Môđun nhằm tăng cường năng lực tự học chương “cấu tạo phân tử và liên kết hóa học

TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC

ĐẶNG THỊ HỒNG

THIẾT KẾ TÀI LIỆU TỰ HỌC CÓ HƢỚNG DẪN THEO MÔĐUN NHẰM TĂNG CƢỜNG NĂNG LỰC TỰ HỌC CHƢƠNG “CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC”

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC Chuyên ngành: Hóa học vô cơ

Ngƣời hƣớng dẫn khoa học

TS. Đăng Thị Thu Huyền

HÀ NỘI - 2017

Khóa luận tốt nghiệp LỜI CẢM ƠN Em xin chân thành cảm ơn sự giúp đỡ của các thầy cô giáo trong khoa Hóa học trường Đại học Sư phạm Hà Nội 2, các thầy cô trong tổ Hóa vô cơ - Đại cương đã tạo mọi điều kiện thuận lợi nhất trong suốt thời gian em theo học tại khoa và trong thời gian em làm khóa luận tốt nghiệp.

hơ n

Đặc biệt, em xin bày tỏ lòng biết ơn sâu sắc tới TS. Đăng Thị Thu Huyền người đã trực tiếp giảng dạy, hướng dẫn, luôn tận tâm chỉ bảo những kiến thức về

uy

N

chuyên môn thiết thực và những chỉ dẫn khoa học quí báu, giúp đỡ em trong quá trình em làm khóa luận tốt nghiệp.

m

Q

Em xin cảm ơn gia đình, anh em, bạn bè, những người đã luôn ở bên, chia sẻ,

Kè

động viên và giúp đỡ em quá trình em làm khóa luận tốt nghiệp. Để thực hiện đề tài một cách hoàn chỉnh nhất, mặc dù đã rất cố gắng, song

ạy

trong những ngày đầu làm quen, tiếp cận và học hỏi nghiên cứu khoa học sẽ không

/+ D

tránh khỏi những hạn chế, thiếu sót về mặt kiến thức cũng như kinh nghiệm, em rất mong nhận được sự đóng góp ý kiến chân thành từ quý thầy cô giáo và bạn bè để

m

khóa luận được hoàn thiện hơn.

Hà Nội, ngày 10 tháng 05 năm 2017 Sinh viên

.g

oo

gl

e.

co

Em xin chân thành cảm ơn!

pl

us

Đặng Thị Hồng

SV: Đặng Thị Hồng

ii

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp MỤC LỤC

PHẦN 1. MỞ ĐẦU ............................................................................................ 1 1. Lí do chọn đề tài .............................................................................................. 1

hơ n

2. Mục tiêu nghiên cứu........................................................................................ 2 3. Đối tượng nghiên cứu...................................................................................... 2

N

4. Phạm vi nghiên cứu ......................................................................................... 2

uy

5. Nhiệm vụ nghiên cứu ...................................................................................... 2

Q

6. Phương pháp nghiên cứu................................................................................. 2

m

7. Giả thuyết khoa học ........................................................................................ 3

Kè

8. Đóng góp mới của đề tài ................................................................................. 3

ạy

PHẦN 2. NỘI DUNG ........................................................................................ 4

/+ D

CHƢƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN VÀ THỰC TIỄN......................................... 4 1.1. Đổi mới phương pháp dạy học ..................................................................... 4

m

1.2. Cơ sở lí thuyết của quá trình tự học ............................................................. 4

co

1.2.1. Khái niệm tự học ....................................................................................... 4

e.

1.2.2. Các kĩ năng tự học [2] ............................................................................... 5

oo

gl

1.2.3. Quy trình tự học ........................................................................................ 6 1.2.4. Các hình thức tự học ................................................................................. 7

.g

1.2.5. Tác dụng của tự học [19] .......................................................................... 7

us

1.3. Môđun dạy học ............................................................................................. 8

pl

1.3.1. Khái niệm môđun dạy học ........................................................................ 8 1.3.2. Những đặc trưng cơ bản của một môđun dạy học [7] .............................. 8 1.3.3. Cấu trúc của môđun dạy học ..................................................................... 9 1.4. Tài liệu tự học có hướng dẫn theo môđun [7], [10] ................................... 11 1.4.1. Thế nào là tài liệu tự học có hướng dẫn theo môđun? ............................ 11

SV: Đặng Thị Hồng

iii

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 1.4.2. Cấu trúc nội dung tài liệu tự học (cho một tiểu môđun) ......................... 11 1.4.3. Phương pháp tự học có hướng dẫn theo môđun ..................................... 12 1.5. Hướng dẫn cách tự học theo môđun .......................................................... 13 CHƢƠNG 2: THIẾT KẾ TÀI LIỆU TỰ HỌC CÓ HƢỚNG DẪN THEO MÔĐUN CHƢƠNG “CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT

hơ n

HÓA HỌC”...................................................................................................... 15 2.1. Cấu trúc học phần Hóa đại cương 1 ........................................................... 15

N

2.2. Nguyên tắc của việc thiết kế tài liệu tự học có hướng dẫn theo môđun .... 15

uy

2.3. Thiết kế tài liệu tự học có hướng dẫn theo môđun chương “Cấu tạo

Q

phân tử và liên kết hóa học” của học phần Hóa đại cương 1 ............................ 16

Kè

m

TIỂU MÔĐUN 1: KHÁI QUÁT VỀ PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC................................................................................................................... 16

ạy

TIỂU MÔĐUN 2: LIÊN KẾT ION .................................................................. 28

/+ D

TIỂU MÔĐUN 3: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ ............................................. 32 TIỂU MÔĐUN 4: THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (THUYẾT VB) .............. 40

m

TIỂU MÔĐUN 5: THUYẾT OBITAN PHÂN TỬ (THUYẾT MO) .............. 54

co

TIỂU MÔĐUN 6: TỔNG QUAN VỀ PHỨC CHẤT ...................................... 67

gl

e.

TIỂU MÔĐUN 7: THUYẾT PAULING GIẢI THÍCH LIÊN KẾT HÓA

oo

HỌC TRONG PHỨC CHẤT ............................................................................ 74 TIỂU MÔĐUN 8: THUYẾT TRƯỜNG TINH THỂ VÀ THUYẾT

us

.g

TRƯỜNG PHỐI TỬ GIẢI THÍCH LIÊN KẾT HÓA HỌC TRONG PHỨC

pl

CHẤT ................................................................................................................ 79

KẾT LUẬN VÀ KHUYẾN NGHỊ ................................................................. 90 TÀI LIỆU THAM KHẢO .............................................................................. 91 PHỤ LỤC

SV: Đặng Thị Hồng

iv

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp DANH MỤC CÁC CHỮ VIẾT TẮT

CTCT

: Công thức cấu tạo

ĐHSP

: Đại học sư phạm.

GS

: Giáo sư.

: Giảng viên.

NCKH

: Nghiên cứu khoa học

SV

: Sinh viên.

PPDH

: Phương pháp dạy học.

uy

: Thực nghiệm

Q

TN

m

: Trường hợp.

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

Kè

TH

N

GV

hơ n

GS - TSKH : Giáo sư - Tiến sĩ khoa học.

SV: Đặng Thị Hồng

v

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp DANH MỤC CÁC HÌNH

Trang

Nội dung

21

Hình 1.2. n = 3. Tam giác

21

Hình 1.3. n = 4. Tứ diện

21

hơ n

Hình 1.1. n = 2. Đường thẳng

Hình 1.4. n = 5.

N

Hình 1.5. n = 6.

uy

Hình 1.6. Phân tử AX2E không thẳng.

24

24

ạy

Hình 1.10. Phân tử AX3E2 có hình chữ T.

24

24

Kè

Hình 1.9. Phân tử AX4E có hình cái bập bênh.

23

24

m

Hình 1.8. Phân tử AX2E2 có góc của phân tử H2O.

Q

Hình 1.7. Tháp tam giác của phân tử NH3 (dạng AX3E).

22

24

Hình 1.12. Phân tử XeF4 (dạng AX4E2) hình vuông phẳng.

24

Hình 4.1. Mô hình phân tử H2.

44

/+ D

Hình 1.11. Phân tử BrF5 hình tháp vuông.

Heitler - London.

co

m

Hình 4.2. Đường cong năng lượng E+, E- theo phương pháp 46 48

Hình 4.4. Sự phân bố không gian các AO - sp2.

49

oo

gl

e.

Hình 4.3. Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp

49

Hình 4.6. Một số cách biểu diễn cấu tạo của C6H6.

52

Hình 5.1. Mô hình hệ H2+.

57

Hình 5.2. (1) Đường cong năng lượng E+, E- của H2+.

58

Hình 5.3. Giản đồ năng lượng MO hệ H2+.

59

pl

us

.g

Hình 4.5. Sự phân bố không gian các AO - sp3.

Hình 5.4. Các giản đồ năng lượng MO của phân tử A2 (A là nguyên tố chu kì 2)

60

Hình 5.5. Giản đồ năng lượng MO và cấu hình electron của HF.

61

SV: Đặng Thị Hồng

vi

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Hình 8.1. Trường bát diện đều của phối tử và sự tách mức năng lượng

81

AO - d.

Hình 8.2. Sự tách mức năng lượng AO - d trong trường bát diện đều.

82

Hình 8.3. Giản đồ mức năng lượng của phức chất bát diện kiểu MX6 (X là halogen).

85

Hình 8.4. Mức năng lượng các orbital của VCl4.

86 87

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

Kè

m

Q

uy

N

hơ n

Hình 8.5. Mức năng lượng các orbital của ion PtCl42-.

SV: Đặng Thị Hồng

vii

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp DANH MỤC CÁC BẢNG

Nội dung

Trang 30

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

Kè

m

Q

uy

N

hơ n

Bảng 2.1. Một số ion đơn nguyên tử của một số nguyên tố nhóm chính.

SV: Đặng Thị Hồng

viii

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp PHẦN 1. MỞ ĐẦU 1. Lí do chọn đề tài Trong bối cảnh toàn cầu hóa, lợi thế cạnh tranh thuộc về nước có nguồn nhân lực chất lượng cao. Trong khi đó chất lượng nguồn nhân lực nước ta còn thấp, chưa đáp ứng được nhu cầu của xã hội. Một trong những nguyên nhân là hoạt động dạy học chưa chú trọng đến việc phát huy năng lực thực hiện ở người học. Vì vậy, việc

hơ n

đổi mới nội dung chương trình đào tạo, phương pháp dạy học là vấn đề cần thiết và cấp bách.

uy

N

Giáo dục thế kỉ XXI đang đứng trước những cơ hội và thách thức lớn. Trong Nghị quyết số 29 - NQ/TW về đổi mới căn bản, toàn diện giáo dục và đào tạo đã

Q

xác định rõ chiến lược phát triển giáo dục đào tạo trong thời kì công nghiệp hóa,

Kè

m

hiện đại hóa đất nước: “phát triển giáo dục và đào tạo là một trong những động lực quan trọng thúc đẩy sự nghiệp công nghiệp hóa - hiện đại hóa, là điều kiện để phát

ạy

huy nguồn lực con người - yếu tố cơ bản để phát triển xã hội, tăng trưởng kinh tế

/+ D

nhanh và bền vững” [8].

Để đáp ứng yêu cầu ngày càng cao của nền kinh tế xã hội, toàn ngành giáo

m

dục đã và đang nỗ lực đổi mới phương pháp dạy học theo hướng tích cực, phát huy

co

tối đa khả năng tự học của SV, từng bước rèn luyện những tư duy độc lập nhằm tạo ra

e.

những lớp người mới năng động, sáng tạo, đáp ứng được những yêu cầu của thời đại.

gl

Trong những năm gần đây, phương thức đào tạo theo môđun đã được nghiên

oo

cứu, triển khai, áp dụng vào giảng dạy, đem lại hiệu quả học tập cao hơn.

.g

Nội dung chính của phương pháp dạy học này là nhờ các môđun mà SV

us

được dẫn dắt từng bước để đạt tới mục tiêu dạy học. Nhờ nội dung dạy học được

pl

phân nhỏ ra từng phần, nhờ hệ thống mục tiêu chuyên biệt và hệ thống kiểm tra, SV

có thể tự học và tự kiểm tra mức độ nắm vững các kiến thức, kỹ năng và thái độ trong từng tiểu môđun. Bằng cách này họ có thể tự học theo nhịp độ riêng của mình [10].

SV: Đặng Thị Hồng

1

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Xuất phát từ thực tế đó, em nghiên cứu đề tài: Thiết kế tài liệu tự học có hướng dẫn theo môđun nhằm tăng cường năng lực tự học chương “Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học” là việc làm rất cần thiết.

2. Mục tiêu nghiên cứu Thiết kế tài liệu tự học có hướng dẫn, bao gồm các vấn đề lí thuyết và bài tập, giúp tăng cường năng lực tự học cho SV chương “Cấu tạo phân tử và liên kết

hơ n

hóa học” của học phần Hóa đại cương 1, cũng như năng lực tự học bộ môn hóa học nói chung ở trường ĐHSP Hà Nội 2.

uy

N

3. Đối tƣợng nghiên cứu

Mối quan hệ giữa phương pháp tự học có hướng dẫn theo môđun với chất

Q

lượng dạy và học chương “Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học” của học phần Hóa

Kè

m

đại cương 1 ở trường ĐHSP Hà Nội 2.

4. Phạm vi nghiên cứu

ạy

Quá trình dạy và học chương “Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học” của học

5. Nhiệm vụ nghiên cứu

/+ D

phần Hóa đại cương 1 ở trường ĐHSP Hà Nội 2.

m

- Phân tích cơ sở lí luận và cơ sở thực tiễn của việc xây dựng và sử dụng

co

môđun để hướng dẫn SV tự học học chương “Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học”

e.

của học phần Hóa đại cương 1.

gl

- Xây dựng các môđun và các tiểu môđun kiến thức.

oo

6. Phƣơng pháp nghiên cứu

.g

- Phương pháp nghiên cứu lí thuyết (Phân tích, so sánh, tổng hợp): Thu thập

us

thông tin thông qua sách vở, đọc sách báo, tài liệu nhằm mục đích tìm chọn những khái

pl

niệm và tư tưởng là cơ sở cho lí luận của đề tài, hình thành giả thuyết khoa học.

- Phương pháp nghiên cứu thực tiễn: Quan sát, trò chuyện với SV nhằm đánh

giá khả năng tự học của SV. - Phương pháp chuyên gia: Tham khảo ý kiến đóng góp của các thầy (cô) giáo để hoàn thiện tài liệu tự học.

SV: Đặng Thị Hồng

2

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 7. Giả thuyết khoa học Nếu thiết kế được tài liệu tự học có hướng dẫn tốt và sử dụng tài liệu đó một cách hiệu quả thì sẽ góp phần nâng cao năng lực tự đọc, tự học của SV, nâng cao chất lượng dạy và học bộ môn Hóa học đại cương ở trường ĐHSP Hà Nội 2.

8. Đóng góp mới của đề tài - Hệ thống hóa, bổ sung thêm cơ sở lí luận về nâng cao chất lượng dạy học

hơ n

và tổ chức việc tự học có hướng dẫn, sử dụng tài liệu hợp lí cho SV.

- Soạn thảo bộ tài liệu tự học có hướng dẫn (Chương “Cấu tạo phân tử và

uy

N

liên kết hóa học” của học phần Hóa đại cương 1) và sử dụng hợp lí, hiệu quả nhằm nâng cao năng lực tự đọc, tự học, tự nghiên cứu cho SV trường ĐHSP Hà Nội 2.

m

Q

- Đề xuất một số phương pháp rèn luyện khả năng tự học cho SV Khoa Hóa

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

Kè

học thông qua hệ thống câu hỏi và bài tập hóa học.

SV: Đặng Thị Hồng

3

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp PHẦN 2. NỘI DUNG CHƢƠNG 1: CƠ SỞ LÍ LUẬN VÀ THỰC TIỄN 1.1. Đổi mới phƣơng pháp dạy học Chiến lược phát triển giáo dục 2011 - 2020 đã chỉ rõ: “Nội dung chương trình, phương pháp dạy và học, công tác thi, kiểm tra, đánh giá chậm được đổi mới.

hơ n

Nội dung chương trình còn nặng về lí thuyết, phương pháp dạy học lạc hậu, chưa phù hợp với đặc thù khác nhau của các loại hình cơ sở giáo dục, vùng miền và các

uy

N

đối tượng người học; nhà trường chưa gắn chặt với đời sống kinh tế, xã hội; chưa chuyển mạnh sang đào tạo theo nhu cầu xã hội; chưa chú trọng giáo dục kĩ năng

Q

sống, phát huy tính sáng tạo, năng lực hình thành của học sinh, sinh viên” [11].

Kè

m

Quy mô giáo dục được mở rộng khi có phong trào toàn dân tự học, tự đào tạo, mang lại chất lượng đích thực và phát triển tài năng của mỗi người.

ạy

Hiện nay, dạy học lấy học sinh làm trung tâm đang được chú trọng “thầy

/+ D

giáo không còn là người truyền đạt kiến thức sẵn có mà là người định hướng, cho học sinh tự mình khám phá ra chân lí, tự mình tìm ra kiến thức”.

m

Sự phát triển của khoa học công nghệ đã mở ra những khả năng và điều

co

kiện thuận lợi cho việc sử dụng phương tiện công nghệ thông tin vào quá trình

e.

dạy học. Việc sử dụng có tính sư phạm những thành quả của khoa học công nghệ

gl

sẽ làm thay đổi hiệu quả của quá trình dạy học, hiệu quả của việc sử dụng các

oo

phương pháp dạy học.

.g

1.2. Cơ sở lí thuyết của quá trình tự học

us

1.2.1. Khái niệm tự học

pl

Trong tập bài giảng chuyên đề: “Dạy tự học cho SV trong các nhà trường

trung học chuyên nghiệp và Cao đẳng, Đại học” GS - TSKH Thái Duy Tuyên

viết:“Tự học là hoạt động độc lập chiếm lĩnh kiến thức, kĩ năng, kĩ xảo, là tự mình động não, suy nghĩ, sử dụng các năng lực trí tuệ (quan sát, so sánh, phân tích, tổng hợp…) cùng các phẩm chất động cơ, tình cảm để chiếm lĩnh tri thức một lĩnh vực

SV: Đặng Thị Hồng

4

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp hiểu biết nào đó hay những kinh nghiệm lịch sử, xã hội của nhân loại, biến nó thành sở hữu của chính bản thân người học”.

GS Nguyễn Cảnh Toàn cho rằng: “Tự học là tự mình động não, suy nghĩ, sử dụng cả năng lực trí tuệ và có khi cả cơ bắp và các phẩm chất khác của người học, cả động cơ tình cảm, nhân sinh quan, thế giới quan để chiếm lĩnh một tri thức nào đó của nhân loại, biến tri thức đó thành sở hữu của chính mình” [18].

hơ n

Tóm lại, tổng hợp các quan điểm về tự học của các tác giả, có thể đưa ra khái

N

niệm về tự học như sau: “Tự học là hoạt động học hoàn toàn không có GV, học

uy

sinh không có sự tiếp xúc với GV, là hình thức học tập hoàn toàn không có sự thực tế, qua thí nghiệm để chiếm lĩnh kiến thức”.

Kè

m

1.2.2. Các kĩ năng tự học [2]

Q

tương tác thầy trò, do đó học sinh phải tự lực thông qua tài liệu, qua hoạt động

Để đạt kết quả tốt trong tự học, người tự học cần nắm vững những kỹ năng,

ạy

phải rèn luyện để hình thành cho mình những kỹ năng. Căn cứ vào chức năng của

/+ D

từng loại hoạt động có thể chia kỹ năng tự học làm bốn nhóm.

Thứ nhất: Kỹ năng kế hoạch hóa việc tự học.

m

Kỹ năng này cần tuân thủ các nguyên tắc sau: Đảm bảo thời gian tự học

co

tương xứng với lượng thông tin của môn học; Xen kẽ hợp lý giữa các hình thức tự

e.

học, giữa các môn học, giữa giờ tự học, giờ nghỉ ngơi.

gl

Thứ hai: Kỹ năng nghe và ghi bài trên lớp.

oo

Quy trình nghe giảng gồm các khâu như ôn bài cũ, làm quen với bài sắp học,

.g

hình dung các câu hỏi đối với bài mới. Khi nghe giảng cần tập trung theo dõi sự dẫn

us

dắt của thầy, liên hệ với kiến thức đang nghe, kiến thức đã có với các câu hỏi đã

pl

hình dung trước.

Thứ ba: Kỹ năng ôn tập.

Kỹ năng này được chia làm hai nhóm là kỹ năng ôn tập, kỹ năng tập luyện.

Kỹ năng ôn bài là hoạt động có ý nghĩa quan trọng trong việc chiếm lĩnh kiến thức bài giảng của thầy. Đó là hoạt động tái nhận bài giảng như xem lại bài ghi, mối quan hệ giữa các đoạn rời rạc, bổ sung bài ghi bằng những thông tin

SV: Đặng Thị Hồng

5

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp nghiên cứu được ở các tài liệu khác, nhận diện cấu trúc từng phần và toàn bài. Việc tái hiện bài giảng dựa vào những biểu tượng, khái niệm, phán đoán được ghi nhận từ bài giảng của thầy, từ hoạt động tái nhận bài giảng, dựng lại bài giảng của thầy bằng ngôn ngữ của chính mình, đó là những mối liên hệ lôgic có thể có cả kiến thức cũ và mới.

Kỹ năng tập luyện có tác dụng trong việc hình thành kỹ năng tương ứng với

hơ n

những tri thức đã học. Từ việc giải bài tập của thầy đến việc người học tự thiết kế những loại bài tập cho mình giải, từ bài tập củng cố đơn vị kiến thức đến bài tập hệ

uy

N

thống hóa bài học, chương học, cũng như những bài tập vận dụng kiến thức vào cuộc sống.

Q

Thứ tư: Kỹ năng đọc sách.

Kè

m

Phải xác định rõ mục đích đọc sách, chọn cách đọc phù hợp như tìm hiểu nội dung tổng quát của quyển sách, đọc thử một vài đoạn, đọc lướt qua nhưng có trọng

ạy

điểm, đọc kĩ có phân tích, nhận xét, đánh giá. Khi đọc sách cần phải tập trung chú ý,

/+ D

tích cực suy nghĩ, khi đọc phải ghi chép.

1.2.3. Quy trình tự học

m

Gồm 3 giai đoạn: Tự nghiên cứu; Tự thể hiện; Tự kiểm tra; Tự điều chỉnh.

co

- Tự nghiên cứu: Người học tự tìm tòi, quan sát, mô tả, giải thích, phát hiện

e.

vấn đề, định hướng, giải quyết vấn đề, tự tìm ra kiến thức mới (chỉ mới đối với

gl

người học) và tạo ra sản phẩm có tính chất cá nhân.

oo

- Tự thể hiện: Người học tự thể hiện mình bằng văn bản, bằng lời nói, tự sắm

.g

vai trong các tình huống, vấn đề, tự trình bày, bảo vệ kiến thức hay sản phẩm cá

us

nhân ban đầu của mình, tự thể hiện qua sự hợp tác, trao đổi, đối thoại, giao tiếp với

pl

các bạn và thầy cô, tạo ra sản phẩm có tính chất xã hội của cộng đồng lớp học.

- Tự kiểm tra, tự điều chỉnh: Sau khi tự thể hiện mình qua sự hợp tác, trao

đổi với bạn bè và thầy cô, sau khi thầy cô kết luận, người học tự kiểm tra, tự đánh giá sản phẩm ban đầu của mình, tự sửa sai, tự điều chỉnh thành sản phẩm khoa học (tri thức).

SV: Đặng Thị Hồng

6

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 1.2.4. Các hình thức tự học Có 5 hình thức tự học: - Tự học hoàn toàn (không có GV): Thông qua tài liệu, qua tìm hiểu thực tế, học kinh nghiệm của người khác. SV gặp nhiều khó khăn do có nhiều lỗ hổng kiến thức, SV khó thu xếp tiến độ, kế hoạch tự học, không tự đánh giá được kết quả tự học của mình... Từ đó SV dễ chán nản và không tiếp tục tự học .

hơ n

- Tự học trong một giai đoạn của quá trình học tập: Thí dụ như học bài hay làm bài tập ở nhà (khâu vận dụng kiến thức) là công việc thường xuyên của SV. Để

uy

N

giúp SV có thể tự học ở nhà, GV cần tăng cường kiểm tra, đánh giá kết quả học bài, làm bài tập ở nhà của họ.

Q

- Tự học qua phương tiện truyền thông (học từ xa): SV được nghe GV giảng nhận được sự giúp đỡ khi gặp khó khăn.

Kè

m

giải minh họa, nhưng không được tiếp xúc với GV, không được hỏi han, không

ạy

- Tự học qua tài liệu hướng dẫn: Trong tài liệu trình bày cả nội dung, cách

/+ D

xây dựng kiến thức, cách kiểm tra kết quả sau mỗi phần, nếu chưa đạt thì chỉ dẫn cách tra cứu, bổ sung, làm lại cho đến khi đạt được (thí dụ học theo các phần mềm

m

trên máy tính).

co

- Tự lực thực hiện một số hoạt động học dưới sự hướng dẫn chặt chẽ của GV

e.

ở lớp: Với hình thức này cũng đem lại kết quả nhất định. Song nếu SV vẫn sử dụng

gl

sách giáo khoa hóa học như hiện nay thì họ cũng gặp khó khăn khi tiến hành tự học

oo

vì thiếu sự hướng dẫn về phương pháp học.

.g

Các hình thức tự học ở trên chúng ta thấy rằng mỗi hình thức tự học có

us

những mặt ưu điểm và nhược điểm nhất định. Để nhằm khắc phục được những

pl

nhược điểm của các hình thức tự học đã có này và xét đặc điểm của SV giỏi hoá học

chúng tôi đề xuất một hình thức tự học mới: Tự học theo tài liệu hướng dẫn và có sự giúp đỡ trực tiếp một phần của GV gọi tắt là "Tự học có hướng dẫn".

1.2.5. Tác dụng của tự học [19] - Tự học có ý nghĩa quan trọng đối với sự thành đạt của mỗi người, ảnh hưởng trực tiếp đến kết quả học tập.

SV: Đặng Thị Hồng

7

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp - Tự học là con đường khẳng định của mỗi con người. Tự học giúp con người giải quyết được những mâu thuẫn giữa khát khao đẹp đẽ về học vấn với khó khăn trong cuộc sống.

- Tự học là con đường đi tới mọi thành công trong cuộc sống. Tự học giúp ta chủ động tìm hiểu, thu thập kiến thức, tự làm giàu kho kiến thức của mình.

- Tự học là con đường tạo ra tri thức bền vững cho con người, quá trình tự

hơ n

học khác hẳn với quá trình học tập thụ động, nhồi nhét, áp đặt. Kiến thức có được là do tự học, là kết quả của sự hứng thú, đam mê, không chịu sự chi phối của bất kỳ

uy

N

yếu tố nào. Đó là một quy luật tự nhiên. SV từ đó có tinh thần tự giác, chủ động, tích cực và có thái độ đúng đắn trong học tập.

Q

- Tự học giúp cho SV tích lũy được lượng kiến thức khổng lồ của các năm

Kè

m

học tại trường đại học.

- Tự học của SV ở trong trường đại học có vai trò quan trọng đối với yêu cầu

ạy

đổi mới giáo dục và đào tạo, nâng cao chất lượng giáo dục.

/+ D

1.3. Môđun dạy học

1.3.1. Khái niệm môđun dạy học

m

Định nghĩa đầy đủ và cụ thể về môđun dạy học là định nghĩa do L.D’Hainaut

co

và GS. Nguyễn Ngọc Quang đưa ra:“Môđun dạy học là một đơn vị, một chương

e.

trình dạy học tương đối độc lập, được cấu trúc một cách đặc biệt, nhằm phục vụ

gl

cho người học, nó chứa đựng cả mục tiêu dạy học, nội dung dạy học, phương pháp

oo

dạy học và hệ thống các công cụ đánh giá kết quả lĩnh hội, gắn bó chặt chẽ với

.g

nhau thành một thể hoàn chỉnh”.

us

Mỗi môđun gồm các tiểu môđun, là các thành phần cấu trúc môđun được xây

pl

dựng tương ứng với các nhiệm vụ học tập mà người học phải thực hiện.

1.3.2. Những đặc trưng cơ bản của một môđun dạy học [7] Có 5 đặc trưng cơ bản: - Tính trọn vẹn Mỗi môđun dạy học mang một chủ đề xác định từ đó xác định mục tiêu, nội

dung, phương pháp và quy trình thực hiện do vậy nó không phụ thuộc vào nội dung

SV: Đặng Thị Hồng

8

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp đã có và sẽ có sau nó. Tính trọn vẹn là dấu hiệu bản chất của môđun dạy học thể hiện sự độc đáo khi xây dựng nội dung dạy học.

- Tính cá biệt (tính cá nhân hóa) Tính cá biệt nghĩa là chú ý tới trình độ nhận thức và các điều kiện khác nhau của người học. Môđun dạy học có khả năng cung cấp cho người học nhiều cơ hội để có thể học tập theo nhịp độ của cá nhân, việc học tập được cá thể hóa và phân hóa

hơ n

cao độ.

