Bài tập lớn Vận dụng thuyết cấu tạo Hoá học để giải một số bài tập định tính phần phi kim trong đề thi học sinh giỏi Hóa học và đề thi Olympic Hóa học

Mọi ý kiến đóng góp xin gửi vào hòm thư: [email protected]

Kéo xuống để Tải ngay đề cương bản PDF đầy đủ: Sau “mục lục” và “bản xem trước”

(Nếu là đề cương nhiều công thức nên mọi người nên tải về để xem tránh mất công thức)

Đề cương liên quan:Bài tập lớn môn học Thiết kế tối ưu – Tối ưu hóa thể tích móng đơn

---

[toc]

[pdfviewer width=”800px” height=”1000px” beta=”true/false”]http://hotroontap.com/wp-content/uploads/2019/04/B%C3%A0i-t%E1%BA%ADp-l%E1%BB%9Bn-V%C3%A2%CC%A3n-du%CC%A3ng-thuy%C3%AA%CC%81t-c%C3%A2%CC%81u-ta%CC%A3o-Hoa%CC%81-ho%CC%A3c-%C4%91%C3%AA%CC%89-gi%E1%BA%A3i-m%E1%BB%99t-s%E1%BB%91-b%C3%A0i-t%E1%BA%ADp-%C4%91%E1%BB%8Bnh-t%C3%ADnh-ph%E1%BA%A7n-phi-kim-trong-%C4%91%E1%BB%81-thi-h%E1%BB%8Dc-sinh-gi%E1%BB%8Fi-H%C3%B3a-h%E1%BB%8Dc-v%C3%A0-%C4%91%E1%BB%81-thi-Olympic-H%C3%B3a-h%E1%BB%8Dc-.pdf[/pdfviewer]

Tải ngay đề cương bản PDF tại đây:Bài tập lớn Vận dụng thuyết cấu tạo Hoá học để giải một số bài tập định tính phần phi kim trong đề thi học sinh giỏi Hóa học và đề thi Olympic Hóa học

            PHẦN 1:                    MỞ ĐẦU

1.1. Lý do chọn đề tài

Trong sự phát triển của Hóa Học, thuyết liên kết hóa trị – Valence Bond (VB), thuyết orbital phân tử – Molecular Orbital (MO) và thuyết liên kết hóa học đóng vai trò quan trọng trong việc giải thích bản chất cấu tạo của các chất, từ đó giúp ta có thể dự đoán và giải thích được tính chất lý – hóa của các chất.

Tuy nhiên, việc vận dụng thiếu tư duy các kết quả nghiên cứu trong học tập sẽ làm cho học sinh khó định hướng được cách giải quyết các vấn đề thuộc về bản chất mà các phương pháp nêu trên có thể làm rõ toàn bộ hay một phần.

Do đó, để giúp các bạn học sinh – sinh viên nắm chắc được giá trị thực tiễn của việc sử dụng các phương pháp VB, MO và liên kết hóa học, tôi quyết định thực hiện đề tài: “Vận dụng thuyết cấu tạo hóa học để giải một số bài tập định tính phần phi kim trong đề thi HSG Hóa Học và Olympic Hóa Học 30/4.”

1.2. Đối tượng nghiên cứu – Phạm vi nghiên cứu

            – Đối tượng nghiên cứu: Các lý thuyết về cấu tạo hóa học

            – Phạm vi nghiên cứu:  Một số bài tập định tính phần phi kim trong đề thi HSG Hóa Họcvà Olympic Hóa Học 30/4.

1.3. Mục đích nghiên cứu

Hiểu và vận dụng kiến thức các lý thuyết về cấu tạo hóa học để giải một số bài tập định tính trong đề thi HSG Hóa họcvà Olympic Hóa học 30/4.

1.4. Phương pháp nghiên cứu

– Phương pháp tiếp cận tài liệu

– Phương pháp giải bài tập

1.5. Tài liệu tham khảo

1. Đào Đình Thức, Cấu tạo nguyên tử và liên kết hóa học (2010), Tập 1 và 2, Nhà xuất bản Giáo dục Việt Nam.
2. Nguyễn Văn Xuyến, Hóa Lý: Cấu tạo phân tử và liên kết hóa học (2007), Trường Đại Học Bách Khoa Hà Nội, Nhà xuất bản Khoa Học và Kỹ Thuật.
3. Hoàng Nhâm, Hóa học vô cơ (2000), Tập 1, 2, Nhà xuất bản giáo dục
4. Nguyễn Đức Vận, Hóa Học Vô Cơ (2008), Tập 1, 2, Nhà xuất bản Khoa Học và Kỹ Thuật.
5. Tuyển tập đề thi Olympic 30 tháng 4, lần thứ XVIII – 2012. Hóa Học. Ban Tổ chức kì thi, Nhà xuất bản Đại Học Sư Phạm.
6. Đề thi HSG THPT của tỉnh Đồng Nai và một số tỉnh khác.

 

 

 

 

 

 

 

            PHẦN 2:        NỘI DUNG

 

2.1. Cơ sở lý thuyết

2.1.1. Thuyết liên kết hóa học^[1][3]:

-Trong phân tử tồn tại cả tương tác đẩy lẫn tương tác hút giữa các nguyên tử: tồn tại đồng thời lực hút với thế năng hút và lực đẩy với thế năng đẩy. Giữa các liên kết tồn tại góc liên kết hay góc hóa trị, góc hóa trị bị chi phối bởi sức đẩy của các cặp điện tử.

– Quá trình hình thành và phá vỡ phân tử gắn liền với việc giải phóng và thu nhận năng lượng tương ứng. Độ bền liên kết nội phân tử phụ thuộc năng lượng phân ly thành các nguyên tử tự do, theo bậc liên kết.

-Trong liên kết ion:

+ Khi các ion ngược điện gần nhau, hiện tượng xảy ra là các đám mây điện tử dịch chuyển so với hạt nhân tạo sự phân cực hóa ion. Sự phân cực hóa ion làm xuất hiện momen lưỡng cực cảm ứng của từng ion. Sự tăng nhiệt độ kích thích phân cực hóa.

