[block id=”bo-sung-1″]

MỞ ĐẦU
Chất được tạo nên từ các phần tử nhỏ bé nhất là phân tử, các phân tử được tạo nên từ tập hợp những nguyên tử cùng loại hoặc khác loại, chúng được gắn kết với nhau bằng năng lượng. Vì vậy, nghiên cứu về một chất chính là nghiên cứu các mối liên kết giữa các phân tử và nguyên tử, cụ thể là nghiên cứu về lực liên kết hóa học giữa các nguyên tử, phân tử trong chất đó.
Các lực liên kết hóa học giữ cho các nguyên tử cùng nhau trong các phân tử hay các tinh thể do đó ảnh hưởng tới lý tính và hóa tính của chất. Vậy nên hiểu bản chất các lực liên kết hóa học là cơ sở để giải thích nhiều hiện tượng và tiến hành các nghiên cứu chuyên sâu, điều đó có ý nghĩa và tầm quan trọng rất lớn trong học tập và nghiên cứu hóa học.

de_tai_cac_loai_luc_len_ket

docx30 trang | Chia sẻ: thanhlinh222 | Ngày: 07/03/2018 | Lượt xem: 4782 | Lượt tải: 1download

Bạn đang xem trước 20 trang tài liệu Đề tài Các loại lực lên kết, để xem tài liệu hoàn chỉnh bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

KHOA HÓA LÝ KỸ THUẬT
BỘ MÔN CÔNG NGHỆ HÓA HỌC
******************
THẢO LUẬN HÓA VÔ CƠ
Chủ đề: Các loại lực lên kết
MỤC LỤC
DANH MỤC CÁC BẢNG
Bảng 1.1. Độ dài liên kết của một số chất 2
Bảng 1.2. Góc liên kết trong một số hợp chất 4
Bảng 1.3. Năng liên kết trong một số hợp chất 5
Bảng 1.4. Mô men lưỡng cực của một số hợp chất 6
DANH MỤC CÁC HÌNH VẼ
Hình 1.1. Độ dài liên kết trong phân tử NaCl và MgO 3
Hình 2.1 Liên kết σ 12
Hình 2.2 Liên kết π 12
Hình 2.3: Liên hết hydro trong phân tử HF 18
Hình 2.4: Liên hết hydro trong hỗn hợp rượu và nước 19
Hình 2.5: Liên hết hydro trong 1 phân tử 19
Hình 2.6 Lực định hướng 22
Hình 2.7 Lực định hướng 22
Hình 2.8 Lực định hướng 22
MỞ ĐẦU
Chất được tạo nên từ các phần tử nhỏ bé nhất là phân tử, các phân tử được tạo nên từ tập hợp những nguyên tử cùng loại hoặc khác loại, chúng được gắn kết với nhau bằng năng lượng. Vì vậy, nghiên cứu về một chất chính là nghiên cứu các mối liên kết giữa các phân tử và nguyên tử, cụ thể là nghiên cứu về lực liên kết hóa học giữa các nguyên tử, phân tử trong chất đó.
Các lực liên kết hóa học giữ cho các nguyên tử cùng nhau trong các phân tử hay các tinh thể do đó ảnh hưởng tới lý tính và hóa tính của chất. Vậy nên hiểu bản chất các lực liên kết hóa học là cơ sở để giải thích nhiều hiện tượng và tiến hành các nghiên cứu chuyên sâu, điều đó có ý nghĩa và tầm quan trọng rất lớn trong học tập và nghiên cứu hóa học.
Nhận thức được tầm quan trọng đó, trong bài báo cáo thảo luận mang chủ đề các lực liên kết hóa học, các tác giả đã cố gắng thực hiện nghiên cứu các nội dung chính như sau:
1. Tổng quan về liên kết hóa học: bản chất, đặc trưng và phân loại liên kết hóa học.
2. Các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa học, bao gồm: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydro, kiên kết Val der Waals và liên kết kim loại.
Các tác giả đã cố gắng tìm tòi học hỏi và làm việc nghiêm túc nhưng sẽ khó tránh khỏi những thiếu sót, vậy nên nhóm nghiên cứu rất mong nhận được ý kiến bổ sung, đóng góp từ thầy giáo và các bạn để chúng ta nắm đúng và vững kiến thức hơn, đồng thời xây dựng nội dung bài thảo luận được hoàn thiện.
Xin chân thành cảm ơn!
