Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

General Chemistry

Chương 4Li ên kết hóa học

và cấu tạo phân tử

General Chemistry: Chapter 10 Slide 2 of 35

Nội dung

4.1.Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học

4.2.Liên kết ion4.3.Liên kết cộng hóa trị4.4.Liên kết kim loại

4.5.Liên kết phân tử

Prentice-Hall © 2002 General Chemistry: Chapter 10 Slide 3 of 35

4.1.2.Một số đặc trưng của liên kết

� Độ dài liên kết •Khái niệm : khoảng cách giũa 2 hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau



��Góc hoá trị : góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết.



Phân tử Hình dạng Góc liên kết

AX 2 Thẳng 180o

AX 3 Tam giác 120o

AX 4 Tứ diện 109.5o

AX 5 Lục diện 90o / 120o

AX 6 Bát diện 90o



� Năng lượng liên kết:��Khái niêm:

Năng lượng được giải phóng ra khi tạo thành liên kết đó từ các nguyên tử

�� Tr ị số-Phân tử 2 nguyên tử AB

-Phân tử nhiều nguyên tử ABn

Hình thành phân tử

Phân ly phân tửC + 4H - Q CH4 + Q

phlk EE +=−

ABBA EE +=− −

nABBA En

E +=− −1



� Bậc liên kết• Khái niệm: số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử

tương tác trực tiếp nhau

• Quy luật : ↑ Bậc liên kết →↓d & ↑ Elk

Độ mạnh LK

Độ dài LK


Các học thuyết về liên kết hoá học

� Thuyết điện hoá

-Nội dung :Ng.tử = cực “+” + cực “-”

2 ng.tử A & B : A có cực “+” chiếm ưu thế

B có cực “-” chiếm ưu thế

⇒ Hút nhau → Hợp chất hoá học

-Hạn chế : Ng.tử giống nhau → O2, H2, Cl2 ?


��Thuyết cấu tạo

-Nội dung :+Các ng.tử trong phân tử kết hợp với nhau theo

một trật tự xác định tương ứng với hoá trị của chúng

+T/c hoá học của các chất = f(thành phần & cách sắp xếp ng.tử) hay f(cấu trúc hoá học)

-Hạn chế : bản chất thật sự của liên kết hoá học ?



��Thuyết electron

-Nội dung2 ng.tử tiếp xúc→Lơp vỏ “e” ngoài cùng thay

đổi →Đạt 8 e (Cấu hình bền vững của khí trơ) ⇒ Cặp “e” d ùng chung tạo thành Liên kết hoá học

2 loại liên kết:

Cặp “e” thuộc về 2 ng.tử →Liên kết cộng hoá trịCặp “e” thuộc về 1 ng.tử →Liên kết ion-Hạn chế : bản chất thật sự của liên kết hoá học ?



Lực đẩy

Lực hút

Đám mây electron

Hạt nhân

Các học thuyết về liên kết hoá học�Thuyết cơ lượng tử


4.1.3.Lý thuyết lượng tử về liên kết hoá học

� Thuyết cơ lượng tử• Ví dụ

• Phân tử gồm một số giới hạn các hạt nhân ng.tử và các “e” tương tác với nhau & được phân bố xác định trong không gian, tạo thành một cấu trúc bền vững


4.2.Liên kết ion.4.2.1.Cơ chế4.2.2.Điều kiện

4.2.3.Tính chất đặc trưng của liên kết ion


4.2.1.Cơ chê tạo thành liên kết ion� Thuyết tĩnh điện về liên kết ion của Kossel

(Kossel 1888-1967,người Đức).

-Chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác.

Nguyên tử mất “e” →Ion “+” : cation

Nguyên tử nhận “e” →Ion “-” : anion.

- Ion ngược dấu → Hút t ĩnh điện → Ion gần nhau

Ion gần nhau → Vỏ “e” đẩy nhau⇒⇒⇒⇒ Lực đẩy = Lực hút →→→→ Phân tử ion

15

• Ví dụ: NaCl :χNa = 0.9 , χCl = 3.04.2.1.Cơ chê tạo thành liên kết ion

HUI© 2006 General Chemistry: Slide 17 of 48

4.2.2. Điều kiện tạo thành liên kết ion

� Điều kiên : ∆χ≥∆χ≥∆χ≥∆χ≥ 2

Ng/tử có χ lớn : nhận “e” → Anion “-” Gắn với Ái lực electron (F)

Ng/tử có χ nhỏ : nhường “e” → Cation “+”Gắn với Năng lượng ion hoá (I)


4.2.3.Tính chất đặc trưng của l. kết ion.