- Tính tích hợp

uy

N

Tính tích hợp là đặc tính căn bản tạo nên tính chỉnh thể tính liên kết và tính phát triển của môđun dạy học. Trước hết mỗi môđun dạy học đều là sự tích hợp

m

Q

giữa lý thuyết và thực hành cũng như các yếu tố của quá trình dạy học.

Kè

- Tính phát triển

Môđun dạy học được thiết kế theo hướng "mở" tạo ra cho nó khả năng dung

/+ D

tính "động" tính "phát triển".

ạy

nạp - bổ sung những nội dung mang tính cập nhật. Vì thế môđun dạy học luôn có - Tính tự kiểm tra, đánh giá

m

Quy trình thực hiện một môđun dạy học được đánh giá thường xuyên bằng

co

hệ thống câu hỏi diễn ra trong suốt quá trình thực hiện môđun dạy học nhằm tăng

e.

thêm động cơ cho người học.

gl

Dạy học theo môđun là chương trình dạy học được xây dựng chủ yếu dựa

oo

trên phương pháp tiếp cận phát triển.

.g

1.3.3. Cấu trúc của môđun dạy học

us

Môđun dạy học bao gồm ba phần hợp thành: Hệ vào của môđun, thân của

pl

môđun, hệ ra của môđun.

- Hệ vào của môđun Hệ vào của môđun thực hiện chức năng đánh giá về điều kiện tiên quyết của người học trong mối quan hệ với các mục tiêu dạy học của môđun. Tùy theo mức độ của mối quan hệ người học sẽ nhận thức được những hữu ích của nó hoặc là họ sẽ tiếp tục học môđun hoặc là đi tìm một môđun khác phù hợp hơn.

SV: Đặng Thị Hồng

9

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Căn cứ vào chức năng trên có thể nhận thấy các thành phần của hệ vào bao gồm: + Tên gọi hay tiêu đề của môđun. + Giới thiệu vị trí, tầm quan trọng và lợi ích của việc học theo môđun. + Nêu rõ các kiến thức và kĩ năng cần có trước. + Hệ thống mục tiêu của môđun.

hơ n

+ Kiểm tra vào môđun - Thân của môđun

uy

N

Thân môđun bao gồm một loạt các tiểu môđun tương ứng với các mục tiêu đã được xác định ở hệ vào của môđun. Các tiểu môđun liên kết với nhau bởi các

Q

kiểm tra trung gian và đều cần đến một thời gian học tập nhất định.

Kè

m

Các tiểu môđun được cấu trúc bởi các thành phần:

*Mở đầu: Xác định những mục tiêu cụ thể của tiểu môđun, cung cấp cho người

ạy

học những tri thức điểm tựa và huy động kinh nghiệm đã có của người học cung cấp

/+ D

cho người học các con đường để giải quyết vấn đề nhận thức để họ tự lựa chọn. *Nội dung và phương pháp học tập: Qua đó người học sẽ tiếp thu được một

m

số mục tiêu cụ thể của tiểu môđun.

co

*Kiểm tra trung gian: Đánh giá xem người học đã đạt được đến mức độ nào

e.

đối với các mục tiêu của tiểu môđun và kết quả của kiểm tra có thể được xem như

gl

điều kiện tiên quyết để người học thực hiện tiểu môđun tiếp theo.

oo

- Hệ ra của thân mođun

.g

Hệ ra của thân môđun thực hiện nhằm thực hiện chức năng tổng kết các tri

us

thức, kỹ năng, thái độ của người học được thực hiện trong môđun và chỉ dẫn cho

pl

người học để họ có thể tìm những môđun tiếp theo hoặc phụ đạo để làm sâu sắc thêm những gì họ quan tâm đối với môđun.

Hệ ra của môđun bao gồm: Một bản tổng kết chung, kiểm tra kết thúc, hệ thống chỉ dẫn để tiếp tục học tập tuỳ theo kết quả học tập môđun của người học.

Nếu đạt tất cả các mục tiêu của môđun người học sẽ chuyển sang học tập môđun tiếp theo, hệ thống hướng dẫn dành cho người dạy và người học.

SV: Đặng Thị Hồng

10

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 1.4. Tài liệu tự học có hƣớng dẫn theo môđun [7], [10] 1.4.1. Thế nào là tài liệu tự học có hướng dẫn theo môđun?

Tài liệu có hướng dẫn có thể được thực hiện trực tiếp giữa thầy và trò.

Tài liệu tự học có hướng dẫn theo môđun là tài liệu cung cấp nội dung kiến thức và hướng dẫn hoạt động học tập của SV thông qua hệ thống bài tập, hoạt động kiểm tra, đánh giá kiến thức của SV. Tài liệu này được biên soạn theo những đặc

hơ n

trưng của môđun như cho phép người học tiến lên theo nhịp độ thích hợp với năng lực riêng.

uy

N

Tài liệu được phân thành nhiều loại: Theo nội dung lí thuyết hoặc theo nội dung bài tập.

m

Q

1.4.2. Cấu trúc nội dung tài liệu tự học (cho một tiểu môđun)

Kè

Bao gồm: A. Mục tiêu của tiểu môđun.

C. Hướng dẫn tự học.

/+ D

B. Tài liệu tham khảo.

ạy

Tên của tiểu môđun.

m

D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu.

co

E. Bài tập tự kiểm tra kiến thức của người học.

e.

1.4.2.1. Mục tiêu của tiểu môđun

gl

Các mục đích, yêu cầu của một tiểu môđun là những gì mà SV phải nắm

oo

được sau mỗi bài học. GV cũng căn cứ vào mục đích để theo dõi, hướng dẫn, kiểm

.g

tra đánh giá SV một cách cụ thể, chính xác.

us

Với hệ thống mục đích, yêu cầu của tiểu môđun, tài liệu giảng dạy được biên

pl

soạn theo tiếp cận môđun trở lên khác một cách căn bản hơn so với tài liệu biên soạn theo kiểu truyền thống vì nó chứa đựng đồng thời cả nội dung và phương pháp dạy học.

1.4.2.2. Nội dung và phương pháp dạy học Nội dung dạy học cần được trình bày chính xác, phản ánh được bản chất nội dung khoa học cần nghiên cứu và phải phù hợp với đối tượng SV đại học.

SV: Đặng Thị Hồng

11

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 1.4.2.3. Câu hỏi chuẩn bị đánh giá - Trong mỗi tiểu môđun tôi thiết kế 2 loại câu hỏi: + Loại 1: Câu hỏi hướng dẫn SV tự đọc. + Loại 2: Câu hỏi tự kiểm tra để tự đánh giá sau khi đã chuẩn kiến thức mới.

1.4.2.4. Bài tập áp dụng

hơ n

Chúng tôi thiết kế loại bài tập có hướng dẫn, vận dụng kiến thức bài học để giải quyết.

Mỗi tiểu môđun với cấu trúc như trên thì SV tự học thuận lợi hơn rất nhiều

uy

N

so với một phần tương ứng trong tài liệu cũ. Vì khi bước vào mỗi tiểu môđun SV đã được kiểm tra kết quả hoàn thành tiểu môđun trước. Với mỗi tiểu môđun thì hệ

Q

thống mục đích, yêu cầu đã được định hướng rõ nét cái mà SV cần phải học. Dựa vào

Kè

m

các mục tiêu đó và tiêu chuẩn đánh giá sẽ xác định cái SV cần phải đạt được. Qua mỗi tiểu môđun, việc học của SV lại được phân hóa một lần qua kiểm tra của GV.

ạy

Đây là điểm cơ bản của tài liệu mới.

/+ D

1.4.3. Phương pháp tự học có hướng dẫn theo môđun Trong phương pháp tự học có hướng dẫn theo môđun thì GV chỉ giúp đỡ khi

m

SV cần thiết, chẳng hạn: Giải đáp các thắc mắc, sửa chữa những sai xót của SV,

co

động viên họ học tập. Kết thúc mỗi môđun, GV đánh giá kết quả học tập của họ.

e.

Nếu đạt SV chuyển sang môđun tiếp theo. Nếu không đạt SV thảo luận với GV về

gl

những khó khăn của mình và sẽ học lại một phần nào đó của môđun với nhịp độ riêng.

oo

Phương pháp tự học có hướng dẫn theo môđun đảm bảo tuân theo những

.g

nguyên tắc cơ bản của quá trình dạy học sau đây:

us

+ Nguyên tắc cá thể hoá trong học tập.

pl

+ Nguyên tắc đảm bảo hình thành ở SV kỹ năng tự học từ thấp đến cao.

+ Nguyên tắc GV thu thập thông tin về kết quả học tập của SV sau quá trình

tự học, giúp đỡ họ khi cần thiết, điều chỉnh nhịp độ học tập. Ƣu điểm: + Giúp SV học tập ở lớp và ở nhà có hiệu quả vì môđun là tài liệu tự học SV có thể mang theo mình để học tập bất cứ ở đâu và bất cứ lúc nào có điều kiện.

SV: Đặng Thị Hồng

12

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp + Tạo điều kiện cho SV học tập với nhịp độ cá nhân, luyện tập việc tự đánh giá kết quả học tập, học tập cách giải quyết vấn đề, nâng cao được chất lượng dạy học thực tế. + Tránh được sự tuỳ tiện của GV trong quá trình dạy học vì nội dung và phương pháp dạy học đều đã được văn bản hoá. + Cập nhật được những thông tin mới về khoa học và công nghệ do đó có

hơ n

điều kiện thuận lợi trong việc bổ xung nội dung mới và tài liệu dạy học.

+ Cho phép sử dụng đội ngũ cán bộ giảng dạy, theo dõi kèm cặp một cách tối

uy

N

ưu tuỳ theo mức độ phức tạp của nhiệm vụ dạy học.

+ Đảm bảo được tính vững chắc của tri thức, kỹ năng, kỹ xảo vì người học tự

Q

chiếm lĩnh nó, đồng thời hình thành, rèn luyện được thói quen tự học để họ tự đào

Kè

m

tạo suốt đời.

Nhƣợc điểm:

/+ D

môđun khá công phu và tốn kém.

ạy

+ Việc thiết kế hệ thống môđun dạy học và biên soạn tài liệu dạy học theo + Đòi hỏi SV phải có động cơ học tập tốt, có năng lực học tập nhất định.

m

+ Có thể nảy sinh tâm lý buồn chán do tính đơn điệu của việc tự học.

co

1.5. Hƣớng dẫn cách tự học theo môđun

e.

Trước khi đến lớp, SV phải dành thời gian cho việc học ở nhà để nghiên cứu

gl

tài liệu và chuẩn bị bài. Cần nắm được:

oo

- Mục tiêu toàn chương.

.g

- Số lượng tiểu môđun và những tài liệu, môđun phụ đạo có liên quan.

us

- Với mỗi tiểu môđun phải thấy rõ mục tiêu của tiểu môđun cần nghiên cứu

pl

sau đó nghiên cứu đến nội dung bằng cách trả lời các câu hỏi và bài tập đã được GV biên soạn, nghiên cứu xong phần nội dung thì tự trả lời câu hỏi ở cuối mỗi tiểu môđun. Nếu trả lời được thì chuyển sang môđun tiếp theo, nếu chưa trả lời được thì nghiên cứu lại phần nội dung cho đến khi trả lời được. Ở lớp mỗi SV làm một bài kiểm tra nhỏ để đánh giá mức độ chuẩn bị bài ở nhà trong khoảng từ 10 – 15 phút.

SV: Đặng Thị Hồng

13

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp - Nếu đạt yêu cầu thì SV bắt tay vào nghiên cứu nội dung bài mới, nếu không đạt yêu cầu thì SV tiếp tục xem lại tài liệu.

- Nếu đạt yêu cầu thì SV tự học theo nhịp độ riêng của mình, theo từng phần nhỏ của tiểu môđun, ghi lại thu hoạch và những nội dung cần chú ý.

- Chia nhóm, GV hướng dẫn thảo luận, mỗi nhóm cử SV phát biểu trình bày thu hoạch của mình, các nhóm còn lại đưa ra câu hỏi đối với nhóm trình bày. GV nhận

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

Kè

m

Q

uy

N

hơ n

xét, bổ sung và chính xác hóa những kết luận đưa ra, hướng dẫn SV tự kiểm tra.

SV: Đặng Thị Hồng

14

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp CHƢƠNG 2: THIẾT KẾ TÀI LIỆU TỰ HỌC CÓ HƢỚNG DẪN THEO MÔĐUN CHƢƠNG “CẤU TẠO PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC” 2.1. Cấu trúc học phần Hóa đại cƣơng 1 Học phần Hóa đại cương 1 được chia thành các chương tương ứng với các Môđun1: Các khái niệm và định luật cơ bản của hóa học.

hơ n

môđun sau: Môđun 2: Cấu tạo nguyên tử và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học.

uy

N

Môđun 3: Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học.

Môđun 4: Liên kết và cấu trúc trong các hệ ngưng tụ.

Q

Trong phạm vi nghiên cứu của đề tài, chúng tôi chỉ giới hạn nghiên cứu

Kè

m

chương “Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học”. Vì vậy, theo phân phối chương trình, chúng tôi thành lập Môđun 3: Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học.

ạy

2.2. Nguyên tắc của việc thiết kế tài liệu tự học có hƣớng dẫn theo môđun

/+ D

- Nguyên tắc về tính độc lập của nội dung dạy học: phản ánh tính trọn vẹn và tích hợp của môđun.

m

- Thường xuyên có mối liên hệ ngược (dựa trên khả năng tự kiểm tra, đánh

co

giá của môđun dạy học).

e.

- Nguyên tắc đảm bảo tính mềm dẻo, linh hoạt trong cấu trúc nội dung giúp

oo

người học.

gl

thuận lợi cho việc thay đổi, bổ sung nội dung sao cho phù hợp với từng đối tượng

.g

- Đảm bảo tính chính xác, khoa học, phù hợp về nội dung kiến thức với đối

us

tượng sử dụng tài liệu.

pl

- Đảm bảo tính lôgic, tính hệ thống của kiến thức.

- Đảm bảo tăng cường vai trò chủ đạo của lí thuyết.

- Đảm bảo được tính hệ thống của các dạng bài tập.

- Trình bày tinh gọn, dễ hiểu, cấu trúc rõ ràng, có hướng dẫn học tập cụ thể,

thể hiện rõ nội dung kiến thức trọng tâm, gây được hứng thú cho SV.

SV: Đặng Thị Hồng

15

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 2.3. Thiết kế tài liệu tự học có hƣớng dẫn theo môđun chƣơng “Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học” của học phần Hóa đại cƣơng 1 Xây dựng môđun 3 và phân chia thành các tiểu môđun sau: Môđun 3: Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học.

Tiểu môđun 1: Khái quát về phân tử và liên kết hóa học.

Tiểu môđun 2: Liên kết ion.

hơ n

Tiểu môđun 3: Liên kết cộng hóa trị.

uy

Tiểu môđun 5: Thuyết obital phân tử (thuyết MO).

N

Tiểu môđun 4: Thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB).

Tiểu môđun 6: Tổng quan về phức chất.

Q

Tiểu môđun 7: Thuyết Paulinh giải thích liên kết hóa học trong phức chất.

m

Tiểu môđun 8: Thuyết trường tinh thể và thuyết trường phối tử giải thích liên

Kè

kết hóa học trong phức chất.

ạy

TIỂU MÔĐUN 1: KHÁI QUÁT VỀ PHÂN TỬ VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC 1. Về kiến thức

m

SV trình bày được:

/+ D

A. Mục tiêu

co

- Khái niệm về phân tử và liên kết hóa học.

e.

- Các đặc trưng cơ bản của liên kết.

gl

- Nội dung của mô hình sự đẩy giữa các cặp electron vỏ hóa trị (Thuyết

oo

VSEPR); Hình dạng một số loại phân tử theo mô hình VSEPR. - Khái niệm momen lưỡng cực của phân tử, đơn vị và chiều của vectơ

us

.g

momen lưỡng cực; Khái niệm momen liên kết, liên hệ giữa momen lưỡng cực của

pl

phân tử với các momen liên kết.

- Phân loại liên kết hóa học.

- Quy tắc octet.

SV giải thích được: - Góc liên kết của các phân tử phù hợp với thực nghiệm.

- Hình dạng của các phân tử dựa vào mô hình VSEPR.

SV: Đặng Thị Hồng

16

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 2. Về kĩ năng - Giải bài tập định lượng liên quan đến xác định độ dài liên kết, bán kính cộng hóa trị của một nguyên tử; Xác định giá trị mômen lưỡng cực của phân tử.

- Giải quyết các vấn đề thực tiễn có liên quan.

3. Thái độ - Niềm say mê học tập, yêu thích môn học.

hơ n

- Xây dựng lòng yêu thích, say mê NCKH cho SV sư phạm.

4. Định hƣớng phát triển năng lực

N

- Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

uy

- Năng lực tư duy, tổng hợp.

Q

- Năng lực giải bài tập định tính và định lượng hóa học.

m

B. Tài liệu tham khảo

Kè

1. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất - NXB Đại học sư

ạy

phạm, năm 2004.

2. Lâm Ngọc Thiềm - Cơ sở lí thuyết Hóa học - NXB Giáo Dục, năm 2008.

/+ D

3. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại

m

học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

Nội, năm 2004.

co

4. Đào Đình Thức - Hoá học đại cương - Tập 1 - NXB Đại học Quốc gia Hà

e.

5. Đào Đình Thức - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Giáo dục, năm 2008.

oo

gl

C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc SV đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau:

.g

1. Trình bày khái niệm phân tử; về liên kết hóa học.

pl

us

2. Nêu các đặc trưng cơ bản của liên kết.

3. Trình bày nội dung của mô hình VSEPR. 4. Trình bày khái niệm: Mômen lưỡng cực của phân tử. Mômen liên kết.

Mối liên hệ giữa mômen liên kết và mômen lưỡng cực của phân tử.

5. Trình bày sự phân loại liên kết hóa học.

6. Nêu nội dung quy tắc octet.

SV: Đặng Thị Hồng

17

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu 1. Khái niệm về phân tử và liên kết hóa học 1.1. Khái niệm phân tử Khái niệm phân tử được Avogađro, nhà Vật lí học người Ý, đưa ra đầu tiên năm 1811.

- Trong một giả thuyết được gọi là giả thuyết Avogađro, khái niệm phân tử

hơ n

được sử dụng để chỉ những hạt nhỏ nhất của một chất khí, có khả năng tồn tại độc lập, chứa ít nhất là hai nguyên tử.

uy

N

- Theo lí thuyết cấu tạo kinh điển thì phân tử gồm một số có giới hạn những nguyên tử kết hợp với nhau bằng những liên kết hóa học.

Q

- Theo quan niệm hiện nay: Phân tử gồm một số có giới hạn các electron và

Kè

m

các hạt nhân nguyên tử tương tác với nhau và được phân bố một cách xác định trong không gian tạo thành một cấu trúc thống nhất vững bền. ,…

/+ D

+ Phân tử trung hòa: CO,

ạy

Cấu trúc phân tử tồn tại dưới nhiều dạng khác nhau như: + Phân tử đồng hạch (Ví dụ: H2, O2, O3), phân tử dị hạch (Ví dụ: H2O, CO,

m

HCl,…)

co

+ Ion phân tử : H2+, NO+, NO3-…

e.

+ Phân tử phức: [Fe(CN)6]4-, [Ni(NH3)4]2+,…

gl

+ Gốc tự do. Ví dụ: OH, CN, NH2, CH, CH3,…

oo

Hiểu theo nghĩa rộng, khái niệm phân tử bao gồm cả những ion phân tử,

.g

những ion phức và những gốc tự do.

us

+ Tinh thể: kim cương, grafit, NaCl…

pl

+ Giữa các phân tử riêng rẽ cũng có những tác dụng tương hỗ khác nhau.

Tuy nhiên luôn luôn tồn tại giữa các phân tử một lực được gọi là lực Van der Waals (Van-đéc-Van). + Trong trường hợp tương tác giữa các phân tử rất yếu, ở điều kiện bình thường, các phân tử ở trạng thái phân tán và khi đó ta có trạng thái khí, khi tương

SV: Đặng Thị Hồng

18

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp tác này mạnh hơn, ta có trạng thái lỏng hay. Trong trường hợp cuối, người ta nói tới những tinh thể phân tử.

1.2. Khái niệm về liên kết hóa học Liên kết hóa học là một trong những vấn đề cơ bản của hóa học. Liên kết hóa học được xét đến từ các thuyết đơn giản, thô sơ thời cổ đại cho đến thuyết hiện đại ngày nay.

hơ n

Khái niệm liên kết hóa học đã được hình thành từ lí thuyết cấu tạo kinh điển. Đối với phân tử, khái niệm này luôn gắn liền với sự tương tác chỉ giữa hai nguyên

uy

N

tử xác định trong phân tử.

Vì phân tử là một hệ thống phức tạp nên trong việc mô tả định tính về phân

Q

tử, đối với những trường hợp được phép, người ta cũng nói đến mô hình liên kết

Kè

m

định cư hai tâm ứng với quan niệm kinh điển về liên kết.

2. Các đặc trƣng cơ bản của liên kết

/+ D

2.1. Năng lƣợng liên kết

ạy

Xét một cách tổng quát, liên kết có hai đặc trưng.

Khái niệm: Năng lượng liên kết của một liên kết A – B là năng lượng đủ để

m

phá vỡ liên kết đó (trong những điều kiện xác định, thường xét ở độ không tuyệt

co

đối, 0K).

e.

Kí hiệu đầy đủ năng lượng liên kết A – B là E(A – B). Viết gọn là EAB.

gl

Năng lượng liên kết luôn có dấu dương, EAB > 0

oo

*Năng lượng liên kết trung bình

.g

Trong hóa học có nhiều trường hợp một phân tử có đồng thời nhiều liên kết,

us

chẳng hạn CH4 có 4 liên kết C – H.

pl

Năng lượng liên kết xác định được, EC – H  410 kJ.mol-1 là năng lượng liên

kết trung bình.

Năng lượng (trung bình) của liên kết càng lớn thì liên kết đó càng bền.

2.2. Đặc trƣng hình học của phân tử a) Độ dài liên kết

SV: Đặng Thị Hồng

19

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Khái niệm: Độ dài của một liên kết trong phân tử là khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử tạo ra liên kết đó khi phân tử ở trạng thái năng lượng thấp nhất. o

Độ dài liên kết thường được kí hiệu là d (hoặc l). Ví dụ: dH-H = 0,74 A Độ dài liên kết càng ngắn liên kết càng bền.

Từ các số liệu có thể thấy rằng độ dài liên kết dAB  (dAA+dBB). Với dAA, dBB dAA là bán kính

hơ n

là độ dài của liên kết A – A, B – B tương ứng. Do đó người ta coi

N

liên kết hay bán kính hóa trị rA của nguyên tử A.

uy

Độ dài liên kết thay đổi phụ thuộc vào: Kiểu liên kết; Trạng thái hóa trị của

Q

các nguyên tố; Độ bền hợp chất…

m

b) Góc liên kết (Trong phân tử có từ 3 nguyên tử trở lên)

Kè

Khái niệm: Góc liên kết hay góc hóa trị là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt nhân nguyên tử đi qua hai hạt nhân của hai nguyên tử liên kết

ạy

với nguyên tử đó.

/+ D

Ví dụ: Phân tử H2O có góc HOH = 104o28’ hoặc 104,5o. c) Bậc liên kết: Là số liên kết tạo thành giữa hai nguyên tử tương tác.

m

Ví dụ: Phân tử N2, bậc liên kết là 3.

e.

a) Mở đầu

co

2.3. Mô hình sự đẩy giữa các cặp electron vỏ hóa trị

gl

Giải thích và tiên đoán hình dạng, độ dài liên kết, góc liên kết của phân tử là

oo

một trong những vấn đề được quan tâm trong hóa học. Đã có một số thuyết giải

.g

quyết vấn đề trên. Chúng ta sẽ xét một thuyết thường được áp dụng là mô hình sự

us

đẩy giữa các cặp electron vỏ hóa trị, hay thuyết VSEPR (viết tắt của các từ tiếng

pl

Anh: Valence Shell Electron Pair Repulsion).

Một cách đại cương, liên kết hóa học được chia thành hai dạng: Liên kết ion

và liên kết cộng hóa trị. Không có ranh giới rõ rệt giữa hai dạng liên kết này.

Thuyết VSEPR chỉ áp dụng giải thích đối với phân tử có liên kết cộng hóa trị.

SV: Đặng Thị Hồng

20

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Mỗi liên kết cộng hóa trị giữa hai nguyên tử được tạo thành nhờ đôi electron liên kết hay đôi electron dùng chung. Mỗi phân tử liên kết cộng hóa trị có hình dạng nhất định; hình dạng đó khác nhau ở các phân tử khác nhau. Ở một mức độ nhất định, hình dạng của phân tử phụ thuộc vào khoảng không gian chiếm bởi mây electron hóa trị của nguyên tử trung tâm A. Điều đó đồng nghĩa với sự khẳng định:

hơ n

Hình dạng phân tử phụ thuộc chủ yếu vào sự phân bố các cặp electron hay mây electron hóa trị của nguyên tử A.

b) Mô hình sự đẩy giữa các cặp electron vỏ hóa trị (VSEPR) nhất có thể được để có lực đẩy nhỏ nhất giữa chúng.

uy

N

Nội dung là: Các cặp electron vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa

Q

Hình dạng phân tử được giải thích dựa vào mô hình trên được gọi là hình

Kè

m

dạng theo mô hình sự đẩy giữa các cặp vỏ hóa trị (VSEPR).

Cần lưu ý ngay là mô hình trên không áp dụng được cho các hợp chất phức

ạy

của các nguyên tố kim loại chuyển tiếp có vỏ hóa trị d.

/+ D

c) Hình dạng một số loại phân tử

Xét một số trường hợp cơ bản, chủ yếu có liên kết đơn.

m

- Dạng 1: AXn. Trong đó: A là nguyên tử trung tâm; X là phối tử; n là số

co

lượng phối tử.

e.

- Dạng 2: AXnEm. A là nguyên tử trung tâm; X là phối tử; n là số lượng phối

gl

tử; E là đôi electron riêng; m là số đôi electron riêng.

pl

us

.g

oo

*AXn với n = 2 → 6. Các trường hợp đó ứng với các hình dạng như sau:

Hình 1.1. n = 2

Hình 1.2. n = 3

Đường thẳng

SV: Đặng Thị Hồng

Tam giác

21

Hình 1.3. n = 4 Tứ diện

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp + n = 2. Phân tử có dạng AX2, hai đôi electron được phân bố trên đường thẳng. Phân tử thẳng, như BeH2, BeCl2, CO2 , CS2 …Góc liên kết XAX bằng 180o. + n = 3. Phân tử có dạng AX3, ba đôi electron được phân bố trên ba đỉnh của tam giác đều, khi đó nguyên tử trung tâm A sẽ nằm ở trọng tâm của tam giác đều.

Phân tử có hình tam giác đều, phẳng. Góc XAX bằng 120o. Ví dụ: BF3, AlCl3,… + n = 4. Phân tử có dạng AX4, bốn đôi electron được phân bố ở bốn đỉnh tứ

hơ n

diện đều, tâm của hình tứ diện là nguyên tử trung tâm A. Phân tử có hình tứ diện đều. Góc XAX bằng 109o28’. Ví dụ: CH4, NH4+,…

uy

N

+ n = 5. Phân tử có dạng AX5, năm đôi electron được phân bố trên mặt cầu vỏ hóa trị như sau: Ba đôi cùng với hạt nhân A ở trong 1 mặt phẳng, ba đôi này ở ba

Q

đỉnh tam giác đều tâm A. Kết quả sự sắp xếp trên đưa tới một lưỡng tháp tam giác

Kè

m

đáy chung là tam giác đều tâm A, hai đỉnh là 2 đôi electron tạo ra 2 liên kết trục. Ví

e.

co

m

/+ D

ạy

dụ: PCl5

Hình 1.4. n = 5

gl

a) Sự phân bố 5 đôi electron trên vỏ hóa trị mặt cầu

oo

b) Hình lưỡng tháp tam giác được tạo ra từ sự phân bố 5 đôi electron c) Ví dụ minh họa: phân tử PCl5 trong mặt phẳng có góc ClPCl bằng 120o

.g

2 liên kết trục thẳng hàng, vuông góc với mặt phẳng trên nên góc ClPCl bằng 90o

us

+ n = 6. Sáu đôi electron của phân tử này được phân bố trên vỏ hóa trị của

pl

nguyên tử A ở 6 đỉnh của một bát diện đều. Trong trường hợp này không có sự phân biệt giữa liên kết ngang với liên kết trục về độ dài.

Ví dụ: SF6, trong phân tử này, góc giữa hai trục liên kết cạch nhau bằng 90o.

SV: Đặng Thị Hồng

22

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

Hình 1.5. n = 6

hơ n

a) Sự phân bố 6 đôi electron trên mặt cầu vỏ hóa trị

b) Hình bát diện đều được tạo ra từ sự phân bố 6 đôi electron

N

c) Ví dụ minh họa: phân tử SF6

uy

*AXnEm

Q

+ AX2E: Phân tử gồm nguyên tử trung tâm A, hai phối tử X (có tương ứng

m

hai cặp electron liên kết), một cặp electron riêng (vì m = 1). Ba nguyên tử A, X, X Ví dụ: SnCl2-, góc ClSnCl ≈ 120o.

