›
›

Bài giảng Liên kết hóa học - Cấu tạo phân tử (Phần 1)

ppt 103 trang phuongnguyen 70
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Liên kết hóa học - Cấu tạo phân tử (Phần 1)", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptbai_giang_lien_ket_hoa_hoc_cau_tao_phan_tu_phan_1.ppt

Nội dung text: Bài giảng Liên kết hóa học - Cấu tạo phân tử (Phần 1)

  1. LIÊNLIÊN KẾT KẾT HÓA HÓA HỌCHỌC CẤU TẠO PHÂN TỬ
  2. 1. Năng lượng liên kết của e trong nguyên tử và ion 1. Năng lượng ion hóa I 2. Ái lực với điện tử A 2. Năng lượng liên kết trong phân tử, tinh thể và dung dịch 1. Năng lượng mạng lưới ion Uion 2. Năng lượng liên kết cộng hóa trị Echt 3. Năng lượng liên kết kim loại ΔHa 4. Năng lượng solvat hóa ion ΔHs 5. Năng lượng liên kết yếu 1. Năng lượng liên kết hydro Ehyd 2. Năng lượng tương tác Van der Waals Uvdv 2
  3. o A()()() k+ B k ⎯⎯⎯→ H298 AB k EAB− o EHAB− = 298 3
  4. Phản ứng hóa học xảy ra do sự phá vỡ liên kết trong các chất tham gia phản ứng và tạo thành liên kết trong các sản phẩm phản ứng H 2Na ( r )+ Cl2 ( k ) ⎯⎯→ 2NaCl ( r )  2U NaCl 2 H a, Na ECl− Cl 2Na ( k )+ 2 Cl ( k ) ⎯⎯⎯→2I1,Na 2Na+− ( k )+ 2 Cl ( k ) 2ECl HHEIAU =2 a, Na + Cl− Cl + 2 1, Na + 2 Cl + 2 NaCl 4
  5. Năng lượng ion hóa 1 eV = 1.6 . 10-19 J Năng lượng ion hóa In [eV] là năng lượng cần cung cấp để tách 1 e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản và ở thể khí In = f(Z, n, l, A ) Năng lượng ion hóa đặc trưng cho khả năng nhường e của kim loại (đo tính kim loại của nguyên tố). In càng nhỏ thì nguyên tử càng dễ nhường e Ái lực với điện tử Ái lực đối với electron En [ev] là năng lượng được giải phóng khi kết hợp 1 e vào nguyên tử ở trạng thái cơ bản và ở thể khí 5
  6. ĐỘ ÂM ĐIỆN CỦA NGUYÊN TỐ ELECTRONEGATIVITY - EN  Đại lượng đặc trưng cho khả năng hút cặp e liên kết về phía mình 2 −2 A− B =1,04  10 (EEE PAB− − PAAPBB − − ) Thang Pauling: - Xác định theo năng lượng liên kết - Mang tính so sánh, chọn χF = 4 - Không đơn vị 6
  7. Ứng dụng của độ âm điện - Dự đoán liên kết: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị không cực, liên kết cộng hóa trị có cực - Ảnh hưởng đến độ phân cực liên kết, đặc tính ion của liên kết, góc liên kết 9
  8. LIÊN KẾT ION 11
  9. Ionic bond formation involves three steps 1. One atom loses electron(s) to become a cation. 2. Another atom gains the electron(s) and becomes an anion. 3. The opposite charges draw the two ions together like a magnet. Na Cl Na Cl Na Cl Na+ Cl– Sodium atom Chlorine atom Sodium ion Chloride ion 13
  10. r0 r 14
  11. ĐẶC ĐIỂM LIÊN KẾT ION • KHÔNG CÓ TÍNH BÃO HÒA • KHÔNG CÓ TÍNH ĐỊNH HƯỚNG Na+ Cl– 15
  12. -Các nguyên tử có xu hướng mất hoặc thu vài e để có cấu hình e bền của nguyên tử khí trơ ngay trước hoặc sau trong bảng tuần hoàn. -Phân tử được tạo thành bởi sự chuyển e hóa trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia. -Nguyên tử mất e biến thành ion dương – cation. -Nguyên tử nhận e biến thành ion âm – anion. -Các ion mang điện tích trái dấu sẽ hút nhau và đi lại gần nhau. -Khi đến gần nhau, xuất hiện lực đẩy bởi tương tác của vỏ e của các ion. -Lực đẩy càng tăng khi các ion càng lại gần nhau và đến lúc cân bằng với lực hút thì các ion dừng lại ở khoảng cách nhất định. -Tương tác giữa các ion trong phân tử là tương tác tĩnh điện16
