Chương liên kết hóa học

General Chemistry
Chương 4 Liên kết hóa học
và cấu tạo phân tử
General Chemistry: Chapter 10
Slide 2 of 35
Nội dung
Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học
Liên kết ion
Liên kết cộng hóa trị 4.4.Liên kết kim loại 4.5.Liên kết phân tử
4.1.2.Một số đặc trưng của liên kết
Độ dài liên kết
Khái niệm : khoảng cách giũa 2 hạt nhân của các nguyên tử tương tác với nhau
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 3 of 35
4.1.2.Một số đặc trưng của liên
kết
Góc hoá trị : góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết.
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 4 of 35
4.1.2.Một số đặc trưng của liên
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 5 of 35
kết
Phân tử Hình dạng Góc liên kết
4.1.2.Một số đặc trưng của liên
kết
Năng lượng liên kết:
Khái niêm:
Trị số
-Phân tử 2 nguyên tử AB
-Phân tử nhiều nguyên tử ABn
Hình thành phân tử
Phân ly phân tử

Năng lượng được giải phóng ra khi tạo thành liên kết đó từ các nguyên tử
C + 4H - Q
CH4 + Q
Elk   Eph
  EAB
EAB
ABn
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 6 of 35
n
AB
 E  1  E
4.1.2.Một số đặc trưng của liên
kết
Bậc liên kết
Khái niệm: số liên kết tạo thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp nhau
Quy luật :  Bậc liên kết d &  Elk
Độ dài LK
Độ mạnh LK
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 7 of 35
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 8 of 35
Các học thuyết về liên kết hoá học
Thuyết điện hoá
-Nội dung :
Ng.tử = cực “+” + cực “-”
2 ng.tử A & B :
A có cực “+” chiếm ưu thế B có cực “-” chiếm ưu thế
 Hút nhau  Hợp chất hoá học
-Hạn chế : Ng.tử giống nhau  O2, H2, Cl2 ?
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 9 of 35
Thuyết cấu tạo
-Nội dung :
+Các ng.tử trong phân tử kết hợp với nhau theo một trật tự xác định tương ứng với hoá trị của chúng
+T/c hoá học của các chất = f(thành phần & cách sắp xếp ng.tử) hay f(cấu trúc hoá học)
-Hạn chế : bản chất thật sự của liên kết hoá học ?
Các học thuyết về liên kết hoá học
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 10 of 35
Thuyết electron
-Nội dung
2 ng.tử tiếp xúcLơp vỏ “e” ngoài cùng thay đổi Đạt 8 e (Cấu hình bền vững của khí trơ)  Cặp “e” dùng chung tạo thành Liên kết hoá học
2 loại liên kết:
Cặp “e” thuộc về 2 ng.tử Liên kết cộng hoá trị
Cặp “e” thuộc về 1 ng.tử Liên kết ion
-Hạn chế : bản chất thật sự của liên kết hoá học ?
Các học thuyết về liên kết hoá học
Lực đẩy
Lực hút
Đám mây electron
Hạt nhân
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 11 of 35
Các học thuyết về liên kết hoá học
Thuyết cơ lượng tử
4.1.3.Lý thuyết lượng tử về liên kết hoá học
Thuyết cơ lượng tử
Ví dụ
Phân tử gồm một số giới hạn các hạt nhân ng.tử và các “e” tương tác với nhau & được phân bố xác định trong không gian, tạo thành một cấu trúc bền vững
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 12 of 35
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 13 of 35
4.2.Liên kết ion.
4.2.1.Cơ chế 4.2.2.Điều kiện
4.2.3.Tính chất đặc trưng của liên kết ion
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 10
Slide 14 of 35
4.2.1.Cơ chê tạo thành liên kết ion
Thuyết tĩnh điện về liên kết ion của Kossel (Kossel 1888-1967,người Đức).
-Chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác.
Nguyên tử mất “e” Ion “+” : cation Nguyên tử nhận “e” Ion “-” : anion.
- Ion ngược dấu  Hút tĩnh điện  Ion gần nhau Ion gần nhau  Vỏ “e” đẩy nhau
 Lực đẩy = Lực hút  Phân tử ion
• Ví dụ: NaCl : χNa = 0.9 , χCl = 3.0
4.2.1.Cơ chê tạo thành liên kết ion
15
16
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 17 of 48
4.2.2. Điều kiện tạo thành liên kết ion
Điều kiên :  2

Ng/tử có  lớn : nhận “e”  Anion “-”
Gắn với Ái lực electron (F)

Ng/tử có  nhỏ : nhường “e”  Cation “+”
Gắn với Năng lượng ion hoá (I)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 18 of 48
4.2.3.Tính chất đặc trưng của l. kết ion.
Tính không định hướng: hút ion trái dấu theo bất kỳ hướng nào.

