Liên kết hóa học

 Số mối liên kết cộng hóa trị tối đa của một nguyên tử có thể tính bằng số điện tử chua ghép đôi của nguyên tử ở trang thái tự do Nguyên tố Số electron độc thân ở trạng thái cơ bản X 

Trang 1

I Các khái niệm cơ bản của liên

kết hóa học

LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

1.1 Bản chất của liên kết hóa học (LKHH)

 Trong nguyên tử có chứa các hạt mang điện, và

xuất hiện lực hút hạt nhân – nguyên tử

 Giữa các nguyên tử cũng sẽ xuất hiện lực đẩy

và hút giữa hạt nhân – hạt nhân và hạt nhân – điện tử của nguyên tử kế cận

tạo thành các ion dương và âm, các ion này cũng sẽ hút nhau

 LKHH có bản chất điện

ns, np, (n –1)d, (n – 2)f gọi là các điện tử hóa trị,

chúng có khả năng bứt ra khỏi nguyên tử

 Các orbital nguyên tử lớp ngoài cùng gọi là orbitl

nguyên tử hóa trị, chúng có khả năng nhận

điện tử

 Các điện tử độc thân là các điện tử chuyển

động một mình trong các orbital nguyên tử hóa trị

1.2 Hóa trị:

Hóa trị của một nguyên tố được định nghĩa là

số nguyên tử hydro có thể hóa hợp với nguyên tố này

1.3 Các đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học:

 Năng lượng liên kết: là năng lượng giải phóng ra

khi hình thành mối liên kết hóa học từ những

nguyên tử cô lập Đơn vị tính: kJ/mol, kCal/mol

 Độ dài liên kết: là khoảng cách tưởng tượng

giữa 2 hạt nhân nguyên tử tạo nên liên kết Đơn

vị tính: A0

 Góc hóa trị: Góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng

tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm

với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết

 Độ bội liên kết: Là số liên kết được hình thành

1.4 Thuyết Kossel – Lewis:

 Một nguyên tử bao giờ cũng cố đạt cấu hình điện

tử bền khi tác dụng với các nguyên tử khác, đó là cấu hình bát bộ ns2np6

 Một nguyên tử có thể đạt cấu hình điện tử bền

bằng cách chuyển giao hay tiếp nhận một vài điện tử từ nguyên tử này sang nguyên tử khác

 Một nguyên tử cũng có thể đạt cấu hình bền

bằng cách dùng chung một đôi điện tử với một

nguyên tử khác

Trang 2

II Các dạng liên kết

2.1 Liên kết cộng

hóa trị

a Một số tiền đề cơ bản của phương pháp VB:

1 Liên kết cộng hóa trị tạo thành do 2 electron

độc thân có spin ngược chiều nhau

2 Sự xen phủ của 2 orbital nguyên tử tham gia

liên kết càng nhiều thì liên kết càng bền

3 Liên kết được phân bố theo phương tại đó sự

xen phủ lẫn nhau giữa các orbital nguyên tử tham gia liên kết là lớn nhất

2.1.1.Phương pháp liên kết hóa trị VB

-Valence bond

b Các kiểu liên kết cộng hóa trị:

Liên kết : Mối xen

phủ dọc trục nối 2

hạt nhân nguyên

tử liên kết

Liên kết : Mối xen

phủ không nằm trên

mà nằm đối xứng

trục nối 2 hạt nhân

nguyên tử liên kết

Trang 3

II Các dạng liên kết - 2.1 Liên kết cộng hóa trị - 2.1.1.Phương pháp

liên kết hóa trị VB

c Tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị:

Từ tiên đề (1) (Liên kết cộng hóa trị tạo thành do 2 electron độc thân có spin ngược chiều nhau) ta thấy có 2

cơ chế sử dụng chung các cặp electron ghép đôi:

Liên kết cộng hóa trị theo cơ chế góp chung: do sự

góp chung 2 electron hóa trị độc thân có spin ngược nhau của 2 nguyên tử tương tác mỗi nguyên tử đưa ra một electron