Kè

không còn nằm trên cùng đường thẳng như trong trường hợp AX2.

ạy

+ AX3E: Nguyên tử trung tâm A có tổng cộng 4 đôi electron, giống như

/+ D

trường hợp của phân tử AX4 nhưng phân tử không có dạng tứ diện đều như AX4 (CH4) mà có hình tháp tam giác. Ví dụ: NH3, góc HNH ≈ 107o.

m

Hình dạng tương tác đẩy là hình tứ diện, về nguyên tắc thì các góc hóa trị

co

XAX = 109028’ nhưng trên thực tế các góc XAX < 109028’ một chút.

e.

+ AX2E2: Nguyên tử trung tâm A cũng có 4 đôi electron, nhưng do có 2 đôi

gl

electron riêng nên hình dạng phân tử khác với AX4 hay AX3E. Phân tử này có góc

oo

gần với góc tứ diện.

.g

+ AX4E: Sự phân bố một đôi electron riêng và 4 đôi electron liên kết được

pl

us

mô tả như hình cái bập bênh. Ví dụ: Phân tử SF4. + AX3E2: Ba đôi electron liên kết tạo liên kết A – X; sự đẩy tương hỗ giữa ba

đôi electron này với nhau và với hai đôi electron không liên kết, kết quả tạo ra hình chữ T. Ví dụ: ClF3, HClO2 … + AX5E: Bốn trong năm đôi electron liên kết được phân bố trong mặt phẳng, 1 đôi electron liên kết còn lại được phân bố trục gần vuông góc với mặt phẳng trên.

Do đó tạo ra hình tháp vuông. Ví dụ: Phân tử BrF5.

SV: Đặng Thị Hồng

23

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp + AX4E2: Hai đôi electron riêng (E) được phân bố trans (phân bố về hai phía của mặt phẳng) so với bốn đôi electron liên kết; mà bốn đôi electron liên kết này được phân bố trong mặt phẳng tạo ra hình vuông phẳng.

Hình 1.7. Tháp tam giác

Hình 1.8. Phân tử AX2E2

Q

Hình 1.6. Phân tử AX2E

uy

N

hơ n

Ví dụ: Phân tử XeF4.

của phân tử NH3 (dạng AX3E)

có góc của phân tử H2O

/+ D

ạy

Kè

m

không thẳng

co

có hình chữ T

Hình 1.11. Phân tử BrF5 hình tháp vuông

us

.g

oo

gl

e.

có hình cái bập bênh

Hình 1.10. Phân tử AX3E2

m

Hình 1.9. Phân tử AX4E

Hình 1.12. Phân tử XeF4 (dạng AX4E2) hình vuông phẳng

pl

2.4. Momen lƣỡng cực Giữa momen lưỡng cực với liên kết hóa học, cấu tạo, hình dạng phân tử có

mối liên hệ gì không?

SV: Đặng Thị Hồng

24

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp a) Momen lưỡng cực của phân tử Phân tử bao gồm các hạt nhân mang điện tích dương (+) và các electron mang điện tích (-). Trị số cộng các điện tích dương đó bằng Q, điện tích âm bằng – Q. Vì phân tử trung hòa điện nên Q ≡ |‒Q|. Hai trọng tâm của hai điện tích đó xác định vectơ , giả thiết

hướng từ Q đến – Q. (-Q)

(Q)

hơ n

r

N

Momen lưỡng cực của phân tử, kí hiệu là , được định nghĩa như sau:

uy

=Q

Q

Như vậy momen lưỡng cực là một đại lượng vectơ, có chiều hướng từ điện

thức:

được biểu thị theo biểu

m

tích dương (+) đến điện tích âm (-). Trị số hay độ lớn của

là Cm (Culong. Mét).

ạy

Trong hệ SI, đơn vị của

Kè

.

Theo thói quen, người ta hay dùng đơn vị Đơbai, kí hiệu D.

/+ D

Có liên hệ: 1D ≈ 3,33.10-30 Cm.

= 0, ta nói phân tử không phân cực. Ví dụ: H2, CO2, CH4, C6H6,…

Nếu phân tử có

≠ 0, ta nói phân tử đó phân cực,

càng lớn phân tử phân cực càng

co

m

Nếu phân tử có

e.

nhiều.

gl

b) Momen liên kết

oo

Đối với phân tử 2 nguyên tử như HCl, HI, momen lưỡng cực của phân tử cũng chính là momen lưỡng cực của liên kết giữa 2 nguyên tử H – Cl hay H – I.

us

.g

Đối với phân tử từ 3 nguyên tử trở lên, phải phân biệt momen lưỡng cực của

pl

liên kết với momen lưỡng cực của phân tử.

Momen lưỡng cực của liên kết được gọi là tắt là momen liên kết.

Xét phân tử 3 nguyên tử ABC. Có hai liên kết A – B và A – C. Hai momen

liên kết tương ứng là có liên hệ với

. Góc liên kết là α. Momen lưỡng cực của phân tử

là

.

SV: Đặng Thị Hồng

25

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Một cách rất gần đúng, áp dụng phương pháp cộng momen để tính momen lưỡng cực phân tử

từ các momen liên kết

thẳng, ta có momen

= 0.

.Ví dụ: Phân tử CO2 là phân tử

+ Liên hệ giữa momen lưỡng cực của phân tử

với các momen liên kết

. +

+2

cos

+ Momen lưỡng cực của các dẫn xuất nhiều nhóm thế:

= 0 nhưng những dẫn xuất đơn của benzen

N

Phân tử benzen không có cực

hơ n

=

= 1,53D; Nitrobenzen:

= 1,6D…)

m

3. Các loại liên kết

= 3,9D; Anilin:

Q

(Monoclobenzen:

uy

đều là những lưỡng cực.

Kè

Có thể chia thành 4 dạng:

ạy

- Liên kết ion (hay liên kết điện hóa trị).

- Liên kết kim loại.

/+ D

- Liên kết cộng hóa trị (hay liên kết nguyên tử).

m

- Tương tác giữa các phân tử (tương tác yếu).

co

+ Tương tác VanderWaals.

e.

+ Liên kết cầu nối hiđro.

gl

Không có ranh giới rõ rệt giữa các dạng liên kết này.

oo

4. Quy tắc octet

.g

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

us

năm 1916 nhà hóa học Kossel và Lewis đưa ra nhận xét mà ngày nay được gọi là quy tắc octet (hay quy tắc bát tử): Khi tạo liên kết hóa học, các nguyên tử có xu

pl

hướng đạt tới cấu hình lớp ngoài bền vững của nguyên tử khí trơ với 8 electron. Để đạt được cấu trúc bền của khí trơ, có thể có 2 cách chính: - Các electron từ nguyên tử này chuyển hẳn sang nguyên tử khác.

- Các electron giữa các nguyên tử tham gia góp chung.

Như vậy, với hai cách này sẽ dẫn đến hai loại liên kết chính: Liên kết ion và

liên kết cộng hóa trị mà chúng ta sẽ tìm hiểu trong các môđun tiếp theo.

SV: Đặng Thị Hồng

26

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá *Bài tập dành cho tất cả các SV 1.1. Hãy cho biết hình dạng của mỗi phân tử sau (có giải thích chi tiết dựa vào mô hình VSEPR): a) SnCl2; b) NH3; c) H2O; d) HF; e) SF4; f) ClF3; g) BrF5; h) XeF4 1.2. Hãy nêu dẫn chứng về sự liên hệ giữa trị số  với hình dạng phân tử.

hơ n

1.3. Biết rằng monoclobenzen có mômen lưỡng cực  = 1,53D, hãy tính mômen

N

lưỡng cực o, m, p của các hợp chất ortho-, meta-, para-, điclobenzen.

1.4. Xác định giá trị momen lưỡng cực (D)

uy

trong các dẫn xuất thế 2 lần của

Q

nhân benzen sau đây. Cho meta-điclobenzen (μ = 1,5D); ortho-đinitrobenzen (μ =

m

6,6D).

Kè

*Bài tập dành cho SV khá, giỏi

1.5. Bằng thực nghiệm người ta xác định được một cách gần đúng góc liên kết HCH

ạy

trong phân tử fomanđehit bằng 1200; các giá trị momen lưỡng cực của các liên kết

/+ D

lần lượt là μC-H = 0,4D và μC=O = 2,3 D. Từ các dữ kiện trên hãy xác định momen

m

lưỡng cực (D) của phân tử nói trên. Cho O > χC > χH.

co

1.6. 1) Hãy cho biết cấu hình hình học của phân tử và ion dưới đây, đồng thời sắp

,

,

.

b)

gl

a)

e.

xếp các góc liên kết trong chúng theo chiều giảm dần. Giải thích.

oo

2) So sánh mômen lưỡng cực giữa hai phân tử

.

và

. Giải thích.

:

.g

1.7. 1) Có các phân tử

,

và

.

us

a) Hãy cho biết cấu hình hình học của các phân tử

b) So sánh góc liên kết HXH giữa hai phân tử trên và giải thích.

pl

2) Xét các phân tử a) Các phân tử

có cấu hình hình học như thế nào?

và

b) Góc liên kết XPX trong phân tử nào lớn hơn?

3) Những phân tử nào sau đây có mômen lưỡng cực lớn hơn 0? ;

;

SV: Đặng Thị Hồng

;

;

;

.

27

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp TIỂU MÔĐUN 2: LIÊN KẾT ION A. Mục tiêu 1. Về kiến thức SV trình bày được: - Khái niệm và bản chất của liên kết ion.

- Một số đặc điểm của liên kết ion và hợp chất ion.

hơ n

SV giải thích được: - Sự hình thành liên kết ion trong phân tử các chất.

2. Về kĩ năng

m

Q

- Giải quyết các vấn đề thực tiễn có liên quan.

uy

N

- Ảnh hưởng của liên kết ion đến tính chất của các hợp chất ion.

Kè

3. Thái độ

- Tinh thần đoàn kết, ý thức tổ chức kỷ luật cao.

ạy

- Niềm say mê học tập, yêu thích môn học.

/+ D

4. Định hƣớng phát triển năng lực

- Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

co

B. Tài liệu tham khảo

m

- Năng lực giải bài tập định tính và định lượng hóa học.

e.

1. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất - NXB Đại học sư

gl

phạm, năm 2004.

oo

2. Lâm Ngọc Thiềm - Cấu tạo chất đại cương - NXB Đại học Quốc gia Hà

.g

Nội, năm 2004.

us

3. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại

pl

học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

4. Đào Đình Thức - Hoá học đại cương - Tập 1 - NXB Đại học Quốc gia Hà

Nội, năm 2004.

C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc Sinh viên tự đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau: 1. Nêu khái niệm liên kết ion; Bản chất của liên kết ion.

SV: Đặng Thị Hồng

28

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 2. Điều kiện hình thành liên kết ion và dấu hiệu cho thấy phân tử có liên kết ion.

3. Trình bày một số đặc điểm của liên kết ion và hợp chất ion.

D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu 1. Khái niệm và bản chất liên kết ion 1.1. Khái niệm

hơ n

Thuyết Kossel: Năm 1916, Kossel đưa ra giả thuyết: Trong phản ứng hóa học xác định, các nguyên tử có xu hướng thu thêm electron hay nhường bớt electron

uy

N

để đạt tới cấu hình electron bền vững của nguyên tử khí trơ với 8 electron. Các nguyên tử đó trở thành ion, chúng hút nhau tạo hợp chất có liên kết ion.

Mo → Mn+ + ne

m

Kè

vốn có ít ở vỏ hóa trị, trở thành ion dương:

Q

+ Để có 8 electron ở lớp ngoài cùng, nguyên tử kim loại mất bớt số electron

ạy

Thực tế thường gặp n = 1 (kim loại kiềm); n = 2 (kim loại kiềm thổ, Zn,

/+ D

Fe…); các trường hợp khác ít gặp hơn như n = 3 (Al);… + Trong lúc đó phi kim thu thêm electron (do nguyên tử vốn đã có số

m

electron hóa trị nhiều) trở thành ion âm:

co

Xo + ne → Xn-

e.

Thực tế, chủ yếu xẩy ra trường hợp n = 1 (các nguyên tử của các nguyên tố

gl

halogen). Khi n ≥ 2, các ion âm này ít có khả năng tồn tại do sự đẩy nhau giữa

oo

chúng làm cho hệ kém bền.

.g

1.2. Bản chất

us

Liên kết ion được hình thành khi các kim loại điển hình hóa hợp với các phi

pl

kim điển hình, trong đó có sự chuyển hẳn 1, 2 hoặc 3 electron hóa trị của các nguyên tử kim loại sang lớp ngoài cùng của các nguyên tử phi kim để tạo thành các

ion mang điện ngược dấu, hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, liên kết chúng lại. Do đó, liên kết ion có bản chất tĩnh điện.

Ví dụ: Phân tử NaCl, electron được chuyển từ Na sang Cl để tạo thành và

.

SV: Đặng Thị Hồng

29

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

Khi đó các ion Na

và

được hình thành bởi sơ đồ sau:

+ e;

Cl

+ e

hơ n

Như vậy sự hình thành trong liên kết ion là do sự phân bố lại các ion một cách đều đặn trên các nút mạng lưới tinh thể, giữa chúng tồn tại lực tương tác tĩnh

N

điện về mọi phía.

uy

Bảng 2.1. Một số ion đơn nguyên tử của một số nguyên tố nhóm chính

Mg2+

K+

Ca2+

Rb+

Sr2+

Cs+

Ba2+

VI

VII

(N3-)

(O2-)

F-

(P3-)

(S2-)

Cl-

m

Na+

V

Kè

Be2+

IV

Al3+

ạy

Li+

III

BrI-

/+ D

II

m

I

Q

NHÓM

co

2. Điều kiện để tạo thành liên kết ion

e.

- Liên kết được hình thành giữa các nguyên tố có tính chất khác hẳn nhau

gl

(kim loại điển hình và phi kim điển hình).

oo

3. Một số đặc điểm của liên kết ion và hợp chất ion 3.1. Lực liên kết

.g

+ Các ion tích điện trái dấu hút nhau, tạo ra hợp chất ion.

us

+ Lực liên kết trong hợp chất ion chủ yếu là lực tĩnh điện.

pl

3.2. Không có sự định hƣớng không gian Người ta cho rằng các ion có hình dạng quả cầu. Lực tĩnh điện mà ion tác

dụng được phân bố đều về tất cả các phương. Như vậy lực tương tác tĩnh điện giữa các ion không có sự định hướng không gian.

SV: Đặng Thị Hồng

30

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp + Do đặc điểm trên, một ion được vây quanh bởi một số ion tích điện trái dấu. Kết quả của sự tương tác đó tạo ra mạng tinh thể ion. Trong mạng tinh thể này không thể nhận biết được từng phân tử riêng rẽ.

3.3. Sự trung hòa điện Hợp chất ion, khi được viết dưới dạng công thức kinh nghiệm hay khi xét cả mạng tinh thể, đều trung hòa điện.

hơ n

Ví dụ: MgCl2, nếu xét ngay công thức này, ta thấy: MgCl2 → Mg2+ + 2ClTổng các điện tích dương với điện tích âm bằng không, nghĩa là phân tử

uy

N

(được biểu diễn bằng công thức kinh nghiệm) trung hòa điện.

E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá

Q

*Bài tập trắc nghiệm khách quan (Dành cho tất cả SV)

Kè

m

2.1. Cấu hình electron của cặp nguyên tử nào sau đây có thể tạo liên kết ion: A. 1s22s22p3 và 1s22s22p5

D.1s22s22p1 và 1s22s22p63s23p6

ạy

C. 1s22s1 và 1s22s22p63s23p2

B.1s22s1 và 1s22s22p5

/+ D

2.2. Trong dãy oxit sau: Na2O, MgO, Al2O3, SiO2, P2O5, SO3, Cl2O7. Những oxit có liên kết ion là

B. MgO, Al2O3, P2O5.

C. Na2O, MgO,Al2O3.

D. SO3, Cl2O3, Na2O.

co

m

A. Na2O, SiO2, P2O5 .

e.

*Bài tập tự luận (Dành cho tất cả các SV)

gl

2.3. Viết cấu hình electron của Cl (Z=17) và Ca (Z=20). Cho biết vị trí của chúng

oo

(chu kì, nhóm) trong bảng tuần hoàn. Liên kết giữa canxi và clo trong hợp chất

.g

CaCl2 thuộc loại liên kết gì? Vì sao? Viết sơ đồ hình thành liên kết đó.

us

*Bài tập dành cho SV khá, giỏi

pl

2.4. Giải thích tại sao naphtalen và iot lại dễ thăng hoa nhưng không dẫn điện, trái lại NaCl lại rất khó thăng hoa nhưng lại dẫn điện khi nóng chảy?

SV: Đặng Thị Hồng

31

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp TIỂU MÔĐUN 3: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ A. Mục tiêu 1. Về kiến thức SV trình bày được: - Khái niệm liên kết cộng hóa trị; Phân loại và đặc điểm của liên kết cộng

hơ n

hóa trị.

- Nội dung công thức cấu tạo Lewis; Nguyên tử trung tâm và phối tử, lõi nguyên tử, điện tích hình thức; Các bước để viết công thức cấu tạo Lewis; Giả SV giải thích được:

m

Q

- Nguyên nhân tạo thành liên kết cộng hóa trị.

uy

N

thuyết về sự cộng hưởng cấu tạo.

Kè

2. Về kĩ năng - Viết công thức Lewis của các phân tử.

ạy

- Giải quyết các vấn đề thực tiễn có liên quan.

/+ D

3. Thái độ

- Niềm say mê học tập, yêu thích môn học.

co

chính xác, khoa học.

m

- Giáo dục tư tưởng, đạo đức, tác phong như rèn luyện tính tự học, sáng tạo,

e.

4. Định hƣớng phát triển năng lực

gl

- Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

oo

- Năng lực tư duy, tổng hợp.

.g

B. Tài liệu tham khảo

us

1. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất - NXB Đại học sư

pl

phạm, năm 2004.

2. Lâm Ngọc Thiềm - Cấu tạo chất đại cương - NXB Đại học Quốc gia Hà

Nội, năm 2004.

3. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

4. Đào Đình Thức - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Giáo dục, năm 2008.

SV: Đặng Thị Hồng

32

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc Sinh viên tự đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau: 1. Trình bày khái niệm, phân loại và đặc điểm của liên kết cộng hóa trị.

2. Nêu điều kiện tạo thành liên kết cộng hóa trị.

3. Trình bày các bước để viết công thức cấu tạo Lewis.

hơ n

4. Trình bày giả thuyết về sự cộng hưởng cấu tạo.

D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu

N

1. Khái niệm, phân loại và đặc điểm liên kết cộng hóa trị

uy

1.1. Thuyết Lewis Năm 1916 Lewis đưa ra giả thuyết cho rằng:

Q

Trong phân tử được tạo ra từ nguyên tử các nguyên tố phi kim, liên kết hóa

Kè

m

học giữa hai nguyên tử được thực hiện bởi cặp (đôi) electron dùng chung, nhờ đó mà nguyên tử đều có được cấu hình lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí trơ

ạy

với 8 electron.

/+ D

Electron của mỗi nguyên tử có thể tham gia được liên kết là electron hóa trị. Đôi electron tạo liên kết phải có spin đối song.

co

là electron riêng.

m

Đôi electron liên kết, được kí hiệu ↑↓ hay ↓↑; các electron còn lại được gọi

e.

1.2. Phân loại liên kết cộng hóa trị

gl

- Căn cứ vào vị trí đôi electron dùng chung so với hạt nhân nguyên tử tham

oo

gia liên kết, người ta chia liên kết này thành hai loại.

.g

+ Liên kết cộng hóa trị không phân cực (hay không có cực).

us

+ Liên kết cộng hóa trị có cực (hay phân cực):

pl

- Căn cứ vào đôi electron dùng chung do một nguyên tử hay cả hai nguyên tử

tham gia liên kết đóng góp, người ta chia liên kết này thành 2 loại. + Liên kết cộng hóa trị thông thường. + Liên kết cho nhận (liên kết phối trí).

- Căn cứ vào số cặp electron dùng chung người ta chia liên kết này thành 2 loại. + Liên kết đơn: Có 1 cặp electron dùng chung. Ví dụ CH4, Cl2, ..

SV: Đặng Thị Hồng

33

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp + Liên kết bội: Có 2 hoặc 3 cặp electron dùng chung. Ví dụ CO2, C2H4, N2, …

- Căn cứ vào hình thức xen phủ của các obitan người ta chia liên kết thành 3 loại. + Liên kết σ (xen phủ trục → bền vững: xen phủ của các AO s –s; AO s-p; AO p-p). + Liên kết π (xen phủ biên hay bên → kém bền: xen phủ của các AO p-p). + Liên kết δ (đenta) (ít gặp: xen phủ của các AO -

hơ n

, dxy, dxz, dyz).

uy

Liên kết cộng hóa trị có tính định hướng không gian.

N

1.3. Đặc điểm của liên kết cộng hóa trị Liên kết cộng hóa trị có tính chất bão hòa.

Q

Ví dụ: Trong hợp chất giữa Cl với H, chỉ có 1 nguyên tử H liên kết với 1

m

nguyên tử Cl tạo thành HCl; không thể có nhiều hơn 1 nguyên tử H liên kết với 1

ạy

2. Công thức cấu tạo Lewis

Kè

nguyên tử Cl.

/+ D

Mặc dù hiện nay đã có các thuyết hiện đại giải thích về liên kết hóa học, nhưng việc biểu diễn một cách trực quan gần đúng CTCT của phân tử, giúp cho

m

người học dễ dàng hình dung là một việc rất cần thiết.

co

2.1. Nội dung và phạm vi áp dụng của CTCT Lewis

e.

Nội dung: Quy ước dùng một dấu chấm . để biểu thị một electron; hai dấu

gl

chấm : (hay ..) hoặc một vạch – (hay |, | … ) để chỉ một đôi electron trong nguyên tử

oo

hay phân tử. Công thức hóa học có dùng kí hiệu trên được gọi là CTCT Lewis (gọi tắt là công thức Lewis).

pl

us

.g

Ví dụ 1: Các cách viết công thức Lewis cho NH3.

NH3

a)

H

H H N H

H

b)

N

c)

H

|NH3 (hay NH3) (d)

Thông thường, khi viết công thức Lewis cho một hợp chất người ta ít chú ý đến sự lệch của đôi electron liên kết về phía nguyên tử nào. Trong các cách viết trên, thực tế thường dùng c).

SV: Đặng Thị Hồng

34

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 2.2. Một số khái niệm a) 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 để tạo octet cho lớp ngoài cùng của nó (hay nguyên tử có số oxi hóa cao nhất); các nguyên tử khác và cả đôi electron riêng của nguyên tử trung tâm được gọi là phối tử.

hơ n

••

Ví dụ 1: Xét NH3: cấu tạo Lewis là: N H3

N

Nguyên tử trung tâm là N; Phối tử gồm 3 H và đôi electron riêng của nitơ.

uy

b) Lõi nguyên tử

Q

Lõi của một nguyên tử gồm hạt nhân và electron ở lớp trong.

m

c) Điện tích

Kè

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

ạy

hóa trị vốn có của nguyên tử đó. Ví dụ: Xét điện tích lõi của C, N, O, F. C: +4; N: +5; O: +6; F: +7.

/+ D

Điện tích hình thức của một phân tử: Trị số này được tính như sau:

=

lõi của

-

gl

Hoặc

nguyên tử

Tổng số e -

tạo liên kết

nguyên tử

có nguyên tử tham gia.

e.

của nguyên tử

Tổng số e riêng của

co

hình thức

Điện tích

m

Điện tích

oo

Điện tích

=

.g

hình thức

Tổng số e

lõi của

-

nguyên tử

riêng của nguyên tử

Số liên kết -

nguyên tử đó tham gia.

us

của nguyên tử

Điện tích

pl

Ví dụ: Xác định điện tích hình thức của N trong: NH3 và NH4+.

••

- Trong NH3: Từ công thức cấu tạo Lewis là: N H3 , ta thấy: + Điện tích lõi của N là 5. + Số e riêng của N là 2. + Tổng số e tạo liên kết có N tham gia là 6 (hay có 3 liên kết).

SV: Đặng Thị Hồng

35

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Vậy: (Điện tích hình thức của N) = 5 – 2 - .6 = 5 – 2 – 3 = 0 - Trong NH4+: Xét tương tự trên, lưu ý N không còn electron riêng và N tham gia 4 liên kết với 4 H. Vậy: (Điện tích hình thức của N) = 5 – 0 - .8 = 5 – 0 – 4 = +1 Đây chính là điện tích của cả nhóm NH4+.

hơ n

Điện tích hình thức của một nguyên tử trong cấu trúc Lewis là hiệu số giữa số electron hóa trị mà nguyên tử có khi ở trạng thái cô lập so với số electron được

uy

N

gán cho nguyên tử đó trong cấu trúc Lewis.

2.3. Các bƣớc để viết cấu tạo Lewis

Q

Vấn đề được đặt ra là: Có một công thức hóa học, viết cấu tạo Lewis cho

Kè

m

công thức này, từ đó xét một vấn đề liên quan, chủ yếu là hình thức dạng của công thức đó. Để viết được đúng và nhanh cấu tạo Lewis cho một công thức hóa học, ta

ạy

theo thứ tự các bước:

/+ D

Bước 1: Viết cấu tạo sơ bộ của công thức phân tử đó.

Bước 2: Tìm tổng số electron hóa trị của các nguyên tử, quy ước dùng kí

m

hiệu n1.

co

Nếu công thức đó là:

e.

+ Ion âm: 1 đơn vị điện tích âm được cộng thêm 1electron vào tổng trên.

gl

+ Ion dương: 1 đơn vị điện tích dương trừ đi 1electron từ tổng trên.

oo

+ Phân tử trung hòa → không áp dụng phần này.

.g

Bước 3: Tìm công thức Lewis (gần đúng).

us

+ Tìm tổng số electron đã tạo liên kết trong công thức đưa ra ở bước 1, ta kí

pl

hiệu là n2. Tìm số electron còn lại, kí hiệu n3: n3 = n1 – n2. + Lấy số electron từ n3 để tạo octet cho nguyên tử âm điện nhất trong công

thức sơ bộ. Tổng số electron tạo được kí hiệu là n4.

Bước 4: Tìm công thức Lewis đúng. + Tìm số electron còn lại, kí hiệu n5 = n3 – n4.

SV: Đặng Thị Hồng

36

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Nếu n5 = 0: Tính điện tích hình thức ở mỗi nguyên tử trong công thức viết ở bước 3.

Nếu n5 ≠ 0: Dùng số electron này tạo octet cho nguyên tử trung tâm. + Chú ý: Việc này chỉ được thực hiện khi nguyên tử trung tâm là nguyên tử của nguyên tố thuộc chu kì 3 trở đi. Sau đó tính lại điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử trong công thức vừa viết.

hơ n

+ Sau khi thực hiện như trên, nếu nguyên tử trung tâm là nguyên tử của nguyên tố chu kì 2 chưa đạt được octet, ta phải chuyển một hay một số đôi electron

uy

N

riêng thành đôi electron liên kết, sao cho có được octet đối với nguyên tử trung tâm đó.

Tính lại điện tích hình thức và kết luận.

Q

Để làm ví dụ ta xét phân tử: HCN.

Kè

m

Bước 1: Ta có H: C: N

Bước 2: Dựa vào cấu hình electron của các nguyên tử.

ạy

H: 1s1 → 1e; C: 1s22s22p2 → 4e; N: 1s22s22p3 → 5e. Vậy n1 = (1+4+5)e = 10e.

/+ D

Bước 3: n2 = 4e. Vậy n3 = n1 – n2 = (10 – 4)e = 6e.

Ta thấy: N âm điện hơn C nên phải tạo octet cho N. Hiện nay N mới có 2e;

N

co

C

e.

H

m

nó cần 6e nữa mới có octet. Ở đây n4 = 6e.

gl

Bước 4: Ta có: n3 = n4 = 6e nên n5 = 0.

oo

Do đó tính điện tích hình thức cho các nguyên tử: H: 1 – 1 = 0

N: 5 – 6 – 1 = - 2.

C: 4 – 2 = +2

us

.g

Ta thấy nguyên tử trung tâm C còn thiếu 4 electron mới có được octet. Vậy

pl

ta phải chuyển 4 electron riêng của N thành 4electron liên kết: H C N (c)

H C N

H C

(e)

N

(f)

Tính lại điện tích hình thức của các nguyên tử trong (f): H: 1 – 1 = 0

C: 4 – 4 = 0

N: 5 – 2 – 3 = 0.

Kết luận: (f) là công thức Lewis cần tìm cho HCN.

