Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử doc

CHƯƠNG 2: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ 1.Bản chất liên kết Liên kết hóa học có bản chất điện vì rằng cơ sở tồn tại mọi liên kết hóa học đều là lực hút giữa các hạt tích điện_hạt

CHƯƠNG 2: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ

CẤU TẠO PHÂN TỬ

1.Bản chất liên kết

Liên kết hóa học có bản chất điện (vì rằng cơ sở tồn tại mọi liên kết hóa học đều là lực hút giữa các hạt tích điện_hạt nhân và các electron nguyên tử)

Electron tham gia liên kết thường ở những phân lớp ngoài cùng: ns, nsnp, (n-1)dns, (n-2)f Những

I Các đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học

2 Một số đặc trưng của liên kết

2.1 Năng lượng liên kết (E):

Là năng lượng cần tiêu tốn để phá vỡ liên kết của một mol phân tử ở trạng thái khí.

kJ H

E k

H k

H k

H2( )  ( )  ( ); H H  0 436.4

) (

8 , 423 );

( )

(

) (

7 , 493 );

( )

(

0 2

0 1

kJ H

k H k

O O

H

kJ H

k H l

O H

H O

8,

4582

0 2

2.2 Độ dài liên kết (d)

Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử trong liên kết.

r r

d

Trong thực nghiệm, d được xác định bằng phương pháp phổ vi sóng, phương pháp nhiễu xạ electron.

2.3 Góc hóa trị

Là góc tạo thành bởi hai

đoạn thẳng tưởng tượng nối

hạt nhân nguyên tử trung

tâm với hai hạt nhân

II Các loại liên kết hóa học cơ bản

1.1 Định nghĩa: phân tử mà liên kết được tạo thành nhờ

sự chuyển electron từ nguyên tử này sang nguyên tử kia,

để nguyên tử trong phân tử đạt cấu hình bền của khí hiếm Loại liên kết này gọi là liên kết ion.

Hợp chất hình thành từ phân tử có liên kết ion thì gọi là

hợp chất ion.

Hợp chất muối ăn (NaCl):

1 Liên kết ion theo Kossel

1.2 Tính chất của liên kết ion

•Bản chất liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu

•Không định hướng trong không gian

•Hợp chất ion khi tan trong nước tạo thành ion âm

và ion dương trong hợp chất

•Hợp chất ion thường tồn tại ở trạng thái tinh thể ở nhiệt độ thường

Điều kiện cần để hình thành liên kết ion: liên kết

ion chỉ hình thành giữa các kim loại điển hình và phi kim điển hình

Ví dụ: MgO, CaO, KCl…

1.3 Năng lượng mạng tinh thể ion

Là năng lượng giải phóng ra khi hình thành

1 mol tinh thể hợp chất ion đó từ các ion ở thể khí.

UMX = H

Chu trình Born-Haber (tham khảo tài liệu)

) (

) (

2 Liên kết cộng hóa trị theo Lewis

2.1 Định nghĩa: Phân tử mà liên kết được tạo thành bằng một hay

nhiều cặp electron chung để nguyên tử trong phân tử đạt cấu hình bền của khí hiếm Loại liên kết này gọi là liên kết cộng hóa trị hay liên kết liên phân tử.

Ví dụ: H2, Cl2, CO2, N2

•Cặp electron dùng chung gọi là cặp electron liên kết.

•Cặp e - không tham gia liên kết gọi là cặp e - không liên kết hay e - tự do.

2.2 Tính chất

•Có tính định hướng rõ rệt trong không gian.

•Có thể tách từng phân tử riêng rẽ ở nhiệ độ thường.

•Không tồn tại ion âm, ion dương trong hợp chất.

3 Liên kết cộng hóa trị phân cực hay

liên kết ion-cộng hóa trị.

Đó là những liên kết của những phân tử trong hợp chất mà ở những trạng thái này thì mang tính chất của hợp chất CHT, ở trạng thái khác lại mang tính chất của hợp chất ion.

Xét hợp chất HCl: khi ở thể khí mang tính chất của hợp chất cộng hóa trị, khi ở thể lỏng mang tính chất của hợp chất ion.

Căn cứ vào độ lệch độ âm điện của các nguyên tử hình thành nên phân tử ta đánh giá tính ion trong hợp chất CHT phân cực.

Trong một số trường hợp cặp electron chung chỉ do một

nguyên tử đơn phương đóng góp Liên kết trong trường hợp này gọi là liên kết cho nhận hay liên kết phối trí.

3 3

3

4 Liên kết cộng hóa trị theo thuyết VB

4.1 Kiểu xen phủ các orbitan nguyên tử

Theo thuyết VB: khi hai nguyên tử tiến lại gần nhau thì các orbitan hóa trị có thể xen phủ (tổ hợp) với nhau hình thành liên kết

Sự xen phủ chỉ xảy ra với 2 nguyên tử có orbital hóa trị thỏa 2 điều kiện sau:

• Đồng năng

• Cả hai orbital hóa trị của hai nguyên tử đều có

e- độc thân Hoặc 1 AO của nguyên tử này trống

và nguyên tử kia có cặp e- chưa liên kết

Các loại liên kết

• Liên kết : được hình thành do sự xen phủ dọc theo trục nối tâm của hai AO hóa trị của hai nguyên tử.

