PHẦN CẤU TẠO CHẤT

Chia sẻ: G G | Ngày: | Loại File: DOC | Số trang:37

Thêm vào BST

Báo xấu

887
lượt xem 82
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Một phân tử hình thành được và tồn tại bền nhờ kết quả của tương tác giữa các hạt nhân và electron dẫn đến một năng lượng hệ cực tiểu (năng lượng này của phân tử phải thấp hơn năng lượng của hệ ban đầu). Trong phân tử có sự phân bố vị trí tương đối giữa các hạt nhân nguyên tử nên có được hình dạng không gian của phân tử với độ dài liên kết và góc xác định.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: PHẦN CẤU TẠO CHẤT

̀ ́ ̣ ́ PHÂN CÂU TAO CHÂT Trường THPT chuyên Thái Bình A- MÔT SỐ VÂN ĐỀ CHUNG VỀ LÍ THUYÊT ̣ ́ ́ I. các đặc trưng về cấu tạo phân tử: Một phân tử hình thành được và tồn tại bền nhờ kết quả của tương tác gi ữa các hạt nhân và electron dẫn đến một năng lượng hệ cực tiểu (năng lượng này c ủa phân t ử ph ải th ấp h ơn năng lượng của hệ ban đầu). Trong phân tử có sự phân bố vị trí tương đối giữa các hạt nhân nguyên tử nên có được hình dạng không gian của phân tử với độ dài liên kết và góc xác định. 1) Năng lượng liên kết Năng lượng liên kết giữa hai nguyên tử A và B là năng l ượng c ần thi ết đ ể v ừa đ ủ phá v ỡ liên kết đó hay năng lượng toả ra khi hai nguyên tử A và B ở trạng thái c ơ bản kết hợp v ới nhau. Tuy nhiên năng lượng liên kết là độ sâu của cực tiểu năng lượng trên được cong thế năng Thí dụ: phản ứng H2  2 H cần năng lượng bằng 436 kJ.mol -1. Phân tử H2 bền vững nên khi cho hai nguyên tử H kết hợp với nhau: 2 H  H2 toả ra một năng lượng bằng 436 kJ.mol-1. Như vậy hai giá trị năng lượng bằng nhau về giá trị và ngược nhau về dấu. Quy ước rằng năng lượng liên kết có dấu dương để biện luận rằng liên kết càng bền thì năng lượng liên kết càng lớn??? nên EH-H = 436 kJ.mol-1. Trong phân tử có nhiều liên kết thì năng lượng liên kết được tính trung bình. 2) Độ dài liên kết Độ dài của một liên kết trong phân tử là khoảng cách trung bình gi ữa hai h ạt nhân nguyên t ử tạo ra liên kết đó khi phân tử ở trạng thái năng lượng thấp nhất. Độ dài liên kết th ường đ ược kí hiệu là d. Phương pháp phổ vi sóng hay phương pháp nhi ễu xạ electron th ường đ ược dùng đ ể xác đ ịnh độ dài liên kết. Trị số độ dài liên kết ở trong kho ảng từ 0,74Å (phân tử H 2) đến 4,47Å (phần tử CS2); thông thường trong khoảng 1,0 – 2,0Å đối với liên k ết gi ữa hai nguyên t ử c ủa các nguyên tố chu kì 2, 3, 4. Độ dài của một liên kết nào đó thường gần đúng là m ột hằng số trong các phân t ử khác nhau. Chẳng hạn liên kết đơn C-C trong hầu hết các phân t ử hiđrocacbon không liên h ợp vào kho ảng 1,53-1,54Å. Trong C6H6 (benzen) độ dài liên kết giữa hai nguyên tử C cạnh nhau bằng 1,40 Å. Tr ị số này nằm trong khoảng độ dài một liên kết C-C là 1,54Å và đ ộ dài m ột liên k ết đôi C=C là 1,34Å. Độ dài liên kết càng nhỏ, liên kết càng bền. Bán kính liên kết: Từ các số liệu có thể thấy rằng độ dài liên kết d AB xấp xỉ bằng 1/2(dAA + dBB) với dAA, dBB là độ dài liên kết A-A, B-B tương ứng. Chẳng hạn, coi A là Cl, B là Cl; đã biết d Cl-Cl = 1,99A, vậy dC-Cl = 1/2(dC-C + dCl-Cl) = 1/2(1,54 + 1,99) = 1,765Å. Trị số thực nghiệm cho biết d C-Cl = 1,766Å. Do đó người ta coi 1/2d AA là bán kính liên kết hay bán kính cộng hoá trị r A của nguyên tử Å. 3) Góc liên kết : Góc liên kết là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ m ột hạt nhân nguyên t ử đi qua hai hạt nhân của hai nguyên tử liên kết với nguyên tử đó. Các trường hợp điển hình về góc liên kết theo định nghĩa trên là: - Phân tử thẳng, góc liên kết bằng 180o (2π); chẳng hạn C2H2, CO2,… - Phân tử có góc, góc liên kết khác 180o, chẳng hạn BF3 hay C2H4 có góc 120o, H2O có góc 104,5o,… - Phân tử tứ diện, góc liên kết bằng 109o28’, chẳng hạn CH4,… Trong một số trường hợp, người ta chú ý đến góc được tạo ra t ừ 4 nguyên t ử hay 2 m ặt ph ẳng, là góc nhị diện hay góc xoắn (hay góc vặn). Dưới đây là hình ảnh m ột s ố phân t ử cho th ấy chúng có kích thước riêng.
4) Các dạng liên kết hoá học Xét một cách đại cương, liên kết hoá học có bốn dạng: - Liên kết cộng hoá trị (hay liên kết nguyên tử) - Liên kết ion (hay liên kết điện hoá trị) - Liên kết kim loại - Liên kết hiđro, tương tác Van de Van; gọi chung là tương tác yếu. Thực tế không có ranh giới rõ rệt giữa các dạng liên kết đó. Tuy nhiên, đ ể thuận l ợi khi xem xét, người ta vẫn đề cập riêng từng dạng đó, hai dạng đầu thường được đề cập đến nhiều hơn. II. Quy tắc bát tử (Octet): Từ sự phân tích kết quả thực nghiệm và cấu tạo hoá học của các phân tử, năm 1916 nhà hoá học Côxen (Kossel) và Liuyxơ (Lewis) đưa ra nhận xét mà ngày nay g ọi là quy t ắc bát t ử (hay quy tắc octet): Khi tạo liên kết hoá học, các nguyên tử có xu h ướng đ ạt t ới c ấu hình l ớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí trơ với 8e. Cần lưu ý là quy tắc đó chỉ áp dụng được cho m ột số gi ới h ạn các nguyên t ố, ch ủ yếu là các nguyên tố chu kỳ 2. Quy tắc bát tử (octet) thể hi ện trong từng d ạng liên k ết c ụ th ể. Thông thường trong liên kết ion, sau khi cho – nhận electron lớp vỏ ngoài cùng có đ ủ s ố electron nh ư các nguyên tử khí hiếm. Thực tế quy luật ấy chỉ đúng cho đa số các tr ường h ợp nguyên t ố nhóm A. (Học viên lấy thí dụ về những trường hợp không tuân theo quy tắc bát tử). III. Thuyết liuytxơ (Lewis) (năm 1916): 1. Nội dung của thuyết: Trong phân tử được tạo ra từ nguyên tử các nguyên tố phi kim, liên kết hoá h ọc gi ữa hai nguyên tử được thực hiện bởi cặp (đôi) e dùng chung, nhờ đó mà m ỗi nguyên t ử đ ều có đ ược cấu hình lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí trơ với 8e. Electron của mỗi nguyên tử có thể tham gia được liên kết là e hoá tr ị. Đôi e t ạo liên k ết ph ải có spin đối song. Ví dụ: Phân tử Cl2 có liên kết giữa hai nguyên tử Cl được thực hiện nhờ cặp e góp chung. cặp e này là cặp e liên kết, được kí hiệu ↑↓hay ↓↑ các e còn lại được gọi là e không liên kết. , a) Phân loại liên kết cộng hoá trị Căn cứ vào vị trí cặp e dùng chung so với hạt nhân nguyên tử tham gia liên k ết, người ta chia liên kết cộng hoá trị thành hai loại: - Liên kết cộng hoá trị không phân cực (hay không có c ực): Đôi e dùng chung ở gi ữa kho ảng cách hai hạt nhân nguyên tử. Đó là liên kết trong các phân tử đ ơn chất nh ư Cl 2, Br2... (trường hợp hiệu độ âm điện ≤ 0,4). - Liên kết cộng hoá trị có cực (hay phân c ực): Đôi e dùng chung l ệch v ề phía nguyên t ử c ủa nguyên tố có tính phi kim mạnh hơn (hay có độ âm điện lớn hơn). Đó là liên k ết hoá h ọc trong các phân tử hợp chất như H2O, NH3, CH4,... (hiệu độ âm điện trong khoảng 0,40 ÷ 1,70). b) Tính định hướng không gian của liên kết cộng hoá trị Liên kết cộng hoá trị có tính định hướng không gian. Trong liên k ết c ộng hoá tr ị, c ặp e dùng chung (hay cặp e liên kết) được phân bố ở kho ảng không gian gi ữa hai h ạt nhân tham gia liên kết. Liên kết cộng hoá trị có tính chất bão hoà. Chẳng hạn trong h ợp chất gi ữa Cl v ới H, ch ỉ có 1 nguyên tử H liên kết với 1 nguyên tử Cl tạo thành HCl; không th ể có nhi ều h ơn m ột nguyên t ử H liên kết với một nguyên tử Cl. Do vậy số nguyên tử liên kết với một nguyên t ử cho tr ước b ị hạn chế bởi hoá trị của nguyên tử đó.
