ÁP DỤNG lý THUYẾT LIÊN kết hóa học để GIẢI THÍCH LIÊN kết của PHI KIM TRONG hợp CHẤT CỘNG hóa TRỊ

Độ rắn của chất dẻo, cấu tạo của băng hoặc dạng xoắn của ADN cũng do cácliên kết hóa học tạo nên, dù thuộc những loại khác nhau....nói chung, tính chất lýhóa, trạng thái tồn tại của tất

ÁP DỤNG LÝ THUYẾT LIÊN KẾT HÓA HỌC

ĐỂ GIẢI THÍCH LIÊN KẾT CỦA PHI KIM TRONG HỢP CHẤT CỘNG HÓA TRỊ

Phần 1: MỞ ĐẦU

I Lý do chọn chuyên đề.

Than chì và kim cương đều được tạo thành từ các nguyên tử cacbon giốngnhau, nhưng chỉ do cách liên kết khác nhau đã giải thích sự khác nhau về độcứng và hình dáng (kể cả giá trị) của chúng! Các nhà hóa học thường dựa vàokhái niệm liên kết để giải thích và dự đoán các phản ứng Về cơ bản, nó đượcđịnh nghĩa là lực nối liền các nguyên tử với nhau trong phân tử Trong một chấtrắn ion hoặc kim loại, cũng chính liên kết này duy trì sự gắn kết của các nguyên

tử Độ rắn của chất dẻo, cấu tạo của băng hoặc dạng xoắn của ADN cũng do cácliên kết hóa học tạo nên, dù thuộc những loại khác nhau nói chung, tính chất lýhóa, trạng thái tồn tại của tất cả các chất được gắn liền với cấu trúc, bản chất liênkết của các nguyên tử trong phân tử

Vì vậy việc sử dụng lí thuyết về liên kết hóa học để giải thích đặc điểm,bản chất liên kết cũng như dự đoán lập thể phân tử của các chất là vô cùng quantrọng Trong chuyên đề này tôi xin trình bày việc áp dụng lí thuyết liên kết hóahọc để giải thích liên kết của các nguyên tố phi kim trong phân tử các hợp chất

có liên kết cộng hóa trị

Phần 2: NỘI DUNG

Chương I: ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA NGUYÊN TỬ CÁC NGUYÊN TỐ

PHI KIM

I Cấu tạo nguyên tử nguyên tố phi kim

1 Vị trí của các nguyên tố phi kim trong bảng hệ thống tuần hoàn

Trong bảng hệ thống tuần hoàn các phi kim nằm ở các nhóm A, chủ yếu

từ nhóm IVA đến nhóm VIIA, Cụ thể:

+ Nhóm IVA gồm các nguyên tố: Cacbon (C), Silic (Si)

+ Nhóm VA gồm các nguyên tố: Nitơ (N), Photpho (P)

+ Nhóm VIA gồm các nguyên tố: Oxi (O), Lưu huỳnh (S)

+ Nhóm VIIA gồm các nguyên tố: Flo (F), Clo(Cl), Brom (Br), Iot (I).Ngoài ra còn có nguyên tố Bo (B) thuộc nhóm IIIA, nguyên tố Hiđro (H) thuộc nhóm IA

2 Cấu hình electron, hóa trị của các nguyên tố phi kim.

2.1 Cấu hình electron chung của các nguyên tố phi kim (chỉ xét cấu hình electron lớp ngoài cùng)

Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố phi kim là:

ns 2 np 1 đối với phi kim thuộc nhóm IIIA, ns 2 np 2 đối với các phi kim thuộc

nhóm IVA, ns 2 np 3 đối với các phi kim thuộc nhóm VA, ns 2 np 4 đối với các phi kim thuộc nhóm VIA và ns 2 np 5 đối với các phi kim thuộc nhóm VIIA