CHƯƠNG 1. TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1.1. Bản chất của liên kết hóa học
Liên kết hóa học có bản chất điện, vì cơ sở tồn tại của mọi liên kết hóa học là lực tương tác của các hạt mang điện là hạt nhân nguyên tử và electron.
Electron thực hiện liên kết hóa học trong mọi trường hợp chủ yếu là các electron của những phân lớp ngoài cùng: ns, np, (n-1)d, (n-2)f, được gọi là electron hóa trị.
1.2 Đặc trưng của liên kết hóa học
1.2.1 Độ dài liên kết
Độ dài liên kết được xác định bởi khoảng cách giữa 2 hạt nhân của hai nguyên tử tham gia liên kết, nếu các nguyên tử tham gia liên kết như nhau, thì liên kết càng bền khi độ dài liên kết càng bé.
Bảng 1.1. Độ dài liên kết của một số chất
Liên kết
H-F
H-Cl
H-Br
H-I
F2
Cl2
Br2
I2
N2
O2
CO
Na2
d()
0,92
1,28
1,42
1,62
1,42
1,99
2,28
2,68
1,1
1,21
1,28
3,08
Công thức tính gần đúng độ dài liên kết:
– Khi các nguyên tử có độ âm điện gần bằng nhau:
dAB= rA-rB
Trong đó: dAB: Độ dài liên kết giữa 2 nguyên tử A và B
rA, rB: bán kính nguyên tử A và B
– Khi độ âm điện khác nhau nhiều:
dAB =rA+rB – 0,09|XA-XB|
Hình 1.1. Độ dài liên kết trong phân tử NaCl và MgO
* Độ dài liên kết phụ thuộc vào:
– Kiểu liên kết, độ bội liên kết: nếu độ bội liên kết tăng thì độ dài liên kết giảm.
– Năng lượng liên kết: nếu năng lượng liên kết cao thì độ dài liên kết nhỏ.
– Trạng thái hóa trị của các nguyên tố, độ bền hợp chất.
Độ dài liên kết có thể xác định chính xác bằng thực nghiệm nhờ các phương pháp vật lí hiện đại: nhiễu xạ Rownghen, quang phỏ phân tử Còn tính toán lý thuyết chỉ cho độ chính xác tương đối.
1.2.2 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 khác liên kết trực tiếp với nguyên tử trên. Góc hóa trị phụ thuộc vào bản chất nguyên tử tương tác, cấu hình không gian của phân tử.
Bảng 1.2. Góc liên kết trong một số hợp chất
Hợp chất
H2O
CH4
BF3
BeF2
Góc
HOH
HCH
FBF
FBeF
Giá trị (độ)
104o30′
109,5o
120o
180o
1.2.3 Bậc liên kết
Bậc liên kết là số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau. Đối với liên kết cộng hóa trị thì bậc liên kết được xác định bởi số cặp electron tham gia liên kết giữa hai nguyên tử.
Liên kết đơn có bậc liên kết bằng 1, liên kết đôi có bậc liên kết bằng 2 và liên kết 3 có bậc liên kết bằng 3. Đối với các hệ liên hợp, bậc liên kết không phải là số nguyên mà là số thập phân.
Bậc liên kết càng lớn thì liên kết càng bền
VD: trong Benzen bậc liên kết C-C là 1,5.
1.2.4 Năng lượng liên kết
Năng lượng của một liên kết hoá học là năng lượng cần thiết để phá vỡ hoặc tạo thành liên kết của 1 mol nguyên tử ở thể khí.
Ví dụ: Năng lượng của liên kết (H-H) trong phân tử H2 chính là hiệu ứng nhiệt của quá trình:
H2 (k) → H (k) + H (k), ∆H = 104,2 kcal/mol
Hiệu ứng nhiệt phản ứng bằng hiểu của tổng năng lượng liên kết của chất tham gia phản ứng với tổng năng lượng liên kết của sản phẩm.
Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết, năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền.
Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội liên kết, độ bền liên kết.
Bảng 1.3. Năng liên kết trong một số hợp chất
Hợp chất
O2
H2O2
N2
BeF2
Liên kết
Độ dài liên kết (pm)
121
148
110
145
Năng lượng liên kết (kJ/mol)
498
213
945
145
1.2.5 Momem lưỡng cực của liên kết
Trong nguyên tử, các electron bao quanh hạt nhân được phân bố toàn toàn đối xứng khắp mọi phía nên trọng tâm của các điện tích trùng với tâm của hạt nhân (trọng tâm của điện tích dương).
Trong phân tử, trọng tâm của các điện tích âm và dương có thể trùng nhau hoặc không trùng nhau.
