ÁP DỤNG LÝ THUYẾT LIÊN KẾT HÓA HỌC ĐỂ GIẢI THÍCH LIÊN KẾT CỦA PHI KIM TRONG HỢP CHẤT CỘNG HÓA TRỊ Phần 1: MỞ ĐẦU I . Lý do chọn chuyên đề. Than chì và kim cương đều được tạo thành từ các nguyên tử cacbon giống nhau, nhưng chỉ do cách liên kết khác nhau đã giải thích sự khác nhau về độ cứng và hình dáng (kể cả giá trị) của chúng! Các nhà hóa học thường dựa vào khái niệm liên kết để giải thích và dự đoán các phản ứng. Về cơ bản, nó được định nghĩa là lực nối liền các nguyên tử với nhau trong phân tử. Trong một chất rắn ion hoặc kim loại, cũng chính liên kết này duy trì sự gắn kết của các nguyên tử. Độ rắn của chất dẻo, cấu tạo của băng hoặc dạng xoắn của ADN cũng do các liên kết hóa học tạo nên, dù thuộc những loại khác nhau....nói chung, tính chất lý hóa, trạng thái tồn tại của tất cả các chất được gắn liền với cấu trúc, bản chất liên kết của các nguyên tử trong phân tử. Vì vậy việc sử dụng lí thuyết về liên kết hóa học để giải thích đặc điểm, bản chất liên kết cũng như dự đoán lập thể phân tử của các chất là vô cùng quan trọng. Trong chuyên đề này tôi xin trình bày việc áp dụng lí thuyết liên kết hóa học để giải thích liên kết của các nguyên tố phi kim trong phân tử các hợp chất có liên kết cộng hóa trị. 1 Phần 2: NỘI DUNG Chương I: ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA NGUYÊN TỬ CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM I. Cấu tạo nguyên tử nguyên tố phi kim. 1. Vị trí của các nguyên tố phi kim trong bảng hệ thống tuần hoàn Trong bảng hệ thống tuần hoàn các phi kim nằm ở các nhóm A, chủ yếu từ nhóm IVA đến nhóm VIIA, Cụ thể: + Nhóm IVA gồm các nguyên tố: Cacbon (C), Silic (Si). + Nhóm VA gồm các nguyên tố: Nitơ (N), Photpho (P). + Nhóm VIA gồm các nguyên tố: Oxi (O), Lưu huỳnh (S). + Nhóm VIIA gồm các nguyên tố: Flo (F), Clo(Cl), Brom (Br), Iot (I). Ngoài ra còn có nguyên tố Bo (B) thuộc nhóm IIIA, nguyên tố Hiđro (H) thuộc nhóm IA. 2. Cấu hình electron, hóa trị của các nguyên tố phi kim. 2.1. Cấu hình electron chung của các nguyên tố phi kim (chỉ xét cấu hình electron lớp ngoài cùng) Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố phi kim là: ns np đối với phi kim thuộc nhóm IIIA, ns2np2 đối với các phi kim thuộc nhóm IVA, ns2np3 đối với các phi kim thuộc nhóm VA, ns2np4 đối với các phi kim thuộc nhóm VIA và ns2np5 đối với các phi kim thuộc nhóm VIIA. 2 1 2.2. Hóa trị hay gặp của các nguyên tố phi kim. Hóa trị của các nguyên tố phi kim được xác định dựa trên số electron thuộc lớp điện tử ngoài cùng có khả năng tạo thành liên kết hóa học được gọi là các electron hóa trị. Tùy thuộc vào cấu hình electron của nguyên tử và khả năng hình thành liên kết mà mỗi nguyên tố phi kim có thể có một hay nhiều hóa trị, mỗi nguyên tố phi kim cũng có những mức hóa trị cao nhất bằng nhau hoặc khác nhau. Cụ thể: Nguyên tố Bo có hóa trị là 3, nguyên tố Các bon và Si lic đều có hóa trị phổ biến là 4, nguyên tố Photpho có hóa trị 3 và 5 nhưng nguyên tố Nitơ lại có hóa trị lần lượt là 1, 3 và cao nhất là 4, nguyên tố Oxi có hóa trị kinh điển là 2 còn Lưu huỳnh lại có nhiều mức hóa trị là 2, 4 và 6. Đối với các nguyên tố nhóm VIIA, nguyên tố Flo có hóa trị 1 còn từ nguyên Clo đến nguyên Iot thì có các hóa trị 1, 3, 5, 7. Với những hóa trị không tuân theo qui luật có thể thấy khả năng tạo liên kết hóa học của các nguyên tố phi kim là không giống nhau. 2 II. Xu hướng tạo thành liên kết hóa học của các nguyên tố phi kim Trên thực tế, các nguyên tử có xu hướng đạt đến trạng thái bền vững nhất tức là có cấu hình lớp ngoài cùng bão hòa (ns2np6) với xu hướng này các nguyên tố phi kim có thể nhận thêm electron hoặc dùng electron với nguyên tử khác, do đó các nguyên tố phi kim có thể tham gia liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị. 1. Xu hướng tạo thành liên kết ion: Khi này nguyên tử phi kim điển hình sẽ nhận hẳn electron của nguyên tử kim loại điển hình để tạo thành lớp vỏ electron ngoài cùng bão hòa. (nguyên tử phi kim sẽ trở thành ion âm, nguyên tử kim loại sẽ trở thành ion dương, các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành tinh thể ion) ví dụ: Cl + ([Ne]3s23p5) Na Cl- -> ([Ne]3s1) ([Ne]3s23p6) + Na+ ([Ne]) 2. Xu hướng tạo thành liên kết cộng hóa trị Có thể hiểu xu hướng này là: Các nguyên tử phi kim liên kết với nhau hoặc liên kết với nguyên tử hiđro (cũng có khi với nguyên tử kim loại không điển hình) bằng cách cùng dùng chung các elcetron hóa trị để sao cho đạt được trạng thái bền vững nhất (có cấu hình electron ngoài cùng bão hòa) Ví dụ: Cl ([Ne]3s23p5) + Cl -> ([Ne]3s23p5) Cl -Cl ([Ne]3s23p6) (Trong chuyên đề này tôi chỉ đề cập đến xu hướng tạo liên kết cộng hóa trị của các nguyên tố phi kim. 3 Chương II: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ I. Lí thuyết phi cơ học lượng tử ( Thuyết electron hóa trị Lewis - Langmuir) 1. Sự hình thành liên kết hóa học theo lí thuyết electron hóa trị LewisLangmuir + 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 2. Những hạn chế của lí thuyết phi cơ học lượng tử + Không cho thấy bản chất của liên kết cộng hóa trị + Cho cho biết được sự định hướng trong không gian của liên kết, do đó không thể giải thích được dạng hình học của phân tử. + Không giải thích được cấu tạo của một số phân tử mà trong đó liên kết cộng hóa trị không phải được hình thành từ cặp electron chung mà lại xuất hiện các số lẻ electron chung cũng như các công thức trong đó qui tắc bát tử không được thỏa mãn vì số electron ngoài cùng của nguyên tử trong phân tử nhỏ hơn hoặc lớn hơn 8 (VD: SF6 – nguyên tử S có đến 10 thuộc lớp ngoài cùng…). + Không giải thích được hiện tượng liên kết cộng hóa trị nhiều tâm, liên kết cộng hóa trị không định vị (VD: phân tử C6H6; B2H6..) II. Lí thuyết cơ học lượng tử 1. Thuyết VB (Valent Bond - Liên kết hóa trị) a) Các luận điểm cơ sở của thuyết VB 4 + Một cách gần đúng, coi cấu tạo e 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 e trong AO. 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 2 e có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi e đó là e 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 e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị). + Sự xen phủ giữa 2 AO có 2e 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). b) 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” VÝ dô: 1H 1s1 17Cl 1s22s22p63s23p5 H2 H:H H–H HCl H :Cl H – Cl Cl2 Cl : Cl Cl – Cl HH H Cl Cl Cl c) 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 e độc thân của chúng. Như vậy, có thể nói rằng cộng hóa trị của một nguyên tử bằng số e 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 e của nguyên tử, các e cặp đôi có thể tách ra và chiếm cứ các AO còn trống trong cùng một lớp. Như vậy số e 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). VD1: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6 VD2: Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO2 là 3 ; HClO3 là 5; HClO4 là 7. 