CHUYÊN ĐỀ GIẢNG DẠY “LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÔNG THỨC PHÂN TỬ” CHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC PHỔ THÔNG

CHUYÊN ĐỀ GIẢNG DẠY HÓA HỌC PHỔ THÔNG

vectorstock.com/10212088

Ths Nguyễn Thanh Tú eBook Collection DẠY KÈM QUY NHƠN TEST PREP PHÁT TRIỂN NỘI DUNG

CHUYÊN ĐỀ GIẢNG DẠY “LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÔNG THỨC PHÂN TỬ” CHƯƠNG TRÌNH HÓA HỌC PHỔ THÔNG (VNU - UED) WORD VERSION | 2021 EDITION ORDER NOW / CHUYỂN GIAO QUA EMAIL TAILIEUCHUANTHAMKHAO@GMAIL.COM

Tài liệu chuẩn tham khảo Phát triển kênh bởi Ths Nguyễn Thanh Tú Đơn vị tài trợ / phát hành / chia sẻ học thuật : Nguyen Thanh Tu Group Hỗ trợ trực tuyến Fb www.facebook.com/DayKemQuyNhon Mobi/Zalo 0905779594

MỤC LỤC Trang LỜI CẢM ƠN DANH MỤC VIẾT TẮT 1 A.MỞ ĐẦU. 1. Lý do chọn đề tài 1 2. Mục tiêu nghiên cứu 2 3.Nhiệm vụ nghiên cứu 2 2 4.Các phương pháp nghiên cứu B. NỘI DUNG 2 CHƯƠNG I. HỆ THỐNG CỞ SỞ LÝ THUYẾT CỦA CHUYÊN ĐỀ 2 1. Liên kết hóa học 2 1.1. Các khái niệm cơ bản của liên kết hóa học.

2 2 1.1.1. Sự hình thành liên kết hóa học 1.1.2. Bản chất liên kết hóa học 2 3 1.1.3. Độ dài liên kết 1.1.4. Góc liên kết (góc hóa trị) 3 1.1.5. Bậc liên kết 4 1.1.6. Năng lượng liên kết 4 1.1.7. Momen lưỡng cực của liên kết 4 1.1.8. Quy tắc Bát tử 4 1.1.9. Các loại liên kết 5 1.2. Liên kết ion 5 1.2.1. Định nghĩa 6 1.2.2. Sự tạo thành ion, cation, anion 6 1.2.2.1. Ion, Cation, Anion 6 1.2.2.2. Ion đơn nguyên tử và ion đa nguyên tử.

6 7 1.2.2.3. Sự tạo thành liên kết ion của phân tử 2 nguyên tử.

1.2.2.4. Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử nhiều nguyên tử 7 1.2.3. Điều kiện hình thành liên kết ion.

7 1.2.4. Dấu hiệu cho thấy phân tử có liên kết ion 8 1.3. Liên kết cộng hóa trị 8 1.3.1. Định nghĩa 8 1.3.2. Lewis – Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị bằng cặp electron chung 8 1.3.2.1. Đối với các đơn chất 8 1.3.2.2. Đối với hợp chất 9 1.3.2.3. Phân loại 9 1.3.3. Liên kết cộng hóa trị và sự xen phủ obitan – Thuyết VB 10 1.3.3.1. Sự xen phủ các obitan nguyên tử khi hình thành phân tử 11

1.3.3.2. Sự tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi, liên kết ba 1.3.3.3. Sự lai hóa các obitan nguyên tử 1.4. Liên kết kim loại 1.4.1. Mạng tinh thể kim loại 1.4.2. Khái niệm liên kết kim loại 1.4.3. So sánh liên kết kim loại với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị 1.5. Liên kết Hidro 1.5.1. Khái niệm 1.5.2. Điều kiện hình thành liên kết hiđro 1.5.3. Phân loại 1.5.3.1. Liên kết hiđro nội phân tử 1.5.3.2. Liên kết hiđro liên phân tử (ngoại phân tử) 1.5.4. Đánh giá độ mạnh yếu của liên kết hiđro 1.5.5. Ảnh hưởng của liên kết hiđro lên nhiệt độ sôi và độ tan.

1.5.5.1. Ảnh hưởng tới độ sôi 1.5.5.2. Ảnh hưởng tới độ tan 1.6. Lực Van Der Waals 1.6.1. Khái niệm 1.6.2. Phân loại 1.6.2.1. Lực định hướng: 1.6.2.2. Lực cảm ứng 1.6.2.3. Lực khuếch tán 1.6.2.4. Lực đẩy 1.6.3. Đặc điểm 2. Công thức phân tử 2.1. Công thức phân tử trong hóa học vô cơ 2.1.1. Công thức hóa học của đơn chất 2.1.2. Công thức hóa học của hợp chất 2.1.3. Ý nghĩa của công thức hóa học 2.1.4. Hóa trị 2.1.4.1. Quy tắc hóa trị 2.1.4.2. Hóa trị và số oxi hóa 2.2. Công thức phân tử trong hóa học hữu cơ 2.2.1. Nôi dung của thuyết cấu tạo hoá học của hợp chất hữu cơ

11 14 17 17 18 19 20 20 20 21 21 21 22 22 22 22 23 23 23 23 24 24 25 25 26 26 26 26 26 27 27 27 29 29

2.2.2.Công thức cấu tạo

29

2.2.3. Đồng đẳng, đồng phân

30

2.2.3.1.Đồng đẳng

30

2.2.3.2. Đồng phân

30

2.2.3.3. Phân loại đồng phân

31

2.2.3.4. Mối quan hệ giữa các đồng phân

34

2.2.4. Cấu tạo hóa học và cấu trúc hóa học

35

2.2.4.1. Cấu tạo hóa học

35

2.2.4.2. Cấu trúc hóa học

35

2.2.5. Công thức nguyên

35

2.2.6. Công thức phân tử

36

CHƯƠNG II: GIẢNG DẠY NỘI DUNG LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÔNG 38 THỨC PHÂN TỬ Ở TRƯỜNG THPT 1. Giảng dạy nội dung liên kết hóa học ở trường THPT 38 1.1. Liên kết ion 38 39 1.2. Liên kết cộng hóa trị 1.3. Liên kết kim loại 41 1.4. Liên kết Hidro 42 1.5. Lực Van Der Waals 43 2. Công thức phân tử 43 2.1. Công thức phân tử trong hóa học vô cơ 43 2.2. Công thức phân tử trong hóa học hữu cơ 46 CHƯƠNG III: VẬN DỤNG KIẾN THỨC VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÔNG THỨC PHÂN TỬ VÀO HỌC TẬP VÀ GIẢI QUYẾT CÁC VẤN ĐỀ THỰC TIỄN 49 C. KẾT LUẬN 52

DANH MỤC CÁC CHỮ VIẾT TẮT

STT 1 2 3 4 5 6 7 8 9

Chữ viết tắt GV HS THPT SGK HĐ CTHH CTTQ KL VD

Chữ tương ứng Giáo viên Học sinh Trung học phổ thông Sách giáo khoa Hoạt động Công thức hóa học Công thức tổng quát Kim loại Ví dụ

A. MỞ ĐẦU 1. Lí do chọn đề tài Ngày nay cùng với sự phát triển không ngừng của các ngành khoa học, hoá học cũng đã bước sang một trang mới và đạt được rất nhiều các thành tựu. Do đó việc nhận thức một cách đúng đắn và đầy đủ các thành tựu khoa học hoá học là một điều rất quan trọng. Đối tượng của hoá học là chất, liên kết giữa các nguyên tử, phân tử, do đó vấn đề về bản chất liên kết của các chất, cấu tạo phân tử… đã được nghiên cứu từ rất lâu. Tuy nhiên, kết quả đạt được vẫn còn rất hạn chế.

Từ những luận điểm 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 đó một bộ phận không nhỏ GV đứng lớp dạy các bài liên quan đến vấn đề liên kết hoá học vẫn giải thích cho HS một cách chung chung, không hiểu rõ nguồn gốc, bản chất của vấn đề từ đó làm cho HS cảm thấy bài học rời rạc không liên tục thống nhất, không biết học phần này ứng dụng để làm gì…

Xuất phát từ những lí do trên, nhóm chúng tôi đã quyết định chọn chuyên đề “Liên kết hóa học và công thức phân tử” làm chuyên đề giảng dạy.

2. Mục tiêu nghiên cứu - Hệ thống một số cơ sở lí thuyết về liên kết hoá học, công thức phân tử của các hợp chất trong chương trình hoá học phổ thông - Rèn luyện cho học sinh kĩ năng giải thích đúng bản chất liên kết hoá học, hình học, xây dựng công thức phân tử một số chất.

- Cung cấp tư liệu cho giáo viên dùng để tham khảo, hỗ trợ việc giảng dạy các bài, các mục có liên quan đến việc giải thích sự hình thành liên kết hóa học và công thức phân tử của một số chất.

1

3. Nhiệm vụ nghiên cứu - Nghiên cứu, hệ thống cơ sở các lí thuyết về liên kết hóa học và công thức phân tử - Nghiên cứu chương trình SGK hoá học 10,11, tài liệu giáo khoa chuyên hoá học.

- Vận dụng hệ thống các lí thuyết liên kết vào việc giảng dạy các bài, mục trong chương trình hoá học ở trường THPT. - Ứng dụng hệ thống các lí thuyết về liên kết hóa học và công thức phân tử giúp HS giải thích được các tình huống thực tiễn 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.

B. NỘI DUNG CHƯƠNG I: HỆ THỐNG CƠ SỞ LÝ THUYẾT CỦA CHUYÊN ĐỀ 1. Liên kết hóa học 1.1. Các khái niệm cơ bản của liên kết hóa học.

1.1.1. Sự hình thành liên kết hóa học - Khi các nguyên tử ở xa nhau tiến đến gần nhau tương tác đầu tiên xuất hiện là tương tác hút, đến một khoảng cách nhất định bắt đầu xuất hiện tương tác đẩy, khi có sự cân bằng giữa hai lực thì liên kết hóa học hình thành.

- Liên kết hóa học hình thành tương ứng với các nguyên tử phải sắp xếp lại cấu trúc e các phân lớp ngoài cùng sao cho đạt tổng năng lượng chung của hệ phải hạ thấp xuống thì liên kết với bền, nghĩa là khi có sự tạo thành liên kết thì quá trình phát nhiệt (∆H < 0) 1.1.2. Bản chất liên kết hóa học - Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa các hạt mang điện (e tích điện âm – hạt nhân tích điện dương)

2

- Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực hiện liên kết, đó là các e hóa trị nằm trong các AO hóa trị.

- Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e trong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo nên hợp chất.

