BÁO CÁO-LIÊN KẾT TUẦN HOÀN-LIÊN KẾT HÓA HỌC và CẤU TẠO PHÂN TỬ

6/27/2012
1
Chương 4
LIÊN KẾT HÓA HỌC và
CẤU TẠO PHÂN TỬ
4.1. Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học
4.2. Liên kết cộng hóa trị
4.3. Liên kết ion
4.4. Liên kết kim loại
4.5. Liên kết hyđro
4.6. Liên kết Van Der Vaal
Chương 4
6/27/2012
2
Những khái niệm cơ
bản về liên kết hóa học
4.1
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
4.1.1. Sự hình thành liên kết hóa học:
Khoảng cách
giữa hai nhân
Thế
năng
Đẩy (+)
Hút (-)
0
Đường cong thế năng của H
2
6/27/2012
3
4.1.2 Bản chất của liên kết.

• Các loại liên kết hoá học đều có bản chất điện vì suy cho cùng là
do tương tác của các hạt mang điện là hạt nhân nguyên tử và
electron
• Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp
ngoài cùng thực hiện liên kết: ns, np, (n-1)d và (n-2)f (gọi là các
electron hóa trị)
• Theo CHLT, nghiên cứu liên kết là quá trình nghiên cứu sự phân
bố mật độ electron trong trường hạt nhân của các hạt nhân của
các nguyên tử tạo ra phân tử.
• Các loại liên kết:
 liên kết cộng hoá trị,
 liên kết ion,
 liên kết kim loại,
 liên kết Van der Valls,
 liên kết hydro.
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
4.1.3 Một số đặc trưng của liên kết
• Độ dài liên kết giảm khi độ bội liên kết tăng.
• Năng lượng liên kết cao thì độ dài liên kết nhỏ.
a. Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử
liên kết với nhau.
Ví du Liên kết: H-F H-Cl H-Br H-I
d (A
0
) 0,92 1,28 1,42 1,62
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
6/27/2012
4
4.1.3 Một số đặc trưng của liên kết
b. Góc hoá trị: Góc hoá trị là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng

nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với 2 hạt nhân nguyên tử liên
kết.
• Góc hoá trị phụ thuộc vào bản chất nguyên tử tương tác,
kiểu hợp chất, cấu hình không gian của phân tử.
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
4.1.3 Một số đặc trưng của liên kết
b. Góc hoá trị:
6/27/2012
5
c. Bậc liên kết: là số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử tương
tác trực tiếp với nhau
• Đối với liên kết cộng hoá trị thì bậc liên kết được xác định bởi số
cặp e tham gia liên kết giữa hai nguyên tử
• Liên kết đơn có bậc liên kết là 1, liên kết đôi có bậc liên kết bằng
2, liên kết ba có bậc liên kết bằng 3
• Đối với các hệ liên hợp, bậc liên kết không phải là số nguyên mà
số thập phân
Ví dụ: trong benzen bậc liên kết C-C là 1,5
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
4.1.3 Một số đặc trưng của liên kết
d. Năng lượng liên kết: là năng lượng thoát ra khi tạo thành liên kết
đó và cũng bằng năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết đó trong 1
mol phân tử ở trạng thái khí
• Lưu ý: Năng lượng liên kết và năng lượng phân ly của liên kết trùng
nhau khi phân tử chỉ 2 nguyên tử
ví dụ E
H-H
= E
plH2

= 431 kj/mol
• Đối với phân tử nhiều nguyên tử, năng lượng liên kết được lấy giá trị
trung bình, nó không trùng với năng lượng phân ly từng liên kết một
trong phân tử
ví dụ CH
4
4.1.3 Một số đặc trưng của liên kết
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
6/27/2012
6
• Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội
liên kết, độ bền liên kết
4.1.3 Một số đặc trưng của liên kết
4.1 Những khái niệm cơ bản về LKHH
Liên kết cộng hóa trị
4.2
6/27/2012
7
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị theo thuyết liên kết- hoá
trị (Valence bond-VB)
4.2.3 Liên kết cộng hoá trị theo thuyết orbital phân
tử (Molecular Orbital -MO)
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
• Nội dung cơ bản: Là loại liên kết được hình thành bằng
cách đưa ra electron hoá trị của mình để tạo thành các
cặp electron chung giữa 2 nguyên tử.
• Đặc điểm:

– Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8
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
6/27/2012
8
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
• Liên kết cộng hoá trị có cực
• Liên kết cộng hoá trị cho nhận: là loại liên kết mà cặp e dùng
chung do một nguyên tử đóng góp
H
2
, Cl
2
:
HCl:
NH
3
+ H
+
NH
4
+
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
Lewis Structures

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
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
6/27/2012
9
COCl
2
24 e
HOCl
14 e
Cl C Cl
O
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
H O Cl

• •
• •
• •
• •
• •
−
H C O H
H
H
ClO
3
−
26 e
CH
3
OH
14 e
O Cl O
O
• •
• • • •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •
• •

4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
HF:
H
2
O:
NH
3
:
CH
4
:
H F
• •
• •
• •
• •
H F
• •
• •
• •
H O H
• •
• •
• •
• •
H O H
• •
• •
H N H

H
• •
• •
• •
• •
H N H
H
• •
H C H
H
H
• •
• •
• •
• •
H C H
H
H
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
6/27/2012
10
Quy tắc bát tử - cách tính số electron liên kết
• S = N-A
• S tổng số electron dùng chung trong phân tử.
• N là tổng số electron cần thiết ở lớp ngoài
cùng của tất cả các nguyên tử trong phân tử
để thu được cấu hình khí hiếm (N =8, 2)
• A số electron có ở lớp ngoài cùng của tất cả
nguyên tử có mặt trong phân tử (chúng ta

phải điều chỉnh A khi nguyên tử thay thế bằng
ion) Thêm electron đối với điện tích âm và trừ
electron khi điện dương).
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
Ví dụ
• Đối với F
2
– N = 2 x 8 : 16 e cần
– A = 2 x 7 (2 nguyên tử F ) 14 e sẵn có
– S = N - A =16 -14 = 2 e dùng chung
• Đối với NH
+
4
– N = 1 x 8 ( 1 N ngtử) + 4 x 2 (4 H ngtử) = 16 e
– A = 1 x 5 (1 N ngtử) + 4 x 1 (4 H ngtử) - 1 (cho 1
điện tích +) = 8 e sẵn có
– S = N - A = 16 – 8= 8 e dùng chung
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.1 Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916)
6/27/2012
11
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị theo thuyết liên kết- hoá trị
(Valence bond-VB)
Có hai phương pháp gần đúng để giải phương trình sóng Schrödinger cho hệ
phân tử, mỗi phương pháp do một nhóm tác giả đưa ra hình thành một
thuyết về liên kết cộng hóa trị :
• Thuyết liên kết hóa trị (VB : valence bond) (Heitler–London–Pauling):
xem hàm sóng phân tử là tích số các hàm sóng nguyên tử.

• Thuyết orbital phân tử (MO : molecule orbital) (Mulliken): xem hàm
sóng phân tử là phép tổ hợp cộng và trừ các hàm sóng nguyên tử.
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
a. Phân tử H
2
: Xét hệ : H
a
-H
b,
Khi hai
nguyên tử ở xa nhau vô cùng, ta có
• Electron 1 của H
a
được mô tả bằng ψ
a1
• Electron 2 của H
b
được mô tả bằng ψ
b2
Nghiệm gần đúng mô tả trạng thái của hệ 2 e
trong phân tử:
a
b
1
2
r
1a
r
2b

r
1b
r
2a
r
12
r
ab
+
+
ψ
ψψ
ψ
H2
= C
1
ψ
ψψ
ψ
a1
. ψ
ψψ
ψ
b2
+ C
2
ψ
ψψ
ψ
a2

.ψ
ψψ
ψ
b1
Kết quả có 2 trường hợp C
1
=C
2
và C
1
= -C
2
• Hàm đối xứng (s: symmetry):
ψ
s
= C
s
( ψ
a1
. ψ
b2
+ ψ
a2
.ψ
b1
)
• Hàm phản đối xứng (a: asymmetry)
ψ
a
= C

