Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Giải thích liên kết của phi kim trong hợp chất cộng hóa trị

Chia sẻ: Caphesua | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:34

Thêm vào BST

Báo xấu

19
lượt xem 1
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Sáng kiến kinh nghiệm được hoàn thành với mục tiêu nhằm giúp học sinh dễ nhớ, dễ hiểu và có thể áp dụng tốt vào các bài tập trong đề thi. Mời các bạn cùng tham khảo bài viết dưới đây để nắm nội dung của sáng kiến kinh nghiệm!

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Giải thích liên kết của phi kim trong hợp chất cộng hóa trị

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO AN GIANG CỘNG HÒA XÃ HỘI CHỦ NGHĨA VIỆT NAM TRƯỜNG THPT CHUYÊN Độc lập – Tự do – Hạnh phúc THOẠI NGỌC HẦU An Giang, ngày 11 tháng 2 năm 2019 BÁO CÁO Kết quả thực hiện sáng kiến, cải tiến, giải pháp kỹ thuật, quản lý, tác nghiệp, ứng dụng tiến bộ kỹ thuật hoặc nghiên cứu khoa học sư phạm ứng dụng I. Sơ lược lý lịch tác giả: - Họ và tên: Nguyễn Thị Diễm Phúc Nam, nữ: nữ - Ngày tháng năm sinh: 20/02/1981 - Nơi thường trú: 42/13A Ngô Quyền, phường Mỹ Bình, TP Long Xuyên, An Giang. - Đơn vị công tác: THPT chuyên Thoại Ngọc Hầu - Chức vụ hiện nay: Tổ trưởng chuyên môn - Trình độ chuyên môn: Thạc sĩ - Lĩnh vực công tác: Giảng dạy môn Hóa học II. Sơ lược đặc điểm tình hình đơn vị: Thuận lợi + Được sự quan tâm hướng dẫn và chỉ đạo kịp thời của lãnh đạo sở Giáo dục và Đào tạo, Ban giám hiệu nhà trường, nhất là trong công tác bồi dưỡng học sinh giỏi. + Giáo viên bồi dưỡng đội tuyển học sinh giỏi rất tâm huyết, thường xuyên đọc tài liệu, tự nâng cao trình độ, tạo được niềm tin với đối tượng học sinh giỏi, thu hút các em tham gia đội tuyển. + Học sinh được tuyển chọn tốt: Mặt bằng học sinh tuyển vào trường có chất lượng cao trong tỉnh. Kỳ thi tuyển sinh diễn ra nghiêm túc, đánh giá đúng năng lực. + Cơ sở vật chất của trường đảm bảo cho nhu cầu ứng dụng công nghệ thông tin, sử dụng đồ dùng dạy học vào giảng dạy của giáo viên. Khó khăn Còn gặp khó khăn trong công tác thu hút học sinh vào đội tuyển học sinh giỏi lớp 12. - Tên sáng kiến/đề tài giải pháp: Giải thích liên kết của phi kim trong hợp chất cộng hóa trị. - Lĩnh vực: Hóa học. III. Mục đích yêu cầu của đề tài, sáng kiến: 1. Thực trạng ban đầu trước khi áp dụng sáng kiến Từ nhiều năm nay trong các đề thi Olympic, thi học sinh giỏi Quốc gia, phần liên kết hóa học chiếm một vị trí quan trong. Kì thi vòng 1 các năm vừa qua hầu như đều có nội 1
dung này (kể cả kì thi vào ngày 13/1/2019 vừa qua). Tôi viết đề tài này muốn giúp các em học sinh giỏi môn Hoá có thêm tư liệu tham khảo, phục vụ trong việc giảng dạy lớp chuyên và bồi dưỡng đội tuyển học sinh giỏi. Trong chuyên đề này tôi xin trình bày việc áp dụng lý thuyết liên kết hóa học để giải thích liên kết của các nguyên tố phi kim trong phân tử các hợp chất có liên kết cộng hóa trị. Trong giới hạn của đề tài, tôi chỉ xin đề cập đến những phần kiến thức trọng tâm, cốt lõi nhất nhằm giúp học sinh dễ nhớ, dễ hiểu và có thể áp dụng tốt vào các bài tập trong đề thi. 2. Sự cần thiết phải áp dụng sáng kiến Các nhà hóa học thường dựa vào khái niệm liên kết để giải thích và dự đoán các phản ứng. Về cơ bản, nó được định nghĩa là lực nối liền các nguyên tử với nhau trong phân tử. Than chì và kim cương đều được tạo thành từ các nguyên tử cacbon giống nhau, nhưng chỉ do cách liên kết khác nhau đã giải thích sự khác nhau về độ cứng và hình dáng (kể cả giá trị) của chúng. Vì vậy việc sử dụng lý thuyết về liên kết hóa học để giải thích đặc điểm, bản chất liên kết cũng như dự đoán lập thể phân tử của các chất là vô cùng quan