NHỮNG nội DUNG THƯỜNG gặp và KHÓ TRONG LIÊN kết HÓA HỌC

NHỮNG nội DUNG THƯỜNG gặp và KHÓ TRONG LIÊN kết HÓA HỌC

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO TRƯỜNG ĐẠI HỌC VINH

Chuyên đề: Những vấn đề khó và quan trọng trong

chương trình hóa học phổ thông

Lớp: Cao học K17 - LL & PPGD Hóa học

Cán bộ hướng dẫn: TS Cao Cự Giác

Vinh, 2010

MỤC LỤC

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO 1

TRƯỜNG ĐẠI HỌC VINH 1

-o0o - 1

MỞ ĐẦU 2

NỘI DUNG 3

I TÓM TẮT NỘI DUNG 3

I.1 Những nội dung cơ bản 3

b Sự tạo thành ion 3

c Liên kết ion và liên kết cộng hoá trị 3

f Tinh thể ion, tinh thể nguyên tử và tinh thể phân tử 5

Bảng 1.1 Khái niệm, đặc tính của các mạng tinh thể 5

I.2 Những nội dung khó 6

MỞ ĐẦU

Từ hơn một trăm năm mươi năm trước, các nhà khoa học đã cho rằng mọi chất đều được tạo nên từ những hạt cực kỳ nhỏ bé gọi là nguyên tử và chúng rất ít khi tồn tại độc lập mà kết hợp với các nguyên tử khác tạo thành các phân tử hay tinh thể, sự kết hợp các nguyên tử với nhau gọi là liên kết Hoá học đã liên tục có những bước phát triển nhảy vọt ở thế kỷ 19, đầu thế

kỷ 20 khi con người thực sự khám phá ra cấu trúc của nguyên tử, hạt nhân, tìm hiểu về điện tử Đồng thời những khám phá của vật lý học gần đây về bản chất sóng của điện tử đã thúc đẩy hoá học đi sâu vào cấu trúc và biến đổi của vật chất

Từ những điều trên đây, rõ ràng chúng ta đã thấy được tầm quan trọng của những kiến thức về Hóa học đại cương đối với việc dạy học môn Hoá

học và trong chương trình hoá học ở phổ thông Phần liên kết hóa học là

một trong những phần cơ sở quan trọng trong hệ thống hóa học đại cương Tuy nhiên đây cũng là phần kiến thức phức tạp và mang tính trừu tượng

cao, do đó nhìn chung cơ sở lý thuyết và bài tập của phần này mới chỉ được

HS tiếp thu một cách hạn chế

Nhằm mục đích tạo ra nền tảng kiến thức cơ bản và từng bước chuyên sâu khi học sinh bước chân vào trường trung học phổ thông, tôi đã chọn đề

tài: “Những nội dung thường gặp và khó phần liên kết hóa học”

Tôi hi vọng đề tài sẽ góp phần xây dựng được một hệ thống lý thuyết, bài tập về liên kết hóa học tương đối phù hợp với yêu cầu và mục đích bồi dưỡng học sinh ở trường phổ thông Nó cũng sẽ là tư liệu bổ ích trong việc dạy học cho các bạn đồng nghiệp

NỘI DUNG

I TÓM TẮT NỘI DUNG

I.1 Những nội dung cơ bản

a Quy tắc bát tử để giải thích sự hình thành liên kết hóa học

Theo quy tắc bát tử thì nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron bền vững của các khí hiếm với 8 electron (hoặc 2 đối với Heli) ở lớp ngoài cùng

- Tính chất chung của các hợp chất ion:

+ Luôn là chất rắn tinh thể ion

+ Có nhiệt độ nóng chảy cao và không bay hơi khi cô cạn dung dịch.+ Thường dễ tan trong nước và ít tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực

+ Ở trong dung dịch hoặc ở trạng thái nóng chảy hợp chất ion dẫn điện tốt

* Liên kết cộng hoá trị

- Liên kết cộng hoá trị không phân cực: là loại liên kết cộng hoá trị trong

đó electron chung ở chính giữa hạt nhân hai nguyên tử

- Liên kết cộng hoá trị phân cực: là loại liên kết cộng hoá trị trong đó electron chung lệch một phần về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, nguyên tử này sẽ mang một phần điện tích âm và ngược lại

- Liên kết cộng hoá trị cho - nhận (liên kết phối trí): là liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử cung cấp

- Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị:

+ Là liên kết hóa học bền

+ Sự xen phủ obitan có tính định hướng rõ rệt trong không gian để đảm bảo nguyên lý xen phủ cực đại

+ Liên kết cộng hoá trị có tính bão hòa nên phân tử cộng hoá trị thường có số nguyên tử xác định.

- Tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị:

+ Có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng hoặc rắn ở điều kiện thường + Có hình dạng xác định trong không gian do tính định hướng của liên kết cộng hoá trị

+ Thường khó tan trong nước và dễ tan trong dung môi hữu cơ kém phân cực

d Bậc liên kết

- Bậc liên kết là số liên kết cộng hoá trị giữa hai nguyên tử Các liên kết đôi và liên kết ba còn được gọi chung là liên kết bội

e Liên kết xichma (σ) và liên kết pi (π).

- Liên kết σ: là loại liên kết cộng hoá trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết

- Liên kết π: là loại liên kết cộng hoá trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết Liên kết đơn luôn là liên kết σ, liên kết đôi gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π, liên kết ba gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π

f Tinh thể ion, tinh thể nguyên tử và tinh thể phân tử

Bảng 1.1 Khái niệm, đặc tính của các mạng tinh thể

Tinh thể phân tử

Tinh thể được hình thành từ những ion, nguyên tử kim loại và các electron

tự do

Tinh thể được hình thành từ các phân tử

- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ bay hơi cao

- Lực liên kết

có bản chất tĩnh điện

- Ánh kim

- Dẫn điện, dẫn nhiệt tốt

- Dẻo

- Lực liên kết

là lực tương tác phân tử

- Độ cứng nhỏ

- Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ bay hơi thấp

I.2 Những nội dung khó

a Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học

- Độ dài liên kết (d): là khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai nguyên tử

liên kết trực tiếp với nhau

- Góc liên kết: là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt

nhân nguyên tử và đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nguyên tử đó

- Năng lượng liên kết: là năng lượng toả ra khi tạo thành một liên kết hóa

học từ những nguyên tử cô lập Năng lượng phân li về trị tuyệt đối bằng năng lượng liên kết Tổng năng lượng các liên kết trong phân tử bằng năng lượng phân li của phân tử đó

- Lưỡng cực điện: là một hệ gồm hai điện tích +q và -q

cách nhau một khoảng cách l Lưỡng cực điện đặc trưng

bằng đại lượng momen lưỡng cực µ với định nghĩa momen

lưỡng cực µ bằng tích của điện tích q và cánh tay đòn l

.lq

µ =r r

+q

-q l

lưỡng cực điện

- Lưỡng cực liên kết: Trong liên kết ion hoặc liên kết cộng hoá trị phân

cực điện tích phân bố không đồng đều trên hai nguyên tử tham gia liên kết, trọng tâm điện tích âm lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn và trọng tâm điện tích dương lệch về phía nguyên tử có độ âm điện nhỏ hơn Như vậy, mỗi liên kết ion hoặc liên kết cộng hoá trị phân cực là một lưỡng cực điện và có một momen lưỡng cực xác định được gọi là momen lưỡng cực liên kết Liên kết phân cực càng mạnh thì momen lưỡng cực càng lớn

- Lưỡng cực phân tử: Trong việc khảo sát lưỡng cực phân tử, người ta

thừa nhận thuộc tính cộng tính của momen lưỡng cực liên kết và coi momen lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ các momen lưỡng cực liên kết.Việc khảo sát momen lưỡng cực phân tử là một thông số cần thiết cho việc nghiên cứu tính chất của liên kết (khi µ càng lớn, tính ion của liên kết càng mạnh), cấu trúc hình học của phân tử cũng như các tính chất vật lý, hoá học của một chất

- Từ tính của phân tử:

+ Chất thuận từ: là những chất bị hút bởi nam châm Về mặt cấu tạo, phân tử của các chất này có electron không ghép đôi (electron độc thân).+ Chất nghịch từ: là những chất bị đẩy bởi nam châm Về mặt cấu tạo, phân tử của chất này không có electron độc thân

- Lực liên kết ion: Độ lớn của lực liên kết ion (F) phụ thuộc vào trị số

điện tích của cation (q1) và anion (q2) và bán kính ion của chúng r1 và r2:

phá vỡ, các hợp chất ion càng khó nóng chảy, khó bị hoà tan trong dung môi phân cực hơn.

b Một số loại liên kết hóa học

* Liên kết kim loại:

- Liên kết kim loại là liên kết hóa học hình thành do các electron tự do gắn kết các ion dương kim loại trong mạng tinh thể kim loại hay trong kim loại lỏng Bản chất của lực liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện giữa các electron tự do và các ion (+) kim loại

- Ảnh hưởng của liên kết kim loại đến tính chất vật lý của kim loại: Mật

độ nguyên tử (hay độ đặc khít), mật độ electron tự do, điện tích của cation kim loại cũng ảnh hưởng đến các tính chất vật lý khác của kim loại như: độ cứng, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, tỷ khối

- Ảnh hưởng của liên kết hiđro đến nhiệt độ sôi, tính tan trong nước

+ Liên kết hiđro giúp các phân tử ràng buộc với nhau chặt chẽ hơn, nên cần nhiều năng lượng hơn để có thể tách các phân tử ra khỏi mạng tinh thể, dẫn đến nhiệt độ cao hơn trường hợp không tạo được liên kết hiđro (có khối lượng phân tử xấp xỉ nhau)

+ Liên kết hiđro giữa phân tử chất hữu cơ với nước giúp chúng phân tán hoàn toàn trong nước, nghĩa là tan được trong nước

* Liên kết Vanđecvan:

- Liên kết Vanđecvan là liên kết hóa học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện rất yếu giữa các phân tử phân cực thường trực hay phân cực tạm thời Lực liên kết Vanđecvan hình thành giữa tập hợp của các chất rắn, lỏng, khí.

- Độ lớn của lực liên kết Vanđecvan (F) phụ thuộc vào các yếu tố sau: + Độ phân cực của phân tử càng tăng thì F tăng

+ Khoảng cách giữa các phân tử càng giảm thì F càng tăng

+ Khối lượng phân tử càng tăng thì F càng tăng

- Ảnh hưởng của lực hút Vanđecvan đến tính chất vật lý của các chất:Tương tự ảnh hưởng của liên kết hiđro nhưng yếu hơn: tương tác Vanđecvan càng mạnh thì chất có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi càng cao, càng dễ hoá lỏng, tan vào nhau đáng kể

c Cách viết công thức Lewis

- Đếm tổng số electron hoá trị Ne của chất nghiên cứu

- Viết ký hiệu hoá học các nguyên tử sao cho các nguyên tử cuối cùng bao quanh những nguyên tử trung tâm (các nguyên tử hiđro có tính axit thì liên kết với những nguyên tử oxi nếu có, hoặc với những nguyên tử trung tâm nếu không)

- Sử dụng đầu tiên các đôi electron để tạo ra các liên kết đơn giữa nguyên tử trung tâm và mỗi nguyên tử xung quanh

- Điền bát tử cho mỗi nguyên tử phía ngoài bằng cách thêm số các đôi electron cần thiết (không bao giờ thêm cho hiđro vì nó luôn luôn có hoá trị 1) Trong cách viết này, các halogen kết thúc chỉ tham gia vào 1 liên kết đơn và do đó có ba đôi không liên kết

- Đặt tất cả các đôi electron còn lại (và electron độc thân khi Ne là lẻ) lên các nguyên tử trung tâm và kiểm tra chúng có tuân theo qui tắc bát tử hay không

- Dự kiến một hay nhiều liên kết bội nếu không đủ số electron để thoả mãn qui tắc bát tử của các nguyên tử trung tâm

- Gán cho mỗi nguyên tử một điện tích hình thức.

d Sự lai hoá obitan nguyên tử và hình dạng của phân tử

* Sự lai hoá các obitan nguyên tử

- Trên các luận điểm thuần túy của thuyết VB sẽ không giải thích đúng cấu tạo hình học của phân tử Để giải quyết vấn đề này, người ta bổ xung thêm vào thuyết VB một giả thuyết mới có tên là thuyết lai hoá các obitan nguyên tử

- Điều kiện để có sự lai hoá bền:

+ Năng lượng của các obitan tham gia lai hoá phải xấp xỉ nhau;

+ Mật độ electron của các AO tham gia lai hoá phải đủ lớn;

+ Độ xen phủ của các AO lai hoá với các AO của các nguyên tử khác tham gia liên kết phải đủ lớn để tạo thành liên kết bền

Bảng 1.2 Các kiểu lai hoá

Thẳng sp (s, pz) CO2, BeH2, C2H2, Tam giác sp2 (s, px, pz) O3, NO2-, SO2,

Chỉ xét những electron hoá trị xung quanh nguyên tử trung tâm A, tức là những electron hoá trị của A và những electron hoá trị do các phối tử B (là nguyên tử hay nhóm nguyên tử hay phân tử) đóng góp rồi đếm xem có bao nhiêu cặp electron liên kết σ và bao nhiêu cặp electron không liên kết (E) Tổng quát kí hiệu phân tử ABnEm với A là nguyên tử trung tâm, B là các phối tử và có n cặp electron liên kết, m cặp electron không phân chia

- Đám mây của những cặp electron hoá trị được phân bố sao cho sự đẩy giữa những cặp electron đó là cực tiểu

- Một cặp electron không phân chia chiếm một không gian lớn hơn so với một cặp electron tham gia vào một liên kết đơn Sức đẩy giữa các cặp electron hoá trị giảm theo thứ tự: (E - E) > (E -B ) > (B - B)

- Không gian của một cặp electron liên kết giảm khi độ âm điện của phối

tử tăng

- Hai cặp electron của một liên kết đôi hoặc ba chiếm một không gian lớn hơn không gian của một cặp electron thuộc một liên kết đơn

Bảng 1.3 Hình học của những phân tử ABnEm

không có những liên kết bội

900 (1 tâm ở xích đạo, 1 tâm ở trục)

ThẳngTam giác đều

Có góc

Tứ diện đềuTháp tam giác

Có gócSong tháp tam giác

Tứ diện biến dạngHình chữ T

Thẳng

Bát diện đềuTháp vuông

Vuông phẳngSong tháp ngũ giácBát diện không đều

SF4ClF3

XeF2

I3

-SF6

IF5XeF4

IF7

XeF6

e Thuyết MO và sự hình thành liên kết cộng hoá trị

* Phân tử hai nguyên tử dạng A2

- Chu kỳ 1: Các nguyên tố chu kỳ 1 có AO duy nhất 1s, nên trong phân

tử hai nguyên tử dạng A2 sẽ có sự tổ hợp hai AO-s để tạo ra hai MO-σ là

σ1sσ*

1s

- Chu kỳ 2: Các nguyên tử của các nguyên tố chu kỳ 2 có 4 AO hoá trị (2s, 2px, 2py và 2pz), do vậy trong phân tử hai nguyên tử dạng A2 sẽ tổ hợp tạo 8 MO:

+ Hai AO-2s tạo ra hai MO-σ là σ2s và σ*

2s;+ Hai AO-2pz tạo ra hai MO-σ là σz và σ*

z;+ Bốn AO-2px,y tạo ra hai MO-σ là πx, πy và π*

x, π*

y.Đối với các hệ O2, F2, Ne2 năng lượng các MO được phân bố tăng dần theo thứ tự: σ2s <σ*

* Phân tử hai nguyên tử dạng AB

Đối với các nguyên tố chu kỳ 2, sự tổ hợp của hai AO-2s và sáu AO-2p tạo ra tám MO có mức năng lượng tăng dần như sau: σ2s<σ*

BO, NO, CO, … hay các ion như CN-, NO+, NO-, CO+, …

f Sự cộng hưởng - liên kết nhiều tâm không định xứ

Tính bình đẳng của 3 nguyên tử O mà liên kết πC=O có thể có chuyển hoá qua lại giữa 3 nguyên tử trong CO32- nên tồn tại đồng thời ở 3 dạng cấu tạo (1), (2), (3) tương đương sau đây:

O

O C O

O

O C O

O 2-

g Mạng tinh thể

* Mạng lập phương đơn giản

- Đỉnh là các nguyên tử kim loại hay ion dương

kim loại

- Số nguyên tử trong 1 ô mạng cơ sở = 1

* Mạng lập phương tâm khối

- Đỉnh và tâm khối hộp lập phương là nguyên tử hay

ion dương kim loại

- Số nguyên tử trong 1 ô mạng cơ sở = 2

* Mạng lập phương tâm diện

- Đỉnh và tâm các mặt của khối hộp lập phương

là các nguyên tử hoặc ion dương kim loại

- Số nguyên tử trong 1 ô mạng cơ sở = 4

* Mạng sáu phương đặc khít (mạng lục phương)

- Khối lăng trụ lục giác gồm 3 ô mạng cơ sở Mỗi

ô mạng cơ sở là một khối hộp hình thoi Các đỉnh

và tâm khối hộp hình thoi là nguyên tử hay ion kim

1 Có thể nhận một electron tạo thành ion phân tử AB- bền hơn?

2 Có thể mất một electron tạo thành ion phân tử AB+ bền hơn?

3 Là bền hơn những ion tương ứng AB+ và AB-?

Phân tích: Vận dụng kiến thức về so sánh độ bền của các hợp chất hoặc ion là dựa vào bậc liên kết của các phân tử Từ đó xây dựng tiến trình luận giải các yêu cầu của đề ra:

P =

- Xác định tổng electron hoá trị của các phân tử và ion phân tử tương ứng.

- Xác định bậc liên kết mỗi phân tử và ion phân tử

Bậc liên kết (P) cho mỗi phân tử = (số electron ở obitan liên kết – số electron ở obitan phản liên kết)/2

- Để xác định được số electron trên obitan liên kết và phản liên kết thì phải biết kết hợp với kiến thức về thuyết MO

+ Cấu hình electron phân tử của các phân tử có độ âm điện lớn là:

2.O2, NO mất một electron tạo thành ion phân tử O2 +,NO+ sẽ bền hơn

3 N2, CO là bền hơn những ion tương ứng

Bài 2.

1 Dựa vào mô hình VSEPR hãy cho biết dạng hình học của các phân tử

và ion sau đồng thời cho biết kiểu lai hoá các AO hoá trị của nguyên tử trung tâm

a NH4+; b BeCl2; c [Fe(CN)6]4-; d BrF5; e COCl2

2 Có tồn tại phân tử NF5 và AsF5 không? Tại sao?

Phân tích: Vận dụng kiến thức đã học về thuyết VSEPR, đối với mỗi hợp

chất cần xác định được nguyên tử trung tâm, số liên kết σ, số cặp electron chưa tham gia liên kết xung quanh nguyên tử trung tâm Từ đó, xác định cấu trúc hình học của phân tử và kiểu lai hoá của nguyên tử trung tâm:

1 a NH4+ có công thức VSEPR AX4 có cấu trúc tứ diện ⇒N lai hoá

sp3

b BeCl2 có công thức VSEPR AX2 có cấu trúc thẳng ⇒Be lai hoá sp

c [Fe(CN)6]4- có công thức VSEPR AX6 có cấu trúc bát diện đều ⇒ Fe lai hoá sp3d2

d BrF5 có công thức VSEPR AX5E1 có cấu trúc hình chóp vuông ⇒ Br lai hoá sp3d2

e COCl2 có công thức VSEPR AX2 có cấu trúc tam giác ⇒Be lai hoá

sp2

Thông qua bài tập, biết khái quát về cách làm các bài tập xác định cấu trúc hình học của phân tử hay xác định trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm trong các hợp chất dựa vào thuyết VSEPR

2 Vận dụng qui tắc bát tử và cấu hình electron của các nguyên tố để xác định hợp chất có tồn tại hay không?

Không tồn tại phân tử NF5 vì: cấu hình electron ngoài cùng của N là: 2s22p3, số electron tối đa trong lớp 2 chỉ có 8 electron nên không thể tạo 5 liên kết xung quanh Đối với As ((Z=33) 4s24p34d0) có phân lớp d trống để