Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp Nguyễn Thị Thành – K30A Hoá Trường Đại Học sư phạm hà nội 2 Khoa hoá học ---0o0--- Nguyễn Thị Thành Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ và ứng dụng tr

Trang 1

Khoá luận tốt nghiệp Nguyễn Thị Thành – K30A Hoá

Trường Đại Học sư phạm hà nội 2

Khoa hoá học -0o0 -

Nguyễn Thị Thành

Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ

và ứng dụng trong giảng dạy hoá học

phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp đại học

Chuyên ngành: Hoá vô cơ

Trang 2

Trường Đại Học sư phạm hà nội 2

Khoa hoá học

-0o0 -

Nguyễn Thị Thành

Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ

và ứng dụng trong giảng dạy hoá học

phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp đại học

Chuyên ngành: Hoá vô cơ

Người hướng dẫn khoa học

Th.s Nguyễn Thị Đính

hà Nội - 2008

Trang 3

Lời cảm ơn!

Em xin gửi lời cảm ơn chân thành nhất tới các thầy giáo, cô giáo khoa Hoá học trường Đại học sư phạm Hà Nội 2, đặc biệt em xin bày tỏ lòng biết ơn sâu sắc tới cô giáo Thạc sỹ Nguyễn Thị Đính - giảng viên bộ môn Hoá vô cơ đã tận tình hướng dẫn em hoàn thành tốt đề tài này

Qua đây tôi cũng xin gửi lời cảm ơn tới các thầy giáo, cô giáo, học sinh trường THPT B Thanh Liêm - Hà Nam đã giúp đỡ ủng hộ và tạo điều kiện thuận lợi cho tôi trong quá trình thực nghiệm sự phạm

Trong quá trình nghiên cứu đề tài, mặc dù đã rất cố gắng nhưng khó tránh khỏi thiếu sót tôi kính mong được sự góp ý của các thầy giáo, cô giáo, các bạn đọc để bản luận văn của tôi thêm hoàn thiện

Tôi xin trân thành cảm ơn!

Hà Nội, ngày 5 tháng 5 năm 2008

Sinh viên thực hiện

Nguyễn Thị Thành

Trang 4

Lời cam đoan

Tôi xin cam đoan đây là công trình nghiên cứu của riêng tôi Các kết quả nghiên cứu, các số liệu được trình bày trong khoá luận là trung thực và không trùng với kết quả của các tác giả khác

Tác giả

Nguyễn Thị Thành

Trang 5

Mở đầu

1 Lý do chọn đề tài

Hoá học là một trong những ngành cơ bản của khoa học hiện đại Cùng với sự

phát triển mạnh mẽ của khoa học, những sản phẩm của công nghệ hoá học đã và

đang góp phần không nhỏ trong đời sống của con người Trong đó những kết quả nghiên cứu về cấu tạo chất, bản chất các liên kết hoá học và cấu trúc hình học các

phân tử là một trong những cơ sở cho mọi sáng tạo hoá học

Thuyết VB là một trong các phương pháp để khảo sát các vấn đề liên kết hoá

học và cấu trúc phân tử Với ưu điểm dễ hiểu có tính trực quan cao, thuyết VB đã thành công trong việc mô tả phân tử một cách cụ thể

Với chương trình hoá học phổ thông thì những khái niệm về liên kết hoá học

và cấu trúc hình học phân tử là những khái niệm khó và trừu tượng Khối lượng kiến thức lớn và thực tế những đòi hỏi của chương trình SGK mới ngày càng cao Vì thế

yêu cầu người giáo viên phải tìm hiểu kỹ về phạm vi ứng dụng của thuyết VB, cấu

trúc hình học phân tử để giúp học sinh tiếp thu và yêu thích tìm hiểu những vấn đề

về cầu trúc phân tử

Xuất phát từ nhu cầu muốn tìm hiểu sâu sắc, kỹ lưỡng hơn về thuyết VB, về

cấu trúc hình học các phân tử một cách hệ thống, khoa học và để giảng dạy tốt hơn

chương liên kết hoá học 10 ở trường THPT tôi đã chọn đề tài: “Mô hình cấu trúc

phân tử của một số chất vô cơ và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông”

