Bài 2 cấu tạo nguyên tử, liên kết hóa học

Mục tiêu: 1. Biết các đại lượng đặc trưng của liên kết 2. Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết cổ điển về liên kết 3. Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (VB) 4. Biết các đặc điểm của các kiểu lai hoá và biểu diễn cấu trúc không gian phân tử 5. Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (MO), cấu hình

BÀI 2:

CÂU TAO PHÂN TỬ - LKHH

Mục tiêu:

1 Biết các đại lượng đăăc trưng của liên kết

2 Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết

cổ điển về liên kết

3 Trình bày được những luâân điểm cơ bản của thuyết liên kết hoá trị ( VB )

4 Biết các đăâc điểm của các kiểu lai hoá và

biểu diễn cấu trúc không gian phân tư

5 Trình bày được những luâân điểm cơ bản

của thuyết liên kết hoá trị ( MO ), cấu hình

I.Những khái niệm về liên kết hoá học:

1. Độ bền liên kết : đặc trưng là năng lương liên kết Elk

Elk là NL cần thiết để phá vỡ các lk trong 1 mol phân tử khí ở trạng thái cơ bản thành các nguyên tử tự do cũng ở trạng thái khí

H-H (khí) → 2H (khí) Elk = 436 KJ/mol

* NL phá vỡ LK là NLcần cung cấp nên mang dấu +

* NLtạo thành LK là NL giải phóng để hình thành 1 mối LK từ các nguyên tử khí cô lập nên mang dấu –

Elk càng lớn thì lk sẽ càng bền

2 Độ dài liên kết : là khoảng cách giữa tâm của 2 hạt nhân nguyên tử

trong phân tử Độ dài LK càng nhỏ LK sẽ càng bền

3 Sự phân cực liên kết : đặc trưng cho sư phân cực của phân tử

LK bị phân cực khi độ âm điện của 2 nguyên tử khác biệt nhau

4 Góc liên kết :

1 phân tử LK nhiều nguyên tử thì đặc trưng quan trọng là góc LK

Góc LK là góc tạo bởi sự cắt nhau của các trục nối tâm của nguyên tử trung tâm với tâm của từng nguyên tử LK

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:

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 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.

Liên Kết Hóa Học

Thuyết Lewis

• *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.

• *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

G.N.Lewis 1875-1946 American Chemist

Ký hiệu Lewis

Mô tả các electron hóa trị của các nguyên tử Hydro:

Sự hình thành liên kết

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)

NL MẠNG TINH THỂ

NL m ng tinh th là NL phóng thích để đưa ion (+), ion (–) ở ạ ể thể hơi vào vị trí thích hợp trong tinh thể, vì đây là NL phóng thích nên NLMTT có trị số âm Trị số tuyệt đối của NLMTT càng lớn thì tinh thể càng bền

Q= S + 1/2D + dien the ion hoa I + A + U

S : Nhiệt thăng hoa (26 Kcal/mol)

U: NL mạng tinh thể

Q: Nhiệt phản ứng (-98,23 Kcal/mol)

Điện thế Ion hoá I : 118 Kcal/mol

Tính NL mạng tinh thể NaCl

U = Q – S – 1/2D – Điện thế ion hoá I - A

Chu trình Born-Haber

Cl2(k)S>0

MgCl2

Liên kết ion, CHT

• *Trong liên kết ion, một nguyên tử nhường hẳn electron (tạo ion dương) một nguyên tử nhận hẳn electron (tạo ion âm)

nguyên tử nào muốn nhường hay nhận hẳn electron.

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

•Số cặp electron dùng chung được

• gọi là Bậc liên kết

Liên kết Cộng Hóa Trị có cực

• Khi cặp electron được phân bố đều giữa hai nguyên tử : liên kết không phân cực

H2,

Cl2:

•Khi có sự phân bố không đồng đều:

• liên kết cộng hóa trị có cực

HCl:

• THUYẾT HIỆN ĐẠI VỀ LIÊN KẾT PHÂN TỬ

ThuyếtTương Tác Các Cặp

Electron

Thuyết Liên Kết Hóa Trị

Thuyết Vân đạo Phân Tử

Thuyết tương tác các cặp electron

V alence S hell E lectron P air R epulsion theory( VSEPR ).

