Chuyên đề Một số vấn đề về liên kết hóa học

Nội dung tài liệu: Chuyên đề Một số vấn đề về liên kết hóa học

1. Phần thứ nhất MỞ ĐẦU 1. Lý do chọn đề tài Một trong những xu hướng phát triển của bài tập hóa học hiện đại là tăng cường khả năng tư duy hóa học cho học sinh ở cả ba phương diện: Lý thuyết, thực hành và ứng dụng. Một trong những nhiệm vụ trọng tâm của các trường THPT Chuyên nói chung và trường THPT Chuyên Bắc Giang nói riêng là giảng dạy học sinh các lớp chuyên và bồi dưỡng học sinh trong đội tuyển học sinh giỏi quốc gia vì vậy rất cần có những chuyên đề bài tập riêng phục vụ cho chương trình dạy chuyên và đội tuyển Quốc gia. Trong những chuyên đề Hóa học có chuyên đề về một số vấn đề về liên kết hóa học học sinh khi học còn gặp rất nhiều khó khăn trong việc tìm tài liệu tham khảo. Chính vì vậy chúng tôi chọn chuyên đề “ Một số vấn đề về liên kết hóa học”. 2. Tính mới của đề tài Tính mới của đề tài này thể hiện ở chỗ: Lần đầu tiên chuyên đề “Một số vấn đề về liên kết hóa học” được đề cập đến một cách tổng thể và chi tiết đến từng nội dung, chuẩn hóa những kiến thức cả về lí thuyết lẫn bài tập để cho học sinh và giáo viên làm liệu tham khảo. 3. Mục đích nghiên cứu Nhóm tác giả chúng tôi làm đề tài với các mục tiêu sau đây: Biên soạn tài liệu bồi dưỡng kiến thức chuyên đề một số vấn đề về liên kết hóa học thuộc phần hoá học đại cương cho giáo viên, học sinh giỏi tham dự các kỳ thi Học sinh giỏi cấp tỉnh, cấp quốc gia và thi chọn đội tuyển thi Olympic Hoá học Quốc tế. 4. Phạm vi và đối tượng nghiên cứu Chương trình Hóa học THPT Chuyên sâu lớp 10, 11 và 12; yêu cầu của đề thi học sinh giỏi cấp Tỉnh, Quốc gia và Olympic Quốc tế hằng năm. Bài giảng của giáo viên trường THPT Chuyên Bắc Giang và một số giáo viên ở các trường khác trong các kỳ sinh hoạt chuyên môn và thi Giáo viên giỏi cấp tỉnh. 5. Phương pháp nghiên cứu Các phương pháp nghiên cứu chủ yếu được sử dụng là phân tích, đối chiếu, phân loại....và tổng hợp. 6. Cấu trúc của chuyên đề Phần thứ nhất: Mở đầu Phần thứ hai: Nội dung Chương I: Sơ lược một số vấn đề về liên kết hóa học Chương 2: Một số vấn đề về bài tập liên kết hóa học 1
2. Phần thứ ba: Kết luận 7. Phân công công việc của từng thành viên Phần I: - Nguyễn Thị Việt Hà Phần II: Chương 1: - Nguyễn Thị Việt Hà Chương 2: - Tăng Thành Trung Phần III: - Tăng Thành Trung Tuy có nhiều cố gắng nhưng chuyên đề không thể tránh khỏi những thiếu sót, rất mong được các ý kiến đóng góp của các bạn đồng nghiệp và bạn đọc. Bắc giang, ngày 5 tháng 03 năm 2024 Nhóm tác giả Nguyễn Thị Việt Hà Tăng Thành Trung 2
3. Phần thứ hai NỘI DUNG Chương I SƠ LƯỢC MỘT SỐ VẤN ĐỀ VỀ LÝ THUYẾT LIÊN KẾT HÓA HỌC I.1 Các khái niệm cơ bản I.1.1. Khái niệm về liên kết Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững hơn. Khi có sự chuyển các nguyên tử riêng rẽ thành phân tử hay tinh thể tức là có liên kết hóa học thì nguyên tử có xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững của khí hiếm. Một cách tổng quát, sự liên kết giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể được giải thích bằng sự giảm năng lượng khi chuyển các nguyên tử riêng rẽ thành phân tử hay tinh