1.1.3. Độ dài liên kết - Là khoảng cách ngắn nhất nối liền 2 hạt nhân của 2 nguyên tử tham gia liên kết.

- Độ dài liên kết thay đổi có quy luật và phụ thuộc vào: bản chất nguyên tử (kích thước, độ âm điện), kiểu liên kết ( đơn, đôi, ba), năng lượng liên kết (nếu năng lượng liên kết cao thì độ dài liên kết nhỏ) - Độ dài liên kết giảm khi độ bội liên kết tăng lên.

Ví dụ: Liên kết H-F: 0.92 Ao ; H-Cl : 1,28 Ao 1.1.4. Góc liên kết (góc hóa trị) - Là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng tưởng tượng nối liền nhân nguyên tử với 2 nhân của 2 nguyên tử liên kết với nó.

- Góc liên kết thay đổi có quy luật và phụ thuộc vào: + Bản chất nguyên tử + Kiểu liên kết + Dạng hình học phân tử + Tương tác đẩy giữa các đôi electron và không liên kết trong phân tử.

Ví dụ: H α = 104,5 o

O H 1.1.5. Bậc liên kết

- Là số liên kết được hình thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau.

3

- Đối với liên kết cộng hóa trị thì bậc liên kết được xác định bởi số cặp e tham gia liên kết giữa hai nguyên tử.

- Liên kết đơn có bậc liên kết là 1, liên kết đôi có bậc liên kết bằng 2, liên kết ba có bậc liên kết bằng 3.

Ví dụ: Etan

H3C – CH3 bậc liên kết = 1

1.1.6. Năng lượng liên kết - Năng lượng liên kết là năng lượng thoáy ra khi tạo thành liên kết (<0) đó và năng lượng phân ly liên kết là năng lượng cần tiêu tốn (>0) để phá hủy liên kết có trong 1 mol phân tử ở trạng thái khí. * Lưu ý: Năng lượng liên kết và năng lượng phân ly của liên kết bằng nhau về độ lớn và ngược dấu.

VD: EH-H = -EplH2 = -431 kj/mol - Nhưng đối với phân tử nhiều nguyên tử thì năng lượng liên kết được lấy giá trị trung bình, nó không trùng với năng lượng tạo thành từng liên kết trong phân tử.

VD: CH4, N2O - Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, bậc liên kết và độ bền liên kết: Bậc liên kết ↑, năng lượng liên kết ↑, độ bền liên kết ↑, độ dài liên kết ↓.

1.1.7. Momen lưỡng cực của liên kết.

- Momen lưỡng cực đặc trưng cho độ phân cực của liên kết và phân cực của phân tử.

- Momen lưỡng cực là đại lượng vector chiều quy ước từ trọng tâm điện tích dương qua điện tích âm.

1.1.8. Quy tắc Bát tử Trong các phản ứng hóa học các nguyên tử có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử khác (nhường e, nhận e, góp chung e) để đạt cấu hình bền vững của các khí hiếm với 8 eclectron (hoặc He với 2 e) ở lớp ngoài cùng.

4

- Các nguyên tử các nguyên tố nhóm s thường có khuynh hướng nhường electron lớp ngoài cùng để có lớp sát ngoài cùng 8e - Các nguyên tử của các nguyên tố p là phi kim thường có khuynh hướng nhận electron để lơp ngoài cùng của chúng có 8e - Quy tắc bát tử chỉ có tính gần đúng, có 1 số trường hợp không tuân theo quy tắc bát tử như: NO, BeCl2, BF3, PCl5, SF6… Quy tắc bát tử chỉ là quy tắc kinh nghiệm không giúp chúng ta hiểu được bản chất của liên kết cộng hóa trị - Phạm vi áp dụng: khá đúng với những nguyên tố thuộc chu kì 2.

VD: - Mỗi nguyên tử thiếu 1e đạt đến cấu hình bền→ xu hướng góp chung e độc thân → liên kết cộng hóa trị.

- Xu hướng nhường, nhận e tạo ion với cấu hình bền → liên kết ion.

1.1.9. Các loại liên kết -

Liên kết ion

-

Liên kết cộng hóa trị

-

Liên kết kim loại

-

Liên kết Hidro

-

Lực Van Der Walls

Các loại liên kết yếu.

1.2. Liên kết ion - Năm 1916 Kossel cho rằng phân tử của hợp chất hoá học được tạo ra nhờ sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác.

- Nguyên tử mất electron hoá trị biến thành ion dương gọi là cation và nguyên tử nhận electron biến thành ion âm gọi là anion.

- Các ion ngược dấu hút nhau nên tiến lại gần nhau, nhưng khi đến quá gần nhau thì sẽ xuất hiện lực đẩy của các lớp vỏ electron, khi lực hút và đẩy cân bằng nhau thì các ion dừng lại và tạo thành phân tử hợp chất ion

5

1.2.1. Định nghĩa - Liên kết ion là liên kết hóa học được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện.

1.2.2. Sự tạo thành ion, cation, anion 1.2.2.1. Ion, Cation, Anion - Sự tạo thành ion: Nguyên tử luôn trung hòa về điện, nhưng khi nguyên tử nhường hay nhận thêm electron thì nó trở thành phần tử mang điện gọi là ion.

- Sự tạo thành Cation: Khi nguyên tử kim loại nhường đi electron ngoài cùng thì biến thành ion dương (hay Cation) + Các nguyên tử kim loại lớp ngoài cùng có 1,2,3 electron → dễ nhường electron để tạo ra cation (ion dương) có cấu hình bền vững của khí hiếm. + Vì vậy trong các phản ứng hóa học, để đạt cấu hình electron bền của khí hiếm nguyên tử kim loại có khuynh hướng nhường electron cho nguyên tử nguyên tố khác để trở thành ion dương, gọi là cation.

- Sự tạo thành Anion: Khi nguyên tử phi kim nhận thêm electron thì biến thành ion âm (hay Anion). Các nguyên tử phi kim lớp ngoài cùng có 5,6,7 e có khả năng nhận thêm electron và biến thành anion ( Ion âm) có cấu hình bền vững của khí hiếm. + Vì vậy trong các phản ứng hóa học, để đạt cấu hình electron bền của khí hiếm nguyên tử phi kim có khuynh hướng nhận e từ nguyên tử các nguyên tố khác để trở thành ion âm, gọi là anion.

1.2.2.2. Ion đơn nguyên tử và ion đa nguyên tử.

- Ion đơn nguyên tử: Là các ion tạo nên từ một nguyên tử VD: Cation: Na+ , Ca2+,...

Anion: Cl-, S2-,....

- Ion đa nguyên tử: Là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm VD: Cation: NH4+,...

6

Anion: SO42-, OH-,...

1.2.2.3. Sự tạo thành liên kết ion của phân tử 2 nguyên tử.

- Xét sự hình thành liên kết ion trong phân tử natri clorua NaCl - Do đặc điểm cấu tạo nguyên tử và theo quy tắc bát tử, khi các nguyên tử Na và Cl tiếp xúc với nhau sẽ có sự nhường và nhân electron để trở thành các ion Na+ và Cl−, có cấu hình electron nguyên tử giống cấu hình electron nguyên tử của các khí hiếm Ne và Ar. Các ion Na+ và Cl- được tạo thành có điện tích trái dấu, hút nhau tạo nên liên kết ion trong phân tử cũng như trong tinh thể NaCl. - Sự hình thành liên kết ion trong phân tử NaCl có thể tóm tắt bằng sơ đồ sau:

- Hai ion được tạo thành mang điện tích ngược dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, tạo nên phân tử NaCl 1.2.2.4. Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử nhiều nguyên tử Thí dụ: Phân tử CaCl2 - Tương tự như sự hình thành phân tử NaCl, sự hình thành liên kết ion trong phân tử CaCl2 có thể biểu diễn bằng sơ đồ sau:

- Các ion Ca2+ và Cl− tạo thành mang điện tích ngược dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, tạo nên phân tử CaCl2 1.2.3. Điều kiện hình thành liên kết ion.

- Liên kết được hình thành giữa các nguyên tố có tính chất khác nhau (kim loại điển hình và phi kim điển hình).

7

- Quy ước hiện độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết ≥ 1,7 là liên kết ion (trừ một số trường hợp) 1.2.4. Dấu hiệu cho thấy phân tử có liên kết ion - Phân tử hợp chất được hình thành từ kim loại điển hình (kim loại nhóm IA, IIA) và phi kim điển hình (phi kim nhóm VIIA và Oxi).

- Ví dụ: Các phân tử NH4Cl, MgSO4, AgNO3 … đều chứa liên kết ion, là liên kế được hình thành giữa các cation kim loại hoặc amoni và anion gốc axit.

1.3. Liên kết cộng hóa trị 1.3.1. Định nghĩa - Liên kết cộng hóa trị là liên kết giữa hai nguyên tử bằng một hoặc nhiều electron chung mà cặp electron chung này là do sự góp chung của hai nguyên tử tham gia liên kết.

1.3.2. Lewis – Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị bằng cặp electron chung - Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8 electron ở lớp ngoài cùng tương tự nguyên tử khí hiếm - Các electron không tham gia tạo thành liên kết cộng hoá trị được gọi là các electron không liên kết liên kết - Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta có liên kết đơn, 2 cặp e chung là liên kết đôi, 3 cặp e là liên kết 3 1.3.2.1. Đối với các đơn chất: - Ví dụ 1: H2

Nhờ sự góp chung 1 electron nên trong phân tử H2, mỗi nguyên tử H trở nên có 2 electron, đạt cấu hình electron của He. 8

- Ví dụ 2: Cl2

- Ví dụ 3: N2

Có 3 cặp e chung.

1.3.2.2. Đối với hợp chất: - Ví dụ 1: HCl

Mỗi nguyên tử H và mỗi nguyên tử Cl góp 1e để tạo thành 1 cặp e chung. Trong phân tử HCl, mỗi nguyên tử đều có cấu hình electron của khí hiếm.

