skkn một số vấn đề lí thuyết và bài tập về liên kết hóa học

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO BẮC GIANG

TRƯỜNG THPT CHUYÊN BẮC GIANG -*** -

SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM

MỘT SỐ VẤN ĐỀ LÍ THUYẾT VÀ BÀITẬP VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC

Nhóm tác giả:

1 Nguyễn Thị Hoa – Giáo viên2 Ngô Thị Nam – Giáo viênTổ: Hóa học

Năm học: 2022 - 2023

Bắc Giang, tháng 4 năm 2023

CHƯƠNG 1 MỞ ĐẦU1 Lý do chọn đề tài

“Liên kết hóa học” là một chủ đề quan trọng trong chương trìnhhóa học đại cương, với việc hiểu được bản chất của liên kết hóa học sẽgiúp học sinh xác đinh được cấu tạo, cấu trúc của các chất từ đó giảithích được tính chất, sự biến đổi tính chất của các hợp chất vô cơ cũngnhư hợp chất hữu cơ.

Từ năm học 2022-2023 với việc thay đổi nội dung, chương trìnhgiáo dục, và đổi mới sách giáo khoa với học sinh lớp 10, kiến thức phầnchủ đề “Liên kết hóa học” đã được khai thác sâu hơn, rộng hơn và cũngcó nhiều nội dung mới so với sách giáo khoa cũ Bên cạnh đó các bàitập về liên kết hóa học cũng xuất hiện khá phổ biến trong các đề thihọc sinh giỏi Duyên Hải và Đồng bằng Bắc Bộ cũng như kì thi chọn họcsinh giỏi Quốc Gia Tuy nhiên nội dung kiến thức về “liên kết hóa học”khá rộng và học sinh còn gặp nhiều khó khan khi tiếp cận chủ đề này.

Vì những lí do trên, tôi lựa chọn chuyên đề “Một số vấn đề lí thuyếtvà bài tập về liên kết hóa học” để trình bày

2 Tính mới của đề tài

Thực tế, đã có nhiều giáo trình và tài liệu viết về chuyên đề “liênkết hóa học” nhưng với nội dung khá rộng và chỉ tập trung vào lĩnh vựchóa vô cơ hoặc hữu cơ chứ chưa khái quát hóa thành kiến thức chungcho cả hai lĩnh vực Vì vậy, trong đề tài này tôi đề cập đến một số nộidung như sau:

Thứ nhất, tóm tắt kiến thức lý thuyết đầy đủ và chi tiết về công thức

Lewis, công thức cộng hưởng, thuyết VB, thuyết lai hóa, mô hìnhVSEPR và một số liên kết yếu (như liên kết hiđro, tương tác Van derWaals) Mỗi nội dung kiến thức đều có ví dụ minh họa.

Thứ hai, xây dựng hệ thống bài tập từ cơ bản đến nâng cao có thể sử

dụng cho cả đối tượng học sinh THPT cũng như học sinh các trườngchuyên.

Thứ ba, giới thiệu một số bài tập trong các kì thi học sinh giỏi quốc

gia, olympic quốc tế trong những năm gần đây.

CHƯƠNG 2 NỘI DUNG KIẾN THỨC2.1 Đặc trưng của liên kết

Xét một cách tổng quát, liên kết có hai đặc trưng:+ Năng lượng liên kết.

+ Hình học phân tử, tức là độ dài liên kết và góc liên kết.

2.1.1 Năng lượng liên kết (E)a Khái niệm

Năng lượng liên kết của một liên kết A - B là năng lượng vừa đủ để phá vỡ liên kết đó.

- Kí hiệu: E(A - B) hay EAB

- Đơn vị: kJ.mol-1 hoặc kcal.mol-1 (1 cal = 4,184 J)

Ví dụ: H2 → 2H (*); EH-H = 436 kJ.mol-1 tức là để phá vỡ liên kết H - H của phân tử H2 tạo ra 2 nguyên tử H cần vừa đủ một năng lượng là 436 kJ.mol-1

2H → H2 (**); E = -436 kJ.mol-1 tức là quá trình hình thành phân tử H2 từ 2 nguyên tử H kèm theo sự giải phóng một năng lượng là 436 kJ.mol-1.

- Dấu của năng lượng:

+ dấu +, tức là cần cung cấp năng lượng cho hệ.+ dấu -, tức là năng lượng hệ giải phóng.

- Nhận xét: năng lượng liên kết luôn có dấu dương, EAB > 0.

b Năng lượng liên kết trung bình

Ví dụ: thực nghiệm cho biết, năng lượng liên kết C-H của mỗi liên kết

trong CH4 như sau:

CH4 → CH3 + H; ECH3-H ≈ 422,2 kJ.mol-1

CH3 → CH2 + H; ECH2-H ≈ 367,8 kJ.mol-1

CH2 → CH + H; ECH-H ≈ 514,1 kJ.mol-1

CH → C + H; EC-H ≈ 334,4 kJ.mol-1

=> Năng lượng liên kết trung bình: EC-H ≈ 415 kJ.mol-1

Bảng 2.1 Năng lượng liên kết trung bình của một số liên kết phổ biến

- Nhận xét: Năng lượng (trung bình) của liên kết càng lớn thì liên kết đócàng bền.

+ Liên kết mạnh (liên kết bền) là các liên kết có năng lượng liên kết trung bình từ 200 kJ.mol-1 trở lên.