trọng. Hiện nay nội dung về phần liên kết hóa học khá nhiều, trên internet, các sách tham khảo và gần đây các năm 2016, 2017, một số trường chuyên tham gia trại hè phương nam đều có viết chuyên đề liên kết hóa học. Bản thân là người trực tiếp tham gia bồi dưỡng học sinh giỏi chuyên đề này, tôi nhận thấy mình cần phải tập hợp và sắp xếp lại các kiến thức về lý thuyết cũng như bài tập. Phần lý thuyết được trình bày một cách chi tiết từ quan điểm truyền thống Lewis, tiếp đó lý thuyết liên kết – hóa trị và lý thuyết orbitan phân tử. Tương tự, phần bài tập cũng đi từ dễ đến khó. Các bài tập trích từ các sách tham khảo, các đề thi chọn học sinh giỏi Quốc gia, Olympic Quốc tế. Các bài tập tôi đều có hướng dẫn giải giúp học sinh có thể tự học được. Tôi hy vọng học sinh của mình có thể có được tài liệu tham khảo súc tích, áp dụng hiệu quả. 3. Nội dung sáng kiến Tiến trình thực hiện - Từ thực trạng trước khi áp dụng sáng kiến đến xuất hiện ý tưởng - Tra cứu tài liệu liên quan - Nghiên cứu cơ sở lý thuyết của đề tài - Bài tập áp dụng Thời gian thực hiện: Tháng 02/2018 đến 02/2019 Biện pháp tổ chức: - Gởi nội dung sáng kiến cho các học sinh trong đội tuyển trước. - Lên lớp phân tích, giải đáp thắc mắc. - Kiểm tra, đánh giá kết quả đạt được. 2
Nội dung sáng kiến gồm 2 phần chính: cơ sở lý thuyết và bài tập 3.1. Cơ sở lý thuyết 3.1.1. Đặc điểm chung của các nguyên tố phi kim 3.1.1.1. Vị trí của phi kim trong bảng tuần hoàn Trong bảng hệ thống tuần hoàn các phi kim nằm ở các nhóm A, chủ yếu từ nhóm IVA đến nhóm VIIA, Cụ thể: + Nhóm IVA gồm các nguyên tố: Cacbon (C), Silic (Si). + Nhóm VA gồm các nguyên tố: Nitơ (N), Photpho (P). + Nhóm VIA gồm các nguyên tố: Oxi (O), Lưu huỳnh (S). + Nhóm VIIA gồm các nguyên tố: Flo (F), Clo (Cl), Brom (Br), Iot (I). Ngoài ra còn có nguyên tố Bo (B) thuộc nhóm IIIA, nguyên tố Hiđro (H) thuộc nhóm IA. 3.1.1.2. Cấu hình electron, hóa trị - Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố phi kim là: + Nhóm IIIA: ns2np1 ; + nhóm IVA: ns2np2 ; + Nhóm VA: ns2np3 + Nhóm VIA: ns2np4 ; + Nhóm VIIA: ns2np5 - Hóa trị của các nguyên tố phi kim được xác định dựa trên số electron thuộc lớp ngoài cùng có khả năng tạo thành liên kết hóa học được gọi là các electron hóa trị. Tùy thuộc vào cấu hình electron của nguyên tử và khả năng hình thành liên kết mà mỗi nguyên tố phi kim có thể có một hay nhiều hóa trị, mỗi nguyên tố phi kim cũng có những mức hóa trị cao nhất bằng nhau hoặc khác nhau. Cụ thể: + Nguyên tố Bo có hóa trị là 3, + Nguyên tố Các bon và Silic đều có hóa trị phổ biến là 4, + Nguyên tố Photpho có hóa trị 3 và 5 nhưng nguyên tố Nitơ lại có hóa trị lần lượt là 1, 3 và cao nhất là 4, + Nguyên tố Oxi có hóa trị là 2 còn Lưu huỳnh lại có nhiều mức hóa trị là 2, 4 và 6. + Đối với các nguyên tố nhóm VIIA, nguyên tố Flo có hóa trị 1 còn từ nguyên tố Clo đến nguyên tố Iot thì có các hóa trị 1, 3, 5, 7. Với những hóa trị không tuân theo qui luật có thể thấy khả năng tạo liên kết hóa học của các nguyên tố phi kim là không giống nhau. 3.1.1.3. Liên kết hóa học của các phi kim Trên thực tế, các nguyên tử có xu hướng đạt đến trạng thái bền vững nhất tức là có cấu hình lớp ngoài cùng bão hòa (ns2np6). Với xu hướng này các nguyên tố phi kim có thể nhận thêm electron hoặc dùng chung electron với nguyên tử khác, do đó các nguyên tố phi kim có thể tham gia liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị. Trong chuyên đề này tôi chỉ đề cập đến xu hướng tạo liên kết cộng hóa trị của các nguyên tố phi kim. 3
3.1.2. Lý thuyết electron hóa trị theo Lewis 3.1.2.1. Nội dung của thuyết Trong phân tử được tạo ra từ nguyên tử các nguyên tố phi kim, liên kết hoá học giữa hai nguyên tử được thực hiện bởi cặp (đôi) electron dùng chung, nhờ đó mà mỗi nguyên tử đều có được cấu hình lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí trơ với 8 electron (bát tử hay octet) và 2 electron đối với khí hiếm Heli Electron của mỗi nguyên tử có thể tham gia được liên kết là electron hoá trị. Đôi electron tạo liên kết phải có spin đối song. Ví dụ: Phân tử Cl2 có liên kết giữa hai nguyên tử Cl được thực hiện nhờ cặp electron góp chung. Cặp electron này là cặp electron liên kết, được kí hiệu  hay , các electron còn lại được gọi là electron không liên kết. a) Phân loại liên kết cộng hoá trị Căn cứ vào vị trí cặp electron dùng chung so với hạt nhân nguyên tử tham gia liên kết, người ta chia liên kết cộng hoá trị thành hai loại: - Liên kết cộng hoá trị không phân cực (hay không có cực): Đôi electron dùng chung ở giữa khoảng cách hai hạt nhân nguyên tử. Đó là liên kết trong các phân tử đơn chất như Cl2, Br2... (trường hợp hiệu độ âm điện < 0,4). - Liên kết cộng hoá trị phân cực (hay có cực): Đôi electron dùng chung lệch về phía nguyên tử của nguyên tố có tính phi kim mạnh hơn (hay có độ âm điện lớn hơn). Đó là liên kết hoá học 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 kết cộng hoá trị, cặp electron dùng chung (hay cặp electron liên kết) được phân bố ở khoảng không gian giữa hai hạt nhân tham gia liên kết. Liên kết cộng hoá trị có tính chất bão hoà. Chẳng hạn trong hợp chất giữa H với Cl, chỉ có 1 nguyên tử H liên kết với 1 nguyên tử Cl tạo thành HCl; không thể có nhiều hơn một nguyên tử H liên kết với một nguyên tử Cl. Do vậy số nguyên tử liên kết với một nguyên tử cho trước bị hạn chế bởi hoá trị của nguyên tử đó. 3.1.2.2. Công thức cấu tạo Lewis a) 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 thức hoá học chỉ rõ thứ tự liên kết giữa các nguyên tử và các kí hiệu chỉ sự phân bố electron hoá trị được gọi là công thức Lewis (do Lewis đề xướng). 4
Ví dụ: Công thức phân tử Công thức electron Công thức cấu tạo .. H2 O H :O: .. H H-O-H .. .. SO2 :O:: .. S: O: .. O= SO b/ Qui tắc để viết CTCT Lewis: Bước 1: Tính tổng số electron hoá trị (N1) của các nguyên tử. Chú ý: Nếu công thức đó là: + Ion âm: 1 đơn vị điện tích âm thì được cộng thêm 1 electron vào tổng trên. + Ion dương: 1 đơn vị điện tích dương thì trừ đi 1 electron từ tổng trên. Bước 2: Xây dựng CTCT ban đầu bằng các liên kết đơn với số electron N2 Bước 3: Tìm công thức Lewis (gần đúng) Sử dụng N3 = N1 – N2 để octet cho nguyên tử nguyên tố có độ âm điện lớn hơn trước. - Tính lại điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử trong công thức vừa viết. Điện tích hình thức của nguyên tử nguyentu qhinhthuc = Số electron hóa trị – (Số electron không liên kết + Số electron góp vào liên kết) Chú ý: Khi cần thiết có thể chuyển cặp electron riêng thành cặp electron chung hoặc liên kết thường thành liên kết cho nhận để tốt nhất đồng thời quy tắc octet và giải tỏa điện tích. Bước 4: Xét công thức có thể nhất, dựa vào điện tích hình thức. (Nguyên tử trung tâm thuộc chu kì 3 trở lên có thể có lớp ngoài cùng chứa hơn 8e) Các quy tắc về điện tích hình thức giúp xác định công thức thích hợp nhất: - Cấu trúc với điện tích hình thức nhỏ là thích hợp hơn. - Cấu trúc với tổng giá trị tuyệt đối của điện tích hình thức của các nguyên tử là nhỏ nhất thì thích hợp hơn. - Điện tích hình thức khác 0 trên các nguyên tử cạnh nhau thường là trái dấu. - Các nguyên tử âm điện hơn (có độ âm điện lớn hơn) phải có điện tích hình thức âm hơn. - Cấu trúc bền nhất có tổng số hiệu độ âm điện lớn nhất đối với các nguyên tử kề nhau. Ví dụ: Xây dựng công thức Lewis cho CO2 Bước 1: N1 = tổng số e hóa trị = 4 + 6x2 =16 Bước 2: Số e xây dựng công thức ban đầu N2 = 4 O C O Bước 3: N3 = N1 – N2 = 12 O˗C˗O (6 cặp e đặt vào 2 nguyên tố oxi vừa đủ) Điện tích hình thức qC = 4 – (0 +2) = +2; qO= 6 – (6+1) = -1 Cần giải tỏa điện tích O=C=O khi đó qC = 4-(0+4) = 0; qO= 6 – (4+2) = 0 Công thức lewis của một số phân tử khác 5
3.1.3. Lý thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB-Valent Bond) 3.1.3.1. Các luận điểm cơ sở của thuyết VB + Một cách gần đúng, coi cấu tạo electron của nguyên tử vẫn được bảo toàn khi hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển động của electron trong AO. Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của hai nguyên tử xen phủ nhau tạo liên kết hóa học thì vùng xen phủ đó là chung cho hai nguyên tử. + Mỗi một liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi 2 electron có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi electron đó là electron độc thân trong 1 AO hóa trị của một nguyên tử. Mỗi liên kết hóa học được tạo thành đó là một liên kết 2 tâm (2 nguyên tử). Liên kết đó không thể hình thành từ 1 electron (thiếu electron) hoặc từ 3 electron trở lên (tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị). 3.1.3.2. Thuyết VB về sự hình thành liên kết cộng hóa trị Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ của các obitan càng lớn, như vậy sự xen phủ của các obitan tuân theo nguyên lí xen phủ cực đại: “ liên kết được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ các obitan liên kết có giá trị cực đại” VÝ dô: 1H 1s 1 17Cl 1s22s22p63s23p5 H2 H:H H–H HH HCl H :Cl H – Cl H Cl Cl2 Cl : Cl Cl – Cl Cl Cl 6
3.1.3.3. Thuyết VB về vấn đề hóa trị của nguyên tử trong hợp chất cộng hóa trị + Cộng hóa trị của một nguyên tử (hóa trị nguyên tử) bằng số liên kết mà nguyên tử đó có thể tạo được với các nguyên tử khác. Ví dụ: Trong CO2 (O= C =O) nguyên tử C và O lần lượt có hóa trị bằng 4 và 2 + Theo thuyết VB, để tạo được một liên kết cộng hóa trị, nguyên tử đã sử dụng một electron độc thân của chúng. Như vậy, có thể nói rằng cộng hóa trị của một nguyên tử bằng số electron độc thân của nguyên tử đã dùng để tham gia liên kết. + Cũng theo thuyết VB, khi tham gia liên kết các nguyên tử có thể bị “kích thích”. Sự kích thích này có ảnh hưởng đến cấu hình e của nguyên tử, các electron cặp đôi có thể tách ra và chiếm cứ các AO còn trống trong cùng một lớp. Như vậy số electron độc thân của nguyên tử có thể thay đổi và cộng hóa trị của nguyên tử có thể có giá trị khác nhau trong những hợp chất khác nhau Ví dụ: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6 Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO2 là 3 ; HClO3 là 5; HClO4 là 7. Nhóm Cấu hình electron hóa trị Số electron độc thân IIA ns2 2 X* IIIA ns2 np1 1, 3 X* IVA ns2 np2 2, 4 X* VA ns2 np3 3, 5 Từ chu kì 3 X* VIA ns2 np4 2,4, 6 X* Từ chu kì 3 X** VIIA ns2 np5 1, 3, 5, 7 X* Từ chu kì 3 X** X*** 7
3.1.3.4. Bậc liên kết Bậc liên kết là số liên kết cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai nguyên tử. - Liên kết bậc một (liên kết đơn): chỉ có một liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử . Ví dụ: H-H ; H- Cl … - Liên kết bậc 2 (liên kết đôi): có 2 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử Ví dụ: O= C =O … - Liên kết bậc ba (liên kết ba): có 3 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử Ví dụ: N  N; H- C C - H , … Các liên kết đôi và liên kết ba còn được gọi chung là liên kết bội. Khi số electron chung càng lớn, lực hút tĩnh điện giữa electron với hạt nhân của hai nguyên tử càng mạnh, độ bền liên kết tăng còn khoảng cách giữa hai tâm nguyên tử giảm. Do vậy khi bậc liên kết càng lớn thì năng lượng liên kết càng lớn và độ dài liên kết càng nhỏ. Ví dụ: Liên kết: C–C C=C CC E (kcal/mol): 83 143 194 0 dC-C ( A ) : 1,54 1,34 1,2 3.1.3.5. Liên kết xichma () và liên kết pi (). * Liên kết xichma () : là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết. Liên kết  có các loại s-s , s-p , p-p , … s s s p p p Liên kết  thường bền, do có vùng xen phủ lớn và các nguyên tử có thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này. * Liên kết  : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết. Liên kết  có các loại p-p , p-d , … Liên kết  kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này. z z z z y y x y p-p x p-d Liên kết đơn luôn là liên kết , liên kết đôi gồm 1 liên kết  và 1 liên kết , liên kết ba gồm 1 liên kết  và 2 liên kết . 8
3.1.3.6. Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí). * Định nghĩa: Liên kết cộng hoá trị cho - nhận là liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử cung cấp – gọi là nguyên tử cho, nguyên tử còn lại là nguyên tử nhận. Ví dụ: H H + H + + H N + H H N H hay H N H H H H * Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận: - Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ electron đã bão hoà và còn ít nhất một cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn. - Nguyên tử “nhận” phải có obitan trống. 3.1.3.7. Sự lai hóa các obitan nguyên tử. + Thuyết lai hóa cho rằng một số AO có mức năng lượng gần bằng nhau khi tham gia liên kết có xu hướng tổ hợp với nhau để tạo ra các AO lai hóa có năng lượng thấp hơn, liên kết hình thành bởi sự xen phủ các AO lai hóa sẽ bền vững hơn. + Số obitan lai hóa tạo thành bằng số obitan nguyên tử tham gia lai hóa và các obitan lai hóa tạo ra có năng lượng tương đương. Kí hiệu Sự lai hóa Phân bố không gian của các obitan lai hóa p 1800 Đường sp sp s thẳng p 1200 Tam 2 sp sp2 s giác p 109028’ Tứ diện 3 sp3 sp s d Lưỡng 3 sp3d p sp d tháp s đáy tam giác d Bát 3 2 sp3d2 sp d p diện s 9
+ Người ta cũng dự đoán kiểu lai hóa của nguyên tử trên lý thuyết: số obitan lai hoá bằng tổng số liên kết  mà nguyên tử tạo ra và số cặp electron tự do của nguyên tử (H). Giá trị của n tính được bằng 2, 3, 4, 5, 6 tương ứng với các trạng thái lai hóa sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. Ví dụ: H-O-H , HO = 2+2 = 4  O lai hóa sp3 O=S O , HS = 2+1 = 3  S lai hóa sp2 ; O=C=O , HC = 2+0 = 2  C lai hóa sp + Dưới đây là một số ví dụ về sự hình thành phân tử trên cơ sở kết hợp thuyết VB và thuyết lai hóa các obitan nguyên tử: CH4 (C lai hóa sp3) CH2 = CH2 (C lai hóa sp2) CH  CH (C lai hóa sp) H ........................ ........................ H H ........................ H H H H ........................ H H H ........................ ........................ 3.1.3.8. Một số tính chất của phân tử a) Mô hình sự đẩy giữa các đôi electron vỏ hóa trị (thuyết VSEPR) - Qui ước: Trong phân tử có công thức AXnEm thì A là nguyên tử trung tâm, X là phối tử, n là chỉ số cho biết số phối tử, E là đôi electron riêng, m là chỉ số cho biết số đôi electron riêng. - Mỗi mây electron chiếm một khoảng không gian nhất định. Hình dạng của phân tử phụ thuộc vào khoảng không gian chiếm bởi các mây electron vỏ hóa trị của A hay hình dạng phân tử phụ thuộc vào sự phân bố các đôi electron hay các mây electron ở vỏ hóa trị của nguyên tử trung tâm A. - Nội dung mô hình sự đẩy các đôi electron vỏ hóa trị: Các đôi (hay cặp electron trong vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được (hay các đôi electron trong vỏ hóa trị đẩy nhau ra xa tới mức có thể được) để lực đẩy giữa chúng ở mức thấp nhất. - Đôi electron riêng chỉ chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử trung tâm A. Còn đôi electron liên kết chịu tác dụng hút của cả hai hạt nhân nguyên tử tham gia liên kết là A và X. Do đó đôi electron riêng của mây electron chiếm khoảng không gian rộng hơn khoảng không gian chiếm bởi mây electron của đôi electron liên kết. 10
b) Hình dạng một số phân tử ♣ Trường hợp AXn (n = 2  6) Cấu trúc không gian phân tử dạng AXn: (n = 2 - 6) Số cặp electron hóa trị Số cặp Sự phân bố các Dạng hình học và quanh electron Ví dụ cặp electron. dạng phân tử nguyên tử liên kết trung tâm A Thẳng Thẳng: AX2 BeH2, BeCl2 2 2 Tam giác Tam giác phẳng: AX3 BF3 3 3 Tứ diện Tứ diện: AX4 CH4, CCl4 4 4 Lưỡng chóp tam Lưỡng chóp tam giác: PCl5 giác AX5 5 5 Bát diện đều Bát diện: AX6 SF6; SiF62- 6 6 11
♣ Trường hợp AXnEm: Nguyên tử trung tâm A vừa có n đôi electron liên kết, vừa có m đôi electron riêng (E) Số cặp electron Số cặp hóa trị Sự phân bố Số cặp electron Dạng hình học quanh các cặp electron Ví dụ không và dạng phân tử nguyên electron. liên kết liên kết tử trung tâm A Góc: AX2E SnCl2, (gấp khúc) SO2 3 2 1 Chóp tam giác: NH3, AX3E1 NF3 3 1 4 Góc: AX2E2 H2O; OF2 2 2 Cái bập bênh: SF4 AX4E1 4 1 5 Hình chữ ClF3 T:AX3E2 3 2 12
Thẳng: AX2E3 XeF2; IF2- 2 3 Chóp vuông: BrF5; AX5E1 IF5; 5 1 SbF52- Vuông phẳng: XeF4; AX4E2 ICl4- 4 2 6 3 AX3E3 3 AX2E4 2 4 * Mỗi loại lai hóa có khả năng tạo ra một hay một số cấu trúc nào đó: +Lai hóa sp: Tạo cấu trúc đường thẳng (như trong các phân tử BeH2, ZnCl2, CO2, C2H2, …). H C C H 2 +Lai hóa sp : Tạo cấu trúc chữ V( như trong các phân tử SO2, O3, …), tam giác phẳng (như trong các phân tử và ion: BF3, SO3, HNO3, C2H4, NO3-, CO32- …). O S H O N+ O O O- +Lai hóa sp3: Tạo cấu trúc chữ V (như trong các phân tử H2O, H2S, …), tháp tam giác (như NH3, H3O+, …) và tứ diện (như trong các phân tử và ion: CH4, CCl4, NH4+, PO43-, SO42-, ClO4-, …). 13
H N C O H H H H H H H H +Lai hóa sp3d: Tạo cấu trúc thẳng (như XeF2), chữ T (như ClF3), lưỡng tháp tam giác (như trong phân tử PCl5,…). Cl Cl F Xe F F Cl F P Cl Cl F Cl 3 2 +Lai hóa sp d : Tạo cấu trúc vuông phẳng (như trong phân tử XeF4, …), tháp vuông (như trong phân tử BrF5 …) và cấu trúc bát diện (như: SF6, AlF63-, SiF62-…) F F F F F F F F Xe S Br F F F F F F F Ví dụ 1: Cho hợp chất có dạng AX m E n trong đó; A là nguyên tố trung tâm, X là phối tử có liên kết đơn với nguyên tố A, E là cặp electron tự do của A. Biết m+n=5. Hãy biện luận theo n, m về khả năng lai hoá của A và dạng hình học của phân tử. Hướng dẫn giải: n+m=5 * m=1 n=4  AXE4: nguyên tử A lai hoá sp 3d, phân tử có cấu trúc thẳng. * m=2 n=3  AX2E3: A lai hoá sp3d, phân tử có cấu trúc thẳng. * m=3 n=2  AX3E2: A lai hoá sp3d, phân tử có cấu trúc chữ T * m=4 n=1  AX4E: A lai hoá sp3d, phân tử có cấu trúc cái bập bênh. * m=5 n=0  AX5: A lai hoá sp3d, phân tử có cấu trúc lưỡng tháp tam giác. Ví dụ 2: Nhận xét về mối liên hệ giữa số nhóm electron xung quanh nguyên tử trung tâm và dạng hình học của các phân tử và ion BeCl2; CO2; CS2; HCN; BF3; NO3 ; CO32 ; H2O; SO2; SCl2; OF2. Hướng dẫn giải: Giữa số nhóm electron xung quanh nguyên tử trung tâm và hình dạng phân tử có mối tương quan sau: Ta dùng ký hiệu AXmEn A: Nguyên tử trung tâm X: Số nguyên tử bao quanh E: Cặp electron không liên kết m,n: Số nguyên a) Phân tử có hai nhóm electron AX2 có dạng thẳng. Trường hợp trong các phân tử và ion BeCl2; CO2; CS2; HCN . 14
b) Phân tử có ba nhóm electron AX 3 có dạng tam giác phẳng. Trường hợp trong các phân tử và ion BF3; NO3-; CO32-. c) Phân tử có bốn nhóm electron trong đó có hai nhóm electron không liên kết AX2E2 có dạnghình chữ V. Trường hợp trong các phân tử và ion H2O; SO2; SCl2; OF2. Lực đẩy giữa các cặp electron không liên kết (e KLK) và các cặp electron liên kết (e LK) theo thứ tự sau: cặp e KLK - cặp e KLK >> cặp e KLK - cặp e LK > cặp e LK - cặp e LK. Ví dụ 3: a) Cho biết trạng thái lai hoá của nguyên tử trung tâm và cấu trúc không gian của CO2, SO3, SO2-4 , H2O, PCl5. b) Hãy cho biết dạng hình học và trạng thái lai hoá của nguyên tố trung tâm, viết công thức cấu tạo của BrF3, IF5, XeF4, SO32- . Hướng dẫn giải: a) CO2: C lai hoá sp  phân tử có cấu trúc thẳng. SO3: S lai hoá sp2  phân tử có cấu trúc tam giác phẳng. SO2-4 : S lai hoá sp  phân tử có cấu trúc tứ diện đều. 3 H2O: O lai hoá sp3  phân tử có cấu trúc góc. PCl5. P lai hoá sp3d  phân tử lưỡng chóp tam giác. b) BrF3: Br Lai hoá sp3d; BrF3 có dạng chữ T. F Br F F IF5 : I Lai hoá sp3d2; IF5 có hình đáy tháp vuông. F F F I F F XeF4: Xe Lai hoá sp3d2; XeF4 có dạng vuông phẳng. F F Xe F F 3 SO32- : S Lai hoá sp ; SO32- có dạng tháp đáy tam giác. O S O O 15
3.1.4. Lý thuyết Obitan phân tử (thuyết MO-Moleculer Orbital) 3.1.4.1. Luận điểm chính của thuyết MO. - Trong phân tử các electron chuyển động trong những obitan chung gọi là obitan phân tử. Các obitan phân tử (MO) thu được từ sự tổ hợp tuyến tính các obitan nguyên tử (AO). Tổng số MO thu được bằng tổng số AO tham gia tổ hợp. - Các MO thu được có năng lượng khác nhau được hình thành một giản đồ năng lượng có giá trị từ thấp đến cao. - Các electron hóa trị của các nguyên tử tham gia liên kết được phân bố vào các MO tuân theo nguyên lí Vững bền, nguyên lí Paulinh và qui tắc Hund. - Mỗi loại MO gồm các MO có năng lượng thấp gọi là MO liên kết (σ hoặc π) và MO có năng lượng cao hơn gọi là MO phản liên kết (σ* hoặc π*). - Bậc liên kết hay độ bội liên kết (N) : n là số electron nằm ở MO liên kết ; n* là số electron nằm ở MO phản liên kết. Bậc liên kết càng lớn → Liên kết càng bền → Độ dài liên kết càng ngắn - Từ tính của phân tử + Chất thuận từ: là những chất bị hút bởi nam châm. Về mặt cấu tạo, phân tử của các chất này có e chưa ghép đôi (e độc thân). + Chất nghịch từ: là những chất bị đẩy bởi nam châm. Về mặt cấu tạo, phân tử của chất này không có e độc thân. 3.1.4.2. Một số giản đồ năng lượng MO a) Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử hai nguyên tử thuộc chu kì 1 Liên kết Cấu hình electron Bậc liên kết + 1 H2 (σ 1s) 0,5 2 H2 (σ 1s) 1 + He2 (σ 1s) (σ *1s)1 2 0,5 He2 (σ1s)2(σ *1s)2 0 (Phân tử He không tồn tại) b) Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử có 2 nguyên tử thuộc chu kì 2 b1) Cấu hình electron MO các phân tử 2 nguyên tử của các nguyên tố cuối chu kì 2 Giản đồ I : O2 , F2 , Ne2 2s  2s → 2MO : σs , σ*s 2pz  2pz → 2MO : σz , σ*z 2px  2px → 2MO : x , *x 2py  2py → 2MO : y , *y 16
Trong trường hợp này, hiệu ứng năng lượng Enp – Ens ở các nguyên tử lớn nên không có sự tương tác σs – σz. Thứ tự năng lượng : σs < σ*s < σz < x = y < *x = *y < σ*z + – – MO O O O F F Ne 2 2 2 2 2 2 Tổng số electron hóa trị 11 12 13 14 15 16 σ*z       *x = *y             x = y             σz       σ*s       σs       Bậc liên kết 2,5 2 1,5 1 0,5 0 Độ dài LK (Å) 1,12 1,21 1,26 1,41 – Năng lượng LK (kJ/mol) 629 494 328 154 – Tính chất từ thuận thuận thuận nghịch thuận – b2). Cấu hình electron MO các phân tử 2 nguyên tử của các nguyên tố thuộc đầu chu kì 2 Giản đồ II : Li2 , Be2 , B2 , C2 , N2 Trong trường hợp này, hiệu ứng năng lượng Enp – Ens ở các nguyên tử tương đối nhỏ nên khi tạo thành phân tử A2 có sự tương tác σs – σz làm cho mức năng lượng các MO σz và πx , πy thay đổi. 17
Thứ tự năng lượng : σs < σ*s < x = y < σz < *x = *y < σ*z + MO Li Be B C N N 2 2 2 2 2 2 Tổng số e 2 4 6 8 10 9 σ*z       *x = *y             σz       x = y             σ*s       σs       Bậc liên kết 1 0 1 2 3 2,5 Độ dài LK (Å) 2,67 – 1,59 1,24 1,10 1,12 Năng lượng LK 105 – 289 599 940 828 (kJ/mol) Tính chất từ nghịch – thuận nghịch nghịch thuận Nhận xét ☺ Nếu cả A, B đều thuộc { O, F, Ne } → Giản đồ I ☺ Còn lại → Giản đồ II TD: OF → Giản đồ I :  s2  s* 2  z2  x2 =  y2  x*2 =  *1 y NO → Giản đồ II :  s2  s* 2  x2 =  y2  z2 *x 1 18
Ví dụ 1. a) Xuất phát từ cấu hình electron của F và O, hãy lập giản đồ MO cho phân tử FO. b) Từ giản đồ MO ở câu a) hãy viết cấu hình electron của FO – và FO+, chỉ rõ từ tính của từng phân tử và so sánh khoảng cách giữa các nguyên tử của những hợp chất trên. Cho: 8O ; 9F và χF > χO Hướng dẫn giải : a) Cấu hình electron F : ls2 2s2 2p5 ; O : ls2 2s2 2p4 b) giản đồ MO của phân tử FO - Cấu hình FO :  2s2  2s* 2  22pz  x2 =  y2  x* 2 =  *y1 ; N = 1,5; Thuận từ - Cấu hình FO – :  2s2  2s* 2  22pz  x2 =  y2  x* 2 =  *y 2 ; N = 1 ; Nghịch từ - Cấu hình FO+ :  2s2  2s* 2  22pz  x2 =  y2  x*1 =  *y1 ; N = 2 ; Thuận từ Dựa vào kết quả tính N, bậc liên kết càng lớn thì độ dài liên kết càng ngắn, ta suy ra độ dài liên kết theo thứ tự tăng dần từ FO+ < FO < FO-. 3.2. Bài tập Bài 1: (Đề thi chọn HSGQG- 2008) 1. Viết công thức Lewis và xác định dạng hình học của các phân tử và ion sau: BCl3, CO2, NO2+, NO2, IF3 2. Tại sao bo triclorua tồn tại ở dạng monome (BCl3) trong khi nhôm triclorua lại tồn tại ở dạng đime (Al2Cl6)? 19
Hướng dẫn giải: (Phân tích: Bài tập này có sự liên quan chặt chẽ của thuyết liên kết lewis, mô hình đẩy nhau của các cặp electron hóa trị, thuyết lai hóa và cấu hình electron nguyên tử) 1. a. Công thức Lewis: BCl3 CO2 NO2+ NO2 IF3 Cl F : + . .. : B O:: C::O O:: N::O N I. . F . .. : . . . .. . . . . .. Cl Cl O O F b. Dạng hình học: BCl3: Xung quanh nguyên tử B có 3 cặp electron (2 cặp và 1 "siêu cặp") nên B có lai 2 hoá sp , 3 nguyên tử F liên kết với B qua 3 obitan này, do đó phân tử có dạng tam giác đều. CO2: Xung quanh C có 2 siêu cặp, C có lai hoá sp, 2 nguyên tử O liên kết với C qua 2 obitan này. Phân tử có dạng thẳng. NO+: Ion này đồng electron với CO2 nên cũng có dạng thẳng. NO2: Xung quanh N có 3 cặp electron quy ước gồm 1 cặp + 1 siêu cặp (liên kết đôi) + 1 electron độc thân nên N có lai hoá sp2. Hai nguyên tử O liên kết với 2 trong số 3 obitan lai hoá nên phân tử có cấu tạo dạng chữ V (hay gấp khúc). Góc ONO < 120o vì sự đẩy của electron độc thân. IF3: Xung quanh I có 5 cặp electron, do đó I phải có lai hoá sp3d, tạo thành 5 obitan hướng đến 5 đỉnh của một hình lưỡng chóp ngũ giác. Hai obitan nằm dọc trục thẳng đứng liên kết với 2 nguyên tử F. Nguyên tử F thứ ba liên kết với 1 trong 3 obitan trong mặt phẳng xích đạo. Như vậy phân tử IF3 có cấu tạo dạng chữ T. Nếu kể cả đến sự đẩy của 2 cặp electron không liên kết, phân tử có dạng chữ T cụp. Cl .. .. . O C O O N O N F I F .. B . .. . .. .. . .. .. . Cl Cl O O F 2. BF3: B có 3 electron hoá trị. Khi tạo thành liên kết với 3 nguyên tử F, ở nguyên tử B chỉ có 6 electron, phân tử không bền. Để có bát tử nguyên tử B sử dụng 1 obitan p không lai hoá để tạo liên kết π với 1 trong 3 nguyên tử F. Kết quả là tạo thành phân tử BF3 có dạng tam giác đều giống BCl3 đã trình bày ở trên. AlCl3: AlCl3 cũng thiếu electron như BF3, nhưng Al không có khả năng tạo thành liên kết π kiểu pπ-pπ như B. Để có đủ bát tử, 1 trong 4 obitan lai hoá sp3 của nguyên tử Al nhận 1 cặp electron không liên kết từ 1 nguyên tử Cl ở phân tử AlCl3 bên cạnh. Phân tử AlCl3 này cũng xử sự như vậy. Kết quả là tạo thành một đime. Bài 2: (Đề thi chọn HSGQG - 2009) 1. Sử dụng mô hình về sự đẩy nhau của các cặp electron hóa trị (mô hình VSEPR), dự đoán dạng hình học của các ion và phân tử sau: BeH2, BCl3, NF3, SiF62-, NO2+, I3-. 20