- Ví dụ 2: CH4

1.3.2.3. Phân loại - Liên kết cộng hóa trị không phân cực: + Định nghĩa: Liên kết cộng hóa trị không phân cực là liên kết cộng hóa trị mà cặp e chung phân bố đồng đều giữa 2 nguyên tử tham gia liên kết. + Lúc đó độ âm điện 0 ≤ ∆X ≤ 0,4 9

- Liên kết cộng hóa trị phân cực: + Định nghĩa: Liên kết cộng hóa trị phân cực là liên kết cộng hóa trị mà cặp e chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện cao hơn. + Lúc đó độ âm điện 0,4 ≤ ∆X ≤ 1,7 + Ví dụ: Trong phân tử HCl có ∆X=0,96 vì Cl có độ âm điện lớn hơn H nên cặp e chung bị lệch về phía Cl. + Liên kết trong HCl là liên kết có cực: một đầu là cực âm (kí hiệu: δ-), một đầu là cực dương (kí hiệu: δ+) - Liên kết cho - nhận: + Định nghĩa: Liên kết cho nhận là liên kết giữa 2 nguyên tử bằng 1 hoặc nhiều cặp e chung do 1 nguyên tử đóng góp. + Ví dụ: Trong phân tử O3

+ Giữa (1) và (2) góp chung e hình thành cặp e chung, ứng với 2 liên kết cộng hóa trị. Một trong 2 nguyên tử O này đưa 1 cặp 2 cho (3) dùng chung, ứng với sự hình thành liên kết cho nhận (còn gọi là liên kết phối tử) được biểu diễn bởi 1 mũi tên.

1.3.3. Liên kết cộng hóa trị và sự xen phủ obitan – Thuyết VB - Khuyết điểm của công thức Lewis: không giải thích được bản chất của liên kết (vì sao liên kết tồn tại, các tính chất của liên kết, định hướng trong không gian của liên kết...)

- Bên cạnh đó có thuyết cơ học lượng tử giải thích rõ bản chất của liên kết cộng hóa trị hơn thuyết Lewis là thuyết VB. Giả thuyết rằng các electron trong phân tử nằm trong các orbital nguyên tử của các nguyên tử tạo thành phân tử.

10

1.3.3.1. Sự xen phủ các obitan nguyên tử khi hình thành phân tử - Ví dụ 1: Trong phân tử H2

- Hai nguyên tử H tham gia liên kết: Giữa 2 nguyên tử H xuất hiện lực đẩy giữa 2 hạt nhân với nhau và giữa 2 e với nhau, đồng thời còn có lực hút giữa hạt nhân với electron.

- Khi lực đẩy và lực hút cân bằng, liên kết được hình thành, cặp e chung tập trung ở 2 vùng xen phủ vì tại đó có electron chịu lực hút mạnh nhất của cả 2 hạt nhân.

- Hai electron tham gia góp chung để hình thành liên kết phải có spin đối song.

- Ví dụ 2: Trong phân tử Cl2

1.3.3.2. Sự tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi, liên kết ba - Sự xen phủ trục và xen phủ bên +

Sự

xen

phủ

truc

Sự xen phủ trong đó trục của các obiatn tham gia liên kết trùng với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết được gọi là sự xen phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên kết σ (hình 3.10a).

11

+ Sự xen phủ bên Sự xen phủ trong đó trục của các obitan tham gia liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết được gọi là sự xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo liên kết π (hình 3.10b).

- Sự tạo thành liên kết: + Liên kết đơn: Ta đã biết, mỗi cặp electron chung của hai nguyên tử được tính là một liên kết và được biểu diễn bằng một gạch nối giữa kí hiệu của hai nguyên tử đó. Các nguyên tử trong các phân tử đã xét như H−H, H−Cl đều liên kết với nhau bằng liên kết đơn. Liên kết đơn luôn luôn là liên kết σ , được tạo thành từ sự xen phủ trục và thường bền vững. + Liên kết đôi: Trong phân tử etilen(C2H4), mỗi nguyên tử cacbon có sự lai hóa giữa một obitan s với hai obitan p theo kiểu lai hóa sp2. Các obitan lai hóa tạo một liên kết σ giữa hai nguyên tử cacbon và hai liên kết σ vơi hai nguyên tử hiđro. Mỗi 12

nguyên tử cacbon còn một obitan pp không tham gia lai hóa sẽ xen phủ bên với nhau tạo liên kết π. Liên kết giữa hai nguyên tử cacbon là liên kết đôi gồm một liên kết σ và một liên kết π. Các liên kết π kém bền hơn so với liên kết σ (hình 3.11).

+

Liên

kết

ba:

Nguyên tử N có 5 electron lớp ngoài cùng, khi hình thành phân tử N2, mỗi nguyên tử góp 3 electron độc thân tạo thành ba liên kết. Người ta gọi đó là liên kết

ba.

Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nitơ:

Mỗi nguyên tử nitơ dùng một obitan 2pz (quy ước lấy trục z làm trục liên kết) để tạo kiểu liên kết giữa hai nguyên tử theo kiểu xen phủ trục tạo liên kết σ.

Hai obitan p còn lại (2px,2py) sẽ xen phủ bên với nhau từng đôi một tạo ra hai liên kết π. Mỗi liên kết kí hiệu bằng một gạch nối, công thức cấu tạo của phân tử nitơ có dạng liên kết ba: gồm một liên kết σ và hai liên kết π.

N≡N Công thức cấu tạo của phân tử nitơ 13

1.3.3.3. Sự lai hóa các obitan nguyên tử - Để giải thích liên kết trong các phân tử phức tạp hơn, dùng giả thuyết lai hóa các obital nguyên tử.

- Khái niệm: Sự lai hóa obitan nguyên tử là sự tổ hợp "trộn lẫn" một số obitan trong một nguyên tử để được từng ấy obitan lai hóa giống nhau nhưng định hướng khác nhau trong không gian.

- Nguyên nhân của sự lai hóa là các obitan hóa trị ở các phân lớp khác nhau có năng lượng và hình dạng khác nhau cần phải đồng nhất để tạo được liên kết bền với các nguyên tử khác. *

Lai

hóa

giữa

obitan

2s

và

obitan

2p

Khi obitan 2s của nguyên tử cacbon tổ hợp với 1 hoặc nhiều obitan 2p thì sẽ

xảy

ra

ba

trường

hợp

sau:

Obitan 2s + 1Obitan 2p → 2 Obitan lai hóa sp+ 2Obitan 2p còn lại Obitan 2s + 2Qbitan 2p → 3 Obitan lai hóa sp2+1Obitan 2p còn lại Obitan 2s + 3Obitan 2p → 4 Obitan lai hóa sp3 - Lai hóa sp: + Lai hóa sp là sự tổ hợp 1 obitan s với 1 obitan p của một nguyên tử tham gia liên kết tạo thành 2 obitan lai hóa sp nằm thẳng hàng với nhau về 2 phía, đối xứng nhau (hình 3.6). Lai hóa sp

được gặp trong phân

tử BeH2 (hình 3.7) và trong các phân tử C2H2, BeCl2,...

14

+ Như thế, sự lai hóa sp là nguyên nhân dẫn đến tính thẳng hàng (góc liên kết bằng 1800) của các liên kết trong những phân tử nêu trên -

hóa sp2:

Lai

+ Lai hóa sp2 là sự tổ hợp 1 obitan s với 2 obitan p của một nguyên tử tham gia liên kết tạo thành 3 obitan lai hóa sp2 nằm trong một mặt phẳng, định hướng từ tâm đến đỉnh của tam giác đều. lai hóa sp2 được gặp trong các phân tử BF3 (hình 3.8), C2H4,... + Sự lai hóa sp2 là nguyên nhân dẫn đến các góc liên kết phẳng 1200 trong phân tử BF3

15

-Laihóa sp3: + Lai hóa sp3 là sự tổ hợp 1 obitan s với 3 obitan p của một nguyên tử tham gia liên kết tạo thành 4 obitan lai hóa sp3 định hướng tử tâm đến 4 đỉnh của hình tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc 109028’ (hình 3.9). + Lai hóa sp3 được gặp ở các nguyên tử O,N,C nằm trong các phân tử H2O,NH3,CH4 và ankan.

16

- Chú ý: Các obitan chỉỉ lai hóa được với nhau khi năng lượng của ủa chúng xấp x xỉ bằng nhau.

1.4. Liên kết kim loại 1.4.1. Mạng tinh thể kim lo loại - Hầu hết các kim loại ở điềều kiện thường đều tồn tại dưới dạng ng tinh thể th (trừ Hg).

Trong hóa học, c, các nguyên ttử kim loại được sắp xếp một khít nhất ứng ứ với một số phối trí cực đại. i. Vì các nguyên ttử kim loại được coi là hình cầu u nên các sắp s xếp này được coi là cách sắp xếpp m một quả cầu đặc khít nhất.

- Ba kiểu mạng tinh thể củaa hhầu hết kim loại là: lục phương, lập p phương phươ tâm diện và lập phương tâm khối.

- Một kim loại có thể có 1 ho hoặc 2 kiểu cấu trúc tinh thể.

Hình 1: Các kiểu mạng ng tinh th thể - Lục phương: Các nguyên ttử, ion kim loại nằm trên các đỉnh nh và tâm các hình lục l giác đứng và ba nguyên tử,, ion nnằm phía trong của hình lụcc giác. VD: Be, Mg, Zn, Cs,… + Độ đặc khít của mạng ng tinh th thể lục phương: 74% - Lập phương tâm diện: Các nguyên ttử, ion kim loại nằm trên các đỉỉnh và tâm các mặt của hình lập phương. + VD: Ca, Cu, Al, Ni,… + Độ đặc khít của mạng ng tinh th thể lập phương tâm diện: 74% 17

- Lập phương tâm khối: Các nguyên tử, ion dương kim loại nằm trên các đỉnh và tâm của hình lập phương. VD: Na, K, Fe, Cr… + Độ đặc khít của mạng tinh thể lập phương tâm khối: 68%

Hình 2: Kiến trúc tinh thể của các kim loại 1.4.2. Khái niệm liên kết kim loại - Nguyên nhân hình thành liên kết kim loại: Trong tinh thể kim loại, ion dương và nguyên tử kim loại ở những nút của mạng tinh thể. Do xu hướng của nguyên tử kim loại có xu hướng cho electron, mỗi nguyên tử KL có khoảng 1, 2, 3 electron tự do. Các electron tự do liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể mà không tiêu thụ năng lượng. Lực hút giữa các electron tự do này và các ion dương ở các nút mạng tạo nên liên kết kim loại.

- Định nghĩa: Liên kết kim loại là liên kết trong tinh thể kim loại được đặc trưng bởi các eclectron tự do liên kết với các nguyên tử hoặc ion kim loại ở nút mạng tinh thể.

- Bản chất của liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron tự do 18

- Đây là loại liên kết đặc trưng cho các vật liệu kim loại, quyết định tính chất rất đặc trưng của các loại vật liệu này: có ánh kim, dẫn nhiệt tốt, dẫn điện tốt, có tính dẻo…

- Ánh kim: Bề mặt kim loại khi bị ánh sáng chiếu vào, các electron tự do trong tinh thể kim loại phản xạ hầu hết những tia sáng nhìn thấy được, do đó kim loại có vẻ sáng lấp lánh gọi là ánh kim.

- Dẫn nhiệt và điện tốt: Nhờ các điện tử tự do chuyển động định hướng dưới một hiệu điện thế làm KL có tính dẫn điện.