+ Liên kết yếu (kém bền) là các liên kết có năng lượng liên kết trung bình dưới 200 kJ.mol-1.

2.1.2 Độ dài liên kết (d)

Khái niệm: độ dài của một liên kết trong phân tử là khoảng cách

giữa hai hạt nhân nguyên tử tạo ra liên kết đó khi phân tử ở trạng tháinăng lượng thấp nhất.

- Khái niệm: góc liên kết là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát

từ một hạt nhân nguyên tử đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết với nguyên tử đó.

- Một số trường hợp điển hình:

+ Phân tử thẳng, góc liên kết bằng 180o như: C2H2; CO2

+ Phân tử dạng góc, góc liên kết khác 180o như: BF3 hay C2H4 có góc liên kết là 120o; H2O có góc liên kết là 104,5o

+ Phân tử tứ diện, góc liên kết bằng 109o28’ như CH4

- Trong một số trường hợp cần chú ý đến góc tạo bởi 4 nguyên tử hay 2mặt phẳng, gọi là góc nhị diện hay góc xoắn Hình mô tả góc nhị diện trong phân tử H2O2

Hình 2.1: Độ dài và góc liên kết của phân tử H2O2

2.1.4 Momen lưỡng cực

a Momen lưỡng cực của phân tử

Phân tử bao gồm hạt nhân mang điện tích dương (+) và electron mang điện tích âm (-) Trị số tổng cộng các điện tích dương đó bằng q, điện tích âm bằng -q Vì phân tử trung hòa về điện nên q q Hai trọngtâm của hai điện tích đó được xác định bởi vectơ rcó hướng từ q đến -q.

b Momen liên kết

Đối với phân tử 2 nguyên tử như HCl, HI, momen lưỡng cực của phân tử cũng chính là momen lưỡng cực của liên kết giữa 2 nguyên tử H - Cl hay H - I.

Đối với phân tử từ 3 nguyên tử trở lên, phải phân biệt momen lưỡng cực của liên kết với momen lưỡng cực của phân tử.

Momen lưỡng cực của liên kết được gọi tắt là momen liên kết.

Xét phân tử 3 nguyên tử XYZ có hai liên kết X-Y và X-Z với hai

momen liên kết tương ứng là   1; 2, góc YXZ 

Zα

2.2.1 Electron hóa trị

Khái niệm: electron hóa trị là những electron có khả năng tham gia

hình thành liên kết hóa học Chúng thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa.

Ví dụ: O (Z = 8): 1s22s22p4, O có 6 electron hóa trị.

Fe (Z = 26): 1s22s22p63s33p63d64s2, Fe có 8 electron hóa trị.2.2.2 Quy tắc bát tử (quy tắc octet)

Các nguyên tử khí hiếm tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử khác vì chúng có 8 electron lớp ngoài cùng bền vững (trừ Hecó 2 electron lớp ngoài cùng), có trạng thái năng lượng thấp.

Năm 1916, nhà hóa học Coxen và Lewis đã đưa ra quy tắc mà ngày nay được gọi là quy tắc bát tử (hay quy tắc octet): khi tạo liên kếthóa học, các nguyên tử có xu hướng đạt tới cấu hình electron lớp ngoàicùng bền vững của nguyên tử khí hiếm (còn gọi là khí trơ) với 8

Lưu ý: quy tắc trên chỉ áp dụng được một số giới hạn các nguyên

tố, chủ yếu là các nguyên tố chu kì 2

2.3 Công thức cấu tạo Lewis2.3.1 Quy ước

Dùng một dấu chấm · để biểu thị một electron; hai dấu chấm : (hay ··) hoặc một vạch ˗ (hay | ) để biểu thị một đôi electron trong

nguyên tử hay phân tử.

Ví dụ: các cách viết công thức Lewis cho NH3

2.3.2 Một số khái niệm

- Nguyên tử trung tâm và phối tử

+ Nguyên tử trung tâm: là nguyên tử cần nhiều nhất số electron để

tạo được octet cho lớp vỏ hóa trị của nó, hay nguyên tử có số oxi hóa cao nhất (về giá trị tuyệt đối).

+ Phối tử: các nguyên tử khác và cả đôi electron riêng của nguyên tử

trung tâm.

Ví dụ: Xét NH3: cấu tạo Lewis NH 3

có nguyên tử trung tâm là N; phối tử gồm 3 nguyên tử H và 1 đôi electron riêng của N (ở vỏ hóa trị).

- Điện tích hình thức của một nguyên tử (FC)

2   BFC V N

Trong đó: V: số electron hóa trị; N: số electron không liên kết; B: số

electron tham gia liên kết với nguyên tử khác.

Ví dụ: Xác định điện tích hình thức của N trong NH3 vàNH4

2.3.4 Các bước để viết cấu tạo Lewis

Bước 1: Viết sơ đồ của phân tử hay ion với các liên kết đơn.

- Nếu từ thực nghiệm đã biết thứ tự liên kết giữa các nguyên tử thì đây là một thuận lợi.

- Nếu chưa có căn cứ để đưa ra thứ tự trên, ta tiến hành viết sơ đồ theogiả định sau:

+ Cấu tạo được coi là phù hợp với hóa trị đã được biết của từng nguyêntử.

