›
›

Bài giảng môn Hóa đại cương - Chương 4: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

ppt 94 trang phuongnguyen 70
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng môn Hóa đại cương - Chương 4: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptbai_giang_mon_hoa_dai_cuong_chuong_4_lien_ket_hoa_hoc_va_cau.ppt

Nội dung text: Bài giảng môn Hóa đại cương - Chương 4: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

  1. Chương 4: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ 1
  2. Sự hình thành các liên kết hóa học ✓ Khi các ng.tử ở thật xa nhau tiến đến gần nhau tương tác đầu tiên xuất hiện là lực hút, đến một khoảng cách nhất định bắt đầu xuất hiện tương tác đẩy, khi có sự cân bằng giữa hai lực thì liên kết hóa học hình thành. ✓ Liên kết hóa học hình thành tương ứng với các nguyên tử phải sắp xếp lại cấu trúc e các phân lớp ngoài cùng sao cho đạt tổng năng lượng chung của hệ phải nhỏ thì liên kết mới bền, nghĩa là khi có sự tạo thành liên kết thì quá trình phát nhiệt (ΔH < 0) 2
  3. Liên kết cộng hóa trị Đường cong thế năng của nguyên tử Hydro 3
  4. Sự hình thành các liên kết hóa học ✓ Bản chất liên kết: lực tương tác giữa các hạt nhân (+) và electron (-). ✓ Electron thực hiện liên kết hóa học là những electron ở phân lớp ngoài cùng: ns, np, (n-1)d, (n-2)f. 4
  5. Sự hình thành các liên kết hóa học ✓ Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e trong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo nên hợp chất. ✓ Những thông số chính đặc trưng cho phân tử và cho liên kết: ➢ Độ dài liên kết ➢ Góc hóa trị ➢ Năng lượng liên kết. 5
  6. Độ dài liên kết • Độ dài liên kết: khoảng cách giữa 2 hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau. Công thức gần đúng: dA-B=rA+rB Nếu A, B có độ âm điện khác nhau: dA-B=rA+rB-0.09A-B 6
  7. Góc hóa trị • Góc hóa trị: là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết. • Góc hóa trị thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào: – Bản chất nguyên tử. – Kiểu liên kết. – Dạng hình học phân tử. – Tương tác đẩy giữa các đôi electron liên kết và không liên kết trong phân tử. 7
  8. Góc hóa trị 8
  9. Góc hóa trị 9
  10. Góc hóa trị 10
  11. Góc hóa trị 11
  12. Năng lượng liên kết ✓ Năng lượng liên kết: là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết (hay là năng lượng giải phóng ra khi tạo thành liên kết). ✓ Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền liên kết. ✓ Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội liên kết, độ bền liên kết. A-B(k) +EA-B → A(k) + B(k), EA-B=EphânlyA-B ABn(k) +EABn → A(k) + nB(k), EA-B=(1/n)EABn 12
  13. Năng lượng liên kết Ví dụ: • Đối với H2: Ephân li =Elk H-H = 431.4kj/mol • Đối với H2O: ElkTB O-H =1/2Epl H2O = 919.6/2 = 459.8kj/mol 13
  14. CácĐộ khái bội niệm liên cơkết bản • Độ bội liên kết: laø soá lieân keát ñöôïc hình thaønh giöõa hai nguyeân töû trong lieân keát. – Ví duï: C – C ñoä boäi 1, C  C ñoä boäi 3. 14