- Sự chuyền động năng của các điện tử tự do và ion dương tạo tính dẫn nhiệt. Cụ thể, các electron trong vùng nhiệt độ cao có động năng lớn, chuyển động hỗn loạn và nhanh chóng sang vùng có nhiệt độ thấp hơn, truyền năng lượng cho các ion dương ở vùng này nên nhiệt độ lan truyền được từ vùng này đến vùng khác trong khối kim loại.

- Thường các kim loại dẫn điện tốt cũng dẫn nhiệt tốt.

- Tính dẻo cao: (Cứng nhất là Cr, mềm nhất là Cs) Các ion dương KL rất dễ dịch chuyển giữa các điện tử tự do dưới tác động cơ học, khi KL biến hình liên kết kim loại vẫn được bảo tồn do vị trí tương quan giữa các ion dương và điện tử tự do không thay đổi. Khi bị bẻ công các ion dương trượt lên nhau dễ dàng chứ không bị tách rời nhờ các electron tự do chuyển động linh hoạt kết dính chúng.

Một số tính chất khác của kim loại như tính cứng, nhiệt độ nóng chảy nhiệt, nhiệt độ sôi phụ thuộc vào mật độ electron trong bán kính nguyên tử kim loại, nguyên tử khối và kiểu mạng tinh thể của kim loại.

1.4.3. So sánh liên kết kim loại với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị Liên kết ion Giống nhau

Liên kết kim loại

Đều được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa điện tích dương và điện tích âm.

19

Khác nhau

Phần tử mang điện tích trái Phần tử mang điện tích dấu là ion âm và ion trái dấu là ion kim loại dương

tích điện dương và các electron tích điện âm

Liên kết cộng hóa trị

Liên kết kim loại

Giống nhau

có sự đóng góp electron đồng đều giữa các nguyên tử

Khác nhau

các cặp electron chung do mọi nguyên tử kim loại hai nguyên tử đóng góp

đều

bỏ

chung

các

electron tự do tạo thành một khối electron chung.

1.5. Liên kết Hidro 1.5.1. Khái niệm - Liên kết hiđro là tương tác tĩnh điện yếu giữa phần tử hiđro mang điện tích dương với phần tử mang điện tích âm (thường là cặp electron tự do của nguyên tố có độ âm điện lớn như (F, O, N, Cl, S, ...)

1.5.2. Điều kiện hình thành liên kết hiđro - Điều kiện đủ: Trong hợp chất phải chứa H - Điều kiện cần: H phải liên kết trực tiếp với nguyên tố có âm điện lớn và trên nguyên tố có độ âm điện lớn đó phải có cặp e tự do * Một số chú ý: - Các axit, rượu, phenol, aminoaxit, amin bậc 1, amin bậc 2, H2O đều có liên kết hiđro.

- Các hiđro cacbon, andehit, dẫn xuất halogel, ete, este không tạo được liên kết hiđro.

- Biểu diễn: + Ký hiệu liên kết hiđro bằng dấu 3 chấm “…”

20

+ Biểu diễn liên kết hiđro ro trên m một số phân tử:

1.5.3. Phân loại 1.5.3.1. Liên kết hiđro nộii phân ttử - Là liên kết hiđro đượcc hình thành gi giữa hai nhóm nguyên tử trong cùng một m phân tử, dẫn tớii vòng khép kín (ph (phức càng cua, phức chelat).

Ví dụ:

ro liên phân ttử (ngoại phân tử) 1.5.3.2. Liên kết hiđro - Là liên kết hiđro đượcc hình thành gi giữa các phân tử riêng rẽ (giố ống nhau hoặc khác nhau).

Ví dụ: (1): Liên kếtt hiđ hiđro nội phân tử.

(2), (3), (4): Liên kkết hiđro liên phân tử.

21

1.5.4. Đánh giá độ mạnh yếu của liên kết hiđro - Để đánh giá độ mạnh yếu của liên kết hiđro, ta phải xét lực tương tác tĩnh điện giữa 2 phần tử mang điện trái dấu.

- Nếu lực hút tĩnh điện càng mạnh=> liên kết hydro càng bền - Liên kết hiđro càng bền khi hiđro càng linh động và phần tử mang điện tích âm càng linh động.

- Nếu lực hút tĩnh điện giữa các phân tử càng yếu=> liên kết hiđro càng yếu.

- Chú ý: Liên kết hydro trong axit> trong phenol>trong rượu 1.5.5. Ảnh hưởng của liên kết hiđro lên nhiệt độ sôi và độ tan.

1.5.5.1. Ảnh hưởng tới độ sôi - Liên kết hiđro làm tăng mạnh nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy so với chất có phân tử khối tương đương mà không có liên kết hiđro hoặc có liên kết hiro nội phân tử.

- Ví dụ: CH3-CH2-OH có nhiệt độ sôi cao hơn CH3-O-CH3 do etanol tạo được liên kết hidro ngoại phân tử.

1.5.5.2. Ảnh hưởng tới độ tan - Sự hình thành liên kết hiđro giữa chất tan và dung môi làm tăng mạnh độ tan trong dung môi đó. Nhóm chức có khả năng tạo liên kết hidro với dung môi thì độ tan càng lớn và ngược lại gốc hidrocacbon càng lớn độ tan càng nhỏ.

- Đối với dung môi là nước, chất nào tạo được liên kết hidro càng mạnh với nước thường tan tốt trong nước.

- Ví dụ: Độ tan của C2H5OH ở 250C là vô hạn thì của C4H7OH chỉ là 7,4g/100 ml nước.

22

- Độ tan của C4H7OH thấpp hơ hơn nguyên nhân là do ảnh hưởng bởi gố ốc hidrocacbon, butanol có gốcc hidrocacbon dài hhơn của etanol (gốc hidrocacbon kỵ nước) nư - Một số chất tan vô hạnn trong nnước ở 250C: metanol, etanol, benzylamin, HCHO, axit axetic, …

1.6. Lực Van Der Waals 1.6.1. Khái niệm - Lực Van der Waals là mộtt lo loại lực phân tử, sinh ra bởi sự phân cựcc của c các phân tử thành các lưỡng cực điệện mà nguyên nhân sâu xa là do sự thăng ăng giáng trong phân bố điệnn tích trong các đđiện tử. Lực Van der Waals dễ quan sát thấy th với các khí hiếm.

1.6.2. Phân loại - Lực Van der Waals dễ quan uan sát th thấy với các khí hiếm.. Nó tham gia vào một m số hiện tượng như mở rộng ng vvạch phổ dưới áp suất (Mở rộng vạch phổ Van der Waals), thay đổi phương trình trạng thái khí lý tưởng thành phương ương trình Van der Waals. Ngoài ra, lựcc Van der Waals giúp chân ccủa một số loài bò sát có thể th bám chắc trên các bề mặt dựng ng đđứng. Ứng dụng lực này trên các băng dính, dính có thể làm tăng khả năng kết dính củaa bă băng.

1.6.2.1. Lực định hướng: - Lực phát sinh khi những ng phân ttử có cực lại gần nhau (momen lưỡng ỡng cực c µ ≠ 0).

Các phân tử sẽ định hướng ớng lạ lại để các trọng tâm tích điện ngược dấu ấu hút nhau. Các phân tử sau đó được sắpp xếp theo m một trật tự xác định. Tương tác địịnh hướng phụ thuộc vào các phân tử.

23

1.6.2.2. Lực cảm ứng - Lực phát sinh khi mộtt phân ttử không phân cực (µ=0) tiến lạii gần một m phân tử phân cực có sẵn (hoặcc ion). D Dưới tác dụng điện trường của phân tử ử có cực, c phân tử không phân cực bị phân cực ực hóa, ttức là xuất hiện lưỡng cực, gọi làà lưỡng lư cực cảm ứng.

1.6.2.3. Lực khuếch tán - Lực khuếch tán được tạo ạo bbởi những lưỡng cực tạm thời hoặc ặc cảm cả ứng lại hút nhau. Tại một thời điểm, m, tâm tích điện âm và tâm tích điện dương ương của c nguyên tử, phân tử lệch nhau, hình ình thành llưỡng cực tạm thời. Lưỡng cực tạm ạm thời thờ có phương thay đổi liên tục, điện trường ờng ccủa nó tác động và tạo ra lưỡng cực ực cảm c ứng với 24

phân tử, nguyên tử bên cạnh. ạnh. Ví ddụ (vẽ hình) khả năng khí trơ,, phân tử t trung hòa ko có sẵn lưỡng cực.

1.6.2.4. Lực đẩy

1.6.3. Đặc điểm - Lực Van der Waals là lựcc hút gi giữa các phân tử. Vì độ lớn của lựcc này phụ ph thuộc vào kích thước, thể tích phân ttử nên dễ thấy các đơn chất, hoặc các họ h hợp chất càng phức tạp thì nhiệt độ nóng ch chảy, nhiệt độ sôi càng cao và càng dễ d ngưng tụ ở các trạng thái lỏng và rắn.

- Lựcc Van der Waals trong tr trường hợp chung là tổng của ba loại lựcc kể k trên và nó là loại lực liên kết yếu. Năng ăng llượng tương tác toàn phần Uh đượcc định đ bằng tổng của 3 công thức kể trên.

25

- Uh mang dấu âm vì đây là tương tác hút (thế năng) giữa 2 phân tử khi tạo thành liên kết Van der Waals. Giá trị tuyệt đối của Uh càng lớn thì năng lượng hệ giải phóng càng nhiều, thế năng trở nên cực tiểu, liên kết Van der Waals càng bền.

2. Công thức phân tử 2.1. Công thức phân tử trong hóa học vô cơ 2.1.1. Công thức hóa học của đơn chất - Công thức hóa học của đơn chất chỉ gồm kí hiệu hóa học của một nguyên tố - Đối với kim loại: Vì hạt hợp thành là nguyên tử nên kí hiệu hóa học A của nguyên tố được coi là công thức hóa học.