SV: Đặng Thị Hồng

37

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp *Chú ý: + Công thức Lewis hợp lí khi điện tích hình thức của các nguyên tử trong phân tử trung hòa đều bằng không, còn trong các ion phân tử không tồn tại các nguyên tử mang điện tích hình thức trái dấu. + Nếu nguyên tử trung tâm thuộc nguyên tố chu kỳ 3 trở đi thì quy tắc octet không còn là bắt buộc với nguyên tử đó. Lúc này cần tạo ra các liên kết bội để giảm

hơ n

điện tích hình thức đến mức có thể được.

2.4. Giả thuyết về sự cộng hƣởng cấu tạo

uy

N

a) Trước hết ta áp dụng các bước đã nêu trên đây để tìm cấu tạo Lewis của CO32-.

Q

b) Giả thuyết về sự cộng hưởng cấu tạo (Đọc thêm trong tài liệu tham khảo)

Kè

m

+ Thực nghiệm cho biết CO32- có cấu tạo phẳng, 3 nguyên tử oxi ở 3 đỉnh của tam giác đều, góc OCO ≈ 120o, 3 liên kết C – O có độ dài bằng nhau, là 131pm.

ạy

Để giải thích kết quả này, người ta giả thiết rằng đã có sự cộng hưởng giữa 3

/+ D

cấu tạo d1, d2, d3 với nhau. Ba công thức Lewis tương đương nhau; chúng được gọi là các công thức cộng hưởng của CO32-.

m

Giả thuyết về sự cộng hưởng các cấu tạo có thể áp dụng cho các trường hợp

co

khác nhau như: NO3-, SO42-, PO43-, C6H6,…

e.

c) Áp dụng giả thuyết này ta tính được điện tích trên mỗi nguyên tử oxi

gl

trong CO32- theo công thức:

.g

oo

Điện tích hình thức trên

Điện tích toàn nhóm = Số cấu tạo cộng hưởng

pl

us

mỗi nguyên tử xác định

+ Cụ thể: Điện tích hình thức trên mỗi nguyên tử oxi = + Kết quả này cho thấy: điện tích trong ion CO32- không cố định trên một

nguyên tử oxi nào; điện tích đó được phân bố cho các nguyên tử oxi trong nhóm.

Người ta nói: có sự giải tỏa điện tích.

Thực chất sự giải tỏa điện tích này là giải tỏa electron.

SV: Đặng Thị Hồng

38

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp d) Bậc liên kết +) Thông thường chúng ta quan niệm: Bậc của một liên kết được xác định bằng tổng số các cặp electron tạo ra liên kết đó. +) Khi xét đến cấu tạo cộng hưởng thì: Bậc của một liên kết được chọn bằng tổng các bậc liên kết của liên kết đó trong cấu tạo cộng hưởng chia cho số cấu tạo cộng hưởng.

hơ n

Áp dụng cho CO32-: Chọn bất cứ một liên kết nào trong ba liên kết giữa C với O, ta đều thấy tổng bậc của liên kết đó là: 2+1+1 = 4. Ta có 3 cấu tạo công

uy

N

hưởng (d1, d2, d3).

=1

Q

Vậy bậc của liên kết giữa C với O trong CO32- bằng:

m

Kết quả này cho thấy liên kết giữa C với O trong CO32- có bậc trung gian

Kè

giữa liên kết đôi C = O (bằng 2) với liên kết đơn C – O (bằng 1).

ạy

Liên kết C = O trong H2C = O bằng 121pm.

Liên kết C – O trong H3C – OH bằng 143pm. Như trên đã biết, thực nghiệm

/+ D

xác định được độ dài liên kết giữa C với O trong CO32- bằng 131 pm.

m

E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá

co

*Bài tập dành cho tất cả các SV

e.

3.1. Viết CT Lewis và chỉ rõ hình dạng của PCl5 theo thuyết VSEPR (có hình vẽ).

gl

3.2. Viết công thức Lewis cho mỗi phân tử sau:

oo

N2, NH3, O3, SO3, PH3, HClO3, SeF4.

3.3. Viết công thức cấu tạo Lewis của SOCl2, CO32-, SO2Cl2, SO2 và dự đoán dạng

.g

hình học theo VSEPR.

us

3.4. Viết cấu trúc Lewis cho ion HCO2- và tính điện tích hình thức cho mỗi nguyên

pl

tử.

3.5. Viết công thức cấu tạo Lewis cho từng phân tử hay ion sau đây, công thức nào chứa nguyên tử mà lớp electron ngoài cùng chứa nhiều hơn tám electron: a) AsCl5

b) PF6-

c) ICl3

d) C2H6.

3.6. Viết hai công thức cấu tạo cộng hưởng của phân tử ozôn, lưu huỳnh đioxit, lưu huỳnh trioxit, benzen.

SV: Đặng Thị Hồng

39

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp *Bài tập dành cho SV khá, giỏi 3.7. Nitơ có rất nhiều oxit. Một trong số những oxit quan trọng của nitơ là NO2 , một khí màu nâu đỏ, rất hoạt động hóa học. a) Vẽ công thức Lewis của NO2 và hãy xác định hình dạng của nó dựa trên thuyết VSEPR. b) Sử dụng thuyết VSEPR hãy xác định hình dạng của hai ion NO2- và NO2+.

hơ n

So sánh hình dạng của hai ion trên với NO2.

3.8. Nhôm clorua khi hoà tan vào một số dung môi hoặc khi bay hơi ở nhiệt độ

uy

N

không quá cao thì tồn tại ở dạng dime (Al2Cl6). Ở nhiệt độ cao (7000C) dime bị phân li thành monome (AlCl3). Viết công thức cấu tạo Lewis của phân tử dime và

Q

monome.

/+ D

ạy

Kè

m

3.9. Thioure – S,S – đioxit có khung cấu tạo như sau:

Viết công thức Lewis cho Thioure – S,S – đioxit với điện tích hình thức của

m

tất cả các nguyên tố bằng không.

co

Dựa vào thuyết sức đẩy cặp electron (VSEPR). Hãy xác định dạng hình học

e.

của nguyên tử lưu huỳnh, cacbon và nitơ dựa vào cấu trúc Lewis đã đề ra.

gl

3.10. Ion sunfat có cấu trúc tứ diện đều, trong đó nguyên tử trung tâm là lưu huỳnh

oo

với 4 liên kết S-O tương đương có độ dài 149pm. Viết các cấu tạo cộng hưởng của

pl

us

.g

ion sunfat phù hợp với các dữ kiện trên.

TIỂU MÔĐUN 4: THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (THUYẾT VB)

A. Mục tiêu 1. Về kiến thức SV trình bày được: - Các luận điểm cơ sở của thuyết VB. - Sơ lược về lời giải bài toán phân tử H2 theo phương pháp Heitler - London.

SV: Đặng Thị Hồng

40

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp - Thuyết lai hóa: Khái niệm lai hóa, một số đặc điểm của lai hóa và một số dạng lai hóa chủ yếu.

- Nội dung nguyên lí xen phủ cực đại. Thuyết hóa trị định hướng.

- Khái niệm, đặc điểm liên kết

và liên kết ; Sơ đồ hóa trị và sự chồng chất

sơ đồ hóa trị.

- Liên kết cho nhận và điều kiện để có liên kết cho nhận.

N

SV giải thích được:

hơ n

- Nội dung thuyết spin về hóa trị.

uy

- Sự hình thành liên kết trong các phân tử theo thuyết VB.

- Giải thích được các góc hóa trị của nhiều phân tử phù hợp với TN.

m

Q

2. Về kĩ năng

Kè

- Giải thích sự hình thành liên kết trong các phân tử theo thuyết VB. - Dựa vào thuyết lai hoá giải thích góc liên kết của các phân tử phù hợp với

ạy

TN.

/+ D

- Dựa vào thuyết spin về hóa trị xác định hóa trị tối đa của một nguyên tố.

3. Thái độ

m

- Tạo hứng thú học tập và nghiêm túc khi học.

co

- Xây dựng lòng yêu thích, say mê NCKH cho sinh viên Sư phạm.

e.

4. Định hƣớng phát triển năng lực

gl

- Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

oo

- Năng lực giải quyết vấn đề.

.g

- Năng lực tư duy, tổng hợp.

us

- Năng lực giải bài tập định tính và định lượng hóa học.

pl

B. Tài liệu tham khảo 1. PGS. Nguyễn Đình Chi - Hóa học đại cương - NXB GD, năm 2007.

2. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất - NXB Đại học sư

phạm, năm 2004.

3. Lâm Ngọc Thiềm - Cấu tạo chất đại cương - NXB Đại học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

SV: Đặng Thị Hồng

41

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 4. Lâm Ngọc Thiềm - Cơ sở lí thuyết Hóa học - NXB Giáo Dục, năm 2008.

5. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

6. Đào Đình Thức - Hoá học đại cương - Tập 1 - NXB Đại học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

7. Đào Đình Thức - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Giáo dục, năm 2008.

hơ n

C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc

SV đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau:

uy

N

1. Nêu các luận điểm cơ sở của thuyết VB. Lấy ví dụ minh họa từng luận điểm đó.

m

Q

2. Trình bày sơ lược về lời giải bài toán H2 theo phương pháp Heitler -

Kè

London.

3. Nêu khái niệm lai hóa, đặc điểm của lai hóa và một số lai hóa thường gặp.

ạy

4. Nêu nội dung của nguyên lí xen phủ cực đại.

/+ D

5. Trình bày nội dung thuyết hóa trị định hướng. Lấy ví dụ minh họa.

6. Nêu khái niệm vạch hóa trị, sơ đồ hóa trị. Biểu diễn vạch hóa trị cho công

m

thức NH3, NH4+.

co

7. Trình bày nội dung thuyết spin về hóa trị. Lấy ví dụ minh họa.

e.

8. Trình bày khái niệm liên kết cho nhận. Lấy ví dụ minh họa. Nêu điều kiện

gl

để tạo được liên kết cho nhận.

oo

D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu

.g

1. Khái quát về sự khảo sát phân tử bằng cơ học lƣợng tử

us

1.1. Các phƣơng pháp gần đúng

pl

Ta đã biết phân tử là hệ thống các vi hạt, vì vậy lí thuyết về phân tử phải

được xây dựng trên cơ sở của cơ học lượng tử.

Về nguyên tắc, việc giải phương trình Schrodinger cho các bài toán về phân

tử sẽ cho phép xác định những hàm sóng mô tả các trạng thái của phân tử, các trị riêng năng lượng tương ứng và từ đó người ta có thể giải thích được mọi hiện tượng về phân tử.

SV: Đặng Thị Hồng

42

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Tuy nhiên, vì phân tử là một hệ phức tạp nên trên thực tế việc giải chính xác phương trình Schrodinger đối với hệ phân tử là không thực hiện được. Vì vậy, việc khảo sát cơ học lượng tử về phân tử phải được thực hiện theo các phương pháp gần đúng.

Có 2 phương pháp cơ bản: Phương pháp liên kết cộng hóa trị (phương pháp VB) và phương pháp orbital phân tử (phương pháp MO).

Hiện nay người ta ít sử dụng phương pháp VB trong việc khảo sát về phân

hơ n

tử. Vì vậy, trong phần này ta chỉ xét dạng đơn giản của phương pháp này, chủ yếu

N

phục vụ cho việc mô tả định tính các liên kết được coi là những liên kết định cư

uy

trong phân tử.

1.2. Phép tính biến phân và việc xác định các hàm gần đúng (Tự tham khảo

m

Q

trong các học liệu)

Kè

2. Các luận điểm cơ sở của thuyết VB

Có thể trình bày một cách khái quát các luận điểm cơ sở của thuyết VB như sau:

ạy

1. Một cách gần đúng, coi cấu tạo electron của nguyên tử vẫn được bảo toàn

/+ D

khi hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển động của electron trong AO. Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của 2 nguyên tử xen phủ nhau

m

tạo liên kết hóa học thì vùng xen phủ đó là chung cho cả 2 nguyên tử.

co

2. Mỗi liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử được đảm bảo 2 electron spin đối

e.

song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi electron đó là

gl

electron độc thân trong một AO hóa trị của một nguyên tử.

oo

3. Sự xen phủ giữa 2 AO có 2 electron của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên

.g

kết được tạo ra càng bền (nguyên lí xen phủ cực đại).

us

Mỗi luận điểm trên đều có vị trí xác định trong nội dung của thuyết VB. Tuy

pl

nhiên, luận điểm 2 được coi là luận điểm chủ đạo. Do đó thuyết VB còn gọi là thuyết cặp electron.

3. Xét sơ lƣợc phƣơng pháp Heitler - London: Giải bài toán phân tử H2 Vì lí thuyết kinh điển không giải thích được những vấn đề cơ bản về phân tử và liên kết nên ngay sau khi có cơ học lượng tử, năm 1927 Heitler đã vận dụng những nguyên lí của cơ học lượng tử giải bài toán về phân tử H2.

SV: Đặng Thị Hồng

43

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 3.1. Mô hình phân tử + Nguyên tử H1: Có hạt nhân (a) và (1) là vị trí electron của nguyên tử H1. + Nguyên tử H2: Có hạt nhân (b) và (2) là vị trí electron của nguyên tử H2. + r12: Khoảng cách 2 electron, r1a là khoảng cách từ e1 đến hạt nhân a, r1b là khoảng cách từ e1 đến hạt nhân b, r2a là khoảng cách từ e2 đến hạt nhân a, r2b là

uy

N

hơ n

khoảng cách từ e2 đến hạt nhân b.

H1

H2

m

Q

Nguyên tử

Hình 4.1. Mô hình phân tử H2

+

=

+

m

Dùng hệ đơn vị nguyên tử (đvn) ta có biểu thức của

co

=‒

‒

‒

‒

‒

+

+

+

như sau: ‒

+

+

e.

→

ψ = E.ψ

+

/+ D

+



:

ạy

- Toán tử Hamintơn

Kè

3.2. Phƣơng trình Schrodinger đối với phân tử H2 có dạng:

gl

Trong đó: + 2 số hạng đầu là 2 động năng của 2 electron.

oo

+ 4 số hạng tiếp theo là 4 thế năng hút giữa 2 hạt nhân với 2

là thế năng đẩy giữa 2 electron;

là thế năng đẩy giữa 2 hạt nhân.

.g

electron;

us

Phương trình này không giải được chính xác nên Heitler - London đã xác

pl

định 2 kết quả là hàm sóng ψ và năng lượng E của hệ phân tử H2 (có 2 electron)

bằng phương pháp gần đúng.

- Hàm sóng ψ: Gồm hàm không gian và hàm spin (Hàm sóng toàn phần). *Hàm không gian: Nguyên tử H có cấu hình electron là 1s1 → kí hiệu AO ứng với nguyên tử H có hạt nhân a là φa, AO ứng với nguyên tử H có hạt nhân b là φb.

SV: Đặng Thị Hồng

44

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Các hàm tích: Ф1 = φa(1). φb(2) Ф2 = φa(2). φb(1) (Qui ước AO viết trước ứng với e1, AO viết sau ứng với e2)… → Ф1 = φa. φb

Tổ hợp các hàm tích đó ta có : ψ+ = ψS = C+.(Ф1+Ф2) (1)

Ф2 = φa. φb

ψ- = ψA = C-.(Ф1-Ф2) (2)

(Có tổ hợp cộng và trừ)

hơ n

Biểu thức (1) là hàm không gian đối xứng và (2) là hàm không gian phản đối xứng.

*Hàm sóng spin: Hệ có 2 electron nên có các hàm spin α, β. Từ 2 hàm này ta tạo ra

uy

(α(1)β(2) ‒ β(1)α(2)) → mô tả trạng thái spin

Q

+ 1 hàm phản đối xứng:

N

được 4 hàm spin tổ hợp, trong đó:

(α(1)β(2) + α(2)β(1)) là các hàm spin đối

Kè

+ 3 hàm α(1)α(2) ; β(1)β(2) ;

m

2electron đối song (↑↓ hay ↓↑).

ạy

xứng → mô tả trạng thái spin 2 electron song song (↑↑ hay ↓↓).

/+ D

*Hàm sóng toàn phần hay hàm obitan Ψ: Thực nghiệm xác định là một hàm phản hàm Ψ phản đối xứng.

m

đối xứng → Kết hợp các hàm không gian ψ+, ψ- với 4 hàm spin tổ hợp sẽ thu được 4 Ψ = E.Ψ

e.

chỉ tác dụng vào phần không gian của Ψ nên ta có: = E.

oo

gl

Tuy nhiên, do

co

*Phương trình Schrodinger: Về nguyên tắc phải viết:

Giải phương trình Schrodinger theo phương pháp giải phương trình vi phân

.g

tuyến tính cấp 2 thu được kết quả:

us

*Kết quả: Thu được đồng thời 2 kết quả hàm sóng (hàm riêng) và năng lượng (trị

pl

riêng).

+ Hàm sóng ψ+ có tương ứng E+ = 2EH + + Hàm sóng ψ- có tương ứng E- = 2EH +

Trong đó: EH là năng lượng của 1 nguyên tử H cô lập; Q’ là tích phân Culong, Q’ ứng với phần năng lượng tương tác Culong; A’ là tích phân trao đổi, A’ ứng với

SV: Đặng Thị Hồng

45

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp phần năng lượng chỉ xuất hiện khi xét hệ theo quan niệm của cơ học lượng tử. Q’, A’ đều âm: |

<| |

*Ý nghĩa của kết quả: + S là tích phân xen phủ đã biết, 0  S  1. + Năng lượng: Từ các biểu thức trên, ta có các đường cong năng lượng

Kè

m

Q

uy

N

hơ n

tương ứng như sau:

Hình 4.2. Đường cong năng lượng E+, E- theo phương pháp Heitler - London.

ạy

Đường cong E- nằm ở phần dương, E- > 0 → Không có cực tiểu chứng tỏ

/+ D

không có sự hình thành phân tử H2 (Trạng thái spin của 2 electron là song song ↑↑) Đường cong E+ có cực tiểu Emin < 0 tại R = Ro

m

Emin là năng lượng được giải phóng khi 2 nguyên tử H tiến đến khoảng cách

co

Ro thì phân tử H2 được hình thành. = - Emin là năng lượng liên kết của H2 và R = Ro là độ dài liên kết của

e.

Vậy

gl

H2 ứng với 2e có spin đối song.

oo

Hàm sóng: Theo tiên đề về hàm sóng, xét mật độ xác suất tương ứng với mỗi

.g

hàm sóng thu được, ta có: +

+2

→ Ứng với

↑↓ hay ↓↑

pl

us

Ứng với ψ+ ta có: | ψ+ |2 =

Ứng với ψ- ta có: | ψ- |2 =

‒2

+

→ Ứng với ↑↑ hay ↓↓

Từ 2 hình trên ta thấy ứng với | ψ+ |2 ở vùng giữa 2 hạt nhân a, b mật độ electron tăng lên đạt tới giá trị lớn nhất 2

SV: Đặng Thị Hồng

46

→ có tác dụng làm giảm lực đẩy

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp giữa 2 hạt nhân nên chúng tiến lại gần nhau, liên kết hóa học hình thành. Vậy hàm sóng ψ+ mô tả liên kết hóa học trong phân tử H2. Trái lại ứng với hình | ψ- |2 ở vùng giữa 2 hạt nhân a, b mật độ electron giảm tới 0 → 2 hạt nhân đẩy nhau xa vô tận → liên kết hóa học không được hình thành. *Kết luận: Lời giải phương trình Schrodinger cho hệ phân tử H2 theo phương pháp

hơ n

Heitler - London cho kết quả hàm sóng ψ+ mô tả liên kết ứng với năng lượng E+.

4. Thuyết lai hóa

N

4.1. Điều kiện ra đời của thuyết lai hóa (SV tự tìm hiểu)

uy

4.2. Nội dung thuyết lai hóa

4.2.1. Khái niệm lai hóa: Lai hóa là sự tổ hợp tuyến tính các AO hóa trị

m

Kè

tử tạo ra các AO mới có cùng năng lượng.

Q

nguyên chất (hay thuần khiết) chỉ có số lượng tử l khác nhau của cùng một nguyên 4.2.2. Một số đặc điểm của lai hóa

ạy

- Điều kiện để các AO hóa trị tham gia lai hóa được là phải có năng lượng

/+ D

gần nhau.

- Số AO lai hóa thu được bằng tổng số các AO tham gia tổ hợp tuyến tính.

m

- Các AO lai hóa là các AO suy biến, nghĩa là các AO có cùng năng lượng.

e.

đầu kia bị thu hẹp.

co

- Đặc điểm hình học của AO lai hóa là có một đầu (hay 1 phần) nở rộng còn

gl

Sự định hướng các AO lai hóa trong không gian tương ứng với sự phân bố

oo

không gian xác định các electron.

.g

4.2.3. Một số dạng lai hóa chủ yếu

us

Thực tế thường xét hợp chất của các nguyên tố chu kì 2. Các AO hóa trị của

pl

mỗi nguyên tử của nguyên tố chu kì 2 là 2s, 2px, 2py, 2pz. Để viết gọn, kí hiệu vắn tắt các AO đó là s, x, y, z. Ta sẽ xét các dạng lai hóa có các AO hóa trị này tham gia. a) Lai hóa sp (Lai hóa thẳng: Góc giữa 2 trục 2AO - sp là 180o). + Khái niệm: Lai hóa sp là sự tổ hợp tuyến tính 1 AO - s với 1 AO - p (thường dùng AO - z ) tạo ra 2 AO lai hóa sp. + Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp.

SV: Đặng Thị Hồng

47

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp E

p

2AO sp

s t.t.c.b

t.t.k.t

hơ n

t.t.lai hóa sp

uy

N

+ Hình dạng AO thu được và sự phân bố không gian các AO đó.

s+p

/+ D

ạy

Kè

m

Q

2AO - sp lai hóa

Hình 4.3. Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp.

m

+ Biểu thức của 2 AO lai hóa (SV tự tìm hiểu)

co

+ Hợp chất để minh họa cho lai hóa sp: Phân tử BeH2, ankin, CO2, …

e.

b) Lai hóa sp2 (Lai hóa tam giác: Góc giữa 2 trục 2 AO - sp2 là 120o).

gl

+ Khái niệm: Lai hóa sp2 là sự tổ hợp tuyến tính 1 AO - s với 2 AO - p

oo

(thường chọn AO - x, AO - y) tạo ra 3 AO lai hóa sp2.

.g

+ Sơ đồ biểu diễn quá trình AO lai hóa sp2 (SV tự viết)

pl

us

+ Hình dạng và sự phân bố trong không gian.

SV: Đặng Thị Hồng

48

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

Hình 4.4. Sự phân bố không gian các AO – sp2; (1) 3AO hóa trị x, y, z; (2) Và AO lai hóa

hơ n

sp2 là t1, t2, t3; (3) Có thêm AO - z.

+ Biểu thức của 3 AO lai hóa - sp2 (SV tự tìm hiểu)

N

+ Hợp chất minh họa cho lai hóa sp2: Phân tử BF3, anken, C6H6……

uy

c) Lai hóa sp3 (Lai hóa tứ diện: Góc giữa 2 trục của 2 AO là 109o28’).

Q

+ Khái niệm: Lai hóa trong đó 1 AO - s tổ hợp tuyến tính với 3 AO - p tạo ra

m

4 AO mới có cùng năng lượng.

Kè

+ Sơ đồ biểu diễn quá trình AO lai hóa (SV tự viết)

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

+ Hình dạng và sự phân bố trong không gian.

pl

Hình 4.5. Sự phân bố không gian các AO – sp3; (1) Quy ước hệ tọa độ; (2) Và (3) Sự định hướng của 4 AO - sp3.

+ Biểu thức (SV tự tìm hiểu) + Hợp chất minh họa cho lai hóa sp3: H2O, NH3, NH4+, ankan…

SV: Đặng Thị Hồng

49

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 5. Nguyên lí xen phủ cực đại. Thuyết hóa trị định hƣớng 5.1. Nội dung nguyên lí xen phủ cực đại: Liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử sẽ được phân bố theo phương nào mà ở đó có sự xen phủ lớn nhất (cực đại) của 2 AO tham gia liên kết.

5.2. Thuyết hóa trị định hƣớng Nội dung: Sự định hướng hóa trị của nguyên tử tham gia liên kết thể hiện ở

hơ n

sự có trị số xác định của góc liên kết (góc hóa trị) trong phân tử nhiều nguyên tử. + Góc liên kết (góc hóa trị) là 1 trong số các tính chất phân tử được thực nghiệm

N

phát hiện. Dựa vào thuyết hóa trị định hướng ta có thể giải thích được kết quả đó.

uy

Ví dụ: Trong phân tử H2S có góc HSH  92o.

m

Q

6. Liên kết σ, π. Sơ đồ hóa trị. Sự chồng chất sơ đồ hóa trị

Kè

6.1. Liên kết σ, π 6.1.1 Liên kết xichma (σ)

ạy

*Khái niệm: Liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử mà vùng xen phủ 2 AO được phân

/+ D

bố dọc đường nối tâm 2 hạt nhân của 2 nguyên tử đó, được gọi là liên kết xichma, kí hiệu σ.

m

*Đặc điểm:

co

+ Liên kết σ là liên kết bền.

e.

+ Đặc điểm quan trọng là: Có tính đối xứng với trục liên kết (các nguyên tử

oo

liên kết).

gl

hay nhóm nguyên tử có thể quay tự do quanh trục liên kết mà không ảnh hưởng đến

.g

Những AO nào có thể xen phủ tạo liên kết σ?

us

6.1.2 Liên kết pi (π)

pl

*Khái niệm: Liên kết được tạo ra từ sự xen phủ 2 AO – p nguyên chất của 2 nguyên tử tham gia liên kết mà mặt phẳng chứa liên kết này vuông góc với trục liên kết σ giữa 2 nguyên tử đó, được gọi là liên kết pi, kí hiệu π.

SV: Đặng Thị Hồng

50

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp *Đặc điểm: + Các AO - p tạo liên kết π không đối xứng với trục liên kết σ mà chỉ đối xứng qua mặt phẳng σ. Do đó liên kết π cản trở sự quay của các nguyên tử quanh trục liên kết σ… + Liên kết π kém bền, dễ bị phân cực nên các hợp chất chứa liên kết π có khả năng phản ứng cao hơn.

hơ n

6.2. Sơ đồ hóa trị *Khái niệm:

uy

N

- Vạch hóa trị: Theo qui ước của Lewis, mỗi đôi electron (2 electron) được kí hiệu bằng 1 vạch ( − hay | hay /…)

Q

+ Khái niệm: Vạch biểu diễn 1 đôi electron (2 electron) hóa trị, là đôi

Kè

m

electron riêng hay đôi electron liên kết, được gọi là vạch hóa trị. + Ví dụ: Phân tử NH3. Quanh nguyên tử N trong NH3 có 4 đôi electron hóa

m

/+ D

ạy

trị gồm 1 đôi electron riêng và 3 đôi electron liên kết.

co

- Sơ đồ hóa trị: Sơ đồ trong đó kí hiệu các nguyên tử được viết theo một thứ

e.

tự xác định và nối với nhau bằng những vạch hóa trị thành từng cặp 2 nguyên tử sao

gl

cho về nguyên tắc, có nhiều nhất số liên kết; số lượng vạch xuất phát từ mỗi nguyên

oo

tử phải đúng hóa trị của nguyên tử đó và sơ đồ hóa trị phải có nghĩa.

.g

Ví dụ: Với phân tử HCN có thể có các cách viết sau:

pl

us

H

C

N

(1)

H

C

N

H

(2)

C (3)

N

C

N

H

; ...

(4)

Theo quan điểm trên chỉ có (3) mới đúng là sơ đồ hóa trị của HCN.

6.3. Sự chồng chất sơ đồ hóa trị Có công thức hóa học chỉ có 1 sơ đồ hóa trị. Đây là các trường hợp mà trong đó có thể chỉ rõ 1 cách duy nhất việc biểu diễn các liên kết cố định (khu trú) 2 tâm.

Ví dụ: NH3, HCN, CH3COOH…

SV: Đặng Thị Hồng

51

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Tuy nhiên, có nhiều công thức trong đó các liên kết π không cố định thì không thể biểu diễn bằng 1 sơ đồ hóa trị đối với 1 công thức.

Ví dụ: Phân tử C6H6: Công thức cấu tạo thực của C6H6 là kết quả của sự chồng chất hay tổ hợp tuyến tính các sơ đồ hóa trị. Do đó để mô tả tốt nhất cấu tạo thực của benzen, nên dùng cấu tạo giải tỏa (1) hoặc ở mức độ gần đúng, có thể dùng

uy

N

hơ n

công thức Kekulê (2).

Q

Hình 4.6. Một số cách biểu diễn cấu tạo của C6H6

m

7. Thuyết spin về hóa trị

Kè

7.1. Nội dung

ạy

- Quan điểm cơ sở: Hóa trị của một nguyên tử được xác định bởi số electron độc thân mà nguyên tử đó có ở trạng thái đang xét.

/+ D

- Áp dụng: Xét các nguyên tố chu kì 2 như: C, N, O,… Nguyên tố chu kì 3: P…

m

Xét chu kì 2: 4 AO hoá trị. Vậy nguyên tử của nguyên tố chu kì 2 có nhiều nhất

co

4 electron độc thân nghĩa là hoá trị cao nhất của nguyên tử nguyên tố chu kì 2 là 4.

