Huongdanvn.com –Có hơn 1000 sáng kiến kinh nghiệm hay

LIÊN KẾT HÓA HỌC (10 tiết)I. KHÁI NIỆM VỀ LIÊN KẾT

1. Khái niệm

- Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn.

- Khi chuyển từ các nguyên tử riêng rẽ thành các phân tử hay tinh thể có sự giảm năng lượng.

2. Sơ đồ Lewis

- Những electron lớp ngoài cùng hoặc ở phân lớp sát lớp ngoài cùng chưa bão hòa, những electron đó có

khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học nên được gọi là các electron hóa trị.

- Để thuận tiện cho việc trình bày, người ta kí hiệu electron hóa trị theo sơ đồ Lewis.

+ Hạt nhân và các electron lớp bên trong được biểu diễn bởi kí hiệu hóa học của nguyên tố.

+ Electron hóa trị được biểu diễn bằng các dấu chấm xung quanh (mỗi dấu chấm là 1 electron).

Vd: , , ,

3. Quy tắc bát tử (quy tắc octet)

- Cấu hình với 8 electron lớp ngoài cùng là cấu hình bền vững (trừ He có 2 electron lớp ngoài cùng).

- Nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình

electron vững bền của khí hiếm với 2 electron lớp ngoài cùng (quy tắc bát tử).

- Quy tắc bát tử chỉ có tính gần đúng, có 1 số trường hợp ngoại lệ: BeCl2, BF3, PCl5, SF6…

- Phạm vi áp dụng: đúng với những nguyên tố thuộc chu kì 2.

mỗi nguyên tử thiếu 1e đạt đến cấu hình bền→ xu hướng góp chung e độc thân → liên kết cộng hóa trị.

xu hướng nhường, nhận e tạo ion với cấu hình bền → liên kết ion.

II. LIÊN KẾT ION1. Sự tạo thành ion

X + ne Xn-

M + ne Mm+

- Nguyên tử có khuynh hướng nhường electron lớp ngoài cùng tạo thành ion dương (cation).

- Nguyên tử có khuynh hướng nhận electron tạo thành ion âm (anion).

* Nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện gọi là ion gồm: ion đơn nguyên tử, ion đa nguyên tử.

- Gọi tên:

+ anion: tên ion = tên gốc axit (trừ O2-: ion oxit).

+ cation: tên kim loại + hóa trị nếu cần.

2. Sự hình thành liên kết ion

- Vd:

- Liên kết ion được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện trái dấu.

- Lực hút tĩnh điện giữa các ion không có tính định hướng, 1 ion có tác dụng hút đối với nhiều ion trái dấu

do đó không có phân tử ion tồn tại riêng lẽ mà thường tồn tại ở dạng tinh thể.

3. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo liên kết ion

- Năng lượng ion hóa I1.

- Ái lực electron E.

- Năng lượng mạng lưới: là năng lượng tỏa ra khi các ion kết hợp với nhau để tạo thành mạng lưới tinh

thể. Năng lượng mạng lưới càng lớn, hợp chất ion càng bền.

4. Độ bền và tính chất của hợp chất ion

a. Độ bền

- Để đặc trưng cho lực hút giữa các ion ta dùng đại lượng là năng lượng phân li.

- Năng lượng phân li là năng lượng cần thiết để phân chia ion thành những ion riêng lẽ.

Epli ~ q+.q- /d với q+: điện tích cation, q-: điện tích anion, d: khoảng cách giữa 2 ion.

b. Tính chất chung của hợp chất ion

- Hợp chất ion thường tồn tại ở dạng tinh thể.

- tonc, to

s cao.

- Hợp chất ion chỉ tồn tại ở dạng phân tử riêng lẽ khi chúng ở trạng thái hơi.

- Thường tan nhiều trong nước.

- Ở trạng thái nóng chảy hay dung dịch (dung môi H2O) thì chúng dẫn điện, ở trạng thái rắn không dẫn

điện.

III. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊA. Thuyết phi cơ học lượng tử (thuyết electron hóa trị Lewis- Langmuir)

1. Sự hình thành liên kết cộng hóa trị

- Khái niệm: “ Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa 2 nguyên tử bằng một hay nhiếu

cặp electron dùng chung”.

công thức electron CTCThay công thức Lewis

- Cặp electron dùng chung không bị lệch về phía nguyên tử nào được gọi là liên kết cộng hóa trị không

phân cực.