  13. Năng lượng mạng lưới ion Uion 1916 – Mô hình nguyên tử của Born được chấp nhận Walther Kossel (1888-1956) nhà vật lý người Đức đã liên hệ vấn đề liên kết giữa các nguyên tử với cấu hình e của chúng → Hợp chất Ion → kiểu liên kết hóa Walther Kossel (1888-1956) was a professor of physics and he is famous for his theory of the chemical bond (Octet Rule) which was also học trong các hợp chất ion gọi là liên kết ion hay còn proposed independently by American scientist Gilbert Lewis (1875-1946) at the same time. Walther is a son of Albrecht Kossel (1853-1927) who found a group of physiological compound gọi là liên kết dị cực "Nuclein'. The grave of Albercht and Walther are in the Wald Friedhof, Heidelberg. − Na+ Cl::: → Na+ + Cl 223sps261 2233 spsp 2625 22 sp 26 33 sp 26 −− ::::::Cl+ Mg + Cl → Cl + Mg2+ + Cl 17 33sp25 223 sps 262 33 sp 25 33 sp 26 22 sp 26 33 sp 26
  14. CHU TRÌNH BORN-HABER 18
  15. Uion là năng lượng cần thiết để tạo 1 mol hợp chất ion ở thể rắn từ các ion tự do ở trạng thái khí và cơ bản 19
  16. PHƯƠNG TRÌNH BORN-LANDÉ 2 Z+− Z e 1 Uion = − 1/ − N J mol 4  oBRn Z+, Z- – số điện tích của cation và anion mang e – điện tích của electron, e = -1.602 . 10-19 [C] R – khoảng cách ngắn nhất giữa cation và anion [m] N – số Avogadro α – hằng số Madelung có giá trị phụ thuộc cấu trúc tinh thể αNaCl (bcc) = 1.7475 αCsCl (fcc) = 1.763 nB – hệ số đẩy Born, giá trị phụ thuộc vào cấu hình e của ion nB - He, Ne, Ar, Kr, Xe = 5, 7, 9, 10, 12 20 nB – LiF = 0.5(nB – Li = He + nB – F = Ne) = 0.5(5 + 7) = 6
  17. PHƯƠNG TRÌNH BORN-LANDÉ 2 Z+− Z e 1 Uion = − 1/ − N J mol 4  oBRn 2 Z+− Z e 1 Uion = − K 1/ − N J mol Rn B K = 9.10-19 R = r+ + r- [Å] 21
  18. Phương trình Kapustinskii Z+− Z n 0,345 Uion = − K' 1 −  kJ / mol RR n – số ion trong một phân tử K’ = 1202 22
  19. Tinh thể Uion – Thực nghiệm Uion – Lý thuyết [kJ/mol] [kJ/mol] NaCl 769 783 NaBr 736 745 NaI 690 673 KCl 702 688 KBr 674 658 KI 637 619 AgF 954 861 Tồn tại 1 phần liên kết AgCl 904 cộng hóa trị 729 → R Uion-LT AgI 883 652 23
  20. QUAN HỆ PAULING  ĐẶC TÍNH ION • 1,0 20% • 1,5 40% • 2,0 60% • 2,5 80% 24
  21. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ 25
  22. o A()()() k+ B k ⎯⎯⎯→ H298 AB k EAB− - Năng lượng liên kết - Năng lượng liên kết trung bình - ECHT càng lớn thì liên kết càng bền - Độ dài liên kết càng lớn thì liên kết càng kém bền - Độ bội càng lớn thì LK càng bền 26
  23. 1916 Gilbert Newton Lewis (1875-1946) nhà hóa học người Mỹ xuất phát từ chỗ các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình e bền của khí trơ nhưng cho rằng liên kết được tạo thành bởi sự cho-nhận của e hóa trị của các nguyên tử tham gia liên kết để tạo thành các cặp e chung giữa hai nguyên tử. Lewis was one of the giants of physical chemistry during the first half of the 20th century. After his Ph.D. with T. W. Richards at Harvard (1899) and brief periods on the faculty there and at MIT he went in 1912 to the → Liên kết cộng hóa trị hay liên kết University of California, Berkeley where he transformed the chemistry department from one which paid little attention to research to one of the pre-eminent departments in the country. He is most known for his research in thermodynamics (his 1923 book with Randall became the nguyên tử "bible" in the field), his proposal of the shared electron pair bond (summarized in his 1923 book "Valence and the Structure of Atoms and Molecules"), his description of acids and bases as electron-pair → Liên kết không cực: cặp e liên kết acceptors and donors, and for his researches on fluorescence, phosphorescence and theories of color in organic molecules. Lewis was always personally active in the laboratory, and it was while working there chung có mức độ như nhau với từng that he suddenly died. nguyên tử, Cl2. → Liên kết có cực: cặp e liên kết chung bị dịch về một trong hai nguyên tử, HCl. →Liên kết càng bền thì năng lượng liên 27 kết càng lớn.