5 Bảng 1: Số e độc thân có thể có của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính Nhóm IIA Số e- độc thân 2 Cấu hình electron hóa trị ns2 X* ns2 np1 IIIA 1, 3 X* IVA 2, 4 ns2 np2 X* VA Từ chu kì 3 3, 5 ns2 np3 X* VIA ns2 np4 Từ chu kì 3 X* 2,4, 6 X** VIIA ns2 np5 Từ chu kì 3 X* 1, 3, 5, 7 X** X*** c) Bậc liên kết Bậc liên kết là số liên kết cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai nguyên tử. a) Liên kết bậc một (liên kết đơn): chỉ có một liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử . VD: H-H ; H- Cl … b) Liên kết bậc 2 (liên kết đôi): có 2 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử VD: O= C =O … c) Liên kết bậc ba (liên kết ba): có 3 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử VD: 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. VD: Liên kết: E (kcal/mol): C–C 83 C=C 143 C≡C 194 6 0 1,54 dC-C ( A ) : 1,34 1,2 d) Liên kết xichma (σ ) và liên kết pi (π ). * Liên kết xichma (σ) : 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 σ có các loại σs-s , σs-p , σp-p , … p p p s s s Liên kết σ 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 π : 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 π có các loại πp-p , πp-d , … Liên kết π 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 y z y x πp-p πp-d y x Liên kết đơn luôn là liên kết σ, liên kết đôi gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết π, liên kết ba gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π. e) 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. VD: H H + H N + H+ H H N H H hay H H H O hay O N H O N + N O * Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận: 7 - Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ e đã bão hoà và còn ít nhất một cặp e tự do (chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn. - Nguyên tử “ nhận ” phải có obitan trống. f) 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: Một số đặc điểm phân tử Kí hiệu Sự lai hóa sp p s p s sp3 p s Sp 2 3 sp d 3 2 sp d d p s d p s Phân bố không gian của các obitan lai hóa sp 2 sp sp 3 sp3d sp3d2 1800 Đường thẳng 1200 Tam giác 109028’ Tứ diện Lưỡng tháp đáy tam giác Bát diện +Người ta cũng dự đoán kiểu lai hóa của nguyên tử trên lý thuyết: số obitan lai hoá bằng tổng số liên kết σ mà nguyên tử tạo ra và số cặp electron tự do của nguyên tử (H). 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. Ví dụ: H-O-H , HO = 2+2 = 4 → O lai hóa sp3 O=S →O , HS = 2+1 = 3 → S lai hóa sp2 ; O=C=O , HC = 2+0 = 2 → 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 : 8 CH4 (C lai hóa sp3) CH ≡ CH (C lai hóa sp) CH2 = CH2 (C lai hóa sp2) ........................ H H ........................ ........................ H H H H H ........................ H H H ........................ ........................ g) Một số tính chất của phân tử *) Mô hình sự đẩy giữa các đôi electron vỏ hóa trị - Qui ước: Trong phân tử có công thức AXnEm thì A là nguyên tử trung tâm, X là phối tử, n là chỉ số cho biết số phối tử, E là đôi e riêng, m là chỉ số cho biết số đôi e riêng - Mỗi mây electron chiếm một khoảng không gian nhất định. Hình dạng của phân tử phụ thuộc vào khoảng không gian chiếm bởi các mây electron vỏ hóa trị của A hay hình dạng phân tử phụ thuộc vào sự phân bố các đôi electron hay các mây electron ở vỏ hóa trị của nguyên tử trung tâm A - Nội dung mô hình sự đẩy các đôi electron vỏ hóa trị: Các đôi (hay cặp electron trong vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được (hay các đôi electron trong vỏ hóa trị đẩy nhau ra xa tới mức có thể được) để lực đẩy giữa chúng ở mức thấp nhất - Đôi electron riêng chỉ chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử trung tâmA. Còn đôi e liên kết chịu tác dụng hút của cả hai hạt nhân nguyên tử tham gia liên kết là A và X. Do đó đôi electron riêng của mây electron chiếm khoảng không gian rộng hơn khoảng không gian chiếm bởi mây electron của đôi electron liên kết **) Hình dạng một số phân tử ♣ Trường hợp AXn (n = 2 → 6) Nguyên tử trung tâm A có từ 2 đến 6 cặp electron liên kết tạo với phối tử X, A không có đôi electron riêng + Khi n = 2 : hai đôi e liên kết được phân bố trên đường thẳng → phân tử có dạng đường thẳng, góc liên kết 1800 VD: BeH2 : H - Be - H + Khi n = 3: ba đôi electron này được phân bố trên mặt phẳng hướng về 3 đỉnh của tam giác đều → phân tử có hình tam giác đều, góc liên kết 1200 VD: BF3, F | B F F + Khi n= 4: 4 đôi electron hướng về 4 đỉnh của tứ diện đều, A ở tâm → phân tử có hình tứ diện đều, góc liên kết bằng 109,50 VD: CH4; NH4+ , SiF4... 9 + Khi n = 5: 5 đôi electron được phân bố trên 5 đỉnh của lưỡng tháp tam giác → Phân tử hình lưỡng tháp tam giác Có 3 đôi electron nằm trên mặt phẳng tam giác đều, tâm của tam giác là hạt nhân của A. Ba đôi e này tạo 3 liên kết ngang, góc liên kết 1200 Còn lại 2 đôi e nằm trên đường thẳng vuông góc với tam giác tại tâm A tạo 2 liên kết trục. Độ dài liên kết ngang < liên kết trục vì đôi e trên liên kết trục chịu tương tác đẩy của 3 đôi e ngang, góc tương tác 900 → lực đẩy lớn → độ dài liên kết lớn, còn đôi e trên liên kết ngang chịu tương tác đẩy của 2 đôi e trục, 2 đôi e ngang còn lại nhưng tương tác đẩy của 2 đôi e ngang là yếu vì góc tương tác là lớn 1200 → lực đẩy yếu hơn → độ dài liên kết nhỏ hơn. VD: PCl5 + Khi n = 6: cả 6 đôi e được phân bố trên bát diện đều. Các góc liên kết như nhau (900)nên độ dài liên kết như nhau vì lực đẩy tương hỗ của các đôi e là như nhau → phân tử hình bát diện đều VD: SF6 ♣ Trường hợp AXnEm: ngoài phối tử nguyên tử trung tâm A có đôi e riêng Cần lưu ý đến sự không tương đương giữa đôi e liên kết với đôi e riêng này + AX2E: Đôi e riêng có mây e chiếm khoảng không gian rộng hơn đôi electron liên kết nên 3 nguyên tử X – A – X không còn nằm trên cùng 1 đường thẳng như trong AX2, phân tử có góc: góc XAX < 1200 .. A X X + AX3E: Phân tử hình tháp tam giác, góc liên kết < góc của tứ diện đều (109,50) VD: NH3; các amin + AX2E2: Có 2 đôi e riêng nên khác với AX 4 và AX3E mà phân tử có góc, do tương tác đẩy của 2 đôi e riêng → góc liên kết < 109,50. VD: H2O + AXE3: Phân tử thẳng. VD: các HX + AX4E, AX3E2, AX2E3: xét từ trường hợp AX5 Mây e ngang tạo với mây e trục góc 900, giữa các mây e ngang tạo với nhau góc 1200 nên nếu có đôi e riêng thì đôi e riêng này sẽ phân bố trên mặt phẳng tam giác vì khi đó lực đẩy tương hỗ giữa đôi e riêng với các đôi e liên kết là nhỏ nhất Vậy ta có thể có các dạng hình của các trường hợp trên như sau - AX4E: hình cái bập bênh, do sự đẩy của đôi e riêng mạnh nên góc của liên kết trục và liên kết ngang < 900, góc liên kết ngang với liên kết ngang < 1200 VD: SF4, 10 - AX3E2: 2 đôi electron riêng nằm trên mặt phẳng tam giác → phân tử hình chữ T, góc liên kết của liên kết ngang và liên kết trục < 900 VD: ClF3, HClO2 - AX2E3: 3 đôi e riêng đều phân bố trên 1 