Chương IV: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

¯­
¯­ ¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
Bậc liên kết
2,5
2
1,5
1
0,5
0
Độ dài liên kết (Å)
1,12
1,21
1,26
1,41
–
Năng lượng lk (kJ/mol)
629
494
328
154
–
Từ tính
thuận từ
thuận từ
thuận từ
nghịch từ
thuận từ
–
Các phân tử hai nguyên tử khác loại của những nguyên tố chu kỳ II: Các MO tạo thành tương tự trường hợp phân tử 2 nguyên tử cùng loại chu kỳ II. Chỉ cần có một nguyên tử có bán kính lớn (Li → N) thì phân tử có xáo trộn năng lượng.
*Chú ý: N2 ; CO ; CN- ; NO+ có công thức e phân tử giống hệt nhau.
Phân tử, ion
N2
CO
CN–
NO+
Tổng số e 
14
14
14
14
¾
¾
¾
¾
¾ ¾
¾ ¾
¾ ¾
¾ ¾
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­ ¯­
¯­ ¯­
¯­ ¯­
¯­ ¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
¯­
Bậc liên kết
3
3
3
3
Độ dài liên kết (Å)
1,10
1,13
1,14
1,06
Năng lượng lk (kJ/mol)
940
1073
1004
1051
 Từ tính
nghịch từ
nghịch từ
nghịch từ
nghịch từ
Hình 4.9. MO một số hợp chất khác: HF, BO, NO, NH3. 
III.Liên kết ion:
Thuyết tĩnh điện về liên kết ion 
Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn:
Các nguyên tử trao đổi e cho nhau tạo thành ion. 
Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện.
Na	 +	 Cl	 ® Na+ + Cl– 	 ® NaCl
1s22s22p63s1 1s22s22p63s23p5 1s22s22p6 1s22s22p63s23p6
Hình 4.9. Liên kết ion Na+Cl-
Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố: 
Khả năng tạo liên kết ion phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các nguyên tố:
Các nguyên tố có năng lượng ion hóa càng nhỏ (kim loại kiềm, kiềm thổ) càng dễ tạo cation
Các nguyên tố có ái lực e càng âm (halogen) càng dễ tạo anion
Chênh lệch độ âm điện của các nguyên tử càng lớn liên kết tạo thành có độ ion càng lớn:
Dc
Độ ion, %
Dc
Độ ion, %
Dc
Độ ion, %
0.2
1
1.4
39
2.6
82
0.6
9
1.8
55
3.0
89
1.0
22
2.2
70
3.2
92
3.Tính chất của liên kết ion: do các ion được xem như các quả cầu tích điện có trường điện phân bố đồng đều về mọi hướng nên có các tính chất là:
Không bão hòa
Không định hướng
Phân cực rất mạnh
4. Sự phân cực ion: 
Định nghĩa: Sự phân cực ion là sự chuyển dịch đám mây e ngoài cùng so với hạt nhân của một ion dưới tác dụng của điện trường của ion khác.
+
-
Hình 4.10. Sự phân cực ion 
Do sự phân cực ion này mà các đám mây của cation và anion không hoàn toàn tách rời nhau mà che phủ nhau một phần → Không có liên kết ion 100%. Trong liên kết ion có một phần liên kết cộng hóa trị.
Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion: sự phân cực của các ion xảy ra với mức độ khác nhau phụ thuộc vào điện tích, kích thước và cấu hình e của chúng.
Khả năng bị phân cực của ion càng lớn khi lực hút của hạt nhân tới e ngoài cùng càng yếu, sự bị phân cực xảy ra mạnh chủ yếu đối với anion.
độ bị phân cực sẽ nhỏ nhất ở các ion có cấu hình khí trơ 8e: ns2np6 
độ bị phân cực sẽ lớn nhất ở các ion có cấu hình 18e: ns2np6(n-1)d10
Tác dụng phân cực của ion càng lớn khi điện trường của nó tạo ra càng mạnh, tác dụng phân cực chủ yếu xét đối với cation.