• Liên kết  làm mật độ

electron liên kết tăng

nhiều so với liên kết ,

vì vậy liên kết  bền hơn

liên kết 

• Nếu giữa hai nguyên tử

có nhiều orbital xen phủ

thì xen phủ tạo liên kết

 được ưu tiên hơn (chỉ

sau khi xen phủ tạo liên

4.2 Cộng hóa trị của nguyên tố

• Cộng hóa trị của một nguyên tố bằng số electron độc thân của nguyên tử ở trạng thái cơ bản hoặc kích thích.

Ví dụ : cộng hóa trị của các nguyên tố chu kỳ 3

Các cặp e- hóa trị phải được phân bố cách xa

nhau nhất để lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất

Lực đẩy giữa hai cặp e- không liên kết lớp hơn lực đẩy giữa cặp e- liên kết và cặp e- không liên kết; Lực đẩy giữa cặp e- liên kết và cặp e- không liên kết lớn hơn lực đẩy giữa hai cặp e- liên kết

Xét phân tử CHT Ax n với A-nguyên tử trung

tâm; và X-nguyên tử liên kết

4.3.1 Trường hợp nguyên tố trung tâm A không có

b Khi n=3: AX3 phân bố trên một tam giác phẳng, góc hóa trị

c Khi n=4: AX4 phân bố theo hình tứ diện,

góc hóa trị X A ˆ X  109 , 50

Ví dụ: phân tử CH4

d Khi n=5: AX5 phân bố theo hình lưỡng

tháp tam giác

Ví dụ: phân tử PCl5

e Khi n=6: AX6 phân bố theo hình bát

diện, góc hóa trị X A ˆ X  900

Ví dụ: phân tử SF6

4.3.2 Trường hợp nguyên tử trung tâm có một

hay nhiều cặp e- không liên kết (e- tự do)

• Phân bố không gian của Axn phụ thuộc vào tổng số cặp e - liên kết và cặp e - tự do của nguyên tử trung

tâm.

• Gọi i là số cặp e - tự do

Kết quả hình học phân tử phụ thuộc (n+i):

 (n+i)=3: tam giác phẳng.

 (n+i)=4: tứ diện.

 (n+i)=5: lưỡng tháp.

 (n+i)=6: bát diện.

i  N; i 0

Ví dụ 1: xét liên kết hóa học, cấu hình không gian

và góc hóa trị của hai phân tử sau: H2O và NH3

Phân bố trên không gian các cặp

electron hóa trị: tứ diện.

Có hai liên kết  trong phân tử.

Phân tử NH3

Phân bố trên không gian các cặp electron hóa trị là một tứ diện.

Có 3 liên kết  hình thành trong phân tử.

Cấu trúc phân tử: Hình chóp.

4.4 Thuyết lai hóa

Các nguyên tử trong phân tử khi tương tác với

nhau không chỉ sử dụng những orbital s, p, d

“thuần khiết” để che phủ mà trong nhiều trường hợp, những orbital khác nhau này được tổ hợp

thành những orbital mới có năng lượng, kích

thươc, hình dáng giống nhau Sau đó, chúng tiến hành che phủ tạo liên kết Sự tổ hợp này gọi là sự lai hóa

Điều kiện lai hóa: các orbital phải có năng lượng gần bằng nhau

4.4.1 Lai hóa sp

Được tổ hợp từ một AO s với 1 AO p (của cùng một nguyên tử) hình thành nên 2 AO lai hóa sp thẳng hàng.

Ví dụ: Với phân tử BeH2

Phân tử C2H2

4.4.2 Lai hóa sp2

Do sự tổ hợp giữa 1 AOs với 2 Aop cho 3 AO lai hóa

sp 2 nằm cùng mặt phẳng hướng về 3 đỉnh một tam giác (Tạo với nhau một góc 120 0 )

 +



+

 +



B

 +

F

 +

F

 +

BF3

Ví dụ: phân tử BF3

4.4.3 Lai hóa sp3

Do sự tổ hợp giữa 1 AOs với 3 AOp hình thành 4 AO lai hóa sp 3 hướng về 4 đỉnh của tứ diện đều.

 +

Ví dụ: phân tử CH4

4.4.4 Lai hóa sp3d

Do sự tổ hợp từ 1 AOs, 3 AOp, và 1 AOd hình thành 5 AO lai hóa sp3d hướng về 5 đỉnh của lưỡng tháp tam giác

Ví dụ: phân tử PCl5

4.4.5 Lai hóa sp3d

Được tổ hợp từ 1AOs, 3AOp, 2AOd hình thành 6

AO lai hóa hướng về 6 đỉnh của một bát diện đều

Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm AXn

Gọi i là cặp e- tự do của nguyên tử trung tâm

Trạng thái lai hóa phụ thuộc (n+i)

 (n+i)=2 : lai hóa sp

 (n+i)=3 : lai hóa sp2

 (n+i)=4 : lai hóa sp3

 (n+i)=5 : lai hóa sp3d

 (n+i)=6 : lai hóa sp3d2

Z Y