Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Giải pháp nâng cao chất lượng dạy học phần liên kết Hóa học - Hóa học 10 theo chương trình GDPT 2018

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: DOCX | Số trang:66

Thêm vào BST

Báo xấu

3
lượt xem 0
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Đề tài “Giải pháp nâng cao chất lượng dạy học phần liên kết hóa học -Hóa học 10 theo chương trình GDPT 2018” được tổng hợp kiến thức từ những tài liệu uy tín, chất lượng mà tác giả tham khảo và được sắp xếp thành một hệ thống kiến thức liền mạch, logic.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Giải pháp nâng cao chất lượng dạy học phần liên kết Hóa học - Hóa học 10 theo chương trình GDPT 2018

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO BẮC GIANG TRƯỜNG THPT CHUYÊN SÁNG KIẾN: “NÂNG CAO CHẤT LƯỢNG DẠY HỌC PHẦN LIÊN KẾT HÓA HỌC – HÓA HỌC 10 THEO CHƯƠNG TRÌNH GDPT 2018” Nhóm tác giả: 1. Nguyễn Thị Hoa – Tổ trưởng chuyên môn 2. Ngô Thị Nam – Giáo viên Tổ: Hóa học Năm học: 2022 - 2023 Năm học 2023-2024 1
CHƯƠNG 1. MỞ ĐẦU 1. Lý do chọn đề tài “Liên kết hóa học” là một chủ đề quan trọng trong chương trình hóa học đại cương, với việc hiểu được bản chất của liên kết hóa học sẽ giúp học sinh xác đinh được cấu tạo, cấu trúc của các chất từ đó giải thích được tính chất, sự biến đổi tính chất của các hợp chất vô cơ cũng như hợp chất hữu cơ. Từ năm học 2022-2023 với việc thay đổi nội dung, chương trình giáo dục, và đổi mới sách giáo khoa với học sinh lớp 10, kiến thức phần chủ đề “Liên kết hóa học” đã được khai thác sâu hơn, rộng hơn và cũng có nhiều nội dung mới so với sách giáo khoa cũ. Bên cạnh đó các bài tập về liên kết hóa học cũng xuất hiện khá phổ biến trong các đề thi học sinh giỏi Duyên Hải và Đồng bằng Bắc Bộ cũng như kì thi chọn học sinh giỏi Quốc Gia. Tuy nhiên nội dung kiến thức về “liên kết hóa học” khá rộng và học sinh còn gặp nhiều khó khan khi tiếp cận chủ đề này. Vì những lí do trên, tôi lựa chọn chuyên đề “Giải pháp nâng cao chất lượng dạy học phần liên kết hóa học -Hóa học 10 theo chương trình GDPT 2018” để trình bày. 2. Tính mới của đề tài Thực tế, đã có nhiều giáo trình và tài liệu viết về chuyên đề “liên kết hóa học” nhưng với nội dung khá rộng và chỉ tập trung vào lĩnh vực hóa vô cơ hoặc hữu cơ chứ chưa khái quát hóa thành kiến thức chung cho cả hai lĩnh vực. Vì vậy, trong đề tài này tôi đề cập đến một số nội dung như sau: Thứ nhất, tóm tắt kiến thức lý thuyết đầy đủ và chi tiết về công thức Lewis, công thức cộng hưởng, thuyết VB, thuyết lai hóa, mô hình VSEPR và một số liên kết yếu (như liên kết hiđro, tương tác Van der Waals). Mỗi nội dung kiến thức đều có ví dụ minh họa. Thứ hai, xây dựng hệ thống bài tập từ cơ bản đến nâng cao có thể sử dụng cho cả đối tượng học sinh THPT cũng như học sinh các trường chuyên. Thứ ba, giới thiệu một số bài tập trong các kì thi học sinh giỏi quốc gia, olympic quốc tế...trong những năm gần đây. Người viết chuyên đề 2
Nguyễn Thị Hoa Ngô Thị Nam 3
