lai hoa nito trong hợp chất hữu cơ

MỤC LỤC
MỞ ĐẦU................................................................................................................... 1
Chương 1: NỘI DUNG THUYẾT LAI HÓA............................................................2
1.1.Khái niệm........................................................................................................2
1.2. Nội dung.........................................................................................................2
1.3. Điều kiện lai hóa bền......................................................................................2
1.4. Điều kiện lai hóa bền…………………………………………………………4
1.5. Thành công và hạn chế của thuyết VB………………………………………..6

Chương 2: : ĐẶC ĐIỂM LAI HÓA CỦA NITƠ TRONG MỘT SỐ HỢP CHẤT
CHỨA NITƠ…………………………………………………………………….

7

2.1..N lai hóa sp3....................................................................................................8
2.1.1 NH3……………………………………………………………………..8
2.1.2 Amino axit …………………………………………………………….9
2.1.3.Morphine ……………………………………………………………….9
2.2. .N lai hóa sp2.................................................................................................10
2.2.1. Hợp chất dị vòng thơm 5 cạnh 1 dị tố N……………………………..10
2.2.2. Hợp chất dị vòng thơm 5 cạnh 2 dị tố N……………………………..11
2.2.3.1 Quinolin …………………………………………………………….13
2.2.3.2. Hợp chất dị vòng thơm 6 cạnh 1 dị tố N……………………………14
2.23.3. Hợp chất dị vòng thơm 6 cạnh 2 dị tố N…………………………….15
KẾT LUẬN...........................................................................................................146
TÀI LIỆU THAM KHẢO......................................Error! Bookmark not defined.7


MỞ ĐẦU
Nghiên cứu liên kết hóa học là một nhiệm vụ rất quan trọng của hóa học vì rằng
nếu không biết được bản chất sự tương tác giữa các nguyên tử lẫn nhau trong phân tử

thì không thể hiểu được nguyên nhân tạo thành vô số hợp chất khác nhau, thành phần,
cấu tạo,khả năng phản ứng… của chúng.
Năm 1916 Lewis đưa ra quan điểm cho rằng, trong những phân tử phi ion thì
các nguyên tử góp chung các electron (Share Eletron Pair) tạo thành cấu hình bền của
khí trơ dẫn đến liên kết cộng hóa trị . Quan điểm của Lewis đã nêu ra bản chất electron
của liên kết, tuy nhiên nó chưa giải thích được độ bền liên kết và dạng hình học của
phân tử . Để giải thích tốt hơn vấn đề này, các nhà khoa học Heiler, London, Pauling,
Slater đã đưa ra thuyết liên kết hóa trị- thuyết VB dựa vào quan điểm cơ học lượng tử.
Thuyết này cho rằng, liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ lẫn nhau
giữa các orbital nguyên tử hóa trị của các nguyên tử tương tác. Sự xen phủ cho phép
xác định cấu trúc không gian của phân tử (góc hóa trị, tính đối xứng, tính định hướng,
tính bão hòa…).
Tuy nhiên, nếu chỉ dựa vào phân tích sự che phủ giữa các orbital nguyên tử
nhiều khi đi đến kết luận không đúng. Phân tử H2O và NH3là hai ví dụ điển hình. Theo
lý luận tương tự như trên thì góc hóa trị HOH = 900 và HNH = 900.

Nhưng kết quả xác định thực nghiệm cho biết: HOH = 10405’ và HNH = 10703’.
Để giải quyết khó khăn này, Pauling và Slater đã đưa ra thuyết lai hóa orbital,
cho phép giải thích được hình học phân tử và độ bền của liên kết.Và cũng để giải thích
sự biến đổi cấu trúc phân tử các chất. Trong khuôn khổ tiểu luận này em xin giới thiệu
“sự lai hóa của nitơ ” và đặc điểm lai hóa của nguyên tử nitơ trong một số hợp chất.

1


Chương 1: NỘI DUNG THUYẾT LAI HÓA THEO VB
1.1.Khái niệm
Sự lai hóa các AO là sự tổ hợp tuyến tính các AO hóa trị có năng lượng gần
nhau để tạo thành các AO mới giống hệt nhau có cùng mức năng lượng. Số orbital lai
hóa thu được bằng số AO tham gia lai hóa [2].

