Liên kết hóa học ôn thi hóa đại cương đại học y dược tp HCM

Liên kết hóa học ôn thi hóa đại cương đại học y dược tp HCM Liên kết hóa học ôn thi hóa đại cương đại học y dược tp HCM Liên kết hóa học ôn thi hóa đại cương đại học y dược tp HCM Liên kết hóa học ôn thi hóa đại cương đại học y dược tp HCM Liên kết hóa học ôn thi hóa đại cương đại học y dược tp HCM Liên kết hóa học ôn thi hóa đại cương đại học y dược tp HCM

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:

Độ

1 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 bền

3 Sự phân cực liên kết : đặc trưng cho sư phân cực của phân tử

LK bị phân cực khi độ âm điện của 2 nguyên tử khác biệt nhau

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

Phân loại liên kết hóa học

• giải thích khá tốt qua lý thuyết đơn giảncủa Lewis

Liên kết Cộng Hóa Trị

Liên

• kết cộng hóa trị có bản chất là sự dùngchung electron giữa các nguyên tử

Thường

• được giải thích thông qua thuyết liên

kết hóa trị hoặc thuyết vân đạo phân tử

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 nguyêntử

Liên Kết Kim Loại

Hầu

• hết các kim loại ở đk thường tồn tại

dưới dạng tinh thể (trừ Hg) Trong tinh thể kim loại, ion dương và nguyên tử kim loại ở những nút của mạng tinh thể Các electron hĩa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể, lực hút giữa các electron này

và các ion dương tạo nên liên kết kim loại

Liên Kết Kim Loại

Vậy

• liên kết kim loại là liên kết được hình

thành giữa các nguyên tử và ion kim loại

trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do.

Vì

• trong tinh thể kim loại cĩ những electron

tự do, di chuyển trong mạng nên tinh thể

kim loại cĩ những tính chất cơ bản: cĩ ánh kim, dẫn nhiệt, dẫn điện và cĩ tính dẻo.

Lieân Keát Vanderwaals

Liên kết Vanderwaals hay là hiệu ứng lưỡng cực tức thời và tương tác lưỡng cực, là 1 liên kết nội phân tử hoặc là lực nội nguyên tử

gây ra 1 lực hút tạm thời giữa các lưỡng cực trong các phân tử không phân cực và các

nguyên tử tự do

Liên kết Vanderwaals là liên kết yếu nhất

trong các loại liên kết

Lieân Keát Hidro

Liên kết Hidro là tương tác tĩnh điện yếu giữa nguyên tử H mang điện

dương với phần tử mang điện tích

âm (thường là cặp electron tự do của nguyên tố có độ âm điện lớn như F,

O, N, Cl, S…)

Lieân Keát Hidro

Lieân Keát Hidro

*Liên kết Hidro được hình thành giữa các

Lieân Keát Hidro

Đánh giá độ mạnh của liên kết Hidro

Vì LK Hidro là tương tác tĩnh điện giữa phần

tử H mang điện dương và phần tử mang điện tích âm

Do đó muốn xét độ mạnh yếu của LK Hidro

phải xét lực tương tác tĩnh điện giữa 2 phần

tử mang điện trái dấu đó Nếu lực hút đó

càng mạnh thì LK Hidro càng bền vững và ngược lại.LK Hidro càng bền khi H càng

linh động và phần tử mang điện âm có cặp e

Lieân Keát Hidro

* Nếu R là nhóm đẩy điện tử sẽ làm giảm

LK Hidro trong nhóm –O-H do mật độ

electron của O tăng nên sự phân cực của

nhóm O-H yếu đi làm mật độ điện tích

dương trên H yếu đi, LK H…O yếu đi

Ngược

LK Hidro tăng lên

Độ

• linh động của LK Hidro: xét tương tự

độ linh động của nguyên tử H trong nhóm

OH

Lieân Keát Hidro

*Ảnh hưởng của LK Hidro đến nhiệt độ

sôi:

Hợp chất có LK Hidro thì nhiệt độ sôi sẽ cao

vì cần tiêu tốn 1 năng lượng để thắng được

LK hidro

* Ảnh hưởng của LK Hidro đến tính tan

trong H2O : Hợp chất có LK Hidro thì tan dễtrong nước, ngoài ra gốc HC càng cồng kềnh, mạch HC càng dài, phân nhánh thì khả năng kị

Các

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 sắpxếp thành một mạng lưới tinh thể vững chắc (vídụ : NaCl)

NL MẠNG TINH THỂ

NL mạng tinh thể là NL phóng thích để đưa ion (+), ion (–) ở thể hơi vào vị trí thích hợp trongtinh thể, vì đây là NL phóng thích nên NLMTT có trị số âm Trị số tuyệt đối của NLMTT cànglớn thì tinh thể càng bền

Chu trình Born-Haber

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

Chu trình Born-Haber

Liên kết ion, CHT

• *Trong liên kết ion, một nguyên tử nhường hẳnelectron (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

Electron khoâng lieân keát

• cặp electron dùng chung được

• gọi là Bậc liên kết

Liên kết Cộng Hóa Trị có cực

• 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

V alence S hell E lectron P air R epulsion 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 xếpsao cho sự tương tác là nhỏ nhất

Các cách sắp xếp

Số vị trí Cách 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

H

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

Các dạng phân tử

SF4 5 - Lưỡng thápTam giác 90°,

120°

F S F

FF

Các biến dạng

Góc liên kết giảm khi sớ cặp điện tử khơng liên kết tăng ,

Các biến dạng

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

HC2H3O2: Tam giác

Tứ diện

H C C O H

HH

O

∙ ∙

∙ ∙

∙ ∙ ∙ ∙

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 đượcđộ bền của các liên kết cộng hóa trị

Thuyết Liên kết hóa trị dựa trên kết quả của cơhọc lượng tử để giải thích sự tạo thành liên kết

Thuyết liên kết hóa trị

Độ bền liên kết

Liên kết càng bền khi mức độ xen phủ các Orbital

càng lớn (mật độ nguyên tử giữa hai hạt nhânlà lớn nhất)

Mức

1 độ xen phủ phụ thuộc vào: hình dạng,

kích thước, năng lượng của các orbital, hướngxen phủ và kiểu xen phủ giữa chúng

Các

sẽ xen phủ tốt

Xen

3 phủ theo trục hữu hiệu hơn xen phủ theo

mặt phẳng

•

2p

HÑC-A

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.

