CHUYÊN ĐỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC VB VSEPR.pptx

Liên kết hóa học

1. CHUYÊN ĐỀ: LIÊN KẾT HÓA HỌC

2. ❷ QUY TẮC OCTET, LIÊN KẾT ION, LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ ❸ CÔNG THỨC LEWIS ❹ DẠNG HÌNH HỌC PHÂN TỬ - THUYẾT VSEPR ❺ TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ ❶CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN

3. • Năng lượng liên kết • Độ dài liên kết • Góc liên kết • Momen lưỡng cực NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ ❶ CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN

4. NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ ❷ QUY TẮC OCTET, LIÊN KẾT ION, LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ Quy tắc octet: cho – nhận electron; góp chung electron Liên kết ion + khái niệm + đặc điểm liên kết Liên kết cộng hóa trị + khái niệm , phân loại + đặc điểm liên kết + thuyết lai hóa , bậc liên kết , liên kết σ , π .

5. NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ ❸ CÔNG THỨC LEWIS Khái niệm Cách viết công thức Lewis Công thức cộng hưởng

6. NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ ❹ DẠNG HÌNH HỌC PHÂN TỬ - THUYẾT VSEPR Nội dung thuyết VSEPR Áp dụng thuyết VSEPR

7. NỘI DUNG CHUYÊN ĐỀ ❺ TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ Tương tác Van der Waals + khái niệm + các thành phần của tương tác Van der Waals Liên kết Hydrogen + bản chất , khái niệm + phân loại Giải thích thực nghiệm

8. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN

9. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN

10. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 1. Năng lượng liên kết E H-H = 436 kJ/mol E C-H = 418 kJ/mol

11. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 2. Độ dài liên kết Độ dài liên kết phụ thuộc vào Bán kính nguyên tử tham gia liên kết Bậc của liên kết Độ dài liên kết (d) là khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nhau, khi phân tử ở trạng thái năng lượng thấp nhất .

12. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 3. Góc liên kết

13. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 4. Momen lưỡng cực H F electron rich region electron poor region d+ d- q là điện tích hữu hiệu của nguyên tử d là bán kính liên kết ( ) 1 D = 3.335 x 10 -30 C m Momen lưỡng cực của liên kết đơn vị Debye (D) m =

14. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 4. Momen lưỡng cực

15. PHẦN 1: CÁC KHÁI NIỆM CƠ BẢN 4. Momen lưỡng cực

16. PHẦN 2: QUY TẮC BÁT TỬ (OCTET)

17. PHẦN 2: QUY TẮC BÁT TỬ (OCTET) I. Liên kết ion Tinh thể NaCl Liên kết ion có bản chất là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu Hợp chất ion tồn tại ở dạng tinh thể ion Không có tính định hướng không gian Không tồn tại hợp chất 100% ion

18. PHẦN 2: QUY TẮC BÁT TỬ (OCTET) II. Liên kết cộng hóa trị Sự góp chung electron Sự xen phủ các orbital nguyên tử

19. PHẦN 2: QUY TẮC BÁT TỬ (OCTET) II. Liên kết cộng hóa trị 2. Phân loại : Liên kết cộng hóa trị không phân cực Liên kết cộng hóa trị phân cực Chênh lệch độ âm điện càng lớn , phân tử càng phân cực

20. 3. Thuyết lai hóa Nguyên tử C trong CH 4 lai hóa sp 3 https://youtu.be/wKAX-mfMl7M Lai hóa là sư ̣ tô ̉ hợp tuyến tính các obitan hóa trị có năng lượng gần bằng nhau ( số lượng tử l khác nhau ) của cùng một nguyên tư ̉ đê ̉ tạo ra các obitan lai hóa (AO mới ) có năng lượng bằng nhau . Đặc điểm của sư ̣ lai hóa : + sô ́ obitan lai hóa bằng tổng sô ́ obitan tham gia lai hóa + các obitan tham gia lai hóa phải có năng lượng gần bằng nhau (2s va ̀ 2p; 3s va ̀ 3p, 3d; …) + các obitan lai hóa có sư ̣ suy biến năng lượng ( năng lượng bằng nhau ) + Đặc điểm hình học của AO lai hoá là có một đầu (hay một phần ) nở rộng còn đầu kia bị thu hẹp . II. Liên kết cộng hóa trị

21. 3. Thuyết lai hóa II. Liên kết cộng hóa trị

22. 3. Thuyết lai hóa II. Liên kết cộng hóa trị 4. Bậc của liên kết Bậc của liên kết Liên kết σ : xen phủ trục các AO Liên kết π : xen phủ song song trục các orbital (xen phủ bên )

23. PHẦN 3: CÔNG THỨC LEWIS 1. Công thức Lewis Công thức Lewis là công thức hóa học chỉ rõ thứ tự liên kết giữa các nguyên tử và các kí hiệu chỉ sự phân bố electron hóa trị .