+ Trong phân tử AXn thì A là nguyên tử trung tâm, X là phối tử A

thường có số oxi hóa cao nhất (về trị tuyệt đối) hay A là nguyên tử kémâm điện nhất

Bước 2: Lấy tổng số electron hóa trị trong công thức vừa viết:

- Thêm dần số electron hóa trị vào mỗi nguyên tử cho phù hợp hóa trị của chúng.

- Nếu ion âm thì cộng thêm electron, nếu ion dường thì bớt đi electron Số electron thêm/bớt bằng điện tích của ion đó (lấy trị tuyệt đối).

Bước 3: Lấy số e vừa tìm được trừ đi số e cần dùng tạo các liên kết đơn giữa các nguyên tử trong sơ đồ vừa viết ở bước 1.

- Dùng số e còn lại hoàn thành octet cho các nguyên tử, trước hết cho

nguyên tử âm điện hơn (trừ H) Nếu số e còn lại vượt quá số e cần, ta lấy từng cặp trong số còn lại vượt quá đặt vào nguyên tử trung tâm (nhưng nguyên tử này phải thuộc các nguyên tố chu kì 3 trở lên).- Tính diện tích hình thức cho các nguyên tử.

Bước 4: Nếu có nguyên tử nào chưa hoàn thiện octet, ta chuyển cặp e

không góp chung thành cặp e liên kết, tạo ra các liên kết đôi, ba cho tới khi mỗi nguyên tử đều đạt octet Sau đó tính lại điện tích hình thức.

Lưu ý:

- Nếu nguyên tử trung tâm thuộc nguyên tố chu kì 3 trở đi thì không ápdụng được quy tắc octet cho nguyên tử đó.

- Công thức Lewis bền nhất dựa vào các tiêu chí sau:

(1) Điện tích hình thức càng nhỏ (xét giá trị tuyệt đối) càng bền.(2) Các nguyên tử có độ âm điện lớn có khuynh hướng thể hiện điện tích hình thức âm.

(3) Hai nguyên tử gần nhau thường có điện tích trái dấu hoặc bằng 0.

2.3.5 Giả thuyết về sự cộng hưởng cấu tạoVí dụ: Biểu diễn cấu tạo Lewis cho CO23

Bước 1: - Số e hóa trị của mỗi nguyên tử: C =

4e + 3.6e + 2e(điện tích ion) = 24e

Bước 3: - Có 3 liên kết đơn cần 6e, số e còn lại:

24e - 6e = 18e, cấu tạo như hình bên.- Tính điện tích hình thức:

FCC = 4 - 3 = 1 (+1)FCO = 6 - 6 - 1 = -1 (-1)

Bước 4: Theo công thức trên, C chưa đạt octet

Lấy đôi e không góp chung của O để tạo liên kết đôi giữa O đó và C như hình bên.

- Tính điện tích hình thức:FCC = 4 - 4 = 0

FCO3 = 6 - 4 - 2 = 0

Thực nghiệm cho biết ion cacbonat CO32có cấu tạo phẳng, 3 nguyên tử O ở 3 đỉnh của tam giác đều, góc OCO 120  o, độ dài 3 liên kết C-O như nhau (bằng 131pm).

Để giải thích cho kết quả này, người ta giả thiết rằng đã có sự cộng hưởng giữa 3 cấu tạo a1,a2, a3 với nhau Ba công thức Lewis tương đương nhau và được gọi là các công thức cộng hưởng của CO23

trong nhóm => sự giải tỏa điện tích Thực chất sự giải tỏa điện tích nàylà giải tỏa electron Ý tưởng giải tỏa electron trong phân tử phù hợp với

kết quả thực nghiệm và cũng phù hợp với quan điểm hiện đại (theo thuyết MO) về liên kết hóa học.

2.3.6 Bậc liên kết

Khái niệm: Bậc của một liên kết được xác định bằng tổng số các

cặp electron tạo ra liên kết đó.

Ví dụ: Liên kết đơn C - C có bậc bằng 1.

Liên kết đôi C = C có bậc bằng 2.Liên kết ba C ≡ C có bậc bằng 3.

Khi xét đến cấu tạo cộng hưởng: bậc của một liên kết được chọn bằng tổng các bậc liên kết của liên kết đó trong các cấu tạo cộng hưởng chia cho số cấu tạo cộng hưởng.

Ví dụ: xét cấu tạo CO32

ở trên

- Chọn một liên kết CO bất kì ta có bậc tổng cộng là: 2 + 1 + 1 = 4.

- Có 3 cấu tạo cộng hưởng a1, a2, a3.

=> Bậc của liên kết giữa C với O trong CO23

bằng

4113 3

Nhận xét: kết quả cho thấy liên kết giữa C với O trong CO32

có bậc trung gian giữa liên kết đôi C=O (bằng 2) với liên kết đơn C-O (bằng 1).

Độ dài liên kết C-O trong CO23

bằng 131 pm nằm giữa giá trị độ dài liênkết C=O trong H2C=O bằng 121pm và độ dài liên kết C-O trong H3C-OHbằng 143 pm.

2.4 Thuyết liên kết hóa trị của VB

2.4.1 Các luận điểm cơ sở của thuyết VB

(1) Một cách gần đúng, coi cấu tạo electron của nguyên tử vẫnđược bảo toàn khi hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trongphân tử vẫn có sự chuyển động của electron trong AO (atomic orbital -orbital nguyên tử) Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của hai nguyên tử xenphủ nhau tạo liên kết hóa học thì vùng xen phủ đó là chung cho hainguyên tử.

