Bài 3: Liên kết hóa học

 Bậc liên kết là số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau  Đối với liên kết cộng hoá trị thì bậc liên kết được xác định bởi số cặp e tham gia liên kết giữa

Trang 1

Chương 3: LIÊN KẾT HĨA HỌC

VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

CƠ SỞ LÝ THUYẾT HÓA

HỌC

Trang 4

Các nguyên tử phi kim có

từ 4 đến 6 e lớp ngoài cùngCác nguyên tử kim loại có

từ 1-3 e lớp ngoài cùng

Trang 6

II Một số đặc trưng của liên kết

nguyên tử có độ âm điện gần bằng nhau): dA-B= rA + rB

1 Độ dài liên kết:

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

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

Trang 7

Độ dài liên kết phụ thuộc vào:

 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 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

Trang 8

Độ bền liên kết H-A (kJ/mol)

Ý nghĩa độ dài liên kết

Trang 9

 Góc hoá trị là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng

nối hạt nhân nguyên tử trung tâm (NTTT) với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết

 Góc hoá trị phụ thuộc vào bản chất nguyên tử tương tác, kiểu hợp chất, trạng thái lai hóa cuả NTTT.

Trang 12

 Bậc liên kết là số liên kết tạo thành giữa 2

nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau

 Đối với liên kết cộng hoá trị thì bậc liên kết

được xác định bởi số cặp e tham gia liên kết

giữa hai nguyên tử

 Liên kết đơn có bậc liên kết là 1, liên kết đôi có bậc liên kết bằng 2, liên kết ba có bậc liên kết bằng 3

 Đối với các hệ liên hợp, bậc liên kết không phải

là số nguyên mà số thập phân

Ví dụ trong benzen bậc liên kết C-C là 1,5

Trang 13

4 Năng lượng liên kết

 Năng lượng liên kết là năng lượng thoát ra khi tạo thành liên kết (<0) đó và năng lượng phân ly liên kết là năng lượng cần tiêu tốn (>0) để phá hủy

liên kết có trong 1 mol phân tử ở trạng thái khí

 Lưu ý: Năng lượng liên kết và năng lượng phân ly của liên kết bằng nhau về độ lớn và ngược dấu

 ví dụ EH-H = -EplH2 = -431 kj/mol

Nhưng đối với phân tử nhiều nguyên tử thì

năng lượng liên kết được lấy giá trị trung bình, nó

không trùng với năng lượng tạo thành từng liên kết một trong phân tử

ví dụ CH4 , N2O

Trang 15

5 Momen lưỡng cực của liên kết

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

δ+ δ−

Trang 18

Chương II: Liên kết hóa học

Các loại liên kết hóa học:

Nguyên tử Kim loại (s, p) Kim loại (d) Phi kim (s, p)

Kim loại (s, p) Kim loại Kim loại Ion / cộng hóa trị

Kim loại (d) Kim loại Kim loại Cộng hóa trị

Phi kim (s, p) Ion / cộng hóa trị Cộng hóa trị Cộng hóa trị

Liên kết cho nhận là một trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hóa trị

Các loại liên kết giữa các phân tử: liên kết hydrogen, liên kết Van der Waals

Bản chất của các loại liên kết trên khác nhau như thế nào?

Trang 19

III Liên kết ion

3.1 Thuyết tĩnh điện về liên kết ion của Kossel (Kossel

1888-1967,người Đức).

 Năm 1916 Kossel cho rằng phân tử của hợp chất hoá học

được tạo ra nhờ sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác

Nguyên tử mất electron hoá trị biến thành ion dương gọi là

cation và nguyên tử nhận electron biến thành ion âm gọi là anion

 Các ion ngược dấu hút nhau nên tiến lại gần nhau, nhưng khi đến quá gần nhau thì sẽ xuất hiện lực đẩy của các lớp vỏ electron, khi lực hút và đẩy cân bằng nhau thì các ion dừng lại và tạo thành phân tử hợp chất ion

 Như vậy liên kết ion là loại liên kết được tạo thành nhờ lực

hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu

Trang 21

Liên kết ion là liên kết do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.

3.2 Sự hình thành ion:

Năng lượng ion hóa càng nhỏ thì nguyên tử càng dễ trở thành cation

Ái lực điện tử càng âm nhiều thì nguyên tử càng dễ trở thành anion

Ion dương (cation) được hình thành do sự mất đi một hay nhiều electron lớp ngoài cùng

Các nguyên tử kim loại nhóm IA và IIA dễ nhường electron

để trở thành cation: Li • → Li+ +

Ba • • → Ba2+ + Ion âm (anion) được hình thành do sự thu nhận thêm một hay nhiều electron vào lớp ngoài cùng

2e-Các nguyên tử phi kim nhóm VIIA (halogen) dễ nhận 1 electron để trở thành anion:

+ e- → F- F

Trang 22

Sự biến đổi tuần hoàn của một số đại lượng hóa học

Chương I: Cấu tạo nguyên tử và bảng hệ thống tuần hoàn

Độ âm điện (χ):

Bảng độ âm điện theo Pauling

Trang 23

 Theo Pauling sự chênh lệch độ âm điện của các nguyên

tố càng lớn tính ion của hợp chất càng cao

Mối quan hệ giữa độ ion (%) và hiệu số độ âm điện các

nguyên tố

 Lưu ý: không có liên kết ion thuần tuý, vì ngay trong trường hợp liên kết ion điển hình như trong phân tử NaCl tính chất ion chỉ đạt được 94% Cả lý thuyết lẫn thực hành đã khẳng định mật độ electron giữa các ion không bao giờ bằng không

∆χ Độ ion % ∆χ Độ ion % ∆χ Độ ion %

Trang 24

IV Liên kết cộng hóa trị

1 Li ên kết cộng hoá trị theo 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

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

Trang 25

HCl:

Trang 27

electrons không liên kết

Trang 30

electron tạo thành liên kết đôi

hoặc 6 electron liên kết ba.