đám mây điện tử sẽ nằm giữa 2 nguyên tử,

ta có liên kết cộng hóa trị không phân cực

đám mây điện tử sẽ nằm gần nguyên tử nguyên tố có độ âm điện lớn hơn, ta có liên kết cộng hóa trị phân cực

 Số mối liên kết cộng hóa trị tối đa của một nguyên tử có thể tính bằng số điện tử chua ghép đôi của

nguyên tử ở trang thái tự do

Nguyên tố Số electron độc

thân ở trạng thái cơ bản

X E X*

KJ/mol

Số electron độc thân ở trạng thái Kích thích

Số mối LKCHT theo cơ chế ghép đôi tối đa

Liên kết cộng hóa trị theo cơ chế cho nhận:

Khi 1 nguyên tử có orbital nguyên tử hóa trị trống, nó sẽ nhận cặp điện tử do 1 nguyên tử khác đưa

ra để dùng chung tạo thành mối liên kết Ta gọi đó là liên kết cộng hóa trị kiểu phối trí

Từ 2 loại liên kết trên ta thấy rằng số mối liên kết cộng hóa trị tối đa mà 1 nguyên tử có thể tạo thành bằng số orbital nguyên tử hóa trị của nguyên tử đóCác nguyên tố chu kỳ 2 có 4 orbital nguyên tử hoá trị  Tạo được tối đa 4 mối liên kết cộng hóa trị

Các nguyên tố chu kỳ 3 có 9 orbital nguyên tử hoá trị  Tạo được tối đa 9 mối liên kết cộng hóa trị

Trang 4

d Tính có hướng của liên kết cộng hóa trị:

Từ tiên đề (2) và (3)

 (Sự xen phủ của 2 orbital nguyên tử tham gia liên kết

càng nhiều thì liên kết càng bền

 Liên kết được phân bố theo phương tại đó sự xen phủ

lẫn nhau giữa các orbital nguyên tử tham gia liên kết là lớn nhất)

 ta thấy muốn tạo mối liên kết bền vững thì che phủ

phải cực đại Sự che phủ cực đại giữa 2 nguyên tử chỉ xảy ra theo một số hướng nhất định, chính vì vậy, liên kết cộng hóa trị có tính định hướng

 Thuyết lai hóa:

Để có thể tăng khả năng xen phủ, nguyên tử không dùng các orbital nguyên tử thuần tuý

s, p, d mà “trộn lẫn” các orbital nguyên tử để

tạo nên các orbital nguyên tử mới gọi là orbital

nguyên tử lai hoá Sau đó mới dùng các orbital

nguyên tử lai hóa để xen phủ tạo liên kết với

nguyên tử khác

Các giả thuyết của thuyết lai hóa do Pauling và Sleyter đưa ra (1931) là:

 Nguyên tử trung tâm A dùng các orbital nguyên tử

lai hóa để tạo liên kết chứ không dùng các

orbital nguyên tử thuần tuý

 Số orbital lai hóa tạo thành bằng với số orbital

nguyên tử dùng để lai hóa

 Hình dạng của các orbital lai hóa giống nhau và có

dạng

 Các orbital lai hóa có mức năng lượng bằng nhau

và trung gian giữa các mức năng lượng của các

orbital nguyên tử tham gia lai hóa

 Các đôi điện tử hóa trị của nguyên tử đang xét

và các điện tử dùng chung sắp xếp trên các

orbital nguyên tử lai hóa này cũng tuân theo các quy tắc sắp xếp electron của nguyên tử

Trang 5

d Tính có hướng của liên kết cộng hóa trị:

Thuyết lai hoá

Để trạng thái lai hóa bền thì phải thoả mãn các điều kiện sau:

Các orbital nguyên tử tham gia tổ hợp phải có năng lượng xấp xỉ nhau

Mật độ mây electron của các orbital nguyên tử tham gia lai hóa phải khá lớn

Mức độ xen phủ của orbital nguyên tử lai hoá với các orbital của nguyên tử tham gia liên kết phải đủ lớn để liên kết hóa học hình thành đủ bền để tồn tại

