intTypePromotion=1
zunia.vn Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z zunia.vn zunia.vn
ADSENSE
 » 
 » 

Bài giảng Hóa học đại cương: Chương 3 - ThS. Nguyễn Trương Xuân Minh

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:76

Thêm vào BST
Báo xấu
2
lượt xem 1
download
 
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa học đại cương" Chương 3 - Liên kết hóa học cấu tạo phân tử, được biên soạn gồm các nội dung chính sau: Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học; Liên kết ion; Liên kết cộng hóa trị; Liên kết kim loại; Liên kết Van der Waals; Liên kết hidro. Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa học đại cương: Chương 3 - ThS. Nguyễn Trương Xuân Minh

  1. CHƯƠNG 3 LIÊN KẾT HÓA HỌC CẤU TẠO PHÂN TỬ 3.1.Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học 3.2.Liên kết ion 3.3.Liên kết cộng hóa trị 3.4.Liên kết kim loại 3.5.Liên kết Van der Waals 3.6.Liên kết hidro 1
  2. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.1.Sự hình thành liên kết hóa học Khi các nguyên tử ở thật xa nhau tiến đến gần nhau: tương tác hút  tương tác đẩy hai lực cân bằng  liên kết hóa học hình thành Khi liên kết hóa học hình thành: Các nguyên tử sắp xếp lại cấu trúc e các phân lớp ngoài cùng sao cho đạt tổng năng lượng chung của hệ phải hạ thấp xuống thì liên kết mới bền.  Khi có sự tạo thành liên kết thì quá trình phát nhiệt (ΔH
  3. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.1.Sự hình thành liên kết hóa học Bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa các hạt mang điện: electron (-) và hạt nhân (+) Chỉ có các e hóa trị thực hiện liên kết Các e hóa trị nằm trong các AO hóa trị Các electron hoá trị: ns (s) ns np (p) (n-1)d ns (d) (n-2)f (n-1)d ns (f) 3 Chương 3: Liên kết hóa học
  4. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.1.Sự hình thành 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. 4 Chương 3: Liên kết hóa học
  5. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.2. Một số kiểu liên kết hóa học  Liên kết ion  Liên kết cộng hóa trị  Liên kết kim loại  Liên kết Van der Waals  Liên kết hidro 3.1.3.Một số đặc trưng liên kết hóa học  Độ dài liên kết  Góc hóa trị  Năng lượng liên kết  Độ bội liên kết (Bậc liên kết) 5 Chương 3: Liên kết hóa học
  6. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.3.Một số đặc trưng liên kết hóa học ĐỘ DÀI LIÊN KẾT  Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tham gia liên kết (thường tính bằng Å) 6 Chương 3: Liên kết hóa học
  7. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.3.Một số đặc trưng liên kết hóa học ĐỘ DÀI LIÊN KẾT  Thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào: o bản chất nguyên tử (kích thước, độ âm điện) o kiểu liên kết (đơn, đôi, ba)  Ví dụ: 7 Chương 3: Liên kết hóa học
  8. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.3.Một số đặc trưng liên kết hóa học GÓC HÓA TRỊ (GÓC LIÊN KẾT) Là góc hợp bởi hai đoạn thẳng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết. 8 Chương 3: Liên kết hóa học
  9. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.3.Một số đặc trưng liên kết hóa học GÓC HÓA TRỊ (GÓC LIÊN KẾT) Góc hóa trị thay đổi có qui luật và phụ thuộc vào: Bản chất nguyên tử Kiểu liên kết Ví dụ: H3C─CH3: CĈH = 109028’ H2C = CH2: CĈH = 1200 HC ≡ CH : CĈH = 1800 Dạng hình học phân tử Tương tác đẩy giữa các đôi electron liên kết và không liên kết trong phân tử 9 Chương 3: Liên kết hóa học
  10. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.3.Một số đặc trưng liên kết hóa học NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT Là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết thành các nguyên tử cô lập ở thể khí (chính là năng lượng giải phóng khi tạo thành liên kết từ các nguyên tử cô lập thể khí ban đầu). A─B(k) + EA─B A(k) + B(k) ---> EA─B = Ephân ly AB Năng lượng liên kết phụ thuộc: o Độ dài liên kết o Độ bội liên kết (bậc liên kết) o Độ bền liên kết 10 Chương 3: Liên kết hóa học
  11. 3.1. Những khái niệm cơ bản 3.1.3.Một số đặc trưng liên kết hóa học NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT *Bậc lk↑, E lk↑, độ bền lk↑, độ dài lk↓ 11 Chương 3: Liên kết hóa học
  12. 3.2. Liên kết ion 3.2.1.Thuyết tĩnh điện Kossel về liên kết ion Na + Cl  Na+ + Cl– 1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p5 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6 Na+ + Cl–  NaCl  Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn: • Các nguyên tử trao đổi e cho nhau tạo thành ion. • Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện. Chương 3: Liên kết hóa học 12
