Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Một số kinh nghiệm hướng dẫn học sinh mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:62

Thêm vào BST

Báo xấu

4
lượt xem 1
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Mục đích của đề tài "Một số kinh nghiệm hướng dẫn học sinh mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử" là tìm ra được phương pháp hướng dẫn học sinh mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử với các bước cụ thể một cách dễ hiểu, dễ thực hiện nhất.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Một số kinh nghiệm hướng dẫn học sinh mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử

SỞ GD&ĐT NGHỆ AN TRƯỜNG THPT THÁI HOÀ SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM ĐỀ TÀI: MỘT SỐ KINH NGHIỆM HƯỚNG DẪN HỌC SINH MÔ TẢ SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT TRONG PHÂN TỬ BẰNG SỰ LAI HÓA ORBITAL NGUYÊN TỬ Lĩnh vực: HÓA HỌC Tác giả: Hồ Diệp Uyên - Tổ: Tự nhiên Nghệ An, năm 2024
MỤC LỤC Nội dung Trang PHẦN 1. ĐẶT VẤN ĐỀ……………………………………………. 1 I. LÍ DO CHỌN ĐỀ TÀI…………………………………………… 1 II. MỤC ĐÍCH NGHIÊN CỨU.......................................................... 1 III. ĐỐI TƯỢNG VÀ PHẠM VI NGHIÊN CỨU.............................. 2 IV. NHIỆM VỤ NGHIÊN CỨU......................................................... 2 V. GIẢ THUYẾT KHOA HỌC.......................................................... 2 VI. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU................................................. 2 VII. CÁC ĐÓNG GÓP MỚI CỦA ĐỀ TÀI………………………… 3 PHẦN II. NỘI DUNG………………………………………………. 4 CHƯƠNG I. CƠ SỞ LÝ THUYẾT VÀ CƠ SỞ THỰC TIỄN……... 4 I. CƠ SỞ LÝ THUYẾT …………………………………………….. 4 II. CƠ SỞ THỰC TIỄN…………………………………………….. 15 CHƯƠNG II. XÂY DỰNG CÁC BƯỚC ĐỂ MÔ TẢ SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT TRONG PHÂN TỬ BẰNG SỰ LAI HÓA 21 ORBITAL NGUYÊN TỬ…………………………………………. I. MỘT SỐ TRƯỜNG HỢP SỬ DỤNG KIẾN THỨC LAI HOÁ..... 21 II. KIẾN THỨC HỌC SINH CẦN NẮM VỮNG …………………. 21 III. CÁC BƯỚC HƯỚNG DẪN HỌC SINH MÔ TẢ SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT TRONG PHÂN TỬ BẰNG SỰ LAI HÓA 25 ORBITAL NGUYÊN TỬ………………………………………….. CHƯƠNG III. THỰC NGHIỆM........................................................ 39 I. MỤC ĐÍCH THỰC NGHIỆM……………………………………. 39 II. NỘI DUNG THỰC NGHIỆM...................................................... 39 CHƯƠNG IV.KHẢO SÁT TÍNH CẤP THIẾT VÀ TÍNH KHẢ THI 44 CỦA ĐỀ TÀI………………………………………………………. I. MỤC ĐÍCH KHẢO SÁT……………………………………….. 44 II. NỘI DUNG VÀ PHƯƠNG PHÁP KHẢO SÁT……………….. 44 PHẦN III. KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ…………………… 53 I. KẾT LUẬN………………………………………………………. 53 II. KIẾN NGHỊ………………………………………………… 53
1 PHẦN I. ĐẶT VẤN ĐỀ I. LÍ DO CHỌN ĐỀ TÀI Học hóa học, đối với học sinh, quan trọng nhất là phải biết và hiểu được tính chất hóa học của các chất. Từ đó, mới có thể làm được bài tập lý thuyết và bài tập tính toán, hiểu được ứng dụng, quá trình điều chế…của các chất. Muốn vậy, học sinh phải hiểu rõ được quá trình hình thành liên kết trong phân tử, biết được cấu trúc của phân tử. Một trong những kiến thức quan trọng giúp cho học sinh thực hiện điều này là kiến thức về sự lai hóa orbital nguyên tử. Trong chương trình hóa học lớp 10, kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử được đề cập đến trong Bài 1: “Liên kết hóa học” thuộc Chuyên đề 1. Cơ sở hóa học (Chuyên đề học tập Hóa học 10 – Kết nối tri thức với cuộc sống - Nhà xuất bản Giáo dục Việt Nam). Sự lai hóa orbital nguyên tử giúp học sinh giải thích được cấu tạo, cấu trúc của nhiều phân tử (sự giống nhau của các liên kết, góc liên kết, hình dạng phân tử, độ bền liên kết…) mà sử dụng kiến thức khác đã học không giải thích được, từ đó học sinh hiểu rõ hơn về tính chất hóa học, tính chất vật lí của các chất. Trong hai năm dạy Chuyên đề học tập hóa học 