- Trong một chu kỳ, từ trái qua phải: điện tích hạt nhân tăng, số electron lớp ngoài cùng tăng, chênh lệch

năng lượng giữa ns và np tăng khả năng tham gia lai hóa giảm Nguyên

Trang 6

f Thuyết đẩy của các cặp điện tử lớp hóa trị

(Valence Shell electron – pair Repulsion Theory –VSEPR): do

Gillespie và Nyholm hệ thống hóa

Sự sắp xếp các liên kết ở xung quanh nguyên tử

trung tâm tuỳ thuộc vào các cặp điện tử ở lớp

ngoài cùng (lớp hóa trị) của nguyên tử Các cặp điện tử này sẽ sắp xếp sao cho lực đẩy lẫn nhau là cực tiểu hay khi các đám mây điện tử cách xa nhau cực đại, nghĩa là chúng hướng về các hướng sao cho góc hóa trị giữa các hướng là lớn nhất

Các cặp điện tử này phân thành 2 loại: Các cặp

điện tử của riêng nguyên tử trung tâm A gọi là các

cặp điện tử tự do (Cặp điện tử không liên kết), và

loại 2 là các cặp điện tử có tham gia tạo thành liên kết (cho – nhận hay ghép đôi) thuộc về cả 2 nguyên

tử A và B gọi là các cặp điện tử liên kết Nếu còn

electron độc thân thì ta cũng có thể xem như 1 cặp

electron Lực đẩy của các cặp điện tử giảm theo thứ tự:

cặp etự do–cặp etự do > cặp etự do–cặp eliên kết > cặp eliên kết–cặp

eliên kết > eđộc thânĐộ âm điện nguyên tử trung tâm nhỏ hơn các

nguyên tử biên liên kết với nó: cặp điện tử liên kết gần nguyên tử biên hơn  vùng không gian gần nguyên tử trung tâm trống nhiều cặp electron tự do chiếm chỗ gần nguyên tử trung tâm  góc hóa trị giảm nhiều Ngược lại độ âm điện nguyên tử trung tâm lớnû hơn các nguyên tử biên liên kết với nó: cặp điện tử liên kết gần nguyên tử trung tâm hơn  vùng không gian gần nguyên tử trung tâm không

nhiều chỗ cho cặp electron tự do “bành trướng”  góc hóa trị giảm ít hơn

Thí dụ: FNF = 1020, HNH = 10703, FOF = 10308, HOH = 10405

Trang 7

g Liên kết cộng hóa trị nhiều tâm liên kết 

không định chỗ :

Cặp e tham gia liên kết  không chỉ thuộc về 2 orbital nguyên tử của 2 nguyên tử đang xét

mà phân bố đều cho mọi orbital nguyên tử

cùng hướng của các nguyên tử khác trong

phân tử.

h Bậc liên kết của liên kết cộng hóa trị:

Có thể là các số nguyên và là các số lẻ

Bậc liên kết = tổng số cặp electron liên kết/số mối

liên kết 

Trang 8

I Áp dụng phương pháp VB cho phân tử hay ion AB n:

Bước 1: Viết cấu hình electron của các nguyên tử tham gia liên

kết dưới dạng chữ và ô lượng tử

Bước 2: Dự đóan lai hóa của nguyên tử trung tâm Có 2 cách

để dự đoán:

 Dựa vào góc hóa trị của phân tử: Nếu ta có thể xác

định được góc BAB thì góc hóa trị gần với góc hoá trị của dạng lai hóa nào, nguyên tử A sẽ lai hóa theo dạng đó

 Dựa vào tổng số (T) các l.iên kết  (liên kết chắc chắn

phải có khi 2 nguyên tử liên kết với nhau) của nguyên tử trung tâm với các nguyên tử xung quanh và số cặp

electron tự do ở nguyên tử trung tâm (áp dụng cho phân tử hay ion có dạng ABn) Các bước tiến hành như sau:

 Tính tổng số electron hóa trị của các nguyên tử trong

phân tử (X)

 Tính số electron tối đa mà các nguyên tử biên phải có để

đạt cấu hình electron bền (Y) (8 electron cho mỗi nguyên tử

biên nói chung và 2 electron khi nguyên tử biên là Hydro)