+ Sự phân cực hóa nội ion làm tăng độ bền liên kết ion và làm giảm khả năng phân ly của hợp chất ion^[2].

+ Sự phân cực lẫn nhau giữa các ion khác nhau làm suy yếu cấu trúc tinh thể, do đó, nhiệt độ nóng chảy của tinh thể giảm xuống^[2].

– Trong liên kết cộng hóa trị:

+ Phân tử cộng hóa trị thuần túy có momen lưỡng cực bằng 0, nhưng trong phân tử cộng hóa trị có cực thì momen lưỡng cực có giá trị bằng tổng các momen thành phần cùng với dấu của chúng.

+ Loại liên kết mang tính chất liên kết ion và liên kết cộng hóa trị là liên kết bán phân cực – là một trường hợp của liên kết cho nhận (liên kết cho nhận là loại liên kết trong đó: cặp điện tử chung do một cấu tử đóng góp hoàn toàn).

– Trong liên kết giữa các phân tử:

+ Liên kết hidro: hidro trong các phân tử có liên kết bão hòa hidro vẫn có thể liên kết với các nguyên tử của nguyên tố âm điện mạnh. Liên kết hidro ảnh hưởng nhiều đến tính chất của các chất

+ Liên kết Val der Waals: lực Val der Waals biểu hiện trong chất khí và chất lỏng, bắt nguồn từ 3 lực: lực định hướng – sinh ra do tương tác giữa các phân tử có momen lưỡng cực, lực cảm ứng – sinh ra khi phân tử không phân cực tương tác gần với phân tử phân cực làm xuất hiện momen lưỡng cực cảm ứng, lực khuếch tán – sinh ra khi xuất hiện các momen lưỡng cực tức thời khi 2 phân tử không phân cực ương tác lẫn nhau.

– Độ âm điện đặc trưng cho khả năng hút các điện tử khi tạo liên kết hóa học và sự khác nhau càng lớn về độ âm điện giữa hai nguyên tử trong phân tử càng lớn thì độ phân cực càng tăng. ^[1]

– Dựa trên cơ sở lý thuyết ba tính chất cơ bản của các điện tử^[1]:

+ Các điện tử đẩy lẫn nhau.

+ Các điện tử có spin giống nhau không thể ở trên cùng một orbital.

+ Mặc dù có sức đẩy tĩnh điện nhưng hai điện tử ngược spin có thể ở trên cùng 1 orbital.

Hình thành mô hình sức đẩy cặp điện tử VSEPR được Sidgewich và Powell đưa ra năm 1940, phát triển và bổ sung bởi Lenard – Jones, Gillespie và Nyholm.

Trong VSEPR, người ta chú ý đến khoảng không gian cư trú của các điện tử sao cho đạt được khoảng cách xa nhất giữa các điện tử. Điểm quan trọng của VSPER là cho phép xác định chính xác góc liên kết trong các phân tử có tính đối xứng cao, giải thích định tính các góc liên kết trong các phân tử ít đối xứng.^[1]

+ Sức đẩy của các cặp điện tử được sắp xếp như sau^[1]:

• Mạnh nhất là tương tác giữa các cặp điện tử không liên kết với nhau.
• Kế đến là tương tác giữa các cặp điện tử không liên kết với các cặp điện tử liên kết.
• Tương tác yếu nhất là tương tác giữa các cặp điện tử liên kết với nhau.

Do đó, không gian cư trú cho các điện tử tự do và liên kết cũng tương ứng giảm dần như thứ tự sắp xếp tương tác trên.Trong các phân tử có những liên kết đôi – ba, những liên kết này có chung 1 không gian cư trú: chỉ cần chú ý đến số cặp điện tử tự do và số phối tử. ^[1]

Lưu ý: Trong các phân tử có các phối tử khác nhau thì góc liên kết hình học lí tưởng của VSEPR khác nhau^[1]. Các phối tử có độ âm điện càng lớn sẽ làm lệch cặp điện tử liên kết về nó nhiều hơn về nguyên tử trung tâm, liên kết dài ra và tương tác giữa các cặp điện tử thay đổi.

Bảng bên dự đoán phân bố hình học theo thuyết VB và mô hình VSEPR.

Về nguyên tắc: VSEPR không áp dụng cho các phân tử mà nguyên tử trung tâm là nguyên tố chuyển tiếp vì phải xét thêm vai trò của các điện tử trên các phân lớp d chưa bão hòa. ^[1]

A: nguyên tử trung tâm; B: phối tử; E: số cặp điện tử tự do.

+ Nếu giả thiết phân bố hình học phân tử nằm trong một hình cầu thì thường xét đến 2 vị trí trục và xích đạo phân tử: trục phân tử là đường thẳng vuông góc với hướng quan sát và xích đạo vòng quanh trục.

Ví dụ: Trong phân tử SF₄, 2 cặp điện tử tự do nằm ở vị trí 2 đầu trục và 4 nguyên tử flo nằm trên mặt phẳng xích đạo (như hình vẽ ở bảng trên về mô hinh VSEPR).

Công thức kinh nghiệm Gillespie dự đoán dạng lai hóa của nguyên tử trung tâm và dạng hình học phân tử:

Tổng số các điện tử hóa trị – 8. Số phối tử

2

n = X + E = X +

Với:

n là số orbital lai hóa.
X là số nguyên tử liên kết với nguyên tử trung tâm (phối tử).
E là số cặp điện tử tự do.

Ngoại trừ: nhân 2 cho số phối tử hidro.

Theo đó ta dự đoán gần chính xác dạng hình học phân tử khi biết dạng lai hóa và số cặp điện tử tự do.

