Lien ket-hoa-hoc

1

MỤC LỤC

Trang phụ bìa

Lời cảm ơn Trang

Mục lục: ..................................................................................................................... 1

Danh mục các cụm từ viết tắt: .................................................................................... 4

PHẦN I: M Ở ðẦU

1. Lí do chọn ñề tài:.................................................................................................... 5

2. Mục tiêu nghiên cứu: .............................................................................................. 5

3. Nhiệm vụ nghiên cứu: ............................................................................................ 6

4. Các phương pháp nghiên cứu: ................................................................................ 6

5. ðối tượng và phạm vi nghiên cứu:.......................................................................... 6

PHẦN II: N ỘI DUNG

Chương 1: TỔNG QUAN VỀ LIÊN K ẾT HOÁ HỌC – CẤU TRÚC HÌNH H ỌC

PHÂN TỬ

1.1. Các ñặc trưng cơ bản của liên kết hoá học: .......................................................... 7

1.1.1. Khái niệm liên kết:...................................................................................... 7

1.1.2. Năng lượng liên kết:.................................................................................... 8

1.1.3. ðộ dài liên kết:............................................................................................ 9

1.1.4. Góc liên kết:................................................................................................ 9

1.2. Liên kết cộng hoá trị: ......................................................................................... 10

1.3. Thuyết VB và sự giải thích các vấn ñề về liên kết: ............................................. 10

1.3.1. Cơ sở lý thuyết:........................................................................................ 11

1.3.2. Sự tạo thành phân tử H2 từ hai nguyên tử H: ............................................. 11

1.3.3. Nôi dung cơ bản của thuyết VB: ............................................................... 12

1.3.3.1. Nguyên lí xen phủ cực ñại: ............................................................ 13

1.3.3.2. Tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị: .......................................... 13

1.3.3.3. Tính ñịnh hướng của liên kết cộng hoá trị: .................................... 14

PDF Created with deskPDF PDF Writer - Trial :: http://www.docudesk.com

http://www.docudesk.com

2

1.3.3.4. Thuyết lai hoá các orbitan nguyên tử: ............................................ 15

1.4. Mô hình sự ñẩy cặp electron vỏ hoá trị (thuyết VSEPR): ................................... 19

1.4.1. Các luận ñiểm cơ sở:................................................................................. 19

1.4.2. Mô hình VSEPR (qui tắc kinh nghiệm Gilexpi): ....................................... 20

1.4.2.1. Phân tử có dạng AXn: .................................................................... 21

1.4.2.2. Phân tử có dạng AXnEm:................................................................ 22

Chương 2: GIẢNG DẠY NỘI DUNG LIÊN K ẾT Ở TRƯỜNG THPT

2.1. Một số nội dung về liên kết hoá học ở chương 3 SGK hoá học 10 nâng cao: ..... 26

2.2. Một số nội dung về liên kết hoá học trong các bài của SGK hoá học 10, 11:...... 28

2.2.1. Chương trình SGK hoá học 10 nâng cao: ................................................ 28

2.2.2. Chương trình SGK hoá học 11 nâng cao: ................................................ 28

2.3. Một số khái niệm: .............................................................................................. 28

2.3.1. Quy tắc octet (quy tắc bát tử): ................................................................. 28

2.3.2. Liên kết cộng hóa trị: .............................................................................. 28

2.3.3. Công thức cấu tạo Lewis (sơ ñồ Lewis):.................................................. 29

2.3.3.1. Nội dung và phạm vi áp dụng của công thức: ............................ 30

2.3.3.2. Ưu, khuyết ñiểm của công thức phân tử theo Lewis:.................. 30

2.3.3.3. Thành lập công thức cấu tạo Lewis của các chất:....................... 32

2.3.3.4. Các bước viết công thức cấu tạo Lewis:..................................... 33

2.4. Khảo sát hình học phân tử một số hợp chất cộng hoá trị: ................................... 37

2.5. Lai hoá AO nguyên tử: ...................................................................................... 40

2.5.1. Lai hoá sp3: .............................................................................................. 40

2.5.2. Lai hoá sp2: .............................................................................................. 42

2.5.3. Lai hoá sp: ............................................................................................... 43

2.6. Mối liên hệ giữa công thức Lewis – VSEPR – Lai hoá AO:............................... 44


3

Chương 3: MỘT SỐ KẾT QUẢ BAN ðẦU

3.1. Kết quả khảo sát: ............................................................................................... 46

3.1.1. Mục tiêu và nhiệm vụ của việc khảo sát: ................................................ 46

3.1.2. Kế hoạch khảo sát: ................................................................................. 46

3.1.3. Thống kê số liệu:................................................................................... 46

3.1.4. ðồ thị:.................................................................................................... 48

3.1.5. Nhận xét: ............................................................................................... 49

3.2. Một số giáo án giảng dạy nội dung “liên kết hóa học”: ...................................... 50

PHẦN III: K ẾT LUẬN

1. Kết luận chung: .................................................................................................... 64

2. Ý kiến ñề xuất: ..................................................................................................... 64

2.1. ðối với sinh viên trường sư phạm:..................................................................... 64

2.2. ðối với giáo viên trường THPT: ........................................................................ 64

TÀI LIỆU THAM KHẢO: ....................................................................................... 65

PHỤ LỤC

Phụ lục 1: Mẫu phiếu phỏng vấn giáo viên về thực trạng dạy và học nội dung “liên kết

hoá học “ ở trường THPT.

Phụ lục 2: ðề kiểm tra 10 phút dạng bài tập trắc nghiệm khách quan về “liên kết hoá

học” cho học sinh lớp 10 nâng cao.

Phụ lục 3: Mẫu phiếu học tập bài 17 “Liên kết cộng hóa trị”

Phụ lục 4: Hệ thống một số bài tập trắc nghiệm hoàn thiện kiến thức “liên kết hoá học

– cấu tạo phân tử”


4

DANH MỤC CÁC CỤM TỪ VIẾT TẮT

1. CHLT: Cơ học lượng tử

2. GV: Giáo viên

3. HS: Học sinh

4. THPT: Trung học phổ thông

5. SGK: Sách giáo khoa


5

PHẦN I: MỞ ðẦU

1. Lí do chọn ñề tài

Ngày nay cùng với sự phát triển không ngừng của các ngành khoa học, hoá học

nói riêng ñã bước sang một trang mới, có rất nhiều các thành tựu toán học, vật lý, triết

học… ñã ñược vận dụng vào trong hoá học giúp hiểu sâu sắc hơn về bản chất của hoá

học cũng như ñưa ra các ñịnh luật mới về hoá học. Do ñó việc nhận thức một cách

ñúng ñắn và ñầy ñủ các thành tựu khoa học hoá học là một ñiều rất quan trọng.

ðối tượng của hoá học là chất, liên kết giữa các nguyên tử, phân tử, do ñó vấn

ñề về bản chất liên kết của các chất, cấu tạo phân tử… ñã ñược nghiên cứu từ rất lâu.

Tuy nhiên, kết quả ñạt ñược vẫn còn rất hạn chế. Bước ngoặc lớn nhất làm thay ñổi

diện mạo của khoa học nói chung và hoá học nói riêng là khi vận dụng CHLT vào hoá

học, dưới ánh sáng của khoa học hiện ñại ñã xuất hiện nên những lí thuyết mới giải

thích một cách tương ñối thỏa ñáng các vấn ñề hoá học.

Từ những luận ñiểm trên ta thấy rằng việc giảng dạy nội dung liên kết hóa học

là vô cùng quan trọng. Tuy nhiên, thực trạng hiện nay GV phổ thông cũng như sinh

viên sư phạm nói riêng vẫn còn mơ hồ về các lí thuyết liên kết, về ý nghĩa thực tiễn và

vai trò của nó trong việc giảng dạy, do ñó một bộ phận không nhỏ GV ñứng lớp dạy

các bài liên quan ñến vấn ñề liên kết hoá học vẫn giải thích cho HS một cách chung

chung, không hiểu rõ nguồn gốc, bản chất của vấn ñề từ ñó làm cho HS cảm thấy bài

học rời rạc không liên tục thống nhất, không biết học phần này ứng dụng ñể làm gì…

Xuất phát từ những lí do trên, tôi ñã quyết ñịnh chọn ñề tài “Giảng dạy một số

nội dung liên kết hóa học ở trường THPT” làm ñề tài khóa luận tốt nghiệp.

2. Mục tiêu nghiên cứu

Hệ thống một số cơ sở lí thuyết về liên kết hoá học, cấu tạo phân tử của các hợp

chất trong chương trình hoá học 10, 11 ( SGK nâng cao).

Rèn luyện cho học sinh kĩ năng giải thích ñúng bản chất liên kết hoá học, hình

học phân tử một số chất.


6

Cung cấp tư liệu cho giáo viên dùng ñể tham khảo, hỗ trợ việc giảng dạy các

bài, các mục có liên quan ñến việc giải thích sự hình thành liên kết và dạng hình học

phân tử của một số chất.

Khảo sát thực tế HS về khả năng vận dụng kiến thức giải thích liên kết hoá học,

hình học phân tử. Tham khảo ý kiến của GV về việc giảng dạy nội dung này ở trường

THPT hiện nay.

3. Nhiệm vụ nghiên cứu

- Nghiên cứu, hệ thống cơ sở các lí thuyết về liên kết hóa học

- Nghiên cứu chương trình SGK hoá học 10,11, tài liệu giáo khoa chuyên hoá học.

- Khảo sát thực tế GV và HS ở trường THPT TP Cao Lãnh về thực trạng dạy và

học nội dung “liên kết hoá học của các hợp chất cộng hoá trị”.

- Vận dụng hệ thống các lí thuyết liên kết vào việc giảng dạy các bài, mục trong

chương trình hoá học ở trường THPT.

- Tiến hành khảo sát sư phạm, ñánh giá một số kết quả ban ñầu.

4. Các phương pháp nghiên cứu

Phương pháp nghiên cứu các tài liệu lí luận như: Nghiên cứu SGK hoá học 10,

11 và các tài liệu tham khảo.

Phương pháp nghiên cứu thực tiễn: Tham khảo ý kiến GV và khảo sát HS các

lớp khối 10.

Một số phương pháp khác: Test, thống kê toán học, nhận xét ñánh giá.

5. ðối tượng và phạm vi nghiên cứu

Hệ thống cơ sở lí thuyết và một số dạng bài tập về nội dung liên kết hoá học và

hình học phân tử các hợp chất cộng hoá trị.

Trọng tâm của ñề tài là giải thích sự hình thành liên kết và dạng hình học phân

tử của các hợp chất cộng hoá trị.

Tiến hành tham khảo ý kiến giáo viên và khảo sát học sinh ở trường THPT TP

Cao Lãnh, chưa thực hiện ñược trên diện rộng hơn.


7

PHẦN II: NỘI DUNG

Chương 1: TỔNG QUAN VỀ LIÊN K ẾT HOÁ HỌC – CẤU TRÚC HÌNH H ỌC

PHÂN TỬ

1.1. Các ñặc trưng cơ bản của liên kết hoá học

1.1.1. Khái niệm liên kết

Khái niệm liên kết hoá học ñã ñược hình thành từ lí thuyết cấu tạo kinh ñiển.

ðối với phân tử, khái niệm này luôn luôn gắn liền với sự tương tác chỉ giữa 2 nguyên

tử xác ñịnh trong phân tử.

Theo lí thuyết hiện ñại thì sự hình thành phân tử xuất hiện do tác dụng tương hỗ

của tất cả các hạt nhân và các electron của các nguyên tử tham gia tạo thành phân tử,

tác dụng tương hỗ này dẫn ñến sự hình thành một cấu trúc mới vững bền với một năng

lượng cực tiểu. Vì phân tử là một hệ thống nhất nên về nguyên tắc người ta không thể

cô lập hoàn toàn một tương tác nào ñó trong phân tử ra khỏi các tương tác khác.

Tuy nhiên, vì phân tử là một hệ phức tạp nên trong việc mô tả ñịnh tính về phân

tử, ñối với những trường hợp ñược phép (chủ yếu là các liên kết xích ma (σ ) và các

liên kết (π ) cô lập) người ta cũng nói ñến mô hình liên kết ñịnh cư hai tâm ứng với

quan niệm kinh ñiển về liên kết (ñối với những trường hợp ñặc biệt ñã nói ở trên, lí

thuyết kinh ñiển gặp khó khăn không giải quyết nổi thì người ta sử dụng mô hình liên

kết không ñịnh cư nhiều tâm gần với nguyên tắc của CHLT)

ðối với một số tính chất của phân tử người ta có thể coi tính chất của phân tử

bằng tổng tính chất của các nguyên tử (hay) của các liên kết có trong phân tử. Người ta

gọi ñó là nguyên lí cộng tính. Nguyên lí cộng tính như vậy ñã chấp nhận tính ñộc lập

của các liên kết riêng rẽ trong phân tử. Nguyên lí cộng tính do ñó chỉ có tính gần ñúng

và tính hạn chế của nguyên lí này thể hiện rất rõ khi ñược áp dụng ñể xác ñịnh các tính

chất của hệ có liên kết không ñịnh cư (cụ thể hoá trong bài toán tính năng lượng liên

kết của phân tử benzene, ñề cặp trong mục tiếp theo).


8

1.1.2. Năng lượng liên kết (E) Liên kết ñược ñặc trưng bởi ñộ bền hay năng lượng

liên kết.

Quá trình hình thành phân tử từ các nguyên tử luôn luôn gắn liền với sự giải

phóng năng lượng (thường tính với dấu trừ). Năng lượng này ñược gọi là năng lượng

hình thành phân tử.

Ngược lại, sự phá vỡ phân tử thành những nguyên tử riêng rẽ luôn luôn gắn liền

với sự thu nhận năng lượng (thường tính với dấu +). Năng lượng này ñược gọi là năng

lượng nguyên tử hoá phân tử

Ví dụ:

C + 4H CH4

Về trị số tuyệt ñối, năng lượng nguyên tử hoá bằng năng lượng hình thành phân

tử.