24. PHẦN 3: CÔNG THỨC LEWIS Khái niệm cần dùng : + Nguyên tử trung tâm và phối tử + Lõi của nguyên tử : Phần lõi của một nguyên tử ( khi nguyên tử này là thành phần của một công thức hoá học được xét ) gồm hạt nhân và các electron ở các lớp bên trong . + Điện tích : - Điện tích lõi nguyên tử : là số đơn vị điện tích của nguyên tử khi ta bỏ các electron ở lớp hoá trị đi nên là một số nguyên dương , có trị số bằng số e hoá trị vốn có của nguyên tử đó . - Điện tích hình thức của một nguyên tử = ( Điện tích của lõi nguyên tử - tổng số e riêng của nguyên tử – tổng số e tạo liên kết có nguyên tử tham gia /2). 2. Cách viết công thức Lewis

25. PHẦN 3: CÔNG THỨC LEWIS 2. Cách viết công thức Lewis VD1: Viết công thức Lewis của HCN Bước 1: H : C : N (a) H : N : C (b) Xét với trường hợp (a) trước Bước 2: H : C : N (a) Tổng số electron hóa trị n 1 = 1 + 4 + 5 = 10 e Bước 3: Xác định CT Lewis gần đúng Bước 4: Tính điện tích hình thức ( Tương tự HS làm với trường hợp (b)).

26. PHẦN 3: CÔNG THỨC LEWIS 2. Cách viết công thức Lewis VD2: Viết công thức Lewis của CO 3 2- Nhận xét : Ở ba công thức trên đều đúng cho ion CO 3 2- , trong 3 nguyên tử O có 2 nguyên tử O có q O = -1; một nguyên tử q O = 0. Thực nghiệm cho thấy : độ dài liên kết C-O đều bằng nhau , góc liên kết đều là 120 o . Có sự cộng hưởng của cả 3 CT Lewis trên . Ba công thức này được gọi là công thức cộng hưởng . qO = -2/3 bậc liên kết C và O là 4/3 ( tổng số 4 liên kết cho 3 nguyên tử O)

27. PHẦN 3: CÔNG THỨC LEWIS 2. Cách viết công thức Lewis VD3: Viết công thức Lewis của CO, SO 2 , ClO 4 - , SCN -

28. PHẦN 4: HÌNH HỌC PHÂN TỬ - THUYẾT VSEPR 1. Mô hình thuyết sức đẩy giữa các cặp electron vỏ hóa trị (VSEPR) Liên kết CHT tạo thành do các cặp electron liên kết . Mỗi nguyên tử sau khi liên kết CHT: có thể còn các cặp electron tự do Các cặp electron liên kết và cặp electron không liên kết có sự đẩy nhau do cùng mang điện tích âm . Như vậy xét với nguyên tử trung tâm A trong hợp chất cộng hóa trị , dạng hình học của hợp chất phụ thuộc vào khoảng không gian chiếm bởi các electron hóa trị của nguyên tử trung tâm A ( sự phân bố của các đám mây electron hóa trị của A)

29. PHẦN 4: HÌNH HỌC PHÂN TỬ - THUYẾT VSEPR 1. Mô hình sự đẩy giữa các cặp electron vỏ hóa trị Phân tử AX n E m , trong đó A là nguyên tử trung tâm X là phối tử E là cặp electron tự do n là số cặp electron tạo liên kết σ giữa A và X m là số cặp electron tự do Như vậy tổng đám mây electron xung quanh A là n + m Các cặp electron/ đám mây electron được sắp xếp sao cho lực đẩy giữa chúng nhỏ nhất Lực đẩy của cặp electron tự do lớn hơn so với cặp electron liên kết E-E > E-X > X-X

30. PHẦN 4: HÌNH HỌC PHÂN TỬ - THUYẾT VSEPR 2. Thuyết VSEPR Học sinh hoàn thành phiếu học tập số 2 trong 15 phút

31. PHẦN 4: HÌNH HỌC PHÂN TỬ - THUYẾT VSEPR 2. Thuyết VSEPR

32. PHẦN 4: HÌNH HỌC PHÂN TỬ - THUYẾT VSEPR 2. Thuyết VSEPR Chất/ion Công thức Lewis Dạng hình học phân tử Trạng thái lai hóa của NTTT CO 2       SO 2       SO 4 2-       SF 4       I 3 -       Luyện tập 1: Hoàn thành bảng sau

33. Chất/ion Công thức Lewis Dạng hình học phân tử Trạng thái lai hóa của NTTT CO 2    đường thẳng  sp SO 2    dạng góc  sp 2 SO 4 2-    tứ diện  sp 3 SF 4    dạng bập bênh  sp 3 d I 3 -    đường thẳng  sp 3 d

