Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp

Nguyễn Thị Thành – K30A Hoá
Trường Đại Học sư phạm hà nội 2
Khoa hoá học
-----------0o0-----------

Nguyễn Thị Thành

Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ
và ứng dụng trong giảng dạy hoá học
phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp đại học
Chuyên ngành: Hoá vô cơ

hà Nội - 2008

1


Trường Đại Học sư phạm hà nội 2
Khoa hoá học
-----------0o0-----------

Nguyễn Thị Thành

Mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ
và ứng dụng trong giảng dạy hoá học
phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp đại học
Chuyên ngành: Hoá vô cơ

Người hướng dẫn khoa học
Th.s Nguyễn Thị Đính

hà Nội - 2008


Lời cảm ơn!
Em xin gửi lời cảm ơn chân thành nhất tới các thầy giáo, cô giáo khoa
Hoá học trường Đại học sư phạm Hà Nội 2, đặc biệt em xin bày tỏ lòng biết ơn
sâu sắc tới cô giáo Thạc sỹ Nguyễn Thị Đính - giảng viên bộ môn Hoá vô cơ đã
tận tình hướng dẫn em hoàn thành tốt đề tài này.
Qua đây tôi cũng xin gửi lời cảm ơn tới các thầy giáo, cô giáo, học sinh
trường THPT B Thanh Liêm - Hà Nam đã giúp đỡ ủng hộ và tạo điều kiện
thuận lợi cho tôi trong quá trình thực nghiệm sự phạm.
Trong quá trình nghiên cứu đề tài, mặc dù đã rất cố gắng nhưng khó
tránh khỏi thiếu sót tôi kính mong được sự góp ý của các thầy giáo, cô giáo, các
bạn đọc để bản luận văn của tôi thêm hoàn thiện.
Tôi xin trân thành cảm ơn!
Hà Nội, ngày 5 tháng 5 năm 2008
Sinh viên thực hiện
Nguyễn Thị Thành


Lời cam đoan

Tôi xin cam đoan đây là công trình nghiên cứu của riêng tôi. Các kết quả
nghiên cứu, các số liệu được trình bày trong khoá luận là trung thực và không

trùng với kết quả của các tác giả khác.

Tác giả

Nguyễn Thị Thành


Mở đầu
1. Lý do chọn đề tài
Hoá học là một trong những ngành cơ bản của khoa học hiện đại. Cùng với sự
phát triển mạnh mẽ của khoa học, những sản phẩm của công nghệ hoá học đã và
đang góp phần không nhỏ trong đời sống của con người. Trong đó những kết quả
nghiên cứu về cấu tạo chất, bản chất các liên kết hoá học và cấu trúc hình học các
phân tử là một trong những cơ sở cho mọi sáng tạo hoá học .
Thuyết VB là một trong các phương pháp để khảo sát các vấn đề liên kết hoá
học và cấu trúc phân tử. Với ưu điểm dễ hiểu có tính trực quan cao, thuyết VB đã
thành công trong việc mô tả phân tử một cách cụ thể.
Với chương trình hoá học phổ thông thì những khái niệm về liên kết hoá học
và cấu trúc hình học phân tử là những khái niệm khó và trừu tượng. Khối lượng kiến
thức lớn và thực tế những đòi hỏi của chương trình SGK mới ngày càng cao. Vì thế
yêu cầu người giáo viên phải tìm hiểu kỹ về phạm vi ứng dụng của thuyết VB, cấu
trúc hình học phân tử để giúp học sinh tiếp thu và yêu thích tìm hiểu những vấn đề
về cầu trúc phân tử.
Xuất phát từ nhu cầu muốn tìm hiểu sâu sắc, kỹ lưỡng hơn về thuyết VB, về
cấu trúc hình học các phân tử một cách hệ thống, khoa học và để giảng dạy tốt hơn
chương liên kết hoá học 10 ở trường THPT tôi đã chọn đề tài: “Mô hình cấu trúc
phân tử của một số chất vô cơ và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông”.
2. Nội dung nghiên cứu của đề tài
- Thuyết VB và cấu trúc phân tử của các chất vô cơ theo VB
- Khai thác mô hình cấu trúc phân tử của một số chất vô cơ trên Internet

- ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông.