CHƯƠNG 2. NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ 2.1. Đặc trưng của liên kết Xét một cách tổng quát, liên kết có hai đặc trưng: + Năng lượng liên kết. + Hình học phân tử, tức là độ dài liên kết và góc liên kết. 2.1.1. Năng lượng liên kết (E) a. Khái niệm Năng lượng liên kết của một liên kết A - B là năng lượng vừa đủ để phá vỡ liên kết đó. - Kí hiệu: E(A - B) hay EAB - Đơn vị: kJ.mol-1 hoặc kcal.mol-1 (1 cal = 4,184 J) Ví dụ: H2 → 2H (*); EH-H = 436 kJ.mol-1 tức là để phá vỡ liên kết H - H của phân tử H2 tạo ra 2 nguyên tử H cần vừa đủ một năng lượng là 436 kJ.mol-1. 2H → H2 (**); E = -436 kJ.mol-1 tức là quá trình hình thành phân tử H2 từ 2 nguyên tử H kèm theo sự giải phóng một năng lượng là 436 kJ.mol-1. - Dấu của năng lượng: + dấu +, tức là cần cung cấp năng lượng cho hệ. + dấu -, tức là năng lượng hệ giải phóng. - Nhận xét: năng lượng liên kết luôn có dấu dương, EAB > 0. b. Năng lượng liên kết trung bình Ví dụ: thực nghiệm cho biết, năng lượng liên kết C-H của mỗi liên kết trong CH4 như sau: CH4 → CH3 + H; ECH3-H ≈ 422,2 kJ.mol-1 CH3 → CH2 + H; ECH2-H ≈ 367,8 kJ.mol-1 CH2 → CH + H; ECH-H ≈ 514,1 kJ.mol-1 CH → C + H; EC-H ≈ 334,4 kJ.mol-1 => Năng lượng liên kết trung bình: EC-H ≈ 415 kJ.mol-1 Bảng 2.1. Năng lượng liên kết trung bình của một số liên kết phổ biến (kJ.mol-1) C-H 415 C-F 441 N-H 391 C=C 615 C-C 344 C- Cl 328 O-H 463 C=O 725 C-O 350 C - Br 276 S-H 368 C=N 615 C-N 292 C-I 240 F-F 158 O=O 498 C-S 259 H-H 436 S-S 266 C≡C 812 N≡N 946 N-N 159 O-O 143 C≡N 890 - Nhận xét: Năng lượng (trung bình) của liên kết càng lớn thì liên kết đó càng bền. + Liên kết mạnh (liên kết bền) là các liên kết có năng lượng liên kết trung bình từ 200 kJ.mol-1 trở lên. 4
+ Liên kết yếu (kém bền) là các liên kết có năng lượng liên kết trung bình dưới 200 kJ.mol-1. 2.1.2. Độ dài liên kết (d) Khái niệm: độ dài của một liên kết trong phân tử là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử tạo ra liên kết đó khi phân tử ở trạng thái năng lượng thấp nhất. Kí hiệu: d Nhận xét: độ dài liên kết càng ngắn, liên kết càng bền. * Bán kính liên kết (r) - Nhận xét: dAB ≈ ½(dAA + dBB) với dAA, dBB là độ dài của liên kết A-A, B-B tương ứng. - Coi 1/2dAA là bán kính liên kết hay bán kính cộng hóa trị rA của nguyên tử A. 2.1.3. Góc liên kết - Khái niệm: góc liên kết là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt nhân nguyên tử đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết với nguyên tử đó. - Một số trường hợp điển hình: + Phân tử thẳng, góc liên kết bằng 180o như: C2H2; CO2... + Phân tử dạng góc, góc liên kết khác 180o như: BF3 hay C2H4 có góc liên kết là 120o; H2O có góc liên kết là 104,5o... + Phân tử tứ diện, góc liên kết bằng 109o28’ như CH4... - Trong một số trường hợp cần chú ý đến góc tạo bởi 4 nguyên tử hay 2 mặt phẳng, gọi là góc nhị diện hay góc xoắn. Hình ... mô tả góc nhị diện trong phân tử H2O2 Hình 2.1: Độ dài và góc liên kết của phân tử H2O2 2.1.4. Momen lưỡng cực a. Momen lưỡng cực của phân tử Phân tử bao gồm hạt nhân mang điện tích dương (+) và electron mang điện tích âm (-). Trị số tổng cộng các điện tích dương đó bằng q, điện tích âm bằng -q. Vì phân tử trung hòa về điện nên . Hai trọng tâm của hai điện tích đó được xác định bởi vectơ có hướng từ q đến -q. Momen lưỡng cực của phân tử kí hiệu là , với 5
Momen lưỡng cực là một đại lượng vectơ, có chiều từ điện tích dương đến điện tích âm. Độ lớn của : μ = qr Trong hệ SI, đơn vị của μ là Cm (Culong.met). Người ta thường dùng đơn vị Debye (D) với: 1D ≈ 3,33.10-30 Cm. - Nếu phân tử có μ = 0, ta nói phân tử đó không phân cực. Ví dụ: H2, CO2, C6H6... - Nếu phân tử có μ # 0, ta nói phân tử đó phân cực. μ càng lớn, phân tử phân cực càng nhiều. Ví dụ: b. Momen liên kết Đối với phân tử 2 nguyên tử như HCl, HI, momen lưỡng cực của phân tử cũng chính là momen lưỡng cực của liên kết giữa 2 nguyên tử H - Cl hay H - I. Đối với phân tử từ 3 nguyên tử trở lên, phải phân biệt momen lưỡng cực của liên kết với momen lưỡng cực của phân tử. Momen lưỡng cực của liên kết được gọi tắt là momen liên kết. Xét phân tử 3 nguyên tử XYZ có hai liên kết X-Y và X-Z với hai momen liên kết tương ứng là , góc Có: μ2 = μ12 + μ22 + μ1.