skkn cơ sở về lý thuyết các kiểu liên kết hóa học cơ bản.

Hóa trị của nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị theo thuyết Lewis: bằng số cặp e dùng chung giữa nguyên tố đó với các nguyên tử liên kết với nó.. - Nếu hai nguyên tử tạo liên kết có độ

PHẦN 1: CƠ SỞ VỀ LÝ THUYẾT

CÁC KIỂU LIÊN KẾT HÓA HỌC CƠ BẢN.

A LIÊN KẾT ION

Thuyết liên kết ion được hình thành trên cơ sở thuyết tĩnh điện liên kết hóa học của Kossel, gồm quá trìnhtạo thành các ion từ những nguyên tử tương tác và quá trình hút nhau bằng lực hút tĩnh điện giữa cácion này

I SỰ TẠO THÀNH ION VÀ LIÊN KẾT ION

Khi các nguyên tử đến gần nhau có sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia tạothành các ion

M – ne → Mn+

(kim loại) (cation)

X + me → Xm

(phi kim) (anion)

Các ion mới hình thành mang điện tích trái dấu hút nhau, khi đến rất gần nhau giữa những ion đó xuấthiện lực đẩy do sự tương tác giữa vỏ electron của chúng, đến lúc lực đẩy cân bằng với lực hút, các iondừng lại và ở cách nhau 1 khoảng nhất định, liên kết được hình thành Như vậy tương tác giữa các iontrong phân tử là tương tác tĩnh điện

Bản chất của liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.

Ví dụ: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử NaCl

2s22p63s1 3s23p5

2s22p6 3s23p6

Hợp chất NaCl được gọi là hợp chất ion

Điều kiện để tạo thành liên kết ion : Hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tham gia liên kết  2 (liên kết

được hình thành từ kim loại điển hình và phi kim điển hình)

II ĐẶC ĐIỂM CỦA LIÊN KẾT ION

- Mỗi ion tạo ra điện trường xung quanh nó, nên liên kết ion xảy ra theo mọi hướng (hay nói cách khácliên kết ion là liên kết không có hướng)

- Không bảo hoà, nghĩa là mỗi ion có thể liên kết được nhiều ion xung quanh nó

- Liên kết rất bền

Do các tính chất này mà các phân tử hợp chất ion có khuynh hướng tự kết hợp lại mạnh mẽ, các phân tửion riêng lẻ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao Còn ở nhiệt độ thường mọi hợp chất ion đều tồn tại ở trạng thái rắn,

có cấu trúc tinh thể và toàn bộ tinh thể được xem như một phân tử khổng lồ

III CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN SỰ TẠO THÀNH LIÊN KẾT ION

1 Năng lượng ion hóa của nguyên tử kim loại:

Khái niệm: là năng lượng cần thiết để bứt 1 e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.

Nguyên tử kim loại có điện tích hạt nhân càng nhỏ, kích thứơc càng lớn thì electron lớp ngoài cùng liênkết với hạt nhân càng yếu, càng dễ tách e ra khỏi nguyên tử , năng lượng ion hóa càng nhỏ và dễ biếnthành ion dương

Năng lượng ion hoá thứ nhất (I1) < năng lượng ion hoá thứ hai (I2) < năng lượng ion hoá thứ ba (I3)( Lý do: tách hạt mang điện tích âm ra khỏi nguyên tử trung hòa dễ hơn ion dương )

Ví dụ : Năng lượng ion hoá thứ nhất của N, Li, Be lần lượt là: 496, 500, 900 ( kj/mol)

2 Ái lực với electron của phi kim:

Khái niệm: là năng lượng toả ra khi nguyên tử kết hợp với 1 e để trở thành ion âm.

