2017 chương 2 liên kết hóa học BK

Liên kết cộng hóa trị 7 Cộng hóa trị - cộng hóa trị phối trí Mỗi nguyên tử góp 1 electron cộng hóa trị: Một nguyên tử sử dụng nhờ 2 electron của nguyên tử kia phối trí: Tính chất của 2 l

Liên kết hóa học và cấu trúc phân tử

1

Các nguyên tử liên kết với nhau như thế nào?

Quá trình tạo ion và sự hút nhau của các ion có điện tích trái dấu

Liên kết ion

Sự tạo thành phân tử NaF

3

Quy tắc bát tử: Các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình e của

khí hiếm (8e lớp ngoài cùng hoặc 2e với He)

Ký hiệu Lewis

Các kimloại kiềm, kiềm thổ dễ nhường electron để tạo ion dương

Các phi kim oxi, halogen dễ nhận electron để tạo ion âm

Liênkết là ion khi hiệu độ âm điện giữa 2 nguyên tố  1,7

Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố

5

Tính chất của liên kết ion

Không có tính bão hòa

Không có tính định hướng

Tinh thể ion NaCl

Mô hình Lewis

1916 Lewis đưa ra ý tưởng về liên kết cộng hóa trị là sự dùng chung

cặp electron hóa trị giữa 2 nguyên tử

Cặp electron dùng chung hút hạt nhân hai nguyên tử về, 2 nguyên

tử dính lại với nhau bằng lực hút tĩnh điện

Liên kết cộng hóa trị

7

Cộng hóa trị - cộng hóa trị phối trí

Mỗi nguyên tử góp 1 electron (cộng hóa trị):

Một nguyên tử sử dụng nhờ 2 electron của nguyên tử kia (phối trí):

Tính chất của 2 loại liên kết trên hoàn toàn giống nhau

Bậc liên kết

Liênkết đơn, bậc liên kết = 1

Liênkết đôi, bậc liên kết = 2

Liênkết ba, bậc liên kết = 3

Bậc liên kết càng lớn, liên kết càng bền, độ dài liên kết càng ngắn

9

Sự phân cực của liên kết cộng hóa trị

Cặp electron liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn

LK CHT không phân cực, phân cực và LK ion

Sự phân cực của liên kết phụ thuộc vào chênh lệch độ âm điện

Khi EN < 0,4 xem liên kết là không phân cực

11

Nhược điểm của mô hình Lewis

Một số hợp chất không thỏa mãn qui tắc bát tử

Khítrơ cũng tạo được liên kết

Khônggiải thích được hình học và năng lượng của liên kết

Thuyết VSEPR về hình học phân tử

Các trung tâm điện tích âm xung quanh nguyên tử sẽ phân bố sao

cho lực đẩy là cực tiểu

Sự phân bố mật độ electron xung quanh các hạt nhân của phân tử

quyết định tính chất hóa học

Giải phương trình Schrondinger cho phân tử xác định mật độ e

Mật độ electron trong phân tử benzen

Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond)

Liên kết được hình thành do sự xen phủ các AO hóa trị của hai

nguyên tử tạo thành orbital liên kết chứa cặp e đối song

Sự tạo thành phân tử H 2 theo mô hình V.B

19

Liên kết sigma

Vùng xen phủ nằm trên đường nối tâm hai nguyên tử (xen phủ trục)

Sự tạo liên kết  giữa các orbital

Hai nguyên tử ở hai đầu liên kết có thể quay tự do

Liên kết sigma rất bền nên khó xảy ra phản ứng phân cắt

Liên kết đơn luôn là liên kết sigma

Liên kết pi

Vùng xen phủ nằm đối xứng hai bên đường nối tâm hai nguyên tử

(xen phủ bên)