2 Nội dung nghiên cứu của đề tài

- Thuyết VB và cấu trúc phân tử của các chất vô cơ theo VB

- Khai thác mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ trên Internet

Trang 6

Chương 1 Tổng quan

1.1 Lịch sử nghiên cứu vấn đề [11],[12]

Trong lịch sử nghiên cứu hoá học thì vấn đề cấu tạo phân tử và liên kết hoá

học được quan tâm từ rất lâu Sự phát triển của các học thuyết cấu tạo, liên kết hoá

học và đặc biệt là sự ra đời của thuyết VB có thể tóm tắt qua những giai đoạn sau:

1.1.1 Từ TK XVIII đến TK XIX

Năm 1775 Becman - nhà hoá học Thuỵ Điển đã tìm cách giải thích “ái lực

hoá học” Theo ông nó chính là khả năng tương tác hay “ lực hút đặc trưng” giữa

các nguyên tử trong phân tử bằng lực hấp dẫn vũ trụ Đó cũng là quan điểm của các

nhà bác học như Lavoisier, Laplace, Becman, Ber tholet,…

Nhưng những quan điểm này không giải thích được một số đặc điểm của “ái lực hoá

học” như tính bão hoà, tính chọn lọc không tỉ lệ thuận với khối lượng của các hạt

tương tác và giảm nhanh theo khoảng cách

Vào đầu thể kỷ XIX từ những phát minh trong lĩnh vực tĩnh điện và trong quá

trình điện phân Đavy cho rằng: Những nguyên tử có ái lực tương hỗ đều ở trạng thái

tích điện trái dấu Và được nhà bác học Berzelius mở rộng năm 1812 cho mọi chất

Nội dung: “Trong tất cả các hợp chất hoá học, lực liên kết có bản chất tĩnh điện” và

ông phát triển quan điểm trên thành thuyết điện hoá về liên kết Về cơ bản, quan

điểm về bản chất liên kết hoá học của Berzelius là đúng nhưng những phát triển của

Berzelius lại không hoàn toàn chính xác

1.1.2 Từ giữa thế kỷ XIX đến cuối thế kỷ XIX

Trang 7

Năm 1840 nhà bác học Pháp Dumas đã đưa ra quan điểm về “hệ thống nhất

nguyên tử” hay “hệ thống hợp” Theo Dumes, phân tử hợp thành hệ thống nhất và

do đó công thức của hợp chất phải là công thức hợp nhất

VD: Công thức của axit sunfuric là H2SO4 chứ không phải là H2O.SO3

Đến năm 1852, nhà bác học Anh Frankland đưa ra khái niệm hoá trị Năm

1861 nhà bác học Butlerow đã phát triển và hệ thống hoá các kiến thức về phân tử

và đưa ra “thuyết cấu tạo hoá học” Butlerow đã nhấn mạnh đến tác dụng tương hỗ

giữa các nguyên tử trong phân tử và sự phụ thuộc tính chất hoá học các hợp chất vào

cấu trúc phân tử của chúng

1.1.3 Từ thế kỷ XX đến nay

Năm 1910 Thomson đưa ra giả thuyết cho rằng hiện tượng liên kết giữa các

nguyên tử được thực hiện nhờ sự chuyển điện từ từ nguyên tử này sang nguyên tử

khác, những điện tử này gọi là những điện tử hoá trị

ở thời kỳ này có rất nhiều quan điểm về sự hình thành liên kết của các phân tử

từ nguyên tử Tuy nhiên những quan điểm đó chỉ đưa ra những sự giải thích định

tính chứ không đi sâu vào bản chất liên kết

Năm 1926 với sự ra đời của cơ học lượng tử đã mở ra một bước đột phá nghiên cứu các hạt vi mô mà không có một lí thuyết nào khác khoa học và chính xác

hơn

Năm 1927 Heitler và Lơndơn đã giải thích được bản chất “Lực liên kết” cộng

hoá trị và cũng chứng minh được rằng: không thể có sự kết hợp thêm một nguyên

tử Hiđro thứ ba vào phân tử Hiđro - nghĩa là đã giải thích được tính bão hoà về hoá trị

