Lien ket hoa hoc Giai thich lai hoa va tao phuc

<span class='text_page_counter'>(1)</span>

<span class='text_page_counter'>(2)</span> MỤC TIÊU 1. Nêu được định nghĩa và mối quan hệ giữa các đại lượng đặc trưng của liên kết. 2. Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết cổ điển về liên kết 3. Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết liên kết hóa trị (VB) 4. Nêu được những đặc điểm của các kiểu lai hoá và biểu diễn được cấu trúc không gian của một số phân tử điển hình. 5. Trình bày được những luận điểm cơ bản của thuyết orbital phân tử (MO) và viết được cấu hình electron của một số phân tử và ion..

<span class='text_page_counter'>(3)</span> 1. Một số đại lượng liên quan đến liên kết 1.1. Độ âm điện ()  Đặc trưng cho khả năng hút electron của nguyên tử khi tạo thành liên kết hoá học..   càng lớn nguyên tử càng dễ nhận electron.   càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường electron..

<span class='text_page_counter'>(4)</span> IA âmIIA IVA VA VIAsố nguyên VIIA VIIIA Độ điệnIIIA của nguyên tử một tố H 2,20 Li 0,98 Na 0,93 K 0,82 Rb 0,82 Cs 0,79 Fr 0,7. He Be 1,57 Mg 1,31 Ca 1,00 Sr 0,95 Ba 0,89 Ra 0,89. B 2,04 Al 1,61 Ga 1,81 In 1,78 Tl 2,04. C 2,55 Si 1,90 Ge 2,01 Sn 1,96 Pb 2,33. N 3,04 P 2,19 As 2,18 Sb 2,05 Bi 2,02. O 3,44 S 2,58 Se 2,55 Te 2,10 Po 2,00. F 3,98 Cl 3,16 Br 2,96 I 2,66 At 2,20. Ne Ar Kr 2,90 Xe 2,6 Rn.

<span class='text_page_counter'>(5)</span>  Trong cùng một chu kỳ, độ âm điện của nguyên. tử các nguyên tố tăng khi Z tăng.  Trong cùng một nhóm A, độ âm điện của nguyên. tử các nguyên tố giảm khi Z tăng.. 1.2. Năng lượng liên kết (E kcal/mol)  Năng lượng cần thiết để phá vỡ một mol liên kết, tạo ra các nguyên tử ở thể khí.  E càng lớn liên kết càng bền.  Ví dụ: EH-H=104,0kcal/mol, EO=O=118,2kcal/mol.

<span class='text_page_counter'>(6)</span> 1.3. Độ dài liên kết (r0 A0)  Khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nhau.  r0 càng lớn liên kết càng kém bền và dễ bị bẻ gãy. Liên kết. H-H. C-C. C=C. CC. r0 (A0). 0,74. 1,54. 1,34. 1,20. E (kcal/mol) 104,0. 79,3. 140,5. 196,7. 1.4. Độ bội của liên kết 1.5. Góc liên kết. O H. H 104,50.

<span class='text_page_counter'>(7)</span> 1.6. Độ phân cực của liên kết Cl Cl. + H Cl. +. Na. -. Cl. Hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử tham gia liên kết càng lớn, liên kết đó càng bị phân cực mạnh.. 2. Các thuyết cổ điển về liên kết 2.1. Quy tắc bát tử  Cấu hình với 8e (hoặc 2e với He) ở lớp ngoài cùng là cấu hình electron bền vững..

<span class='text_page_counter'>(8)</span>  Nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình bền vững với 8e (hoặc 2e) ở lớp ngoài cùng.  Cách 1: Chuyển hẳn electron từ nguyên tử này sang nguyên tử khác (liên kết ion).  Cách 2: Các nguyên tử góp chung electron (liên kết cộng hoá trị).. 2.2. Liên kết ion  Liên kết ion được tạo thành khi hiệu độ âm điện () giữa hai nguyên tử tham gia liên kết ≥2..