thể. I.1.2 Quy tắc bát tử (8 electron) Theo quy tắc bát tử (8 electron) thì nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt được cấu hình electron bền vững của các khí hiếm với 8 electron ở lớp ngoài cùng (hoặc 2 electron đối với heli) là cấu hình electron bền vững. Với quy tắc bát tử, người ta có thể giải thích một cách định tính sự hình thành các loại liên kết trong phân tử, đặc biệt là cách viết công thức cấu tạo trong các hợp chất thông thường. Vì phân tử là một hệ phức tạp nên trong nhiều trường hợp quy tắc bát tử tỏ ra không đầy đủ. I.1.3. Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học I.1.3.1. Độ dài liên kết (d): Là khoảng cách giữa hai O hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nhau. 0 104028' 0,94 A 0 Ví dụ: Trong phân tử nước, dO-H = 0,94 A . Độ dài liên kết giữa hai nguyên tử A-B có thể tính gần H H đúng bằng tổng bán kính của hai nguyên tử A và B Giữa 2 nguyên tử xác định độ dài liên kết giảm khi bậc liên kết tăng 3
4. Ví dụ: Liên kết C – C C = C C  C E (kcal/mol) 83 143 194 0 D ( A ) 1,54 1,34 1,2 I.1.3.2 Góc liên kết Là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt nhân nguyên tử và đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nguyên tử đó. Ví dụ: Trong phân tử nước HOH = 104028’. Góc liên kết phụ thuộc vào: + Trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm. + Độ âm điện của nguyên tử trung tâm A và phối tử X, nguyên tử trung tâm A có độ âm điện lớn sẽ kéo mây của đôi electron liên kết về phía nó nhiều hơn, hai đám mây của hai liên kết mà lớn lại ở gần nhau gây ra lực tương tác đẩy làm cho độ lớn góc liên kết tăng lên. Nếu phối tử X có độ âm điện lớn sẽ gây tác dụng ngược lại. I.1.3.3. Năng lượng liên kết Năng lượng liên kết A-B là năng lượng cần cung cấp để phá vỡ hoàn toàn liên kết A-B (thường được qui về 1 mol liên kết có đơn vị kJ/mol hoặc kcal/mol). EH-H = 103 kcal/mol : H2 2H H = 103 kcal/mol Năng lượng liên kết (năng lượng phân li liên kết), về trị tuyệt đối chính bằng năng lượng hình thành liên kết nhưng ngược dấu. Tổng năng lượng các liên kết trong phân tử bằng năng lượng phân li của phân tử đó. Năng lượng liên kết giữa 2 nguyên tử xác định tăng cùng bậc liên kết (đơn < đôi < ba) I.2. Liên kết ion I.2.1. Sự hình thành liên kết ion Định nghĩa liên kết ion: Liên kết ion là liên kết hoá học được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. - Bản chất của lực liên kết ion: Là lực hút tĩnh điện. - Độ lớn của lực liên kết ion (F) phụ thuộc vào trị số điện tích của cation (q1) và anion (q2) và bán kính ion của chúng lần lượt là r1 và r2. q1.q2 F ~ ( r = r1 + r2 ) r 2 Khi lực liên kết ion càng lớn thì liên kết ion càng bền, năng lượng mạng lưới ion càng lớn và liên kết ion khó bị phân li, mạng lưới ion càng khó bị phá 4