Bài tập: Cho các nguyên tố H, F, Cl, Br, I. 1) Hãy viết CTPT của các chất được tạo ra từ các nguyên tố đã cho. 2) Trong số các chất đã nêu chất nào có liên kết không có cực, có c ực? Hãy ch ỉ rõ v ị trí c ủa cặp electron liên kết trong mỗi chất. 2. Công thức cấu tạo Liuytxơ (Lewis): Biểu diễn liên kết và cấu tạo phân tử khá trực quan 1. Công thức: Mỗi dấu chấm biểu thị một electron. Hai chấm hay một vạch – chỉ một cặp electron trong nguyên tử hay phân tử. Các electron này là các electron hoá trị. Công th ức hoá h ọc ch ỉ rõ th ứ t ự liên kết giữa các nguyên tử và các kí hiệu chỉ sự phân bố electron hoá tr ị đ ược gọi là công th ức Lewis (do Lewis đề xướng). Thông thường các cặp electron liên kết vi ết b ằng d ấu v ạch, electron không liên kết biểu diễn bằng chấm. Công thức Lewis không ch ỉ dùng cho các h ợp chất có liên kết công hoá trị mà dùng cả cho các hợp chất có liên kết ion. Bài tập: Viết công thức Lewis cho các phân tử : a) nitơ, b) nước, c) Canxi clorua. 2. Cách viết công thức Lewis: a) Các khái niệm cần dùng: + Nguyên tử trung tâm và phối tử: Trong một công thức hoá học, có nguyên tử trung tâm là nguyên tử cần nhiều e nhất để tạo được cấu hình tám electron (octet) ở lớp ngoài cùng c ủa nó (hay nguyên tử có số oxi hoá cao nhất); các nguyên tử khác và c ả c ặp electron không liên k ết của nguyên tử trung tâm được gọi là phối tử. Ví dụ: trong phân tử NH 3, nguyên tử trung tâm là N, phối tử gồm 3H và 1 cặp e không liên kết của N ( ở v ỏ hoá tr ị). Trong phân t ử HCN, nguyên tử trung tâm là C, phối tử gồm 1H và 1N (ở đây không có cặp e không liên kết ở vỏ hoá trị). + Lõi của nguyên tử: Phần lõi của một nguyên tử (khi nguyên tử này là thành ph ần c ủa m ột công thức hoá học được xét) gồm hạt nhân và các electron ở các l ớp bên trong. Ví d ụ: Xét lõi nguyên tử của các nguyên tử trong HCN ta có: lõi nguyên tử N gồm hạt nhân và hai e ở phân lớp 1s2; lõi nguyên tử C gồm hạt nhân và 2 electron ở phân lớp 1s 2; lõi nguyên tử H chỉ gồm hạt nhân, thực tế H thường được coi là trường hợp ngoại lệ. + Điện tích: - Điện tích lõi nguyên tử: là số đơn vị đi ện tích của nguyên t ử khi ta b ỏ các electron ở l ớp hoá trị đi nên là một số nguyên dương, có trị số bằng số e hoá trị vốn có của nguyên tử đó. - Điện tích hình thức của một nguyên tử = (Đi ện tích c ủa lõi nguyên t ử - t ổng s ố e riêng c ủa nguyên tử – tổng số e tạo liên kết có nguyên tử tham gia/2). Ví dụ: Xác định điện tích hình thức của N trong NH3, NH4+ - Trong NH3: Từ cấu tạo Lewis, ta thấy: Điện tích lõi của N là 5 Số e không liên kết của N là 2 Tổng số e tạo liên kết có N tham gia là 6 (hay có 3 liên kết) Vậy điện tích hình thức của N = 5 – 2 – 6/2 = 0 - Trong NH4+: Xét tương tự như trên, chú ý N không còn e không liên kết và N tham gia 4 liên kết với 4 H. Vậy điện tích hình thức của N = 5 – 0 – 8/2 = +1 Đây chính là điện tích của cả nhóm NH4+. b) Các bước để viết cấu tạo Lewis: HCN Bước 1: Viết công thức cấu tạo sơ bộ của chất dựa vào hoá trị của các nguyên tử và giả thiết rằng chỉ có liên kết đơn được hình thành. Nếu chưa biết thứ tự liên kết giữa các nguyên tử, hãy dùng giả thiết để viết thứ tự đó. ở đây ta có: H:C:N (a) hay H : N : C (b) Bước 2: gọi n1 là tổng số e hoá trị của các nguyên tử. - Thông thường dựa vào cấu hình e của các nguyên tử H: 1s2 → 1e C: 1s2 2s2 2p2 → 4e N: 1s2 2s2 2p3 → 5e Vậy n1 = (1 + 4 + 5) e = 10 e
Chú ý: Nếu công thức đó là: + Ion âm: 1 đơn vị điện tích âm do được cộng thêm 1e vào tổng trên. + Ion dương: 1 đơn vị điện tích dương do trừ đi 1e từ tổng trên. HCN là phân tử trung hoà nên không áp dụng phần này. Bước 3: Tìm công thức Lewis (gần đúng) - gọi n2 là tổng số e đã tạo liên kết trong công thức đưa ra ở b ước 1. S ố e còn l ại không tham gia liên kết n3 = n1 – n2 - Số e cần lấy để tạo bát tử cho nguyên tử âm điện nhất trong công thức ban đầu bằng n4. Khi áp dụng ba bước trên cho HCN. n2 = 4e, vậy n3 = n1 – n2 = 6e. Trong (a), N âm điện hơn C nên phải tạo bát tử cho N. Trong công th ức ban đ ầu N m ới có 2e, nó cần 6e nữa mới thành 8 e. Như vậy n4 = 6e. Bước 4: Tìm công thức Lewis đúng - Tìm số e còn lại, kí hiệu n5 = n3 – n4 + Nếu n5 = 0: tính điện tích hình thức ở mỗi nguyên tử trong công thức vừa viết ở bước 3. + Nếu n5 ≠ 0: chính là số e cần dùng để tạo bát tử cho nguyên tử trung tâm. Chú ý: Việc này chỉ được thực hiện khi nguyên tử trung tâm là nguyên tử của nguyên tố thuộc chu