Bảng dự đoán dạng phân bố hình học không gian VSPER dựa theo kết quả của công thức Gillespie:

Số orbital lai hóa	Phân bố hình học không gian	Số cặp điện tử tự do	Phân bố hình học phân tử	Góc liên kết	Ví dụ
2	Thẳng	0	Thẳng	180	BeCl2, CO2, HCN,, HCN, C2H2, BeF2, NO2+
3	Tam giác phẳng	0	Tam giác đều	120	BF3, BCl3, C2H4, CO32-, NO3–, CH3+
		1	Góc	119,5	O3, SO2
4	Tứ diện	0	Tứ diện đều	109,5	CH4
		1	Chóp tam giác	107	NH3, CH3–
		2	Góc	104,5	H2O
5	Lưỡng tháp tam giác	0	Lưỡng tháp tam giác	90/120	PCl5
		1	Tứ diện lệch	90/120	SF4
		2	Hình T	90	ClF3
		3	Thẳng	180	XeF2, I3–
6	Bát diện	0	Bát diện	90	SF6
		1	Tháp vuông	90	BrF5
		2	Vuông phẳng	90	XeF4

– Trong phân tử phân cực + và – thì phân tử ấy được nhận định là 1 lưỡng cực điện.

+       –

Ví dụ:

H – Cl

+ Phân tử phân cực có một momen và momen được biểu diễn bằng 1 vectơ theo hướng lưỡng cực điện từ dương sang âm – momen lưỡng cực vĩnh cửu μ khi và chỉ khi các trọng tâm điện tích trong phân tử không trùng lên nhau:

+      –

H  – Cl

+ Momen lưỡng cực vĩnh cửu đặc trưng cho tính phân cực của phân tử. Trong trường hợp tổng các momentheo hướng của chúng tự triệt tiêu lẫn nhau.

Ví dụ: Trong phân tử CO₂: Liên kết C – O có μ = 1,84D, 2 momen cua 2 liên kết ngược chiều nhau nên chúng tự triệt tiêu nhau momen phân tử μ = 0: phù hợp với thực nghiệm – phân tử CO₂ không phân cực.

+ Phân tử được đặt trong một điện trường sẽ có một momen lưỡng cực cảm ứng. Momen này có thể làm biến dạng phân cực^[1]. Các hợp chất có momen lưỡng cực vĩnh cửu chịu tác dụng của momen lưỡng cực cảm ứng và momen lưỡng cực vĩnh cửu^[1]. Tức là phân tử vừa bị biến dạng phân cực và phân cực hóa định hướng – tính định hướng phân tử theo hướng của điện trường ngoài.^[1]

+ Phân cực hóa cảm ứng không phụ thuộc nhiệt độ nhưng phân cực hóa định hướng phụ thuộc nhiệt độ, tỉ lệ nghịch với nhiệt độ.

+ Ngoài momen lưỡng cực phân tử μ, phân tử còn có momen từ vĩnh cửu μ_m luôn luôn tồn tại ở các phân tử có điện tử độc thân như những gốc tự do. Momen từ của phân tử do giá trị momen spin xác định.

+ Phân tử được đặt trong một từ trường sẽ hình thành monen từ cảm ứng trong phân tử biểu hiện qua độ cảm từ χ.

– Từ hiện tượng cảm ứng từ, ta có định nghĩa ngắn về chất nghịch từ và chất thuận từ:

+ Chất nghịch từ là chất mà trong phân tử không còn điện tử độc thân.

Ví dụ: Nito là chất nghịch từ vì trong phân tử không có điện tử độc thân: (KK)(σ_2s)²(σ^*_2s)²(π_x)²(π_y)²(σ_z)²

+ Chất thuận từ là chất mà trong phân tử còn điện tử độc thân.

Ví dụ: Oxi là chất thuận tử: (KK)(σ_2s)²(σ^*_2s)²(π_x)²(π_y)²(σ_z)²(π^*_x)¹(π^*_y)¹– phân tử có 2 điện tử độc thân ở 2 orbital π^*_x và π^*_y.

2.1.2 Phương pháp liên kết hóa trị – Valence Bond (VB)[1][3]: Phương pháp VB được phát triển trên cơ sở phương pháp Heitler – London về phân tử H₂ năm 1927.

– Cấu tạo điện tử của các nguyên tử trong phân tử có thể thừa nhận rằng vẫn tồn tại các trạng thái đơn điện tử nguyên tử với các điện tử được phân bố trên cơ sở nguyên lý Pauli.^[1]

– Trong phương pháp VB, người ta đề cập đến sự trao đổi các điện tử giữa các nguyên tử trong phân tử, sự ghép đôi các điện tử sự thiết lập hàm sóng toàn phần của phân tử dựa trên sự ghép đôi các điện tử mà ở trạng thái nguyên tử chúng là những điện tử độc thân.^[1]

– Trong phương pháp VB, ta gọi những hàm đơn phần thu được từ các cấu hình điện tử là những cấu tạo hóa trị. Cấu tạo hóa trị có thể được biểu diễn bằng công thức vạch hóa trị – biểu thị cho 1 cặp điện tử đối song (spin ngược nhau).^[1]

– Cấu tạo hóa trị chứa tích các orbital thuộc hai nguyên tử khác nhau (a, b) gọi cấu tạo đồng cực; cấu tạo mà hai cặp điện tử được thừa nhận hoặc là ở nguyên tử a hoặc lcấu tạo đồng cực; cấu tạo mà hai cặp điện tử được thừa nhận hoặc là ở nguyên tử a hoặc là ở nguyên tử b gọi là cấu tạo ion.^[1]

– Theo phương pháp VB, hóa trị của một nguyên tố bằng số điện tử độc thân có trong nguyên tử; trong nhiều trường hợp: cấu hình điện tử biến đổi khi hình thành liên kết, do hóa trị kích thích của nguyên tử quy định. Trạng thái này được gọi là trạng thái hóa trị^[1][3].

– Nguyên lý xen phủ cực đại: liên kết sẽ được phân bố theo phương hướng nào để mức độ xen phủ các các orbital liên kết có giá trị lớn nhất. Và đối với phân tử nhiều nguyên tử (n>2), các góc liên kết có những giá trị xác định, đặc tính này gọi là tính định hướng hóa trị^[1].