– Nếu trọng tâm điện tích âm và trọng tấm điện tích âm trong phân tử trùng nhau ta có phân tử không phân cực. Ví dụ: Phân tử H2, N2, F2
– Nếu trọng tâm điện tích âm và dương không trùng nhau thì ta có phân tử phân cực. Lúc này phân tử có một mômen lưỡng cực, ký hiệu là µ, có đơn vị đo là Debye (D). Ví dụ: Phân tử H-Cl
Momem lưỡng cực là đại lượng vector, chiều quy ước từ trọng tâm từ điện tích dương sang điện tích âm.
Mômen lưỡng cực của phân tử được xác định bằng thực nghiệm, mômen lưỡng cực của phân tử cộng hoá trí nằm trong khoảng 0 – 4D và của các phân tử ion nằm trong khoảng 4 – 11D.
Momem lưỡng cực của liên kết đặc trưng cho độ phân cực của liên kết và phân cực của phân tử.
Bảng 1.4. Mô men lưỡng cực của một số hợp chất
Hợp chất
KCl
KBr
KI
HCl
HBr
HI
µ (D)
0,8
8,2
9,2
1,07
0,79
0,38
1.3 Phân loại liên kết hóa học
Sự phân bố mật độ electron khác nhau trong trường hạt nhân của các nguyên tử đưa đến xuất hiện các kiểu liên kết khác nhau. Các loại liên kết chủ yếu trong hóa học bao gồm:
– Liên kết ion.
– Liên kết cộng hóa trị.
– Liên kết Hydro.
– Liên kết Van der Valls.
– Liên kết kim loại.
CHƯƠNG 2. CÁC LOẠI LỰC LIÊN KẾT
2.1 Liên kết ion
2.1.1 Định nghĩa
Nhà vật lý học người Đức Kossel nhận thấy rằng trong nhiều hợp chất các nguyên tử có xu hướng mất đi hay nhận thêm một vài electron để có cấu hình bền của khí hiếm ngay trước hay sau chúng trong bảng hệ thống tuần hoàn. Từ đó ông cho rằng có một loại liên kết hoá học được hình thành trong phân tử gọi là liên kết ion.
Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
Ví dụ: Na + Cl → Na+ + Cl- → NaCl
Những hợp chất tạo nên bằng cách này gọi là hợp chất ion.
2.1.2 Điều kiện tạo thành liên kết ion
Điều kiện tạo thành liên kết ion là: độ âm điện của 2 nguyên tử tham gia liên kết phải khác nhau nhiều (hiệu số độ âm điện ≥ 2).
Độ âm điện của một nguyên tố là đại lượng đặc trưng cho khả năng của nguyên tử của nguyên tố đó trong phân tử hút cặp electron dùng chung về phía mình.
Độ âm điện của nguyên tố càng lớn thì khả năng hút cặp electron càng mạnh, tính phi kim của nguyên tố càng mạnh.
Nếu hiệu số độ âm điện của 2 nguyên tử tham gia liên kết lớn (≥ 2) thì đám mây electron gần như bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn và hình thành liên kết ion.
=> Như vậy, liên kết ion dễ được tạo thành từ các nguyên tố có tính kim loại mạnh và nguyên tố có tính phi kim mạnh.
2.1.3 Đặc điểm của liên kết ion
Ion được xem như quả cầu tích điện có điện trường phân bố đều mọi hướng trong không gian dẫn đến một số đặc điểm của liên kết ion như sau:
– Liên kết ion không có tính định hướng: mỗi ion có thể hút về phía mình các ion trái dấu theo một phương bất kỳ.
– Liên kết ion không có tính bão hoà: do tương tác tĩnh điện giữa các ion ngược dấu không dẫn đến sự triệt tiêu hoàn toàn điện trường của nhau, do đó một ion sau khi đã liên kiết với một ion thứ 2 ngược dấu với nó vẫn còn khả năng liên kết với các ion ngược dấu khác theo các phương khác, nên liên kết ion không có tính bão hoà.
Do hai tính chất này mà các phân tử hợp chất ion có khuynh hướng tự kết hợp lại mạnh mẽ, các phân tử ion riêng lẻ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao. Còn ở nhiệt độ thường mọi hợp chất ion đều tồn tại ở trạng thái rắn, có cấu trúc tinh thể và toàn bộ tinh thể được xem như một phân tử khổng lồ.
Ví dụ: muối, oxit kim loại, hidroxit kim loại thường là các hợp chất ion.