� Tính không định hướng: hút ion trái dấu theo bất kỳ hướng nào.

� Tính không bão hòa: hút các ion trái dấu với lượng không xác định.

� Lực liên kết :

E = 35 -85 kj/mol→ Liên kết bền vững


� Sự phân cực • Cation “+” : hút đám mây “e” của anion → Che phủ → Xuất hiện liên kết cộng hoá trị→• Anion “-” : đẩy đám mây “e”⇒⇒⇒⇒ Biến dạng ion

Vùng che phủ

+ -

4.2.3.Tính chất đặc trưng của l. kết ion.


4.3 Liên kết cộng hoá trị 4.3.1.Thuyết điện tử (Thuyết Lewis)

3.3.1.1.Cơ chế3.3.1.2Điều kiện3.2.1.3.Tính chất đặc trưng

4.3.2.Thuyết cơ học lượng tử 4.3.2.1.Thuyết liên kết hoá trị (VB-valence bond)

Thuyết hoá trị spin (Thuyết Pauling)Thuyết lai hoá (Thuyết Pauling-Slater)

4.3.2.2.Thuyết orbital phân tử (MO-moleculer orbital)

Tháng 02.2006 TS. Hà Văn Hồng 21

••VVíí d dụụ 1: H-H 1: H-H => H=> H22

3.3.1.1. Cơ chế (Thuyết Lewis)

Tháng 02.2006TS. Hà Văn Hồng22

• Ví dụ 2 : H2O ..

H . + : O : + .H H :O:H H –O – H

4.3.1.1.Cơ chế (Thuyết Lewis)


4.2.1. Liên kết cộng hoá trị (Lewis)(

�Nội dung cơ bản:• Sự hình thành liên kết Nguyên tử tương tác góp chung một số “e” → Cặp “e” chung cho 2 nguyên tử

• Cấu hình : Cấu hình “e” vững bền của các khí trơ - Vỏ điện tử : 2enhư H2 → Khí Heli (He) - Vỏ điện tử : 8enhư H2O→ Khí Neon (Ne)


ΗΗΗΗ ΗΗΗΗ ΗΗΗΗΗΗΗΗ

F

++++

++++ F FFF F

ΗΗΗΗ ΗΗΗΗ

�Công thức cấu tạo • 2 nguyên tử cùng loại


ΗΗΗΗ ΗΗΗΗF ++++ F F H

•Qui tắc bát tử

ΗΗΗΗ

O ΗΗΗΗΗΗΗΗ++++O 2222 ΟΟΟΟ ΗΗΗΗ

ΗΗΗΗ


�Các loại liên kết

ΗΗΗΗ++++OΗΗΗΗ

O ΗΗΗΗ2222 ΟΟΟΟ ΗΗΗΗ

ΗΗΗΗ•Liên kết đơn

•Liên kết đôi

CO2 O = C =O

•Liên kết ba

N2N ≡ N


•Liên kết cho-nhận

ΑΑΑΑ ++++ ΒΒΒΒ A+-B-

Ví dụ : NH4+

ΗΗΗΗ ++++ ΝΗΝΗΝΗΝΗ3333 [H←←←←NH3]+ N : H

+H

:H

H

28

� Điều kiện: Độ âm điện ∆ χ ≤ 2

∆ χ ≤≤≤≤ 2 →→→→ Cộng hoá trị phân cực

∆ χ = 0 →→→→ Cộng hoá trị thuần tu

4.3.1.2.Điều kiện liên kết cộng hoá tr ị

29

� Tính có hướng

� Tính bão hoà : không rõ

� Năng lượng liên kết E = 20 – 72 kj/mol :=> Liên kết khá bền vững

4.3.1.3.Tính chất đặc trưng liên kết cộng hoá tr ị

30

� Sự phân cực∆ χ = 0 (ng.tử cùng loại) → không phân cực

∆ χ < 2 (ng.tử khác loại) → Phân cực

4.3.1.3.Tính chất đặc trưng liên kết cộng hoá tr ị


H-H H-H => H=> H22

Thuyết CHLT : Sự hình thành H2


� Lực tương tác giữa 2 ng.tử hydro • Lực hút• Lực đẩy



• Trường hợp 2 ng.tử có spin ngược chiếu

-Khi tiến gần : Lực hút > Lực đẩy→↓Năng lượng

-Khi cách nhau ro : mây “e” che phủ lên nhau→Liên kết cộng hoá trị→↓Lực hút hạt nhân →↓Năng lượng=min →→→→ H2 hình thành -Tiếp tục tiến gần : Lực đẩy >Lực hút →↑Năng lượng

• Trường hợp 2 ng.tử có spin cùng chiếu

-Khi tiến gần : Lực đẩy >Lực hút →↑Năng lượng

→→→→ H2 không hình thành• Kết luật :LKCHT hình thành do cặp “e” có spin

ngược



Năng lượng theo VB của phân tử H2


4.3.2.1.Thuyết hoá trị spin-Pauling

1- Liên kết hình thành do sự ghép đôi của 2e độc thân có spin trái dấu

2-Sự xen phủKhi tạo liên kết xảy ra sự xen phủ các orbitan

hoá trị của 2 ng.tử tham gia liên kết.