(2) Mỗi một liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi2 electron có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi thamgia liên kết, mỗi electron đó là electron độc thân trong 1 AO hóa trị củamột nguyên tử Mỗi liên kết hóa học được tạo thành đó là một liên kết2 tâm (2 nguyên tử) Liên kết đó không thể hình thành từ 1 electron(thiếu electron) hoặc từ 3 electron trở lên (tính bão hòa của liên kếtcộng hóa trị).

(3) Sự xen phủ giữa 2 AO có 2 electron của 2 nguyên tử càngmạnh thì liên kết được tạo ra càng bền (nguyên lý xen phủ cực đại).Liên kết hóa học được phân bố theo phương có khả năng lớn về sự xenphủ 2 AO (thuyết hóa trị định hướng)

2.4.2 Sự xen phủ orbital Liên kết σ và liên kết π

Theo quan điểm của Cơ học lượng tử, điểm mấu chốt trong sự hình

thành liên kết cộng hóa trị là sự xen phủ các orbital của hai nguyên tử

tham gia liên kết, làm tăng cường mật độ electron ở giữa hai hạt nhân, dẫn đến sự hút nhau giữa hai nguyên tử

2.4.2.1 Liên kết xichma (σ)

Khái niệm: liên kết σ là liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử mà vùng

xen phủ 2 AO được phân bố dọc đường nối tâm 2 hạt nhân của 2

Những AO nào có thể xen phủ tạo liên kết σ?

+ 2 AO-s với nhau

+ 1 AO-s với 1 AO-p

+ 2 AO-p với nhau

+ 2 AO lai hóa với nhau

+ 1 AO lai hóa với 1 AO-s hay 1 AO-p.

2.4.2.2 Liên kết pi (π)

Khái niệm: liên kết π là liên kết được tạo ra từ sự xen phủ song

song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so vớitrục liên kết.

Mặt phẳng chứa liên kết π gọi là mặt phẳng π.

- Liên kết π kém bền, dễ bị phân cực nên các hợp chất chứa liên kết π có khả năng phản ứng cao hơn.

- Liên kết đơn luôn là liên kết , liên kết đôi gồm 1 liên kết  và 1liên kết .

+ Liên kết ba gồm 1 liên kết  và 2 liên kết .

2.4.3 Sự lai hóa orbital2.4.3.1 Khái niệm

Khái niệm: lai hóa là sự tổ hợp tuyến tính các AO hóa trị nguyên

chất (hay thuần khiết) của cùng một nguyên tử tạo ra các AO mới có cùng năng lượng.

2.4.3.2 Một số dạng lai hóa chủ yếua Lai hóa sp

Lai hóa sp là sự tổ hợp giữa 1 AO-s và 1 AO-p thuộc cùng một lớp nguyên tử, tạo thành 2 orbital lai hóa có năng lượng tương đương và hình dạng giống nhau, trục đối xứng của 2 AO lai hóa này tạo với nhau một góc 180o.

Hình 2.2: Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp

Hình 2.3: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp

Lai hóa sp được dùng để giải thích liên kết hóa học trong phân tử BeCl2, C2H2,

Ví dụ: Phân tử BeCl2 có góc hóa trị xác định bằng thực nghiệm ClBeCl là 180o Trước khi tạo liên kết, hai orbital 2s và 2p của Be lai hóavới nhau cho 2 orbital sp tương đương có trục nằm trên một đường thẳng và ngược chiều nhau Hai electron hóa trị của Be nằm trên hai orbital lai hóa Sự xen phủ của hai orbital lai hóa này với 2 orbital 3p của hai nguyên tử clo để tạo thành 2 liên kết Be-Cl tương đương, thẳnghàng.

b Lai hóa sp2

Lai hóa sp2 là lai hóa giữa 1 AO-s với 2 AO-p tạo ra 3 AO lai hóa sp2

nằm trong cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc 120o hướng về 3 đỉnh của một tam giác đều.

Trạng thái cơ bản Trạng thái kích thích Lai hóa sp

Hình 2.4 : Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp2

Hình 2.5: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp2

Lai hóa sp2 được dùng để giải thích liên kết hóa học trong các phântử BH3, BF3, BCl3, SO2, anken (CnH2n), benzen (C6H6)

Ví dụ: Phân tử BCl3 có góc hóa trị xác định bằng thực nghiệm Cl là 120o Một AO-2s và 2 AO-2p của B đã lai hóa tạo 3 AO-sp2 Ba electron hóa trị của B nằm trong ba orbital lai hóa 3 AO này xen phủ với 3 AO-p của 3 nguyên tử Cl tạo thành 3 liên kết B-Cl với góc hóa trị 120o.

Cl-B-c Lai hóa sp3

Một AO-s và 3 AO-p lai hóa với nhau tạo thành 4 AO-sp3 giống hết nhau hướng tới bốn đỉnh của tứ diện đều tạo thành góc giữa các orbitallai hóa bằng 109o28’ hoặc gần góc đó.

Trạng thái cơ bản Trạng thái kích thích Lai hóa sp2

Hình 2.6: Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp2

Hình 2.7: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp3

Lai hóa sp3được dùng để giải thích liên kết hóa học trong các ankan (CnH2n+2), H2O, NH3

Ví dụ: phân tử tứ diện đều CH4 có góc hóa trị HCH là 109o28’ Trước khi tạo thành phân tử methane, một AO-2s và 3 AO-2p của C đã lai hóa tạo 4 AO-sp3 4 electron hóa trị của C cũng nằm trên 4 AO lai hóa 4 AO này xen phủ với 4 AO-1s của 4 nguyên tử hiđro tạo 4 liên kếtC-H.

Bảng 2.2: Sự phân bố không gian của electron và các orbital lai hóa

Sự phân bốelectron

Kiểu lai hóacủa nguyêntử trung tâm

Sự phân bố

orbital lai hóa Ví dụ

Hình dạng phântử

sp(180o)

gócgóctam giác

sp3d(90o, 120o,

bập bênhhình chữ T

Nội dung: các cặp electron vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được để có lực đẩy nhỏ nhất giữa chúng.

Hình dạng phân tử được giải thích hay tiên đoán dựa vào mô hình sự đẩy giữa các electron vỏ hóa trị (VSEPR) Cần lưu ý ngay là mô hình trên không áp dụng được cho các hợp chất phức của các nguyên tố kimloại chuyển tiếp có vỏ hóa trị d.

Trước khi xét việc áp dụng mô hình trên, ta xét sự không tương đương giữa đôi electron liên kết và đôi electron riêng Đôi electron liên

kết chịu lực hút đồng thời của hai hạt nhân nguyên tử A và X tạo ra liênkết đó Đôi electron riêng chỉ chịu lực hút của hạt nhân A Kết quả là đôi electron riêng có mây electron chiếm khoảng không gian rộng hơn khoảng không gian chiếm bởi mây electron của đôi electron liên kết Sức đẩy giữa các cặp electron hóa trị giảm theo thứ tự:

E - E > E - X > X - X

Bảng 2.3 Hình học của những phân tử AXmEn.

Đa diệnphối trí

Sơ đồ đadiện

Cấu trúcphân tử

Phân tửliên kết

Phântử liên

tam giácđều

lưỡng chóptam giác

b Các yếu tố ảnh hưởng tới lực liên kết Van der Waals

Độ lớn của lực liên kết Van der Waals (F) phụ thuộc vào các yếu tốsau:

- Độ phân cực của phân tử càng tăng thì F tăng.

- Khoảng cách giữa các phân tử càng giảm thì F càng tăng.- Khối lượng phân tử càng tăng thì F càng tăng.

c Các loại lực Van der Waals

Liên kết Van der Waals thường được gọi là lực hút Van der Waals Lực liên kết Van der Waals chủ yếu gồm 3 loại: lực tương tác lưỡng cực,tương tác cảm ứng và tương tác khuếch tán.

- Tương tác lưỡng cực: là tương tác tĩnh điện giữa các phân tử phân

cực Tương tác lưỡng lực tăng khi độ phân cực của phân tử tăng

Ví dụ: cis-dichloroethene phân cực nên sôi ở nhiệt độ cao hơn trans-

tos = 60oC

μ = 0,0Dtos = 48oC

- Tương tác cảm ứng: Khả năng làm phân cực hoá lẫn nhau của các

phân tử Các hợp chất có chứa liên kết  linh động, chứa các cặpelectron hoá trị tự do, các hợp chất thơm là những chất dễ bị phân cựchoá, nên tương tác cảm ứng giữa chúng khá mạnh.

- Tương tác khuếch tán : Tương tác này phụ thuộc vào kích thước

phân tử và lực hút giữa các phân tử Các phân tử có kích thước càngnhỏ, càng có tính đối xứng cao và có cấu trúc tương đồng nhau thì càngdễ khuyếch tán vào nhau (dễ tan vào nhau nếu có mặt chất lỏng).

d Ảnh hưởng của lực hút Van der Waals đến tính chất vật lýcủa các chất

Tương tác Van der Waals càng mạnh thì chất có nhiệt độ nóngchảy, nhiệt độ sôi càng cao, càng dễ hoá lỏng, tan vào nhau đáng kể.

Ví dụ: neopentane có nhiệt độ nóng chảy cao hơn pentane vì

Ở trạng thái tinh thể, các phân tử sắp xếp theo một trật tự xácđịnh Phân tử neopentane có dạng hình cầu, có tính đói xứng cao dễsắp xếp chặt khít theo cả 3 chiều hơn là những phân tử n-pentan kémđối xứng Càng sắp xếp chặt khít thì khoảng cách giữa các phân tửcàng nhỏ và lực hút Van der Waals càng lớn, do đó cần nhiệt độ caohơn để thắng được lực hút đo mới khiến cho chất chuyển sang thểlỏng.

neopentane có nhiệt độ sôi thấp hơn n-pentane vì

Ở thể lỏng, các phân tử chuyển động tương đối hỗn độn Khi nhiệtđộ gần với nhiệt độ sôi, khoảng cách trung bình giữa các phân tửneopentane và n-pentane trở nên bằng nhau nhưng diện tích tiếp xúccủa chúng thì khác nhau.Vì với cùng một thể tích như nhau, hình cầusẽ có diện tích bề mặt nhỏ nhất, do đó phân tử neopenatane có diệntích tiếp xúc với các phân tử khác nhỏ hơn, lực hút Van der Waals nhỏhơn so với phân tử n-pentnae.

2.6.2 Liên kết hiđroa Khái niệm

Liên kết hiđro là liên kết hoá học được hình thành bằng lực hút tĩnhđiện yếu giữa một nguyên tử hiđro linh động với một nguyên tử phi kimcó độ âm điện lớn, mang điện tích âm của phân tử khác hoặc trongcùng phân tử.