Sự tạo liên kết  giữa 2 orbital p

Hai nguyên tử ở hai đầu liên kết bị cố định

Liênkết pi kém bền nên dễ tham gia pư chuyển hóa thành lk sigma

Phân tử H 2 O

O(Z=8): 1s22s22p4

H(Z=1): 1s1

Sự tạo thành phân tử H2O với góc liên kết HOH = 900

Góc liên kết HOH thực nghiệm = 104,50

25

Phân tử NH 3

N(Z=7): 1s22s22p3

H(Z=1): 1s1

Sự tạo thành phân tử NH3với góc liên kết HNH = 900

Góc liên kết HOH thực nghiệm = 107,80

Thuyết liên kết hóa trị VB mở rộng

Sự lai hóa: trước khi xen phủ các orbital nguyên tử tổ hợp lại thành

các orbital lai hóa giống nhau về hình dạng và năng lượng

Lai hóa SP: 1 Aos + 1 AOp  1 AO lai hóa

27

Phân tử BeH 2

Be(Z=4): 1s 2 2s 2 + E Be * : 1s 2 2s 1 2p 1

Lai hóa sp 2 : 1 Aos + 2 AOp 3 AO lai hóa

29

Phân tử BH 3

Be(Z=4): 1s 2 2s 2 + E  Be * : 1s 2 2s 1 2p 1

Lai hóa SP 3 : 1 AOs + 3 AOp 4 AO lai hóa

31

Phân tử CH 4

Phân tử NH 3

33

Phân tử H 2 O

Cấu trúc không gian của các dạng lai hóa

35

Thuyết orbital phân tử (M.O)

Từ tính của vật chất

Chất thuận từ: chất có từ tính yếu, do có mặt electron độc thân.

Chất nghịch từ: chất không có từ tính Mọi electron đều ghép đôi và

từ tính bị triệt tiêu

37

Những hạn chế của mô hình V.B

Thuyết V.B dự đoán phân tử O2 là nghịch từ:

Thực nghiệm cho thấy phân tử O2là thuận từ

Thất bại trong việc giải thích hợp chất diborane B2H6

39

Không giải thích được sự tồn tại của các ion He2+, H2+

Thuyết M.O (Molecular orbital)

Các electron thuộc về toàn bộ phân tử Phân tử được xem như

nguyên tử đặc biệt, có nhiều tâm

Các electron chuyển động trong các orbital phân tử (MO) Mật độ

electronở giữa hai hạt nhân quyết định tính chất liên kết

+ -

-

-

- -

Sự tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử (LCAO-MO)

Sự giao thoa tạo ra vân tăng cường và “vân” triệt tiêu

MO tạo thành từ sự tổ hợp tuyến tính (giao thoa sóng electron) từ các

AO Có 2 khả năng xảy ra khi thực hiện tổ hợp:

2 Sóng electron cùng pha: tạo MO liên kết

43

2 sóng electron ngược pha: tạo MO phản liên kết

Điều kiện để các AO tham gia tổ hợp tạo MO

- Các orbital nguyên tử có năng lượng gần nhau

- Các orbital nguyên tử phải xen phủ đáng kể

- Các orbital nguyên tử phải có cùng tính chất đối xứng

Các AO không tham gia tổ hợp sẽ trở thành MO không liên kết

45

Giản đồ năng lượng của các MO

MO liên kết năng lượng thấp hơn các AO ban đầu

Các MO phản liên kết có năng lượng cao hơn các AO ban đầu

Các MO không liên kết có năng lượng bằng các AO ban đầu

Qui tắc điền electron vào MO giống như AO

Sự tạo thành MO từ các tổ hợp AO khác nhau

Tổ hợp S-S:

47

Tổ hợp S-P:

Tổ hợp P-P:

49

Tổ hợp P-P:

Giản đồ năng lượng và cấu hình e của phân X 2 (chu kì I)

Cấu hình e của X: 1s

Sự tổ hợp MO: 1sa + 1sb  s 1sa - 1sb  * s

Số electron liên kết – số electron phản liên kết

2 Bậc liên kết =

Giản đồ A( cho Li, Be, B, C và N)

Thứ tự năng lượng MO: s < s * < x = y < p < x * = y * < p *

Giản đồ (B) và giản đồ (A)

61

Là lực liên kết yếu giữa các phân tử, là nguyên nhân gây nên các

hiện tượng hóa lỏa, hóa rắn, hòa tan, hấp phụ của hầu hết các chất.

Lực Van Der Waals có xu hướng tập trung các tiểu phân lại với nhau

chống lại chuyển động nhiệt có xu hướng phân tán chúng.

Sự tương quan giữa hai xu hướng trên sẽ quyết định trạng thái tồn

tại của vật chất là chắt rắn, lỏng hoặc khí.

V Liên kết Van Der Waals

Lực Van Der Waals

Chuyển động nhiệt

Hai xu hướng tập trung và phân tán của vật chất

1 Tương tác định hướng (Dipole-dipole

Forces)Lực hút tĩnh điện giữa 2 phân tử phân cực:

Là lực mạnh nhất trong tương tác Van Der Waals, độ lớn của nó tỉ lệ

với độ phân cực phân tử

Các phân tử sẽ sắp xếp sao cho tối ưu

hóa lực hút và giảm thiểu lực đẩy

Lực hút tĩnh điện giữa phân tử phân cực và phân tử không phân

cực:

Phân tử phân cực làm lệc sự phân bố electron trong phân tử không

phân cực và xuất hiện lưỡng cực cảm ứng Ví dụ sự tương tác khí

oxi hòa tan với nước.

