chuyen de lien ket hoa hoc lop 10 truong thpt chuyen le quy don da nang nguon suu tam
Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 1 Chương III : liên kết hoá học! Đ 1. Tổng quan về liên kết hoá học I. Phân tử và liên kết hóa học Phân tử là hạt vi mô đại diệ n cho chất và mang đầy đủ tí nh chất hoá học của chất . Trong tự nhiên ngoà i cá c khí hiế m tồn tạ i ở trạ ng thá i phâ n tử một nguyên tử, nguyên tử của cá c nguyên tố khá c luôn có xu hướng kế t hợp với nhau để tạ o tạ o ra phâ n tử có hai hay nhiều nguyên tử. Sự kế t hợp nà y nhằ m đạ t đế n cấ u trúc mới bền vững hơn, có nă ng lượng thấ p hơn. Người ta gọi sự kế t hợp giữa các nguyên tử là liên kế t hoá học và như vậ y theo quan điể m hiệ n nay phân tử gồm một số có giới hạn các hạt nhân nguyên tử và các electron tương tá c với nhau và đ ược phân bố một cách xác định trong không gian tạo thành một cấu trúc bền vững. Trong giá o trì nh nà y, lí thuyế t tổng quan về cá c loại liên kế t hóa học đ ược xâ y dựng trên thuyế t electron hóa trị của Lewis-Kossel-Langmuir mà nền tảng là qui tắc bát tử . Tuy nhiên, thuyế t nà y còn nhiều hạ n chế do không cho thấ y bả n chấ t các loạ i liên kế t và chỉ giả i thí ch đ ược cấ u tạ o và tí nh chấ t của chấ t trong một số trường hợp đơn giả n . Do vậ y, trong một số loạ i liên kế t, việ c giả i thí ch sự hì nh thà nh liên kết cũng như tí nh chấ t của phâ n tử đ ược kế t hợp với một số lí thuyế t hiệ n đạ i hơn. II. Các khuynh hướng tạo liên kết hoá học 1. Electron hoá trị Electron hoá trị là electron có khả năng tham gia tạo liên kế t hoá học Cá c nguyên tố nhóm A có số electron hoá trị bằ ng số electron lớp ngoà i cùng, cá c nguyên tố nhóm B có số electron hoá trị bằ ng số electron có trong cá c phâ n lớp (n-1)d và ns . 2. Công thức Lewis Công thức Lewis là loạ i công thức cho biế t số electron hoá trị của nguyên tử, trong đó hạ t nhâ n và cá c electron lớp trong đ ược biể u diễ n bằ ng kí hiệ u hóa học của nguyên tố , còn mỗi electron hóa trị đ ược biể u diễ n bằ ng một dấ u chấ m (.) quanh nguyên tử (có phâ n biệ t giữa electron cặp đôi và độc thâ n). Mỗi cặp electron tham gia liên kết hoặc tự do còn có thể đ ược biể u diễ n bằ ng một đoạ n gạ ch ngang (-) Ví dụ : IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA Chu kỳ 2 Li . eB : : B . : . . C : . . . N : . . O : : F . : Ne : hoặc Li . eB B . . . C . . . N . . O F . Ne 3. Các khuynh hướng hì nh thành liên kế t - Qui tắc bát tử (Octet) Như trên đ nói, sự hì nh thà nh liên kế t là nhằ m đạ t cấ u trúc bền vững hơn. Thực tế cho thấ y trong tự nhiên cá c khí hiế m có thể tồn tạ i ở dạ ng nguyên tử tự do, điều nà y cho thấ y cấ u trúc nguyên tử khí hiế m là một cấ u trúc bền. Trên cơ sở nà y, người ta cho rằ ng khi tham gia liên kế t để đạ t cấ u trúc bền cá c nguyên tử cầ n phả i là m cho lớp vỏ của chúng có cấ u trúc giống lớp vỏ khí hiế m gầ n kề. Có hai giả i phá p đạ t đế n cấ u trúc nà y là dùng chung hoặc trao đổi cá c electron hoá trị. Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử : "Khi tham gia liên kế t hoá học các nguyên tử có khuynh hướng hoặc dùng chung electron hoặc trao đổi electron để đạt đế n cấu trúc bền của khí hiế m bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng" . Ví dụ : H. + . Cl : H : Cl : H-Cl Na. + . Cl : Na + Cl - NaCl (28 1) (2 8 7) (28) (2 8 8) nNa. nNa + + ne - Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 2 + + + + + + + + + + + + cationkimloạ i electron tự do III. sự phân loại các Liên kết hoá học 1. Định nghĩ a a. Liên kế t cộng hóa trị : Là loạ i liên kế t hóa học đ ược hì nh thà nh bởi 1, 2 hay nhiều electron chung. Ví dụ : H:H H 2 O::O O 2 H:O:H H 2 O b. Liên kế t ion : Là loạ i liên kế t hóa học đ ược hì nh thà nh bởi lực hút tĩ nh điệ n giữa cá c ion mang điệ n tí ch trá i dấ u (giữa cation và anion) Ví dụ : Na + Cl - NaCl NH 4 + NO 3 - NH 4 NO 3 c. Liên kế t kim loại : Là loạ i liên kế t hóa học đ ược hì nh thà nh bởi lực hút tĩ nh điệ n giữa cá c cation kim loạ i nằ m ở nút mạ ng tinh thể và cá c electron tự do di chuyể n trong toà n bộ mạ ng lưới tinh thể kim loạ i. 2. So sánh Liên kế t cộng hóa trị Liên kế t ion Liên kế t kim loại Bản chất lực liên kế t Tĩ nh điệ n (electron chung và hạ t nhâ n) Tĩ nh điệ n (cation và anion) Tĩ nh điệ n (cation và electron tự do) Khuynh hướng Dùng chung electron Trao đổi electron Dùng chung electron Tí nh định hướng Có tí nh định hướng Không định hướng Không định hướng 3. Đố i t ượng hì nh thành liên kế t a. Liên kế t cộng hóa trị : Thường hì nh thà nh giữa cá c nguyên tử phi kim Ví dụ : H-H, O=O, H-Cl, O=C=O . b. Liên kế t ion : Thường hì nh thà nh giữa cá c nguyên tử kim loại và phi kim điể n hì nh Ví dụ : Na + Cl - , Mg 2+ F 2 - , K 2 + O 2- . c. Liên kế t kim loạ i : Thường hì nh thà nh giữa cá c nguyên tử kim loại IV. Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học 1. Độ dài liên kế t (d) : là khoả ng cá ch giữa hai hạ t nhâ n của hai nguyên tử liên kế t trực tiế p với nhau. Ví dụ : Trong phâ n tử nước , d O-H = 0,94 Độ dà i liên kế t giữa hai nguyên tử A-B có thể tí nh gầ n đúng bằ ng tổng bá n kí nh của hai nguyên tử A và B. 2. Góc liên kế t : là góc tạ o bởi hai nửa đ ường thẳ ng xuấ t phá t từ hạ t nhâ n của mộ t nguyên tử và đi qua hạ t nhâ n của hai nguyên tử khá c liên kế t trực tiế p với hai nguyên tử trên. Ví dụ : Trong phâ n tử nước , 3. Năng lượng liên kế t (E): Năng lượng liên kế t A-B là năng lượng cần cung cấp để phá vỡ hoàn toàn liên kế t A-B (thường được qui về 1 mol liên kế t - kJ/mol hoặc kcal/mol). E H-H = 103 kcal/mol : H 2 2H H = 103 kcal/mol. Nă ng lượng liên kế t (nă ng lượng phâ n li liên kế t), về trị tuyệ t đối, chí nh bằ ng nă ng lượng hì nh thà nh liên kế t. Tổng nă ng lượng cá c liên kế t trong phâ n tử bằ ng năng lượng phân li của phâ n tử đó. HOH =104 o 28' O 0,94 104 o 28' H H Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 3 Đ 2. liên kết cộng hóa trị A. lí thuyết phi cơ học lượng tử (Thuyế t electron hó a trị Lewis - Langmuir) 1. Sự hì nh thành liên kế t cộng hóa trị ! Khi hì nh thà nh liên kế t cộng hóa trị, cá c nguyên tử có khuynh hướng dùng chung các cặp electron để đạ t đế n cấ u trúc bền của khí hiế m kề bên (với 8 hoặc 2 electron lớp ngoà i cùng). ! Cá c cặp electron dùng chung có thể do sự góp chung của hai nguyên tử tham gia liên kế t ( cộng hóa trị thông thường ) hoặc chỉ do một nguyên tử bỏ ra