10, với phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử, tôi nhận thấy, nếu chỉ cung cấp kiến thức như trong sách giáo khoa, làm bài tập trong sách giáo khoa thì khi học xong, đối với học sinh, sự lai hóa orbital nguyên tử vẫn là một kiến thức trừu tượng, khó hiểu và việc sử dụng kiến thức để mô tả, giải thích cấu tạo, cấu trúc phân tử vẫn là điều rất khó khăn. Qua khảo sát giáo viên của các trường trên địa bàn, học sinh của trường THPT Thái Hòa, kết quả cho thấy: Đối với nhiều giáo viên, đây phần kiến thức khó để giảng dạy cho học sinh hiểu được, áp dụng được. Mặt khác, một số ít giáo viênvà nhiều học sinh cho rằng phần lai hóa không có trong đề thi tốt nghiệp THPT, chỉ có trong đề thi học sinh giỏi nên còn e ngại đề cập đến kiến thức này, học sinh thường có tâm lí bỏ qua kiến thức, gây khó khăn cho việc tiếp những phần kiến thức sau, không có đầy đủ kiến thức để hiểu sâu sắc về tính chất của các chất. Tuy nhiên, đối với giáo viên và những học sinh khá giỏi môn hóa đều nhận thấy rằng đây là phần kiến thức quan trọng. Vì vậy, tôi đã nghiên cứu, tìm hiểu, đúc rút kinh nghiệm và đã chọn đề tài: “Một số kinh nghiệm hướng dẫn học sinh mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử”. Thực hiện đề tài, mong muốn của tôi là viết được một tài liệu giúp cho học sinh từ kiến thức lai hóa mô tả được sự hình thành liên kết trong phân tử, hiểu rõ hơn về cấu trúc, hình dạng phân tử cũng như tính chất các chất. Và hy vọng đơn giản hóa hơn công việc giảng dạy của giáo viên khi dạy phần này. II. MỤC ĐÍCH NGHIÊN CỨU Mục đích của đề tài là tìm ra được phương pháp hướng dẫn học sinh mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử với các bước cụ thể một cách dễ hiểu, dễ thực hiện nhất.
2 III. ĐỐI TƯỢNG VÀ PHẠM VI NGHIÊN CỨU Trong đề tài này, tôi chỉ đề cập đến ba dạng lai hóa đơn giản: sp3, sp2, sp như trong Chuyên đề học tập Hóa học 10, Kết nối tri thức với cuộc sống, Nhà xuất bản Giáo dục Việt Nam. Và tập trung hướng dẫn học sinh mô tả, giải thích cấu trúc của một số phân tử trong chương trình Hóa học ở trung học phổ thông. Thực nghiệm đề tài cho học sinh lớp 10 có học Chuyên đề học tập hóa học 10 tại THPT Thái Hoà. IV. NHIỆM VỤ NGHIÊN CỨU 4.1. Nghiên cứu cơ sở lý thuyết của sự lai hóa orbital nguyên tử. 4.2. Đưa ra được các bước cụ thể để mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử một cách dễ hiểu, dễ thực hiện nhất. 4.3.Thực nghiệm sư phạm nhằm khảo sát, đánh giá hiệu quả đề tài. V. GIẢ THUYẾT KHOA HỌC Nếu đề tài đưa ra được các bước cụ thể để mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử một cách dễ hiểu, dễ thực hiện nhất thì sẽ giúp giáo viên có định hướng dạy học phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử rõ ràng, giúp học sinh tiếp thu và vận dụng kiến thức một cách hiệu quả. VI. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU 6.1. Phương pháp nghiên cứu lý thuyết Nghiên cứu tổng quan các tài liệu cơ sở lý thuyết về liên kết hóa học để làm nền tảng xây dựng cơ sở lí luận của đề tài. 6.2. Phương pháp điều tra cơ bản Thực hiện khảo sát 28 giáo viên dạy Hóa học trên địa bàn và hơn 100 học sinh lớp có học Chuyên đề học tập hóa học 10 tại trường THPT Thái Hòa về độ khó khi dạy và học, tầm qua trọng phần kiến thức lai hoá orbital nguyên tử. Khảo sát về tính cấp thiết và tình khả thi của đề tài. 6.3. Phương pháp thực nghiệm sư phạm Tiến hành thực nghiệm sư phạm để kiểm tra giả thuyết khoa học của đề tài, tính hiệu quả của đề tài. Trong quá trình thực nghiệm có thảo luận với giáo viên đứng lớp để thống nhất nội dung và phương pháp hoạt động. 6.4. Phương pháp thống kê toán học Đề tài đã sử dụng công cụ Phân tích dữ liệu/ Thống kê mô tả (Data Analysis/Descriptive Statistics) trong phần mềm Excel để tính các tham số thống kê như: điểm trung bình, độ lệch chuẩn để xử lí các kết quả điều tra và thực nghiệm sư phạm.