Sự xen phủ càng lớn thì liên kết càng bền

3-Liên kết có hướngHướng của liên kết là hướng có độ xen phủ

lớn nhất của các orbitan hóa trị.


Tính bão hoà của liên kết cộng hoá tr ị� Chu kỳ 2 :chuyển “e” thực hiện được trong cùng

lớp

• Beri (Be) : 4e

Be: 1S22S2 Hoá trị 2

Be*: Hoá trị 2

• Bo (B) : 5e

B: 1S22S22P1 Hoá trị 1

B*: Hoá trị 3

• Cacbon (C) : 6 e

C: 1S22S22P2 Hoá trị 2

C*: Hoá trị 4


• Photpho (P) : 15e

P: 3S23P3 Hoá trị 3

P*: Hoá trị 5

• Lưu huỳnh (S) : 16e

S: 3S23P4 Hoá trị 2

S*: Hoá trị 4

S*: Hoá trị 6

Tính bão hoà của liên kết cộng hoá tr ị


• Clo (Cl) : 17e 1S22S22P6 3S23P5

Cl: H.trị 1

3S 3P 3d

Cl*: H.trị 3

Cl*: H.trị 5

Cl*: H.trị 7

Tính bão hoà của liên kết cộng hoá tr ị


Tính có hướng của liên kết cộng hoá tr ị� Sự che phủ max theo những hướng nhất định →→→→

Liên kết tạo thành theo những hướng nhất định

� Ví dụ : H2 + S = H2S → H nằm trên trục orbital P


Tính có hướng của liên kết cộng hoá tr ị� Sự che phủ max theo những hướng nhất định →→→→

Liên kết tạo thành theo những hướng nhất định• Ví dụ : Liên kết HCl

Tâm ng.tử H phải nằm trên trục của orbital P


• Ví dụ : Liên kết Cl2

Trục của 2 orbital Pz phải trùng nhau


• Ví dụ : Liên kết H2S

2 hạt nhân ng.tử Hydro (H) phải nằm trên trục của orbital P của ng.tử lưu huỳnh (S)


• Liên kết cộng hoá trị có cực

∆χ < 2→ Mây che phủ phân bố không đều

Ng.tử có χ nhỏ → Phân cực dương

Ng.tử có χ lớn → Phân cực âm

• Liên kết cộng hoá trị không có cực

∆χ = 0 → Mây che phủ phân bố đều

Tính phân cực của liên kết cộng hoá tr ị


� Nội dung : trộn 2 hay nhiều Orbttan ng.tử (AO) để tạo

thành các orbital mới ( Orbital lai hóa)

• Trộn ít nhất 2 AO có mức năng lượng khác nhau ( ví dụ S &

P)→ Các orbital lai hoá: có hình dạng, kích thước, năng lượng

giống nhau

• Liên kết hoá học được hình thành nhờ :

- Sự che phủ đám mây điện tử của orbital lai hoá & các AO

- Sự che phủ đám mây điện tử của orbital lai hoá & các orbital

lai hóa khác

• Số orbital lai hoá = Số orbital tham gia lai hoá

4.3.2.1 .Thuyết lai hoá ( Pauling +Slater)

x

y

zpx py pz

x

y

z

1 x s + 2 x p = sp2-orbitals 1 x s + 3 x p = sp3-orbitals

60°

60°

x

y

z

an s-orbitalthe three p orbitals

Orbital nguyên tử

Lai hóa

x

y

z

1 x s + 1 x p = sp-orbitals

4.3.2.1 .Thuyết lai hoá ( Pauling +Slater)

1xS +1x P ��SP-orbitals

Ki ểu lai hóa Số lai hóa Cấu hình

SP 2 Đường thẳngGóc liên kết : 180o

1xS +2xP ��SP2-orbitals


SP2 3 Tam giác đều

Góc liên kết :120o

1xS +3xP ��SP3-orbitals


SP3 4 Tứ diện tam giác đều

Góc liên kết : 109o5

Liên kết sigma (σσσσ)