Nguyên tử phi kim có số e lớp ngoài cùng càng lớn , kích thước càng bé , ái lực đối với e càng lớn

Ví dụ : ái lực e của Cl (398 kj/mol) ; Br (342 kj/mol) ; I (295 kj/mol)

IV TINH THỂ ION

* Tinh thể hợp chất ion được tạo thành bởi những cation và anion hình cầu có bán kính xác định

*Lực liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện không định hướng Do liên kết ion là liên kết bền, không định hướng, không bão hòa nên nó tuân theo nguyên lý sắp xếp đặc khít nhất

* Các anion thường có bán kính lớn hơn cation nên trong tinh thể người ta coi anion như những quả cầu xếp khít nhau theo kiểu lập phương tâm mặt, lập phương chặt khít, hoặc lập phương đơn giản Các cation

có kích thước nhỏ hơn nằm ở các hốc tứ diện hoặc bát diện

"Trong tinh thể các hạt có khuynh hướng sắp xếp đặc khít nhất, sao cho thể tích khoảng không gian tự do giữa chúng là nhỏ nhất"

Ví dụ : Tinh thể muối NaCl

Tính chất chung của tinh thể ion : Độ bền và độ cứng cao Dẫn nhiệt và dẫn điện kém vì trong tinh thể

ion không có các hạt mang điện tích chuyển động tự do Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao

V ĐỘ BỀN HỢP CHẤT ION

Độ bền hợp chất ion được đánh giá qua năng lượng phân li E pl ( Năng lượng cần thiết để phân ly hợp

chất thành những ion riêng lẻ)

Ví dụ : Năng lượng để phân ly hợp chất NaCl thành ion Na+ và Cl- ở thể khí là 781 kj/mol

Năng lượng phân ly càng lớn , các ion trong hợp chất hút nhau càng mạnh

Epl 

d

m

n  ( n+, m- : điện tích cation, anion d: khoảng cách giữa tâm các ion trong tinh thể rắn )

 Điện tích các ion càng lớn hút nhau càng chặt

 Kích thước các ion càng lớn hút nhau càng yếu

Vd: EPl của LiCl > NaCl > KCl ( do kích thước Li+ < Na+< K+)

EPl của MgO > NaCl ( do điện tích các ion)

Ảnh hưởng của độ bền liên kết đến 1 số tính chất vật lý của hợp chất ion

 Nhiệt độ nóng chảy: Liên kết giữa các ion càng bền , nhiệt độ nóng chảy của hợp chất càng cao

 Độ tan : Sức hút giữa các ion trong hợp chất rắn càng mạnh, hợp chất ion càng khó tan

I THUYẾT LEWIS & THUYẾT VB ((Valence Bond) VỀ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ

1 Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị

* Theo Lewis, các nguyên tử có khuynh hướng đóng góp các electron độc thân để tạo thành các cặpelectron dùng chung giữa 2 nguyên tử , liên kết được hình thành

* Thuyết VB dùng sự xen phủ của các obitan nguyên tử (AO) để mô tả sự tạo thành các liên kết Tùy theo tính đối xứng của vùng xen phủ giữa các AO tham gia liên kết đối với trục liên kết (trục với tâm 2 hạt nhân), người ta phân biệt liên kết xích ma (σ), liên kết (π), và liên kết (δ)

Sự hình thành liên kết  & liên kết  :

 Liên kết  được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan ( thường xảy ra sự xen phủ s - s, s – p,

p - p) theo trục nối giữa các hạt nhân nguyên tử liên kết Liên kết  có tính đối xứng trục

Sự xen phủ s – s Sự xen phủ s – p Sự xen phủ p – p

 Liên kết  được hình thành do sự xen phủ bên giữa các obitan nguyên tử ( thường có sự xen phủ p-p, p-d, d-d) Liên kết  có mặt phẳng đối xứng

Sự xen phủ bên p – p Sự xen phủ bên p – d …

Liên kết  bền hơn liên kết  do mật độ xen phủ trục nhiều hơn xen phủ bên

Ngoài ra còn có liên kết δ : Liên kết này ít gặp, đó là liên kết xuất hiện do sự xen phủ của các obitan d

Ví dụ 1: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử H2

- Theo Lewis: Để hình thành liên kết, mỗi nguyên tử H đóng góp 1 e độc thân để tạo ra 1 cặp e dùng chung cho cả 2 nguyên tử:

Công thức e Công thức cấu tạo ( thay 1 cặp e dùng chung bằng 1 vạch liên kết)

H H

1s1 1s 1

H - H (liên kết )

- Thuyết VB: Bản chất là do sự xen phủ giữa các obitan chứa e độc thân có spin trái dấu nhau.