mặt phẳng, 2 đôi e liên kết nằm trên trục vuông góc với mặt phẳng → phân tử có dạng đường thẳng VD: ClF2, HOCl + AX5E, AX4E2, .....: xuất phát từ hình dạng của phân tử AX6 - AX5E: 4 đôi e liên kết phân bố trong mặt phẳng hình vuông, 1 đôi e trên trục, đôi e không liên kết nằm trên trục còn lại. Do đôi e không liên kết chiếm khoảng không gian lớn nên góc liên kết giữa liên kết trục với liên kết ngang < 90 0, độ dài liên kết trục < độ dài liên kết ngang ( liên kết trục bị đẩy yếu hơn so với liên kết ngang) VD: BrF5 -AX4E2: để lực đẩy là nhỏ nhất thì 2 đôi e riêng phải phân bố sao cho góc đẩy là lớn nhất → hai đôi e riêng nằm trên trục vuông góc với mặt phẳng chứa 4 đôi e liên kết còn lại → phân tử vuông phẳng VD: XeF4 Bảng dưới đây là một số mô hình cấu trúc hình học của phân tử Đường thẳng Chữ V Tam giác phẳng Tháp tam giác Tứ diện Lưỡng tháp đáy tam giác Vuông phẳng Tháp vuông Bát diện * Mỗi loại lai hóa có khả năng tạo ra một hay một số cấu trúc nào đó: +Lai hóa sp: Tạo cấu trúc đường thẳng (như trong các phân tử BeH 2, ZnCl2, CO2, C2H2, …). H C C H +Lai hóa sp2: Tạo cấu trúc chữ V( như trong các phân tử SO 2, O3, …), tam giác phẳng (như trong các phân tử và ion: BF 3, SO3, HNO3, C2H4, NO3-, CO32…). O S O H O O N+ O- +Lai hóa sp3: Tạo cấu trúc chữ V (như trong các phân tử H 2O, H2S, …), tháp tam giác (như NH3, H3O+, …) và tứ diện (như trong các phân tử và ion: CH 4, CCl4, NH4+, PO43-, SO42-, ClO4-, …). 11 H H C N O H H H H H H H +Lai hóa sp3d: Tạo cấu trúc thẳng (như XeF 2), chữ T (như ClF3), lưỡng tháp tam giác (như trong phân tử PCl5,…). Cl Cl F Xe F F Cl F P Cl Cl F Cl +Lai hóa sp3d2: Tạo cấu trúc vuông phẳng (như trong phân tử XeF 4, …), tháp vuông (như trong phân tử BrF 5 …) và cấu trúc bát diện (như: SF 6, AlF63-, SiF62…) F F S Br F F F F F F Xe F F F F F F F ***) Sự phân cực của phân tử -q + Lưỡng cực điện: Lưỡng cực điện là một hệ gồm hai điện tích +q và -q cách nhau một khoảng cách l. Lưỡng cực điện đặc l trưng bằng đại lượng momen lưỡng cực µ với định nghĩa momen lưỡng cực µ bằng tích của điện tích q và cách tay đòn l. +q lưỡng cực điện µ = l.q Trong hệ SI momen lưỡng cực µ 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 : 1 1D = .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 µ (D) 1,83 F H Cl 1,08 H Br H 0,82 I 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 ⇒ Với phân tử H2O : µ ≠ 0 (µ = 1,84D) ⇒µ=0 +Việc khảo sát momen lưỡng cực phân tử là một thông số cần thiết cho việc nghiên cứu tính chất của liên kết (khi µ càng lớn, tính ion của liên kết càng 12 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 e chưa ghép đôi ( e độc thân). Ví dụ: NO2 là một chất thuận từ do trong cấu tạo còn một e 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 e độc thân. 2. Thuyết MO (moleculer orbital - Obitan phân tử) a. Luận điểm chính của thuyết MO. ♣ Trong phân tử các electron chuyển động trong những obital chung gọi là obitan phân tử.Các obitan phân tử (MO) thu được từ sự tổ hợp tuyến tính các obiatn nguyên tử (AO). Tổng số MO thu được bằng tổng số AO tham gia tổ hợp. ♣ Các MO thu được có năng lượng khác nhau được hình thành một giản đồ năng lượng có giá trị từ thấp đến cao. ♣ Mỗi loại MO gồm các MO có năng lượng thấp gọi là MO liên kết (σ hoặc π) và MO có năng lượng cao hơn gọi là MO phản liên kết (σ* hoặc π*). ♣ Các electron hóa trị của các nguyên tử tham gia liên kết được phân bố vào các MO tuân theo nguyên lí Vững bền, nguyên lí Paulinh và qui tắc Hund. ♣ Bậc liên kết = 1/2(Số electron trên MO liên kết - số electron trên MO phản liên kết) b. Thuyết MO và sự hình thành liên kết cộng hóa trị * Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử hai nguyên tử thuộc chu kì 1(bảng 3) Bảng 3: Cấu hình electron MO của phân tử 2 nguyên tử thuộc chu kì 1 Liên kết Cấu hình electron Bậc liên kết H2+ (δ1s)1 0,5 H2 (δ1s)2 1 He2+ (δ1s)2(δ*1s)1 0,5 He2 (δ1s)2(δ*1s)2 0 (Phân tử He không tồn tại) * Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử có 2 nguyên tử thuộc chu kì 2 (Bảng 4, bảng 5) Bảng 4:Cấu hình electron MO các phân tử 2 nguyên tử của các nguyên tố thuộc đầu chu kì 2 MO Li2 Be2 B2 C2 N2 N2+ 13 Tổng số e 6 8 10 12 14 13 σ2px*       π2py*, π2pz*             σ2px     ↓ π2py, π2pz     ↓↓ ↓↓ ↓↓ σ2s*  ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ σ2s ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ σ1s* ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ σ1s ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ Bậc liên kết 1 0 1 2 3 2,5 Độ dài lk (Å) 2,67 – 1,59 1,24 1,10 1,12 Năng lượng lk (kJ/mol) 105 – 289 599 940 828 Tính chất từ nghịch – thuận nghịch nghịch thuận Bảng 5: Cấu hình electron MO các phân tử 2 nguyên tử của các nguyên tố cuối chu kì 2 MO O2+ O2 O2– F2 F 2– Ne2 Tổng số e 15 16 17 18 19 20 σ2px*     ↓ ↓↓ ↓↓ ↓↓ π2py*, π2pz*  ↓ π2py, π2pz ↓↓ ↓↓ ↓↓ ↓↓ ↓↓ ↓↓ σ2px ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ σ2s* ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ σ2s ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ σ1s* ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ σ1s ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ Bậc liên kết 2,5 2 1,5 1 0,5 0 Độ dài lk (Å) 1,12 1,21 1,26 1,41 – Năng lượng lk (kJ/mol) 629 494 328 154 – Tính chất từ thuận thuận thuận nghịch thuận – 14 * Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử có 2 nguyên tử khác loại của các nguyên tố thuộc chu kì 2 (Bảng 6) Bảng 6: Cấu hình electron các phân tử có 2 nguyên tử khác loại của các nguyên tố thuộc chu kì 2 MO N2 CO CN– NO+ Tổng số e 14 14 14 14 σ2px*     π2py*, π2pz*         σ2px ↓ ↓ ↓ ↓ π2py, π2pz ↓↓ ↓↓ ↓↓ ↓↓ σ2s* ↓ ↓ ↓ ↓ σ2s ↓ ↓ ↓ ↓ σ1s* ↓ ↓ ↓ ↓ σ1s Bậc liên kết ↓ 3 ↓ 3 ↓ 3 ↓ 3 Độ dài lk (Å) Năng lượng lk (kJ/mol) 1,10 940 1,13 1076 1,14 1004 1,06 1051 Tính chất từ nghịch nghịch nghịch nghịch Nhận xét: Trật tự sắp xếp năng lượng của các MO tạo thành giống như  Trật tự sắp xếp MO của 2 nguyên tử cùng loại cuối CK 2 nếu cả 2 nguyên tố đều là cuối CK  Trật tự sắp xếp MO của 2 nguyên tử cùng loại đầu CK 2 nếu  Cả 2 nguyên tố đều là các nguyên tố đầu CK 2  Một trong 2 nguyên tố là nguyên tố đầu CK 2 . ♠♣♠♠♣♠♠♣♠♠♣♠♠♣♠♠♣♠ 15 Chương III: MỘT SỐ BÀI TẬP VỀ LIÊN KẾT CỦA PHI KIM TRONG CÁC ĐỀ THI HỌC SINH GIỎI CÁC CẤP I. Một số bài tập có trong đề thi HSGQG Bài 1: (Đề thi chọn HSGQG- 2002) Áp dụng thuyết lai hoá giải thích kết quả của thực nghiệm xác định được BeH2, CO2 đều là phân tử thẳng. (Phân tích: Để giải bài tập này cần nắm được đặc điểm cấu tạo nguyên tử của các nguyên tố, từ đó trên cơ sở dạng hình học đã biết ở đề bài có thể dùng thuyết lai hóa để giải thích.) Lời giải: Phân tử thẳng có 3 nguyên tử được giải thích về hình dạng: Nguyên tử trung tâm có lai hoá sp (là lai hoá thẳng). BeH2 : Cấu hình e của nguyên tử : H 1s1 ; Be: 1s22s2. Vậy Be là nguyên tử trung tâm có lai hoá sp: ↑↓ ↑↓ → ↑↓ z ↑ ↑ lai hoá sp 2 obitan lai hoá