A
(ψ
a1
. ψ
b2
- ψ
a2
.ψ
b1
)
6/27/2012
12
Phân tử hidro theo Heitler -London
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
b. Luận điểm cơ bản của phương pháp VB về liên kết cộng hóa trị:
• Luận điểm 1: Liên kết cộng hóa trị hình thành trên cơ sở các cặp e
ghép đôi có spin ngược dấu nhau và thuộc về đồng thời cả hai
nguyên tử tương tác. Vì vậy, liên kết cộng hóa trị còn được gọi là
liên kết hai tâm – hai điện tử.
• Luận điểm 2: Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ
nhau giữa các AO hóa trị của các nguyên tử tương tác.
• Luận điểm 3: Liên kết cộng hóa trị càng bền khi độ xen phủ giữa
các AO càng lớn. Độ xen phủ phụ thuộc vào kích thước, hình dạng
và hướng xen phủ của các AO hóa trị.
6/27/2012
13
4.2 Liên kết cộng hóa trị

4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
c. Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị
• Cơ chế ghép đôi: +
→ Khả năng tạo lk được quyết định bởi số AO hóa trị chứa e độc thân
• Chú ý: số e độc thân có thể tăng lên nhờ kích thích
Nguyên tử C C
*
• Sự di chuyển điện tử trong quá trình kích thích thường xảy ra
trong cùng một lớp.
↑ ↓
• Cơ chế cho nhận:
+
Chất cho Chất nhận
↑↓
– Khả năng tạo lk được quyết định bởi số và số
– AO trống có thể có khi ng tử ở trạng thái kích thích
Ví dụ: O: 2s
2
2p
2
2p
1
2p
1
O
*:
2s
2
2p
2

2p
2
2p
0
↑↓
↑↑ ↑↓↑↓↑↓
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
6/27/2012
14
• Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị của một nguyên tử (theo cả
hai cơ chế) được quyết định bởi số AO hóa trị (AO trống, AO
chứa electron độc thân và AO chứa cặp electron ghép đôi) chứ
không phải phụ thuộc vào số e hóa trị
Nguyên tử AO hóa trị Số AO hóa trị Số liên kết cht tối đa
CKI 1s 1 1
CKII 2s 2p 4 4
CKIII 3s 3p 3d 9 9
Nguyên tố d ns (n-1)d np 9 9
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
d. Các loại liên kết cộng hóa trị
• Liên kết sigma: Hình thành do sự xen phủ trục, tức là
sự xen phủ xãy ra dọc theo trục liên kết giữa 2 nguyên
tử Kí hiệu σ
s-s s-p p-p
p-d
d

-
d
6/27/2012
15
• Liên kết π
ππ
π: Hình thành do
xen phủ bên, Kí hiệu π
ππ
π
xen phủ bên p + p
π
∗
π
Phân tử Etylen
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
d. Các loại liên kết cộng hóa trị
Xen phủ bên p-d và d-d tạo liên kết π
p
-
d

d
-
d
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
d. Các loại liên kết cộng hóa trị

6/27/2012
16
• Liên kết δ
– Khi hai AO d nằm trong
các mặt phẳng song song
che phủ nhau theo cả 4
“cánh hoa”
– Liên kết δ tương đối ít
gặp
y
y
x
x
d
x2-y2
- d
x2-y2
y
y
x
x
z
z
d
x
y
- d
x
y
4.2 Liên kết cộng hóa trị

4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
d. Các loại liên kết cộng hóa trị
• Bậc liên kết
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
d. Các loại liên kết cộng hóa trị
Bậc liên kết = 1σ + (số lk π ⁄ số lk σ) = ½(Tổng số e lk ⁄ số lk σ)
Ví dụ: CH
2
=CH─CH=CH
2


 Blk = 1σ + 2π /3σ = ½(10 /3σ) = 1,67
6/27/2012
17
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
d. Các loại liên kết cộng hóa trị
• Liên kết không định chỗ: Là liên kết π mà các electron π
không cố định ở các nguyên tử ban đầu đã bỏ ra, chúng
xoay quanh trên một số hạt nhân nhiều hơn hoặc cả
phân tử. Những hệ có liên kết π không định chỗ thường
có bậc liên kết không nguyên.
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
e. Tính định hướng của liên kết cộng hoá trị
• Liên kết cộng hoá trị được hình thành theo
những hướng nhất định trong không gian,
phân tử tạo thành có hình dạng xác định

