Bài giảng Liên kết hóa học

Nội dung text: Bài giảng Liên kết hóa học

1. ĐẠI HỌC QUỐC GIA HÀ NỘI TRƯỜNG ĐẠI HỌC KHOA HỌC TỰ NHIấN chuyên đề BỒI DƯỠNG GIÁO VIấN CHUYấN THPT liên kết hoá học Hố, thỏng 8 năm 2009
2. Chương I: Lí thuyết liên kết hóa học I. 1. Khái niệm phân tử và liên kết hóa học Phân tử là phần tử nhỏ nhất của chất, mang tính chất đặc trưng cho chất, có thể phân chia thành các hạt nhỏ hơn trong các phản ứng hoá học và có thể tồn tại độc lập. Sự kết hợp giữa các nguyên tử để đạt tới trạng thái bền vững hơn được gọi là liên kết hóa học. I.2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học: I.2.1. Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát tử (Octet) Nội dung của qui tắc bát tử: “ Khi tham gia vào liên kết hóa học các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc bền của khí hiếm bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”. Ví dụ: H . + . Cl : H : Cl : H-Cl Na . . Cl : + - NaCl + Na Cl (2/8/1) (2/8/7) (2/8) (2/8/8) I.2.2. Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học I.2.4.1. Độ dài liên kết (d): Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai O nguyên tử liên kết trực tiếp với nhau. 0 0 104028' 0,94 A Ví dụ: Trong phân tử nước, dO-H = 0,94 A . Độ dài liên kết giữa hai nguyên tử A-B có thể tính gần đúng bằng tổng bán kính của hai nguyên tử A và B H H Giữa 2 nguyên tử cho trước, độ dài liên kết giảm khi bậc liên kết tăng VD: Liên kết C – C C = C C  C E [kcal/mol] 83 143 194 D (A0) 1,54 1,34 1,2 I.2.4.2. Góc liên kết: Là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt nhân nguyên tử và đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nguyên tử đó. Ví dụ: Trong phân tử nước HOH = 104028’ Góc liên kết phụ thuộc vào: +Trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm + Độ âm điện của nguyên tử trung tâm A và phối tử X: nguyên tử trung tâm A có độ âm điện lớn sẽ kéo mây của đôi electron liên kết về phía nó nhiều hơn, hai đám mây của hai liên kết mà lớn lại ở gần nhau gây ra lực tương tác đẩy làm cho độ lớn góc liên kết tăng lên. Nếu phối tử X có độ âm điện lớn sẽ gây tác dụng ngược lại. I.2.4.3. Năng lượng liên kết Năng lượng liên kết A-B là năng lượng cần cung cấp để phá vỡ hoàn toàn liên kết A-B (thường được qui về 1 mol liên kết - kJ/mol hoặc kcal/mol). EH-H = 103 kcal/mol : H2 2H H = 103 kcal/mol Năng lượng liên kết (năng lượng phân li liên kết), về trị tuyệt đối, chính bằng năng lượng hình thành liên kết nhưng ngược dấu. Tổng năng lượng các liên kết trong phân tử bằng năng lượng phân li của phân tử đó. - Năng lượng liên kết giữa 2 nguyên tử tăng cùng bậc liên kết ( đơn < đôi < ba) 2
3. II. liên kết ion Định nghĩa liên kết ion: liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện ngược dấu. Bản chất của lực liên kết ion: là lực hút tĩnh điện. Độ lớn của lực liên kết ion (F) phụ thuộc vào trị số điện tích của cation (q1) và anion (q2) và bán kính ion của chúng lần lượt là r1 và r2. q1.q2 F ~ ( r = r1 + r2 ) r 2 Khi lực liên kết ion càng lớn thì liên kết ion càng bền, năng lượng mạng lưới ion càng lớn và liên kết ion khó bị phân li, mạng lưới ion càng khó bị phá vỡ, các hợp chất ion càng khó nóng chảy, khó bị hoà tan trong dung môi phân cực hơn. II.3. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo thành liên kết ion. - Năng lượng ion hoá. - ái lực với electron - Năng lượng mạng lưới. II.3.1. Năng lượng ion hoá. a) Khái niệm: Năng lượng ion hoá là năng lượng cần thiết để tách một electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản (trạng thái không kích thích) tạo ra cation ở trạng thái khí. + M + I1 M + 1e + 2+ M + I2 M + 1e 2+ 3+ M + I3 M + 1e (n - 1)+ n+ M + In M + 1e Các giá trị I1, I2, I3, , In là năng lượng ion hoá thứ nhất, thứ 2, thứ 3, và thứ n. b) Qui luật: + I1 < I2 < I3 < < In + Những nguyên tử có năng lượng ion hoá càng nhỏ càng dễ biến thành ion dương. II.3.2. ái lực với electron. a) Khái niệm: ái lực đối với electron là năng lượng tỏa ra (hay thu vào) khi một nguyên tử kết hợp với electron để trở thành ion âm. - X + 1e X + A1 ( A1: là ái lực đối với electron thứ nhất.) b) Qui luật: ái lực đối với electron của một nguyên tố càng lớn thì nguyên tố đó càng dễ chuyển thành ion âm. II.3.3. Năng lượng mạng lưới. a) Khái niệm: Năng lượng mạng lưới là năng lượng toả ra khi các ion kết hợp với nhau để tạo thành mạng lưới tinh thể. b) Qui luật: Năng lượng mạng lưới càng lớn thì hợp chất ion được tạo nên càng bền. Tóm lại: Kim loại càng dễ nhường electron, phi kim càng dễ nhận electron, các ion được tạo thành hút nhau càng mạnh thì càng thuận lợi cho sự tạo thành liên kết ion. III. Liên kết cộng hóa trị III.1. Lí thuyết phi cơ học lượng tử ( Thuyết electron hóa trị Lewis - Langmuir) III.1.1. Sự hình thành liên kết cộng hóa trị. Khi hình thành liên kết cộng hóa trị, các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung các cặp electron để đạt cấu trúc bền của khí hiếm gần kề ( với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng). Các cặp electron dùng chung có thể do sự góp chung của hai nguyên tử tham gia liên kết (cộng hóa trị thông thường) hoặc chỉ do một nguyên tử bỏ ra (cộng hóa trị phối trí). 3
4. Số electron góp chung của một nguyên tử thường bằng 8 - n (n: số thứ tự của nhóm nguyên tố). Khi hết khả năng góp chung, liên kết với các nguyên tử còn lại được hình thành bằng cặp electron do một nguyên tử bỏ ra (thường là nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn). Ví dụ: Công thức phân tử Công thức electron Công thức cấu tạo H2O H :O: H H - O - H SO2 :O:: S: O: O= S O III.2. Lí thuyết cơ học lượng tử III.2.1. Thuyết VB (Valent Bond - Liên kết hóa trị) III.2.1.1. Các luận điểm cơ sở của thuyết VB Một cách gần đúng, coi cấu tạo e 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 e 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 e có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi e đó là e 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 e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị). Sự xen phủ giữa 2 AO có 2e của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên kết được tạo ra càng bền (nguyên lý xen phủ cực đại). Liên kết hóa học được phân bố theo phương có khả năng lớn về sự xen phủ 2 AO (thuyết hóa trị định hướng). III.2.1.2. 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” 1 2 2 6 2 5 Ví dụ: 1H 1s 17Cl 1s 2s 2p 3s 3p H2 H : H H – H H H HCl H :Cl H – Cl H Cl Cl Cl : Cl Cl – Cl 2 Cl Cl III.2.1.3. 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 e độc thân của chúng. Như vậy, có thể nói rằng cộng hóa trị của một nguyên tử bằng số e 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 e cặp đôi có thể tách ra và chiếm cứ các AO còn trống trong cùng một lớp. Như vậy số e 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 (Bảng 2). 4
5. VD1: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6 VD2: Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO2 là 3 ; HClO3 là 5; HClO4 là 7 Bảng 2: Số e độc thân có thể có của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính Nhóm Cấu hình electron hóa trị Số e- 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 Từ chu kì 3 X* X VIIA ns2 np5 1, 3, 5, 7 Từ chu kì 3 X* X X III.2.1.5. Bậc liên kết Bậc liên kết là số liên kết cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai nguyên tử. a) Liên kết bậc một (liên kết đơn): chỉ có một liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử . VD: H-H ; H- Cl b) Liên kết bậc 2 (liên kết đôi): có 2 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử VD: O= C =O c) Liên kết bậc ba (liên kết ba): có 3 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử VD: 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. VD: Liên kết: C - C C = C C  C E (kcal/mol): 83 143 194 0 1,54 1,34 1,2 dC-C (A ) : III.2.1.6. Liên kết xichma () và liên kết pi ( ). 5
6. a) 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. b) 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 . III.2.1.7. Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí). a) 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. VD: H H + H + H N + H+ H N H hay H N H H H H O O N hay N O O b) Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận: - Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ e đã bão hoà và còn ít nhất một cặp e tự do (chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn. - Nguyên tử “ nhận ” phải có obitan trống. III.2.1.8. 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. 6
7. 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. (bảng 2) Bảng 3: Một số đặc điểm phõn tử Kí Sự lai hóa Phân bố không gian của các obitan lai hóa hiệu p 1800 Đường sp sp thẳng s p 1200 Tam sp2 sp2 giác s p 109028’ Tứ diện sp3 sp3 s d Lưỡng 3 3 sp d p sp d tháp đáy tam giác s Bát diện d 3 2 3 2 sp d sp d p s 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. 3 Ví dụ: H-O-H , HO = 2+2 = 4 O lai hóa sp 2 O=S O , HS = 2+1 = 3 S lai hóa sp ; 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 : 3 2 CH4 (C lai hóa sp ) CH2 = CH2 (C lai hóa sp ) CH  CH (C lai hóa sp) H H H H H H H H H H III.1.2.11. Một số tính chất của phân tử 1- Mô hình sự đẩy giữa các đôi electron vỏ hóa trị 7
8. - 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 e riêng, m là chỉ số cho biết số đôi e 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 tâmA. Còn đôi e 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 2- Hình dạng một số phân tử 1. Trường hợp AXn (n = 2 6) Nguyên tử trung tâm A có từ 2 đến 6 cặp electron liên kết tạo với phối tử X, A không có đôi electron riêng + Khi n = 2 : hai đôi e liên kết được phân bố trên đường thẳng phân tử có dạng đường thẳng, góc liên kết 1800 VD: BeH2 : H - Be - H + Khi n = 3: ba đôi electron này được phân bố trên mặt phẳng hướng về 3 đỉnh của tam giác đều phân tử có hình tam giác đều, góc liên kết 1200 VD: BF3, AlCl3, F | Be F F + Khi n= 4: 4 đôi electron hướng về 4 đỉnh của tứ diện đều, A ở tâm phân tử có hình tứ diện đều, góc liên kết bằng 109,50 + VD: CH4; NH4 + Khi n = 5: 5 đôi electron được phân bố trên 5 đỉnh của lưỡng tháp tam giác Phân tử hình lưỡng tháp tam giác Có 3 đôi electron nằm trên mặt phẳng tam giác đều, tâm của tam giác là hạt nhân của A. Ba đôi e này tạo 3 liên kết ngang, góc liên kết 1200 Còn lại 2 đôi e nằm trên đường thẳng vuông góc với tam giác tại tâm A tạo 2 liên kết trục. Độ dài liên kết ngang < liên kết trục vì đôi e trên liên kết trục chịu tương tác đẩy của 3 đôi e ngang, góc tương tác 900 lực đẩy lớn độ dài liên kết lớn, còn đôi e trên liên kết ngang chịu tương tác đẩy của 2 đôi e trục, 2 đôi e ngang còn lại nhưng tương tác đẩy của 2 đôi e ngang là yếu 0 vì góc tương tác là lớn 120 lực đẩy yếu hơn độ dài liên kết nhỏ hơn. VD: PCl5 + Khi n = 6: cả 6 đôi e được phân bố trên bát diện đều. Các góc liên kết như nhau (900)nên độ dài liên kết như nhau vì lực đẩy tương hỗ của các đôi e là như nhau phân tử hình bát diện đều VD: SF6 2) Trường hợp AXnEm: ngoài phối tử nguyên tử trung tâm A có đôi e riêng Cần lưu ý đến sự không tương đương giữa đôi e liên kết với đôi e riêng này + AX2E: Đôi e riêng có mây e chiếm khoảng không gian rộng hơn đôi electron liên kết nên 3 nguyên tử X – A – X không còn nằm trên cùng 1 đường thẳng như trong AX2, phân tử có góc: góc XAX < 1200 8
9. A X X 0 + AX3E: Phân tử hình tháp tam giác, góc liên kết < góc của tứ diện đều (109,5 ) VD: NH3; các amin + AX2E2: Có 2 đôi e riêng nên khác với AX4 và AX3E mà phân tử có góc, do tương tác đẩy của 2 0 đôi e riêng góc liên kết < 109,5 . VD: H2O + AXE3: Phân tử thẳng. VD: các HX + AX4E, AX3E2, AX2E3: xét từ trường hợp AX5 Mây e ngang tạo với mây e trục góc 900, giữa các mây e ngang tạo với nhau góc 1200 nên nếu có đôi e riêng thì đôi e riêng này sẽ phân bố trên mặt phẳng tam giác vì khi đó lực đẩy tương hỗ giữa đôi e riêng với các đôi e liên kết là nhỏ nhất Vậy ta có thể có các dạng hình của các trường hợp trên như sau - AX4E: hình cái bập bênh, do sự đẩy của đôi e riêng mạnh nên góc của liên kết trục và liên kết ngang < 900, góc liên kết ngang với liên kết ngang < 1200 VD: SF4, - AX3E2: 2 đôi electron riêng nằm trên mặt phẳng tam giác phân tử hình chữ T, góc liên kết của liên kết ngang và liên kết trục < 900 VD: ClF3, HClO2 - AX2E3: 3 đôi e riêng đều phân bố trên 1 mặt phẳng, 2 đôi e liên kết nằm trên trục vuông góc với mặt phẳng phân tử có dạng đường thẳng VD: ClF2, HOCl + AX5E, AX4E2, : xuất phát từ hình dạng của phân tử AX6 - AX5E: 4 đôi e liên kết phân bố trong mặt phẳng hình vuông, 1 đôi e trên trục, đôi e không liên kết nằm trên trục còn lại. Do đôi e không liên kết chiếm khoảng không gian lớn nên góc liên kết giữa liên kết trục với liên kết ngang < 900, độ dài liên kết trục < độ dài liên kết ngang ( liên kết trục bị đẩy yếu hơn so với liên kết ngang) VD: BrF5 - AX4E2: để lực đẩy là nhỏ nhất thì 2 đôi e riêng phải phân bố sao cho góc đẩy là lớn nhất hai đôi e riêng nằm trên trục vuông góc với mặt phẳng chứa 4 đôi e liên kết còn lại phân tử vuông phẳng VD: XeF4 Bảng dưới đây là một số mô hình cấu trúc hình học của phân tử Đường Chữ V Tam giác Tháp tam Tứ Lưỡng tháp Vuông Tháp Bát thẳng phẳng giác diện đáy tam giác phẳng vuông diện * 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 - 2- trong các phân tử và ion: BF3, SO3, HNO3, C2H4, NO3 , CO3 ). 9
10. O S H O N+ O O O- 3 Lai hóa sp : Tạo cấu trúc chữ V (như trong các phân tử H2O, H2S, ), tháp tam giác (như + + 3- 2- - NH3, H3O , ) và tứ diện (như trong các phân tử và ion: CH 4, CCl4, NH4 , PO4 , SO4 , ClO4 , ). H N C O H H H H H H H H 3 Lai hóa sp d: 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 3- 2- trong phân tử BrF5 ) và cấu trúc bát diện (như: SF6, AlF6 , SiF6 ) F F F F F F F F S Xe Br F F F F F F F b) Sự phân cực của phân tử Lưỡng cực điện: Lưỡng cực điện là một hệ gồm hai điện tích +q và -q -q cách nhau một khoảng cách l. Lưỡng cực điện đặc trưng bằng đại lượng momen lưỡng cực  với định nghĩa momen lưỡng cực  bằng tích của điện l tích q và cách tay đòn l.  = l.q +q lưỡng cực điện Trong hệ SI momen lưỡng cực  được tính bằng Cm (coulomb.met). Với phân tử do momen lưỡng cực có giá trị nhỏ nên người ta thường tính theo D (Debye) với qui ước : 1 1D = .10-29 Cm 3 Lưỡng cực liên kết: mỗi liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị phân cực là một lưỡng cực điện và có một momen lưỡng cực xác định được gọi là momen lưỡng cực liên kết. Liên kết phân cực càng mạnh thì momen lưỡng cực càng lớn. Ví dụ: HF HCl HBr HI Liên kết H F H Cl H Br H I  (D) 1,83 1,08 0,82 0,44 Lưỡng cực phân tử: Trong việc khảo sát lưỡng cực phân tử, người ta thừa nhận thuộc tính cộng tính của momen lưỡng cực liên kết và coi momen lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ các momen lưỡng cực liên kết. Ví dụ: 10
11. Với phân tử CO2 : O = C = O  = 0 Với phân tử H2O :  0 ( = 1,84D) Việc khảo sát momen lưỡng cực phân tử là một thông số cần thiết cho việc nghiên cứu tính chất của liên kết (khi  càng lớn, tính ion của liên kết càng mạnh), cấu trúc hình học của phân tử cũng như các tính chất vật lí, hóa học của một chất. c) Từ tính của phân tử Chất thuận từ: 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). Ví dụ: NO2 là một chất thuận từ do trong cấu tạo còn một e độc thân trên nguyên tử N : O = N O Chất nghịch từ: 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. IV. Liên kết kim loại IV.1. Định nghĩa: Liên kết kim loại là liên kết hoá học hình thành do các electron tự do gắn kết các ion dương kim loại trong mang tinh thể kim loại hay trong kim loại lỏng. Bản chất của lực liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện giữa các electron tự do và các ion (+) kim loại. IV.2 . Một số kiểu mạng tinh thể kim loại. IV.2.1. Mạng lập phương đơn giản: - Đỉnh khối lập phương là các nguyên tử kim loại hay ion dương kim loại; Số phối trí = 6. IV.2.2. Mạng lập phương tâm khối: - Đỉnh và tâm khối hộp lập phương là nguyên tử hay ion dương kim loại; Số phối trí = 8. IV.2.3. Mạng lập phương tâm diện - Đỉnh và tâm các mặt của khối hộp lập phương là các nguyên tử hoặc ion dương kim loại; Số phối trí = 12. IV.2. 4. Mạng sáu phương đặc khít (mạng lục phương): - Khối lăng trụ lục giác gồm 3 ô mạng cơ sở. Mỗi ô mạng cơ sở là một khối hộp hình thoi. Các đỉnh và tâm khối hộp hình thoi là nguyên tử hay ion kim loại; - Số phối trí = 12. IV.3. ảnh hưởng của liên kết kim loại đến tính chất vật lý của kim loại Do cấu trúc đặc biệt của mạng tinh thể kim loại mà các kim loại rắn có những tính chất vật lý chung: tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt, tính dẻo, ánh kim. Các tính chất vật lý chung đó đều do electron tự do trong kim loại gây ra. 11
12. Ngoài ra đặc điểm của liên kết kim loại: Mật độ nguyên tử (hay độ đặc khít), mật độ electron tự do, điện tích của cation kim loại cũng ảnh hưởng đến các tính chất vật lý khác của kim loại như: độ cứng, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, tỷ khối. IV.4. Độ đặc khít của mạng tinh thể, khối lượng riêng của kim loại. IV.4.1. Độ đặc khít của mạng tinh thể a) Mạng tinh thể lập phương tâm khối a a 2 a 3 = 4r Số quả cầu trong một ô cơ sở : 1 + 8. 1/8 = 2 4 4 3 Tổng thể tích quả cầu 2. .r3 2. .(a )3 3 = 3 4 = 68% Thể tích của một ô cơ sở = a3 a3 b) Mạng tinh thể lập phương tâm diện a a a 2 = 4.r Số quả cầu trong một ô cơ sở : 6. 1/2 + 8. 1/8 = 4 4 4 2 Tổng thể tích quả cầu 4. .r3 4. .(a )3 3 3 4 Thể tích của một ô cơ sở = a3 = a3 = 74% c) Mạng tinh thể lục phương chặt khít Số quả cầu trong một ô cơ sở: 4. 1/6 + 4. 1/12 + 1 = 2 4 4 a Tổng thể tích quả cầu 2. .r3 2. .( )3 3 3 2 = 3 2a. 6 = = 74% Thể tích của một ô cơ sở a.a . a3 2 2 2 12
13. a a 6 2a 6 a b= a 3 3 a 3 a 2 a a Ô cơ sở a = 2.r IV.4.2. Khối lượng riêng của kim loại a) Công thức tính khối lượng riêng của kim loại 3.M.P D = 3 (*) 4 r .N A M : Khối lượng kim loại (g) ; NA: Số Avogađro P : Độ đặc khít (mạng lập phương tâm khối P = 68%; mạng lập phương tâm diện, lục phương chặt khít P = 74%) r : Bán kính nguyên tử (cm) b) áp dụng: Ví dụ 1: Tính khối lượng riêng của tinh thể Ni, biết Ni kết tinh theo mạng tinh thể lập 0 phương tâm mặt và bán kính của Ni là 1,24 A . 4r 4.1,24 0 a = 3,507(A) ; P = 0,74 2 2 a Khối lượng riêng của Ni: 3.58,7.0,74 =9,04 (g/cm3) 4.3,14.(1,24.10 8 )3.6,02.1023 a a 2 = 4.r Ví dụ 2: Xác định khối lượng riêng của Na, Mg, K Kim loại Na Mg Al Nguyên tử khối (đv.C) 22,99 24,31 26,98 0 Bán kính nguyên tử (A ) 1,89 1,6 1,43 Mạng tinh thể Lptk Lpck Lptm Độ đặc khít 0,68 0,74 0,74 Khối lượng riêng lý thuyết (g/cm3) 0,919 1,742 2,708 Khối lượng riêng thực nghiệm (g/cm3) 0,97 1,74 2,7 V. Liên kết hiđro V.1. Khái niệm - Liên kết hyđro là liên kết hoá học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện yếu giữa một nguyên tử hyđro linh động với một nguyên tử phi kim có độ âm điện lớn, mang điện tích âm của phân tử khác hoặc trong cùng phân tử. 13
14. VD H O O O C H H H H H O O O H H V.2. Bản chất của lực liên kết hyđro. - Bản chất của lực liên kết hyđro là lực hút tĩnh điện. - Liên kết hiđro thuộc loại liên kết yếu, có năng lượng liên kết vào khoảng 10-40 kJ/mol, yếu hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị mà năng lượng liên kết vào khoảng và trăm đến vài ngàn kJ/mol, nhưng lại gây nên những ảnh hưởng quan trọng lên tính chất vật lí (như nhiệt độ sôi và tính tan trong nước) cũng như tính chất hóa học (như tính axit) của nhiều chất hữu cơ.    1 X H : Y V.3. Điều kiện hình thành liên kết hyđrô. + X phải có độ âm điện cao, bán kính nguyên tử phải tương đối nhỏ( O, N, F) + Y: có ít nhất một cặp e chưa sử dụng, có r nhỏ (O, N, F) - Có 2 loại liên kết H + Liên kết H giữa các phân tử ( liên kết H liên phân tử) VD: R R - + - + • • •O H • • • O H • • • Có thể có loại liên kết H liên phân tử tạo thành vòng khép kín (dạng đime) rất bền rất khó tách nhau ra ngay cả khi bay hơi    1 + Liên kết H nội phân tử: Xuất hiện trong phân tử có cả X H và :Y và chúng phải ở tương đối gần nhau để khi hình thành liên kết H tạo thành được vòng 5-6 cạnh ( thường thì vòng 5 cạnh bền hơn) VD H2C CH2 OH ; C O O O H H O H Trong phân tử có liên kết H nội phân tử: ngoài ra còn có liên kết H liên phân tử nhưng vô cùng khó khăn vì nó tạo ra liên kết H nội phân tử dễ dàng hơn và bền hơn liên kết H liên phân tử b) ảnh hưởng của liên kết H +) ảnh hưởng đến độ sôi, nhiệt độ nóng chảy - Liên kết hyđro liên phân tử làm tăng nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, sức căng bề mặt và khả năng hoà tan vào nước của chất. 14
15. - Các chất có liên kết hyđro nội phân tử sẽ giảm khả năng tạo liên kết hyđro liên phân tử, làm giảm nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, khả năng hoá lỏng so với hợp chất có khối lượng phân tử tương đương nhưng có liên kết hyđro liên phân tử. VD H O O H O O C H C O O H (I) (II) (II) có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn(I). +) ảnh hưởng đến độ tan: Xét ảnh hưởng của liên kết H giữa phân tử và dung môi - Nếu có liên kết H giữa phân tử hợp chất và dung môi thì độ tan lớn - Những chất có khả năng tạo liên kết H nội phân tử dễ tan trong dung môi không phân cực, khó tan trong dung môi phân cực hơn so với những chất có liên kết H liên phân tử VD: Do có liên kết hyđro nên H2O, NH3, HF có nhiệt độ sôi cao hơn các hợp chất có khối lượng phân tử tương đương(hoặc lớn hơn) nhưng không có liên kết hyđro như H 2S, HBr, HI Liên kết hyđro của C2H5OH với H2O làm cho rượu etylic tan vô hạn trong nước. O - H O - H O - H H- O H C2H5 H O - H C H C2H5 2 5 +) ảnh hưởng đến độ bền của đồng phân VD: Hiện tượng đồng phân tautome: CH CH3 – C C – CH3 CH3 – C – CH2 – C – CH3 || || || || O - H . . . O O O +) ảnh hưởng đến tính axit – bazơ - Ngoài ra liên kết hyđro còn ảnh hưởng đến khả năng cho và nhận proton(H+), tức ảnh hưởng đến tính axit-bazơ của chất. VD: HF tạo liên kết hyđro mạnh trong dung dịch nên tính axit của HF giảm mạnh so với các axit HCl, HBr, HI. VI. liên kết Vanđecvan (Liên kết phân tử) VI.1. Định nghĩa: Liên kết Vanđecvan là liên kết hoá học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện rất yếu giữa các phân tử phân cực thường trực hay phân cực tạm thời. Lực liên kết Vanđecvan hình thành giữa tập hợp của các chất rắn, lỏng, khí. VI.2. Các yếu tố ảnh hưởng tới lực liên kết Vanđecvan. Độ lớn của lực liên kết Vanđecvan phụ thuộc vào các yếu tố sau: (Ký hiệu F là lực liên kết vanđecvan): - Độ phân cực của phân tử càng tăng thì F tăng. - Khoảng cách giữa các phân tử càng giảm thì F càng tăng. - Khối lượng phân tử càng tăng thì F càng tăng. 15
16. VI.2.1. Tương tác Vanđecvan gồm : - Tương tác lưỡng cực : là tương tác tĩnh điện giữa các phân tử phân cực. Tương tác lưỡng lực tăng khi độ phân cực của phân tử tăng. - Tương tác cảm ứng : Khả năng làm phân cực hoá lẫn nhau của các phân tử. Các hợp chất có chứa liên kết linh động, chứa các cặp electron hoá trị tự do, các hợp chất thơm là những chất dễ bị phân cực hoá, nên tương tác cảm ứng giữa chúng khá mạnh. - Tương tác khuyếch tán : Tương tác này phụ thuộc vào kích thước phân tử và lực hút giữa các phân tử. Các phân tử có kích thước càng nhỏ, càng có tính đối xứng cao và có cấu trúc tương đồng nhau thì càng dễ khuyếch tán vào nhau (dễ tan vào nhau nếu có mặt chất lỏng). VI.2.2. ảnh hưởng của lực hút Vanđecvan đến tính chất vật lý của các chất : - Tương tự ảnh hưởng của liên kết hyđro nhưng yếu hơn : Tương tác Vanđecvan càng mạnh thì chất có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi càng cao, càng dễ hoá lỏng, tan vào nhau đáng kể. Ví dụ : SO2 có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao hơn CO2, do : MSO2 = 64 > MCO2 = 44 Phân tử SO2 phân cực, phân tử CO2 không phân cực 2 S  2  O O O = C = O  > 0  = 0   Do vậy lực liên kết Vanđecvan giữa các phân tử SO2 lớn hơn giữa các phân tử CO2 làm cho nhiệt độ sôi của SO2 cao hơn CO2. 16