Ví dụ: Công thức hóa học của các đơn chất đồng, kém là Cu, Zn… - Đối với phi kim: + Nhiều phi kim có phân tử gồm một số nguyên tử liên kết với nhau, thường là 2 nên thêm chỉ số này ở dưới chân kí hiệu. Ví dụ: Công thức hóa học của khí hidro, khí nito là H2, N2… + Có một số phi kim được quy ước lấy kí hiệu làm công thức. Ví dụ: Công thức hóa học của đơn chất than, lưu huỳnh là C, S… 2.1.2. Công thức hóa học của hợp chất - Công thức hóa học của hợp chất gồm kí hiệu hóa học của những nguyên tố tạo ra chất kèm theo chỉ số ở chân. Công thức dạng chung là: AxBy; AxByCz - Trong đó: A, B… là kí hiệu của nguyên tố; x,y… là những số nguyên chỉ số nguyên tử của mỗi nguyên tố có trong 1 phân tử hợp chất, gọi là chỉ số - Ví dụ: Công thức hóa học của nước là H2O, của natri clorua là NaCl, canxi cacbonat là CaCO3…

2.1.3. Ý nghĩa của công thức hóa học Từ công thức hóa học của một chất ta có thể biết được các ý sau: - Nguyên tố nào tạo ra chất - Số nguyên tử mỗi nguyên tố có trong 1 phân tử của chất 26

- Phân tử khối của chất 2.1.4. Hóa trị 2.1.4.1. Quy tắc hóa trị - Hóa trị là con số biểu thị khả năng liên kết của nguyên tử nguyên tố này với nguyên tử nguyên tố khác.

- Hóa trị của một nguyên tố được xác định theo hóa trị của H chọn làm đơn vị và hóa trị của O là hai đơn vị.

- CTTQ: AxBy có ax = by (x,y,a,b là số nguyên) - Quy tắc: Trong CTHH, tích của chỉ số và hóa trị của nguyên tố này bằng tích của chỉ số và hóa trị của nguyên tố kia. Quy tắc này đúng cho cả B là nhóm nguyên tử.

2.1.4.2. Hóa trị và số oxi hóa * Hoá trị trong hợp chất ion - Khái niệm: Trong hợp chất ion, hoá trị của một nguyên tố bằng diện tích của ion và được gọi là điện hoá trị của nguyên tố đó.

- Ví dụ: + Trong hợp chất KCl, K có điện hoá trị 1 + và Cl có điện hoá trị 1-. + Trong hợp chất MgF2, Mg có điện hoá trị 2+ và F có điện hoá trị 1-.

- Quy ước: khi viết điện hoá trị của một nguyên tố, ghi giá trị điện tích trước, dấu của điện tích sau.

- Nhận xét: + Trong hợp chất ion, các nguyên tố kim loại thuộc nhóm IA, IIA, IIIA có điện hoá trị 1+, 2+, 3+. + Các nguyên tố phi kim thuộc nhóm VIA, VIIA có thể có điện hoá trị 2-, 1-. * Hoá trị trong hợp chất cộng hoá trị - Khái niệm: Trong hợp chất cộng hoá trị, hoá trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hoá trị của nguyên tố đó.

27

- Ví dụ: + Trong công thức cấu tạo của phân tử NH3

N có cộng hoá trị 3; H có cộng hoá trị 1. + Trong công thức cấu tạo của phân tử CH4

C có cộng hoá trị 4, H có cộng hoá trị 1. * Số oxi hóa - Khái niệm: Số oxi hoá của một nguyên tố trong phân tử là điện tích của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử. (Giả định rằng: liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết ion).

- Quy tắc xác định: Để xác định số oxi hoá người ta đưa ra một số quy tắc sau đây: + Quy tắc 1: Số oxi hoá của nguyên tố trong các đơn chất bằng không. Ví dụ: Số oxi hoá của các nguyên tố Cu, Zn, H, N, O trong đơn chất Cu, Zn, H2, N2, O2 ... đều bằng 0. + Quy tắc 2: Trong một phân tử, tổng số số oxi hoá của các nguyên tố bằng không. + Quy tắc 3: Số oxi hoá của các ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó.

Trong ion đa nguyên tử, tổng số oxi hoá của các nguyên tố bằng điện tích của ion. + Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoá của hiđro bằng +1, trừ một số trường hợp như hiđrua kim loại (NaH, CaH2 ....). Số oxi hoá của oxi bằng -2, trừ trường hợp OF2, peoxit (chẳng hạn H2O2)...

28

- Cách viết số oxi hoá: Sốố oxi hoá được viết bằng chữ số thường, ờng, dấu d đặt phía trước và được đặt ở trên ên kí hi hiệu nguyên tố. Ví dụ:

.

2.2. Công thức cấu tạo vàà công th thức phân tử trong hóa học hữu ữu cơ c 2.2.1.Nội dung của thuyếtt ccấu tạo hoá học của hợp chất hữu cơ - Trong phân tử hợpp ch chất hữu cơ, các nguyên tử liên kết vớii nhau theo đúng hóa trị và theo mộtt th thứ tự nhất định. Thứ tự liên kết đó đượcc gọi g là cấu tạo hóa học. Sự thay đổii th thứ tự liên kết đó, tức là thay đổi cấu tạo hóa học, sẽ tạo ra hợp chất khác.

- Trong phân tử hợpp ch chất hữu cơ, cacbon có hóa trị 4. Nguyên tử t cacbon không những có thể liên kkết với nguyên tử các nguyên tố khác mà còn liên kết với nhau thành mạạch cacbon (mạch thẳng, mạch vòng) - Tính chất của các chấất phụ thuộc vào thành phần phân tử (bản n chất, ch số lượng các nguyên tử) và cấuu ttạo hóa học (thứ tự liên kếtt các nguyên tử). t 2.2.2. Công thức cấu tạo a. Khái niệm Công thức cấu tạoo là công th thức biểu diễn thứ tự và cách thứcc liên kết k (đơn, bội) của các nguyên tử trong phân ttử. b. Phân loại thức liên kết của các nguyên tử trong phân tử t CTCT biểu diễn thứ tự và cách th - Công thức khai triểển: Viết tất cả các nguyên tử và liên kếtt giữa gi chúng VD:C3H8

29

- Công thức rút gọn: Viết gộp nguyênn tử cacbon và các nguyên tử khác liên kết với nó thành từng nhóm hoặc mỗi đầu đoạn thẳng của điểm gấp khúc tương ứng với 1C VD: C4H10 CH3 – CH2 –CH2 - CH3 2.2.3. Đồng đẳng, đồng phân 2.2.3.1. Đồng đẳng - Khái niệm: Những hợp chất có thành phần phân tử hơn kém nhau 1 hay nhiều nhóm CH2, nhưng có tính chất hóa học tương tự nhau là những chất đồng đổng, chúng hợp thành dãy đồng đẳng.

- Ví dụ: Dãy CH4, C2H6, C3H8…CnH2n+2.

- Giải thích: Mặc dù các chất cùng dãy đổng đẳng trong công thức phân tử khác nhau 1 hay nhiều nhóm CH2, nhưng do chúng có cấu tạo tương tự nhau nên có tính chất hóa học tương tự nhau.

2.2.3.2. Đồng phân - Khái niệm: Những hợp chất khác nhau nhưng có cùng công thức phân tử là những chất đồng phân.

- Ví dụ: Etanol(C2H5OH) và đimetyl ete (CH3OCH3) có cùng công thức phân tử là C2H6O. - Giải thích:

30

Những chấtt tuy có cùng công th thức phân tử, nhưng có cấ ấu tạo hóa học khác nhau, dẫn đếnn là các ch chất khác nhau và tính chấtt khác nhau.

2.2.3.3. Phân loại đồng ng phân Đồng ng phân ccấu tạo - Khái niệm: Là các chất có cùng công th thức phân tử nhưng khác nhau về v cấu tạo hóa học.

- Phân loại Đồng ng phân m mạch cacbon: + Là đồng ng phân vvề cách sắp xếp mạch ch cacbon theo cách khác nhau: + Ví dụ:

Đồng ng phân nhóm ch chức: + Có cùng công th thức phân tử nhưng có nhóm chứcc khác nhau . + Ví dụ:

Đồng ng phân vvị trí nhóm chức: + Có cùng nhóm ch chức nhưng vị trí nhóm chứcc khác nhau + Ví dụ:

31

Đồng ng phân vvề cách chia mạch ch cacbon khác nhau của c nhóm chức: + Có cùng nhóm ch chức nhưng cấu tạo mạch ch cacbon khác nhau. + Ví dụ:

Đồng ng phân llập thể - Cách biểu diễn cấuu trúc không gian trong pphân tử hữu cơ + Công thức phốii ccảnh

Công thức phối cảnh là loạii công th thức lập thể. Đường nét

Biểu u di diễn

Đường nét liền

Liên kkết nằm trên mặt giấy

Đường nét đậm

Liên kkết hướng về phái mắt ta (ra phía trướcc trang giấy) gi 32

Đường nét đứt

Liên kkết hướng ra xa mắtt ta (ra phía sau trang giấy) gi

+ Mô hình phân tử ử • Mô hình rỗng: Vật

Tượng trưng

Các quả cầu

Các nguyên tử

Các thanh nối

Liên kết giữa các nguyên tử

Góc giữaa các thanh nnối

Góc lai hóa

• Mô hình đặc: Các quả cầu đượcc ccắt vát tượng trưng cho các nguyên tử được ghép với nhau theo đúng vị trí trong không gian.

- Khái niệm: Đồng phân lập thểể là những đồng phân có cấu tạo o hóa học h như nhau ( cùng công thức cấấu tạo) nhưng khác nhau về sự phân bố không gian của c các nguyên tử trong phân ttử (tức là khác nhau về cấu u trúc không gian của c phân tử) - Phân loại đồng ng phân llập thể. Đồng phân cis-trans. trans.

33

• Cần: có bộ phậận cứng nhắc trong phân tử (liên kết đôi: C=C, C=N, N=N. hoặcc vòng no) Làm cản trở ở sự quay tự do của các nhóm thế • Đủ:: Hai nguyên ttử hoặc nhóm nguyên tử liên kết vớii bộ b phân cứng nhắc phải có bảản chất khác nhau.

+ Nếu b=e hoặcc a=d (sao cho a#b, d#e) => Đồng ng phân cis + Nếu b=e hoặcc a=d (sao cho a#e,b#d) => Đồng ng phân trans 2.2.3.4. Mối quan hệ giữaa các đồng phân

ĐỒNG PHÂN (Cùng công thức phân tử)

Giống nhau: Cấu tạo o hóa học h Khác nhau: Cấu tạo hóa họ ọc Khác nhau: Cấu u trúc không gian

ĐỒNG PHÂN LẬP THỂ ĐỒNG PHÂN CẤU TẠO - Công thức cấu tạo giố ống nhau - Công thức cấu tạo: Khác nhau - Cấu trúc không gian khác nhau - Tính chất: Khác nhau - Tính chất khác nhau

34

2.2.4. Cấu tạo hóa học và cấu trúc hóa học 2.2.4.1. Cấu tạo hóa học - Cho biết các nguyên tử liên kết với nhau theo thứ tự nào, bằng loại liên kết nào (đơn, đôi, bội) nhưng không cho biết sự phân bố trong không gian của chúng.

- Biểu diễn bởi công thức cấu tạo.