Thuyết Heiler và Lơnđơn về phân tử Hiđro được phát triển và mở rộng thành

thuyết VB áp dụng cho phân tử nhiều nguyên tử Thuyết VB có ưu điểm đơn giản,

Trang 8

học của các phân tử Bởi vậy hiện nay thuyết VB được đưa vào giảng dạy ở bậc Đại

học, Cao đẳng (đối với những trường có dạy Hoá đại cương) và là cơ sở cho các

nghiên cứu về cấu tạo chất của hoá học hiện đại và đối với học sinh bậc THPT các

em đã bước đầu tìm hiểu về những phạm vi, ứng dụng của thuyết VB qua chương

“Liên kết hoá học” của SGK hoá học 10

1.2 Một số vấn đề liên quan đến cấu trúc hình học của phân tử

Đặc trưng về cấu trúc hình học phân tử xét chủ yếu về vị trí tương đối giữa các nguyên tử trong phân tử với nhau tạo nên hình dạng không gian Độ dài liên kết và

góc liên kết

- Góc liên kết: là góc tạo bởi 2 nửa đường thẳng xuất phát từ hạt nhân của một

nguyên tử và đi qua hạt nhân của 2 nguyên tử liên kết trực tiếp với nguyên tử

đó

VD: Phân tử NH3 có góc liên kết  0

Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa 2 hạt nhân của 2 nguyên tử tham gia liên

kết Độ dài liên kết phụ thuộc vào bản chất của các nguyên tử tham gia liên kết và bản chất của liên kết Độ dài của liên kết thường tính bằng Angstron (A0

)

VD: - Liên kết H - N có độ dài liên kết là d = 0,71A0

- Liên kết N  N có độ dài liên kết là d = 1,097 A0

- Liên kết N - H có độ dài liên kết là d = 1,014 A0

1.3 Phương pháp VB

- Là một trong hai phương pháp được sử dụng rộng rãi để khảo sát liên kết hoá

học

1.3.1 Luận điểm của thuyết VB

- Thuyết liên kết hoá trị (viết tắt là VB - valence Bond) được phát triển trên cơ

sở của thuyết Hetle - Lơnđơn về phân tử hiđrô

Trang 9

z

y y

- Liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử được thực hiện bằng các cặp e với

sự xenphủ của các đám mây e và cách thức xen phủ

- Từ việc khảo sát về phân tử H2, trên cơ sở của cơ học lượng tử Hetle - Lơnđơn thừa nhận trong phân tử vẫn tồn tại những obital nguyên tử ở trạng

thái cơ bản, các e trong phân tử được phân bố trên các obitan của nguyên tử

- Hetle - Lơnđơn thành lập hàm sóng chung cho toàn hệ gồm 2e, xác định năng

lượng chung cho toàn hệ phân tử theo biểu thức:



2

H d E

- Độ xen phủ của các AO hoá trị càng lớn thì liên kết càng bền (độ xen phủ

càng lớn khi năng lượng và hiệu năng lượng các AO hoá trị càng nhỏ)

Dưới đây là sự xen phủ tạo liên kết  và  của các AO

Trang 10

Hình 1.4 -Sự xen phủ p - p () Hình 1.5 – Sự xen phủ p – d ()

1.3 2 Cơ sở xây dựng thuyết VB [2],[3],[9], [10], [12]

• Bài toán phân tử, Hiđrô

- Theo quan điểm của Hetle - Lơnđơn xuất phát từ hàm sóng đơn điện tử để xác định hàm sóng gần đúng của phân tử ở trạng thái cơ bản mỗi nguyên tử có một điện tử trên obitan 1s

