b. Hỡnh thức đề thi
2.4. Chuyờn đề 4: Liờn kết húa học
2.4.1. Tổng quan về liờn kết húa học
2.4.1.1. Phõn tử và liờn kết húa học
Phõn tử là hạt vi mụ đại diện cho chất và mang đầy đủ tớnh chất húa học của một chất. Trong tự nhiờn cỏc khớ hiếm tồn tại ở trạng thỏi phõn tử đơn nguyờn tử. Nguyờn tử của cỏc nguyờn tố khỏc rất Ít khi tồn tại một cỏch độc lập mà cú xu hướng kết hợp với nhau để tạo ra phõn tử hay tinh thể cú hai hay nhiều nguyờn tử. Sự kết hợp này nhằm đạt đến cấu
trỳc mới bền vững hơn, cú năng lượng thấp hơn. Người ta gọi sự kết hợp giữa cỏc nguyờn tử là liờn kết húa học.
Theo quan điểm hiện nay. Phõn tử gồm một số cú giới hạn cỏc hạt nhõn nguyờn tử và cỏc electron tương tỏc với nhau, được phõn bố một cỏch xỏc định trong khụng gian tạo thành một cấu trỳc bền vững.
Hiểu theo nghĩa rộng, khỏi niệm phõn tử bao gồm cả phõn tử trung hoà, cả những ion, ion phức và những gốc tự do.
2.4.1.2. Cỏc khuynh hướng hỡnh thành liờn kết húa học:- Electron húa trị - Electron húa trị
Electron húa trị là e cú khả năng tham gia tạo liờn kết húa học.Cỏc nguyờn tố nhúm A cú số e húa trị bằng số elớp ngoài cựng, cỏcnguyờn tố nhúm B cú số e húa trị bằng số e cú trong cỏcphõn lớp (n-1)d và ns.
- Cụng thức Lewis
Cụng thức Lewis là loại cụng thức cho biết số electron húa trị của nguyờn tử, trong đú hạt nhõn và electron lớp trong được biểu diễn bằng kớ hiệu húa học của nguyờn tố, cũn electron húa trị tượng trưng bằng cỏc dấu chấm (.) đặt xung quanh kớ hiệu của nguyờn tố (cú phõn biệt electron ghộp đụi và độc thõn). Mỗi cặp electron tham gia liờn kết hoặc tự do cũn cú thể biểu diễn bằng một đoạn gạch ngang (-)
Vớ dụ:
IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA
Chu kỳ 2 Li . Be : : B . : C . : N : O : : F : : Ne :
hoặc Li . Be B . C N O F Ne
- Cỏc khuynh hướng hỡnh thành liờn kết - Qui tắc bỏt tử (Octet)
Như trờn đó núi, sự hỡnh thành liờn kết là nhằm đạt cấu trỳc bền vững hơn. Thực tế cho thấy chỉ cỏc nguyờn tử khớ hiếm là tồn tại độc lập mà khụng liờn kết với cỏc nguyờn tử khỏc. Sở dĩ như vậy vỡ chỳngcú lớp electron ngoài cựngcú cấu hỡnh ns2np6(8 electron) bền vững, cú trạng thỏi năng lượng thấp. Trờn cơ sở này, người ta cho rằng khi tham gia liờn kết để đạt cấu trỳc bền cỏc nguyờn tử phải làm cho lớp vỏ của chỳng giống lớp vỏ của khớ hiếm gần kề. Cú hai giải phỏp đạt đến cấu trỳc này là dựng chung hoặc trao đổi cỏc electron húa trị. . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . .
Những điều núi trờn là nội dung của qui tắc bỏt tử: “ Khi tham gia vào liờn kết húa học cỏc nguyờn tử cú khuynh hướng dựng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trỳc bền của khớ hiếm bờn cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cựng”.
Vớ dụ: H . + . Cl.... : H : Cl.... : H-Cl Na . . Cl Na+ Cl- (2/8) (2/8/8) + .... : NaCl (2/8/1) (2/8/7)
- Một số đại lượng đặc trưng cho liờn kết húa học
a. Độ dài liờn kết (d): Là khoảng cỏch giữa hai hạt nhõn của hai nguyờn tử liờn kết trực tiếp với nhau.