2.2.4.2. Cấu trúc hóa học - Hợp thành của cấu tạo hóa học và cấu trúc không gian của phân tử hợp thành

Cấu trúc hóa học.

- Cho biết cấu tạo hóa học và sự phân bố trong không gian của các nguyên tử trong phân tử.

- Được biểu diễn bởi công thức lập thể.

2.2.5. Công thức nguyên Công thức nguyên, hay còn được coi là công thức đơn giản nhất. a. Định nghĩa Công thức đơn giản nhất là công thức biểu thị tỉ lệ tối giản về số nguyên tử của các nguyên tố trong phân tử. b. Cách thiết lập công thức đơn giản nhất.

B1: Gọi công thức tổng quát : CxHyOzNt ( x, y, z, t: nguyên dương) B2: Từ kết quả phân tích định lượng, lập tỉ lệ x : y : z : t = nC : nH : nO : nN x:y:z:t=

: : :

35

x:y:z:t=

% % % %

:

:

:

Sau Ä&#x2018;Ăł biáşżn Ä&#x2018;áť&#x2022;i háť&#x2021; thᝊc trĂŞn váť táť&#x2030; láť&#x2021; giᝯa cĂĄc sáť&#x2018; nguyĂŞn táť&#x2018;i giản. Tháşż x, y, z, t vĂ o CTTQ suy ra cĂ´ng thᝊc Ä&#x2018;ĆĄn giản nhẼt.

2.2.6. CĂ´ng thᝊc phân táť­ a. Ä?áť&#x2039;nh nghÄŠa CĂ´ng thᝊc phân táť­ lĂ cĂ´ng thᝊc biáť&#x192;u tháť&#x2039; sáť&#x2018; lưᝣng nguyĂŞn táť­ cᝧa máť&#x2014;i nguyĂŞn táť­ trong phân táť­. b. Quan háť&#x2021; giᝯa cĂ´ng thᝊc phân táť­ vĂ cĂ´ng thᝊc Ä&#x2018;ĆĄn giản nhẼt.

CTPT

CH4

C2H4

C2H6O

C2H4O2

C6H12O6

CTÄ?GN

CH4

CH2

C2H6O

CH2O

CH2O

CTPT = ( CTÄ?GN )n Nháş­n xĂŠt: - Sáť&#x2018; nguyĂŞn táť­ cᝧa máť&#x2014;i nguyĂŞn táť&#x2018; trong cĂ´ng thᝊc phân táť­ lĂ sáť&#x2018; nguyĂŞn lần sáť&#x2018; nguyĂŞn táť­ cᝧa nĂł trong cĂ´ng thᝊc Ä&#x2018;ĆĄn giản nhẼt.

- Trong nhiáť u trĆ°áť?ng hᝣp, cĂ´ng thᝊc phân táť­ cĹŠng chĂ­nh lĂ cĂ´ng thᝊc Ä&#x2018;ĆĄn giản nhẼt ( n = 1) VD: Ancol etylic C2H6O , Metan CH4 - Máť&#x2122;t sáť&#x2018; chẼt cĂł cĂ´ng thᝊc phân táť­ khĂĄc nhau nhĆ°ng cĂł cĂšng máť&#x2122;t cĂ´ng thᝊc Ä&#x2018;ĆĄn giản nhẼt.

VD: Axit axetic C2H4O2 Glucozo C6H12O6 c. Cåch thiết lập công thᝊc phân t᝭ hᝣp chẼt hᝯu cƥ.

1. Dáťąa vĂ o thĂ nh phần phần trÄ&#x192;m kháť&#x2018;i lưᝣng cĂĄc nguyĂŞn táť&#x2018;.

36

B1: Gáť?i CTTQ CxHyOzNt ( x, y, z, t : nguyĂŞn dĆ°ĆĄng) CxHyOzHt -> xC

+

yH

+

zO

+

tN

M

12.x

1.y

16.z

14.t

100%

%C

%H

%O

%N

Táť&#x2030; láť&#x2021;:

12 . 1. 16. 14. = = = = 100% % % % % x= y= z= t=

!.%

. ""% !.%

. ""% !.% . ""% !.%

. ""%

Tháşż x, y, z, t vĂ o CTTQ suy ra CTPT 2. ThĂ´ng qua cĂ´ng thᝊc Ä&#x2018;ĆĄn giản nhẼt.

VD: Hᝣp chẼt hᝯu cĆĄ cĂł cĂ´ng thᝊc Ä&#x2018;ĆĄn giản nhẼt CH2O vĂ cĂł kháť&#x2018;i lưᝣng mol phân táť­ báşąng 60 g/mol. XĂĄc Ä&#x2018;áť&#x2039;nh cĂ´ng thᝊc phân táť­ cᝧa X. Giải CĂ´ng thᝊc phân táť­ cᝧa X lĂ (CH2O)n hay CnH2nOn Tᝍ MX = ( 12 + 2.1 + 16).n= 60 ta Ä&#x2018;ưᝣc n = 2 Váş­y X cĂł cĂ´ng thᝊc phân táť­ C2H4O2.

3. TĂ­nh tráťąc tiáşżp theo kháť&#x2018;i lưᝣng sản phẊm Ä&#x2018;áť&#x2018;t chĂĄy

37

VD: Hợp chất Y chứa các nguyên tố C, H, O. Đốt cháy hoàn toàn 0,88 gam Y thu được 1,76 gam CO2 và 0,72 gam H2O. Tỉ khối hơi của Y so với không khí xấp xỉ 3,04. Xác định công thức phân tử của Y. CHƯƠNG II: GIẢNG DẠY NỘI DUNG LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÔNG THỨC PHÂN TỬ Ở TRƯỜNG THPT 1. Giảng dạy nội dung liên kết hóa học ở trường THPT 1.1. Liên kết ion - Chủ đề liên kết ion gồm các nội dung chủ yếu sau: Khái niệm về liên kết hóa học, liên kết ion. Sự hình thành ion, cation, anion, gọi tên các ion tạo thành. Ion đơn nguyên tử, ion đa nguyên tử.Sự hình thành liên kết ion, khái niệm liên kết ion.

- Thiết kế các hoạt đông cho HS theo các phương pháp, kĩ thuật dạy học tích cực, giúp HS giải quyết trọn vẹn một vấn đề học tập, phù hợp với mục tiêu phát triển năng lực của HS. GV chỉ là người tổ chức, định hướng còn HS là người trực tiếp thực hiện các nhiệm vụ do GV giao một cách tích cực, chủ động, sáng tạo.

- HĐ trải nghiệm, kết nối nhằm tạo ra tình huống xuất phát, được thiết kế nhằm huy động những kiến thức đã học để HS hiểu được liên kết hoá học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để tạo thành phân tử hay tinh thể.

- HĐ hình thành kiến thức gồm các nội dung: Khái niệm về liên kết hóa học, liên kết ion. Khi tạo thành liên kết hoá học, nguyên tử thường có xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững của khí hiếm với 8 electron lớp ngoài cùng (trừ He).

- VD: Sự hình thành ion,cation,anion như thế nào? Gọi tên các ion tạo thành. Ion đơn nguyên tử, ion đa nguyên tử ?

- VD:Sự hình thành liên kết ion, khái niệm liên kết ion. Các nội dung này được thiết kế thành các HĐ học của HS.Thông qua các kiến thức đã học, quan sát mô hình động, HS suy luận để rút ra các kiến thức mới .

38

- HĐ luyện tập được thiết kế thành các câu hỏi/bài tập để củng cố, khắc sâu các nội dung kiến thức trọng tâm đã học trong bài.

- HĐ vận dụng, tìm tòi mở rộng được thiết kế cho HS về nhà làm, nhằm mục đích giúp HS vận dụng kiến thức, kĩ năng đã học trong bài để giải quyết các các câu hỏi, bài tập gắn với thực tiễn, thực nghiệm và mở rộng kiến thức (HS có thể tham khảo tài liệu, internet…) và không bắt buộc tất cả HS đều phải làm, tuy nhiên GV nên động viên khuyến khích HS tham gia, nhất là các HS say mê học tập, nghiên cứu, HS khá, giỏi và chia sẻ kết quả với lớp.

1.2. Liên kết cộng hóa trị - Trọng tâm kiến thức: Sự hình thành liên kết cộng hóa trị và mối quan hệ giữa liên kết cộng hóa trị với độ âm điện - Liên kết cộng hóa trị được mô tả theo nhiều thuyết khác nhau khiến HS khó tưởng tượng, GV cần mô tả trực quan bằng hình ảnh và so sánh giữa các thuyết để làm rõ điểm chung và riêng, điểm có lợi và bất lợi giúp HS nắm được bản chất của liên kết cộng hóa trị - Khi kết thúc liên kết cộng hóa trị cần so sánh luôn các loại liên kết cộng hóa trị với liên kết ion về bản chất để HS không bị nhầm lẫn * Ưu, khuyết điểm của công thức phân tử theo Lewis: - Ưu điểm: đơn giản, dễ hiểu, giải thích được sự hiện diện của một số đông hợp chất.

- Khuyết điểm: + Vì chỉ có tính cách hình thức nên thuyết điện tử về hóa trị của Kossel và Lewis đưa ra không giải thích được cơ cấu không gian (hình học phân tử) của hóa chất (gốc liên kết, độ dài liên kết).

Thí dụ: Liên kết O – H bị phân cực nhưng ta không thể biết được trong phân tử H2O có phân cực hay không?

39

+ Chỉ áp dụng đúng cho nguyên tố chu kỳ 2, còn các nguyên tử của các nguyên tố chu kỳ khác thì đã không còn tuyệt đối đúng cho lớp electron ngoài cùng.

Thí dụ: PCl5 quanh P có 10 điện tử lớp ngoài cùng

SF6 quanh S có 12 điện tử lớp ngoài cùng

+ Không thể giải thích được sự hiện diện của những phân tử như Benzen (C6H6): Nếu biểu diễn Benzen như sau thì Benzen gồm 3 liên kết đơn và 3 liên kết đôi, trong khi đó thực nghiệm các phép đo vật lý cho thấy C6H6 có 6 liên kết C – C hoàn toàn giống nhau và có độ dài liên kết là trung gian giữa bề dài của một liên kết đơn và của một liên kết đôi.

40

+ Không giải thích được sự hiện diện của những phân tử có chứa một số điện tử lẻ như NO, NO2…đặc biệt với công thức Lewis, người ta không thể hình dung đúng đặc tính của oxigen (trên thực tế thì O2 có tính chất thuận từ vì có electron độc thân trên phân tử) + Và cuối cùng cần nhớ rằng, trước khi viết công thức Lewis cho một chất bất kì như đã nói ở các mục trước ta cần phải biết rõ thứ thứ tự liên kết của các nguyên tử trong phân tử chất đó, nghĩa là biết rõ cấu tạo hóa học của nó.

