Bài 16. Luyện tập: Liên kết hoá học

LIÊN KẾT HÓA HỌC
Vì sao nghiên cứu Liên kết hóa học
Vật chất tạo thành do các nguyên tử liên kết với nhau.
Hiểu được bản chất liên kết sẽ giúp hiểu được tính chất của các chất

Vì sao các nguyên tử lại liên kết với nhau?
Để đạt tới trạng thái bền vững của hệ thống.
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
G.N.Lewis
1875-1946
American Chemist
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
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.
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)
Liên kết ion
Liên kết ion hình thành do sự tương tác tĩnh điện giữa các ion trái dấu.
Điện tích của hai ion là Q1 và Q2:
Năng lượng tương tác:
Q1
Q2
Bán Kính Ion
Năng lượng mạng tinh thể
Là đại lượng thể hiện độ bền của liên kết ion.
Được định nghĩa là "sự thay đổi entalpy của quá trình tách 1 mol hợp chất ion ra thành các ion riêng lẻ"
NaCl(s) � Na+(g) + Cl-(g) DH = 788 kJ
Năng lượng mạng tỷ lệ thuận với điện tích ion và tỷ lệ nghịch với kích thước ion.
KCl(s) � K+(g) + Cl-(g) DH = 701 kJ
MgCl2(s) � Mg+2(g) + 2 Cl?(g) DH = 3795 kJ
Chu trình Born-Haber
Năng lượng mạng tinh thể có th? được tính dựa theo định luật Hess theo các bước sau.
Năng lượng mạng
Sắp xếp các chất sau theo thứ tự năng lượng mạng tăng dần:
KCl
NaF
MgO
KBr
NaCl
788 kJ
671 kJ
3795 kJ
910 kJ
701 kJ
Năng lượng mạng của một số hợp chất ion
Liên kết Cộng Hóa Trị
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.
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:
H2O:
NH3:
CH4:
H F
· ·
· ·
· ·
· ·
Liên kết đơn, liên kết ba
Số cặp electron dùng chung được gọi là Bậc liên kết .
O2:
N2:
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
Độ Âm điện
Độ phân cực của liên kết được xác định dựa vào sự khác biệt ĐỘ ÂM ĐIỆN giữa hai nguyên tử tạo liên kết.

Thang độ âm điện thông dụng do Pauling đề nghị.
1901–94
Nobel Hoùa hoïc : 1954
Nobel Hoøa Bình : 1962
Thang độ âm điện Pauling
Độ phân cực (% ion) của liên kết
% ion = (giá trị đo bằng thực nghiệm của moment lưỡng cực X-Y)/ (giá trị tính toán moment lưỡng cực X+ Y+)

% ion của liên kết được Pauling xác định thông qua độ chênh lệch độ âm điện của hai nguyên tố :
� Công thức Lewis
Tính tổng số electron hóa trị của các nguyên tử.
Ion điện tích n- : cộng thêm n electron hóa trị
Ion điện tích n+ : trừ đi n electron hóa trị
Phân bố các nguyên tử quanh nguyên tử trung tâm. (NTTT là nguyên tử có độ âm điện nhỏ hơn, trừ H)
Vẽ các liên kết đơn từ nguyên tử trung tâm đến các nguyên tử khác.
Hoàn thành `bát tử" cho các nguyên tử ngoài
Đặt các electron hóa trị còn dư vào nguyên tử trung tâm
Nếu nguyên tử trung tâm chưa đạt "bát tử", tạo liên kết bội giữa nguyên tử trung tâm với các nguyên tử ngoài.
Ví dụ
COCl2
24 e
HOCl
14 e
ClO3
26 e
CH3OH
14 e
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·

· ·
· ·
Dạng cộng hưởng
Công thức Lewis của O3 có hai dạng tương đương nhau:
Thực nghiệm cho thấy hai liên kết O-O là tương đương nhau (cùng có độ dài nối là 0.128 nm
Khi biểu diễn cấu tạo phân tử O3 ta phải viết đồng thời 2 công thức
O O O

· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
Ví dụ
NO3
24 e
C2H6O
20 e
Ethyl alcohol
Methyl ether