dùng chung ( cộng hóa trị phối trí ) Số electron góp chung của một nguyên tử thường bằng 8-n (n : số thứ tự của nhóm nguyên tố). Khi hế t khả năng góp chung, liên kế t với các nguyên tử còn lại đ ược hì nh thành bằng cặp electron do một nguyên tử bỏ ra (thường là nguyên tử của nguyên tố có độ âm điệ n nhỏ hơn) . Ví dụ : Công thức phâ n tử Công thức electron Công thức cấ u tạ o H 2 O H:O:H H-O-H SO 2 :O::S:O: O=S O 2. Công thức cấu tạo của một số loại hợp chất thiế t lập trên thuyế t electron hóa trị. a. Hợp chất chứa hidro CH 4 H CHH H NH 3 H N HH N 2 H 4 H N H N H H H 2 O HOH H 2 O 2 HOOH HCl HCl b. Oxit ( Lưu ý : Trật tự liên kế t trong oxit dạng X 2 O n là O (n-1)/2 XOX O (n-1)/2 ) CO : CO SO 2 OS O N 2 O 3 ON OON Cl 2 O : Cl O Cl CO 2 : OCO SO 3 : O O O N 2 O 5 ON O O O N O Cl 2 O 7 : O Cl O OCl O O O O c. Hidroxit ( Lưu ý : Trật tự liên kế t trong oxit dạngH n XO m là (HO) n XO m-n ) H 2 CO 3 HO HO O H 2 SO 4 HO S HO O O HNO 3 O NHO O HClO 4 HO Cl O O O d. Muối : Công thức của muối có thể xây dựng từ công thức axit tương ứng, trong đó H + /axit đ ược thay thế bởi M n+ /muối. Na 2 CO 3 2Na + Ca(NO 3 ) 2 Ca 2+ 3. N hững hạn chế của lí thuyế t phi cơ học lượng tử ! Không cho thấ y bả n chấ t của liên kế t cộng hóa trị ! Không cho thấ y sự định hướng không gian của liên kế t và như vậ y không thể giả i thí ch cấ u tạ o hì nh học của phâ n tử. O 2- C=O O O-N=O - O 2 Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 4 ! Không giả i thí ch đ ược một số công thức cấ u tạ o trong đó liên kế t cộng hóa trị không phả i đ ược hì nh thà nh từ cặp electron mà lạ i xuất hiệ n cá c số lẻ electron chung , cũng như cá c công thức trong đó qui tắc bát tử không đ ược thỏa mn (số electron lớp ngoà i cùng của nguyên tử nhỏ hơn hoặc lớn hơn 8). ! Không giả i thí ch đ ược liên kế t "cộng hóa trị nhiều tâm không định xứ" như trong phâ n tử benzen C 6 H 6 . B. lí thuyết cơ học lượng tử I. Thuyết VB ( V alent B ond - Liên kế t hóa trị) Heitler-London đ khả o sá t phâ n tử H 2 trên cơ sở của cơ học lượng tử , sau đó mở rộng và phá t triể n thà nh phương pháp liên kế t cộng hóa trị (thuyế t VB) á p dụng cho mọi phâ n tử. Trong phầ n nà y không đề cậ p đế n khí a cạ nh toán-lý của phương phá p mà chỉ đề cậ p đế n phương phá p định tí nh giả i thí ch cá c vấ n đề về liên kế t cộng hóa trị, mà chủ yế u là cá c liên kế t định xứ. 1. Thuyế t VB và sự hì nh thành liên kế t cộng hóa trị . ! Khi hai nguyên tử tham gia liên kế t lạ i gầ n nhau sẽ xuấ t hiệ n lực hút tĩ nh điệ n giữa hạ t nhâ n nguyên tử nà y với lớp vỏ electron của nguyên tử kia là m cho cá c obitan "xen phủ" và o nhau một phầ n. Với sự xen phủ nà y, mậ t độ điệ n tí ch â m ở khoả ng giữa hạ t nhâ n hai nguyên tử (mang điệ n tí ch dương) tă ng lên, là m tă ng lực hút giữa electron trong vùng xen phủ với hai hạ t nhâ n, lực hút nà y câ n bằ ng với lực đẩ y tương hỗ của hai hạ t nhâ n, giữu cho hạ t nhâ n hai nguyên tử liên kế t với nhau : liên kế t hóa học được hì nh thà nh. Cầ n thấ y rằ ng, khi cá c obitan "xen phủ" và o nhau electron không còn thuộc về một nguyên tử nữa, chúng di chuyể n trong một obitan mới của cả hai nguyên tử. Theo Pauli, obitan mới hì nh thà nh nà y