  15. Các loại liên kết hóa học ✓ Liên kết cộng hóa trị -Covalent bond: là kết quả của việc chia ghép electron giữa các nguyên tử, thường gặp giữa các phi kim. ✓ Liên kết ion-Ionic bond: là kết quả của việc chuyển electron từ kim loại sang phi kim. ✓ Liên kết kim loại-Metalic bond: là lực hút giữa các nguyên tử kim loại tinh khiết với nhau. ✓ Liên kết hydro-Hydrogen bond: Là lực tương tác đăc biệt tồn tại giữa 1 nguyên tố có độ âm điện lớn và hydro. 15
  16. Liên kết cộng hóa trị ✓ Phương pháp Heitler-London (Phương pháp VB) Còn gọi là phương pháp cặp electron. Phương pháp này dựa trên cơ sở nghiên cứu sự hình thành H2. ✓ Thuyết orbital phân tử (MO : molecule orbital) (Mulliken): 16
  17. LiênLiên kết kết cộng cộng hóa hóa trị trị VB Nghiên cứu LK cộng hóa trị dựa trên cơ sở + + Hb nghiên cứu sự hình thành H2. Ha ra2 rb2 • Khi 2 ng tử ở xa nhau: ra1 rb2 1= a1b2 - - • Khi 2 ng tử ở gần nhau→ xuất hiện e1 e2 • các tương tác (Ha-e2, Hb-e1): 2= a2b1 PT sóng đối với hệ H2: H2= C1a1b2 + C2a2b1 (4.8) 17
  18. Liên kết cộng hóa trị VB Giải PT sóng (4.8): s= Cs(a1b2 +a2b1) A= CA(a1b2 _a2b1) s là hàm đối xứng (2 electron có spin ngược nhau). A là hàm bất đối xứng (2 electron có spin giống nhau). 18
  19. Liên kết cộng hóa trị VB -Hàm s: Tương ứng với 2 e trao đổi có spin ngược dấu nhau nên hút nhau làm mật độ e trong vùng không gian giữa hai hạt nhân tăng lên → lực hút gia tăng nên liên kết được hình thành. -Hàm A: Tương ứng với 2 e trao đổi có spin cùng dấu nhau nên đẩy nhau làm mật độ e trong vùng không gian giữa hai hạt nhân triệt tiêu → nên liên kết không hình thành. 19
  20. Liên kết cộng hóa trị VB Một số điểm cơ bản của phương pháp VB: - LK CHT hình thành trên cơ sở cặp electron ghép đôi, spin ngược nhau và thuộc về đồng thời cả hai ng tử tương tác. → LKCHT còn gọi là LK 2 tâm. - LK CHT hình thành do sự che phủ lẫn nhau giữa các orbital hóa trị. - LK CHT càng bền khi độ che phủ càng lớn. Độ che phủ phụ thuộc vào kích thước, hình dạng các orbital và hướng che phủ. 20
  21. Liên kết cộng hóa trị VB ✓ Liên kết cộng hoá trị là loại liên kết bằng cặp eletron ghép đôi. ✓ Cặp electron ghép đôi được gọi là cặp electron liên kết. ✓ Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung-liên kết đơn, 2 cặp e chung- liên kết đôi, 3 cặp electron-liên kết 3. ✓ Số liên kết giữa 2 nguyên tử gọi là bậc liên kết 21
  22. Liên kết cộng hóa trị VB ✓ LK CHT có thể biểu diễn bằng dấu “:” hoặc dấu “-” ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ✓ Ví dụ: ° ° ° ° ° ° ° + ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° Cl Cl° °C° l Cl° °Cl Cl° H H C H H H ° ° ° ° ° + ° ° ° 3H N° ° H ° N ° ° ° H 22
  23. Liên kết cộng hóa trị VB ✓Cơ chế tạo liên kết CHT: ➢ Cơ chế ghép đôi (góp chung) ➢ Cơ chế cho nhận 23
  24. Liên kết cộng hóa trị VB Cơ chế góp chung: Là sự góp chung 2 electron độc thân có spin ngược nhau của 2 ng tử tương tác, trong đó mỗi ng tử góp 1 electron. Số LK CHT bằng số electron ghép đôi. Nói cách khác: LK CHT được tạo thành do sự che phủ cặp đôi 2 AO hóa trị 1 e- cuả 2 ng tử tương tác. 24
  25. Liên kết cộng hóa trị VB 25
