Những thuyết cổ điển về liên kết.

Khi đó cặp e hoá trị sẽ chuyể hẳn từ

2.2. Liên kết ion (Kotxen - Đức),

nguyên tử có độ âm điện nhỏ hơn, do đó

1916.

* Điều kiện hình thành: Khi hai sẽ hình thành ra các ion ngược dấu. Sau

nguyên tử tham gia liên kết có sự đó các ion ngược dấu sẽ liên kết với nhau

chênh lệch về độ âm điện là ∆χ ≥ 2.



bằng lực hút tĩnh điện của các ion ngược



* Bản chất của liên kết ion là lực tĩnh dấu.

điện giữa các ion trái dấu.

=> Xảy ra bởi 1 kim loại điển hình và

1 phi kim điển hình.

Ví dụ:

Na + Cl → Na+ + Cl- →

2s22p63s1 3s23p5



NaCl



2s22p6



3s23p6



Na – 1e = Na+

Cl +1e = Cl=> Hình thành liên kết ion trong phân

tử NaCl.



- Mỗi ion có thể tạo ra 1 điện trường xung



* Đặc điểm liên kết:



quanh nó, do đó liên kết ion được hình



- Liên kết ion không có tính định thành theo mọi hướng.

hướng:



- mỗi ion có thể hút được nhiều ion xung

quanh nó.



- Liên kết ion không có tính bão hoà,



- năng lượng của liên kết ion cỡ kJ trở lên.



- Liên kết ion là liên kết bền,



Do các đặc điểm trên ở điều kiện

thường các hợp chất liên kết ion là các



- Những hợp chất ion thường ở dạng chất rắn. Gồm vô số các ion âm và dương

tinh thể bền vững và có nhiệt độ nóng liên kết với nhau theo những trật tự nhất

chảy rất cao.



định.



=> Bản chất của liên kết ion là lực - Ví dụ: Các muối, các oxit và hydroxit

hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.



kim loạị.

ví dụ: H2, O2... (∆χ = 0) hoặc HCl, H2O...

(∆χ nhỏ).



* Nhược điểm: không giải thích được

sự hình thành phân tử

2.3. Liên kết cộng hoá trị (Liuyt Mỹ), 1916.

* Điều kiện hình thành: Liên kết

cộng hoá trị được hình thành giữa các

nguyên tử của cùng một nguyên tố

(∆χ = 0) hay giữa nguyên tử của các

nguyên tố có sự chênh lệch nhỏ về độ

điện âm (thường ∆χ = 2).



Ví dụ:



* Đặc điểm liên kết:

- Trong liên kết cộng các nguyên tử

tham gia liên kết bỏ ra 1, 2, 3 hay 4

electron dùng chung để mỗi nguyên tử



H.

&

&

: O:



.



H

&

&

: O:



&

&

đạt được cấu trúc 8 electron (hoặc 2e) ở : N:



lớp ngoài cùng.

- Các electron góp chung được gọi là

các electron liên kết



→

→



&

& →

: N:

&

& : C : : O:

&

& →

: O:



H:H

&

& : O:

&

&

: O:



H −H



H2



O =O



O2



&

& : N:

&

&

: N:

N=N

N2

&

& C :: O:

&

& O = C = O CO

: O::

2



- một cặp electron góp chung tạo ra một

liên kết và cũng được biểu diễn bằng một

gạch

- Ví dụ: Trong phân tử CO2 hoá trị của O



- Trong hợp chất cộng hoá trị của

nguyên tố bằng số liên kết hình thành



là 2 và của C là 4, trong phân tử NH 3 hoá

trị của N là 3 của H là 1.



giữa một nguyên tử của nguyên tố đó

với các nguyên tử khác hoặc bằng số

electron mà nguyên tử đưa ra góp

chung.



- Năng lượng liên kết cỡ hàng chục

kcal/mol.



- Liên kết cộng hoá trị tương đối bền.

* Phân biệt hai loại liên kết cộng

hoá trị:



- Ví dụ: + Liên kết trong các phân tử H 2,



- Liên kết cộng hoá trị không phân O2, N2... (∆χ = 0).

+ Liên kết C - H trong các hợp chất hữu

cực hay liên kết cộng thuần tuý.

=> Trong đó cặp electron liên kết cơ.

- Ví dụ: + Liên kết trong phân tử HCl, HF.



phân bố đều giữa hai nguyên tử.

- Liên kết cộng hóa trị phân cực.

=> Trong đó cặp electron liên kết bị



+ Liên kết O-H trong phân tử H 2O,

N-H trong NH3...



H:Cl



H:F



H:O:H



lệch về phía nguyên tử có độ điện âm



H :N: H

..

H



lớn hơn.