Năng lượng cần thiết ñể phá vỡ liên kết A – B ñược gọi là năng lượng phân li

liên kết A – B. Về trị số tuyệt ñối, năng lượng này chính là năng lượng hình thành liên

kết A – B. Từ sự tổng hợp các dữ liệu thực nghiệm người ta xác ñịnh một giá trị trung

bình về năng lượng phân li liên kết cho mỗi loại liên kết A – B xác ñịnh và thường gọi

là năng lượng liên kết A - B (ñối với các phân tử nhiều nguyên tử)

Bảng 1.1. Năng lượng liên kết (kJ/mol)

Liên kết A – B Năng lượng liên kết Liên kết A – B Năng lượng liên kết

C – H 418,4 C – F 439,3

C – C 343,4 C – Cl 328,5

C = C 597,7 C – Br 276,1

CC ≡ 811,7 N – H 389,1

C – O 351,1 N – N 159,0

C = O 761,5 NN ≡ 418,4

Hình thành phân tử

Nguyên tử hoá phân tử


9

Từ bảng trên ta thấy năng lượng liên kết giữa hai nguyên tử xác ñịnh tăng cùng

bậc liên kết (ñơn, ñôi, ba)

Thí dụ: Khi ta tính năng lượng nguyên tử hoá của benzen dựa vào công thức kinh ñiển:

molkJEEEE HCCCCCA /7,53334,418.67,597.34,343.3633 =++=++= −=−

Ta thấy giá trị ở trên sai lệch nhiều so với giá trị thực tế (EA = 5497 kJ/mol)

molkJEEE AA /3,1637,53335497' =−=−=∆

ðiều ñó chứng tỏ công thức kinh ñiển không phản ánh ñúng cấu tạo thực của

benzen và việc áp dụng nguyên lí cộng tính dựa trên mô hình về liên kết ñịnh cư kinh

ñiển cho một kết quả sai lệch quá lớn.

1.1.3. ðộ dài liên kết: Khoảng cách giữa hai tâm (hai hạt nhân) của hai nguyên tử

tham gia liên kết trực tiếp với nhau (theo công thức cấu tạo kinh ñiển) ñược gọi là ñộ

dài liên kết (d).

Thí dụ: Trong phân tử H2O thì dO-H = 0,94A0. Giữa hai nguyên tử xác ñịnh, ñộ dài liên

kết giảm khi bậc liên kết cũng như năng lượng liên kết tăng.

Liên kết C – C C = C CC ≡

E (kJ/mol) 343,4 597,7 811,7

d (A0) 1,54 1,34 1,2

1.1.4. Góc liên kết: Góc liên kết hay góc hoá trị là góc tạo bởi hai nửa ñường thẳng

xuất phát từ hạt nhân của một nguyên tử và ñi qua hai hạt nhân của hai nguyên tử khác

liên kết trực tiếp với nguyên tử trên. Có 2 loại góc liên kết:

- Góc phẳng hay góc giữa 3 nguyên tử (2 trục của liên kết cắt nhau tại một hạt nhân

nguyên tử) ñây là trường hợp thường gặp nhất.

- Góc nhị diện hay góc xoắn giữa 4 nguyên tử (ta không ñề cặp trong ñề tài này)

Thí dụ: Trong phân tử H2O, Oxi tạo hai liên kết với hai nguyên tử H, góc liên kết (góc

hoá trị) HOH = 104’50


10

1.2. Liên kết cộng hoá trị:

- ðiều kiện tạo thành:

+ Liên kết cộng hoá trị phân cực: Nếu χ∆ < 2 thì cặp electron liên kết lệch về phía

nguyên tử của nguyên tố có χ lớn hơn, như: HCl, SO2…

+ Liên kết cộng hoá trị không phân cực: Khi χ∆ = 0 thì cặp electron liên kết không bị

lệch về phía nguyên tử của nguyên tố nào, như: H2, Cl2...

Lưu ý một ñiều là do các electron luôn ở trạng thái dao ñộng, nên ñôi khi ñôi

electron dùng chung này cũng bị lệch sang một nguyên tử. chẳng hạn, trong phân tử

H2, sự lệch ñôi electron này chiếm khoảng 30%, tức là liên kết phân cực cũng ñã xuất

hiện.

- ðặc ñiểm liên kết:

+ Lực liên kết cộng hóa trị có tính ñịnh hướng (ñiểm khác biệt so với lực liên

kết ion). Vì hai nguyên tử tham gia liên kết ñều có tác dụng lực hút lên ñôi electron

dùng chung nên lực này có phương trùng với phương của ñường nối tâm hai hạt nhân

nguyên tử.

+ Chính vì lí do trên mà các phân tử ñược tạo thành nhờ liên kết cộng hóa trị có

thể tồn tại ñộc lập (riêng lẽ) ñược. Thực nghiệm có thể xác ñịnh ñược vị trí ñôi electron

dùng chung giữa hai nguyên tử.

1.3. Thuyết VB và sự giải thích các vấn ñề về liên kết:

Như chúng ta ñã biết có nhiều kiểu liên kết hoá học khác nhau: Cộng hoá trị,

ion, kim loại,…Nhưng quan trọng nhất là kiểu liên kết cộng hoá trị. Vì vậy chúng ta

tiếp tục xét kiểu liên kết này theo quan ñiểm CHLT ñể hiểu cơ chế tạo thành và các ñặc

ñiểm của nó.

Vì việc giải chính xác phương trình sóng Schrodinger ñối với các hệ phân tử

không thực hiện ñược nên ñể khảo sát liên kết cộng hoá trị người ta ñã ñưa ra nhiều

phương pháp giải gần ñúng, trong ñó có 2 phương pháp ñược phổ biến rộng rãi là:

Phương pháp liên kết hoá trị của Heitler, London và phương pháp orbitan phân tử của


11

Muliken, Hund. Trong phần này chúng ta chỉ tiến hành xem xét liên kết cộng hoá trị

theo phương pháp của Heitler, London.

1.3.1. Cơ sở lý thuyết

Một cách gần ñúng coi cấu tạo electron của nguyên tử vẫn ñược bảo toàn khi

hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển ñộng của các

e trong AO, tuy nhiên khi 2 OA hóa trị của nguyên tử xen phủ nhau tạo liên kết hóa

học thì vùng xen phủ là vùng chung của hai nguyên tử.

Mỗi liên kết hoá học giữa hai nguyên tử ñược bảo ñảm bởi 2 e spin ñối song mà

trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết mỗi nguyên tử ñó có một e ñộc

thân trong một AO hóa trị của nguyên tử, mỗi liên kết hóa học ñược tạo thành ñó là

một liên kết hai tâm ( 2 nguyên tử). Tuy nhiên cũng có một số trường hợp liên kết cộng

hóa trị ñược ñảm bảo bởi cặp electron của một nguyên tử (liên kết cho nhận) thí dụ như

trường hợp ion NH4+… và nhiều phân tử , ion khác nữa.

Liên kết ñó không thể hình thành từ một e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão

hòa của liên kết cộng hóa trị). Theo thuyết VB không thể có hệ H2+ (1e) hoặc ( 3e). Sự

xen phủ giữa 2 AO có 2e của hai nguyên tử càng mạnh thì liên kết tạo ra càng bền

(nguyên lý xen phủ cực ñại)

Liên kết hóa học ñược phân bố theo phương có khả năng lớn về xen phủ các AO

( thuyết hóa trị ñính hướng )

1.3.2. Sự tạo thành phân tử H2 từ hai nguyên tử H:

Năm 1927 hai nhà bác học Heitler và London ñã áp dụng CHLT ñể giải bài toán

tính năng lượng liên kết trong phân tử H2, kết quả cho thấy:

- Liên kết giữa hai nguyên tử H ñược hình thành khi 2 electron của 2 nguyên tử H có

spin ngược dấu (cặp electron ghép ñôi có spin ñối song)

- Khi hình thành liên kết, mật ñộ mây electron ở khu vực không gian giữa hai hạt nhân

tăng lên. Do ñó ñiện tích âm của mây electron sẽ có tác dụng hút hai hạt nhân và liên

kết chúng lại với nhau.


12

2 obitan 1s

- Nếu hai electron có spin cùng dấu thì mật ñộ mây electron ở khu vực giữa hai hạt

nhân giảm xuống, mật ñộ electron ở khu vực ngoài hai hạt nhân tăng lên và các mây

này có tác dụng ñẩy nhau làm hai hạt nhân tách xa nhau.

Như vậy, phân tử H2 ñược hình thành là do sự ghép ñôi của 2 electron có spin

ngược chiều nhau. Sau ñó người ta ñã khái quát hoá các kết quả trên và mở rộng thành

phương pháp cặp electron liên kết áp dụng cho mọi phân tử.

1.3.3. Nôi dung cơ bản của thuyết VB:

- Mỗi liên kết cộng hoá trị ñược hình thành là do sự ghép ñôi của 2 electron ñộc

thân có spin ngược dấu của 2 nguyên tử tham gia liên kết. Khi ñó xảy ra sự xen phủ

giữa 2 mây electron liên kết (xen phủ lẫn nhau giữa các orbitan nguyên tử hoá trị)

- Về phương diện toán học sự xen phủ giữa các orbitan nguyên tử chính là sự tổ

hợp tuyến tính của các hàm sóng nguyên tử. Mức ñộ và kết quả che phủ phụ thuộc vào

dấu của các hàm sóng nguyên tử tham gia tổ hợp và ñược ñặc trưng bằng tích phân che

phủ.

+ Nếu trong vùng che phủ các hàm sóng có dấu giống nhau thì sự che phủ ñược

gọi là che phủ dương vì nó dẫn ñến sự tạo thành liên kết.

+ Ngoài ra nếu hai hàm sóng có dấu ñối nhau khi che phủ sẽ bị triệt tiêu và liên

kết sẽ không hình thành.

Sự hình thành phân tử H2 từ 2 nguyên tử H

Hay Xen phủ dương

Hay Liên kết triệt tiêu


13

- Khi hai mây electron xen phủ nhau càng mạnh thì liên kết càng bền (ñộ xen phủ càng

mạnh khi các mây electron tham gia xen phủ có năng lượng càng xấp xỉ nhau).

1.3.3.1. Nguyên lí xen phủ cực ñại:

Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức ñộ xem phủ của các orbitan càng

lớn. Vì vậy sự xen phủ các orbitan tuân theo một nguyên lí ñược gọi là nguyên lí xen

phủ cực ñại. Theo nguyên lí xen phủ cực ñại thì: Liên kết sẽ ñược phân bố theo phương

hướng nào mà mức ñộ xen phủ các orbitan có giá trị lớn nhất.

Như vậy, theo nguyên lí xen phủ cực ñại thì:

- ðối với liên kết H – Cl, tâm của nguyên tử H phải nằm trên trục của orbitan p

- ðối với liên kết Cl – Cl, trục của hai orbitan pz phải trùng nhau.

� Sự hình thành các liên kết theo nguyên lí xen phủ cực ñại ñược mô tả như sau:

pz

AO s AO p AO p AO pz

x

1.3.3.2. Tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị:

Liên kết cộng hoá trị trên cơ sở cặp electron ghép ñôi có thể ñược hình thành

theo 2 cơ chế: Góp chung và cho – nhận

- Theo cơ chế góp chung:

Liên kết cộng hoá trị ñược hình thành do sự góp chung 2 electron hoá trị ñộc

thân có spin ngược nhau của 2 nguyên tử tương tác, trong ñó mỗi nguyên tử ñưa ra một

e. Từ ñây chúng ta thấy khả năng tạo liên kết cộng hoá trị của mỗi nguyên tố ñược

quyết ñịnh bởi số orbitan nguyên tử hoá trị 1 (hay ñơn giản là bởi số electron ñộc thân).

Tuy nhiên số orbitan hoá trị 1 electron của các nguyên tử trong nhiều trường hợp có thể

tăng lên do sự kích thích nguyên tử, như trường hợp của Be, C…


14

- Theo cơ chế cho – nhận:

Sự hình thành cặp electron ghép ñôi của liên kết cộng hoá trị chỉ do một trong

hai nguyên tử tương tác ñưa ra, còn nguyên tử kia nhận lấy. Cặp electron này là cặp

electron hoá trị ghép ñôi sẵn có của nguyên tử ñưa ra và ñược gọi là cặp electron hoá

trị tự do.

→ Từ những ñiều trên ta rút ra: Trong trường hợp tổng quát khả năng tạo thành số liên

kết cộng hoá trị cực ñại của một nguyên tố ñược xác ñịnh bởi số orbitan nguyên tử hoá

trị của nguyên tố. Chính khả năng tạo thành số liên kết cộng hoá trị hạn chế như vậy

của các nguyên tố ñược gọi là tính bão hoà của liên kết cộng hoá trị. Chính tính chất

này làm cho các phân tử có thành phần và có cấu trúc nhất ñịnh.

1.3.3.3. Tính ñịnh hướng của liên kết cộng hoá trị:

- Ở trên ta vừa xét sự xen phủ các orbitan liên kết trong phân tử hai nguyên tử

(như H2). Như chúng ta ñều biết, ñối với các phân tử nhiều nguyên tử các góc liên kết

trong phân tử có những giá trị xác ñịnh và chúng phụ thuộc vào nhiều yếu tố. ðặc tính

này gọi là “tính ñịnh hướng hóa trị”. Tính ñịnh hướng hóa trị ñược giải thích trên cơ sở

nguyên lý xen phủ cực ñại.

- Muốn có liên kết cộng hóa trị tạo thành bền vững thì mức ñộ che phủ của các

orbitan nguyên tử tương tác phải cực ñại. Sự che phủ cực ñại này chỉ xảy ra theo những

hướng nhất ñịnh ñối với các nguyên tử tương tác (ñây chính là lí do vì sao ở trên ta nói

“tính ñịnh hướng hóa trị” ñược giải thích trên cơ sở nguyên lý xen phủ cực ñại). Từ ñó

các liên kết cộng hóa trị sẽ ñược tạo thành theo những hướng nhất ñịnh trong không

gian, vì vậy phân tử phải có cấu hình không gian xác ñịnh, ñó chính là tính ñịnh hướng.