chỉ chứa tối đa hai electron và hai electron nà y phả i có spin ngược dấ u. Như vậ y mỗi liên kế t cộng hóa trị đ ược được hì nh thành bằng cách xen phủ hai obitan nguyên tử có electron độc thân của hai nguyên tử liên kế t, hai electronđộc thân tham gia liên kế t phải có spin ngược dấu. ! Liên kế t giữa hai nguyên tử cà ng bền nế u mức độ xen phủ của các obitan càng lớn, do vậ y sự xen phủ của cá c obitan tuâ n theo nguyên lý xen phủ cực đạ i : liên kế t đ ược phân bố theo phương nào mà mức độ mức độ xen phủ các obitan liên kế t có giá trị cực đại . Ví dụ : H 2 H:H H-H H H H : 1s 1 HCl H:Cl H-Cl H Cl Cl:3s 2 3p 5 Cl 2 Cl:Cl Cl-Cl Cl Cl 2. Thuyế t VB giải thí ch những hạn chế của thuyế t electron hóa trị ! Với phương phá p giả i thí ch sự hì nh thà nh liên kế t cộng hóa trị trì nh bà y ở trên, thuyế t VB cho thấ y liên kế t cộng hóa trị đ ược hì nh thà nh nhờ tương tá c tĩ nh điệ n giữa cá c electron chung (mang điệ n tí ch â m)với hạ t nhâ n hai nguyên tử (mang điệ n tí ch dương). ! Theo thuyế t VB liên kế t đ ược phân bố theo phương nào mà mức độ mức độ xen phủ các obitan liên kế t có giá trị cực đại , như vậ y liên kế t cộng hóa trị là một liên kế t có tí nh định hướng và phâ n tử tạ o từ cá c liên kế t cộng hóa trị sẽ có một cấ u tạ o hì nh học xá c định. Cấ u tạ o hì nh học của cá c phâ n tử sẽ đ ược khả o sá t trên cơ sở của một lí thuyế t đi kè m với thuyế t VB đó là thuyế t lai hóa các obitan nguyên tử . ! Theo thuyế t VB, cấ u trúc bền không nhấ t thiế t phả i giống với cấ u trúc của khí hiế m. Khi hai nguyên tử liên kế t với nhau bằ ng cá ch xen phủ hai obitan chứa electron đối song spin ngược dấ u) đ là m cho nă ng lượng của hệ thống giảm, cấu trúc đựơc tạo ra đ là bền hơn so với cấ u trúc của cá c nguyên tử tương ứng ứng với mức nă ng lượng thấ p hơn. Như vậ y có thể giả i thí ch đ ược liên kế t cộng hóa trị trong một số phâ n tử mà cấ u trúc của nguyên tử không giống cấ u trúc khí hiế m. Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 5 3. Thuyế t VB và 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 kế t mà nguyên tử đó có thể tạo đ ược với các nguyên tử khác. Ví dụ : Trong CO 2 (O=C=O) nguyên tử C và O lầ n lượt có cộng hóa trị bằ ng 4 và 2. ! Theo thuyế t VB, để tạ o đ ược một liên kế t cộng hóa trị, nguyên tử đ sử dụng một electron độc thâ n của chúng. Như vậ y, có thể nói rằ ng cộng hóa trị của một nguyên tử bằng số electron độc thân của nguyên tử đ dùng để tham gia liên kế t . ! Cũng theo thuyế t VB, khi tham gia liên kế t cá c nguyên tử có thể bị "kí ch thí ch". Sự kí ch thí ch nà y có ả nh hưởng đế n cấ u hì nh electron của nguyên tử, cá c electron cặp đôi có thể tá ch ra và chiế m cứ cá c obitan còn trống trong cùng một lớp. Như vậy số electron đ ộc thân của nguyên tử có thể thay đổi và cộng hóa trị của nguyên tử có thể có giá trị khác nhau trong những hợp chất khác nhau (xem bả ng 1). Bả ng 1 : Số electron độc thâ n có thể có của nguyên tố thuộc phâ n nhóm chí nh Nhóm Cấu hì nh electron hóa trị Số e - độc thân ns 2 IIA X * 2 ns 2 np 1 IIIA X * 1, 3 ns 2 np 2 IVA X * 2, 4 ns 2 np 3 X * VA Từ chu kì 3 X * 3, 5 ns 2 np 4 X * VIA Từ chu kì 3 X * 2, 4, 6 ns 2 np 5 X * X * VIIA Từ chu kì 3 X * 1, 3, 5, 7 Ví dụ 1 : Cộng hóa trị của lưu huỳnh H 2 S (S hóa trị 2) H-S-H SO 2 (S hóa trị 4) O=S=O H 2 SO 4 (S hóa trị 6) Ví dụ 2 : Cộng hóa trị của Cl HOCl (Cl hóa trị 1) H-O-Cl HOCl 2 (Cl hóa trị 3) H-O-Cl=O HOCl 3 (Cl hóa trị 5) HOCl 4 (Cl hóa trị 7) 4. Bậc liên kế t Bậc liên kế t là số liên kế t cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai nguyên tử . a. Liên kế t bậ c một (liên kế t đơn) : chỉ có một liên kế t cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử H-O O S H-O O O H-O-Cl O O H-O-Cl = O O Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 6 Ví dụ : H-H, H-Cl b. Liên kế t bậ c hai (liên kế t đôi) : có hai liên kế t cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử Ví dụ : O=C=O c. Liên kế t bậ c ba (liên kế t ba) : có ba liên kế t cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử . Ví dụ : N N, H-C C-H Cá c liên đôi và ba còn đ ược gọi chung là liên kế t bội. ! Khi số electron chung cà ng lớn, lực hút tĩ nh điệ n giữa electron với hạ t nhâ n của hai nguyên tử cà ng mạ nh, độ bền liên kế t tă ng còn khoả ng cá ch giữa hai tâ m nguyên tử giả m. Do vậ y, khi bậ c liên kế t cà ng lớn thì nă ng lượng liên kế t cà ng lớn và độ dà i liên kế t cà ng nhỏ. Ví dụ : Phâ n tử : C-C C=C C C E (kcal/mol): 83 143 194 d C-C ( ) : 1,54 1,34 1,2 5. Liên kế t xichma ( ) và liên kế t pi ( ) Tùy theo cá ch xen phủ cá c obitan nguyên tử mà liên kế t cộng hóa trị tạ o thà nh có độ bền khá c nhau. Trên cơ sở nà y người ta phâ n biệ t liên kế t cộng hóa hóa trị thà nh hai loạ i chí nh là liên kế t xichma ( ) và liên kế t pi ( ). a. Liên kế t Liên kế t là loại liên kế t cộng hóa trị đ ược hì nh thành bằng phương pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kế t. Liên kế t có cá c loạ i s-s , s-p , p-p , . s s s p p p Liên kế t thường bền, do có vùng xen phủ lớn và cá c nguyên tử có thể quay tự do xung quanh trục liên kế t mà không phá vỡ liên kế t nà y. b. Liên kế t Liên kế t là loại liên kế t cộng hóa trị đ ược hì nh thành bằng phương pháp xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phí a so với trục liên kế t. Liên kế t có cá c loạ i p-p , p-d , . Liên kế t kém bền, do có vùng xen phủ nhỏ và cá c nguyên tử không thể quay tự do xung quanh trục liên kế t mà không phá vỡ liên kế t nà y. Liên kế t đơn luôn là liên kế t , liên kế t đôi gồm 1 và 1 và liên kế t ba gồm 1 và 2 . 6. Liên kế t cộng hóa trị phân cực và không phân cực ! Trong phâ n tử H 2 (H:H) do độ â m điệ n của hai nguyên tử H bằ ng nhau nên xá c suấ t có mặt của electron chung lớn nhấ t là ở khoả ng giữa hạ t nhâ n hai nguyên tử, sự phâ n bố điệ n tí ch trên hai nguyên tử H là bằ ng nhau, người ta gọi liên kế t giữa hai nguyên tử H trong phâ n tử H 2 là liên kế t cộng hóa trị không phân cực . Trong phâ n tử HCl (H :Cl) do độ â m điệ n của Cl (3,0) lớn hơn độ â m điệ n của H (2,1) nên electron chung bị hút lệ ch một phầ n về phí a nguyên tử Cl (H :Cl), xá c suấ t có mặt của electron ở vùng gầ n nguyên tử Cl sẽ nhiều hơn, nguyên tử Cl mang một phầ n điệ n tí ch â m ( -) và ngược lạ i nguyên tử H mang một phầ n điện tí ch dương ( +), người ta nói liên kế t giữa H và Cl trong phâ n tử HCl là liên kế t cộng