7.2. Sự mở rộng cách tính hóa trị theo thuyết spin

e.

Có thể xác định hóa trị cộng hóa trị dựa vào số liên kết cộng hóa trị mà

oo

gl

nguyên tử được xét Ví dụ: Xét hóa trị của N trong NH4+. Ta có: N có hóa trị 4 vì quanh N có 4 liên kết cộng hóa trị (3 liên kết thường và 1 liên kết cho nhận).

.g

8. Liên kết cho nhận.

us

8.1. Khái niệm: Liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử mà đôi electron tạo ra liên kết

pl

đó trước khi có liên kết thuộc về 1 nguyên tử được gọi là liên kết cho nhận.

Ví dụ: Phân tử NH4+, CO, HNO3, N2O5… + Kí hiệu “→” chỉ liên kết cho nhận, gốc từ chất cho, đầu mũi tên đến chất nhận.

8.2. Điều kiện Để tạo được liên kết cho nhận, nhất thiết phải có nguyên tử (hay chất) cho và nguyên tử (hay chất) nhận.

SV: Đặng Thị Hồng

52

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Ví dụ: Phân tử CO: C

O giống phân tử N : N ≡ N (Vì thực nghiệm cho 2

kết quả về độ dài liên kết và năng lượng liên kết tương tự nhau).

E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá *Bài tập dành cho tất cả các SV 4.1. Áp dụng thuyết lai hoá giải thích kết quả thực nghiệm sau:

hơ n

a) BeH2 có góc HBeH = 180o b) BF3 có góc BFB = 120o

N

c) NH3 có góc HNH = 107o

uy

4.2. Cho biết trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm trong phân tử: CBr4, BeF2,

Q

BBr3, CS2. Nêu cấu trúc không gian của các phân tử đó.

m

4.3. Hãy giải thích hoá trị 2 của Beri, hoá trị 4 của Cacbon, hoá trị 3, 5 của Photpho.

Kè

4.4. Theo quan điểm của thuyết cặp electron liên kết (thuyết hóa trị về liên kết –

ạy

thuyết VB), hãy giải thích:

a) Các trạng thái hóa trị có thể có của S (Z = 16) và Cl (Z = 17).

/+ D

b) Vì sao nguyên tử Nitơ (Z = 7) không thể có hóa trị 5.

4.5. Trên cơ sở thuyết VB hãy mô tả các liên kết trong các phân tử H2O, C2H6,

co

m

C2H4, C2H2 bằng sự xen phủ các AO. Ghi trên sơ đồ: liên kết nào là liên kết , liên

e.

kết nào là liên kết .

gl

*Bài tập dành cho SV khá, giỏi

oo

4.6. Hãy cho biết dạng hình học, trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và so sánh góc liên kết của các phân tử trong mỗi dãy sau:

us

.g

1) PH3, PCl3, PF3.

2) OF2, OCl2, SF2.

pl

4.7. Dựa vào lí thuyết lai hóa hãy cho biết dạng lai hóa của C, N, và O trong các hợp chất sau và biểu diễn sự hình thành liên kết của các hợp chất bằng sơ đồ. a) CH3 – CN.

b) CH3 – CHO.

4.8. Cho phân tử F2C = C = CF2. Hãy cho biết dạng lai hóa của các nguyên tử C trong phân tử, từ đó mô tả sự hình thành các liên kết trong phân tử và dự đoán cấu

SV: Đặng Thị Hồng

53

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp trúc hình học của phân tử. Nhận xét về sự định hướng không gian của hai mặt phẳng chứa nhóm CF2 ở hai đầu mạch.

4.9. So sánh và giải thích khả năng tạo thành liên kết

của C và Si.

4.10. Anion X2- có cấu hình electron giống cấu hình electron của khí hiếm agon.

Nguyên tố X có thể kết hợp với flo tạo thành hợp chất XFn trong đó n có giá trị cực đại.

hơ n

a) Xác định nguyên tố X và chỉ số n dựa vào cấu hình electron của nguyên tố X. b) Cho biết trong phân tử XFn, nguyên tử X có kiểu lai hóa gì? Viết công

uy

N

thức cấu tạo và vẽ mô hình phân tử XFn, biết các góc liên kết trong phân tử đều

m

Q

bằng 900.

Kè

TIỂU MÔĐUN 5: THUYẾT OBITAN PHÂN TỬ (THUYẾT MO) A. Mục tiêu

/+ D

SV trình bày được:

ạy

1. Về kiến thức

- Các luận điểm cơ bản của thuyết MO.

m

- Thuyết MO giải bài toán phân tử H2+; A2; AB.

co

- Mô hình liên kết theo thuyết MO (mô hình giải tỏa, mô hình định cư).

e.

- Nội dung và phương pháp áp dụng gần đúng MO - Hucken cho hệ nhiều

gl

nguyên tử có liên kết  liên hợp, giản đồ e -

của phân tử.

oo

SV giải thích được:

.g

- Sự hình thành liên kết trong một số phân tử theo thuyết MO phù hợp với

us

TN.

pl

2. Về kĩ năng - Dùng thuyết MO giải thích sự hình thành liên kết trong các phân tử và ion.

- Áp dụng phương pháp MO - Hucken cho các hệ liên hợp mạch thẳng, mạch vòng.

3. Thái độ - Tinh thần đoàn kết, ý thức tổ chức kỷ luật cao.

SV: Đặng Thị Hồng

54

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp - Lòng ham mê khoa học, yêu thích bộ môn Hóa học.

- Xây dựng lòng tin vào khoa học, đam mê NCKH cho SV khoa Hóa học.

4. Định hƣớng phát triển năng lực - Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

- Năng lực giải quyết vấn đề.

- Năng lực giải bài tập định tính và định lượng hóa học.

hơ n

- Năng lực hợp tác, học tập theo nhóm nhỏ.

B. Tài liệu tham khảo

uy

N

1. PGS. Nguyễn Đình Chi - Hóa học đại cương - NXB GD, năm 2007.

2. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất - NXB Đại học sư

Q

phạm, năm 2004.

Kè

m

3. Lâm Ngọc Thiềm - Cơ sở lí thuyết Hóa học - NXB Giáo Dục, năm 2008. học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

ạy

4. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại

/+ D

5. Đào Đình Thức - Cấu tạo nguyên tử và liên kết hoá học - Tập 1, 2 - NXB Giáo Dục, năm 2006.

m

6. Đào Đình Thức - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Giáo dục, năm 2008.

co

C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc

e.

SV đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau:

oo

điểm đó.

gl

1. Nêu các luận điểm cơ bản của thuyết MO. Lấy ví dụ minh họa từng luận

.g

2. Trình bày sơ lược lời giải phương trình Schrodinger cho hệ H2+.

us

3. Trình bày thuyết MO về giải bài toán phân tử A2. Lấy ví dụ minh họa.

pl

4. Trình bày thuyết MO về giải bài toán các phân tử dị hạch AB. Lấy ví dụ

minh họa.

5. Thế nào là liên kết ,  theo thuyết MO? So sánh khái niệm đó giữa thuyết MO với thuyết VB. 6. Trình bày: Mô hình MO giải tỏa và mô hình MO định cư theo thuyết MO.

SV: Đặng Thị Hồng

55

K39A – SP Hóa học

KhĂła luáş­n táť&#x2018;t nghiáť&#x2021;p 7. TrĂŹnh bĂ y sĆĄ lưᝣc váť láť?i giải phĆ°ĆĄng trĂŹnh Schrodinger cho háť&#x2021; nhiáť u nguyĂŞn táť­ cĂł liĂŞn káşżt

liên hᝣp.

8. HĂŁy cho biáşżt biáť&#x192;u thᝊc tĂ­nh, Ă˝ nghÄŠa, vĂ­ d᝼ váť máť&#x2014;i Ä&#x2018;ấi lưᝣng sau Ä&#x2018;ây: Máş­t Ä&#x2018;áť&#x2122; e - ď ° (qr); Báş­c liĂŞn káşżt ď ° (prs); Cháť&#x2030; sáť&#x2018; hoĂĄ tráť&#x2039; táťą do (Fr).

9. Tháşż nĂ o lĂ giản Ä&#x2018;áť&#x201C; phân táť­ ď °? Ă? nghÄŠa cᝧa giản Ä&#x2018;áť&#x201C; Ä&#x2018;Ăł. HĂŁy nĂŞu vĂ­ d᝼ minh

hĆĄ n

hoấ.

10. Thuyáşżt MO hiáť&#x2021;n Ä&#x2018;ấi hĆĄn thuyáşżt VB áť&#x; nhᝯng Ä&#x2018;iáť&#x192;m nĂ o? NĂŞu vĂ­ d᝼ minh háť?a.

N

D. Náť&#x2122;i dung lĂ­ thuyáşżt cần nghiĂŞn cᝊu

uy

1. CĂĄc luáş­n Ä&#x2018;iáť&#x192;m cĆĄ sáť&#x;: CĂł 3 luáş­n chĂ­nh.

Q

1. Phân táť­ gáť&#x201C;m máť&#x2122;t sáť&#x2018; cĂł hấn cĂĄc hất nhân nguyĂŞn táť­ vĂ cĂĄc electron chuyáť&#x192;n

m

Ä&#x2018;áť&#x2122;ng khĂ´ng ngᝍng, liĂŞn káşżt váť&#x203A;i nhau thĂ nh máť&#x2122;t tháť&#x192; tháť&#x2018;ng nhẼt trong Ä&#x2018;Ăł cĂĄc electron

Kè

Ä&#x2018;ưᝣc phân báť&#x2018; trĂŞn cĂĄc obitan chung cᝧa toĂ n phân táť­ - lĂ cĂĄc obitan phân táť­, cĂĄc MO.

ấy

2. Máť&#x2122;t cĂĄch gần Ä&#x2018;Ăşng, cĂĄc MO Ä&#x2018;ưᝣc xây dáťąng nhĆ° sau: MO chung cᝧa toĂ n

/+ D

phân táť­ lĂ táť&#x2022; hᝣp tuyáşżn tĂ­nh cĂĄc MO cháť&#x2030; chᝊa 1 electron Ä&#x2018;ưᝣc lẼy gần Ä&#x2018;Ăşng nhĆ° sau: Khi 1 electron chuyáť&#x192;n Ä&#x2018;áť&#x2122;ng gần hất nhân hĆĄn so váť&#x203A;i cĂĄc hất nhân khĂĄc cᝧa phân táť­

m

thĂŹ AO cᝧa electron Ä&#x2018;Ăł Ä&#x2018;ưᝣc coi lĂ MO 1e cᝧa electron Ä&#x2018;Ăł.

co

Náť&#x2122;i dung Ä&#x2018;Ăł Ä&#x2018;ưᝣc diáť&#x2026;n Ä&#x2018;ất báşąng biáť&#x192;u thᝊc:

.

e.

Trong Ä&#x2018;Ăł: đ?&#x203A;š lĂ MO cᝧa phân táť­ (hay gáť?i tắt lĂ MO); Ď&#x2020;r lĂ AO thᝊ r; cr lĂ háť&#x2021;

gl

sáť&#x2018; táť&#x2022; hᝣp hĂ m sĂłng, cho biáşżt táť&#x2030; láť&#x2021; Ä&#x2018;Ăłng gĂłp cᝧa AO thᝊ r vĂ o MO.

oo

Váť nguyĂŞn tắc, sáť&#x2018; AO tham gia táť&#x2022; hᝣp cĂ ng nhiáť u thĂŹ sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng cĂ ng táť&#x2018;t.

.g

Tuy nhiĂŞn, náşżu sáť&#x2018; lưᝣng AO nhiáť u sáş˝ gây khĂł khÄ&#x192;n cho viáť&#x2021;c tĂ­nh. VĂŹ váş­y tháťąc táşż

pl

us

ngĆ°áť?i ta giáť&#x203A;i hấn sáť&#x2018; lưᝣng AO, nĂŞn ta viáşżt:

.

Sáť&#x2018; lưᝣng MO thu Ä&#x2018;ưᝣc báşąng táť&#x2022;ng sáť&#x2018; AO tham gia táť&#x2022; hᝣp. Ä?Ăł lĂ náť&#x2122;i dung cᝧa sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng MO â&#x20AC;&#x201C; LCAO (Viáşżt tắt cᝧa cĂĄc tᝍ tiáşżng Anh:

Moleculer Orbitals are the Linear Combination of Atomic Orbitals). Sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng nĂ y Ä&#x2018;ưᝣc ĂĄp d᝼ng ráť&#x2122;ng rĂŁi trong HĂła háť?c lưᝣng táť­.

3. CĂĄc MO cᝧa máť&#x2122;t phân táť­ Ä&#x2018;ưᝣc xáşżp theo thᝊ táťą nÄ&#x192;ng lưᝣng tᝍ thẼp Ä&#x2018;áşżn cao thĂ nh giản Ä&#x2018;áť&#x201C; nÄ&#x192;ng lưᝣng cĂĄc MO; MO ᝊng váť&#x203A;i nÄ&#x192;ng lưᝣng thẼp Ä&#x2018;ưᝣc gáť?i lĂ MO

SV: Ä?ạng Tháť&#x2039; Háť&#x201C;ng

56

K39A â&#x20AC;&#x201C; SP HĂła háť?c

Khóa luận tốt nghiệp liên kết, MO ứng với năng lượng cao được gọi là MO phản liên kết, số lượng 2 loại MO này bằng nhau. Các electron được điền vào MO trên cơ sở của nguyên lí năng lượng cực tiểu, nguyên lí Pauli và quy tắc Hund.

2. Thuyết MO về một số phân tử đơn chất A2 Phân tử - nói rộng hơn là hệ - A2 gồm 2 nguyên tử của cùng 1 nguyên tố A.

hơ n

+ Ta có trị số: Nlk = + Trong đó: n là tổng số electron trong các MO liên kết; n* là tổng số

N

electron trong các MO phản liên kết và Nlk được gọi là số liên kết hiệu dụng

uy

+ Khi chỉ xét liên kết giữa 2 nguyên tử, ta có thể tham khảo giá trị Nlk để kết

Q

luận:

Kè

 Nlk > 0: liên kết hình thành, hệ tồn tại.

m

 Nlk ≤ 0: liên kết không hình thành, hệ không tồn tại.

ạy

 Nlk = 1 → Có thể coi là có liên kết đơn.  Nlk = 2 →

đôi.

/+ D

 Nlk = 3 →

ba.

m

Kết luận trên áp dụng chủ yếu cho đơn chất; đối với hợp chất, ngoài các

co

trường hợp trên còn có Nlk ≥ 3.

2.1. Thuyết MO về bài toán phân tử H2+

e.

Phân tử H2+ là đối tượng nghiên cứu cơ bản và đơn giản nhất của phương

oo

gl

pháp MO (cho kết quả chính xác nhất). Lí thuyết kinh điển và thuyết VB không giải thích được sự tồn tại của phân tử H2+ vì cơ sở của lí thuyết này là quan niệm về liên

.g

kết 2 electron.

pl

us

*Mô hình hệ H2+: Hệ gồm 2 hạt nhân của 2 nguyên tử H, kí hiệu là a, b và 1e.

Hình 5.1. Mô hình hệ H2+

*Toán tử Hamintơn H: 

+

=

SV: Đặng Thị Hồng

+

+

57

=‒

+ ‒

‒

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp *Hàm sóng: Từ 2 hàm không gian 1s của 2 nguyên tử H, kí hiệu là φa, φb ta có thể có các tổ hợp: ψ+ = σ = C+( φa + φb) ψ- = σ* = C-( φa - φb) Các hàm ψ+, ψ- cần kết hợp với hàm spin để được hàm sóng toàn phần phản đối xứng mô tả trạng thái của hệ. *Phương trình Schrodinger và cách giải: Ta có:

.

hơ n

=

Thay biểu thức của , ψ+, ψ- vào và giải.

uy

Ứng với hàm ψ+ hay MO – σ liên kết ta có E+ =

N

*Kết quả:

m

Q

Ứng với hàm ψ- hay MO – σ* phản liên kết ta có E- =

Kè

Trong đó: α = EH, α được gọi là tích phân Culong; β là tích phân “trao đổi”.

(Cả α, β đều âm; |α| < |β|); S là tích phân xen phủ: 0 ≤ S ≤ 1; Các hàm ψ+, ψ- chính

ạy

là các MO của H2+.

/+ D

*Giải thích liên kết trong phân tử H2+ theo thuyết MO

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

Biểu diễn các đường cong năng lượng E+, E- theo R ta có kết quả:

Hình 5.2. (1) Đường cong năng lượng E+, E- của hệ H2+

+ E- > 0 không xuất hiện cực tiểu. Vậy không ứng với sự tạo thành liên kết. + E+ có cực tiểu Emin ứng với R0 → Ứng với sự tạo thành liên kết của phân tử

H2+ và Emin = - De là năng lượng giải phóng khi H2+ được hình thành (De là năng lượng liên kết của H2+) → E+ mô tả năng lượng của sự hình thành hệ H2+.

SV: Đặng Thị Hồng

58

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Vì E+ có giá trị âm, tức năng lượng thấp nên ψ+ là MO liên kết. Trái lại E- có giá trị dương, năng lượng cao nên ψ- là MO phản liên kết. Điền e vào MO

φa

ψ+ ≡ σ

hơ n

ψ- ≡ σ *

E

φb

N

Hình 5.3. Giản đồ năng lượng MO của hệ H2+

uy

Cấu hình electron của H2+ là σ1. Ta có Nlk = 1/2(1 - 0) = 1/2 > 0 → Hệ tồn tại.

Q

*Kết luận: Chỉ những AO nguyên tử có tính đối xứng giống nhau mới có khả năng nhau hay khác nhau ở miền xen phủ.

ạy

2.2. Thuyết MO về bài toán phân tử A2

Kè

m

xen phủ và tạo thành 1 MO liên kết hoặc phản liên kết tùy dấu của chúng giống

Các phân tử A2 có nguyên tử A thuộc chu kì 1.

/+ D

+ Gồm các phân tử H2 (xét giống H2+), H2+.

m

+ Gồm các phân tử He2+ (giống H2+), He2 (có Nlk = 0 nên không tồn tại phân

co

tử He2).

e.

Các phân tử A2 có nguyên tử A thuộc chu kì 2 (A là các nguyên tố từ Li → Ne). *Sự tạo thành các MO.

oo

gl

+ Xét một cách đầy đủ, ở mỗi nguyên tử A có các AO 1s, 2s, 2pz, 2px, 2py. + Các MO của A2: .

 2 AO - 2s ……..2 MO, σ2s và

.

 2 AO - 2pz……..2 MO , σz và

.

pl

us

.g

 2 AO - 1s tạo ra 2 MO, σ1s và

 2 AO - 2px, 2 AO - 2py tạo ra 4 MO - π: πx, πy và *Chú ý: 2 MO - πx, πy cùng mức năng lượng và 2 MO

, ,

. tương tự nên gọi là

các MO - π suy biến 2 lần (bậc 2). *Giản đồ năng lượng các MO.

SV: Đặng Thị Hồng

59

K39A – SP Hóa học

uy

N

hơ n

Khóa luận tốt nghiệp

σ2s

σz πx πy πx*πy*

(II): σ1s

πx πyσz πx*πy*

Áp dụng cho các nguyên tố từ Li → N

Kè

Áp dụng cho các nguyên tố từ O → Ne

σ2s

m

(I): σ1s

Q

Hình 5.4. Các giản đồ năng lượng MO của phân tử A2 (A là nguyên tố chu kì 2)

ạy

*Một số phân tử A2 thuộc chu kì khác: Nhìn chung, các giản đồ (I), (II) trên cũng có thể được sử dụng để xét cấu hình electron của các phân tử A2 thuộc các chu kì khác.

/+ D

3. Thuyết MO về các phân tử 2 nguyên tử dị hạch AB

m

3.1. Liên kết xichma (σ), liên kết pi (π)

co

Các khái niệm liên kết σ, π cũng được dùng trong thuyết MO. Về đặc điểm

e.

đối xứng quay đối với mỗi loại liên kết này vẫn áp dụng như đã xét trong thuyết VB.

oo

gl

Ngoài ra cần lưu ý thêm các đặc điểm cụ thể trong phạm vi MO: + Liên kết σ là liên kết được tạo ra do electron phân tử điền vào MO - σ liên kết.

.g

+ Liên kết π là liên kết được tạo ra do electron của phân tử điền vào MO - π

us

liên kết.

pl

3.2. Thuyết MO về các phân tử 2 nguyên tử dị hạch AB + Về nguyên tắc cách xây dựng giống như phân tử dạng A2. + Trong phân tử AB, các AO có tính đối xứng khác nhau nên phần xen phủ

tạo thành MO là khác nhau. Chỉ có các AO có cùng tính đối xứng mới tham gia tạo liên kết.

SV: Đặng Thị Hồng

60

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp + Trong 2 nguyên tử A và B thì nguyên tử nào có độ âm điện lớn hơn sẽ có mức năng lượng bền hơn và được biểu diễn thấp hơn. Ví dụ: Các phân tử BO, CN, CO+, NO+, … *Một số phân tử AB khác (A và B có hiệu độ âm lớn). Ví dụ: Phân tử HF.

Kè

m

Q

uy

N

hơ n

+ Giản đồ năng lượng các AO và MO là:

ạy

Hình 5.5. Giản đồ năng lượng MO và cấu hình electron của HF 2 0

2 0

, phân tử HF có 1 liên kết σ giữa H

/+ D

→ cấu hình electron của phân tử HF là:

 z2 x  y

và F.

co

4.1. Mô hình giải tỏa

m

4. Mô hình liên kết theo thuyết MO

e.

Thuyết MO quan niệm, trong phân tử các electron chuyển động trên các MO

gl

chung của toàn phân tử. Về nguyên tắc, theo thuyết MO liên kết hóa học giải tỏa

oo

hay không khu trú.

.g

+ Đặc điểm giải tỏa của liên kết được thể hiện ở hình ảnh liên kết đó lan tỏa

us

trên toàn hệ, trên toàn phân tử.

pl

Đặc điểm giải tỏa của liên kết được thể hiện trong biểu thức của một MO.

+ Sự giải tỏa liên kết này thể hiện trong phân tử có liên kết π, đặc biệt là các

liên kết π tạo thành hệ liên hợp.

4.2. Mô hình định cƣ TN cho biết độ dài của liên kết, góc liên kết,…Nếu áp dụng mô hình liên kết giải tỏa thì không thể giải thích được các kết quả đó của thực nghiệm.

SV: Đặng Thị Hồng

61

K39A – SP Hóa học

KhĂła luáş­n táť&#x2018;t nghiáť&#x2021;p + Do Ä&#x2018;Ăł ta phải dĂšng cả mĂ´ hĂŹnh Ä&#x2018;áť&#x2039;nh cĆ° cᝧa liĂŞn káşżt, nghÄŠa lĂ phải xĂŠt Ä&#x2018;áşżn liĂŞn káşżt giᝯa 2 nguyĂŞn táť­ hay liĂŞn káşżt 2 tâm; cĂł trĆ°áť?ng hᝣp phải xĂŠt liĂŞn káşżt 3 tâmâ&#x20AC;Ś + Ä?áť&#x192; chuyáť&#x192;n mĂ´ hĂŹnh liĂŞn káşżt giải táť?a thĂ nh mĂ´ hĂŹnh liĂŞn káşżt Ä&#x2018;áť&#x2039;nh cĆ°, ta phải ĂĄp d᝼ng sáťą biáşżn Ä&#x2018;áť&#x2022;i toĂĄn háť?c Ä&#x2018;áť&#x2018;i váť&#x203A;i cĂĄc biáť&#x192;u thᝊc cᝧa cĂĄc MO (VĂ­ d᝼: phân táť­ BeH2â&#x20AC;Ś). Ä&#x2018;ưᝣc mĂ´ tả báşąng mĂ´ hĂŹnh MO giải táť?a vĂ mĂ´ hĂŹnh MO Ä&#x2018;áť&#x2039;nh cĆ°.

hĆĄ n

Táť&#x2022;ng hᝣp lấi ta thẼy: Theo thuyáşżt MO, liĂŞn káşżt hĂła háť?c trong phân táť­ cĂł tháť&#x192; 5. PhĆŁĆĄng phĂĄp MO - Hucken. Ă p d᝼ng háť&#x2021; nhiáť u nguyĂŞn táť­ cĂł liĂŞn káşżt Ď&#x20AC; liĂŞn hᝣp

uy

N

5.1. Sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng Hucken

*SĆĄ lưᝣc váť láť?i giải phĆ°ĆĄng trĂŹnh Schrodinger cho háť&#x2021; nhiáť u nguyĂŞn táť­ cĂł liĂŞn káşżt Ď&#x20AC;

Q

liên hᝣp.

Kè

m

+ Ta xĂŠt sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng ĂĄp d᝼ng cho cĂĄc hiÄ&#x2018;rocacbon liĂŞn hᝣp. Coi háť&#x2021; cĂĄc liĂŞn káşżt Ď&#x192; lĂ cᝊng nhắc, cáť&#x2018; Ä&#x2018;áť&#x2039;nh nĂŞn cháť&#x2030; xĂŠt háť&#x2021; cĂĄc e â&#x20AC;&#x201C; Ď&#x20AC; tấo liĂŞn káşżt Ď&#x20AC;, Ä&#x2018;Ăł lĂ sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng

=

(

lĂ toĂĄn táť­ HamintĆĄn cᝧa e â&#x20AC;&#x201C; Ď&#x20AC; thᝊ ).

/+ D

+

ấy

e â&#x20AC;&#x201C; Ď&#x20AC;.

m

+ PhĆ°ĆĄng trĂŹnh Schrodinger: đ?&#x203A;š = E đ?&#x203A;š . (Ď&#x2C6;* lĂ liĂŞn hᝣp cᝧa hĂ m sĂłng Ď&#x2C6;).

co

+ Biáť&#x192;u thᝊc nÄ&#x192;ng lưᝣng E: E =

e.

Trong Ä&#x2018;Ăł Ď&#x2C6; =

(Ď&#x2020;r lĂ AO cᝧa e â&#x20AC;&#x201C; Ď&#x20AC; thᝊ r). = 0.

oo

gl

+ HĂ m E sáş˝ gần Ä&#x2018;Ăşng táť&#x2018;t nhẼt náşżu E = Emin. Ä?iáť u kiáť&#x2021;n nĂ y cĂł nghÄŠa lĂ :

Ä?Ăł chĂ­nh lĂ náť&#x2122;i dung cᝧa nguyĂŞn lĂ­ biáşżn phân. Váť&#x203A;i háť&#x2021; cĂł n - eĎ&#x20AC;, tᝊc cĂł n AO

pl

us

.g

â&#x20AC;&#x201C; Ď&#x2020; ta cĂł háť&#x2021; phĆ°ĆĄng trĂŹnh tuyáşżn tĂ­nh: ď&#x192;Ź( H11 ď&#x20AC;­ ES11 )C1 ď&#x20AC;Ť ( H12 ď&#x20AC;­ ES12 )C2 ď&#x20AC;Ť ... ď&#x20AC;Ť ( H1n ď&#x20AC;­ ES1n )Cn ď&#x20AC;˝ 0 ď&#x192;Ż ď&#x192;­.......................................................................................... ď&#x192;Ż( H ď&#x20AC;­ ES )C ď&#x20AC;Ť ( H ď&#x20AC;­ ES )C ď&#x20AC;Ť ... ď&#x20AC;Ť ( H ď&#x20AC;­ ES )C ď&#x20AC;˝ 0 n1 1 n2 n2 2 nn nn n ď&#x192;Ž n1

(1)

+ Ă p d᝼ng cĂĄc sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng cᝧa Hucken. NÄ&#x192;m 1931, Hucken Ä&#x2018;Ć°a ra 3 sáťą gần Ä&#x2018;Ăşng: TẼt cả cĂĄc tĂ­ch phân Culong Hrr (hay Hss) Ä&#x2018;áť u báşąng nhau vĂ báşąng Îą (kĂ­ hiáť&#x2021;u).

Váť&#x203A;i Hrr =

SV: Ä?ạng Tháť&#x2039; Háť&#x201C;ng

; Hss =

62

K39A â&#x20AC;&#x201C; SP HĂła háť?c

Khóa luận tốt nghiệp Tất cả các tích phân trao đổi Hrs hay Hsr khi r, s cạnh nhau đều bằng nhau và bằng β (kí hiệu). Nếu r, s không cạnh nhau thì Hrs = Hsr = 0.

1 khi r ≡ s Tất cả các tích phân xen phủ: Srs =

0 khi r ≠ s

=

(Phương pháp áp dụng sự gần đúng trên gọi là phương pháp MO - Hucken -viết tắt

hơ n

là phương pháp MOH). + Thay vào hệ phương trình trên ta sẽ được hệ phương trình trở nên đơn giản hơn:

m

Q

uy

N

(  E )C1   C2  0  ....0.................................  0 ......... C  (  E )C   C  0....0..................  0  1 2 3  ............................................................................... ............................................... Cn1  (  E )Cn  0

Kè

(2)

. Ta sẽ có:

ạy

Chia cả n phương trình cho β và đặt:

/+ D

 xC1  C2  0.............................  0 ..C  xC  C  0....................  0  1 2 3  ................................................ ................................Cn1  xCn  0

m

(3)

co

+ Ta đã biết, hệ phương trình này có các nghiệm ≠ 0 khi định thức thành lập

=0

(4)

.g

oo

gl

e.

từ các hệ số (của các ẩn số) bằng 0, nghĩa là:

us

+ Giải định thức này để tìm x. Sau đó tìm E (Trong đó α, β đều âm và

pl

|

). Từ đó sắp xếp mức năng lượng E từ thấp đến cao.