- Cặp electron dùng chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn nào gọi là liên kết cộng hóa

trị có cực.

- Dựa vào hiệu độ âm điện ta phân loại liên kết:

+ ∆χ ≤ 0,4: liên kết cộng hóa trị không phân cực.

+ 0,4 < ∆χ ≤1,7: liên kết cộng hóa trị phân cực.

+ ∆χ > 1,7: liên kết ion.

- Tuy nhiên quy tắc này chỉ mang tính gần đúng.

- Có 1 số trường hợp ngoại lệ:

+ H-F có ∆χ = 1,9 > 1,7 nhưng là liên kết cộng hóa trị phân cực.

+ NaH có ∆χ = 1,2 nhưng là liên kết ion.

* Liên kết cho nhận (liên kết phối trí): là liên kết cộng hóa trị trong đó một cặp electron dùng chung chỉ do

1 nguyên tử đóng góp.

+ Nguyên tử đưa ra cặp electron: nguyên tử cho.

+ Nguyên tử nhận có obitan trống.

+ Biểu diễn liên kết cho nhận bằng mũi tên từ nguyên tử cho sang nguyên tử nhận.

* Yêu cầu học sinh viết công thức electron, công thức cấu tạo của Cl2, H2O, H2S, NH3, N2, CO2, CH4,

Cl2O, Cl2O7.

2. Bậc liên kết

- Bậc của 1 liên kết được xác định bằng tổng số các cặp electron tạp ra liên kết đó.

(Bậc liên kết = số liên kết cộng hóa trị = số cặp electron dùng chung giữa 2 nguyên tử).

- Vd: Liên kết đơn C-C có bậc là 1.

Liên kết đôi C=C có bậc là 2.

Liên kết đôi C≡C có bậc là 3.

3. Độ dài liên kết

- Là khoảng cách giữa các nhân của 2 nguyên tử liên kết với nhau”.

- Độ dài liên kết phụ thuộc vào:

+ Bán kính nguyên tử.

+ Bậc liên kết.

dO-H < dO-F, dC-N < dC-C, dC=O < dC-O.

4. Năng lượng liên kết

- Năng lượng liên kết (Elk) là năng lượng tỏa ra khi tạo thành liên kết hóa học từ những nguyên tử riêng

rẽ.

.

- Năng lượng phân li là năng lượng cần thiết để phá vỡ 1 liên kết hóa học thành nguyên tử.

- Vd: H + H H2; Elk = 436 kJ/mol.

- Bậc liên kết càng cao liên kết càng bền, Elk càng lớn.

- Vd: Liên kết C-C C=C C=O

Elk (kJ/mol) 347 611 837.

5. Những hạn chế của quy tắc bát tử, những hạn chế của thuyết electron hóa trị.

- Quy tắc bát tử không giải thích được 1 số trượng hợp như:

+ Không đủ 8e: BF3….

+ Vượt quá 8e: SF6, PCl5…

+ Số electron hóa trị lẻ: NO…

- Thuyết electron hóa trị:

+ Không cho thấy bản chất của liên kết hóa trị.

+ Không giải tích được công thức cấu tạo trong đó quy tắc bát tử không thỏa mãn.

+ Không cho thấy tính định hướng trong không gian của liên kết.

B. Thuyết cơ học lượng tử

1. Thuyết VB (thuyết liên kết hóa trị) Valence Bond (của Heitler-London)

a. Bản chất của liên kết cộng hóa trị

VD1: Sự tạo thành phân tử H2

Khi 2 nguyên tử H tiến lại gần nhau hạt nhân nguyên tử này hút mây electron của nguyên tử kia, 2AO 1s

của 2 nguyên tử H xen phủ với nhau 1 phần tạo ra vùng xen phủ giữa 2 hạt nhân nguyên tử. Xác suất có

mặt của các electron tập trung chủ yếu ở khu vực giữa 2 hạt nhân. Vì vậy, ngoài lực đẩy tương hỗ giữa 2

proton và 2 electron còn có lực hút giữa các electron với 2 hạt nhân hướng về tâm phân tử khi 2 hạt nhân

tạo 1 khoảng cách d các lực hút và đẩy cân bằng nhau (d : độ dài liên kết). Ở khoảng cách d này phân tử

H2 có năng lượng thấp hơn tổng năng lượng của 2 nguyên tử H riêng lẽ → 1 liên kết hóa học bền được

hình thành.