+

Khi 2 nguyên tử H tiến đến gần nhau, hạt nhân nguyên tử này hút mây electron của nguyên tử kia dẫnđến 2 đám mây xen phủ 1 phần , mật độ e giữa 2 hạt nhân tăng ( cả 2 e ưu tiên có mặt ở khu vực này)làm cân bằng lực đẩy tương hổ giữa 2 hạt nhân, giữ cho 2 hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau : liên kếthóa học hình thành

2 tâm của hai nguyên tử hydro là 0,74A0

♦ Luận điểm cơ bản của thuyết VB:

- Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO

- Mỗi liên kết cộng hoá trị được tạo thành do sự ghép đôi 2 electron độc thân có spin trái dấu của 2 nguyên tử khác nhau tương tác với nhau, cặp electron này được xem như chung cho cả 2 nguyên tử

- Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ càng mạnh thì liên kết càng bền

Ví dụ 2: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử HCl

Công thức e CT cấu tạo

(tạo liên kết )

Liên kết ba giữa 2 nguyên tử N gồm 2 liên kết  và 1 liên kết 

Vậy: liên kết cộng hoá trị là liên kết hóa học bằng cặp electron chung.

Điều kiện để tạo liên kết CHT: liên kết CHT được hình thành giữa các nguyên tử giống nhau hay không khác nhau nhiều về độ âm điện

Các hợp chất hình thành từ liên kết cộng hóa trị gọi là hợp chất cộng hóa trị

Hóa trị của nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị theo thuyết Lewis: bằng số cặp e dùng chung giữa

nguyên tố đó với các nguyên tử liên kết với nó

Hoá trị của các nguyên tố theo VB : Hoá trị có thể có của một nguyên tố được tính bằng số electron độc

thân trong nguyên tử của nguyên tố đó (ở trạng thái cơ bản hay kích thích)

2 Phân loại liên kết cộng hóa trị

- Nếu hai nguyên tử tạo liên kết có độ âm điện như nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm ở giữa 2 nguyên tử,

ta có liên kết cộng hoá trị không cực (Ví dụ Cl : Cl )

- Nếu hai nguyên tử tạo kiên kết có độ âm điện khác nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm lệch về phía

nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, ta có liên kết cộng hoá trị phân cực (Ví dụ H :Cl )

- Nếu cặp electron chung tạo liên kết do một trong hai nguyên tử đưa ra còn nguyên tử kia được dùng

chung: hình thành liên kết phối trí

O

O

OO

H

N

:

(xen phủ trục tạo liên kết )

(xen phủ bên tạo liên kết )

Hoá trị của N: 4(hình thành 1 liên kết ba)

Tương tự đối với ion H3O+

Liên kết phối trí (hay còn gọi là liên kết “cho – nhận” ) được tạo thành giữa nguyên tử hay ion có cặp e không liên kết ( đóng vai trò là chất “cho” e) với các nguyên tử hay ion có obitan trống (đóng vai trò

chất “nhận” e)

II ĐẶC ĐIỂM CỦA LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ

1 Có tính bảo hoà : Mỗi nguyên tử chỉ có khả năng tạo 1 số liên kết nhất định, ta nói liên kết CHT có

tính bảo hoà Tính chất này làm cho phân tử có thành phần và cấu tạo nhất định

Ví dụ: N kết hợp với H tạo NH3, không tạo ra các phân tử NH4, NH5

S liên kết với H tạo H2S, không tạo ra các phân tử H3S, H4S

2 Liên kết CHT kém bền hơn liên kết ion.

3 Liên kết cộng hóa trị có tính định hướng:

Liên kết cộng hóa trị bền vững khi sự xen phủ giữa các obitan nguyên tử cực đại, sự xen phủ cực đại chỉxảy ra theo những hướng xác định, như vậy phân tử phải có cấu hình không gian xác định, tính chất nàygọi là tính định hướng của liên kết cộng hóa trị