• Ví dụ: SeH
2
góc hoá trị HSeH 90
o
• Tuy nhiên có nhiều hợp chất như H
2
O, NH
3,
,
CH
4
… góc hoá trị không bằng 90
0
mà chúng
có góc hoá trị tương ứng là 104,5
0
; 107,3
0
và
109,5
0
. Điều này chỉ được giải thích dựa vào
thuyết lai hoá của các orbital nguyên tử
z
x
1s
1s
4p
4p
6/27/2012

18
• Nguyên tử trung tâm tổ hợp (trộn lẫn) các AO s, p, d tạo thành
những AO lai hoá.
• Các AO này có năng lượng, hình dạng, kích thước giống nhau
• Có bao nhiêu AO tham gia vào lai hoá thì có bấy nhiêu AO lai hoá
tạo thành và bố trí đối xứng nhau trong không gian
• Điều kiện để các AO có thể lai hoá là các orbital có năng lượng
gần nhau
• Các kiểu lai hoá phổ biến là sp
3
, sp
2
, sp, sp
3
d, sp
3
d
2
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
f. Thuyết lai hoá các orbital nguyên tử và cấu hình không
gian của phân tử
• Lai hoá sp
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
6/27/2012
19
Vớ duù 2: Phaõn tửỷ BeCl
2
.

Be (Z = 4): 2s
1
2p
1
Cl
a
(Z = 17): 3s
2
3p
5
Cl
b
(Z = 17): 3s
2
3p
5



Lai hoỏ sp2
4.2 Liờn kt cng húa tr
4.2.2 Liờn kt cng hoỏ tr - VB
6/27/2012
20
• Phân tử BF
3
• Lai hoá sp2
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
6/27/2012

21
• Lai hoá sp3
Trạng thái kích thích trạng thái lai hóa
energy
2
s
2
p
2
sp
3
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
6/27/2012
22
Lai hoá sp
3
d
• Là sự tổ hợp của các AO:
s, p
x
, p
y
,p
z
và dZ
2
tạo
thành 5AO lai hoá có
trục hướng về 5 đỉnh của

một lưỡng chóp tam giác
• Ví dụ phân tử PCl
5
,
PF
5
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
• Là sự tổ hợp của 1 AO s,
3 AO p và 2AO d tạo
thành 6 AO lai hoá sp
3
d
2=
h
ướng về 6 đỉnh của một
hình bát diện
• Thí dụ SCl
6, ,
SF
6
,SiF
6
…
Lai hoá sp
3
d
2
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB

6/27/2012
23
Số cặp e quanh A = 1/2{ (∑
∑∑
∑e
ht
)AB
n
-8(2)n}+n
= 2 → A:sp lai hóa thẳng
= 3 → A:sp
2
lai hóa tam giác
= 4 → A:sp
3
lai hóa tứ diện
• n ≥ 2; A không là các kl chuyển tiếp
• Số cặp e quanh A = số cặp e
td
+ số cặp e
lkσ
Ví dụ: BeCl
2
- số cặp e quanh Be = ½(16-8.2) +2=2
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
Dự đoán trạng thái lai hoá
• CH
4
: 4 cặp e đều liên kết

và hướng về 4 đỉnh của
tứ diện; góc hoá trị là
109
0
28’
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
6/27/2012
24
• NH
3
: trong 4 cặp e có một
cặp tự do; lực đẩy của nó
làm các cặp e liên kết xích
lại gần nhau; góc hoá trị
của H-N-H là 107,3
0
H
H
H
lone pair of electrons
in tetrahedral position
N
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
• H
2
O: lớp vỏ e hoá trị của O chứa 2 cặp hoá trị
tự do dẫn đến các liên kết O-H xích lại gần
nhau hơn, từ đó góc liên kết của H-O-H là

104,5
0
H
H
O
H
H
O
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
6/27/2012
25
So sánh góc hoá trị của CH
4
, NH
3
và H
2
O
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.2 Liên kết cộng hoá trị - VB
4.2 Liên kết cộng hóa trị
4.2.3 Liên kết cộng hoá trị - MO (đọc sách)