<span class='text_page_counter'>(9)</span>  Bản chất của liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa hai ion mang điện tích trái dấu.. 2.3. Liên kết cộng hoá trị  Liên kết cộng hoá trị là liên kết được tạo thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp e chung  Khi 0   < 0,4 liên kết tạo thành là liên kết cộng hoá trị không phân cực, cặp electron liên kết được phân bố đều giữa hai nguyên tử..

<span class='text_page_counter'>(10)</span>  Khi 0,4   < 2 liên kết tạo thành là liên kết cộng hoá trị phân cực, cặp electron liên kết lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.. 2.4. Liên kết cho nhận H+. H. . + N. N H. H H. H. H. +. H.

<span class='text_page_counter'>(11)</span> 2.5. Liên kết hydro  Ví dụ: -. …O. +. -. H … O. H… -. O. H. C -. +. -. …O. H … O. R. H. H …. H. +. H…. OH. -. O.

<span class='text_page_counter'>(12)</span> * Đặc điểm: Năng lượng liên kết nhỏ, độ dài liên kết lớn, liên kết kém bền. * Một số ảnh hưởng đến tính chất của phân tử: - Nhiệt độ sôi : t0s,H2O >> t0s,H2S ; t0s,C2H5OH >> t0s,CH3OCH3. - Độ tan: C2H5OH tan vô hạn trong nước - Liên kết – CO và – NH của acid amin trong các chuỗi polipeptyd duy trì cấu trúc không gian của các phân tử protein. - Liên kết hiđro của các cặp base bổ sung A … …T … và G ::: X trong các phân tử AND giữ cho mạch phân tử ở dạng thẳng và tạo ra cấu trúc xoắn..

<span class='text_page_counter'>(13)</span> 3. Thuyết liên kết hoá trị 3.1. Sự hình thành phân tử H2  Khi 2 nguyên tử H tiến lại gần nhau nếu:.  2e của chúng có cùng chiều tự quay  không tạo ra liên kết hoá học. E. ro Es. 0,53 A0 r Es< 2Eo. 0,74A0.

<span class='text_page_counter'>(14)</span>  2e của chúng có chiều tự quay ngược nhau  liên kết hoá học (phân tử) được tạo thành  Lực liên kết hoá học có bản chất tĩnh điện.. 3.2. Thuyết VB  Liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự ghép đôi 2 electron độc thân có spin ngược dấu của 2 nguyên tử liên kết, khi đó có sự xen phủ 2 AO..  Mức độ xen phủ của các AO càng lớn liên kết càng bền.

<span class='text_page_counter'>(15)</span> 3.3. Liên kết  và liên kết   Liên kết . s-s  Liên kết  được tạo thành do sự xen phủ trục nên bền vững..

<span class='text_page_counter'>(16)</span> z. y. x s–p z. z. y. y. x p–p.

<span class='text_page_counter'>(17)</span>  Liên kết . z. z. x  Liên kết  được tạo thành do sự xen phủ bên do đó kém bền.. p–p.

<span class='text_page_counter'>(18)</span> 3.4. Sự lai hoá AO  Lai hoá là sự tổ hợp các AO khác loại (có năng lượng xấp xỉ nhau) để tạo thành các orbital lai hoá. có hình dạng, kích thước và năng lượng giống nhau nhưng khác nhau về hướng trong không gian.  Sự lai hoá sp:. 1AO s + 1AO p = 2 orbital lai hoá sp.

<span class='text_page_counter'>(19)</span> z. y. x. 1800.

<span class='text_page_counter'>(20)</span>  Sự lai hoá sp2 1AO s + 2AO p = 3 orbital lai hoá sp2 z. y. x. 1200.

<span class='text_page_counter'>(21)</span>  Sự lai hoá sp3 1AO s + 3AO p = 4 orbital lai hoá sp3 z. y 109028’ x.

<span class='text_page_counter'>(22)</span> 3.5. Hình học phân tử của một số hợp chất Phân tử CH4. có dạng tứ diện đều. C. lai hoá sp3, góc liên kết là 109028’ Phân tử CH4.

<span class='text_page_counter'>(23)</span> Phân tử NH3. có dạng chóp. N lai hoá sp3, góc liên kết là 107018’ Phân tử NH3.

<span class='text_page_counter'>(24)</span> Phân tử H2O. có dạng góc. O lai hoá sp3, góc liên kết là 104030’ Phân tử H2O.