Thuyết Lewis giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo thành liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử,giải thích được các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất Tuy nhiên thuyết này cũng gặpmột số hạn chế và không giải thích được từ tính của một số chất

III THUYẾT LAI HÓA

Do có sự sai biệt về góc liên kết giữa lý thuyết và thực nghiệm ở 1 số hợp chất cộng hóa trị ( Ví dụ: gócliên kết HSH trong phân tử H2S theo lý thuyết trên là 900, thực tế xác định được 920 .)

Mô hình 1 số phân tử theo thực nghiệm

Để giải thích vấn đề trên, Pauling –Slater đề ra thuyết lai hoá : Các nguyên tử khi tương tác với nhau có

thể không sử dụng những obitan s, p, d… thuần khiết mà được tổ hợp với nhau thành những obitan mới

có năng lượng, hình dạng, kích thước giống nhau, phân bố đối xứng nhau trong không gian, gọi là obitan lai hoá

Số obitan nguyên tử (AO) tham gia lai hoá = số obitan lai hoá

Điều kiện để có sự lai hoá : các obitan nguyên tử tham gia lai hoá phải có năng lượng xấp xỉ

nhau

* Điều kiện để các AO lai hoá bền là:

- Năng lượng của các AO tham gia lai hoá phải xấp xỉ nhau

- Năng lượng của các AO tham gia lai hoá thấp

- Độ xen phủ các AO lai hoá của nguyên tử trung tâm với các AO lai hóa của các nguyên tử khác tham gia liên kết phải lớn.

Các kiểu lai hoá thường gặp:

a Lai hóa sp : Tổ hợp 1 obitan s với 1 obitan p → 2 obitan lai hoá sp phân bố đối xứng trên cùng đường

Đối với mỗi nguyên tử C: 1 obitan lai hoá sp của nguyên tử C này sẽ xen phủ trục với obitan lai hóa sp

của nguyên tử C kia tạo 1 liên kết  C-C, và 1 obitan lai hoá sp còn lại sẽ xen phủ trục với obitan s của

B ở trạng thái kích thích, 1 obitan s tổ hợp với 2 obitan p tạo 3 obitan lai hoá sp2 cùng kích thước, hìnhdạng, năng lượng nằm trong cùng mặt phẳng tạo với nhau góc1200 Mỗi obitan lai hoá của B sẽ xen phủ

trục với obitan p chứa e độc thân của mỗi nguyên tử Cl tạo 3 liên kết  B - Cl

120 0 B Cl

Cl

Cl

BCl

Mỗi nguyên tử C có 3 obitan lai hoá sp2 Một obitan lai hoá sp2 của C này sẽ xen phủ trục với 1 obitan laihóa sp2 của C kia tạo liên kết  C-C, 2 obitan lai hoá còn lại sẽ xen phủ trục với 2 obitan s của 2 nguyên

HHHH

C ở trạng thái kích thích , trong nguyên tử C: 1 obital s tổ hợp với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá sp3

có cùng hình dạng , năng lượng , kích thước và trục hướng về 4 đỉnh tứ diện đều tạo góc 109028’, mỗi

obitan lai hóa của C xen phủ trục với obitan s của nguyên tử H tạo 4 liên kết  C-H

109 0 28 C

H

H H

Đối với nguyên tử N, 1 obitan s tổ hợp với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá sp3, trong đó có 3 obitan

lai hóa chứa các electron độc thân xen phủ trục với obitan s của nguyên tử H tạo 3 liên kết  N-H , 1

obitan còn lại chứa đôi điện tử tự do Do mật độ điện tích âm trên cặp e tự do lớn đẩy các cặp e liên kết,nên góc liên kết HNH < 109028’