H H H2

VD2: Sự tạo thành phân tử Cl2

Cl: 1s22s22p63s23p5

Do sự xen phủ của 2AO-3p của 2 nguyên tử clo chứa electron độc thân.

VD3: Sự tạo thành phân tử HCl

Do sự xen phủ của AO-1s chứa electron độc thân của nguyên tử hidro với AO-3p chứa electron độc thân

của nguyên tử clo.

. . .

VD4: Sự tạo thành phân tử H2S

S: 1s22s22p63s23p4

2AO-1s mang electron độc thân của 2 nguyên tử hidro xen phủ với 2AO-3p mang electron độc thân của

lưu huỳnh tạo thành 2 liên kết S-H.

Kết luận:

- Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ giữa 2AO có electron độc thân của 2 nguyên

tử liên kết. 2 electron này phải quay ngược chiều nhau (đối với liên kết cho nhận là sự xen phủ của 1AO

ghép đôi với 1AO nguyên tử trống).

- Liên kết giữa 2 nguyên tủ càng bền nếu mức độ xen phủ của 2AO càng lớn. Do đó, liên kết sẽ

được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ AO liên kết có giá trị lớn nhất hay liên kết cộng hóa

trị có tính định hướng → trong phân tử nhiều nguyên tử có góc liên kết xác định.

b. Liên kết σ, liên kết π

- Liên kết σ là liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ của 2AO, vùng xen phủ nằm

trên trục liên kết giữa 2 hạt nhân do vùng xen phủ lớn nên liên kết σ bền.

- Liên kết π là liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ bên của 2AO, vùng xen phủ

nằm ở 2 bên trục liên kết, do có vùng xen phủ nhỏ nên liên kết π kén bền.

s s +s p p p

d - d

c. Sự lai hóa các obitan nguyên tử

* Khái niệm lai hóa: (Slater- Pauling)

- Sự lai hóa obitan nguyên tử là sự tổ hợp (trộn lẫn) một số obitan trong nguyên tử để được từng ấy

obitan lai hóa giống nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian.

* Đặc điểm của obitan lai hóa:

- Kích thước hoàn toàn giống nhau chỉ khác nhau về hướng phân bố trong không gian.

- Có bao nhiêu AO tham gia tổ hợp sẽ tạo ra bấy nhiêu AO lai hóa.

* Các kiểu lai hóa:

Lai hóa sp 3 : 1AOs + 3AOp → 4AOsp3.

+ 4AOsp3 hướng tới 4 đỉnh của tứ diện đều mà tâm là hạt nhân nguyên tử.

c) d–db) p–da) p–p

N ( 2s2 2p3): có 3 e hóa trị độc thân 2p2 N có thể tạo thành với nhau 3 lk bằng cách góp chung 3e độc thân. Các lk N-N gồm: 1lk do cặp 2px và 2 lk do 2 cặp 2py và 2pz. Do vậy lk trong N2 là lk 3 (bậc 3)

Phân tử N2

2pyN

2px2px

2py

2pz

2pz

Sự che phủ giữa các orbital nguyên tử trong phân tử N2

+ Góc liên kết là 109028’.

+ Vd: CH4, NH3, H2O …

Lai hóa sp 2 : 1AOs + 2AOp → 3AOsp2.

+ 3AOsp2 có trục nằm cùng mặt phẳng và làm với nhau những góc 1200.

+ Vd: BF3, SO2 …

Lai hóa sp: 1AOs + 1AOp → 2AOsp.

+ 2AOsp có trục nằm trên 1 đường thẳng, góc liên kết 1800.

+ Vd: BeCl2 …

Lai hóa sp2d (vuông phẳng).

Lai hóa sp3d (lưỡng tháp tam giác).

Lai hóa sp3d2 (bát diện).

Nhận xét:

- Thuyết lai hóa có vai trò giải thích hơn là tiên đoán dạng hình học của phân tử.

