Bài 16. Luyện tập: Liên kết hoá học

Liên kết hóa học (tt)
ThuyếtTương Tác Các Cặp Electron
Thuyết Liên Kết Hóa Trị
Thuyết Vân đạo Phân Tử
Hình dạng phân tử CHT
Tính chất của các chất CHT phụ thuộc vào hình dạng phân tử:
Nhiệt độ nóng chảy
Nhiệt độ sôi
Khả năng solvat hóa
Công thức Lewis
Không cho biết hình dạng của phân tử của các hợp chất CHT.
Ví dụ:
Phân tử CCl4
Thực nghiệm cho biết các góc liên kết ClCCl đều bằng 109o.
Như vậy 4 nguyên tử Cl không cùng nằm trên mặt phẳng
Phân tử CCl4
Các cách biểu diễn hình dạng
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
Cặp electron không liên kết tương tác mạnh hơn các cặp electron liên kết.
Liên kết đa có tương tác mạnh hơn liên kết đơn
Ví dụ: H2O
Các biến dạng
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.
+
Tạp chủng sp:BeF2
Be :
Kích thích:
Tạp chủng:
Tạp chủng sp
Tạp chủng sp2 : BF3
B :
Kích thích:
Tạp chủng:
Tạp chủng sp2
Tạp chủng sp3 CH4
C :
Kích thích:
Tạp chủng:
Tạp chủng sp3
Tạp chủng sp3d và sp3d2
Các dạng tạp chủng
Các dạng tạp chủng
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
Sơ đồ orbital phân tử
p2p
s2p
p*2p
s*2p
s2s
s*2s
s1s
s*1s
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.
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.
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
Bài tập áp dụng
Bài 1
Viết công thức Lewis, dự đoán trạng thái tạp chủng của nguyên tử trung tâm, xác định hình dạng phân tử của các phân tử sau:
CF4 , NF3 , OF2, BF3, BeH2 , TeF4 , AsF5 , KrF2 , KrF4 , SeF6 , XeOF4 , XeOF2 , XeO4
Bài 2
Dự đoán trạng thái tạp chủng của nguyên tử lưu huỳnh trong các phân tử và ion sau:
SO2 ; SO3 ; SO42- ; S2O32- (có mạch S-S-O) ; S2O82- (có mạch O-S-O-O-S-O) ; SF4; SF6 ; SF2)
Bài 3
Phân tử allene có công thức câu tạo như sau: H2C=C=CH2 .Hãy cho biết 4 nguyên tử H có nằm trên cùng một mặt phẳng hay không? Giải thích.
Bài 4
Biacetyl (CH3(CO)2CH3) và acetoin (CH3CH(OH)(CO)CH3) là hai hợp chất được cho thêm vào magarin làm cho magarin có mùi vị giống như bơ. Hãy viết công thức lewis, dự đoán trạng thái tạp chủng của các nguyên tử cacbon trong hai phân tử này.

Cho biết 4 nguyên tử C và 2 nguyên tử O trong biacetyl có nằm trên cùng một mặt phẳng hay không? Giải thích.
Bài 5
Trong số các phân tử và ion sau, phân tử và ion nào có thể tồn tại? Giải thích.
a) H2+ ; H2 ; H2- ; H22-
b) He2 ;He2+ ;He22+
C) Be2 ; Li2 ; B2
Bài 6
Viết cấu hình electron theo thuyết MO cho các phân tử và ion sau. Tínhtoán các giá trị bậc liên kết. Cho biết chất nào là thuận từ, nghịch từ.
a) O2; O2+, O2-, O22-
b) CN, CN-; CN+
c) H2 ; B2 ; F2
d) N2 ; N2+ ; N2-
Bài 7
Hãy giải thích vì sao năng lượng ion hóa thứ nhật của phân tử N2 (1501 KJ/mol) lại lớn hơn năng lượng ion hoá thứ nhất của nguyên tử N (1402 KJ/mol)
Bài 8
Phân tử F2 có năng lượng ion hóa thứ nhất lớn hơn hay nhỏ hơn năng lượng ion hóa thứ nhất của nguyên tử F? Giải thích.
Bài 9
Sử dụng thuyết liên kết hóa trị và thuyết MO để mô tả liên kết trong ion C22- (có trong phân tử CaC2)
Bài 10
Mô tả liên kết trong NO; NO-; NO+ bằng thuyết liên kết hóa trị và thuyết MO. Dựa vào thuyết MO hãy dự đoán sự biến đổi về độ biền liên kết, độ dài nối N-O trong 3 phân tử này.