1.2.Nội dung
Để tạo thành phân tử, các nguyên tử không dùng những orbital thuần túy (s, p, d,
f,…) để phủ lên nhau. Mà trước đó có sự pha trộn giữa các AO s, p, d, f,… của cùng
một nguyên tử để tạo ra các AO mới, các AO mới này đều có một phần tính s, tính p,
tính d… phụ thuộc vào từng dạng lai hóa. Các obital này được gọi là các orbital lai
hóa. Hiện tượng này gọi là sự lai hóa orbital.
Sự lai hóa đưa đến kết quả làm thay đổi hẳn hình dạng và năng lượng của các
orbital nguyên tử tham gia lai hóa và tạo thành các orbital nguyên tử lai hoá có hình
dạng và năng lượng hoàn toàn giống nhau. Mỗi AO lai hóa được phân bố trên một trục
xác định đi qua hạt nhân nguyên tử. Người ta nói AO lai hóa có tính đối xứng trục.
Có bao nhiêu orbital nguyên tử tham gia lai hóa sẽ có bấy nhiêu orbital lai hóa
được tạo thành. Mỗi AO lai hóa gồm 2 phần: phần nở rộng và phần thu hẹp; hai phần
này cách nhau mặt nút tại hạt nhân nguyên tử (phần nở rộng thường có dấu +, phần thu
hẹp thường có dấu -).
Trong một chu kì, hiệu năng lượng của AO s với AO p tăng lên khi đi từ đầu
đến cuối chu kì nên khả năng tham gia lai hóa giảm xuống. Khi tăng kích thước
nguyên tử, khả năng lai hóa của các AO hóa trị giảm xuống.Tùy thuộc vào loại và số
lượng orbital nguyên tử mà chúng ta có các kiểu lai hóa như: sp, sp 2, sp3,sp3d,
sp3d2,sp3d2f,….
Sự lai hóa diễn ra được là do thuận lợi về mặt năng lượng. Orbital lai hóa có
mật độ electron dồn về một phía, điều này làm cho orbital lai hóa tham gia tương tác
với sự che phủ mạnh hơn và do đó liên kết được tạo thành sẽ bền hơn so với các
orbital nguyên tử thuần túy. Mặt khác do sự phân bố các orbital lai hóa rất đối xứng
nên các liên kết tạo thành với sự tham gia của chúng trong toàn bộ phân tử sẽ bền
hơn[4].

2


1.3. Điều kiện lai hóa bền

Theo phương pháp sơ đồ hoá trị, liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự
xen phủ các orbita lnguyên tử thành orbital phân tửl liên kết. Khuynh hướng của sự
xen phủ là tiến tới cực đại theo nguyên lý xen phủ cực đại. Muốn cho các orbital
nguyên tử tương tác có hiệu lực với nhau thành orbital phân tử chúng phải thoả mãn
3 điều kiện sau đây:
+ Các orbital tham gia lai hóa phải có năng lượng thấp và xấp xỉ nhau. Do đó
không thể nào xảy ra hiện tượng lai hóa AO của 2 lớp khác nhau, bởi vì năng lượng
của chúng quá xa nhau hay các AO ở lớp thứ 2 (2s, 2p) lai hoá có hiệu quả hơn còn
các AO ở lớp thứ 3 (3s, 3p) hiệu quả lai hoá kém hơn, lớp thứ 4 (4s, 4p) lai hoá không
đáng kể.
+ Sự xen phủ ở mức độ lớn.
+ Chúng phải có cùng một kiểu đối xứng với trục nối hai nhân nguyên tử.
+Mật độ mây lai hóa phải đủ lớn.
*Xét điều kiện 3 ta có thể xen phủ:
+Hai orbital s.
+Một orbital s với một orbital p nào đó có trục đối xứng trùng với trục nối hai
hạt nhân.
+Hai orbital p có trục đối xứng song song với nhau (cùng px, py, pz).
Sự xen phủ có thể theo trục hay ở bên trục nối giữa hai hạt nhân nguyên tử.
Trong các chu kì, khi đi từ nhóm IA đến nhóm VIIIA, vì sự khác nhau về năng lượng
giữa các orbital s và p ở lớp ngoài cùng tăng lên nên khả năng lai hóa sp 3 giảm dần.
Ảnh hưởng của mật độ electron của các đám mây lai hóa đến độ bền của trạng thái lai
hóa sp3 có thể thấy rõ ràng trong dãy các phân tử cùng loại của các nguyên tố cùng
nhóm.Ví dụ H3N, H3P, H3As, H3Sb. Theo chiều tăng dần kích thước nguyên tử, mật độ
của cácđám mây electron giảm đi dẫn đến trạng thái lai hóa sp 3 của các tiểu phân tring
gian càng kém đặc trưng, tức là làm cho góc hóa trị ngày càng nhỏ đi so với góc tứ
diện và do đó độ bền liên kết trong các phân tử đã cho giảm đi.
1.4.Các dạng lai hóa
1.4.1. Lai hóa sp3