Tính không bão hòa: hút các ion trái dấu với lượng không xác định.

Lực liên kết :
E = 35 -85 kj/mol Liên kết bền vững
Sự phân cực
Cation “+” : hút đám mây “e” của anion  Che phủ
 Xuất hiện liên kết cộng hoá trị
Anion “-” : đẩy đám mây “e” Biến dạng ion
Vùng che phủ
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 19 of 48
+
-
4.2.3.Tính chất đặc trưng của l. kết ion.
HUI© 2006
Slide 20 of 48
4.3 Liên kết cộng hoá trị
4.3.1.Thuyết điện tử (Thuyết Lewis) 3.3.1.1.Cơ chế
3.3.1.2Điều kiện 3.2.1.3.Tính chất đặc trưng

Thuyết cơ học lượng tử
Thuyết liên kết hoá trị (VB-valence bond)
Thuyết hoá trị spin (Thuyết Pauling) Thuyết lai hoá (Thuyết Pauling-Slater)

Thuyết orbital phân tử
(MO-moleGceunerlael Crheomirstrby: ital)
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
21
Ví dụ 1: H-H => H2
3.3.1.1. Cơ chế (Thuyết Lewis)
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
22
Ví dụ 2 : H2O
..
H. + : O : + .H
H :O:H
H –O – H
4.3.1.1.Cơ chế (Thuyết Lewis)
4.2.1. Liên kết cộng hoá trị (Lewis)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 23 of 48
(
Nội dung cơ bản:
Sự hình thành liên kết
Nguyên tử tương tác góp chung một số “e”  Cặp “e” chung cho 2 nguyên tử

Cấu hình :
Cấu hình “e” vững bền của các khí trơ
Vỏ điện tử : 2enhư H2  Khí Heli (He)
Vỏ điện tử : 8enhư H2O Khí Neon (Ne)


 
F


F
F
F
F
F
 
Công thức cấu tạo
2 nguyên tử cùng loại
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 24 of 48
 

F
F
F H
Qui tắc bát tử

O 
O   

 
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 25 of 48
O   

O 
Các loại liên kết
Liên kết đơn

 
Liên kết đôi
CO2
Liên kết ba
O = C =O
N2
N  N
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 26 of 48
Liên kết cho-nhận

 
A+-B-

Ví dụ : NH4
+

 
[HNH3]+
: H
+
H : N
H
H
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 27 of 48
4.3.1.2.Điều kiện liên kết cộng hoá
28
trị
Điều kiện: Độ âm điện ∆ χ  2

∆ χ  2  Cộng hoá trị phân cực

∆ χ = 0  Cộng hoá trị thuần tu
29
Tính có hướng

Tính bão hoà : không rõ

Năng lượng liên kết
E = 20 – 72 kj/mol :=> Liên kết khá bền vững
4.3.1.3.Tính chất đặc trưng liên kết cộng hoá trị
Sự phân cực
∆ χ = 0 (ng.tử cùng loại)  không phân cực
∆ χ < 2 (ng.tử khác loại) 
Phân cực
4.3.1.3.Tính chất đặc trưng liên kết cộng hoá trị
30
H-H => H2
Thuyết CHLT : Sự hình thành H2
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
31
Lực tương tác giữa 2 ng.tử hydro
Lực hút
Lực đẩy
Thuyết CHLT : Sự hình thành H2
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 32 of 48
HnUgI©ư20ợ06c
General Chemistry: Slide 33 of 48
Trường hợp 2 ng.tử có spin ngược chiếu
-Khi tiến gần : Lực hút > Lực đẩyNăng lượng
-Khi cách nhau ro : mây “e” che phủ lên nhau Liên kết cộng hoá trịLực hút hạt nhân 
Năng lượng=min  H2 hình thành
-Tiếp tục tiến gần : Lực đẩy >Lực hút Năng lượng
Trường hợp 2 ng.tử có spin cùng chiếu
-Khi tiến gần : Lực đẩy >Lực hút Năng lượng
 H2 không hình thành
Kết luật :LKCHT hình thành do cặp “e” có spin
Thuyết CHLT : Sự hình thành H2
Năng lượng theo VB của phân tử H2
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 34 of 48
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 35 of 48
4.3.2.1.Thuyết hoá trị spin-Pauling
Liên kết hình thành do sự ghép đôi của 2e độc thân có spin trái dấu
Sự xen phủ
Khi tạo liên kết xảy ra sự xen phủ các orbitan hoá trị của 2 ng.tử tham gia liên kết.
Sự xen phủ càng lớn thì liên kết càng bền
Liên kết có hướng
Hướng của liên kết là hướng có độ xen phủ lớn nhất của các orbitan hóa trị.
General Chemistry:
Hoá trị 2
HoáSlitdre ị36 4of 48
Tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị
Chu kỳ 2 :chuyển “e” thực hiện được trong cùng lớp
Hoá trị 2
Hoá trị 2
•
Beri (Be) : 4e Be: 1S22S2 Be*:
Bo (B) : 5e B: 1S22S22P1
B*:
Cacbon (C) : 6 e C: 1S22S22P2 CH*UI©: 2006
Hoá trị 1
Hoá trị 3
Photpho (P) : 15e P: 3S23P3
P*:
Hoá trị 3
Hoá trị 5
Lưu huỳnh (S) : 16e S: 3S23P4
S*:
S*:
Hoá trị 2
Hoá trị 4
Hoá trị 6
Tính bão hoà của liên kết cộng hoá
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 37 of 48
trị
Clo (Cl) : 17e 1S22S22P6 3S23P5