Điện tích ion q tăng → mật độ điện tích tăng → độ phân cực tăng
Kích thước ion tăng → mật độ điện tích giảm → độ phân cực giảm
Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất ion
Độ điện ly: Sự phân cực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → tính ion ↓ → độ điện ly ↓
Độ bền: Sự phân cực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → điện tích hiệu dụng ion ↓ → lực hút giữa các ion ↓ → năng lượng mạng lưới ion U ↓ → độ bền của tinh thể ion ↓, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ phân ly ↓
Chất
LiF
LiCl
LiBr
LiI
Độ bị phân cực của các X- ↑ → tính cht ↑ → tính ion ↓ → nhiệt độ nóng chảy ↓
Tnc, 0C
848
607
550
469
Chất
MgCO3
CaCO3
SrCO3
BaCO3
Khả năng phân cực của các A2+ ↓→ tính cht ↓→ tính ion ↑→ nhiệt độ nóng chảy ↑
Tnc, 0C
600
897
1100
1400
Độ tan của hợp chất ion phụ thuộc chủ yếu vào: năng lượng mạng lưới tinh thể U và năng lượng hydrat hóa của cation Eh
U ↑→ độ tan ↓
Khả năng phân cực nước của cation↑→ lực hút tĩnh điện giữa cation và lưỡng cực nước ↑→ Eh ↑→ độ tan ↑
Muối
CaSO4
SrSO4
BaSO4
Độ tan (mol/l)
8.10-3
5.10-4
1.10-5
U (kJ/mol)
2347
2339
2262
Eh (kJ/mol)
1703
1598
1444
IV. LIÊN KẾT KIM LOẠI
Các tính chất của kim loại:
Không trong suốt
Có ánh kim
Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt
Dẻo 
Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại
Hình 4.11. Mạng tinh thể kim loại 
Mạng tinh thể kim loại được tạo thành từ:
Những ion dương ở nút mạng tinh thể
Các e hóa trị tự do chuyển động hỗn loạn trong toàn bộ tinh thể kim loại → khí e → Liên kết có tính không định chỗ rất cao (liên kết rất nhiều tâm):
Hình 4.11. Khí electron trong kim loại 
Thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại:
Coi mỗi tinh thể kim loại là một đại phân tử có khoảng 1023 tâm
Giải phương trình sóng Schrodinger cho hệ 1023 nguyên tử theo phương pháp MO:
Hai AO tổ hợp với nhau tạo thành hai MO có năng lượng khác nhau
Từ n AO tổ hợp với nhau sẽ tạo thành n MO có các mức năng lượng khác nhau. 
Nếu n → ∞ các mức năng lượng rất gần nhau (chênh lệch năng lượng khoảng 10-22eV) → Tạo thành các miền năng lượng được xem như dải năng lượng liên tục
Tương ứng với các trạng thái năng lượng s, p, d, f  của nguyên tử trong tinh thể kim loại sẽ hình thành những miền năng lượng s, p, d, f 
Trong miền năng lượng các orbital trải đều trong toàn bộ tinh thể kim loại và cũng có đầy đủ tính chất như các MO
Các e phân bố trên các orbital của miền năng lượng theo các quy luật giống như trên các MO gồm: Nguyên lý ngoại trừ Pauli, nguyên lý vững bền, quy tắc Hund
Miền năng lượng chứa các e hóa trị gọi là miền hóa trị (HOMO):(highest occupied molecular orbitals).
Miền năng lượng không chứa các e, nằm liền trên miền hóa trị gọi là miền dẫn (LUMO):( lowest unoccupied molecular orbitals).
Nếu miền hóa trị và miền dẫn không che phủ nhau, khoảng cách giữa hai miền gọi là miền cấm .
Áp dụng thuyết miền năng lượng để giải thích tính dẫn điện của chất rắn:
Kim loại:
Trong kim loại, miền hóa trị và miền dẫn che phủ hoặc tiếp xúc nhau, không có miền cấm
Miền hóa trị của kim loại có thể được điền đầy hay không được điền đầy e
Ví dụ:
Các kim loại nhóm IA có cấu hình electron ns1 → Miền hóa trị là miền s chỉ điền đầy một nửa → Miền dẫn bao gồm một nửa miền hóa trị s còn trống và miền p → Miền dẫn và miền hóa trị tiếp xúc nhau.
Các kim loại nhóm IIA có cấu hình electron ns2 → Miền hóa trị là miền s được điền đầy e, miền dẫn là miền p. Đối với các nguyên tố nhóm IIA, chênh lệch năng lượng giữa ns và np nhỏ → miền hóa trị và miền dẫn che phủ nhau.
Dưới tác dụng của điện trường, các e từ miền hóa trị rất dễ chuyển lên những mức năng lượng cao hơn còn tự do ở miền dẫn, tạo thành dòng e chuyển động có hướng → kim loại dẫn điện
Chất cách điện:
Miền hóa trị điền đầy e.
Miền dẫn cách miền hóa trị bằng miền cấm có DE > 3eV → điện trường bình thường không đủ khả năng kích thích cho e chuyển từ miền hóa trị sang miền dẫn → không thể dẫn điện được → chất cách điện. 
