A. MỤC TIÊU, NHIỆM VỤ
2. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ VÀ LIÊN KẾT ION
2.1. Quy tắc bát tử
2.1.1. Các dạng liên kết hoá học
Liên kết hóa học có bốn dạng chủ yếu sau:
- Liên kết cộng hóa trị (liên kết nguyên tử) - Liên kết ion (liên kết điện hóa trị)
- Liên kết kim loại
- Liên kết hiđro, tương tác Van Đec Van gọi chung là tương tác yếu giữa các phân tử .
Không có ranh giới phân biệt rõ rệt. Tuy nhiên, để thuận lợi người ta thường tách riêng từng dạng ra cho dễ nghiên cứu. trong đó liên kết cộng hóa trị và liên kết ion được nghiên cứu nhiều hơn.
2.1.2. Nhận xét
Heli: có 2e ở lớp thứ nhất (1s2), lớp này đã bão hòa (lớp ngoài cùng) nên bền.
Các khí hiếm khác có 8e lớp ngoài cùng (ns2np6) bão hòa nên nó cũng bền.
Vì vậy khí hiếm là hệ mà phân tử chỉ có một nguyên tử, có electron lớp ngoài cùng bão hòa nên rất ít hoạt động về mặt hóa học (trơ).
Từ các kết quả đưa ra ở trên thấy rằng cấu trúc 8e lớp ngoài cùng là 1 cấu trúc đặc biệt bền vững.
2.1.3. Quy tắc bát tử
"Các nguyên tử của các nguyên tố có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác để đạt cấu trúc electron vững bền của các khí hiếm với 8e (hoặc với 2 – giống He) ở lớp ngoài cùng".
Hạn chế của quy tắc này ở chỗ, quy tắc không có tính tổng quát do chỉ áp dụng được cho một số ít nguyên tố, chủ yếu là các nguyên tố của chu kỳ 2.
2.2. Thuyết electron về hoá trị - Sơ đồ Lewis (thời kỳ tiền cơ học lượng tử) (Lewis người Mỹ sinh năm 1875 mất năm 1946)
* Nhận xét: Từ quy tắc bát tử nhận thấy có 2 cách để đạt được cấu hình bền của khí hiếm.
Thứ nhất: Có sự chuyển electron từ nguyên tử này sang nguyên tử khác từ đó hình thành liên kết ion.
Thứ hai: Có sự góp chung các cặp electron từ đó hình thành liên kết cộng hóa trị.
Quy tắc bát tử và sự hình thành 2 loại liên kết này là do Lewis đề xuất, sau này được Langmuir phát triển thành thuyết electron về hóa trị.
Hóa trị ion là số electron mà nguyên tử của nguyên tố đó nhường (để thành ion dương) hoặc nhận thêm (để trở thành ion âm) từ đó hình thành nên khái niệm về hóa trị của nguyên tố và điện tích của ion.
Cộng hóa trị là số cặp electron mà các nguyên tử đem ra góp chung.
2.2.1. Thuyết Lewis
Năm 1916 Lewis đưa ra giả thuyết: Phân tử được tạo ra từ các nguyên tố phi kim, liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được thực hiện bởi cặp electron dùng chung, nhờ đó mà mỗi nguyên tử đều có được cấu hình lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí hiếm, với 8e.
Electron của mỗi nguyên tử có thể tham gia được vào việc hình thành liên kết hóa học gọi là electron hóa trị. Đôi electron dùng chung tạo liên kết phải có spin đối nhau (ngược nhau).
Phân tử Cl2 có một liên kết giữa hai nguyên tử Cl được thực hiện nhờ đôi electron dùng chung
:Cl : Cl: hay Cl : Cl đôi electron này là đôi electron liên kết, được ký hiệu là ↑↓ hay ↓↑; các electron còn lại được gọi là các electron riêng.
2.2.2. Sơ đồ cơ bản của liên kết cộng hoá trị a) Sơ đồ thuần tuý cộng hoá trị
Xét sự hình thành phân tử H2, Cl2, NH3, H2O :Cl + Cl: → :Cl : Cl:
Công thức cấu tạo của Cl2: Cl-Cl hay Cl-Cl
Muốn dùng chung các cặp electron, các obitan nguyên tử phải xen phủ với nhau. Vậy bản chất của liên kết cộng hóa trị là sự xen phủ các obitan.
Các obitan nguyên tử (AO) muốn tham gian xen phủ được với nhau phải có 1 e độc thân hoặc không có e.
..
.. .. .. ..
.. ..
..
.. . . ..
.. ..
b) Sơ đồ phối tử (liên kết phối trí hay liên kết cho nhận) Điều kiện: - 1 nguyên tử phải có 2 electron trên 1 AO - Nguyên tử kia có AO trống
Ví dụ 1: Ion NH4+ , H3O+
Điện tích (+) được phân bố trên toàn bộ ion NH4+ thì ion NH4+ mới bền vững, chứ không được tập trung ở bất kỳ nguyên tử nào trong hệ NH4+ (nguyên lý cực tiểu năng lượng).
Vậy điều kiện để tạo liên kết cộng hoá trị là cả hai nguyên tử đều phải có electron độc thân ở lớp ngoài cùng (liên kết cộng hoá trị thuần tuý) hoặc một nguyên tử có cặp electron không liên kết còn nguyên tử kia phải có A0 trống (liên kết cộng hoá trị phối trí).
c) Electron liên kết, electrron không liên kết (không phân chia)
Cặp electron liên kết còn gọi là cặp electron chung, cặp electron không liên kết còn gọi là cặp electron riêng.