μ2.cosα 2.2. Electron hóa trị và quy tắc bát tử 2.2.1. Electron hóa trị Khái niệm: electron hóa trị là những electron có khả năng tham gia hình thành liên kết hóa học. Chúng thường nằm ở lớp ngoài cùng hoặc ở cả phân lớp sát ngoài cùng nếu phân lớp đó chưa bão hòa. Ví dụ: O (Z = 8): 1s22s22p4, O có 6 electron hóa trị. Fe (Z = 26): 1s22s22p63s33p63d64s2, Fe có 8 electron hóa trị. 2.2.2. Quy tắc bát tử (quy tắc octet) Các nguyên tử khí hiếm tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử khác vì chúng có 8 electron lớp ngoài cùng bền vững (trừ He có 2 electron lớp ngoài cùng), có trạng thái năng lượng thấp. Năm 1916, nhà hóa học Coxen và Lewis đã đưa ra quy tắc mà ngày nay được gọi là quy tắc bát tử (hay quy tắc octet): khi tạo liên kết hóa học, các nguyên tử có xu hướng đạt tới cấu hình electron lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí hiếm (còn gọi là khí trơ) với 8 electron. Lưu ý: quy tắc trên chỉ áp dụng được một số giới hạn các nguyên tố, chủ yếu là các nguyên tố chu kì 2. 2.3. Công thức cấu tạo Lewis 6
2.3.1. Quy ước Dùng một dấu chấm · để biểu thị một electron; hai dấu chấm : (hay ··) hoặc một vạch ˗ (hay |...) để biểu thị một đôi electron trong nguyên tử hay phân tử. Ví dụ: các cách viết công thức Lewis cho NH3 Thông thường, khi viết công thức Lewis cho một hợp chất người ta ít chú ý đến sự lệch của đôi e liên kết về phía nguyên tử nào. Trong các cách viết trên, cách (c) thường được sử dụng nhiều hơn. 2.3.2. Một số khái niệm - Nguyên tử trung tâm và phối tử + Nguyên tử trung tâm: là nguyên tử cần nhiều nhất số electron để tạo được octet cho lớp vỏ hóa trị của nó, hay nguyên tử có số oxi hóa cao nhất (về giá trị tuyệt đối). + Phối tử: các nguyên tử khác và cả đôi electron riêng của nguyên tử trung tâm. Ví dụ: Xét NH3: cấu tạo Lewis có nguyên tử trung tâm là N; phối tử gồm 3 nguyên tử H và 1 đôi electron riêng của N (ở vỏ hóa trị). - Điện tích hình thức của một nguyên tử (FC) Trong đó: V: số electron hóa trị; N: số electron không liên kết; B: số electron tham gia liên kết với nguyên tử khác. Ví dụ: Xác định điện tích hình thức của N trong NH3 và NH3 có FCN = 5 - 2 - 3 = 0 có FCN = 5 - 0 - 4 = +1 Điện tích +1 trên N chính là điện tích của nhóm. 2.3.3. Liên kết đơn, đôi, ba Quy ước: C - C; C = C; C≡C Liên kết đơn Liên kết đôi Liên kết ba Liên kết bội 2.3.4. Các bước để viết cấu tạo Lewis Bước 1: Viết sơ đồ của phân tử hay ion với các liên kết đơn. - Nếu từ thực nghiệm đã biết thứ tự liên kết giữa các nguyên tử thì đây là một thuận lợi. - Nếu chưa có căn cứ để đưa ra thứ tự trên, ta tiến hành viết sơ đồ theo giả định sau: + Cấu tạo được coi là phù hợp với hóa trị đã được biết của từng nguyên tử. 7
+ Trong phân tử AXn thì A là nguyên tử trung tâm, X là phối tử. A thường có số oxi hóa cao nhất (về trị tuyệt đối) hay A là nguyên tử kém âm điện nhất. Bước 2: Lấy tổng số electron hóa trị trong công thức vừa viết: - Thêm dần số electron hóa trị vào mỗi nguyên tử cho phù hợp hóa trị của chúng. - Nếu ion âm thì cộng thêm electron, nếu ion dường thì bớt đi electron. Số electron thêm/bớt bằng điện tích của ion đó (lấy trị tuyệt đối). Bước 3: Lấy số e vừa tìm được trừ đi số e cần dùng tạo các liên kết đơn giữa các nguyên tử trong sơ đồ vừa viết ở bước 1. - Dùng