4 LIÊN kết hóa học cấu tạo PHÂN tử compatibility mode

Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học Về hình thức, liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để tạo thànhphân tử hay tinh thể bền vững hơn;  Về bản chất, liên kết hóa học

LIÊN KẾT HÓA HỌC & CẤU TẠO PHÂN TỬ

1 Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học

 Về hình thức, liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để tạo thànhphân tử hay tinh thể bền vững hơn;

 Về bản chất, liên kết hóa học là lực, giữ cho các nguyên tử cùng nhau trongcác phân tử hay các tinh thể;

1.1 Bản chất liên kết :

Theo quan niệm hiện đại, liên kết hóa học có bản chất điện, nguyên nhân là do

cơ sở tồn tại của mọi liên kết hóa học đều là lực hút giữa các hạt tích điện chính làcác electron và hạt nhân nguyên tử Electron thực hiện liên kết hóa học chủ yếu làelectron của những phân lớp ngoài cùng (electron hóa trị)

1.2 Một số đặc trưng của liên kết :

1.2.1 Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tương tác

với nhau

Nếu các nguyên tử tham gia liên kết như nhau, thì liên kết càng bền khi độ dài liênkết càng bé

1.2.2 Góc hóa trị: là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân

nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết

1.2.3 Năng lượng liên kết: là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết.

Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết, năng lượng liên kết càng lớnthì liên kết càng bền

Độ dài liên kết càng nhỏ năng lượng liên kết càng lớn

1.2.4 Mômen lưỡng cực

 Trong nguyên tử, các electron bao quanh hạt nhân được phân bố toàn toàn đốixứng khắp mọi phía nên trọng tâm của các điện tích trùng với tâm của hạt nhân (trọngtâm của điện tích dương)

 Trong phân tử, trọng tâm của các điện tích âm và dương có thể trùng nhau hoặckhông trùng nhau

 Nếu trọng tâm điện tích dương và trọng tâm điện tích âm trong phân tử trùng nhau

ta có phân tử không phân cực

Ví dụ: phân tử H2, N2, F2 …

 Nếu trọng tâm điện tích âm và dương không trùng

nhau (xuất hiện ở 2 nguyên tử có sự chênh lệch về độ

âm điện) thì ta có phân tử phân cực Lúc này phân tử

xuất hiện một mômen lưỡng cực

Ví dụ: phân tử H2O

 Độ phân cực của liên kết được đánh giá qua

mômen lưỡng cực μ (muy), có đơn vị đo là Debye (D)

2 Thuyết bát tử Kossel - Lewis

 Khi các nguyên tử tương tác với nhau thì lớp electron ngoài cùng của chúng sẽ thay đổi

để đạt cấu hình của khí trơ gồm 8 electron (hoặc 2 electron trong trường hợp He);

 Liên kết hóa học trong trường hợp này được thực hiện bằng một cặp electron trao đổi của hai nguyên tử tương tác;

 Nếu cặp electron này đồng thời thuộc về cả hai nguyên tử tương tác thì liên kết được gọi

là cộng hóa trị, còn nếu electron này chỉ thuộc về một nguyên tử tương tác thì liên kết gọi là liên kết ion;

Hiệu độ âm điện và liên kết hóa học

Từ 0,0 đến dưới 0,4 liên kết cộng hóa trị không cực

Từ 0,4 đến dưới 1,7 liên kết cộng hóa trị có cực

Từ 1,7 trở lên liên kết ion

2.1 Thuyết liên kết ion của Kossel

Ví dụ:

Na → Na + + e

-Cl + e - → Cl

-Na + + Cl - → NaCl

 Một số nguyên tử nhường electron để lớp vỏ

ngoài cùng có 8 electron, trở thành ion dương

 Một số nguyên tử nhận electron để lớp vỏ

ngoài cùng có 8 electron, trở thành ion âm

Phân tử

2.1.1 Đặc điểm liên kết:

 Liên kết ion không có hướng;

 Liên kết ion không có tính bão hoà;

2.1.2 Đặc điểm hợp chất liên kết ion

 Hợp chất ion luôn luôn là một tập hợp vô hạncác ion trái dấu được xếp theo trật tự xác định gọi làtinh thể ion;

 Công thức hợp chất ion chỉ phản ánh tỉ số ion

âm và ion dương, không phải là công thức phân tử

 Hợp chất ion ở trạng thái rắn có độ cứng trungbình, giòn;

 Không dẫn điện khi ở trạng thái rắn, ở trạng tháilỏng dẫn điện và nhiệt tốt;

 Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đốicao

2.1.3 Năng lượng mạng lưới tinh thể ion

2.1.3.1 Công thức Born - Landé

 Hệ số đẩy Born phụ thuộc vào cấu hình electron của các ion Với các ion có cấu hình tương

tự các khí hiếm He, Ne, Ar, Kr, Xe, hệ số đẩy Born có các giá trị tương ứng là 5, 7, 9, 10, 12.

 Hằng số Madelung phụ thuộc vào kiểu cấu trúc mạng tinh thể Ví dụ, CsCl có M = 1.763; NaCl có M = 1.7475; …

2.1.3.2 Công thức Kaputinski

2.2 Thuyết cộng hóa trị của Lewis (1916)

Khi tạo liên kết, mỗi nguyên tử đưa ra một hoặc nhiều electron tạo thành những cặpelectron sử dụng chung sao cho số electron ngoài cùng của mỗi nguyên tử giống khíhiếm (2 hoặc 8 electron ngoài cùng)

 Liên kết phối trí (Liên kết cộng hóa trị cho - nhận) là một dạng đặc biệt của liên

kết cộng hóa trị, trong đó các điện tử chia sẻ chỉ đến từ một nguyên tử duy nhất

Độ bền của liên kết phối trí không khác gì so với liên kết cộng hóa trị

2.2.1 Phân loại liên kết:

 Nếu hai nguyên tử có độ âm điện như nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm ở giữa, ta

có liên kết cộng hoá trị không cực

Ví dụ : Cl : Cl, O : : O, …

 Nếu hai nguyên tử có độ âm điện khác nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm lệch vềphía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, ta có liên kết cộng hoá trị phân cực

Ví dụ : H :Cl, H :O: H, …

 Trường hợp nếu cặp electron chung do một trong hai nguyên tử đưa ra còn nguyên

tử kia được dùng chung, hình thành liên kết phối trí

 Mỗi cặp electron dùng chung được ký hiệu bằng một vạch ngang gọi là vạch hoátrị

Ví dụ:

H – O – H, H – Cl, O = O, …

2.2.2 Đặc điểm của liên kết

 Liên kết cộng hóa trị là liên kết có hướng

2.2.3 Thành công của thuyết Lewis

 Giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo thành liên kết giữa các nguyên tử trongphân tử;

 Giải thích được các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất (là số liênkết hình thành giữa một một nguyên tử của nguyên tố đó với các nguyên tử khác trongphân tử)

2.2.4 Hạn chế của thuyết Lewis

 Không giải thích được từ tính của một số chất

2.2.5 Ngoại lệ của thuyết bát tử

 Phân tử có một số lẻ electron, ví dụ: NO, …

 Phân tử có ít hơn 8 electron, ví dụ: BF3, …

 Phân tử có nhiều hơn 8 electron, ví dụ: PCl5, SF6, …

2.3 So sánh hai loại liên kết

3 Liên kết hóa học theo cơ học lượng tử

3.1 Thuyết liên kết hoá trị của VB (Valence Bond)

Thuyết VB dùng sự xen phủ của các orbital nguyên tử (AO: atom orbital) để mô tả sựtạo thành các liên kết