3 VII. CÁC ĐÓNG GÓP MỚI CỦA ĐỀ TÀI Đưa ra cơ sở lý luận và thực tiễn về phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử. Đưa ra được các bước cụ thể để mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử một cách dễ hiểu, dễ thực hiện nhất là tài liệu tham khảo cho các đồng nghiệp có thể áp dụng trong quá trình dạy học.
4 PHẦN II. NỘI DUNG CHƯƠNG I. CƠ SỞ LÝ THUYẾT VÀ CƠ SỞ THỰC TIỄN I. CƠ SỞ LÝ THUYẾT 1.1. Khái niệm liên kết hoá học [1] Theo thuyết cấu tạo hoá học, sự liên kết giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể được giải thích bằng sự giảm năng lượng khi các nguyên tử kết hợp lại với nhau. Khi tạo liên kết hoá học thì nguyên tử có xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững của khí hiếm. Liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn. Trong các phản ứng hoá học, chỉ có các electron thuộc lớp ngoài cùng và phân lớp sát lớp ngoài cùng tham gia vào quá trình tạo thành liên kết (electron hoá trị). Các electron hoá trị của nguyên tử một nguyên tố được quy ước biểu diễn bằng các dấu chấm đặt xung quanh kí hiệu nguyên tố. Bảng 1.1. Biểu diễn electron hóa trị của một số nguyên tử 1.2. Sự tạo thành liên kết cộng hoá trị [1][9] Liên kết cộng hoá trị là liên kết được tạo thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung. Nguyên tử phi kim có lớp electron hoá trị gần bão hoà và có xu hướng nhận thêm electron để đạt cấu hình electron bền vững của nguyên tử khí hiếm. Khi hai nguyên tử phi kim kết hợp với nhau tạo thành phân tử, chúng sẽ góp một hoặc nhiều electron để tạo thành các cặp electron dùng chung. Các cặp electron dùng chung được tính cho cả hai nguyên tử trong phân tử nên mỗi nguyên tử đều đạt được cấu hình bền vững theo quy tắc octet. Cặp electron dùng chung tạo ra liên kết cộng hoá trị giữa hai nguyên tử. Cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử có thể được tạo thành theo hai kiểukhác nhau: - Mỗi nguyên tử góp một hay nhiều electron để tạo thành các cặp electron dùng chung. Ví dụ: A• + •B → A: B hoặc A – B (liên kết A – B là liên kết cộng hoá trị).
5 - Cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử đóng góp, liên kết giữa hai nguyên tử là liên kết cộng hoá trị kiểu cho – nhận. Ví dụ: Khi cặp electron dùng chung chỉ do nguyên tử B đóng góp. nguyên tử B là nguyên tử cho electron, nguyên tử A là nguyên tử nhận electron. Kí hiệu B → A. 1.2.1. Sự tạo thành phân tử có liên kết đơn Liên kết đơn được hình thành bởi 1 cặp electron góp chung giữa 2 nguyên tử (biểu diễn bằng một gạch nối). Ví dụ 1: Phân tử chlorine: Mỗi nguyên tử chlorine có 7 electron hoá trị, hai nguyên tử chlorine liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử chlorine góp 1 electron, tạo thành một cặp electron dùng chung. Khi đó, trong phân tử Cl2 mỗi nguyên tử đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet: Hình 1.2. Sơ đồ mô tả sự dùng chung cặp electron giữahai nguyên tử chlorine, tạo thành phân tử chlorine Từ công thức electron, thay một cặp electron dùng chung bằng một gạch nối thì thu được công thức Lewis (Li-uýt). Có thể biểu diễn bằng sơ đồ: Hình 1.3. Sơ đồ sự tạo thành phân tử chlorine Giữa hai nguyên tử chlorine có một cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng một gạch nối), đó là liên kết đơn. Ví dụ 2: Phân tử hydrogen chloride: Nguyên tử hydrogen liên kết với nguyên tử chlorine bằng cách mỗi nguyên tử góp 1 electron tạo thành 1 cặp electron dùng chung trong phân tử HCI. Khi đó nguyên tử hydrogen có 2 electron (cấu hình electron bền vững của nguyên tử khi hiếm He) và nguyên tử chlorine có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet.