2.1.4 Hóa trị của nguyên tố trong hợp chất ion
– Hoá trị của nguyên tố trong ion đơn bằng điện tích ion.
Ví dụ: Na+, Cl- thì Na và Cl đều có hoá trị 1
– Đối với ion đa nguyên tử: ta không nói đến hoá trị của từng nguyên tố mà nói đến hoá trị của cả ion.
Ví dụ: NH4+, SO3-, ClO4- có hoá trị 1
SO42-, HPO42- có hoá trị 2
2.2 Liên kết cộng hóa trị
Trong 2 kiểu liên kết chính của phân tử, liên kết ion được giải thích bằng thuyết tĩnh điện của Kossel còn liên kết cộng hoá trị đã là đối tượng nghiên cứu của nhiều nhà khoa học suốt từ thế kỷ 19 đến nay. Trong số các thuyết này có thể kể đến 2 quan điểm chủ yếu là quan điểm của Lewis và quan điểm của cơ học lượng tử.
2.2.1 Thuyết Lewis về liên kết cộng hóa trị
Theo Lewis khi nguyên tử của 2 nguyên tố có độ âm điện xấp xỉ nhau tham gia liên kết, chúng sẽ chung các electron làm thành cặp electron dùng chung cho cả 2 nguyên tử, khi đó chúng cũng có được cấu hình bền vững của khí hiếm, liên kết này gọi là liên kết cộng hoá trị – mỗi cặp electron dùng chung tạo thành một liên kết.
Ví dụ:
Mỗi cặp electron dùng chung được ký hiệu bằng một vạch ngang gọi là vạch hoá trị. Khi 2 nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta có liên kết đơn, 2 cặp electron chung là liên kết đôi, 3 cặp electron là liên kết 3. Số liên kết giữa 2 nguyên tử gọi là bậc liên kết.
– Nếu độ âm điện của 2 nguyên tử tạo liên kết bằng nhau hoặc sự khác nhau về độ âm điện giữa các nguyên tử liên kết nhỏ hơn 0,5, cặp electron dùng chung được phân bố đều giữa 2 nguyên tử ta có liên kết cộng hoá trị không phân cực (H2, Cl2 )
– Nếu độ âm điện của hai nguyên tử tạo liên kết hơi khác nhau, sự khác nhau về độ âm điện giữa các nguyên tử liên kết ở giữa 0,5 và 1,9, cặp electron dùng chung sẽ bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn ta có liên kết cọng hoá trị phân cực .
* Hoá trị của một nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị: là số liên kết hình thành giữa một một nguyên tử của nguyên tố đó với các nguyên tử khác trong phân tử.
Ví dụ: Trong HCl, Clo và hydrô có hoá trị 1.
Trong phân tử CO2, Oxi có hoá trị 2, Cácbon có hoá trị 4.
Trong phân tử NH3, Nito có hóa trị 3, hydro có hóa trị 1.
Thuyết Lewis đã giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo thành liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử, giải thích được các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất. Tuy nhiên thuyết này cũng gặp một số hạn chế và không giải thích được từ tính của một số chất.
Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8 electron lớp ngoài cùng tương tự nguyên tử khí hiếm. Các electron không tham gia tạo thành liên kết CHT gọi là các electron không liên kết.
*Quy tắc bát tử: mối nguyên tử khi tham gia liên kết có cấu hình electron lớp ngoài cùng có 8 electron giống với khí hiếm (ns2np6).
*Quy tắc bát tử và cách tính số electron liên kết:
S = N – A
Trong đó:
S là tổng số electron dung chung trong phân tử.
N là tổng số electron cần thiết ở lớp ngoài cùng của tất cả các nguyên tử trong phân tử để thu được cấu hình khí hiếm.
A số electron có ở lớp ngoài cùng của tất cả các nguyên tử có mặt trong phân tử (chúng ta phải điều chỉnh A khi nguyên tử thay thế bằng ion, thêm electron đối với điện tích âm và trừ electron đối với điện tích dương).
2.2.2 Quan đểm của cơ học lượng tử về liên kết CHT
Hai thuyết gần đúng của cơ học lượng tự được sử dụng rộng rãi để giải thích bản chất của liên kết cộng hoá trị là thuyết liên kết hoá trị viết tắt là VB (Valence Bond) và thuyết orbital phân tử viết tắt là MO (Molecular orbital).