Phương pháp đơn giản nhưng hiệu quả

để xác định hình dạng phân tử CHT.

Nguyên tắc:

Các cặp electron quanh nguyên tử sẽ

sắp xếp sao cho sự tương tác là nhỏ nhất.

Áp dụng thuyết VSEPR

Các cách sắp xếp

Số vị trí Cách xếp

Các dạng phân tử

Phân tử CT Lewis vị trí e – cách xếp góc Liên kết

Các dạng phân tử

H H

Các dạng phân tử

SF4 5 - Lưỡng tháp Tam giác 90 ° ,

120 °

XeF4 6 - Bát diện 90 °

F S F

F F

Góc liên kết giảm khi số căăp điêăn tử

Các biến dạng

C O

Cl Cl

111.4 o

124.3 o

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.

Tứ diện

H C C O H

H H

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

Moment lưỡng cực của phân tử

Không 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.

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)

lượng của các orbital, hướng xen phủ và kiểu xen phủ giữa chúng.

1s 1s

2p

2p

HÑC-A

Ví dụ

Xét phân tử H2O :

Góc liên kết dự đoán 90 °

Nguyên tử trung tâm 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.

+

sp sp

Cấu trúc Phân tử BeF2 theo Lewis

Đối với phân tử nhiều nguyên tử, có thể dùng sự lai

hoá orbital

để giải thích sự tạo thành liên kết và cấu tạo lâ ăp thể

của phân tử.

Dùng Thuyết VB để giải thích cấu trúc BeF2 như thế nào?

• Cấu hình điêăn tử của nguyên tử Flourine : 1s2 2s2 2p5

Có 1 điêăn tử đôăc thân trong orbital 2p của nguyên tử F, có thể ghép đôi với điêăn tử đôăc thân của Be để tạo liên kết.

Giải thích BeF 2

• Cấu hình điêăn tử ở trạng thái kích thích của Be : 1s2 2s1 2p1

vâăy hai điêăn tử hoá trị trên 2s và 2p phải có tính chất như nhau, điều này là kết quả của sự lai hoá

sp

• Cấu hình điêăn tử ở trạng thái lai hoá của Be: 1s2 2(sp)2

Tạp chủng sp:BeF 2

Tạp chủng sp

Giải thích BF 3

• Câấu hình điện t c a Boron ư u trong BF3

B : Kích thích:

Tạp chủng sp 2

• C u hình i n t c a â đ ê ư u Carbon trong CH4

Tạp chủng sp 3 CH 4

C : Kích thích:

HÑC-A

Giải thích H 2 O

• Câấu hình điện t c a ư u Oxy

• Câaáu hình ñieän t c a ư u Nitơ trong NH3

Giải thích PF 5

• Câấu hình điện t c a Phospho ư u trong PF5

HÑC-A

Các kiểu lai hoá

Valence Electron Pair

Các dạng tạp chủng

Các dạng tạp chủng

Các kiểu liên kết C-C

Lieân keát π

HÑC-A

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• Sự tồn tại của H2+

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• Liên kết trong F2+ bền hơn trong F2

• Thực tế:

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• O2 thuận từ (tồn tại electron độc thân trong phân tử O2)

– Τρονγ πηαν τ Ο2 κηονγ χον ελεχτρον

〉οχ τηαν ∆ο 〉ο Ο2 σε⌡ χο τνη νγη∫χη τ (κηονγ β∫ ναµ χηαµ ηυτ )

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• Không giải thích được hiện tượng quang phổ của các

phân tử cộng hóa trị

3. Các electron trong phân tử cũng chiếm các orbital phân tử tuân theo các

nguyên lý bền vững, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund.

4. Việc xác định các hàm sóng phân tử (ϕMO) 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

1. Các orbital phân tử được hình thành từ sự tổ hợp tuyến tính

của các orbital nguyên tử.

