân và electron trong hệ phân tử, việc giải phương trình Schrodinger là rất phức tạp.


Để đơn giản hóa việc giải này ta chấp nhận các giả thuyết gần đúng
các giả thuyết gần đúng
Các orbital phân tử được hình thành từ sự tổ hợp tuyến tính của các orbital nguyên tử.
Các orbital nguyên tử tham gia tổ hợp phải thoả điều kiện:
Có năng lượng gần nhau
Có tính đối xứng giống nhau
Chỉ có các orbital hóa trị mới đóng góp vào sự hình thành orbital phân tử. Các orbital nguyên tử ở lớp vỏ bên trong không bị thay đổi.
các giả thuyết gần đúng
4. Tùy theo kiểu tổ hợp mà sẽ tạo thành các orbital phân tử có tính đối xứng và năng lượng khác nhau như sau:
Tổ hợp đối xứng qua trục sẽ tạo thành các orbital phân tử ?
Tổ hợp đối xứng qua mặt phẳng tạo thành các orbital phân tử ?
Tổ hợp dương tạo thành các orbital phân tử có năng lượng thấp gọi là các orbital liên kết (ký hiệu là ?, hoặc ?)
Tổ hợp âm tạo thành các orbital phân tử có năng lượng cao gọi là các orbital phản liên kết (ký hiệu là ?* hoặc ?* )
Phân tử H2
H2 chứa orbital liên kết s1s và orbital phản liên kết s*1s
Phân tử (X2) với X là nguyên tố chu kỳ 2
Sự tổ hợp của các orbital nguyên tử thành các orbital phân tử
1s + 1s �
1s, 1s*
2s + 2s 
2s, 2s*
(2px, 2py, 2pz) + (2px, 2py, 2pz)
2pz, 2pz*
2px, 2px*
2py, 2py*
Giả sử trục Z trùng với trục liên kết
Phân tử O2
Sự hình thành ?2pz MO:
2pz
2pz
2pz
Phân tử O2
Sự hình thành ?2px MO:
2px
2px
2px
Phân tử O2
Sự hình thành ?*2px MO:
2px
*2px
-2px
?2p và ?2p
*2px
2px
*2py
2py
*2pz
2pz
Cách sắp xếp điện tử trong MO
cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau không có tương tác sp (năng lượng s và p cách xa nhau)
VD: Phân tử O2, F2, Ne2