kì 3 trở đi. Sau đó tính lại điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử trong công thức vừa viết. áp dụng: Với HCN có n3 = n4 = 6e nên n5 = 0. .. Do đó tính điện tích hình thức cho các nguyên tử trong phân tử H : C : N : (c) .. H: 1 - 1 = 0 C: 4 – 2 = 2 N: 5 – 6 –1 = -2 - Sau khi thực hiện như trên, nếu nguyên tử trung tâm là nguyên tử của nguyên tố chu kỳ 2 chưa đạt được bát tử, ta phải chuyển một hay một số cặp e không liên kết (ở nguyên t ử âm điện hơn) thành cặp e liên kết, sao cho có được bát tử đối với nguyên tử trung tâm đó. Từ (c) ta thấy nguyên tử trung tâm C còn thi ếu 4e m ới có đ ược bát t ử. V ậy ta ph ải chuy ển 4e (2 cặp e) không liên kết của N thành 4e (2 cặp) liên kết: .. .. H: C≡ N: H:C: N: .. .. (f) Tính lại điện tích hình thức của các nguyên tử trong (f): H: 1 – 1 = 0 C: 4 – 4 = 0 N: 5 –2 – 3 = 0 Kết luận: (f) là công thức Lewis cần tìm cho HCN. (Học viên t ự xác đ ịnh đ ể lo ại b ỏ công thức (b). Bài tập áp dụng: Tìm công thức Lewis của PCl3. c) Xác định công thức Lewis của CO32-. + Công thức giả định là: (a) O : .C : O . O + Khi tính số e hoá trị, cần chú ý đây là một anion có điện tích –2: n1 = (6 x 3 + 4 x 1 + 2) e = 24 e Từ (a) có n2 = 6e → n3 = n1 – n2 = (24 – 6) e = 18e + Số e cần để tạo bát tử cho 3 O là n4 = 6e. 3 = 18e Vậy n5 = n3 – n4 = 0. .. + Tính điện tích hình thức cho từng nguyên tử trong : (b) .. : O : C : O: C: 4 – 3 = +1 .. .. .. : O: O: 6 – 6 – 1 = -1; .. Như vậy nguyên tử cacbon chưa đạt bát tử. + Từ (b) có 3 khả năng chuyển 2 electron từ một trong ba nguyên tử O cho nguyên t ử C đ ể C có 8 electron và thu được 3 công thức cấu tạo tương đương nhau v ới 1 liên k ết đôi C = O và một điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử oxi:
.. .. .. .. : O : C :O : .. .. .. : O: : C: O: : O : C : :O .. .. .. .. .. .. : O: :O: :O: .. .. (I) (II) (III) Tính điện tích hình thức trên mỗi nguyên tử. C: 4 – 4 = 0 O: 6 – 6 – 1 = -1 (có 2 O) O: 6 – 4 – 2 = 0 Vậy 3 công thức Lewis đó đều đúng cho CO32-. + Thực nghiệm cho biết ion CO32- có cấu tạo phẳng, 3 nguyên tử O ở 3 đỉnh c ủa tam giác đều, góc OCO ≈ 120o, 3 liên kết C-O có độ dài đều bằng nhau, là 131 pm. Để giải thích kết quả này, người ta giả thiết rằng đã có sự c ộng h ưởng gi ữa 3 c ấu t ạo (I), (II), (III) với nhau. Ba công thức Lewis tương đương nhau; chúng đ ược g ọi là các công th ức cộng hưởng của CO32-. Giả thuyết về sự cộng hưởng các cấu tạo có thể áp dụng cho các trường hợp ion và phân t ử khác như NO3-, SO42-, PO43-, C6H6,... + áp dụng giả thuyết này ta tính được điện tích trên mỗi nguyên tử oxi trong CO 32- theo công thức: Điện tích hình thức trên mỗi nguyên tử xác định = Đi ện tích toàn nhóm/ S ố c ấu t ạo c ộng hưởng. Cụ thể: Điện tích hình thức trên mỗi nguyên tử oxi = - 2/3 Kết quả này cho thấy: điện tích trong ion CO 32- không cố định trên một nguyên tử oxi nào, điện tích đó được phân bố cho các nguyên tử oxi trong nhóm. Người ta nói: có s ự gi ải to ả đi ện tích. Thực chất sự giải toả điện tích này là giải to ả electron. Bằng cách tìm c ấu t ạo Lewis cho công thức hoá học với quan niệm giải toả electron góp phần khẳng định vai trò đáng chú ý c ủa công thức cấu tạo Lewis trong nghiên cứu và giảng dạy hoá học. + Bậc của một liên kết được xác định bằng tổng số các cặp electron tạo ra liên kết đó. Từ đó ta có: bậc bằng 1 đối với một liên kết đơn C - C; bậc bằng 2 đối với một liên kết đôi C = C; bậc bằng 3 đối với một liên kết ba C ≡ C; + Khi có cấu tạo cộng hưởng thì: Bậc của một liên kết bằng tổng các bậc liên kết thuộc về hai nguyên t ử đang xét trong các cấu tạo cộng hưởng chia cho số cấu tạo cộng hưởng. áp dụng cho CO32-: Chọn bất cứ một liên kết nào trong ba liên kết giữa C với O, ta đ ều thấy tổng bậc của liên kết đó là: 2 + 1 + 1 = 4. Ta có 3 cấu tạo cộng hưởng ((I), (II), (III)). Vậy bậc của liên kết giữa C với O trong CO32- bằng: 1 4/3 = 1 (*) 3 Kết quả này cho thấy liên kết giữa C với O trong CO 32- có bậc trung gian giữa liên kết đôi C = O (bằng 2) với liên kết đơn C - O (bằng 1). Trị số về độ dài liên kết phù hợp với kết quả đó: Liên kết C = O trong H2C = O bằng 121 pm. Liên kết C - O trong H3C – OH bằng 143 pm. Như trên đã biết, thực nghiệm xác định được độ dài liên kết giữa C với O trong CO32- bằng 131 pm. Bài tập: Hãy viết cấu tạo Lewis cho NO3- (chú ý trình bày rõ các bước, các cấu tạo cộng hưởng, xác định bậc liên kết giữa N với C).