  26. Liên kết cộng hóa trị VB ✓ Cơ chế cho nhận: Là sự hình thành cặp electron ghép đôi của LK CHT chỉ do 1 trong 2 ng tử tương tác đưa ra, còn ng tử kia nhận lấy. Ng tử thứ nhất là chất cho, ng tử thứ 2 là chất nhận. ✓ Bản chất và đặc trưng liên kết của cơ chế cho nhận không khác so với LK CHT kiểu góp chung. 26
  27. Liên kết cộng hóa trị VB ĐK để tạo liên kết cho nhận: Ng tử cho phải có AO hóa trị chứa cặp e- ghép đôi, ng tử nhận phải có AO hóa trị trống. + H H ° ° ° ° ° ° + ° ° H ° N ° + H H ° N ° H ° ° ° ° H H Chất cho Chất nhận 27
  28. Liên kết cộng hóa trị VB Khả năng tạo LK CHT của một nguyên tử (theo cả hai cơ chế) được quyết định bởi số AO hóa trị (AO trống, AO chứa electron độc thân và AO chứa cặp electron ghép đôi) chứ không phải phụ thuộc vào số e hóa trị. Ng.tử của AO hóa trị Số AO hóa trị Số LK CHT tối đa CKI 1s 1 1 CKII 2s 2p 4 4 CKIII 3s 3p 3d 9 9 Nguyên tố d ns (n-1)d np 9 9 28
  29. Liên kết cộng hóa trị VB Điều kiện để tạo LK CHT: ➢ Năng lượng của các AO tham gia xen phủ phải xấp xỉ nhau. ➢ Các AO tham gia xen phủ phải có mật độ e- đủ lớn ➢ Các AO tham gia xen phủ phải cùng tính định hướng. 29
  30. CÁC LOẠI LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ VB Tùy thuộc cách che phủ và tính đối xứng, có các kiểu liên kết khác nhau. Liên kết  (Sigma) Liên kết (pi) Liên kết  (delta) 30
  31. LIÊN KẾT  Liên kết : tạo thành do sự che phủ giữa các AO xảy ra theo trục nối hai hạt nhân nguyên tử. Liên kết  là liên kết bền. Các kiếu che phủ : s-s, s-p, p-p, s-d, p-d. 31
  32. LIÊN KẾT  + + + + - - + + - s-+s + s-p p-p p-d d-d 32
  33. LIÊN KẾT  Liên kết đơn luôn luôn là liên kết σ 33
  34. LIÊN KẾT ✓ Liên kết : có vùng xen phủ của các AO nằm ở hai bên trục nối hai hạt nhân nguyên tử. ✓ Do mật độ xen phủ nhỏ hơn nên liên kết kém bền hơn LK . ✓ Các kiếu che phủ : p-p, p-d, d-d. ✓ LK chỉ hình thành sau khi 2 ng tử đã có LK  + + _ _ 34
  35. LIÊN KẾT ✓ Liên kết không định chỗ: Là liên kết mà các e- không cố định ở các nguyên tử ban đầu, chúng xoay quanh trên một số hạt nhân. ✓ Những hệ có liên kết π không định chỗ thường có bậc liên kết không nguyên. ✓ Bậc LK C-C (của C6H6)= 1.5 (=1/2(18/6)) 35
  36. y y LIÊN KẾT  z Liên kết : tạo thành khi 2 AO d nằm trong 2 mặt phẳng song song che phủ lẫnx nhau theox cả “4 múi”. Các kiếu che phủ : p-p,p-d, d-d. dx2-y2 - dx2-y2 Liên kết  kém bền y y y y z z x x x x dx2-y2 - dx2-y2 dxy - dxy 36 y y z x x dxy - dxy
  37. BẬC LIÊN KẾT ✓Bậc liên kết: là số chỉ ra số cặp e- chung giữa 2 ng tử tạo thành liên kết cộng hóa trị. - LK đơn có bậc liên kết bằng 1. - LK đôi có bậc bằng 2. - LK ba có bậc bằng 3. - Ngoài ra bậc LK có thể có giá trị lẻ là do ngoài liên kết, còn có 1 liên kết di động. 37
  38. BẬC LIÊN KẾT ✓Bậc liên kết càng lớn thì độ dài liên kết giảm, năng lượng càng lớn. ✓Ví dụ: - Lên kết F-F O=O NN - Bậc LK 1 2 3 - Độ dài LK() 1.42 1.207 1.095 - E (kj/kmol) 151 493 940 2- 2- (VD: NO2 là (1+1/2)1,5; CO3 và SO3 là 1,33) 38
  39. BẬC LIÊN KẾT ✓ Cách tính bậc liên kết CHT theo thuyết VB: Bậc liên kết = 1σ + (số lk π ⁄ số lk σ) = ½(Tổng số e lk ⁄ số lk σ) ✓ VD: CH2=CH─CH=CH2 ✓ Blk= 1σ + 2π /3σ = ½(5lk 2 /3σ) = 1,67 ✓ Bậc LK C-C (của C6H6)= 1.5 (=1/2(18/6)) 39