Liên kết pi (ππππ)

HUI© 2006General Chemistry:Slide 51 of 48

Dự đoán kiểu lai hoá��T ổng số

T-Tổng số orbital lại hóa

σ -Số liên kết σ

X-Tổng số “e” hoá trị của các ng.tử trong phân tử

Y-Tổng số “e” hoá trị đã liện kết

(X-Y)/2 - số cặp e hoá trị tự do

T = 2 : Ng.tử trung tâm có lai hoá SP

T = 3 : Ng.tử trung tâm có lai hoá SP2

T = 4 : Ng.tử trung tâm có lai hoá SP3

2YX

T−−−−++++==== σ


�Dự đoán kiểu lai hoá��Cách tính

��σσσσ : theo công thức Lewis của phân tử

��Tính số cặp e tự do :

1. Tính X � Nếu có a điện tích +; tổng e hóa trị X-a

� Nếu có b điện tích -; tổng e hóa trị X+b

2.Tính Y

8e cho mỗi nguyên tử biên nói chung

2e cho mỗi ng.tử biên là hydro)

3.Số cặp e hóa trị : 2

YX−


�Dự đoán kiểu lai hoá

Phân tử

Ng.tử Tr. tâm

X Y T Lai hoá

CO2 C 4 + (6x2) 8 x 2 0 2 + 0 = 2 SP

NO2+ N 5 + (6 x 2) -1 8 x 2 0 2 + 0 = 2 SP

NH4+ N 5 + (1 x 4) -1 2 x 4 0 4 + 0 = 4 SP3

CO32- C 4 + (6 x 3) + 2 8 x 3 0 3 + 0 = 3 SP2

SO2 S 6 + (6x2) 8 x 2 1 2 + 1 = 3 SP2

H2O O 6 + (1x2) 2 x 2 2 2 + 2 = 4 SP3

2YX −−−−

Lai hoùa sp

Ví duï 1: phaân töû BeCl2

��Tạo orbital lai hóa Be (Z = 4) 1s2 2s2

��Liên kết với 2Cl : Cl (Z = 17): 3s2 3p5

Dự đoán kiểu lai hóa & Cấu hình

Lai hoùa sp2

Ví duï 2: Phaân töû BF3.��Tạo orbital lai hóa B (Z = 5): 2s2 2p1

��Liên kết với 3 FF (9 = 1) : 2s2 2p5

Lai hóa sp3 Ví dụï 3: Phaân töû CH4

��Tạo orbital lai hóaC (Z = 6): 2s1 2p3

��Liên kết với 4 H : 1s1

Lai hóa sp3 Ví dụï 4: Phaân töû NH3

��Tạo orbital lai hóaN (Z = 7): 2s2 2p3

��Liên kết với 3 H : 1s1

Lai hóa sp3 Ví dụï 5: Phaân töû H2O��Tạo orbital lai hóaO (Z = 8): 2s2 2p4

��Liên kết với 2H : 1s1


Hạn chế :Thuyết hoá trị spin �� H2

+ : liên kết H-H + bằng 1e Thuyết hoá trị spin : liên kết bằng cặp e

�� Oxy : O (8) : 1S22S22P4

Thực tế : chất thuận từ ≠≠≠≠ Chất nghịch từ

?


4.3.2.2.Thuyết orbital ph ân tử (MO)��Phân tử là nguyên tử đa nhân: Các hạt nhân & Các electron ��Phương pháp gần đúng : MO-LCAO(PP orbital phân tử-Tổ hợp tuyến tính các orbital ng.tử )(Moleculer Orbitals-Linear Combination of Atomic Orbitals)

�Hạt nhân : đứng yên Điện tử : xoay quanh hạt nhân

Điện tử hóa trị liên kết →→→→ Phân tử��Hàm sóng ψψψψNg.tử 1 : hàm sóng ψψψψ1

Ng.tử 2 : hàm sóng ψψψψ2

P.trình Schrodinger →→→→ ψψψψ & E��Tổ hợp nAO →→→→ nMO

ψψ EH ====

2211 ψψψ CCMO ++++====


4.3.2.2.Thuyết orbital ph ân tử (MO)��Điều kiện tổ hợp các orbital nguyên tử

��Các AO phải có cùng tính chất đối xứng

��Năng lượng các AO phải xấp xỉ nhau

��Các AO phải xen phủ r�� rệt

��Cấu trúc “e” c ủa phân tử Tuân theo N.lý bền vững + N.lý Pauly+Q.tắc Hund


4.3.2.2.Thuyết orbital ph ân tử (MO)��Đại lượng đặc trưng

��Bậc liện kết

n-số “e” liên kết n* -số “e” phản liên kết

��Năng lượng liên kết (E)