Tuy theo tính đối xứng của vùng xen phủ giữa các AO tham gia liên kết đối với trụcliên kết (trục với tâm 2 hạt nhân), người ta phân biệt liên kết σ (xích ma), liên kết π (pi),liên kết δ (delta, liên kết này ít gặp, đó là liên kết suất hiện do sự xen phủ của cácorbital d)

3.1.1 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 spintrái dấu của 2 nguyên tử khác nhau tương tác với nhau, cặp electron này được xem nhưchung cho cả 2 nguyên tử

 Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ càng mạnhthì liên kết càng bền

 Liên kết được phân bố theo phương mà tại đó sự xen phủ lẫn nhau giữa các AOtham gia liên kết là lớn nhất, và như vậy sẽ có những phương được ưu tiên trong khônggian phù hợp với cấu hình không gian của phân tử vì vậy liên kết cộng hoá trị có tínhđịnh hướng.

 Liên kết cộng hoá trị có tính bão hòa, nghĩa là mỗi liên kết chỉ đảm bảo bởi 2electron và ở một nguyên tử tham gia liên kết chỉ có một số giới hạn các liên kết hoá trị

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

3.1.2 Sự tạo thành liên kết σ, liên kết π

3.1.2.1 Liên kết σ

Được hình thành khi các AO tham gia liên kết xen phủ dọc theo trục liên kết (theo trụcnối giữa hai hạt nhân nguyên tử)

Liên kết σ có tính đối xứng trục và khá bền

3.1.2.2 Liên kết π

Được hình thành khi có sự xen phủ các AO hoá trị về hai phía của trục nối giữa hai hạtnhân nguyên tử tương tác

Liên kết π kém bền hơn liên kết σ

Liên kết π tạo thành mặt phẳng đối xứng với trục liên kết

Lưu ý: giữa 2 nguyên tử liên kết

với nhau trong phân tử bao giờ

cũng chỉ tồn tại một liên kết σ,

còn số liên kết π có thể bằng 0,

1, 2

3.1.3 Các thuyết trong khuôn khổ thuyết VB

3.1.3.1 Hoá trị của các nguyên tố theo VB

Trường hợp các nguyên tố Be, B, C,electron nhận năng lượng, để chuyểnsang trạng thái kích thích

 Cặp electron 2s sẽ tách đôi vàmột electron chuyển lên obitan 2p còntrống

 Năng lượng tiêu tốn để kích thíchelectron được bù lại khi nguyên tử tạothành các liên kết hoá học

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)

Hoá trị thông thường của Be(2), B(3), C(4)

 Thuyết hoá trị spin giúp ta giải thích được hoá trị của nhiều nguyên tố.

 Thuyết hóa trị spin gặp hạn chế như không giải thích được sự hình thành liên kếttrong các ion phân tử và từ tính của một số chất, không giải thích được độ bền của cácphân tử,…

3.1.3.2 Thuyết lai hoá orbitan và dạng hình học của phân tử

 Thuyết lai hoá được Pauling đưa ra trong khuôn khổ thuyết VB để giải thích sựhình thành liên kết trong phân tử CH4, BeF2 … và các hợp chất tương tự

 Theo Pauling khi tham gia liên kết các AO hoá trị của các nguyên tử không thamgia đồng thời bằng cách trộn lẫn với nhau trước khi đi vào liên kết Hay nói cách khác

là các AO tổ hợp với nhau thành các tổ hợp tốt nhất để tạo liên kết bền nhất Các tổ hợp

đó là các hàm sóng tương đương nhau, có năng lượng và hình dạng giống nhau và đượcđịnh hướng rõ rệt trong không gian

 “Sự lai hoá obitan là sự tổ hợp các AO trong một nguyên tử để tạo thành các AO lai hoá giống nhau về năng lượng, hình dạng và định hướng rõ rệt trong không gian”.