  40. 2- NO2 =(1+1/2)=1,5 CO3 = 1/2(4x2/3)=1,33 40
  41. BẬC LIÊN KẾT • Liên kết di động (không định chỗ) 2 electron, đa tâm. • Ví dụ C2H6 41
  42. Tính chất của LK CHT ✓ Tính bão hòa: Vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ có một số giới hạn AO hóa trị nên số LK CHT có thể tạo được cũng có giới hạn. Đó là tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị. 42
  43. Tính chất của LK CHT ✓ Tính có cực: ➢ Đôi điện tử trong liên kết cộng hóa trị có thể bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, đó là sự phân cực của liên kết cộng hóa trị. ➢ Đám mây e- lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn làm nguyên tử này tích điện âm -, nguyên tử kia tích điện dương + 43
  44. Tính chất của LK CHT ➢Sự phân cực làm xuất hiện lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích trái dấu (+, - ) , nằm cách nhau một khoảng l (gọi là độ dài lưỡng cực = độ dài liên kết). ➢Lưỡng cực này được đặc trưng bằng vectơ momen lưỡng cực  . ➢Moment lưỡng cực : là đại lượng vectơ có chiều quy ước từ cực dương đến cực âm. 44
  45. Tính chất của LK CHT Xét HF ➢ Sự sai biệt độ âm điện dẫn đến tạo liên kết phân cực ➢ Mật độ e phân bố gần F hơn H ➢ HF tạo thành 1 lưỡng cực ➢ Cực dương trong lưỡng cực ký hiệu +và cực âm ký hiệu - ➢ Moment lưỡng cực  (Debyes ,D)  = Q.r Q là độ lớn của điện tích (Coulomb), r là khoảng cách 2 hạt nhân (m). 45
  46. Tính chất của LK CHT ➢ Tính có cực của phân tử CHT: được tính bằng phép tổng các vectơ momen lưỡng cực của tất cả các liên kết và của các đôi không liên kết trong phân tử. ➢ Các phân tử CHT không cực như H2, O2, N2, hoặc các phân tử có tính đối xứng trong không + gian (CO2, BeCl2, BF3, CH4, CCl4, SiF4, NH4 , C2H2, C2H4, C2H6, C6H6 ) có  = 0. ➢ Các phân tử CHT có cực thường là các phân tử bất đối xứng trong không gian ( SO2, NO2, NH3, H2O, CH3Cl, CH2Cl2 ). 46
  47. Tính chất của LK CHT ➢Tính có cực của phân tử cộng hóa trị ảnh hưởng đến khả năng hòa tan và hóa lỏng của chúng: ➢Hòa tan: Các chất có cực thì tan tốt trong dung môi có cực (H2O, C2H5OH, CH3COOH, CHCl3, (C2H5)2O ); các chất không cực tan tốt trong dung môi không cực (CCl4, CS2, C6H6, n-C6H14, xylen ) ➢Hóa lỏng: Các chất có cực (NH3, CH3Cl )dễ hóa lỏng hơn các chất không cực 47
  48. Tính chất của LK CHT Phân tử cộng hóa trị thường có giá trị  = 0  4 D,  càng lớn phân tử càng phân cực mạnh. 48
  49. Tính chất của LK CHT ✓Tính định hướng: Để tạo LK CHT bền, mật độ e- vùng xen phủ phải lớn, vì thế các AO khi xen phủ phải theo hướng sao cho mức độ che phủ các AO tương tác cực đại. Điều này quyết định tính định hướng của LK CHT: góc liên kết và hình dạng phân tử. 49
  50. Liên kết cộng hóa trị ✓ Theo lý thuyết, LK nếu tạo thành từ các AO s, p, d đơn thuần thì góc LK là: 90o hoặc 180o. ✓ Ví dụ: Xét phân tử H2O O: 1s2 2s2 2p4, nếu AO dùng 2 AO p chứa 1 e- độc thân (giả sử px, pz) để che phủ tạo LK với 2 AO 1s1 của H thì góc LK là 90o. 50