34. 2. Thuyết VSEPR Luyện tập 2: So sánh góc liên kết của các phân tử sau và giải thích CO 2 , NO 2 , O 3 b) NH 3 , PH 3 , AsH 3 , SbH 3 Hướng dẫn : a) + CO 2 dạng AX 2 E , dạng hình học đường thẳng , góc 180 o + NO 2 và O 3 : dạng AX 2 E, Trên N có 1 electron, trên O trung tâm của O 3 có 2 electron Giá trị góc liên kết giảm dần là CO 2 > NO 2 > O 3 b) + NH 3 đến SbH 3 : dạng AX 3 E. + NH 3 : lai hóa sp 3 , góc khoảng 107 o + PH 3 đến SbH 3 : không có sự lai hóa , góc xấp xỉ 90 o . Từ P đến Sb: bán kính tăng , độ âm điện giảm Giá trị góc liên kết giảm dần là NH 3 > PH 3 > AsH 3 > SbH 3

35. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ 1. Định nghĩa : Liên kết Van der Waals là liên kết hóa học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện rất yếu giữa các phân tư ̉ phân cực thường trực hoặc phân cực tạm thời . I. Tương tác Van der Waals Tương tác lưỡng cực : Tương tác cảm ứng Tương tác khuếch tán

36. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ Ảnh hưởng của tương tác Van der Waals đến tính chất vật lí Tương tác Van der Waals càng mạnh thi ̀ nhiệt đô ̣ nóng chảy , nhiệt đô ̣ sôi càng cao , càng dê ̃ hóa lỏng , tan vào nhau đáng kê ̉. Thí dụ : SO 2 có nhiệt đô ̣ nóng chảy , nhiệt đô ̣ sôi cao hơn CO 2 do: M SO2 > M CO2 Phân tư ̉ SO 2 phân cực , phân tư ̉ CO 2 không phân cực . Do vậy lực liên kết Van der Waals giữa các phân tư ̉ SO 2 lớn hơn so với CO 2 làm nhiệt đô ̣ sôi SO 2 cao hơn CO 2 . I. Tương tác Van der Waals

37. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ II. Liên kết Hydrogen Khái niệm : Liên kết Hydrogen là một loại liên kết yếu hình thành khi nguyên tử H ( đang tham gia liên kết CHT với một nguyên tử có độ âm điện lớn ) tương tác với một nguyên tử có độ âm điện lớn và có cặp electron tự do ( của phân tử khác hoặc cùng phân tử ). X, Y là những nguyên tố có độ âm điện lớn chu kì 2 (O, F, N)

38. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ Liên kết Hydrogen liên phân tử II. Liên kết Hydrogen Liên kết Hydrogen nội phân tử

39. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ II. Liên kết Hydrogen a) Liên kết Hydrogen liên phân tử làm tăng nhiệt độ sôi , nhiệt độ nóng chảy và độ tan trong nước . b) Nhiệt độ sôi , nhiệt độ nóng chảy tăng khi số liên kết Hydrogen tăng c) Hợp chất tạo liên kết Hydrogen nội phân tử có Nđs , Nđnc thấp hơn , độ tan kém hơn đồng phân có liên kết Hydrogen

40. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ Luyện tập 1: Trong dãy các chất sau , hãy dự đoán : a) chất nào dễ hóa lỏng nhất : F 2 , NH 3 , CO 2 , CH 4 . b) chất nào có nhiệt độ sôi cao nhất : CO 2 , SO 2 , HF c) chất nào dễ tan trong nước nhất : H 2 , CH 4 , NH 3 b) HF có liên kết hydrogen  HF có nhiệt độ sôi cao nhất trong dãy Hướng dẫn : NH 3 có liên kết hydrogen  NH 3 dễ hóa lỏng nhất trong dãy c) NH 3 tạo liên kết hydrogen với nước  NH 3 tan tốt trong nước nhất trong dãy

41. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ Luyện tập 2: Cho bảng số liệu sau . Giải thích sự biến đổi các đại lượng trong bảng số liệu của các chất EH 3 (E = N, P, As, Sb)

42. PHẦN 5: TƯƠNG TÁC GIỮA CÁC PHÂN TỬ Hướng dẫn : + Độ dài liên kết tăng dần do bán kính tăng dần từ N đến Sb + E lk giảm dần do độ dài liên kết tăng dần + Momen lưỡng cực giảm dần do độ âm điện giảm dần từ N đến Sb. + : NH 3 > PH 3 do NH 3 tạo liên kết hydrogen PH 3 < AsH 3 < SbH 3 do tương tác Van der Waals tăng dần ( kích thước phân tử tăng )

43. LUYỆN TẬP