Chương 1. Tổng quan
1.1 Lịch sử nghiên cứu vấn đề [11],[12]
Trong lịch sử nghiên cứu hoá học thì vấn đề cấu tạo phân tử và liên kết hoá
học được quan tâm từ rất lâu. Sự phát triển của các học thuyết cấu tạo, liên kết hoá
học và đặc biệt là sự ra đời của thuyết VB có thể tóm tắt qua những giai đoạn sau:
1.1.1 Từ TK XVIII đến TK XIX
Năm 1775 Becman - nhà hoá học Thuỵ Điển đã tìm cách giải thích “ái lực
hoá học” . Theo ông nó chính là khả năng tương tác hay “ lực hút đặc trưng” giữa
các nguyên tử trong phân tử bằng lực hấp dẫn vũ trụ. Đó cũng là quan điểm của các
nhà bác học như Lavoisier, Laplace, Becman, Ber tholet,…
Nhưng những quan điểm này không giải thích được một số đặc điểm của “ái lực hoá
học” như tính bão hoà, tính chọn lọc không tỉ lệ thuận với khối lượng của các hạt
tương tác và giảm nhanh theo khoảng cách.
Vào đầu thể kỷ XIX từ những phát minh trong lĩnh vực tĩnh điện và trong quá
trình điện phân Đavy cho rằng: Những nguyên tử có ái lực tương hỗ đều ở trạng thái
tích điện trái dấu. Và được nhà bác học Berzelius mở rộng năm 1812 cho mọi chất.
Nội dung: “Trong tất cả các hợp chất hoá học, lực liên kết có bản chất tĩnh điện” và
ông phát triển quan điểm trên thành thuyết điện hoá về liên kết. Về cơ bản, quan
điểm về bản chất liên kết hoá học của Berzelius là đúng nhưng những phát triển của
Berzelius lại không hoàn toàn chính xác.
1.1.2 Từ giữa thế kỷ XIX đến cuối thế kỷ XIX


Năm 1840 nhà bác học Pháp Dumas đã đưa ra quan điểm về “hệ thống nhất
nguyên tử” hay “hệ thống hợp”. Theo Dumes, phân tử hợp thành hệ thống nhất và
do đó công thức của hợp chất phải là công thức hợp nhất.
VD: Công thức của axit sunfuric là H2SO4 chứ không phải là H2O.SO3

Đến năm 1852, nhà bác học Anh Frankland đưa ra khái niệm hoá trị. Năm
1861 nhà bác học Butlerow đã phát triển và hệ thống hoá các kiến thức về phân tử
và đưa ra “thuyết cấu tạo hoá học”. Butlerow đã nhấn mạnh đến tác dụng tương hỗ
giữa các nguyên tử trong phân tử và sự phụ thuộc tính chất hoá học các hợp chất vào
cấu trúc phân tử của chúng.
1.1.3. Từ thế kỷ XX đến nay
Năm 1910 Thomson đưa ra giả thuyết cho rằng hiện tượng liên kết giữa các
nguyên tử được thực hiện nhờ sự chuyển điện từ từ nguyên tử này sang nguyên tử
khác, những điện tử này gọi là những điện tử hoá trị.
ở thời kỳ này có rất nhiều quan điểm về sự hình thành liên kết của các phân tử
từ nguyên tử. Tuy nhiên những quan điểm đó chỉ đưa ra những sự giải thích định
tính chứ không đi sâu vào bản chất liên kết.
Năm 1926 với sự ra đời của cơ học lượng tử đã mở ra một bước đột phá
nghiên cứu các hạt vi mô mà không có một lí thuyết nào khác khoa học và chính xác
hơn.
Năm 1927 Heitler và Lơndơn đã giải thích được bản chất “Lực liên kết” cộng
hoá trị và cũng chứng minh được rằng: không thể có sự kết hợp thêm một nguyên
tử Hiđro thứ ba vào phân tử Hiđro - nghĩa là đã giải thích được tính bão hoà về hoá
trị.
Thuyết Heiler và Lơnđơn về phân tử Hiđro được phát triển và mở rộng thành
thuyết VB áp dụng cho phân tử nhiều nguyên tử. Thuyết VB có ưu điểm đơn giản,
dễ hiểu có tính trực quan cao trong việc giải thích cấu tạo và bản chất liên kết hoá