  51. THUYẾT LAI HÓA AO ✓Các nguyên tử khi tương tác với nhau có thể không dùng những AO thuần khiết s, p, d mà có thể sử dụng các AO trộn lẫn để xen phủ với các AO khác. ✓Để tăng mật độ xen phủ, các nguyên tử (thường là nguyên tử trung tâm trong các phân tử có từ 3 nguyên tử trở lên) dùng các orbital lai hóa (AOLH) thay thế cho các AO thuần túy s, p, d, f để tạo liên kết. 51
  52. THUYẾT LAI HÓA AO ✓Các AO trộn lẫn được hình thành do sự tự che phủ nhau giữa các AO trong 1 ng tử. Hiện tượng này gọi là sự lai hóa các AO. 52
  53. THUYẾT LAI HÓA ✓Khi tổ hợp (trộn lẫn) các AO s, p, d tạo thành những AO lai hoá, thì các AO này có năng lượng, hình dạng, kích thước giống nhau. ✓Có bao nhiêu AO tham gia vào lai hoá thì có bấy nhiêu AO lai hoá tạo thành và bố trí đối xứng nhau trong không gian. ✓Các kiểu lai hoá phổ biến là sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. 53
  54. THUYẾT LAI HÓA Điều kiện về lai hoá: ➢ Các orbital tham gia lai hoá phải có năng lượng gần nhau. ➢ Mật độ electron phải lớn. ➢ Mật độ che phủ của các ON càng tăng thì lai hóa càng bền 54
  55. LAI HÓA sp • Tổ hợp của 1 orbital s và 1 orbital p tạo thành 2 lai hóa sp đối xứng nhau 180o. 55
  56. LAI HÓA sp • Xét sự tạo thành phân tử BeCl2: Be: 1s 2s 2p Ở trạng thái kích thích (Be sửû duïng 1ON s, 1ON p Be* → Có lai hóa sp (chöùa e) ñeå lai hoaù taïo 2 1s 2s 2p ON lai hoùa sp). Cl (coù 1 ON p chöùa e ñoäc thaân, neân Cl söû duïng ON naøy ñeå che phuû taïo 1s 2s 2p 3s 3p lieân keát ) 2 orbital lai hóa sp của Be che phủ với 2 orbital 1s của ng tử Cl tạo thành 2 lk Be-Cl. 56
  57. LAI HÓA sp2 • Xảy ra giữa 1 orbital s và 2 orbital p tạo thành 3 lai hóa sp2 đối xứng nhau 120o. • Ví dụ: 57
  58. LAI HÓA sp3 • Xảy ra giữa 1 orbital s và 3 orbital p tạo thành 4 lai hóa sp3 đối xứng nhau trong không gian theo hướng đến 4 đỉnh của tứ diện đều; (109o28’). 58
  59. SAI LỆCH GÓC HÓA TRỊ o ✓ Góc hóa trị của phân tử H2O là 104 5 o o (<109 28’), của NH3 là 107 3 ✓ Sự sai lệch xảy ra khi ng tử trung tâm của phân tử có mặt electron hóa trị tự do, tạo nên hiệu ứng đẩy giữa chúng với các cặp electron liên kết. 59
  60. SAI LỆCH GÓC HÓA TRỊ ✓ Xét phân tử H2O: ✓ số cặp e quanh O =2+ ½(6+0-2)=2+2=4→sp3 O lai hóa sp3, trong đó có 2 AO lai hóa chứa 1 e độc thân che phủ tạo liên kết với H, 2 AO lai hóa còn lại chứa 1 cặp e không tạo liên kết và gây hiệu ứng đẩy với 2 cặp e liên kết → góc Lk giảm (104.5o) sp3         2 4 O : 2s 2p     H H 60
  61. SAI LỆCH GÓC HÓA TRỊ 61
  62. DỰ ĐOÁN TRẠNG THÁI LAI HÓA ✓ Trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm có thể dự đoán dựa vào: ➢ Góc hóa trị ➢ Hoặc cấu hình không gian ✓ Ví dụ: ➢ Góc hóa trị ~180o - lai hóa sp o CO2 (OĈO = 180 ) ➢ Góc hóa trị ~120o’ - lai hóa sp2 o SO2 (OŜO = 119,5 ) ➢ Góc hóa trị ~109o28’- lai hóa sp3 o NH3 (HNH = 107,3 ) 62
  63. DỰ ĐOÁN TRẠNG THÁI LAI HÓA ✓ Phép thay thế nguyên tử: ➢ Có thể thay thế 1 ng.tử trong một phân tử đã biết cấu hình không gian bằng 1 ng.tử khác cùng phân nhóm với nó thì cấu hình cũng gần tương tự nhau. ➢ Đối với nguyên tử trung tâm chỉ nên cách nhau 1 chu kỳ, đặc biệt đối với nguyên tử biên có thể thay thế H bằng các nguyên tử halogen X và ngược lại) 63