IV. Thuyết sức đẩy giữa các cặp electron: 1. Mô hình sự đẩy giữa các cặp electron vỏ hoá trị: Mỗi liên kết cộng hoá trị giữa hai nguyên tử được tạo thành nhờ cặp electron liên kết hay cặp electron dùng chung. Đôi e liên kết phân bố trong khoảng không gian gi ữa hai h ạt nhân nguyên tử tạo ra liên kết đó. Liên kết cộng hoá trị là liên kết có định h ướng không gian làm cho phân t ử có hình dạng nhất định đặc trưng cho phân tử và cho chất đã cho. Nhiều nguyên tử sau khi góp chung e để tạo liên kết còn có các e không liên kết. Ch ẳng h ạn trong N ở NH3 ngoài 3 cặp electron liên kết với 3 nguyên tử H, còn có 1 c ặp e không liên k ết. Các cặp electron dù liên kết hay không liên kết này sẽ đẩy nhau do cùng tích điện âm. Trong phân tử AXn, A là nguyên tử trung tâm, X là phối tử; n là số phối tử X có trong AX n. Nếu ở A còn có m cặp e không liên kết, m ỗi cặp đ ược kí hi ệu là E, ta có kí hi ệu AX nEm. Mô hình VSEPR xét sự phân bố không gian giữa A với X, với E. Coi nguyên tử trung tâm A có d ạng cầu. Tâm của hình cầu là hạt nhân nguyên tử A và các electron phi hoá trị bên trong (lõi), v ỏ quả cầu là các e lớp ngoài cùng (e hoá trị). M ỗi c ặp e hoá tr ị chi ếm m ột kho ảng không gian nào đó của quả cầu. Như vậy, ở một mức độ nhất định, hình dạng của phân tử phụ thuộc vào kho ảng không gian chiếm bởi các e hoá trị của nguyên tử trung tâm A. Hình dạng phân t ử ph ụ thu ộc ch ủ y ếu vào sự phân bố các cặp e hay các đám mây e hoá trị của nguyên tử A. 2. Nội dung của thuyết sức đẩy giữa các cặp e hoá trị (VSEPR) Vào những năm 1940, N. Sidgwick, H. Powell đưa ra thuyết sức đẩy giữa các c ặp electron hoá trị và sau đó được các nhà bác học khác, trong đó có R. Gillespie, bổ sung và hoàn chỉnh. + Cấu hình các liên kết của nguyên tử (hay ion) ph ụ thu ộc vào t ổng s ố c ặp electron hoá tr ị liên kết hay không liên kết của nguyên tử. + Các obitan có các cặp e hoá trị được phân bố đều nhau và cách nhau xa nhất để có lực đẩy nhỏ nhất giữa chúng. Có sự không tương đương giữa cặp e liên kết và cặp e không liên kết. Đôi e liên k ết ch ịu l ực hút đồng thời của hai hạt nhân nguyên tử A và X tạo ra liên k ết đó nên chuy ển đ ộng ch ủ y ếu ở vùng không gian giữa hai hạt nhân. Trong khi đó, cặp e không liên kết chỉ chịu lực hút của hạt nhân A nên có thể chuyển động ra xa hơn. Kết quả là cặp e không liên kết chiếm khoảng không gian rộng hơn so với khoảng không gian chiếm bởi cặp e liên kết. + Obitan có cặp electron không liên kết chiếm không gian lớn h ơn so v ới obitan ch ứa c ặp electron liên kết vì thế sức đẩy giữa các cặp electron liên k ết gi ảm h ơn so v ới c ặp không liên kết. Thí dụ góc liên kết trong các phân tử CH 4, NH3 và H2O tương ứng bằng 109o28’, 107o và 104,5o do các phân tử có số cặp electron không liên kết bằng 0, 1 và 2. + Không gian của cặp electron liên kết sẽ gi ảm nếu độ âm điện c ủa các nguyên t ố liên k ết lớn. góc liên kết trong NF3 chỉ là 102o so với 107o của NH3. Tương tự góc liên kết tgiảm trong dãy: PI3 (102o), PBr3 (101,5o), PCl3 (100,3o) và PF3 (97,8o). a) Mô hình sự đẩy giữa các cặp electron liên kết: AXn với n = 2 → 6 n=2: hai cặp e được phân bố trên đường thẳng. Phân tử th ẳng nh ư BeH 2. Góc liên kết XAX bằng 180o. n=3: ba cặp e được phân bố trên ba đỉnh của tam giác đều. Phân tử có hình tam giác đ ều, phẳng. Góc XAX bằng 120o. Ví dụ: BF3, AlCl3,... n=4: bốn cặp e được phân bố ở bốn đỉnh tứ diện đều, tâm là A. Phân tử có hình t ứ di ện đ ều. Góc XAX bằng 109o28’. Ví dụ: CH4, NH4+,... n=5: có sự phân bố đồng đều 5 cặp e trên m ặt cầu. Khi kẻ các đ ường n ối các nguyên t ử X với nhau ta có hình lưỡng tháp tam giác. Ví dụ minh ho ạ: phân t ử PCl 5 có phân bố lưỡng chóp tam giác nên trong phân tử có ba loại góc liên kết: trong m ặt phẳng có góc ClPCl b ằng 120 o, trong khi còn có góc ClPCl bằng 90 o và góc 180o. Theo mô hình VSEPR, năm cặp e được phân bố trên mặt cầu vỏ hoá trị như sau: Ba cặp cùng với hạt nhân A ở trong 1 m ặt ph ẳng, ba c ặp này ở ba đỉnh tam giác đều tâm A. Các liên kết đ ược tạo ra trong m ặt ph ẳng này đ ược g ọi là liên kết ngang. Hai cặp e còn lại được phân bố trên hai đầu c ủa đo ạn th ẳng vuông góc v ới m ặt phẳng tam giác đều tại A. Hai cặp e này tạo ra hai liên k ết tr ục. Do s ự phân b ố đó nên đ ộ dài liên kết ngang ngắn (2,02 nm) hơn độ dài liên kết trục (2,14 m). K ết qu ả s ự s ắp x ếp trên đ ưa
tới một lưỡng tháp tam giác đáy chung là tam giác đều tâm A, hai đỉnh là hai c ặp e tạo ra hai liên kết trục. n = 6: AX6. với sự phân bố 6 cặp e trên mặt cầu vỏ hoá trị. Khi kẻ các đường n ối các nguyên tử X với nhau ta có hình bát diện.Ví dụ minh hoạ: phân tử SF 6. Sáu cặp e của phân tử này được phân bố trên vỏ hoá trị của nguyên tử A ở sáu đỉnh của một hình bát di ện đều. Trong tr ường hợp này không có sự phân biệt giữa liên kết ngang với liên kết tr ục v ề đ ộ dài. Ví d ụ minh ho ạ của trường hợp này là phân tử SF 6. Trong phân tử này, góc giữa hai trục liên kết c ạnh nhau bằng 90o. b) Mô hình sự đẩy giữa các cặp e liên kết và không liên kết: AXnEm n + m ≤ 6 Nguyên tử trung tâm A vừa có n cặp e liên kết, vừa có m c ặp e không liên k ết (kí hi ệu là E). Do không có sự tương đương giữa cặp e liên kết với cặp e không liên k ết, hai tr ường h ợp AX n với AXnEm có cùng số cặp e nhưng hình dạng hai phân tử đó không hoàn toàn gi ống nhau. Xét một số trường hợp thường gặp: 1) (n + m) ≤ 4 * AX2E: Ba nguyên tử A, X, X không còn nằm trên cùng đường thẳng như trong tr ường h ợp AX 2. Lúc này phân tử có dạng gấp khúc. Ví dụ: SnCl 2, góc ClSnCl ≈ 120o. Có thể dùng phân tử SO 2 làm thí dụ với sự đẩy của hai cặp electron liên kết S = O v ới 1 c ặp electron không liên k ết c ủa nguyên tử S. * AX3E: Nguyên tử trung tâm A có tổng cộng 4 cặp e nhưng phân tử không có d ạng t ứ di ện đ ều nh ư AX4 mà có hình tam giác. Ví dụ điển hình là NH3, góc HNH ≈ 107o. * AX2E2: Nguyên tử trung tâm A cũng có 4 cặp e nhưng do có 2 c ặp e không liên k ết nên hình d ạng phân tử khác với AX4 hay AX3E. Phân tử này có góc gần với góc tứ diện. Ví dụ: H 2O có góc HOH ≈ 104o. Bài tập: Dùng mô hình VSEPR hãy dự đoán hình dạng phân tử AXE3. 2) (n + m) = 5 (nguyên tử trung tâm A có 5 cặp e). Nếu AX5 thì phân tử có hình lưỡng tháp tam giác. Song sự có mặt c ủa cặp e không liên k ết s ẽ làm biến dạng hình đó. *AX4E: Sự phân bố E và 4 cặp e liên kết được mô tả như hình trên. K ết quả phân tử có hình cái bập bênh. Ví dụ: phân tử SF4. *AX3E2: Ba cặp e liên kết tạo 3 liên kết A-X; sự đẩy tương hỗ gi ữa 3 c ặp e này v ới nhau và v ới 2 c ặp e không liên kết (E), kết quả tạo ra phân tử hình chữ T. Ví dụ: ClF3, HClO2. 3) (n + m) = 6 (nguyên tử trung tâm A có 6 cặp e). * AX5E: Bốn trong năm cặp e liên kết được phân bố trong mặt phẳng; 1 c ặp e liên k ết còn l ại đ ược phân bố trong trục gần vuông góc với mặt phẳng trên. Do đó 5 c ặp e liên k ết (hay ph ần AX 5) tạo ra hình tháp vuông. Trong cấu tạo này, liên kết ngang và liên k ết tr ục không t ương đ ương hình học. Chẳng hạn trong BF 5, liên kết trục có độ dài 169 pm còn liên kết ngang có độ dài tới 177 pm. * AX4E2: Theo mô hình VSEPR, 2 cặp e không liên kết (E) được phân b ố trans so v ới 4 c ặp e liên k ết; mà 4 cặp e liên kết này được phân bố trong mặt phẳng tạo ra hình vuông phẳng. Ví dụ: phân tử XeF4. Việc áp dụng mô hình VSEPR giải thích được hình dạng của các hợp ch ất có liên k ết b ội (C2H2, C2H4,...); độ âm điện của các nguyên tử là phối tử cũng có ảnh hưởng đến hình d ạng phân tử. Hình dạng phân tử cũng gắn liền với tính chất hoá học của phân tử. Nhược điểm: khó khăn không thể vượt là các halogenua kim loại kiềm th ổ d ạng MX 2 chỉ có cấu hình thẳng đối với hợp chất của Be còn đối với hợp chất của Ba đều có c ấu t ạo gấp khúc. Nguyên nhân là do ảnh hưởng của các obitan khác trong nguyên tử Bari.
V. Thuyết liên kết hoá trị (VB): 1. Những luận điểm chính của thuyết liên kết hoá trị a) Liên kết hoá học được tạo nên bởi cặp electron có spin ngược chi ều nhau c ủa hai nguyên tử. Trong đó có sự che phủ giữa những obitan c ủa hai nguyên t ử t ạo nên m ột vùng có m ật độ điện tích cao dẫn đến việc giảm thế năng của hệ, nghĩa là liên kết được hình thành. b) Liên kết được hình thành theo phương trong không gian mà kh ả năng che ph ủ gi ữa các obitan nguyên tử là cực đại (thường gọi gọn là nguyên lí che phủ cực đại). c) Hai obitan nguyên tử che phủ nhau càng nhiều, liên kết được tạo nên càng bền. + Theo quan niệm của thuyết VB, liên kết hoá học gi ữa 2 nguyên t ử hình thành đ ược là do s ự xen phủ 2 AO hoá trị, mỗi AO có 1 e độc thân. Có th ể hình dung rõ h ơn khi xét m ột s ố giai đoạn trong sự hình thành phân tử H2 từ 2 nguyên tử H. Mức độ xen phủ 2 AO hay 2 đám mây e của 2 nguyên tử tham gia liên kết đặc trưng cho độ bền c ủa liên kết. Liên k ết hoá h ọc đ ược tạo ra càng bền nếu sự xen phủ 2 AO càng mạnh. + Liên kết hoá học giữa 2 nguyên tử sẽ được phân bố theo phương nào mà ở đó có sự xen phủ lớn nhất (cực đại) của 2 AO tham gia liên kết (2 mây electron c ủa 2 AO tham gia liên k ết). Sự định hướng hoá trị của nguyên tử tham gia liên kết thể hiện ở sự có trị số xác đ ịnh c ủa góc liên kết (góc hoá trị) trong phân tử nhiều nguyên tử. Để xác định được số liên kết CHT ta cần xét đến phân bố electron trên các ô lượng tử ở trạng thái cơ bản và kích thích. Để giải quyết vấn đề hình dạng phân tử c ần dùng đ ến hình d ạng obitan nguyên bản của nguyên tử hay các obitan lai hoá của nó. a) Một số áp dụng Góc liên kết (góc hoá trị) là một trong số các tính chất phân t ử đ ược th ực nghi ệm phát hi ện. Dựa vào thuyết hoá trị định hướng (VB), ta có thể giải thích được kết quả đó. - Phân tử H2S + Thực nghiệm cho biết, trong H2S có góc HSH ≈ 92o. + Ta biết S có cấu hình e là [Ne] 3s 2 3p4. Như vậy S có 6e hoá trị phân bố trong 4 AO: 4p x, 4py và 4pz. H có một electron duy nhất trên obitan 1s 1. Theo thuyết VB, 2e độc thân của S đã tạo 2 liên kết S-H với 2e của 2 nguyên tử H. 2 AO có 2 e đ ộc thân này (ch ẳng h ạn đó là AO-3p x, AO- 3py) có trục vuông góc với nhau, tức là góc giữa hai trục của 2 AO đó là 90 o. Vì AO-s có đối xứng cầu nên vùng có sự xen phủ của 1 AO-s với 1 AO-3p sẽ phân b ố trên tr ục c ủa AO-3p tương ứng. Điều này có nghĩa là thông thường góc c ủa phân tử H 2S, tức HSH bằng 90o. Tuy nhiên hai vùng có mật độ e cao ở cạnh nhau sẽ có sự đ ẩy nhau. S ự đẩy này làm cho góc HSH mở rộng ra. Kết quả là góc đó bằng 92o như kết quả thực nghiệm. + Cùng ở phân nhóm chính thứ 6 với S còn có Se, Te đều tạo hợp chất với H 2 có góc tương tự như trên, cụ thể là H2Se có góc HSeH ≈ 91o, H2Te có góc HTeH ≈ 90o. - H2O Thực nghiệm thu được góc HOH ≈ 104,5o + O ở cùng nhóm chính thứ 6 với S. Các e hoá trị và các AO tương ứng: Rõ ràng ở đây không thể cho rằng O dùng 2 AO- p nguyên chất để xen phủ với 2 AO-1s của 2 H như trong H2S được. Muốn có sự che phủ cực đại giữa các obitan 1s của H và 2py, 2pz của O thì các nguyên tử H phải tiến lại nguyên tử O theo phương của trục y và trục z. Như vậy thì góc hoá trị HOH phải là 90 . Góc thực nghiệm thu được o 104,5o lớn hơn góc lý thuyết 90o rất nhiều. + Theo số liệu ở trên, góc tứ diện là 109 o29’ rất gần với trị số 104,5o. Do đó người ta giả định rằng O trong H2O ở trạng thái lai hoá sp3. Trong 4 AO-sp3 có 2 AO mà mỗi AO có 2e (1 cặp) được gọi là cặp e không liên kết của O, 2 AO-sp 3 còn lại thì mỗi AO chỉ có 1e. Theo thuyết VB, để tạo 2 liên kết O-H cần có sự xen phủ 2 AO-1s của H với 2 AO-sp 3 mà mỗi AO mới có 1e. Vậy thì góc liên kết (góc hoá trị) HOH phải đúng b ằng góc t ứ di ện 109 o29’. Người ta cho cho rằng 2 AO-sp3 có 2 cặp e không liên kết tạo ra 2 vùng có m ật đ ộ e cao, s ẽ đ ẩy nhau. S ự
đẩy này làm hẹp góc tạo bởi 2 trục của 2 AO-sp 3 còn lại, kết quả ta quan sát được góc đó là 104,5o. Như vậy mặc dù còn rất định tính, thuyết hoá trị định hướng đã gi ải thích đ ược k ết qu ả th ực nghiệm về góc liên kết của H 2O.Theo thuyết liên kết hoá trị, liên kết cộng hoá trị được hình dung là sự ghép đôi electron của hai nguyên tử liên kết và liên kết sẽ n ằm theo ph ương mà các obitan nguyên tử che phủ nhau nhiều nhất. Vậy có thể xác định phương của liên k ết d ựa vào chỉ tiêu che phủ cực đại giữa các obitan nguyên tử, nghĩa là theo giá tr ị c ực đ ại c ủa các obitan nguyên tử. Xác định được phương của liên kết là có thể xác định được hình dạng c ủa phân t ử. Đây là một trong những thành tựu lớn nhất của c ơ học lượng tử áp d ụng vào lý thuyết v ề c ấu tạo phân tử. b) Lập luận tương tự như trên có thể giải thích hình dạng của các phân tử XH3: NH3 PH3 AsH3 SbH3 107o3’ 93o3’ 91o8’ 91o3’