học của các phân tử. Bởi vậy hiện nay thuyết VB được đưa vào giảng dạy ở bậc Đại
học, Cao đẳng (đối với những trường có dạy Hoá đại cương) và là cơ sở cho các
nghiên cứu về cấu tạo chất của hoá học hiện đại. và đối với học sinh bậc THPT các
em đã bước đầu tìm hiểu về những phạm vi, ứng dụng của thuyết VB qua chương
“Liên kết hoá học” của SGK hoá học 10
1.2 Một số vấn đề liên quan đến cấu trúc hình học của phân tử

Đặc trưng về cấu trúc hình học phân tử xét chủ yếu về vị trí tương đối giữa các
nguyên tử trong phân tử với nhau tạo nên hình dạng không gian. Độ dài liên kết và
góc liên kết
- Góc liên kết: là góc tạo bởi 2 nửa đường thẳng xuất phát từ hạt nhân của một
nguyên tử và đi qua hạt nhân của 2 nguyên tử liên kết trực tiếp với nguyên tử
đó.
VD: Phân tử NH3 có góc liên kết HNH = 1070
Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa 2 hạt nhân của 2 nguyên tử tham gia liên
kết. Độ dài liên kết phụ thuộc vào bản chất của các nguyên tử tham gia liên kết và
0

bản chất của liên kết. Độ dài của liên kết thường tính bằng Angstron (A ).
VD: - Liên kết H - N có độ dài liên kết là d = 0,71A
- Liên kết N ≡
N

0
0

có độ dài liên kết là d = 1,097 A

0

- Liên kết N - H có độ dài liên kết là d = 1,014 A
1.3 Phương pháp VB

- Là một trong hai phương pháp được sử dụng rộng rãi để khảo sát liên kết hoá
học.
1.3.1 Luận điểm của thuyết VB
- Thuyết liên kết hoá trị (viết tắt là VB - valence Bond) được phát triển trên cơ

sở của thuyết Hetle - Lơnđơn về phân tử hiđrô.


Khoá luận tốt nghiệp

Nguyễn Thị Thành – K30A Hoá

- Liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử được thực hiện bằng các cặp e với
sự xenphủ của các đám mây e và cách thức xen phủ.
- Từ việc khảo sát về phân tử H2, trên cơ sở của cơ học lượng tử. Hetle Lơnđơn thừa nhận trong phân tử vẫn tồn tại những obital nguyên tử. ở trạng
thái cơ bản, các e trong phân tử được phân bố trên các obitan của nguyên tử.
- Hetle - Lơnđơn thành lập hàm sóng chung cho toàn hệ gồm 2e, xác định năng
lượng chung cho toàn hệ phân tử theo biểu thức:

∫ EΨH
=

 Ψdτ

∫Ψ

2

dτ

- Độ xen phủ của các AO hoá trị càng lớn thì liên kết càng bền (độ xen phủ
càng lớn khi năng lượng và hiệu năng lượng các AO hoá trị càng nhỏ).
Dưới đây là sự xen phủ tạo liên kết σ và π của các AO
x

x

z
y

y

Hình 1.1- Sự xen phủ s – s( σ )
x
x
x

x

z

z
y

y

Hình 1.2 - Sự xen phủ p - p

( σ)

y

y

Hình 1.3 - Sự xen phủ p - s ( σ)

Khoá luận tốt nghiệp
x

Nguyễn Thị Thành – K30A Hoá
x

x

z
y
y

9

x

z
y
y


Hình 1.4 -Sự xen phủ p - p ( π ) Hình 1.5 – Sự xen phủ p – d ( π )
1.3. 2. Cơ sở xây dựng thuyết VB [2],[3],[9], [10], [12]
• Bài toán phân tử, Hiđrô
- Theo quan điểm của Hetle - Lơnđơn xuất phát từ hàm sóng đơn điện tử để xác định
hàm sóng gần đúng của phân tử. ở trạng thái cơ bản mỗi nguyên tử có một điện tử
trên obitan 1s.
Điện tử của nguyên tử a gọi là điện tử 1