hóa trị phân cực . ! Liên kế t cộng hóa trị không phân cực là loại liên kế t cộng hóa trị trong đó electron chung ở chí nh giữa hạt nhân hai nguyên tử . Liên kế t cộng hóa trị không phâ n cực hì nh thà nh giữa cá c nguyên tử của cùng một nguyên tố như ở trong cá c đơn chấ t H 2 , N 2 , O 2 , Cl 2 , . ! Liên kế t cộng hóa trị phân cực là loại liên kế t cộng hóa trị trong đó electron chung lệ ch một phần về phí a nguyên tử có độ âm điệ n lớn hơn, nguyên tử này sẽ mang một phần điệ n Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 7 tí ch âm và ngược lại . Liên kế t cộng hóa trị không phâ n cực hì nh thà nh giữa cá c nguyên tử của hai nguyên tố khá c nhau (hiệ u độ â m điệ n giữa hai nguyên tử có giá trị trong khoả ng từ 0 đế n 1,7), như liên kế t trong cá c phâ n tử HCl, H 2 O, SO 2 , . Người ta biểu diễn sự phân cực bằ ng mũi tên trên gạ ch ngang liên kế t theo chiều từ nguyên tử có độ â m điệ n nhỏ đế n nguyên tử có độ â m điệ n lớn. 7. Sự lai hóa các obitan nguyên tử ! Trên cá c luậ n điể m thuầ n túy của thuyế t VB sẽ không giả i thí ch đúng cấ u tạ o hì nh học của phâ n tử. Ví dụ như trong phâ n tử nước (H-O-H), hai liên kế t cộng hóa trị đ ược hì nh thà nh bởi sự xen phủ hai obitan p của O với hai obitan s của hai nguyên tử H, như vậ y góc liên kế t HOH phả i là 90 o (hai obitan p của O vuông góc với nhau). Nhưng thực tế góc liên kế t nà y lạ i bằ ng 104 o 28'. Để giả i quyế t vấ n đề nà y, người ta bổ sung thêm và o thuyế t VB một giả thuyế t mới có tên là thuyế t lai hóa các obitan nguyên tử . ! Thuyế t lai hóa cho rằ ng một số obitan có mức nă ng lượng gầ n bằ ng nhau khi tham gia liên kế t có xu hướng tổ hợ p với nhau để tạ o ra cá c obitan lai hóa có nă ng lượng thấ p hơn, liên kế t hì nh thà nh bởi sự xen phủ cá c obitan lai hóa sẽ bền vững hơn. ! Số obitan lai hóa tạo thành bằng số obitan nguyên tử tham gia lai hóa và cá c obitan lai hóa tạ o ra có nă ng lượng tương đ ương. Bả ng 2 tóm tắ t một số dạ ng lai hóa thường gặp. Bả ng 2 : Cá c trường hợp chủ yế u của sự lai hóa cá c obitan nguyên tử Kí hiệ u Sự lai hóa Phâ n bố không gian của cá c obitan lai hóa sp p sp s 180 o Đường thẳ ng sp 2 sp 2 s 120 o Tam giá c sp 3 p sp 3 s 109 o 28' Tứ diệ n sp 3 d d p sp 3 d s Lưỡng thá p đá y tam giá c sp 3 d 2 d p sp 3 d 2 s Bá t diệ n ! Kiể u lai hó a của nguyên tử có thể xá c định dựa trên giá trị thực nghiệ m của góc liên kế t, ví dụ góc liên kế t HOH trong phâ n tử nước có giá trị 104 o 28' gầ n với giá trị 109 o 28' như vậ y nguyên tử O trong phâ n tử H 2 O lai hóa sp 3 . Người ta cũng dự đoá n kiể u lai hóa của nguyên tử trên lý thuyế t bằ ng tổng số liên kế t mà nguyên tử tạo ra và số cặp electron tự do của nguyên tử (H) . Giá trị của H tí nh đ ược bằ ng 2, 3, 4, 5, 6 tương ứng với cá c trạ ng thá i lai hóa sp, sp 2 , sp 3 , sp 3 d, sp 3 d 2 . Ví dụ: H-O-H, H O = 2+2 = 4 O lai hóa sp 3 . O=S O, H S = 2+1 = 3 S lai hóa sp 2 - + A B ( A < B ) Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 8 O=C=O, H C = 2+0 = 2 C lai hóa sp ! Dưới đâ y là một số ví dụ về sự hì nh thà nh phâ n tử trên cơ sở kế t hợp thuyế t VB và thuyế t lai hóa cá c 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 H H H