5. vỡ, các hợp chất ion càng khó nóng chảy, khó bị hoà tan trong dung môi phân cực hơn. I.2.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo thành liên kết ion - Năng lượng ion hoá. - Ái lực với electron. - Năng lượng mạng lưới. I.2.2.1. Năng lượng ion hoá a) Khái niệm: Năng lượng ion hoá là năng lượng cần thiết để tách một electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản (trạng thái không kích thích) tạo ra cation ở trạng thái khí. + M + I1 M + 1e + 2+ M + I2 M + 1e 2+ 3+ M + I3 M + 1e ...... (n - 1)+ n+ M + In M + 1e Các giá trị I1, I2, I3, , In là năng lượng ion hoá thứ nhất, thứ 2, thứ 3,... và thứ n. b) Qui luật: + I1 < I2 < I3 < < In + Những nguyên tử có năng lượng ion hoá càng nhỏ càng dễ biến thành ion dương. I.2.2.2. Ái lực với electron a) Khái niệm: Ái lực đối với electron là năng lượng tỏa ra (hay thu vào) khi một nguyên tử kết hợp với electron để trở thành ion âm. - X + 1e X + A1 ( A1: là ái lực đối với electron thứ nhất) b) Qui luật: Ái lực đối với electron của một nguyên tố càng lớn thì nguyên tố đó càng dễ chuyển thành ion âm. I.2.2.3. Năng lượng mạng lưới a) Khái niệm: Năng lượng mạng lưới là năng lượng toả ra khi các ion kết hợp với nhau để tạo thành mạng lưới tinh thể. b) Quy luật: Năng lượng mạng lưới càng lớn thì hợp chất ion được tạo nên càng bền. Tóm lại: Kim loại càng dễ nhường electron, phi kim càng dễ nhận electron, các ion được tạo thành hút nhau càng mạnh thì càng thuận lợi cho sự tạo thành liên kết ion. 5
6. I.3. Liên kết cộng hóa trị I.3.1. Lí thuyết phi cơ học lượng tử ( thuyết electron hóa trị Lewis - Langmuir) Sự hình thành liên kết cộng hóa trị - Khi hình thành liên kết cộng hóa trị, các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung các cặp electron để đạt cấu trúc bền của khí hiếm gần kề ( với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng). - Các cặp electron dùng chung có thể do sự góp chung của hai nguyên tử tham gia liên kết (cộng hóa trị thông thường) hoặc chỉ do một nguyên tử bỏ ra (cộng hóa trị phối trí). - Số electron góp chung của một nguyên tử thường bằng 8 - n (n: số thứ tự của nhóm nguyên tố). Khi hết khả năng góp chung, liên kết với các nguyên tử còn lại được hình thành bằng cặp electron do một nguyên tử bỏ ra (thường là nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn). Ví dụ: Công thức phân tử Công thức electron Công thức cấu tạo .. H2O H :O:.. H H - O - H SO2 :O:: S.. :O: O= S O I.3.2. Lí thuyết cơ học lượng tử Thuyết VB (Valent Bond - Liên kết hóa trị) 1) Các luận điểm cơ sở của thuyết VB 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(obitan 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. Mỗi một liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi 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). 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). 6
7. 2) Thuyết VB về sự hình thành liên kết cộng hóa trị Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ của các obitan càng lớn, như vậy sự xen phủ của các obitan tuân theo nguyên lí xen phủ cực đại: “ liên kết được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ các obitan liên kết có giá trị cực đại”. Ví dụ: H 1s1 1 Cl 17 H H : H H – H 2 H H HCl H :Cl H – Cl H Cl Cl2 Cl : Cl Cl – Cl Cl Cl 3) Thuyết VB về vấn đề hóa trị của nguyên tử trong hợp chất cộng hóa trị Cộng hóa trị của một nguyên tử (hóa trị nguyên tử) bằng số liên kết mà nguyên tử đó có thể tạo được với các nguyên tử khác. Ví dụ: Trong CO2 (O= C =O) nguyên tử C và O lần lượt có hóa trị bằng 4 và 2 Theo thuyết