2.2 Hóa trị hay gặp của các nguyên tố phi kim.

Hóa trị của các nguyên tố phi kim được xác định dựa trên số electron thuộc lớp điện tử ngoài cùng có khả năng tạo thành liên kết hóa học được gọi là các electron hóa trị Tùy thuộc vào cấu hình electron của nguyên tử và khả năng hình thành liên kết mà mỗi nguyên tố phi kim có thể có một hay nhiều hóa trị, mỗi nguyên tố phi kim cũng có những mức hóa trị cao nhất bằng nhau hoặc khác nhau Cụ thể: Nguyên tố Bo có hóa trị là 3, nguyên tố Các bon và Si lic đều

có hóa trị phổ biến là 4, nguyên tố Photpho có hóa trị 3 và 5 nhưng nguyên tố Nitơ lại có hóa trị lần lượt là 1, 3 và cao nhất là 4, nguyên tố Oxi có hóa trị kinh điển là 2 còn Lưu huỳnh lại có nhiều mức hóa trị là 2, 4 và 6 Đối với các

nguyên tố nhóm VIIA, nguyên tố Flo có hóa trị 1 còn từ nguyên Clo đến nguyênIot thì có các hóa trị 1, 3, 5, 7

Với những hóa trị không tuân theo qui luật có thể thấy khả năng tạo liên kết hóa học của các nguyên tố phi kim là không giống nhau

II Xu hướng tạo thành liên kết hóa học của các nguyên tố phi kim

Trên thực tế, các nguyên tử có xu hướng đạt đến trạng thái bền vững nhất tức là có cấu hình lớp ngoài cùng bão hòa (ns2np6) với xu hướng này các nguyên

tố phi kim có thể nhận thêm electron hoặc dùng electron với nguyên tử khác, do

đó các nguyên tố phi kim có thể tham gia liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị

1 Xu hướng tạo thành liên kết ion:

Khi này nguyên tử phi kim điển hình sẽ nhận hẳn electron của nguyên tử kim loại điển hình để tạo thành lớp vỏ electron ngoài cùng bão hòa (nguyên tử phi kim sẽ trở thành ion âm, nguyên tử kim loại sẽ trở thành ion dương, các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành tinh thể ion)

ví dụ: Cl + Na -> Cl- + Na+

([Ne]3s23p5) ([Ne]3s1) ([Ne]3s23p6) ([Ne])

2 Xu hướng tạo thành liên kết cộng hóa trị

Có thể hiểu xu hướng này là: Các nguyên tử phi kim liên kết với nhau hoặc liên kết với nguyên tử hiđro (cũng có khi với nguyên tử kim loại không điển hình) bằng cách cùng dùng chung các elcetron hóa trị để sao cho đạt được trạng thái bền vững nhất (có cấu hình electron ngoài cùng bão hòa)

Ví dụ: Cl + Cl -> Cl -Cl

([Ne]3s23p5) ([Ne]3s23p5) ([Ne]3s23p6)

(Trong chuyên đề này tôi chỉ đề cập đến xu hướng tạo liên kết cộng hóa trị của các nguyên tố phi kim.

Chương II: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ

I Lí thuyết phi cơ học lượng tử ( Thuyết electron hóa trị Lewis - Langmuir)

1 Sự hình thành liên kết hóa học theo lí thuyết electron hóa trị Langmuir

Lewis-+ Khi hình thành liên kết cộng hóa trị, các nguyên tử có khuynh hướng dùngchung các cặp electron để đạt cấu trúc bền của khí hiếm gần kề ( với 8 hoặc 2electron lớp ngoài cùng)

+ Các cặp electron dùng chung có thể do sự góp chung của hai nguyên tửtham gia liên kết (cộng hóa trị thông thường) hoặc chỉ do một nguyên tử bỏ

ra (cộng hóa trị phối trí)

+ Số electron góp chung của một nguyên tử thường bằng 8 - n (n: số thứ tự củanhóm nguyên tố) Khi hết khả năng góp chung, liên kết với các nguyên tử còn lại được hình thành bằng cặp electron do một nguyên tử bỏ ra (thường là nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn).

Ví dụ: Công thức phân tử Công thức electron Công thức cấu tạo

H2O H :O: H H - O - H

SO2 :O:: S: O: O= SO

2 Những hạn chế của lí thuyết phi cơ học lượng tử

+ Không cho thấy bản chất của liên kết cộng hóa trị

+ Cho cho biết được sự định hướng trong không gian của liên kết, do đó không thể giải thích được dạng hình học của phân tử

+ Không giải thích được cấu tạo của một số phân tử mà trong đó liên kết cộng hóa trị không phải được hình thành từ cặp electron chung mà lại xuất hiện các số lẻ electron chung cũng như các công thức trong đó qui tắc bát tử không được thỏa mãn vì số electron ngoài cùng của nguyên tử trong phân tử nhỏ hơn hoặc lớn hơn 8 (VD: SF6 – nguyên tử S có đến 10 thuộc lớp ngoài cùng…)

+ Không giải thích được hiện tượng liên kết cộng hóa trị nhiều tâm, liên kết cộng hóa trị không định vị (VD: phân tử C6H6; B2H6 )

II Lí thuyết cơ học lượng tử

1 Thuyết VB (Valent Bond - Liên kết hóa trị)

a) Các luận điểm cơ sở của thuyết VB

+ Một cách gần đúng, coi cấu tạo e của nguyên tử vẫn được bảo toàn khihình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển độngcủa e trong AO Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của hai nguyên tử xen phủ nhau tạoliên kết hóa học thì vùng xen phủ đó là chung cho hai nguyên tử.

+ Mỗi một liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi 2 e cóspin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi e đó

là e độc thân trong 1 AO hóa trị của một nguyên tử Mỗi liên kết hóa học đượctạo thành đó là một liên kết 2 tâm (2 nguyên tử) Liên kết đó không thể hìnhthành từ 1 e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị)

+ Sự xen phủ giữa 2 AO có 2e của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên kếtđược 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 xen phủ 2 AO (thuyết hóa trị địnhhướng)

b) Thuyết VB về sự hình thành liên kết cộng hóa trị

Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ của các obitancàng lớn, như vậy sự xen phủ của các obitan tuân theo nguyên lí xen phủ cực

đại: “ liên kết được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ các obitan liên kết có giá trị cực đại”

VÝ dô: 1H 1s1 17Cl 1s22s22p63s23p5

HH

ClH

ClCl

c) Thuyết VB về vấn đề hóa trị của nguyên tử trong hợp chất cộng hóa trị

+ Cộng hóa trị của một nguyên tử (hóa trị nguyên tử) bằng số liên kết mà nguyên tử đó có thể tạo được với các nguyên tử khác

Ví dụ: Trong CO2 (O= C =O) nguyên tử C và O lần lượt có hóa trị bằng 4 và 2

+ Theo thuyết VB, để tạo được một liên kết cộng hóa trị, nguyên tử đã sử dụng một e độc thân của chúng Như vậy, có thể nói rằng cộng hóa trị của một nguyên tử bằng số e độc thân của nguyên tử đã dùng để tham gia liên kết

+Cũng theo thuyết VB, khi tham gia liên kết các nguyên tử có thể bị “kích thích” Sự kích thích này có ảnh hưởng đến cấu hình e của nguyên tử, các e cặp đôi có thể tách ra và chiếm cứ các AO còn trống trong cùng một lớp Như vậy số

e độc thân của nguyên tử có thể thay đổi và cộng hóa trị của nguyên tử có thể cógiá trị khác nhau trong những hợp chất khác nhau (Bảng 1)

VD1: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6

VD2: Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO2 là 3 ; HClO3 là 5;

HClO là 7

Bảng 1: Số e độc thân có thể có của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính

Các liên kết đôi và liên kết ba còn được gọi chung là liên kết bội

Khi số electron chung càng lớn, lực hút tĩnh điện giữa electron với hạt nhân của hai nguyên tử càng mạnh, độ bền liên kết tăng còn khoảng cách giữa hai tâm nguyên

tử giảm Do vậy khi bậc liên kết càng lớn thì năng lượng liên kết càng lớn và độ dài liên kết càng nhỏ.

dC-C (A0 ) : 1,54 1,34 1,2

d) Liên kết xichma () và liên kết pi ().

* Liên kết xichma () : là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương

pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liênkết

* Liên kết  : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp

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

x

y

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

, liên kết ba gồm 1 liên kết  và 2 liên kết 

e) Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí).

*Định nghĩa: Liên kết cộng hoá trị cho - nhận là liên kết cộng hoá trị trong đó

cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử cung cấp – gọi là nguyên tử cho,nguyên tử còn lại là nguyên tử nhận

H

+

H H H

H +

N O

O

N O

O hay

* Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận:

- Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ e đã bão hoà và còn ít nhất một cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn.

- Nguyên tử “ nhận ” phải có obitan trống

f) Sự lai hóa các obitan nguyên tử.

+Thuyết lai hóa cho rằng một số AO có mức năng lượng gần bằng nhau khitham gia liên kết có xu hướng tổ hợp với nhau để tạo ra các AO lai hóa có nănglượng thấp hơn, liên kết hình thành bởi sự xen phủ các AO lai hóa sẽ bền vữnghơn

+Số obitan lai hóa tạo thành bằng số obitan nguyên tử tham gia lai hóa và cácobitan lai hóa tạo ra có năng lượng tương đương (bảng 2)

109 0 28 ’ Tứ diện

s

Lưỡng tháp đáy tam giác

sp 3 d 2

p

d

sp3d2s

Bát diện

+Người ta cũng dự đoán kiểu lai hóa của nguyên tử trên lý thuyết: số obitanlai hoá bằng tổng số liên kết  mà nguyên tử tạo ra và số cặp electron tự do củanguyên tử (H) Giá trị của n tính được bằng 2, 3, 4, 5, 6 tương ứng với các trạngthái lai hóa sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2

Ví dụ: H-O-H , HO = 2+2 = 4  O lai hóa sp3

O=S O , HS = 2+1 = 3  S lai hóa sp2 ; O=C=O , HC = 2+0 = 2  C lai hóa sp

+Dưới đây là một số ví dụ về sự hình thành phân tử trên cơ sở kết hợp thuyết

VB và thuyết lai hóa các obitan nguyên tử :

CH 4 (C lai hóa sp 3 ) CH 2 = CH 2 (C lai hóa sp 2 ) CH  CH (C lai hóa sp)

H H

H H

H

*) Mô hình sự đẩy giữa các đôi electron vỏ hóa trị

- Qui ước: Trong phân tử có công thức AXnEm thì A là nguyên tử trung tâm,

X là phối tử, n là chỉ số cho biết số phối tử, E là đôi e riêng, m là chỉ số cho biết

số đôi e riêng

- Mỗi mây electron chiếm một khoảng không gian nhất định Hình dạngcủa phân tử phụ thuộc vào khoảng không gian chiếm bởi các mây electron vỏhóa trị của A hay hình dạng phân tử phụ thuộc vào sự phân bố các đôi electronhay các mây electron ở vỏ hóa trị của nguyên tử trung tâm A

- Nội dung mô hình sự đẩy các đôi electron vỏ hóa trị: Các đôi (hay cặpelectron trong vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được(hay các đôi electron trong vỏ hóa trị đẩy nhau ra xa tới mức có thể được) để lựcđẩy giữa chúng ở mức thấp nhất

- Đôi electron riêng chỉ chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử trung tâmA.Còn đôi e liên kết chịu tác dụng hút của cả hai hạt nhân nguyên tử tham gia liênkết là A và X Do đó đôi electron riêng của mây electron chiếm khoảng khônggian rộng hơn khoảng không gian chiếm bởi mây electron của đôi electron liênkết

**) Hình dạng một số phân tử

♣ Trường hợp AX n (n = 2  6))

Nguyên tử trung tâm A có từ 2 đến 6 cặp electron liên kết tạo với phối tử

X, A không có đôi electron riêng

+ Khi n = 2 : hai đôi e liên kết được phân bố trên đường thẳng  phân tử

có dạng đường thẳng, góc liên kết 1800

VD: BeH2 : H - Be - H

+ Khi n = 3: ba đôi electron này được phân bố trên mặt phẳng hướng về 3

đỉnh của tam giác đều  phân tử có hình tam giác đều, góc liên kết 1200

+ Khi n= 4: 4 đôi electron hướng về 4 đỉnh của tứ diện đều, A ở tâm 

phân tử có hình tứ diện đều, góc liên kết bằng 109,50

VD: CH4; NH4+ , SiF4

+ Khi n = 5: 5 đôi electron được phân bố trên 5 đỉnh của lưỡng tháp tam

giác

 Phân tử hình lưỡng tháp tam giác

Có 3 đôi electron nằm trên mặt phẳng tam giác đều, tâm của tam giác làhạt nhân của A Ba đôi e này tạo 3 liên kết ngang, góc liên kết 1200

Còn lại 2 đôi e nằm trên đường thẳng vuông góc với tam giác tại tâm A tạo 2liên kết trục

Độ dài liên kết ngang < liên kết trục vì đôi e trên liên kết trục chịu tươngtác đẩy của 3 đôi e ngang, góc tương tác 900  lực đẩy lớn  độ dài liên kết lớn,còn đôi e trên liên kết ngang chịu tương tác đẩy của 2 đôi e trục, 2 đôi e ngangcòn lại nhưng tương tác đẩy của 2 đôi e ngang là yếu vì góc tương tác là lớn

1200  lực đẩy yếu hơn  độ dài liên kết nhỏ hơn

VD: PCl5

+ Khi n = 6: cả 6 đôi e được phân bố trên bát diện đều Các góc liên kết

như nhau (900)nên độ dài liên kết như nhau vì lực đẩy tương hỗ của các đôi e lànhư nhau  phân tử hình bát diện đều

VD: SF6

♣ Trường hợp AX n E m : ngoài phối tử nguyên tử trung tâm A có đôi e riêng

Cần lưu ý đến sự không tương đương giữa đôi e liên kết với đôi e riêngnày

+ AX 2 E: Đôi e riêng có mây e chiếm khoảng không gian rộng hơn đôi

electron liên kết nên 3 nguyên tử X – A – X không còn nằm trên cùng 1 đườngthẳng như trong AX2, phân tử có góc: góc XAX < 1200

+ AX 2 E 2: Có 2 đôi e riêng nên khác với AX4 và AX3E mà phân tử có góc,

do tương tác đẩy của 2 đôi e riêng  góc liên kết < 109,50 VD: H2O

+ AXE 3 : Phân tử thẳng VD: các HX

+ AX 4 E, AX 3 E 2 , AX 2 E 3: xét từ trường hợp AX5

Mây e ngang tạo với mây e trục góc 900, giữa các mây e ngang tạo với nhau góc

1200 nên nếu có đôi e riêng thì đôi e riêng này sẽ phân bố trên mặt phẳng tamgiác vì khi đó lực đẩy tương hỗ giữa đôi e riêng với các đôi e liên kết là nhỏ nhấtVậy ta có thể có các dạng hình của các trường hợp trên như sau

- AX 4 E: hình cái bập bênh, do sự đẩy của đôi e riêng mạnh nên góc của liên

kết trục và liên kết ngang < 900, góc liên kết ngang với liên kết ngang < 1200

VD: SF4,

- AX 3 E 2: 2 đôi electron riêng nằm trên mặt phẳng tam giác  phân tử hình chữ

T, góc liên kết của liên kết ngang và liên kết trục < 900

VD: ClF3, HClO2

- AX 2 E 3: 3 đôi e riêng đều phân bố trên 1 mặt phẳng, 2 đôi e liên kết nằm trên

trục vuông góc với mặt phẳng  phân tử có dạng đường thẳng

VD: ClF2, HOCl

+ AX 5 E, AX 4 E 2 , : xuất phát từ hình dạng của phân tử AX6

- AX 5 E: 4 đôi e liên kết phân bố trong mặt phẳng hình vuông, 1 đôi e trên trục,

đôi e không liên kết nằm trên trục còn lại Do đôi e không liên kết chiếm khoảngkhông gian lớn nên góc liên kết giữa liên kết trục với liên kết ngang < 900, độdài liên kết trục < độ dài liên kết ngang ( liên kết trục bị đẩy yếu hơn so với liênkết ngang)

VD: BrF5

-AX 4 E 2 : để lực đẩy là nhỏ nhất thì 2 đôi e riêng phải phân bố sao cho góc

đẩy là lớn nhất  hai đôi e riêng nằm trên trục vuông góc với mặt phẳng chứa 4đôi e liên kết còn lại  phân tử vuông phẳng

giác

Vuông phẳng vuôngTháp diệnBát

* Mỗi loại lai hóa có khả năng tạo ra một hay một số cấu trúc nào đó:

+Lai hóa sp: Tạo cấu trúc đường thẳng (như trong các phân tử BeH2, ZnCl2,

H

H C H H

H

+Lai hóa sp 3 d: Tạo cấu trúc thẳng (như XeF2), chữ T (như ClF3), lưỡng tháptam giác (như trong phân tử PCl5,…)

F F

F

F

S F

F F

F

F

***) Sự phân cực của phân tử

+ Lưỡng cực điện: Lưỡng cực điện là một hệ gồm hai điện

tích +q và -q cách nhau một khoảng cách l Lưỡng cực điện đặc

trưng bằng đại lượng momen lưỡng cực  với định nghĩa

momen lưỡng cực  bằng tích của điện tích q và cách tay đòn l.

 = l.q

+q

-q l

lưỡng cực điện

Trong hệ SI momen lưỡng cực  được tính bằng Cm (coulomb.met) Vớiphân tử do momen lưỡng cực có giá trị nhỏ nên người ta thường tính theo D(Debye) với qui ước :

1D = 1

3 10-29 Cm

+Lưỡng cực liên kết: mỗi liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị phân cực

là một lưỡng cực điện và có một momen lưỡng cực xác định được gọi là momenlưỡng cực liên kết Liên kết phân cực càng mạnh thì momen lưỡng cực càng lớn

Ví dụ: HF HCl HBr HI

Liên kết H F H Cl H Br H I

 (D) 1,83 1,08 0,82 0,44

+Lưỡng cực phân tử: Trong việc khảo sát lưỡng cực phân tử, người ta

thừa nhận thuộc tính cộng tính của momen lưỡng cực liên kết và coi momenlưỡng cực của phân tử là tổng vectơ các momen lưỡng cực liên kết

+Chất nghịch từ: Chất nghịch từ là những chất bị đẩy bởi nam châm Vềmặt cấu tạo, phân tử của chất này không có e độc thân.

2 Thuyết MO (moleculer orbital - Obitan phân tử)

a Luận điểm chính của thuyết MO.

♣ Trong phân tử các electron chuyển động trong những obital chung gọi làobitan phân tử.Các obitan phân tử (MO) thu được từ sự tổ hợp tuyến tính cácobiatn nguyên tử (AO) Tổng số MO thu được bằng tổng số AO tham gia tổ hợp

♣ Các MO thu được có năng lượng khác nhau được hình thành một giản đồnăng lượng có giá trị từ thấp đến cao

♣ Mỗi loại MO gồm các MO có năng lượng thấp gọi là MO liên kết (σ hoặc π))

và MO có năng lượng cao hơn gọi là MO phản liên kết (σ* hoặc π)*)

♣ Các electron hóa trị của các nguyên tử tham gia liên kết được phân bố vào các

MO tuân theo nguyên lí Vững bền, nguyên lí Paulinh và qui tắc Hund

♣ Bậc liên kết = 1/2(Số electron trên MO liên kết - số electron trên MO phảnliên kết)

b Thuyết MO và sự hình thành liên kết cộng hóa trị

* Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử hai nguyên tử thuộc chu kì1(bảng 3)

Bảng 3: Cấu hình electron MO của phân tử 2 nguyên tử thuộc chu kì 1

1s)2 0 (Phân tử He không tồn tại)

* Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử có 2 nguyên tử thuộc chu kì 2

* Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử có 2 nguyên tử khác loại của

các nguyên tố thuộc chu kì 2 (Bảng 6)

Bảng 6: Cấu hình electron các phân tử có 2 nguyên tử khác loại của các nguyên

tố thuộc chu kì 2

Trật tự sắp xếp năng lượng của các MO tạo thành giống như

 Trật tự sắp xếp MO của 2 nguyên tử cùng loại cuối CK 2 nếu cả 2 nguyên

tố đều là cuối CK

 Trật tự sắp xếp MO của 2 nguyên tử cùng loại đầu CK 2 nếu

 Cả 2 nguyên tố đều là các nguyên tố đầu CK 2

 Một trong 2 nguyên tố là nguyên tố đầu CK 2

♠ ♣ ♠ ♠ ♣ ♠ ♠ ♣ ♠ ♠ ♣ ♠ ♠ ♣ ♠ ♠ ♣ ♠

Chương III: MỘT SỐ BÀI TẬP VỀ LIÊN KẾT CỦA PHI KIM TRONG

CÁC ĐỀ THI HỌC SINH GIỎI CÁC CẤP

I Một số bài tập có trong đề thi HSGQG

Bài 1: ( Đề thi chọn HSGQG- 2002)

Áp dụng thuyết lai hoá giải thích kết quả của thực nghiệm xác định được BeH 2 , CO 2 đều là phân tử thẳng

(Phân tích: Để giải bài tập này cần nắm được đặc điểm cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố, từ đó trên cơ sở dạng hình học đã biết ở đề bài có thể dùng thuyết lai hóa để giải thích.)

Lời giải:

Phân tử thẳng có 3 nguyên tử được giải thích về hình dạng: Nguyên tử trung tâm có lai hoá sp (là lai hoá thẳng)

BeH2 : Cấu hình e của nguyên tử : H 1s1 ; Be: 1s22s2

Vậy Be là nguyên tử trung tâm có lai hoá sp:

z ¯ ¯  ¯  

y y ¯ ¯   

Vậy CO2: O= C = O

Ghi chú: Yêu cầu phải trình bày rõ như trên về các liên kết ,  trong CO2

(chú ý: phải nói rõ có sự tương ứng obitan giữa C với O: xx; y y)

Bài 2: (Đề thi chọn HSGQG - 2003)

Phân tử HF và phân tử H 2 O có momen lưỡng cực, phân tử khối gần bằng nhau (HF 1,91 Debye, H 2 O 1,84 Debye, M HF 20, M 18); nhưng nhiệt độ nóng chảy của hiđroflorua là 83 O C thấp hơn nhiều so với nhiệt độ nóng chảy của nước đá là 0 O C, hãy giải thích vì sao?

(Phân tích: Đây là bài tập liên quan đến độ phân cực của liên kết cộng hóa trị giữa các nguyên tử phi kim liên kết với nhau Để giải quyết tốt bài tập này cần nắm rõ cấu hình electron nguyên tử, trạng thái lai hóa của các nguyên tử trung

H 2 O