7. Cấu trúc luận văn
2.3. Tương tác yếu
Các tương tác yếu thường là các tương tác không cộng hóa trị. Năng lượng hóa học giải phóng khi hình thành các tương tác không cộng hóa trị thường nhỏ hơn các tương tác cộng hóa trị [49], [50], [51] và thường được phân thành nhiều loại khác nhau: tương tác Van der Waals; tương tác kỵ nước (hydrophobic effect); tương tác tĩnh điện (ion-ion, ion-phân tử lưỡng cực, tương tác giữa hai phân tử lưỡng cực,...); tương tác acid-base Lewis; tương tác vỏ đóng; hiệu ứng 𝜋- 𝜋… và phổ biến nhất phải kể đến các loại liên kết hydro.
❖ Liên kết hydro [1], [51]: Người đầu tiên đưa ra khái niệm liên kết hydro là Pauling vào năm 1931, và đây là loại liên kết hydro cổ điển. Liên kết hydro cổ điển A−H∙∙∙B là một tương tác hút không cộng hóa trị giữa một nguyên tử H mang một phần điện tích dương và một vùng có mật độ điện tích âm lớn. Trong đó A là những nguyên tử có độ âm điện lớn như nitơ (N), oxy (O) hoặc flo (F), B là vùng dư electron hoặc nguyên tử có đôi electron riêng. Tùy thuộc vào bản chất của nguyên tử cho và nhận proton, liên kết hydro mạnh hơn tương tác Van der Waas và yếu hơn so với liên kết cộng hóa trị hoặc tương tác ion. Gần đây các nghiên cứu về lý thuyết và thực nghiệm còn phát hiện các liên kết hydro với phần tử cho proton gồm C−H, Si−H, N−H, P−H, S−H,… và các phần tử nhận proton có thể là electron . Trên cơ sở các kết
quả nghiên cứu đạt được, khái niệm phù hợp hơn về liên kết hydro được đưa ra: “Liên kết hydro A−H···B là một loại tương tác không cộng hóa trị giữa nguyên tử H thiếu electron và một vùng có mật độ electron cao, trong đó A là nguyên tử có độ âm điện cao hoặc trung bình, B là vùng dư electron như ion âm hoặc nguyên tử có đôi electron riêng, một electron hoặc electron π” [50]. Dựa trên những thuộc tính đặc trưng của liên kết hydro, có thể chia liên kết hydro thành hai loại: liên kết hydro cổ điển hoặc là liên kết hydro chuyển dời đỏ (Red-Shifting Hydrogen Bond) và liên kết hydro không cổ điển hoặc là liên kết hydro chuyển dời xanh (Blue-Shifting Hydrogen Bond).
❖ Tương tác Acid-base Lewis [2]: Thuyết acid-base Lewis có thể xem là thuyết định nghĩa về acid, base một cách khái quát và đầy đủ hơn so với các thuyết acid-base trước đây. Theo Lewis:
Acid là tiểu phân có thể nhận cặp electron để hình thành liên kết cho nhận. Ví dụ: CO2, Cu+, SO3, H+, I2,…
Base là tiểu phân có thể cho cặp electron để hình thành liên kết cho nhận. Ví dụ: OH-, NH3, C6H6,…
Phản ứng acid-base Lewis tạo ra các sản phẩm cộng, đôi khi còn tạo ra phức chất. Bên cạnh đó có những phân tử hoạt động vừa như một acid lại vừa như một base Lewis vì trong các phân tử đó có thành phần có khả năng cho và nhận electron, ví dụ như SnCl2.
Một số acid Lewis thường gặp:
- Acid Lewis chứa nguyên tử thiếu hụt electron
Có những phân tử axit Lewis chứa nguyên tử trung tâm chưa đủ 8 electron (bát tử) nên gọi là thiếu hụt electron. Điển hình là các hợp chất cộng hóa trị của các nguyên tố nhóm IIIA như các halogen của B, Al, Ga, In và Tl,… Sau đó là các halogen của Si, Ge, Pb,... Những hợp chất này phản ứng rất mạnh để hoàn chỉnh bát tử.
- Acid Lewis chứa liên kết bội phân cực
Các phân tử có liên kết đôi phân cực cũng có thể hoạt động như axit. Khi cặp electron ở bazơ Lewis lại gần đầu dương của liên kết đôi phân cực, liên kết π bị đứt ra và tạo thành liên kết mới ở sản phẩm cộng. Ví dụ, phản ứng hòa tan SO2 vào nước, phản ứng hình thành cacbonat kim loại từ oxit kim loại và CO2,…
❖ Tương tác tĩnh điện: là tương tác giữa phần tử mang điện, các tương tác này có thể là tương tác hút hoặc tương tác đẩy. Các tương tác này góp phần quan trọng làm ổn định cấu trúc và sự sắp xếp các phân tử. Các tương tác tĩnh điện có thể là:
+ Tương tác ion-ion
+ Tương tác giữa ion-phân tử lưỡng cực + Tương tác giữa hai phân tử lưỡng cực
Ngoài ra còn có một số các tương tác khác như tương tác Van der Waals, hiệu ứng π, hiệu ứng kỵ nước…