VB, để tạo được một liên kết cộng hóa trị, nguyên tử đã sử dụng một electron độc thân của chúng. Như vậy, có thể nói rằng cộng hóa trị của một nguyên tử bằng số electron độc thân của nguyên tử đã dùng để tham gia liên kết. Cũng theo thuyết VB, khi tham gia liên kết các nguyên tử có thể bị “kích thích”. Sự kích thích này có ảnh hưởng đến cấu hình electron của nguyên tử, các electron cặp đôi có thể tách ra và chiếm cứ các AO còn trống trong cùng một lớp. Như vậy số electron độc thân của nguyên tử có thể thay đổi và cộng hóa trị của nguyên tử có thể có giá trị khác nhau trong những hợp chất khác nhau (Bảng 1). Ví dụ 1: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6 Ví dụ 2: Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO 2 là 3 ; HClO3 là 5; HClO4 là 7 7
8. Bảng 1: Số electron độc thân có thể có của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính Nhóm Cấu hình electron hóa trị Số e- độc thân IIA ns2 2 X* IIIA ns2 np1 1, 3 X* IVA ns2 np2 2, 4 X* VA ns2 np3 3, 5 Từ chu kì 3 X* VIA ns2 np4 2,4, 6 X* Từ chu kì 3 X** VIIA ns2 np5 1, 3, 5, 7 X* Từ chu kì 3 X** X*** 4) Bậc liên kết Bậc liên kết là số liên kết cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai nguyên tử. + Liên kết bậc một (liên kết đơn): Chỉ có một liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử . Ví dụ: H-H ; H- Cl + Liên kết bậc 2 (liên kết đôi): Có 2 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử Ví dụ: O= C =O + Liên kết bậc ba (liên kết ba): Có 3 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử Ví dụ: N  N ; H- C C - H , Các liên kết đôi và liên kết ba còn được gọi chung là liên kết bội. Khi số electron chung càng lớn, lực hút tĩnh điện giữa electron với hạt nhân của hai nguyên tử càng mạnh, độ bền liên kết tăng còn khoảng cách giữa hai tâm nguyên tử giảm. Do vậy khi bậc liên kết càng lớn thì năng lượng liên kết càng lớn và độ dài liên kết càng nhỏ. 8
9. Ví dụ: Liên kết C - C C = C C  C E (kcal/mol) 83 143 194 0 dC-C ( A ) 1,54 1,34 1,2 5) Liên kết xichma () và liên kết pi ( ). + Liên kết xichma (): Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết. Liên kết  có các loại s-s , s-p , p-p , s s s p p p Liên kết  thường bền, do có vùng xen phủ lớn và các nguyên tử có thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này. + Liên kết : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết. Liên kết có các loại p-p , p-d , Liên kết kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này. z z z z y y x p-p y x p-d 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 . 6) Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí). + Định nghĩa: Liên kết cộng hoá trị cho - nhận là liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử cung cấp gọi là nguyên tử cho, nguyên tử còn lại là nguyên tử nhận. H H + H + H N + H+ H N H hay H N H H Ví dụ: H H O O N hay N O O 9
10. + Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận: - Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ e đã bão hoà và còn ít nhất một cặp electron tự do (chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn. - Nguyên tử “ nhận ” phải có obitan trống. 7) Sự lai hóa các obitan nguyên tử. Thuyết lai hóa cho rằng một số AO có mức năng lượng gần bằng nhau khi tham gia liên kết có xu hướng tổ hợp với nhau để tạo ra các AO lai hóa có năng lượng thấp hơn, liên kết hình thành bởi sự xen phủ các AO lai hóa sẽ bền vững hơn. Số obitan lai hóa tạo thành bằng số obitan nguyên tử tham gia lai hóa và các obitan lai hóa tạo ra có năng lượng tương đương. (Bảng 2) Bảng 2: Sư phân bố không gian của các AO lai hóa Kí Sự lai hóa Phân bố không gian của các obitan lai hóa hiệu p 1800 Đường sp sp s thẳng p 1200 Tam sp2 sp2 s giác 0 ’ p 3 109 28 Tứ 3 sp sp s diện d Lưỡng 3 sp3d p sp d tháp s đáy tam giác d Bát sp3d2 sp3d2 p diện s Người ta cũng dự đoán kiểu lai hóa của nguyên tử trên lý thuyết: Số obitan lai hoá bằng tổng số liên kết  mà nguyên tử tạo ra và số cặp electron tự do của nguyên tử đó. Giá trị của n tính được bằng 2, 3, 4, 5, 6 tương ứng với các trạng thái lai hóa sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2. 10
11. Ví dụ: H-O-H , nguyên tử oxi có 2 liên kết  và 2 cặp electron chưa tham gia liên kết vậy oxi có 4 AO lai hóa oxi lai hóa sp3 O=S O , nguyên tử S có 2 liên kết  và 1 cặp electron chưa tham gia liên kết vậy S có 3 AO lai hóa oxi lai hóa sp2 O=C=O , nguyên tử C có 2 liên kết  vậy C có 2 AO lai hóa C lai hóa sp Dưới đây là một số ví dụ về sự hình thành phân tử trên cơ sở kết hợp thuyết VB và thuyết lai hóa các obitan nguyên tử : 3 2 CH4 (C lai hóa sp ) CH2 = CH2 (C lai hóa sp ) CH  CH (C lai hóa sp) H ........................ ........................ H H ........................ H H H ........................ H H H ........................ ........................ H 8) Một số tính chất của phân tử + Mô hình sự đẩy giữa các đôi electron vỏ hóa trị Những luận điểm cơ bản Chỉ xét những electron hóa trị xung quanh nguyên tử trung tâm A, tức là những electron hóa trị của A và những electron hóa trị do các phối tử B (là nguyên tử hay nhóm nguyên tử hay phân tử) đóng góp rồi đếm xem có bao nhiêu cặp electron liên kết  và bao nhiêu cặp electron không liên kết (E). Tổng quát kí hiệu phân tử ABnEm với A là nguyên tử trung tâm, B là các phối tử và có n cặp liên kết, m cặp electron không phân chia. Vậy tổng số cặp electron hóa trị xung quang A là q = n + m. - Cấu hình các liên kết của nguyên tử (hay ion) trung tâm đa hóa trị chỉ phụ thuộc vào tổng số cặp electron hóa trị q = n + m bao quanh nó. - Những mây của những cặp electron hóa trị được phân bố sao cho sự đẩy giữa những cặp electron đó là cực tiểu (Trọng tâm mây của các cặp electron hóa trị nằm trên một quả cầu mà tâm là hạt nhân của nguyên tử trung tâm A). - Một cặp electron không phân chia chiếm một không gian lớn hơn so với một cặp electron tham gia vào một liên kết đơn. Sức đẩy giữa các cặp electron hóa trị giảm theo thứ tự: cặp kpc - cặp kpc (E - E) > cặp kpc - cặp lk (E -B ) > cặp lk - cặp lk (B - B) - Không gian của một cặp electron liên kết giảm khi độ âm điện của phối tử (B) tăng. - Hai cặp electron của một liên kết đôi hoặc ba chiếm một không gian lớn hơn không gian của một cặp electron thuộc một liên kết đơn. 11