Độ bền của liên kết hiđro phụ thuộc vào nhiều yếu tố Liên kết sẽmạnh nhất nếu 3 nguyên tử X, H, Y nằm thẳng hàng Độ âm điện của Xvà Y càng lớn thì liên kết hiđro càng mạnh Ngoài ra liên kết hiđro cònchịu ảnh hưởng bởi phần còn lại của phân tử.

d Phân loại

Có 2 loại liên kết hydrogen

+ Liên kết hydrogen giữa các phân tử (liên kết hiđro liên phân tử): hợpphần cho và hợp phần nhận ở hai phân tử.

+ Liên kết hydrogen nội phân tử: hợp phần cho và hợp phần nhận đềuở cùng một phân tử Để tạo được liên kết hiđro nội phân tử, hợp phầncho và hợp phần nhận phải ở hai vị trí sao cho H có thể tiếp cận vớiorbital chứa đôi e chưa liên kết của Y, khi đó thường tạo ra vòng 5, 6hoặc đôi khi 7 cạnh Vì vậy nếu hai hợp phần cho và nhận trong một

phân tử đã tạo thành liên kết hiđro nội phân tử thì chúng không thamgia vào liên kết hiđro liên phân tử.

VD H2CCH2O

O H

d Ảnh hưởng của liên kết hydrogen đến tính chất vật lí

- Ảnh hưởng đến độ sôi, nhiệt độ nóng chảy

+ Liên kết hiđro liên phân tử làm tăng nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi,sức căng bề mặt và khả năng hoà tan vào nước của chất.

+ Các chất có liên kết hiđro nội phân tử sẽ giảm khả năng tạo liên kếthiđro liên phân tử, làm giảm nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, khả năng

hoá lỏng so với hợp chất có khối lượng phân tử tương đương nhưng có

liên kết hiđro liên phân tử.

C OO

C OOH

(II) có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn (I).

- Ảnh hưởng đến độ tan: Xét ảnh hưởng của liên kết hiđro giữa phân tửvà dung môi.

+ Nếu có liên kết hiđro giữa phân tử hợp chất và dung môi thì độ tanlớn.

+ Những chất có khả năng tạo liên kết hiđro nội phân tử dễ tan trongdung môi không phân cực, khó tan trong dung môi phân cực hơn so vớinhững chất có liên kết hiđro liên phân tử

Ví dụ: Do có liên kết hiđro nên H2O, NH3, HF có nhiệt độ sôi cao hơncác hợp chất có khối lượng phân tử tương đương(hoặc lớn hơn) nhưngkhông có liên kết hiđro như H2S, HBr, HI Liên kết hiđro của C2H5OHvới H2O làm cho rượu etylic tan vô hạn trong nước

H OC2H5

Ví dụ: HF tạo liên kết hiđro mạnh trong dung dịch nên tính acid của HF

giảm mạnh so với các acid HCl, HBr, HI.

MỘT SỐ DẠNG BÀI TẬP VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC

DẠNG 1: VIẾT CÔNG THỨC LEWIS, CÔNG THỨC CỘNG HƯỞNGA BÀI TẬP CÓ HƯỚNG DẪN

I.BÀI TẬP CƠ BẢN

Bài 1: Cho các nguyên tử của các nguyên tố sau: Na (Z = 11), Cl (Z =

17), Ne (Z = 10) và Ar (Z = 18) Những nguyên tử nào trong các nguyên tử trên có lớp electron bền vững?

Hướng dẫn

+ Na (Z = 11): 1s22s22p63s1; + Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5;

+ Ne (Z = 10): 1s22s22p6; + Ar (Z = 18): 1s22s22p63s23p6.

Nguyên tử Ne và Ar có 8 electron bền vững.

Bài 2: Hãy dự đoán xu hướng nhường, nhận electron của mỗi nguyên

tử trong từng cặp nguyên tử sau Viết số electron theo lớp quá trìnhcác nguyên tử nhường, nhận electron để tạo ion.

a) K (Z = 19) và O (Z = 8).b) Li (Z = 3) và F (Z = 9).c) Mg (Z = 12) và P (Z = 15).

a) Ta có, mỗi gạch trong các công thức biểu diễn hai electron hóa trị chung, do đó mỗi C đã đủ 8 electron ở lớp ngoài cùng; mỗi H đãđủ 2 electron ở lớp ngoài cùng (thỏa mãn quy tắc octet).

b) Một phân tử hydrocarbon có ba nguyên tử C và x nguyên tử H: C3Hx

⇒ Tổng số electron hoá trị là 3.4 = 12.

⇒ Tổng số liên kết đơn giữa các nguyên tử C là: 3 – 1 = 2 ⇒ tổng số electron tham gia tạo liên kết là 2.2 = 4.

⇒ Số H tối đa: x = 12 – 4 = 8.

Bài 4: Hãy cho biết orbital nào tham gia xen phủ để hình thành liên kết

và hãy cho biết loại liên kết được tạo thành là liên kết δ hay liên kết πtrong các chất sau

Bài 4 Viết công thức cấu tạo Lewis khả dĩ nhất cho các phân tử và ion

sau, bao gồm tất cả các cấu trúc cộng hưởng: HCN; PCl3; NO2, NO3-; COCl2; HCOOH; ClO3-; CH3NO2; C3H6 (propene), C4H6 (buta-1,3-diene); phenol (C6H5-OH); p-O2N-C6H4-NH2.