6 Hình 1.4. Sơ đồ sự tạo thành phân tử hydrogen chloride Giữa hai nguyên tử hydrogen và chlorine có một cặp electron dùng chung (biểu diễnbằng một gạch nối), đó là liên kết đơn. 1.2.2. Sự tạo thành phân tử có liên kết đôi Liên kết đôi được hình thành bởi hai cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng hai gạch nối) Ví dụ 1: Phân tử oxygen: Mỗi nguyên tử oxygen có 6 electron hoá trị, hai nguyên tử oxygen liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử đóng góp 2 electron, tạo thành 2 cặp electron dùng chung. Trong phân tử O 2, mỗi nguyên tử oxygen đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet. Hình 1.5. Sơ đồ sự tạo thành phân tử oxygen Giữa hai nguyên tử oxygen có hai cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng hai gạch nối), đó là liên kết đôi. Ví dụ 2: Phân tử carbon dioxygende: Nguyên tử carbon có 4 electron hoá trị, nguyên tử oxygen có 6 electron hoá trị. Hai nguyên tử oxygen liên kết với một nguyên tử carbon bằng cách mỗi nguyên tử oxygen đóng góp 2 electron và nguyên tử carbon đóng góp 4 electron tạo thành bốn cặp electron dùng chung. Khi đó, trong phân tử CO2, mỗi nguyên tử đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet. Hình 1.6. Sơ đồ sự tạo thành phân tử carbon dioxygende Giữa nguyên tử C và nguyên tử O có 2 cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng hai gạch nối), đó là liên kết đôi. Phân tử CO, có hai liên kết đôi. 1.2.3. Sự tạo thành phân tử có liên kết ba Liên kết đôi được hình thành bởi ba cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng ba gạch nối) Phân tử nitrogen: Nguyên tử nitrogen có 5 electron hoá trị, hai nguyên tử nitrogen liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử nitrogen đóng góp 3 electron,
7 tạo thành ba cặp electron dùng chung. Khi đó, trong phân tử N2, mỗi nguyên tử đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet. Hình 1.7. Sơ đồ sự tạo thành phân tử nitrogen Giữa hai nguyên tử nitrogen có ba cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng ba gạch nối), đó là liên kết ba. Liên kết tạo thành trong các phân tử Cl2, HCl, O2, CO2, N2,...là liên kết cộng hoá trị. Liên kết cộng hoá trị là liên kết được tạo thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung. Liên kết trong các phân tử Cl2, O2, N2,...có cặp electron dùng chung không bị hút lệch về phía nguyên tử nào được gọi là liên kết cộng hoá trị không phân cực. Liên kết trong phân tử HCI có cặp electron dùng chung lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (CI) được gọi là liên kết cộng hoá trị phân cực. 1.3. Mô tả liên kết cộng hoá trị bằng sự xen phủ các orbital nguyên tử (AO)[1] 1.3.1. Sự xen phủ các orbital nguyên tử tạo liên kết σ (sigma) - Sự xen phủ s-s Phân tử H2 tạo thành từ 2 nguyên tử H (1s1). Khi 2 nguyên tử H tiến lại gần nhau, hạt nhân của nguyên tử này hút đám mây electron của nguyên tử kia, hai orbital nguyên tử xen phủ vào nhau một phần. Vùng xen phủ có mật độ điện tích âm lớn, làmtăng lực hút của mỗi hạt nhân với vùng này và làm cân bằng lực đầy giữa hai hạt nhân,để hai nguyên tử liên kết với nhau. Hình 1.8. Sơ đồ xen phủ orbital s và s, tạo liên kết σ Trong phân tử H2, khoảng cách giữa tâm của hai hạt nhân nguyên tử H (độ dài liên kết H-H) là 74 pm, ngắn hơn tổng bán kính của hai nguyên tử H (106 pm). Phân tử H2 bền hơn và có năng lượng thấp hơn tổng năng lượng của hai nguyên tử H riêng rẽ. - Sự xen phủ s-p