3


Lai hóa sp3 (lai hóa tứ diện) là sự tổ hợp của 1 orbital s với 3 orbital p tạo thành
4 orbital lai hóa sp3 định hướng theo 4 đỉnh của một tứ diện đều, góc lai hóa 109°28'
[1].
Sự lai hóa sp3có thể được biểu diễn như sau:

Hình 2.1: Mô hình lai hóa sp3
Các kết quả tính toán đã cho thấy rằng nếu coi khả năng xen phủ của orbital s
là 1 thì orbital p là 3 và orbital lai hoá sp3 là 2. Trong phân tử CH4 cũng như các
đồng đẳng của nó, orbital lai tạo sp 3 của cacbon xen phủ với orbital 1s của hyđro tạo
thành liên kết (C-H). Ở các đồng đẳng của CH4, 2 orbital sp3 của 2 nguyên tử
cacbon bên cạnh nhau tạo thành liên kết  (C-C). Vì góc hoá trị của nguyên tử
cacbon sp3 là 109°28' nên mạch cacbon trong phân tử ankan là đường gấp khúc hình
zic zắc[1].
Các kết quả tính toán cho thấy rằng:
+Orbital lai tạo tốt nhất có hướng xen phủ cao hơn orbital s hoặc orbital p.
+4 orbital lai tạo tốt nhất có hướng xen phủ cao hơn hoàn toàn đồng nhất với
nhau.
+Các orbital này hướng đến góc của một tứ diện đều - tức là sự sắp xếp mà
trong đó các orbital nằm ở vị trí cách xa nhau nhất. Sự lai hoá này gọi là lai hoá tứ
diện. Góc lai hoá trong trường hợp này là 109028’ [1].
Trong các chu kì, khi đi từ nhóm IA đến nhóm VIIIA, vì sự khác nhau về năng
lượng giữa các orbital s và p ở lớp electron ngoài tăng dần nên khả năng lai hóa sp 3
giảm dần. Vì vậy, trong các dãy ion có cấu trúc tứ diện như SiO 44-, PO33-, SO42-, ClO4theo chiều giảm khả năng lai hóa sp3 của các nguyên tử trung tâm (Si, P, S, Cl); độ bền
của các ion đó giảm dần [2].
Ảnh hưởng mật độ electron của các đám mây lai hóa đến độ bền của trạng thái
lai hóa sp3 có thể thấy rõ trong dãy các phân tử cùng loại của các nguyên tố cùng mật
4

độ của các đám mây electron giảm đi dẫn đến trạng thái lai hóa sp 3 của các tiểu phân
trung gian A (N, P, As, Sb) càng kém đặc trưng, tức là làm cho các góc hóa trị càng
nhỏ đi so với góc tứ diện và do đó độ bền của các liên kết trong các phân tử đã cho sẽ
giảm đi [2].
1.4.2. Lai hóa sp2
Lai hoá sp2: Là sự lai hoá giữa một AO s với 2 AO p tạo ra 3AO lai hoá sp 2 nằm trong
cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc là 120 0 hướng về
3 đỉnh của một tam giác đều.

VD: Giải thích cấu trúc phân tử BCl3
2s

2p

Cl

Cl

B(Z=5):
1s22s22p1

B*

B

B

Cl

Cl

Cl

Cl

Dùng 1 orbitan s tổ hợp với 2 orbitan p tạo thành 3 orbitan lai hóa sp 2. Mỗi orbitan
mang một electron độc thân sẽ che phủ với 3 orbitan p của 3 nguyên tử Cl tạo thành 3
liên kết B-Cl
1.4.3. Lai hóa sp
- Lai hoá sp: đó là sự tổ hợp giữa một AOs và một AOp thuộc cùng một lớp nguyên tử,
tạo thành 2 orbital lai hoá có năng lượng tương đương và hình dạng giống nhau, trục
đối xứng của 2 AO lai hoá này tạo với nhau một góc 1800 .
Giản đồ lai hóa sp: Trường hợp lai hoá này thường xảy ra trong nguyên tử khi tạo
thành các hợp chất có dạng đường thẳng như BeF 2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2,… Ví dụ:
Phân tử BeCl2 có góc hóa trị xác định bằng thực nghiệm H - Be -H là 180 0 . Trước khi
tạo liên kết, hai obitan 2s và 2p của Be lai hoá với nhau cho 2 obitan sp tương đương
có trục nằm trên cùng một đường thẳng và ngược chiều nhau. Hai electron hóa trị của
beri được ráp vào 2 obitan lai hóa. Sự phủ của 2 obitan lai hoá này với 2 obitan 1s của
hai nguyên tử Hđể tạo thành 2 liên kết Be -H tương đương thẳng hàng
5