��Độ dài liên kết (d)

2

*nnN

−=


Hình dạng MO liên kết & MO phản liên kết


Combining p orbitals

Ví dụ 1: H + H+ →→→→ H2+

��Lập các MO Mỗi ng.tử có 1 orbital hóa trị : 1S

� Giản đồ năng lượng

� Cấu hình “e” :

� Bậc liện kết :

11Sσ

HUI© 2006 General Chemistry:Slide 66 of 48

5.02

01 ====−−−−====N

Sự hình th ành MO từ 2 ng.tử cùng lo ại (A 2)(Chu k ỳ 1 : H2

+, H2, He2+, He2)

22111 SSS CC ψψψ ++++====)(5.0

21 SS ψψψ ++++====++++

)(5.021 SS ψψψ −−−−====−−−−

S1σ*1Sσ


Ví dụ 2: H2 (2e)

�AO : 1S MO : σ1s

� Cấu hình: (σ1s)2

� Bậc liên kết 12

02 =−=N

Sự hình th ành MO từ 2 ng.tử cùng lo ại (A 2) (Chu k ỳ 1 : H2

+, H2, He2+, He2)


Ví dụ 3: He2+ (3e)

��AO : 1S MO : σ1s

�Cấu hình “e” (σ1s)2(σ1s

*)1

�� Bậc liên kết

5.02

12 ====−−−−====N


+, H2, He2+, He2)


+, H2, He2+, He2)

Ví dụ 4: He2 (4e)

�AO : 1S MO : σ1s

� Cấu hình : (σ1s)2(σ1s

*)2

��Bậc liên kết

⇒⇒⇒⇒ He2 không tồn tại

02

22 =−=N


MO H2+ H2 He2

+ He2

σ1s* ↑ ↑↓

σ1slk ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Bậc liên kết 0,5 1 0,5 0

dlk nm 0.106 0.074 0.108 -

Elk (kJ/mol) 256 432 251 0


+, H2, He2+, He2)


� Lập các MO• Mỗi ng.tử có 4 orbital hóa trị : 1 orbital 2s + 3 orbital 2p.

-Tổ hợp thứ 1: 2 AO 2S của 2 ng.tử

-Tổ hợp thứ 2: 2 AO 2PZ của 2 ng.tử

2211 SSS CC ψψψ ++++====)(

21

21 SS ψψψ ++++====++++

)(2

121 SS ψψψ −−−−====−−−−

*

Sσ

Sσ

2413 ZZZ CC ψψψ ++++====)(

21

21 ZZ ψψψ ++++====++++

)(2

121 ZZ ψψψ −−−−====−−−−

*

Zσ

Zσ

Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2)(Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)


� Lập các MO

-Tổ hợp thứ 3: 2 AO 2PX của 2 ng.tử

-Tổ hợp thứ 4: 2 AO 2PY của 2 ng.tử

2615 XXX CC ψψψ ++++====)(

21

21 XX ψψψ ++++====++++

)(2

121 XX ψψψ −−−−====−−−−

*

Xπ

Xπ

2817 PPY CC ψψψ ++++====)(

21

21 YY ψψψ ++++====++++

)(2

121 YY ψψψ −−−−====−−−−

*

Yπ

Yπ

σσσσ1s < σσσσ1s∗∗∗∗ < σσσσ2s <σσσσ2s

∗∗∗∗ < ππππ2px= ππππ2py < σσσσ2pz < ππππ*2px = ππππ*

2py < σσσσ*2pz

��Giản đồ năng lượng

E2S ≈≈≈≈ E2p :Ng.tử đầu chu kỳ (Li, Be, B, C, N)

��Giản đồ năng lượng

E2S < E2p : Ng.tử cuối chu kỳ (O, F, Ne)

σσσσ1s < σσσσ1s∗∗∗∗ < σσσσ2s <σσσσ2s

∗∗∗∗ < σσσσ2pz < ππππ2px= ππππ2py < ππππ*2px = ππππ*

2py < σσσσ*2pz

��Ghi chú �Đầu chu kỳ : Li2 , B2 , B2 , C2 , N2

Tương tác đẩy σs & σz : lớn

�Cuối chu kỳ : O2 , F2 , Ne2 Tư ơ ng t á c đ ẩ y σ s & σ z :

không

min22 ====−−−−==== SP EEE∆

max22 ====−−−−==== SP EEE∆

Li

En

erg

y

LiLi2

1s 1s

1σs

1σs*

2s 2s

2σs

2σs*

Ví dụ 1: Li 2 (3e)