2.2.2.1 Thuyết liên kết hóa trị VB (Valence Bond).
a) Liên kết σ, liên kết π, liên kết δ
Thuyết VB dùng sự xen phủ của các orbital nguyên tử (AO) để mô tả sự tạo thành các liên kết. Tuy theo tính đối xứng của vùng xen phủ giữa các AO tham gia liên kết đối với trục liên kết (trục với tâm 2 hạt nhân), người ta phân biệt liên kết xích ma (σ), liên kết (π) và liên kết (δ).
Liên kết σ: nếu sự xen phủ các AO xảy ra trên trục liên kết thì liên kết này gọi là liên kết σ khi đó phần xen phủ trong liên kết σ sẽ nhận trục nối giữa 2 hạt nhân làm trục liên kết.
Hình 2.1 Liên kết σ
Liên kết π: Nếu giữa 2 nguyên tử xuất hiện liên kết đôi hoặc liên kết 3, thì các liên kết thứ 2, 3 do các đám mây p còn lại định hướng theo phương vuông góc với trục nối giữa 2 hạt nhân nguyên tử, các đám mây xen phủ ở 2 bên trục liên kết gọi là liên kết π.
Ví dụ: phân tử nitơ (N2) có một mối liên kết σ và 2 mối liên kết π.
Hình 2.2 Liên kết π
Giữa 2 nguyên tử liên kết với nhau trong phân tử bao giờ cũng chỉ tồn tại một liên kết σ và số liên kết π có thể có là 0, 1, 2.
Liên kết δ: Liên kết này ít gặp, đó là liên kết suất hiện do sự xen phủ của các orbital d.
b) Luận điểm cơ bản:
– Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO.
– Mỗi liên kết cộng hoá trị được tạo thành do sự ghép đôi 2 electron độc thân có spin trái dấu của 2 nguyên tử khác nhau tương tác với nhau, cặp electron này được xem như chung cho cả 2 nguyên tử.
– Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ càng mạnh thì liên kết càng bền.
– Liên kết được phân bố theo phương mà tại đó sự xen phủ lẫn nhau giữa các AO tham gia liên kết là lớn nhất, và như vậy sẽ có những phương được ưu tiên trong không gian phù hợp với cấu hình không gian của phân tử vì vậy liên kết cộng hoá trị có tính định hướng.
– Liên kết cộng hoá trị có tính bão hoà nghĩa là mỗi liên kết chỉ đảm bảo bởi 2 electron và ở một nguyên tử tham gia liên kết chỉ có một số giới hạn các liên kết hoá trị.
Ví dụ:
N kết hợp với H tạo NH3 , không tạo ra các phân tử NH4, NH5
S liên kết với H tạo H2S, không tạo ra các phân tử H3S, H4S
c) Các thuyết trong khuôn khổ thuyết VB:
* Thuyết spin về hóa trị: Hoá trị cộng hoá trị của một nguyên tố được xác định bằng số electron độc thân của nguyên tử của nguyên tố đó ở trạng thái đang xét.
Ví dụ:
Na (Z = 11) có cấu hình electron: 1s22s22p23s1, như vậy Na có 1 electron độc thân ở phân lớp 3s do đó Na có hoá trị 1.
O (Z = 8) có cấu hình electron:1s22s22p4, phân lớp 2p có 3AO chứa 4 eletron trong đó có 2 electron độc thân nên oxi có hoá trị 2.
Trong quá trình phản ứng khi được cung cấp năng lượng đủ lớn một số electron đã ghép đôi có thể bị kích thích để nhảy ra các AO còn trống ở các phân mức năng lượng của nó đang tồn tại để trở thành độc thân làm cho số electron độc thân tăng lên nên làm tăng hoá trị của nguyên tố.
Ví dụ:
C (Z = 6), trạng thái cơ bản: 1s22s22p2 => Hóa trị 2
trạng thái kích thích: => Hóa trị 4
Tuy nhiên trong điều kiện thường của các phản ứng hoá học thường không đủ năng lượng để cho các electron ở các lớp bên trong nhảy ra các lớp có mức năng lượng cao hơn, do đó sự kích thích chỉ được thực hiện giữa các phân lớp có mức năng lượng bằng nhau (trong cùng một lớp).
Như vậy qua thuyết này ta giải thích được hoá trị của nhiều nguyên tố. Tuy vậy nó cũng gặp hạn chế nhưng không giải thích được sự hình thành liên kết trong các ion phân tử và từ tính của một số chất, không giải thích được độ bền của các phân tử
* Thuyết lai hoá orbital: Sự lai hoá orbital là sự tổ hợp các AO nguyên tử trong một nguyên tử để tạo thành các AO lai hoá giống nhau về năng lượng, hình dạng và định hướng rõ rệt trong không gian.