8 Phân tử HF tạo thành khi orbital 1s của nguyên tử H (1s 1) xen phủ với orbital 2p của nguyên tử F (2s22p5) theo trục liên kết, tạo liên kết cộng hoá trị giữa H và F, vùng xen phủ càng lớn thì liên kết càng bền. Hình 1.9. Sơ đồ xen phủ orbital s và p, tạo liên kết σ - Sự xen phủ p − p. Phân tử Cl2, tạo thành khi hai orbital 3p của hai nguyên tử Cl (3s23p5) xen phủ theo trục liên kết của hai nguyên tử Cl Hình 1.10. Sơ đồ xen phủ orbital p và p, tạo liên kết σ Trong các trường hợp xen phủ trên, để vùng xen phủ cực đại, các orbital sẽ xen phủ với nhau theo trục liên kết. Sự xen phủ như thế gọi là xen phủ trục, tạo ra liên kết σ. Các liên kết cộng hoá trị đơn đều là liên kết σ. Trong liên kết σ, mật độ xác suất tìm thấy electron lớn nhất dọc theo trục liên kết. 1.3.2. Sự xen phủ các orbital nguyên tử tạo liên kết π (pi) Sự xen phủ, trong đó trục của các orbital tham gia liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết, được gọi là xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo ra liên kết π (pi). Ở những liên kết đôi và ba (như trong phân tử N2, C2H4, ...), ngoài liên kết σ còn có liên kết π Liên kết đôi gồm một liên kết σ và một liên kết π. Liên kết ba gồm một liên kết σ và hai liên kết π Hình 1.11. Sơ đồ xen phủ orbital p và p, tạo liên kết π
9 1.4. Công thức Lewis [1][7] 1.4.1. Công thức electron, công thức Lewis Công thức electron Công thức Lewis Khi biểu diễn liên kết giữa các nguyên Khi thay mỗi cặp electron dùng chung tử bằng một hay nhiều cặp electron trong công thức electron bằng một gạch dùng chung, ta được công thức electron. nối (-), ta được công thức Lewis. Ví dụ: Ví dụ: Công thức electron của các phân tử Công thức Lewis của các phân tử HCI, HCI, Cl2, H2O lần lượt là: Cl2, H2O lần lượt là: Công thức Lewis cho biết số liên kết xích – ma (σ), liên kết pi (π) và số cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết trong phân tử) 1.4.2. Các bước viết công thức Lewis Bước 1. Xác định tổng số electron hoá trị trong phân tử. Tổng số electron hoá trị trong phân tử bằng tổng số electron hoá trị của tất cả các nguyên tử trong phân tử. Ví dụ: Xét phân tử CO2, tổng số electron hoá trị = 1.4 + 2.6 = 16 electron. Bước 2. Về khung phân tử với các liên kết đơn. Trong đó, nguyên tử trung tâm thường là nguyên tử cân nhiều electron nhất để đạt oclet các nguyên từ còn lại xếp xung quanh nguyên tử trung tâm. Trong phân tử CO2, nguyên tử C cần 4 electron để đạt octet, nguyên tử O cần 2 electron hoa trị để đạt octet. Vì vậy, C là nguyên tử trung tâm, còn các nguyên tử O được xếp xung quanh: Bước 3. Điền các electron hoà trị chưa tham gia liên kết vào các nguyên tử xung quanh để đạt octet Mỗi nguyên tử C cần 6 electron hoá trị để đạt octet Bước 4. Tính số electron hoá trị còn lại. Nếu còn các electron hoà trị thì sử dụng để hoàn thành octet của nguyên tử trung tâm. Nếu số electron hoá trị đã hết mà
10 nguyên từ trung tâm chưa đạt octet thi chuyển các cặp electron hoa trị từ nguyên tử xung quanh để tạo liên kết đối hoặc liên kết ba với nguyên tử trung tâm, sao cho phù hợp với hoa trị của nguyên tố. Trong phân tử CO2số electron hoá trị còn lại là: 16 – 2.2 – 2.6 = 0. Số electron hoá tị của nguyên tử Clà 4, nên để đạt octet mỗi nguyên tử O dùng 1 cặp electron hoá trị để tạo liên kết đối với nguyên tử C. Công thức Lewis của phân tử CO2: Lưu ý. Trong một số trường hợp nguyên tử trung tâm có thể có số lẻ eletron, hoặc nhiều hơn 8 electron. 