- Thường chỉ sau khi biết phân tử có dạng hình học gì, có những góc liên kết xác định bằng thực nghiệm

là bao nhiêu thì mới dùng sự lai hóa để giải thích.

* Thuyết lai hóa giải thích liên kết bội. Vd: C2H4, C2H2

z

Sự xen phủ giữa các orbital và cấu tạo phân tử CO2

O 2px

2py

C

2pz

2pz

O

2py

2pz

2py

y

x

z z

O == C == O

O

yy

C2px ++ --

B Cl

Cl

ClCl

Cl

Cl

sp2

sp2

2p 3p

3p

sp2

ClClB

Cl1200

Sự che phủ giữa các orbital và cấu tạo phân tử BCl3

Bậc liên kết B – Cl = = 1,333e (B) + 5e (3Cl)2 x 3()

B1200

d. Mô hình VSEPS

- Trong vỏ hóa trị của nguyên tử trong phân tử liên kết cộng hóa trị có đôi electron liên kết và đôi

electron riêng.

- Đôi electron liên kết được phân bố trong khoảng không gian giữa 2 hạt nhân 2 nguyên tử tham gia liên

kết. Vậy liên kết cộng hoá trị là liên kết có định hướng trong không gian. Sự định hướng không gian khác

nhau ở các loại phân tử khác nhau.

- Hình dạng phân tử phụ thuộc vào khoảng không gian chiếm bởi mây electron ở vỏ hóa trị của nguyên

tử hay phụ thuộc vào sự gắn bó giữa các đôi electron liên kết và đôi electron không liên kết.

- Vậy các đôi electron được phân bố như thế nào? Để trả lời câu hỏi đó, người ta dùng mô hình VSEPS

(mô hình sự đẩy các đôi electron vỏ hóa trị hay mô hình tĩnh điện). Có nội dung sau:

Các đôi 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.

Các đôi electron không liên kết đẩy mạnh hơn các đôi electron liên kết.

* Hình dạng một số phân tử:

- Viết công thức cấu tạo của phân tử.

- Tính số đôi electron liên kết và không liên kết AXnEm

Lưu ý : trong trường hợp phân tử có liên kết bội, 2 đôi electron tạo liên kết đôi (=) và 3 đôi electron tạo

liên kết ba (≡) vẫn được tính là 1 đôi electron.

Vd: n = 3, m = 0, A: nguyên tố C

O C O

O

z z

2pz2pz

sp2

1200

O

O

O

2px

2px

2px

Sự che phủ giữa các orbital và cấu tạo ion CO32-

Liên kết không định chỗ

- OC= O-O

Bậc lk C-O = = 1,33

4e(C) + 4e (3O)2x3(

)

2 -

d1. Số đôi electron bằng 2 (đường thẳng)

BeF2

HCN axit xianhidric

CO2

d2. Số đôi electron bằng 3

* n = 3, m = 0 (tam giác phẳng)

* n = 2, m = 1 (dạng góc)

d3. Số đôi electron là 4

* n = 4, m = 0 (hình tứ diện đều)

Vd: CH4

Các góc liên kết 109,50

* n = 3, m = 1 (hình tháp tam giác)

Vd: NH3

* n = 2, m = 2 (hình góc)

d4. Số đôi electron bằng 5

* n = 5, m = 0 (hình lưỡng tháp tam giác)

Vd: PCl5

* n = 4, m = 1 (phân tử có dạng bập bênh)

Vd: SF4: 1 đôi electron không liên kết đươc phân bố trong mặt phẳng tạo ra hình bập bênh.

* n = 3, m = 2 (phân tử có hình chữ T)

Vd: ClF3

* n = 2, m = 3 (dạng đường thẳng)

Vd: ClF2

3 cặp electron không liên kết thuộc 1 mặt phẳng.

d1. Số đôi electron bằng 6

* n = 6, m = 0 (phân tử có hình bát diện đều)

Vd: SF6

* n = 5, m = 1 (phân tử có hình tháp vuông)

Vd: BrF5

* n = 4, m = 2 (phân tử có hình vuông phẳng)

Vd: XeF4

e. Một số tính chất phân tử

e1. Sự phân cực của phân tử

- Lưỡng cực liên kết

Trong liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị phân cực, điện tích phân bố không đồng đều trên 2

nguyên tử tham gia liên kết.