Cl:
3S 3P 3d
H.trị 1
Cl*:
H.trị 3
Cl*
:
H.trị 5
Cl*
:
H.trị 7
Tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 38 of 48
Tính có hướng của liên kết cộng hoá trị
Sự che phủ max theo những hướng nhất định 
Liên kết tạo thành theo những hướng nhất định

Ví dụ : H2 + S = H2S  H nằm trên trục orbital P
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 39 of 48
Tính có hướng của liên kết cộng hoá trị
Sự che phủ max theo những hướng nhất định 
Liên kết tạo thành theo những hướng nhất định
Ví dụ : Liên kết HCl
Tâm ng.tử H phải nằm trên trục của orbital P
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 40 of 48
Ví dụ : Liên kết Cl2
Trục của 2 orbital Pz phải trùng nhau
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 41 of 48
Ví dụ : Liên kết H2S
2 hạt nhân ng.tử Hydro (H) phải nằm trên trục của orbital P của ng.tử lưu huỳnh (S)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 42 of 48
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 43 of 48
Liên kết cộng hoá trị có cực
 < 2 Mây che phủ phân bố không đều
Ng.tử có  nhỏ Ng.tử có  lớn
 Phân cực dương
 Phân cực âm
Liên kết cộng hoá trị không có cực
 = 0  Mây che phủ phân bố đều
Tính phân cực của liên kết cộng hoá trị
Nội dung : trộn 2 hay nhiều Orbttan ng.tử (AO) để tạo thành các orbital mới ( Orbital lai hóa)
Trộn ít nhất 2 AO có mức năng lượng khác nhau ( ví dụ S & P) Các orbital lai hoá: có hình dạng, kích thước, năng lượng giống nhau
Liên kết hoá học được hình thành nhờ :
Sự che phủ đám mây điện tử của orbital lai hoá & các AO
Sự che phủ đám mây điện tử của orbital lai hoá & các orbital lai hóa khác
Số orbital lai hoá = Số orbital tham gia lai hoá
4.3.2.1 .Thuyết lai hoá ( Pauling
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 44 of 48
+Slater)
y
z
x
Lai hóa
p
x
py
p
z
x
z
1 x s + 2 x p = sp2-orbitals
1 x s + 3 x p = sp3-orbitals
60°
y
60°
x
y
z
Orbital nguyên tử
an s-orbital
the three p orbitals
x
y
z
1 x s + 1 x p = sp-orbitals
4.3.2.1 .Thuyết lai hoá ( Pauling
+Slater)
1xS +1x P ‰SP-orbitals
1xS +2xP ‰SP2-orbitals
1xS +3xP ‰SP3-orbitals
Liên kết sigma ()
Liên kết pi ()
Dự đoán kiểu lai hoá
T ổng số
T-Tổng số orbital lại hóa
 -Số liên kết 
X-Tổng số “e” hoá trị của các ng.tử trong phân tử Y-Tổng số “e” hoá trị đã liện kết
(X-Y)/2 - số cặp e hoá trị tự do
T = 2 : Ng.tử trung tâm có lai hoá SP T = 3 : Ng.tử trung tâm có lai hoá SP2 T = 4 : Ng.tử trung tâm có lai hoá SP3
2
Slide 51 of 48
General Chemistry:
HUI© 2006
T    X  Y
Dự đoán kiểu lai hoá
Cách tính
 : theo công thức Lewis của phân tử
Tính số cặp e tự do :
Tính X
Nếu có a điện tích +; tổng e hóa trị X-a
Nếu có b điện tích -; tổng e hóa trị X+b
2.Tính Y
8e cho mỗi nguyên tử biên nói chung 2e cho mỗi ng.tử biên là hydro)
3.Số cặp e hóa trị :
2
Slide 52 of 48
General Chemistry:
HUI© 2006
XY
Dự đoán kiểu lai hoá
Slide 53 of 48
General Chemistry:
HUI© 2006
Lai hoùa sp
Ví duï 1: phaân töû BeCl2
Tạo orbital lai hóa
Be (Z = 4) 1s2 2s2
Liên kết với 2Cl :
Cl (Z = 17): 3s2 3p5
Dự đoán kiểu lai hóa & Cấu hình
Lai hoùa sp2
Ví duï 2: Phaân töû BF3.
Tạo orbital lai hóa
B (Z = 5): 2s2 2p1
Liên kết với 3 F
F (9 = 1) : 2s2 2p5
Lai hóa sp3
Ví dụï 3: Phaân töû CH4
Tạo orbital lai hóa
C (Z = 6): 2s1 2p3
Liên kết với 4 H : 1s1
Lai hóa sp3
Ví dụï 4: Phaân töû NH3
Tạo orbital lai hóa
N (Z = 7): 2s2 2p3
Liên kết với 3 H : 1s1
Lai hóa sp3
Ví dụï 5: Phaân töû H2O
Tạo orbital lai hóa
O (Z = 8): 2s2 2p4
Liên kết với 2H : 1s1
Hạn chế :Thuyết hoá trị spin
H2+ : liên kết H-H+ bằng 1e
Thuyết hoá trị spin : liên kết bằng cặp e
Oxy :
O (8) : 1S22S22P4
Thực tế : chất thuận từ