Điện tử của nguyên tử a gọi là điện tử 1

Điện tử của nguyên tử b gọi là điện tử 2

Trang 11

r : Số hạng đẩy của thế năng tương tác giữa 2 electron

Đối với phân tử H2 phương trình Schrsdurger có dạng:

Phương trình này không giải được chính xác nên Hetle và Lơnđơn đã xác định

hàm sóng  và năng lượng E của hệ 2 điện tử bằng phương pháp gần đúng

Trong phương pháp gần đúng, Hetle và Lơnđơn thừa nhận trong phân tử H2

vẫn còn tồn tại những obitan nguyên tử (AO) và xuất phát từ cấu hình 1

a

S và

2

b

S nghĩa là coi mỗi cbitan s của nguyên tử Ha và Hb có một điện tử

Vì các điện tử được coi là chuyển động độc lập với nhau nên hàm sóng của hệ

Trang 12

Mô tả trạng thái 2e có spin song song:  và 

Hàm sóng toàn phần hay hàm obitan 

Hàm  này là hàm phản đối xứng kết hợp với các hàm    ; với 4 hàm spin tổ hợp sẽ thu được 4 hàm  phản đối xứng

Theo phương trình Schrođunger H   E ( là hàm obitan) ta có công thức

Đối với trường hợp 2 điện tử có spin đối song: Khi 2 nguyên tử H tiến lại gần

nhau thì có sự giảm năng lượng của hệ thống

Đối với trường hợp 2 điện tử có spin song song: Khi 2 nguyên tử H tiến lại gần nhau, năng lượng của hệ tăng liên tục

E

Trang 13

+ Khi 2 điện tử có spin đối song Khi hai nguyên tử tiến lại gần nhau có sự

giảm năng lượng dần dần đến sự bền vững hoá hệ thống (tức là phân tử H2 được hình thành)

+ Sự giảm năng lượng của hệ thống được giải thích bằng sự tăng mật độ xác

suất có mặt của điện tử ở khoảng giữa hai hạt nhân Ngoài lực đẩy của hạt nhân khác

mỗi prôton còn chịu lực hút tổng hợp của các điện tử hướng về tâm phân tử ở

khoảng cách trên, hai lực này cân bằng nhau Từ đó ta thấy lực liên kết hoá học có nguồn gốc tĩnh điện

Với kết quả trên Hetler - Lơnđơn cũng đã giải thích được tính bão hoà hoá trị liên kết

Phương pháp Heitler - London chỉ cho kết quả có tính định tính nên ta chỉ áp dụng cho việc giải thích định tính về liên kết

1.3.3 Thuyết VB và sự giải thích định tính về liên kết [8], [10], [12]

Trang 14

14

Phương pháp Heitler-London khảo sát về phân tử H2 đã được phát triển và mở rộng thành phương pháp liên kết hoá trị áp dụng cho mỗi phân tử

1.3.3.1 Thuyết VB và hoá trị các nguyên tố

Trong bài toán về phân tử H2, Heiler- London đã chứng minh được rằng 2 điện tử trong phân tử H2 phải có spin đối song, kết quả này được mở rộng cho các

phân tử khác: Mỗi liên kết cộng hoá trị được hình thành từ sự ghép đôi của 2 điện tử độc thân có spin đối song thuộc 2 nguyên tử liên kết Như vậy nếu một nguyên tử A

có n điện tử độc thân thì A có khả năng tham gia n liên kết và có hoá trị n Điều đó

có nghĩa là hóa trị của một nguyên tố do số điện tử độc thân của một nguyên tử thuộc nguyên tố đó quyết định

Ví dụ: O (Z = 8) : 2 2 4

1s 2s 2p

O có 2 e độc thân nên có hoá trị II

1.3.3.2 Nguyên lý xen phủ cực đại và tính định hướng hoá trị

Đối với 2 nguyên tử đồng hạch (trường hợp A  B) ví dụ như N2 thì sự thừa nhận mô hình hoá trị định cư xuất phát từ sự ghép đôi các điện tử độc thân