H H 8. Một số tí nh chất của phântử a. Cấu trúc hì nh học Có một số phương phá p khá c nhau để giả i thí ch cấ u trúc hì nh học của phâ n tử như phương phá p mô hì nh sự đẩy giữa các đôi electron vỏ hóa trị - VSEPR , phương phá p mô hì nh liên kế t bị uốn cong hoặc phương phá p mô hì nh lai hóa các obitan nguyên tử . Trong bà i nà y cá c cấ u trúc hì nh học của phâ n tử đ ược xem xét trên cở sở mô hì nh lai hóa các obitan nguyên tử . Bả ng dưới đâ y là một số mô hì nh cấ u trúc hì nh học của phâ n tử : Đường thẳ ng Chữ V Tam giá c phẳ ng Thá p tam giá c Tứ diệ n Lưỡng thá p đá y tam giá c Vuông phẳ ng Thá p vuông Bá t diệ n Mỗi loạ i lai hóa có khả nă ng tạ o ra một hay một số cấ u trúc nà o đó : ! Lai hóa sp : tạ o cấ u trúc đ ường thẳng (như trong cá c phâ n tử BeH 2 , ZnCl 2 , CO 2 , C 2 H 2 , .) Ví dụ : HCCH ! Lai hóa sp 2 : tạ o cấ u trúc chữ V (như trong cá c phâ n tử SO 2 , O 3 , .), tam giác phẳng (như trong cá c phâ n tử và ion : BF 3 , SO 3 , HNO 3 ,C 2 H 4 , NO, NO 3 - , CO 3 2- .). Ví dụ : O S O H-O N + O O ! Lai hóa sp 3 : tạ o cấ u trúc chữ V (như cá c phâ n tử H 2 O , H 2 S, .), tháp tam giác (như NH 3 , H 3 O + , .) và tứ diệ n (như trong cá c phâ n tử và ion: CH 4 , CCl 4 , NH 4 + , PO 4 3- , SO 4 2- , ClO 4 - .). Ví dụ : H O H N HH H H C H H H ! Lai hóa sp 3 d : tạ o cấ u trúc thẳng (như XeF 2 ), chữ T (như ClF 3 ), lưỡng tháp tam giác (như trong phâ n tử PCl 5 , .). Ví dụ : Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 9 FXeF FClF F ClP Cl Cl Cl Cl ! Lai hóa sp 3 d 2 : tạ o cấ u trúc vuông phẳng (như trong phâ n tử XeF 4 , .), tháp vuông (như trong phâ n tử BrF 5 , .) và cấ u trúc bát diệ n (như trong SF 6 , AlF 6 3- , SiF 6 2- .). Ví dụ : F Xe F F F F Br F F F F F S F F F F F b. Sự phân cực của phân tử ! Lưỡng cực điệ n : Lưỡng cực điệ n là một hệ gồm hai điệ n tí ch +q và -q cá ch nhau một khoả ng cá ch l. Lưỡng cực điệ n đ ược đặc trưng bằ ng đạ i lượng momen lưỡng cực à với định nghĩ a momen lưỡng cực à bằng tí ch của điệ n tí ch q và cánh tay đòn l . à = ql . Trong hệ SI momen lưỡng cực à được tí nh bằ ng Cm (coulomb.met). Với phâ n tử do momen lưỡng cực có giá trị nhỏ nên người ta thường tí nh theo D (Debye) với qui ước : 1D = 3 1 .10 -29 Cm ! Lưỡng cực liên kế t : Trong liên kế t ion hoặc liên kế t cộng hóa trị phâ n cực điệ n tí ch phâ n bố không đồng đều trên hai nguyên tử tham gia liên kế t, trọng tâ m điệ n tí ch â m lệ ch về phí a nguyên tử có độ â m điệ n lớn hơn và trọng tâ m điệ n tí ch dương lệ ch về phí a nguyên tử có độ â m điệ n nhỏ hơn. Như vậ y, mỗi liên kế t ion hoặc liên kế t cộng hóa trị phân cực là một lưỡng cực điệ n và có một momen lưỡng cực xác định đ ược gọi là momen lưỡng cực liên kế t . Liên kế t phâ n cực cà ng mạ nh thì momen lưỡng cực cà ng lớn. Ví dụ : Liên kế t H>F H>Cl H>Br H> I à (D) 1,83 1,08 0,82 0,44 ! Lưỡng cực phân tử : Trong việ c khả o sá t lưỡng cực phâ n tử, người ta thừa nhậ n thuộc tí nh cộng tí nh của momen lưỡng cực liên kế t và coi momen lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ các momen lưỡng cực liên kế t. Ví dụ : Với phâ n tử CO 2 : = O C = O à = 0 Với phâ n tử H 2 O : H O H à 0 ( à = 1,84D) ! Việ c khả o sá t momen