b) Lai hoá sp - Lai hoá sp là lai hoá trong đó AO – 2s tổ hợp tuyến tính v ới 1 AO – 2p z (thường dùng AO – z) tạo ra 2 AO lai hoá sp. - Có thể hình dung quá trình lai hoá đó xảy ra như sau: 1AOs + 1AOp Lai hoá sp: 1AO-s+1 AO-pZ = 2AO-sp 1 2AO-sp là: d1 = (s+pZ) 2 1 d2 = (s-pZ) 2 + AO – 2pz có đối xứng đối với trục z. AO - 2s có đối xứng c ầu. Tổ hợp tuyến tính 2 AO đó tạo ra 2 AO mới cùng nằm trên trục z; mỗi AO m ới này có ph ần m ở r ộng, ph ần b ị thu h ẹp. C ả 2 AO lai hoá sp đều nằm trên cùng một đường thẳng: trục z. Do đó người ta gọi lai hoá sp là lai hóa thẳng, kí hiệu là hi. Vậy ta có 2 AO lai hóa sp là hi1, hi2. Góc giữa 2 trục 2 AO - sp là 180o. - Biểu thức của 2 AO lai hoá sp là: hi1 = (2s + 2pz)/ 2 hi2 = (2s - 2pz)/ 2 - Lai hoá sp được dùng để giải thích liên kết hoá học trong phân t ử BeH 2, C2H2 (ankin) …. Các phân tử đều có dạng thẳng. Lai hoá sp2: 1AO-s+2 AO-p = 3AO-sp2 1 3AO-sp2 là: t1 = (s+ 2 px) 3 1 t2 = ( 2 s-px+ 3 py) 6 1 t3 = ( 2 s-px- 3 py) 6 c) Lai hoá sp2 - Lai hoá sp2 là lai hoá trong đó AO - 2s tổ hợp tuyến tính với 2 AO - 2p (th ường ch ọn là AO – 2pz, AO – 2py) tạo ra 3 AO mới có cùng năng lượng. Tương tự như AO lai hoá sp, AO-sp 2 cũng bị biến dạng so với AO cơ bản, có phần mở rộng và phần bị thu hẹp. - Hình dung quá trình lai hoá và sự định hướng các AO trong không gian được mô tả như sau: Ba AO-sp2 cùng nằm trong một mặt phẳng, góc tạo bởi hai trục c ủa hai AO c ạnh nhau là 120o. Do đó lai hoá sp2 được gọi là lai hóa tam giác. Kí hiệu AO-sp 2 là t, kèm theo số thứ tự: t1, t2, t3. Lai hoá sp3: 1AO-s+3 AO-p = 4AO-sp3 1 4AO-sp3 là: te1 = (s+px+py+pZ) 2
1 te2 = (s + px - py - pZ) 2 1 te3 = (s - px+ py - pZ) 2 1 te4 = (s - px - py + pZ) 2 1 3 cos θ cos ϕ ; s= ; px = 4π 4π 3 3 cos θ sin ϕ ; pZ = cos θ py = 4π 4π - Lai hoá sp2 được áp dụng để giải thích liên kết hoá học trong các anken C nH2n (n≥ 2), benzen, ... Các phân tử có góc liên kết bằng 120o. d) Lai hoá sp3 - Lai hoá trong đó AO - 2s tổ hợp tuyến tính với 3 AO - 2p t ạo ra 4 AO m ới có cùng năng lượng được gọi là lai hoá sp3. - Có thể hình dung quá trình lai hoá sp3 như sau: - Hình dạng của mỗi AO lai hoá sp 3 cũng tương tự như hình dạng AO lai hoá sp, sp 2 vừa xét. 4 AO-sp3 hướng ra 4 đỉnh của tứ diện đều mà tâm của tứ diện là nguyên tử (chính xác là hạt nhân nguyên tử) có các AO lai hoá. Do đó lai hoá sp 3 được gọi là lai hóa tứ diện. AO-sp 3 được kí hiệu là te. Vậy ta có 4 AO-sp3 là te1, te2, te3, te4. - Lai hoá sp3 được áp dụng để giải thích liên kết hoá học trong các ankan C nH2n+2 (n≥ 1), điển hình là trong CH4. Ngoài ra nó cũng được áp dụng trong các trường h ợp khác nhau ở H 2O, NH4+,... các phân tử có góc liên kết gần bằng 109o28’ Ngoài ra còn có các kiểu lai hoá sp3d2 hay sp2d … với sự tham gia của các obitan d. Sử dụng quan niệm lai hoá có thể giải thích về hình dạng các phân tử khá đúng. Kiểu lai Góc giữa các obitan lai hoá Dạng phân tử Ví dụ hoá Đường thẳng BeH2, BeCl2, ZnCl2, CO2 180o sp Tam giác đều BF3, NO3-, CO32- sp2 120o Tứ diện đều 3 o CH4, CCl4, NH4+, ClO4-, SO42-, sp 109 28’ dsp2 90o PO43- Hình vuông Bát diện đều PtCl4, CuCl42-, Ni(CN)42- 32 o sp d 90 SF6, AlF63-, SiF62- Kiểu lai hoá các obitan của nguyên tử cho thấy số obitan lai hoá đ ược t ạo nên đ ồng th ời là s ố phối trí tối đa của nguyên tử đó. Bảng dưới đây hệ thống lại khả năng lai hoá các obitan c ủa nguyên tử các nguyên tố và số phối trí tối đa mà nguyên tử có: Nguyên tố chu kỳ Kiểu lai hoá và số phối trí (viết trong dấu ngoặc) sp(2), sp2(3), sp3(4) II sp3(4), dsp3(5), d2sp3(6), sp3d2(6) III sp3(4), dsp3(5), d2sp3(6), sp3d2(6) IV d2sp3(6), d2sp3(7) V và VI
Dựa vào bảng đó, có thể hiểu được công thức các dãy hợp ch ất và anion sau đây c ủa cac nguyên tố thuộc cùng nhóm trong bảng tuần hoàn: CH4 SiF62- GeF62- SnF84- PbF84- Nhóm IVA CO32- SiO44- GeO44- SnO68- PbO68- Nhóm VIA H2SO4 H6TeO6 Nhóm VIIA HClO4 H5IO6 Tuy nhiên, để giải thích hình dạng của phân tử, ngoài sự lai hoá, cần vận d ụng thêm m ột s ố giả thiết khác nữa. Ví dụ như đối với những phân tử sau đây, các nguyên tử trung tâm đ ều ở cùng một kiểu lai hoá sp3 của các obitan, sự biến đổi của góc hoá trị được giải thích như sau: Góc hoá trị giảm xuống vì vai trò của s trong sự lai hoá sp 3 giảm xuống liên H2O (105o) H2S (92o) H2Se (91o) H2Te (90o) Góc kết trong NH3 (107o) PH3 (94o) AsH3 (92o) SbH3 (90o) các phân tử CH4 (108o28’) B. Cấu tạo các phân tử đơn giản 1. Phân tử O2 Nguyên tử O có cấu hình electron: 2s2 2p4 Hai nguyên tử O liên kết với nhau bằng hai cặp electron chung: Công thức cấu tạo phân tử với liên kết cặp giữa hai nguyên tử O phù h ợp năng l ượng c ủa liên kết là 494 kJ/mol và độ dài của liên kết là 1,21A và gi ải thích đ ược h ầu h ết tính ch ất c ủa oxi trừ từ tính. Oxi ở trạng thái khí, lỏng hay rắn đều có tính thuận từ. Từ tính đo đ ược cho th ấy s ự có m ặt của hai electron độc thân trong phân tử O 2. Bởi vậy để giải thích tính chất đó người ta buộc phải giả thiết thêm rằng liên kết cộng hoá trị cũng có thể được tạo nên nh ờ 3 electron g ọi là liên kết ba electron, nghĩa là phân tử O2 có cấu tạo: Trong đó ngoài liên kết cộng hoá trị bình thường được tạo nên bằng c ặp electron (v ạch li ền) còn có hai liên kết được tạo nên nhờ ba electron (vạch rời). Liên kết ba electron còn được gọi là liên kết một electron vì thực tế trong ba electron chỉ có m ột electron đ ược dùng chung gi ữa hai nguyên tử: Tuy nhiên số liên kết giữa hai nguyên tử O cũng chỉ là hai. (Thuyết obitan phân t ử gi ải thích một cách đơn giản tính thuận từ của O2 bằng sự tồn tại của hai electron độc thân ở trên hai obitan phân tử phản liên kết) 2. Phân tử N2 Nguyên tử N có cấu hình electron 1s2 2s2 2p3 Hai nguyên tử N liên kết với nhau bằng ba cặp electron chung: Hai obitan 2px của hai nguyên tử N che phủ nhau tạo thành liên kết σ.