số e còn lại hoàn thành octet cho các nguyên tử, trước hết cho nguyên tử âm điện hơn (trừ H). Nếu số e còn lại vượt quá số e cần, ta lấy từng cặp trong số còn lại vượt quá đặt vào nguyên tử trung tâm (nhưng nguyên tử này phải thuộc các nguyên tố chu kì 3 trở lên). - Tính diện tích hình thức cho các nguyên tử. Bước 4: Nếu có nguyên tử nào chưa hoàn thiện octet, ta chuyển cặp e không góp chung thành cặp e liên kết, tạo ra các liên kết đôi, ba cho tới khi mỗi nguyên tử đều đạt octet. Sau đó tính lại điện tích hình thức. Lưu ý: - Nếu nguyên tử trung tâm thuộc nguyên tố chu kì 3 trở đi thì không áp dụng được quy tắc octet cho nguyên tử đó. - Công thức Lewis bền nhất dựa vào các tiêu chí sau: (1) Điện tích hình thức càng nhỏ (xét giá trị tuyệt đối) càng bền. (2) Các nguyên tử có độ âm điện lớn có khuynh hướng thể hiện điện tích hình thức âm. (3) Hai nguyên tử gần nhau thường có điện tích trái dấu hoặc bằng 0. 2.3.5. Giả thuyết về sự cộng hưởng cấu tạo Ví dụ: Biểu diễn cấu tạo Lewis cho Bước 1: - Số e hóa trị của mỗi nguyên tử: C = 4e; O = 6e. - C kém âm điện hơn nên C là nguyên tử trung tâm; O là phối tử nên ta có sơ đồ Bước 2: Tìm tổng số e hóa trị: 4e + 3.6e + 2e(điện tích ion) = 24e Bước 3: - Có 3 liên kết đơn cần 6e, số e còn lại: 24e - 6e = 18e, cấu tạo như hình bên. - Tính điện tích hình thức: FCC = 4 - 3 = 1 (+1) FCO = 6 - 6 - 1 = -1 (-1) 8
Bước 4: Theo công thức trên, C chưa đạt octet. Lấy đôi e không góp chung của O để tạo liên kết đôi giữa O đó và C như hình bên. - Tính điện tích hình thức: FCC = 4 - 4 = 0 FCO1 = FCO2 = 6 - 6 - 1 = -1 FCO3 = 6 - 4 - 2 = 0 Thực nghiệm cho biết ion cacbonat có cấu tạo phẳng, 3 nguyên tử O ở 3 đỉnh của tam giác đều, góc , độ dài 3 liên kết C-O như nhau (bằng 131pm). Để giải thích cho kết quả này, người ta giả thiết rằng đã có sự cộng hưởng giữa 3 cấu tạo a1, a2, a3 với nhau. Ba công thức Lewis tương đương nhau và được gọi là các công thức cộng hưởng của - Tính điện tích trên mỗi nguyên tử O trong theo công thức: Điện tích trên mỗi nguyên tử = điện tích toàn nhóm / số cấu tạo cộng hưởng. → Điện tích trên mỗi nguyên tử O = -2/3. Kết quả cho thấy: điện tích trong ion không cố định trên một nguyên tử oxi nào; điện tích đó được phân bố cho các nguyên tử oxi trong nhóm => sự giải tỏa điện tích. Thực chất sự giải tỏa điện tích này là giải tỏa electron. Ý tưởng giải tỏa electron trong phân tử phù hợp với kết quả thực nghiệm và cũng phù hợp với quan điểm hiện đại (theo thuyết MO) về liên kết hóa học. 2.3.6. Bậc liên kết Khái niệm: Bậc của một liên kết được xác định bằng tổng số các cặp electron tạo ra liên kết đó. Ví dụ: Liên kết đơn C - C có bậc bằng 1. Liên kết đôi C = C có bậc bằng 2. Liên kết ba C ≡ C có bậc bằng 3. Khi xét đến cấu tạo cộng hưởng: bậc của một liên kết được chọn bằng tổng các bậc liên kết của liên kết đó trong các cấu tạo cộng hưởng chia cho số cấu tạo cộng hưởng. Ví dụ: xét cấu tạo ở trên - Chọn một liên kết CO bất kì ta có bậc tổng cộng là: 2 + 1 + 1 = 4. - Có 3 cấu tạo cộng hưởng a1, a2, a3. => Bậc của liên kết giữa C với O trong bằng 9
Nhận xét: kết quả cho thấy liên kết giữa C với O trong có bậc trung gian giữa liên kết đôi C=O (bằng 2) với liên kết đơn C-O (bằng 1). Độ dài liên kết C-O trong bằng 131 pm nằm giữa giá trị độ dài liên kết C=O trong H2C=O bằng 121pm và độ dài liên kết C-O trong H3C-OH bằng 143 pm. 2.4. Thuyết liên kết hóa trị của VB 2.4.1. Các luận điểm cơ sở của thuyết VB (1) Một cách gần đúng, coi cấu tạo electron của nguyên tử vẫn được bảo toàn khi hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển động của electron trong AO (atomic orbital - orbital nguyên tử). Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của hai nguyên tử xen phủ nhau tạo liên kết hóa học thì vùng xen phủ đó là chung cho hai nguyên tử. (2) Mỗi một liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi 2 electron có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi electron đó là electron độc thân trong 1 AO hóa trị của một nguyên tử. Mỗi liên kết hóa học được tạo thành đó là một liên kết 2 tâm (2 nguyên tử). Liên kết đó không thể hình thành từ 1 electron (thiếu electron) hoặc từ 3 electron trở lên (tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị). (3) Sự xen phủ giữa 2 AO có 2 electron của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên kết được tạo ra càng bền (nguyên lý xen phủ cực đại). Liên kết hóa học được phân bố theo phương có khả năng lớn về sự xen phủ 2 AO (thuyết hóa trị định hướng). 2.4.2. Sự xen phủ orbital. Liên kết σ và liên kết π Theo quan điểm của Cơ học lượng tử, điểm mấu chốt trong sự hình thành liên kết cộng hóa trị là sự xen phủ các orbital của hai nguyên tử tham gia liên kết, làm tăng cường mật độ electron ở giữa hai hạt nhân, dẫn đến sự hút nhau giữa hai nguyên tử. 2.4.2.1. Liên kết xichma (σ) Khái niệm: liên kết σ là liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử mà vùng xen phủ 2 AO được phân bố dọc đường nối tâm 2 hạt nhân của 2 nguyên tử đó. Đường nối tâm của hai hạt nhân được gọi là trục liên kết σ. Trục này nằm trong mặt phẳng được gọi là mặt phẳng σ. Đặc điểm + Liên kết σ là liên kết bền. + Có tính đối xứng với trụ liên kết, nghĩa là các nguyên tử hay nhóm nguyên tử có thể quay tự do quanh trục liên kết mà không ảnh hưởng đến liên kết (vị trí tương đối của các AO và do đó năng lượng tương tác không thay đổi). Những AO nào có thể xen phủ tạo liên kết σ? 10
+ 2 AO-s với nhau + 1 AO-s với 1 AO-p + 2 AO-p với nhau + 2 AO lai hóa với nhau + 1 AO lai hóa với 1 AO-s hay 1 AO-p. 2.4.2.2. Liên kết pi (π) Khái niệm: liên kết π là liên kết được tạo ra từ sự xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết. Mặt phẳng chứa liên kết π gọi là mặt phẳng π. Một số loại liên kết π: Đặc điểm - Các AO-p tạo liên kết π không đối xứng với trục liên kết σ mà chỉ đối xứng qua mặt phẳng σ. Do đó, liên kết π cản trở sự quay của các nguyên tử quanh trục liên kết σ, tức là các nguyên tử hay nhóm nguyên tử bị cố định so với liên kết π (hay so với mặt phẳng π). - Liên kết π kém bền, dễ bị phân cực nên các hợp chất chứa liên kết π có khả năng phản ứng cao hơn. - Liên kết đơn luôn là liên kết , liên kết đôi gồm 1 liên kết và 1 liên kết . + Liên kết ba gồm 1 liên kết và 2 liên kết . 2.4.3. Sự lai hóa orbital 2.4.3.1. Khái niệm Khái niệm: lai hóa là sự tổ hợp tuyến tính các AO hóa trị nguyên chất (hay thuần khiết) của cùng một nguyên tử tạo ra các AO mới có cùng năng lượng. Đặc điểm + Điều kiện để các AO hóa trị tham gia lai hóa được: phải có năng lượng gần bằng nhau; cùng tính đối xứng. + Số AO lai hóa thu được bằng tổng số các AO tham gia tổ hợp. 11