lưỡng cực phâ n tử là một thông số cầ n thiế t cho việ c nghiên cứu tí nh chấ t của liên kế t (khi à cà ng lớn, tí nh ion của liên kế t cà ng mạ nh), cấ u trúc hì nh học của phâ n tử cũng như cá c tí nh chấ t vậ t lí , hóa học của một chấ t. c. Từ tí nh của phân tử ! Chất thuận từ : Chấ t thuậ n từ là những chấ t bị hút bởi nam châm . Về mặt cấ u tạ o, phâ n tử của cá c chấ t nà y có electron không ghép đôi (electron độc thân) . -q l +q Lưỡng cực điệ n à Liê n kế t hó a họ c Trư ờ ng chuyê n Lê Quí Đô n - Đà Nẵ ng 10 Ví dụ : NO 2 là một chấ t thuậ n từ do trong cấ u tạ o còn một electron độc thâ n trên nguyên tử N : ONO o = ! Chât nghịch từ : Chấ t nghịch từ là những chấ t bị đẩy bởi nam châm . Về mặt cấ u tạ o, phâ n tử của cá c chấ t nà y không có electron độc thân . ! Việ c nghiên cứu từ tí nh của phâ n tử là m sá ng tỏ hơn cấ u tạ o của phâ n tử. Ví dụ như thực nghiệ m cho thấ y oxi (O 2 ) là một chấ t thuậ n từ, tương đ ương với cấ u tạ o phâ n tử phả i có electronđ ộc thâ n. Như vậ y, cá ch lí giả i theo thuyế t electron hóa trị hoặc theo thuyế t cộng hóa trị (VB) (công thức của phâ n tử oxi (O 2 ) có dạ ng = OO chỉ gồm cá c electron ghép đôi) là không đúng. Công thức đúng của O 2 đ ược giả i thí ch trên cơ sở của thuyế t obitan phân tử (MO) sẽ xét đế n ở phầ n sau. II. Thuyết MO (Molecular Orbital - Obitan phân tử) Thuyế t VB và MO (Hund, Mulliken, Lenard-Jones, 1927-1929) đều dựa trên lý thuyế t cơ học lượng tử để giả i thí ch sự hì nh thà nh liên kế t và tí nh chấ t hóa học của phâ n tử, tuy nhiên cá ch đặt vấ n đề của hai thuyế t nà y gầ n như trá i ngược nhau. Thuyế t VB thừa nhậ n sự tí nh độc lậ p của cá c nguyên tử trong phâ n tử, liên kế t đ ược hì nh từ cá c obitan nguyên tử khá c nhau. Thuyế t MO phủ nhậ n sự tồn tạ i độc lậ p của cá c nguyên tử trong phâ n tử, cá c electron trong phâ n tử không còn thuộc về cá c obitan nguyên tử mà thuộc về cá c obitan chung gọi là obitan phâ n tử. Trong bà i nà y chúng ta thả o luậ n kế t quả thu đ ược từ phương phá p MO. 1. Các luận điể m chí nh của thuyế t MO ! Trong phâ n tử cá c electron chuyể n động trong những obitan chung gọi là obitan phâ n tử. Cá c obitan phâ n tử (cá c MO) nà y thu đ ược từ sự tổ hợp tuyế n tí nh cá c obitan nguyên tử (atomic orbital - AO). Tổng số MO thu đ ược bằ ng tổng số AO tham gia tổ hợp. ! Cá c MO thu đ ược có nă ng lượng khá c nhau đ ược hì nh thà nh một giả n đồ nă ng lượng có giá trị từ thấ p đế n cao. ! Mỗi loạ i MO gồm cá c MO có nă ng lượng thấ p gọi là MO liên kế t ( hoặc ) và MO có nă ng lượng cao hơn gọi là MO phả n liên kế t ( * hoặc * ). ! Cá c electron hóa trị của nguyên tử tham gia liên kế t đ ược phân bố vào các MO tuân theo nguyên lý vững bền, nguyên lý Pauli và qui tắ c Hund. ! Bậ c liên kế t = 2 1 (số electron trên MO liên kế t - số electron trên MO phả n liên kế t) 2. Thuyế t MO và sự hì nh thành liên kế t cộng hóa trị. a. Phân tử hai nguyên tử dạng A 2 . ! Chu kỳ 1: Cá c nguyên tố chu kỳ 1 có AO duy nhấ t 1s, nên trong phâ n tử hai nguyên tử dạ ng A 2 sẽ có sự tổ hợp hai AO-s để tạ o ra hai MO- có nă ng lượng như giản đồ dưới đây : E * 1s 1s 1s 1s A A 2 A Trên cơ sở giả n đồ nà y ta có cấ u hì nh phâ n tử :