2 Tương tác cảm ứng (dipole – induced-dipole

interaction)

Cấu trúc tinh thể băng cháy (metan

hydrat)

Lực hút tĩnh điện giữa các phân tử không phân cực:

Do sự phân bố không đối xứng của electron xung quanh hạt nhân,

làm xuất hiện các lưỡng cực nhất thời Các lực này liên tục xuất

hiện và biến mất trong thời gian ngắn.

Lực khuếch tán yếu nhất trong 3 lực Van Der Waals.

3 Tương tác khuếch tán (Lực phân tán London)

Tương tác khuếch tán có vai trò quyết định tính chất vật lí của các

phân tử không phân cực:

Các halogen đi từ khí (F2, Cl2) đến lỏng (Br2) và đến rắn (I2) vì từ F2

đến I2số electron tăng nên lực London tăng.

CH4sôi ở -161 0 C, nhưng CCl 4 có nhiều electron hơn nên là chất lỏng

và sôi ở 77 0 C, CBr4 có nhiều electron hơn nữa nên nó là chất rắn ở

nhiệt độ phòng.

Lực phân tán London còn phụ thuộc vào hình dạng phân tử:

Pentane và 2,2-dimethylpropane, có cùng công thức phân tử C5H12

nhưng có điểm sôi khác nhau (lần lượt 36 0 C và 10 0 C).

Giữa các phân tử pentane tiết diện tiếp xúc lớn so với phân tử

2,2-dimethylpropane nên lực tương tác mạnh hơn:

Lực Van Der Waals trong sinh học

Nhiều động vật dựa vào lực Van Der Waals để bám dính khi di

chuyển

Cơ chế bám dính của Téc kè

Sự phân cực rất mạnh trong các liên kết H-O, H-N và H-F làm cho H

gần như mất lớp vỏ electron chỉ còn proton “Proton” này sẽ xâm

nhập sau vào nguyên tử có độ âm điện lớn (F,O,N) để tạo liên kết

hydro.

VI Liên kết hydro

Nguyên tử H trong HF gần như đã mất lớp vỏ electron

- Độ mạnh liên kết hydro nằm trung gian giữa LK Van Der Waals và

LK CHT

Năng lượng của các loại liên kết

1 Liên kết hydro gây ra các bất thường về tính chất vật lý

Nhiệt độ sôi cao bất thường của H 2 O, HF, NH 3

Nhờ liên kết hydro các phân tử tương tác với nhau mạnh hơn nên làm

tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi.

2 Liên kết hydro trong phân tử H 2 O

Liên kết hydro làm cho nước có những tính chất hết sức đặc biệt:

Nước có nhiệt dung riêng cao bất

thường:

Để tăng chuyển động nhiệt của nước cần

phải tốn một lượng lớn năng để phá vỡ LK

hydro.

Nước lỏng có thể tích lớn hơn nước đá rắn (≤4 0 C)

Nước gần như là chất duy nhất có tính chất này Do LK hydro, mạng

tinh thể nước đá có nhiều lỗ hổng, phân tử nước nằm ở đỉnh tứ

diện Khi hóa lỏng các lỗ hổng không còn nên nước lỏng trở nên đặc

hơn.

Nhờ vào tính chất đặc biệt này, vào mùa đông nước ở sông, biển chỉ

bị đóng băng ở lớp bề mặt nên sự sống bậc cao không bị hủy diệt!chemmvb@gmail.com 75

Do tính chất nở ra của khi chuyển từ rắn qua lỏng, nên nước có

tính chất đặc biêt: khi áp suất tăng thì nhiệt độ nóng chảy lại

giảm Tính chất này giúp nước ở tầng sau địa chất khó bị đóng

băn hơn.

Sự thay đổi khối lượng riêng của nước theo

Trong cùng một phân tử có thể xuất hiện liên kết hydro giữa nguyên

tử hydro phân cực với nguyên tử (F,O,N) âm điện không liên kết với

nó.

3 Liên kết hydro nội phân tử

Liên kết nội phân tử này làm thay đổi một số tính chất vật lí và hóa

học của phân tử.

Liên kết hydro đóng vai trò quan trong các quá trình sinh học như sự

gắn kết trong chuỗi AND, cấu trúc cuộn xoắn của protein, quá trình

co cơ, ghi nhớ,

4 Liên kết hydro trong sinh học