1.4.4. Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm
Theo thuyết lai hóa, ứng với một kiểu lai hóa sẽ có một cấu hình không gian và
góc lai hóa nhất định. Chẳng hạn, sp =180 0, sp2 = 1200, sp3 = 109028’.Tuy nhiên trong
thực tế không phải bao giờ các phân tử cũng đều có góc hóa trị như trên. Trái lại thực
tế cho thấy, đối với nhiều hợp chất góc hóa trị đặc trưng cho chúng lại có giá trị sai
lệch ít nhiều.Ví dụ: phân tử H2O có góc hóa trị là 10405’, phân tử NH3 có góc hóa trị là

10703’,nghĩa là gần với giá trị 109 028’.Phân tử ClO2- có góc hóa trị là 118o gần với giá
trị 1200. Sự sai lệch trên về góc hóa trị đã được giải thích bằng thuyết đẩy nhau giữa
các cặp electron hóa trị của Gillespie R.J.
Trước đây, chúng ta vẫn coi các cặp electron là tương đương. Tuy nhiên, khi
xem xét chi tiết đòi hỏi ta phải có sự phân biệt giữa các cặp electron liên kết và không
liên kết. Một cặp electron không liên kết chỉ bị hạt nhân nguyên tử trung tâm hút. Nó
chiếm vùng không gian lớn hơn cặp electron liên kết. Chính vì vậy tương tác đẩy giữa
hai cặp electron không liên kết là lớn hơn cả. Rồi đến tương tác đẩy giữa cặp electron
không liên kết và cặp electron liên kết. Nhỏ nhất là tương tác đẩy giữa hai cặp electron
liên kết. Từ đây suy ra rằng sự có mặt của electron tự do đã gây ra sự giảm góc giữa
các trục của các orbital, nghĩa là giảm góc liên kết. Độ mạnh của lực đẩy giảm dần
theo thứ tự:
Cặp electron hóa trị tự do - cặp electron hóa trị tự do > Cặp electron hóa trị tự do cặp electron liên kết >Cặp electron liên kết - cặp electron liên kết.
1.5. Thành công và hạn chế của thuyết VB
1.5.1.Thành công
Thuyết VB cho ta hình ảnh cụ thể về phân tử và cho phép biện luận nhiều tính
chất của liên kết như độ bền liên kết, tính định hướng, độ dài liên kết…Thuyết VB đưa
ra cách biểu diễn liên kết bằng vạch hóa trị, mỗi vạch hóa trị biểu diễn cho một cặp
electron có spin đối song.
1.5.2.Hạn chế
6


Thuyết VB không giải thích được tính chất từ của một số phân tử như O 2. Theo
thuyết VB thì trong phân tử O2 không có electron độc thân nên O2có tính nghịch từ
bởi thực nghiệm cho thấy O2 lỏng đi qua hai bản cực của nam châm O 2 bị hút bởi từ
trường ngoài, O2 có tính thuận từ. Thuyết VB cũng không giải thích sự tồn tại bền
vững của ion H2+ . Ngoài ra,về mặt khảo sát định lượng thuyết VB đòi hỏi khối lượng
tính toán lớn vì phải lưu ý đến nhiều cấu tạo hóa trị và ion. Thuyết VB cũng gặp khó
khăn trong việc giải thích các quá trình kích thích quang phổ cũng như quá trinh ion

hóa cácphan tử.

7


Chương 2: ĐẶC ĐIỂM LAI HÓA CỦA NITƠ TRONG
MỘT SỐ HỢP CHẤT CHỨA NITƠ
2.1.N lai hóa sp3
2.1.1 Phân tử NH3
Nguyên tử N có cấu hình electron lớp ngoài cùng ở trạng thái cơ bản là: 1s22s22p3
Trong đó:

AO 2s đã có đủ tối đa 2e.
Ba AO 2px, 2py, 2pzvuông góc với nhau còn có 1e độc thân.