– Sự lai hóa orbital trong khuôn khổ phương pháp VB^[1]:

+ Các orbital lai hóa mô tả trạng thái hóa trị của nguyên tử.

+ Các liên kết hình thành bởi các orbital lai hóa bền vững hơn liên kết bởi các orbital cơ bản.

+ Trạng thái lai hóa là trạng thái suy biến, xuất hiện khi mức năng lượng các orbital nguyên tử xấp xỉ nhau. Số các orbital lai hóa bằng số các orbital tham gia lai hóa.

– Điều kiện lai hóa các AO cần các điều kiện^[1]:

+ Năng lượng của các orbital tham gia lai hóa phải xấp xỉ nhau.

+ Mật độ điện tử của orbital đủ lớn  orbital có kích thước nhỏ.

+ Độ xen phủ của các orbital lai hóa với các orbital của các nguyên tử khác liên kết phải đủ lớn để tạo liên kết bền

– Các liên kết sigma ϭ, liên kết pi π, liên kết delta δ^[1]:

+ Liên kết ϭ là liên kết mà đám mây điện tử đối xứng quay quanh trục liên kết, có mật độ cực đại trên đường nối 2 hạt nhân.

+ Liên kết π là liên kết mà đám mây điện tử có mặt phẳng đối xứng đi qua trục liên kết. Liên kết π có thể được tạo bởi 2 orbital p và d (hình hoa 4 cánh) hoặc 2 orbital d.

+ Liên kết δ là liên kết mà đám mây điện tử có 2 mặt phẳng đối xứng thẳng góc với nhau và đi qua trục liên kết, thường chỉ có trong các phức chất kim loại chuyển tiếp hay hợp chất các nguyên tố chu kì 3. Tạo bởi xen phủ 2 orbital d hình hoa 4 cánh d.

– Theo thuyết VB: Để hình thành các liên kết đặc biệt như liên kết cho nhận trong một số phân tử như CO, SO₂, … thì trong phân tử đó, tồn tại năng lượng kích thích để tạo nên các điện tử độc thân hay các orbital trống để xen phủ các orbital.

– Hiệu quả của phương pháp VB: cho hình ảnh cụ thể về phân tử, biện luận nhiều tính chất về liên kết như: năng lượng, độ dài, momen … thông qua việc khảo sát đồng thời tính chất của các điện tử.

– Hạn chế của phương pháp VB: chưa giải phương pháp được quan hệ liên kết trong phân tử thuận từ, giải thích các quá tình kích thích quang phổ, yêu cầu tính toán quá lớn, thiên về tính chất cộng hóa trị, chưa giả thích được tại sao liên kết công hóa trị có thể do số lẻ điện tử tạo thành.

2.1.3 Phương pháp Orbital Phân tử – Molecular Orbital (MO)[1][3]: phương pháp được phát triển bởi Hund, Mulliken, Lenard – Jones trng khoảng 1927 – 1929.

– Các MO được xác định bằng phương pháp gần đúng LCAO (tổ hợp tuyến tính các orbital nguyên tử – AO) qua việc sử dụng giới hạn một số AO (AO – orbital nguyên tử) nhằm phản ánh tính đối xứng hay không của phân tử.^[1]

– Các AO có thể tương tác với nhau tạo các MO là các orbital có năng lượng xấp xỉ nhau, mức độ xen phủ rõ rệt và tính đối xứng giống nhau đối với trục liên kết. Hiệu ứng liên kết hoặc phản liên kết mạnh nhất thu được khi 2 AO tham gia tổ hợp có năng lượng xấp xỉ hay bằng nhau.^[1]

– Theo phương pháp MO: sự hình thành liên kết hình thành nhờ sự chuyển các điện tử từ các AO của các nguyên tử tương tác về các MO thuộc toàn bộ phân tử có giới hạn xét riêng các điện tử hóa trị^[1]. Mỗi MO chỉ có tối đa 2 điện tử có spin ngược nhau được sắp xếp theo mức năng lượng lớn dần.

– Khi được cung cấp năng lượng, điện tử có thể chuyển từ các MO có đủ 2 điện tử lên các MO còn trống với mức năng lượng cao hơn  phân tử ở trạng thái kích thích.

Ví dụ:

Cấu hình điện tử của phân tử N₂ ở 2 trạng thái:

+ Cơ bản: (σ_2s)² (σ^*_2s)² (π_x)² (π_y)² (σ_z)².

+ Kích thích bằng bức xạ: (σ_2s)² (σ^*_2s)² (π_x)² (π_y)¹ (σ_z)¹ (π^*_y)¹ (π^*_z)¹ hoặc các trường hợp tương tự khác.

σ*z

π*x          π*y

πx            πy

σz

– Nếu năng lượng cung cấp đủ lớn, điện tử của phân tử có thể được giải phóng khỏi phân tử – ion hóa phân tử.^[1]

– Các MO liên kết hay phản liên kết (do dấu của chúng quy định) hình thành do sự xen phủ các AO nhờ tính đối xứng nhau, được gọi là các orbital ϭ, π, δ.

– Sự xen phủ các orbital các lớp bên trong của nguyên tử rất nhỏ, do đó, chỉ cần xét các điện tử hóa trị và sự phân bố của chúng trên các MO.^[1]

– Trong phân tử đồng hạch A₂ (A – nguyên tố chu kì 2), khi được cung cấp năng lượng đủ lớn, các điện tử trong các MO có điện tử có thể chuyển lên các MO trống, tạo trạng thái kích thích trong phân tử và cũng có thể ion hóa phân tử.^[1]

 

* Giản đồ năng lượng các phân tử đồng hạch A₂ nguyên tố chu kì 2:

Từ Liti đến Nito                                              Từ Oxi đến Neon

– Trong phân tử dị hạch AB (Giả thiết B âm điện hơn A), Sự xen phủ 2 AO với năng lượng khác nhau tạo 1 MO liên kết làm xuất hiện phân tử có cực, nguyên tử có năng lượng thấp sẽ chiếm điện tích riêng phần của liên kết.