  24. LEWIS STRUCTURE - Giữa 2 nguyên tử trong phân tử có các gạch liên kết — mỗi gạch tương ứng với 1 cặp e tạo liên kết - Xung quanh các nguyên tử có các điểm ● mỗi điểm tương ứng với 1 e chưa liên kết - Lớp e hóa trị có tối đa 8e (đạt cấu hình e của khí hiếm bền, riêng H có 2e) - Với nguyên tố có AO-d và f, lớp e hóa trị có thể mở rộng vượt quá 8e, PF5, SF6, IF7 - Nguyên tử trung tâm có cặp e liên kết bp- bonding pair, và cặp e chưa liên kết lb–lone pair 28
  25. SNA=− • S – tổng số e ghép đôi khi tạo liên kết • N – tổng số e hóa trị cần để tất cả các nguyên tử trong liên có cấu hình khí hiếm bền • A – tổng số e hóa trị của tất cả các nguyên tử trong liên kết 29
  26. Covalent Bonds 31
  27. Covalent Bonds Methane, ball and stick model 32
  28. Phân tử E [kJ/mol] A-A 1.Phân tử tương tự nhau có Li 107 2 năng lượng liên kết khá gần Na2 71 K2 50 nhau. Rb2 46 2.Phân tử kim loại kiềm: Echt Cs2 43 F2 159 khá bé, giảm khi Z tăng. Cl 242 2 3.Phân tử halogen: E lớn Br2 192 cht I 150 2 hơn, giảm dần khi Z tăng. N2 942 O 494 2 4.Echt của các nguyên tố đứng H2 435 HF 560 cạnh nhau trong chu kỳ HCl 426 chênh lệnh nhau nhiều (N2, HBr 364 HI 293 O2, F2) do độ bội liên kết NO 627 33 CO 1070 khác nhau (p = 3, 2, 1)
  29. C( k , cb )+ 4 H ( k , cb ) ⎯⎯⎯⎯⎯→ HPU =−1659 kJ CH ( k , cb ) ?ECH− 4 1659 E= − = −414 kJ / mol CH− 4 EC-H trên chỉ là năng lượng trung bình của mội liên kết C-H trong CH4. Thực tế E cần làm đứt lần lượt từng liên kết C-H trong CH4 là 426, 367, 517 và 334 kJ/mol. Khi làm đứt từng liên kết trong ABn sẽ làm biến đổi cấu hình e và hạt nhân của hệ → làm biến đổi năng lượng tương tác của các nguyên tử trong phân tử. o CH4 có góc liên kết HCH là 109 28’, khi tách 1 H thành CH3 o thì góc HCH là 120 → cấu tạo tứ diện của phân tử CH4 biến 34 thành cấu tạo tam giác của nhóm CH3.
