các thuyết liên kết hóa học

Chào mừng quí thầy cô và các bạn
đến tham dự buổi báo cáo chuyên
đề hôm nay
7
/
1
7
/
1
4
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e

s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

1
Các lý thuyết liên kết hóa học

LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ THEO LEWIS(1916)

Là loại liên kết được hình thành bằng cách đưa ra electron hoá trị của mình để tạo thành 1, 2, 3 cặp electron
chung giữa 2 nguyên tử

Như vậy liên kết cộng hoá trị là loại liên kết bằng cặp eletron chung, cặp electron chung được gọi là cặp
electron liên kết

Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8(hoặc 2)electron ở lớp ngoài cùng tương tự nguyên tử
khí hiếm

Các electron không tham gia tạo thành liên kết cộng hoá trị được gọi là các electron không liên kết

Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta có liên kết đơn, 2 cặp e chung là liên kết đôi,

3 cặp e là liên kết 3

Số liên kết giữa 2 nguyên tử gọi là bậc liên kết
7
/
1
7
/
1
4
2
G
_
f
o
r
c
e

4

D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

Lưu ý: Tuỳ theo hợp chất cụ thể mà liên kết cộng hoá trị có thể là
● Liên kết cộng hoá trị không có cực: e chung nằm giữa
● Liên kết cộng hoá trị có cực: e chung lệch về phía ntử có ĐÂĐ mạnh hơn
● Liên kết cộng hoá trị cho nhận: là loại liên kết mà cặp e dùng chung do một nguyên tử đóng góp
7
/
1
7
/
1
4
3
G
_
f

o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

H
2
,
Cl
2
:
HCl:
NH
3
+ H
+
NH
4
+

M i nguyên t khi tham gia liên kết có c u hình electron lớp ngoài cùng có 8 electron
gi ng v i khí hi m (ns
2
p
6
) và
1 gi ng v i He


7
/
1
7
/

1
4
4
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r

:

M
r

D

Qui t c bát t
Η
Η
Η
F
+
+
O
F H
Η
O
Η
2
Ο Η
Η
F

Một số ví dụ khác:


7
/
1

7
/
1
4
5
G_force 4 Designer: Mr D
H
•
•
H
+
→ Cl Cl
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
H
2
:
or H H
Cl
2
:
Cl
• •
• •
• •

•
Cl
• •
• •
• •
•
+
or Cl Cl
• •
• •
• •
• •• •
• •
→ H H
Liên kết
electrons
electrons không liên kết
COCl
2
Cl C Cl
O
• •
• •
• •
• •
• •
HF:
H F
• •
• •

• •
• •
H F
• •
• •
• •
H N H
H
• •
• •
• •
• •
H N H
H
• •
NH
3
:
7
/
1
7
/
1
4
6
G
_
f
o

r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D


Nguyên tử có thể dùng chung 4 electron tạo thành liên kết đôi hoặc 6 electron
liên kết ba.
O
2
:
=
O O
• •
• •
• •
• •
N
2
:
• •
• •
N N
≡
THUYẾT SỨC ĐẨY CẶP ĐIỆN TỬ HÓA TRỊ
Các cặp e vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được để lực đẩy giữa chúng là
nhỏ nhất.
Có sự không tương đương:
KLK-KLK>KLK-LK>LK-LK
⇒
KQ: Cặp e không liên kết chiếm khoảng không gian rộng hơn so với cặp e liên kết
7
/
1
7

/
1
4
7
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e

r
:

M
r

D

7
/
1
7
/
1
4
8
G
_
f
o
r
c
e

4

D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

B

A
: đường thẳng


7
/
1
7

/
1
4
9
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e

r
:

M
r

D

Dạng HH của phân tử (A là ntử ttâm, X số liên kết và E là cặp e không lk
AX
3
: tam giác phẳng
AX
3
E
2
: chữ T
BF
3
, CO
3
2-
, NO
3
-
, SO
3
AX
3
E: kim tự tháp 3 góc

(chóp)
NH
3
, PCl
3
ClF
3
, BrF
3
AX
4
: tứ diện CH
4
, PO
4
3-
, SO
4
2-
, ClO
4
-
X A X
7
/
1
7
/
1
4

10
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

AX
4
E
1
: bập bênh,
tứ diện biến dạng
AX
5
: kim tự tháp đôi
3 góc
SF
4
, IF
4
+
, XeO
2
F
2
AX
4
E
2
: vuông phẳng
XeF

4
, ICl
4
-
PCl
5
AX
5
E
1
: kim tự tháp
vuông
ClF
5
, BrF
5
, XeOF
4
7
/
1
7
/
1
4
11
G
_
f
o

r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

AX
6
: bát diện
AX
7
: kim tự tháp đôi
5 góc
SF
6
AX
6
E
1
: kim tự tháp
5 góc
XeF
6
IF
7
7
/
1
7
/
1
4
12
G
_
f

o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

Độ Âm điện
Độ phân cực của liên kết được xác đònh dựa vào sự khác biệt ĐỘ ÂM ĐIỆN giữa hai
nguyên tử tạo liên kết.
Thang độ âm điện thông dụng do Pauling đề nghò.
1901–94
Nobel Hóa học : 1954
Nobel Hòa Bình : 1962
NHẬN XÉT:

Cặp e ghép đôi mạnh hơn cặp e độc thân.