sp cùng trên trục Z, mỗi obitan đó xen phủ với 1 obitan 1s của H tạo ra liên kết σ (hình 1). Vậy BeH2 → H−Be−H (2 obitan p nguyên chất của Be không tham gia liên kết) CO2: Cấu hình e: C 1s22s22p2 ; O 1s22s22p4 Vậy C là nguyên tử trung tâm có lai hóa sp x x ↑↓ ↑↓ → ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ y → ↑ ↑ σ y σ z Lai hoá p nguyên chất sp πy πx + 2 obitan lai hoá sp của C xen phủ với 2 obitan pz của 2 O tạo ra 2 liên kết σ + 2 obitan p nguyên chất của C xen phủ với obitan nguyên chất tương ứng của oxi tạo ra 2 liên kết π (x↔x ; y ↔y) nên 2 liên kết π này ở trong 2 mặt phẳng vuông góc với nhau và đều chứa 2 liên kết σ. Vậy CO2: O= C = O Ghi chú: Yêu cầu phải trình bày rõ như trên về các liên kết σ, π trong CO2 (chú ý: phải nói rõ có sự tương ứng obitan giữa C với O: x↔x; y ↔y) 16 Bài 2: (Đề thi chọn HSGQG - 2003) Phân tử HF và phân tử H2O có momen lưỡng cực, phân tử khối gần bằng HO M nhau (HF 1,91 Debye, H2O 1,84 Debye, MHF 20, 18); nhưng nhiệt độ O nóng chảy của hiđroflorua là −83 C thấp hơn nhiều so với nhiệt độ nóng chảy của nước đá là 0OC, hãy giải thích vì sao? 2 (Phân tích: Đây là bài tập liên quan đến độ phân cực của liên kết cộng hóa trị giữa các nguyên tử phi kim liên kết với nhau. Để giải quyết tốt bài tập này cần nắm rõ cấu hình electron nguyên tử, trạng thái lai hóa của các nguyên tử trung tâm, vị trí các nguyên tố trong bảng tuần hoàn và so sánh được tính phi kim của các nguyên tố.) Lời giải: ∗ Phân tử H−F có thể tạo liên kết hiđro M = 18 µ = 1,84 Debye M = 20 µ = 1,91 Debye; H−O−H −H⋅⋅⋅F− có thể tạo liên kết hiđro −H⋅⋅⋅O− ∗ Nhiệt độ nóng chảy của các chất rắn với các mạng lưới phân tử (nút lưới là các phân tử) phụ thuộc vào các yếu tố: - Khối lượng phân tử càng lớn thì nhiệt độ nóng chảy càng cao. - Lực hút giữa các phân tử càng mạnh thì nhiệt độ nóng chảy càng cao. Lực hút giữa các phân tử gồm: lực liên kết hiđro, lực liên kết van der Waals (lực định hướng,lực khuếch tán). ∗ Nhận xét: HF và H2O có momen lưỡng cực xấp xỉ nhau, phân tử khối gần bằng nhau và đều có liên kết hiđro khá bền, đáng lẽ hai chất rắn đó phải có nhiệt độ nóng chảy xấp xỉ nhau, HF có nhiệt độ nóng chảy phải cao hơn của nước (vì HF momen lưỡng cực lớn hơn, phân tử khối lớn hơn, liên kết hiđro bền hơn). Tuy nhiên, thực tế cho thấy Tnc(H2O) = OOC > Tnc(H2O) = −83OC. ∗ Giải thích: Mỗi phân tử H−F chỉ tạo được 2 liên kết hiđro với 2 phân tử HF khác ở hai bên H−F⋅⋅⋅H−F⋅⋅⋅H−F. Trong HF rắn các phân tử H−F liên kết với nhau nhờ liên kết hiđro tạo thành chuỗi một chiều, giữa các chuỗi đó liên kết với nhau bằng lực van der Waals yếu. Vì vậy, Khi đun nóng đến nhiệt độ không cao lắm thì lực van der Waals giữa các chuỗi đã bị phá vỡ, đồng thời một phần liên kết hiđro cũng bị phá vỡ nên xảy ra hiện tượng nóng chảy. Mỗi phân tử H−O−H có thể tạo được 4 liên kết hiđro với 4 phân tử H2O khác nằm ở 4 đỉnh của tứ diện. Trong nước đá H H mỗi phân tử H2O liên kết với 4 phân tử H2O khác tạo thành O mạng lưới không gian 3 chiều. Muốn làm nóng chảy nước đá H H cần phải phá vỡ mạng lưới không gian 3 chiều với số lượng liên kết hiđro nhiều hơn so với ở HF rắn do đó đòi hởi nhiệt độ cao O O hơn. 17 Bài 3: (Đề thi chọn HSGQG - 2012) Phân tử NH3 có dạng hình chóp tam giác đều (nguyên tử N ở đỉnh hình chóp). Ion NH +4 có dạng hình tứ diện đều (nguyên tử N nằm ở tâm của tứ diện đều). Dựa vào sự xen phủ của các obitan, hãy mô tả sự hình thành các liên kết trong phân tử NH3 và ion NH +4 . (Phân tích: Để giải được bài tập này cần nắm vững được cấu hình electron của nguyên tử, trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm, từ đó mô tả liên kết của các nguyên tử trong phân tử ) Bài giải: + 1. Trong phân tử NH3 và ion NH 4 , N có lai hóa sp3: sp3 2s 2p Trong NH3 một obitan lai hóa sp3 có cặp electron không liên kết, còn 3 obitan lai hóa sp3 khác với 1 electron độc thân xen phủ với 1 obitan s của nguyên tử H có 1 electron, tạo ra các liên kết σ bền vững. Trong NH +4 , ngoài 3 liên kết σ như trong NH3, còn 1 obitan lai hóa sp3 với đôi electron xen phủ với AO 1s của H + không có electron, tạo ra liên kết σ thứ 4. Bài 4: (Đề thi chọn HSGQG - 2011) Clo, brom, iot có thể kết hợp với flo tạo thành các hợp chất dạng XFm. Thực nghiệm cho thấy rằng m có 3 giá trị khác nhau nếu X là Cl hoặc Br, m có 4 giá trị khác nhau nếu X là I. a) Hãy viết công thức các hợp chất dạng XFm của mỗi nguyên tố Cl, Br,I. b) Dựa vào cấu tạo nguyên tử và độ âm điện của các nguyên tố, hãy giải thích sự hình thành các hợp trên Cho: Độ âm điện của F là 4,0; Cl là 3,2; Br là 3,0; I là 2,7. (Phân tích: Yêu cầu của bài tập đã nêu rõ những vấn đề cần nắm vững để vận dụng, đó là cấu hình electron của các nguyên tử halogen, các trạng thái hóa trị có thể có của các nguyên tử trung tâm) Lời giải a) Công thức các hợp chất XFm: X là Cl có ClF; ClF3; ClF5 (a); X là Br có BrF; BrF3; BrF5 (b); X là I có IF; IF3; IF5; IF7 (c). 18 b) Các hợp chất trên đều có liên kết cộng hóa trị, mỗi liên kết được tạo thành do 2 electron có spin đối song song của 2 nguyên tử góp chung. * F (Z = 9; n = 2) có 4 AO hóa trị, vì vậy cấu hình chỉ có 1 electron độc thân: * Cl (Z = 17; n = 3), Br (Z = 35; 9n = 4), I (Z = 53; n = 5) giống nhau đều có 9 AO hóa trị, có thể có:1 electron độc thân: hoặc 3 electron độc thân: 5 electron độc thân: 7 electron độc thân: - Hợp chất ClF7 không tồn tại vì thể tích nguyên tử clo rất nhỏ, lực đẩy của các vỏ nguyên tử flo sẽ phá vỡ liên kết trong phân tử. Hợp chất BrF7 tương tự hợp chất ClF7 (hợp chất BrF7 hiện nay chưa điều chế được). - Hợp chất IF7 tồn tại vì thể tích nguyên tử iot rất lớn so với thể tích nguyên tử flo, lực đẩy của các vỏ nguyên tử flo không phá vỡ được các liên kết trong phân tử. Bài 5: (Đề thi chọn HSGQG - 2010) Cho các phân tử: xenon điflorua (1), xenon tetraflorua (2), xenon trioxit (3), xenon tetraoxit (4), bo triflorua (5), trimetylamin (6), axetamit (7). 1. Vẽ cấu trúc hình học phân tử (cả các cặp electron tự do (nếu có) của nguyên tử trung tâm) của các chất từ (1) đến (6). 2. Dự đoán góc liên kết ở mỗi phân tử nói trên. 3. Trong phân tử axetamit, 3 liên kết với nguyên tử nitơ đều nằm trong cùng một mặt phẳng. Vì sao? (Phân tích: Lý thuyết về liên kết hóa học cần áp dụng trong bài này là thuyết lai hóa,mô hình đẩy nhau của đám mây electron liên kết và electron không tham gia liên kết ) Lời giải: 1. 2. 1. XeF2: 2. XeF4: XeO3: XeO4: O F F F F O F Thẳng, 180o F Vuông, 90o BF3: F O O O O O Chóp tam giác, < Tứ diện, 109o28 109o28 (CH3)3N: F CH3 F Tam giác phẳng, 120o CH3 CH3 Chóp tam giác, < 109o28 19 3. Ba liên kết với nguyên tử nitơ đều nằm trong cùng một mặt phẳng, vì liên kết giữa nitơ với cacbon mang một phần đặc điểm của liên kết đôi. H sp3 H H sp2 H H C C N H C C N H H H H O O Bài 6 (Đề thi chọn HSGQG - 2009) 1. Sử dụng mô hình về sự đẩy nhau của các cặp electron hóa trị (mô hình VSEPR), dự đoán dạng hình học của các ion và phân tử sau: BeH 2, BCl3, NF3, SiF62-, NO2+, I3-. 