BÀI GIẢNG LIÊN KẾT HÓA HỌC

HÓA ĐẠI CƯƠNGChương 4: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử... ả ấ ủ ế – Theo quan điểm hiện đại các loại liên kết hoá học đều có bản chất điện vì suy cho cùng là do tương tác của các h

HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 4: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

4.1 Những khái niệm cơ bản về liên kết hoá học

4.1.1 B n ch t c a liên k t ả ấ ủ ế

– Theo quan điểm hiện đại các loại liên kết hoá học đều có bản

chất điện vì suy cho cùng là do tương tác của các hạt mang điện

là hạt nhân nguyên tử và electron

– Trong liên kết hóa học chỉ có electron của các phân lớp ngoài

cùng thực hiện: ns, np, (n-1)d và (n-2)f (chúng được gọi là các electron hóa trị)

– Theo CHLT, nghiên cứu liên kết là quá trình nghiên cứu sự

phân bố mật độ electron trong trường hạt nhân của các hạt

nhân của các nguyên tử tạo ra phân tử.

– Các loại liên kết chủ yếu trong hoá học là liên kết cộng hoá trị

và liên kết ion, ngoài ra còn có các liên kết kim loại, và các liên kết yếu hơn liên kết cộng hoá trị là liên kết Van der Valls, liên kết hydro

4.1.2 Một số đặc trưng của liên kết

• Công th c tính g n úng ứ ầ đ độ dài liên k t (khi các nguyên t có ế ử độ âm i n g n b ng nhau): d đ ệ ầ ằ A-B= rA + rB

• N u ế độ âm i n khác nhau nhi u thì: d đ ệ ề A-B = rA + rB- 0,09| χA - χB |

1 Độ dài liên kết

Là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau

Ví du Liên kết: H-F H-Cl H-Br H-I

d (A0) 0,92 1,28 1,42 1,62

Độ dài liên kết

dài liên k t ph thu c vào:

Độ ế ụ ộ

– Kiểu liên kết, độ dài liên kết giảm khi độ bội liên kết tăng lên.

– Năng lượng liên kết: nếu năng lượng liên kết cao thì độ dài liên

kết nhỏ

– Độ dài liên kết phụ thuộc vào trạng thái hoá trị của các nguyên

tố, độ bền hợp chất.

– Độ dài liên kết có thể xác định chính xác bằng thực nghiệm

nhờ các phương pháp vật lý hiện đại : nhiễu xạ rơngen, nhiễu

xạ electron, quang phổ phân tử…Còn tính toán băng lý thuyết thì chỉ cho độ chính xác tương đối

Độ dài liên kết và đặc tính phân tử

Độ mạnh axit

Độ bền liên kết H-A (kJ/mol)

Góc hoá trị

BCl3 tam giác

NH3 hình chóp

Tứ diện, CH4

Đường thẳng- CO2

3 Bậc liên kết

• B c liên k t là s liên k t t o thành gi a 2 nguyên t t ậ ế ố ế ạ ữ ử ươ ng tác tr c ti p v i nhau ự ế ớ

• Đố ớ i v i liên k t c ng hoá tr thì b c liên k t ế ộ ị ậ ế đượ c xác nh b i s c p e tham gia liên k t đị ở ố ặ ế

gi a hai nguyên t ữ ử

• Liên k t ế đơ n có b c liên k t là 1, liên k t ôi có b c liên k t b ng 2, liên k t ba có b c liên k t ậ ế ế đ ậ ế ằ ế ậ ế

b ng 3 ằ

• Đố ớ i v i các h liên h p, b c liên k t không ph i là s nguyên mà s th p phân ệ ợ ậ ế ả ố ố ậ

Ví d trong benzen b c liên k t C-C là 1,5 ụ ậ ế

4 Năng lượng liên k ết

• N ng l ă ượ ng liên k t ế là n ng l ă ượ ng thoát ra khi t o thành liên k t ó ạ ế đ và c ng b ng n ng l ũ ằ ă ượ ng

c n tiêu t n ầ ố để phá h y liên k t có trong 1 mol phân t tr ng thái khí ủ ế ử ở ạ

• L u ý: ư N ng l ă ượ ng liên k t và n ng l ế ă ượ ng phân ly c a liên k t trùng nhau khi phân t ch 2 nguyên ủ ế ử ỉ

• N ng l ă ượ ng liên k t ph thu c vào ế ụ ộ độ dài liên k t, ế độ ộ b i liên k t, ế độ ề b n liên k t ế

5 Momen lưỡng cực của liên kết

δ+ δ−

Đặc trưng cho độ phân cực của liên kết và phân cực

của phân tử là đại lượng momen lưỡng cực, đơn vị: D Momen lưỡng cực là đại lượng vector chiều quy ước

từ trọng tâm điện tích dương qua điện tích âm

Momen lưỡng cực

4.1.3 Sơ lược về lý thuyết lượng tử về liên kết hoá

học

và cấu tạo phân tử

• B n ch t hoá h c c a liên k t hoá h c và c u trúc phân t ả ấ ọ ủ ế ọ ấ ử đượ c gi i quy t khá t t trên c s ả ế ố ơ ở

c a CHLT ủ

• Hi n nay ng ệ ườ i ta cho r ng phân t g m m t s gi i h n các h t nhân nguyên t và các ằ ử ồ ộ ố ớ ạ ạ ử

electron t ươ ng tác v i nhau và ớ đượ c phân b xác nh trong không gian, t o thành m t c u ố đị ạ ộ ấ trúc b n v ng ề ữ

Có nhi u thuy t khác nhau ề ế để ả gi i thích b n ch t c a liên k t hoá h c, nh ng thuy t ả ấ ủ ế ọ ư ế đượ c

s d ng r ng rãi nh t là thuy t liên k t hoá tr VB và thuy t MO ử ụ ộ ấ ế ế ị ế

• C s c a ph ơ ở ủ ươ ng pháp là gi i ph ả ươ ng trình sóng Schrodinger đố ớ i v i các h phân t g m ệ ử ồ các h t nhân và các electron chuy n ạ ể độ ng trong tr ườ ng các h t nhân ó ạ đ

4.2 Liên kết ion

4.2.1 Thuy t t nh i n v liên k t ion c a Kossel ế ĩ đ ệ ề ế ủ (Kossel 1888-1967,ng ườ Đứ i c).

• N m 1916 Kossel cho r ng phân t c a h p ch t hoá h c ă ằ ử ủ ợ ấ ọ đượ ạ c t o ra nh s chuy n ờ ự ể

electron hoá tr t nguyên t này sang nguyên t khác Nguyên t m t electron hoá tr bi n thành ị ừ ử ử ử ấ ị ế ion d ươ ng g i là cation và nguyên t nh n electron bi n thành ion âm g i là anion ọ ử ậ ế ọ

• Các ion ng ượ c d u hút nhau nên ti n l i g n nhau, nh ng khi ấ ế ạ ầ ư đế n quá g n nhau thì s xu t ầ ẽ ấ

hi n l c ệ ự đẩ y c a các l p v electron, khi l c hút và ủ ớ ỏ ự đẩ y cân b ng nhau thì các ion d ng l i và t o ằ ừ ạ ạ thành phân t h p ch t ion ử ợ ấ

• Nh v y liên k t ion là lo i liên k t ư ậ ế ạ ế đượ ạ c t o thành nh l c hút t nh i n gi a các ion trái d u ờ ự ĩ đ ệ ữ ấ

Ví dụ

cùng

17P 18N

11P

12N

17P 18N

11P

12N

Cl nhận electron từ Na

17P 18N

11P

12N

Liên kết ion

17P 18N

Cl-Cả Na và Cl có 8 electron ở lớp vỏ ngoài cùng và tạo thành hợp

chất NaCl

17P 18N

11P 12N

Na+

2,8

2,8,8

Cl-Lực liên kết giữa Nguyên tử Na và

Cl với nhau

4.2.2 Khả năng tạo thành liên kết ion của các nguyên tố

• Các nguyên t có n ng l ố ă ượ ng ion hoá I càng nh kh n ng t o thành cation càng d , i n ỏ ả ă ạ ễ đ ể

hình cho kh n ng này là các kim lo i ki m và ki m th ả ă ạ ề ề ổ

• Các nguyên t có ái l c ố ự đố ớ i v i electron càng l n càng d t o thành các anion, i n hình cho các ớ ễ ạ đ ể nguyên t này là các halogen, oxy, l u hu nh ố ư ỳ

• Nh v y liên k t ion d ư ậ ế ễ đượ ạ c t o thành gi a nguyên t có tính kim lo i m nh và nguyên t ữ ố ạ ạ ố

có tính phi kim m nh ạ

• S chênh l ch ự ệ độ âm i n c a các nguyên t càng l n tính ion c a h p ch t càng cao đ ệ ủ ố ớ ủ ợ ấ

M i quan h gi a ố ệ ữ độ ion (%) và hi u s ệ ố độ âm i n các nguyên t đ ệ ố

4.2.3 Tính chất của liên kết ion.

Ion đượ c xem nh q a c u tích i n có i n tr ư ủ ầ đ ệ đ ệ ườ ng phân b ố đề u m i h ọ ướ ng trong

không gian d n ẫ đế n m t s ộ ố đặ đ ể c i m c a liên k t ion nh sau: ủ ế ư

• Tính không b o hòa ả : th hi n ch ion có th hút các ion trái d u v i l ể ệ ở ổ ể ấ ớ ượ ng không xác nh đị

• Tính không nh h đị ướ Nó có th hút ion trái d u theo b t k h ng ể ấ ấ ỳ ướ ng nào

• Các tính ch t này c a ion có nh h ấ ủ ả ưở ng đế n s phân b ion trong dung d ch c ng nh trong ự ổ ị ũ ư tinh th Trong tinh th : các ion ể ể đượ c bao b c b i các ion trái d u v i l c liên k t hoàn toàn ọ ở ấ ớ ự ế

nh nhau ư

1 Khái niệm Trong các hợp chất ion, độ ion của liên kết không bao giờ

đạt 100%, bởi vì các ion ngược dấu khi đến gần nhau thì sẽ phân cực (cực hoá) lẫn nhau Do đó đám mây electron của cation và anion

không tách rời nhau mà che phủ 1 phần

Sự cực hóa của anion

Cl- trong NaCl

-2 Các yếu tố ảnh hưởng đến cực hóa ion.

• Kh n ng c c hóa c a ion x y ra v i m c ả ă ự ủ ả ớ ứ độ khác nhau tu thu c vào i n tích, bán kính ion và c u hình ỳ ộ đ ệ ấ electron c a chúng ủ

• Các ion có cùng c u hình electron, i n tích càng l n, kích th ấ đ ệ ớ ướ c càng bé có kh n ng ả ă c c hóa ự càng m nh ạ

+ N u ion có i n tích gi ng nhau và khích ế đ ệ ố

th ướ c g n b ng nhau thì ầ ằ độ phân c c ự

nh nh t là c u hình s ỏ ấ ấ 2p6 và l n nh t là ớ ấ

s2p6d10

● Trong h p ch t ion, cation óng vai trò ợ ấ đ

ion phân c c, còn anion óng vai trò ion b ự đ ị

phân c c ự

Vì anion th ườ ng có kích th ướ ớ đ c l n, ám

-3 Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất

– Sự cực hoá ion mạnh làm giảm khả năng điện ly thành ion

BaCl2 điện ly mạnh trong nước, HgCl2 hầu như không điện ly:

Do cấu hình e của Ba2+ (5s25p6) tác dụng phân cực yếu ion Cl-,

còn của Hg2+ (5s25p65d10 ) tác dụng phân cực mạnh ion Cl

-– Độ bền: phân cực tương hỗ giữa các ion trong một hợp chất

làm tăng độ cộng hóa trị, giảm điện tích hiệu dụng, giảm lực hút

ion giữa chúng nên Độ bền tinh thể giảm

– Độ phân ly, nóng chảy giảm

Nhiệt độ nóng chảy (0C) 848 607 550 469

Na+ và Cu+ có bán kính bằng nhau, NaCl có t0

nc= 8010C nhưng CuCl có to

nc = 4300C do Cu+ cực hoá mạnh hơn Na+

• Độ tan: kh n ng hoà tan c a h p ch t ion (mu i) ph thu c vào 2 y u t là n ng l ả ă ủ ợ ấ ố ụ ộ ế ố ă ượ ng m ng tinh th ạ ể ion U và n ng l ă ượ ng hydrat hoá cation E h.

- N u U > E ế h nhi u thì mu i khó tan, ng ề ố ượ ạ c l i thì d tan ễ

- N u khi U t ng và E ế ă h gi m thì tính tan gi m và ng ả ả ượ ạ c l i thì tính tan t ng, ă

- N ng l ă ượ ng E h ph thu c và kh n ng phân c c n ụ ộ ả ă ự ướ c c a cation, khi cation phan c c n ủ ự ướ c m nh thì ạ

4.3.1 Liên k t c ng hoá tr theo ế ộ ị Lewis (1916)

N i dung c b n ộ ơ ả : Là loại liên kết được hình thành bằng cách đưa

ra electron hoá trị của mình để tạo thành 1, 2, 3 cặp electron chung

giữa 2 nguyên tử

Như vậy liên kết cộng hoá trị là loại liên kết bằng cặp eletron

chung, cặp electron chung được gọi là cặp electron liên kết

4.3 Liên kết cộng hóa trị

Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8

electron ở lớp ngoài cùng tương tự nguyên tử khí hiếm

Các electron không tham gia tạo thành liên kết cộng hoá trị được gọi là các electron không liên kết liên kết

Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta

có liên kết đơn, 2 cặp e chung là liên kết đôi, 3 cặp e là liên kết 3

Số liên kết giữa 2 nguyên tử gọi là bậc liên kết

L u ý: ư Tu theo h p ch t c th mà liên k t c ng hoá tr có ỳ ợ ấ ụ ể ế ộ ị th là ể

M i nguy ên t khi tham gia li ên kết có c u hình electron lớp ngoài cùng có 8 electron gi ng v i khí hi m (ns2p6 )

Η

O Η

electrons không liên kết

Drawing Lewis Structures

Double and Triple Bonds

• Nguyên t có th dùng chung 4 electron t o thành liên k t ôi ho c 6 ử ể ạ ế đ ặ electron liên k t ba ế

Quy tắc bát tử-cách tính số electron liên kết

• S = N-A

• S t ng s ổ ố electron dùng chung trong phân t ử

• N là t ng s electron c n thi t l p ngoài cùng c a t t c các nguyên t trong phân t ổ ố ầ ế ở ớ ủ ấ ả ử ử để thu đượ c c u hình khí hi m ( ấ ế N =8, 2)

• A s ố electron có l p ngoài cùng c a t t c nguyên t có m t trong phân t (chúng ta ph i ở ớ ủ ấ ả ử ặ ử ả

i u ch nh A khi nguyên t thay th b ng ion) Thêm electron i v i i n tích âm và tr

electron khi i n d đ ệ ươ ng).

4.3.2 Liên kết cộng hoá trị theo thuyết liên kết- hoá trị (Valence bond-VB)

Mở đầu

+ Vì vi c gi i chính xác ph ệ ả ươ ng trình sóng Schrodinger đố ớ ệ i v i h phân t không th th c hi n ử ể ự ệ đượ c,do

ó ng i ta dùng ph ng pháp gi i g n úng, trong ó có hai ph ng pháp c s d ng r ng rãi nh t là

ph ươ ng pháp liên k t hoá tr c a Heitler- London-Pauling-Slater (VB) và ph ế ị ủ ươ ng pháp ocbital phân t (MO) c a ử ủ Mulliken- Hund-Lennard Jones

+Ph ươ ng pháp VB xu t phát t lu n i m cho r ng m t c p nguyên t trong phân t ấ ừ ậ đ ể ằ ộ ặ ử ử đượ c liên k t v i ế ớ nhau b ng m t ho c m t vài c p electron dùng chung, nghiã là liên k t ằ ộ ặ ộ ặ ế đượ đị c nh ch gi a hai nguyên t Vì ổ ữ ử

v y ph ậ ươ ng pháp này còn đượ c g i là ph ọ ươ ng pháp c p electron nh ch hay ph ặ đị ổ ươ ng pháp hai electron- hai tâm

+ Vi c gi i PT Schrodinger theo ph ệ ả ươ ng phápVB là tìm hàm sóng phân t mô t chuy n ử ả ể độ ng đồ ng th i ờ

c a hai electron trong phân t v ủ ử à hàm sóng ó đ đượ c xác nh m t cách đị ộ g n úng b ng tích các hàm sóng nguyên t ầ đ ằ ử

t ươ ng ng ứ

Phân tử hidro theo Heitler -London

2 Nội dung cơ bản của thuyết liên kết hoá trị (VB)

a) Khái ni m ệ v liên k t c ng hoá tr ề ế ộ ị

• Liên k t c ng hoá tr hình thành do s ghép ôi c a 2e có spin trái d u và thu c v 2 nguyên t tham gia t ế ộ ị ự đ ủ ấ ộ ề ử ươ ng tác Vì v y liên k t c ng hoá tr ậ ế ộ ị đượ c g i là liên k t hai electron-hai tâm và ph ọ ế ươ ng pháp VB đượ c g i là ph ọ ươ ng pháp c p electron nh ch ặ đị ổ

• Lk c ng hoá tr ộ ị đượ c hình thành do xen ph gi a 2 orbital nguyên t hoá tr và thu c v 2 nguyên t t ủ ữ ử ị ộ ề ử ươ ng tác

• Liên k t c ng hoá tr càng b n khi m c ế ộ ị ề ứ độ che ph c a các orbital nguyên t càng l n ủ ủ ử ớ

• Ch có xen ph d ỉ ủ ươ ng m i t o thành liên k t, (d u c a hàm sóng ph i gi ng nhau) khi ó tích phân xen ph S ớ ạ ế ấ ủ ả ố đ ủ