12. Bảng 3. Hình học của những phân tử ABnEm không có những liên kết bội. m+n Đa diện Công Sơ đồ đa diện Cấu trúc Phân tử Phân tử phối trí thức phân tử AXm liên kết liên kết XmEn VSEPR đơn bội 2 Đoạn AX2E0 thẳng BeH2, CO2, thẳng BeCl2 HCN 3 Tam giác AX3E0 tam giác đều BH3 SO3, - AlCl3 NO3 , 2- CO3 AX2E1 gấp khúc SnCl2 SO2, NO2, NOCl 2- 4 Bốn mặt` AX4E0 bốn mặt CH4 SO4 + NH4 POCl3 AX3E1 chóp tam NH3 SOBr2 + - giác H3O ClO3 - AX2E2 gấp khúc OF2 ClO2 NH2- 5 Chóp đôi AX5E0 chóp đôi tam PCl5 SOF4 tam giác giác As5 + AX4E1 bốn mặt lệch IF4 IOF3 TeCl4 XeF2O2 AX3E2 Dạng T BrF3 ICl2(C6H 5) - AX2E3 thẳng I3 XeF2 12
13. 6 Tám mặt AX6E0 tám mặt SF6 IF5O AX5E1 chóp vuông BrF5 XeF4O - SbCl5 - AX4E2 Vuông ICl4 XeF4 + Sự phân cực của phân tử - Lưỡng cực điện: Lưỡng cực điện là một hệ gồm hai điện -q tích +q và -q cách nhau một khoảng cách l. Lưỡng cực điện đặc l trưng bằng đại lượng momen lưỡng cực  với định nghĩa +q momen lưỡng cực  bằng tích của điện tích q và cách tay đòn l. lưỡng cực  = l.q điện Trong hệ SI momen lưỡng cực  được tính bằng Cm (coulomb.met). Với phân tử do momen lưỡng cực có giá trị nhỏ nên người ta thường tính theo D (Debye) với qui ước : 1D = 1 .10-29 Cm 3 - Lưỡng cực liên kết: Mỗi liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị phân cực là một lưỡng cực điện và có một momen lưỡng cực xác định được gọi là momen lưỡng cực liên kết. Liên kết phân cực càng mạnh thì momen lưỡng cực càng lớn. Ví dụ: HF HCl HBr HI Liên kết H F H Cl H Br H I  (D) 1,83 1,08 0,82 0,44 - Lưỡng cực phân tử: Trong việc khảo sát lưỡng cực phân tử, người ta thừa nhận thuộc tính cộng tính của momen lưỡng cực liên kết và coi momen lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ các momen lưỡng cực liên kết. Ví dụ: Với phân tử CO2 : O = C = O  = 0 Với phân tử H2O :  0 ( = 1,84D) - Việc khảo sát momen lưỡng cực phân tử là một thông số cần thiết cho việc nghiên cứu tính chất của liên kết (khi  càng lớn, tính ion của liên kết càng 13
14. mạnh), cấu trúc hình học của phân tử cũng như các tính chất vật lí, hóa học của một chất. + Từ tính của phân tử - Chất thuận từ: Chất thuận từ là những chất bị hút bởi nam châm. Về mặt cấu tạo, phân tử của các chất này có electron chưa ghép đôi (electron độc thân). Ví dụ: NO2 là một chất thuận từ do trong cấu tạo còn một electron độc thân trên nguyên tử N: O = N O - Chất nghịch từ: Chất nghịch từ là những chất bị đẩy bởi nam châm. Về mặt cấu tạo, phân tử của chất này không có electron độc thân. I.4. Liên kết kim loại I.4.1. Định nghĩa: Liên kết kim loại là liên kết hoá học hình thành do các electron tự do gắn kết các ion dương kim loại trong mang tinh thể kim loại hay trong kim loại lỏng. - Bản chất của lực liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện giữa các electron tự do và các ion (+) kim loại. I.4.2 . Một số kiểu mạng tinh thể kim loại. I.4.2.1. Mạng lập phương đơn giản: - Đỉnh khối lập phương là các nguyên tử kim loại hay ion dương kim loại; Số phối trí = 6. I.4.2.2. Mạng lập phương tâm khối: - Đỉnh và tâm khối hộp lập phương là nguyên tử hay ion dương kim loại; Số phối trí = 8. I.4.2.3. Mạng lập phương tâm diện - Đỉnh và tâm các mặt của khối hộp lập phương là các nguyên tử hoặc ion dương kim loại; Số phối trí = 12. I.4.2.4. Mạng sáu phương đặc khít (mạng lục phương) - Khối lăng trụ lục giác gồm 3 ô mạng cơ sở. Mỗi ô mạng cơ sở là một khối hộp hình thoi. Các đỉnh và tâm khối hộp hình thoi là nguyên tử hay ion kim loại; - Số phối trí = 12. 14