  64. ✓ Ví dụ: ➢ CO2 (sp); tương tự là: CS2, SiO2 3 ➢ CH4, SiH4, CCl4, SiF4 (sp -tứ diện đều); CH3Cl, CH2Cl2, CHCl3, CF2Cl2(tứ diện lệch). ➢ NH3, PH3, NF3, PCl3 ( tháp tam giác). 64
  65. DỰ ĐOÁN TRẠNG THÁI LAI HÓA ✓ Trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm có thể dự đoán dựa vào: N=n+½k ➢ n: số nguyên tử biên (số nguyên tử liên kết trực tiếp với nttt). ➢ ½k : số cặp e tự do không liên kết của nttt ( k = số e tự do) ➢ k = x ± y – z ➢ x: số e lớp ngoài cùng của nttt. ➢ y: số e mất hay nhận tương ứng với điện tích ion (nếu là ion). ➢ z : số e cần thiết để các nguyên tử biên đạt cấu hình khí trơ. 65
  66. DỰ ĐOÁN TRẠNG THÁI LAI HÓA Nếu: - N = 2 → lai hóa sp - N = 3 → lai hóa sp2 - N = 4 → lai hóa sp3 - N = 5 → lai hoá sp3d - N = 6 → lai hoá sp3d2 66
  67. DỰ ĐOÁN TRẠNG THÁI LAI HÓA Ví dụ: CO2: N = 2 + ½(4-2×2) = 2 => C (sp). 2 SO2 : N = 2 + ½(6-2×2) = 3 => S (sp ). 3 NH3 : N = 3 + ½(5-3) = 4 => N (sp ). 3 H2O : N = 2 + ½(6-2) = 4 => O (sp ). + 3 NH4 : N = 4 + ½(5-1-4) = 4 => N (sp ). 2- 3 SO4 : N = 4 + ½(6+2-4×2) = 4 => S (sp ). 67
  68. SỰ PHÂN CỰC CỦA LK CHT ✓ Đám mây electron LK phân bố đối xứng gọi là LK đồng cực. ✓ Đám mây electron LK phân bố không đối xứng và dịch chuyển về phía ng tử có độ âm điện lớn hơn gọi là LK có cực. 68
  69. SỰ PHÂN CỰC CỦA LK CHT • Sự ion hóa: Là sự phá vỡ liên kết CHT (do sự phân cực mạnh) và hình thành các ion âm và ion dương. ° ° ° ° _ ° ° + ° ° ° ° ° H °Cl° H + °C° l° • Hiện tượng phân li: Là sự phá vỡ liên kết CHT, electron chung bị tách làm đôi và mỗi ng tử 1 electron. ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° ° H °Cl° H + C° l° 69
  70. 2. LIÊN KẾT ION ✓Hợp chất hoá học được tạo thành nhờ sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác. ✓Nguyên tử mất electron: ion dương (cation) ✓Nguyên tử nhận electron: ion âm (anion). Ví dụ: Na+Cl → Na+ + Cl- → NaCl Liên kết ion là loại liên kết được tạo thành nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu 70
  71. KHẢ NĂNG TẠO LIÊN KẾT ION ✓ Khả năng tạo liên kết ion phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các nguyên tố: ➢ Các nguyên tố có năng lượng ion hóa càng nhỏ (kim loại kiềm, kiềm thổ) càng dễ tạo cation. ➢ Các nguyên tố có ái lực e càng âm (halogen) càng dễ tạo anion. ➢ Nguyên tố có tính kim loại mạnh và nguyên tố có tính phi kim mạnh → dễ tạo thành liên kết ion. 71
  72. KHẢ NĂNG TẠO LIÊN KẾT ION ✓ Dựa vào đại lượng momen lưỡng cực & độ âm điện để đánh giá độ liên kết ion. ➢ Sự chênh lệch độ âm điện của các nguyên tố càng lớn tính ion của hợp chất càng cao. 72
  73. TÍNH CHẤT LIÊN KẾT ION Do các ion được xem như các quả cầu tích điện có trường điện phân bố đồng đều về mọi hướng (Ion có thể hút các ion trái dấu theo bất kỳ hướng nào trong không gian) nên có các tính chất là: -Tính không bảo hòa -Tính không định hướng -Tính phân cực rất mạnh 73