1.5. Sự lai hoá orbital nguyên tử [7] [10] 1.5.1. Khái niệm lai hoá orbital Sự lai hoá orbital nguyên tử (AO) là sự tổ hợp “trộn lẫn’’ một số orbital trong một nguyên tử để tạo thành từng ấy orbital lai hoá giống hệt nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian. 1.5.2. Nguyên nhân của sự lai hóa: Là do các orbital hoá trị ở các phân lớp khác nhau có năng lượng và hình dạng khác nhau phải đồng nhất để tạo liên kết bền 1.5.3. Điều kiệnđể các AO hoá trị tham gia lai hoá - Các AO tham gia lai hoá có mức năng lượng xấp xỉ bằng nhau và thuộc cùng một lớp - Các orbital lai hoá có năng lượng và kích thước hoàn toàn như nhau nhưng khác nhau về sự định hướng trong không gian - Số orbital lai hoá thu được bằng tổng số orbital tham gia tổ hợp 1.5.4. Đặc điểm của orbital lai hoá - Orbital lai hóa có hình dạng số 8 một đầu nở rộng còn đầu kia bị thu hẹp. Hình 1.12. Hình ảnh orbital trước và sau lai hóa
11 - Orbital lai hóa xen phủ tạo liên kết σ còn liên kết π được tạo từ sự xen phủ orbital không tham gia lai hóa 1.5.5.Trạng thái lai hoá sp3, sp2, sp Trong đề tài này, tôi chỉ đề cập đến ba dạng lai hóa đơn giản: sp3, sp2, sp. Và hướng dẫn học sinh mô tả, giải thích cấu trúc của một số phân tử trong chương trình Hóa học ở trung học phổ thông. - Lai hoá sp3:Là sự tổ hợp của một AO s với 3 AO p của một nguyên tử tham gia liên kết tạo thành 4 orbital lai hoá sp3 định hướng từ tâm đến bốn đỉnh của hình tứ diện đều mà tâm của hình từ diện là hạt nhân nguyên tử đang xét. Lai hóa sp 3 còn được gọi là lai hóa tứ diện. - Hình dạng của phân tử: hình tứ diện đều - Góc liên kết là: 109028’ - Lai hoá sp3 gặp trong các phân tử alkane, H2O, NH3… Hình 1.13. Hình ảnh orbital lai hóa sp3 - Lai hoá sp2: Là sự tổ hợp một AO s với hai AO p của một nguyên tử tham gia liên kết tạo thành 3 AO lai hoá sp2 định hướng từ tâm đến đỉnh của một tam giác đều. Lai hóa sp2 còn được gọi là lai hóa tam giác phẳng. Hình dạng phân tử: Tam giác đều Góc liên kết là 1200 Lai hoá sp2 gặp trong phân tử alkene, benzene, BF3 AlCl3 BH3…
12 Hình 1.14. Hình ảnh orbital lai hóa sp2 - Lai hoá sp: Là sự tổ hợp của một AO s với một AO p của một nguyên tử tham gia liên kết tạo thành hai AO lai hoá sp nằm thẳng hàng với nhau hướng về hai phía đối xứng nhau. Lai hóa sp còn được gọi là lại hoá thẳng. Hình dạng phân tử: Đường thẳng Góc liên kết: 1800. Lai hoá sp thường gặp trong phân tử alkine, BH2, BeCl2, CO2 Trạng thái lai hóa sp của nguyên tử Beryllium Sự xen phủ tạo liên kết Be – H Lai hóa sp và sự xen phủ các orbital liên kết Hình 1.15. Hình ảnh orbital lai hóa sp
13 1.4. Ý nghĩa Thuyết lai hoá giúp ta giải thích dạng hình học của phân tử, cấu trúc phân tử của một chất. Một loại lai hoá có thể tạo ra một hay nhiều cấu trúc nào đó: Lai hoá sp: Tạo cấu trúc đường thẳng (như trong phân tử BeH2, ZnCl2, CO2, C2H2) Lai hoá sp2: Tạo cấu trúc chữ V (như trong phân tử SO2, O3….), tam giác phẳng (như trong các phân tử và ion: BF3, SO3, HNO3, NO3-, CO32- …) Lai hoá sp3: Tạo cấu trúc chữ V (Như trong phân tử H2O, H2S..), Tháp tam giác như (NH3, H3O+ ….) và tứ diện (Như trong các phân tử và ion: CH4, CCl4, NH4+). 