→ mỗi liên kết ion hay mỗi liên kết cộng hóa trị phân cực là 1 lưỡng cực điện và có 1 momen lưỡng cực

xác định gọi là momen lưỡng cực liên kết.

→ →µ = l. q

Liên kết càng phân cực mạnh thì momen lưỡng cực càng lớn.

Vd: HF HCl HBr HI

µ(D: debye) 1,83 1,08 0,82 0,44.

- Lưỡng cực phân tử

Momen lưỡng cực phân tử là tổng vectơ các momen lưỡng cực liên kết.

Phân tử có cực được gọi là lưỡng cực điện và khoảng cách giữa tâm của điên tích dương và tâm

của điện tích âm gọi là độ dài lưỡng cực.

Để đo cực tính của lưỡng cực, người ta dùng đại lượng momen lưỡng cực.

µ = qc. l (D).

Trong đó, µ là momen lượng cực, q là điện tích của mỗi tâm điện tích.

Biết momen lưỡng cực, độ dài liên kết có thể tính q theo biểu thức: q = µ/4,81.

- Việc khảo sát momen lưỡng cực là thông số cần thiết nghiên cứu tính chất của liên kết, cấu trúc.

e2. Từ tính của phân tử

- Chất nghịch từ là những nguyên tử, phân tử hay ion chỉ gồm những electron ghép đôi.

- Chất thuận từ là những nguyên tử, phân tử hay ion chỉ gồm 1 hay vài electron độc thân.

2. Thuyết MO (thuyết obitan phân tử)

IV. CÁC LOẠI LIÊN KẾT KHÁC1. Liên kết hidro

δ+ δ-X-H … Y-Z

Điều kiện: X, Y có độ âm điện lớn (F, O, Cl, N)

a. Bản chất : là loại liên kết yếu bởi tương tác tĩnh điện giữa 1 nguyên tử H linh động với nguồn giàu

electron có cặp electron chưa liên kết với nguyên tố có độ âm điện lớn.

b. Đặc điểm : liên kết hidro không phải liên kết hình thành phân tử, là liên kết yếu.

Nguyên tử X có độ âm điện càng lớn, Y càng dễ nhừơng electron, liên kết hidro càng bền.

c. Ảnh hưởng của liên kết hidro:

- Liên kết hidro liên phân tử làm tonc, to

s tăng, tăng sức căng bề mặt.

… H-F… H-F…

- Liên kết hidro nội phân tử làm giảm tos, to

nc.

2. Liên kết Vanderwaals

a. Bản chất: là liên kết yếu có bản chất tĩnh điện do lực hút giữa các lưỡng cực hoặc lưỡng cực cảm

ứng.

- Lưỡng cực cảm ứng: dưới tác dụng của điện trường (của ion, lưỡng cực) liên kết không phân cực hoặc

phân tử không phân cực sẽ trở thành phân cực tạm thời tức là trong phân tử xuất hiện một lưỡng cực cảm

ứng.

b. Đặc điểm:

- Khối lượng phân tử càng lớn, liên kết càng mạnh.

- Diện tích tiếp xúc lớn → liên kết càng mạnh.

Vd: tos C4H10 < to

s C5H10

tos pentan > to

s isopentan > tos neopentan.

3. Liên kết kim loại (là liên kết bền)

Là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng tinh thển do sự tham gia của

các electron tự do.

BÀI TẬPCâu 1: Cho các hợp chất sau: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, F2, N2. Cho biết loại liên kết trong các phân tử

trên và liên kết nào trong phân tử trên là phân cực mạnh nhất.

Câu 2: So sánh độ phân cực của các liên kết trong phân tử H2, HCl, HF, HI, HBr.

Câu 3: So sánh độ phân cực của các liên kết trong các hợp chất sau: CH4, NH3, H2O, HF.

Câu 4: Cho dãy các oxit sau: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7.

a. Cho biết độ phân cực của các liên kết trong cùng dãy oxit trên của các nguyên tử thay đổi như thế nào.

b. Cho biết loại liên kết trong các oxit trên.

Câu 5: Cho các phân tử sau: CH4, NH3, BF3, NCl3, CO2, H2O, CCl4. Phân tử nào phân cực, phân tử nào

không phân cực? Vì sao?