ðể hiểu rõ hơn vấn ñề này, ta xét trường hợp phân tử H2S:


15

Cấu hình electron lớp vỏ hóa trị của nguyên tử S có dạng

S 2H+ S

H

H

3s 3p

Các obitan S

Các obitan H

Hình dạng xen phủ các obitan ñược mô tả như sau:

HH

S

- Tuy nhiên trong thực tế, nếu chỉ dựa vào việc phân tích sự xen phủ giữa các

orbitan nguyên tử tương tác như vậy ñể xác ñịnh cấu hình không gian của phân tử (góc

hóa trị, tính ñối xứng…) nhiều khi sẽ ñi ñến kết luận không ñúng. Chẳng hạn như ñối

với các phân tử H2O, NH3… theo cách lý luận trên thì góc hóa trị HOH và HNH phải

bằng 900. Trong thực thế, các tính toán dựa trên CHLT cho kết quả khác xa với lí

thuyết. (HOH = 104,50, HNH = 107,30)

1.3.3.4. Thuyết lai hoá các orbitan nguyên tử:

* ðiều kiện ra ñời của thuyết lai hoá:

Ở mục trên chúng ta ñã thấy sự mâu thuẫn giữa lí thuyết và thực nghiệm của

phương pháp liên kết cộng hoá trị (VB) (phương pháp cặp electron liên kết). Thuyết lai

hoá ra ñời nhằm giải quyết ñược hai khó khăn: Cho phép giải thích ñược hình học phân

tử và ñộ bền của liên kết.

Thuyết lai hoá nằm trong khuôn khổ của phương pháp liên kết hoá trị (VB).

Theo thuyết này các nguyên tử khi tương tác với nhau có thể không dùng những


16

orbitan hoá trị thuần tuý s, p, d…mà dùng những orbitan nguyên tử “trộn lẫn” mới

ñược tạo thành trong nội bộ nguyên tử của mình ñể che phủ với các orbitan của các

nguyên tử khác.

* Nội dung của thuyết lai hoá:

Lai hoá AO là sự tổ hợp tuyến tính các AO hoá trị của một nguyên tử ñể tạo

thành một số tương ñương các AO mới có cùng mức năng lượng (các AO suy biến)

ñịnh hướng xác ñịnh trong không gian.

Các AO lai hoá mô tả một trạng thái ñặc biệt của nguyên tử khi hình thành liên

kết ñó là: Các liên kết tạo bởi các AO lai hoá sẽ bền vững hơn là tạo bởi các AO không

tham gia lai hoá. Các AO tham gia tổ hợp có thể có 1e, 2e, hoặc là một ô lượng tử

trống.

Chú ý khi sử dụng thuyết lai hoá: Lí thuyết lai hoá chỉ là một khái niệm giả ñịnh

ñược dùng ñể giải thích các kết quả thực nghiệm có thực, do ñó thuyết lai hoá hoàn

toàn không có khả năng tiên ñoán hình học phân tử của một chất bất kì.

* Các kiểu lai hoá thường gặp:

1. Lai hoá sp: Lai hoá thẳng

Lai hoá sp là lai hoá ñược thực hiện do sự tổ hợp tuyến tính giữa 1 orbitan s với

1 orbitan p (của cùng một nguyên tử) cho 2 orbitan lai hoá sp phân bố ñối xứng với hai

trục nằm trên cùng một ñường thẳng.

z

yx

orbitan s orbitan p

z

yx

z

yx

2 orbitan lai hoa sp

z

yx

Thí dụ: Dạng lai hoá này thường gặp trong nguyên tử Be của phân tử BeF2, BeH2,

BeCl2…nên các phân tử này có dạng thẳng.


17

2. Lai hoá sp2: Lai hoá tam giác

Lai hoá sp2 là sự tổ hợp tuyến tính giữa 1 orbitan s và 2 orbitan p tạo thành 3

orbitan lai hoá, còn ñược gọi là lai hoá tam giác vì 3 orbitan lai hoá này nằm trên một

mặt phẳng, trục của chúng tạo với nhau một góc bằng 1200 và hướng về ba ñỉnh của

một tam giác ñều, góc tạo thành giữa các AO lai hoá là 1200.

orbitan s

orbitan p

z

yx

z

yx

orbitan p

z

yx

3 orbitan lai hoa

Thí dụ: Dạng lai hoá này thường gặp trong nguyên tử B của phân tử BF3, BCl3…

3. Lai hoá sp3: Lai hoá tứ diện

Lai hoá sp3 là sự tổ hợp tuyến tính giữa 1 orbitan s và 3 orbitan p tạo thành 4

orbitan lai hoá, 4 orbitan lai hoá này hướng về 4 ñỉnh của một hình tứ diện ñều, góc tạo

thành giữa các AO lai hoá là 109029’

orbitan s

orbitan p

z

yx

z

yx

orbitan p

z

yx 4 orbitan lai hoa

orbitan p

z

yx

Thí dụ: Dạng lai hoá này gặp trong nguyên tử O của H2O, N trong NH3 và ion NH4+…


18

4. Các kiểu lai hóa khác:

Ta chỉ tiến hành xem xét khái niệm lai hóa với các nguyên tử của các nguyên tố

chu kì 2, tuy nhiên ñối với các nguyên tử chu kì khác (lớn hơn 2), ñặc biệt là các

nguyên tử chuyển tiếp, xuất hiện các orbitan hóa trị d nên các orbitan này cũng có khả

năng tham gia lai hóa. Do ñó, ta sẽ có một số dạng lai hóa phức tạp hơn: sp2d, sp3d2,

sp3d...

* ðặc ñiểm của AO lai hoá và ñiều kiện lai hoá bền:

- ðặc ñiểm của các AO lai hoá:

+ Số lượng các AO lai hóa thu ñược phải ñúng bằng số AO ñã tham gia lai hóa

lúc ñầu

+ Các AO lai hóa sẽ giống nhau về hình dạng, và có cùng mức năng lượng (sự

suy biến năng lượng)

+ Mỗi một AO lai hóa gồm 2 phần: phần mở rộng và phần thu hẹp. hai phần

này cách nhau mặt nút tại hạt nhân nguyên tử (phần mở rộng có dấu +, phần thu hẹp có

dấu -)

+ Mỗi AO lai hóa ñược phân bố trên một trục xác ñịnh ñi qua hạt nhân nguyên

tử (có thể trùng hoặc không trùng với trục tọa ñộ ðecac). Do ñó người ta nói AO lai

hóa có ñối xứng trục.

- ðiều kiện các AO tham gia lai hóa:

+ Các orbitan tham gia lai hóa phải có năng lượng thấp và xấp xỉ nhau. Do ñó

không thể nào xẩy ra hiện tượng lai hóa AO của 2 lớp khác nhau, bởi vì năng lượng

của chúng quá xa nhau hay các AO ở lớp thứ 2 (2s, 2p) lai hoá có hiệu quả hơn còn các

AO ở lớp thứ 3 (3s, 3p) hiệu quả lai hoá kém hơn, lớp thứ 4 (4s, 4p) lai hoá không

ñáng kể.

+ Khi nói ñến phần này, ta phải làm quen với khái niệm “trạng thái kích thích”

ñây cũng là một trạng thái giả ñịnh, khi xét các quá trình lai hóa ta sẽ gặp phải. Trạng

thái kích thích là trạng thái mà electron ở các phân lớp gần nhau, có mức năng lượng


19

xấp xỉ nhau có thể chuyển lên các phân lớp trên (chú ý các AO này cũng phải thuộc

cùng một lớp). Và năng lượng tiêu tốn cho quá trình kích thích ñó sẽ ñược bù ñắp gần

như hoàn toàn khi liên kết ñược hình thành.

+ Các orbitan lai hóa phải phù hợp với nhau về vị trí không gian hay nói ñúng

hơn là phù hợp nhau về tính ñối xứng.

1.4. Mô hình sự ñẩy cặp electron vỏ hoá trị (thuyết VSEPR)

1.4.1. Các luận ñiểm cơ sở:

- ðể giải thích và tiên ñoán hình dạng, ñộ dài liên kết, góc liên kết của các phân

tử bất kì là một trong những vấn ñề quan tâm của hóa học. Cũng có nhiều thuyết giải

quyết vấn ñề trên nhưng thông dụng nhất là “mô hình sự ñẩy giữa các cặp electron vỏ

hóa trị” (thuyết VSEPR)

- Phạm vi ứng dụng của thuyết: Ta không xét vấn ñề hình dạng từng phân tử

ñược tạo ra từ liên kết ion (loại liên kết này sẽ ñược xét ở chương về mạng tinh thể).

Do ñó, từ ñây chỉ chú ý ñến hình học phân tử của các hợp chất cộng hóa trị.

Nhận xét công thức Lewis của một số chất ñã trình bày ở trên ta thấy rằng:

+ Ở vỏ hóa trị của các nguyên tử (trong hợp chất cộng hóa trị) có ñôi electron

liên kết và ñôi electron không liên kết. Khi ñó người ta dùng hình ảnh mây electron ñể

mô tả chuyển ñộng của các ñôi electron này (hay nói cách khác mỗi cặp electron sẽ có

một ñôi mây tương ứng)

+ Như vậy ta sẽ ñưa 2 dạng công thức phân tử: AXn và AXnEm. Mỗi mây

electron này có một trục xuất phát từ tâm hạt nhân và kéo dài ñến mặt ngoài khối cầu.

+ Các khảo sát CHLT cho thấy có sự không tương ñương giữa mây ñôi electron

riêng và mây ñôi electron liên kết. Mây ñôi electron riêng chỉ chịu lực hút duy nhất của

hạt nhân, còn mây ñôi electron liên kết chịu ñồng thời lực hút của hai hạt nhân (của 2

nguyên tử). Do ñó mây ñôi electron riêng chiếm vùng không gian rộng hơn mây ñôi

electron liên kết.


20

Như vậy, ở một mức ñộ nhất ñịnh, hình dạng của phân tử sẽ phụ thuộc vào

khoảng không gian chiếm bởi mây electron vỏ hóa trị của nguyên tử trung tâm A. ðiều

ñó ñồng nghĩa với sự khẳng ñịnh: “hình dạng phân tử phụ thuộc chủ yếu vào sự phân

bố các cặp electron hay các mây electron vỏ hóa trị của nguyên tử.

1.4.2. Mô hình VSEPR (qui tắc kinh nghiệm Gilexpi)

- Nội dung: Trong một phân tử, các cặp electron vỏ hóa trị (các mây electron vỏ

hóa trị) phân bố xa nhau nhiều nhất có thể ñược ñể lực ñẩy giữa chúng là nhỏ nhất,

phân tử khi ñó sẽ bền nhất.

- Áp dụng cụ thể như sau: Trong phần dưới ñây ta sẽ giải thích (hay tiên ñoán)

dạng hình học phân tử của các công thức bất kì. Trong ñó ta sẽ tiến hành xét hai loại

phân tử như ñã nói ở trên:

Dạng 1: AXn � A: là nguyên tử trung tâm

X: là phối tử

n: là số lượng phối tử

Dạng 2: AXnEm � A: là nguyên tử trung tâm

X: là phối tử

n: là số lượng phối tử

E: nguyên tử trung tâm A có m ñôi electron riêng, mỗi ñôi

electron ñược kí hiệu là E

4 ñôi electron liên kết tương ñương nhau

1 ñôi electron không liên kết (ñôi electron

riêng) chiếm không gian rộng hơn 3 ñôi

electron liên kết (hiệu ứng không gian)

�

�


21

1.4.2.1. Phân tử có dạng AXn

Giá trị n thường gặp nhất là những giá trị từ 2 � 6 và nguyên tử trung tâm A

không có ñôi electron riêng.

- Theo như nội dung thuyết VSEPR, sự phân bố các ñôi electron liên kết dẫn

ñến hình dạng phân tử tương ứng trong mỗi trường hợp từ n = 2 ñến n = 6 (sự phân bố

các ñôi electron liên kết cách xa nhau nhất có thể ñược ñể tương tác giữa chúng là cực

tiểu khi ñó phân tử mới bền vững).

- Các trường hợp ñó ứng với các hình dạng như sau:

TH 1: n = 2 � phân tử có dạng AX2, hai ñôi electron phân bố trên ñường thẳng. Hình

dạng phân tử tương ứng sẽ thẳng và góc hóa trị XAX = 1800. Thí dụ như phân tử BeH2,

BeCl2, CO2, CS2…

TH 2: n = 3 � phân tử có dạng AX3, ba ñôi electron ñược phân bố trên ba ñỉnh của

một tam giác ñều, khi ñó nguyên tử trung tâm A sẽ nằm ở trọng tâm của tam giác ñều.

phân tử có cấu tạo phẳng, góc liên kết AXA = 1200. Thí dụ như phân tử BF3, AlCl3…

TH 3: n = 4 � phân tử có dạng AX4, bốn ñôi electron ñược phân bố ở bốn ñỉnh của

hình tứ diện ñều, tâm của hình tứ diện là nguyên tử trung tâm A, phân tử tồn tại dạng

không gian ba chiều. Góc liên kết XAX bằng 109029’. Thí dụ như phân tử CH4,

NH4+,SiX4

+…

n = 2

n = 3

n = 4


22

TH 4: n = 5 � phân tử có dạng AX5, ta tưởng tượng năm ñôi electron phân bố trên mặt

cầu vỏ hóa trị như sau: Thí dụ PCl5…

- Ba ñôi electron cùng với hạt nhân nguyên tử trung tâm A nằm trong một mặt phẳng,

ba ñôi electron này hướng về ba ñỉnh của một tam giác ñều và hạt nhân A là trọng tâm

của tam giác ñều ñó. Ba ñôi electron này tạo nên liên kết xích ñạo.