(thực nghiệm góc HNH = 10701’ )

Cấu tạo hình học phân tử NH3 :

NH

H

H107,10

d Các dạng lai hóa khác :

đỉnh của 1 lưỡng chóp tam giác

Các obitan s, px, py, pz, d của P tổ hợp với nhau cho 5 obitan lai hoá sp3 d, trục hướng về 5 đỉnh của 1

lưỡng chóp tam giác Mỗi obitan lai hóa của P xen phủ trục với obitan p chứa e độc thân của nguyên

tử Cl tạo 5 liên kết  P - Cl .

Cl :

Cấu tạo hình học của phân tử PCl5:

F FF

F:

1 obitan s + 3 obitan p + 2 obitan d của S tổ hợp với nhau cho 6 obitan lai hoá sp 3 d 2 trục hướng về 6 đỉnh của hình tám mặt Mỗi obitan lai hoá của S xen phủ trục với obitan p chứa e độc thân của

nguyên tử F hình thành 6 liên kết  S-F

F

FFFF

FS

- Nếu nguyên tử trung tâm có 1 obitan lai hóa chứa 1 đôi e tự do (dạng chóp vuông)

- Nếu nguyên tử trung tâm có 2 obitan lai hóa chứa 2 đôi e tự do (dạng vuông phẳng)

* Dự đoán kiểu lai hoá và dạng hình học của phân tử

Xuất phát từ ý tưởng các cặp electron hoá trị của một nguyên tử luôn đẩy lẫn nhau, R.J Gillespie đã đưa

ra quy tắc tiên đoán sự định hướng các liên kết xung quanh một nguyên tử trung tâm của phân tử hoặc iongọi là thuyết sự đẩy các cặp electron hoá trị, viết tắt là VSEPR (từ tiếng anh: Valence Shell ElectronicPair Repusions)

Luận điểm chính: Mọi cặp electron liên kết và không liên kết (cặp electron tự do) của lớp ngoài cùng đều

cư trú thống kê ở cùng một khoảng cách đến hạt nhân, trên bề mặt quả cầu mà hạt nhân nằm ở tâm Cácelectron tương ứng sẽ ở vị trí xa nhau nhất để lực đẩy của chúng giảm đến cực tiểu

Theo mô hình VSEPR: Xét phân tử AXnEm

A: Nguyên tử trung tâm có các cặp electron hóa trị tạo liên kết σ;

X: Cặp electron liên kết với nguyên tử trung tâm A; n: số cặp electron tạo thành liên kết σ;

E: Cặp electron tự do; m: Số lượng cặp electron tự do;

n + m = q là tổng số cặp electron hóa trị bao quanh A

- n + m = 2 → Phân tử thẳng → A lai hoá sp

- n + m = 3 → Phân tử phẳng tam giác → A lai hoá sp2

- n + m = 4 → Phân tử tứ diện → A lai hoá sp3

- n + m = 5 → Phân tử tháp đôi đáy tam giác → A lai hoá sp3d

- n + m = 6 → Phân tử tháp đôi đáy vuông (bát diện) → A lai hoá sp3d2

Một cách đơn giản

Đặt x là số obitan lai hoá của nguyên tử trung tâm A

Thì x = tổng số liên kết  giữa nguyên tử trung tâm A với các nguyên tử xung quanh + số đôi e tự do

trên nguyên tử trung tâm

Từ số obitan lai hóa suy ra trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm

x = 2 → X có trạng thái lai hoá sp → Phân tử thẳng

x = 3 → X có trạng thái lai hoá sp2 → Phân tử phẳng tam giác

x = 4 → X có trạng thái lai hoá sp3→ Phân tử tứ diện

x = 5 → X có trạng thái lai hoá sp3d → Phân tử tháp đôi đáy tam giác

x = 6 → X có trạng thái lai hoá sp3d2 →Phân tử tháp đôi đáy vuông (bát diện)