�AO : MO : σ2s

�Cấu hình : � Bậc liên kết

12

02 ====−−−−====N

12 21 SS

2Sσ


Be

En

ergy

BeBe2

1s 1s

1σs

1σs*

2s 2s

2σs

2σs*

Ví dụ 2: Be2 (4e)

�AO : MO : σ2s

� Cấu hình :

� Bậc liên kết

→→→→ Không tồn tại 0

222 ====−−−−====N

2221 SS

2*2SSσσ


B

En

ergy

BB2

2s 2s

2σg

2σs*

2p

2p2σz

2σz*

2πx,y

2πx,y*

(px,py)pz

Ví dụ 3: B2 (5e)

�AO :

� Cấu hình :


112*2YXSS ππσσ ====

122 221 PSS

12

24 ====−−−−====N


Ví dụ 4: C2 (6e)

�AO :

� Cấu hình :


222*2YXSS ππσσ ====

222 221 PSS

22

26 ====−−−−====N

C

En

ergy

CC2

2s 2s

2σg

2σs*

2p

2p2σz

2σz*

2πx,y

2πx,y*

(px,py)pz


Ví dụ 5: N2 (7e)

�AO :

� Cấu hình :


2222*2ZYXSS σππσσ ====

322 221 PSS

32

28 ====−−−−====N

N

En

ergy

NN2

2s 2s

2σg

2σs*

2p

2p2σz

2σz*

2πx,y

2πx,y*

(px,py)pz


O OO2

En

erg

y

2s 2s

2σg

2σu*

2p

2p

2σz

2σz*

2πx,y

2πx,y*

(px,py)pz

Ví dụ 6: O2 (8e)

�AO :

� Cấu hình :

Thuận từ� Bậc liên kết

22

48 ====−−−−====N

522 221 PSS

1*1*2222*2

YXYXZSS ππππσσσ ========


F FF2

En

erg

y

2s 2s

2σg

2σu*

2p

2p

2σz

2σz*

2πx,y

2πx,y*

(px,py)pz

Ví dụ 7 : F2 (9e)

�AO :

�� Cấu hình :

� Bậc liên kết 1

268 ====−−−−====N

522 221 PSS

2*2*2222*2YXYXZSS ππππσσσ ========


Ne NeNe2

Ví dụ 8 : Ne2 (10e)

�AO :

� Cấu hình :


→→→→ Không tồn tại 0

288 ====−−−−====N

622 221 PSS

2*2*2*2222*2

ZYXYXZSS σππππσσσ ========E

nerg

y

2s 2s

2σg

2σu*

2p

2p

2σz

2σz*

2πx,y

2πx,y*

(px,py)pz



MO Li2 B2 C2 N2+ N2

σ*2pz

π*2px = π*

2py

σ2pz ↑ ↑↓

π2px = π2py ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

σ2s∗ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Blk 1 1 2 2,5 3

dlk (A0) 2,67 1,59 1,24 1,12 1,1

Elk (kJ/mol) 105 289 599 828 940



MO O2+ O2 O2

- F2 Ne2

σ*2pz ↑↓

π*2px = π*

2py ↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

π2px = π2py ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

σ2pz ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

σ2s∗ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Blk 2,5 2 1,5 1 0

dlk (A0) 1,12 1,21 1,26 1,41 -

Elk (kJ/mol) 629 494 328 154 -


A + B = AB

Sự hình th ành MO (AB) từ 2 ng.tử khác loại (A &B)

BA χχ <<<< BA EE >>>>


Ví dụ 1: BN �AO

•B : 1S22S22P1 •N : 1S22S22P3

�Cấu hình

�Bậc liên kết

22

26 =−=N

(σ2s)2 (σ2s*)2(π2px)2 (π2Py)2

Sự hình th ành MO (AB) từ 2 ng.tử khác loại thu ộc chu k ỳ 2

Ví dụ 2: CN �AO

•C : 1S22S22P2 •N : 1S22S22P3

�Cấu hình


5.22

27 ====−−−−====N


1222*2

zpyPxPss σππσσ ====

Ví dụ 3: CO �AO

•C : 1S22S22P2 •O : 1S22S22P4

�Cấu hình


32

28 ====−−−−====N


2222*2

zpyPxPss σππσσ ====

Ví dụ 4: NO �AO

•N : 1S22S22P3 •O : 1S22S22P4

�Cấu hình


5.22

38 ====−−−−====N


1*2222*2

xPzpyPxPss πσππσσ ====


MO BN BO CO+ CO NO+ NOπ*

2pz

π*2px = π*

2py ↑

σ2pz ↑ ↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓

π2px = π2py ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

σ2s∗ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

σ2s ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓

Blk 2 2,5 2,5 3 3 2,5



� Phân cực liên kết & Độ âm điện

� ��∆χ∆χ∆χ∆χ = 0 – 0.4 : l.kết cộng hóa trị không cực� �� ∆χ∆χ∆χ∆χ = 0.4 – 1.9 : l.kết cộng hóa trị cócực� �� ∆χ∆χ∆χ∆χ = 2 - 4 : l.kết ion

