Liên kết hóa học - chuyên sâu và nâng cao doc

Các nguyên tử liên kết với nhau như thế nào?• Do không thể quan sát trực tiếp các liên kết hóa học, ta dựa vào tính chất của các liên kết để xây dựng các mô hình lý thuyết để biểu diễn l

BÀI 2:

CẤU TẠO PHÂN TỬ - LKHH

Mục tiêu:

1 Biết các đại lượng đặc trưng của liên kết

2 Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết

cổ điển về liên kết

3 Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (VB)

4 Biết các đặc điểm của các kiểu lai hoá và

biểu diễn cấu trúc không gian phân tử

5 Trình bày được những luận điểm cơ bản

của thuyết liên kết hoá trị (MO), cấu hình

I.Những khái niệm về liên kết hoá học:

1 Độ bền liên kết : đặc trưng là năng lương liên kết Elk

Elk là NL cần thiết để phá vỡ các lk trong 1 mol phân tử khí ở trạng thái cơ bản thành các nguyên tử tự do cũng

ở trạng thái khí

H-H (khí) → 2H (khí) Elk = 436 KJ/mol

* NL phá vỡ LK là NLcần cung cấp nên mang dấu +

* NLtạo thành LK là NL giải phóng để hình thành 1 mối

LK từ các nguyên tử khí cô lập nên mang dấu –

Elk càng lớn thì lk sẽ càng bền

2 Độ dài liên kết : là khoảng cách giữa tâm của

2 hạt nhân nguyên tử

trong phân tử Độ dài LK càng nhỏ LK sẽ càng

4 Góc liên kết :

1 phân tử LK nhiều nguyên tử thì đặc trưng quan trọng là góc LK

Góc LK là góc tạo bởi sự cắt nhau của các trục nối tâm của nguyên tử trung tâm với tâm của

từng nguyên tử LK

Các nguyên tử liên kết với nhau như thế nào?

• Do không thể quan sát trực tiếp các liên kết hóa học, ta dựa vào tính chất của các liên kết để xây dựng các mô hình (lý

thuyết) để biểu diễn liên kết giữa các

nguyên tử

• Các lý thuyết được sử dụng nhiều nhất là:

– Thuyết Bát tử của Lewis

– Thuyết tương tác các cặp electron (VSEPR) – Thuyết Liên kết Hóa Trị.(VB)

– Thuyết Vân đạo Phân tử (MO)

Phân loại liên kết hóa học

• Tùy theo bản chất, liên kết hóa học được phân thành 3 loại chính

– Liên kết ion

– Liên kết cộng hóa trị

– Liên kết kim loại.

Bản chất và tính chất của mỗi loại liên kết trên được giải thích bằng các thuyết về liên kết hóa học thích hợp.

Liên kết ion

• Liên kết ion được coi là hệ quả của sự tạo

thành các ion âm và dương thông qua việc cho nhận electron giữa các nguyên tử

• Được giải thích khá tốt qua lý thuyết đơn

giản của Lewis

Liên kết Cộng Hóa Trị

• Liên kết cộng hóa trị có bản chất là sự

dùng chung electron giữa các nguyên tử

• Thường được giải thích thông qua thuyết liên kết hóa trị hoặc thuyết vân đạo phân tử

Liên Kết Kim Loại

• Liên kết kim loại không thể giải thích thấu

đáo bằng thuyết Lewis cũng như thuyết

Liên kết hóa trị do đó thường được giải

thích bằng thuyết miền năng lượng, thực chất là thuyết vân đạo phân tử áp dụng

cho hệ có khoảng 1023 nguyên tử

• Các lý thuyết về Liên Kết Hóa Học

Thuyết Lewis

• *Liên kết hóa học hình

thành do các nguyên tử trao

đổi hoặc sử dụng chung các

electron hóa trị

• *Electron hóa trị là các

electron nằm trong các lớp

vỏ ngoài cùng chưa bão hòa

của các nguyên tử.