Nguyên tử N có khả năng tạo 3 liên kết hóa trị nhưng không phải bằng 3
orbital hóa trị 1 electron 2px, 2py, 2pz mà bằng 3 orbital lai hóa sp3 chứa một
electrron, được tạo thành do sự trộn lẫn của các orbital nguyên tử 2s, 2p x, 2py, 2pz. Các
orbital lai hóa sp3 chứa một electron hóa trị này che phủ với 3 orbital hóa trị 1s của các
nguyên tử H tạo thành 3 liên kết N– H.

Trong nguyên tử N có 1 cặp electron đã chiếm 1 trong số 4 AO lai hóa của
nguyên tử N và lực đẩy của mây electron này mạnh hơn so với các mây electron liên
kết làm giảm độ lớn của góc so với góc lai hóa tứ diện. Tuy nhiên, hiệu ứng đẩy
electron của 1 cặp electron yếu hơn 2 cặp electron nên góc của NH3 nhỏ hơn góc
sp3 thông thường và lớn hơn phân tử H2O. Kết quả, phân tử NH 3 có cấu trúc hình tháp
với góc hóa trị (HNH) bằng 10703’.

Hình 2.1. Cấu trúc lập thể phân tử NH3
2.1.2. Axit amin (bắt nguồn từ danh xưng Pháp ngữ acide aminé),

Là những hợp chất hữu cơ sinh học quan trọng chứa nhóm chức amin (-NH2)
và axit cacboxylic (-COOH), cùng với một nhóm thế nhóm R nhất định ở mỗi axit
amin. Các nguyên tố chính của axit amin là cacbon, hiđrô, ôxy, và nitơ, và một số
nguyên tố khác có mặt trong nhóm thế của từng axit amin. Tồn tại khoảng 500 axit
amin đã được biết đến và phân loại theo nhiều cách khác nhau. Trong phân tử protein,
8


axit amin chiếm số lượng nhiều thứ hai ở cơ, tế bào và mô.Bên ngoài protein, axit
amin amino có vai trò quan trọng trong các quá trình như vận chuyển chất dẫn truyền
thần kinh và sinh tổng hợp.

Cấu trúc tổng quát của alpha amino acid:
H2N-CH(R)-COOH
Trong đó R là trục đặc biệt quan trọng đối với mỗi amino acid. Các amino acid thường
được phân loại dựa theo đặc tính hóa học của trục (R) thành 4 nhóm. Chuỗi bên có thể
xem giống như một axit yếu, base yếu, một hydrophile nếu chúng là cực, và
hydrophobe nếu chúng là không cực.
*ỨNG DỤNG
- Amino axit thiên nhiên (hầu hết là α-amino axit) là cơ sở để kiến tạo nên các loại
protein của cơ thể sống
- Muối mononatri của axit glutamic được dùng làm mì chính (hay bột ngọt)
- Axit ε-aminocaproic và axit ω-aminoenantoic là nguyên liệu sản xuất tơ tổng hợp
(nilon – 6 và nilon – 7)
- Axit glutamic là thuốc hỗ trợ thần kinh, methionin (CH3–S–CH2–CH2–CH(NH2)–
COOH) là thuốc bổ gan
2.1.3.Morphine
Cấu tạo

Morphine là một loại thuốc giảm đau của gia đình thuốc phiện được tìm thấy

tự nhiên trong một số thực vật và động vật. Nó hoạt động trực tiếp trên hệ thần kinh
trung ương (CNS) để giảm cảm giác đau. Nó có thể được dùng cho cả cơn đau cấp
9