  30. H2O: năng lượng cần làm đứt liên kết O-H thứ nhất và thứ hai tương ứng là 493 và 426 kJ/mol, còn năng lượng liên kết O-H trung bình là 460 kJ/mol. Khi tách H ra khỏi H2O, lai hóa của O không biến đổi do ở trạng thái cơ bản, O có 2 e hóa trị độc thân và 2 e này được dùng để tạo 2 liên kết O-H trong H2O → khi tách H thì trạng thái hóa trị của O biến đổi tương đối ít và quá trình tách này không đòi hỏi một năng lượng kích thích lớn. HgCl2: năng lượng làm đứt liên kết Hg-Cl lần lượt là 338 và 104 kJ/mol, năng lượng trung bình là 221 kJ/mol. Sự chênh lệch lớn về năng lượng của các liên kết Hg-Cl là do khi đứt liên kết đầu thì trạng thái hóa trị của nguyên tử Hg biến đổi ít, trong khi đứt liên kết Hg-Cl thứ hai đã biến Hg từ trạng thái sp → s2 giải phóng một năng lượng đáng kể bù cho năng lượng cần để làm đứt liên kết. CO2: năng lượng làm đứt lần lượt các liên kết là 530 và 1070 kJ/mol, trung bình là 802 kJ/mol. Do là khi tách 1 nguyên tử O ra khỏi CO2 đã chuyển liên kết C-O còn lại trong phân tử từ 1 liên kết đôi → 1 liên kết ba trong CO. 35
  31. Năng lượng liên kết phụ thuộc vào bậc (độ bội) của liên kết và độ xen phủ của các orbital hóa trị. Bậc liên kết càng lớn, độ xen phủ các orbital hóa trị càng lớn thì liên kết càng bền → năng lượng liên kết càng lớn. 36
  32. Độ xen phủ của các orbital hóa trị lớn khi: 1. Miền xen phủ rộng và mật độ e ở miền xen phủ lớn. 2. Z’ đối với orbital hóa trị lớn. 3. Số lượng tử chính n nhỏ. 4. Hiệu năng lượng các orbital hóa trị trong nguyên tử và giữa các nguyên tử tham gia liên kết là nhỏ. 5. Số nút hàm xuyên tâm của của orbital hóa trị là ít (số nút = n – l -1). 6. Ở miền xen phủ có nhiều orbital hóa trị tham gia. 37
  33. Bậc liên kết: yếu tố quyết định năng lượng liên kết. Khi bậc liên kết bằng nhau nhưng Echt khác nhau là do độ xen phủ các orbital hóa trị là khác nhau. Trong 1 chu kỳ: từ trái → phải - Z’ của orbital hóa trị tăng dần → Echt tăng dần. - Enp-Ens giảm dần → Echt giảm dần → ΣEcht là giá trị cạnh tranh giữa 2 xu hướng này. Trong 1 phân nhóm A: từ trên xuống - Năng lượng các orbital hóa trị cùng dạng tăng dần. - n của orbital hóa trị tăng → số nút hàm xuyên tâm tăng → Echt giảm dần. 38
  34. Phân tử EA-A Độ dài LK [kJ/mol] [Å] F không có Li 105 2.67 2 orbital hóa trị d Na2 72 3.08 K 49 3.92 2 Từ Cl có orbital Rb2 45 Cs2 43 hóa trị d tham gia F 151 1.42 2 liên kết Cl2 239 1.99 Br2 190 2.28 I2 149 2.67 At2 Phân tử Li2 Be2 B2 C2 N2 O2 F2 Ne2 p 1 0 1 2 3 2 1 0 EA-A [kJ/mol] 105 0 289 628 941 494 151 0 lA-A [Å] 2.67 1.59 1.31 1.10 1.21 1.42 Z’ đối với các orbital hóa trị tăng dần Enp-Ens, giảm dần 39
  35. 1 p=−( eMO e * ) 2 MO p tính theo phương pháp cặp electron liên kết p = số cặp electron dùng chung để tạo liên kết giữa chúng Tổng quát: p tính theo phương pháp cặp e liên kết sự lai hóa sự cộng hưởng sp2 − NO3 o ONO= 120 40 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  36. CẤU TRÚC CỘNG HƯỞNG RESONANCE STRUCTURE 1,43 Å 1,29 Å 1,22 Å 41
  37. − − ||O O N N |OO | | | OO −−− OOO || NNN ⎯→ ⎯→ OOOOOO 1++ 1 2 1 p ==1 NO− 33 42 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  38. ĐIỆN TÍCH HÌNH THỨC FORMAL CHARGES - FC 44
  39. FC= GN − NB − NUE 45
  40. 7 5 6 7 5 6 2 3 1 - 1 3 2 4 2 6 - 6 2 4 1 0 -1 0 0 0 46
  41. Lưu ý khi dùng FC • FC chỉ là qui ước, là công cụ ước định cấu trúc Lewis, không phải điện tích thực tại trên nguyên tử • FC cực tiểu (nguyên tố có độ âm điện lớn mang FC âm, sự phân chia điện tích nhỏ ) là cấu trúc hợp lý nhất 47