(σ1slk)< (σ1s*)< (σ2slk)< (σ2s*)< (σ2pzlk)< (xlk)= (ylk)< (x*)= (y*)< (σ2pz*)
Cách sắp xếp điện tử trong MO
cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau có tương tác sp (năng lượng s và p gần nhau. VD :phân tử He2; N2
(σ1slk)< (σ1s*) <(σ2slk)< (σ2s*)<
(xlk)= (ylk)<(σ2pzlk) <(x*)= (y*)< (σ2pz*)
Sơ đồ orbital phân tử có tương tác sp
p2p
s2p
p*2p
s*2p
s2s
s*2s
s1s
s*1s
2p
2p
2p
2p
2s
2s
2s
2s
?2slk
?2slk
?2s*
?2s*
?2plk
?2plk
?xlk ?ylk
?xlk ?ylk
?*x?*y
?*x?*y
?2p*
?2p*
Mức năng lượng s và p gần nhau
CÁCH SẮP XẾP ELECTRON
Tổng số electron của các orbital phân tử bằng tổng số electron hóa trị đóng góp bởi các nguyên tử
Các electron sắp xếp vào các orbital phân tử theo trật tự năng lượng từ thấp đến cao (nguyên lý bền vững)
Mỗi orbital phân tử chứa tối đa 2 electron, hai electron này phải có spin ngược nhau (nguyên lý loại trừ Pauli)
Khi sắp xếp vào các orbital có năng lượng bằng nhau các electron sắp sao cho tổng số spin là cực đại (quy tắc Hund)
Bậc liên kết
Độ bền của liên kết trong phân tử được xác định thông qua giá trị BẬC LIÊN KẾT
BẬC LIÊN KẾT = � (Tổng số electron trên orbital liên kết - Tổng số electron trên orbital phản liên kết)
Bậc liên kết càng lớn thì liên kết trong phân tử càng bền.
Khi bậc liên kết = 0 hay <0 thì liên kết không tồn tại.
Cấu hình điện tử của một số phân tử đơn chất
coù töông taùc sp
Phân tử H2 (σ1slk)2 (σ1s*)0
Phân tử He2+(σ1slk)2 (σ1s*)1
Phân tử He2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 thực tế không tồn tại phân tử He2
Phân tử N2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)2 (ylk)2 (σ2pzlk)2
Phân tử B2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)1 (ylk)1
Ví dụ
He2:
p2p
s2p
p*2p
s*2p
s2s
s*2s
s1s
s*1s
Bậc LK = �(2 - 2) = 0 phân tử không tồn tại
Ví dụ
He2:
p2p
s2p
p*2p
s*2p
s2s
s*2s
s1s
s*1s
Bậc LK = �(3 - 2) = �
Ví dụ
N2:
p2p
s2p
p*2p
s*2p
s2s
s*2s
s1s
s*1s
Bậc LK = �(10 - 4) = 3
Sự tương tác 2s - 2p
Khi năng lượng của orbital 2s và 2p cách xa nhau (các nguyên tố cuối chu kỳ như O, F), sự tương tác giữa 2s và 2p không đáng kể do đó các orbital ?x , và ?y có năng lượng cao hơn orbital ?2p
Khi năng lượng của orbital 2s và 2p khá gần nhau (các nguyên tố đầu chu kỳ như B, C, N) , sự tương tác giữa 2s và 2p là đáng kể do đó các orbital ?x , và ?y có năng lượng thấp hơn orbital ?2p
Sự tương tác 2s - 2p
Với phân tử O2 và F2 orbital s2p có năng lượng thấp hơn orbital p2p.
Cấu hình điện tử của một số phân tử đơn chất khoâng coù töông taùc sp
Phân tử O2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (σ2pzlk)2 (xlk)2 (ylk)2
(x*)1 (y*)1
Phân tử F2 (σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (σ2pzlk)2 (xlk)2 (ylk)2
(x*)2 (y*)2
Ví dụ
E
Phân tử O2, F2, Ne2:
Ví dụ
O2:
Bậc LK = �(10 - 6) = 2 thuận từ
Sự tồn tại của H2+
liên kết trong F2+ bền hơn liên kết trong F2
Cấu hình điện tử của một số phân tử hợp chất
(các nguyên tử khác điện tích hạt nhân)

2s
2s
2s
2s
2p
2p
2p
2p
?2slk
?2slk
?2s*
?2s*
?2plk
?2plk
?xlk ?ylk
?xlk ?ylk
?*x?*y
?*x?*y
?2p*
?2p*
Mức năng lượng s và p gần nhau
Ví dụ
Cấu hình điện tử của phân tử có 2 nguyên tử khác nhau

NO : N: 1s2 2s2 2p3 có 5 điện tử hóa trị
O : 1s2 2s2 2p4 có 6 điện tử hóa trị
NO có 11 điện tử hoá trị ở lớp 2

Phân tử NO
(σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)2 (ylk)2 (σ2pzlk)2 (x*)1 (y*)0
CO : C: 1s2 2s2 2p2 có 4 điện tử hóa trị

O : 1s2 2s2 2p4 có 6 điện tử hóa trị

NO có 10 điện tử hoá trị ở lớp 2

Phân tử CO
(σ1slk)2 (σ1s*)2 (σ2slk)2 (σ2s*)2 (xlk)2 (ylk)2 (σ2pzlk)2 (x*)0 (y*)0
Cấu hình điện tử của một số phân tử hợp chất
(các nguyên tử khác điện tích hạt nhân)