<span class='text_page_counter'>(25)</span> 3.6. Sự hình thành liên kết trong phức chất Ví dụ: Cu(NH3)4SO4 ; K3Fe(CN)6; Fe(CNS)3. Phức chất gồm: Cầu nội và cầu ngoại Cầu nội: * Ion trung tâm: Cu2+, Ag+, Fe2+, Fe3+, Co3+,. Ni2+, Cr3+…→ có AO trống * Phối tử: NH3, H2O, CN-, OH-, Cl-, CH3COO-, … → Có cặp e chưa chia → Liên kết trong phức chất là liên kết cho nhận..

<span class='text_page_counter'>(26)</span>  Sự hình thành liên kết trong Cr(NH3)63+ Cr(Z = 24): 3d5 4s1 Cr3+ : 3d3 4s0 4p0.  Lai hóa d2sp3 tạo 6 AO lai hóa hướng theo 6 đỉnh của hình bát diện đều.  liên kết phối trí:NH3. Cr3+.  Sự lai hóa xảy ra giữa các AO 3d với AO 4s  lai hóa trong.  Phân tử còn e độc thân  thuận từ.

<span class='text_page_counter'>(27)</span>  Sự hình thành liên kết trong Ni(Cl)42-. Ni(Z =28): 3d8 4s2. Ni2+ : 3d8 4s04p0.  Lai hóa sp3 ; hình tứ diện đều; lai hóa ngoài; phức thuận từ..  Sự hình thành liên kết trong Ni(CN)42-.  Lai hóa dsp2 ; hình vuông phẳng; lai hóa trong; phức nghịch từ. (Chú ý: Ba phối tử mạnh NO2- , CN-, CO).

<span class='text_page_counter'>(28)</span> 4. Thuyết orbital phân tử (MO) 4.1. Luận điểm cơ bản  Phân tử được coi như một hạt thống nhất, trong đó e liên kết chuyển động trong một điện trường gây ra bởi các hạt nhân và các e còn lại  Trong phân tử trạng thái của các e được mô tả bằng các MO.  Khi nguyên tử đi vào liên kết, các AO của chúng sẽ tổ hợp với nhau tạo các MO.  Trong phân tử các e được phân bố dần vào các MO giống e trong nguyên tử..

<span class='text_page_counter'>(29)</span> 4.2. MO liên kết và MO phản liên kết Các MO được xác định bằng cách tổ hợp tuyến tính các AO. Các AO tham gia tổ hợp. Các MO hình thành. 1s + 1s. 1S  1S*. 2s + 2s. 2S  2S*. 2pz + 2pz. Z < Z*. 2px + 2px 2py + 2py. x  y  *x  *y.

<span class='text_page_counter'>(30)</span> dãy 1: đối với các phân tử A2 của các nguyên tố O,F,Ne 1S  1S* 2S  2S*  Z  x  y  *x  *y  *Z Cấu hình electron. A2. Đ. l (A) E(Kcal/mol). H2. 21S. 1. 0,74. 104,0. O2. 2S 2S* 2Z 2x  2y 1*x  1*y. 2. 1,21. 118,2. F2. 2S 2S* 2Z 2x  2y 2*x  2*y. 1. 1,42. 37,1.

<span class='text_page_counter'>(31)</span> dãy 2: *Đối với các phân tử A2 của các nguyên tố đầu CK2 * Đối với các phân tử và ion dạng AB (A < B) 1S  1S* 2S  2S*  x  y  Z  *x  *y  *Z AB. Cấu hình electron. Đ. l (A) E(Kcal/mol). CO. 2S 2S* 2x  2y 2Z. 3. 1,28. 255,7. NO. 2S 2S* 2x  2y 2Z 1*x  0*y. 2,5. 1,15. 162,2. CN-. 2S 2S* 2x  2y 2Z. 3. 1,14. 224,9.

<span class='text_page_counter'>(32)</span> * Công thức tính độ bội Đ. dãy 3: đối với phân tử HF 1S 2klk 2S2klk  Z2  x 2klk  y2klk  *Z.

<span class='text_page_counter'>(33)</span>