2. So sánh và giải thích khả năng tạo thành liên kết π của C và Si. (Phân tích: Đây là bài tập điển hình về mô hình đẩy nhau của các cặp electron hóa trị và khả năng hình thành liên kết phụ thuộc vào bán kính của nguyên tử ) Hướng dẫn giải: 1. BeH2: dạng AL2E0. Phân tử có dạng thẳng: H−Be−H. BCl3: dạng AL3E0, trong đó có một “siêu cặp” của liên kết đôi B=Cl. Phân tử có dạng tam giác đều, phẳng. NF3: dạng AL3E1. Phân tử có dạng hình chóp đáy tam giác đều với N nằm ở đỉnh chóp. Góc FNF nhỏ hơn 109o29’ do lực đẩy mạnh hơn của cặp electron không liên kết. SiF62-: dạng AL6E0. Ion có dạng bát diện đều. NO 2+: dạng AL2E0, trong đó có 2 “siêu cặp” ứng với 2 liên kết đôi N=O ([O=N=O]+). Ion có dạng đường thẳng. I3-: dạng AL2E3, lai hoá của I là dsp 3, trong đó 2 liên kết I−I được ưu tiên nằm dọc theo trục thẳng đứng, 3 obitan lai hoá nằm trong mặt phẳng xích đạo (vuông góc với trục) được dùng để chứa 3 cặp electron không liên kết. Ion có dạng đường thẳng. 2. C và Si cùng nằm trong nhóm 4A (hay nhóm 14 trong Bảng tuần hoàn dạng dài) nên có nhiều sự tương đồng về tính chất hoá học. Tuy nhiên, hai nguyên tố này thể hiện khả năng tạo thành liên kết π khác nhau trong sự tạo thành liên kết của các đơn chất và hợp chất. - Ở dạng đơn chất: Cacbon tồn tại dưới dạng kim cương (chỉ có liên kết đơn C-C) và graphit, cacbin...(ngoài liên kết đơn còn có liên kết bội C=C và C≡C), nghĩa là tạo thành cả liên kết σ và liên kết π. Silic chỉ có dạng thù hình giống kim cương, nghĩa là chỉ tạo thành liên kết σ. - Ở dạng hợp chất: Trong một số hợp chất cùng loại, điển hình là các oxit: cacbon tạo thành CO và CO2 mà phân tử của chúng đều có liên kết π, trong khi silic không tạo thành SiO, còn trong SiO2 chỉ tồn tại các liên kết đơn Si–O. Giải thích: Liên kết π được tạo thành do sự xen phủ của các obitan p. Nguyên tử cacbon (Chu kỳ 2) có bán kính nhỏ hơn nguyên tử silic (Chu kỳ 3) nên mật độ electron trên các obitan của nguyên tử C cao hơn mật độ electron trên các obitan 20 tương ứng của nguyên tử Si. Khi kích thước của các obitan bé hơn và mật độ electron lớn hơn thì sự xen phủ của các obitan hiệu quả hơn, độ bền của liên kết cao hơn. Do đó, cacbon có thể tạo thành liên kết π cả ở dạng đơn chất và hợp chất, trong khi silic hầu như không có khả năng này. Bài 7: (Đề thi chọn HSGQG- 2008) 1. Viết công thức Lewis và xác định dạng hình học của các phân tử và ion sau: BCl3, CO2, NO2+, NO2, IF3 2. Tại sao bo triclorua tồn tại ở dạng monome (BCl3) trong khi nhôm triclorua lại tồn tại ở dạng đime (Al2Cl6)? (Phân tích: Bài tập này có sự liên quan chặt chẽ của thuyết liên kết lewis, mô hình đẩy nhau của các cặp electron hóa trị, thuyết lai hóa và cấu hình electron nguyên tử) Lời giải 1. a (0,5 điểm). Công thức Lewis: BCl3 Cl : B . . . .. . Cl Cl NO2+ CO2 O:: C::O O:: N::O + NO2 IF3 . N. . . . .. O O F .. : I. . F .. : F b (1 điểm). Dạng hình học: BCl3: Xung quanh nguyên tử B có 3 cặp electron (2 cặp và 1 "siêu cặp") nên B có lai hoá sp2, 3 nguyên tử F liên kết với B qua 3 obitan này, do đó phân tử có dạng tam giác đều. CO2: Xung quanh C có 2 siêu cặp, C có lai hoá sp, 2 nguyên tử O liên kết với C qua 2 obitan này. Phân tử có dạng thẳng. NO+: Ion này đồng electron với CO2 nên cũng có dạng thẳng. NO2: Xung quanh N có 3 cặp electron quy ước [gồm 1 cặp + 1 siêu cặp (liên kết đôi) + 1 electron độc thân] nên N có lai hoá sp2. Hai nguyên tử O liên kết với 2 trong số 3 obitan lai hoá nên phân tử có cấu tạo dạng chữ V (hay gấp khúc). Góc ONO < 120o vì sự đẩy của electron độc thân. IF3: Xung quanh I có 5 cặp electron, do đó I phải có lai hoá sp3d, tạo thành 5 obitan hướng đến 5 đỉnh của một hình lưỡng chóp ngũ giác. Hai obitan nằm dọc trục thẳng đứng liên kết với 2 nguyên tử F. Nguyên tử F thứ ba liên kết với 1 trong 3 obitan trong mặt phẳng xích đạo. Như vậy phân tử IF 3 có cấu tạo dạng chữ T. Nếu kể cả đến sự đẩy của 2 cặp electron không liên kết, phân tử có dạng chữ T cụp. O O N O . N F . C . O I . .. O .. .. . .. Cl .. .. .. B .. Cl Cl O F 21 F 2. (0,5 điểm). BF3: B có 3 electron hoá trị. Khi tạo thành liên kết với 3 nguyên tử F, ở nguyên tử B chỉ có 6 electron, phân tử không bền. Để có bát tử nguyên tử B sử dụng 1 obitan p không lai hoá để tạo liên kết π với 1 trong 3 nguyên tử F. Kết quả là tạo thành phân tử BF3 có dạng tam giác đều giống BCl3 đã trình bầy ở trên. AlCl3: AlCl3 cũng thiếu electron như BF 3, nhưng Al không có khả năng tạo thành liên kết π kiểu pπ-pπ như B. Để có đủ bát tử, 1 trong 4 obitan lai hoá sp 3 của nguyên tử Al nhận 1 cặp electron không liên kết từ 1 nguyên tử Cl ở phân tử AlCl 3 bên cạnh. Phân tử AlCl3 này cũng xử sự như vậy. Kết quả là tạo thành một đime. Bài 8: (Đề thi chọn HSGQG - 2005 ). Thùc nghiÖm cho biết PCl5 cã h×nh song th¸p tam gi¸c, gãc liªn kÕt trong mÆt ph¼ng ®¸y là 120 o, trôc víi mÆt ®¸y là 90o. Áp dông thuyÕt lai ho¸, h·y gi¶i thÝch kÕt qu¶ ®ã. (Phân tích: Để giải được bài tập này cần nắm vững cấu hình electron nguyên tử, thuyết lai hóa) Híng dÉn gi¶i: 3. a) Tríc hÕt ta xÐt cÊu h×nh electron cña c¸c nguyªn tö. P (Z = 15) [Ne]3s23p3 (a) Cl (Z = 17) [Ne]3s23p5 (b) KÝ hiÖu [Ne] biÓu thÞ cÊu h×nh 1s22s22p6.. b) H×nh d¹ng cña PCl5 ®îc m« t¶ nh h×nh bªn: MÆt ®¸y tam gi¸c (Δ) cã 3 ®Ønh lµ 3 nguyªn tö Cl (1), (2), (3); t©m lµ P. Gãc ClPCl trong mÆt ®¸y nµy lµ 120o. Th¸p phÝa trªn cã ®Ønh lµ nguyªn tö Cl(5), th¸p phÝa díi cã ®Ønh lµ nguyªn tö Cl (4). Hai ®Ønh nµy cïng ë trªn ®êng th¼ng ®i qua P. Gãc Cl (4) PCl (1) b»ng 90o. §é dµi liªn kÕt trôc PCl (4) hay PCl (5) ®Òu lín h¬n ®é dµi liªn kÕt ngang trong mÆt ®¸y, dt > dn. Cl (5) Cl ( Cl (3) P Cl (1) Cl (4) EMBED ChemWindow.Document c) Gi¶i thÝch: Trong cÊu h×nh electron cña c¸c nguyªn tö P cã 3 e ®éc th©n. §Ó trë thµnh nguyªn tö trung t©m trong PCl 5, mét ph©n tö cã 5 liªn kÕt t¹o thµnh h×nh song th¸p tam gi¸c, P ë d¹ng lai ho¸ thÝch hîp lµ sp3d. (a) 3s2 3p3 lai ho¸ (a1) 3 sp d 3d d (Ghi chó : Gi¶ thiÕt P ë d¹ng lai ho¸ sp d vÉn ®îc coi lµ hîp lÝ). Do lai ho¸ nh vËy, trong P cã 5 obitan chøa 5 e ®éc th©n (xem (a 1) trªn). 3 trong sè 5 obitan ®ã ë trong cïng mÆt ph¼ng cã 3 ®Ønh híng vÒ 3 phÝa lËp thµnh 3 ®Ønh cña tam gi¸c ®Òu; 3 trôc cña chóng c¾t nhau tõng ®«i mét t¹o thµnh gãc 120 o. P ë t©m tam gi¸c ®Òu nµy. 2 obitan cßn l¹i cã 2 ®Ønh trªn cïng mét ®êng th¼ng vu«ng gãc (t¹o gãc 90 o) víi mÆt ph¼ng tam gi¸c vµ híng vÒ hai phÝa cña mÆt ph¼ng tam gi¸c nµy. Mçi Cl cã 1 AO-p nguyªn chÊt chøa 1 e ®éc th©n (xem (b) ë trªn). Do ®ã mçi AO nµy xen phñ víi 1 obitan lai ho¸ cña P t¹o ra 1 liªn kÕt xÝch ma (σ). 2 2 22 Trong mçi vïng xen phñ ®ã cã mét ®«i electron víi spin ngîc nhau (↑↓), do P vµ mçi Cl gãp chung, chuyÓn ®éng. VËy trong 1 ph©n tö PCl 5 cã 5 liªn kÕt xÝch ma (σ). 