Dùng Thuyết VB để giải thích

Cấu hình điện tử của nguyên tử Be : 1s 2

2s 2

Giải thích BeF 2

• Cấu hình điện tử ở trạng thái kích thích

của Be : 1s 2 2s 1 2p 1

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:BeF 2

Tạp chủng sp

Giải thích BF 3

Câấu

• hình điện tử của Boron trong BF3

Tạp chủng sp 2 : BF 3

B :Kích thích:

Tạp chủng sp 2

• Cấu hình điện tử của Carbon trong CH4

Tạp chủng sp 3 CH 4

C :Kích thích:

Tạp chủng:

sp 3

Tạp chủng sp 3

Giải thích H 2 O

Câấu

Giải thích PF 5

Câấu

• hình điện tử của Phospho trong PF5

Tạp chủng sp3d và sp3d2

Các kiểu lai hoá

Valence Electron Pair

Geometry Number of Orbitals Hybrid Orbitals

Trigonal Bipyramidal 5 sp 3 d

Các dạng tạp chủng

Các dạng tạp chủng

Các kiểu liên kết C-C

HÑC-A

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

– H2+ tồn tại và khá bền vững

– (năng lượng liên kết trong H2+ là 255 kJ/mol)

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

– kết càng bền khi mật độ electron giữa hai

nguyên tử càng lớn Khi hệ F2 bị mất đi 1 electron thì mật độ electron sẽ giảm đi làm cho liên kết trở nên kém bền hơn

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

• O2 thuận từ (tồn tại electron độc thân trong phântử O2)

KHIẾM KHUYẾT CỦA THUYẾT VB

Không

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

trị

Luận điểm

Trong

1 phân tử, các electron cũng tồn tại ở những

trạng thái riêng giống như trong nguyên tử

Trạng

2 thái của các electron được biểu diễn bởi các

hàm sóng ϕMO gọi là các orbital phân tử.

Các

3 electron trong phân tử cũng chiếm các orbital

phân tử tuân theo các nguyên lý bền vững, nguyên lý Pauli, quy tắc Hund.

Việc

4 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

Các

1 orbital phân tử được hình thành từ sự tổ

hợp tuyến tính của các orbital nguyên tử

Các

2 orbital nguyên tử tham gia tổ hợp phải

thoả điều kiện:

3 có các orbital hóa trị mới đóng góp vào sự

hình thành orbital phân tử Các orbital nguyêntử 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 lượngkhác nhau như sau:

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 H 2

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

Phân tử (X2) với X là nguyên tố chu kỳ 2

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

Cách sắp xếp điện tử trong MO

cấu hình điện tử của 2 phân tử giống nhau khôngcó 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 )<

(π x lk )= (π y lk ) < (π x * )= (π y * )< (σ2pz*)

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 * )<

(πxlk)= (πylk)<(σ 2pz lk ) <(π x * )= (π y * )< (σ 2pz * )

Sơ đồ orbital phân tử có tương tác sp

σ2sσ*2s

σ*1s

xπ* y

Mức năng lượng s và p gần nhau

CÁCH SẮP XẾP ELECTRON

Tổng

1 số electron của các orbital phân tử bằng tổng số

electron hóa trị đóng góp bởi các nguyên tử

Các

2 electron sắp xếp vào các orbital phân tử theo trật

tự năng lượng từ thấp đến cao (nguyên lý bền vững)

Mỗi

3 orbital phân tử chứa tối đa 2 electron, hai

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

Khi

4 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 = ½ (

orbital liên kết – Tổng số electron trên orbital phản liên kết)

Cấu hình điện tử của mợt sớ phân tử đơn chất

có tương tác sp

σ1sσ*1s

Bậc LK = ½(2 - 2) = 0 phân tử không tồn tại

σ*2s

σ*1s

Bậc LK = ½(3 - 2) = ½

σ1sσ*1s

Bậc LK = ½(10 - 4) = 3

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), sựtương 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 cácorbital πx , và πy có năng lượng thấp hơn orbital

Sự tương tác 2s - 2p

Với phân tử O2 và F2 orbital σ2p có năng lượngthấp 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 (π x lk ) 2 (π y lk ) 2

(π x * ) 1 (π y * ) 1

Phân tử F 2 (σ 1s lk ) 2 (σ 1s * ) 2 (σ 2s lk ) 2 (σ 2s * ) 2 (σ 2pz lk ) 2 (π x lk ) 2 (π y lk ) 2

(π x * ) 2 (π y * ) 2

Phân tử O2, F2, Ne2:

Sự tồn tại của H 2 +

Lieân keát trong F2+ beàn hôn lieân keát trong F2

xπ* y

Mức năng lượng s và p gần nhau

Ví dụ

Cấu hình điện tử của phân tử có 2 nguyên tử khácnhau

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 (π x lk ) 2 (π y lk ) 2 (σ 2pz lk ) 2 (πx*) 1 (πy*) 0

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