Bài 1: Liên Kết Hóa Học | Chuyên đề học tập Hóa học 10 | Chuyên Đề 1: Cơ Sở Hóa Học - Lớp 10 - Kết Nối Tri Thức Với Cuộc Sống

(Trang 5)

MỤC TIÊU

• Viết được công thức Lewis, sử dụng được mô hình VSEPR để dự đoán dạng hình học của một số phân tử đơn giản.
• Trình bày được khái niệm về sự lai hoá AO (sp, sp², sp³), vận dụng giải thích liên kết trong một số phân tử.

I. CÔNG THỨC LEWIS

1. Công thức electron, công thức Lewis

Công thức electron

Khi biểu diễn liên kết giữa các nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung, ta được công thức electron.

Ví dụ: Công thức electron của các phân tử HCl, Cl₂, H₂O lần lượt là:

Công thức Lewis:

Khi thay mỗi cặp electron dùng chung trong công thức electron bằng một gạch nối (–), ta được công thức Lewis.

Ví dụ: Công thức Lewis của các phân tử HCl, Cl₂, H₂O lần lượt là:

2. Các bước viết công thức Lewis

Bước 1. Xác định tổng số electron hoá trị trong phân tử.

Tổng số electron hoá trị trong phân tử bằng tổng số electron hoá trị của tất cả các nguyên tử trong phân tử.

Ví dụ: Xét phân tử CO₂, tổng số electron hoá trị = 1·4 + 2·6 = 16 electron.

(Trang 6)

Bước 2. Vẽ khung phân tử với các liên kết đơn. Trong đó, nguyên tử trung tâm thường là nguyên tử cần nhiều electron nhất để đạt octet, các nguyên tử còn lại xếp xung quanh nguyên tử trung tâm.

Trong phân tử CO₂, nguyên tử C cần 4 electron để đạt octet, nguyên tử O cần 2 electron hoá trị để đạt octet. Vì vậy, C là nguyên tử trung tâm, còn các nguyên tử O được xếp xung quanh:

O – C – O

Bước 3. Điền các electron hoá trị chưa tham gia liên kết vào các nguyên tử xung quanh để đạt octet.

Mỗi nguyên tử O cần 6 electron hoá trị để đạt octet: :

Bước 4. Tính số electron hoá trị còn lại. Nếu còn các electron hoá trị thì sử dụng để hoàn thành octet của nguyên tử trung tâm. Nếu số electron hoá trị đã hết mà nguyên tử trung tâm chưa đạt octet thì chuyển các cặp electron hoá trị từ nguyên tử xung quanh để tạo liên kết đôi hoặc liên kết ba với nguyên tử trung tâm, sao cho phù hợp với hoá trị của nguyên tố.

– Trong phân tử CO₂, số electron hoá trị còn lại là: 16 – 2·2 – 2·6 = 0.

– Số electron hoá trị của nguyên tử C là 4, nên để đạt octet mỗi nguyên tử O dùng 1 cặp electron hoá trị để tạo liên kết đôi với nguyên tử C.

Công thức Lewis của phân tử CO₂: :

Ví dụ: Viết công thức Lewis của phân tử PCl₃.

(1) Tổng số electron hoá trị trong phân tử: 1·5 + 3·7 = 26.

(2) Vẽ khung phân tử PCl₃:

(3) Hoàn thiện octet cho các nguyên tử Cl:

(4) Tính số electron hoá trị còn lại: 26 – 3·2 – 3·6 = 2.

Chuyển 2 electron còn lại vào nguyên tử P để đạt octet, thu được công thức Lewis của phân tử PCl₃:

Lưu ý: Trong một số trường hợp nguyên tử trung tâm có thể có số lẻ electron, hoặc nhiều hơn 8 electron.

(Trang 7)

II. CẤU TRÚC HÌNH HỌC CỦA MỘT SỐ PHÂN TỬ

1. Mô hình VSEPR (mô hình lực đẩy giữa các cặp electron hoá trị)

Liên kết cộng hoá trị được tạo thành bởi sự dùng chung các cặp electron. Các cặp electron này phân bố trong vùng không gian giữa hai hạt nhân nguyên tử tạo nên liên kết. Liên kết cộng hoá trị có tính định hướng không gian nên phân tử có hình dạng nhất định.

Công thức Lewis cho biết cấu tạo của phân tử nhưng không cho biết dạng hình học của phân tử. Mô hình VSEPR (Valence Shell Electron Pair Repulsion) được sử dụng để mô tả dạng hình học của các phân tử dựa trên lực đẩy giữa các cặp electron hoá trị.

"Các cặp electron hoá trị được phân bố xung quanh nguyên tử trung tâm sao cho lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất".

Để sử dụng mô hình VSEPR, công thức phân tử của chất được viết dưới dạng AX_nE_m.

Trong đó:

A: nguyên tử trung tâm;

X: nguyên tử liên kết với nguyên tử A; n là số nguyên tử;

E: cặp electron hoá trị chưa liên kết của nguyên tử A; m là số cặp electron;

Nếu nguyên tử trung tâm là một electron thì electron đó vẫn được tính tương đương một cặp electron.

Ví dụ: Công thức phân tử của methane viết theo mô hình VSEPR là CH₄.

Công thức phân tử của ammonia viết theo mô hình VSEPR là NH₃E.