4.4.Phân tử phân cực & Phân tử không phân cực

0 0.4 2.0 4.0

4% 51%Độ ion, δδδδ

“100%”

Chêch lệch độ âm điện, ∆χ∆χ∆χ∆χ

Tro, Chemistry: A Molecular Approach

93

χCl = 3.0∆χCl = 3.0 - 3.0 = 0

Pure Covalent

χCl = 3.0χH = 2.1

∆χ = 3.0 – 2.1 = 0.9Polar Covalent

χCl = 3.0χNa = 1.0

∆χ = 3.0 – 0.9 = 2.1Ionic


94


� Moment lưỡng cực ��Công thức

q-giá trị tuyệt đối của điện tích, C

d-độ dài liên kết, m

��Đơn vị đo Cuulomb x mét (C.m)

Debye (D)

��Hướng vectơ : từ cực dương đến cực âm

H F

electron richregion

electron poorregion

δ+ δ−mCmCD .1033.3.1031

1 3029 −−−−−−−− ××××========

qd====→→→→

µ

95


� Phân tử phân cực (có cực)� ��Tr ọng tâm điện tích dương của các hạt nhân &

tr ọng tâm điện tích âm của các electron không trùng nhau

� ��Cấu trúc phân tử : không đối xứng� Phân tử không phân cực (không cực)

� ��Tr ọng tâm điện tích dương của các hạt nhân & tr ọng tâm điện tích âm của các electron có trùng nhau

� ��Cấu trúc phân tử : đối xứng


Tính chất từ

��Mỗi điện tử “e” chuyển động => dòng điện nhỏ=> Từ trường yếu => Momen từ

µµµµ = µµµµo + µµµµs µµµµo ≈≈≈≈ 0

Tháng 02.2006TS. Hà Văn Hồng 97

��Chất nghịch từ• Lớp ngòai : “e” : � µµµµs = 0 => µµµµ = 0

• Đặt trong từ trường H

Vât liệu bị từ hóa : “e” thay đổi tốc độ góc

=> µ ≠ 0 => định hướng

=> Làm yếu từ trường ngoài =>

H

H

Tính chất từ

µ


��Chất thuận từ• Lớp ngòai: “e” : � ms ≠ 0 => M ≠ 0

• Đặt trong từ trường H

Vât liệu bị từ hóa : “e” quay theo từ trường ngoài

=> định hướng

=> Làm tăng từ trường ngoài=

M H

Tính chất từ


� Mô hình “kh í electron”

• Cơ chế

�� Các đ.tử hóa trị liên kết yếu với hạt nhânBứt khỏi lớp ngoài cùng =>

Hạt nhân: thừa điện tích dương Ion (+)(e) mang điện (-) ch.động tự do “Mây e”

�� Lực hút tĩnh điện: Ion (+) hút �� điện tử (-)

�� Lực đẩy: Ion (+) đẩy �� Ion (+)

=> Lực hút = Lực đẩy => Liên kết kim loại

4.4.Liên kết kim lọai


4.4.Liên kết kim lọai•Liên kết kim loại :Liên kết nhiều tâm vì các khí “e” đồng thời thuộc về toàn bộ các nguyên tử

Ion

Electron t ự doElectron trong nguyên t ử

Nguyên tử tại nút mạng tinh thể

NhânIon

Electron t ự do


��Đặc điểm:� E =6–50 kj/mol (nhỏ)=> Liên kết bến vững

��Tính không có hướng:Ion (+) ≈ qủa cầu mang điện →→→→

Điện trường như nhau theo mọi phương :