Trang 31

Thuyết obital phân tử (MO, molecular orbital): giả thuyết rằng các obital phân tử được hình thành từ các obital nguyên tử.

Trang 33

Liên kết hóa học – Liên kết cộng hóa trị

Thuyết liên kết hóa trị VB (valence bond theory):

Nội dung của thuyết VB:

1 Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ các orbital hóa trị của các nguyên tử

2 Về mặt năng lượng: Thế năng của hệ giảm và đạt giá trị cực tiểu khi sự xen phủ là tối ưu Độ giảm thế năng đi kèm với sự tỏa năng lượng khi hình thành liên kết (năng lượng liên kết) <xem hình bên>

⇒ Giải thích được các tính chất của liên kết (độ dài nối, năng lượng nối, định hướng không gian)

Trang 34

Thế năng

0

Khoảng cách giữa hai nguyên tử

Trang 40

dxy - dxy

Trang 41

3 Để giải thích liên kết trong các phân tử phức tạp hơn, dùng giả thuyết lai hóa các obital nguyên tử:

Sự lai hóa là sự trộn lẫn các obital nguyên tử trong một nguyên tử (thường là nguyên tử trung tâm) để tạo thành các obital nguyên tử mới giống nhau, gọi

là các obital lai hóa Các obital lai hóa này xen phủ với các obital của các

nguyên tử khác để tạo thành liên kết hóa học

Lai hóa sp3:

Ví dụ: Liên kết trong phân tử CH4

Trang 42

Lai hóa sp2:

Ví dụ: Liên kết trong phân tử C2H4

Trang 43

Lai hóa sp: Ví dụ: Liên kết trong phân tử C2H2

Trang 44

Lai hóa sp3d: Ví dụ: Liên kết trong phân tử PCl5

Trang 47

Lai hóa sp2 được thực hiện do sự tổ hợp 1 orbital s với 2

orbital p tạo thành 3 orbital lai hóa sp2 phân bố đối xứng dưới góc 1200

 Ví dụ 1: Phân tử BH3.

 B (Z = 5): 1s1 2s1 2p2

 Kết hợp với 3 ngtử H 1s1 Ha

HcHb

σ1

σ3

σ2

Trang 48

 Truc chính của 3 orbital lai hoá sp2 nằm

trong một mặt phẳng và tạo với nhau từng đôi một một góc 1200 Còn một orbital

không lai hoá ( thuần khiết) nằm thẳng góc với mặt phẳng của các orbital lai hoá

Trang 56

Luùc naøy trong nguyeđn töû Be xệy

ra söï lai hoùa giöõa orbital 2s vaø 2p

ñeơ táo 2 orbital lai hoùa sp

↑↓ ↑↓

↑↓ ↑ ↑

phađn töû BeH2

Trang 58

H

Trang 59

giác đều

BF3, BH3, C2H4

…

diện đều

CH4, H2O, NH3

…

z

y x

1AO s + 1AO p →

1800 z

y x

2AO sp

z

y x

Trang 60

Dự đoán trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm

 Dựa vào góc hoá trị

- Nếu góc hoá trị ≈109028’ là lai hoá sp3 ,

- Nếu khi góc hoá trị ≈1200 là sp2…

 Dựa vào tổng T của số liên kết σ và số cặp e tự do ở nguyên tử trung tâm ( T=

Trang 61

Nếu phân tử có điện tích +a thì số e là X-a

Nếu thân tử có điện tích –b thì số e là X+ b

+ Tính số e bão hoà dành cho các nguyên tử biên liên kết với nguyên tử trung tâm (Y): tính đối với H là 2, các nguyên tử khác là 8

+ Số cặp e tự do = (X-Y): 2

Dự đoán trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm

Trang 64

Phương pháp MO dựa trên cơ sở sự mở rộng khái niệm hàm sóng

1 e cho trường hợp phân tử.Trạng thái của mỗi e được mô tả bằng một hàm sóng gọi là orbital phân tử (MO)

Để xác định cấu hình e của phân tử trước hết cần phải xác định

các MO và các mức năng lượng tương ứng của chúng, sau

đó xắp xếp các e vào các MO theo những quy tắc thích hợp.

Để xác định các MO người ta sử dụng phương pháp gần đúng gọi

là phương pháp tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử

(LCAO-Linear Combination Atom Orbitals) như sau:

Trang 65

 Chỉ các AO có tính đối xứng giống nhau mới có khả

năng xen phủ với nhau tạo thành một MO liên kết hoặc phản liên kết tuỳ thuộc vào miền của chúng ở vùng xen phủ Đối với các AO không có tính đối xứng nhau thì

không xen phủ (S=0) khi đó ta có MO không liên kết

 Bậc liên kết=(số e lk – số e plk)/2

Slide 65 of 48

Trang 69

hình ion phân tử bố trí như sau:

Trang 72

2sE

Trang 73

Sự phân bố các e hóa trị trên các MO

Trang 78

78

Trang 79

Khái niệm Liên kết hydro hình thành giữa những phân tử có

nguyên tử H liên kết với một nguyên tố khác có độ âm điện cao như

Liên kết hydro ảnh hưởng đến một số tính chất hoá lý của chất.79

Định dạng
Số trang	80
Dung lượng	8,06 MB