Hướng dẫn

a HCN:H-C≡Nb PCl3:

ClCl

HCOOHH C O H

H C O HO

H3C N OO

H3C N OOC3H6 (propene)

CH3CC4H6 (buta-1,3-diene)

CH2=CH-CH=CH2 CH2=CH-CH-CH2 CH2-CH=CH-CH2phenol (C6H5-OH)

p-O2N-C6H4-NH2

NH2 NO

Bài 5 Các nguyên tử C, N, O có thể sắp xếp theo ba thứ tự khác nhau

để tạo ra ba anion CNO-, CON- và NCO

-a Viết công thức Lewis cho các cách sắp xếp nguyên tử như trên.b Với cách sắp xếp trên hãy:

i Tìm điện tích hình thức của mỗi nguyên tử.ii Sắp xếp độ bền của ba anion trên Giải thích?

-0 -0 -1

ii

Ion NCO- bền nhất vì điện tích hình thức nhỏ nhất.Ion CON- kém bền nhất vì điện tích hình thức lớn nhất.

Bài 6:

1. Oleum là hỗn hợp được tạo khi cho SO3 tan trong dung dịch H2SO4

tinh khiết Trong hỗn hợp đó các axit dạng polisufuric có công thức tổng quát H2SO4.nSO3 hay H2Sn+1O3n+4 chủ yếu chứa các acid sau: Sulfuric acid, disulfuric acid (H2S2O7), trisulfuric acid ( H2S7O10), tetrasulfuric acid (H2S4O13) Cho biết CTCT của các acid trên.

2. Cho biết trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và dạng hình học của mỗi phân tử sau đây: NCl3; ClF3; BrF5, XeF4.

Hướng dẫn

Bài 7: Gần đây, người ta tìm ra một loại hợp chất mới, đầy hứa hẹn

làm nhiên liệu cho động cơ của tên lửa đẩy Hợp chất đó là NH4N(NO2)2

(amoni đinitroamit) Viết các công thức Lewis khả dĩ cho anion N(NO2)2

-và các dạng cộng hưởng bền nhất của nó Giả thiết các nguyên tử trong anion này đều nằm trong một mặt phẳng.

Hướng dẫn

N(NO2)2- chứa 5 + 2.5 + 4.6 + 1 = 40 electron hóa trị.

Có 4 cấu trúc cộng hưởng phù hợp nhất (vẽ theo công thức Lewis) là:

O NN

N O

3 2

NN O

O NN

N O

NN O

Có thể có nhiều công thức cộng hưởng khác, tuy nhiên những côngthức trên là phù hợp nhất

Cách đánh số theo thứ tự từ trái sang phải: O : 1 2 3 4 ; N : 1 2 3 đểtính FC.

O(1) 6 - (4 + 2)= 0

76 - (6 + 1)= -1

6 - (6 + 1)= -1

6 - (6 + ) =-1

N(1) 5 - (0 + 4)= 1

5 - (0 + 4)= 1

5 - (0 + 4)= 1

5 - (0 + 4)= 1

N(2) 5 (3 + 2) =0

5 - (2 + 3)= 0

5 (3 + 2) =0

5 - (2 + 3)= 0

N(3) 5 - (0 + 4)= 1

5 - (0 + 4)= 1

5 - (0 + 4)= 1

5 - (0 + 4)= 1

O(2) 6 - (6 + 1)= 1

6 - (6 + 1)= 1

6 - (6 + 1)= 1

6 - (4 + 2)= 0

O(3) 6 - (6 + 1)= -1

6 - (6 + 1)= -1

6 - (4 + 2)= 0

6 - (6 + 1)= -1

O(4) 6 - (6 + 1)= -1

6 - (4 + 2)= 0

6 - (6 + 1)= -1

6 - (6 + 1)= -1

Kết quả tính FC cho 4 dạng A, B, C, D là hoàn toàn như nhau nên cả 4dạng công thức cộng hưởng biểu diễn sơ đồ Lewis đều được chấp nhận.

Bài 8 Siêu acid là các acid mạnh hơn acid H2SO4 tinh khiết Một trong cácsiêu acid phổ biến nhất được tạo ra bằng cách trộn chất lỏng SbF5 với HF lỏng, khi đó các ion SbF6- và Sb2F11- được hình thành và proton sinh ra bị solvat hóa bởi HF

a) Viết phương trình hóa học xảy ra khi trộn HF với SbF5.b) Vẽ cấu trúc của SbF6- và Sb2F11-

c) Các phân tử H2 và CO2 khi tác dụng với siêu acid sẽ bị proton hóa Viết các phương trình hóa học tương ứng.

d) Viết công thức Lewis của HCO2+ (bao gồm các công thức cộng hưởng).

Bài 1: Dựa vào hiệu độ âm điện, hãy sắp xếp theo chiều tăng dần độ

phân cực của liên kết giữa 2 nguyên tử trong phân tử các chất sau:CaO, MgO, CH4, AlN, N2, NaBr, BCl3, AlCl3 Phân tử chất nào có chứa liênkết ion? Phân tử chất nào liên kết cộng hoá trị không cực, cộng hoá trịcó cực?

(Cho độ âm điện của một số nguyên tố: O = 3,5; Cl = 3,0; Br = 2,8; Na= 0,9; Mg = 1,2; Ca = 1,0; C = 2,5; H = 2,1; Al = 1,5; N = 3; B = 2,0).