Nguyên tử có độ âm điện lớn sẽ hút các e lk về phía mình làm giảm td đẩy của các e này nên góc
lk hẹp bớt.

Nguyên tử trung tâm có độ âm điện nhỏ, cặp e lk ở xa nguyên tử trung tâm làm lực đẩy cặp e này
giảm góc lk.

Liên kết bội có lực đẩy mạnh hơn lk đơn nên làm biến dạng chút ít góc liên kết.
7
/
1
7
/
1
4
13
G
_
f

o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D


Theo thuyết LEWIS thì oxi có CT như sau:

Thực nghiệm xác định được
oxi là chất thuận từ

Tuy nhiên theo cấu
trúc LEWIS thì oxi
không có e độc thân
Vậy chúng ta có thể giải thích tính thuận từ của oxi như thế nào?
7
/
1
7
/
1
4
14
G
_
f
o
r
c
e

4

D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

O
2
:
=
O O
• •
• •

• •
• •
Oxi lỏng bị từ trường hút
hai thuyết có thể giải thích hợp lý là thuyết liên kết hóa trị (VB) và thuyết
obitan phân tử

Liên kết cộng hoá trị hình thành do sự ghép đôi của 2e có spin trái dấu và thuộc về 2 nguyên tử
tham gia tương tác. Vì vậy liên kết cộng hoá trị được gọi là liên kết hai electron-hai tâm và phương
pháp VB được gọi là phương pháp cặp electron định chổ

Lk cộng hoá trị được hình thành do xen phủ giữa 2 orbital nguyên tử hoá trị và thuộc về 2
nguyên tử tương tác

Liên kết cộng hoá trị càng bền khi mức độ che phủ của các orbital nguyên tử càng lớn
7
/
1
7
/
1
4
15
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

VÍ DỤ:

Theo thuyết VB liên kết có thể hình thành từ 1e hoặc 3 e hay không ?


Chẳng hạn theo thuyết VB sẽ không tồn tại phân tử

Vận dụng thuyết VB để giải thích hoá trị 2 của oxi; 3,5 của P; 2,4,6 của S


7
/
1
7
/
1
4
16
G
_
f
o
r
c
e

4

D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

THUYẾT OBITAN PHÂN TỬ (MO)

LUẬN ĐIỂM CƠ BẢN:
Trong phân tử, tính độc lập của các nguyên tử không còn tồn tại mà là một tổ hợp thống nhất bao
gồm các hạt nhân nguyên tử và các e của các nguyên tử tạo thành phân tử, trong đó mỗi e chuyển
động trong trường tác dụng của các hạt nhân và các e còn lại. Hay nói cách khác phân tử có thể coi là
nguyên tử đa nhân phức tạp.
Là sự tổ hợp tuyến tính các AO hóa trị, Sự tổ hợp nAO sẽ dẫn đến sự hình thành nMO.
7
/
1
7
/

1
4
17
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r

:

M
r

D


Việc điền các e vào MO tuân theo nguyên lý bền vững, nguyên lý Pauli, quy tác Hund tương tự
như AO.

Cứ n AO tổ hơp lại cho n MO. Các AO được sử dụng tổ hợp phải thỏa mãn các điều kiện sau:

+ Có E gần bằng nhau

+ Có mức độ che phủ đáng kể

+ Có tính đối xứng giống nhau đối với trục nối hai hạt nhân nguyên tử
7
/
1
7
/
1
4
18
G
_
f
o

r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

GIẢN ĐỒ MO
a.
Giản đồ MO cho các phân tử (Oxi, F, Ne)
*
2p * *



7
/
1
7
/
1
4
19
G
_
f
o
r
c
e

4

D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

*
b. Giản đồ MO cho các phân tử từ
*
* *
2p:



2s:



7
/
1
7
/
1
4
20
G
_
f
o
r
c
e

4










D

e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

Lập giản đồ MO : 122
*
* *
2p


2s
[KK]


7
/
1
7
/
1

4
21
G
_
f
o
r
c
e

4










D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

*
BẬT LIÊN KẾT
7
/
1
7
/
1
4
22
G
_
f
o
r
c
e

4

D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D

Kí hiệu: N
n: số e lk ; n*: số e phản lk
Nếu cấu hình có e độc thân thì phân tử có tính thuận từ, ngược lại nếu cấu không có e độc thân thì có tính
nghịch từ.
Vd: tính số lk trong ptử oxi
O = O thuận từ
b. MO đối với các phân tử AB của chu kì 2
[KK]****
Vd: viết CH CO có C: 122 ; O: 12
Giải

[KK] ; => không e ĐT => nghịch từ



Độ bền liên kết: lk ba>lk đôi>lk đơn
độ dài liên kết: lk đơn>lk đôi>lk ba
BÀI THUYẾT TRÌNH ĐẾN ĐÂY KẾT THÚC, G-4 MONG BÀI
BÁO CÁO CHUYÊN ĐỀ NÀY GIÚP CÁC BẠN HIỂU THÊM
VỀ CHƯƠNG LIÊN KẾT HÓA HỌC
7
/
1
7
/
1
4
23
G
_
f
o
r
c
e

4

D
e
s
i
g
n
e
r
:

M
r

D