  74. SỰ PHÂN CỰC ION Sự phân cực ion: Là sự chuyển dịch đám mây electron đối với hạt nhân của 1 ion dưới tác dụng của điện trường 1 ion khác. - Ion có đám mây bị biến dạng gọi là ion bị phân cực. - Ion có điện trường tác dụng gọi là ion phân cực. Do sự phân cực ion nên các đám mây của cation và anion không hoàn toàn tách rời nhau mà che + - phủ nhau một phần → Không có liên kết ion 100%. Trong liên kết ion có một phần liên kết cộng hóa trị. 74
  75. SỰ PHÂN CỰC ION Các yếu tố ảnh hưởng: ✓ Sự phân cực ion phụ thuộc vào điện tích, kích thước và cấu hình electron của chúng: ➢ Ion bị phân cực càng mạnh khi e ngoài cùng lk yếu với hạt nhân. → Khi điện tích & cấu hình của ion là như nhau, độ bị phân cực tăng theo chiều tăng kích thước ion; (Ion có r càng lớn thì càng dễ bị phân cực). ➢ độ bị phân cực sẽ nhỏ nhất ở các ion có cấu hình khí trơ 8e: ns2np6. 75
  76. SỰ PHÂN CỰC ION ➢ Chiều tăng độ bị phân cực: Li+ Na+ > K+ >Rb+ > Cs+ 76
  77. SỰ PHÂN CỰC ION ✓Tác dụng phân cực của ion càng lớn khi điện trường của nó tạo ra càng mạnh ( tác dụng phân cực chủ yếu xét đối với cation) ➢Điện tích ion q tăng → mật độ điện tích tăng → độ phân cực tăng ➢Kích thước ion tăng → mật độ điện tích giảm → độ phân cực giảm 77
  78. ẢNH HƯỞNG CỦA ĐỘ PHÂN CỰC ĐẾN TÍNH CHẤT CỦA CÁC HỢP CHẤT ION Sự điện ly: Sự phân cực ion dẫn đến xuất hiện độ cộng hóa trị trong liên kết ion, làm giảm khả năng điện ly của hợp chất ion trong dung dich thành các ion. Ví dụ: - Dung dịch HgCl2 hầu như không điện ly. - Dung dịch SrCl2 phân ly hoàn toàn thành ion. Nguyên nhân: Tác dụng phân cực của ion Hg2+ mạnh hơn ion Sr2+ gây ra. 78
  79. ẢNH HƯỞNG CỦA ĐỘ PHÂN CỰC ĐẾN TÍNH CHẤT CỦA CÁC HỢP CHẤT ION Độ bền: Sự phân cực giữa các ion làm tăng độ cộng hóa trị của LK, làm giảm điện tích hiệu dụng của các ion, giảm lực hút nên độ bền của tinh thể giảm. Do đó nhiệt độ phân ly, nhiệt độ nóng chảy của hợp chất giảm xuống. 79
  80. ẢNH HƯỞNG CỦA ĐỘ PHÂN CỰC ĐẾN TÍNH CHẤT CỦA CÁC HỢP CHẤT ION Độ tan: Khả năng hòa tan của các hợp chất ion (các muối) phụ thuộc chủ yếu vào năng lượng mạng tinh (U) và năng lượng hydrat hóa của cation (Eh). Nếu U>Eh thì muối khó tan. 80
  81. LIÊN KẾT KIM LOẠI 1. Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại 2. Thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại 3. Áp dụng thuyết miền năng lượng để giải thích tính dẫn điện của chất rắn 81
  82. LIÊN KẾT KIM LOẠI Mạng tinh thể kim loại : Các ion dương ở các nút mạng tinh thể Các electron hóa trị tự do chuyển động hỗn loạn bên trong mạng tinh thể. → Liên kết kim loại có tính chất đặc biệt là “không định chổ cao độ” hoặc LK rất nhiều tâm (vì khi e liên kết đồng thời thuộc về toàn bộ các nguyên tố trong tinh thể) 82
  83. LIÊN KẾT KIM LOẠI Lý thuyết miền năng lượng: - Coi mỗi tinh thể kim loại là một đại phân tử có khoảng 1023 tâm. - Giải phương trình sóng Schrodinger cho hệ 1023 nguyên tử theo phương pháp MO: - Hai AO tổ hợp với nhau tạo thành hai MO có năng lượng khác nhau. -Từ n AO tổ hợp với nhau sẽ tạo thành n MO có các mức năng lượng khác nhau - Các trạng thái trong miền năng lượng cách nhau 10- 22eV→ Miền năng lượng là giải năng lượng liên tục. 83