Chất nghịch
từ
?
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 59 of 48
4.3.2.2.Thuyết orbital phân tử (MO
Phân tử là nguyên tử đa nhân: Các hạt nhân & Các electron
Phương pháp gần đúng : MO-LCAO
(PP orbital phân tử-Tổ hợp tuyến tính các orbital ng.tử ) (Moleculer Orbitals-Linear Combination of Atomic Orbitals)
Hạt nhân : đứng yên
Điện tử : xoay quanh hạt nhân
Điện tử hóa trị liên kết  Phân tử
Hàm sóng 
Ng.tử 1 : hàm sóng 1
Ng.tử 2 : hàm sóng 2
P.trình Schrodinger
Tổ hợp nAO
  & E

H  E
nMO
2 2
1 1
MO
  C  C 
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 60 of 48
4.3.2.2.Thuyết orbital phân tử (MO
Điều kiện tổ hợp các orbital nguyên tử
Các AO phải có cùng tính chất đối xứng

Năng lượng các AO phải xấp xỉ nhau

Các AO phải xen phủ r rệt

Cấu trúc “e” của phân tử
Tuân theo N.lý bền vững + N.lý Pauly+Q.tắc Hund
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 61 of 48
4.3.2.2.Thuyết orbital phân tử (MO
Đại lượng đặc trưng
Bậc liện kết
n-số “e” liên kết
n* -số “e” phản liên kết
Năng lượng liên kết (E)


Độ dài liên kết (d)
2
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 62 of 48
N  n  n *
Hình dạng MO liên kết & MO phản liên kết
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 12
Slide 63 of 47
Hình dạng MO liên kết & MO phản liên kết
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 12
Slide 64 of 47
Combining p orbitals
Prentice-Hall © 2002
General Chemistry: Chapter 12
Slide 65 of 47
H + H+  H2
+
Ví dụ 1:
Lập các MO
Mỗi ng.tử có 1 orbital hóa trị : 1S
Giản đồ năng lượng
Cấu hình “e” :
Bậc liện kết :
HUI© 2006
Slide 66 of 48
1
1S

2
General Chemistry:
N  1 0  0.5
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2)
2 2 2 2
(Chu kỳ 1 : H +, H , He +, He )
1 2
 C1 S  C2 S
 1S
2
1
   0.5( S  S
S2
)
   0.5( S  )
1

