LIÊN kết và cấu TRÚC

I LIÊN KẾT VÀ CẤU TRÚC Nguyên tắc Các điện tích ngược dấu nhau thì hút nhau (attract) Các điện tích giống nhau thì đẩy nhau (repel) Nguyên tử được cấu tạo bởi hạt nhân (nuclei) và electron Các electron mang điện tích âm bao xung quanh hạt nhân mang điện tích dương Khi hai nguyên tử A và B tiến lại gần nhau, nuclei mang điện tích dương của nguyên tử A kéo electron của nguyên tử B và nuclei mang điện tích dương của nguyên tử B kéo electron của nguyên tử A (Hình thành tương tác hút) Nuclei của nguy.

I LIÊN KẾT VÀ CẤU TRÚC Nguyên tắc: - Các điện tích ngược dấu hút (attract) - Các điện tích giống đẩy (repel) Ngun tử cấu tạo hạt nhân (nuclei) electron Các electron mang điện tích âm bao xung quanh hạt nhân mang điện tích dương Khi hai nguyên tử A B tiến lại gần nhau, nuclei mang điện tích dương nguyên tử A kéo electron nguyên tử B nuclei mang điện tích dương nguyên tử B kéo electron nguyên tử A.(Hình thành tương tác hút) Nuclei nguyên tử A B đẩy nhau, electron nguyên tử A B đẩy (Hình thành tương tác đẩy) Quy tắc bát tử (octet rule): Nguyên tử nguyên tố có xu hướng hình thành phân tử cách thu vào hay vài electron để đạt cấu hình bền khí gần 1cal = 4,18j Atom Valence Valence electron H H C O N F Cl Br I C O N F Cl Br I - Nguyên tố nằm bên trái bảng HTTH nguyên tố dương điện (electropositive), đẩy electron cho electron - Nguyên tố nằm bên phải bảng HTTH nguyên tố âm điện (electronegative), kéo electron nhận electron Thứ tự độ âm điện: F > O > Cl > N > S Fluorine nguyên tố âm điện - Trong phân tử, nguyên tử xếp xung quanh nguyên tử trung tâm cho lực đẩy chúng nhỏ LIÊN KẾT HÓA HỌC I.3 - Phân tử hợp chất hóa học tạo thành nhờ chuyển electron hóa trị từ nguyên tử sang nguyên tử kia, nguyên tử electron biến thành ion dương (cation), nguyên tử nhận electron biến thành ion âm (anion) Các ion mang điện tích ngược dấu hút lại gần Khi đến gần nhau, ion lại xuất lực đẩy Lực đẩy tăng lên ion gần đến lúc lực đẩy lực hút, ion dừng lại cách khoảng cách định, khoảng cách gọi độ dài liên kết (bond length) bond length - Có hai loại liên kết (bond) hóa học chủ yếu: + Liên kết ion: Dựa lực hút tĩnh điện hai ion mang điện tích ngược dấu + Liên kết cộng hóa trị: Được hình thành cách đưa electron hóa trị để hình thành hai hay ba cặp electron dùng chung Liên kết (LK) cộng hóa trị có cực LK cộng hóa trị khơng phân cực - Thực tế: Khơng có ranh giới rõ rệt LK cộng hóa trị LK ion Trong trường hợp nào, LK hóa học ln tạo nên cặp electron Các cặp electron dùng chung cho hai nguyên tử LK dịch chuyển hẳn hai nguyên tử Ex: F Cặp electron: Phân tử: F H F dùng chung dịch chuyển Khơng phân cực Có cực Na+ Fchuyển hẳn Ion In pure ionic bonds (LK ion túy), electron octets are formed by transfer of electrons Formation of Ionic Bonds by Electron Transfer - Năng lượng ion hóa (ionization potential, IP): lượng cần tiêu thụ (thu nhiệt, IP>0) để tách electron khỏi nguyên tử trạng thái khí - Ái lực electron (electron affinity, EA) nguyên tử lượng tỏa (tỏa nhiệt, EA 2,0 : LK ion túy (“pure” ionic ones) - Ðộ phân cực liên kết đánh giá qua moment lưỡng cực µ (muy), có đơn vị đo Debye (D) Moment lưỡng cực biểu thị mũi tên có gạch phần chiều hướng từ điện tích dương δ+ sang điện tích âm δ- - Trong phân tử có cấu trúc đối xứng dẫn đến moment lưỡng cực Lk phân bố đối xứng, tổng moment lưỡng cực phân tử không phân cực Ex: CO2 CCl4 Để biết phân tử có phân cực hay khơng phải xác định hình dạng Valece electron repulsion controls the shaes of molecules Valence-shell electron-pair repulsion (VSEPR ) method Exercise 1-4 Show the bond polarization in H2O, SCO, SO, IBr, CH4, CHCl3, CH2Cl2, and CH3Cl by using dipole arrows to indicate separation of charge (In the last four examples, place the carbon in the center of the molecule.) Exercise 1-5 Ammonia, :NH3, is not trigonal but pyramidal, with bond angles of 107.38 Water, H2O is not linear but bent (104.58) Why? (Hint: Consider the effect of the nonbonding electron pairs.)  