– Các MO phản liên kết có năng lượng cao hơn các MO liên kết.^[1]

– Đồng thời, các phân tử MO có năng lượng ion hóa cao hơn các nguyên tử AO tham gia tổ hợp MO^[1].

Ví dụ:

Phân tử O₂ có các điện tử ngoài cùng nằm ở các MO phản liên kết nên năng lượng ion hóa cao hơn năng lượng ion hóa của nguyên tử O.

– Độ bội liên kết  được sử dụng để đánh giá độ bền liên kết.

– Hiệu quả của phương pháp MO: đánh giá được tính đối xứng, tính thuận từ, số liên kết, mức độ xen phủ của các orbital, các kích thích quang phổ, khả năng tạo liên kết của các phân tử thông qua việc khảo sát riêng biệt từng điện tử.

– Hạn chế của phương pháp MO: chưa đánh giá được tính định hướng trong liên kết cộng hóa trị, chưa thể hiện mô hình phân tử cụ thể, khả năng biện luận các tính chất của liên kết, thiên về tính chất ion của liên kết, tính bão hòa của liên kết.

2.2. Vận dụng

2.2.1. Một số bài tập trong đề thi HSG

Bài 1: (Kì thi học sinh giỏi thành phố, Thành phố Đà Nẵng 2004 – 2005)

Xét hai phân tử PF₃ và PF₅

1. Cho biết trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và dạng hình học phân tử của chúng?
2. Cho biết sự phân cực của hai phân tử trên. Giải thích?

Nội dung giải:

1. Sử dụng công thức kinh nghiệm Gillespie để dự đoán dạng lai hóa của:

• PF₃: = 4  phân tử PF₃ có 4 orbital lai hóa sp³ và có 1 cặp điện tử tự do.
• PF₅: = 5 phân tử PF₅ có 5 orbital lai hóa sp³

Sử dụng mô hình VSEPR, ta xác định được phân tử:

• PF₃ có phân phối hình học tháp tam giác.
• PF₅ có phân phối hình học lưỡng tháp tam giác.

Phân Tử PF3                                   Phân tử PF5

1. Theo thuyết liên kết hóa học: Nguyên tử flo âm điện hơn nguyên tử photpho nên các cặp điện tử liên kết lệch về các nguyên tử flo hơn photpho.

– Phân tử PF₃ phân cực mạnh do tổng momen lưỡng cực phân tử lớn có chiều hướng xuống dưới mặt phẳng 3 nguyên tử flo.

-Phân tử PF₅ không phân cực vì tổng momen lưỡng cực 3 liên kết phẳng bằng 0 – đạt được góc liên kết FOF lý tưởng 120⁰ và tổng momen lưỡng cực 2 liên kết ngược chiều ở trục phân tử cũng bằng 0.

Bài 2: (Đề thi chọn Học sinh giỏi Quốc gia THPT, 2012 – Bộ Giáo dục và Đào Tạo)

Phân tử NH₃ có dạng hình chóp tam giác đều (nguyên tử N ở đỉnh hình chóp). Ion  có dạng hình tứ diện đều (nguyên tử N nằm ở tâm của tứ diện đều). Dựa vào sự xen phủ của các orbitan, hãy mô tả sự hình thành các liên kết trong phân tử NH₃ và ion .

Nội dung giải:

Vận dụng công thức kinh nghiệm Gillespie, ta xác định số các orbital lai hóa của NH₃ và NH₄⁺:

• NH₃: Phân tử NH₃có 4 orbital lai hóa sp³ với 1 cặp điện tử tự do.
• NH₄⁺: Ion NH₄⁺ có 4 orbital lai hóa sp³.

Kết hợp với lý thuyết lai hóa trong khuôn khổ phương pháp VB, ta nhận xét:

– Trong phân tử NH₃: có 3 liên kết σ với 3 nguyên tử hidro bởi 3 orbital lai hóa, còn 1 cặp điện tử tự do nằm trên orbital lai hóa còn lại.

– Trong ion NH₄⁺: ngoài 3 liên kết với các nguyên tử hidro như NH₃ còn có liên kết giữa orbital có 2 điện tử với nguyên tử hidro H được kích thích thành H⁺ – orbital 1s trống, tạo liên kết σ thứ tư.

Phân bố hình học lần lượt của NH3 và NH4+

 

Bài 3: (Đề thi chọn Học sinh giỏi Quốc gia THPT, 2009 – Bộ Giáo dục và Đào Tạo)

So sánh và giải thích khả năng tạo thành liên kết π của C và Si.

Nội dung giải:

Ở trạng thái cơ bản, cấu hình điện tử của:

– Cacbon C: 1s² 2s² 2p².

– Silic Si: [Ne] 3s² 3p².

Vận dụng thuyết liên kết hóa học: Bán kính nguyên tử của cacbon nhỏ hơn bán kính nguyên tử của silic.

Dựa trên điều kiện lai hóa theo phương pháp VB:

• Các orbital p của C nhỏ hơn các orbital p của Si.
• Mật độ điện tử trên các orbital p của C lớn hơn đại lượng tương ứng của Si.

Do vậy, các liên kết π_{p – p} của nguyên tử cacbon với các nguyên tử cacbon khác hay nguyên tử nguyên tố khác đạt hiệu quả cao hơn việc tạo liên kết π của nguyên tử Si.

Kết luận: Cacbon có khả năng tạo liên kết π tốt hơn khả năng tạo liên kết π của silic kể cả đơn chất lẫn hợp chất.

Bài 4: (Kì thi chọn Học sinh giỏi cấp tỉnh THPT lớp 12, 2009 – Sở Giáo dục và Đào tạo Quảng Ninh)

Điểm sôi của NF₃ = –129⁰C còn của NH₃ = –33⁰C. Amoniac tác dụng như một bazơ Lewis còn NF₃ thì không. Momen lưỡng cực của NH₃ = 1,46D lớn hơn nhiều so với momen lưỡng cực của NF₃ = 0,24D mặc dù độ âm điện của F lớn hơn nhiều so với H. Hãy giải thích.