tính và đau mãn tính . Nó thường được sử dụng để giảm đau do nhồi máu cơ tim và
trong quá trìnhchuyển dạ . Nó có thể được đưa ra bằng miệng, bằng cách tiêm vào cơ
bắp , bằng cách tiêm dưới da , tiêm tĩnh mạch , tiêm vào không gian xung quanh tủy
sống , hoặc trực tràng .Hiệu quả tối đa đạt được sau khoảng 20 phút khi tiêm tĩnh mạch
và sau 60 phút khi uống qua đường miệng, trong khi thời gian tác dụng là 3–7
giờ. Công thức tác dụng lâu dài cũng tồn tại.
Cấu tạo
Nhân piperidine :công thức phân tử (CH₂) ₅NH-, là một amin bậc 2 dị vòng này
bao gồm một vòng sáu cạnh có chứa năm cầu methylene và một cầu amin.
Tác dụng phụ nghiêm trọng tiềm tàng bao gồm giảm nỗ lực hô hấp và huyết áp thấp.
Morphine có tiềm năng nghiện và lạm dụng cao . Nếu liều giảm sau khi sử dụng lâu
dài, có thể rút thuốc . Tác dụng phụ thường gặp bao gồm buồn ngủ, nôn và táo
bón. Thận trọng khi được sử dụng trong khi mang thai hoặc cho con bú , vì morphine
sẽ ảnh hưởng đến em bé.
2.2. N lai hóa sp2
2.2.1. Hợp chất dị vòng thơm 5 cạnh 1 dị tố N
- Công thức phân tử: C4H5N

H cấu tạo:
H - Công thức

H

N

H
Pyrol
H
Hợp chất dị vòng thơm 5 cạnh 1 dị tố N có cấu trúc vòng 5 cạnh phẳng,

các nguyên tử C và N đều ở trạng thái lai hóa sp2.
+ Mỗi nguyên tử C của vòng có một liên kết sp 2 –s với H và hai liên kết sp 2 - sp2
với hai nguyên tử bên cạnh.
+Nguyên tử N có hai liên kết sp2 - sp2 với hai nguyên tử C bên cạnh và một
liên kết sp2 –s với H.
Mỗi nguyên tử C còn một orbital p chứa một electron và nguyên tử N còn hai
electron trên orbital p. Năm orbital này xen phủ với nhau tạo nên đám mây electron ở
phía trên và dưới mặt phẳng vòng. Phân tử này là hệ liên hợp khép kín có 6 electron π
thõa mãn quy tắc Huckel (4n + 2) nên là hợp chất dị vòng thơm.
10


- Sự phân bố mật độ điện tử n làm cho vòng pyrrol trở nên bền vững. Cặp e tự do trên
nguyên tử N đã tham gia vào hệ liên hợp trong vòng, do đó tính bazơ của pyrol rất yếu
(Kb= 10-14), nitơ mất khả năng tương tác vối proton H + của acid. Pyrol có tính axit
yếu, tạo muối với kim loại kiềm.
2.2.2. Hợp chất dị vòng thơm 5 cạnh 2 dị tố N (còn gọi là azol)
- Công thức phân tử: C3H4N2
N

Imiđazol

N
H

Hợp chất dị vòng thơm 5 cạnh 2 dị tố N (còn gọi là azol) có cấu tạo phẳng, các
nguyên tử C và N đều ở trạng thái lai hóa sp2. Trong vòng có 6 electron π do mỗi
nguyên tử C và dị tố N thứ 2 đóng góp 1 electron π , còn dị tố N thứ 1 đóng góp 2
electron π, thõa mãn cấu tạo hợp chất thơm. Dị tố N thứ 2 còn cặp electron trên orbital
sp2 không liên kết. Dị vòng 5 cạnh có 2 dị tố imidazol, 2 nguyên tử N tham gia vào hệ
thống theo 2 cách khác nhau, trong đó một dị tố vẫn còn nguyên cặp e tự do nên
imidazol vẫn có tính bazơ . Ở 250C pKb = 6,95
Tinh thể Imidazol không màu, hòa tan dễ dàng trong nước. Imidazol được sử
dụng chủ yếu là nguyên liệu thô để sản xuất các loại thuốc, đặc biệt là các loại thuốc
diệt nấm

2.2.3. Hợp chất dị vòng thơm 6 cạnh 1 dị tố N (Piriđin)
2.2.3.1..Pyridin
- Công thức phân tử: C5H5N

N
- Công thức cấu tạo:
-

N

Cấu trúc cộng hưởng:

11


- Các nguyên tử C và N đều ở trạng thái lai hóa sp 2 và các liên kết  (C-C, CN) nằm trên cùng 1 mặt phẳng,
cấu trúc phân tử phẳng
+
- Nguyên tử N có 3AO

- – sp 2 tạo liên kết  với 2 nguyên tử C còn AO lai hóa thứ 3
chứa cặp e tự do. AO – p nguyên +chất chứa 1e độc thân nằm thẳng góc với mặt phẳng
+
khung  tạo đám mây e duy nhất với các AO – p của 5 nguyên tử C.
Mặt khác trong môi trường axit pyridin bị proton hóa nên sự tấn công của electrophin
vào vòng xảy ra khó khăn.
H

H

+

N

E+

N
H

E
+

E

-H

N
H

N

H

-

Sự phân cực của liên kết C – N làm phân bố lại mật độ e trong hệ liên hợp dẫn đến sự
phân bố lại điện tích.