- Hai ñôi electron còn lại ñược phân bố trên hai ñầu của ñoạn thẳng vuông góc với mặt

phẳng tam giác ñều trên tại tâm A. Hai ñôi electron này tạo nên liên kết trục.

Như vậy ta có: Liên kết trục sẽ có ñộ dài lớn hơn liên kết xích ñạo (ñộ dài liên

kết xích ñạo là 202 pm, ñộ dài liên kết trục là 214 pm. Kết quả của sự sắp xếp ñó ñưa

ñến một lưỡng tháp tam giác. Xuất hiện 2 loại góc hóa trị: Góc 0 0120 , 90α β= = .

P

1200

900

Cl

Cl

Cl

Cl

Cl

TH 5: n = 6 � phân tử có dạng AX6, sáu ñôi electron này ñược phân bố trên vỏ hóa trị

của nguyên tử A ở sáu ñỉnh của một hình bát diện ñều. Trong trường hợp này ta không

có sự phân biệt giữa liên kết ngang với liên kết trục về ñộ dài. Góc giữa hai trục liên

kết cạnh nhau bằng 900. Thí dụ SF6…

900

S

F

F

F

F

F

F

1.4.2.2. Phân tử có dạng AXnEm

Nguyên tử trung tâm A vừa có n ñôi electron liên kết vừa có m ñôi electron

riêng (kí hiệu E). Ở ñây cần lưu ý sự không tương ñương giữa mây electron của ñôi

electron liên kết với ñôi electron riêng: cụ thể là ñôi electron riêng có mây electron

n = 5

n = 6


23

chiếm khoảng không gian lớn. Do ñó trong hai trường hợp AXn với AX nEm có cùng số

ñôi electron hóa trị nhưng hình dạng hai phân tử không hoàn toàn giống nhau.

- AX2E � phân tử gồm nguyên tử trung tâm A, 2 phối tử X (có tương ứng 2

cặp electron liên kết), 1 cặp electron riêng (vì m = 1). Chú ý trường hợp của phân tử

AX 2 vừa xét ở trên, ta thấy hình dạng phân tử thẳng, nhưng trong trường hợp này phân

tử có một ñôi electron tự do không tham gia liên kết. Áp dụng lý thuyết không tương

ñương giữa các cặp electron liên kết và không liên kết ta dự ñoán hình học của phân tử

sẽ không còn nằm trên một ñường thẳng. Thí dụ SO2, SnCl2-, NO2…

A

X X1200

Hình dạng tương tác ñẩy là tam giác ñều, ta thấy mây ñôi electron riêng gây

hiệu ứng ñẩy hai mây ñôi electron liên kết làm cho góc hóa trị XAX ≈ 1200 (hơi nhỏ

hơn 1200)

- AX3E � nguyên tử trung tâm A có tổng cộng 4 ñôi electron (giống như

trường hợp của phân tử AX4) nhưng phân tử này không có hình dạng tứ diện giống như

phân tử AX4 (CH4) mà lại có hình tháp tam giác (hình tháp chóp). Thí dụ NH3, AsF3,

SO32-…Hình dạng tương tác ñẩy là hình tứ diện, như vậy về nguyên tắc thì các góc hóa

trị XAX = 109028’ nhưng trên thực tế các góc XAX < 109028’ một chút. Ta xem xét

trường hợp cụ thể ñối với phân tử NH3

H

H1070

H

- AX2E2 � nguyên tử trung tâm A cũng có 4 ñôi electron, nhưng do có hai ñôi electron

riêng nên hình dạng phân tử khác với phân tử AX4 hay AX3E (cũng có 4 ñôi electron).

ðôi electron riêng

1 ñôi electron riêng


24

Phân tử này có góc nhỏ hơn góc tứ diện 109028’, và nhất là góc hóa trị XAX cũng nhỏ

hơn cả góc XAX của phân tử AX3E.

1070

HH

Ta nhận thấy góc liên kết HOH trong phân tử H2O nhỏ hơn góc liên kết HNH

trong phân tử NH3, nguyên nhân của hiện tượng trên là do trong phân tử H2O thì

nguyên tử Oxi còn 2 cặp electron riêng nên gây ra hiệu ứng ñẩy mạnh hơn, nên sẽ thu

hẹp góc hóa trị của liên kết lại.

- AX4E � sự phân bố 1 ñôi electron riêng và 4 ñôi electron liên kết tạo ra hình

dạng phân tử là hình tháp chóp (hình cái bập bênh – một số sách của PGS.TS Trần

Thành Huế). Thí dụ SF4…

- AX3E2 � 3 ñôi electron liên kết tạo 3 liên kết A – X, sự ñẩy tương hổ giữa 3

ñôi electron này với nhau và với 2 ñôi electron không liên kết, kết quả hình học phân tử

có dạng hình chữ T. Thí dụ ClF3, HClO2…

- AX2E3 � có 2 cặp electron liên kết và 3 cặp electron không liên kết, tổng số

là 5. Vậy hình dạng tương tác ñẩy là song tháp tam giác, tuy nhiên 3 cặp electron

không liên kết chiếm không gian rộng hơn nên phân bố theo vị trí xích ñạo, còn 2 cặp

electron liên kết chiếm vị trí trục. Do ñó mà cấu trúc hình học của phân tử là thẳng.

- AX5E � 4 trong năm ñôi electron liên kết ñược phân bố trên một mặt phẳng,

một ñôi electron liên kết còn lại ñược phân bố trên trục gần như vuông góc với mặt

phẳng trên. Do ñó 5 ñôi electron liên kết tạo thành hình tháp vuông. ðôi electron riêng

còn lại trong trường hợp này cũng phân bố trên trục gần như vuông góc với mặt phẳng

trên, sự tương tác ở ñây không ñáng kể lắm. Do ñó kết luận hình học phân tử ñối với

AX 5E là hình tháp vuông. Thí dụ BrF5…

2 ñôi electron riêng


25

- AX4E2 � 2 ñôi electron riêng ñược phân bố trans (phân bố về 2 phía của mặt

phẳng) so với 4 ñôi electron liên kết, mặt khác 4 ñôi electron liên kết này ñược phân bố

trong mặt phẳng nên tạo ra hình vuông phẳng. Thí dụ XeF4…

F

FF

F


26

Chương 2: GIẢNG DẠY NỘI DUNG LIÊN K ẾT Ở TRƯỜNG THPT

2.1. Một số nội dung về liên kết hoá học ở chương 3 SGK hoá học 10 nâng cao:

Bài 16 Khái niệm về liên kết hoá học liên kết ion

I. Khái niệm về liên kết hoá học

1. Khái niêm về liên kết

2. Quy tắc bát tử (8 electron)

Bài 17 Liên kết cộng hoá trị

I. Sự hình thành liên kết cộng hoá trị bằng cặp electron chung

1. Sự hình thành phân tử ñơn chất

- Sự hình thành phân tử H2

- Sự hình thành phân tử N2

2. Sự hình thành phân tử hợp chất

- Sự hình thành phân tử HCl

- Sự hình thành phân tử CO2 (có cấu tạo thẳng)

- Liên kết cho nhận

3. Tính chất của các chất có liên kết cộng hoá trị

II. Liên kết cộng hoá trị và sự xen phủ các orbitan nguyên tử

1. Sự xen phủ của các orbitan nguyên tử khi hình thành các phân tử ñơn chất

- Sự hình thành phân tử H2

- Sự hình thành phân tử Cl2

2. Sự xen phủ của các orbitan nguyên tử khi hình thành các phân tử hợp chất

- Sự hình thành phân tử HCl

- Sự hình thành phân tử H2S


27

Bài 18 Sự lai hoá các orbitan nguyên tử. Sự hình thành liên kết ñơn, liên kết

ñôi và liên kết ba

I. Khái niệm về sự lai hoá

II. Các kiểu lai hoá thường gặp

1. Lai hoá sp

2. Lai hoá sp2

3. Lai hoá sp3

III. Nhận xét chung về thuyết lai hoá

IV. Sự xen phủ trục và xen phủ bên

1. Sư xen phủ trục

2. Sư xen phủ bên

V. Sự tạo thành liên kết ñơn, liên kết ñôi và liên kết ba

1. Liên kết ñơn

2. Liên kết ñôi

3. Liên kết ba

Bài 21 Hiệu ñộ âm ñiện và liên kết hoá học

1. Hiệu ñộ âm ñiện và liên kết cộng hoá trị không cực

2. Hiệu ñộ âm ñiện và liên kết cộng hoá tri có cực

3. Hiệu ñộ âm ñiện và liên kết ion

Bài 22 Hoá trị và số oxi hoá

I. Hoá trị

1. Hoá trị trong hợp chất ion

2. Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị

II. Số oxi hoá (4 quy tắc xác ñịnh số oxi hoá)


28

2.2. Một số nội dung về liên kết hoá học trong các bài của SGK hoá học 10, 11

2.2.1. Chương trình SGK hoá học 10 nâng cao

Bài 41. Cấu tạo phân tử O2

Bài 42. Cấu tạo phân tử Ozon (O3) và hidro peoxit (H2O2)

Bài 44. Cấu tạo phân tử hidro sunfua (H2S)

Bài 45. Cấu tạo phân tử SO2, SO3, H2SO4

2.2.2. Chương trình SGK hoá học 11 nâng cao Bài 30. Cấu trúc phân tử hợp chất hữu cơ (Chương 4)

- Thuyết cấu tạo hoá học

- Liên kết trong phân tử hợp chất hữu cơ

Bài 34. Cấu trúc phân tử Ankan

Bài 39. Cấu trúc phân tử Anken

Bài 41. Cấu trúc phân tử ankañien

Bài 43. Cấu trúc phân tử Ankin

Bài 46. Cấu trúc phân tử benzene

2.3. Một số khái niệm

2.3.1. Quy tắc octet (quy tắc bát tử)

Từ sự phân tích kết quả thực nghiệm và cấu tạo hóa học của các phân tử, năm

1916 nhà hóa học Kossel và Lewis ñã ñưa ra nhận xét mà ngày nay ta gọi là quy tắc

octet: “Khi tạo liên kết hóa học, các nguyên tử có xu hướng ñạt tới cấu hình lớp ngoài

cùng bền vững của các nguyên tố khí trơ với 8 electron hoặc 2 electron ñối với He”

Cần lưu ý là quy tắc trên chỉ áp dụng ñúng cho một số nguyên tố giới hạn thuộc

chu kì 2, các chu kì khác quy tắc octet có sự sai lệch.

2.3.2. Liên kết cộng hóa trị

Liên kết hóa học ñược hình thành nhờ ñôi electron dùng chung (hay góp chung)

giữa hai nguyên tử


29

Thí dụ:

Phân tử H2 có cấu tạo H – H. Vậy trong nguyên tử này có một ñôi electron dùng

chung giữa hai nguyên tử H

Phân tử N2 có cấu tạo N N≡ . Vậy trong phân tử này có ba ñôi electron dùng

chung giữa hai nguyên tử N

- Liên kết cộng hóa trị không phân cực (hay không có cực): Trong liên kết này ñôi

electron dùng chung ở chính giữa khoảng cách hai hạt nhân.

Thí dụ: Phân tử Cl2

Ta có: Cl : Cl hay Cl – Cl. ðó là phân tử ñơn chất (của các phi kim là chủ yếu).

Lưu ý một ñiều là do các electron luôn ở trạng thái dao ñộng, nên ñôi khi ñôi electron

dùng chung này cũng bị lệch sang một nguyên tử. chẳng hạn, trong phân tử H2, sự lệch

ñôi electron này chiếm khoảng 30%, tức là liên kết phân cực cũng ñã xuất hiện.

- Liên kết cộng hóa trị phân cực (hay có cực)

Trong liên kết này, ñôi electron dùng chung lệch về phía nguyên tử có ñộ âm

ñiện lớn hơn (hay nguyên tử có tính phi kim mạnh hơn)

Thí dụ:

Xét phân tử HX (X là các nguyên tử Halogen), các nguyên tử Halogen là những

phi kim có ñộ âm ñiện lớn hơn rất nhiều so với nguyên tử H. Nên trong trường hợp

này, ñôi electron dùng chung bị lệch về phía các nguyên tử Halogen X

Chú ý học sinh: Sự phân loại liên kết như trên là có tính quy ước, không có ranh giới rõ

rệt giữa các loại liên kết trên.

- Tiêu chuẩn về hiệu số ñộ âm ñiện χ∆ ñược áp dụng trong trường hợp trên ñể có thể

phân loại liên kết một cách ñại cương.

2.3.3. Công thức cấu tạo Lewis (sơ ñồ Lewis)

Mặc dù hiện nay ñã có các thuyết hiện ñại giải thích về liên kết hóa học, nhưng

việc biểu diễn một cách trực quan gần ñúng công thức cấu tạo phân tử giúp cho người

ñọc dễ dàng hình dung nhất (ñối với các phân tử phức tạp) là một ñiều rất cần thiết.


30

2.3.3.1. Nội dung và phạm vi áp dụng của công thức

Nội dung: quy ước dùng một dấu chấm (�) ñể biểu thị một electron; hai dấu

chấm (:) hoặc một vạch (–) ñể chỉ một ñôi electron trong nguyên tử hay phân tử. Công

thức hóa học có dùng kí hiệu trên ñược gọi là công thức cấu tạo Lewis.

Thí dụ: Các cách viết công thức cấu tạo Lewis cho NH3, CO2

N

H

HH N HH

H

NH3NH3_ _

CO O C OOHay

Áp dụng: Phân tử liên kết cộng hóa trị hay liên kết ion ñều có thể ñược biểu

diễn bằng công thức Lewis. Tuy nhiên, trong thực tế người ta thường dùng công thức

Lewis cho các phân tử có liên kết cộng hóa trị. Trong ñó ta không cần chỉ rõ sự lệch

của ñôi electron liên kết, “một công thức hóa học thực có thể ñược biểu diễn dưới dạng

một hay nhiều công thức Lewis khác nhau”.