  42. CẤU TRÚC KHÔNG GIAN CỦA PHÂN TỬ 48
  43. • Sự phân cực của phân tử • Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR) – Thuyết sự đẩy của các cặp e hóa trị • Valence Bond Theory (VB) – Thuyết cộng hóa trị • Hình dạng và liên kết trong phân tử 49
  44. ĐỘ PHÂN CỰC PHÂN TỬ
  45. Cấu trúc không gian Cấu trúc bất đối xứng Liên kết (–) (–) phân cực O δ+ δ- H H H-Cl 51 (+) (+)
  46.  =ql μ - mômen lưỡng cực q – điện tích từng cực [C] l – khoảng cách giữa các cực [m] [Cm] → [Debye] = [D] . -29 D = 1/3 10 Cm 56
  47. A-B: 100% đặc tính ion qe=1 lA=1  =1e  1 A = 1,6  10−−10  10 10 [ Cm ] = 4,8[D ]
  48. A-B: < 100% đặc tính ion q 1 e q =  e l 1 A l = lA =q  l = e  lA[] Cm =4,8lD [ ]  1,07[D ]  = = = 0,175 4,8lA 4,8 1,27[ ]
  49. Liên kết N N Cặp lp ở A ? phân cực ? Phân tử Y Y Y không phân cực Liên kết Cặp lp ở A phân cực sắp xếp triệt sắp xếp triệt tiêu ? tiêu ? Y N Phân tử N phân cực
  50. Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory VSEPR Thuyết sự đẩy của các cặp e hóa trị 63
  51. VSEPR VB Hiểu và tiên đoán sự Giải thích liên kết xảy sắp xếp của nguyên ra như thế nào dựa tử trong phân tử/ion vào khái niệm sự xen Không giải thích trực phủ các orbital tiếp được là liên kết nguyên tử. Các AO xảy ra như thế nào, hóa trị khi tham gia xảy ra ở đâu và cặp liên kết sẽ lai hóa với e không chia ở đâu nhau để tạo thành các AO hóa trị mới trong không gian
  52. NỘI DUNG • Các điện tử hóa trị (lp và bp) của nguyên tử trung tâm do tích điện cùng dấu nên đẩy nhau • Các điện tử hóa trị của nguyên tử trung tâm (lb và bp) sẽ sắp xếp sao cho lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất 65
  53. • Nguyên tử trung tâm là nguyên tử có liên kết với nhiều nguyên tử khác • Phân tử có thể có nhiều nguyên tử trung tâm • Quanh nguyên tử trung tâm có mật độ điện tử cao • Số vùng có mật độ e cao xung quanh nguyên tử trung tâm là: – Mỗi liên kết của nguyên tử là vùng có mật độ e cao, liên kết có thể là liên kết đơn, đôi và ba – Mỗi cặp e hóa trị lp của nguyên tử trung tâm 66
  54. CÔNG THỨC TỔNG QUÁT CÔNG THỨC GILLESPIC AXmEn • A – nguyên tử trung tâm • X- nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử phối trí quanh A • E – ký hiệu của lp trên A • q = m + n – số vị trí không gian được chiếm bởi nguyên tử hay lp quanh A 68
  55. OCO== AX2 AX 2 E 0  HNH−− | H AX31 E
  56. n = 0 → AXm m = 2, 3, 4, 5, 6 BeH, CO 22 2− 109,5o BF33, CO +−2 CH4,, NH 4 SO 4 70 PCl5 SF6
  57. n ≠ 0 → AXmEn lp/lp >> lp/bp > bp/bp • AX3E1 q = 4 • AX2E2 q = 4 • AX5, AX4E1, AX3E2, AX2E2 q = 5 72
  58. Công thức Lewis Xác định phân tử có Tìm nguyên tử trung tâm - A hay không phân cực Đếm số vùng có mật Có nguyên tử độ e cao của nguyên trung tâm khác tử trung tâm hay không ? VSEPR: VB: Sắp xếp các vùng Xác định các mật độ e cao orbital lai hóa mô quanh A tả liên kết Công thức Lewis: sắp xếp các liên kết Điều chỉnh cấu quanh A và vị trí các hình phân tử đối lp quanh các với mỗi cặp lp 73 nguyên tử
  59. AX31 E 2− NH3,, NF 3 SO 3 Công thức Lewis
  60. AX40 E
  61. lp/bp > bp/bp 0,37 Å 0,72 Å bp/bp > bp/bp
  62. Valence Bond Theory VB Thuyết cộng hóa trị 81
  63. AX22 E H2 O,, H 2 S Cl 2 O
  64. 104,5o
  65. AX5 E 0,,, AX 4 E 1 AX 3 E 2 AX 2 E 3 PF,,,;, SF ClF BrF XeF I − 5 4 3 3 2 3 ? ? Tháp đôi tam giác sp3d
  66. 900 1200 900 1800 900 ?
  67. 1770 101,60
  68. HỢP CHẤT CHỨA LIÊN KẾT ĐÔI
  69. HỢP CHẤT CHỨA LIÊN KẾT BA