Câu 6: Hãy vẽ vectơ momen lưỡng cực của liên kết trong các phân tử sau: HF, H 2O, NH3, SO2, CH4,

BF3.

Câu 7: Thực nghiệm cho biết cả ba hợp chất CHBr3, SiHBr3, CH(CH3)3 đều có cấu tạo tứ diện. Có ba trị số góc liên kết tại tâm là 110o; 111o; 112o(không kể tới H khi xét các góc này). Độ âm điện của H là 2,20; CH3 là 2,27; Csp3 là 2,47; Si là 2,24; Br là 2,50. Dựa vào mô hình sự đẩy giữa các cặp e hóa trị (VSEPR) và độ âm điện, hãy cho biết trị số góc của mỗi hợp chất và giải thích.Câu 8: Có thể xác định cấu trúc hình học của các phân tử hay ion nhiều nguyên tử dựa vào việc khảo sát số cặp electron tạo liên kết σ và số cặp electron chưa liên kết ở lớp vỏ hoá trị của nguyên tử trung tâm của phân tử hay ion.1. Nếu quanh nguyên tử A của phân tử AX2 hay ion AX2 có số cặp electron bao gồm các cặp electron tạo liên kết σ và các cặp electron chưa liên kết là 2 hoặc 3, 4, 5, 6 thì ở trường hợp nào phân tử hay ion có cấu trúc thẳng, trường hợp nào không? vì sao? (1)2. Tuỳ thuộc vào số cặp electron mà phân tử có thể có một vài hình dạng khác nhau, hãy minh hoạ bằng hình vẽ.3. Trong số các kết luận rút ra ở (1), trường hợp nào có tồn tại các chất có hình dạng đúng như dự đoán. Cho thí dụ.4. Có thể giải thích cấu trúc hình học của phân tử dựa vào thuyết liên kết hoá trị. Hãy cho biết trạng thái lai hoá tương ứng với mỗi trường hợp ở (1).

Hướng đẫn giải

-n

1. n = 2 n = 3

n = 4

n = 5 n = 6

X – A – X

Cấu trúc thẳng xuất hiện ứng với 2, 5 hay 6 cặp electron .

2. Khi có 5 hay 6 cặp electron thì có thể có một vài dạng phân tử:

3. Trường hợp: n = 2: BeCl2 n = 5: I3- , ICl2

- , XeF2

4. Số cặp electron 2 3 4 5 6

Lai hoá sp sp2 sp3 sp3d (dsp3) d2sp3

Câu 9: XÐt ®ång ph©n cis- vµ trans- cña ®iimin N2H2: * H·y viÕt c«ng thøc cÊu t¹o cña mçi ®ång ph©n nµy.* Trong mçi cÊu t¹o ®ã, nguyªn tö N ë d¹ng lai ho¸ nµo? H·y tr×nh bµy cô thÓ.* §ång ph©n nµo bÒn h¬n? H·y gi¶i thÝch.

Hướng đẫn giải

* Hai ®ång ph©n h×nh häc cña ®iimin lµ:

Các cặp electron tự do có thể tích lớn nên ở chỗ rộng – vị trí xích đạo. Các cặp liên kết ở vị trí trục. Phân tử hay ion thẳng.

Không thẳng vìcặpelectron tự do đẩy các cặp liên kết.

Không thẳng vìcặpelectron tự do đẩy các cặp liên kết.

Trong trường hợp này 4 cặp electron chưa liên kết đều ở vị trí xích đạo. Phân tử hay ion thẳng.

* C¶ hai ®ång ph©n ®ã ®Òu ph¼ng, mçi nguyªn tö nit¬ ®Òu tham gia 3 liªn kÕt (2 liªn kÕt xich ma (σ), 1 liªn kÕt pi (π)) vµ ®Òu cßn 1 ®«i electron riªng. VËy ta gi¶ thiÕt mçi nguyªn tö nit¬ ®ã ®Òu cã lai ho¸ sp2.ë tr¹ng th¸i c¬ b¶n, nguyªn tö nit¬ N (Z =7) cã cÇu h×nh electron N 1s22s22p3; khi liªn kÕt, nguyªn tö nit¬ N ®· ë vµo tr¹ng th¸i lai ho¸ sp2 .