 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 với các AO của các nguyên tử khác tham gia liênkết phải lớn

Nếu không đủ các điều kiện trên thì khả năng lai hoá giảm dần hoặc không có sự laihoá, kết quả dẫn đến độ bền liên kết giảm dần

 Các kiểu lai hoá giữa các AO ns và np

 Lai hóa sp

Là sự tổ hợp giữa một AO s và một AO

p thuộc cùng một lớp nguyên tử, tạo thành 2orbital lai hoá có năng lượng tương đương

và hình dạng giống nhau, trục đối xứng của

2 AO lai hoá này tạo với nhau một góc 1800

Ví dụ: BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2,

…

 Lai hoá sp 2

Là sự lai hoá giữa một AO s với 2 AO p tạo

ra 3AO lai hoá sp2 nằm trong cùng một mặtphẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhaumột góc là 1200 hướng về 3 đỉnh của mộttam giác đều

Ví dụ: BH3, BF3, BCl3, SO2, SO3,

Ví dụ, Khi tạo thành phân tử mêtan, 1 obitan 2s và

3 obitan 2p của C đã lai hoá cho 4 obitan Phân tử

tứ diện đều CH4 có góc hóa trị H – C – H là 1290

28’

Sự xen phủ 4 obitan lai hóa này với 4 obitan 1s của

4 nguyên tử hiđro cho 4 liên kết tương đương vớigóc hoá trị 109028’

Phân tử NH 3

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

 Ronald James 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 ion gọi là thuyết sự đẩy các cặp

electron hoá trị, VSEPR (Valence Shell Electronic Pair Repusions)

Theo mô hình VSEPR: Xét phân tử

3.2 Thuyết obital phân tử MO (Molecular Obital)

3.2.1 Những luận điểm cơ bản của thuyết MO:

 Trong phân tử, tính cá thể (độc lập) của các nguyên tử không còn tồn tại Phân tửgồm có một số giới hạn các hạt nhân nguyên tử và các electron Các electron (chủ yếu

là các electron hóa trị) phân bố trên các obitan chung của phân tử

 Trong phân tử tồn tại những trạng thái riêng cho các electron, trạng thái đó đượcxác định bởi một hàm không gian gọi là obitan phân tử (MO) Mỗi MO tương ứng vớimột mức năng lượng xác định

 Trong phân tử, sự phân bố các electron trên các MO cũng tuân theo nguyên lývững bền, nguyên lý Pauli và qui tắc Hund, từ đó ta có cấu hình electron của phân tử

3.2.2 Điều kiện tổ hợp có hiệu quả các AO.

 Các AO phải có cùng tính chất đối xứng

 Năng lượng các AO phải xấp xỉ nhau

 Các AO phải xen phủ nhau rõ rệt

3.2.3 Các đặc trưng của liên kết cộng hoá trị trong phương pháp MO:

Bậc liên kết hay độ bội liên kết (N)

n: số electron nằm ở MO liên kết;

n*: số electron nằm ở MO phản liên kết

 Bậc liên kết càng lớn, liên kết càng bền, độ dài liên kết càng nhỏ;

 Bậc liên kết bằng 0, phân tử không tồn tại hoặc rất không bền

 Thuận từ: khi có electron độc thân trên MO;

 Nghịch từ: khi các electron đều ghép đôi;

Sự tổ hợp tạo thành các MO

 Giản đồ năng lượng các MO của hai nguyên tử đồng hạch thuộc chu kỳ 1

 Giản đồ năng lượng các MO của các phân tử A 2 , gồm hai nguyên tử đồng hạch thuộc chu kỳ 2

 MO được thiết lập là do sự tổ hợp tuyến tính các AO hoá trị (các electron phân lớpngoài cùng) Sự tổ hợp của nAO sẽ tạo thành nMO

 Các nguyên tử ở chu kỳ 2 đều có 4 AO hoá trị khi tạo thành phân tử A2

 Electron phân bố trên các MO theo mức năng lượng từ thấp đến cao

Cấu hình electron của các phân tử

O2, F2, Ne2 có dạng:

Kí hiệu (KK) ở đây chỉ rằng có 4e

(1s2 ) của hai nguyên tử của lớp K

(n=1) không tham gia tạo thành MO

Cấu hình electron của phân tử O 2

Cấu hình electron của các phân tử Li2, Be2, B2, C2, N2 có dạng:

Bài tập luyện tập: Viết cấu hình electron của các phân tử H2, He2, Li2 Đánh giá độbền liên kết và tính thuận từ, nghịch từ của các phân tử

Cấu hình electron của phân tử N 2

 Thuyết MO cho phân tử AB dị hạch

 Xây dựng các MO đối với các

phân tử dạng AB hoàn toàn giống

với phân tử dạng A2;

 Chỉ có các AO có cùng tính

đối xứng mới tham gia tạo tính

liên kết;

 Trong hai nguyên tử A và B,

nguyên tử nào có độ âm điện lớn

hơn sẽ có mức năng lượng AO bền

hơn và được biểu diễn thấp hơn

trên bản đồ năng lượng

Bài tập luyện tập: Viết cấu hình electron của các phân tử HF, CN-, He2, Li2, O2, F2.Đánh giá độ bền liên kết và tính thuận từ, nghịch từ của các phân tử

Cấu hình electron của phân tử NO

Cấu hình electron của phân tử CH 4

Cấu hình electron của phân tử HF

4 Liên kết kim loại

Liên kết kim loại là liên kết giữa ion dương kim loại và các electron tự do của chúng

 Thuyết “khí electron” (Drude và Lorentz, 1900): Trong tinh thể kim loại các

electron tách khỏi nguyên tử và di chuyển tương đối tự do tạo thành “đám khíelectron” Sự tương tác giữa đám khí electron và ion dương kim loại là nguyên nhâncủa lực liên kết kim loại

4 Tương tác giữa các phân tử

4.1 Liên kết hidro

Liên kết hidro là liên kết được hình thành do khả năng nguyên tử hidro kết hợp vớinguyên tử của nguyên tố độ âm điện mạnh tạo thành liên kết hóa học với nguyên tửtương tự khác

 Ảnh hưởng của liên kết hidro

 Liên kết hidro liên phân tử

 Làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của chất

 Làm giảm độ điện li của axit

 Ảnh hưởng đến sự hòa tan lẫn nhau giữa các chất lỏng, nếu chất tan tạo được liênkết hidro với dung môi nước thì tan tốt trong dung môi đó

 Liên kết hidro nội phân tử

 Có tác dụng thu gọn phân tử lại nên làm giảm nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảycủa hóa chất

 Có thể ảnh hưởng đến tính axit của hóa chất

 Làm giảm số nguyên tử H có thể tạo liên kết hidro dùng để tạo liên kết hidro vớidung môi nên làm giảm độ hòa tan của hóa chất trong dung môi

 Có thể làm thay đổi độ bền của cấu trạng hóa chất

 Liên kết hidro là nguyên nhân của một số đặc tính quan trọng của nước, gây ra sựbiến đổi bất thường khối lượng riêng của nước (1g.mL– 1 ở 4oC), quyết định phần lớntính chất của các chất quan trọng vể mặt sinh học như protein và các axit nucleic

4.2 Lực Vanderwaals

Ví dụ: Theo dãy F2, Cl2, Br2, I2 thì kích thước và khối lượng tăng từ đầu đến cuối dãynên lực vaderwaals tăng dần do đó nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy của các chất nàytăng dần

 Là lực tương tác giữa các phân tử, nó có bản

chất tĩnh điện

 Kích thước và khối lượng của phân tử càng

lớn thì lực Vanderwaals càng lớn

 Lực Vanderwaals bé hơn so với năng lượng

của liên kết ion và liên kết cộng hoá trị nên nó chỉ