+ Đặc điểm hình học của AO lai hóa là có một đầu nở rộng còn đầu kia bị thu hẹp. Hai phần đó cách nhau bỏi một mặt nút. 2.4.3.2. Một số dạng lai hóa chủ yếu a. Lai hóa sp Lai hóa sp là sự tổ hợp giữa 1 AO-s và 1 AO-p thuộc cùng một lớp nguyên tử, tạo thành 2 orbital lai hóa có năng lượng tương đương và hình dạng giống nhau, trục đối xứng của 2 AO lai hóa này tạo với nhau một góc 180o. Hình 2.2: Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp Hình 2.3: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp Lai hóa sp được dùng để giải thích liên kết hóa học trong phân tử BeCl2, C2H2,... Ví dụ: Phân tử BeCl2 có góc hóa trị xác định bằng thực nghiệm ClBeCl là o 180 . Trước khi tạo liên kết, hai orbital 2s và 2p của Be lai hóa với nhau cho 2 orbital sp tương đương có trục nằm trên một đường thẳng và ngược chiều nhau. Hai electron hóa trị của Be nằm trên hai orbital lai hóa. Sự xen phủ của hai orbital lai hóa này với 2 orbital 3p của hai nguyên tử clo để tạo thành 2 liên kết Be-Cl tương đương, thẳng hàng. b. Lai hóa sp2 Lai hóa sp2 là lai hóa giữa 1 AO-s với 2 AO-p tạo ra 3 AO lai hóa sp2 nằm trong cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc 120o hướng về 3 đỉnh của một tam giác đều. Hình 2.4 : Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp2 12
Hình 2.5: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp2 Lai hóa sp2 được dùng để giải thích liên kết hóa học trong các phân tử BH3, BF3, BCl3, SO2, anken (CnH2n), benzen (C6H6)... Ví dụ: Phân tử BCl3 có góc hóa trị xác định bằng thực nghiệm Cl-B-Cl là 120 . Một AO-2s và 2 AO-2p của B đã lai hóa tạo 3 AO-sp2. Ba electron hóa trị o của B nằm trong ba orbital lai hóa. 3 AO này xen phủ với 3 AO-p của 3 nguyên tử Cl tạo thành 3 liên kết B-Cl với góc hóa trị 120o. c. Lai hóa sp3 Một AO-s và 3 AO-p lai hóa với nhau tạo thành 4 AO-sp3 giống hết nhau hướng tới bốn đỉnh của tứ diện đều tạo thành góc giữa các orbital lai hóa bằng 109o28’ hoặc gần góc đó. Hình 2.6: Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp2 13
Hình 2.7: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp3 Lai hóa sp3 được dùng để giải thích liên kết hóa học trong các ankan (CnH2n+2), H2O, NH3.... Ví dụ: phân tử tứ diện đều CH4 có góc hóa trị HCH là 109o28’. Trước khi tạo thành phân tử methane, một AO-2s và 3 AO-2p của C đã lai hóa tạo 4 AO-sp3. 4 electron hóa trị của C cũng nằm trên 4 AO lai hóa. 4 AO này xen phủ với 4 AO-1s của 4 nguyên tử hiđro tạo 4 liên kết C-H. Bảng 2.2: Sự phân bố không gian của electron và các orbital lai hóa Kiểu lai hóa Sự phân bố Sự phân bố Hình dạng phân của nguyên tử Ví dụ electron orbital lai hóa tử trung tâm BeCl2 thẳng sp CdI2 thẳng (180o) CO2 thẳng C2H2 thẳng BF3 tam giác BCl3 tam giác sp2 NO3- tam giác (120o) SO2 góc NO2- góc C2 H4 tam giác CH4 tứ diện CCl4 tứ diện sp3 NH4+ tứ diện (109,5o) SO42- tứ diện NH3 chóp tam giác H2O góc 14
lưỡng tháp tam PF5 giác sp3d SF4 bập bênh (90o, 120o, ClF3 hình chữ T 180o) XeF2 thẳng I3- thẳng SF6 bát diện 3 2 sp d PF6- bát diện (90o, 180o) BrF5 chóp đáy vuông XeF4 vuông phẳng 2.5. Mô hình sự đẩy giữa các cặp electron vỏ hóa trị hay mô hình VSEPR Quy ước kí hiệu: trong phân tử AXn, A là nguyên tử trung tâm, X là phối tử; n là số phối tử X có trong AXn. Nếu ở A còn m đôi electron riêng, mỗi đôi được kí hiệu là E, lúc đó có kí hiệu AXnEm. Vậy tổng số cặp electron hóa trị xung quanh A là q = n + m. Nội dung: các cặp electron vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được để có lực đẩy nhỏ nhất giữa chúng. Hình dạng phân tử được giải thích hay tiên đoán dựa vào mô hình sự đẩy giữa các electron vỏ hóa trị (VSEPR). Cần lưu ý ngay là mô hình trên không áp dụng được cho các hợp chất phức của các nguyên tố kim loại chuyển tiếp có vỏ hóa trị d. Trước khi xét việc áp dụng mô hình trên, ta xét sự không tương đương giữa đôi electron