Vớ dụ: Trong phõn tử nước, dO-H= 0,94 A0.
Độ dài liờn kết giữa hai nguyờn tử A-B cú thể tớnh gần đỳngbằng tổng bỏn kớnh của hai nguyờn tử A và B
H H
O
0,94 A
104028' 0
b. Gúc liờn kết: Là gúc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phỏt từ một hạt nhõn nguyờn tử và đi qua hạt nhõn của hai nguyờn tử liờn kết trực tiếp với nguyờn tử đú.Vớ dụ: Trong phõn tử nước HOH = 104028’
c. Năng lượng liờn kết
Năng lượng liờn kết A-B là năng lượng cần cung cấp để phỏ vỡ hoàn toàn liờn kết A- B (thường được qui về 1 mol liờn kết - kJ/mol hoặc kcal/mol).
EH-H= 103 kcal/mol : H22H H = 103 kcal/mol
Năng lượng liờn kết (năng lượng phõn li liờn kết), về trị tuyệt đối, chớnh bằng năng lượng hỡnh thành liờn kết nhưng ngược dấu. Tổng năng lượng cỏc liờn kết trong phõn tử bằng năng lượng phõn li của phõn tử đú.
2.4.2. Liờn kết ion
2.4.2.1. Khỏi niệm về ion
Ion là những nguyờn tử hay nhúm nguyờn tử mang điện tớch. VÍ Dụ: Na+, Ca2+, Al3+, NH4+, NO3-, SO42-…
Sự tạo thành cation: cỏc nguyờn tử kim loại cú bỏn kớnh nguyờn tử lớn và cú số electron hoỏ trị ớt (thường cú từ 1 đến 3 electron) nờncú năng lượng ion hoỏ nhỏ, cỏc nguyờn tử này dễ mất electron hoỏ trị để trở thành ion dương hay cation.
M - ne Mn+
Sự tạo thành anion: cỏc nguyờn tử phi kim cú bỏn kớnh nhỏ, điện tớch hạt nhõn lớn, số electron hoỏ trị tương đối nhiều(thường cú từ 5 đến 7 electron hoỏ trị), nờnchỳngcú ỏi lực electron lớn, cú khuynh hướng nhận thờm electron để đạt được vỏ electron bóo hoà giống khớ hiếm đứng sau, cú năng lượng thấp và bền vững. Khi đỳ chỳng tạo ra ion õm(hay anion).
X + ne Xn-
2.4.2.2. Sự tạo thành liờn kết ion
Khi cú tương tỏc giữa cỏc nguyờn tử kim loại điển hỡnh và cỏc nguyờn tử phi kim điển hỡnh, thỡcú sự cho electron của cỏc kim loại và sự nhận electron của cỏc phi kim, hỡnh thành cỏc ion mang điện tớch trỏi dấu, chỳng hỳt nhau bằng lực hỳt tĩnh điện tạo ra hợp chất ion.
VD Na + Cl Na ++ Na + Cl -
Cl -
Định nghĩa liờn kết ion: liờn kết ion là liờn kết hoỏ học được tạo thành do lực hỳt tĩnh điện giữa cỏc ion mang điện ngược dấu.
Bản chất của lực liờn kết ion: là lực hỳt tĩnh điện.
Độ lớn của lực liờn kết ion (F) phụ thuộc vào trị số điện tớch của cation (q1) và anion (q2) và bỏn kớnh ion của chỳng lần lượt là r1và r2.
F~ 1 2 2
.
q q
r ( r = r1+ r2)
Khi lực liờn kết ion càng lớn thỡ liờn kết ion càng bền, năng lượng mạng lưới ion càng lớn và liờn kết ion khú bị phõn li, mạng lưới ion càng khú bị phỏ vỡ, cỏc hợp chất ion càng khú núng chảy, khú bị hoà tan trong dung mụi phõn cực hơn.
+ Đặc điểm chung của liờn kết ion.
- Liờn kết ion là liờn kết hoỏ học bền, do lực hỳt tĩnh điện giữa cỏc ion trỏi dấu là lớn.
- Liờn kết ion khụng cú tớnh định hướng trong khụng gian do trường lực ion tạo ra cú dạng cầu.