1S
*
1S

Ví dụ 2: H2 (2e)

AO : 1S MO : 1s

Cấu hình: (1s)2
Bậc liên kết
N  2  0  1
2
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2)
2 2 2 2
(Chu kỳ 1 : H +, H , He +, He )
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 67 of 48
Ví dụ 3: He2+ (3e)

AO : 1S MO : 1s

Cấu hình “e”
(1s)2(1s*)1
Bậc liên kết
2
N  2 1  0.5
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2)
2 2 2 2
(Chu kỳ 1 : H +, H , He +, He )
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 68 of 48
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2)
(Chu kỳ 1 : H +, H , He +, He )
2 2 2 2
Ví dụ 4: He2 (4e)

AO : 1S MO : 1s

Cấu hình :
(1s)2(
1s
*)2
Bậc liên kết
 He2 không tồn tại
N  2  2  0
2
H2+
H2
MO
1s
*
He2


0
-
1slk 
Bậc liên kết 0,5
dlk nm 0.106
Elk (kJ/mol) 256

1
0.074
432
He2
+



0,5
0.108
251
0
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 70 of 48
2 2 2 2
(Chu kỳ 1 : H +, H , He +, He )
Lập các MO
Mỗi ng.tử có 4 orbital hóa trị : 1 orbital 2s + 3 orbital 2p.

-Tổ hợp thứ 1: 2 AO 2S của 2 ng.tử
-Tổ hợp thứ 2: 2 AO 2PZ của 2 ng.tử
  C  C 
S 1 S1 2 S2
2
S1 S2
  1 (  )

2
S1 S2

*
S
S
  1 (  ) 

  C   C 
Z 3 Z1 4 Z 2
2
Z1 Z 2
  1 (  )

2
Z1 Z 2
  1 (  )

*
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 71 of 48
Z
Z


Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
Lập các MO

-Tổ hợp thứ 3: 2 AO 2PX của 2 ng.tử
-Tổ hợp thứ 4: 2 AO 2PY của 2 ng.tử
6 X 2
5 X 1
X
  C   C 
2
X 2
X 1
1 (   )

2
X 2
X 1

*
X
X
  1 (   ) 
  
8 P2
7 P1
Y
  C   C 
2
Y2
Y1

2
Y2
Y1
  1 (   )

*
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 72 of 48
Y
Y

  1 (   ) 
1s < 1s < 2s <2s
2px 2py 2pz 2px
2py
 <  =  <  < * = * < *
2pz
Giản đồ năng lượng
E2S  E2p
:Ng.tử đầu chu kỳ (Li, Be, B, C, N)
Giản đồ năng lượng
E2S < E2p
: Ng.tử cuối chu kỳ (O, F, Ne)
1s < 1s < 2s <2s < 2pz < 2px= 2py < * px = * py < *2pz
2 2
Tương tác đẩy s & z : lớn
T ư ơ ng t á c đ ẩ y  s &  z :
Ghi chú
Đầu chu kỳ : Li2 , B2 , B2 , C2 , N2
E  E2 P  E2 S  min
Cuối chu kỳ : O2 , F2 , Ne2
không
2 P 2 S
E  E  E  max
Li
Energy
Li
Li2
1s
1s
1s
s
1 *
2s
2s
2s
s
2 *
Ví dụ 1: Li2 (3e)
AO : 1S 2 2S1
MO : 2s
Cấu hình :
Bậc liên kết
 1
2
2  0
N 
2
S

Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
Be
Energy
Be
Be2
1s
1s
1s
1s*
2s
2s
2s
2s*
Ví dụ 2: Be2 (4e)
AO : 1S 2 2S 2
MO : 2s
Cấu hình :
Bậc liên kết
 Khôn2g tồn tại
2  2
N   0
2 *2
S S
 
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
B B2 B
Energy
2s
2s
2p
2p
2z
2z*
2x,y
2s*
2x,y*
(px,py)
pz
Ví dụ 3: B2 (5e)
AO :
Cấu hình :
Bậc liên kết
1
Y
2 *2 1
S S X
   

1S 2 2S 2 2P1
4  2
N 
 1
2g
2
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
Ví dụ 4: C2 (6e)
AO :
Cấu hình :
Bậc liên kết
6  2
2
Y
2 *2 2
S S X
   