+ Vẽ giản đồ năng lượng các MO – π. Từ đó viết được cấu hình e – π trên

các MO – π. + Vì các AO – px,y đã chuẩn hóa và các tích phân xen phủ bằng 0 nên ta có: C12  C22  ....  Cn2  1

SV: Đặng Thị Hồng

(5)

63

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp + Từ các giá trị x tìm được ở định thức (4) và kết hợp với (5) ta sẽ tìm được các giá trị C1, C2,…,Cn. + Mà ψi = Ci1φ1 + Ci2φ2 + …+ Cinφn

(Trong đó: i = 1, 2, 3,…,n)

Từ đó tìm được các ψ1, ψ2, …, ψn.

5.2. Giản đồ e - π của phân tử (Trong đó ni là số e - π trên MOi , ψi)

+ qr =

= Zr – qr

N

+ Điện tích π: Kí hiệu là Qr (Điện tích π thực), Qr = Zr -

hơ n

*Mật độ e - π: Kí hiệu qr

uy

*Bậc liên kết π: Kí hiệu prs: Cho biết mức độ (số) liên kết giữa 2 nguyên tử đang

Q

xét.

m

+ Đối với liên kết π giữa 2 nguyên tử r và s đứng cạnh nhau, bậc liên kết π (n là số e - π trên MO thứ i)

Kè

được tính theo hệ thức: prs = *Chỉ số hóa trị tự do: Kí hiệu: Fr

ạy

+ Để đặc trưng cho “độ chưa bão hòa” của một nguyên tử r nào đó, người ta

/+ D

đưa ra khái niệm chỉ số hóa trị tự do Fr.

m

Fr = Nmax - Nr (Trong đó Nmax là số liên kết cực đại có thể có đối với nguyên tử r).

co

Đối với nguyên tử C thì giá trị Nmax tìm thấy là: Nmax = 3 +

e.

Ngoài 3 liên kết σ thì

= 1,732 chính là số liên kết π lớn nhất mà nguyên - Nr

gl

tử C có thể tham gia → Fr =

= 4,732.

→ Fr =

-

= 1,732 -

.g

Nr =

oo

Trong đó Nr là số liên kết π ở nguyên tử r, được xác định:

us

(Fr cho biết khả năng tham gia phản ứng của nguyên tử, Fr lớn nguyên tử r có khả

pl

năng tham gia phản ứng càng cao. Và trái lại…)

*Giản đồ phân tử π.

- Khái niệm: Giản đồ phân tử π là giản đồ (hay bộ khung) phân tử ghi rõ: + Fr ở đầu mũi tên xuất phát từ r. + prs ở trên liên kết giữa 2 nguyên tử r và s. + qr hay Qr (có ghi rõ đấu + hay -) ở dưới chân nguyên tử.

SV: Đặng Thị Hồng

64

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp F2

F1 p12 C1 q1

F3

C2 q2

p23

F4 p34

C3 q3

.....

C4 q4

- Ý nghĩa của giản đồ: Giản đồ phân tử π cho biết sự định hướng hệ các liên kết π không định cư của phân tử.

hơ n

E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá *Bài tập dành cho tất cả các SV

N

5.1. a) Xuất phát từ cấu hình electron của F và O, hãy lập giản đồ MO cho phân tử

uy

FO.

Q

b) Từ giản đồ MO lập ở câu a) hãy viết cấu hình electron của FO- và FO+, chỉ rõ

m

từ tính của từng phân tử và so sánh khoảng cách giữa các nguyên tử của những hợp

Kè

chất trên.

5.2. Cho các cặp phân tử sau: ( N2; N2+); ( NO; NO+)

/+ D

hình electron của chúng.

ạy

a) Áp dụng phương pháp MO, hãy lập giản đồ MO cho từng cặp và viết cấu b) So sánh độ bền liên kết trong từng cặp phân tử nêu trên thông qua các giá

m

trị số liên kết đã tính được. Cho N (Z=7); O (Z= 8).

co

5.3. Cho các phân tử và ion sau: H2+, H2, H2-, He2. Hãy:

e.

- Xây dựng giản đồ MO cho các phân tử trên.

gl

- Viết cấu hình e, tính số liên kết.

oo

- So sánh độ bền của của các phân tử.

.g

- Giải thích tại sao không tồn tại He2.

pl

us

5.4. Xét hệ electron - π trong phân tử butađien: a) Hãy viết hệ phương trình thế kỉ cho hệ e - π đó. b) Hãy áp dụng các quy tắc gần đúng Hucken giản đơn hóa hệ phương trình

trên. c) Sự giải hệ phương trình này cho kết quả:

SV: Đặng Thị Hồng

65

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

Hãy vẽ giản đồ năng lượng các MO và cho biết những MO nào là những MO liên kết , những MO nào là MO phản liên kết.

hơ n

*Bài tập dành cho SV khá, giỏi

5.5. Ion F2- được tạo thành từ nguyên tử F và ion F-. Hãy lập giản đồ MO cho ion

N

F2- và viết cấu hình e của ion đó. Phương pháp cặp e liên kết có giải thích được sự

uy

tạo thành ion F2- không? Tại sao? Biết F có Z = 9.

Q

5.6. Vận dụng phương pháp MO, hãy giải thích tại sao: CO và N2 có tính chất vật lí

m

gần giống nhau nhưng lại có tính chất hóa học khác nhau?

Kè

5.7. Ion phân tử H3+ được J.J.Thomson phát hiện từ 1912, tới 1978 M.J. Gaillard

ạy

xác nhận H3+ tam giác đều, có vai trò quan trọng trong hóa học thiên thể. Áp dụng phương pháp gần đúng MO – Huckel, hãy:

/+ D

a) Lập định thức thế kỉ cho hệ H3+ hình tam giác đều.

m

b) Vẽ giản đồ năng lượng của hệ.

của H3, H3+, H32+, H3-.

co

c) Biểu thị năng lượng liên kết theo tích phân

e.

5.8. Dựa vào lí thuyết cấu tạo và phương pháp MO, hãy giải thích các kết quả quan

gl

sát được sau đây:

oo

a) Tại sao độ dài liên kết trong phân tử Li2 là 2,67A nhỏ hơn so với 3,08 A

.g

trong Na2.

us

b) Vì sao năng lượng phân li liên kết của N2 là 7,28 eV lớn hơn so với 6,35

pl

eV trong N2+. c) Lí do năng lượng phân li liên kết của O2+ (6,48eV) lớn hơn chút ít so với

N2+ (6,35eV).

5.9. a) Áp dụng các quy tắc Huckel hãy viết hệ phương trình thế kỉ cho các e – π trong gốc allyl và xiclopropenyl:

SV: Đặng Thị Hồng

66

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Gốc allyl

CH2

Xiclopropenyl

CH

CH2

b) Trên cơ sở đó hãy xác định các năng lượng Ei ứng với các MO – π của các

hơ n

hệ electron – π trên. Vẽ giản đồ năng lượng các MO – π. c) Hãy tính tổng năng lượng

của các electron – π trong cation allyl và

<0

uy

xiclopropenyl rồi cho biết hệ nào bền vững hơn. Cho

N

cation

ạy

5.10. Dựa vào lí thuyết HMO hãy:

Kè

m

Q

E1    1,618 , 1  0,3717 p1  0,6015 p2  0,6015 p3  0,3717 p4 E2    0,618 , 2  0,6015 p1  0,3717 p2  0,3717 p3  0,6015 p4 E3    0,618 , 3  0,6015 p1  0,3717 p2  0,3717 p3  0,6015 p4 E4    1,618 , 4  0,3717 p1  0,6015 p2  0,6015 p3  0,3717 p4

/+ D

a) Viết định thức thế kỉ cho phân tử benzen và xác định các mức năng lượng electron π tương ứng biểu diễn các giá trị này trên giản đồ năng lượng.

m

b) Tính năng lượng tổng cộng electron π cho phân tử benzen, cation và anion

e.

co

benzen. Cho biết 3 hợp chất trên thì hợp chất nào bền vững nhất.

gl

TIỂU MÔĐUN 6: TỔNG QUAN VỀ PHỨC CHẤT

oo

A. Mục tiêu

.g

1. Về kiến thức

us

SV trình bày được:

pl

- Khái niệm về phức chất, thành phần phức chất.

- Khái niệm hạt trung tâm, phối tử, số phối trí, cầu nội, cầu ngoại.

- Quy tắc gọi tên phức chất; phân loại phức chất…

2. Về kĩ năng - Từ tên gọi của phức chất có thể suy ra công thức cấu tạo của phức chất và ngược lại.

SV: Đặng Thị Hồng

67

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 3. Thái độ - Có thái độ nghiêm túc khi học tập, nâng cao lòng say mê, yêu thích môn học.

- Giáo dục tư tưởng, đạo đức, tác phong, rèn luyện tính tự học, sáng tạo, chính xác và khoa học.

- Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

- Năng lực sử dụng ngôn ngữ hóa học.

uy

N

- Năng lực giải bài tập định tính và định lượng hóa học.

hơ n

4. Định hƣớng phát triển năng lực

B. Tài liệu tham khảo

Q

1. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất - NXB Đại học sư

Kè

m

phạm, năm 2004.

2. Lê Chí Kiên - Phức chất - NXB Đại học quốc gia Hà Nội, năm 2006.

/+ D

học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

ạy

3. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại 4. Đào Đình Thức - Hoá học đại cương - Tập 1 - NXB Đại học Quốc gia Hà

m

Nội, năm 2004.

co

5. Đào Đình Thức - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Giáo dục, năm 2008.

e.

C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc

gl

SV đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau:

oo

1. Trình bày khái niệm: Phức chất, hạt trung tâm, phối tử, số phối trí, cầu nội,

.g

cầu ngoại.

us

2. Trình bày quy tắc gọi tên của phức chất. Lấy ví dụ minh họa.

pl

3. Trình bày một số cách phân loại phức chất thường dùng. Nêu ví dụ minh họa.

4. Nêu các dạng đồng phân của phức chất. Lấy ví dụ minh họa.

D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu 1. Khái niệm a) Phức chất là gì?

SV: Đặng Thị Hồng

68

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Phức chất là tập hợp các nguyên tử gồm: nguyên tử hay ion được gọi là hạt trung tâm và các phân tử, ion liên kết hóa học với hạt trung tâm đó.

Thông thường ta xét phức chất có 1 hạt trung tâm (1 nhân).

Ví dụ: Fe(CO)5, hay K2[CuCl4]. b) Hạt trung tâm Nguyên tử hay cation mà phân tử, ion khác liên kết với nó để tạo ra phân tử

hơ n

phức chất được gọi là trung tâm (hạt tạo phức hay nhân của phức). c) Phối tử

uy

N

Phân tử hay anion liên kết hóa học trực tiếp với hạt trung tâm được gọi là phối tử. Phối tử là phân tử như H2O, NH3…; hay anion như X- (X là halogen), OH-,

Q

CN-, SO42-,…

Kè

m

Điều kiện để 1 phân tử ( anion) có thể trở thành 1 phối tử là nó phải có đôi electron riêng.

ạy

Ví dụ: trong NH3 có 1 đôi electron riêng của N,

.

/+ D

Số đôi electron riêng của 1 phân tử hay ion có thể tham gia liên kết với hạt trung tâm được gọi là số răng của phối tử. (Có tác giả dùng từ “dung lượng” của

m

phối tử để thay cho từ “răng”)

co

Dựa vào số đôi electron riêng hay số răng đó, các phối tử được phân loại như

e.

sau:

gl

+) Phối tử 1 răng là phối tử chỉ có 1 đôi e riêng tham gia liên kết tạo phức. ,

oo

Các anion:

, ,

.g

Các phân tử:

,

, ,

,

,

,…

(R là gốc ankyl CnH2n+1).

us

+) Phối tử nhiều răng là phối tử có đồng thời nhiều đôi e riêng tham gia liên

pl

kết tạo phức.

2 răng:

‒ ‒

3 răng:

(etylenđiamin, viết tắt là en) (2, 2 – đipiriđin, viết tắt là đipi)

‒

SV: Đặng Thị Hồng

(đietylentriamin, đien)

69

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 4 răng: ‒

(trietylentetramin, trien)

6 răng: Anion của axit etylenđiamin tetraaxetic, viết tắt là EDTA. OOC CH2

CH2

COO

CH2

COO

(CH2)2 N

CH2

hơ n

OOC

N

d) Số phối trí

uy

N

Số lượng phối tử liên kết hóa học trực tiếp với hạt trung tâm được gọi là số phối trí của hạt trung tâm đó.

Q

Ví dụ: Fe(CO)5 thì Fe có số phối trí bằng 5; K2[CuCl4] thì Cu2+ có số phối trí

Kè

m

bằng 4,… e) Cầu nội, cầu ngoại

ạy

Khái niệm: Phần của phân tử phức chất gồm hạt trung tâm và các phối tử

/+ D

được gọi là cầu nội phối trí, gọi tắt là cầu nội.

Cầu nội được đặt trong móc […].Phần còn lại của phân tử phức đó, là cầu

m

ngoại.

riêng.

[Al(H2O)6](NO3)3 → [Al(H2O)6]3+ + 3NO3-

gl

Ví dụ:

e.

co

Nếu một phức chất tan ra và phân li thì thu được phần cầu nội, cầu ngoại

oo

2. Tên gọi của phức chất (Danh pháp của phức chất)

.g

Hiện nay, tên gọi của các phức chất được nêu ra dựa vào một số qui tắc sau đây:

us

a) Tên của phối tử

pl

Phối tử là anion: Tên của anion cộng thêm đuôi o Ví dụ:

: cloro,

: hiđroxo,

: xiano,

: thioxianato,…

Phối tử là phân tử trung hòa: gọi tên theo từng trường hợp cụ thể như sau: H2O: aquơ, NH3: amin, CO: cacbonyl,…

Số lượng của phối tử được chỉ bằng các từ đặt trước tên của phối tử như sau: 1 là mono, 2 là đi, 3 là tri, 4 là tetra, 5 là penta, 6 là hexa, 7 là hepta,…

SV: Đặng Thị Hồng

70

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Ví dụ: [Al(H2O)6]3+ đọc là hexaaquơ (hay hexaquơ) nhôm ,… b) Tên của phức chất Phức chất có cầu nội là ion dương (+): Tên gọi của phức này gồm tên phối tử và tên của hạt trung tâm mà ở đây là cation kim loại có lưu ý tới số oxi hóa của nó (kí hiệu bằng số La Mã). Ví dụ: [Cu(NH3)4]2+ được gọi tên là tetraamin đồng (II).

hơ n

[Fe(SCN)]3+ được gọi tên là thioxianato sắt (III).

Phức chất có cầu nội là ion âm (-): Tên gọi của phức này gồm tên phối tử và tên của cation (là hạt trung tâm) thêm đuôi at có lưu ý số oxi hóa của nó (kí hiệu

uy

N

bằng số La Mã). Ví dụ: [CuCl4]2- được gọi tên là tetracloro cuprat (II) [Fe(CN)6]4- được gọi tên là hexaxiano ferat (II).

Q

Phức chất là phân tử trung hòa được gọi tên theo qui ước thông thường.

Kè

m

Ví dụ: Ni(CO)4 được gọi tên là tetracabonyl niken.

3. Phân loại các phức chất

/+ D

a) Dựa vào số phối trí

ạy

Dưới đây ta xét một số cách phân loại thường dùng.

Số phối trí 2: Thực tế ít gặp trường hợp này. Các cation Cu+, Ag+, Au+, Hg2+

m

có thể tạo ra các ion phức có số phối trí 2 với dạng đường thẳng.

co

Ví dụ: [CuCl2]- hay [ClCuCl]-, [Ag(NH3)2]+, Hg(CN)2,…

e.

Số phối trí 3: Thực tế cũng ít gặp trường hợp này. Đã phát hiện được [HgI3]-

gl

có hình tam giác đều tâm là Hg2+.

oo

Số phối trí 4: Thường gặp các phân tử hay ion phức có số phối trí 4. Có 2

.g

dạng hình học ứng với trường hợp này:

us

+ Các ion phức có hình tứ diện đều được tạo ra khi cation trung tâm không

pl

có AO - d tham gia liên kết. Đó là các trường hợp: [BeF4]2-, [BF4]-, [ZnCl4]2-,… + Các ion phức có hình vuông phẳng được tạo ra khi cation trung tâm có AO-

d tham gia liên kết. Đó là các trường hợp: [Ni(CN)6]2-, [Pt(NH3)4]2+, [PtCl4]2-,…

Số phối trí 5: Trường hợp này ít gặp. Một số phân tử thuộc loại này có hình lưỡng tháp tam giác như Fe(CO)5, Mn(CO)5,… hoặc hình tháp vuông như NiBr3[P(C2H5)3]2.

SV: Đặng Thị Hồng

71

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Số phối trí 6: Thường gặp ion phức loại này. Chúng có hình bát diện đều hay bát diện biến dạng [Ti(H2O)6]3+, [TiF6]3-, [Cr(NH3)6]3+, [Fe(CN)6]4-,… b) Dựa vào đặc điểm của phối tử + Phức aquơ là phức có phối tử H2O như [Cr(H2O)6]Cl3. + Phức aminoacat là phức có phối tử NH3 như [Cu(NH3)4]SO4. + Phức hiđroxo là phức có phối tử OH như K2[Zn(OH)4].

hơ n

+ Phức axiđo là phức có phối tử gốc axit như K4[Fe(CN)6].

+ Phức hỗn tạp hay phức hỗn hợp là phức có đồng thời 2 loại phối tử khác

uy

N

nhau trong 1 cầu nội như: [Pt(NH3)4(H2O)2]Cl4.

4. Hiện tƣợng đồng phân

m

Q

Phức chất cũng có các dạng đồng phân giống như hợp chất hữu cơ.

Kè

a) Đồng phân hình học (đồng phân cis, trans)

Đồng phân này xuất hiện khi có sự phân bố khác nhau của 2 phối tử giống

ạy

nhau so với mặt phẳng chứa hạt trung tâm.

/+ D

Ví dụ: Phức [Co(NH3)4Cl2]+ hình bát diện đều có đồng phân cis – trans do sự phân bố khác nhau của 2 Cl- so với mặt phẳng chứa ion trung tâm Co3+. Dạng cis

m

cho màu lam tím, dạng trans cho màu xanh lục.

co

b) Đồng phân ion hóa

e.

Đồng phân này xuất hiện khi các chất có thành phần hóa học như nhau

gl

nhưng kết quả phân li ra các ion khác nhau.

oo

Ví dụ: [Co(NH3)4Cl2]NO2 và [Co(NH3)4ClNO2]Cl.

.g

c) Đồng phân muối

us

Đồng phân này xuất hiện khi các phối tử có liên kết với hạt trung tâm ở các

pl

vị trí khác nhau như SCN- trong 2 phức sau: [Pd(dipi)(SCN)2] và [Pd(dipi)(NCS)2].

E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá *Bài tập dành cho tất cả các SV

6.1. Viết công thức cấu tạo thu gọn và chỉ ra dung lượng phối trí của các phối tử sau: amoniac, etylenđiamin, oxalat, thioxianat, EDTA.

SV: Đặng Thị Hồng

72

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 6.2. Viết công thức của các phức chất có tên sau: Trietylenđiamin đồng (II) sunfat; Kali hexaxiano Cuprat (II); Hexaaquơ sắt (II) clorua; Hexaaquơ crom(III) bromua; Đicloro tetraaquơ cobant; Hexapyridin platin (IV) hexacloro platinat (II).

6.3. Gọi tên các phức sau: [Cu(NH3)4](SCN)2; [Cr(H2O)6]Cl3; K4[Ni(SCN)6]; K3[Fe(CN)6]; [Ni(CO)4].

6.4. Có bao nhiêu đồng phân hình học đối với ion phức: [PtCl2Br2]2-

hơ n

;[Cr(NH3)5NO2]2+; [Pt(NH3)4I2]2+; [Cr(NH3)(OH)2Cl3]2-; [Pt(NH3)2(NO2)2Cl2. *Bài tập dành cho SV khá, giỏi

uy

N

6.5. Werner đã điều chế được hai hợp chất (đơn nhân) bằng cách đun nóng dung dịch PtCl2 với trietyl photpho P(C2H5)3 (và đây là một phối tử của Pt). Hai hợp chất

Q

này có cùng một giá trị khi phân tích: Pt 38,8%; Cl 14,1%; C 28,7%; P 12,4% và H

Kè

m

6,02%. Hãy viết công thức, cấu trúc và tên hệ thống của hai đồng phân trên.

6.6. Viết các đồng phân của phức [Pt(NH3)2(py)2]Cl2 biết rằng khi oxi hóa nó bằng

ạy

clo tạo thành phức [Pt(NH3)2(py)2Cl2]Cl2.

từ dung dịch trong đó hòa tan 20g hexahidrat Crom(III)

/+ D

6.7. Khi kết tủa nhanh

clorua (CrCl3.6H2O) cần 75ml dung dịch bạc nitrat 2N. Trên cơ sở đó, hãy viết công

m

thức phân tử của phức chất trên.

co

6.8. Anion NO2- là phối tử trong phức chất dưới đây. Cho các dữ kiện sau:

nguyên tố

A0

e.

Độ dài liên kết l,

gl

Công thức

% theo khối lượng các

.g

oo

Kim

C

N - Oa

N - Ob

O–N–O

O–M–O

1,29

122

180

loại M

us

[MA2(NO2)2] 21,68

pl

N

Góc, 0

31,04

17,74

1,21

Khoảng cách l trong anion NO2- tự do là 1,24A0, và góc liên kết là 115,40.

Phối tử A chứa nitơ và hidro, không chứa oxi. Số phối trí của ion kim loại trong phức là 6.

1) Hãy cho biết cấu tạo hình học của NO2-.

2) Hãy cho biết 4 cách khác nhau mà ion NO2- liên kết với ion trung tâm.

SV: Đặng Thị Hồng

73

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 3) Hãy xác định phối tử A. 4) Chỉ ra cấu trúc của phức chất.

6.9. Với thành phần [Cr(H2O)2(NH3)2Br2]+, ion này có 5 đồng phân hình học; trong đó 1 đồng phân hình học lại có 2 đồng phân quang học; tất cả các dạng đồng phân trên đều có cấu tạo bát diện (tám mặt) đều.

hơ n

Hãy viết/vẽ công thức cấu tạo mỗi đồng phân trên.

N

TIỂU MÔĐUN 7: THUYẾT PAULING GIẢI THÍCH LIÊN KẾT HÓA HỌC

uy

TRONG PHỨC CHẤT

Q

A. Mục tiêu 1. Về kiến thức

Kè

m

SV trình bày được:

- Các luận điểm cơ sở của thuyết Pauling giải thích liên kết hóa học trong

ạy

phức chất.

/+ D

- Thuyết Paulinh giải thích liên kết hóa học trong phức chất trong đó ion trung tâm có lai hóa sp, sp2, sp3, lai hóa có AO - d tham gia.

m

- Vai trò của ion trung tâm và phối tử trong sự lai hóa có AO - d tham gia.

co

SV giải thích được:

e.

- Các phức chất có cùng ion trung tâm nhưng tính chất từ và hình dạng

gl

không gian của chúng lại khác nhau.

oo

2. Về kĩ năng

.g

- Giải thích được liên kết trong phức chất theo thuyết Pauling.

us

- Xác định được trạng thái lai hóa của ion trung tâm.

pl

- Xác định được cấu trúc hình học và tính chất từ của phức chất.

3. Thái độ - Lòng ham mê khoa học, yêu thích môn học.

- Xây dựng lòng tin vào khoa học, đam mê NCKH cho SV khoa Hóa học.

4. Định hƣớng phát triển năng lực - Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

SV: Đặng Thị Hồng

74

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp - Năng lực tư duy, tổng hợp.

- Năng lực giải bài tập định tính và định lượng hóa học.

- Năng lực hợp tác, học tập theo nhóm nhỏ.

B. Tài liệu tham khảo 1. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất -NXB Đại học Sư phạm, năm 2004.

hơ n

2. Lê Chí Kiên - Phức chất - NXB Đại học quốc gia Hà Nội, năm 2006.

3. Lâm Ngọc Thiềm - Cơ sở lí thuyết Hóa học - NXB Giáo Dục, năm 2008.

uy

N

4. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

m

Q

5. Đào Đình Thức - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Giáo dục, năm 2008.

Kè

C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc

SV đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau:

ạy

1. Trình bày các luận điểm cơ sở của thuyết Pauling giải thích liên kết hóa

/+ D

học trong phức chất.

2. Dựa vào thuyết Pauling, giải thích liên kết hóa học trong phức chất trong đó

m

ion trung tâm có lai hóa sp, sp2, sp3, lai hóa có AO - d tham gia. Lấy ví dụ minh họa.

co

3. Trình bày sự ảnh hưởng của phối tử đến ion trung tâm.

e.

4. Trình bày những ưu điểm và hạn chế của thuyết Pauling khi giải thích liên

gl

kết trong phức chất và phân tích nguyên nhân những hạn chế này.

oo

D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu

.g

1. Luận điểm cơ sở

us

Liên kết hóa học trong phức chất được thực hiện do sự xen phủ giữa AO có

pl

đôi electron riêng của phối tử với AO lai hóa chưa bị chiếm (AO rỗng hay AO

trống) có định hướng không gian thích hợp của hạt trung tâm.

Khi thực hiện liên kết, phối tử cho đôi electron riêng còn hạt trung tâm có

AO chưa bị chiếm sẽ nhận đôi electron đó. Như vậy thực chất liên kết hóa học giữa phối tử và hạt trung tâm trong phức chất là liên kết cho nhận hay liên kết phối trí.

SV: Đặng Thị Hồng

75

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 2. Các trƣờng hợp Nội dung phần này được xét dựa vào các trường hợp lai hóa AO của ion trung tâm. a) Lai hóa sp Ion trung tâm có 2 AO – sp được phân bố trên một đường thẳng nên phức chất được tạo thành có dạng đường thẳng. Ví dụ 1: Ion phức [Ag(NH3)2]+.

hơ n

b) Lai hóa sp2

Ion trung tâm có 3 AO – sp2 còn trống, 3 đỉnh của 3 AO này là 3 đỉnh của

uy

N

một tam giác đều có tâm là ion trung tâm. Ví dụ 2: Hãy xét ion phức [HgI3]- . Hg2+ có lai hóa sp2.

Q

c) Lai hóa sp3

Kè

m

Ion trung tâm có 4 AO - sp3 trống tạo 4 liên kết cho nhận với 4 phối tử. Dạng không gian của phức chất này có hình tứ diện đều với tâm là ion trung tâm.

ạy

Trường hợp này thường gặp, chẳng hạn như [BeF4]2-, [BF4]-, [ZnCl4]2-,…

/+ D

Ví dụ 3: Hãy xét ion phức [Cd(CN)4]2-. d) Lai hóa có AO-d tham gia

co

+) Lai hóa trong

m

Có hai trường hợp về lai hóa này.

e.

Trong trường hợp này các AO (n-1)d, ns, np của ion trung tâm lai hóa với

gl

nhau. Do đó thường lai hóa gọi là lai hóa AO bên trong, gọi tắt là lai hóa trong.

oo

Ví dụ 4: Xét ion phức [Ni(CN)4]2-. Thực nghiệm cho biết ion phức này có

.g

hình vuông phẳng, nghịch từ.

us

+) Lai hóa ngoài

pl

Trong trường hợp này các AO - ns, np, (n + 1)d tổ hợp tuyến tính với nhau

tạo ra các AO đẳng giá, là các AO lai hóa ngoài. Sự lai hóa ngoài này khó thực hiện

hơn so với lai hóa trong đã xét ở trên.

Ví dụ 5: Ta hãy giải thích hình bát diện (đều) và tính thuận từ của ion phức [Ni(NH3)6]2+ mà thực nghiệm cho biết. +) Vai trò của ion trung tâm và phối tử trong sự lai hóa có AO-d tham gia

SV: Đặng Thị Hồng

76

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Ion trung tâm phải có AO-s, AO-p, AO-d trống, đặc biệt là AO-d. AO-d trống đó vốn có hoặc mới được tạo ra do sự sắp xếp lại electron.

Khi xét đến phối tử, điều quan trọng nhất phải chú ý là khả năng tương tác của nó với ion trung tâm.

Trong 2 trường hợp [Ni(CN)4]2- và [Ni(NH3)6]2+ có cùng ion trung tâm là Ni2+ nhưng tính chất từ và hình dạng không gian của chúng khác nhau. Nguyên là một phối tử có tương tác mạnh với

hơ n

nhân chính là ở sự khác nhau về phối tử. C ion trung tâm.

uy

N

Như vậy, nếu xét với cùng một ion trung tâm, phối tử có tương tác mạnh hơn

Q

với ion trung tâm đó sẽ dễ dẫn đến sự xuất hiện lai hóa trong.

m

Thực nghiệm cho thấy liên kết phối trí trong ion phức chất thực hiện bằng

Kè

AO lai hóa trong bền hơn liên kết phối trí thực hiện bằng AO lai hóa ngoài.