Liên kết cho nhận còn gọi là liên kết phối

2.4. Liên kết cho nhận.

trí có thể xem là một dạng đặc biệt của

*Điều kiện hình thành chất cho phải

liên kết cộng hoá trị

có ít nhất một đôi electron chưa liên

kết và chất nhận phải có obitan trống.

Ví dụ: Sự hình thành ion amoni từ

phân tử amoniac và ion hidro.

+



H

H

 H 

+





&

&

&

&

H: N: + H → H : N : H hay H − N → H





&

&

&

& 

 H

H

H





Nguyên tử N trong NH3 còn một đôi

electron chưa liên kết (đóng vai trò chất

cho). Ion H+ có obitan trống do đó có thể

nhận đôi electron của N.



- Các liên kết này bị phân cực và trên



2.5. Liên kết hidro.

nguyên tử H có một phần điện tích dương.

- Liên kết hidro được hình thành ở

Trong khi đó các nguyên tử N, O, F mang

những hợp chất trong đó hidro liên

một phần điện âm và do đó ngoài liên kết

kết với nguyên tử của nguyên tố khác

cộng hoá trị nó còn có thể tương tác với

có độ điện âm lớn và bán kính nhỏ

các nguyên tử H của phân tử bên cạnh

như N, O, F.

hình thành một liên kết yếu gọi là liên kết

hidro.

- Liên kết hidro có ảnh hưởng nhiều đến

- Các liên kết này thường được biểu



tính chất vật lí và hoá học của phân tử.

Ví dụ:



diễn bằng những dấu chấm.

- hình thành giữa các phân tử.

- Ví dụ:

... H δ+ − Fδ− ... H δ+ − Fδ− ..., ...



+ Do có liên kết hidro, H2O có nhiệt độ sôi

cao hơn H2S có cấu tạo tương tự với nó.



Các

H − O ...H − O , H − O ...+

H−

O

|

|

|

|

H

H

H

R



phân tử hữu cơ mang nhóm O - H



có nhiệt độ sôi cao hơn các đồng phân của



- Hoặc trong cùng một phân tử gọi là chúng không chứa liên kết này: ancol so

liên kết hidro nội phân tử.

với ete; axit so với este...



Ví dụ:



+ Ancol tan vô hạn trong nước là do tạo



Axit salixilic



được liên kết hidro với nước.



O-H



+ Liên kết hidro tạo ra giữa các nhóm -C



C=O

|

= O và -NH của axit amin trong các chuỗi OH

polypeptit đã duy trì được cấu trúc không

gian của phân tử protein.



O-H

Tóm lại, các thuyết cổ điển về liên



o. nitro phenol



kết cho phép mô tả và phân loại một cách



N=O

↓

đơn giản liên kết hoá học, từ đó giải thích

O

được một số tính chất của phân tử. Tuy



- Liên kết hidro là liên kết yếu, năng nhiên các thuyết này có một số hạn chế

lượng liên kết nhỏ và độ dài liên kết sau đây:

- Phân tử là những hệ hạt vi mô, vì vậy lí



lớn.

- Nhược điểm:

- Nhiều hợp chất hay ion không

thoả mãn quy tắc bát tử nhưng vẫn

tồn tại một cách bền vững, ví dụ: NO,

2+



NO2, Fe ...

- Chưa nói được bản chất của

lực liên kết giữa các nguyên tử trong

phân tử là gì.

- Không cho biết cấu trúc

không gian của các phân tử.



thuyết về liên kết và cấu tạo phân tử phải

được xây dựng trên cơ sở của cơ học

lượng tử (CHLT).

Năm 1927 ra đời hai thuyết CHLT

về liên kết bổ sung cho nhau, đó là thuyết

liên kết hoá trị (viết tắt là VB - valence

bond) và thuyết obitan phân tử (viết tắt là

MO - molecular obitan).

Luận điểm chủ yếu của các thuyết

này là liên kết hoá học được hình thành do

sự tổ hợp các AO của các nguyên tử liên

kết để tạo ra một hệ mới có năng lượng

nhỏ hơn hệ ban đầu mà đó chính là phân



tử.

d) Củng cố, tổng kết: Phân biệt và xác định được các loại liên kết

f) Giao bài tập:

- Xem lại toàn bộ kiến thức vừa học.

- Làm bài tập chương 3.



2.3. CHƯƠNG III: LIÊN KẾT HOÁ HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

a) Xác định mục tiêu

- Mục tiêu về kiến thức :

- Sự định hướng liên kết, xen phủ hình thành liên kết σ ; liên kết π .



- Sự lai hoá sp; sp2; sp3.

- Hình học phân tử của một số hợp chất.

- Liên kết π không định cư.