liên kết và đôi electron riêng. Đôi electron liên kết chịu lực hút đồng thời của hai hạt nhân nguyên tử A và X tạo ra liên kết đó. Đôi electron riêng chỉ chịu lực hút của hạt nhân A. Kết quả là đôi electron riêng có mây electron chiếm khoảng không gian rộng hơn khoảng không gian chiếm bởi mây electron của đôi electron liên kết. Sức đẩy giữa các cặp electron hóa trị giảm theo thứ tự: E-E>E-X>X-X Bảng 2.3. Hình học của những phân tử AXmEn. Công Phân tử Phân Đa diện thức Cấu trúc m+n Sơ đồ đa diện liên kết tử liên phối trí VSEP phân tử AXm đơn kết bội R Đoạn BeH2, CO2, 2 AX2E0 thẳng thẳng BeCl2 HCN 15
SO3, BH3 AX3E0 tam giác đều NO3-, AlCl3 CO32- 3 Tam giác SO2, AX2E1 gấp khúc SnCl2 NO2, NOCl CH4 SO42- AX4E0 tứ diện NH4+ POCl3 chóp tam NH3 SOBr2 4 Tứ diện AX3E1 giác H3O+ ClO3- OF2 AX2E2 gấp khúc ClO2- NH2- lưỡng chóp PCl5 AX5E0 SOF4 tam giác As5 IF4+ IOF3 AX4E1 bập bênh TeCl4 XeF2O2 Lưỡng 5 chóp tam giác BrF3 AX3E2 Dạng chữ T ICl2(C6H5 ) I3- AX2E3 thẳng XeF2 6 Bát diện AX6E0 tám mặt SF6 IF5O 16
BrF5 AX5E1 chóp vuông XeF4O SbCl5- Vuông ICl4- AX4E2 phẳng XeF4 2.6. Các liên kết yếu 2.6.1. Liên kết Van der Waals a. Khái niệm Liên kết Van der Waals có bản chất tĩnh điện nhưng là một loại liên kết yếu giữa các phân tử, nó được đảm bảo bởi lực hút giữa các lưỡng cực hoặc lưỡng cực cảm ứng. Lực này giảm rất nhanh theo khoảng cách. b. Các yếu tố ảnh hưởng tới lực liên kết Van der Waals Độ lớn của lực liên kết Van der Waals (F) phụ thuộc vào các yếu tố sau: - Độ phân cực của phân tử càng tăng thì F tăng. - Khoảng cách giữa các phân tử càng giảm thì F càng tăng. - Khối lượng phân tử càng tăng thì F càng tăng. c. Các loại lực Van der Waals Liên kết Van der Waals thường được gọi là lực hút Van der Waals. Lực liên kết Van der Waals chủ yếu gồm 3 loại: lực tương tác lưỡng cực, tương tác cảm ứng và tương tác khuếch tán. - Tương tác lưỡng cực: là tương tác tĩnh điện giữa các phân tử phân cực. Tương tác lưỡng lực tăng khi độ phân cực của phân tử tăng. Ví dụ: cis-dichloroethene phân cực nên sôi ở nhiệt độ cao hơn trans- dichloroethene - Tương tác cảm ứng: Khả năng làm phân cực hoá lẫn nhau của các phân tử. Các hợp chất có chứa liên kết linh động, chứa các cặp electron hoá trị tự do, các hợp chất thơm là những chất dễ bị phân cực hoá, nên tương tác cảm ứng giữa chúng khá mạnh. - Tương tác khuếch tán : Tương tác này phụ thuộc vào kích thước phân tử và lực hút giữa các phân tử. Các phân tử có kích thước càng nhỏ, càng có tính đối xứng cao và có cấu trúc tương đồng nhau thì càng dễ khuyếch tán vào nhau (dễ tan vào nhau nếu có mặt chất lỏng). d. Ảnh hưởng của lực hút Van der Waals đến tính chất vật lý của các chất 17
Tương tác Van der Waals càng mạnh thì chất có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi càng cao, càng dễ hoá lỏng, tan vào nhau đáng kể. Ví dụ: neopentane có nhiệt độ nóng chảy cao hơn pentane vì Ở trạng thái tinh thể, các phân tử sắp xếp theo một trật tự xác định. Phân tử neopentane có dạng hình cầu, có tính đói xứng cao dễ sắp xếp chặt khít theo cả 3 chiều hơn là những phân tử n-pentan kém đối xứng. Càng sắp xếp chặt khít thì khoảng cách giữa các phân tử càng nhỏ và lực hút Van der Waals càng lớn, do đó cần nhiệt độ cao hơn để thắng được lực hút đo mới khiến cho chất chuyển sang thể lỏng. neopentane có nhiệt độ sôi thấp hơn n-pentane vì Ở thể lỏng, các phân tử chuyển động tương đối hỗn độn. Khi nhiệt độ gần với nhiệt độ sôi, khoảng cách trung bình giữa các phân tử neopentane và n- pentane trở nên bằng nhau nhưng diện tích tiếp xúc của chúng thì khác nhau.Vì với cùng một thể tích như nhau, hình cầu sẽ có diện tích bề mặt nhỏ nhất, do đó phân tử neopenatane có diện tích tiếp xúc với các phân tử khác nhỏ hơn, lực hút Van der Waals nhỏ hơn so với phân tử n-pentnae. 