Nh vËy trong nguyªn tö N cã 3 obitan lai ho¸ sp2 vµ 1 obitan p nguyªn chÊt. 2 trong 3 obitan lai ho¸ sp2 ®ã cïng víi1 obitan p nguyªn chÊt ®Òu cã 1 e ®éc th©n. Obitan lai ho¸ sp2 cßn l¹i cã 1 ®«i e riªng. 2 obitan lai ho¸ sp2 ®Òu cã 1 e ®éc th©n cña 1 nguyªn tö N xen phñ víi 1 obitan lo¹i ®ã cña nguyªn tö N bªn c¹nh vµ 1 obitan 1s cña 1 nguyªn tö H t¹o 2 liªn kÕt xich ma (σ). 2 obitan p nguyªn chÊt ®Òu cã 1 e ®éc th©n cña 2 nguyªn tö N xen phñ nhau t¹o1 liªn kÕt pi (π) gi÷a chóng.* CÊu t¹o trans- bÒn h¬n cÊu t¹o cis-. Trong cÊu t¹o trans- c¶ 2 m©y electron cña 2 liªn kÕt xich ma (σ) N-H còng nh c¶ 2 m©y electron cña 2 ®«i e riªngcña 2 N ®Òu ®îc ph©n bè vÒ 2 phÝa cña trôc liªn kÕt xich ma (σ) gi÷a 2 nguyªn tö N. Do ®ã lùc ®Èy gi÷a c¸c cÆp m©y electron ®ã trong cÊu t¹o trans-yÕu h¬n lùc ®Èy nµy trong cÊu t¹o cis-. Nh vËy cÊu t¹o trans- tån t¹i ë tr¹ng th¸i n¨ng lîng thÊp h¬n cÊu t¹o cis-.V× thÕ cÊu t¹o trans- bÒn h¬n cÊu t¹o cis-. H×nh1 díi ®©y minh ho¹ néi dung trªn.

Câu 10: Thùc nghiÖm cho biÕt BF3 cã h×nh tam gi¸c ®Òu, t©m là B. Áp dông thuyÕt lai ho¸ ®èi víi B, h·y gi¶i thÝch c¸c kÕt qu¶ ®ã.

Hướng đẫn giảiCÊu h×nh electron cña c¸c tö t¹o ra ph©n tö BF3: B (Z = 5)1s22s22p1 F (Z = 9)1s22s22p5

* BiÓu diÔn h×nh d¹ng cña ph©n tö BF3:

VËy ta gi¶ thiÕt trong ph©n tö BF3 nguyªn tö trung t©m B cã lai ho¸ sp2 víi sù ph©n bè electron nh sau:

↑↓↑↓ ↑↓

↑↓

H×nh 2: H×nh d¹ng ph©n tö BF3 tam gi¸c ®Òu, t©m lµ B (3 ®Ønh tam gi¸c (nhá) lµ 3 vïng xen phñ t¹o 3 liªn kÕt B-F).

3 ®Ønh cña 3 obitan lai ho¸ sp2 híng vÒ 3 phÝa cña mét mÆt ph¼ng t¹o thµnh 3®Ønh cña mét tam gi¸c ®Òu cã t©m lµ B. Trong mçi obitan lai ho¸ sp2 nµy cã 1 electron ®éc th©n.Theo (b) ë trªn, nguyªn tö F cã1 electron ®éc th©n trong1obitan p nguyªn chÊt. Sù xen phñ trôc gi÷a 1 obitan p nguyªn chÊt nµy víi1obitan lai ho¸ sp2 cña B t¹o thµnh liªn kÕt xich ma (σ) gi÷a 2 nguyªn tö. VËy 1 trong ph©n tö BF3 cã 3 liªn kÕt xich ma (σ) víi 3 vïng xen phñ . 3 h¹t nh©n cña 3 nguyªn tö F lµ 3 ®Ønh cña tam gi¸c ®Òu cã t©m lµ B nh thùc nghiÖm ®· chØ ra. 3 trôc cña 3 liªn kÕt ®ã c¾t nhau tõng ®«i mét t¹o thµnh gãc 120o. KÕt qu¶ trªn vÒ h×nh häc ph©n tö hoµn toµn phï hîp víi kÕt qu¶ mµ thùc nghiÖm ®· chØ ra.