Cặp obitan 2py và cặp obitan 2pz của hai nguyên tử N che phủ nhau, theo từng c ặp m ột, tạo thành hai liên kết π. Như vậy, liên kết trong phân tử là liên kết ba. Liên kết ba này có năng l ượng r ất l ớn (942 kJ/mol) nên phân tử N2 rất bền. Nitơ khó tham gia phản ứng ở nhiệt độ thường. 3. Phân tử NO Trước đây người ta cho rằng phân tử NO có cấu tạo: Nghĩa là trong phân tử có liên kết đôi. Nhưng thực nghiệm cho thấy rằng phân tử này có mômen lưỡng cực rất bé ( µ = 0,15D) và độ dài của liên kết N-O là 1,44A, nghĩa là trung gian gi ữa độ dài liên k ết đôi trong ion NO - (1,18A) và của liên kết ba trong ion NO + (1,06A). Vậy bậc của liên kết trong NO không thể bằng 2 mà bằng 2,5, nghĩa là phân tử có cấu tạo: Trong đó ngoài hai liên kết cộng hoá trị bình th ường (đ ược t ạo nên nh ờ c ặp electron chung) còn có một liên kết ba electron nữa (ion NO + có mặt trong các hợp chất NOCl, NOClO 4, ion NO- có mặt trong NaNO). 4. Phân tử CO Trước đây người ta cho rằng phân tử CO có cấu tạo: nghĩa là trong phân tử có liên kết đôi. Nhưng thực nghiệm cho thấy rằng phân tử có mômen lưỡng c ực rất bé ( µ = 0,1118D), một phân tử gần như không có cực, và năng lượng của liên k ết rất l ớn (1070 kJ/mol), l ớn h ơn c ả năng lượng của liên kết ba trong N2. Bởi vậy, ngày nay người ta cho rằng nguyên nhân làm gi ảm m ạnh độ phân c ực c ủa CO là nguyên tử O đã đưa ra một cặp electron của mình để dùng chung với nguyên t ử C, nghĩa là t ạo thành một liên kết cho - nhận ngoài hai liên kết cộng hoá trị bình thường: Như vậy, liên kết C-O là liên kết ba. Thật vậy, liên kết này có năng lượng r ất l ớn so v ới các liên kết hoá học. Qua cấu tạo của các phân tử đã xét trên đây, ta thấy đối với phân tử chỉ có hai nguyên t ử, hình dạng của phân tử luôn luôn là đường thẳng nối li ền hai hạt nhân nguyên t ử. Nh ưng đ ối v ới
những phân tử gồm ba nguyên tử hay hơn nữa, để giải thích hình d ạng c ủa chúng, c ần v ận dụng sự lai hoá các obitan của nguyên tử trung tâm. 5. Than chì Như đã biết, tinh thể than chì có cấu tạo lớp. Các lớp liên kết v ới nhau b ằng l ực Van de Van, lực này rất yếu hơn lực của liên kết hoá học cho nên các l ớp d ễ tách r ời nhau và than chì m ềm trong khi kim cương là chất cứng nhất. Trong lớp than chì, mỗi nguyên tử C ở trạng thái lai hoá sp 2 liên kết cộng hoá trị với ba nguyên tử C bao quanh cùng nằm trong một mặt phẳng tạo thành vòng 6 cạnh. Những vòng này liên kết với nhau tạo thành một lớp vô tận. Sau khi tạo thành nh ững liên k ết nh ư v ậy, m ỗi nguyên tử C còn có một electron độc thân trên obitan 2p có tr ục vuông góc v ới m ặt ph ẳng c ủa lớp. Những obitan không lai hoá đó che phủ nhau tạo nên liên kết π với một trong ba nguyên tử C bao quanh: Độ dài của liên kết C-C trong các lớp là 1,415A, hơi lớn hơn đ ộ dài c ủa liên k ết C-C trong vòng benzen (1,39A) có độ bội là 1,5, nghĩa là độ bội của liên kết C-C trong l ớp than chì ~ 1,33. Nhưng khác với benzen, liên kết π ở trong lớp tinh thể than chì là không định chỗ trong toàn lớp. Bởi vậy khác hẳn với kim cương, than chì có màu xám, có ánh kim, dẫn điện và dẫn nhiệt. 6. Phân tử O3 Phân tử O3 có dạng đường gãy với góc
hay Một obitan 2p còn lại không lai hoá của nguyên tử O trung tâm có electron đ ộc thân che ph ủ với obitan 2p khác của nguyên tử O (bên phải) cũng có electron độc thân tạo thành liên kết π: (để đơn giản, trong hình không biểu diễn sự che phủ của các obitan tạo thành liên k ết π) Vậy công thức cấu tạo của phân tử O3 là: Ngày nay để đơn giản, người ta hay dùng một công thức linh hoạt hơn, trong đó liên k ết π được chia đôi cho cả hai liên kết (ở hai bên), nghĩa là m ột liên k ết π không định chỗ được kí hiệu bằng vạch rời: 7. Phân tử SO2 Phân tử SO2 có dạng đường gãy giống như O3 với góc
Độ bội của liên kết S-O là 1,5 Nhưng việc rút ngắn mạnh độ dài của liên kết S-O (1,43A) trong SO 2 so với độ dài của liên kết đơn (1,55A) nói lên rằng liên kết đó là liên kết đôi và phân tử SO2 có cấu tạo: Để có hoá trị bốn, nguyên tử S phải ở trạng thái lai hoá sp 2 và có cấu hình electron ở trạng thái kích thích, nghĩa là một electron 3p chuyển sang obitan 3d: Một obitan lai hoá có một cặp electron tự do và mỗi một obitan lai hoá còn lại có m ột electron độc thân che phủ với obitan 2p của hai nguyên tử O cũng có electron đ ộc thân t ạo thành liên k ết σ: Obitan 3p không lai hoá của S có electron độc thân che phủ v ới obitan 2p khác c ủa nguyên t ử O (giả sử ở bên trái của hình vẽ) có electron độc thân tạo thành m ột liên k ết π và một obitan 3d không lai hoá của S có electron độc thân che phủ v ới obitan 2p khác c ủa O (gi ả s ử ở bên ph ải hình vẽ) có electron độc thân tạo thành một liên kết π nữa. 8. Phân tử NO2 Phân tử NO2 có dạng gấp khúc gần giống như O3 và SO2 Sự tạo thành các liên kết trong phân tử được mô tả tương tự như đối với phân tử O 3 và SO2, nghĩa là NO2 có công thức cấu tạo: hay công thức với liên kết π không định chỗ 9. Phân tử SO3 Phân tử SO3 có dạng hình tam giác đều, nguyên tử S n ằm ở trọng tâm c ủa tam giác và ba nguyên tử O nằm ở đỉnh:
Nếu một cách gần đúng người ta thừa nhận rằng trong phân t ử SO 3 chỉ những obitan 3s và 3p của S tham gia tạo thành liên kết thì cách mô tả sự tạo thành liên k ết g ần t ương t ự nh ư đ ối v ới phân tử O3. hay một công thức liên kết π không định chỗ: Độ bội của liên kết S-O là 1,33 và S có hoá trị 4. Nhưng việc rút ngắn độ dài của liên kết S-O (1,43A) trong SO 3 cũng giống như trong SO2 là liên kết đôi và phân tử SO3 có cấu tạo: Để có hoá trị sáu, nguyên tử S phải ở trạng thái lai hoá sp 2 và có cấu hình electron ở trạng thái kích thích, nghĩa là một electron 3s và một electron 3p chuyển sang các obitan 3d: Ba obitan lai hoá của S, mỗi obitan có m ột electron đ ộc thân che ph ủ v ới obitan 2p electron độc thân của ba nguyên tử O tạo thành ba liên kết c ộng hoá tr ị. Ngoài ra m ột obitan 3p và hai obitan 3d không lai hoá của S, mỗi một có một electron độc thân che ph ủ v ới obitan 2p còn l ại có electron độc thân của ba nguyên tử O tạo thành ba liên kết π. Như vậy trong phân tử SO 3, nguyên tử S có hoá trị sáu.