1S 2 2S 2 2P2
C C2 C
Energy
2s
2s
2s*
2p
2p
2z
2z*
2x,y
2x,y*
(px,py)
pz
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
N 
 2
2g
2
Ví dụ 5: N2 (7e)
AO :
Cấu hình :
Bậc liên kết
2 2
Y Z
2 *2 2
S S X
     
1S 2 2S 2 2P3
N N2 N
Energy
2s*
2p
2p
2z
2z*
2x,y
2x,y*
(px,py)
pz
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
2s
2s
8  2
2
N 
 3
2g
O O2 O
Energy
2u*
2p
2p
2z
2z*
2x,y
2x,y*
(px,py) pz
Ví dụ 6: O2 (8e)
AO : 1S 2 2S 2 2P5
Cấu hình :
Thuận từ
Bậc liên kết
N  8  4  2
*1
Y
2 *1
2 *2 2 2
S S Z X Y X
   
    
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
2
2s
2s
2g
F F2 F
Energy
2u*
2p
2p
2z
2z*
2x,y
2x,y*
(px,py) pz
2
2s
2s
2g
Ví dụ 7 : F2 (9e)
AO : 1S 2 2S 2 2P5
Cấu hình :
Bậc liên kết
N  8  6  1
*2
Y
2 *2
2 *2 2
2
Z X
Y X
S S
    
 
 
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
Ne Ne2 Ne
Ví dụ 8 : Ne2 (10e)
AO : 1S 2 2S 2 2P6
Cấu hình :
Bậc liên kết

2
N  8  8  0
*2 *2
2 *2
2 *2 2
2
Z X
Y Z
Y X
S S
     
 
 
Energy
2s
2s
2u*
2p
2p
2z
2z*
2x,y
2x,y*
(px,py) pz
Không tồn tại
2g
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
Li2 B2 C2
N2 N2
+



MO
*2pz
*2px = *2py
2pz
2px = 2py
2s

2s
Blk
dlk
(A0)

1
2,67
Elk (kJ/mol) 105


1
1,59
289
      
  
  
2 2,5 3
1,24 1,12 1,1
599 828 940
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 84 of 48
O2+
-
O2 O2 F2
Ne2

 
 
 
 
  
  
MO
*2pz
*2px = *2py
2px = 2py
2pz
2s

2s
Blk



0
dlk
(A0)
 
  



2,5
1,12
Elk (kJ/mol) 629



2
1,21
494



1,5
1,26
328



1
1,41
154
-
-
Sự hình thành MO từ 2 ng.tử cùng loại (A2) (Chu kỳ 2 : Li , Be , B , C , N , O , F, Ne)
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 85 of 48
A + B = AB
EA  EB
Sự hình thành MO (AB) từ 2 ng.tử khác loại (A &B)
  
A B
Ví dụ 1: BN

AO
B : 1S22S22P1
N : 1S22S22P3

Cấu hình
(2s)2 (2s ) (2px) (2Py)
* 2 2 2

Bậc liên kết
2
N  6  2  2
Sự hình thành MO (AB)
từ 2 ng.tử khác loại thuộc chu kỳ 2
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 87 of 48
Ví dụ 2: CN

AO
C : 1S22S22P2
N : 1S22S22P3

Cấu hình
Bậc liên kết
N  7  2  2.5
Sự hình thành MO (AB)
từ 2 ng.tử khác loại thuộc chu kỳ 2
2 *2 2
2
s s Px Py pz
     2  1
Ví dụ 3: CO

AO
C : 1S22S22P2
O : 1S22S22P4

Cấu hình
Bậc liên kết
N  8  2  3
Sự hình thành MO (AB)
từ 2 ng.tử khác loại thuộc chu kỳ 2
2 *2 2
s s Px Py pz
     2  2
2
Ví dụ 4: NO

AO
N : 1S22S22P3
O : 1S22S22P4

Cấu hình
Bậc liên kết
Sự hình thành MO (AB)
từ 2 ng.tử khác loại thuộc chu kỳ 2
s s Px Py pz Px

 
2 *2 2   2  2  *1
N  8  3  2.5
2
HUI© 2006
General Chemistry:
Slide 91 of 48
BN
BO
CO+
CO
NO+
NO
*
MO
2pz
*
*
2px =  2py




 
           