Công thức phân tử của nước viết theo mô hình VSEPR là OH₂E₂.

(Trang 8)

2.  Hình dạng một số phân tử và ion

(Trang 9)

Phân tử H2O: Xung quanh nguyên tử trung tâm O có hai cặp electron chưa liên kết, công thức VSEPR của H2O là AX2E2. Do cặp electron chưa liên kết chiếm khoảng không gian lớn hơn so với cặp electron liên kết, tương tác đẩy giữa cặp electron chưa liên kết lớn hơn tương tác đẩy giữa các cặp electron liên kết, nên góc liên kết thực tế bằng 104,5o, nhỏ hơn góc hoá trị theo lí thuyết (109,5o). Phân tử có dạng góc.

III. SỰ LAI HOÁ ORBITAL NGUYÊN TỬ

1. Khái niệm lai hoá orbital

Khi sử dụng sự xen phủ các orbital nguyên tử tạo thành liên kết hoá học, không giải thích được góc liên kết ở một số trường hợp. Ví dụ: nếu đưa vào sự xen phủ các orbital 1s của nguyên tử H với các orbital 2s và 2p của nguyên tử C trong phân tử CH₄ thì các góc liên kết

Để giải thích điều này, có thể sử dụng khái niệm "lai hoá orbital". Các orbital của cùng một nguyên tử có năng lượng gần nhau có thể "tổ hợp" với nhau tạo ra orbital mới có hình dạng giống nhau và có năng lượng bằng nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian, gọi là orbital lai hoá. Số orbital lai hoá được hình thành bằng tổng số orbital tham gia lai hoá.

Ví dụ: Áp dụng lai hoá orbital để giải thích góc liên kết trong phân tử CH₄.

Cấu hình electron hoá trị của nguyên tử C: 2s²2p². Một orbital 2s tổ hợp với ba orbital 2p tạo ra bốn orbital lai hoá hoàn toàn giống nhau, hướng về bốn đỉnh của tứ diện đều. Bốn orbital lai hoá này xen phủ với các orbital 1s của bốn nguyên tử H, tạo ra bốn liên kết σ (C – H), nên góc liên kết trong tứ diện đều (có nguyên tử C ở tâm) bằng 109,5^o. 

(Trang 10)

2. Một số trạng thái lai hoá cơ bản

a) Lai hoá sp³

Một AO s tổ hợp với ba AO p trong một nguyên tử tạo ra bốn AO lai hoá sp³, hướng về bốn đỉnh của một tứ diện đều mà tâm của hình tứ diện là hạt nhân nguyên tử đang xét. Góc tạo bởi hai trục của hai AO kề nhau là 109,5^o. Lai hoá sp³ còn được gọi là lai hoá tứ diện.

Ví dụ: Phân tử nitrogen trifluoride NF₃.

Cấu hình electron hoá trị của N: 2s²2p³.

Trong nguyên tử N, một AO 2s lai hoá với ba AO 2p, tạo ra bốn AO lai hoá sp³.

Ba AO lai hoá sp³ (chứa electron độc thân) của nguyên tử N xen phủ với AO 2p của nguyên tử fluorine, tạo thành ba liên kết σ hướng về ba đỉnh của hình tứ diện. Nguyên tử nitrogen còn một AO lai hoá sp³ chứa một cặp electron chưa liên kết nằm hướng về đỉnh còn lại của hình tứ diện. 

b) Lai hoá sp2

Một AO s tổ hợp với hai AO p trong một nguyên tử, tạo ra ba AO lai hoá sp² hướng về ba đỉnh của một tam giác đều. Ba AO này cùng nằm trong một mặt phẳng, góc tạo bởi hai trục của hai AO kề nhau là 120^o. Lai hoá sp² còn được gọi là lai hoá tam giác phẳng.

(Trang 11)

Ví dụ: Phân tử boron trifluoride BF₃.

Cấu hình electron hoá trị của B: 2s²2p¹.

Trong nguyên tử B, một AO 2s lai hoá với hai AO 2p, tạo ra ba AO lai hoá sp².

Ba AO lai hoá sp² của nguyên tử B xen phủ với ba AO 2p (chứa electron độc thân) của ba nguyên tử fluorine, tạo thành ba liên kết σ hướng về ba đỉnh của tam giác đều; giải thích cho dự đoán dạng hình học của phân tử BF₃ (dạng AX₃) theo mô hình VSEPR. Trong phân tử BF₃ còn có một liên kết π.

c) Lai hoá sp

Một AO s tổ hợp với một AO p trong một nguyên tử tạo ra hai AO lai hoá sp, góc tạo bởi hai AO lai hoá là 180^o. Lai hoá sp còn được gọi là lai hoá thẳng.

Ví dụ: Phân tử beryllium Fluoride BeF₂.

Cấu hình electron hoá trị của Be: 2s².

Trong nguyên tử Be, một AO 2s tổ hợp với một AO 2p, tạo ra hai AO lai hoá sp.

Hai AO lai hoá sp của nguyên tử Be xen phủ với hai AO p của hai nguyên tử F tạo thành hai liên kết σ hướng về hai phía của một đường thẳng, góc liên kết là 180^o; giải thích cho dự đoán dạng hình học của phân tử BeF₂ (dạng AX₂) theo mô hình VSEPR.

(Trang 12)