Nội dung giải:

Sử dụng công thức Gillespie để xác định số các orbital lai hóa của NF₃ và NH₃:

– NF₃:  Phân tử NF₃ có 4 orbital lai hóa sp³ và có 1 cặp điện tử tự do.

– NH₃:  Phân tử NH₃ có 4 orbital lai hóa sp³ và có 1 cặp điện tử tự do.

Vận dụng thuyết liên kết hóa học:

– Phân tử NH₃ có thể tạo được liên kết hidro liên phân tử, phân tử NF₃ thì không  điểm sôi của NH₃ lớn hơn điểm sôi của NF₃.

– Tính bazơ theo Lewis của NH₃ và NF₃ tùy thuộc theo mật độ điện tử trên nguyên tử nito của NH₃ và NF₃. NH₃ là 1 bazơ Lewis nhưng NF₃ không phải là bazơ Lewis vì:

+ Trong phân tử NH₃: độ âm điện của nguyên tử nito lớn hơn độ âm điện của nguyên tử hidro, làm lệch cặp điện tử liên kết về nguyên tử nito  mật độ điện tử trên nguyên tử nito lớn.

+ Trong phân tử NF₃: độ âm điện của nito nhỏ hơn độ âm điện của flo nên cặp điện tử liên kết lệch về nguyên tử flo  mật độ điện tử trên nguyên tử nito thấp hơn đại lượng tương ứng của NH₃.

– Vì độ âm điện của flo lớn hơn nhiều so với độ âm điện của hidro nên:

+ Momen lưỡng cực của cặp điện tử tự do ngược chiều với tổng momen lưỡng cực trong phân tử NH₃ cùng chiều nhau.

+ Momen lưỡng cực của cặp điện tử tự do ngược chiều với tổng momen lưỡng cực trong phân tử NF₃ ngược chiều nhau.

Phân bố hình học lần lượt của NH3 và NF3

Bài 5: (Đề thi HSG Hóa Học 12 cấp tỉnh, 2010-2011 – Sở Giáo Dục và Đào tạo Đồng Nai)

Anion X^2- có cấu hình electron giống cấu hình electron của khí hiếm agon. Nguyên tố X có thể kết hợp với flo thành hợp chất XF_n trong đó n có giá trị cực đại.

1. Xác định nguyên tố X và chỉ số n dựa vào cấu hình electron của nguyên tố X.
2. Cho biết trong phân tử XF_n, nguyên tử X có kiểu lai hoá gì? Viết công thức cấu tạo và vẽ mô hình phân tử XF_n, biết các góc liên kết trong phân tử đều bằng 90⁰.

Nội dung giải:

1. Cấu hình điện tử lớp ngoài cùng của agon là 3s²3p⁶, cùng cấu hình lớp ngoài cùng của X^2- X có cấu hình điện tử lớp ngoài cùng là 3s²3p⁴ X là lưu huỳnh.

Theo phương pháp liên kết hóa học và VB, cấu hình điện tử lớp ngoài cùng của lưu huỳnh:

• Ở trạng thái cơ bản: 3s²3p⁴3d⁰.
• Ở trạng thái kích thích:
  • 3s²3p³3d¹
  • 3s¹3p³3d²

Do đó, ta xác định n bằng số các liên kết đơn, bằng số điện tử hóa trị: n = 4, n = 6.

Theo yêu cầu đề, n = 6.

1. Vận dụng công thức kinh nghiệm Gillespie (theo phương pháp liên kết hóa học và VB):

Phân tử SF₆ có orbital lai hóa  nguyên tử lưu huỳnh có kiểu lai hóa sp³d².

SF₆ có công thức cấu tạo:

hoặc

Dựa theo bảng dự đoán dạng phân bố hình học VSEPR, phân tử SF₆ có mô hình phân tử:

S

F

F

F

F

F

F

Bài 6: (Đề thi HSG Hóa Học 12 cấp tỉnh, 2011-2012 – Sở Giáo Dục và Đào tạo Đồng Nai).

Cho 3 nguyên tố A, B, D được xác định như sau:

– Nguyên tử A mất 1 electron được gọi là proton.

– Ion B^2- có tổng điện tích âm là -1,6.10^-18 (C).

– Tổng số hạt trong nguyên tử D là 18 (Z_D≤N_D≤1,5Z_D)

a/ Tìm tên A, B, D.

b/ Xác định trạng thái lai hóa của nguyên tố trung tâm trong các phân tử DA₄, BA₂, DB₂ và cho biết hình dạng của các phân tử này.

 

Nội dung giải:

1.  

– Nguyên tử A mất 1 điện tử thì được gọi là proton  A là nguyên tố hidro.

– Ion B^2- có = -1,6.10^-18 (C) nguyên tử B có = -1,6.10^-18 – 2.(-1,6.10^-19) = -1,28.10^-18 (C)  Tổng số điện tử của nguyên tử B bằng  B là nguyên tố oxi.

– Trong nguyên tử D:

Ta có: 2Z + N = 18

mà Z_D≤N_D≤1,5Z_D 2Z + 1,5Z = 18 hoặc 2Z + Z = 18 với N = 1,5Z hoặc N = Z.

Với N = 1,5Z, ta có Z = 5,14.

Với N = Z, ta có Z = 6.

Do Z  N*  ta chọn Z = 6  D là nguyên tố cacbon.

2. Từ a) DA₄, BA₂ và DB₂ lần lượt là CH₄, H₂O và CO₂.

Vận dụng công thức Gillespie để dự đoán dạng lai hóa và hình học phân tử:

– Phân tử CH₄ có  orbital lai hóa sp³ xung quanh nguyên tử trung tâm – cacbon  Phân tử CH₄ có phân phối hình học dạng tứ diện đều với góc liên kết 109,5⁰.