2pz
2px = 2py
2s
2s
Blk


2


2,5


2,5


3


3


2,5
Sự hình thành MO (AB)
từ 2 ng.tử khác loại thuộc chu kỳ 2
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
92
 = 0 – 0.4 : l.kết cộng hóa trị không cực
  = 0.4 – 1.9 : l.kết cộng hóa trị cócực
   = 2 - 4 : l.kết ion
4.4.Phân tử phân cực & Phân tử không phân cực
Phân cực liên kết & Độ âm điện
Độ ion, 
4% 51%
0 0.4
2.0
Chêch lệch độ âm điện, 
4.0
“100%”
Tro, Chemistry: A Molecular Approach
93
Cl = 3.0
Cl = 3.0 - 3.0 = 0
Pure Covalent
Cl = 3.0
H = 2.1
 = 3.0 – 2.1 = 0.9
Polar Covalent
Cl = 3.0
Na = 1.0
 = 3.0 – 0.9 = 2.1
Ionic
4.3.Phân tử phân cực & Phân tử không phân cực
4.3.Phân tử phân cực & Phân tử không phân cực
Moment lưỡng cực
Công thức
q-giá trị tuyệt đối của điện tích, C d-độ dài liên kết, m
Đơn vị đo
Cuulomb x mét (C.m) Debye (D)
Hướng vectơ : từ cực dương đến cực âm
electron rich region
F
electron poor region
H


3
1D  110 29 C.m  3.331030 C.m

94
  qd
95
4.3.Phân tử phân cực & Phân tử không phân cực
Phân tử phân cực (có cực)
Trọng tâm điện tích dương của các hạt nhân & trọng tâm điện tích âm của các electron không trùng nhau
Cấu trúc phân tử : không đối xứng
Phân tử không phân cực (không cực)
Trọng tâm điện tích dương của các hạt nhân & trọng tâm điện tích âm của các electron có trùng nhau
Cấu trúc phân tử : đối xứng
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
96
Tính chất từ
Mỗi điện tử “e” chuyển động => dòng điện nhỏ
=> Từ trường yếu => Momen từ
 = o + s o  0
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
97
=>   0 =>
định hướng
=> Làm yếu từ trường ngoài =>
Chất nghịch từ
Lớp ngòai : “e” :  s = 0 =>  = 0
Đặt trong từ trường H
H
Vât liệu bị từ hóa : “e” thay đổi tốc độ góc
H
Tính chất từ

=> Làm tăng từ trường ngoài
=
Tháng 02.2006 TS. Hà Văn Hồng
98
Chất thuận từ
Lớp ngòai: “e” :  ms ≠ 0 => M ≠ 0

Đặt trong từ trường H
Vât liệu bị từ hóa : “e”quay theo từ trường ngoài
=> định hướng
M H
Tính chất từ
TS. Hà Văn Hồng
Mô hình “khí electron”
Cơ chế
Các đ.tử hóa trị liên kết yếu với hạt nhân Bứt khỏi lớp ngoài cùng =>
Hạt nhân: thừa điện tích dương
(e) mang điện (-) ch.động tự do
Ion (+)
“Mây e”
Lực hút tĩnh điện: Ion (+) hút  điện tử (-)
Lực đẩy: Ion (+) đẩy  Ion (+)
Liên kết kim
99
=> Lực hút = Lực đẩy =>
Tlhoángạ02i.2006
4.4.Liên kết kim lọai
4.4.Liên kết kim lọai
Liên kết kim loại :
Liên kết nhiều tâm vì các khí “e” đồng thời thuộc về toàn bộ các nguyên tử
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
100
Ion
Electron tự do
Electron trong nguyên tử
Nguyên tử tại nút mạng tinh
thể
Nhân
Ion
Electron tự do
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
102
Đặc điểm:
E =6–50 kj/mol (nhỏ)=> Liên kết bến vững
Tính không có hướng:
Ion (+) ≈ qủa cầu mang điện 
Điện trường như nhau theo mọi phương :
-Hút các điện tử (e) tự do
-Đẩy các ion (+) xung quanh
Tính không bão hoà: không hạn định số lượng

=> Tập hợp các Ion (+) trong biển (e) tự do
=> Tinh thể kim loại
4.4.Liên kết kim lọai
(plk) (lk)
Mô hình dải năng lượng (Thuyết MO)
2 Ng.tử cùng loại gần nhau: T/tác với nhau
1 MO liên kết có E(lk) thấp
1 MO phản liên kết có E(plk) cao
E = E - E  Miền cấm (hố năng lượng)
4.4.Liên kết kim lọai
Eplk

