Bài giảng Hoá học đại cương: Chương 1 - ThS. Trần Thị Minh Nguyệt

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:44

Thêm vào BST

Báo xấu

8
lượt xem 3
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng Hoá học đại cương chương 1 Liên kết hóa học, cung cấp cho người học những kiến thức như: Các đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học; Các loại liên kết theo quan niệm cổ điển; Liên kết cộng hóa trị cặp electron. Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hoá học đại cương: Chương 1 - ThS. Trần Thị Minh Nguyệt

CHƢƠNG II: LIÊN KẾT HÓA HỌC I. Các đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học II. Các loại liên kết theo quan niệm cổ điển. III. Liên kết cộng hóa trị cặp electron
I. Các đại lƣợng đặc trƣng cho liên kết hóa học 1. Năng lượng liên kết (ELK): Năng lượng tỏa ra khi hình thành một liên kết giữa hai nguyên tử cô lập Ví dụ: liên kết H–Cl có ELK = - 432 kJ/mol Năng lượng cần để phá vỡ liên kết H–Cl là: 432 kJ/mol 2. Độ dài liên kết (r0; ): Khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai nguyên tử tham gia vào liên kết Ví dụ Liên kết: H-F H-Cl H-Br H-I d (A0) 0,92 1,28 1,42 1,62 2
I. Các đại lƣợng đặc trƣng cho liên kết hóa học 1. Năng lượng liên kết (ELK): Năng lượng tỏa ra khi hình thành một liên kết giữa hai nguyên tử cô lập Ví dụ: liên kết H–Cl có ELK = - 432 kJ/mol Năng lượng cần để phá vỡ liên kết H–Cl là: 432 kJ/mol 2. Độ dài liên kết (r0; d): Khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai nguyên tử tham gia vào liên kết Ví dụ Liên kết: H-F H-Cl H-Br H-I d (A0) 0,92 1,28 1,42 1,62 3
3. Góc liên kết (α ): Góc liên kết hay góc hóa trị là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết. 4
4. Độ bội liên kết: số mối liên kết hình thành giữa hai nguyên tử Ví dụ: H – H trong phân tử hidro 2 nguyên tử có 1 mối liên kết → độ bội liên kết là 1 O = O trong phân tử oxi 2 nguyên tử có 2 mối liên kết → độ bội liên kết là 2 N ≡ N trong phân tử Nitơ 2 nguyên tử có 3 mối liên kết → độ bội liên kết là 3 Độ bội càng lớn liên kết càng bền 5
5. Độ âm điện: là khả năng hút e của nguyên tử một nguyên tố về phía mình. Độ âm điện của một nguyên tố kí hiệu là  + Giá trị thực của độ âm điện của một nguyên tố, bằng tổng đại số: Năng lượng ion hóa và ái lực electron  = I1 + E1 + Thang độ âm điện qui ước của Pauling: Nguyên tố F có độ âm điện lớn nhất F = 4 Các nguyên tố khác tính tương quan theo thang này  nhỏ thì tính khử mạnh.  lớn thì tính oxi hóa mạnh. Theo thang này: Na = 0,97 K = 0,91 Cl = 2,83 O = 3,5 6
II. CÁC LOẠI LIÊN KẾT THEO QUAN ĐIỂM CỔ ĐIỂN 1. Liên kết ion Thuyết tĩnh điện về liên kết ion của Kossel Phân tử của hợp chất hoá học được tạo ra nhờ sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác. Nguyên tử mất electron hoá trị biến thành ion dương gọi là cation và nguyên tử nhận electron biến thành ion âm gọi là anion. Liên kết ion là loại liên kết được tạo thành nhờ lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu 7
Ví dụ + - Na Cl 8
Cơ chế cấu tạo liên kết ion 11P 17P 12N 18N Na Cl 9