 Tính số cặp electron hóa trị tự do của nguyên tử trung tâm

không tham gia tạo liên kết (X – Y)/2

 Tính số cặp electron hóa trị của nguyên tử trung tâm

T = số liên kết  + (X – Y)/2

T = 2: lai hóa sp, T = 3: lai hóa sp2, T = 4: lai hóa sp3

Bước 3: Vẽ cấu hình electron của các electron hóa trị dưới dạng

ô lượng tử và khoanh vùng các orbital lai hóa

Bước 4: Phân tích sự tạo thành các liên kết trong phân tử:

2 nguyên tử liên kết với nhau: 1 liên kết 

Nếu có orbital nguyên tử p tham gia liên kết giữa 2 nguyên tử

thì ngoài liên kết  còn có thể có:

Liên kết  góp chung: nếu cả 2 nguyên tử có các orbital

nguyên tử p chứa electron hóa trị độc thân

Liên kết  cho nhận: nếu 1 nguyên tử có các orbital nguyên

tử p trống và một nguyên tử chứ orbital nguyên tử p

chứa cặp electron hóa trị

Liên kết  không định chỗ: cặp electron hóa trị thuộc về

nhiều nguyên tử có các orbital nguyên tử p cùng hướng

Bước 5: Vẽ, nhận xét và phân tích hình dạng hình học phân

tử,góc hóa trị, tính bậc liên kết

j Ưu điểm của phương pháp VB:

Giải quyết đựơc một số vấn đề của liên kết cộng hóa

trị như:

 Khả năng tạo liên kết

 Các đặc trưng của liên kết.

 Giải thích được cấu trúc và tính chất của nhiều

phân tử.

 Dễ hình dung

k Nhược điểm của phương pháp VB:

Chưa được tổng quát, có những hiện tượng thực

nghiệm không thể giải thích được bằng phương

pháp này như tính thuận từ của một số phân tử, sự tồn tại khá bền của ion phân tử H 2+ , vấn đề

về màu sắc của một số chất

Trang 9

hóa trị

2.1.2.Phương pháp orbital nguyên tử (MO)

Quan niệm của phương pháp MO là có thể xem

phân tử như là một nguyên tử phức tạp, nghĩa

là một hệ thống duy nhất bao gồm các hạt

nhân và các electron của các nguyên tử tạo

thành và về nguyên tắc phân tử cũng có cấu

trúc orbital giống như nguyên tử

b Nội dung cơ bản của phương pháp MO về liên kết

cộng hóa trị:

Phân tử là nguyên tử đa nhân phức tạp: là tổ hợp thống nhất gồm các hạt nhân và các electron của các nguyên tử tham gia tạo thành phân tử

Phân tử cũng có cấu trúc orbital giống như nguyên tử Các orbital phân tử được ký hiệu là , , , 

tuỳ thuộc vào sự định hướng của chúng đối với

trục nối các hạt nhân nguyên tử

Các orbital phân tử được tạo thành do sự tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử (tức do các orbital nguyên tử xen phủ lẫn nhau) Sự tổ hợp các orbital phân tử từ các orbital nguyên tử chỉ xảy ra khi có đủ các điều kiện sau:

Các orbital nguyên tử phải gần nhau về mặt năng lượng

Các orbital nguyên tử phải che phủ nhau đáng kể

Các orbital nguyên tử phải đối xứng giống nhau đối với đường liên kết trong phân tử

Các orbital phân tử có thể có 1 tâm, 2 tâm hay nhiều tâm tuỳ thuộc vào số nguyên tử tham gia tạo thành

liên kết:

Sự tổ hợp tuyến tính cộng các orbital nguyên tử tạo

thành các orbital phân tử liên kết có năng lượng thấp hơn các orbital nguyên tử ban đầu Orbital phân tử này được gọi là orbital phân tử liên kết Ký hiệu chúng là:

1s, 2s, 2px, 2py, 2pz

Sự tổ hợp tuyến tính trừ các orbital nguyên tử tạo

thành các orbital phân tử phản liên kết có năng lượng cao hơn các orbital nguyên tử ban đầu Các orbital phân tử này được gọi là orbital phản phân tử liên kết Ký

hiệu các orbital phân tử phản liên kết là *1s, *2s, *2px,

*2py, *2pz

Các orbital nguyên tử không tham gia tổ hợp với các orbital nguyên tử khác khi hình thành phân tử sẽ được chuyển nguyên vẹn vào phân tử và được gọi tên là

orbital phân tử không liên kết Các orbital phân tử

không liên kết chỉ có 1 tâm, hình dạng và mức năng lượng hoàn toàn giống với orbital nguyên tử chuyển

thành nó Ký hiệu là 0

2s, 0

2px, 0

2py, 0

2pz

Trang 10

Thí dụ: Tổ hợp tạo thành orbital phân tử từ các nguyên tử thuộc chu kỳ 2 có thể có 2 cách tuỳ thuộc vào sự phân mức năng lượng giữa 2s và 2p

Nguyên

E2s–2p(eV) 1,9 2,8 5,7 8,1 11,4 18,9 22,6 26,8

Các nguyên tố đầu chu kỳ có sự chênh lệch

năng lượng giữa 2s và 2p ít khác nhau trật tự phân

bố các orbital phân tử theo chiều tăng dần năng

lượng như sau:

1s < *1s <2s < *2s < 2py = 2pz <2px < *2py = *2pz < *2px

Các nguyên tố cuối chu kỳ có sự chênh lệch

năng lượng giữa 2s và 2p cách xa nhau trật tự

phân bố các orbital phân tử theo chiều tăng dần

năng lượng như sau:

1s < * Trong phân tử các electron phân bố trên các orbital 1s <2s < *2s <2px < 2py = 2pz < *2py = *2pz < *2px

phân tử theo các quy luật giống như trên các orbital nguyên tử gồm

* Nguyên lý vững bền

* Nguyên lý Pauli

* Quy tắc Hund

 Bậc liên kết = (Số electron liên kết – số electron

phản liên kết) / (2 x số liên kết )

 Bậc liên kết tăng thì năng lượng liên kết tăng còn

chiều dài liên kết giảm

Trang 11

c Áp dụng phương pháp MO:

Các nguyên tố đầu chu

kỳ 2

orbital nguyên tử MO

Trang 12

Chiều dài liên

nghịch

thuận

Các nguyên tố đầu chu

Trang 13

Các phân tử hai nguyên tử khác loại của các nguyên tố chu kỳ 2

Các OM tạo thành giống trường hợp 2 phân tử

cùng loại đầu chu kỳ 2

Do hai nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau về độ âm điện nên

AO của nguyên tố dương điện hơn sẽ góp chủ yếu vào MO phản liên kết

AO của nguyên tố âm điện hơn sẽ góp chủ yếu vào MO liên kết

Chiều dài liên kết (A0) 1,10 1,13 1,14 1,06

NL liên kết (kJ/mol) 940 1076 1004 1051Tính thuận từ nghịch nghịch nghịch nghịch

Trang 14

hóa trị 2.1.3 Phân tử cộng hóa trị

a Phân tử cộng hoá trị có cực và không cực

Phân tử cộng hóa trị có cực là do sự phân bố

mật độ electron trong phân tử gần với nguyên tử âm điện hơn làm cho nguyên tử có độ âm điện lớn tích điện âm và nguyên tử còn lại tích điện dương

Phân tử cộng hoá trị không cực là phân tử tạo thành từ các nguyên tử cùng một loại nguyên tố (N2 H2 O2…) hoặc phân tử có tính đối xứng (CO2 CS2 CCl4

C6H6…)

b Lưỡng cực và moment lưỡng cực

Phân tử có cực: xuất hiện lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích bằng nhau nhưng trái dấu (+ - ) ,

cách nhau khoảng cách l gọi là độ dài lưỡng cực

Moment lưỡng cực: là đại lượng vectơ có chiều qui

ước từ cực dương đến cực âm

 Có độ lớn  = lx  Thực tế  thường đo bằng đơn vị debye (D)

Trong hệ thống CGS  = 10-18 đơn vị tĩnh điện x cm

Trong hệ thống SI  = 3.336 x 10-33 Culong-mét (C.m)

Phân tử cộng hoá trị:  = 0  4 D  càng lớn thì phân tử càng có cực mạnh

Định dạng
Số trang	29
Dung lượng	1,84 MB