Elk
TS. Hà Văn Hồng
Tháng 02.2006
103
Hệ nhiều ngtử : 3, 4, 5…N ngtử Tương tác 
N/2 MO liên kết
N/2 MO phản liên kết
E :N mức liên tục  E: min  Dải năng lượng
4.4.Liên kết kim lọai
TS. Hà Văn Hồng
Tháng 02.2006
104
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
106
Miền cấm E :
Kim loại : E rất nhỏ hay E = 0 ev Chất bán dẫn: E = 0.1 – 3 ev
Chất cách điện : E > 3 ev
4.4.Liên kết kim lọai
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
107
Tính chất:
Lý tính :
Dẫn điện Dẫn nhiệt
Cơ tính
Tính đàn hồi Tính dẻo
Tính chất khác :
Nhiệt dung ?
nh kim ?
4.4.Liên kết kim lọai
Cơ chế:
H = 2.1 < χF = 4 
Mây điện tử H bị hút về phía F 
H+
& F- Liên kết cho-nhận
 Liên kết cộng hoá trị
H+ : kích thước nhỏ 
Chui vào vỏ F- của HF
=> Liên kết phụ (Liên kết bậc 2)
Liên kết Hydro
4.5.Liên kết Hydro
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
108
Ví dụ: liên kết hydro trong nước
4.5.Liên kết Hydro
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
109
Điều kiện
X-H : x lớn ; X : F, O , N
Y-H: Y có cặp “e” chưa sử dụng ; Y : F, O , N
“e” của H dịch chuyển về X H+
H+
chui vào vỏ Y-(anion) của phân tử Y-H
4.5.Liên kết Hydro
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
111
Phân loại
Liên kết hydro liên phân tử
Tạo thành giữa các phân tử
Liên kết hydro nội phân tử
Tạo thành trong 1 phân tử
4.5.Liên kết Hydro
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
112
Đặc điểm:

E = 8- 40 kj/mol < Econght=> Liên kết yếu

 T  Liên kết bị phá vỡ
4.5.Liên kết Hydro
Ảnh hưởng liên kết hydro đến tính chất của các chất
Biến đổi l tính : Ts
4.5.Liên kết Hydro
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
113
Khi đá tan :
 Đá nổi ?
???
Cấu trúc của H2O : O liên kết 4 H
2H liên kết OLiên kết Cộng h.trị
2H liên kết OLiên kết hydro
Thay đổ khối lượng riêng Nước : kết tinh : dR  dL
4.5.Liên kết Hydro
 V
Nước đá
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
115
Ảnh hưởng liên kết hydro đến tính chất của các chất
Biến đổi hoá tính
-Độ phân ly của axit : giảm
-Độ tan : tăng
Ví dụ : Rượu + Nước
: hoà tan vô hạn
4.5.Liên kết Hydro
4.6.Liên kết Vandevan
Khái niệm: lực tương tác giữa các phân tử ‰Lực Vandevan
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
116
4.6.Liên kết Vandevan
Cơ chế: lực tương tác giữa các phân tử ‰Lực Vandevan
Ví dụ : H2O , HCl
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
117
4.6.Liên kết Vandevan
Các loại lực hút
Lực định hướng
Tương tác giữa các phân tử có cực
1 – Momen lưỡng cực của phân tử1
2 – Momen lưỡng cực của phân tử 2 r-Khoảng cách giữa 2 phân tử
r3
 212
E
đh
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
118
4.6.Liên kết Vandevan
Lực cảm ứng
Tương tác giữa phân tử có cực & phân tử không cực
 – Độ phân cực của phân tử
 – Momen lưỡng cực của phân tử có cực r-Khoảng cách giữa 2 phân tử
r 6
2 2
Ecu 
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
119
4.6.Liên kết Vandevan
Lực khuếch tán:
Phân tử: không cực ‰ Chuyển động “e”‰Điện tích lệch khỏi vị trí cân bằng‰ Lưỡng cực tạm thời
4r 6
 – Độ phân cực của phân tử
vo – Tần số dao động của lưỡng cực tạm thời h-Hằng số Plank
3hv  2
Ekt o
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
120
4.6.Liên kết Vandevan
Lực đẩy:
Phân tử : gần nhau ‰Mây điện tử : xen phủ nhau‰Phân tử đẩy nhamu
Eđ  r12
m-Hằng số đẩy
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
121
Tháng 02.2006
TS. Hà Văn Hồng
122
Đặc điểm:
Năng lượng liên kết
E = Hh + Eđ < 40 kj/mol (nhỏ) < Ehydro
=> Liên kết yếu
Vì xuất hiện trên những khoảng cách lớn

Tính không bão hoà
4.6.Liên kết Vandevan