3 trong 5 liªn kÕt ®îc ph©n bè trong mÆt ®¸y tam gi¸c. 2 liªn kÕt cßn l¹i ë trªn ®ßng th¼ng vu«ng gãc (t¹o gãc 900) víi mÆt ph¼ng tam gi¸c vµ híng vÒ hai phÝa cña mÆt ph¼ng tam gi¸c nµy. (H×nh bªn minh ho¹ râ rµng kÕt qu¶ ®ã). Nh vËy, PCl5 cã h×nh song th¸p tam gi¸c lµ hîp lÝ. Cl (5) Cl (2) Cl (3) P Cl (1) Cl (4) II. Các bài tập có trong các đề thi olimpic Bài 1: (Đề thi ICHO - 37) 1. Vẽ công thức Lewis của mỗi phân tử sau: a) N2. b) NH3. c) O3. d) SO3. 2.Vẽ công thức Lewis của cacbon monoxit và xác định điện tích hình thức, trạng thái oxy hóa của cacbon và oxy trong cacbon monoxit. Thioure – S, S – dioxit có khung cấu tạo như sau: H O S N H N H C O H 3.Viết công thức Lewis cho Thioure – S, S – dioxit với điện tích hình thức của tất cả các nguyên tố bằng không. 4. Dựa vào thuyết sức đẩy cặp electron (VSEPR). Hãy xác định dạng hình học của nguyên tử lưu huỳnh, cacbon và nitơ dựa vào cấu trúc Lewis đã đề ra ở câu (Phân tích: Đây là một bài tập có tính tổng hợp cao, để giải quyết tốt bài này cần phải nắm vững gần như toàn bộ phần lý thuyết về liên kết cộng hóa trị! ) Hướng dẫn giải 5 – 1: a) N N b) N H c) O H O H O O O O d) O O S S O O O O Có thể chấp nhận các câu trả lời sau: O O O O O O O O O O O O Nhưng các câu trả lời sau là sai: O O O O O O O O O 5 – 2: 23 C hay O C O Điện tích hình thức: C-1 ; O+1 Trạng thái oxy hóa: C2+ ; O2-. 5 – 3: Cấu trúc đúng: N O S C O N N đúng (phải thêm điện tích hình N thức): Cấu O trúc không O S O O O S S N C S C C N O N N O N O C + N 5 – 4: S (b): tam giác phẳng; C (b): tam giác phẳng; N (a): tháp tam giác Bài 2: Olimpic hóa học sinh viên toàn quốc 2005 (Bảng A) 1) Hãy cho biết cấu hình hình học của phân tử và ion dưới đây, đồng thời sắp xếp các góc liên kết trong chúng theo chiều giảm dần. Giải thích. a) NO2; NO2+; NO2-. b) NH3; NF3. 2) So sánh momen lưỡng cực giữa hai phân tử NH3 và NF3. Giải thích. 3) Thực nghịêm xác định được mome lưỡng cực của phân tử H2O là 1,85D, góc liên kết ∠HOH là 104,5o, độ dài liên kết O – H là 0,0957 nm. Tính độ ion của liên kết O – H trong phân tử oxy (bỏ qua momen tạo ra do các cặp electron hóa trị không tham gia liên kết của oxy) Cho biết số thứ tự Z của các nguyên tố: 7(N); 8(O); 9(F); 16(S) 1D = 3,33.10-30 C.m Điện tích của electron là -1,6.10-19C; 1nm = 10-9m. (Phân tích: Có thế dùng thuyết VSEPR hay thuyết lai hóa, cấu tạo nguyên tử để giải bài tập này) BÀI GIẢI: 1) Để giải thích câu này ta có thể dùng thuyết VSEPR hoặc thuyết lai hóa (hoặc kết hợp cả hai). a) N O sp2 N O O N sp O O sp2 O (1) và (3): hình gấp khúc. (2) : thẳng Góc liên kết giảm theo thứ tự sau: (2) – (1) – (3) do ở (2) không có lực đẩy electron hóa trị của N không tham gia liên kết, ở (1) có một electron hóa trị của N không liên kết dẩy làm góc ONO hẹp lại đôi chút. Ở (3) góc liên kết giảm nhiều hơn do có 2 electron không liên kết của N đẩy. 24 b) N N H H F F 3H 3F sp sp Góc liên kết giảm theo chiều ∠HNH - ∠FNF vì độ âm điện của F lớn hơn của H là điện tích lệch về phía F nhiều hơn ⇒ lực đẩy kém hơn. µ(NH3) > µ(NF3) Giải thích: N N H H F H F F Ở NH3 chiều của các momen liên kết và của cặp electron của N cùng hướng nên momen tổng cộng của phân tử lớn khác với NF3 (hình vẽ). 3) µ1 H O µ2 µ H µ của phân tử bằng tổng các momen của hai liên kết (O – H): Từ đó sử dụng các hệ thức lượng trong tam giác ta tính được momen của liên kết O – H là: 1,51D. Giả thiết độ ion của liên kết O – H là 100% ta có: µ 1 (lt ) = 0,0957.10 −9 .1,6.10 −19 = 4,60 D 3,33.10 −30 Ta dễ dàng suy ra độ ion của liên kết O – H là 32,8% Bài 3: Olimpic sinh viên toàn quốc 2005 (Bảng B): 1) Có các phân tử XH3: a) Hãy cho biết cấu hình hình học của các phân tử PH3 và AsH3. b) So sánh góc liên kết HXH giữa hai phân tử trên và giải thích. 2) Xét các phân tử POX3 a) Các phân tử POF3 và POCl3 có cấu hình hình học như thế nào? b) Góc liên kết XPX trong phân tử nào lớn hơn? 3) Những phân tử nào sau đây có momen lưỡng cực lớn hơn 0? BF3; NH3; SiF4; SiHCl3; SF2; O3. Cho biết: ZP = 15; ZAs = 33; ZO = 8; ZF = 9; ZCl = 17; ZB = 5; ZN = 7; ZSi = 14; ZS = 16. BÀI GIẢI: Để giải thích câu này ta có thể dùng thuyết VSEPR hoặc thuyết lai hóa (hoặc kết hợp cả hai).1) P: 1s22s22p63s23p3; As: 1s22s22p63s23p63d104s24p3. X H PH và 3As H đều có 5e hóa trị và đã tham gia liên kết 3e trong XH3. sp Hình tháp tam giác Góc HPH > HasH vì độ âm điện của nguyên tử trung tâm P lớn hơn so với của As nên lực đẩy mạnh hơn. 2) 25 X X X O P N F F F n = 3 +1 = 4 (sp3): hình tứ diện Góc FPF < ClPCl vì Cl có độ âm điện nhỏ hơn flo là giảm lực đẩy. 3) sp3 H Cl S Si Cl sp3 F Cl Si B sp2 sp3 O O sp2 F F F O F F F F F sp3 4 chất đầu tiên có cấu tạo bất đối xứng nên có momen lưỡng cực lớn hơn 0. Bài 4: (ICHO-1998): a) Dùng thuyết liên kết hóa trị (VB), dự đoán hình học phân tử có thể có của XeF2 và XeF4. b) Số oxy hóa của Xe trong mỗi hợp chất trên là bao nhiêu? Ta dự đoán chúng phản ứng như một chất oxy hóa hay chất khử. (Phân tích: Trong bài tập này cần dùng đến thuyết lai hóa, mô hình đẩy electron của các cặp electron hóa trị để giải thích) Giải a) F Xe F F F F Xe F XeF2 có 5 đôi electron trên Xe, vậy cấu tạo sẽ dựa trên cấu hình electron lưỡng tháp tam giác. Trong 3 khả năng sau: F F Xe F F Xe F Xe F cấu tạo thẳng hàng làm giảm đến tối thiểu lực đẩy giữa các cặp electron không liên kết (các đôi này gần Xe hơn những đôi electron tham gia liên kết trong liên kết Xe-F) và do vậy dạng hình học tuyến tính (thẳng) được ưu đãi hơn. XeF4 có 6 đôi electron trên Xe, nên cấu tạo dựa trên cấu hình tám mặt (bát diện). Trong hai khả năng. F F F Xe F F F Xe F F Cấu tạo phẳng làm giảm tối đa lực đẩy giữa các đôi electron không liên kết và được ưu tiên hơn. b) F luôn có số oxy hóa là -1. Vì vậy các số oxy hóa tương ứng của Xe là +2 (XeF2) và +4 (XeF4). Các tiểu phân này là những tác nhân oxy hóa rất mạnh. 26 Bài 5: (Olimpic sinh viên toàn quốc – 2003): 1) Trình bày cấu tạo của phân tử CO theo phương pháp VB và phương pháp MO (vẽ giản đồ năng lượng). Cho ZC = 6; ZO = 8. 