Điện tử của nguyên tử b gọi là điện tử 2
1

r12
rb 1

2
ra2

r a1

rb 2

a
b
Hình 1.6 – Mô hình
Toán tử Hamiton
1
1
2
H = − ∆ −
1
2
1
1
2
∆ −
−
2
1

2

Trong đó : 1 ∆ ;
2

2

−
−

1

+

1

1

ra1 ra 2 rb1 rb 2 r12

: Động năng của 2 electron

∆

11

+

R

1


2

1

2

2

12


1

1
1
: 4 thế năng hút giữa hạt nhân với electron
−
+
1
1
−
+
ra1 ra 2 rb 2 r12 R
1 : Số hạng đẩy của thế năng tương tác 2 hạt nhân
R
1

r12

: Số hạng đẩy của thế năng tương tác giữa 2 electron

Đối với phân tử H2 phương trình Schrsdurger có dạng:
H = EΨ

Với H = Th + U

2

2

∆
−

=−

2 1

8mπ

2
H = Th + U ∆
=−
−
2 1

8mπ

2
∆1 + E 1

1
1
1
1 
−
−
− −
+
R r
r
r
r
r
2 2
8mπ

12
1a
1b
2a
2b 

h

2

2

∆1 + E 1
1
1
1
1 

−
−
− −
+
R r
r
r
r
r
2 2
8mπ

12
1a
1b
2a
2b 

h

Phương trình này không giải được chính xác nên Hetle và Lơnđơn đã xác
định hàm sóng Ψ và năng lượng E của hệ 2 điện tử bằng phương pháp gần
đúng.
Trong phương pháp gần đúng, Hetle và Lơnđơn thừa nhận trong phân tử H2

vẫn còn tồn tại những obitan nguyên tử (AO) và xuất phát từ cấu hình S1a và
S2b nghĩa là coi mỗi cbitan s của nguyên tử Ha và Hb có một điện tử.

Vì các điện tử được coi là chuyển động độc lập với nhau nên hàm sóng của hệ
có dạng:
φ1 = Ψa

(1).Ψb ( 2 )

φ2 = Ψa

( 2 ) .Ψb (1)


Theo qui ước AO viết trước tương ứng với e1, tiếp theo là e2. Viết gọn là :
φ1 = Ψa .Ψb
φ2 = Ψb .Ψa


Khoá luận tốt nghiệp

Nguyễn Thị Thành – K30A Hoá
1

1

2

2

ứng với 2 giá trị ms = +và ms

các hàm riêng của điện tử được ký hiệu

là:
2

2

2

2

2

2

H = T + T − e
+e
e1 2 e
−
+
−
−
e
e
ra rb2 ra rb r
R
12
1

2

α và β

1

Với hệ 2 điện tử ta có:
Hàm sóng spin phản đối xứng:

α (1) .β ( 2 ) − α ( 2 ) .β (1)

Hàm này mô tả trạng thái 2e có spin đối song:

↑↓ và ↓↑

Ba hàm: α 1 .α 2 ;β 1 .β 2 ; α 1 .β 2 + α 2 .β 1
( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( )
( ) ( )
Mô tả trạng thái 2e có spin song song: ↑↑ và
↓↓

Hàm sóng toàn phần hay hàm obitan ψ

Ψ+; ψ − với 4

Hàm ψ này là hàm phản đối xứng kết hợp với các hàm spin tổ
hàm hợp sẽ thu được 4 hàm ψ phản đối xứng.
Theo phương trình Schrođunger H Ψ = EΨ ( Ψ là hàm obitan)
ta có công thức

tính năng lượng E:


ΨH
Ψd
E =∫
∫ Ψ dτ
2

2

2

2

Với ( H =
T + T − e
1
2
−

e

−

e

ra1

rb2

e
ra
2

2

−
rb

+

e2

r12

2

+

e

)

R

1

Đối với trường hợp 2 điện tử có spin đối song: Khi 2 nguyên tử H tiến lại gần
nhau thì có sự giảm năng lượng của hệ thống.