Qua nội dung đã xét, ta thấy thuyết Pauling hay thuyết VB giải thích hợp lí

/+ D

E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá

ạy

hình dạng không gian và tính chất từ - thuận từ hay nghịch từ - của phức chất.

*Bài tập dành cho tất cả các SV

m

7.1. Sử dụng thuyết liên kết hóa trị, hãy:

co

a) Cho biết trạng thái lai hóa của ion trung tâm trong các phức dưới đây:

e.

[Ag(CN)]2-, [Ni(CN)4]2-, [Fe(CN)6]3-, [Zn(CN)4]2-.

gl

b) Cho biết cấu tạo hình học của các ion trên.

oo

7.2. Căn cứ vào lí thuyết lai hóa của Pauling hãy xét sự hình thành liên kết phối trí

.g

đối với phức anion [BeF4]2- có cấu trúc tứ diện. Biết Be có Z = 4.

us

7.3. Căn cứ vào lí thuyết lai hóa của Pauling, hãy xét sự hình thành phức vuông

pl

phẳng [PtCl4]2-. Biết rằng cấu hình e của Pt2+ bị dồn lại và Pt có Z = 78.

7.4. Thực nghiệm cho biết phức [Fe(CN)6]4- có dạng bát diện, nghịch từ. Dùng thuyết Pauling giải thích kết quả thực nghiệm này. Biết Fe có Z = 26.

7.5. Dựa vào thuyết lai hóa của Pauling, hãy viết sơ đồ điền electron vào các AO của nguyên tử trung tâm đối với các phức chất sau: [Ni(NH3)6]2+, [NiCl4]2-,

SV: Đặng Thị Hồng

77

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp [Ni(CN)4]2- và [Ni(CO)4] . Từ đó, suy ra cấu tạo không gian và từ tính của các phức chất trên. Cho cấu hình electron của nguyên tử Ni là 3d84s2.

7.6. Khi nghiên cứu phức của Cr2+ với CN- và với H2O người ta nhận thấy chúng có cùng dạng bát diện song có từ tính khác nhau cụ thể là phức [Cr(CN)6]4- có 2 electron độc thân, còn phức [Cr(H2O)6]2+ có 4 electron độc thân. Dùng thuyết liên

hơ n

kết hóa trị để giải thích sự hình thành 2 phức trên. Phức nào bền hơn? Tại sao? *Bài tập dành cho SV khá, giỏi 7.7. a) Gọi tên phức chất sau: Na2[Zn(OH)4] của Zn2+.

Q

c) Tại sao các phức của Zn2+ đa số không màu?

uy

N

b) Dùng thuyết VB, dự đoán cấu trúc hình học cho các phức có số phối trí là 4

Kè

m

7.8. Trên cơ sở của thuyết lai hóa của Pauling về phức chất, hãy giải thích tại sao phức chất [Ni(CN)4]2- vuông phẳng và nghịch từ, trong khi đó phức chất [NiCl4]2- là

ạy

tứ diện và thuận từ? Vẽ cấu trúc hình học của hai phức trên. Các phức trên là lai hóa

/+ D

ngoài hay lai hóa trong.

7.9. Ion [Mn(CN)6]3- có 2 electron không ghép đôi. Ion [MnBr4]2- có 5 electron

m

không ghép đôi. Trong ion [Ni(CN)4]2- tất cả các electron đều ghép đôi.

co

Dựa vào thuyết liên kết hóa trị (thuyết VB), hãy viết cấu hình electron (dưới

gl

của chúng.

e.

dạng ô lượng tử) của các ion phức trên, cho biết kiểu lai hóa và cấu hình hình học

oo

7.10. Năm 1965, các nhà khoa học đã tìm ra phương pháp cố định nitơ ở nhiệt độ

.g

phòng bằng cách dẫn khí nitơ đi qua dung dịch pentaaminoaquơruteni(II) (A1). Khi

us

đó, nitơ sẽ thay thế nước trong cầu nội của A1 tạo phức chất mới (A2). Phức chất

pl

A2 có tính thuận từ. Áp dụng thuyết VB hãy mô tả liên kết trong phức A2 và dự đoán cấu trúc

hình học của nó. Xác định hóa trị và số oxi hóa của ruteni trong phức chất A2.

SV: Đặng Thị Hồng

78

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp TIỂU MÔĐUN 8: THUYẾT TRƢỜNG TINH THỂ VÀ THUYẾT TRƢỜNG PHỐI TỬ GIẢI THÍCH LIÊN KẾT HÓA HỌC TRONG PHỨC CHẤT A. Mục tiêu 1. Về kiến thức SV trình bày được:

hơ n

- Những luận điểm cơ sở của thuyết trường tinh thể giải thích liên kết hóa học trong phức chất.

N

- Sự tách mức năng lượng AO-d của ion trung tâm, cấu hình electron của ion

uy

trung tâm.

- Khái niệm phức spin cao, phức spin thấp; tính chất từ của phức chất: phức

Q

thuận từ, nghịch từ.

Kè

m

- Quan điểm của thuyết trường phối tử (thuyết MO) về liên kết hóa học trong phức chất.

ạy

SV giải thích được:

/+ D

- Sự tách mức năng lượng của các AO-d trong phức chất theo thuyết trường tinh thể.

m

- Sự tạo màu của phức chất.

co

2. Về kĩ năng

e.

- Giải thích được liên kết trong phức chất theo thuyết trường tinh thể và

gl

thuyết trường phối tử.

oo

- Xác định được cấu hình electron của phân tử phức chất.

.g

- Xác định được cấu trúc hình học và tính chất từ của phức chất.

us

3. Thái độ

pl

- Niềm say mê học tập, yêu thích môn học.

4. Định hƣớng phát triển năng lực - Năng lực tự học, tự đọc các học liệu.

- Năng lực tư duy, tổng hợp.

- Năng lực giải bài tập định tính và định lượng hóa học.

SV: Đặng Thị Hồng

79

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp B. Tài liệu tham khảo 1. Trần Thành Huế - Hoá học đại cương 1 - Cấu tạo chất - NXB Đại học sư phạm, năm 2004.

2. Lê Chí Kiên - Phức chất - NXB Đại học quốc gia Hà Nội, năm 2006.

3. Lâm Ngọc Thiềm - Cơ sở lí thuyết Hóa học - NXB Giáo Dục, năm 2008.

4. Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Đại

hơ n

học Quốc gia Hà Nội, năm 2004.

5. Đào Đình Thức - Cấu tạo nguyên tử và liên kết hoá học - Tập 1, 2 - NXB

uy

N

Giáo Dục, năm 2006.

6. Đào Đình Thức - Hoá học đại cương - Tập 1 - NXB Đại học Quốc gia Hà

Q

Nội, năm 2004.

Kè

m

7. Đào Đình Thức - Bài tập Hoá học đại cương - NXB Giáo dục, năm 2008.

C. Hƣớng dẫn sinh viên tự đọc

ạy

SV đọc tài liệu tham khảo trên ở nhà và trả lời các câu hỏi sau:

/+ D

1. Trình bày các luận điểm cơ sở của thuyết trường tinh thể giải thích liên kết hóa học trong phức chất. Lấy ví dụ minh họa.

m

2. Trình bày sơ lược về thuyết trường phối tử (thuyết MO) giải thích liên kết

co

hóa học trong phức chất. Lấy ví dụ minh họa.

e.

3. Nêu khái niệm: Phức spin cao, phức spin thấp. Lấy ví dụ minh họa.

gl

4. Giải thích tự tạo màu trong phức chất.

oo

D. Nội dung lí thuyết cần nghiên cứu

.g

1.1. Những luận điểm cơ sở của thuyết trƣờng tinh thể

us

a) Liên kết hóa học trong phức chất được đảm bảo bởi lực tương tác tĩnh điện

pl

giữa hạt trung tâm với phối tử. b) Hạt trung tâm - thường là cation kim loại - được xét một cách chi tiết về

cấu trúc electron. Phối tử được coi như điện tích điểm (phối tử là anion) hay như lưỡng cực điểm (nếu phối tử là phân tử); phối tử tạo ra một trường tĩnh điện có đối xứng xác định tác dụng lên ion trung tâm. Kết quả của tương tác tĩnh điện giữa ion

SV: Đặng Thị Hồng

80

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp trung tâm với trường tĩnh điện của phối tử là sự tách mức năng lượng vốn bị suy biến của ion trung tâm. c) Sự mô tả phức chất dựa vào lí thuyết nhóm và các định luật Cơ học lượng tử.

1.2. Sự tách mức năng lƣợng AO-d của ion trung tâm Các phối tử tích điện tạo nên trường tĩnh điện bên ngoài sẽ gây ảnh hưởng đến cấu tạo electron của ion trung tâm. Hiệu ứng chủ yếu của ảnh hưởng đó là việc

hơ n

tách các mức năng lượng (các orbital d) của ion trung tâm.

a) Xét trường hợp quan trọng nhất là phức bát diện với ví dụ ion phức

N

[Ti(H2O)6]3+.

uy

Ti (Z = 22) có cấu hình e [Ar]3d24s2.

Q

Đặt ion Ti3+ này vào tâm của hình bát diện đều có 6 đỉnh là 6 phân tử H2O.

m

Mỗi phân tử H2O là một lưỡng cực điểm mà đầu âm (-) hướng về Ti3+. Như vậy Ti3+

Kè

sẽ chịu tác dụng của trường tĩnh điện bát diện đều do 6 phân tử H2O tạo ra. Sáu

ạy

phân tử H2O này được phân bố trên 3 trục tọa độ x, y, z, mỗi phía của 1 trục có 1 phân tử H2O (hình (1). Vấn đề đặt ra là 1e trên vỏ 3d của Ti3+ sẽ bị tác dụng như

/+ D

thế nào khi ở trong AO ‒ d khác nhau biết rằng các AO ‒

được phân bố

,

m

trên các trục tọa độ. Như vậy, nếu e-d này ở 1 trong 2 AO-d trên sẽ chịu lực đẩy của

co

trường tĩnh điện do 6H2O tạo ra mạnh hơn khi e đó ở 1 trong 3 AO ‒ d còn lại là

pl

us

.g

oo

gl

e.

dxy, dyz, dxz (hình (2), (3)).

Hình 8.1. Trường bát diện đều của phối tử và sự tách mức năng lượng AO ‒ d (1) Trường bát diện đều do 6 phân tử H2O tạo ra (1 → 6 chỉ các phối tử) (2) và (3) AO ‒

,

phân bố trên các trục tọa độ nên e ở trong đó bị đẩy mạnh

bởi trường tĩnh điện của các phối tử.

(4) AO ‒ dxy không phân bố trên các trục nên electron ở trong đó bị đẩy tĩnh điện của các phối tử.

SV: Đặng Thị Hồng

81

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Cần lưu ý là e bị trường tĩnh điện của các phối tử đẩy chứ không phải AO. Tuy nhiên vẫn nói AO bị đẩy để cho gọn và dễ hình dung.

Như vậy, trong trường tĩnh điện bát diện đều do 6 H2O tạo ra, mức năng lượng ban đầu của 5AO-d trong Ti3+ (tự do) đã được đặt vào trường này sẽ bị tách thành 2 mức mới: Mức cao, kí hiệu là eg, gồm 2AO ‒

. Mức thấp, kí hiệu là t2g,

hơ n

,

gồm 3AO ‒ dxy, dyz, dxz.

N

Kết quả của sự tách mức đó là giảm độ suy biến vốn có của năng lượng các

uy

AO-d khi Ti3+ tự do.

Q

Nang luong

ạy

Kè

m

3

(1)

2

eg (dz2, dx2-y2)

o /5

o /5 t2g (dxy, dyz, dxz)

(2)

/+ D

Hình 8.2. Sự tách mức năng lượng AO - d trong trường bát diện đều (1) Sự suy biến năng lượng các AO - d trong trường bát diện đều

m

(2) Sự tách mức năng lượng AO-d làm giảm độ suy biến

co

Hiệu số hai mức năng lượng eg với t2g được gọi là năng lượng tách hay thông

e.

số cường độ trường, được kí hiệu là ∆o (đọc là “đenta ô”, O: octahedral: bát diện).

gl

∆o = E(eg) – E(t2g) = 10 Dq

oo

Dq là đơn vị đo cường độ trường tinh thể: Dq > 0.

.g

Trong trường hợp chung, trường phối tử không phải là trường bát diện đều,

us

ta chỉ kí hiệu năng lượng tách là ∆. Giá trị ∆ càng lớn trường càng mạnh hay phối

pl

tử tạo ra trường đó là phối tử càng mạnh.

Trị số của ∆, trong trường hợp đang xét là ∆o, được xác định từ thực nghiệm

về quang phổ e của phức tương ứng và biểu thị theo số sóng , đơn vị cm-1. Trong trường hợp [Ti(H2O)6]3+, một e-d sẽ chiếm 1 AO-t2g theo đúng nguyên lí năng lượng cực tiểu. Khi e này chuyển dời từ mức t2g đó lên mức cao eg thì hấp thụ một năng lượng đúng bằng trị số ∆o. Kết quả thực nghiệm cho biết phổ của [Ti(H2O)6]3+

SV: Đặng Thị Hồng

82

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp = 20.300cm-1, bức xạ màu lục, nên phức

có cực đại hấp thụ ứng với số sóng [Ti(H2O)6]3+ có màu tím hồng.

Vậy năng lượng tách trường tinh thể của [Ti(H2O)6]3+ là ∆o ≈ 20.300cm-1. b) Dãy (quang) phổ hóa học Thành công lớn nhất của thuyết trường tinh thể là giải thích được màu sắc (quang phổ) của phức chất.

hơ n

Như trên vừa xét, bằng thực nghiệm, người ta xác định được năng lượng tách trường tinh thể ∆ của từng phức chất. Từ trị số ∆ của các phức đó người ta nêu ra

uy

N

được dãy thứ tự các phối tử theo thứ tự trị số ∆ là dãy phổ hóa học, như sau: I- < Br- < Cl- < SCN- < F- < OH- < H2O < NH3 < NO2- , CN-, CO.

m

Q

Các phức có phối tử tử ở bên phải của dãy phổ hóa học được gọi là phức

Kè

trường mạnh; các phức có phối tử ở bên trái của dãy phổ hóa học được gọi là phức trường yếu.

ạy

1.3. Cấu hình electron của ion trung tâm trong trƣờng bát diện đều

giữa các electron với nhau.

/+ D

Khi ion trung tâm của phức chất có nhiều e - d, ta cần chú ý đến tương tác

m

a) Theo qui tắc Hun 1, khi số e – d ít hơn hay bằng số AO ở mức năng lượng

co

thấp t2g thì mỗi e chiếm 1 AO. Trường hợp này ta có ion phức rất bền, chẳng hạn

e.

các phức có ion trung tâm là Cr3+.

gl

Cũng tương tự như trên, khi ion trung tâm của phức có số e – d là 8 (d8) hoặc

oo

9 (d9) hoặc 10 (d10), ta dễ dàng thấy được sự điền các e đó vào các AO – d đã được

.g

tách mức năng lượng trong trường bát diện đều.

us

b) Trường hợp cần được xét kĩ là khi ion trung tâm của phức chất có một

pl

trong các cấu hình e – d là d4, d5, d6 hoặc d7. Cần lưu ý rằng, để ghép đôi 2e vào 1

AO (hay 1 MO) cần phải cung cấp năng lượng P thắng được lực đẩy khi 2e đó tiến lại gần nhau. P được gọi là năng lượng ghép đôi 2e độc thân. So sánh tương quan giữa P với năng lượng tách trường tinh thể bát diện đều ∆o, ta rút ra được kết luận quan trọng sau đây: ∆o < P: cấu hình có nhiều nhất (có thể được) số e độc thân.

SV: Đặng Thị Hồng

83

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp ∆o > P: cấu hình có nhiều nhất (có thể được) số e ghép đôi. c) Phức spin cao, spin thấp Phức chất mà ion trung tâm có nhiều e độc thân được gọi là phức spin cao.

Tên gọi này bắt nguồn từ chỗ trị số spin tổng của hệ được xác định theo biểu thức đã biết:

hơ n

S = .n. Trong đó n là số e độc thân. Khi n lớn thì S lớn.

[Fe(H2O)6]2+ là một ví dụ về phức spin cao (S = 2).

N

Trái lại, phức chất mà ion trung tâm có ít nhất (có thể không có) số e độc

uy

thân được gọi là phức spin thấp. Cách lí giải tương tự như trên.

Q

[Fe(CN)6]4- là một ví dụ về phức spin thấp. (S = .0 = 0).

m

2. Thuyết trƣờng phối tử (thuyết MO) giải thích liên kết hóa học trong phức

Kè

chất

ạy

2.1. Nội dung

Thuyết liên kết hóa trị và thuyết trường tinh thể không thể mô tả đầy đủ các

/+ D

tính chất của phức chất, vì chúng đều xuất phát từ những giả thiết về bản chất của liên kết trong phức chất. Mặt khác, không thể áp dụng thuyết trường tinh thể để xét

m

những phức chất trong đó có chú ý đến cấu trúc electron chi tiết của phối tử. Trong

e.

trong phức chất.

co

thuyết trường phối tử người ta xem xét cấu trúc electron của tất cả các hợp phần

gl

Thuyết trường phối tử coi phân tử phức chất cũng như phân tử hợp chất đơn

oo

giản, là một hạt thống nhất bao gồm nguyên tử trung tâm và phối tử. Chuyển động

.g

của electron trong phân tử được mô tả bằng hàm sóng gọi là orbital phân tử (MO).

us

Sự tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử của nguyên tử trung tâm và phối tử cho

pl

ta các orbital phân tử liên kết (MOlk) và các orbital phân tử phản liên kết (MOplk). Điều kiện để các AO tổ hợp với nhau là chúng có thể xen phủ nhau, nghĩa là có

cùng kiểu đối xứng.

2.2. Thuyết trƣờng phối tử giải thích phức chất 2.2.1. Phức chất bát diện Xét ion phức bát diện [Ti(H2O)6]3+, Ti3+: 3d1.

SV: Đặng Thị Hồng

84

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Các orbital hóa trị của Ti3+:

,

, 3dxy, 3dxz , 3dyz, 4s, 4px, 4py, 4pz

và 6 phân tử H2O đưa ra 6 orbital i (i là orbital hóa trị MO – i, có thể coi là một trong 2 orbital lai hóa sp3 chứa cặp electron tự do của O trong phân tử H2O). + Orbital 4s của Ti3+ tổ hợp với các orbital

của H2O.

+ Ba orbital 4px, 4py, 4pz của Ti3+, mỗi orbital tổ hợp với 2 orbital i của H2O. của Ti3+, mỗi orbital tổ hợp với 2 orbital i của

,

hơ n

+ Hai orbital H2O.

d

, nhưng phân tử nước không có orbital

uy

thích hợp của phối tử hình thành MO –

N

+ Các orbital 3dxy, 3dxz , 3dyz của Ti3+ thuận lợi cho việc xen phủ với orbital không liên kết.

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

Kè

m

Q

thích hợp đó, nên chúng tồn tại trong phức chất dưới dạng MO -

.g

Hình 8.3. Giản đồ mức năng lượng của phức chất bát diện kiểu MX6 (X là halogen)

us

2.2.2. Phức chất tứ diện

pl

Ví dụ phức chất [VCl4].

Các orbital hóa trị của kim loại 4s, 4px, 4py, 4pz, 3dxy, 3dxz , 3dyz có thể tham

gia hình thành các MO – , hai orbital - . Những orbital MO – orbital MO –

,

tham gia hình thành các MO

liên kết chiếm các mức năng lượng thấp, tiếp là các

liên kết (tập trung chủ yếu tại các nguyên tử clo). Các orbital phản

liên kết, xuất phát từ các orbital hóa trị 3d, nhóm orbital 3dxy, 3dxz , 3dyz hình thành

SV: Đặng Thị Hồng

85

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp có năng lượng cao hơn các MO -

các MO -

. Hiệu hai mức năng lượng

,

orbital

được hình thành xuất phát từ các

.

Kè

m

Q

uy

N

hơ n

diện ứng với năng lượng tách

trong phức chất tứ

và

Hình 8.4. Mức năng lượng các orbital của VCl4

/+ D

Ví dụ phức chất [PtCl4]2-

ạy

2.2.3. Phức chất vuông phẳng

Các orbital hóa trị của kim loại có thể tham gia hình thành các MO – , 6px, 6py. Trong hai orbital

,

m

,

thì orbital

tương tác

vì phần lớn orbital

co

với 4 orbital hóa trị của phối tử yếu hơn orbital

là

e.

hướng theo trục z. Các orbital 3dxy, 3dxz , 3dyz chỉ có thể tham gia hình thành các

oo

gl

MO – . Trong 3 orbital thì orbital 3dxy có thể tương tác với các orbital hóa trị của phối tử; trong khi đó hai orbital 3dxz , 3dyz chỉ tương tác với hai phối tử.

(4 orbital), những orbital này

.g

Orbital có năng lượng thấp nhất là các MO –

(8 orbital). Những

us

tập trung chủ yếu ở các nguyên tử clo. Tiếp theo là các MO –

pl

MOplk xuất phát từ các orbital d chiếm phần giữa giản đồ, trong các orbital này thì orbital có năng lượng cao nhất là orbital plk mạnh năng lượng cao hơn các orbital vị trí trung gian giữa

. Orbital

và

có

có tính plk yếu chiếm

.

[PtCl4]2-: (4MO – )8(8MO – )16(

SV: Đặng Thị Hồng

ngoài ra orbital

86

,(

(

.

K39A – SP Hóa học

Q

uy

N

hơ n

Khóa luận tốt nghiệp

m

Hình 8.5. Mức năng lượng các orbital của ion PtCl42-

Kè

2.3. So sánh kết quả của thuyết trƣờng phối tử và thuyết trƣờng tinh thể

ạy

Ta thấy rằng cấu hình electron của phức chất thu được theo thuyết trường phối tử (chưa xét các MO – p) và theo thuyết trường tinh thể là trùng hợp với nhau.

/+ D

Sự phân bố electron vào các orbital t2g và eg trong thuyết trường tinh thể và vào các

m

MO không liên kết t2g và MO phản liên kết eg* trong thuyết trường phối tử đều

co

tương tự nhau.

Trong thuyết trường tinh thể các orbital t2g (dxy, dxz , dyz) và các orbital eg

e.

) là các AO. Trong thuyết trường phối tử, các orbital t2g và eg là các

,

gl

(

oo

MO không liên kết (cũng thuần túy là các AO) nếu không tính đến khả năng hình thành các MO – p.

us

.g

E. Câu hỏi tự kiểm tra đánh giá *Bài tập dành cho tất cả các SV

pl

8.1. Phức [Fe(CN)6]4- có năng lượng tách

= 394,2kJ/mol; phức [Fe(H2O)6]2+ có

= 124,2kJ/mol và biết rằng đối với các phức trên năng lượng ghép điện tử P = 210,3kJ/mol.

- Hãy vẽ giản đồ năng lượng của 2 phức, viết và ghi trên giản đồ cấu hình điện tử của 2 phức đó và giải thích.

- Hãy cho biết phức nào là phức spin cao, phức nào là phức spin thấp, phức

SV: Đặng Thị Hồng

87

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp nào thuận từ, phức nào nghịch từ? Tại sao?

8.2. Cho 2 phức [Co(NH3)6]3+ và [CoF6]3- có năng lượng tách

lần lượt là 275

kJ/mol và 155 kJ/mol. Năng lượng cần cho sự ghép đôi electron là 251 kJ/mol. Hãy xác định cấu trúc hình học, cấu hình electron và từ tính của hai phức trên. Chỉ rõ phức spin cao, phức spin thấp, phức lai hóa trong, phức lai hóa ngoài?

8.3. Dựa vào thuyết trường tinh thể, vẽ sơ đồ sắp xếp các electron d của ion Cr3+ ,

hơ n

Cr2+ trong các phức bát diện sau:

P (cm-1)

17400

[Cr(CN)6]3-

26300

uy

[Cr(H2O)6]2+

23500

Q

13900

Kè

m

[Cr(H2O)6]3+

N

-1 o (cm )

ạy

Cho biết phức nào là phức spin cao, phức nào là phức spin thấp, phức nào thuận từ, phức nào nghịch từ? Tại sao?

/+ D

8.4. Dựa vào thuyết trường tinh thể, vẽ sơ đồ sắp xếp các electron d của ion Co3+ trong các phức bát diện sau: [Co(H2O)6]3+, [Fe(CN)6]4-. Biết H2O là phối tử trường

co

m

yếu, CN- là phối tử trường mạnh.

= 3034 A0; phức

e.

8.5. Phức [Fe(CN)6]4- hấp thụ ánh sáng có bước sóng

gl

[Fe(H2O)6]2+ hấp thụ ánh sáng có bước sóng = 9642 A0. Cho biết năng lượng ghép

.g

trên.

oo

electron P = 50,3 kcal/mol. Viết cấu hình electron và cho biết từ tính của hai phức

us

8.6. Vẽ giản đồ mức năng lượng của các MO đối với phức chất [CoF6]3- và điền

pl

electron vào các MO đó . Biết rằng các ion F- gây ra trường yếu đối với ion Coban. *Bài tập dành cho SV, khá giỏi

8.7. Khi bị kích thích electron được chuyển từ mức năng lượng thấp lên mức năng lượng cao hơn xảy ra sự hấp thụ ánh sáng ứng với bước sóng λ. Hãy tính bước sóng này (theo A0), biết rằng năng lượng tách mức của phức [Co(CN)6]3- là 99,528 kcal/mol-1. Cho h = 6,62.10-34 J.s và c = 3.108 m.s-1.

SV: Đặng Thị Hồng

88

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp 8.8. Hãy vẽ sự tách mức năng lượng của vân đạo d trong phức [M(H2O)6]2+ của các ion Sc2+, Ti2+, Cr2+, Zn2+. Tính năng lượng an định trường tinh thể của các phức trên. Hãy cho biết các phức trên phức nào có màu và giải thích.

8.9. Cả phức [Fe(CN)6]4- và phức [Fe(H2O)6]2+ đều không màu trong dung dịch loãng. Phức thứ nhất có spin thấp và phức thứ hai có spin cao. a) Có bao nhiêu electron chưa ghép đôi trong mỗi ion trên. đối với hai phức trên khác nhau đáng kể nhưng

hơ n

b) Tại sao năng lượng tách

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

Kè

m

Q

uy

N

lại không phức nào có màu?

SV: Đặng Thị Hồng

89

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp KẾT LUẬN VÀ KHUYẾN NGHỊ Sau một thời gian tìm hiểu, nghiên cứu đề tài đã được hoàn thành và đạt được những kết quả sau: 1. Tổng quan cơ sở lý luận và thực tiễn của đề tài: - Xu hướng đổi mới phương pháp dạy học trong giai đoạn hiện nay, đổi mới

hơ n

phương pháp dạy theo hướng dạy học tích cực, rèn luyện phương pháp tự học cho SV. - Hệ thống hóa và làm rõ hơn các cơ sở lý luận về tự học và phương pháp tự

uy

N

học có hướng dẫn theo môđun, tăng cường năng lực tự học cho SV khoa Hóa học.

2. Thiết kế tài liệu tự học chương “Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học” có

m

Q

hướng dẫn theo môđun với 8 tiểu môđun và một hệ thống câu hỏi tự kiểm tra kết

Kè

thúc môđun.

Khuyến nghị:

ạy

Giúp SV tiếp cận và thực hiện việc tự học chương “Cấu tạo phân tử và liên

/+ D

kết hóa học” có hướng dẫn theo môđun và tiếp tục phát triển đề tài nghiên cứu, đồng thời áp dụng phương pháp tự học có hướng dẫn theo môđun ở các chương

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

khác trong học phần Hóa học đại cương 1.

SV: Đặng Thị Hồng

90

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

TÀI LIỆU THAM KHẢO [1] Trần Ngọc Chuyên (1994), “Cách soạn thảo một đơn vị học thuật module”, Viện nghiên cứu Đại học và giáo dục chuyên nghiệp.

[2] Nguyễn Cương (2007), “Phương pháp dạy học hóa học ở trường phổ thông và đại học. Một số vấn đề cơ bản”, NXB Giáo dục.

[3] PGS. Nguyễn Đình Chi (2007), “Hóa học đại cương” NXB Giáo Dục.

hơ n

[4] Trần Thành Huế (2004), “Hoá học đại cương 1 – Cấu tạo chất”, NXB Đại học Sư phạm.

uy

N

[5] Nguyễn Đình Huề, Nguyễn Đức Chuy (2003), “Thuyết lượng tử về nguyên tử và phân tử”, Tập 1, 2, NXB Giáo Dục.

m

Q

[6] Lê Chí Kiên (2006), “Phức chất”, NXB Đại học quốc gia Hà Nội.

