Chương 2: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử doc

CHƯƠNG 2: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ
CẤU TẠO PHÂN TỬ
1.Bản chất liên kết
Liên kết hóa học có bản chất điện (vì rằng cơ sở
tồn tại mọi liên kết hóa học đều là lực hút giữa
các hạt tích điện_hạt nhân và các electron
nguyên tử).
Electron tham gia liên kết thường ở những phân
lớp ngoài cùng: ns, nsnp, (n-1)dns, (n-2)f. Những
electron tham gia liên kết gọi là electron hóa trị.
I. Các đặc trưng cơ bản của liên kết hóa học

2. Một số đặc trưng của liên kết
2.1 Năng lượng liên kết (E):
Là năng lượng cần tiêu tốn để phá vỡ liên kết của một
mol phân tử ở trạng thái khí.

kJHEkHkHkH
HH
4.436);()()(
0
2
+=∆=+→
−
)(8,423);()(
)(7,493);()(
0
2
0
1

kJHkHkOOH
kJHkHlOHHOH
=∆+→−
=∆+−→−−
)(8,458
2
0
2
0
1
kJ
HH
E
OH
=
∆+∆
=
−
Ví dụ :
Với phân tử H2O.

2.2 Độ dài liên kết (d)
Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử
trong liên kết.
BABA
rrd +≈
−
CCCCCC
ddd
≡=−

>>
d
Trong thực nghiệm, d được xác định bằng phương
pháp phổ vi sóng, phương pháp nhiễu xạ electron.

2.3 Góc hóa trị
Là góc tạo thành bởi hai
đoạn thẳng tưởng tượng nối
hạt nhân nguyên tử trung
tâm với hai hạt nhân
nguyên tử liên kết.
Phân tử H
2
O:

Phân tử BeH
2

II. Các loại liên kết hóa học cơ bản
1.1 Định nghĩa: phân tử mà liên kết được tạo thành nhờ
sự chuyển electron từ nguyên tử này sang nguyên tử kia,
để nguyên tử trong phân tử đạt cấu hình bền của khí hiếm.
Loại liên kết này gọi là liên kết ion.
Hợp chất hình thành từ phân tử có liên kết ion thì gọi là
hợp chất ion.
Hợp chất muối ăn (NaCl):
1. Liên kết ion theo Kossel

1.2 Tính chất của liên kết ion
•

Bản chất liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các
ion trái dấu.
•
Không định hướng trong không gian.
•
Hợp chất ion khi tan trong nước tạo thành ion âm
và ion dương trong hợp chất.
•
Hợp chất ion thường tồn tại ở trạng thái tinh thể ở
nhiệt độ thường.
Điều kiện cần để hình thành liên kết ion: liên kết
ion chỉ hình thành giữa các kim loại điển hình và
phi kim điển hình.
Ví dụ: MgO, CaO, KCl…

1.3 Năng lượng mạng tinh thể ion
Là năng lượng giải phóng ra khi hình thành
1 mol tinh thể hợp chất ion đó từ các ion ở
thể khí.

U
MX
= ∆H
Chu trình Born-Haber (tham khảo tài liệu)
)()()( ttMXkXkM
H∆
−+
→+

2. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis

2.1 Định nghĩa: Phân tử mà liên kết được tạo thành bằng một hay
nhiều cặp electron chung để nguyên tử trong phân tử đạt cấu hình bền
của khí hiếm. Loại liên kết này gọi là liên kết cộng hóa trị hay liên kết
liên phân tử.
Ví dụ: H
2,
Cl
2
, CO
2
, N
2

•
Cặp electron dùng chung gọi là cặp electron liên kết.
•
Cặp e
-
không tham gia liên kết gọi là cặp e
-
không liên kết hay e
-
tự do.
2.2 Tính chất
•
Có tính định hướng rõ rệt trong không gian.
•
Có thể tách từng phân tử riêng rẽ ở nhiệ độ thường.
•

Không tồn tại ion âm, ion dương trong hợp chất.
Điều kiện hình thành liên kết cộng hóa trị: hình thành giữa các phi kim
điển hình (có độ âm điện gần bằng nhau).

3. Liên kết cộng hóa trị phân cực hay
liên kết ion-cộng hóa trị.
Đó là những liên kết của những phân tử trong hợp
chất mà ở những trạng thái này thì mang tính chất của
hợp chất CHT, ở trạng thái khác lại mang tính chất
của hợp chất ion.
Xét hợp chất HCl: khi ở thể khí mang tính chất của
hợp chất cộng hóa trị, khi ở thể lỏng mang tính chất
của hợp chất ion.
Căn cứ vào độ lệch độ âm điện
của các nguyên tử hình thành nên
phân tử ta đánh giá tính ion trong
hợp chất CHT phân cực.