2) So sánh năng lượng ion hóa giữa các nguyên tử C và O, giữa phân tử CO với nguyên tử O. (Phân tích: Ta cần sử dụng thuyết MO để giải quyết bài tập này) BÀI GIẢI: 1) Theo phương pháp VB thì phân tử CO có cấu tạo: C O Hai liên kết được hình thành bằng cách ghép chung các electron độc thân và một liên kết cho nhận. 2 2* 2 2 2 MO: (KK): σ s σ s π x = π y σ z 2) I1(C) < I1(O) vì điện tích hiệu dụng với electron hóa trị tăng từ C đến O. I1(CO) > I1(O): vì năng lượng của electron ở σz của CO thấp hơn năng lượng của electron hóa trị ở oxy. Bài 6: (Đề thi chọn đội tuyển Olimpic Quốc tế - 2012) 1.1. Thật ra các khí hiếm cũng không hoàn toàn trơ về mặt hóa học. Ngày nay, người ta đã điều chế được một số hợp chất của chúng, chẳng hạn các florua của xenon là XeF2 và XeF4. a) Viết công thức Lewis của XeF2 và XeF4. b) Trong thuyết lực đẩy của các cặp electron hóa trị (thuyết VSEPR), người ta đưa ra công thức dạng XBnLm (công thức VSEPR) cho biết số cặp electron liên kết (n) và số cặp electron tự do (m) xung quanh nguyên tử trung tâm X. Hãy viết công thức VSEPR của XeF2 và XeF4. c) Dựa vào thuyết VSEPR hãy cho biết dạng hình học electron và hình học phân tử của XeF2 và XeF4 (kèm theo vẽ hình) và giải thích ngắn gọn về nguyên nhân chủ yếu làm cho các dạng hình học này là ưu tiên. d) Số oxi hóa của Xe trong mỗi hợp chất trên là bao nhiêu? Các hợp chất này thường đóng vai trò chất oxi hóa hay chất khử khi tham gia phản ứng hóa học? (Phân tích: Ta cần sử dụng công thức lewis, thuyết lai hóa, thuyết VSEPR để giải bài tập này) Bài giải: 1.1. a) Công thức Lewis của XeF2 và XeF4: b) Trong XeF2 có 5 cặp electron xung quanh Xe, trong đó 2 cặp liên kết và 3 cặp không liên kết, công thức VSEPR là XeB2L3 (hoặc XeF2L3). Trong XeF4 có 6 đôi electron xung quanh Xe, trong đó 4 cặp liên kết và 2 cặp không liên kết, công thức VSEPR là XeB4L2 (hoặc XeF4L2). c) Theo thuyết VSEPR XeF2L3 có dạng hình học electron lưỡng tháp tam giác.Với dạng hình học này 3 nguyên tử liên kết nằm thẳng hàng làm cho 3 cặp 27 electron không liên kết tạo thành các góc 120 0 với nhau, giảm thiểu lực đẩy giữa các đôi electron không liên kết. Vì thế dạng hình học phân tử tuyến tính (thẳng) được ưu tiên hơn. E F Xe E F F─Xe─F E Hình học electron XeF2 học phân XeF2 Theo thuyết VSEPR tiểu phân dạng XeF4L2 có dạng hìnhHình học electron báttử diện: E F Xe F F │ F ─ Xe ─ F │ F Hình học phân tử XeF4 F F E Hình học electron XeF4 Hình học electron dạng bát diện trong đó các nguyên tử nằm trên hình vuông phẳng làm cho các góc đẩy giữa các cặp electron không liên kết với nhau, giữa các cặp electron không liên kết với các cặp electron liên kết cũng như giữa các cặp e liên kết đều không nhỏ hơn 90O, giảm tối đa lực đẩy giữa các cặp electron và được ưu tiên hơn. d) F luôn có số oxi hóa là –1. Vì vậy, các số oxi hóa tương ứng của Xe là +2 (XeF2) và +4 (XeF4). Các tiểu phân này là những tác nhân oxi hóa rất mạnh! 1.2 (2/4 điểm). Bỏ qua sự sai khác về mức năng lượng các AO của H và He, ta có thể vẽ các giản đồ MO sau: Ε σs* 1s (H+) 1s (He) σs Từ các giản đồ này, có thể thấy rằng trong HeH+ bậc liên kết là 1. Bài 7: (Đề thi chọn đội tuyển Olympic quốc tế - 2011) Dựa vào cấu tạo phân tử, hãy giải thích: 1. Phân tử khí CO có năng lượng liên kết lớn (1070 kJ.mol –1), lớn hơn cả năng lượng liên kết ba trong phân tử khí N2 (924 kJ.mol–1). 2. CO và N2 có tính chất vật lí tương đối giống nhau, nhưng có những tính chất hóa học khác nhau (CO có tính khử mạnh hơn, có khả năng tạo phức cao hơn N2). (Phân tích: Đây là bài tập yêu cầu sử dụng thuyết cặp electron hóa trị để giải thích) Bài giải. 1. Mô tả cấu tạo phân tử CO và N2: 28 Phân tử N2 Phân tử CO π π σ σ p π p sp π p Phân tử N2 có 1 liên kết σ và 2 liên kết π, đều được hình thành do sự xen phủ 2 obitan 2p của nguyên tử N. Ở phân tử CO cũng có 1 liên kết σ và 2 liên kết π. Hai liên kết π được hình thành do sự xen phủ 2 obitan 2p (trong đó có 1 liên kết π cho ngược từ O → C làm giảm mật độ electron trên O). Liên kết σ được hình thành do sự xen phủ obitan lai hóa sp của C với obitan 2p của O. Đám mây xen phủ của các obitan sp – 2p lớn hơn so với mây xen phủ của các obitan 2p-2p, nên liên kết σ trong CO bền hơn liên kết σ trong N2. Vì vậy năng lượng liên kết trong phân tử CO lớn hơn năng lượng liên kết trong N 2. 2. Phân tử CO, N2 là 2 phân tử đẳng electron, cấu trúc phân tử giống nhau (cùng có độ bội liên kết bằng 3), khối lượng phân tử đều bằng 28, vì vậy chúng có tính chất vật lý giống nhau (là chất khí không màu, không mùi, khó hóa lỏng, khó hóa rắn, ít tan trong nước). Phân tử N2 có cặp electron chưa tham gia liên kết nằm trên obitan 2s, có mức năng lượng thấp nên khá bền, ít tham gia vào quá trình tạo liên kết. Phân tử CO có cặp electron chưa tham gia liên kết nằm trên obitan lai hóa sp của nguyên tử C, có năng lượng cao hơn obitan 2s, đám mây xen phủ lại lớn nên thuận lợi cho quá trình hình thành liên kết, nguyên tử C trong phân tử CO dễ nhường e thể hiện tính khử hoặc dễ hình thành liên kết cho nhận khi tham gia tạo phức với các nguyên tố kim loại chuyển tiếp. Bài 8: (Đề thi chọn đội tuyển Olympic Quốc tế - 2010) Bằng thiết bị và ở điều kiện thích hợp, một bức xạ có độ dài sóng là 58,43 nm được chiếu vào một dòng khí nitơ. Người ta xác định được tốc độ của dòng electron đầu tiên là 1,4072.10 6 m.s–1, tốc độ của dòng electron tiếp theo là 1,266.106 m.s–1. 1. Tính năng lượng ion hóa thứ nhất (I 1) và năng lượng ion hóa thứ hai (I 2) theo kJ.mol–1. 2. Cho biết electron thứ nhất e1, electron thứ hai e2 được bứt ra từ obitan phân tử nào của nitơ? Vì sao? Vẽ giản đồ năng lượng của các obitan phân tử và dùng cấu hình electron của N2 để giải thích. Cho: Hằng số Planck h = 6,6261.10–34 J.s; Tốc độ ánh sáng c = 2,9979.108 m.s–1; Số Avogađro N A = 6,0221.1023 mol–1; Khối lượng electron me = 9,1094.10– 31 kg. Hướng dẫn giải: 1. Giả thiết tác dụng của bức xạ chỉ tách e từ phân tử nitơ. 1 1 hν = mvi2 + Ii → Ii = hν - mvi2 (1) 2 2 1 hν = 6,6261.10–34 . 2,9979.108 . . 6,0221.1023 . 10–3 = 2050,485 (kJ. mol–1). 58,34.10-9 Thay số vào biểu thức (1), tính được I1 = 1507,335 (kJ. mol–1); I2 = 1610,867 (kJ.mol–1). 29 2. 2pa Từ giản đồ năng lượng hoặc cấu hình electron hóa trị của 2 *2 4 2 phân tử nitơ σs σs π x,y σ z : e1 và e2 đều được bứt ra từ MO-σz (MO bị chiếm cao nhất). 2pb 2sa 2sb Bài 9: (Đề thi chọn đội tuyển Olympic quốc tế - 2008) Có thể xác định cấu trúc hình học của các phân tử hay ion nhiều nguyên tử dựa vào việc khảo sát số cặp electron tạo liên kết σ và số cặp electron chưa liên kết ở lớp vỏ hoá trị của nguyên tử trung tâm của phân tử hay ion. -n 1. Nếu quanh nguyên tử A của phân tử AX2 hay ion AX2 có số cặp electron bao gồm các cặp electron tạo liên kết σ và các cặp electron chưa liên kết là 2 hoặc 3, 4, 5, 6 thì ở trường hợp nào phân tử hay ion có cấu trúc thẳng, trường hợp nào không? vì sao? (1) 2. Tuỳ thuộc vào số cặp electron mà phân tử có thể có một vài hình dạng khác nhau, hãy minh hoạ bằng hình vẽ. 3. Trong số các kết luận rút ra ở (1), trường hợp nào có tồn tại các chất có hình dạng đúng như dự đoán. Cho thí dụ. 4. Có thể giải thích cấu trúc hình học của phân tử dựa vào thuyết liên kết hoá trị. Hãy cho biết trạng thái lai hoá tương ứng với mỗi trường hợp ở (1). (Phân tích: Có thể dùng thuyết liên kết hóa trị, thuyết lai hóa, thuyết VREPR để giải bài tập này) Hướng đẫn giải 1. n=2 XX n=3 A X–A AA –X XXX X n=4 A n=5 n=6 X X Không thẳng vìcặpelectron tự do đẩy các cặp liên kết. Không thẳng vìcặpelectron tự do đẩy các cặp liên kết. Các cặp electron tự do có thể tích lớn nên ở chỗ rộng – vị trí xích đạo. Các cặp liên kết ở vị trí trục. Phân tử hay ion thẳng. Trong trường hợp này 4 cặp electron chưa liên kết đều ở vị trí xích đạo. Phân tử hay ion thẳng. Cấu trúc thẳng xuất hiện ứng với 2, 5 hay 6 cặp electron . 