15. I.4.3. Ảnh hưởng của liên kết kim loại đến tính chất vật lý của kim loại Do cấu trúc đặc biệt của mạng tinh thể kim loại mà các kim loại rắn có những tính chất vật lý chung: tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt, tính dẻo, ánh kim. Các tính chất vật lý chung đó đều do electron tự do trong kim loại gây ra. Ngoài ra đặc điểm của liên kết kim loại: Mật độ nguyên tử (hay độ đặc khít), mật độ electron tự do, điện tích của cation kim loại cũng ảnh hưởng đến các tính chất vật lý khác của kim loại như: độ cứng, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, tỷ khối. I.4.4. Độ đặc khít của mạng tinh thể, khối lượng riêng của kim loại. I.4.4.1. Độ đặc khít của mạng tinh thể a) Mạng tinh thể lập phương tâm khối a a 2 a 3 = 4r Số quả cầu trong một ô cơ sở : 1 + 8. 1/8 = 2 4 3 4 3 Tổng thể tích quả cầu 2. .r 2. .(a )3 3 3 4 = = = 68% Thể tích của một ô cơ sở a3 a3 b) Mạng tinh thể lập phương tâm diện a a a 2 = 4.r Số quả cầu trong một ô cơ sở : 6. 1/2 + 8. 1/8 = 4 4 4 2 Tổng thể tích quả cầu 4. .r3 4. .(a )3 3 3 4 = = = 74% Thể tích của một ô cơ sở a3 a3 c) Mạng tinh thể lục phương chặt khít Số quả cầu trong một ô cơ sở: 4. 1/6 + 4. 1/12 + 1 = 2 4 4 a Tổng thể tích quả cầu 2. .r3 2. .( )3 3 3 2 = = = 74% 3 2a. 6 Thể tích của một ô cơ sở a.a . a3 2 2 2 15
16. a a 6 2a 6 a b= a 3 3 a 3 a 2 a a ¤ c¬ së a = 2.r I.4.4.2. Khối lượng riêng của kim loại a) Công thức tính khối lượng riêng của kim loại 3.M.P D = 3 (*) 4 r .N A M : Khối lượng kim loại (g) ; NA: Số Avogađro P : Độ đặc khít (mạng lập phương tâm khối P = 68%; mạng lập phương tâm diện, lục phương chặt khít P = 74%) r : Bán kính nguyên tử (cm) b) áp dụng: Ví dụ 1: Tính khối lượng riêng của tinh thể Ni, biết Ni kết tinh theo mạng 0 tinh thể lập phương tâm mặt và bán kính của Ni là 1,24 A . 4r 4.1,24 0 a = 3,507(A) ; P = 0,74 2 2 a Khối lượng riêng của Ni: 3.58,7.0,74 =9,04 a 4.3,14.(1,24.10 8 )3.6,02.1023 3 a 2 = 4.r (g/cm ) Ví dụ 2: Xác định khối lượng riêng của Na, Mg, K Kim loại Na Mg Al Nguyên tử khối (đv.C) 22,99 24,31 26,98 0 Bán kính nguyên tử ( A ) 1,89 1,6 1,43 Mạng tinh thể Lptk Lpck Lptm Độ đặc khít 0,68 0,74 0,74 Khối lượng riêng lý thuyết (g/cm3) 0,919 1,742 2,708 Khối lượng riêng thực nghiệm (g/cm3) 0,97 1,74 2,7 16
17. I.5. Liên kết hyđrogen I.5.1. Khái niệm Liên kết hyđrogen là liên kết hoá học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện yếu giữa một nguyên tử hyđrogen 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. VD H O O O C H H H H H O O O H H I.5.2. Bản chất của lực liên kết hyđrogen Bản chất của lực liên kết hyđrogen là lực hút tĩnh điện. Liên kết hyđrogen 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 axit) của nhiều chất hữu cơ.    1 X H ... : Y I.5.3. Điều kiện hình thành liên kết hyđrô 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) - Có 2 loại liên kết hyđrogen + Liên kết hyđrogen giữa các phân tử ( liên kết hydrogen liên phân tử) Có thể có loại liên kết hyđrogen liên phân tử tạo thành vòng khép kín (dạng đime) rất bền rất khó tách nhau ra ngay cả khi bay hơi   + Liên kết hydrogen nội phân tử: Xuất hiện trong phân tử có cả X H và :  1 Y và chúng phải ở tương đối gần nhau để khi hình thành liên kết hydrogen tạo thành được vòng 5-6 cạnh ( thường thì vòng 5 cạnh bền hơn). VD H2C CH2 OH ; C O O O H H O H 17