Đối với trường hợp 2 điện tử có spin song song: Khi 2 nguyên tử H tiến lại
gần nhau, năng lượng của hệ tăng liên tục.
E


Khoá luận tốt nghiệp

Nguyễn Thị Thành – K30A Hoá

12


2E

O

0,6

1,2

1,8

0

2,4A

R

Hình 1.7 Đường cong năng lượng theo lời giải của phương trình Schrodinger
Từ đó ta có kết luận:

+ Từ 2AO có điện tử Hetle - Lơnđơn đã thành lập hàm sóng chung và từ đó
tính năng lượng của cặp điện tử hoá trị đó.
+ Khi 2 điện tử có spin đối song. Khi hai nguyên tử tiến lại gần nhau có sự
giảm năng lượng dần dần đến sự bền vững hoá hệ thống (tức là phân tử H2 được
hình thành).
+ Sự giảm năng lượng của hệ thống được giải thích bằng sự tăng mật độ xác
suất có mặt của điện tử ở khoảng giữa hai hạt nhân. Ngoài lực đẩy của hạt nhân khác
mỗi prôton còn chịu lực hút tổng hợp của các điện tử hướng về tâm phân tử. ở
khoảng cách trên, hai lực này cân bằng nhau. Từ đó ta thấy lực liên kết hoá học có
nguồn gốc tĩnh điện.
Với kết quả trên Hetler - Lơnđơn cũng đã giải thích được tính bão hoà hoá trị
liên kết.
Phương pháp Heitler - London chỉ cho kết quả có tính định tính nên ta chỉ áp
dụng cho việc giải thích định tính về liên kết.
1.3.3. Thuyết VB và sự giải thích định tính về liên kết [8], [10], [12]

17


18


Phương pháp Heitler-London khảo sát về phân tử H2 đã được phát triển và mở
rộng thành phương pháp liên kết hoá trị áp dụng cho mỗi phân tử.
1.3.3.1 Thuyết VB và hoá trị các nguyên tố
Trong bài toán về phân tử H2, Heiler- London đã chứng minh được rằng 2
điện tử trong phân tử H2 phải có spin đối song, kết quả này được mở rộng cho các
phân tử khác: Mỗi liên kết cộng hoá trị được hình thành từ sự ghép đôi của 2 điện tử
độc thân có spin đối song thuộc 2 nguyên tử liên kết. Như vậy nếu một nguyên tử A
có n điện tử độc thân thì A có khả năng tham gia n liên kết và có hoá trị n. Điều đó

có nghĩa là hóa trị của một nguyên tố do số điện tử độc thân của một nguyên tử
thuộc nguyên tố đó quyết định.
Ví dụ: O (Z = 8) : 1s2 2s2 2p4
1s

2s

2p

O có 2 e độc thân nên có hoá trị II
1.3.3.2 Nguyên lý xen phủ cực đại và tính định hướng hoá trị.
Đối với 2 nguyên tử đồng hạch (trường hợp A ≡ B ) ví dụ như N2 thì sự
thừa nhận mô hình hoá trị định cư xuất phát từ sự ghép đôi các điện tử độc
thân
2pza − 2pza ; 2pxa − 2pxb;
2pya − 2pyb

thì sự liên kết trong phân tử được mô tả bằng sự xen

phủ của các cặp obitan. Công thức cấu tạo của N2 là N ≡ N .
Đối với 2 nguyên tử dị hạch (như phân tử HCl) thì sự liên kết được mô tả bằng sự
xen phủ của 2 nguyên tử với một điện tử độc thân.
Công thức cấu tạo của HCl là H − Cl
Vì liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ các obitan càng
lớn nên sự xen phủ của các obitan liên kết tuân theo nguyên lí xen phủ cực đại: Liên


x

x

kết H sẽ được phân bố theo hướng nào mà mức độ xen phủ của các obitan liên kết
có giá trị lớn nhất.