Bài 2: Bảng dưới đây cung cấp giá trị độ âm điện của một số nguyên

Bài 3: Thế nào là đôi electron liên kết, đôi electron riêng Xác định số

cặp e liên kết và cặp e riêng trong các phân tử sau: Cl2; NH3; CO2; H2O;HNO3.

Bài 4: Cho biết tổng số electron trong anion AB32- là 42 Trong các hạtnhân A cũng như B có số proton bằng số neutron.

a Tính số khối của A và B.

b Đề xuất cấu tạo Lewis cho anion AB32- sao cho phù hợp vớiquy tắc octet.

Bài 5: Hợp chất X được sử dụng làm thuốc pháo, ngòi nổ, thuốc đầu

diêm, thuốc giúp nhãn ra hoa,… X có khối lượng mol bằng 122,5 g/mol.Chứa 3 nguyên tố, trong đó có nguyên tố s có 7 electron s, nguyên tố pcó 11 electron p và nguyên tố p có 4 electron p Thành phần phần trămkhối lượng nguyên tố có 4 electron p trong X bằng 39,19%.

a Xác định công thức phân tử của X.

b Viết công thức cấu tạo Lewis, chỉ rõ loại liên kết có trong X.

Bài 6: Viết công thức electron, công thức Lewis, CTCT của các hợp

chất sau: Cl2; HCl; O2; N2; H2O; H2S; NH3; CH4; C2H6; C2H4; N2O; N2O5;CO; CO2; SO2; SO3; HClO; HClO2; H2CO3; HNO2; HNO3; H2SO4; H3PO3;H3PO4; SO2Cl2; POCl3; NH4+.

Bài 7:Xác định công thức bền nhất trong các trường hợp saua)

OO

Bài 11 Carbon tetrachloride trước đây được sử dụng trong các chất

chữa cháy Tuy nhiên, nó không còn được sử dụng cho mục đích này vì sự hình thành của khí độc phosgene - Cl2CO Viết cấu trúc Lewis cho carbon tetrachloride và phosgene.

DẠNG 2: LAI HÓA VÀ DẠNG HÌNH HỌC PHÂN TỬA BÀI TẬP CÓ HƯỚNG DẪN

Bài 1: Cho biết lai hóa AO là gì? Đặc điểm của các AO tham gia và tạo

thành trong lai hóa?

Hướng dẫn:

Lai hóa AO là sự tổ hợp của các orbital của một nguyên tử cónăng lượng gần bằng nhau tạo ra các orbital mới có hình dạng giốngnhau và năng lượng bằng nhau nhưng định hướng khôn g gian khácnhau và gọi là các orbital lai hóa.

Bài 2: Xác định dạng lai hóa của nguyên tử trung tâm trong các phân

tử sau: CHCl3; BeF2; C2H4 Hướng dẫn:

CHCl3: C có lai hóa sp3

BeF2: C có lai hóa spC2H4: C có lai hóa sp2

Bài 3: Hãy giải thích các nội dung sau:

a)Phân tử CO2 không phân cực, trong khi phân tử SO2 lại phân cực

b)Phân tử NO2 có thể đime hóa tạo thành phân tử N2O4, trong khi phân tử SO2 không có khả năng này.

Hướng dẫn:

a) Trong phân tử CO2 thì nguyên tử C trung tâm lai hóa sp nên phân tửở dạng đường thẳng, 2 nguyên tử O ở hai đầu nên phân tử không phân cực CÒn trong phân tử SO2 có nguyên tử S trung tâm lai hóa sp2 nên phân tử có dạng góc Mặt khác liên kết S với O là liên kết cộng hóa trị phân cực nên phân tử phân cực.

b) Trong phân tử NO2 có nguyên tử N trung tâm lai hóa sp2 nên phân tử có dạng góc Mặt khác trên nguyên tử N còn 1e độc than trong một AO lai hóa nên hai phân tử NO2 dễ dimer hóa tạo phân tử N2O4 Còn phân tử SO2 không có AO nào tương tự để dimer hóa.

Bài 4: X, Y là hai nguyên tố thuộc cùng một chu kì trong bảng hệ

thống tuần hoàn, chúng tạo với nguyên tố flo hai hợp chất XF3 và YF4 Biết:

+ Phân tử XF3 có các nguyên tử nằm trên cùng một mặt phẳng, phântử có hình tam giác.

 X, Y thuộc chu kì 2 => X là 5B và Y là 6C2)

Góc liên kết FXF trong XF3 là 120o

Gốc liên kết FXF trong XF4- là 109o28’

Vì trong XF3 X lai hóa sp2, trong XF4- thì X lai hóa sp3.

- Độ dài liên kết: d(X-F) trong XF3 < d(X-F) trong XF4- vì liên kết trongXF3 ngoài liên kết σ còn có một phần liên kết π không định chỗ.

Bài 5: Cho biết trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và dạng

hình học của các phân tử sau: H2O; H2S; H2Se; H2Te

+ Hãy sắp xếp theo chiều tăng dần độ lớn góc liên kết và giả thích sựsắp xếp đó.

+ Tại sao ở điều kiện thường H2O ở thể lỏng còn H2S; H2Se; H2Te ở thểkhí?

+ Hãy sắp xếp theo chiều tăng dần tính khử của các chất trên và giảithích?