18. Trong phân tử có liên kết hydrogen nội phân tử: Ngoài ra còn có liên kết hydrogen liên phân tử nhưng vô cùng khó khăn vì nó tạo ra liên kết hydrogen nội phân tử dễ dàng hơn và bền hơn liên kết H liên phân tử I.5.4. Ảnh hưởng của liên kết hydrogen + Ảnh hưởng đến độ sôi, nhiệt độ nóng chảy - Liên kết hydrogen 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 hydrogen nội phân tử sẽ giảm khả năng tạo liên kết hydrogen 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 hydrogen 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 hydrogen giữa phân tử và dung môi - Nếu có liên kết hydrogen giữa phân tử hợp chất và dung môi thì độ tan lớn - Những chất có khả năng tạo liên kết hydrogen 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 hydrogen liên phân tử Ví dụ: Do có liên kết hydrogen nên H2O, 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 hydrogen như H2S, HBr, HI... Liên kết hydrogen của C2H5OH với H2O làm cho rượu etylic tan vô hạn trong nước. ... O - H ...O - H ...O - H ... ... ...H- O... H C2H5 H O - H C H C H 2 5 2 5 + Ảnh hưởng đến độ bền của đồng phân Ví dụ: Hiện tượng đồng phân tautome: CH CH3 – C C – CH3 CH3 – C – CH2 – C – CH3 || || || || O - H . . . O O O 18
19. + Ảnh hưởng đến tính axit – bazơ - Ngoài ra liên kết hydrogen còn ảnh hưởng đến khả năng cho và nhận proton(H+), tức ảnh hưởng đến tính axit-bazơ của chất. Ví dụ: HF tạo liên kết hydrogen mạnh trong dung dịch nên tính axit của HF giảm mạnh so với các axit HCl, HBr, HI. I.6. Liên kết Vanđecvan (liên kết phân tử) I.6.1. Định nghĩa: Liên kết Vanđecvan là liên kết hoá học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện rất yếu giữa các phân tử phân cực thường trực hay phân cực tạm thời. Lực liên kết Vanđecvan hình thành giữa tập hợp của các chất rắn, lỏng, khí. I.6.2. Các yếu tố ảnh hưởng tới lực liên kết Vanđecvan. Độ lớn của lực liên kết Vanđecvan phụ thuộc vào các yếu tố sau: (Ký hiệu F là lực liên kết vanđecvan): - 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. I.6.2.1. Tương tác Vanđecvan gồm - 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. - 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 khuyếch 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). I.6.2.2. Ảnh hưởng của lực hút Vanđecvan đến tính chất vật lý của các chất - Tương tự ảnh hưởng của liên kết hiđro nhưng yếu hơn : Tương tác Vanđecvan 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 : SO2 có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi cao hơn CO2, do : MSO = 64 > MCO = 44 2 2 19
20. Phân tử SO2 phân cực, phân tử CO2 không phân cực 2 S  2  O O O = C = O   > 0 = 0 Do vậy lực liên kết Vanđecvan giữa các phân tử SO 2 lớn hơn giữa các phân tử CO2 làm cho nhiệt độ sôi của SO2 cao hơn CO2. 20