Kè

[7] Phạm Văn Lâm, “Môđun hóa nội dung dạy học và quản lí học tập theo học phần”, Thông tin KHQS, Bộ Tổng tham mưu (tháng 5/1993).

ạy

[8] Nghị quyết số 29/TW hội nghị TW 8 khóa XI về đổi mới căn bản, toàn

/+ D

diện Giáo dục và Đào tạo, Ban chấp hành TW Đảng Cộng sản Việt Nam. [9] Nghị quyết 40/2000/QH10 về đổi mới Chương trình Giáo dục phổ thông

m

ngày 09 tháng 12 năm 2000.

co

[10] Nguyễn Ngọc Quang, Đặng Thị Oanh (1993), “Vận dụng tiếp cận

gl

chuyên nghiệp.

e.

môđun vào việc đào tạo sinh viên sư phạm ĐHSP Hà Nội”, Đại học Giáo dục

oo

[11] Quyết định của Thủ tướng Chính phủ,“Chiến lược phát triển giáo dục

.g

2011 – 2020, Số 711/QĐ-TTg, ngày 13/6/2012.

us

[12] Lâm Ngọc Thiềm (2004), “Cấu tạo chất đại cương”, NXB Đại học

pl

Quốc gia Hà Nội.

[13] Lâm Ngọc Thiềm (2008), “Cơ sở lí thuyết Hóa học”, NXB Giáo Dục.

[14] Lâm Ngọc Thiềm, Trần Hiệp Hải (2004), “Bài tập Hoá học đại cương”, NXB Đại học Quốc gia Hà Nội.

[15] Đào Đình Thức (2006), “Cấu tạo nguyên tử và liên kết hoá học”, Tập 1, 2, NXB Giáo Dục.

SV: Đặng Thị Hồng

91

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp [16] Đào Đình Thức (2004), “Hoá học đại cương”, Tập 1, NXB Đại học Quốc gia Hà Nội.

[17] Đào Đình Thức (2008), “Bài tập Hoá học đại cương” , NXB Giáo Dục.

[18] Nguyễn Cảnh Toàn (2001), “Tuyển tập tác phẩm tự giáo dục, tự học, tự nghiên cứu” tập 2, NXB Đại học sư phạm Hà Nội, Trung tâm văn hóa ngôn ngữ Đông Tây.

hơ n

[19] Nguyễn Cảnh Toàn, Vũ Văn Tảo, Bùi Tường (1998), “Quá trình dạy tự học”, NXB Giáo Dục, Hà Nội.

uy

N

[20] Thái Duy Tuyên (2003), “Dạy tự học cho sinh viên trong các nhà

trường Cao đẳng Đại học chuyên nghiệp”, Chuyên đề Phương pháp dạy học cho

Q

học viên Cao học, ĐH Huế.

Kè

m

[21] Các đề thi Cao học môn Cơ sở lí thuyết Hóa học từ năm 2000 đến năm

pl

us

.g

oo

gl

e.

co

m

/+ D

ạy

2016 của các Trường ĐHSP Hà Nội và Trường ĐH Khoa học tự nhiên.

SV: Đặng Thị Hồng

92

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

PHỤ LỤC Gợi ý trả lời câu hỏi, bài tập ở các tiểu môđun Tiểu môđun 1 1.4. Theo phương pháp cộng vectơ ta viết: +

+2

cos

(1)

;

=

(2)

Trường hợp với phân tử có hai nhóm thế như sau thể viết như sau:

(1 + cos ). Vậy

=2

=

= 2 cos

, công thức (1) có

hơ n

=

(3)

uy

N

Dựa vào công thức (2), (3) ta lần lượt tính được giá trị . Đối với phân tử ortho-đinitrobenzen:

HCHO

Q

= 1,5D.

= 2,7D.

Kè

1.5.

Cl

m

Đối với phân tử meta-điclobenzen:

= 3,8D.

ạy

1.6.

1)

e.

co

m

/+ D

a)

gl

(1) và (3): hình gấp khúc ; (2): thẳng.

oo

Góc liên kết giảm theo thứ tự sau: (2) – (1) – (3).

pl

us

.g

b)

Góc liên kết giảm theo chiều ∠HNH - ∠FNF vì độ âm điện của F lớn hơn của H là điện tích lệch về phía F nhiều hơn ⇒ lực đẩy kém hơn. µ(NH3) > µ(NF3) Giải thích:

SV: Đặng Thị Hồng

[1]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

Ở NH3 chiều của các momen liên kết và của cặp electron của N cùng hướng nên momen tổng cộng của phân tử lớn khác với NF3 (hình vẽ).

1)

P: 1s22s22p63s23p3

hơ n

1.7.

As: 1s22s22p63s23p63d104s24p3

;

Q

H H H

X ôû traïng thaùi lai hoùa sp3.

uy

X

N

P và As đều có 5 electron hóa trị và đã có 3 electron độc thân trong XH3

m

XH3 hình tháp tam giác, góc HPH > góc HAsH, vì độ âm điện của nguyên tử

Kè

trung tâm P lớn hơn so với As nên lực đẩy mạnh hơn. n = 3 +1 = 4 (sp3): hình tứ diện

ạy

2)

3)

Cl

H

m

F F F

/+ D

Góc FPF < ClPCl vì Cl có độ âm điện nhỏ hơn flo là giảm lực đẩy.

co

N

Cl

Cl

O

S F

F

sp3

sp3

O

sp2

O

e.

sp3

Si

F Si

B F sp2

F

F

F

F sp3

us

.g

oo

gl

F

pl

4 chất đầu tiên có cấu tạo bất đối xứng nên có mômen lưỡng cực lớn hơn 0.

Tiểu môđun 2 2.1. Đáp án B. 2.2. Đáp án C. 2.3.

Cl (Z = 17): 1s22s22p63s23p5

Ca (Z = 20): 1s22s22p63s23p64s2

Clo nằm ở ô số 17, chu kỳ 3, nhóm VIIA.

SV: Đặng Thị Hồng

[2]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Canxi nằm ở ô số 20, chu kỳ 4, nhóm IIA. Liên kết trong hợp chất CaCl2 là liên kết ion vì Ca là kim loại điển hình, Cl là phi kim điển hình. Sơ đồ hình thành liên kết: 2Cl + 2e → 2Cl-

;

Ca → Ca2+ + 2e

Các ion Ca2+ và Cl- tạo thành mang điện tích trái dấu, chúng hút nhau bằng Ca2+ + 2Cl- → CaCl2

hơ n

lực hút tĩnh điện, tạo thành hợp chất CaCl2: 2.4.

Tinh thể naphtalen và iot thuộc loại tinh thể phân tử tức liên kết giữa các

uy

N

phân tử yếu (các phân tử hút nhau yếu) nên dễ thăng hoa. Chúng không dẫn điện vì trong tinh thể không có các hạt mang điện chuyển động tự do.

Q

NaCl khó thăng hoa vì trong muối ăn có ion Na+ và Cl- liên kết với nhau

Kè

m

bằng liên kết ion bền vững. Khi nóng chảy thì ion Na+, Cl- chuyển động tự do nên dẫn điện.

ạy

Tiểu môđun 3

/+ D

3.8. Nhôm có 2 số phối trí đặc trưng là 4 và 6. Phù hợp với quy tắc bát tử,

oo

3.9.

gl

e.

co

m

cấu tạo Lewis của phân tử dime và monome:

Cấu trúc không đúng (phải thêm điện tích hình thức)

pl

us

.g

Cấu trúc đúng

S: Tam giác phẳng.

C: Tam giác phẳng.

N: Tháp tam giác.

SV: Đặng Thị Hồng

[3]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Tiểu môđun 4 4.2.

CBr4: C sp3, phân tử tứ diện đều.

BeF2: Be sp, phân tử thẳng hàng.

BBr3: B sp2, phân tử tam giác phẳng.

hơ n

CS2: C sp, phân tử thẳng hàng.

4.9.

Ở trạng thái cơ bản, cấu hình điện tử của: C: 1s22s22p2 ;

Si: [Ne]3s23p2

uy

N

Vận dụng thuyết liên kết hóa học: Bán kính nguyên tử của C nhỏ hơn bán kính nguyên tử của Si.

Q

Dựa trên điều kiện lai hóa theo phương pháp VB:

Kè

m

+ Các obitan p của C nhỏ hơn các obitan p của Si.

+ Mật độ điện tử trên các obitan p của C lớn hơn đại lượng tương ứng của Si. p-p

của nguyên tử C này với nguyên tử C khác hay

ạy

Do vậy, các liên kết

/+ D

nguyên tử nguyên tố khác đạt hiệu quả cao hơn việc tạo liên kết Kết luận: C có khả năng tạo liên kết

tốt hơn khả năng tạo liên kết

của Si

co

m

kể cả đơn chất lẫn hợp chất.

của nguyên tử Si.

4.10.

e.

a) Cấu hình điện tử lớp ngoài cùng của agon là 3s23p6, cùng cấu hình lớp

oo

gl

ngoài cùng của X2- → X có cấu hình điện tử lớp ngoài cùng là 3s23p6 → X là lưu huỳnh.

.g

Theo phương pháp liên kết hóa học và VB, cấu hình điện tử lớp ngoài cùng

pl

us

của lưu huỳnh: + Ở trạng thái cơ bản: 3s23p43d0 + Ở trạng thái kích thích: 3s23p33d1 3s13p33d2 Do đó, ta xác định n bằng số liên kết đơn, bằng số điện tử hóa trị: n = 4; n = 6.

Theo yêu cầu để, n = 6.

SV: Đặng Thị Hồng

[4]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

= 6 obitan lai hóa → nguyên tử lưu

b) Phân tử SF6 có n = 6 + huỳnh có kiểu lai hóa sp3d2.

hơ n

SF6 có công thức cấu tạo:

Dựa theo bảng dự đoán dạng phân bố hình học VSEPR, phân tử SF 6 có mô

Kè

m

Q

uy

N

hình phân tử:

Tiểu môđun 5

ạy

5.1.

a) Cấu hình electron: O: 1s22s22p4

/+ D

;

F: 1s22s22p5

.

N=

(6-3) = 1,5; thuận từ.

.

N=

(6-4) = 1; nghịch từ.

.

N=

(6-2) = 2; thuận từ.

co

FO:

m

b) Từ giản đồ, ta có thể viết được cấu hình sau:

gl

e.

FO-:

oo

FO+:

.g

Dựa vào kết quả tính N, ta suy ra độ bền liên kết theo thứ tự tăng dần độ dài

pl

us

liên kết l:

.

5.2. a) Cấu hình electron: N: 1s22s22p3

;

O: 1s22s22p4

Cấu hình electron cho các cặp phân tử: Cặp (N2 và N2+):

SV: Đặng Thị Hồng

với

N 2:

[5]

=

(6-0) = 3

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

N2+:

với

=

Cặp (NO và NO+):

NO:

NO+:

với

(5-0) = 2,5 với =

=

(6-1) = 2,5

(6-0) = 3

b) Cặp (N2 và N2+): liên kết trong phân tử N2 bền hơn liên kết trong N2+.

5.3.

H2 +

1

0,5

H2 -

N

H2

He2

uy

Các chất

hơ n

Cặp (NO và NO+): liên kết trong phân tử NO+ bền hơn liên kết trong NO.

0,5

0

m

N

Q

Cấu hình electron

Kè

- H2 là bền nhất.

- He2 không tồn tại.

ạy

5.6.

/+ D

Vận dụng phương pháp MO, ta nhận thấy CO và N2 có cùng một cấu hình 2s)

2

(

* 2 2 2 2 2s) ( x) ( y) ( z) .

m

phân bố điện tử lớp ngoài cùng: (

co

Do đó, CO và N2 gần giống nhau về tính chất vật lí vì: - Đều có thể tạo liên kết 3.

e.

- Phân bố của các điện tử trên các obitan liên kết và phản liên kết giống nhau.

oo

gl

- Mức năng lượng các obitan xấp xỉ nhau.

Vận dụng phương pháp VB để giải thích sự khác nhau về hóa tính của CO và N2:

.g

- Trong phân tử N2: Nguyên tử N có cấu hình điện tử bán bão hòa khi tồn tại

us

3 điện tử độc thân trên 3 AO 2p → mật độ xen phủ điện tử giữa 2 nguyên tử lớn →

pl

năng lượng kích thích để chuyển trạng thái lớn → năng lượng hoạt hóa lớn → khó phá vỡ cấu trúc phân tử để tạo liên kết với nguyên tử nguyên tố khác.

- Trong phân tử CO: Có liên kết cho - nhận, mật độ xen phủ đạt giá trị không cao như của phân tử N2, phân tử phân cực yếu (mômen lưỡng cực nhỏ) → liên kết cho – nhận dễ bị thay thế bằng liên kết tạo phức hoặc tham gia phản ứng hóa học. *Mặt khác, xét riêng phân tử CO theo phương pháp liên kết hóa học và VB:

SV: Đặng Thị Hồng

[6]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp - Ở trạng thái cơ bản, nguyên tử O có cấu hình điện tử 1s22s22p4 và nguyên tử C có cấu hình điện tử 1s22s22p2, nhưng nguyên tử C có 1 obitan 2p trống.

- Khi ở trạng thái kích thích, 1 điện tử obitan 2p của O chuyển qua obitan 2p trống của nguyên tử C. Cấu hình điện tử kích thích của oxi là 1s22s22p3 và của C là 1s22s22p3.

↓↑

↑

↑

+ ↓↑

↑ ↑

→ ↓↑

↑ ↑ ↑

hơ n

↓↑

- Để đạt cấu hình bền của nguyên tử, các nguyên tử tham gia liên kết cộng

↑

↓↑

↑

↑

↑

Q

↑

m

↑

Kè

↓↑

uy

N

hóa trị và tạo liên kết ba trong phân tử, trong đó có 1 liên kết cho – nhận giữa O với C.

5.7. ; E2 = E 3 =

; E2 (H3+) =

/+ D

c) E1 (H32+) =

.

ạy

a) E1 =

m

.

; E4 (H3-) =

; E3 (H3) =

co

5.8.

= (2 – 0) = 1;

e.

a) Số liên kết

>

vì rNa > rLi

gl

Tuy N như nhau song

= (2 – 0) = 1.

oo

b) Số liên kết:

.g

= (6 – 0) = 3 ;

là do N (N2) > N (

pl

us

E (N2) > E (

= (5 – 0) = 2,5

c) Số liên kết:

= (6 – 1) = 2,5 ;

Mặc dù số liên kết N (O2) = N ( tích hiệu dụng

>

nhưng E (O2) > E (

một ít là do điện

. Cụ thể là:

= 8 – (4.0,35 + 2.0,85) = 4,90

SV: Đặng Thị Hồng

= (5 – 0) = 2,5

[7]

;

= 7 – (3.0,35 + 2.0,85) = 4,25

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp

5.9. b) Allyl: E1 =

; E2 = ; E3 =

Xiclopropenyl:

=

;

=

=

c) Cation xiclopropenyl bền vững hơn.

5.10.

hơ n

a) x1 = -2 → E1 = x2 = -1 → E2 =

N

x3 = -1 → E3 =

uy

x4 = +1 → E4 =

x6 = +2 → E6 = =

ạy

Tiểu môđun 6

.

Kè

b) Anion benzen là bền nhất và

m

Q

x5 = +1 → E5 =

/+ D

6.2.

Trietylenđiamin đồng (II) sunfat: [CuEn3]SO4

m

Kali hexaxiano Cuprat (II): K4[Cu(CN)6]

co

Hexaaquơ sắt (II) clorua: [Fe(H2O)6]Cl2

e.

Hexaaquơ crom(III) bromua: [Cr(H2O)6]Br3

gl

Đicloro tetraaquơ cobant: [Co(H2O)4Cl2]

oo

Hexapyridin platin (IV) hexacloro platinat (II): [PtPy6][PtCl6]2

.g

6.3.

us

[Cu(NH3)4](SCN)2: Tetraammin đồng (II) thioxianat.

pl

[Cr(H2O)6]Cl3: Hexaaquơ crom (III) clorua.

K4[Ni(SCN)6]: Kali hexathioxianato nikelat (II).

K3[Fe(CN)6]: Kali hexaxiano ferat (III).

[Ni(CO)4]: Tetracacbonyl niken.

6.4. [PtCl2Br2]2-: 2 đồng phân hình học.

[Cr(NH3)5NO2]2+: 2 đồng phân hình học.

SV: Đặng Thị Hồng

[8]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp [Pt(NH3)4I2]2+: 2 đồng phân hình học.

[Cr(NH3)(OH)2Cl3]2-: 3 đồng phân hình học.

[Pt(NH3)2(NO2)2Cl2: 5 đồng phân hình học.

6.5. Công thức: PtCl2(P(C2H5)3)2.

6.6. Có 2 đồng phân hình học.

hơ n

6.7. Công thức: [Cr(H2O)5Cl]Cl2H2O.

Kè

m

Q

uy

N

6.8.

ạy

3/ Phối tử A (NH2 - CH - CH - NH2).

/+ D

Thành phần phức: [Ni(NH2 - CH - CH - NH2)2(NO2)2]

oo

gl

e.

co

m

4/

.g

6.9. Có 5 đồng phân hình học.

pl

us

Tiểu môđun 7 7.2. Be2+ có cấu hình e là 1s2. Ở Be2+ trong [BeF4]2- có lai hóa sp3 giữa 1 AO - 2s với 3 AO - 2p tạo ra 4 AO trống. Ở mỗi F- có 4 đôi e riêng. F- đưa

ra một đôi electron riêng thực hiện liên kết phối trí với 1 AO - sp3 trống.

7.4. Fe2+ có cấu hình electron là [Ar]3d6 với sự phân bố 6 electron trong 5 AO-3d.

SV: Đặng Thị Hồng

[9]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Cấu hình đó cho thấy Fe2+ thuận từ vì có electron độc thân. Sự nghịch từ của [Fe(CN)6]4- buộc phải thừa nhận sự phân bố lại 6 electron trong 5 AO-3d đó để tạo ra sự ghép đôi electron Lúc này trong Fe2+ còn 2 AO - 3d trống. Hình bát diện (đều) chỉ có thể tạo ra khi ở ion trung tâm Fe2+ có 6 AO tương đương nhau. Có thể thu được 6 AO đó nếu thừa nhận sự tổ hợp tuyến tính của 2 AO - 3d trên với 1 AO - 4s, 3 AO - 4p hay sự

hơ n

lai hóa d2sp3. Cũng như trên, 2 AO - 3d ở bên trong các AO - 4s, 4p nên đó là sự lai hóa trong. 6 phối tử CN- có liên kết phối trí với 6 AO - d2sp3 trống này tạo ra

uy

N

[Fe(CN)6]4- có hình bát diện (đều).

7.9.

Q

Xét ion phức: [Mn(CN)6]3-, CN- là phối tử trường mạnh, có sự dồn electron.

Kè

m

Mn3+: [Ar]3d4. Ta có ion Mn3+ có 6 AO lai hóa d2sp3 để nhận 6 cặp electron của phối tử và tạo thành cấu trúc bát diện.

ạy

Xét ion phức: [Mn(Br)4]2-, Br- là phối tử trường yếu, không có sự dồn

/+ D

electron.

Mn2+: [Ar]3d5. Ta có ion Mn2+ có 4 AO lai hóa sp3 để nhận 4 cặp electron

m

của phối tử và tạo thành cấu trúc tứ diện.

co

Xét ion phức: [Ni(CN)4]2-, CN- là phối tử trường mạnh, có sự dồn electron.

e.

Ni2+: [Ar]3d8. Ta có ion Ni2+ có 4 AO lai hóa dsp2 để nhận 4 cặp electron của

gl

phối tử và tạo thành cấu trúc vuông phẳng.

oo

Tiểu môđun 8

.g

8.1. Phức [Fe(H2O)6]2+ có

< P → 6 electron d phân bố đều trên cả 2 mức

us

năng lượng t2g và eg theo quy tắc Hund. Cấu hình electron: t2g4eg2. Phức spin cao,

pl

thuận từ.

SV: Đặng Thị Hồng

[ 10 ]

K39A – SP Hóa học

Khóa luận tốt nghiệp Phức [Fe(CN)6]4-: Fe2+: [Ar]3d6, CN- là phối tử trường mạnh có sự dồn electron.

hơ n

Cấu hình electron: t2g6. Phức spin thấp, nghịch từ.

8.2.

N

[CoF6]3- là phức spin cao, thuận từ.

uy

[Co(NH3)6]3+ là phức spin thấp, nghịch từ.

Q

8.3.

Cr2+:[Ar]3d4

Cr3+: [Ar]3d3

m

Cr (Z = 24): [Ar]3d6.

< P → không có sự ghép đôi electron.

[Cr(H2O)6]3+:

< P → không có sự ghép đôi electron.

ạy

Kè

[Cr(H2O)6]3+:

[Cr(CN)6]3-:

/+ D

> P → có sự ghép đôi electron.

= 2874A0.

8.5.

m

8.9.

Fe2+: spin = 0. Có 0 electron chưa ghép đôi.

co

Phức [Fe(CN)6]4-:

e.

Phức [Fe(H2O)6]2+: Fe2+: spin = 2. Có 4 electron chưa ghép đôi.

oo

tách vì:

gl

Cả 2 phức đều không có màu mặc dù chúng đều có trị số của năng lượng

.g

+ Ở ion phức [Fe(CN)6]4- còn 2 AO trống ở phân lớp 3d nhưng các electron đã

us

ghép đôi không thể nhảy qua các AO trống đó nên dung dịch ion phức không có màu. + Ở ion phức [Fe(H2O)6]2+ không còn các AO trống ở phân lớp 3d nên các

pl

electron không có các bước nhảy qua lại giữa các AO, làm cho dung dịch ion phức không có màu.

SV: Đặng Thị Hồng

[ 11 ]

K39A – SP Hóa học

ĐẶT VẤN ĐỀ Cùng với sự phát triển của nền kinh tế, dịch vụ logistics ngày càng khẳng định được tầm quan trọng của mình trong lưu thông hàng hoá với sự phát triển không chỉ về số lượng mà còn cả chất lượng. Để kinh doanh loại hình dịch vụ này thương nhân phải đáp ứng những điều kiện nhất định nhằm hạn chế tình trạng có nhiều chủ thể

hơ n

kinh doanh nhưng chất lượng dịch vụ không đảm bảo.

uy

N

GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ

Q

1. Khái quát về dịch vụ logistics

m

Dịch vụ logistics là hoạt động thương mại, theo đó thương nhân tổ chức thực

Kè

hiện một hoặc nhiều công việc bao gồm nhận hàng, vận chuyển, lưu kho, lưu bãi, làm

ạy

thủ tục hải quan, các thủ tục giấy tờ khác, tư vấn khách hàng, đóng gói bao bì, ghi ký mã hiệu, giao hàng hoặc các dịch vụ khác có liên quan đến hàng hoá theo thoả thuận

/+ D

với khách hàng để hưởng thù lao.

m

Theo Điều 234, Luật thương mại năm 2005, điều kiện kinh doanh dịch vụ

co

logistics là: “Thương nhân kinh doanh dịch vụ logistics là doanh nghiệp có đủ điều

e.

kiện kinh doanh dịch vụ logistics theo quy định của pháp luật”. Như vậy, thương

gl

nhân muốn kinh doanh dịch vụ logistics phải đáp ứng được điều kiện là doanh nghiệp

oo

có đủ điều kiện kinh doanh theo pháp luật mà cụ thể tuân theo những quy định chung

.g

tại chương II, Luật doanh nghiệp năm 2005 về “Thành lập và đăng ký doanh nghiệp”.

us

Để cụ thể hoá khoản 2, Điều 234, Luật thương mại 2005, Nghị định số

pl

140/2007/NĐ-CP đã xác định các điều kiện kinh doanh dịch vụ này thông qua việc phân nhóm các dịch vụ logistics, trong đó có các điều kiện chung áp dụng cho tất cả các nhóm dịch vụ và có những điều kiện áp dụng cho từng nhóm dịch vụ.

2. Điều kiện chung kinh doanh dịch vụ logistics Thương nhân kinh doanh dịch vụ logistics phải là các doanh nghiệp có đăng ký kinh doanh hợp pháp theo pháp luật Việt Nam, tức là chỉ có các doanh nghiệp theo

quy định của Luật doanh nghiệp 2005 mới được phép kinh doanh dịch vụ này. Nghị định 140 hạn chế đối với thương nhân là hộ gia đình nhằm tránh những thành phần kinh tế nhỏ lẻ tham gia kinh doanh dịch vụ này.

Như vậy, thương nhân kinh doanh dịch vụ logistics chỉ có thể tồn tại dưới hình thức công ty cổ phần, công ty trách nhiệm hữu hạn, công ty hợp danh hoặc doanh

hơ n

nghiệp tư nhân. Và tồn tại dưới hình thức nào thì phải đáp ứng điều kiện của pháp luật về hình thức ấy. Ví dụ: Thương nhân kinh doanh dịch vụ logistics tồn tại dưới hình

uy

N

thức công ty cổ phần thì đầu tiên cũng phải là doanh nghiệp, trong đó vốn điều lệ

Q

được chia làm nhiều phần bằng nhau và cổ đông có thể là tổ chức, cá nhân, có số

m

lượng cổ đông tối thiểu là ba, không hạn chế tối đa… Các doanh nghiệp (có thể là liên

Kè

doanh, 100% vốn Nhà nước) phải được cấp Giấy chứng nhận đăng ký kinh doanh

ạy

(hoặc Giấy phép đầu tư) tại cơ quan có thẩm quyền theo các quy định của pháp luật doanh nghiệp và đầu tư Việt Nam mới được phép kinh doanh dịch vụ logistics.

/+ D

Đối với thương nhân nước ngoài khi tham gia kinh doanh dịch vụ logistics tại

m

Việt Nam, ngoài việc đáp ứng các điều kiện chung, còn phải đáp ứng các điều kiện cụ

co

thể về góp vốn, tỉ lệ góp, hình thức tồn tại và các điều kiện khác. Đồng thời, phải tuân

gl

gia nhập WTO.

e.

thủ các cam kết của Việt Nam về mở cửa thị trường kinh doanh dịch vụ logistics khi

oo

3. Các điều kiện áp dụng riêng đối với từng nhóm dịch vụ

.g

Nhóm các dịch vụ logistics chủ yếu (khoản 1, Điều 4, Nghị định 140): Để kinh

us

doanh được nhóm dịch vị logistics chủ yếu đòi hỏi doanh nghiệp phải có đủ phương

pl

tiện, thiết bị, công cụ đảm bảo tiêu chuẩn an toàn, kĩ thuật và có đội ngũ nhân viên đáp ứng yêu cầu theo quy định tại khoản 2, Điều 5, Nghị định 140. Các phương tịên, thiết bị, công cụ ở đây là xe nâng hạ hàng hoá, dây chuyền, băng tải, phương tiện đóng gói mã hàng hoá, hệ thống đường ống, đèn chiếu sáng… đặc biệt là phải có đội ngũ nhân viên được đào tạo đáp ứng nhu cầu công việc, tức là phải đáp ứng các yêu

cầu về trình độ, năng lực, chuyên môn nghiệp vụ và kiến thức pháp luật trong nước cũng như pháp luật quốc tế.

Nhóm các dịch vụ logistics liên quan đến vận tải (khoản 2, Điều 4): Để kinh doanh được nhóm các dịch vụ liên quan đến vận tải đòi hỏi các doanh nghiệp phải tuân thủ các điều kiện về kinh doanh vận tải theo quy định của pháp luật Việt Nam.

hơ n

Như vậy, ngoài các quy định của Luật thương mại 2005, Nghị định 140 muốn các chủ thể kinh doanh dịch vụ logistics liên quan đến vận tải phải tuân thủ các văn bản pháp

uy

N

luật chuyên ngành. Tuy nhiên, việc dành riêng một điều luật để đề cập đến điều kiện

Q

kinh doanh đối với thương nhân kinh doanh dịch vụ logistics liên quan đến vận tải

m

cho thấy Nghị định chưa bao quát được hết hoạt động dịch vụ logistics mà mới chỉ

Kè

chuyên về lĩnh vực vận tải. Điều này xuất phát từ tính phức tạp của hoạt động dịch vụ

ạy

logistics bao gồm nhiều loại hình, nhiều công đoạn mang tính kĩ thuật, điều này cũng có nghĩa vẫn còn nhiều hoạt động trong chuỗi dịch vụ logistics mà Nghị định chưa đề

/+ D

cập đến.

m

Nhóm các dịch vụ logistics liên quan khác (khoản 3, Điều 4): Ngoài việc đáp

co

ứng các điều kiện chung, đối với thương nhân nước ngoài khi tham gia kinh doanh

gl

e.

loại hình dịch vụ này sẽ phải đáp ứng các điều kiện tại khoản 2, Điều 7.

oo

KẾT THÚC VẤN ĐỀ

.g

Có thể nói mặc dù pháp luật đã quy định cụ thể các điều kiện kinh doanh dịch

us

vụ logistics tuy nhiên trên thực tế vẫn còn những hạn chế nhất định trong việc hiểu và

pl

áp dụng pháp luật. chính vì vậy, cần sớm có những hướng dẫn cụ thể và quy định nhằm hoàn thiện pháp luật trong lĩnh vực này.