• *Luật “Bát tử”

• Các nguyên tử có xu hướng

cho, nhận, hay sử dụng chung

electron để đạt tới cấu hình

lớp vỏ ngoài cùng bền vững

có 8 electron

G.N.Lewis 1875-1946 American Chemist

Ký hiệu Lewis

Mô tả các electron hóa trị của các nguyên tử.

Sự hình thành liên kết

Hợp chất ion

Trong các hợp chất ion, các ion dương và âm sắp xếp thành một mạng lưới tinh thể vững chắc (ví dụ : NaCl)

NL MẠNG TINH THỂ

NL m ng tinh th là NL phóng thích để ạ ể

đưa ion (+), ion (–) ở thể hơi vào vị trí thích hợp trong tinh thể, vì đây là NL phóng

thích nên NLMTT có trị số âm Trị số tuyệt đối của NLMTT càng lớn thì tinh thể càng bền

Q= S + 1/2D + dien the ion hoa I + A + U

S : Nhiệt thăng hoa (26 Kcal/mol)

D : NL nối (58 Kcal/mol)

A: Ái lực điện tử (-86,5 kcal/mol)

U: NL mạng tinh thể

Q: Nhiệt phản ứng (-98,23 Kcal/mol)

Điện thế Ion hoá I : 118 Kcal/mol

Tính NL mạng tinh thể NaCl

U = Q – S – 1/2D – Điện thế ion hoá I - A

MgCl2

Liên kết ion, CHT

• *Trong liên kết ion, một nguyên tử

nhường hẳn electron (tạo ion dương)

một nguyên tử nhận hẳn electron (tạo

ion âm)

• *Khi hai nguyên tử tương tự nhau hình thành liên kết, không nguyên tử nào

muốn nhường hay nhận hẳn electron.

• * Trong liên kết CHT Chúng dùng chung cặp electron để đạt cấu hình bền 8

electron.

• *Mỗi cặp electron dùng chung tạo thành một liên kết.

Công thức Lewis

• Mô tả liên kết trong các hợp chất cộng

hóa trị

• Mỗi nguyên tử phải có 8 electron lớp vỏ

ngoài cùng (trừ H có 2 electron)

•Số cặp electron dùng chung được

• gọi là Bậc liên kết

Liên kết Cộng Hóa Trị có cực

• Khi cặp electron được phân bố đều giữa hai nguyên tử : liên kết không phân cực

H2,

Cl2:

•Khi có sự phân bố không đồng đều:

• liên kết cộng hóa trị có cực

HCl:

• THUYẾT HIỆN ĐẠI VỀ

LIÊN KẾT PHÂN TỬ

ThuyếtTương Tác Các Cặp

Electron

Thuyết Liên Kết Hóa Trị

Thuyết Vân đạo Phân Tử

Thuyết tương tác các cặp electron

Valence Shell Electron Pair Repulsion theory(VSEPR).

Phương pháp đơn giản nhưng hiệu quả

để xác định hình dạng phân tử CHT.

Nguyên tắc:

Các cặp electron quanh nguyên tử sẽ

sắp xếp sao cho sự tương tác là nhỏ nhất.

Áp dụng thuyết VSEPR

• Vẽ công thức Lewis

• Đếm số vị trí có electron quanh nguyên tử

– Một cặp electron không liên kết tính là 1 vị trí – Một liên kết (Đơn, Đôi hoặc Ba) tính là một vị trí.