- Liờn kết ion khụng cú tớnhbóo hoà, số lượng nguyờn tử hay ion là khụng hữu hạn, cỏc ion trỏi dấu sắp xếp xen kẽ, luõn phiờn nhau theo một trật tự xỏc định, tuần hoàn tạo ra mạng tinh thể ion.
+ Tớnh chất chung của cỏc hợp chất ion. - Luụn là chất rắn tinh thể ion.
- Cú nhiệt độ núng chảy cao và khụng bay hơi khi cụ cạn dung dịch.
- Thường dễ tan trong nước và khụng tan trong cỏc dung mụi hữu cơ kộm phõn cực. - Ở trong dung dịch hoặc ở trạng thỏi núng chảy hợp chất ion dẫn điện tốt.
Khả năng núng chảy và khả năng phõn li trong nước của cỏc hợp chất ion phụ thuộc vào độ lớn của lực hỳt tĩnh điện giữa cỏc ion hay phụ thuộc vào năng lượng phõn li (Epl).
pl
E ~
d q .
q1 2 q1, q2lần lượt là điện tớch của cation và anion. d: là khoảng cỏch giữa 2 ion.
2.4.2.3. Cỏc yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo thành liờn kết ion - Năng lượng ion hoỏ.
- Ái lực với electron - Năng lượng mạng lưới.
- Năng lượng ion hoỏ
a. Khỏi niệm: Năng lượng ion hoỏ là năng lượng cần thiết để tỏch một electron ra khỏi nguyờn tử ở trạng thỏi cơ bản (trạng thỏi khụng kớch thớch) tạo ra cation ở trạng thỏi khớ. M + I1 M+ + 1e M+ + I2 M2+ + 1e M2+ + I3 M3+ + 1e ... M(n - 1)++ In Mn+ + 1e
Cỏc giỏ trị I1, I2, I3,…, Inlà năng lượng ion hoỏ thứ nhất, thứ 2, thứ 3,… và thứ n. b. Qui luật: + I1< I2< I3<…< In
+ Những nguyờn tử cú năng lượng ion hoỏ càng nhỏ càng dễ biến thành ion dương.
- Ái lực với electron
a. Khỏi niệm: Ái lực đối với electron là năng lượng tỏa ra (hay thu vào) khi một nguyờn tử kết hợp với electron để trở thành ion õm.
X + 1e X- + A1 ( A1: là ỏi lực đối với electron thứ nhất.)
b. Qui luật: Ái lực đối với electron của một nguyờn tố càng lớn thỡ nguyờn tố đú càng dễ chuyển thành ion õm.
- Năng lượng mạng lưới
a. Khỏi niệm: Năng lượng mạng lưới là năng lượng toả ra khi cỏc ion kết hợp với nhau để tạo thành mạng lưới tinh thể.
b. Qui luật: Năng lượng mạng lưới càng lớn thỡ hợp chất ion được tạo nờn càng bền. Túm lại: Kim loại càng dễ nhường electron, phi kim càng dễ nhận electron, cỏc ion được tạo thành hỳt nhau càng mạnh thỡ càng thuận lợi cho sự tạo thành liờn kết ion.
2.4.2.4 . Hoỏ trị của cỏc nguyờn tố trong hợp chất ion
Hoỏ trị của một nguyờn tố trong hợp chất ion (gọi là điện hoỏ trị) bằng điện tớch của ion đú.
Vớ dụ: Trong hợp chất NaCl điện hoỏ trị của Na = 1+; điện hoỏ trị của Cl = 1- Trong hợp chất CaO điện hoỏ trị của Ca = 2+ ; điện hoỏ trị của O = 2-
- Đối với cỏc nguyờn tử kim loại cú 1, 2 hoặc 3 electron lớp ngoài cựng, điện hoỏ trị tương ứng của chỳng bằng 1+, 2+, 3+.
- Đối với cỏc nguyờn tử phi kim cú 5, 6, 7 electron lớp ngoài cựng điện hoỏ trị tương ứng thường bằng 3-, 2-, 1-.
Tuy nhiờn cỏc nguyờn tố thường ớtthể hiện điện hoỏ trị 3+ và 3- vỡ trong trường hợp này liờn kết ion đó thể hiện một phần tớnh chất của liờn kết cộng hoỏ trị.
2.4.3. Liờn kết cộng húa trị
Ta đó biết liờn kết ion được hỡnh thành giữa một kim loại điển hỡnh và một phi kim điển hỡnh. Vậy trong cỏc trường hợp cũn lại: liờn kết giữa cỏc nguyờn tử phi kim với nhau, liờn kết giữa kim loại yếu và phi kim yếu được hỡnh thành như thế nào?
2.4.3.1.Lý thuyết phi cơ học lượng tử (Thuyết electron húa trị Lewis - Langmuir) -Sự hỡnh thành liờn kết cộng húa trị
a. Khi hỡnh thành liờn kết cộng húa trị, cỏc nguyờn tử cú khuynh hướng dựng chung cỏc cặp electron để đạt cấu trỳc bền của khớ hiếm gần kề ( với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cựng).
b. Cỏc cặp electron dựng chung cú thể do sự gúp chung của hai nguyờn tử tham gia liờn kết (cộng húa trị thụng thường) hoặc chỉ do một nguyờn tử bỏ ra (cộng húa trị phối trớ).
c. Số electron gúp chung của một nguyờn tử thường bằng 8 - n (n: số thứ tự của nhúm nguyờn tố). Khi hết khả năng gúp chung, liờn kết với cỏc nguyờn tử cũn lại được hỡnh thành bằng cặp electron do một nguyờn tử bỏ ra (thường là nguyờn tử của nguyờn tố cú độ õm điện nhỏ hơn).
Vớ dụ: Cụng thức phõn tử Cụng thức electron Cụng thức cấu tạo
H2O H :O: H H - O- H
SO2 :O:: S: O: O= SO
- Cụng thức cấu tạo một số hợp chất thiết lập trờn thuyết electron húa trị a. Hợp chất chứa hiđro HCl H2O NH3 CH4 H2O2 N2H4 H-Cl H–O–H H –N– H H H H –C–H H H O-O H H H N – N H H b. Oxit (Lưu ý: Trật tự liờn kết trong oxit dạng X2Onlà O(n-1)/2XOXO(n-1)/2)
CO CO2 SO2 SO3 N2O5 Cl2O7 O C O= C =O O= SO O O= S O O O N-O-N O O O O O Cl-O-Cl O O O c. Hiđroxit (Lưu ý: Trật tự liờn kết trong oxit dạng HnXOmlà (HO)nXOm-n)
H2CO3 H2SO4 HNO3 HClO4 H-O C =O H-O H-O O S H-O O O H-O N O O H-O –Cl O O
d. Muối: Cụng thức của muối cú thể xõy dựng từ cụng thức axit tương ứng, trong đú H+/axit được thay thế bởi Mn+/muối.
Na2CO3 Ca(NO3)2 2Na+ O Ca2+ O C O N O O O - 2 2-
- Những hạn chế của lý thuyết phi cơ học lượng tử a. Khụng cho thấy bản chất của liờn kết cộng húa trị
b. Khụng cho thấy sự định hướng khụng gian của liờn kết và như vậy khụng thể giải thớch cấu tạo hỡnh học của phõn tử.
.. .. ....
c. Khụng giải thớch được một số cụng thức cấu tạo trong đú liờn kết cộng húa trị khụng phải được hỡnh thành từ cặp electron mà lại xuất hiện cỏc số lẻ electron chung, cũng như cỏc cụng thức trong đú qui tắc bỏt tử khụng được thỏa món (số electron lớp ngoài cựng của nguyờn tử nhỏ hơn hoặc lớn hơn 8).
d. Khụng giải thớch được liờn kết “cộng húa trị nhiều tõm khụng đối xứng” như trong phõn tử benzen C6H6…
2.4.3.2. Lý thuyết cơ học lượng tử
- Thuyết VB (Valent Bond - Liờn kết húa trị)
Heitler-London đó khảo sỏt phõn tử H2 trờn cơ sở của cơ học lượng tử, sau đú mở rộng và phỏt triển thành thuyết liờn kết cộng húa trị (thuyết VB. ỏp dụng cho mọi phõn tử.
a. Cỏc luận điểm cơ sở của thuyết VB
+ Một cỏch gần đỳng, coi cấu tạo e của nguyờn tử vẫn được bảo toàn khi hỡnh thành phõn tử từ nguyờn tử, nghĩa là trong phõn tử vẫn cú sự chuyển động của e trong AO. Tuy nhiờn khi 2 AO húa trị của hai nguyờn tử xen phủ nhau tạo liờn kết húa học thỡ vựng xen phủ đú là chung cho hai nguyờn tử.
