cac thuyet lien ket hoa hoc

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (1.16 MB, 23 trang )

(1)<div class='page_container' data-page=1>

CHÀO MỪNG Q THẦY

CƠ VÀ CÁC BẠN ĐẾN

THAM DỰ BUỔI BÁO CÁO

CHUYÊN ĐỀ HÔM NAY

8/2

r D

</div>
(2)<div class='page_container' data-page=2>

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 hố 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 ngồi cùng tương tự nguyên tử khí hiếm

 Các electron khơng tham gia tạo thành liên kết cộng hố trị được

gọi là các electron không liên kết

 Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta

8/2

</div>
(3)<div class='page_container' data-page=3>

Lưu ý: Tuỳ theo hợp chất cụ thể mà liên kết cộng hố trị

có thể là

● Liên kết cộng hố trị khơng 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

8/2

3

r D

H

2

,

Cl

2

:

HCl:

</div>
(4)<div class='page_container' data-page=4>

 Mỗi nguyên tử khi tham gia liên kết có cấu hình electron

lớp ngồi cùng có 8 electron giống với khí hiếm (ns2p6 ) và



8/2

r D

Qui tắc bát tử

F

O

F H

O H

2

O H

</div>
(5)<div class='page_container' data-page=5>

 Một số ví dụ khác:



04/18/2021

5

G_force 4 Designer: Mr D

H

+

® Cl

Cl

·
·
·
· ·
· ·
· ·
· ·
·
·

H

2

:

or H H

Cl

2

:

Cl

· ·

· · ·

Cl

· ·

· ·

+

or Cl Cl

· · · ·
· ·
· ·
· ·

· ·

® H H

Liên kết
electrons
electrons khơng liên kết

COCl

2

Cl C Cl

O

·
·
·
·
·
·
· · · ·

HF: H F

· · · ·
· ·

· ·

H F

· ·
· ·

H N H

H

·
·
·
·
· ·

· ·

H N H

H

· ·

</div>
(6)<div class='page_container' data-page=6>

8/2

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

· ·

=

· · · ·
· ·

</div>
(7)<div class='page_container' data-page=7>

THUYẾT SỨC ĐẨY CẶP ĐIỆN TỬ HĨA

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 khơng tương đương:

KLK-KLK>KLK-LK>LK-LK

Þ KQ: Cặp e khơng liên kết chiếm khoảng khơng gian rộng
hơn so với cặp e liên kết

8/2

7

</div>
(8)<div class='page_container' data-page=8>

8/2

</div>
(9)<div class='page_container' data-page=9>

B

A: đường thẳng



8/2

9

r D

Dạng HH của phân tử (A là ntử ttâm, X số liên kết và E là cặp e không lk

AX3: tam giác phẳng

AX3E2: chữ T

BF3, CO32-, NO

3-, SO3

AX3E: kim tự tháp 3 góc
 (chóp)

NH3, PCl3

ClF3, BrF3

AX4: tứ diện CH4, PO43-, SO

42-, ClO4

</div>
(10)<div class='page_container' data-page=10>

8/2

r D

AX 4E1: bập bênh,

tứ diện biến dạng

AX5: kim tự tháp đôi 
 3 góc

SF4, IF4+, XeO
2F2

AX4E2: vng phẳng

XeF4, ICl4

</div>
(11)<div class='page_container' data-page=11>

8/2

11

r D

AX6: bát diện

AX7: kim tự tháp đôi
 5 góc

SF6

AX6E1: kim tự tháp
 5 góc

XeF6

</div>
(12)<div class='page_container' data-page=12>

8/2

forc

e 4

esig

ner

: M

r D

ĐỘ ÂM

ĐIỆN

Độ phân cực của liên kết được xác định dựa vào sự khác
biệt ĐỘ ÂM ĐIỆN giữa hai nguyên tử tạo liên kết.
Thang độ âm điện thông dụng do Pauling đề nghị.

1901–94

</div>
(13)<div class='page_container' data-page=13>

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.