1.5. Cấu trúc hình học của một số phân tử [10] [11] 1.5.1. Mô hình đẩy giữa các cặp electron hóa trị (thuyết Gillespie) - Mô hình đẩy giữa các cặp electron hóa trị (VSEPR) do Gillespie đề xuất để dự đoán cấu trúc phân tử dựa vào sự suy luận như sau - Các cặp electron liên liên kết và không liên kết (có khi là electron độc thân) ở lớp ngoài phân bố xung quanh nguyên tử sao cho lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất. - Theo mô hình VSEPR một phân tử bất kì có dạng: AXnEm Trong đó: + A: nguyên tử trung tâm. + X: nguyên tử xung quanh liên kết với nguyên tử A (hay cặp e tạo liên kết σ của A). + n: là số nguyên tử X đã liên kết với nguyên tử A (hay số cặp e tạo liên kết σ của A). + E: cặp electron hóa trị chưa tham gia liên kết của nguyên tử A + m: số cặp electron hóa trị chưa tham gia liên kết của A (Nếu A tạo liên kết đôi, ba hay lẻ 1 electron thì vẫn được tính tương đương với 1 cặp electron). - Nội dung mô hình VSEPR: (1) Hình học phân tử phụ thuộc vào tổng số cặp electron hóa trị của nguyên tử trung tâm: (n + m) (2) Các cặp electron hóa trị được phân bố xung quanh nguyên tử trung tâm sao cho lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất. (3) Lực đẩy giữa các cặp electron dùng chung (X) và cặp electron chưa tham gia liên kết (E) giảm theo thứ tự: E – E > E – X > X – X. 1.5.2. Cấu trúc của một số phân tử và ion theo thuyết Gillespie
14 Trạng Công Một số phân tử Một số phân Cấu trúc phân tử m+n thái thức liên kết đơn tử liên kết AXm lai hóa VSEPR bội 2 AX2E0 Hai cặp electron liên BeH 2 , BeCl2 , CO2 , N 2 , kết đẩy nhau ⇒ phân tử CdX 2 , HgX 2 , − C2 H 2 , N 3 , có cấu trúc thẳng, góc AgI2 − ,  CuCl2  , sp − HCN,  liên kết (góc hóa trị) + 180o.  Ag ( NH 3 )2  ,   AX3E0 Ba cặp electron liên kết BH3 , BX3 , AlX 3 , SO3 , CO32− , đẩy nhau ⇒ phân tử có GaX 3 , lnX 3 , NO3 , C2 H 4 , cấu trúc tam giác đều B ( CH 3 )2 F, phẳng, góc liên kết 120o. In ( CH 3 )3 , AX2E1 Lực đẩy giữa cặp SnX2 , PbX 2 , SO2, NO2, O3, 3 sp2 electron chưa liên kết NOCl, … với cặp electron liên kết lớn hơn giữa hai cặp electron liên kết ⇒ góc liên kết giảm (< 120o) ⇒ phân tử dạng góc hay gấp khúc AX4E0 Bốn cặp electron liên CX 4 , BX 4 , SO42-, PO43-, kết đẩy nhau ⇒ phân tử NH + , Al2Cl6 , POCl3,… 4 có cấu trúc tứ diện đều, BeX 2− , AlX 4  − góc liên kết 109,5o. 2 AX3E1 Lực đẩy giữa cặp + NH3 , OH3 , SOBr2; SO32-, electron chưa liên kết ClO3-, P4O6 NX3 , PH3 , PX3 , với cặp electron liên As4O6… AsX3 , SbX3 ... kết lớn hơn giữa hai cặp electron liên kết ⇒ góc 4 sp3 liên kết giảm (< 109,5o) ⇒ phân tử dạng chóp tam giác AX2E2 Lực đẩy giữa hai cặp OF2 , NH 2 ; ClO − … 2 electron chưa liên kết H 2O, H 2S, lớn hơn giữa hai cặp SCl2 ,SeCl2 ... electron liên kết ⇒ góc liên kết giảm (< 109,5o) ⇒ phân tử dạng góc hay gấp khúc
15 II. CƠ SỞ THỰC TIỄN Qua hai năm dạy Chuyên đề hoá học 10, tôi nhận thấy,phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử (Mục III. Sự lai hóa orbital nguyên tử -Bài 1. Liên kết hóa học - Chuyên đề 1. Cơ sở hóa học - Chuyên đề học tập hóa học 10 - Sách Kết nối tri thức với cuộc sống - Nhà xuất bản Giáo dục Việt Nam) là một phần kiến thức khó và khá trừu tượng. Do đó, việc giảng dạy của giáo viên và việc tiếp thu của học sinh gặp nhiều khó khăn. Học sinh lúng túng trong việc xác định nguyên tố tham gia lai hóa, kiểu lai hóa, cách mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử, giải thích cấu trúc phân tử. Số học sinh tiếp thu được kiến thức lai hóa rất ít và kiến thức tiếp thu được cũng mơ hồ, việc áp dụng kiến thức này còn khó khăn hơn. Để khẳng định điều này, tôi đã tiến hành khảo sát về độ khó trong dạy và học, mức độ tiếp thu và tầm quan trọng của phần kiến thức