2. Các orbital nguyên tử tham gia tổ hợp phải thoả điều kiện:

3. 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:

– Το∑ ηπ 〉ο〈ι ξνγ θυα τρυχ σε⌡ ταο τηανη χαχ ορβιταλ πηαν τ σ

– Το∑ ηπ 〉ο〈ι ξνγ θυα µατ πηανγ ταο τηανη χαχ ορβιταλ πηαν τ π

ηιευ λα σ∗ ηοαχ π∗ )

Phân tử H 2

H2 chứa orbital liên kết σ1s và orbital phản liên kết σ*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 →

Cách sắp xếp điện tử trong MO

cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau không có tương tác

sp (năng lượng s và p cách xa nhau)

VD: Phân tử O2, F2, Ne2

(σ1s lk)< (σ1s *)< (σ2s lk)< (σ2s *)< (σ2pz lk)< ( πx lk)= ( πy lk) < ( πx *)= ( πy *)< (σ2pz *)

Cách sắp xếp điện tử trong MO

cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau có tương tác sp (năng lượng s và p gần nhau VD :phân tử He2; N2

(σ1s lk)< (σ1s *) <(σ2s lk)< (σ2s *)<

( πx lk)= ( πy lk)<(σ2pz lk) <( πx *)= ( πy *)< (σ2pz *)

Sơ đồ orbital phân tử có tương tác sp

Mức năng lượng s và p gần nhau

CÁCH SẮP XẾP ELECTRON

1. Tổng số electron của các orbital phân tử bằng tổng số electron hóa trị đóng

góp bởi các nguyên tử

2. Các electron sắp xếp vào các orbital phân tử theo trật tự năng lượng từ thấp

đến cao (nguyên lý bền vững)

3. Mỗi orbital phân tử chứa tối đa 2 electron, hai electron này phải có spin

ngược nhau (nguyên lý loại trừ Pauli)

4. 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 = ½ (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.

Cấu hình điêăn tử của mơăt sớ phân tử đơn chất

có tương tác sp

Sự tương tác 2s - 2p

tố cuối chu kỳ như O, F), sự tương tác giữa 2s và 2p không

đáng kể do đó các orbital πx , và πy có năng lượng cao hơn orbital σ2p

nguyên tố đầu chu kỳ như B, C, N) , sự tương tác giữa 2s và 2p là đáng kể do đó các orbital πx , và πy có năng lượng thấp

hơn orbital σ2p

Sự tương tác 2s - 2p

Với phân tử O2 và F2 orbital σ2p có năng lượng thấp hơn orbital

π2p.

Cấu hình điêăn tử của mơăt sớ phân tử đơn chất không có tương tác sp

Phân tử O2 (σ1s lk)2 (σ1s *)2 (σ2s lk)2 (σ2s *)2 (σ2pz lk)2 ( πx lk)2 ( πy lk)2

( πx *)1 ( πy *)1

Phân tử F2 (σ1s lk)2 (σ1s *)2 (σ2s lk)2 (σ2s *)2 (σ2pz lk)2 ( πx lk)2 ( πy lk)2

( πx *)2 ( πy *)2

Sự tồn tại của H 2 +

lieân keát trong F2 + beàn hôn lieân keát trong F2

Mức năng lượng s và p gần nhau

Ví dụ

Cấu hình điện tử của phân tử có 2 nguyên tử khác nhau

O : 1s2 2s2 2p4 có 6 điện tử hóa trị

NO có 11 điện tử hoá trị ở lớp 2

Phân tử NO

(σ1s lk)2 (σ1s *)2 (σ2s lk)2 (σ2s *)2 ( πx lk)2 ( πy lk)2 (σ2pz lk)2 ( πx*)1 ( πy*)0

• NO có 10 điện tử hoá trị ở lớp 2

Phân tử CO

(σ1s lk)2 (σ1s *)2 (σ2s lk)2 (σ2s *)2 ( πx lk)2 ( πy lk)2 (σ2pz lk)2 ( πx*)0 ( πy*)0

Cấu hình điêăn tử của môăt số phân tử hợp chất (các nguyên tử khác điêăn tích hạt nhân)