  84. LIÊN KẾT KIM LOẠI 84
  85. LIÊN KẾT KIM LOẠI Chiều rộng và vị trí của miền năng lượng được quyết định bởi giá trị cân bằng giữa các ng tử trong tinh thể rắn. -Miền chứa electron hóa trị gọi là miền hóa trị. -Miền tự do nằm trên miền hóa trị gọi là miền dẫn. -Miền nằm giữa 2 miền trên gọi là cấm. Kim loại, 85
  86. LIÊN KẾT KIM LOẠI Chất cách điện: - Chiều rộng miền cấm > 3eV - Do chiều rộng miền cấm lớn nên điện trường bình thường không đủ khả năng kích thích cho electron chuyển từ miền hóa trị sang miền dẫn tự do → không dẫn điện. Chất bán dẫn: - Chiều rộng vùng cấm 0.1 eV<∆E< 3eV - Do chiều rộng miền cấm bé nên khi kích thích (đốt nóng hay chiếu sáng ) electron dễ dàng chuyển từ miền hóa trị sang miền dẫn tự do → chất bán dẫn. Kim lọai: Có miền hóa trị và miền dẫn che phủ nhau nên không có miền cấm 86
  87. LIÊN KẾT KIM LOẠI Electron vaø ion döông trong kim loaïi coù löïc huùt raát maïnh. Töùc laø phaûi caàn naêng löôïng raát lôùn ñeå phaù huûy naêng löôïng naøy. Do ñoù kim loại thöôøng coù nhieät ñoä soâi raát cao, nguyeân lyù gaàn gioáng lieân keát ion. Kim loaïi coù caùc tính chaát ñaëc tröng: Beàn, deã daùt moûng, deã keùo sôïi, daãn nhieät vaø daãn ñieän vaø aùnh kim. 87
  88. LIÊN KẾT VANDER WALLS Liên kết Van der Waals là tương tác tĩnh điện giữa phân tử với phân tử. Đặc điểm: •Là loại liên kết xuất hiện giữa các phân tử với nhau. •Có thể xuất hiện ở những khoảng cách tương đối lớn •Có năng lượng nhỏ (5 ÷ 10 kcal/mol) •Có tính không chọn lọc và không bão hòa •Có tính cộng 88
  89. LIÊN KẾT VANDER WALLS Bản chất là tương tác tĩnh điện, bao gồm 3 thành phần tương tác sau: -Tương tác định hướng: Xuất hiện giữa các phân tử có cực, Tương tác tăng khi momen lưỡng cực của các phân tử tăng và nhiệt độ của hệ giảm xuống. - Tương tác cảm ứng: Xuất hiện giữa các phân tử có cực và không cực. Phân tử không cực tiến đến gần phân tử phân cực mạnh và bị phân cực tạm thời, tương tác với nhau. -Tương tác khuyếch tán: Xuất hiện giữa các phân tử có cực hoặc không cực bất kỳ, nhờ lưỡng cực nhất thời. Lực liên kết Vander Walls yếu, dễ bị phá vỡ. 89
  90. LIÊN KẾT HYDRO ✓ Lieân keát taïo thaønh giöõa H ñaõ tham gia lieân keát trong phaân töû naøy vôùi nguyeân töû coù ñoä aâm ñieän maïnh trong phaân töû khaùc. ✓ Ví dụ: Trong dung dòch HF, H2O, NH3 ✓ Lieân keát Hydro (E = 8  40KJ/mol) aûnh höôûng ñeán nhieàu quaù trình. ✓ Ví duï: Laøm nhieät ñoä soâi , nhieät ñoä noùng chaûy chaát taêng cao, aûnh höôûng ñeán quaù trình boác hôi trong dung dòch 90
  91. Ví dụ: H2O 91
  92. Ví dụ: Acetic Acid 92
  93. LIÊN KẾT HYDRO ➢Liên kết hydro là loại lk yếu, yếu hơn nhiều so với lk cộng hoá trị nhưng mạnh hơn lk Van der Waals. Ehydro=2÷10 Kcal/mol ➢Lk hydro càng bền khi X và Y có độ âm điện càng lớn, kích thước càng nhỏ -Y- - H+ X- - 93
  94. LIÊN KẾT HYDRO Baûn chaát lieân keát Hydro: –Laø lieân keát coù tính chaát ion. –Coù tính cho, nhaän (H+ nhaän caëp electron). –Thöù töï giaûm daàn lieân keát Hydro: F, O, N (Giaûm theo ñoä aâm ñieän giaûm daàn). 94