• Sắp xếp các vị trí có electron sao cho

tương tác là nhỏ nhất

Các cách sắp xếp

Số vị trí Cách xếp

Các dạng phân tử

Phân tử CT Lewis vị trí e – cách xếp góc Liên kết

Các dạng phân tử

HH

Các dạng phân tử

SF4 5 - Lưỡng tháp Tam giác 90°,

120°

XeF4 6 - Bát diện 90°

F S F

FF

Các biến dạng

C O

Cl Cl

111.4 o

Hình dạng phân tử

Hình dạng phân tử

Hình dạng phân tử

Hình dạng phân tử

Hình dạng phân tử

Phân tử nhiều trung tâm

Xác định sự phân bố electron cho từng nguyên tử

Moment lưỡng cực của phân tử

Khi hai nguyên tử có độ âm điện khác nhau,

mật độ điện tích âm sẽ cao hơn ở phía nguyên tử có độ âm điện cao hơn Tạo ra moment lưỡng cực của liên kết (Qui ước chiều của moment

lưỡng cực hướng về phía nguyên tử âm điện

hơn)

Trong phân tử nhiều nguyên tử

Moment lưỡng cực của phân tử là tổng các

moment lưỡng cực của tất cả các liên kết

Moment lưỡng cực của phân tử

Moment lưỡng cực của phân tử

Moment lưỡng cực của phân tử

Moment lưỡng cực của phân tử

Không phân cực

THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ

Valence Bond Theory

Thuyết Liên kết hóa trị

Thuyết Lewis và VSEPR không giải thích được độ bền của các liên kết cộng hóa trị.

Thuyết Liên kết hóa trị dựa trên kết quả của

cơ học lượng tử để giải thích sự tạo thành liên kết

Thuyết liên kết hóa trị

• Liên kết hóa học tạo thành do sự xen

phủ của các orbital của các nguyên tử.

• Các orbital chỉ xen phủ với nhau khi:

– Hai orbital, mỗi orbital chứa 1 electron

– Một orbital chứa 2 electron và 1 orbital trống

(liên kết cho nhận hay liên kết phối trí)

Có hai kiểu xen phủ tạo thành hai loại liên

kết: σ và Π

Độ bền liên kết

Liên kết càng bền khi mức độ xen phủ các

Orbital càng lớn (mật độ nguyên tử giữa hai hạt nhân là lớn nhất)

1 Mức độ xen phủ phụ thuộc vào: hình

dạng, kích thước, năng lượng của các

orbital, hướng xen phủ và kiểu xen phủ giữa chúng

2 Các orbital có năng lượng tương đương

nhau sẽ xen phủ tốt

3 Xen phủ theo trục hữu hiệu hơn xen phủ

theo mặt phẳng

• •

1s 1s

2p

2p

HÑC-A

Sự tạp chủng orbital

• Trước khi tạo liên kết, các orbital của nguyên tử sẽ tổ hợp với nhau tạo ra các orbital tạp chủng.

• Số orbital tạp chủng hình thành đúng bằng số orbital tham gia tổ hợp.

+

sp sp

Cấu trúc Phân tử BeF 2 theo Lewis

Đối với phân tử nhiều nguyên tử, có thể dùng sự lai

hoá orbital

để giải thích sự tạo thành liên kết và cấu tạo lập thể

của phân tử.

Giải thích BeF2

• Cấu hình điện tử ở trạng thái kích thích

vậy hai điện tử hoá trị trên 2s và 2p phải có tính

chất như nhau, điều này là kết quả của sự lai hoá

sp

• Cấu hình điện tử ở trạng thái lai hoá của Be: 1s 2 2(sp) 2

Tạp chủng sp:BeF2

Tạp chủng sp

Giải thích BF3

• Câấu hình điện t cua Boron ử ̉ trong BF3

B :Kích thích:

Tạp chủng sp2

• Câ u hi nh iên t cua ́ ̀ đ ̣ ử ̉ Carbon trong CH 4

Tạp chủng sp3 CH4

C :Kích thích:

HÑC-A

Giải thích H2O

• Câấu hình điện t cua ử ̉ Oxy

• Câaáu hình ñieän t cua ử ̉ Nitơ trong NH 3

Giải thích PF5

• Câấu hình điện t cua Phospho ử ̉ trong PF 5

HÑC-A

Các kiểu lai hoá

Valence Electron Pair

Các dạng tạp chủng

Các dạng tạp chủng

Các kiểu liên kết C-C

HÑC-A

Ví dụ

CH2O:

- sp2Tam giác

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• Sự tồn tại của H 2 +

• VB:

– Không thể tồn tại H 2+ do mối liên kết chỉ được thực hiện bằng 1 electron duy nhất

• Thực tế:

– H 2+ tồn tại và khá bền vững

– (năng lượng liên kết trong H 2+ là 255 kJ/mol)

KHIEÁM KHUYEÁT CUÛA THUYEÁT VB

• Lieân keát trong F 2 + beàn hôn trong F 2

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• O 2 thuận từ (tồn tại electron độc thân

trong phân tử O 2 )

• VB:

– Trong phân tử O 2 không còn electron độc thân

Do đó O2 sẽ có tính nghịch từ (không bị nam

châm hút )

• Thực tế

– O 2 có tính thuận từ tức là bị nam châm hút

Điều đó chứng tỏ rằng trong phân tử O2 vẫn

còn có electron độc thân chưa ghép cặp.

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• Không giải thích được hiện tượng quang phổ của các phân tử cộng

hóa trị

Luận điểm

1 Trong phân tử, các electron cũng tồn tại ở

những trạng thái riêng giống như trong nguyên tử

2 Trạng thái của các electron được biểu diễn bởi

các hàm sóng ϕMO gọi là các orbital phân tử.

3 Các electron trong phân tử cũng chiếm các

orbital phân tử tuân theo các nguyên lý bền

vững, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund.

4 Việc xác định các hàm sóng phân tử ( ϕMO) được

thực hiện bằng cách giải phương trình sóng

Schrodinger cho hệ phân tử

Do tác dụng tương hỗ giữa các hạt nhân và electron trong hệ phân tử, việc giải phương trình Schrodinger là rất phức tạp.

Để đơn giản hóa việc giải này ta chấp

nhận các giả thuyết gần đúng

các giả thuyết gần đúng

1 Các orbital phân tử được hình thành từ sự

tổ hợp tuyến tính của các orbital nguyên tử

2 Các orbital nguyên tử tham gia tổ hợp

phải thoả điều kiện:

• Có năng lượng gần nhau

• Có tính đối xứng giống nhau

3 Chỉ có các orbital hóa trị mới đóng góp

vào sự hình thành orbital phân tử Các

orbital nguyên tử ở lớp vỏ bên trong

không bị thay đổi

các giả thuyết gần đúng

• 4 Tùy theo kiểu tổ hợp mà sẽ tạo thành các orbital phân tử có tính đối xứng và

năng lượng khác nhau như sau:

– Tổ hợp đối xứng qua trục sẽ tạo thành các

– Tổ hợp âm tạo thành các orbital phân tử có

năng lượng cao gọi là các orbital phản liên kết (ký hiệu là σ * hoặc π * )

Phân tử H2

H2 chứa orbital liên kết σ1s và orbital phản liên kết σ*1s

Phân tử (X 2 ) với X là nguyên tố chu kỳ 2

Sự tổ hợp của các orbital nguyên tử thành các orbital phân tử

Cách sắp xếp điện tử trong MO

cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau không có tương tác sp (năng lượng s và p cách xa nhau)

VD: Phân tử O2, F2, Ne2

(σ 1s lk )< (σ 1s * )< (σ 2s lk )< (σ 2s * )< (σ 2pz lk )< (πx lk )= (πy lk ) < (πx * )= (πy * )< (σ 2pz * )

Cách sắp xếp điện tử trong MO

cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau có tương tác sp (năng lượng s và p gần nhau VD :phân tử He2; N2

(σ 1s lk )< (σ 1s * ) <(σ 2s lk )< (σ 2s * )<

(πx lk )= (πy lk )<(σ 2pz lk ) <(πx * )= (πy * )< (σ 2pz * )

Sơ đồ orbital phân tử có tương tác sp

σ2p * σ2p *

Mức năng lượng s và p gần nhau

CÁCH SẮP XẾP ELECTRON

1 Tổng số electron của các orbital phân tử bằng

tổng số electron hóa trị đóng góp bởi các

nguyên tử

2 Các electron sắp xếp vào các orbital phân tử

theo trật tự năng lượng từ thấp đến cao

(nguyên lý bền vững)

3 Mỗi orbital phân tử chứa tối đa 2 electron, hai

electron này phải có spin ngược nhau (nguyên lý loại trừ Pauli)

4 Khi sắp xếp vào các orbital có năng lượng bằng

nhau các electron sắp sao cho tổng số spin là cực đại (quy tắc Hund)

Bậc liên kết

Độ bền của liên kết trong phân tử được xác định thông qua giá trị BẬC LIÊN KẾT

BẬC LIÊN KẾT = ½ (Tổng số electron trên orbital liên kết – Tổng số electron trên orbital phản liên kết)

Bậc liên kết càng lớn thì liên kết trong

phân tử càng bền

Khi bậc liên kết = 0 hay <0 thì liên kết

không tồn tại

Cấu hình điện tử của mợt sớ phân tử đơn chất

có tương tác sp

Sự tương tác 2s - 2p

Khi năng lượng của orbital 2s và 2p cách

xa nhau (các nguyên tố cuối chu kỳ như O, F), sự tương tác giữa 2s và 2p không đáng kể do đó các orbital πx , và πy có năng

lượng cao hơn orbital σ2p

Khi năng lượng của orbital 2s và 2p khá

gần nhau (các nguyên tố đầu chu kỳ như

B, C, N) , sự tương tác giữa 2s và 2p là

đáng kể do đó các orbital πx , và πy có năng lượng thấp hơn orbital σ2p

Sự tương tác 2s - 2p

Với phân tử O2 và F2 orbital σ2p có năng lượng thấp hơn orbital π2p

Cấu hình điện tử của mợt sớ phân tử đơn chất không có tương tác sp

Phân tử O 2 (σ 1s lk ) 2 (σ 1s * ) 2 (σ 2s lk ) 2 (σ 2s * ) 2 (σ 2pz lk ) 2 (πx lk ) 2 (πy lk ) 2 (πx * ) 1 (πy * ) 1

Phân tử F 2 (σ 1s lk ) 2 (σ 1s * ) 2 (σ 2s lk ) 2 (σ 2s * ) 2 (σ 2pz lk ) 2 (πx lk ) 2 (πy lk ) 2 (πx * ) 2 (πy * ) 2

Sự tồn tại của H2 +

lieân keát trong F 2 + beàn hôn lieân keát trong F 2

σ2p * σ2p *

Mức năng lượng s và p gần nhau

Ví dụ

Cấu hình điện tử của phân tử có 2 nguyên tử khác nhau

NO :N: 1s2 2s2 2p3 có 5 điện tử hóa trị

O : 1s2 2s2 2p4 có 6 điện tử hóa trị

NO có 11 điện tử hoá trị ở lớp 2

Phân tử NO

(σ 1s lk ) 2 (σ 1s * ) 2 (σ 2s lk ) 2 (σ 2s * ) 2 (πx lk ) 2 (πy lk ) 2 (σ 2pz lk ) 2 (πx *) 1 (πy *) 0

• CO : C: 1s2 2s2 2p2 có 4 điện tử hóa trị

• O : 1s2 2s2 2p4 có 6 điện tử hóa trị

• NO có 10 điện tử hoá trị ở lớp 2

Phân tử CO

(σ 1s lk ) 2 (σ 1s * ) 2 (σ 2s lk ) 2 (σ 2s * ) 2 (πx lk ) 2 (πy lk ) 2 (σ 2pz lk ) 2 (πx *) 0 (πy *) 0

Cấu hình điện tử của một số phân tử hợp chất (các nguyên tử khác điện tích hạt nhân)