  13. 3.2. Liên kết ion 3.2.2. Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố Phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các nguyên tố:  Năng lượng ion hóa càng nhỏ (IA, IIA) càng dễ tạo cation  Ái lực electron càng âm (VIIA) càng dễ tạo anion Chênh lệch độ âm điện của các nguyên tử càng lớn liên kết tạo thành có độ ion càng lớn:  Độ ion, %  Độ ion, %  Độ ion, % 0.2 1 1.4 39 2.6 82 0.6 9 1.8 55 3.0 89 1.0 22 2.2 70 3.2 92 13 Chương 3: Liên kết hóa học
  14. 3.2. Liên kết ion 3.2.3. Tính chất của liên kết ion Các ion được xem như các quả cầu tích điện có trường điện phân bố đồng đều về mọi hướng ---> LK ion có các tính chất:  Không bão hòa  Không định hướng  Phân cực rất mạnh Tính không định hướng: làm cho một ion hút các ion trái dấu theo mọi phương là như nhau nên các ion có thể liên kết với các ion trái dấu theo bất kỳ phương nào Tính không bão hòa: làm cho một ion có xu hướng hút một số lượng tối đa các ion trái dấu (lưu ý hiệu ứng lập thể) 14 Chương 3: Liên kết hóa học
  15. 3.2. Liên kết ion 3.2.4. Sự phân cực ion là sự chuyển dịch đám mây electron ngoài cùng so với hạt nhân của một ion dưới tác dụng của điện trường của ion khác. o Ion có đám mây e bị biến dạng gọi là ion bị phân cực o Ion có điện trường tác dụng gọi là ion phân cực Do sự phân cực ion: các đám mây electron của cation và anion không hoàn toàn tách rời nhau mà che phủ nhau một phần → Không có liên kết ion 100%. Trong LK ion có một phần liên kết cộng hóa trị. 15 Chương 3: Liên kết hóa học
  16. 3.2. Liên kết ion 3.2.4. Sự phân cực ion Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion  Sự phân cực của các ion xảy ra với mức độ khác nhau phụ thuộc vào điện tích, kích thước và cấu hình electron của chúng.  Khả năng phân cực của  Khả năng bị phân cực của cation: càng mạnh khi: anion: càng mạnh khi: Điện tích ↑ Điện tích ↑ Bán kính ↓ Bán kính ↑ d10 » d1-9>[trơ] d10 » d1-9>[trơ] Ví dụ: Ví dụ: Khả năng phân cực: Khả năng bị phân cực: Li+>Na+>K+>Rb+>Cs+ S2-> I- > Br- >Cl- 16 Chương 3: Liên kết hóa học
  17. 3.2. Liên kết ion 3.2.4. Sự phân cực ion Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất của hợp chất ion  Độ điện li: Sự phân cực ion ↑→ tính CHT ↑→ tính ion ↓ → độ điện li ↓  Độ bền: Sự phân cực ion ↑ → tính CHT↑ → điện tích hiệu dụng ion ↓ → lực hút giữa các ion ↓ → năng lượng mạng lưới ion U ↓ → độ bền của tinh thể ion ↓, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ phân li ↓  Ví dụ: LiF Chất LiCl LiBr LiI - Độ bị phân cực của các X ↑ → tính CHT ↑ → tính ion ↓ → nhiệt Tnc, 0C 848 607 550 469 độ nóng chảy ↓ Chất MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 Khả năng phân cực của các A2+ ↓→ tính CHT ↓→ tính ion ↑→ Tnc, 0C 600 897 1100 1400 nhiệt độ nóng chảy ↑ 17 Chương 3: Liên kết hóa học
  18. 3.2. Liên kết ion 3.2.4. Sự phân cực ion Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất của hợp chất ion  Ví dụ: Chất LiF LiCl LiBr LiI Độ bị phân cực của các X- ↑ → tính CHT ↑ → tính ion ↓ → nhiệt Tnc, 0C 848 607 550 469 độ nóng chảy ↓ Chất MgCO3 CaCO3 SrCO3 BaCO3 Khả năng phân cực của các A2+ ↓→ tính CHT ↓→ tính ion ↑→ Tnc, 0C 600 897 1100 1400 nhiệt độ nóng chảy ↑  BT: So sánh nhiệt độ nóng chảy của CaCl2 và CdCl2 18 Chương 3: Liên kết hóa học
  19. 3.2. Liên kết ion 3.2.4. Sự phân cực ion Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất của hợp chất ion  Độ tan của hợp chất ion: o phụ thuộc: Năng lượng mạng lưới tinh thể U Năng lượng hydrat hóa của cation Eh o U ↑→ độ tan ↓ o Khả năng phân cực Muối CaSO4 SrSO4 BaSO4 nước của cation↑→ Độ tan lực hút tĩnh điện giữa 8.10-3 5.10-4 1.10-5 cation và lưỡng cực (mol/l) nước ↑→ Eh ↑→ độ U (kJ/mol) 2347 2339 2262 tan ↑ Eh (kJ/mol) 1703 1598 1444 19 Chương 3: Liên kết hóa học
  20. 3.3. Liên kết cộng hóa trị Liên kết CHT không dùng cơ học lượng tử Thuyết LK CHT theo Lewis Liên kết CHT theo cơ học lượng tử Thuyết liên kết hóa trị (VB: Valence Bond) (Heitler – London – Pauling): xem hàm sóng phân tử là tích số các hàm sóng nguyên tử. Do Walter Heitler và Fritz London đưa ra năm 1927 phát triển trên lý thuyết cấu trúc Lewis. Sau này Linus Pauling phát triển thêm thuyết cộng hưởng và lai hoá (1930). Thuyết orbital phân tử (MO: Molecule Orbital) (Mulliken): xem hàm sóng phân tử là phép tổ hợp cộng và trừ các hàm sóng nguyên tử. Do Friedrich Hund và Robert S.Mulliken đưa ra (năm 1927-1928) 20 Chương 3: Liên kết hóa học
ADSENSE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN
TRỢ GIÚP
HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG
Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright ©2025 TaiLieu.VN. All rights reserved.

 

Đồng bộ tài khoản
10=>1