– Phân tử H₂O có  orbital lai hóa sp³ và 2 cặp điện tử tự do xung quanh nguyên tử trung tâm – oxi  Phân tử H₂O có phân phối hình học dạng góc với góc liên kết 104,5⁰.

– Phân tử CO₂ có  orbital lai hóa và 1 cặp điện tử tự do xung quanh nguyên tử trung tâm – cacbon  Phân tử CO₂ có phân phối hình học dạng đường thẳng.

Bài 7: (Đề thi HSG Hóa Học 12 cấp tỉnh, 2006-2007 – Sở Giáo Dục và Đào tạo Đồng Nai)

Cho các chất: CO₂, C₂H₅OH, CH₄, NH₃.  Hãy sắp xếp các chất theo thứ tự từ trái sang phải có độ tan tăng dần trong nước, trong CCl₄ và trong dung dịch NaOH_.Giải thích (ngắn gọn) tại sao chúng có độ tan tăng dần.

Cho biết các góc liên kết trong các phân tử như sau: HCH = 109,5⁰ , OCO = 180⁰ , CCH = 109,5⁰,  COH = 109,5⁰ , HNH = 107⁰,  HOH = 104,5⁰ , ClCCl= 109,5⁰

Nội dung giải:

Vận dụng công thức Gillespie và bảng VSEPR trong phương pháp liên kết hóa học:

– Phân tử CH₄ có orbital lai hóa sp³ và đạt cấu hình hình học bền, các góc liên kết HCH = 109,5⁰. Phân tử không phân cực với cả 4 liên kết đơn, bền σ.

– Phân tử CO₂ có  orbital lai hóa sp và có cấu hình hình học thẳng với góc liên kết OCO = 180⁰. Phân tử không phân cực và có 2 liên kết yếu π trong phân tử.

– Phân tử NH₃ có  orbital lai hóa sp³ và 1 cặp điện tử tự do. Phân tử phân cực và có xu hướng liên kết giữa cặp điện tử tự do với các tiểu phân khác loại.

– Phân tử C₂H₅OH phân cực và có dạng phân cực và có dạng lai hóa gần giống H₂O, có các cầu liên kết hidro với nhau ở nhóm –OH.

Do H₂O, CCl₄ và NaOH lần lượt là các dung dịch: phân cực, không phân cực và phân cực mạnh nên thứ tự độ tan của CO₂, C₂H₅OH, CH₄, NH₃ sẽ là:

– Trong H₂O: CH₄< CO₂< NH₃< C₂H₅OH.

Do các liên kết π của CO₂ có thể được thế bởi H⁺ của nước; nhóm hydroxyl của C₂H₅OH tạo liên kết hidro với oxi của nước tốt hơn so với việc nhận H⁺ của cặp điện tử tự do trong NH₃.

– Trong CCl₄: NH₃< C₂H₅OH < CO₂< CH₄.

Do C₂H₅OH có gốc CH₃– không phân cực nên tan tốt hơn NH₃.

– Trong NaOH: CH₄< NH₃< CO₂< C₂H₅OH.

Do C₂H₅OH tạo được các liên kết hidro, ảnh hưởng của cân bằng NH₃ + H₂O  NH₄⁺ + OH^–.

2.2.2. Một số bài tập trong đề thi Olympic Hóa học 30/4

Bài 1: (Đề thi đề nghị Olympic XVIII, 2012 – Trường THPT chuyên Bến Tre, Bến Tre)

Hãy giải thích:

1. CO và N₂ có tính chất vật lí gần giống nhau nhưng lại có tính chất hóa học khác nhau?
2. SiCl₄ lại dễ bị thủy phân CCl₄ lại không bị thủy phân?
3. Vì sao O₃ hoạt động hóa học hơn O₂?
4. Phân tử CO₂ là chất khí, còn SiO₂ là phân tử khổng lồ?

Nội dung giải:

1. Vận dụng phương pháp MO, ta nhận thấy CO và N₂ có cùng một cấu hình phân bố điện tử lớp ngoài cùng: (σ_2s)²(σ^*_2s)²(π_x)²(π_y)²(σ_z)²

Do đó, CO và N₂ gần giống nhau tính chất vật lý vì:

• Đều có thể tạo liên kết 3.
• Phân bố của các điện tử trên các orbital liên kết và phản liên kết giống nhau.
• Mức năng lượng các orbital xấp xỉ nhau.

Vận dụng phương pháp VB để giải thích sự khác nhau về hóa tính của CO và N₂:

– Trong phân tử N₂: nguyên tử N có cấu hình điện tử bán bão hòa khi tồn tại 3 điện tử độc thân trên 3 AO 2p  mật độ xen phủ điện tử giữa hai nguyên tử lớn  năng lượng kích thích để chuyển trạng thái lớn  năng lượng họa 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 (momen lưỡng cực nhỏ)  liên kết cho nhận dễ bị thay thế bằng liên kết δ 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:

– Ở trạng thái cơ bản, nguyên tử oxi có cấu hình điện tử 1s²2s²2p⁴ và nguyên tử cacbon có cấu hình điện tử 1s²2s²2p². Nhưng nguyên tử cacbon có 1 orbital 2p trống.

Oxi                     Cacbon

– Khi ở trạng thái kích thích, 1 điện tử orbital 2p của oxi chuyển qua orbital 2p trống của nguyên tử cacbon. Cấu hình điện tử kích thích của oxi là 1s²2s²2p³ và của cacbon là 1s²2s²2p³.

– Để đạt cấu hình bền của nguyên tử, các nguyên tử tham gia liên kết cộng hóa trị và tạo liên kết ba trong phân tử, trong đó có 1 liên kết cho – nhận  từ giữa oxi với cacbon.

1. CCl₄ không bị thủy phân nhưng SiCl₄ bị thủy phân vì:

– Ở trạng thái cơ bản: nguyên tử cacbon có cấu hình điện tử 1s²2s²2p² và nguyên tử silic có cấu hình điện tử 1s²2s²2p⁶3s²3p²3d⁰.