2.3.3.2. Ưu, khuyết ñiểm của công thức phân tử theo Lewis

- Ưu ñiểm: ðơn giản, dễ hiểu, giải thích ñược sự hiện diện của một số ñông hợp

chất.

- Khuyết ñiểm:

+ Vì chỉ có tính cách hình thức nên thuyết ñiện tử về hóa trị của Kossel và

Lewis ñưa ra không giải thích ñược cơ cấu không gian (hình học phân tử) của hóa chất

(gốc liên kết, ñộ dài liên kết).

Thí dụ:

Liên kết O – H bị phân cực nhưng ta không thể biết ñược trong phân tử H2O có

phân cực hay không?

(NH3)

(CO2)


31

H – O – H O

Không phân cực H H

Phân cực

+ Chỉ áp dụng ñúng cho nguyên tố chu kỳ 2, còn các nguyên tử của các nguyên

tố chu kỳ khác thì ñã không còn tuyệt ñối ñúng cho lớp electron ngoài cùng.

Thí dụ:

BeCl2 quanh Be chỉ có 4 ñiện tử ở lớp ngoài cùng

AlCl3 quanh Al chỉ có 6 ñiện tử ở lớp ngoài cùng

PCl5 quanh P có 10 ñiện tử lớp ngoài cùng

SF6 quanh S có 12 ñiện tử lớp ngoài cùng

P

Cl

Cl

ClCl

Cl

F

F

FF

F

S

F

+ Không thể giải thích ñược sự hiện diện của những phân tử như Benzen

(C6H6): Nếu biểu diễn Benzen như sau thì Benzen gồm 3 liên kết ñơn và 3 liên kết ñôi,

trong khi ñó thực nghiệm các phép ño vật lý cho thấy C6H6 có 6 liên kết C – C hoàn

toàn giống nhau và có ñộ dài liên kết là trung gian giữa bề dài của một liên kết ñơn và

của một liên kết ñôi.

+ Không giải thích ñược sự hiện diện của những phân tử có chứa một số ñiện tử

lẻ như NO, NO2…ðặc biệt với công thức Lewis, người ta không thể hình dung ñúng

ñặc tính của oxigen (trên thực tế thì O2 có tính chất thuận từ vì có electron ñộc thân

trên phân tử)

Thực tế công thức cấu

tạo của Benzen phải

có dạng như sau

� �


32

+ Và cuối cùng cần nhớ rằng, trước khi viết công thức Lewis cho một chất bất

kì như ñã nói ở các mục trước ta cần phải biết rõ thứ thứ tự liên kết của các nguyên tử

trong phân tử chất ñó, nghĩa là biết rõ cấu tạo hóa học của nó.

Thí dụ: Ứng với công thức phân tử CHNO có ñến 2 công thức Lewis ứng với 2 chất

khác nhau:

O CH N H O C NHay

NH C O Hay H N C O

(Axit xianic)

(Axit isoxianic)

2.3.3.3. Thành lập công thức cấu tạo Lewis của các chất

Hiện nay, ở chương trình hóa học phổ thông (ñặc biệt là chương trình hóa học

10) vẫn còn sử dụng công thức Lewis, cụ thể là yêu cầu học sinh viết công thức

electron của một phân tử từ ñó say ra công thức cấu tạo của chúng.

ðể có thể viết ñược cấu tạo Lewis cho một công thức bất kì, ta hãy làm quen với

một số khái niệm sau:

- Nguyên tử trung tâm và phối tử

Trong một công thức hóa học, nguyên tử trung tâm là nguyên tử cần nhiều nhất

số electron ñể tạo ñược octet cho lớp ngoài cùng của nó (hay nguyên tử có số oxi hóa

cao nhất). các nguyên tử khác và cả ñôi electron riêng của nguyên tử trung tâm gọi là

phối tử.

- ðiên tích lõi nguyên tử: là một số nguyên dương, có trị số bằng số electron

hóa trị (electron lớp ngoài cùng) vốn có của nguyên tử ñó. Ví dụ ta xét ñiện tích lõi của

các nguyên tử C, S, Cl, O…

C: +4, S: +6; Cl: +7; O: +6…

- ðiện tích hình thức của nguyên tử ñược xác ñịnh theo công thức sau:

- ðiện tích giải tỏa (trên một nguyên tử)

ðiện tích giải tỏa trên một nguyên

ðiện tích giải tỏa trên một nguyên tử

Số cấu tạo cộng =

ðiện tích hình thức

của nguyên tử

ðiện tích lõi của nguyên tử

Tổng số e riêng của nguyên tử

= - - Số liên kết nguyên

tử ñó tham gia


33

- Cấu tạo giới hạn, cấu tạo cộng hưởng

+ Cấu tạo giới hạn: chính là công thức cấu tạo ñược viết theo quy ước Lewis

+ Cấu tạo cộng hưởng: nếu một công thức hóa học mà có nhiều công thức

Lewis (công thức giới hạn) thì các công thức giới hạn ñó là các công thức cấu tạo cộng

hưởng của công thức ñó (như chúng ta ñã nói ở trên, một công thức hóa học có thể có

một hoặc nhiều công thức Lewis)

Nội dung thuyết cấu tạo cộng hưởng: Có 3 nội dung chính

- Bất kì một phân tử hoặc ion nào cũng có thể ñược biểu diễn bởi hai hoặc

nhiều công thức Lewis (chỉ khác nhau là ở vị trí các electron), gọi là công thức cộng

hưởng hay công thức giới hạn.

- Không một công thức nào trong chúng biểu diễn ñúng ñược hình học phân tử.

Không một công thức cộng hưởng nào phù hợp hoàn toàn với tính chất vật lí hoặc tính

chất hóa học của chất.

- Phân tử hoặc ion ñó sẽ ñược biểu diễn tốt hơn bằng sự “lai hóa” giữa các công

thức cộng hưởng.

Thí dụ: ta có thể lấy dẫn chứng như trường hợp các ion CO32-, NO3

-… những trường

hợp này ta sẽ xem xét trong phần bài tập áp dụng bên dưới.

2.3.3.4. Các bước viết công thức cấu tạo Lewis

� Thí dụ: Thiết lập công thức Lewis cho ion CO32-

Bước 1: ðưa ra công thức cấu tạo Lewis giả ñịnh (dựa vào kinh nghiện bản thân, giả sử

rằng các liên kết tạo thành là liên kết ñơn)

C O

O

O

Bước 2: Tính tổng số electron hóa trị của công thức giả ñịnh (kí hiệu n1)

n1 = 4.1 + 6.3 + 2 = 24

(vì ở ñây CO32- là một anion ñiện tích (--) nên ta cộng thêm 2 vào trong tổng trên)

(a)


34

Bước 3: Tính số electron còn lại (kí hiệu n2) n2 = n1 – n’ (n’ là tổng số electron ñã tạo

liên kết trong công thức giả ñịnh a)

n2 = 24 – 2.3 = 18

Dùng n2 tạo octet cho nguyên tử âm ñiện nhất (nguyên tử cần nhiều hơn số electron ñể

tạo ñược octet) trong công thức giả ñịnh (a) � khi ñó ta ñược công thức sơ bộ (b)

C O

O

OOctet

Cho OxiC O

O

O

Bước 4: Lập công thức Lewis ñúng

Tính số electron còn lại (kí hiệu n3) sau khi ñã tạo octet ở bước 3:

n3 = n2 – noctet = 18 – 18 = 0. Nếu trường hợp n3 ≠ 0 thì ta cần ñưa số electron này vào

nguyên tử trung tâm rồi mới làm tiếp bước sau ñây

- Tính ñiện tích hình thức trên mỗi nguyên tử trong công thức (b) dùng công

thức ñã giới thiệu ở trên

C: 4 – (3 + 0) = 1+

O: 6 – (1 + 6) = 1-

Ta biểu diễn kết quả thu ñược trên công thức sau

C O

O

O

-1

-1

-1+1

Chuyển ñôi electron riêng của oxi thành ñôi electron liên kết ñể:

- Tạo octet cho nguyên tử O (nguyên tử trung tâm A nói chung)

- Trung hòa ñiện tích hình thức trên một số nguyên tử liên quan (chuyển một

ñôi electron trên 1 trong 3 nguyên tử O bất kì thành ñôi e liên kết)

C O

O

O C O

O

O

(0) (0)

-1

-1

(b)

(c)

(d)


35

Tính lại ñiện tích hình thức, kết luận

O bên trái có ñiện tích hình thức là: 6 – (2 + 4) = 0

C có ñiện tích hình thức là: 4 – (4 + 0) = 0

Hai O còn lại ñều có ñiện tích hình thức là: 6 – (6 + 1) = 1-

Vậy ñiện tích hình thức của cả công thức (d) là: 1- + 1- = 2-

Như ta ñã nói, có 3 nguyên tử O và cả 3 nguyên tử O này ñều có khả năng

chuyển ñôi electron riêng của mình ñể tạo octet cho nguyên tử C do ñó thay vào việc

có một cấu tạo (d) thì ta sẽ có 3 cấu tạo tương ứng (d1), (d2), (d3)

C O

O

O C O

O

OC O

O

O

(d1) (d2) (d3)

Vậy ion CO32- có 3 cấu tạo giới hạn (hay 3 cấu tạo cộng hưởng), ñiện tích ñược

giải tỏa trên mỗi nguyên tử O của ion CO32- là 2

3−

Thí dụ: Hãy viết công thức cấu tạo Lewis cho PCl3

Áp dụng các bước trên ta sẽ có lần lượt các kết quả sau:

P Cl

Cl

Cl

Từ (a) ta có số elctron ñã tham gia liên kết n2 = 6e

Số electron còn lại n3 = 26 – 6 = 20e

Lấy số electron còn lại ở trên tạo octet cho nguyên tử âm ñiện hơn (Cl),

số electron cần tạo octet là n4 = 6.3 = 18e

P Cl

Cl

Cl

Số electron còn lại sau khi ñã tạo octet ở trên là n5 = 20 – 18 = 2e

(a)

(b)


36

Ta thấy, n5 > 0 nên ta dùng n5 ñiền vào nguyên tử P (chú ý chỉ ñược ñiền vào các

nguyên tố chu kì 3 trở lên, vì quy tắc octet không còn phù hợp)

P Cl

Cl

Cl

Từ công thức (c) ta tính ñiện tích hình thức của mỗi nguyên tử trong phân tử

P: 5 – 2 – 3 = 0

Cl: 7 – 6 – 1 = 0

Kết luận: Công thức (c) ở trên là công thức Lewis ñúng của PCl3

2.4. Khảo sát hình học phân tử một số hợp chất cộng hoá trị

ðể dự ñoán hình học phân tử, có thể dùng mô hình tương tác ñẩy VSEPR (quy

tắc kinh nghiệm gilexpi). Chúng ta có thể hệ thống quy tắc kinh nghiệm gilexpi trên

theo bảng sau ñây, kết hợp cả hai loại phân tử (AXn và AXnEm). Chú ý ñặc biệt ñến 2

khái niệm “ hình dạng tương tác ñẩy” và khái niệm “cấu trúc hình học phân tử” .

Bảng 2.1. Cấu hình không gian của một số phân tử

Phân tử Tổng số

cặp e

Hình dạng

tương tác ñẩy

Số cặp e

liên kết

Cấu trúc hình

học phân tử

Phân tử ñiển

hình

AX2 2 Thẳng 2 Thẳng BeCl2, BeH2.

Tam giác ñều BF3 AX3

AX2E

3

3

3

2 Chữ V SO2

Tứ diện CH4

Hình tháp chóp NH3

AX4

AX3E

AX2E2

4

4

4

4

3

2 Chữ V H2O

Song tháp PCl5

Hình tháp chóp SF4

Chữ T ClF3

(c)

Tam giác ñều

AX5

AX4E

AX3E2

5

5

5

5

4

3

Song tháp

tam giác

Tứ diện


37

Bát diện SF6

Hình chóp BrF5

AX6

AX5E

AX4E2

6

6

6

Bát diện

6

5

4 Vuông phẳng XeF4

� Nhận xét: Ta thấy ñối với các trường hợp trong phân tử không có cặp electron riêng

nên hình dạng tương tác ñẩy ñối với các cặp electron cũng chính là hình học phân tử

của chúng. Trong trường hợp ngược lại, các phân tử có ñôi electron riêng thì do tương

hổ giữa chúng với các cặp electron liên kết nên hình học phân tử của chúng sẽ biến ñổi

theo các quy luật như ñã trình bày ở phần trên.

Như vậy, khi bạn ñã xác ñịnh tổng số cặp electron của công thức Lewis, từ ñó

suy ra mô hình tương tác ñẩy của chúng, tiếp theo là dựa vào mức ñộ tương quan giữa

các cặp e liên kết và các cặp e riêng (của nguyên tử trung tâm) ta suy ra hình học phân

tử của các công thức ñó.

Thí dụ:

Dựa vào công thức Lewis một số chất vừa xác ñịnh ở trên, chúng ta sẽ suy ra

hình học phân tử của chúng.

Phân tử PCl3: có công thức Lewis ñúng là

P Cl

Cl

Cl

Tổng số cặp e hóa trị là 4 (trong ñó có 3 cặp e liên kết và 1 cặp e không liên kết)

Kết luận:

- Hình dạng tương tác ñẩy là tứ diện, nhưng do trên nguyên tử P còn một ñôi e

riêng nên hình học phân tử có hình tháp chóp (hay hình tháp tam giác) giống trường

hợp của phân tử NH3

AX2E3

5

2

Thẳng XeF2


38

- Theo nguyên tắc hình dạng tương tác ñẩy là hình tứ diện, tức là các ñôi mây e

của nguyên tử trung tâm phân bố có dạng là hình tứ diện ñều, các góc tứ diện bằng

nhau và bằng 109029’. Tuy nhiên có một ñôi e riêng trong số ñó chiếm khoảng không

gian lớn, dẫn ñến sự thu hẹp các mây e liên kết nên từ hình tứ diện (dạng tương tác

ñẩy) chuyển sang dạng tháp tam giác (hình tháp chóp)

109028'

(Mô hình tương tác ñẩy tứ diện ñều)

109028'

P

Cl

Cl

Cl

Ta suy luận chắc chắn rằng: Góc hóa trị ClPCl sẽ nhỏ hơn góc tứ diện 109029’,

còn cụ thể là bao nhiêu thì cần phải có thực nghiệm chứng minh.