Thí dụ: Ứng với công thức phân tử CHNO có đến 2 công thức Lewis ứng với 2 chất khác nhau:

1.3. Liên kết kim loại - Nguyên nhân hình thành của liên kết kim loại sử dụng video mạng tinh thể và các electron tự do chuyển động xung quanh của một kim loại cụ thể để HS quan sát trực tiếp và tự đưa ra nhận xét về sự hình thành liên kết kim loại trong tinh thể kim loại. Dựa vào tính chất của liên kết kim loại ở trong mạng tinh thể giải thích được các tính chất đặc trưng của kim loại: có ánh kim, dẫn nhiệt tốt, dẫn điện tốt, có tính dẻo,…

41

- VD: Kim loại kiềm

Lập phương tâm khối - Nhận xét: Có 8 nguyên tử, ion dương kim loại nằm trên các đỉnh của hình lập phương và 1 nguyên tử ở tâm của hình lập phương tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối. Các đám mây electron sẽ chuyển động tự do trong mạng tinh thể. Lực hút giữa các electron tự do này và các ion dương ở các nút mạng tạo nên liên kết kim loại.

- Các kim loại kiềm có cấu tạo mạng tinh thể lập phương tâm khối, là một trong những dạng tinh thể đơn giản nhất và phổ biến nhất của các tinh thể kim loại. Đây là kiểu mạng kém đặc khít (68%). Ngoài ra các kim loại kiềm có bán kính nguyên tử lớn hơn cả so với các nguyên tố cùng chu kì. Hai điều này giải thích tại sao khối lượng riêng của các nguyên tử kim loại kiềm nhỏ hơn các kim loại khác. Liên kết kim loại trong mạng tinh thể kim loại kiềm kém bền vững nên nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của chúng thấp hơn nhiều so với các kim loại khác, - Như vậy, kiến thức về liên kết kim loại sẽ giúp giải thích các tính chất vật lý của kim loại trong chương trình hóa học lớp 12 cũng như giải thích được các ứng dụng của một số kim loại trong thực tiễn.

1.4. Liên kết Hidro - Liên kết hiđro gồm các nội dung chủ yếu sau: Khái niệm, điều kiện để có liên kết hiđro, phân loại (liên kết hiđro nội phân tử và ngoại phân tử), đánh giá mức độ mạnh yếu của liên kết, liên kết hiđro ảnh hưởng đến các yếu tố (độ sôi, độ tan)

42

- Trọng tâm kiến thức: Khái niệm liên kết hiđro, điều kiện hình thành và phân loại các liên kết hiđro.

- GV chủ động tổ chức các hoạt động, HS trực tiếp thực hiện nhiệm vụ của các hoạt động một cách tích cực, chủ động.

- VD: Hoạt động phân loại liên kết hiđro, GV liệt kê danh sách 15-20 hợp chất hữu cơ có chứa liên kết hiđro cho HS hoạt động nhóm và phân loại là liên kết hiđro nội phân tử hay liên kết hiđro ngoại phân tử. Thông qua học động này, học sinh phân loại được hợp chất hữu cơ thuộc liên kết hiđro nào và làm được các bài tập phân loại.

- Đối với hoạt động này có thể thiết kế cho HS chơi trò chơi để phân loại ra các hợp chất thuộc liên kết hiđro nào.

1.5. Lực Van Der Waals - Nội dung chính của lực Van der Waals gồm có: khái niệm, phân loại (lực định hướng, lực cảm ứng., lực khuếch tán, lực đẩy), đặc điểm của lực Van der Waals.

- Trọng tâm kiến thức: khái niệm, phân loại lực Van der Waals.

- GV đưa thêm cho học sinh cách công thức tính các loại lực Van der Waals, không yêu cầu học sinh phải học thuộc hay tính toán được. (chỉ áo dựng cho đối tượng học sinh giỏi về cách tính các lực) - GV tổ chức các hoạt động cho phần phân loại lực Van der Waals để đạt mục tiêu HS phân loại được các lực Van der Waals. Hoặc GV có thể sử dụng các video (về sự phân cực của các phân tử), giúp học sinh dễ dàng quan sát và hiểu được sự thăng giáng trong phân bố các điện tích, điện tử.

2. Công thức phân tử 2.1. Công thức phân tử trong hóa học vô cơ - Điểm khó nhất cho HS ở phần này là kí hiệu hóa học, cách ghi chỉ số và hóa trị của các nguyên tố. Khi dạy phần này GV cần yêu cầu HS học thuộc ít nhất là bảng các nguyên tố cần nhớ trong SGK, nâng cao hơn GV có thể chỉ một số mẹo học 43

thuộc (bài ca hóa trị …) và đưa các bài tập từ đơn giản đến phức tạp để HS có thể. vừa vận dụng kiến thức để giải bài tập đông thời ghi nhớ kí hiệu và hóa trị của các nguyên tố thường gặp.

- Đưa ra cho HS những lưu ý chung khi giải bài tập về công thức hóa học. Về nguyên tắc, để giải quyết được đạng bài tập này không chỉ nắm thành thạo về kiến thức hóa học mà cần kiến thức về toán học, có nhiều trường hợp phải biện luận mới xác định được công thức hóa học.

- Để xác định một nguyên tố hóa học nào, phải tìm bằng được nguyên tử khối của nguyên tố đó. Từ đó xác định được công thức hóa học của chất.

- Hình thành cho học sinh từ kiến thức cơ bản đến khó, nhằm bồi dưỡng cho học sinh phát triển kỹ năng từ biết làm đến vận dụng linh hoạt và sáng tạo. Để bồi dưỡng mỗi dạng, cần thông qua những bài tập cơ bản và đơn giản, rút ra nhưng nguyên tắc và phương pháp vân dụng, cuối cùng giao bài tập cho học sinh tự luyện với mức độ khó dần và kiểm tra việc làm của học sinh.

- Kinh nghiệm giải quyết một số dạng bài cụ thể: + Dạng 1: Bài tập tìm công thức của nguyên tố hay hợp chất của nguyên tố khi biết hóa trị của nguyên tố.

Phương pháp chung của dạng bài này là: Đặt công thức của chất đã cho theo bài toán; gọi a số mol, A là nguyên tử khối hay phân tủ khối của chất cần tìm; viết phương trình hóa học; lập phương trình, giải tìm khối lượng mol chất cần tìm, suy ra nguyên tử khối, phân tử khối của chất, từ đó xác đinh được nguyên tố hay hợp chất cần tìm. + Dạng 2: Biện luận tìm các chất kim loại kiềm, kiểm thỏ thuộc 2 chu kỳ liên tiếp nhau: Phương pháp giải có thể đưa các bài toán này về dạng biện luận trong giải hệ phương trình, tuy nhiên bài giải sẽ dài dòng còn phải thêm bước biện luận.

44

Với dạng toán này, phương pháp công thức trung bình rất hữu hiệu. Phương pháp này là phương pháp quy hỗn hợp về một chất đại diện, do vậy các phản ứng xảy ra đối với hỗn hợp xem như chỉ xảy ra với chất đại diện này.

Lưu ý, trong phương pháp công thức trung bình, các số liệu về hỗn hợp (số mol, khối lượng, thể tích) xem như là số liệu riêng của chất đại diện. + Dạng 3: Biện luận các khả năng xảy ra đối với các chất đầu đã cho. Đây là dạng toán thường gặp khi chất ban đầu chưa xác định được cụ thể tính chất hóa học (là kim loại hoạt động hay kém hoạt động ...) nên phải xét từng khả năng có thể xảy ra với chúng. Giải bài toán theo nhiều trường hợp và chọn ra kết quả phù hợp. + Dạng 4: Tìm công thức hóa học bằng cách biện luận các khả năng xảy ra đối với chất tạo thành sau phản ứng. Áp dụng đối với những bài toán mà chất tạo thành trong phản ứng do chưa xác định được tính chất hóa học rõ ràng (là kim loại hoạt động hay kém hoạt động), do đó học sinh thường lúng túng khi viết các phản ứng tiếp theo sau đó, hoặc thường gặp hơn là tự ý cho các chất phản ứng với nhau trong khi chưa áp dụng được khả năng phản ứng của chúng như thế nào.

Gặp dạng toán này, phải chia từng trường hợp có thể xảy ra đối với chất chưa xác định được khả năng phản ứng rồi giải để chọn trường hợp phù hợp. + Dạng 5: Tìm công thức hóa học bằng cách biện luận trong giải hệ phương trình. Đây là dạng biện luận tìm công thức hóa học thường gặp nhất trong các bài toán hóa học có biện luận, do số ẩn ít hơn số phương trình có trong hệ. Với dạng này, thường dùng các phép biện luận sau: Phép kẻ bảng nhằm chọn nghiệm phù hợp, thường dùng trong các bài toán về kim loại chưa rõ hóa trị; các bài toán có phương trình biểu diễn mối quan hệ giữa các nguyên tử khối,...

45

Phép dùng bất đẳng thức kép nhằm chăn trên và chặn dưới một giá trị đang cần xác định như nguyên tử khối của kim loại, … thường dùng số mol chất khảo sát không định được là bao nhiêu. => Tìm công thức hóa học của các chất vô cơ là một trong những dạng bài tập phức tạp và khó, cần có tư duy tốt và kĩ năng nhận biết chất, bản chất của vấn đề và từng bước mở rộng hiểu biết vấn đề đó.

- Trong quá trình giảng dạy mảng kiến thức này, bản thân mỗi giáo viên cần trang bị cho học sinh tỉ mỉ rõ ràng từng đơn vị kiến thức, từng phương pháp cụ thể cần có những bài tập cũng cố vận dụng sau mỗi đơn vị kiến thức đã học.

- Đây là một dạng bài tập cần phải linh hoạt và tư duy tốt, do vậy khi giảng dạy giáo viên cần chú ý tạo cho các em niềm đam mê hứng thú học tập; trân trọng những suy nghĩ, những ý kiến phát biểu cho đến những sáng tạo nhỏ, luôn luôn động viên, khích lệ kịp thời; có biện pháp để kích thích khả năng tự nguyện nghiên cứu, tìm tòi của các em.

- Giáo viên phải thường xuyên kiểm tra, đánh giá, có biện pháp khắc phục kịp thời những sai lầm thiếu sót của học sinh; nên biên soạn giáo án cho các tiết dạy ôn chia kiến thức thành các chuyên đề cụ thể, dạy sâu và chắc từng chuyên đề đó, từ đó tìm ra lôgic của các dạng bài tập khác nhau.