Ví dụ: Trong BeH2 , Be có số obitan lai hóa = 2 → Be có lai hoá sp → Phân tử có cấu trúc thẳng

BH3 , B có số obitan lai hóa = 3 → B có lai hoá sp2→ Phân tử phẳng tam giác

CH4 , C có số obitan lai hóa = 4 → C có lai hoá sp3→ Phân tử tứ diện

PCl5 , P có số obitan lai hóa = 5 → P có lai hoá sp3d → Phân tử lưỡng chóp tam giác

Lưu ý: Khi số nguyên tử liên kết với nguyên tử trung tâm X ít hơn số obitan lai hóa của X thì góc liên kết

trong phân tử bị thu hẹp lại đôi chút so với góc giữa các obitan lai hóa, vì cặp e hóa trị trên obitan lai hóachưa tham gia liên kết có tác dụng đẩy mạnh hơn so với cặp e trên obitan lai hóa đã tham gia liên kết

IV MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ:

1 Bậc liên kết: Là số cặp e góp chung bởi 2 nguyên tử tạo liên kết.

 Liên kết bậc 1: giữa 2 nguyên tử có cặp e dùng chung (có 1 liên kết) , còn gọi là liên kết đơn

 Liên kết bậc 2: giữa 2 nguyên tử có 2 cặp e dùng chung (có 2 liên kết ) , còn gọi là liên kết đôi

 Liên kết bậc 3: giữa 2 nguyên tử có 3 cặp e dùng chung (có 3 liên kết ) , còn gọi là liên kết ba

2 Độ dài liên kết – góc hóa trị :

 Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa 2 hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau

Độ dài liên kết phụ thuộc :

- Kích thước nguyên tử (chủ yếu) : Kích thước các nguyên tử liên kết càng lớn, liên kết càng dài

- Bậc liên kết : bậc liên kết càng lớn, độ dài liên kết càng nhỏ

Ví dụ:

C O C O C O

dlk 1,43 1,22 1,13

 Góc hóa trị : Là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm

với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết

Ví dụ: Phân tử nước có góc hóa trị 104,50

O

H 104,5 H

0

a Năng lượng liên kết : Là năng lượng tỏa ra khi hình thành liên kết hóa học từ những nguyên tử đơn lẻ

Đây là quá trình toả nhiệt

Thực nghiệm cho thấy:

- Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền liên kết, năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền

- Bậc của liên kết càng cao thì độ dài liên kết càng ngắn và năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càngbền

Do đó : Độ bền của liên kết ba > liên kết đôi > liên kết đơn

b Năng lượng phân ly : Là năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết hóa học, tách phân tử thành các

nguyên tử Đây là quá trình thu nhiệt

Về mặt trị số năng lượng phân ly bằng năng lượng liên kết nhưng trái dấu

4 Độ phân cực của liên kết – Độ phân cực phân tử.

a Độ phân cực của liên kết cộng hóa trị.

Đại lượng đặc trưng cho mức độ phân cực của 1 liên kết là hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tạo raliên kết

 Nếu liên kết tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng nguyên tố gọi là liên kết cộng hóa trị không cực

 Nếu liên kết tạo thành từ 2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau gọi là liên kết cộng hóa trị cócực Hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tạo ra liên kết càng lớn, liên kết càng phân cực về phíanguyên tử có độ âm điện lớn

Ví dụ : H Cl H Cl

b Độ phân cực phân tử.