Điều kiện để các AO lai hoá bền là:
– Năng lượng của các AO tham gia lai hoá phải xấp xỉ nhau
– Năng lượng của các AO tham gia lai hoá thấp
– Độ xen phủ các AO lai hoá với các AO của các nguyên tử khác tham gia liên kết phải lớn.
Các kiểu lai hoá giữa các AO ns và np
– 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 180o, Trường hợp lai hoá này thường xảy ra trong nguyên tử khi tạo thành các hợp chất có dạng đường thẳng như BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2
– Lai hoá sp2 (Lai hoá tam giác): Là sự lai hoá giữa một AO s với 2 AO p tạo ra 3AO lai hoá sp2 nằm trong cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc là 1200 hướng về 3 đỉnh của một tam giác đều. Lai hoá sp2 được dùng để giải thích cấu trúc hình học của các phân tử BH3, BF3, BCl3, SO2, SO3 và giải thích liên kết đôi của các nguyên tử C trong các hợp chất hữu cơ.
– Lai hoá sp3 (lai hoá tứ diện) Đó là sự lai hoá giữa một AO s và 3 AO p tạo ra 4 AO lai hoá sp3 hoàn toàn giống nhau tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện hoặc gần tứ diện như CH4, CCl4, SiCl4, H2O, NH3 với góc hoá trị là 109028′ hoặc gần với góc đó.
2.2.2.2 Thuyết obital phân tử (thuyết MO)
Thuyết MO được xây dựng bởi các nhà bác học Mucliken, Hund, Cenard – Jones.
a) Luận điểm cơ bản
– Trong phân tử các electron chuyển động trên các hàm sóng chung của phân tử gọi là các MO.
– Các MO được thành lập từ sự tổ hợp các AO của hai nguyên tử trong phân tử:
Trong đó:
ϕi: các AO nguyên tử
Ci: là hằng số nói lên sự đóng góp của hàm ϕi vào ψMO
– Các AO tham gia tổ hợp phải phù hợp nhau về mặt tính đối xứng và có mức năng lượng xấp xỉ nhau, khi tham gia tổ hợp chúng phải xen phủ nhau rõ rệt.
– Số MO thu được bằng số AO tham gia tổ hợp các MO thu được sắp xếp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng.
– Từ đó ta xây dựng được giản đồ mức năng lượng và viết được cấu hình electron của phân tử.
Như vậy theo thuyết này, bài toán phân tử qui về việc xác định các MO và các mức năng lượng tương ứng của chúng.
* So sánh thuyết VB và thuyết MO.
So sánh
Thuyết VB
Thuyết MO
Giống nhau
– Đều phân biệt liên kết σ và liên kết π.
– Đều đưa đến sự phân bố giống nhau của electron trong phân tử.
– Yếu tố quan trọng nhất để tạo thành liên kết cộng hóa trị là sự tập trung xác suất tìm thấy electron (hay mật độ electron) ở giữa hai hạt nhân nguyên tử.
– Để có thể tạo thành liên kết, các obital của những nguyên tử liên kết phải che phủ nhau.
Khác nhau
– Mô tả phân tử một cách cụ thể: cho phép dung khái niệm hóa trị rất quen thuộc trong hóa học và biểu diễn một phân tử bằng công thức cấu tạo.
– Không giải thích được sự tồn tại của ion H2+, tính thuận từ của phân tử O2.
– Cho phép mô tả liên kết trong phân tử bất kì.
– Mô tả được trạng thái bị kích động của phân tử, trạng thái sinh ra do sự chuyển electron khi hấp thụ ánh sáng trong vùng tử ngoại hay vùng trông thấy => giải thích được quang phổ electron của phân tử.
2.2.3 Liên kết phối trí
Liên kết phối trí còn gọi là liên kết CHT cho nhận. Là liên kết cộng hoá trị mà cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử đưa ra, nguyên tử này gọi là nguyên tử cho. Ở đây có sự chuyển cặp electron tự do của nguyên tử cho và orbital trống của nguyên tử nhận. Liên kết phối trí được ký hiệu bằng một mũi tên hướng từ nguyên tử cho sang nguyên tử nhận.
Ví dụ: H3N: + H+ = [H3N : H]+
hay [H3N → H]+ hay NH4+
Tro

[block id=”bo-sung”]

Từ khóa: Đề tài Các loại lực lên kết

Leave a Reply

Your email address will not be published. Required fields are marked *