2p  2p ; 2p  2p ; 2p  2p thì sự liên kết trong phân tử được mô tả bằng sự xen phủ của các cặp obitan Công thức cấu tạo của N2 là N  N

Đối với 2 nguyên tử dị hạch (như phân tử HCl) thì sự liên kết được mô tả bằng sự

xen phủ của 2 nguyên tử với một điện tử độc thân

Công thức cấu tạo của HCl là H Cl 

Vì liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ các obitan càng

lớn nên sự xen phủ của các obitan liên kết tuân theo nguyên lí xen phủ cực đại: Liên

Trang 15

S

H

Hxy

kết H sẽ được phân bố theo hướng nào mà mức độ xen phủ của các obitan liên kết

Trang 16

x

z y

Theo nguyên lí xen phủ cực đại: hạt nhân của các nguyên tử H phải trên trục

của obitan p của nguyên tử S nên nếu không có ảnh hưởng của các nguyên tố khác

thì góc liên kết  0

HSH  90 Nhưng do có lực đẩy tĩnh điện của các nguyên tử H, xuất hiện do sự phân cực của liên kết S - H,… mà thực tế góc liên kết  0

1.3.3.3 Sự lai hoá các obitan nguyên tử

Các obitan lai hoá là những tổ hợp tuyến tính của các obitan nguyên tử của

một nguyên tử Ta thường gặp các dạng lai hoá sau:

 Lai hoá sp

- Các obitan lai hoá được hình thành từ sự tổ hợp tuyến tính một obitan s với một

obitan p nên gọi là lai hoá sp Vì trục của hai obitan lai hoá cùng nằm trên một

đường thẳng nên còn gọi là lai hoá thẳng

Tổng quát: 1AO s 1AO p     2AO sp 

x

z y

Hình1.10 - Mô hình lai hoá sp

Ví dụ: các phân tử lai hoá sp là BeX2, ZnX2, CdX2,… (X là halogel)

Trang 17

 2 2

Hình 1.11 – Mô hình sự lai hoá sp 2

Ví dụ: Các phân tử có lai hoá sp2 là BX3, CX : là halogen), NO2,…

Hình 1.12 – Mô hình sự lai hoá sp 3

Ví dụ: Các phân tử H2O, NH3, CH4,… có lai hoá sp3

* Đối với các nguyên tố họ d, vì các obitan d cũng là những obitan hoá trị

nên các obitan này cũng có khả năng tham gia lai hoá như lai hoá 2 3 3 2

sp d;sp d, sp d ,

1.3.3.4 Các loại liên kết thường gặp trong phân tử

Trang 18

z

y y

Là liên kết mà sự phân bố mật độ xác suất có mặt ở các điện tử liên kết có đối

xứng quay xung quanh trục liên kết

Các liên kết  được hình thành do sự xen phủ các obitan s - s, s- p, p - p dọc theo trục liên kết (xen phủ trục đầu với đầu)

Hình 1.13 - Sự xen phủ s - s tạo liên kết s s

Hình 1.14 - Sự xen phủ p – p tạo liên kết p p

Hình 1.15 - Sự xen phủ p - s tạo liên kết  

Trang 19

x

z x

y y

z

y y

z

y y

Hình 1.17 - Sự xen phủ d - d tạo liên kết 

 Liên kết 

Là liên kết mà : “đám mây điện tử liên kết” có mặt phẳng đối xứng chứa trục

liên kết

Hay: liên kết  được tạo thành do sự xen phủ các AO hoá trị ở hai bên của

trục liên kết (xen phủ bên với bên)

Hình 1.16 -Sự xen phủ p – p, p – d tạo liên kết ()

Ta thấy liên kết  và liên kết  đều là liên kết cộng hoá trị chỉ khác ở điểm liên kết  được hình thành do sự xen phủ trục “ đầu với đầu” còn liên kết  được hình thành do sự xen phủ “ bên với bên” nên liên kết  bền hơn liên kết 