này. 2.1. Mục đích, đối tượng, nội dung và phương pháp điều tra 2.1.1. Mục đích điều tra Tìm hiểu về mức độ khó khăn, nhu cầu giảng dạy và học tập, tầm quan trọng khi giảng dạy và học tập phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử. 2.1.2. Đối tượng điều tra Giáo viên (GV) dạy hóa học của các trường THPT trên địa bàn và học sinh (HS) các lớp có học chuyên đề học tập hóa học 10 của trường THPT Thái Hòa. 2.1.3. Nội dung điều tra Đối với GV: Điều tra về mức độ khó khăn khi giảng dạy cho học sinh và thực trạng việc học sinh tiếp thu phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử. Điều tra về đánh giá tầm quan trọng phần kiến thức này đối với chương trình Hóa học THPT. Bảng 1.2: Bảng câu hỏi khảo sát đối với giáo viên Khảo sát về giảng dạy phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử. (Hướng dẫn học sinh mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử) *GV chọn mức độ tương ứng Câu hỏi 1: Mức độ khó khăn khi dạy học phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử 1 Rất khó 2 Khó 3 Hơi khó 4 Dễ Câu hỏi 2: Mức độ tiếp thu của học sinh khi học phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử
16 1 Rất khó khăn khi tiếp thu 2 Khó khăn khi tiếp thu 3 Hơi khó khăn khi tiếp thu 4 Không khó khăn khi tiếp thu Câu hỏi 3: Tầm quan trọng của phần kiến thức này trong chương trình hóa học THPT 1 Rất quan trọng 2 Quan trọng 3 Ít quan trọng 4 Không quan trọng Hình 1.16. Mã QR điều tra đối với giáo viên - Đối với HS: Điều tra về độ khó, mức độ khó khăn khi tiếp thu và thực trạng việc học sinh tiếp thu vận dụng phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử. Điều tra về đánh giá tầm quan trọng phần kiến thức này đối với chương trình Hóa học THPT. Bảng 1.3: Bảng câu hỏi khảo sát đối với học sinh Khảo sát về việc tiếp thu và vận dụng phần kiến thức sự lai hóa orbital nguyên tử. (Vận dụng để mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử bằng sự lai hóa orbital nguyên tử) *GV chọn mức độ tương ứng Câu hỏi 1: Em đánh giá như thế nào về độ khó của phần kiến thức lai hóa Orbital nguyên tử ? 1 Rất khó 2 Khó 3 Hơi khó 4 Dễ
17 Câu hỏi 2: Sau khi học xong phần kiến thức lai hóa orbital nguyên tử. Em đã vận dụng được kiến thức để mô tả sự hình thành phân tử chưa? 1 Đã vận dụng được cho nhiều phân tử Đã vận dụng được cho một số phân tử đơn 2 giản 3 Chưa vận dụng được 4 Không hiểu kiến thức phần này Câu hỏi 3: Theo em phần kiến thức này quan trọng không? 1 Rất quan trọng 2 Quan trọng 3 Ít quan trọng 4 Không quan trọng Hình 1.17. Mã QR điều tra đối với học sinh 2.1.4. Phương pháp điều tra Sử dụng bảng hỏi, các câu hỏi được thiết kế qua công cụ hỗ trợ https://forms.gle cho GV và HS cần khảo sát. (Hình ảnh mã QR trên) Số lượng GV và HS được khảo sát trên các địa bàn cụ thể như sau: Bảng 1.4. Số lượng trường học, GV và HS được khảo sát Đối tượng khảo Số STT Địa bàn khảo sát Ghi chú sát lượng 1 Giáo viên dạy học Trường THPT của 28 THPT Thái Hoà, Tây Hiếu, Hóa học Thái Hòa, Nghĩa Đàn Đông Hiếu, Cờ Đỏ, 1/5 2 Học sinh học CĐ Lớp 11K, 10K, 10M - 100 học tập hóa học THPT Thái Hòa 10
18 2.2. Kết quả điều tra 2.2.1. Đối với giáo viên Về độ khó: có 71,4% giáo viên đánh giá rất khó và khó; 28.6% đánh giá hơi khó Về mức độ tiếp thu của học sinh: có 100% giáo viên đánh giá rất khó khăn và khó khăn khi tiếp thu Về đánh giá tầm quan trọng: có 71,4% giáo viên đánh giá quan trọng; 28,6% đánh giá ít quan trọng