Mục tiêu về kỹ năng: + Phân biệt được các loại liên kết

+ Giải thích được góc lien kết trong phân tử.

- Mục tiêu về thái độ: Chủ động tích cực trong việc học tập, nghiên cứu sâu về

nguyên tử.

b) Chuẩn bị:

- Giảng viên: Phương tiện dạy học (Bảng viết và máy chiếu), Sách bài tập, Giáo trình.

- Sinh viên: Chuẩn bị tài liệu, bài tập, thảo luận, phương tiện, dụng cụ học tập…

c) Nội dung giảng dạy chi tiết

- Tên bài (mục):

Chương 3

LIÊN KẾT HOÁ HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ

(Phần 2)

- Lượng thời gian: 3 tiết

- Chi tiết nội dung chính và hình thức tổ chức dạy học:

Yêu cầu SV nhắc lại kiến thức đã học ở giờ trước.

ND SV phải biết



ND SV nên biết



(GV bao quát lớp. SV đọc giáo trình, thảo

(GV nhắc lại kiến thức và ghi lên bảng

tóm tắt nội dung. SV ghi chép, nhớ lại luận trên lớp)

kiến thức và lĩnh hội kiến thức mới)

3. Thuyết liên kết cộng hoá trị.



- Thuyết liên kết hoá trị (còn gọi là thuyết

cặp electron liên kết) do Haile, Lơnđơn

(Đức) đề xướng năm 1927, sau đó được

Poling và Slâytơ (Mỹ) phát triển.



3.1. Sự hình thành liên kết trong - Thuyết VB được đề ra trên cở sở nghiên

phân tử H2.

Mỗi nguyên tử H có một cứu sự hình thành liên kết trong phân tử

electron ở trạng thái cơ bản 1s. Khi H2.

hai nguyên tử H tiến lại gần nhau sẽ

có hai khả năng xảy ra.

- Nếu hai electron có spin cùng

dấu, khi khoảng cách r giảm, năng



Nếu lưu ý rằng mỗi obitan s (đám

o



lượng của hệ tăng liên tục, đó là trạng mây s) có bán kính 0,53 A thì khi tiếp xúc

thái không bền, không tạo ra liên kết nhau khoảng cách giữa hai hạt nhân phải

hoá học.



o



- Nếu hai electron có spin khác



là 1,06 A . Trong khi đó khoảng cách khi

o



dấu nhau, năng lượng của hệ giảm hình thành liên kết chỉ còn 0,74 A . Điều

o

đó chứng tỏ khi hình thành liên kết, hai

A

dần, và tại khoảng cách r0 = 0,74 có



giá trị cực tiểu tương ứng với năng

lượng Es < 2E0 khi đó hệ ở trạng thái

bền vững, trạng thái hình thành liên

kết (hình 1).



obitan s được xen phủ vào nhau làm tăng

xác suất có mặt electron ở vùng giữa hai

hạt nhân, mật độ điện tích âm tăng lên gây

ra sự hút hai hạt nhân và liên kết chúng

với nhau.



E



ro



r



Eo

Es



o



A



o



A



Hình 1

Như vậy lực liên kết hoá học

cũng có bản chất tĩnh điện.

3.2. Những luận điểm cơ bản của

thuyết VB.

- Liên kết cộng hoá trị được hình

Từ nghiên cứu của Haile và Lơnđơn



thành do sự ghép đôi hai electron độc



thân có spin ngược dấu của hai nguyên về phân tử H2, Poling và Slâytơ đã phát

tử liên kết, khi đó có sự xen phủ hai AO.



triển thành thuyết liên kết hoá trị.

Như vậy, theo VB khi hình thành



- Mức độ xen phủ của các AO



càng lớn thì liên kết càng bền, liên kết phân tử, các nguyên tử vẫn giữ nguyên

được thực hiện theo phương tại đó sự cấu trúc electron, liên kết được hình thành

xen phủ là lớn nhất.



chỉ do sự tổ hợp (xen phủ) của các



Ví dụ:



electron hoá trị (electron độc thân).



C

C*



↑

↓

↑



↑ ↑



hoá trị 2

Trong thuyết VB, hoá trị của



↑ ↑ ↑ hoá trị 4



nguyên tố bằng số e độc thân của nguyên

N



↑

↓



↑ ↑ ↑ hoá trị 3 tử ở trạng thái cơ bản hay trạng thái kích



3.3. Sự định hướng liên kết. Liên kết

σ (xích ma) và liên kết π (pi).

a. Các loại liên kết σ



s-s



thích.



p-p

s-p



b. Các loại liên kết π

Hình 2: Sự hình thành liên kết



Khi tạo ra liên kết σ thì đạt

p-p



p-d



d-d