· ·
· ·
· ·
· ·

· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
· ·
Ví dụ
C6H6
30 e

Các dạng cộng hưởng không tương đương
N2O có 3 dạng cộng hưởng không tương đương:
Để xác định dạng cộng hưởng mô tả chính xác nhất cấu trúc N2O ta cần xác định điện tích trên mỗi nguyên tử
Điện tích trên nguyên tử

Điện tích = số electron hóa trị của nguyên tử
- số electron không liên kết
- � số electron liên kết
N2O:
-2
+1
+1
-1
+1
0
0
+1
-1
Dạng cộng hưởng thích hợp
N2O:
-2
+1
+1
-1
+1
0
0
+1
-1
Có các điện tích nhỏ nhất.
Không có điện tích cùng dấu trên hai nguyên tử kế cận
Điện tích âm nằm trên nguyên tử có độ âm điện cao hơn.
Ngoại lệ cuả thuyết "Bát tử"
Trong nhiều trường hợp, thuyết Bát tử của Lewis không được tuân theo:
Các phân tử có số lẻ electron hóa trị.
Nguyên tử trung tâm có ít hơn 8 electron.
Nguyên tử trung tâm có nhiều hơn 8 electron hóa trị.
Số lẻ electron hóa trị
Liên kết trong NO phải được giải thích dựa vào thuyết Vân Đạo Phân Tử
Ít hơn 8 electron

0
0
0
+1
-2
+1
BeF2
Ít hơn 8 electron
BF3:

0
0
0
0
+1
0
0
-1
Nhiều hơn 8 electron
PF5 SO4-2

Năng lượng liên kết CHT
Độ bền của liên kết cộng hóa trị được đo bằng năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết.
Năng lượng liên kết, D(X-Y) là lượng nhiệt ?H cần để phá vỡ 1 mol liên kết X-Y ở thể khí.
D(C-O) = H
= 358 kJ
Khi 1 mol liên kết X-Y được hình thành, năng lượng toả ra là ?D(X-Y).

Năng lượng liên kết của một số liên kết cộng hóa trị
Liên hệ giữa năng lượng liên kết, độ dài liên kết và bậc liên kết
Bậc liên kết tăng ? độ dài liên kết giảm ? năng lượng liên kết tăng
D(C-C) = 348 kJ 0.154 nm
D(C=C) = 614 kJ 0.134 nm
D(C�C) = 839 kJ 0.120 nm
D(C-O) = 358 kJ 0.143 nm
D(C=O) = 799 kJ 0.123 nm
D(C�O) = 1072 kJ 0.113 nm
Độ dài của một số liên kết
Sử dụng năng lượng liên kết để tính nhiệt phản ứng


Hpö = D(noái ñöùt) - D(noái taïo).
Nhiệt phản ứng (?HPƯ)
Phản ứng giữa H2 và O2 tạo H2O:
H ñöùt noái
= 2 D(H–H) + D(O=O)
H taïo noái
= 4-D(O–H)
Hrxn = 2 D(H–H) + D(O=O) - 4 D(O–H)
Nhiệt phản ứng (?HPƯ)
Tính nhiệt phản ứng đốt cháy 1 mol CH4:
H =
4 D(C–H)
+ 2 D(O=O)
- 2 D(C=O)
- 4 D(O–H)
= [ 4(413)
+ 2(495)
- 2(799)
- 4(463) ] kJ
= -808 kJ
+

+
Bài tập áp dụng
Viết công thức Lewis của CO32-

Bài tập áp dụng
Xác định bậc liên kết của các liên kết giữa nguyên tử N và nguyên tử O trong ion NO2-
baäc.
So saùnh: N-O 136 1.0
N=O 115 2.0
Bài tập áp dụng
Mô tả nào sau đây không chính xác cho bản chất của liên kết
MgS, cộng hóa trị có cực
IBr, cộng hóa trị có cực
F2, cộng hóa trị không phân cực
NO, cộng hóa trị có cực
KF, ion
Bài tập áp dụng
Tính ?Hpư cho phản ứng sau
DHpö = SD(noái ñöùt) - SD(noái taïo)
DHPö = [D(C=C) + D(O-O)] - [D(C-C) + 2D(C-O)]

= [602 + 146] - [346 + 2(358)]

= -314 kJ