2. Khi có 5 hay 6 cặp electron thì có thể có một vài dạng phân tử: X A X X X X A A A X X X X A 30 X 3. Trường hợp: - n = 2: BeCl2 - n = 5: I3 , ICl2 , XeF2 4. Số cặp electron 2 3 4 5 6 Lai hoá Sp sp2 sp3 sp3d (dsp3) d2sp3 PHẦN III: KẾT LUẬN. Trên đây tôi đã trình bày chuyên đề “ Áp dụng lý thuyết Liên kết hóa học giải thích liên kết của phi kim trong hợp chất cộng hóa trị”. Trong 31 chuyên đề này tôi đã sử dụng lý thuyết liên kết cộng hóa trị để dự đoán lập thể phân tử của các hợp chất cộng hóa trị, giải thích đặc điểm và bản chất liên kết của phi kim trong hợp chất hóa học. Nó phù hợp với yêu cầu và mục đích giảng dạy, bồi dưỡng học sinh khá, giỏi chuẩn bị tham dự các kì thi học sinh giỏi các cấp . Nó có thể dùng làm tài liệu học tập cho học sinh các lớp chuyên Hoá học và tài liệu tham khảo cho các thầy cô giáo trong giảng dạy và bồi dưỡng học sinh giỏi Hoá học ở bậc THPT... Trong quá trình viết chuyên đề có thể còn có nhiều thiếu sót, tôi rất mong nhận được được sự góp ý, bổ xung của các thầy cô, các đồng nghiệp và các em học sinh ... sao cho chuyên đề này ngày càng có chất lượng tốt hơn! TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Đào Hữu Vinh, Nguyễn Duy Ái - Tài liệu giáo khoa chuyên Hóa học – Nhà xuất bản Giáo dục. 32 2. Đào Đình thức - Nguyên tử và liên kết hóa học - Nhà xuất bản giáo dục - 1997. 3. Đào Đình Thức - Bài tập hóa học đại cương - Nhà xuất bản giáo dục 1997. 4. Nguyễn Duy Ái, Nguyễn Tinh Dung, Trần Thành Huế, Trần Quốc Sơn, Nguyễn Văn Tòng - Một số vấn đề chọn lọc hóa học tập 1- Nhà xuất bản giáo dục - 1999. 5. Hoàng Nhâm - Hóa học vô cơ tập 1 - Nhà xuất bản giáo dục - 2000. 6. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Hóa học đại cương (Hóa học lý thuyết cơ sở) - Nhà xuất bản Đại học quốc gia Hà nôi - 2007. 7. Đỗ Quí Sơn, Nguyễn Trí Nguyên – Bồi dưỡng học sinh giỏi Hóa học, tập 1 - Nguyễn Văn Duệ , Trần Hiệp Hải – Bài tập Hóa lí - Nhà xuất bản Giáo dục. 8. Tuyển tập đề thi Olympic 30/4 môn Hóa học các năm. 9. Tuyển tập đề thi học sinh giỏi Quốc gia môn Hóa học các năm. 10.Tuyển tập đề thi chọn học sinh giỏi dự thi Olympic Hóa học Quốc tế các năm. 11.Tuyển tập đề thi Olympic Hóa học sinh viên Việt Nam. 12. Tuyển tập đề chuẩn bị và đề thi Olympic Hóa học Quốc tế các năm. 33 [...]... song tháp tam giác, góc liên kết trong mặt phẳng đáy l 120 o, trục với mặt đáy l 90o p dụng thuyết lai hoá, hãy giải thích kết quả đó (Phõn tớch: gii c bi tp ny cn nm vng cu hỡnh electron nguyờn t, thuyt lai húa) Hớng dẫn giải: 3 a) Trớc hết ta xét cấu hình electron của các nguyên tử P (Z = 15) [Ne]3s23p3 (a) Cl (Z = 17) [Ne]3s23p5 (b) Kí hiệu [Ne] biểu thị cấu hình 1s22s22p6 b) Hình dạng của PCl5... Góc ClPCl trong mặt đáy này là 120o Tháp phía trên có đỉnh là nguyên tử Cl(5), tháp phía dới có đỉnh là nguyên tử Cl (4) Hai đỉnh này cùng ở trên đờng thẳng đi qua P Góc Cl (4) PCl (1) bằng 90o Độ dài liên kết trục PCl (4) hay PCl (5) đều lớn hơn độ dài liên kết ngang trong mặt đáy, dt > dn Cl (5) Cl ( Cl (3) P Cl (1) Cl (4) EMBED ChemWindow.Document c) Giải thích: Trong cấu hình electron của các nguyên... xích ma () 2 2 22 Trong mỗi vùng xen phủ đó có một đôi electron với spin ngợc nhau (), do P và mỗi Cl góp chung, chuyển động Vậy trong 1 phân tử PCl 5 có 5 liên kết xích ma () 3 trong 5 liên kết đợc phân bố trong mặt đáy tam giác 2 liên kết còn lại ở trên đòng thẳng vuông góc (tạo góc 900) với mặt phẳng tam giác và hớng về hai phía của mặt phẳng tam giác này (Hình bên minh hoạ rõ ràng kết quả đó) Nh vậy,... nguyên tử P có 3 e độc thân Để trở thành nguyên tử trung tâm trong PCl 5, một phân tử có 5 liên kết tạo thành hình song tháp tam giác, P ở dạng lai hoá thích hợp là sp3d (a) 3s2 3p3 lai hoá (a1) 3 sp d 3d d (Ghi chú : Giả thiết P ở dạng lai hoá sp d vẫn đợc coi là hợp lí) Do lai hoá nh vậy, trong P có 5 obitan chứa 5 e độc thân (xem (a 1) trên) 3 trong số 5 obitan đó ở trong cùng mặt phẳng có 3 đỉnh... (dsp3) d2sp3 PHN III: KT LUN Trờn õy tụi ó trỡnh by chuyờn p dng lý thuyt Liờn kt húa hc gii thớch liờn kt ca phi kim trong hp cht cng húa tr Trong 31 chuyờn ny tụi ó s dng lý thuyt liờn kt cng húa tr d oỏn lp th phõn t ca cỏc hp cht cng húa tr, gii thớch c im v bn cht liờn kt ca phi kim trong hp cht húa hc Nú phự hp vi yờu cu v mc ớch ging dy, bi dng hc sinh khỏ, gii chun b tham d cỏc kỡ thi hc... thành 3 đỉnh của tam giác đều; 3 trục của chúng cắt nhau từng đôi một tạo thành góc 120 o P ở tâm tam giác đều này 2 obitan còn lại có 2 đỉnh trên cùng một đờng thẳng vuông góc (tạo góc 90 o) với mặt phẳng tam giác và hớng về hai phía của mặt phẳng tam giác này Mỗi Cl có 1 AO-p nguyên chất chứa 1 e độc thân (xem (b) ở trên) Do đó mỗi AO này xen phủ với 1 obitan lai hoá của P tạo ra 1 liên kết xích ma... hoỏ nm trong mt phng xớch o (vuụng gúc vi trc) c dựng cha 3 cp electron khụng liờn kt Ion cú dng ng thng 2 C v Si cựng nm trong nhúm 4A (hay nhúm 14 trong Bng tun hon dng di) nờn cú nhiu s tng ng v tớnh cht hoỏ hc Tuy nhiờn, hai nguyờn t ny th hin kh nng to thnh liờn kt khỏc nhau trong s to thnh liờn kt ca cỏc n cht v hp cht - dng n cht: Cacbon tn ti di dng kim cng (ch cú liờn kt n C-C) v graphit,... cựng loi cui CK 2 nu c 2 nguyờn t u l cui CK Trt t sp xp MO ca 2 nguyờn t cựng loi u CK 2 nu C 2 nguyờn t u l cỏc nguyờn t u CK 2 Mt trong 2 nguyờn t l nguyờn t u CK 2 15 Chng III: MT S BI TP V LIấN KT CA PHI KIM TRONG CC THI HC SINH GII CC CP I Mt s bi tp cú trong thi HSGQG Bi 1: ( thi chn HSGQG- 2002) p dng thuyt lai hoỏ gii thớch kt qu ca thc nghim xỏc nh c BeH2, CO2 u l phõn t thng (Phõn... 0OC, hóy gii thớch vỡ sao? 2 (Phõn tớch: õy l bi tp liờn quan n phõn cc ca liờn kt cng húa tr gia cỏc nguyờn t phi kim liờn kt vi nhau gii quyt tt bi tp ny cn nm rừ cu hỡnh electron nguyờn t, trng thỏi lai húa ca cỏc nguyờn t trung tõm, v trớ cỏc nguyờn t trong bng tun hon v so sỏnh c tớnh phi kim ca cỏc nguyờn t.) Li gii: Phõn t HF cú th to liờn kt hiro M = 18 à = 1,84 Debye M = 20 à = 1,91 Debye;... c hỡnh thnh do s xen ph 2 obitan 2p (trong ú cú 1 liờn kt cho ngc t O C lm gim mt electron trờn O) Liờn kt c hỡnh thnh do s xen ph obitan lai húa sp ca C vi obitan 2p ca O ỏm mõy xen ph ca cỏc obitan sp 2p ln hn so vi mõy xen ph ca cỏc obitan 2p-2p, nờn liờn kt trong CO bn hn liờn kt trong N2 Vỡ vy nng lng liờn kt trong phõn t CO ln hn nng lng liờn kt trong N 2 2 Phõn t CO, N2 l 2 phõn t ng ... vi cỏc phi kim thuc nhúm IVA, ns2np3 i vi cỏc phi kim thuc nhúm VA, ns2np4 i vi cỏc phi kim thuc nhúm VIA v ns2np5 i vi cỏc phi kim thuc nhúm VIIA 2.2 Húa tr hay gp ca cỏc nguyờn t phi kim Húa... IM CHUNG CA NGUYấN T CC NGUYấN T PHI KIM I Cu to nguyờn t nguyờn t phi kim V trớ ca cỏc nguyờn t phi kim bng h thng tun hon Trong bng h thng tun hon cỏc phi kim nm cỏc nhúm A, ch yu t nhúm IVA... ChemWindow.Document c) Giải thích: Trong cấu hình electron nguyên tử P có e độc thân Để trở thành nguyên tử trung tâm PCl 5, phân tử có liên kết tạo thành hình song tháp tam giác, P dạng lai hoá thích hợp sp3d