Ví dụ 2: trong phân tử NH3 có 3 cặp electron liên kết giữa nitơ và hiđro, có một cặp electron không liên kết nằm tại nguyên tử nitơ. Đối với phân tử H2O có 2 cặp electrron liên kết giữa oxi và hidro, nguyên tử oxi có 2 cặp electron không liên kết.
d) Liên kết đơn, liên kết bội (đôi, ba)
Giữa hai nguyên tử tham gia liên kết với nhau có một cặp electron dùng chung thì gọi là liên kết đơn, có hai cặp electron dùng chung là liên kết đôi và có ba cặp electron dùng chung là liên kết ba.
Ví dụ 3: Trong phân tử Cl2, giữa hai nguyên tử Cl có một cặp dùng chung ta có liên kết đơn. Trong phân tử CO2 có hai cặp dùng chung giữa C và O, còn trong N2 thì có ba cặp dùng chung giữa hai nguyên tử nitơ.
Cl − Cl ; O = C = O ; N ≡ N
2.2.3. Biểu diễn liên kết cộng hóa trị bằng ô lượng tử
Dựa vào cấu hình e lớp ngoài cùng của nguyên tử và dùng ô lượng tử () để biểu diễn 1 A0.
- Quy ước:
Liên kết CHT: Liên kết phối trí:
Ví dụ 4: xét H2S
H: 1s1 S: [Ne] 3s23p4
S 3s 3p H – S – H
↑
↑
↑↓↓
↑↓ ↑↓ ↑ ↑
↑ ↑
H H
Xét HClO Cl:
H – O − Cl O 2s
Từ các ví dụ trên nhận thấy cách biểu diễn này nặng nề về mặt hình thức, không mô tả được cấu trúc thực của phân tử, do có nhiều cách biểu diễn khác nhau.
* Trạng thái hóa trị của một nguyên tử là trạng thái giả định của nguyên tử dùng để giải thích cấu tạo thực của phân tử.
Trạng thái hóa trị không phải là trạng thái thực.
Ví dụ 5: CH4 : Giải thích 4 liên kết cộng hoá trị của C thì phải dùng trạng thái giả định.
C: C*:
C* 2s
Ví dụ 6: PCl3 và PCl5 P: 3s 3p
Với PCl5; cấu hình electron của P ở trạng thái cơ bản như sau:
P:
3s 3p 3d
Khi được kích thích 1e ở obitan 1s nhảy lên obitan 3d, lúc này P ở trạng thái kích thích (trạng thái hóa trị) có 5e độc thân, cả 5e này đều tham gia tạo liên kết với các nguyên tử Cl để hình thành phân tử PCl5.
3s 3p 3d
3s 3p
↑↓ ↑↓ ↑
↑↓
↑↓ ↑ ↑
↑↓ 2p
↑ H
↑↓ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑
Trạng thái cơ bản Trạng thái hóa trị
↑ ↑ ↑ ↑
↑ ↑ ↑ ↑
C H
H H
H
↑↓ ↑ ↑ ↑ Cl* Cl* Cl*
P
Cl Cl
Cl
↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑↓
↑ ↑ ↑ ↑ ↑ Cl* Cl* Cl* Cl* Cl* P*
Trong các ví dụ trên, ở trạng thái hóa trị, các electron độc thân (electrron hóa trị) tăng lên, ngược lại cũng có thể ghép đôi để được các ô lượng tử trống ở trạng thái hoá trị.
* Hạn chế:
Với các chất có liên kết đôi, ba, nhiều khi phải dùng nhiều cấu trúc giới hạn, không có thực để mô tả một cách nặng nề phân tử.
Không giải thích và tiên đoán được cấu trúc hình học của phân tử, sự khác nhau cơ bản về liên kết π và liên kết σ.
Không giải thích được 4 liên kết đơn là như nhau trong phân tử metan.
Không giải thích được trong phân tử H2+ liên kết chỉ có 1e và phân tử O2 lại có tính thuận từ (theo Lewis thì O2 không có electrron độc thân nên là phân tử nghịch từ).
2.2.4. Phân loại liên kết cộng hóa trị
Căn cứ vào vị trí của cặp electron dùng chung so với hai hạt nhân nguyên tử tham gia liên kết, mà phân chia liên kết thành hai loại.
a) Liên kết cộng hóa trị không phân cực (hay không có cực)
Cặp electron dùng chung nằm ở giữa khoảng cách hai hạt nhân nguyên tử. Đó là liên kết trong các phân tử đơn chất như H2, Cl2, N2, ...hoặc giữa hai nguyên tử của hai nguyên tố khác nhau thì độ âm diện của chúng phải bằng nhau.
b) Liên kết cộng hóa trị có cực (hay phân cực)
Cặp electron dùng chung nằm lệch về phía nguyên tử của nguyên tố phi kim có độ âm điện mạnh hơn (có tính phi kim mạnh hơn). Đó là liên kết hóa học hình thành trong các phân tử như H2O, NH3, CH4, ...
2.2.5. Tính định hướng không gian của liên kết cộng hóa trị
Trong liên kết cộng hóa trị, cặp electron dùng chung (đôi electron dùng chung) được phân bố ở khoảng không gian giữa hai hạt nhân tham gia liên kết.
Vì vậy chúng ta nói: Liên kết cộng hóa trị có tính định hướng không gian.
Từ đặc điểm này mà số nguyên tử liên kết với một nguyên tử cho trước bị hạn chế bởi hóa trị của nguyên tử đó. Đây chính là nguyên nhân gây ra tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị.
Trong hợp chất giữa Cl và H, chỉ có một nguyên tử H liên kết với một nguyên tử Cl tạo thành HCl, không thể có nhiều hơn một nguyên tử H liên kết vơi một nguyên tử Cl.