10. Phân tử NH3 Phân tử NH3 có dạng hình chóp tam giác, nguyên tử N ở đỉnh và ba nguyên t ử H ở đ ỉnh c ủa tam giác đểu: Trong phân tử NH3, nguyên tử N ở trạng thái lai hoá sp3: Một obitan lai hoá có cặp electron không liên kết, còn ba obitan lai hoá khác, m ỗi obitan có một electron độc thân che phủ với obitan 1s có electron đ ộc thân c ủa ba nguyên t ử H t ạo thành ba liên kết cộng hoá trị: Vậy phân tử NH3 có công thức cấu tạo: 11. Ion NH4+ Ion NH4+ có dạng hình tứ diện đều, nguyên tử N nằm ở trung tâm và b ốn nguyên t ử H n ằm ở đỉnh của tứ diện: Trong ion NH4+, sự tạo thành ba liên kết cộng hoá trị bởi ba c ặp electron chung gi ữa N và H xảy ra tương tự như trong phân tử NH 3. Chỗ khác ở đây là obitan lai hoá có cặp electron che phủ với obitan 1s trống electron của H + tạo thành liên kết cho nhận. Tuy nhiên cả bốn liên kết N - H đều giống nhau vì đều là liên kết cộng hoá trị tạo nên bởi cặp electron:
12. Phân tử H2S Phân tử H2S có dạng gấp khúc giống các phân tử O3, SO2: Trong phân tử H2S, nguyên tử S ở trạng thái lai hoá sp 3. Hai obitan lai hoá, mỗi obitan có một cặp electron không liên kết còn hai obitan lai hoá còn lại, m ỗi m ột có m ột electron đ ộc thân che phủ với obitan 1s có electron độc thân của hai nguyên tử H tạo thành hai liên kết cộng hoá trị : 13. Phân tử CO2 Phân tử CO2 có dạng đường thẳng, nguyên tử C ở giữa hai nguyên tử O: trong phân tử CO2, nguyên tử C ở trạng thái lai hoá sp và có cấu hình electron ở trạng thái kích thích: Hai obitan lai hoá sp, mỗi một có một electron độc thân, che ph ủ v ới obitan 2p có electron đ ộc thân của hai nguyên tử O ở hai nêm tạo thành hai liên kết cộng hoá trị: Hai obitan không lai hóa của C, mỗi một có electron độc thân che ph ủ v ới obitan 2p khác có electron độc thân của hai nguyên tử O tạo thành liên kết π: và phân tử có công thức cấu tạo: trong đó C có hoá trị 4. ̀ ̣ ́ ̣ C- BAI TÂP AP DUNG I- BAI TÂP CÓ HƯỚNG DẪN GIAI ̀ ̣ ̉ Câu 1: 1. So sánh, có giải thích. a. Độ lớn góc liên kết của các phân tử: • CH4; NH3; H2O.
• H2O; H2S. b. Nhiệt độ nóng chảy của các chất : NaCl; KCl; MgO c. Nhiệt độ sôi của các chất : C2H5Cl; C2H5OH; CH3COOH 2. Đối với các phân tử có công thức tổng quát AXn (n ≥ 2 ), làm thế nào để xác định phân tử đó phân cực hay không phân cực ? 3.Hãy giải thích tại sao PbI2 ( chất rắn màu vàng) tan dễ dàng trong nước nóng, và khi để nguội lại kết tủa dưới dạng kim tuyến óng ánh ? Câu 2 : Xét các phân tử BF3, NF3 và IF3. Trả lời các câu hỏi sau : 1. Viết công thức chấm electron Lewis của các chất trên 2. Dựa vào thuyết lai hóa obitan nguyên tử hãy cho bi ết tr ạng th ái lai hóa c ủa nguyên t ử trung tâm và dạng hình học của mỗi phân tử 3. Xác định xem phân tử nào là phân cực và không phân cực. Giải thích kết quả đã chọn Câu 3:Cho hai nguyên tử A và B có tổng số hạt là 65 trong đó hi ệu s ố h ạt mang đi ện và không mang điện là 19. Tổng số hạt mang điện của B nhiều hơn của A là 26. a) Xác định A, B; viết cấu hình electron của A, B và cho bi ết b ộ 4 s ố l ượng t ử ứng v ới electron sau cùng trong nguyên tử A, B. b) Xác định vị trí của A, B trong HTTH. c) Viết công thức Lewis của phân tử AB 2, cho biết dạng hình học của phân tử, trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm? d) Hãy giải thích tại sao phân tử AB2 có khuynh hướng polime hoá? CÂU 4 1. Viết công thức cấu tạo Lewis, nêu trạng thái lai hóa và vẽ dạng hình học của các phân tử sau: (a) B2H6 (b) XeO3 (c) Al2Cl6 Giải thích vì sao có Al2Cl6 mà không có phân tử B2F6? 2. Trình bày cấu tạo của các ion sau: O + , O 2− theo thuyết MO (cấu hình electron, công thức 2 2 cấu tạo). Nhận xét về từ tính của mỗi ion trên. 3. So sánh và giải thích ngắn gọn độ phân cực (momen lưỡng c ực) của các chất sau: NH3, NF3, BF3. 4. Hòa tan 2,00 gam muối CrCl3.6H20 vào nước, sau đó thêm lượng dư dung dịch AgNO3 và lọc nhanh kết tủa AgCl cân được 2,1525 gam. Cho bi ết mu ối crom nói trên t ồn t ại d ưới dạng phức chất. 4.1. Hãy xác định công thức của phức chất đó. 4.2. Hãy xác định cấu trúc (trạng thái lai hóa, dạng hình học) và nêu từ tính của phức chất trên. CÂU 5: Cho bieát traïng thaùi lai hoaù cuûa ngtöû trung taâm vaø daïng hình hoïc cuûa caùc phaân töû sau : H2O , H2S , H2Se , H2Te . - Haõy saép xeáp theo chieàu taêng daàn ñoä lôùn goùc lieân keát vaø giaûi thích söï saép xeáp ñoù. - Taïi sao ôû ñieàu kieän thöôøng H2O ôû theå loûng,coøn H2S , H2Se , H2Te ôû theå khí? - Haõy saép xeáp theo chieàu taêng daàn tính khöû cuûa caùc chaát treân.Giaûi thích. Câu 6 1. X, Y là hai phi kim. Trong nguyên tử X, Y có số h ạt mang đi ện nhi ều h ơn s ố h ạt không mang điện lần lượt là 14 và 16. Hợp chất A có công thức XYn, có đặc điểm: - X chiếm 15,0486% về khối lượng - Tổng số proton là 100 - Tổng số nơtron là 106 a. Xác định số khối và tên nguyên tố X, Y. Cho biết bộ bốn số lượng t ử c ủa e cu ối cùng trên X, Y b. Biết X, Y tạo với nhau hai hợp chất là A, B. Viết c ấu trúc hình h ọc và cho bi ết tr ạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm của A, B. c. Viết các phương trình phản ứng giữa A với P2O5 và với H2O