Trong phân tử hai nguyên tử liên kết với nhau bao giờ cũng chỉ tồn tại một

liên kết , còn số liên kết  có thể bằng 0, 1 hoặc 2

Trang 20

1.3.3.5 Thuyết VB và liên kết cho nhận

- Liên kết được tạo thành bởi 2 cặp điện tử mà trước khi hình thành liên kết

thuộc về một trong hai nguyên tử được gọi là liên kết cho nhận

- Trong công thức cấu tạo, liên kết cho nhân thường được biểu diễn bằng mũi tên chỉ sự dịch chuyển của cặp điện tử : A B    A B

+ Chương trình SGK hoá học 10 chuẩn (dành cho ban cơ sở và ban khoa học xã

hội và nhân văn) gồm 7 chương và tổng số tiết là 2 tiết x 35 tuần = 70 tiết

+ Chương trình SGK hoá học 10 chuẩn (dành cho ban cơ sở và ban khoa học xã

hội và nhân văn) gồm 7 chương và tổng số tiết là 2 tiết x 35 tuần = 70 tiết

+ Chương trình SGK hoá học 10 nâng cao (dành cho ban khoa học tự nhiên) gồm 7 chương và tổng số tiết là 2,5 x 3,5 = 87,5 tiết

Chương “ Liên kết hoá học” đều nằm ở chương III của mỗi sách Tuy nhiên

về lượng kiến thức, nội dung kiến thức của hai sách có sự khác nhau

+ ở sách giáo khoa chuẩn (SGK hoá học 10), chương III gồm có 8 tiết (6 tiết

lí thuyết + 2 tiết luyện tập) Còn ở sách giáo khoa nâng cao (SGK hoá học 10 nâng

cao), chương 3 gồm 13 tiết (10 tiết lí thuyết + 3 tiết luyện tập)

+ Khái niệm về liên kết được nêu vắn tắt ở đầu chương ở sách giáo khoa hoá

học 10 còn ở sách giáo khoa hoá học 10 nâng cao được nêu thành mục riêng

Trang 21

- Việc vận dụng thuyết VB đã được đưa ngay vào trong chương III này thể

hiện ở việc học sinh được học các khái niệm về lai hoá, sự lai hoá các AO nguyên tử

sự xen phủ các AO nguyên tử, khái niệm các loại liên kết và học sinh vận dụng

thuyết VB để giải thích dạng hình học của một số phân tử dựa vào một số kiểm lai

hoá orbital

Chương 2

Đối tượng và phương pháp nghiên cứu

2.1 Mục đích nghiên cứu và nhiệm vụ nghiên cứu

- Tìm hiểu thuyết VB, áp dụng thuyết VB giải thích cấu trúc phân tử chất vô

cơ

- Khai thác mô hình cấu trúc phân tử vô cơ trên Internet

- Tìm hiểu thực trạng tiếp thu và vận dụng vấn đề liên kết hoá học với chương trình SGK 10 của học sinh THPT

Trang 22

- Phạm vi ứng dụng của thuyết VB và cấu trúc các chất vô cơ trong chương “

Liên kết hoá học” và một số bài tập trắc nghiệm để củng cố và kiểm tra khả năng

tiếp thu của học sinh

2.2 Đối tượng nghiên cứu và phạm vi nghiên cứu

2.2.1 Đối tượng nghiên cứu

- Thuyết VB

- Cấu trúc một số chất vô cơ theo VB

- Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ

- Khả năng tiếp thu và vận dụng của học sinh lớp 10 THPT

2.2.2 Phạm vi nghiên cứu

- Nội dung, thuyết VB

- Cấu trúc các chất vô cơ theo VB và khai thác cấu trúc các chất trên mạng

Internet

- Một số bài tập trắc nghiệm của chương “Liên kết hoá học”

2.3 Phương pháp nghiên cứu

- Nghiên cứu lý thuyết bằng phương pháp tra cứu, tổng hợp, phân tích, xử lí

tài liệu, khai thác mạng những nội dung nghiên cứu

- Thử nghiệm sư phạm: Tìm hiểu thực tế ở trường phổ thông qua các câu hỏi

trắc nghiệm nhiều lựa chọn

2.4 ý nghĩa khoa học

+ Tiếp cận các phương pháp nghiên cứu cấu tạo chất và sản phẩm của công

nghệ hoá học

Trang 23

Chương 3:

Kết quả nghiên cứu và thảo luận

3.1 Cấu trúc phân tử một số chất vô cơ

Trang 24

y

Mỗi nguyên tử N có 3 điện tử độc thân trên 3AO: 2p , 2p , 2px y z ba AO này xen

phủ với 3AO p , p , px y z của nguyên tử N thứ 2 tạo nên một liên kết (do được tạo thành bởi sự xen phủ trục) và 2 liên kết  (do sự xen phủ bên) Phân tử N2 có độ dài liên kết N - N bằng 0

tạo liên kết cộng hoá trị không phân cực, phân tử Cl2 có độ dài liên kết Cl - Cl bằng 1,988A0

Hình 3.2 - Sự xen phủ của 2AO nguyên tử Cl



Trang 25

z

y y

Trong phân tử CO có 3 liên kết trong đó có 2 liên kết cộng hoá trị, liên kết thứ

3 ( liên kết cho nhận) được hình thành do sự xen phủ obitan p của C không có

electron nào và 1 obitan của O có 2 electron

Độ dài liên kết C - O là 1,12A0

Công thức cấu tạo của CO là: C = O

Trang 26

Nguyên tử C ở trạng thái lai hoá sp: 2AO - sp xen phủ với 2 AO- p của 2 liên kết 

Mỗi nguyên tử O đều còn 1Ao - 2p xen phủ bên với 2AO - p chưa lai hoá của

C tạo 2 liên kết 

CO2 có công thức cấu tạo : O = C = O

Phân tử trên không bị phân cực, độ dài liên kết C - O = 1,162A0

Hình 3.4- Mô hình phân tử CO 2 trong không gian

tạo liên kết cho nhân Hai AO - p chưa lai hoá của N sẽ xen phủ với 2AO -p của nguyên tử NO và ion O+

tạo nên 2 liên kết  Ion NO2 có công thức cấu tạo như sau:

[ O – N = O]+

Trang 27

Hình 3.5- Mô hình phân tử NO2 trong không gian

Ag+ có lai hoá sp do sự tổ hợp 1AO - 2s + 1AO - 2p  2AO sp  ; 2AO sp  này

sẽ xen phủ với 2 cặp e còn dư chưa liên kết của 2 phân tử NH3 Cặp electron này sẽ cung cấp cho 2AO sp  trống dùng chung tạo liên kết cho nhận H N 3  Ag  NH 3

Hình 3.6 – Mô hình phân tử Ag NH 3 2 trong không gian

Trang 28

O

O O O sp '

* Phân tử O3

- Là phân tử có cực Nên cấu trúc phù hợp của O3 là phân tử có góc

- Độ dài liên kết O - O là 1,278 A0 nghĩa là trung gian giữa độ dài của liên kết

đơn O - O trong H - O - O - H là 1,49A0

và của liên kết O - O trong O2 (coi như là liên kết đôi) là 1,21A0 Do đó liên kết O - O trong phân tử O3 có 1 phần liên kết kép

Phân tử O3 có cấu tạo:

Hình 3.8 – Mô hình phân tử O 3 trong không gian

Nghĩa là trong phân tử O3 có 2 liên kết  và 1 liên kết  không định chỗ

Theo thực nghiệm góc liên kết  0

HOH  105 rất gần với góc tứ diện là 0

thân Nguyên tử O đã dùng 2AO có e độc thân xen phủ với 2AO 1s  của 2 nguyên tử

1,278A

0

117 0

Trang 29

O

H Còn 2 cặp e ghép đôi chưa tham gia liên kết tạo ra vùng có mật độ e lớn hơn sẽ

đẩy nhau làm cho góc tạo bởi 2 trục của 3

1050

Hình 3.9- Mô hình phân tử H 2 O trong không gian

Phân tử H2O không có dạng hình phẳng mà là phân tử có góc (gấp khúc hình

chữ V) với độ dài liên kết O - H bằng 1, 99A0

Theo thuyết VB, 2e độc thân của 2AO - 3p đã kết hợp với 2 e của 2AO-1s của

2 nguyên tử H tạo 2 liên kết S - H , 2AO -3p có 2e độc thân này có trục vuông góc với nhau nên góc giữa hai trục của 2AO này là 900 Nhưng trong thực tế góc