� Tuy nhiên ta có một cách khác ñể tính toán số lượng các cặp e liên kết và các cặp e

riêng (không cần phải viết công thức Lewis)

- Việc xác ñịnh số liên kết σ hay số cặp e liên kết không có gì là khó khăn cả.

Hễ có bao nhiêu nguyên tử biên liên kết với nguyên tử trung tâm thì có bấy nhiêu liên

kết σ . Thí dụ PH3 (số liên kết σ = 3 � có 3 cặp e liên kết vì có 3 nguyên tử H liên kết

với nguyên tử trung tâm P…)

- Việc xác ñịnh số electron hóa trị tự do có thể dùng phương pháp ñơn giản sau:

+ Tính tổng số electron hóa trị của các nguyên tử trong phân tử (ion ban ñầu)

(kí hiệu X)

+ Tính số electron hóa trị bảo hòa dành cho các nguyên tử biên liên kết với

nguyên tử trung tâm (kí hiệu Y), (bát tử ñối với mỗi nguyên tử biên nói chung và 2

electron ñối với mỗi nguyên tử biên là nguyên tử H).


39

+ Tính hiệu số giữa tổng số electron hóa trị của phân tử và số electron hóa trị

dành cho các phân tử biên (X – Y). Hiệu số này chính là số electron hóa trị tự do của

nguyên tử trung tâm cần tìm.

Bảng 2.2. Kết quả tính toán số cặp electron hóa trị tự do của các nguyên tử

trung tâm ñối với một số phân tử và ion.

Nguyên tử

Trung tâm

Số cặp e

tự do

0

0

0

0

0

0

0

2

2

2

2

2

2

4

4

4

6

CO2

NO2+

BF3

CO32-

CCl4

NH4+

PCl5

SO2

NO2-

SO32-

SF4

TeCl4

BrF5

H2O

ClF3

XeF4

XeF2

C

N

B

C

C

N

P

S

N

S

S

Te

Br

O

Cl

Xe

Xe

4 + 2.6

5 + 2.6 – 1

3 + 3.7

4 + 3.6 + 2

4 + 4.7

5 + 4.1 – 1

5 + 5.7

3.6

5 + 2.6 + 1

4.6 + 2

6 + 4.7

6 + 4.7

6.7

2 + 6

4.7

8 + 4.7

8 + 2.7

2.8

2.8

3.8

3.8

4.8

4.2

5.8

2.8

2.8

3.8

4.8

4.8

5.8

2.8

3.8

4.8

2.8

0

0

0

0

0

0

0

1

1

1

1

1

1

2

2

2

3

X - Y X Y Phân tử, ion


40

Như vậy, việc giải thích hình học phân tử ñã ñược giải quyết một cách ñơn giản

với mô hình VSEPR ( hay còn có thêm tên gọi là mô hình tĩnh ñiện hoặc mô hình

Gilexpia)

2.5. Lai hoá AO nguyên tử

2.5.1. Lai hoá sp3

Ta xét 2 hai trường hợp ñiển hình nhất là CH4, H2O

TH 1: phân tử CH4 (chú ý phân tử có dạng AX4)

2s 2p

Ctrang thai kích thích

2s 2p

C*

4 orbitan lai hoa

Nếu như 4 AO 1s của 4 nguyên tử H tiến vào xen phủ với 4 AO hóa trị 1

electron của nguyên tử C thì sẽ tạo thành 4 liên kết cộng hóa trị (sự góp chung ñôi

electron hình thành liên kết). ðặc ñiểm của 4 liên kết này sẽ khác nhau (khác nhau về

tính ñịnh hướng, về năng lượng các liên kết), nhưng trên thực tế các số liệu thực

nghiệm chứng minh rằng 4 liên kết này hoàn toàn giống nhau và góc hóa trị luôn luôn

bằng 109029’.

Như vậy, ñể giải thích sự mẫu thuẫn trên, ta sẽ áp dụng khái niệm lai hóa trong

trường hợp này. Mà cụ thể là dạng lai hóa sp3, 4 AO lai hoa tạo thành hoàn toàn giống

nhau, khi xen phủ với 4 AO 1s của 4 nguyên tử H sẽ cho các liên kết giống nhau � và

chúng ñịnh hướng trong không gian hình tứ diện ñều.


41

109029'

H

CH4

H

H

H

TH 2: phân tử H2O (phân tử có dạng AX2E2)

2s 2p

O

2s 2p

O*kích thích

Nếu như 2 AO 1s của 2 nguyên tử H xen phủ với 4 AO hóa trị 1 electron của

nguyên tử O, sẽ hình thành hai liên kết cộng hóa trị. Tuy nhiên, như ñã nói ở trên, các

AO lai hóa tạo thành những liên kết bền vững hơn các AO “nguyên chất”. Vì vậy trong

những trường hợp mà nguyên tử trung tâm có những cặp ñiện tử không phân chia và

khi hiệu năng lượng của các AO không quá lớn, các liên kết trong phân tử cũng ñược

giải thích bằng các AO lai hóa.

H

H

104,50

O

H2O

Vì góc liên kết trong nước 104,50 (gần xấp xỉ bằng góc tứ diện 109029’), nên

người ta giải thích trong phân tử nước các AO “nguyên chất” của nguyên tử O ñã tham

gia lai hóa, cụ thể là lai hóa tứ diện sp3. Nhưng sở dĩ, có sự chênh lệch ñôi chút giữa

góc liên kết và góc tứ diện là do 2 cặp ñiện tử tự do của O ñã chiếm cứ 2 trong số 4 AO

lai hóa của nguyên tử O, và lực ñẩy của 2 mây electron tự do này mạnh hơn so với các

mây electron liên kết làm giảm ñộ lớn của góc.


42

Như ñã nói ở phần trước ñây, trong phân tử H2O xuất hiện momen lưỡng cực.

Mômen lưỡng cực xuất hiện ở ñây không phải chỉ do sự phân cực của H2O, mà còn do

mômen lưỡng cực của các cặp ñiện tử tự do, trọng tâm ñám mây ñiện tử không trùng

với hạt nhân nguyên tử trung tâm. (ta tham khảo thêm một số giáo trình khác)

Chính vì những lí do trên mà phân tử nước không có dạng tứ diện ñều mà có

hình dạng góc.

2.5.2. Lai hoá sp2

Ta xét trường hợp phân tử BCl3 (phân tử có dạng AX3)

2s 2p

Bkích thích

B*

Thực nghiệm cho biết rằng góc liên kết trong phân tử BCl3 bằng 1200 có dạng

góc của tam giác ñều. Do ñó, nguyên tử B trong phân tử BCl3 phải tham gia lai hóa sp2

Quá trình lai hóa giải thích như sau: Nguyên tử B bị kích thích có cấu hình electron vỏ

hóa trị là 2s1 2p2 và khi tham gia tạo liên kết với các nguyên tử Cl nó ở trạng thái lai

hóa sp2, ta sẽ có hình dạng tương ứng là hình tam giác ñều (chúng phân bố trên cùng

một mặt phẳng, 3 ñỉnh của tam giác ñều là 3 nguyên tử Cl)

Mô hình hóa như sau:

1200

Cl

Cl

Cl

B

Cl

ClCl

(a) (b)

B

Tuy nhiên, trong trường hợp của phân tử BCl3, các liên kết B – Cl không phải là

các liên kết ñơn. Liên kết này có bậc lớn hơn 1 do có sự che phủ bổ sung giữa obitan

hóa trị tự do của B và AO chứa cặp electron hóa trị tự do của Cl. Tạo thành các liên kết

π không ñịnh cư (chuyển ñộng trên toàn bộ khung nguyên tử - hình (b)).


43

2.5.3. Lai hoá sp

Một số trường hợp nguyên tử trung tâm cho lai hóa sp như BeX2, ZnX2, CdX2

(X là các nguyên tử halogen)…ñặc biệt là C2H2 (phân tử này ta sẽ dạy phần ankin). Khi

ñó góc liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử thẳng là 1800.

Bảng 2.3. Mối quan hệ giữa cấu hình không gian ABn (có chứa cặp electron hóa trị tự

do) và số cặp electron liên kết

Sốcặp electron

Phân

tử

Số liên

kết

e hóa trị

tự do Tổng số

Ki ểu lai hóa

nguyên tử

trung tâm

Cấu hình phân tử

Ví dụ

AB3

AB2

3

2

0

1

3

3 sp2 Tam giác ñều

Góc BF3,SO3, CO3

2

SO2, O3, NO2-

AB2

AB3

AB4

2

3

4

2

1

0

4

4

4

sp3

Góc

Tháp tam giác

Tứ diện ñều

AB2

AB3

AB4

AB5

2

3

4

5

3

2

1

0

5

5

5

5

sp3d

AB4

AB5

AB6

4

5

6

2

1

0

6

6

6

sp3d2

H2O, ClO2, OF2

NH3, SO32-

CH4, CCl4..

XeF2…

ClF3...

SF4, TeCl4…

AsF5, PCl5

ðường Thẳng

Chữ T

Tứ diện lệch

Lưỡng tháp tam giác

Vuông phẳng XeF4…

CrF5…

SF6…

Tháp vuông

Bát diện ñều


44

2.6. Mối liên hệ giữa công thức Lewis – VSEPR – Lai hoá AO

Công thức Lewis

AXn AXnEm.

Nhận xét: Ta chú ý ñến một số công thức ñã xét dạng lai hóa của chúng (CH4,

BCl3, H2O…). so sánh chúng với phần mô hình tương tác ñẩy (VSEPR), ta thấy sẽ có

sự tương ứng giống nhau.

- Phân tử CH4 : Nguyên tử trung tâm C có dạng lai hóa sp3 � hình học phân tử là hình

tứ diện ñều

+ Theo VSEPR hình dạng tương tác ñẩy là tứ diện � hình học phân tử là tứ diện ñều

+ Nguyên tử trung tâm C không có cặp electron riêng

- Phân tử H2O: Nguyên tử trung tâm lai hóa sp3 � hình học phân tử có dạng góc

+ Theo VSEPR hình dạng tương tác ñẩy là tứ diện � hình học phân tử cũng có dạng

góc

Có n ñôi e liên kết Không có ñôi e riêng

Có n ñôi electron liên kết Có m ñôi e riêng

Hình dạng tương tác ñẩy (của các cặp electron) Gồm 5 dạng phổ biến

Thẳng Tam giác ñều Tứ diện Bát diện

Song tháp tam giác

Dạng lai hoá

Hình học phân tử Hình học phân tử


45

+ Nguyên tử trung tâm O có 2 cặp electron riêng.

� Từ những dẫn chứng trên, ta thấy rằng có mối quan hệ giữa 2 thuyết VSEPR

– thuyết lai hóa. Chỉ khác nhau ở chổ là việc giải thích sẽ khác nhau tùy từng loại phân

tử nhất ñịnh.

� Mô hình ở trên có thể xem là khái quát hóa mối quan hệ giữa: công thức Lewis –

VSEPR – Lai hoá AO trong việc xét ñoán hình học phân tử của các chất. Khi bạn ñã

xác ñịnh tổng số cặp electron của công thức, từ ñó suy ra mô hình tương tác ñẩy của

chúng, tiếp theo là dựa vào mức ñộ tương quan giữa các cặp e liên kết và các cặp e

riêng ta suy ra hình học phân tử của các công thức ñó.

Như vậy, ðể chọn kiểu lai hoá cho nguyên tử trung tâm ta dựa vào n (tổng số

liên kết xích ma (σ ) của nguyên tử trung tâm với số cặp electron hoá trị không phân

chia.

- Nếu tổng ñó bằng 2 thì nguyên tử trung tâm có lai hoá dạng sp

- Nếu tổng ñó bằng 3 thì nguyên tử trung tâm có lai hoá dạng sp2

- Nếu tổng ñó bằng 4 thì nguyên tử trung tâm có lai hoá dạng sp3


46

Chương 3: MỘT SỐ KẾT QUẢ BAN ðẦU

3.1. Kết quả khảo sát

3.1.1. Mục tiêu và nhiệm vụ của việc khảo sát

ðánh giá khả năng nắm vững kiến thức “liên kết hoá học” của HS các lớp 10,

11 trường THPT TP Cao Lãnh.

So sánh kết quả khảo sát giữa các lớp, từ ñó ñánh giá sơ bộ việc dạy và học nội

dung “liên kết hoá học” của GV và HS.

Xử lí và phân tích kết quả, ñể ñưa ra nhận xét.