Câu 10: Thùc nghiÖm cho biết PCl5 cã h×nh song th¸p tam gi¸c, gãc liªn kÕt trong mÆt ph¼ng ®¸y là 120o, trôc víi mÆt ®¸y là 90o. Áp dông thuyÕt lai ho¸, h·y gi¶i thÝch kÕt qu¶ ®ã.

Hướng đẫn giảia) Tríc hÕt ta xÐt cÊu h×nh electron cña c¸c nguyªn tö. P (Z = 15) [Ne]3s23p3 (a) Cl (Z = 17) [Ne]3s23p5 (b)

KÝ hiÖu [Ne] biÓu thÞ cÊu h×nh 1s22s22p6..

EMBED ChemWindow.Document

Cl (5)

P

Cl

Cl (4)

Cl (3) Cl (1)

c) Gi¶i thÝch: Trong cÊu h×nh electron cña c¸c nguyªn tö P cã 3 e ®éc th©n. §Ó trë thµnh nguyªn tö trung t©m trong PCl5, mét ph©n tö cã 5 liªn kÕt t¹o thµnh h×nh song th¸p tam gi¸c, P ë d¹ng lai ho¸ thÝch hîp lµ sp3d.

(Ghi chó : Gi¶ thiÕt P ë d¹ng lai ho¸ sp2d2 vÉn ®îc coi lµ hîp lÝ).Do lai ho¸ nh vËy, trong P cã 5 obitan chøa 5 e ®éc th©n (xem (a1) trªn). 3 trong sè 5 obitan ®ã ë trong cïng mÆt ph¼ng cã 3 ®Ønh híng vÒ 3 phÝa lËp thµnh 3 ®Ønh cña tam gi¸c ®Òu; 3 trôc cña chóng c¾t nhau tõng ®«i mét t¹o thµnh gãc 120o. P ë t©m tam gi¸c ®Òu nµy. 2 obitan cßn l¹i cã 2 ®Ønh trªn cïng mét ®êng th¼ng

b) H×nh d¹ng cña PCl5 ®îc m« t¶ nh h×nh bªn: MÆt ®¸y tam gi¸c (Δ) cã 3 ®Ønh lµ 3 nguyªn tö Cl (1), (2), (3); t©m lµ P. Gãc ClPCl trong mÆt ®¸y nµy lµ 120o.Th¸p phÝa trªn cã ®Ønh lµ nguyªn tö Cl(5), th¸p phÝa díi cã ®Ønh lµ nguyªn tö Cl (4). Hai ®Ønh nµy cïng ë trªn ®êng th¼ng ®i qua P. Gãc Cl (4) PCl (1) b»ng 90o. §é dµi liªn kÕt trôc PCl (4) hay PCl (5) ®Òu lín h¬n ®é dµi liªn kÕt ngang trong mÆt ®¸y, dt > dn.

vu«ng gãc (t¹o gãc 90o) víi mÆt ph¼ng tam gi¸c vµ híng vÒ hai phÝa cña mÆt ph¼ng tam gi¸c nµy.

Mçi Cl cã 1 AO-p nguyªn chÊt chøa 1 e ®éc th©n (xem (b) ë trªn). Do ®ã mçi AO nµy xen phñ víi 1 obitan lai ho¸ cña P t¹o ra 1 liªn kÕt xÝch ma (σ).

Nh vËy, PCl5 cã h×nh song th¸p tam gi¸c lµ hîp lÝ.

Trong mçi vïng xen phñ ®ã cã mét ®«i electron víi spin ngîc nhau (), do P vµ mçi Cl gãp chung, chuyÓn ®éng. VËy trong 1 ph©n tö PCl5 cã 5 liªn kÕt xÝch ma (σ). 3 trong 5 liªn kÕt ®îc ph©n bè trong mÆt ®¸y tam gi¸c. 2 liªn kÕt cßn l¹i ë trªn ®ßng th¼ng vu«ng gãc (t¹o gãc 900) víi mÆt ph¼ng tam gi¸c vµ híng vÒ hai phÝa cña mÆt ph¼ng tam gi¸c nµy.

(H×nh bªn minh ho¹ râ rµng kÕt qu¶ ®ã).