Quy luật: quy luật để vẽ cấu trúc lewis Rule Draw the (given or desired) molecular skeleton Rule Count the number of available valence electrons Rule (The octet rule ) Rule Assign (form al) charges to atoms in the molecule (điện tích hình thức) Formal charge = Tổng số electron lớp vỏ nguyên tử trung hịa – ½ số electron tham gia liên kết - số electron không liên kết (electron không chia sẻ, hay electron tự do) Exercise 1-6 Draw Lewis structures for the following molecules: HI, CH 3CH2CH3, CH3OH, HSSH, SiO2 (OSiO), O2, CS2 (SCS) In Summary There are two extreme types of bonding, ionic and covalent Both derive favorable energetics from Coulomb forces and the attainment of noble-gas electronic structures Most bonds are better described as something between the two types: the polar covalent (or covalent ionic) bonds Polarity in bonds may give rise to polar molecules The outcome depends on the shape of the molecule, which is determined in a simple manner by arrangement of its bonds and nonbonding electrons to minimize electron repulsion Covalent bonds can be depicted as straight lines Công thức kekule: Biểu diễn LK phân tử gạch ngang thay cho cp electron liờn kt LK đ ơn LK đôi LK ba Rule 1: Viết khung sườn phân tử H O Cl O Rule 2: Đếm số electron hóa trị H =1, O =12, Cl = 7, total = 20 = The supply of electrons Rule 3: Tính số LK Số liên kết = ½ (The electron requirement – the supply of electrons ) = ½ (26 – 20) = Phân phối electron hóa trị theo quy tắc octet (bát tử): + Nối nguyên tử với eletron H : O : Cl : O ⇒ Đã sử dụng electron + Sử dụng 14 electron lại (20 – = 14) để phân phối cho nguyên tử H theo quy tắc octet Rule 4: Xác định điện tích hình thức cho nguyên tử Exercise 1-8 Draw Lewis structures of the following molecules, including the assignment of any charges to atoms SO, F2O (FOF), BF3NH3 (F3BNH3), CH3OH2+ (H3COH2+), Cl2C=O, CN-, C22- (Caution: To draw Lewis structures correctly, it is essential that you know the number of valence electrons that belong to each atom If you not know this Solve: C22Cách 1: CC The supply of electrons = 4x2 =8 C : C ⇒ Đã sử dụng electronO ⇒ – = electron C C Cách 2: C C The supply of electrons = 4x2 =8 The electron requirement = 8x2 =16 Số LK = ½ (16-8) = C C ⇒ C C 1.5 RESONANCE FORMS Dạng cộng hưởng (Biểu diễn di chuyển cặp electron) - Bất kỳ phân tử hay ion biểu diễn hai hay nhiều công thức lewis, công thức khác vị trí electron, gọi cơng thức cộng hưởng - Vị trí của ngun tử khơng thay đổi, có electron di chuyển - Khơng cơng thức cộng hưởng biểu diễn phân tử - Giữa công thức cộng hưởng biểu diễn mũi tên hai chiều (↔) - Sử dụng mũi tên cong để mô tả di chuyển cặp electron Exercise 1-9 (a) Draw two resonance forms for nitrite ion, NO2- What can you say about the geometry of this molecule (linear or bent)? (Hint: Consider the effect of electron repulsion exerted by the lone pair on nitrogen.) (b) The possibility of valence-shell expansion increases the number of feasible resonance forms, and it is often difficult to decide on one that is “best.” One criterion that is used is whether the Lewis structure predicts bond lengths and bond angles with reasonable accuracy Draw Lewis octet and valence-shell expanded resonance forms for SO (OSO) Considering the Lewis structure for SO (Exercise 1-8), its experimental bond length of 1.48 Å, and the measured S–O distance in SO2 of 1.43 Å, which one of the various structures would you consider “best”? Not all resonance forms are equivalent Guideline Structures with a maximum of octets are most important Guideline Charges should be preferentially located on atoms with compatible electronegativity Guideline Structures with less separation of opposite charges are more important resonancecontributors than those with more charge separation Exercise 1-10 ONCl Perspective ... cách gọi độ dài liên kết (bond length) bond length - Có hai loại liên kết (bond) hóa học chủ yếu: + Liên kết ion: Dựa lực hút tĩnh điện hai ion mang điện tích ngược dấu + Liên kết cộng hóa trị:... đạt cấu hình bền Neon, cho electron để đạt cấu hình bền helium - Năng lượng để tách electron không đủ bù trừ với lượng hình thành phân tử nên khơng xảy pư BIỂU DIỄN CÁC PHÂN TỬ THEO CẤU TRÚC... chia sẻ electron để đạt cấu hình bền khí neon, (Ex phân tử methane CH4 ) - Trong phân tử ammonia, N đôi electron chưa liên kết (cặp electron tự do), có khuynh hướng tham gia vào phản ứng hóa học