-Hút các điện tử (e) tự do

-Đẩy các ion (+) xung quanh

��Tính không bão hoà: không hạn định số lượng

=> Tập hợp các Ion (+) trong biển (e) tự do

=> Tinh thể kim loại


ThThááng 02.2006ng 02.2006 TS. HTS. Hàà V Văăn Hn Hồồngng 103103

��Mô hình dải năng lượng (Thuyết MO) 2 Ng.tử cùng loại gần nhau: T/tác với nhau

1 MO liên kết có E(lk) thấp1 MO phản liên kết có E(plk) cao ∆E = E(plk) - E(lk) Miền cấm (hố năng lượng)

Elk


Eplk

Elk


Hệ nhiều ngtử : 3, 4, 5…N ngtử Tương tác N/2 MO liên kếtN/2 MO phản liên kết

E :N mức liên tục ∆E: min Dải năng lượng



Mi ền cấm ∆∆∆∆E : Kim loại : ∆E rất nhỏ hay ∆E = 0 ev Chất bán dẫn: ∆E = 0.1 – 3 ev Chất cách điện : ∆E > 3 ev



��Tính chất:� Lý tính :

Dẫn điệnDẫn nhiệt

��Cơ tính

Tính đàn hồiTính dẻo

Tính chất khác : Nhiệt dung ?��nh kim ?



�Cơ chế:�� χχχχH = 2.1 < χF = 4 →→→→Mây điện tử H bị hút về phía F →→→→H+ & F- →→→→Liên kết cho-nhận

⇔⇔⇔⇔ Liên kết cộng hoá trị

�� H+ : kích thước nhỏ →Chui vào vỏ F- của HF≠

=> Liên kết phụ (Liên kết bậc 2) ⇔⇔⇔⇔Liên kết Hydro

4.5.Liên kết Hydro


�Ví dụ: liên kết hydro trong nước


� Điều kiện• X-H : χx lớn ; X : F, O , N• Y-H: Y có cặp “e” chưa sử dụng ; Y : F, O ,

N

“e” của H dịch chuyển về X→ H+

H+ chui vào vỏ Y-(anion) của phân tử Y-H



�Phân loại• Liên kết hydro liên phân tử

Tạo thành giữa các phân tử

• Liên kết hydro nội phân tửTạo thành trong 1 phân tử



�Đặc điểm:

�� E = 8- 40 kj/mol < Econght=> Liên kết yếu

� T � Liên kết bị phá vỡ



�Ảnh hưởng liên kết hydro đến tính chất của các chất

• Biến đổi l�� tính : Ts


��Thay Thay đđổổ kh khốối li lưượợng ring riêêng ng

NNưướớc : c : kkếết tinh :t tinh : →→ ĐĐáá n nổổi ?i ?

Khi Khi đđáá tan : tan : ??????

CCấấu tru tr úúc cc củủa Ha H22O : O : O liO liêên kn kếết 4 Ht 4 H

•• 2H li2H liêên kn kếết Ot O→→LiLi êên kn kếết Ct Cộộng h.trng h.trịị

•• 2H li2H liêên kn kếết Ot O→→LiLi êên kn kếết hydrot hydro


LR dd <V↑

Nước đá


�Ảnh hưởng liên kết hydro đến tính chất của các chất

• Biến đổi hoá tính -Độ phân ly của axit : giảm

-Độ tan : tăngVí dụ : Rượu + Nước : hoà tan vô hạn



4.6.Liên kết Vandevan

�� Khái niệm: lực tương tác giữa các phân tử �Lực Vandevan



�� Cơ chế: lực tương tác giữa các phân tử �Lực Vandevan

Ví dụ : H2O , HCl



�� Các loại lực hút

��Lực định hướng

Tương tác giữa các phân tử có cực

µ1 – Momen lưỡng cực của phân tử1

µ2 – Momen lưỡng cực của phân tử 2

r-Khoảng cách giữa 2 phân tử

3212

rEđh

µµ=



��Lực cảm ứngTương tác giữa phân tử có cực & phân tử không cực

α – Độ phân cực của phân tử

µ – Momen lưỡng cực của phân tử có cực

r-Khoảng cách giữa 2 phân tử

6

22

rEcu

αµ=



• Lực khuếch tán:

Phân tử: không cực � Chuyển động “e”�Điện tích lệch khỏi vị trí cân bằng� Lưỡng cực tạm thời

α – Độ phân cực của phân tử

vo – Tần số dao động của lưỡng cực tạm thời

h-Hằng số Plank

6

2

4

3

r

hvE o

kt

α=


�Lực đẩy:Phân tử : gần nhau �Mây điện tử : xen phủ nhau�Phân tử đẩy nhau

m-Hằng số đẩy


12r

mEđ

=


�Đặc điểm:��Năng lượng liên kết E = Hh + Eđ < 40 kj/mol (nhỏ) < Ehydro => Liên kết yếu

Vì xuất hiện trên những khoảng cách lớn

��Tính không bão hoà


Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

Education

Transcript of Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử