Chương 4: Cấu tạo phân tử pps

Góc hóa trị Góc hóa trị là góc được tạo ra do hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hạt nhân của hai nguyên tử liên kết... Thuyết Paulingq Liên kết cộng hóa trị

Trang 1

CHƯƠNG 4

CẤU TẠO PHÂN TỬ

Trang 2

Nội dung

4.1 Lịch sử các thuyết cấu tạo phân tử

4.2 Những đặc trưng của liên kết

4.3 Liên kết ion

4.4 Liên kết cộng hóa trị

4.5 Liên kết kim loại

4.6 Các liên kết yếu

Trang 3

4.1 Lịch sử phát triển các thuyết cấu tạo phân tử

1 Thuyết điện hóa

2 Thuyết cấu tạo hóa học

3 Thuyết tĩnh điện

4 Thuyết điện tử

5 Thuyết MO (Molecular Obitan)

Trang 4

Trang 5

Công thức tính gần đúng độ dài liên kết (khi các nguyên

tử có độ âm điện gần nhau):

dA-B= rA + rB

4.2.1 Độ dài liên kết

Trang 6

4.2.2 Góc hóa trị

Góc hóa trị là góc được tạo ra do hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hạt nhân của hai nguyên tử liên kết

Trang 7

4.2.2 Góc hóa trị

Trang 9

4.2.3 Năng lượng liên kết

Năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết, nó đặc trưng cho độ bền của liên kết

Năng lượng liên kết của một số liên kết (Đơn vị: kcal/ mol)

Phân tử E Phân tử E Phân tử E

H – H 104,2 H – F 134,6 F – F 36,6

O = O 119,1 H – Cl 103,2 Cl – Cl 58,0

N N 225,8 H – Br 87,5 Br – Br 46,1

C = O 255,8 H - I 71,4 I – I 36,1

Trang 10

Trang 11

4.3 Liên kết ION

4.3.1 Khái Niệm

Liên kết ion là loại liên kết giữa các cation và anion trong hợp chất Lực liên kết giữa chúng là lực liên kết tĩnh điện

Thuyết tĩnh điện - Kossel

Năm 1916 Kossel cho rằng phân tử của hợp chất hoá học được tạo ra nhờ sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác Nguyên tử mất electron hoá trị biến thành ion dương gọi là cation và nguyên tử nhận electron biến thành ion âm gọi là anion Các ion ngược dấu hút tĩnh điện tạo thành phân tử hợp chất ion.

Trang 12

Điều kiện để có liên kết ion Dc ³ 2

Khi đó nguyên tử có độ âm điện lớn sẽ trở thành ion âm còn nguyên tử kia trở thành ion dương.

Hai nguyên tử liên kết với nhau bằng lực hút tĩnh điện.

4.3.2 Điều kiện hình thành

-+

Trang 13

q Tính không bảo hòa à Tính không bảo

hòa thể hiện ở chổ ion có thể hút các ion trái dấu với lượng không xác định.

trái dấu theo bất kỳ hướng nào.

q Tính phân cực à là sự dịch chuyển cá m

mây electron đối với hạt nhân của một ion dưới tác dụng của điện trường một ion khác.

q Năng lượng liên kết lớn

4.3.3 Tính chất liên kết ION

Trang 14

Lý thuyết Vanlence Bond (VB)

Lý thuyết Molecular Orbitals (MO)

4.4 Liên kết CỘNG HÓA TRỊ

4.4.1 Khái Niệm

Cơ sở lý thuyết hình thành liên kết

Trang 15

Cơ học lượng tử Heiler -London1927 Eliên kết hydro

Kết quảH

4.4.2 Lý thuyết VB

Trang 17

Thuyết Pauling

q Liên kết cộng hóa trị được hình thành từ sự ghép đôi điện

tử có spin ngược nhau

q Hoá trị của một nguyên tố bằng số e hoá trị độc thân của

nguyên tử

q Sự xen phủ của hai cám mây điện tử tham gia liên kết

càng mạnh thì liên kết càng bền

q Liên kết được hình thành theo phương để cho có sự xen

phủ của các cám mây điện tử là lớn nhất

Trang 18

xen phủ AO theohai trục liên kết

Trang 20

Liên kết cộng hóa trị được biểu diễn bằng một gạch nối giữa hai

AO hóa trị của hai nguyên tử

Với liên kết cho nhận thì gạch nối từ AO của nguyên tử cho

cặp electron hóa trị đến AO trống của nguyên tử còn lại

Quy ước ký hiệu liên kết

Trang 21

Sự lai hóa

Lai hóa là sự tổ hợp n orbital (AO) nguyên tử khác nhau về hình dạng, kích thước hoặc năng lượng của cùng một nguyên tử thành n

orbital (AO) có cùng hình dáng và năng lượng.

Theo thuyết này thì khi hình thành liên kết hóa học các nguyên tử không dùng các đám mây điện tử thuần túy như s, p ,d…mà từ

những đám mây đã được trộn lẫn tức là đã được lai hóa

Các orbitan đã lai hóa này được hình thành do các đám mây

electron xen phủ lẫn nhau trong nội bộ một nguyên tử.

Nội dung lý thuyết lai hóa

Trang 22

Nội dung lý thuyết lai hóa

Trước khi lai hóa các cám mây cơ bản như s, p, d… khác nhau về hình dạng, định hướng và năng lượng nhưng sau khi trộn lẫn, xen phủ nhau thì tạo ra các orbital lai hóa hoàn toàn giống nhau về mặt năng lượng và hình dạng

Có bao nhiêu orbital cơ bản tham gia vào quá trình lai hóa thì có bấy nhiêu orbital lai hóa được hình thành và chúng được phân bố đối xứng nhau.

Các orbital tham gia lai hóa phải có năng lượng xấp xỉ nhau

Mức độ xen phủ của các orbital phải đủ lớn.

Điều kiện lai hóa

Trang 23

Được hình thành do một orbital s và một orbital pcủa cùng nguyên tử xen phủ lẫn nhau tạo ra haiorbital lai hóa sp phân bố trên một đường thẳng,đối xứng dưới một góc 180o.

Lai hóa sp

Trang 24

phân tử BeH2

4.4 Liên kết CỘNG HĨA TRỊ

Lai hĩa sp

Trang 25

Lai hóa sp

Trang 26

Hình thành do một orbital s và hai orbital p của cùng một nguyên tử xen phủ lẫn nhau tạo ra ba orbital lai hóa sp 2 phân

bố đối xứng nhau dưới một góc 120 o

Lai hóa sp 2

Trang 27

Lai hóa sp 2

Trang 28

Phân tử BF3

Lai hóa sp 2

Trang 29

Một orbital s và ba orbital p xen phủ lẫn nhau tạo thành bốn orbital sp 3 phân bố đối xứng trong không gian theo bốn hướng

về bốn đỉnh của một tứ diện đều với mỗi góc liên kết là 109 o 28’.

Lai hóa sp 3

Trang 30

Lai hóa sp 3

Trang 31

Các dạng lai hóa

Trang 32

Trang 33

Một số ví dụ về lai hóa các chất

Phân tử C HPhân tử NH

Trang 34

Một số ví dụ về lai hóa các chất

Phân tử C H Phân tử C2H6

Trang 35

q Khả năng tạo thành liên kết

q Các đặc trưng của liên kết như năng lượng liên

kết, góc hóa trị…

q Cấu trúc và hình dạng không gian của các hợp

chất

Ưu điểm của thuyết VB

q Không giải thích được sự hình thành các phân tử ion như H 2 +

q Không giải thích được tính chất thuận từ của một số phân tử như

O 2 , vì theo như VB thì trong cấu tạo của phân tử O 2 không còn điện

tử độc thân Như vậy nó không bị hút bởi từ trường tức là không có

từ tính (chất nghịch từ) nhưng trên thực tế thì O 2 lại là một chất thuận từ.

Khuyết điểm của thuyết VB

Trang 36

Phương pháp orbitan phân tử gọi tắt là MO (molecular orbital) ra đời vào năm 1930 do hai nhà bác học Mỹ là

Mulliken và Hund khởi xướng.

4.4.3 Lý thuyết MO

Những tiên đề cơ bản của phương pháp

v Theo thuyết MO mỗi điện tử chuyển động trong

một điện trường do các hạt nhân và điện tử khác còn lại gây ra

v Điện tử thì được sử dụng chung cho cả phân tử

Trạng thái của mỗi điện tử này được mô tả bằng một hàm sóng gọi là orbital phân tử (MO).

v Trong phân tử, các điện tử không còn được đặc

trưng bởi bốn số lượng tử n, l, ml, ms.

Trang 37

Những tiên đề cơ bản của phương pháp

xác định ký hiệu là Y

sóng AO của điện tử trong phân tử

YMO = C 1Y1 ± C 2Y2 ± C 3Y3 ± ± C nYn

hợp tuyến tính thì sẽ có bấy nhiêu orbital phân tử (nMO).

việc xếp các điện tử vào các MO cũng theo quy luật

từ các MO có mức năng lượng thấp đến MO có mức năng lượng cao.

Trang 38

q Hai hạt nhân H 1 và H 2 nằm cách nhau một bán

dụng của hạt nhân này e còn chịu tác dụng của hạt nhân H 1

Trang 39

Sự hình thành phân tử H 2 +

q Hàm sóng mô tả sự chuyển động của e

-trong toàn bộ phân tử có dạng:

YMO = C 1Y1 ± C 2Y2

q Giải phương trình sóng Schrodinger ta

được:

( ψ1 ψ2 ) 2

1

( ψ1 ψ2 ) 2

1

-4.4 Liên kết CỘNG HÓA TRỊ

Trang 40

q Y+ – orbital phân tử liên kết có năng

lượng E 1 thấp hơn năng lượng của các

nguyên tử tạo ra nó

q Y- – orbital phân tử phản liên kết vì

năng lượng của nó E 2 lớn hơn năng lượng

của các nguyên tử tạo thành

Trang 41

Sự hình thành các MO tử các orbitan nguyên tử

Trang 42

Đường biểu diễn các hàm số sóng phân tử Y+ và Y

-4.4 Liên kết CỘNG HÓA TRỊ

Trang 43

Trang 44

q Các orbital nguyên tử phải có năng lượng xấp xỉ

nhau

là khoảng cách giữa mức năng lượng MO liên kết và

MO phản liên kết càng lớn.

hai hạt nhân nguyên tử thì tạo thành orbital s.

hai phía của trục nối hai hạt nhân thì tạo thành orbital p

Điều kiện để có MO

Trang 45

Các loại xen phủ s - s (s), px – px (s), pz - pz (p), py – py (p)

Sơ đồ tạo thành các orbitan phân tử s2px, s*2px

Trang 46

Các loại xen phủ s - s (s), px – px (s), pz - pz (p), py – py (p)

Sơ đồ tạo thành các orbitan phân tử p2py, p *2py

Trang 47

q Nguyên lý Pauli: trong một MO chỉ có thể có

tối đa 2e có spin đối song với nhau

xếp vào các MO có mức năng lượng từ thấp đến cao

cho tổng spin đạt giá trị cực đại (số e độc thân là lớn nhất)

Quy luật phân bố electron vào các MO

Trang 48

Giản đồ năng lượng các MO của phân tử H2

Trang 49

Giản đồ năng lượng các MO của các nguyên tố đầu chu kỳ 2

Trang 50

Giản đồ năng lượng các MO của các nguyên tố cuối chu kỳ 2

Trang 51

Trật tự sắp xếp mức năng lượng trong MO của các nguyên tố thuộc chu kỳ 2:

Cuối chu kỳ: (O 2 đến F 2 )

s1s < s* 1s < s 2s < s* 2s < s2px < p2py = p2pz < p* 2py =

p* 2pz < s* 2px Đầu chu kỳ: (từ Li đến N)

Trang 52

Trang 53

Giản đồ năng lượng các MO của phân tử N2

Trang 54

v Chất thuận từ là chất có chứa điện tử độc

thân

v Chất nghịch từ là chất không chứa các điện

tử độc thân Các điện tử đã được ghép đôi hết do có spin ngược nhau nên triệt tiêu

nhau do đó những chất này không có từ

Trang 55

Bậc liên kết của liên kết

Trang 61

Benzene

Trang 62

Ø Giản đồ năng lượng các phân tử đầu chu kỳ

Trang 63

Sự phân bố các e hóa trị trên các MO

Trang 64

Giản đồ năng lượng các phân tử cuối chu kỳ

Trang 65

Sự phân bố các e hóa trị trên các MO

Trang 67

Nhận xét

Phương pháp MO dễ dàng xác định một ngtố cĩ tính thuận từ

hay nghịch từ dựa vào giản đồ năng lượng của chúng

Theo phương pháp MO khi nhận E các e cĩ khả năng chuyển

từ các orbital phân tử cĩ E thấp bên dưới lên các obital

phân tử cĩ E cao bên trên và ngược lại khi chuyển từ các orbital cĩ năng lượng cao về các orbital cĩ E thấp chúng sẽ phát ra một bức xạ cĩ E tương ứng Điều này giải thích

được màu sắc của các hợp chất

Trang 68

rngtử kim lọai>>PK Electron xa nhân Lực liên

tinh thể

4.5 Liên kết KIM LOẠI

4.5.1 Sự hình thành liên kết

Trang 69

Mô hình mạng tinh thể kim loại

4.5 Liên kết KIM LOẠI

4.5.1 Sự hình thành liên kết

Trang 70

Các electron chuyển động tự do trong tinh thể kim

loại được gọi là khí electron hay mây electron

Tính đàn hồi Do bộ khung của tinh thể

Trang 72

Liên kết hydro thường kém bền hơn hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị

4.6 Các liên kết yếu khác

4.6.1 Liên kết Hydro

Liên kết hydro là liên kết được tạo thành giữa nguyên tử hydro

ở trong hợp chất với một nguyên tử khác có độ âm điện lớn hơn.

Trang 73

Trang 74

Liên kết hydro khá phổ biến và có nhiều tác dụng lên tính chất hóa học và lý học của các hợp chất.

Tính chất

ảnh hưởng

Nhiệt độ nóng chảy

Nhiệt độ sôiGiảm độ điện ly

Độ hòa tan

Ảnh hưởng của liên kết

Trang 75

4.6.2 Liên kết VANDER WAALS

Liên kết tạo thành do sự tương tác giữa các phân tử với lực tương tác xảy ra giữa các phân tử là lực Van Der Waals

Bản chất liên kết là lực hút tĩnh điệnNăng lượng liên kết tương đối nhỏ; không có tính chọn lọc và bão hòa…

Trang 76

2 r

Eñh = m m

6

2

2 r

Ecu = am

6

2 0

4

3 r

h

Năng lượng

m1, m2 - momen lưỡng cực của phân tử 1 và phân

Định dạng
Số trang	76
Dung lượng	4,41 MB