Các kiểu xen phủ : sự tạo liên kết σ, π ,δ

•Liên k t sigma ma: ế Hình thành do s ự xen phủ trục, tức là sự xen phủ xãy ra d c theo tr ọ ụ liên c

k t gi ế ữ 2 nguyên tử Kí hi u a ệ σ

Liên kết sigma

• Xen ph bên ủ p-p t o liên k t piạ ế

Xen phủ bên p-d và d-d tạo liên kết π

p-d d-d

Liên kết cộng hoá trị δ

• Khi hai AO d n m trong các m t ph ng ằ ặ ẳ

song song che ph nhau theo c 4 “cánh ủ ả

dxy - dxy

-Sự xen phủ âm

+

b) Khả năng tạo liên kết cộng hoá trị của nguyên tố và

tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị

Liên k t c ng hoá tr có th t o thành b i hai cách: c p e ghép ôi là góp chung ho c theo ki u cho- nh n ế ộ ị ể ạ ở ặ đ ặ ể ậ

• Theo c ch góp chung: C ng hoá tr c a m t nguyên t b ng s e hoá tr ơ ế ộ ị ủ ộ ố ằ ố ị độ c thân c a nguyên t ( ủ ử ở tr ng ạ thái kích thích ho c c b n) ặ ơ ả

• Theo c ch cho nh n, thì c p electron ghép ôi c a liên k t c ng hoá tr ch do 1 trong 2 nguyên t ơ ế ậ ặ đ ủ ế ộ ị ỉ ử đư a ra, còn nguyên t kia nh n l y c p electron ó C p electron ó g i là c p electron hoá tr t do Nói cách khác là do ử ậ ấ ặ đ ặ đ ọ ặ ị ự

s xen ph c a AO hoá tr có 2 electron v i AO tr ng c a nguyên t kia ự ủ ủ ị ớ ố ủ ử

c) Tính định hướng của liên kết cộng hoá

trị

• Tính có h ướ ng c a liên k t c ng hoá tr : Liên k t c ng hoá tr ủ ế ộ ị ế ộ ị đượ c hình

thành theo nh ng h ữ ướ ng nh t nh trong không gian, phân t t o thành có ấ đị ử ạ

hình d ng xác nh ạ đị

• Ví d : SeH ụ 2 góc hoá tr HSeH 90 ị o

z

x 1s 1s

Điều này chỉ được giảit thích dựa và thuyết lai

hoá của các orbital nguyên tử

d) Thuyết lai hoá các orbital nguyên tử

và cấu hình không gian của phân tử

– Các nguyên tử khi tham gia liên kết không những sử dụng các AO

thuần khiết s, p,d…mà có thể sử dụng các AO trộn lẫn trong

nguyên tử để xen phủ với các AO của các nguyên tử khác, tạo

thành liên kết cộng hoá trị

– Khi tổ hợp (trộn lẫn) các AO s, p, d tạo thành những AO lai hoá,

thì các AO này có năng lượng, hình dạng, kích thước giống nhau

– Có bao nhiêu AO tham gia vào lai hoá thì có bấy nhiêu AO lai hoá

tạo thành và bố trí đối xứng nhau trong không gian

– Điều kiện để các AO có thể lai hoá là các orbital có năng lượng

gần nhau

– Các kiểu lai hoá phổ biến là sp3, sp2, sp, sp3d, sp3d2

Lai hoá sp 3

Ví d v i C- ụ ớ

• Đ ề i u ki n lai hóa: ch x y ra khi 2 orbital có n ng l ệ ỉ ẩ ă ượ ng g n gi ng nhau ầ ố

Trạng thái kích thích trạng thái lai hóa

2sp3

Lai hoá sp 3

• 1 orbital 2s + 3 orbitan 2p ⇒ 4 orbital

lai hoá đồ ng nh t g i là ấ ọ tr ạ ng thái lai hoá

sp3

• ngh a là obital này ¼ (23%) là b n ch t s ĩ ả ấ

và ¾ (77 %) là b n ch t p, Truc chính ả ấ

c a 4 orbital lai hoá ủ sp3 phân bố trong

không gian d ướ i các góc b ng nhau ằ

109028’ t o nên hình t di n ạ ứ ệ đề u.

Các orbital lai hoá sp 3

Hình dạng AO sp 2

• Truc chính c a 3 orbital lai hoá ủ sp2 n m trong m t m t ph ng và t o v i nhau t ng ôi ằ ộ ặ ẳ ạ ớ ừ đ

m t m t góc 120 ộ ộ 0 Còn m t orbital không lai hoá ( thu ộ ầ n khi t) ế n m th ng góc v i m t ằ ẳ ớ ặ

ph ng c a các orbital lai hoá ẳ ủ