3.1.2. Kế hoạch khảo sát

Xây dựng mẫu phiếu ñiều tra tham khảo ý kiến của GV về việc giảng dạy các

bài, mục có nội dung liên quan ñến khái niệm “liên kết hóa học”

Xây dựng mẫu ñề trắc nghiệm 10 phút ñể kiểm tra mức ñộ nắm vững kiến thức

của HS các lớp

3.1.3. Thống kê số liệu

Thông qua bài kiểm tra 10 phút cho HS các lớp 10 ở trường THPT TP Cao Lãnh

(lớp 10H, lớp 10T, lớp 10A1) ta có kết quả ban ñầu như sau:

Bảng 3.1. ðiểm và số lượng HS của lớp 10H (tổng số học sinh n = 37)

ðiểm 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Số lượng 0 0 0 1 3 10 7 8 7 0 1

Bảng 3.2. ðiểm và số lượng HS của lớp 10T (tổng số học sinh n = 37)

ðiểm 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Số lượng 0 0 0 0 2 12 9 5 6 2 1


47

Bảng 3.3. ðiểm và số lượng HS của lớp 10L (tổng số học sinh n = 24)

ðiểm 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Số lượng 0 0 0 1 3 7 8 2 2 1 0

Bảng 3.4. ðiểm và số lượng HS của lớp 10A1 (tổng số học sinh n = 48)

ðiểm 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

Số lượng 0 0 5 6 9 8 13 6 1 0 0

Bảng 3.5. Phân phối tần suất (fi (%) = số lượng/n)

Tần suất f i (%)

ðiểm 10H 10T 10L 10A1

0 0.00% 0.00% 0.00% 0.00%

1 0.00% 0.00% 0.00% 0.00%

2 0.00% 0.00% 0.00% 10.42%

3 2.70% 0.00% 4.17% 12.50%

4 8.11% 5.41% 12.50% 18.75%

5 27.03% 32.43% 29.17% 16.67%

6 18.92% 24.32% 33.33% 27.08%

7 21.62% 13.51% 8.33% 12.50%

8 18.92% 16.22% 8.33% 2.08%

9 0.00% 5.41% 4.17% 0.00%

10 2.70% 2.70% 0.00% 0.00%

Tổng 100% 100% 100% 100%


48

3.1.4. ðồ thị

Dựa vào số liệu ñã trình bày ở trên ta có các ñồ thị và biểu ñồ biểu diễn như sau:

0.00%

5.00%

10.00%

15.00%

20.00%

25.00%

30.00%

35.00%

10H

10T

10L

10A1

Hình 3.1. Biểu ñồ cột biểu thị tần suất fi(%)

Dựa vào bảng 3.5. ta tính ñược tần suất luỹ tích như sau:

Bảng 3.6. Biểu diễn tần suất luỹ tích

Tần suất luỹ tích ðiểm

10H 10T 10L 10A1

0 0.00% 0.00% 0.00% 0.00%

1 0.00% 0.00% 0.00% 0.00%

2 0.00% 0.00% 0.00% 10.42%

3 2.70% 0.00% 4.17% 22.92%

4 10.81% 5.41% 16.67% 41.67%

5 37.84% 37.84% 45.84% 58.34%

6 56.76% 62.16% 79.17% 85.34%

7 78.38% 75.67% 87.5% 97.92%

8 97.3% 91.89% 95.83% 100%


49

9 97.3% 97.3% 100% 100%

10 100% 100% 100% 100%

Tổng 100% 100% 100% 100%

0.00%

20.00%

40.00%

60.00%

80.00%

100.00%

120.00%

1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11

10H

10T

10L

10A1

Hình 3.2. Biểu ñồ cột biểu thị tần suất luỹ tích

3.1.5. Nhận xét

Thông qua các số liệu và ñồ thị trên ta nhận thấy: Nhìn chung mức ñộ nắm vững

kiến thức về “liên kết hoá học” của HS khối 10 ở mức ñộ trung bình. Cụ thể ñối với lớp

10H (chuyên hoá), 10T (chuyên toán) số HS có ñiểm từ trung bình trở xuống (ñiểm

5≤ ) chiếm khoảng 37,84%, lớp 10L tỉ lệ ñó là 45,84% còn ñối với lớp 10A1 thì tỉ lệ

còn thấp hơn nữa là 58,34%.

Thông qua số liệu thống kê như trên ta thấy: Tỉ lệ HS từ trung bình trở xuống

gần như 50% tổng số HS ñược khảo sát trong ñợt thực tập sư phạm. Con số thực

nghiệm ñưa ra như trên ñã phản ánh một phần mức ñộ nắm vững kiến thức của các em

vẫn còn hạn chế. Do ñó cần phải có phương pháp dạy và học nội dung này hợp lí hơn

ñể các em có thể tiếp thu bài chủ ñộng hơn.

Thông qua việc lấy ý kiến của các GV trường THPT TP Cao Lãnh tôi nhận thấy

hầu hết các GV lâu năm ñều cho rằng các kiến thức ở chương 3 (SGK hoá học 10 nâng


50

cao) trừu tượng (nhất là khái niệm về lai hoá…). Những khái niệm này GV cảm thấy

khó truyền ñạt cho HS, làm cho các tiết dạy trở nên thụ ñộng.

3.2. Một số giáo án giảng dạy nội dung liên kết hóa học

Bài 17

(Tiết 1)

I. M ục tiêu:

1. Kiến thức:

- Học sinh biết:

+ Sự tạo thành cặp electron chung là xu hướng ñạt cấu hình electron bền giữa các

nguyên tử phi kim liên kết nhau. Sự phân cực của liên kết cộng hoá trị.

+ Thế nào là liên kết cộng hoá trị, liên kết cho – nhận.

+ Tính chất của hợp chất cộng hoá trị.

- Học sinh hiểu:

+ Nguyên nhân hình thành liên kết cộng hoá trị.

+ ðịnh nghĩa liên kết cộng hoá trị và liên kết cho – nhận.

+ ðặc ñiểm của liên kết cộng hoá trị.

2. Kỹ năng:

+ Củng cố kỹ năng viết cấu hình electron của nguyên tử và ion.

+ Viết sơ ñồ minh hoạ sự tạo thành liên kết cộng hoá trị.

3. Thái ñộ: Nhận thức sự ña dạng của liên kết hoá học.

II. ðồ dùng dạy học:

- Giáo viên:

+ Giáo án, kế hoạch lên lớp.

+ Máy chiếu, phiếu học tập, phim mô tả phân tử Cl2 và HI.

- Học sinh: Chuẩn bị bài trước ở nhà.

III. Ph ương pháp dạy học: Hoạt ñộng nhóm, trao ñổi – ñàm thoại.


51

IV. Các hoạt ñộng dạy học:

Hoạt ñộng của giáo viên Hoạt ñộng của học sinh

I. Sự hình thành liên kết cộng hoá trị bằng cặp electron chung

� Phân tử ñơn chất

HOẠT ðỘNG 1

- Yêu cầu HS xác ñịnh:

+ Xu hướng ñạt cấu hình electron bền

của các nguyên tử phi kim là gì?

+ Hình thức liên kết giữa các nguyên

tử phi kim là như thế nào?

- Phân nhóm (khoảng 8 HS) và phát

phiếu học tập cho các nhóm.

- Thảo luận câu hỏi trong phiếu (10

phút).

HOẠT ðỘNG 2

- Gọi 3 HS nhóm 1 trình bày sự tạo

thành cặp electron chung của H2, O2,

N2.

- Gọi 3 HS nhóm 2 lên bảng viết sơ ñồ

electron tạo thành H2, O2, N2.

- Nhận xét, chỉnh lý.

- Gọi 1 HS nhóm 2 nêu ñịnh nghĩa liên

kết cộng hoá trị, liên kết ñơn, liên kết

ñôi, liên kết ba.


- Gọi 1 HS nhóm 1 trình bày tính phân

cực.

� Phân tử ñơn chất

HOẠT ðỘNG 1

- HS trả lời:

+ Nhận thêm electron vào lớp ngoài

cùng.

+ Góp chung electron tạo thành cặp

electron chung.

- Tổ chức nhóm theo hướng dẫn của

GV.

- Thảo luận.

HOẠT ðỘNG 2

2.1. Sự hình thành phân tử H2

- Nguyên tử H có 1 electron, có xu

hướng nhận vào 1 electron ñể có cấu

hình electron bền của 2He.

- Mỗi nguyên tử H góp 1 electron, tạo

thành 1 cặp electron chung. Trong phân

tử H2, mỗi nguyên tử H có 2 electron.

H . + . H → H : H

- Công thức H : H là c.thức electron.

Công thức H – H là c.thức cấu tạo.

- Liên kết ñược tạo bởi 1 cặp electron

chung giữa 1 nguyên tử là liên kết ñơn.


52


2.2. Sự hình thành phân tử O2:

- Nguyên tử O có 6 electron lớp ngoài

cùng nên có xu hướng nhận vào 2

electron ñể có cấu hình electron bền của

10Ne.

- Mỗi nguyên tử O góp 2 electron, tạo


tử O2, mỗi nguyên tử O có 8 electron.

O : + : O → : O :: O :

- Công thức electron là :O :: O:

Công thức cấu tạo là O = O


chung giữa 2 nguyên tử là liên kết ñôi.

2.3. Sự hình thành phân tử N2:

- Nguyên tử N có 5 electron lớp ngoài

cùng nên có xu hướng nhận vào 3

electron ñể có cấu hình electron bền của

10Ne.

- Mỗi nguyên tử N góp 3 electron, tạo


tử N2, mỗi nguyên tử N có 8 electron.

N N N N

Công thức trên là c.thức electron.

Công thức N ≡ N là c.thức cấu tạo.


chung giữa 2 nguyên tử là liên kết ba.

.


53

� Phân tử hợp chất

HOẠT ðỘNG 3

- Gọi 3 HS nhóm 3 trình bày sự tạo

thành cặp electron chung của HCl, H2O

và CO2.

- Gọi 3 HS nhóm 4 lên bảng viết sơ ñồ

electron tạo thành HCl, H2O, CO2.


- Gọi 1 HS nhóm 4 chỉ rõ sự phân cực

trong các phân tử trên.

HOẠT ðỘNG 4

- Gọi 1 HS nhóm 5 trả lời câu hỏi 1, 2

phiếu 3.


- Gọi 1 HS nhóm 6 trình bày tính chất

chung của các chất tạo thành bởi liên

kết cộng hoá trị.


2.4. ðịnh nghĩa liên kết cộng hoá trị.

Liên kết ñơn, liên kết ñôi, liên kết ba.

� Phân tử hợp chất

HOẠT ðỘNG 3

3.1. Sự hình thành phân tử hợp chất:

3.1.1. Sự hình thành phân tử HCl:

“Hình thành công thức electron

Suy ra CTCT”

3.1.2. Sự hình thành phân tử H2O:


Suy ra CTCT”

3.1.3. Sự hình thành phân tử CO2:


Suy ra CTCT”

3.1.4. Liên kết cho – nhận: ptử SO2.


Suy ra CTCT”

- “Liên kết cho – nhận là liên kết cộng

hoá trị ñặc biệt, trong ñó cặp electron

chung do 1 nguyên tử ñưa ra”.

+ Nguyên tử cho: ñã có cấu hình

electron bền của khí hiếm.

+ Nguyên tử nhận: phải có orbitan

trống.

3.2. Tính chất của các chất có liên kết

cộng hoá trị: (SGK./73)


54

Bài 17

(Tiết 2)

HOẠT ðỘNG 1: GV ôn tập lại nội dung kiến thức của tiết trước:

- Liên kết cộng hoá trị là gì?

- Liên kết cộng hoá trị ñược tạo thành từ những nguyên tử của nguyên tố nào?

- Liên kết ñơn, liên kết ñôi, liên kết ba là gì?

- Thế nào là liên kết cộng hoá trị không cực? Liên kết cộng hoá trị có cực?

- Thế nào là liên kết cho – nhận?

- Hợp chất tạo bởi liên kết cộng hoá trị có những tính chất chung nào?


II. Liên kết cộng hoá trị và sự xen phủ các orbitan nguyên tử

� Các phân tử ñơn chất:

HOẠT ðỘNG 2

- Trình chiếu mô phỏng sự tạo thành

phân tử H2, Cl2,

- Yêu cầu HS nhận xét trong quá trình

tạo cặp electron chung của các phân tử

trên có sự xen phủ của những orbitan

nguyên tử nào?

� Các phân tử hợp chất:

- Trình chiếu mô phỏng sự tạo thành

phân tử HI, HCl, H2O, H2S…

� Các phân tử ñơn chất:

HOẠT ðỘNG 2

- Xem trình chiếu.

- Trả lời:

+ Phân tử H2 có xen phủ của 2 obitan s.

H H H H

+ Phân tử Cl2 có xen phủ của 2 obitan p.

Cl Cl Cl-Cl

� Các phân tử hợp chất:

+ Phân tử HI ( hay HCl) có xen phủ của

1 obitan s và 1 obitan p.

H I H-I


55

HOẠT ðỘNG 3

3.1. Củng cố:

- Khi tạo thành cặp electron chung giữa

các nguyên tử phi kim thì orbitan chứa

electron ñộc thân của những nguyên tử

này có hoạt ñộng gì?

- Khoảng cách cân bằng giữa hạt nhân

của 2 nguyên tử ñược duy trì bởi yếu tố

nào?

- Cho biết “hướng của trục liên kết”

trong các phân tử tạo bởi liên kết cộng

hoá trị?

3.2. Yêu cầu HS: Xem trước nội dung

bài 18: “Sự lai hoá các obitan nguyên

tử. Sự hình thành liên kết ñơn, liên kết

ñôi và liên kết ba”

+ Phân tử H2O (hay H2S) có xen phủ

của 2 obitan s và 2 obitan p.

HOẠT ðỘNG 3

3.1. HS trả lời

- Có sự xen phủ của orbitan chứa

electron ñộc thân.

- Lực hút giữa hạt nhân của các nguyên

tử tạo thành liên kết và vùng xen phủ

orbitan giữa 2 hạt nhân.

- ði qua tâm các nguyên tử tạo thành

liên kết.

� Củng cố bài:

1. Chọn câu ñúng nhất về liên kết cộng hóa trị .

Liên kết cộn hóa trị là liên kết :

A. Giữa các phi kim với nhau.


56

B. Trong ñó cặp electron chung bị lệch về một nguyên tử.

C. ðược hình thành do sự dùng chung electron của 2 nguyên tử khác nhau.

D. ðược tạo thành giữa 2 nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung.

2. Cho các phân tủ : N2 ; SO2 ; H2 ; HBr. Phân tử nào trong các phân tử trên có liên kết

cộng hóa trị không phân cực ?