2.2. Công thức phân tử trong hóa học hữu cơ Trong phần công thức cấu tạo, đồng đẳng, đồng phân bao gồm các nội dung sau:thuyết cấu tạo hoá học của hợp chất hữu cơ, khái niệm, phân loại công thức cấu tạo, đồng đẳng (khái niệm), đồng phân (khái niệm, phân loại), mối liên hệ giữa các đồng phân, phân biệt cấu tạo hóa học và cấu trúc hóa học.

Bên cạnh đó có 1 số chú ý sau: Chú ý

46

• Liên kết cộng hóa trị trong hợp chất hữu cơ - Liên kết đơn “-”: 1 liên kết σ - Liên kết bội + Liên kết đôi “=”: 1 liên kết σ+ 1 liên kết π + Liên kết ba “≡”: 1 liên kết σ + 2 liên kết π • Mạch cacbon: trong hợp chất hữu cơ nguyên tử cacbon liên kết với nhau tạo thành mạch cacbon. Gồm 2 loại: - Mạch hở: Mạch thẳng và mạch nhánh - Mạch vòng VD: CH3 – CH2 – CH3 CH3 – CH– CH3 CH3 CH2 H2C – CH2 Kỹ thuật viết công thức cấu tạo của hợp chất hữu cơ Bước 1: Tìm số e ở lớp ngoài cùng của các nguyên tố VD: CHe C: 1s22s22p2 => 4e lớp ngoài cùng Bước 2: Tìm của các nguyên tố hóa trị với H (Các nguyên tử liên kết với nhau theo đúng hóa trị) H hóa trị I C hóa trị IV O, S hóa trị II 47

Halogen hĂła tráť&#x2039; I CĂĄc nguyĂŞn táť&#x2018; phi kim khĂĄc = 8 â&#x20AC;&#x201C; sáť&#x2018; e láť&#x203A;p ngoĂ i cĂšng BĆ°áť&#x203A;c 3: Viáşżt cĂ´ng thᝊc cẼu tấo Máť&#x2014;i nguyĂŞn táť&#x2018; cĂł sáť&#x2018; liĂŞn káşżt báşąng hĂła tráť&#x2039; cᝧa chĂşng (sáť&#x2018; liĂŞn káşżt kĂ­ hiáť&#x2021;u báşąng dẼu â&#x20AC;&#x153; -â&#x20AC;?)

ChĂş Ă˝: Viáşżt nguyĂŞn táť&#x2018; trung tâm áť&#x; giᝯa trĆ°áť&#x203A;c VD: C2H4 CĂ´ng thᝊc khai triáť&#x192;n H

H C=C

H

H

CĂ´ng thᝊc rĂşt gáť?n CH2 = CH2 â&#x20AC;˘ Ä?áť&#x2122; báť&#x2122;i liĂŞn káşżt (k) - CĂ´ng thᝊc: k= Ď&#x20AC; + v Trong Ä&#x2018;Ăł:

Ď&#x20AC;: lĂ sáť&#x2018; liĂŞn káşżt Ď&#x20AC; v: sáť&#x2018; vòng

VD: CHâ&#x2030;ĄC-CH3 k=2+0=2 -

CĂ´ng thᝊc tĂ­nh: CxHyOzNtClv .#áť&#x2018; % %#áť&#x2018; &#áť&#x2018; &#áť&#x2018; '

k=

48

VD1: C4H10 k=

. % & "

=0

VD2: C4H7ON k=

. % % &(

=2

Trong dạy học • Trong giảng dạy có thể kết hợp cho HS nhận xét, GV nhận xét, rút ra kết luận Luôn nhắc nhở HS nên viết công thức cấu tạo thu gọn.

• Đối với các khái niệm, đưa ra các ví dụ trước, sau đó cho HS khái quát thành khái niệm, qui luật.

CHƯƠNG III: VẬN DỤNG KIẾN THỨC VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÔNG THỨC PHÂN TỬ VÀO HỌC TẬP VÀ GIẢI QUYẾT CÁC VẤN ĐỀ THỰC TIỄN - Việc nắm vững kiến thức về liên kết hóa học và công thức phân tử là cơ sở khoa học để HS tìm hiểu và dự đoán tính chất hóa học của các hợp chất mà HS sẽ học tiếp theo. Ngoài ra, thông qua kiến thức đã biết, HS có thể phân biệt và hệ thống hóa các kiến thức đã học dễ dàng.

- HĐ vận dụng và tìm tòi mở rộng nhằm giải quyết các vấn đề thực tiễn nhằm mục đích giúp HS vận dụng kiến thức, kĩ năng đã học trong bài để giải quyết các các câu hỏi, bài tập gắn với thực tiễn và mở rộng kiến thức của HS, không bắt buộc tất cả HS đều phải làm, tuy nhiên GV nên động viên khuyến khích HS tham gia, nhất là các HS say mê học tập, nghiên cứu, HS khá, giỏi và chia sẻ kết quả với lớp.

Dưới đây là một số ví dụ về bài tập và các hoạt động giúp học sinh vận dụng được kiến thức về liên kết hóa học và công thức phân tử vào giải thích các hiện tượng trong cuộc sống.

49

Câu 1: Tại sao kim loại dẫn điện tốt nhất là bạc, tiếp theo là đồng. Nhưng vì sao lõidây dẫn điện làm bằng đồng mà không bằng bạc? Đồng dẫn điện tốt hơn nhôm nhưng lõi dây điện thường làm bằng nhôm mà không phải đồng?

Giải thích: Bạc có liên kết kim loại mạnh, mật độ electron chuyển động cao tạo ra khả năng dẫn điện tốt hơn các kim loại chuyển tiếp khác.

Lõi dây điện thường làm bằng đồng do giá thành của đồng rẻ hơn, độ dãn cao, độ dẻo tốt.

Dây điện bằng nhôm có ưu điểm: nhẹ hơn, cứng hơn, rẻ hơn và ổn định hơn đồng nên người ta thường dùng lõi dây điện bằng nhôm nhiều hơn bằng đồng.

Câu 2: Kim loại nào có khối lượng riêng lớn nhất? Vì sao? Đó là Osmi (Os), có khối lượng riêng là 22,7 g/cm3 - nặng nhất trong tất cả các nguyên tố. Nguyên nhân là do Os có cấu trúc tinh thể dạng lục phương, độ bền của liên kết kim loại tăng dẫn đến sự sít sao của các nguyên tử trong kim loại. Ngoài ra Os là kim loại có khối lượng nguyên tử lớn nhất trong tất cả các kim loại có cấu trúc tinh thể như vậy.

Câu 3:Kim loại nào nhẹ nhất? Vì sao?

Kim loại nhẹ nhất là Liti (Li). Nó nổi trên dầu hỏa. Nguyên nhân là do liên kết kim loại trong mạng tinh thể lập phương tâm khối của nó rất yếu; số electron có khả năng tạo liên kết là 1 electron nên sự gói ghém không sít sao.

Câu 4.Kim loại nào dẻo nhất? Vì sao?

Kim loại dẻo nhất là vàng. Ứng dụng của tính dẻo này trong công nghiệp.

Vàng là kim loại có tính dẻo dai đặc biệt; 1g vàng có thể kéo thành sợi dài 3km; lá vàng có thể dát mỏng tới 0,0001 mm. Nghĩa là mảnh hơn sợi tóc 500 lần. Tính dẻo của vàng là do cấu hình electron lớp ngoài đặc biệt của vàng: trong mạng lưới tinh thể, vàng tồn tại cả 2 cấu hình electron của nguyên tử là 5d106s1 và 5d96s2, chúng có năng lượng rất gần nhau, electron có thể nhảy từ obitan này sang obitan khác dễ dàng làm cho hệ eletron trở nên rất linh động. Các electron rất linh động làm cho 50

các nguyên tử kim loại vàng dễ dàng trượt lên nhau dẫn đến tính dẻo đặc biệt của vàng. Tính dẻo tốt sau vàng là bạc, đồng.

Nhờ có tính dẻo cao, vàng có thể dát mỏng thành vàng lá trang trí cho thực phẩm và đồ uống (khi vào cơ thể không có hiệu quả dinh dưỡng cũng không gây hại). Nó có thể được đập thành những tấm vàng siêu mỏng (lá vàng) được trang trí trên nhiều tòa nhà trên toàn thế giới. Vàng có thể sản xuất mỏng tới mức trong suốt. Nó được dùng trong một số cửa sổ buồng lái máy bay để làm tan băng hay chống đóng băng bằng cách cho một dòng điện chạy qua đó. Vàng còn được chế tạo thành sợi chỉ và được dùng trong thuê thùa.

Câu 5: Tại sao rượu etylic lại tan vô hạn trong nước?

Vì rượu etylic có công thức C2H5OH, có khả năng tạo được liên kết hiđro với nước nên tan vô hạn trong nước.

Thêm vào đó, rượu etylic có phân tử khối nhỏ, mạch hiđro cacbon ngắn, không có nhánh nên dễ dàng tan trong nước.

Câu 6: Tại sao liên kết π kém bền hơn liên kếtσ?

Liên kết σ(Xen phủ trục) tuy chỉ xem phủ một nơi nhưng diện tích xem phủ lớn -> Liên kết bền. Còn liên kết π (Xen phủ bên) xem phủ 2 nơi nhưng diện tích xen phủ nhỏ -> Liên kết kém bền hơn.

Câu 7: Vì sao anken hoạt động hóa học mạnh hơn cả anken?

Anken hoạt động hóa học mạnh hơn hẳn akan vì trong phân tử của anken có chứa liên kết π kém bền nên có khả năng phản ứng dễ dàng.

51

C. KẾT LUẬN Tóm lại qua đề tài này, chúng tôi nhận thấy vấn đề giảng dạy nội dung “liên kết hoá học và công thức phân tử” là rất quan trọng trong việc phát triển tư duy và năng lực cho HS THPT. 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 Chính vì vậy, nhóm chúng tôi đã đưa ra một số đề xuất với mong muốn các bạn sinh viên nên hệ thống lại các kiến thức đã học và vận dụng các nội dung đó vào chương trình SGK 10, 11, 12. Nó sẽ giúp ích cho chúng ta trong quá trình thực tập tốt nghiệp, đồng thời sẽ là hành trang sư phạm cho chúng ta trong tương lai. Ngoài ra, khi dạy học các nội dung này GV nên sử dụng các phương tiện trực quan (máy chiếu, ảnh…) để HS dễ hình dung vấn đề nhất là các bài trong chương 3 SGK hoá học 10, (các đoạn Flash mô tả hình ảnh các AO, sự xen phủ các AO, sự lai hóa các AO…). Điều này giúp cho HS dễ dàng hình dung được kiến thức, đồng thời hỗ trợ chúng ta trong quá trình giảng dạy sau này.

52