Tải bản đầy đủ

Giáo án Hóa học 10 chương 3: Liên kết hóa học

Chương 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC
* Khái niệm liên kết hóa học :
Liên kết hóa học được thực hiện giữa 2 nguyên tử trong phân tử đơn chất hay hợp chất do sự
giảm năng lượng của các nguyên tử khi chuyển vào phân tử hay tinh thể
* Nguyên nhân của liên kết hóa học ( Qui tắc bát tử ) :
Các nguyên tử của các nguyên tố có xu hướng liên kết với nhau để đạt được cấu hình bền vững
của khí hiếm ( 8e hoặc cấu hình của He )

Bài 12: LIÊN KẾT ION VÀ TINH THỂ ION
I. Sự hình thành ion :
1. Khái niệm ion : Khi nguyên tử nhường hay nhận e , nó trở trhành phần tử mang điện gọi là
ion
VD : K+ , NH4+ , SO42- …
Chú ý : ion mang điện dương gọi là cation , ion mang điện âm gọi là anion
2. Sự hình thành cation và anion :
* Sự tạo thành ion dương : Trong phản ứng hóa học các nguyên tử kim loại có xu hướng
nhường 1,2,3 e , để trở thành ion dương ( Cation )
−1e
Li →
Li+
Phương trình nhường e : Li 

→ Li+ + e
−2e
Mg →
Mg2+
Mg 
→ Mg2+ + 2e
−3e
Al →
Al3+
Al 
→ Al3+ + 3e
TQ : X 
→ Xn+ + ne
Chú ý : 1) Gọi tên : Cation + tên nguyên tố KL
2) Độ lớn điện tích của ion dương bằng số e mà nguyên tử đã nhường đi
* Sự tạo thành ion âm : Trong phản ứng hóa học các nguyên tử phi kim có xu hướng nhận
1,2,3 e , để trở thành ion âm ( anion )
+1e
Cl →
ClPhương trình nhận e :
Cl + e 
→ Cl +1e
S →
S 2Phương trình nhận e :
S + 2e 
→ S 2+3e
N →
N 3Phương trình nhận e :
N + 3e 
→ N 3TQ : Y + m e 
→ Y mChú ý : 1) Gọi tên : anion + tên gốc axit ( Trừ O2- gọi là anion oxit )
2) Độ lớn điện tích của ion âm bằng số e mà nguyên tử đã nhận
VD: Gọi tên các ion sau : NH4+ , CO32- , HCO3- …..
3. Phân loại ion : Có 2 loại ion là :
* ion đơn nguyên tử : Là ion được tạo thành từ 1 nguyên tử
* ion đa nguyên tử : Là nhóm nguyên tử mang điện âm hay dương
OH- , NH4+ , NO3II. Sự hình thành liên kết ion :
*Sự tạo thành hợp chất ion :
+ Tạo thành ion âm và ion dương
+ Cation và anion kết hợp với nhau tạo thành hợp chất ion ( Liên kết trong hợp chất này là liên
kết ion )
VD : Xét pư : Na + Cl2 , K + O2


* Khái niệm liên kết ion : Là liên kết được tạo thành bởi lực hút tĩnh điện giữa các ion mang
điện trái dấu
Chú ý :
1) Liên kết ion chỉ được hình thành khi hiệu độ âm điện giữa kim loại và phi kim : ∆ χ ≥ 1,7
2)Liên kết ion có đặc điểm: Không băo hoà , không định hướng , do đó hợp chất ion tạo thành
những mạng lưới ion.
3) Trong phân tử các oxit của các kim loại , muối sun fua của kim loại , muối của kim loại … có
liên kết ion :
Na2O , MgO , Al2O3 , Na2S ….
4) Liên kết giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình là liên kết ion : NaCl , CaCl 2 ...
III. Tinh thể ion : ( Đọc thêm )
1. Khái niệm tinh thể.
Các nguyên tử hoặc ion được sắp xếp đều đặn tuần hoàn, theo một trật tự nhất định trong không
gian -> mạng tinh thể.
2. Mạng tinh thể ion
Xét mạng tinh thể ion NaCl:
+ cấu trúc hình lập phương
+ nút mạng là các ion Na+, Cl- được phân bố đều đặn luôn phiên.
+ xung quanh mỗi ion Na+ có 6 ion Clvà xung quanh mỗi ion Cl- có 6 ion Na+
3. Tính chất chung của hợp chất ion
+ tinh thể rắn không dẫn điện.
+ giòn ,t0n/c ,t0s khá cao.
+ tan nhiều trong nước => dẫn điện.