A. N2 ; SO2 B. H2 ; HBr

C. SO2 ; HBr D. H2 ; N2

3. Sự so sánh nào sau ñây là ñúng?

A. Liên kết ion và liên kết CHT không có ñiểm nào giống nhau.

B. Liên kết CHT không cực và liên kết CHT phân cực không có ñiểm nào khác

nhau

C. Liên kết CHT không cực và liên kết CHT phân cực không có ñiểm nào giống

nhau

D. Liên kết CHT phân cực là dạng trung gian giữa liên kết CHT không cực và

liên kết ion

4. Liên kết hoá học trong phân tử nào sau ñây ñược hình thành bởi sự xen phủ p – p :

A. H2 B. Cl2 C. N2 D. B và C

5. Liên kết ion khác với liên kết cộng hóa trị ở:

A. Tính ñịnh hướng và tính bão hòa .

B. Việc tuân theo quy tắc bát tử.

C. Việc tuân theo nguyên tắc xen phủ ñám mây electron nhiều nhất.

D. Tính ñịnh hướng.

Hãy chọn ñáp án ñúng


57

Bài 18

(Tiết 1)

I. M ục tiêu:

1. Kiến thức:

- Học sinh biết:

+ Khái niệm về lai hoá. Một số kiểu lai hoá phổ biến.

+ Sự xen phủ trục, xen phủ bên và các liên kết hoá học tạo ra bởi các sự xen phủ

ñó.

- Học sinh hiểu:

+ Nguyên nhân có sự lai hoá orbitan nguyên tử.

+ Nguyên nhân sự xen phủ trục tạo liên kết bền hơn xen phủ bên.

2. Kỹ năng:Vận dụng thuyết lai hoá giải thích dạng hình học của 1 số phân tử.

3. Thái ñộ: Nhận thức sự ña dạng của liên kết cộng hoá trị.

II. ðồ dùng dạy học:

1. Giáo viên: Giáo án ñiện tử, kế hoạch lên lớp, máy chiếu.

2. Học sinh: Sách giáo khoa, tập ghi bài.

III. Ph ương pháp dạy học chủ yếu: Trình bày minh hoạ, diễn giảng, trao ñổi – ñàm

thoại.

IV. Các hoạt ñộng dạy học:


I. Khái niệm về sự lai hoá

HOẠT ðỘNG 1

- Trình chiếu, diễn giải trạng thái nguyên tử C

trong phân tử CH4 ñể HS thấy rằng theo lý luận

HOẠT ðỘNG 1

- Nghe giảng, nhận xét.

- Xem trình chiếu, nhận xét.


58

bình thường, liên kết trong phân tử CH4 có 2 loại

với dạng khác nhau.

- Trình chiếu mô hình phân tử CH4 ñược xác

ñịnh trong thực nghiệm ñể HS thấy rằng phân tử

CH4 có 4 liên kết như nhau về hình dạng và

năng lượng.

- Từ ñó, phải có 1 lí thuyết ñể giải thích ñiều này

ñó là thuyết lai hoá. (giống như hoạt ñộng dẫn

vào bài học)

- Giới thiệu khái niệm và nguyên nhân lai hoá

của các orbitan.

- Tìm hiểu khái niệm và nguyên

nhân lai hoá các orbitan ngtử theo

hướng dẫn của GV. (SGK/77)

II. Các kiểu lai hoá thường gặp

Lai hoá sp

HOẠT ðỘNG 2

- Trình chiếu mô phỏng lai hoá sp2 cho HS nhận

xét: AO tham gia lai hoá, số orbitan lai hoá tạo

thành, phân bố của các orbitan sau khi lai hoá.

- Trình chiếu các dạng không gian của BeH2,

BeCl2 cho HS nhận xét và phân tích trạng thái

lai hoá của nguyên tử Be. z

yx

orbitan s orbitan p

z

yx

z

yx

2 orbitan lai hoa sp

z

yx

BeH2

Be*

Lai hoá sp

HOẠT ðỘNG 2

- Xem và nhận xét: lai hoá sp là sự

tổ hợp (trộn lẫn) giữa 1 AO-s và 1

AO-px, tạo 2 orbitan lai hoá thẳng

hàng và ñối xứng nhau.

- Nhận xét:

+ Nguyên tử Be* tổ hợp từ 1 AO-2s

và 1 AO-2px, có lai hoá sp

+ Hình dạng 2 AO lai hoá tạo thành

giống nhau (gồm 2 thùy: thuỳ lớn

và thuỳ nhỏ)

+ Góc lai hoá (góc hoá trị 1800)


59

Lai hoá sp2

HOẠT ðỘNG 3




- Trình chiếu các dạng không gian của BH3,

BCl3 cho HS nhận xét và phân tích trạng thái lai

hoá của nguyên tử B.

orbitan s

orbitan p

z

yx

z

yx

orbitan p

z

yx

3 orbitan lai hoa

1200

Cl

Cl

Cl

B

Cl

ClCl(a) (b)

B

Lai hoá sp3

HOẠT ðỘNG 4




- Trình chiếu các dạng không gian của NH3, H2O

Lai hoá sp2

HOẠT ðỘNG 3

- Xem và nhận xét: lai hoá sp2 từ

AO-s và AO-px,y, tạo 3 orbitan lai

hoá phân bố từ tâm ra 3 ñỉnh tam

giác ñều.

- Nhận xét:

+ Nguyên tử B* tổ hợp AO-2s và 2

AO-2px,y, có lai hoá sp2

+ Góc lai hoá (góc hoá trị 1200)

Lai hoá sp3

HOẠT ðỘNG 4

- Xem và nhận xét: lai hoá sp3 từ

AO-s và AO-px,y,z, tạo 4 orbitan lai

hoá phân bố từ tâm ra 4 ñỉnh tứ diện

ñều.


60

cho HS nhận xét và phân tích trạng thái lai hoá

của nguyên tử N, O.

orbitan s

orbitan p

z

yx

z

yx

orbitan p

z

yx 4 orbitan lai hoa

orbitan p

z

yx

109028'

H

CH4

H

HH

H

H104,50

O

H2O

Chú ý: Giới thiệu vai trò của thuyết lai hoá:

Nhấn mạnh ñây là lý thuyết ñể giải thích kết quả

thực nghiệm chứ không phải là lý thuyết ñể tiên

ñoán.

HOẠT ðỘNG 5

- Củng cố: Thuyết lai hoá AO có vai trò gì?

- Yêu cầu HS xem nội dung còn lại chuẩn bị cho

tiết sau.

- Nhận xét: Nguyên tử N, O tổ hợp

AO-2s và 3 AO-2px,y,z, có lai hoá

sp3

- Góc lai hoá (góc hoá trị 109029’)

HOẠT ðỘNG 5

- Giải thích sự ñồng nhất về năng

lượng của AO khi tạo liên kết bền

và dạng hình học của phân tử.


61

Bài 18

(Tiết 2)


III. Sự xen phủ trục và xen phủ bên

HOẠT ðỘNG 6

- Trình chiếu các hình thức xen phủ của

các AO–s và AO–p cho HS thấy thế nào

là xen phủ trục và xen phủ bên.

- Lưu ý HS về hướng của trục orbitan và

ñường nối tâm.

- Yêu cầu HS phát biểu nhận xét về xen

phủ trục và xen phủ bên.

Xen phủ trục Xen phủ bên

- Giới thiệu loại liên kết và ñộ bền của

liên kết tạo bởi 2 loại xen phủ trên.

+ Xen phủ trục tạo liên kết xích ma ( )σ

bền.

+ Xen phủ bên tạo liên kết pi )(π kém bền.

HOẠT ðỘNG 6


- Phát biểu:

+ Khi trục của orbitan tham gia liên kết

trùng với ñường nối tâm của 2 nguyên tử

liên kết thì gọi là xen phủ trục.

+ Khi trục của orbitan tham gia liên kết

song song nhau và vuông góc với ñường

nối tâm của 2 nguyên tử liên kết thì gọi là

xen phủ bên.

- Nghe giảng.



62

IV. Sự tạo thành liên kết ñơn, liên kết ñôi, liên kết ba

HOẠT ðỘNG 7

- Trình chiếu cho HS xem hình ảnh xen

phủ ñể tạo liên kết ñơn, ñôi, ba.

- Yêu cầu HS nhận xét thành phần liên kết

xíchma ( )σ và liên kết pi )(π trong mỗi

loại liên kết.

- Yêu cầu HS giới thiệu một số phân tử

lần lượt có các loại liên kết trên

Thí dụ: H2, HCl, Cl2…có liên kết ( )σ

C2H4…có liên kết ñôi

N2…có liên kết ba

- Giúp HS giải thích sự hình thành các loại

liên kết trên.

HOẠT ðỘNG 8

- Củng cố:

+ Các AO s và p xen phủ nhau như thế

nào?

+ Bản chất hình thành liên kết ñơn, liên

kết ñôi, liên kết ba?

- Yêu cầu HS ôn các bài về liên kết và lai

hoá. Tiết 32 luyện tập.

HOẠT ðỘNG 7

- Phát biểu:

Liên kết ñơn là liên kết σ.

Liên kết ñôi gồm 1 liên kết σ và 1 liên

kết π.

Liên kết ba gồm 1 liên kết σ và 2 liên

kết π.

HOẠT ðỘNG 8

- HS trả lời các câu hỏi.

� Củng cố bài:

1. Nhận xét nào sau ñây là ñúng:

A. Sự lai hoá obitan nguyên tử ñể ñược số orbitan khác nhau và có ñịnh hướng

không gian khác nhau


63

B. Sự lai hoá sp của mỗi nguyên tử C là nguyên nhân dẫn ñến tính thẳng hàng

trong phân tử C2H2

C. Sự lai hoá sp2 của mỗi nguyên tử C là nguyên nhân dẫn ñến tính thẳng hàng

trong phân tử C2H4

D. Phân tử CH4 có lai hoá sp3, còn phân tử NH3 có lai hoá sp2

2. Phân tử nào có sự lai hóa sp2 ?

A. BF3 B. BeF2 C. NH3 D. CH4.

3. Phân tử H2O có góc liên kết bằng 104,50 do nguyên tử oxi ở trạng thái lai hóa :

A. sp B. sp2 C. sp3 D. không xác ñịnh ñược.

4. Các liên kết trong phân tử N2 ñược tạo thành là do sự xen phủ của :

A. các obitan s với nhau và các obitan p với nhau.

B. 3 obitan p với nhau .

C. 1 obitan s và 2 obitan p với nhau.

D. 3 obitan p giống nhau về hình dạng và kích thước nhưng khác nhau về ñịnh

hướng không gian với nhau.

Hãy chọn ñáp án ñúng .

5. Nguyên tử P trong phân tử PH3 ở trạng thái lai hóa :

A. sp. B. sp2 C. sp3. D. không xác ñịnh ñược

Hãy chọn ñáp án ñúng


64

PHẦN III: KẾT LUẬN

1. Kết luận chung

Thông qua cơ sở lí luận và thực tế việc tham khảo ý kiến một số GV và khảo sát

HS các khối lớp 10 (3 lớp chuyên và 1 lớp 10A1) ta có một số kết luận như sau:

- ðã nêu lên ñược tổng quan lí luận về “liên kết hoá học và hình học phân tử”,

ñưa ra một số dạng cụ thể (có ví dụ minh hoạ). Hệ thống một số bài tập vận dung nội

dung trên (có ñáp án kèm theo).

- ðã khảo sát thực tế HS ở trường THPT TP Cao Lãnh (qua bài kiểm tra 10

phút) về khả năng nắm vững kiến thức của các em.

- Tóm lại qua ñề tài khoá luận này tôi nhận thấy vấn ñề giảng dạy nội dung “liên

kết hoá học” là quan trọng. Tuy nhiên do một số nguyên nhân khách quan và chủ quan

nên hiệu quả giảng dạy của GV vẫn chưa cao.làm cho HS tiếp thu bài kém (cụ thể kết

quả khảo sát qua bài kiểm tra 10 phút trong ñợt thực tập sư phạm).

2. Ý kiến ñề xuất

2.1. ðối với sinh viên trường sư phạm

Sinh viên nên hệ thống lại các kiến thức ñã học và vận dụng các nội dung ñó

vào chương trình SGK 10, 11, 12. Nó sẽ giúp ích cho bản thân trong quá trình thực tập

tốt nghiệp, ñồng thời sẽ là hành trang sư phạm cho các bạn trong tương lai.

2.2. ðối với tr ường THPT

Khi dạy học các nội dung này GV nên sử dụng các phương tiện trực quan (máy

chiếu, ảnh…) ñể HS dễ hình dung vấn ñề nhất là các bài trong chương 3 SGK hoá học

10, (các ñoạn Flash mô tả hình ảnh các AO, sự xen phủ các AO, sự lai hóa các AO…)


65

TÀI LI ỆU THAM KHẢO

1. Ngô Ngọc An (2007), Giải toán hóa học 10, Nxb Giáo dục, Hà Nội

2. Nguyễn ðức Chung (2002), Hóa học ñại cương, Nxb ðại học quốc gia

Tp.HCM.

3. Nguyễn ðức Chuy (1995), Hóa học ñại cương, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

4. Trần Thành Huế (2003), Hóa học ñại cương 1 Cấu tạo chất, Nxb ðại học sư

phạm, Hà Nội

5. Trần Thành Huế (2008), Tư liệu hoá học 10, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

6. Nguyễn ðình Huề, Nguyễn ðức Chuy (2003), Thuyết lượng tử về nguyên tử và

phân tử, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

7. Nguyễn Trọng Thọ (2005), Hóa ðại Cương, Nxb Giáo Dục, Hà Nội.

8. ðào ðình Thức (2006), Nguyên tử và liên kết hóa học tập 2, Nxb Giáo dục, Hà

Nội.

9. ðào ðình Thức (1999), ðối xứng phân tử và ứng dụng lí thuyết nhóm trong hóa

học, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

10. Chu Phạm Ngọc Sơn (1995), Cơ sở lí thuyết hóa ñại cương cấu tạo chất, Nxb

ðại học tổng hợp Tp.HCM.

11. Website

www.ebook.com.vn

www.hoahocvietnam.com.vn


Documents

Lien ket-hoa-hoc