Trong một số trường hợp cặp electron chung chỉ do một
nguyên tử đơn phương đóng góp. Liên kết trong trường hợp
này gọi là liên kết cho nhận hay liên kết phối trí.
Ví dụ:
−+
+→+
ClNHHClNH
43

3333
BFNHBFNH
−→+

4. Liên kết cộng hóa trị theo thuyết VB
4.1 Kiểu xen phủ các orbitan nguyên tử

Theo thuyết VB: khi hai nguyên tử tiến lại gần
nhau thì các orbitan hóa trị có thể xen phủ (tổ hợp)
với nhau hình thành liên kết.

Sự xen phủ chỉ xảy ra với 2 nguyên tử có orbital
hóa trị thỏa 2 điều kiện sau:
•
Đồng năng
•
Cả hai orbital hóa trị của hai nguyên tử đều có
e
-
độc thân. Hoặc 1 AO của nguyên tử này trống
và nguyên tử kia có cặp e
-
chưa liên kết.

Các loại liên kết
•
Liên kết σ: được hình thành do sự xen phủ dọc
theo trục nối tâm của hai AO hóa trị của hai nguyên
tử.

•
Liên kết π:
được hình

thành do sự
xen phủ của
các orbital
theo phương
vuông góc với
liên kết (trục
nối tâm hai
nguyên tử).

•
Liên kết σ làm mật độ
electron liên kết tăng
nhiều so với liên kết π,
vì vậy liên kết σ bền hơn
liên kết π.
•
Nếu giữa hai nguyên tử
có nhiều orbital xen phủ
thì xen phủ tạo liên kết σ
được ưu tiên hơn. (chỉ
sau khi xen phủ tạo liên
kết σ được hình thành
xong thì liên kết π mới
được thực hiện).
Phân tử Etylen
Ví dụ: CH
2
=CH
2

4.2 Cộng hóa trị của nguyên tố
•
Cộng hóa trị của một nguyên tố bằng số electron độc
thân của nguyên tử ở trạng thái cơ bản hoặc kích thích.

Ví dụ : cộng hóa trị của các nguyên tố chu kỳ 3

4.3 Hình học phân tử cộng hóa trị
•
Sau khi xen phủ để tạo liên kết cộng hóa trị, các
liên kết này sẽ được phân bố trên không gian
theo mô hình thuyết đẩy các cặp electron hóa trị.
Tuân theo 2 quy tắc sau:

Các cặp e
-
hóa trị phải được phân bố cách xa
nhau nhất để lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất.

Lực đẩy giữa hai cặp e
-
không liên kết lớp hơn
lực đẩy giữa cặp e
-
liên kết và cặp e
-
không liên
kết; Lực đẩy giữa cặp e
-
liên kết và cặp e

-
không
liên kết lớn hơn lực đẩy giữa hai cặp e
-
liên kết.

Xét phân tử CHT Ax
n
với A-nguyên tử trung
tâm; và X-nguyên tử liên kết
4.3.1 Trường hợp nguyên tố trung tâm A không có
cặp e
-
tự do:
a. Khi n=2:
AX
2
Phân bố trên đường thẳng,góc hóa trị
Ví dụ: phân tử BeH
2
0
180
ˆ
=XAX

b. Khi n=3: AX
3
phân bố trên một tam giác phẳng,
góc hóa trị
Ví dụ: phân tử BF

3
0
120
ˆ
=XAX

c. Khi n=4: AX
4
phân bố theo hình tứ diện,
góc hóa trị
0
5,109
ˆ
=XAX
Ví dụ: phân tử CH
4

d. Khi n=5: AX
5
phân bố theo hình lưỡng
tháp tam giác
Ví dụ: phân tử PCl
5

e. Khi n=6: AX
6
phân bố theo hình bát
diện, góc hóa trị
0
90

ˆ
=XAX
Ví dụ: phân tử SF
6

4.3.2 Trường hợp nguyên tử trung tâm có một
hay nhiều cặp e
-
không liên kết (e
-
tự do)
•
Phân bố không gian của Ax
n
phụ thuộc vào tổng số
cặp e
-
liên kết và cặp e
-
tự do của nguyên tử trung
tâm.
•
Gọi i là số cặp e
-
tự do
Kết quả hình học phân tử phụ thuộc (n+i):

(n+i)=3: tam giác phẳng.

(n+i)=4: tứ diện.


(n+i)=5: lưỡng tháp.

(n+i)=6: bát diện.
Góc hóa trị phụ thuộc vào số cặp electron tự do.
( )
0; ≠∈ iNi
XAX
ˆ