Bài 13: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
I. Sự hình liên kết cộng hóa trị :
1. Khái niệm : Là liên kết giữa 2 nguyên tử bằng một hay nhiều cặp e dùng chung
2.Sự hình thành liên kết cộng hóa trị :
* Liên kết CHT trong đơn chất : H2 ,Cl2 , O2 , N2
+ Công thức e
+ Công thức cấu tạo
* Liên kết CHT trong hợp chất : HCl , CO2 , CH4 , NH3 , H2O , H2S
+ Công thức e
+ Công thức cấu tạo
Chú ý : Số e mà nguyê tử bỏ ra dùng chung bằng số e mà nguyên tử bị thiếu để đạt cấu hình khí
hiếm
3. Cách biểu diễn liên kết cộng hóa trị :
a) Công thức e
b) Công thức cấu tạo
4. Phân loại liên kết cộng hóa trị : Có 3 loại liên kết cộng hóa trị
a) Liên kết cộng hóa trị không phân cực : Là liên kết giữa 2 nguyên tử mà cặp e dùng chung
không bị lệch về nguyên tử nào
H2 ,Cl2 , O2 , N2
b) Liên kết cộng hóa trị phân cực : Là liên kết giữa 2 nguyên tử mà cặp e dùng chung bị lệch
về nguyên tử có độ âm điện lớn hơn
HCl , CO2 , CH4 , NH3 , H2O
c) Liên kết phối trí ( liên kết cho nhận ):
* Khái niệm :Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp
+ Nguyên tố cung cấp e được gọi là nguyên tố cho e. Nguyên tố kia được gọi là nguyên tố
nhận e
+ Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên ( → ) có chiều từ nguyên tố cho sang nguyên
tố nhận.
* Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A → B là: nguyên tố A đã có đủ
8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan
trống.
VD : SO2 :O = S → O
H3PO3

SO3 : O = S → O , NH4+ ,HNO3 ,H3O+ ,P2O5 ,H2SO4 ,HClO4 ,H3PO4 ,


O
VD: quá trình hình thành ion NH4+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận.

Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta có
thể viết CTCT và CT e của NH+4 như sau:


VD: CTCT và CT e của HNO3:

5. Liên kết δ và liên kết π : Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị.
a) Liên kết δ .
* Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết) dọc theo trục liên kết. Tuỳ
theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên kết δ kiểu s-s, s-p, p-p:
*Obitan liên kết δ có tính đối xứng trục , với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên tử.
* Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết δ. Khi đó hai
nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết.
b) Liên kết π .
* Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết.
* Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết δ, còn lại là liên kết π.
Ví dụ trong liên kết δ (bền nhất) và 2 liên kết π (kém bền hơn).
* Liên kết π không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả năng
quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng đồng phân cis-trans của các
hợp chất hữu cơ có nối đôi.
6. Sự lai hoá các obitan.
1. Khi giải thích khả năng hình thành nhiều loại hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…)
ta không thể căn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi
là "sự lai hoá obitan". Lấy nguyên tử C làm ví dụ:
Cấu hình e của C (Z = 6).

Nếu dựa vào số e độc thân: C có hoá trị II.
Trong thực tế, C có hoá trị IV trong các hợp chất hữu cơ. Điều này được giải thích là do sự
"lai hoá" obitan 2s với 3 obitan 2p tạo thành 4 obitan q mới (obitan lai hoá) có năng lượng đồng
nhất. Khi đó 4e (2e của obitan 2s và 2e của obitan 2p)chuyển động trên 4 obitan lai hoá q và
tham gia liên kết làm cho cacbon có hoá trị IV. Sau khi lai hoá, cấu hình e của C có dạng:

2. Các kiểu lai hoá thường gặp.
a) Lai hoá sp3. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá q
định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau những
góc bằng 109o28'. Kiểu lai hoá sp3 được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm trong phân tử
H2O, NH3, NH+4, CH4,…


b) Lai hoá sp2. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá q định
hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp 2 được gặp trong các phân tử BCl 3, C2H4,

c) Lai hoá sp. Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q định
hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl 2, C2H2,…
II.Tính chất của hợp chất cộng hóa trị: (SGK )
III. Độ âm điện và liên kết hóa học : Dựa vào hiệu đọ âm điện của 2 nguyên tố có thể xác
định được loại liên kết chủ yếu trong hợp chất
0 p ∆ χ p 0,4 → Liên kết CHT không cực
0,4 ≤ ∆ χ p 1,7 → Liên kết CHT có cực
∆ χ ≥ 1,7 → Liên kết CHT ion


Bài thêm : LIÊN KẾT HIĐRÔ
I. Khái niệm : Là liên kết được tạo thành bởi lực hút tĩnh điện giữa phần dương là nguyên tử H
với phần âm là nguyên tố có độ âm điện lớn ( như F, Cl , O ,N ..)
Ví dụ 1 : Giữa các phân tử H2O, HF, rượu, axit…

hoặc giữa các phân tử khác loại.
Ví dụ 2 : Giữa các phân tử rượu hay axit với H2O:

hoặc trong một phân tử (liên kết hiđro nội phân tử). Ví dụ :

II. Đặc điểm của liên kết H :
* Là liên kết yếu
* Liên kết này có ảnh hưởng đến tính chất vật lí và tính chất hóa học của một số chất
1) Nhiệt độ sôi cao bất thường
2) Tính tan trong nước của hợp chất hữu cơ tăng lên
3) Tính a xit yếu bất thường



Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×

×