N

N

Khả năng thế electrophin của pyridin kém hơn nhiều so với benzen do nguyên tử N
- Tính bazơ của pyridin yếu ( Kb= 2,3.10-9) do các orbital p của N và C xen phủ bên
với nhau. N không sử dụng cặp electron không liên kết để liên hợp trong vòng thơm,
nên pyridin vẫn có tính bazơ. Vì N ở trạng thái lai hóa sp 2 nên tính bazơ yếu hơn các
amin khác.
- Tác nhân E ưu tiên tấn công vào vị trí  (C3, C5)
12


(E)

4
5

(E)
3

6

2
N

-

Pyridin là chất lỏng không màu, rất bền, sôi ở 115 - 116 OC, có mùi hôi đặc trưng,

rất độc.
-

Pyridin có hệ e liên hợp kín, chứa 6e- thỏa mãn công thức Huckel: (4n+2)

nên pyridin là hợp chất thơmcó độ âm điện lớn hơn C gây hiệu ứng –I làm giảm mật
độ e trong vòng
2.2.3.2. Quinolin
- Công thức phân tử: C9H7N
- Công thức cấu tạo: nhân benzen và nhân pyridin

- Cấu trúc cộng hưởng:

-

Tương tự như pyridin, Các nguyên tử C và N đều ở trạng thái lai hóa sp 2 tính

bazơ của quinolin pKa = 4,82, yếu hơn của NH3
2.2.3.3. Hợp chất dị vòng thơm 6 cạnh 2 dị tố N (điazin)
N
N

N

N

Tên hệ thống:

1,2-điazin

1,3-điazin

Tên riêng:

piriđazin

pirimiđin

N

N

1,4-điazin
pirazin

- Các nguyên tử N đều ở trạng thái lai hóa sp2
Điazin là một loại bazơ yếu, trong đó pirazin có tính bazơ yếu hơn cả:
Điazin
Piriđazin
Pirimiđin
Pirazin
pKa
2,3

1,3
0,6
Các điazin có thể tác dụng với các ankyl halogenua tạo muối N-ankyl điazini
halogenua:
13


CH3
N

N

+ CH3I

C 6 H 6 , t � s �i

CH3
N

N

I

-

+

CH3

3-metylpiriđazin

1,3-đimetyl-1-piriđazini iođua

NH2

NH2

N
N

+ CH3 I

C 2 H 5 O - C 2 H 4 O H , 1 0 0 �C

CH3

+

N
CH3

4-amino-2-metylpirimiđin
N

N

NH2
+ CH 3 I

CH3

I

-

4-amino-1,2-đimetyl-pirimiđini iođua
N

C H 3 O H , 2 0 �C

N

+

N

NH2
I

-

CH3

2-aminopirarin

2-amino-4-metyl-4-pirazini iođua

Ở các phản ứng trên, nhóm ankyl tấn công ưu tiên vào dị tố nitơ ít bị án ngữ
không gian và được hoạt hóa bởi các nhóm thế có sẵn trong vòng.
2.2.3.5.Nicotin(C10H14N2)

Nicotin là một ancaloit tìm thấy trong các cây họ Cà (Solanaceae), chủ yếu
trong cây thuốc lá, và với số lượng nhỏ trong cà chua, khoai tây, cà tím và ớt chuông.
Ancaloit nicotin cũng được tìm thấy trong lá của cây coca. Nicotin chiếm 0,6 đến 3%
trọng lượng cây thuốc lá khô, và có từ 2–7 µg/kg trong nhiều loài thực vật ăn
được. Nicotin được tổng hợp sinh học thực hiện từ gốc và tích luỹ trên lá. Nó là
một chất độc thần kinh rất mạnh với ảnh hưởng rõ rệt đến các loài côn trùng; do vậy
trong quá khứ nicotin được sử dụng rộng rãi như là một loại thuốc trừ sâu, và hiện tại
các phái sinh của nicotin như imidacloprid tiếp tục được sử dụng rộng rãi.
Đặc điểm cấu tạo:Do tính bazơ của nhóm CH 3N- (amin bậc ba, N ở trạng
thái lai hóa sp3) tính bazơ của N trong vòng thơm(N ở lai hóa sp2).