Liên kết giữa 2 nguyên tử A, B có độ âm điện khác nhau tạo thành liên kết CHT có cực, phân tử là 1lưỡng cực điện

Đại lượng đặc trưng cho độ phân cực phân tử là momen lưỡng cực ( μ);

Momen lưỡng cực là đại lượng vectơ , có giá trị xác định đối với mỗi phân tử , có chiều qui ước hướng từtrọng tâm điện tích dương sang điện tích âm

μ q.l.4,8(Debye)

Trong đó l: độ dài lưỡng cực (khoảng cách giữa 2 trọng tâm điện tích) ;

+ 

q: giá trị tuyệt đối điện tích (tính bằng e)

Đối với các phân tử đa nguyên tử, độ phân cực phân tử được xác định bằng tổng vectơ độ phân cực liên kết và của cặp e tự do trong phân tử

Ví dụ 1:

C

2q+ q

-q-

Phân tử có cấu tạo thẳng, các liên kết C = O phân cực mạnh nhưng vì phân tử có cấu tạo đối xứng nên momen lưỡng cực của các liên kết bù trừ nhau, độ phân cực phân tử bằng 0 Ví dụ 2:

+  tổng ≠ 0 ⇒ Tâm điện tích dương khác tâm điện tích âm Phân tử có cực

O H H *Giá trị của momen lưỡng cực được xác định bằng thực nghiệm 5 Cách đánh giá tương đối bản chất liên kết – sự cực hoá ion. Dựa vào hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tạo liên kết có thể đánh giá tương đối bản chất liên kết hình thành  A-B =  A B  A-B 0 0  A-B <1,7  A-B 1,7

Bản chất liên kết CHT không cực LKCHT có cực LK ion

Tuy nhiên, trong thực tế không có liên kết ion cũng như liên kết cộng hóa trị thuần tuý , ngay trong những hợp chất ion điển hình như NaCl, liên kết giữa Na+ và Cl- cũng chỉ đến 94% ion , tức là trong phân tử không có sự chuyển hoàn toàn electron từ nguyên tử này sang nguyên tử khác Sự phân chia không hoàn toàn các điện tích trong hợp chất ion được giải thích : giữa cation và anion, ngoài tương tác tĩnh điện tạo liên kết còn có thêm 1 tương tác nữa là sự cực hoá lẫn nhau

 Khả năng bị cực hoá của 1 ion phụ thuộc vào cấu hình e, điện tích và kích thước của nó Trong

những ion có cùng điện tích và kích thước gần bằng nhau, ion có cấu hình e của khí hiếm bị cực hoá kém nhất, kế đến là những ion có obitan d chưa xếp đủ e, mạnh nhất là các ion có obitan d đã xếp đủ e Với những ion có cùng điện tích, cùng cấu hình e lớp ngoài cùng, khả năng bị cực hoá tăng lên theo kích thước ion Ion có điện tích càng lớn sẽ bị cực hóa càng yếu vì sự tăng điện tích làm giảm kích thước ion

và làm tăng sức hút giữa hạt nhân và electron Anion bị cực hoá mạnh hơn cation

2-O



2



1



1



2



 = +  1  2

1

 = = 1,58D2

= 1,84D



 (COH2O) = 1,84D

 Khả năng cực hoá của 1 ion cũng phụ thuộc vào cấu hình e, điện tích và kích thước của nó Ion

với cấu hình e càng bền, điện tích càng lớn và kích thước càng bé, khả năng cực hóa càng mạnh Anion

có khả năng cực hóa kém hơn cation Thực tế chỉ chú ý đến tác dụng cực hóa của cation đối với anion.Khi 1 cation cực hóa 1 anion rõ rệt, vỏ electron của anion bị biến dạng, một phần điện tích electron đượcchuyển ngược lại từ anion đến cation, liên kết trở nên có 1 phần cộng hóa trị

Ví dụ: Trong những hợp chất có liên kết ion , khi các ion hút nhau mạnh mẽ, đối với các cation có kíchthước nhỏ như ion Li+ , điện tích lớn như ion Al3+ thì liên kết ion đã có 1 phần tính chất cộng hóa trị (nhưhợp chất Al2O3, do ion Al3+ có điện tích lớn làm biến dạng O2- nên liên kết giữa Al và O mang 1 phần tínhchất cộng hóa trị)

Sự cực hóa ảnh hưởng đến 1 số tính chất của hợp chất:

 Khả năng phân li của muối trong nước :