Hình 1.8 - Sự xen phủ các orbital 1s của nguyên tử H và orbital 3pz của nguyên tử
Cl
Đối với phân tử nhiều nguyên tử, các góc liên kết trong phân tử có những giá trị
xác định. Đó là tính định hướng hoá trị.
Ví dụ: Phân tử H2S
S

H

y
H

x

Hình 1.9 – Sự xen phủ các orbital liên kết trong phân tử H2S
S ( Z = 16 ) :1s 2 2s2 2p63s23p4
H ( Z = 1) :1s

Sự liên kết ở đây được hình thành từ sự xen phủ của
obitan : ( 3pzs −1sHa ;3pys −1sHb ).



Theo nguyên lí xen phủ cực đại: hạt nhân của các nguyên tử H phải trên trục
của obitan p của nguyên tử S nên nếu không có ảnh hưởng của các nguyên tố khác

thì góc liên kết HSH = 900 . Nhưng do có lực đẩy tĩnh điện của các nguyên tử
H, xuất
hiện do sự phân cực của liên kết S - H,… mà thực tế góc liên kết

HSH = 92 .
0

1.3.3.3 Sự lai hoá các obitan nguyên tử
Các obitan lai hoá là những tổ hợp tuyến tính của các obitan nguyên tử của
một nguyên tử. Ta thường gặp các dạng lai hoá sau:
• Lai hoá sp
- Các obitan lai hoá được hình thành từ sự tổ hợp tuyến tính một obitan s với một
obitan p nên gọi là lai hoá sp. Vì trục của hai obitan lai hoá cùng nằm trên một
đường thẳng nên còn gọi là lai hoá thẳng.
Tổng quát: 1AO −s +1AO − p → 2AO − sp
x

x

z

z
y

(sp)2

s+p

y

(sp)1

Hình1.10 - Mô hình lai hoá sp
Ví dụ: các phân tử lai hoá sp là BeX2, ZnX2, CdX2,… (X là halogel).
2

• Lai hoá sp :
2

Sự lai hoá giữa 1 orbital s và 2 orbital p được gọi là lai hoá sp . Vì trục của
0

các orbital lai hoá tạo với nhau một góc 120 và hướng về 3 đỉnh của tam giác đều
nên được gọi là lai hoá tam giác.
23


Tổng quát: 1AO − s + 2AO − p → 3AO − sp2
x

(sp )

x

2

z

2
y

z

(sp )
2

sp 

1

2 3

y
2

Hình 1.11 – Mô hình sự lai hoá sp
2

Ví dụ: Các phân tử có lai hoá sp là BX3, CX : là halogen), NO2,…
• Lai hoá sp

3
3

Sự lai hoá giữa một AOs và 3AOp được gọi là lai hoá sp . Vì 4 obitan lai hoá
hướng về 4 đỉnh của một tứ diện đều nên còn gọi là lai hoá tứ diện.
Tổng quát: 1AO − s + 3AO − p → 4AO − sp3

(sp )
3

1
s + 3p

(sp

3

)

4

2

(sp )
3

(sp )
3

3

3

Hình 1.12 – Mô hình sự lai hoá sp
Ví dụ: Các phân tử H2O, NH3, CH4,… có lai hoá sp

3

* Đối với các nguyên tố họ d, vì các obitan d cũng là những obitan hoá trị

nên các obitan này cũng có khả năng tham gia lai hoá như lai hoá
1.3.3.4 Các loại liên kết thường gặp trong phân tử.

2

3

3 2

sp d;sp d, sp d ,...


Là liên kết mà sự phân bố mật độ xác suất có mặt ở các điện tử liên kết có đối
xứng quay xung quanh trục liên kết.
Các liên kết σ được hình thành do sự xen phủ các obitan s - s, s- p, p - p.
dọc theo trục liên kết (xen phủ trục đầu với đầu).
x

x

z
y

y

Hình 1.13 - Sự xen phủ s - s tạo liên
kết
x

σs−s

x

z
y

y

Hình 1.14 - Sự xen phủ p – p tạo liên
kết
x

σp−p

x

z
y

y

Hình 1.15 - Sự xen phủ p - s tạo liên kết ( σ)