+ Mỗi một liờn kết húa học giữa hai nguyờn tử được đảm bảo bởi 2 e cú spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liờn kết, mỗi e đú là e độc thõn trong 1 AO húa trị của một nguyờn tử. Mỗi liờn kết húa học được tạo thành đú là một liờn kết 2 tõm (2 nguyờn tử). Liờn kết đú khụng thể hỡnh thành từ 1 e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lờn (tớnh bóo hũa của liờn kết cộng húa trị).
+ Sự xen phủ giữa 2 AO cú 2e của 2 nguyờn tử càng mạnh thỡ liờn kết được tạo ra càng bền (nguyờn lý xen phủ cực đại). Liờn kết húa học được phõn bố theo phương cú khả năng lớn về sự xen phủ 2 AO (thuyết húa trị định hướng).
b.Thuyết VB về sự hỡnh thành liờn kết cộng húa trị
Khi hai nguyờn tử tham gia liờn kết lại gần nhau sẽ xuất hiện lực hỳt tĩnh điện giữa hạt nhõn nguyờn tử này với lớp vỏ electron của nguyờn tử kia làm cho cỏc obitan “xen phủ” vào nhau một phần. Với sự xen phủ này, mật độ điện tớch õm ở khoảng cỏch giữa hạt nhõn hai nguyờn tử (mang điện dương) tăng lờn, làm tăng lực hỳt giữa electron trong vựng xen phủ với hai hạt nhõn, lực hỳt này cõn bằng với lực đẩy tương hỗ của hai hạt nhõn, giữ cho hai hạt nhõn nguyờn tử liờn kết với nhau: liờn kết húa học được hỡnh thành. Cần thấy rằng, khi cỏc obitan “xen phủ” vào nhau electron khụng cũn thuộc về một nguyờn tử nữa, chỳng di chuyển trong một obitan mới của cả hai nguyờn tử. Theo Pauli, obitan mới được hỡnh
thành này chỉ chứa tối đa hai electron và hai electron này phải cú spin ngược dấu. Như vậy mỗi liờn kết cộng húa trị được hỡnh thành bằng cỏch xen phủ hai obitan nguyờn tử cú electron độc thõn của hai nguyờn tử liờn kết, hai e độc thõn tham gia liờn kết phải cú spin ngược dấu.
Liờn kết giữa hai nguyờn tử càng bền nếu mức độ xen phủ của cỏc obitan càng lớn, như vậy sự xen phủ của cỏc obitan tuõn theo nguyờnlý xen phủ cực đại: “ liờn kết được phõn bố theo phương nào mà mức độ xen phủ cỏc obitan liờn kết cú giỏ trị cực đại”
Ví dụ: 1H 1s1 17Cl 1s22s22p63s23p5 H2 H : H H – H H H HCl H :Cl H – Cl Cl H Cl2 Cl : Cl Cl – Cl Cl Cl
c. Thuyết VB giải thớch những hạn chế của thuyết electron húa trị
+ Với phương phỏp giải thớch sự hỡnh thành liờn kết cộng húa trị trỡnh bày ở trờn, thuyết VB cho thấy liờn kết cộng húa trị được hỡnh thành nhờ tương tỏc tĩnh điện giữa cỏc electron chung (mang điện tớch õm) với hạt nhõn hai nguyờn tử (mang điện tớch dương).
+ Theo thuyết VB liờn kết được phõn bố theo phương nào mà mức độ xen phủ cỏc obitan liờn kết cú giỏ trị cực đại, như vậy liờn kết cộng húa trị là một liờn kết cú tớnh định hướng và phõn tử tạo từ cỏc liờn kết cộng húa trị sẽ cú một cấu tạo hỡnh học xỏc định. Cấu tạo hỡnh học của cỏc phõn tử sẽ được khảo sỏt trờn cơ sở của một lý thuyết đi kốm với thuyết VB đú là thuyết lai húacỏc obitan nguyờn tử.
+ Theo thuyết VB, cấu trỳc bền khụng nhất thiết phải giống với cấu trỳc của khớ hiếm.