HSH  92 là do sự đẩy nhau của 2 vùng có mật độ e ở cạnh nhau

Phân tử H2S có dạng góc với độ dài liên kết S - H bằng 1,335A0

Trang 30

NOO

N

O O

Hình 3.10 –Sự phân bố trong không gian của phân tử H 2 S

 Phân tử NO2

- Phân tử NO2 có góc  0

- Trong phân tử NO2, N ở trạng thái lai hoá sp2

- Khi hình thành liên kết 1AO - sp2

chứa e độc thân sẽ xen phủ với 1AO -2p chứa e độc thân của nguyên tử O tạo một liên kết  Một 1AO - sp2

chứa cặp e tự do sẽ nhường cho 1AO - 2p trống của O*

tạo nên liên kết cho nhận Một AO 2p chứa lai hoá của nguyên tử N sẽ xen phủ với 1AO - 2p chứa e độc thân của nguyên tử O tạo nên liên kết  Như vậy nguyên tử N đang còn 1 e độc thân trên

Trang 31

- Góc HNH cũng như góc NNH vào khoảng 1100

- Hiđrazin có cấu hình không gian không đối xứng giống như H2O2 cho nên nó

là phân tử có cực tính lớn nhất momen lưỡng cực của nó bằng   1,85D

Trang 32

Ba AO lai hoá tham gia tạo liên kết  với AO - 3p của ba nguyên tử O Một

AO - p còn lại không lai hoá của S có e độc thân tham gia tạo thành liên kết  với

AO - p có e độc thân của 1 trong ba nguyên tử O; liên kết  này không định chỗ: Góc liên kết  0

cấu tạo SO3 hình tam giác phẳng:

Trang 33

H H

H

Hình 3.14 - Hình chóp tam giác đều(hình tháp tam giác)

Nguyên tử N ở đỉnh của hình chóp, ba nguyên tử hiđrô ở các đỉnh của đáy tam giác

- Liên kết N - H có độ dài là 1, 014 A0

- Năng lượng trung bình là 385 kj/mol

- Cấu tạo C lai hoá sp3

- Về vị trí không gian: 4 nguyên tử không đồng phẳng

Phân tử PH3 cũng có cấu trúc tương tự

Trang 34

H N H H

H

+

O O

Hình 3.16 – Cấu trúc ion NH4 trong không gian

- Ion có bán kính là 1, 43A0 Muốn amoni giống với muối của kim loại kiềm,

đồng hình với muối kim loại kiềm

- Nguyên tử N lai hoá sp3

gia xen phủ với 4AO - 1s Trong đó có 1 liên kết cho nhận N - H do N nhường hẳn e cho H

 Ion 2

4

SO 

- Có cấu tạo hình tứ diện đều với nguyên tử S

ở trung tâm, nguyên tử oxi ở các đỉnh và độ dài

của liên kết S - O là 1,49 A0

Trong Ion 2

Trang 35

sp3 d

+ Oxi thứ nhất bị kích thích dồn, sắp xếp lại e tạo ra 1AO trống để nhận cặp e

của S tạo liên kết cho nhận

Hình 3.18 - Sự phân bố trong không

4

SO 

Trang 36

Cl O O O O

Hình 3.19 – Sự phân bố trong không gian của ion ClO4

Độ dài của liên kết Cl - O trong phân tử HClO4 ngắn hơn nhiều so với liên

kết đơn cho thấy liên kết đó có thêm liên kết  cho kiểu p  d

Định dạng
Số trang	73
Dung lượng	1,21 MB