2.6.2. Liên kết hiđro a. Khái niệm Liên kết hiđro là liên kết hoá học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện yếu giữa một nguyên tử hiđro linh động với một nguyên tử phi kim có độ âm điện lớn, mang điện tích âm của phân tử khác hoặc trong cùng phân tử. b. Bản chất (1) Bản chất của lực liên kết hiđro là lực hút tĩnh điện giữa H ẟ+ với nguyên tử âm điện mạnh có đôi e riêng (2) Liên kết hiđro thuộc loại liên kết yếu, có năng lượng liên kết vào khoảng 10-40 kJ/mol, yếu hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị mà năng lượng liên kết vào khoảng và trăm đến vài ngàn kJ/mol, nhưng lại gây nên những ảnh hưởng quan trọng lên tính chất vật lí (như nhiệt độ sôi và tính tan trong nước) cũng như tính chất hóa học (như tính acid) của nhiều chất hữu cơ. Tổng quát: AX-H...B X phải có độ âm điện cao, bán kính nguyên tử phải tương đối nhỏ( O, N, F) Y có ít nhất một cặp e chưa sử dụng, có r nhỏ (O, N, F) c. Độ bền của liên kết hydrogen Độ bền của liên kết hiđro phụ thuộc vào nhiều yếu tố. Liên kết sẽ mạnh nhất nếu 3 nguyên tử X, H, Y nằm thẳng hàng. Độ âm điện của X và Y càng lớn thì 18
liên kết hiđro càng mạnh. Ngoài ra liên kết hiđro còn chịu ảnh hưởng bởi phần còn lại của phân tử. d. Phân loại Có 2 loại liên kết hydrogen + Liên kết hydrogen giữa các phân tử (liên kết hiđro liên phân tử): hợp phần cho và hợp phần nhận ở hai phân tử. + Liên kết hydrogen nội phân tử: hợp phần cho và hợp phần nhận đều ở cùng một phân tử. Để tạo được liên kết hiđro nội phân tử, hợp phần cho và hợp phần nhận phải ở hai vị trí sao cho H có thể tiếp cận với orbital chứa đôi e chưa liên kết của Y, khi đó thường tạo ra vòng 5, 6 hoặc đôi khi 7 cạnh. Vì vậy nếu hai hợp phần cho và nhận trong một phân tử đã tạo thành liên kết hiđro nội phân tử thì chúng không tham gia vào liên kết hiđro liên phân tử. VD H2C CH2 OH ; C O O O H H O H d. Ảnh hưởng của liên kết hydrogen đến tính chất vật lí - Ảnh hưởng đến độ sôi, nhiệt độ nóng chảy + Liên kết hiđro liên phân tử làm tăng nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, sức căng bề mặt và khả năng hoà tan vào nước của chất. + Các chất có liên kết hiđro nội phân tử sẽ giảm khả năng tạo liên kết hiđro liên phân tử, làm giảm nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, khả năng hoá lỏng so với hợp chất có khối lượng phân tử tương đương nhưng có liên kết hiđro liên phân tử. VD H O O H O O C H C O O H (I) (II) (II) có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn (I). - Ảnh hưởng đến độ tan: Xét ảnh hưởng của liên kết hiđro giữa phân tử và dung môi. + Nếu có liên kết hiđro giữa phân tử hợp chất và dung môi thì độ tan lớn. + Những chất có khả năng tạo liên kết hiđro nội phân tử dễ tan trong dung môi không phân cực, khó tan trong dung môi phân cực hơn so với những chất có liên kết hiđro liên phân tử 19
Ví dụ: Do có liên kết hiđro nên H 2O, NH3, HF có nhiệt độ sôi cao hơn các hợp chất có khối lượng phân tử tương đương(hoặc lớn hơn) nhưng không có liên kết hiđro như H2S, HBr, HI... Liên kết hiđro của C2H5OH với H2O làm cho rượu etylic tan vô hạn trong nước. Ví dụ: HF tạo liên kết hiđro mạnh trong dung dịch nên tính acid của HF giảm mạnh so với các acid HCl, HBr, HI. 20