8/2

13

</div>
(14)<div class='page_container' data-page=14>

 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

khơng có e độc thân

8/2

r D

O

2

:

O O

· ·

=

· · · ·
· ·

</div>
(15)<div class='page_container' data-page=15>

HAI THUYẾT CĨ THỂ GIẢI THÍCH HỢP LÝ LÀ

THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (VB) VÀ THUYẾT

OBITAN PHÂN TỬ

Liên kết cộng hố trị hình thành do sự ghép đơi của 2e có 
spin trái dấu và thuộc về 2 nguyên tử tham gia tương

tác. Vì vậy liên kết cộng hố 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 hố 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

8/2

15

</div>
(16)<div class='page_container' data-page=16>

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 hố trị 2 của oxi; 3,5


8/2

</div>
(17)<div class='page_container' data-page=17>

THUYẾT OBITAN PHÂN TỬ (MO)

 LUẬN ĐIỂM CƠ BẢN:

Trong phân tử, tính độc lập của các ngun tử khơng cịn
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 cịn 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.

8/2

17

</div>
(18)<div class='page_container' data-page=18>

 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

8/2

</div>
(19)<div class='page_container' data-page=19>

GIẢN ĐỒ MO

a. Giản đồ MO cho các phân tử (Oxi, F, Ne)

*
2p * *



8/2

19

r D

</div>
(20)<div class='page_container' data-page=20>

b. Giản đồ MO cho các phân tử từ
*

* *
2p:

2s:



8/2

</div>
(21)<div class='page_container' data-page=21>

Lập giản đồ MO : 122

*
* *

[KK]


8/2

21

r D

</div>
(22)<div class='page_container' data-page=22>

BẬT LIÊN KẾT

8/2

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 khơng 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]****



�= �

</div>
(23)<div class='page_container' data-page=23>

cac thuyet lien ket hoa hoc

<i><b>CHÀO MỪNG Q THẦY </b></i>

<i><b>CƠ VÀ CÁC BẠN ĐẾN </b></i>

<i><b>THAM DỰ BUỔI BÁO CÁO </b></i>

<i><b>CHUYÊN ĐỀ HÔM NAY</b></i>

CÁC LÝ THUYẾT LIÊN KẾT

HÓA HỌC

H

,

Cl

:

HCl:

<i><b>Qui tắc bát tử</b></i>

2

H

H

+

® Cl

Cl

H

:

or H H

Cl

:

Cl

Cl

+

<sub>or Cl Cl</sub>

<b>® H H</b>

COCl

<sub>Cl C Cl</sub>

O

HF: H F

H F

H N H

H

H N H

H

Nguyên tử có thể dùng chung 4 electron tạo

thành liên kết đôi hoặc 6 electron liên kết ba.

O

:

O O

=

<i><b>THUYẾT SỨC ĐẨY CẶP ĐIỆN TỬ HĨA </b></i>

<i><b>TRỊ</b></i>

ĐỘ ÂM

ĐIỆN

<i><b>NHẬN XÉT: </b></i>

O

:

<sub>O O</sub>

<sub>=</sub>

<i><b>HAI THUYẾT CĨ THỂ GIẢI THÍCH HỢP LÝ LÀ </b></i>

<i><b>THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (VB) VÀ THUYẾT </b></i>

<i><b>OBITAN PHÂN TỬ </b></i>

VÍ DỤ:

<i><b>THUYẾT OBITAN PHÂN TỬ (MO)</b></i>

<i><b>GIẢN ĐỒ MO</b></i>

<b>�= �</b>

ĐỘ BỀN LIÊN KẾT: LK BA>LK ĐÔI>LK ĐƠN

ĐỘ DÀI LIÊN KẾT: LK ĐƠN>LK ĐƠI>LK BA

<i><b>BÀI THUYẾT TRÌNH ĐẾN ĐÂY </b></i>

<i><b>KẾT THÚC, G-4 MONG BÀI BÁO </b></i>

<i><b>CÁO CHUYÊN ĐỀ NÀY GIÚP CÁC </b></i>

<i><b>BẠN HIỂU THÊM VỀ CHƯƠNG </b></i>

<i><b>LIÊN KẾT HÓA HỌC </b></i>

Tài liệu liên quan

Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về