Ví dụ : BaCl2 là chất điện li mạnh, HgCl2 hầu như không phân ly Do ion Hg2+ cực hóa anion Cl- nhiềuhơn ion Ba2+ làm cho liên kết Hg-Cl mang tính chất cộng hóa trị

 Ảnh hưởng đến màu sắc của 1 số hợp chất :

Ví dụ: Muối Na2CrO4 , K2CrO4 có màu vàng ; Ag2CrO4 màu đỏ nâu Do ion Ag+ có tác dụng cực hóa ionCrO42- mạnh hơn các ion Na+ , K+

Oxit kim loại thường có màu đậm hơn hiđroxit kim loại đó, Ví dụ: FeO màu đen, Fe(OH)2 màu trắngxanh; CuO màu đen , Cu(OH)2 màu xanh lam, do khả năng bị biến dạng của OH- kém hơn của ion O2- .Thuyết liên kết cộng hóa trị mô tả phân tử 1 cách cụ thể , cho phép dùng khái niệm hoá trị quen thuộctrong hoá học và biểu diễn phân tử bằng công thức cấu tạo Tuy nhiên thuyết này không giải thích đượctính thuận từ của phân tử O2 (bị nam châm hút), sự tồn tại của ion H2+ … Để giải quyết vấn đề này, banhà khoa học Hund – Mulliken – Lennnard Jones đã đề ra phương pháp orbitan phân tử để mô tả bảnchất liên kết hóa học trong phân tử

C PHƯƠNG PHÁP OBITAN PHÂN TỬ ( Phương pháp MO)

1 Cơ sở lý thuyết.

Thuyết MO xem phân tử như hạt thống nhất trong đó có các e chuyển động, mỗi e trong phân tử được

mô tả bằng 1 hàm sóng gọi là obitan phân tử (MO) Obitan phân tử có nhiều tính chất giống như AO,khác nhau : MO có nhiều tâm (nhiều hạt nhân nguyên tử) Mỗi MO cũng được xác định bằng các sốlượng tử chỉ năng lượng và phương của nó trong không gian như ,  … Quy tắc xếp e vào MO cũnggiống như AO ( tuân theo nguyên lý vững bền, nguyên lý ngoại trừ Pauli, quy tắc Hund) và MO củaphân tử mới tạo thành bằng tổ hợp tuyến tính các AO ban đầu

n AO tổ hợp cho n MO

Điều kiện để các AO có thể tham gia tổ hợp :

- Có năng lượng xấp xỉ nhau

- Sự xen phủ các mây electron tương tác phải cực đại

- Các AO phải có cùng tính đối xứng đối với trục liên kết (AO px chỉ có thể tổ hợp với AO px củanguyên tử khác, không thể tổ hợp px với py hoặc pz )

Ví dụ : Xét phân tử H2

2 obitan 1s của 2 nguyên tử H tổ hợp nhau cho 2 MO có hàm sóng :

)ψ(ψ

obitan phân tử liên kết.

 Khi trạng thái của electron trong phân tử được mô tả bằng hàm sóng phản đối xứng, xác suấttìm thấy electron giữa hai hạt nhân của 2 nguyên tử H bằng 0 , dẫn đến lực đẩy giữa 2 hạt nhân

đó, liên kết không được tạo thành MO được mô tả bằng hàm sóng phản đối xứng gọi là obitan phân tử phản liên kết (thường được kí hiệu bằng dấu *).

Những MO có tính đối xứng trục gọi là obitan phân tử 

1s a - 1sb1sa +

Giản đồ năng lượng

Cấu hình e phân tử của H2 : s2

2 Sự hình thành các MO liên kết và phản liên kết trong phân tử A2

Chọn trục z làm trục liên kết của các phân tử

 Sự tổ hợp 2 AO 2s sẽ cho ra MO liên kết 2s và MO phản liên kết 2s* có năng lượng cao hơn 1s

2sa - 2sb

2sa +

2pz a -2pz b

+

+ -

+ -