TD: C kim cương có bề rộng miền cấm DE = 7eV. ( miền hóa trị là 2SP3 bão hòa e, miền dẫn là 3S0) 
Hình 4.12. Miền dẫn – miền cấm 
Chất bán dẫn:
Miền hóa trị điền đầy e.
Miền dẫn cách miền hóa trị bằng miền cấm có DE không lớn (< 3eV)→ Khi kích thích bằng cách đun nóng, chiếu sáng hay pha thêm một ít nguyên tử khác, e có thể chuyển từ miền hóa trị sang miền dẫn → có thể dẫn điện được→ chất bán dẫn (dẫn điện có điều kiện)
 TD: Si có cấu tạo giống hệt C kim cương nhưng bề rộng miền cấm DE =1,12eV.
V. LIÊN KẾT VAN DER WAALS:
Bản chất 
Liên kết Van der Waals là tương tác tĩnh điện giữa phân tử với phân tử.
Đặc điểm:
Là loại liên kết xuất hiện giữa các phân tử với nhau.
Có thể xuất hiện ở những khoảng cách tương đối lớn.
Có năng lượng nhỏ (5 ÷ 10 kcal/mol).
Có tính không chọn lọc và không bão hòa.
Có tính cộng.
Thành phần:
Tương tác định hướng: xuất hiện giữa các phân tử có cực → tương tác lưỡng cực - lưỡng cực. Tương tác định hướng ↑ khi moment lưỡng cực của phân tử ↑ và T0↓.
Tương tác cảm ứng: xuất hiện giữa các phân tử có cực và không cực → tương tác lưỡng cực – lưỡng cực cảm ứng. Tương tác này chỉ đáng kể khi moment lưỡng cực của phân tử có cực lớn.
Tương tác khuyếch tán: xuất hiện là nhờ lưỡng cực nhất thời của các phân tử → tương tác lưỡng cực nhất thời - lưỡng cực nhất thời ↑ khi moment lưỡng cực ↓ và khối lượng phân tử ↑.
Phân tử có cực càng lớn và phân tử lượng càng lớn thì liên kết VDW càng lớn, càng dễ hóa lỏng, trạng thái tập hợp phân tử có độ đặc càng cao (mật độ phân tử càng cao)
SO2 có cực dễ hóa lỏng hơn CO2.
F2(k), Cl2(k), Br2(ℓ), I2(r): phân tử lượng tăng dần, liên kết VDW tăng dần. 
 Hình 4.13: Liên kết VDW của BrF và SO2
VI. LIÊN KẾT HYDRO:
Khái niệm và bản chất của liên kết hydro
Khi ngtử H liên kết với các nguyên tử có độ âm điện lớn như F,O,N; các cặp e liên kết bị lệch mạnh về phía F,O,N → H tích điện dương (Hd+) gọi là H linh động.
Các nguyên tử của các nguyên tố có độ âm điện lớn, kích thước nhỏ (mật độ điện tích âm lớn) như N, O, F hay các nguồn e p (liên kết bội, nhân thơm ) hoặc các cặp e không liên kết trên các nguyên tử được gọi là các nguồn giàu điện tử → có thể xem chúng tích điện âm (Xd-).
Liên kết hydro là liên kết đặc biệt của các nguyên tử H linh động với các nguồn giàu điện tử của phân tử khác (liên kết hydro liên phân tử) hay nguyên tử khác trong chính phân tử đó (liên kết hydro nội phân tử)
Liên kết hydro vừa có bản chất điện vừa có bản chất cho - nhận
2. Đặc điểm:
Liên kết hydro là loại liên kết yếu, yếu hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị nhưng mạnh hơn liên kết Van der Waals ( năng lượng từ 5 ÷ 40 kcal/mol).
Liên kết hydro càng bền khi Xd- và Hd+ có giá trị d càng lớn.
3.Ảnh hưởng của liên kết hydro đến tính chất của các chất: 
Liên kết hydro làm:
Tăng nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy của các chất có liên kết hydro.
Giảm độ acid của dung dịch.
Tăng độ tan trong dung môi. 
Trong sinh học, liên kết hydro giúp tạo các cấu trúc bậc cao cho glucid, protid
Hình 4.14: So sánh nhiệt độ sôi của các hợp chất với H của các nguyên tố nhóm IVA , VA , VIA , VIIA ( HF, H2O, NH3 có liên kết hydrô )
Hình 4.15: Liên kết hydrô trong tinh thể nước đá.