Tính chất của liên kết ion. Tính không bão hòa: thể hiện ở chổ ion có thể hút các ion trái dấu với lượng không xác định. Tính không định hướng. Nó có thể hút ion trái dấu theo bất kỳ hướng nào. Trong dung dịch cũng như trong tinh thể: các ion được bao bọc bởi các ion trái dấu với lực liên kết hoàn toàn như nhau. 10
2. Liên kết cộng hóa trị - Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916) Nội dung cơ bản: Là loại liên kết được hình thành bằng cách đưa ra electron hoá trị của mình để tạo thành 1, 2, 3 cặp electron chung giữa 2 nguyên tử. Như vậy liên kết cộng hoá trị là loại liên kết bằng cặp eletron chung, cặp electron chung được gọi là cặp electron liên kết 11
2 Liên kết cộng hóa trị - Liên kết cộng hoá trị theo Lewis (1916) Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8 electron ở lớp ngoài cùng tương tự nguyên tử khí hiếm. Các electron không tham gia tạo thành liên kết cộng hoá trị được gọi là các electron không liên kết liên kết. Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta có liên kết đơn, 2 cặp electron chung là liên kết đôi, 3 cặp electron là liên kết 3. Số liên kết giữa 2 nguyên tử gọi là bậc liên kết. 12
Liên kết cộng hóa trị Cơ chế Theo cơ chế góp chung. H 2: H  +  H  H H hay H H         Cl +  Cl2: Cl Cl Cl          hay Cl Cl    
Quan điểm của cơ học lƣợng tử về liên kết Luận điểm chung: Phương trình sóng Schrodinger: ĤΨ = EΨ Phương pháp giải gần đúng: có 2 phương pháp 1. Phương pháp liên kết cộng hoá trị cặp electron của Heitler- London-Pauling-Slater (VB) 2. Phương pháp orbital phân tử (MO) của Mulliken- Hund-Lennard Jones 14
III. Phƣơng pháp liên kết cộng hoá trị cặp electron (Valence bond - VB) 1. Bài toán phân tử H2 Hai nguyên tử H có 2 e - Khi 2 nguyên tử ở xa vô cùng: không có tương tác → không tạo thành phân tử - Khi 2 nguyên tử lại gần nhau có 2 loại tương tác: + Tương tác hút của hai hạt nhân đến các e + Tương tác đẩy của hai hạt nhân, và 2 e 15
1.Bài toán phân tử H2 Việc giải bài toán bằng cơ học lượng tử cho thấy + Nếu 2 e có spin trái dấu thì xác suất có mặt của 2e ở vùng không gian giữa 2 hạt nhân tăng → Phân tử hình thành nhờ lực tương tác hút của hai hạt nhân đến cặp e + Nếu 2 e có spin cùng dấu thì xác suất có mặt của 2e ở vùng không gian giữa 2 hạt nhân giảm → Phân tử không hình thành. 16
1.Bài toán phân tử H2 Kết luận: + Liên kết xảy ra khi hai nguyên tử tạo thành cặp e dùng chung từ hai e độc thân có spin trái dấu + Bản chất liên kết cộng hóa trị là lực tương tác điện giữa hạt nhân với cặp e dùng chung + Khi tạo thành liên kết cộng hóa trị hệ sẽ giải phóng năng lượng gọi là năng lượng liên kết + Khi tạo thành liên kết có sự xen phủ hai obitan nguyên tử 17
2. Nội dung cơ bản của thuyết liên kết cộng hóa trị cặp electron theo Pauling (Valence Bond -VB) - Liên kết cộng hóa trị đảm bảo bằng một hay nhiều cặp e dùng chung giữa hai nguyên tử. Các cặp e này do mỗi nguyên tử đóng góp một đơn e có spin trái dấu; hoặc nguyên tử này có cặp e còn nguyên tử kia có obitan trống - Sự xen phủ hai obitan là tiêu chuẩn để đánh giá độ bền liên kết + Liên kết xich ma (σ ): Vùng xen phủ nằm trên đường nối hai hạt nhân + Liên kết pi (π): Vùng xen phủ nằm hai bên đường nối hai hạt nhân 18
Liên kết sigma  Hình thành do sự xen phủ trục, tức là sự xen phủ s-s s-p p-p xảy ra dọc theo trục liên kết giữa 2 nguyên tử Kí hiệu . p-d d-d 19
Liên kết sigma  20