14


Nicotin được đặt tên theo cây thuốc lá Nicotiana tabacum, mà đến lượt nó lại
được đặt tên theo tên của Jean Nicot, một đại sứ người Pháp. Ông đã gửi thuốc lá và
hạt của nó từ Bồ Đào Nha tới Paris vào năm 1550 và cổ vũ cho các ứng dụng y tế của
nó. Nicotin được các nhà hoá học người Đức, Posselt & Reimann chiết xuất từ cây
thuốc lá vào năm 1828.Công thức hoá học của nicotin được Melsen miêu tả vào
năm 1843, cấu trúc của nó được Adolf Pinner và Richard Wolffenstein phát hiện năm
1893.và được Pictet và A. Rotschy tổng hợp đầu tiên năm 1904.
Hiện tại, nicotin, thậm chí là các sản phẩm từ bụi thuốc lá, là một loại thuốc trừ
sâu bị cấm sử dụng trong ngành trồng trọt hữu cơ. Nicotin hiện được xếp vào danh
mục các chất cấm sử dụng của Organic Materials Review Institute:
Nicotin là một chất lỏng như dầu, hút ẩm và có thể trộn lẫn với nước trong
dạng bazơ của nó. Là một bazơ gốc nitơ, nicotin tạo ra các muối với các axít, thông
thường có dạng rắn và hòa tan được trong nước. Nicotin dễ dàng thẩm thấu qua da.
Như các số liệu vật lý thể hiện, nicotin dạng bazơ tự do sẽ cháy ở nhiệt độ thấp hơn
điểm sôi của nó, và hơi của nó bắt cháy ở nhiệt độ 95 °C trong không khí cho dù có áp
suất của hơi là thấp. Do điều này, phần lớn nicotin bị cháy khi người ta đốt điếu thuốc

lá; tuy nhiên, nó được hít vào đủ để gây ra các hiệu ứng mong muốn.

15


KẾT LUẬN
Thuyết liên kết hóa trị- thuyết VB dựa vào sự xen phủ và lai hóa của các
đám mây electron đã giải thích được: khả năng tạo thành liên kết, các đặc trưng
của liên kết như năng lượng liên kết, góc hóa trị...cấu trúc và hình dạng không
gian của các hợp chất.
Bằng việc sử dụng thuyết VB chúng ta đã giải thích được đặc điểm cấu tạo
và tính chất của nhiều chất. Tùy thuộc vào mỗi kiểu lai hóa mà nitơ có thể góp mặt
hình thành nên rất nhiều các hợp chất.
Tuy nhiên lực tương tác giữa các đôi electron không tham gia liên kết đôi khi
cũng làm ảnh hưởng ít nhiều đến cấu hình không gian của các phân tử được tạo
thành.Thuyết VSEPR ra đời đã giúp ta giải thích được sự thay đổi góc liên kết
của phân tử mà thuyết VB chưa làm được. Vì thế, việc giải thích cấu trúc lập thể
của một chất cần phối hợp nhiều phương pháp.

16


TÀI LIỆU THAM KHẢO
1. Đào Hùng Cường (2009), Đại cương hóa hữu cơ, NXB KHKT- Hà Nội.
2. Đào Hùng Cường (2009), Hóa hữu cơ hydrocacbon, NXB KHKT- Hà Nội.
3. Đào Hùng Cường (2007), Cơ sở lý thuyết hóa hữu cơ, NXB Đà Nẵng.
4. Trịnh Thanh Đoan , Nguyễn Đăng Quang, Hoằng Trọng Yêm (2002), Hóa học
hữu cơ, NXB Giáo dục.
5. Đặng Như Tại (1998), Cơ sở hóa lập thể, NXB Giáo dục.
6. Ngô Thị Thuận (2003), Hóa học hữu cơ, NXB KHKT-Hà Nội.

7. Phan Tấn Sơn, Trần Quốc Sơn, Đặng Như Tại (2003), Cơ sở hóa học hữu cơ
(tập 1,2), NXB Giáo dục.
8. Trần Quốc Sơn (1982), Cơ sở lý thuyết hóa học, NXB Giáo dục.
9. GS.TSKH Nguyễn Minh Thảo, Hóa học các hợp chất dị vòng, NXB Giáo dục.
10. />11. />12. />13. />
17