Cacbon

Silic

– Ở trạng thái kích thích: nguyên tử cacbon có cấu hình điện tử 1s²2s¹2p³ và silic có cấu hình điện tử 1s²2s²2p⁶3s¹3p³3d⁰.

Cacbon*

Silic*

– Do trong phân tử CCl₄, nguyên tử cacbon đã đủ điện tử nên có tính trơ và trung hòa. Trong phân tử SiCl₄, nguyên tử Si vẫn còn AO 3d⁰, do đó nguyên tử Si vẫn có thể được điền thêm điện tử vào AO đó  thể hiện tính axit khi hòa vào nước và bị nước thủy phân:

SiCl₄ + 3H₂O  H₂SiO₃ + 4HCl

1. O₃ hoạt động hóa học mạnh hơn O₂ vì:

– Trong phân tử oxi, mỗi nguyên tử đạt cấu hình bền khi góp chung 2 điện tử độc thân tạo 2 cặp điện tử đầy đủ. Độ phân cực bằng 0 làm cho cấu trúc bền, khó phá vỡ.

– Trong phân tử O₃: có 3 nguyên tử oxi liên kết nhau bằng 2 liên kết ϭ bền và 1 liên kết π không định chỗ kém bền cấu trúc không ổn định, phân tử phân cực khi cung cấp năng lượng đủ lớn, liên kết π sẽ bị đứt để tạo oxi nguyên tử hoạt động mạnh.

1. Phân tử CO₂ là chất khí nhưng SiO₂ là phân tử khổng lồ vì theo phương pháp liên kết hóa học:

– So sánh nguyên tố cacbon và silic: độ âm điện của cacbon cao hơn của silic nhưng điện tích hạt nhân của silic lớn hơn  bán kính nguyên tử của cacbon nhỏ hơn. Mặt khác, nguyên tử nguyên tố Si có khối lượng lớn hơn khối lượng nguyên tử nguyên tố C.

– Trong phân tử CO₂: nguyên tử C có điện tích hạt nhân và bán kính nhỏ, dễ tạo liên kết đôi p – p bền có cấu trúc thẳng.

– Trong phân tử SiO₂: nguyên tử Si có điện tích hạt nhân và bán kính lớn, đồng thời lực đẩy mạnh từ các lớp điện tử phía trong tác dụng lên các điện tử liên kết  tương tự CO₂, SiO₂ cũng có liên kết π trong liên kết đôi, song liên kết này kém bền hơn liên kết cùng loại trong CO₂ SiO₂ có xu hướng kết hợp thêm oxi bằng tạo polime (SiO₄)_n bằng các liên kết đơn.

Bài 2: (Đề thi đề nghị Olympic XVIII, 2012 – Trường THPT Nguyễn Thượng Hiền, TP Hồ Chí Minh)

Năng lượng cần thiết để tách một điện tử ngoài cùng ra khỏi nguyên tử của nó ở trạng thái khí (hơi) được gọi là năng lượng thứ nhất của nguyên tử (I₁). Người ta đo được các gía trị I₁ của một số nguyên tố thuộc các chu kì ngắn trong bảng tuần hoàn như sau:

Nguyên tố	E	F	G	H	I	J	K	L
Điện tích hạt nhân	Z	Z+1	Z+2	Z+3	Z+4	Z+5	Z+6	Z+7
I1 (kJ/mol)	1402	1314	1680	2080	495	738	518	786

(E, F, G không là kí hiệu hóa học của các nguyên tố).

1. Nguyên tố nào thuộc nhóm khí hiếm (khí trơ)?
2. 8 nguyên tố trên có cùng chu kì hay không?
3. Nguyên tố nào thuộc nhóm kim loại kiềm, nguyên tố nào thuộc nhóm halogen?
4. Tại sao nguyên tố J có I₁ ao hơn nguyên tố I và K trước và sau nó?
5. Dự đoán xem đơn chất L có nhiệt độ nóng chảy cao hay thấp, tại sao?

Nội dung giải:

6. H là nguyên tố nhóm khí trơ, vì: I₁ rất lớn 2080 kJ/mol. Do đó, cấu hình điện tử lớp ngoài cùng của H là ns²np⁶.
7. Vì: Z_I – Z_H = 1 I và H không cùng chu kì (H là nguyên tố cuối chu kì – khí trơ) 8 nguyên tố không cùng chu kì.
8. I là nguyên tố kim loại kiềm và G là nguyên tố halogen (dựa vào Z và tương quan với H).
9. Dựa vào tương quan với H, ta xác định J thuộc nhóm nguyên tố IIA J có cấu hình điện tử bão hòa ns², do đó năng lượng ion hóa sẽ lớn hơn năng lượng ion hóa của: I – có cấu hình điện tử bán bão hòa ns¹ và năng lượng ion hóa của K – cấu hình điện tử ns²np¹ với mức năng lượng của phân lớp p cao hơn phân lớp s.
10. Dự đoán: L có nhiệt độ sôi cao. Giải thích theo phương pháp liên kết hóa học:

L là nguyên tố nhóm IVA có cấu hình điện tử trung gian ns²np² số điện tử hóa trị cực đại bằng số orbital hóa trị  tổng năng lượng ion hóa lớn (theo phương pháp VB)  năng lượng để phá vỡ cấu trúc bền sẽ lớn.

Bài 3: (Đề thi đề nghị Olympic XVIII, 2012 – Trường THPT chuyên Nguyễn Bỉnh Khiêm, Vĩnh Long)

1. Tại sao trong các phân tử H₂O, NH₃ các góc liên kết (104,5⁰) và (107,5⁰) lại nhỏ hơn góc tứ diện (109⁰28^’)?
2. Xét hai phân tử H₂O và H₂S, tại sao góc (92⁰15^’) lại nhỏ hơn góc (104⁰28’)?
3. Xét hai phân tử H₂O và F₂O, tại sao góc (103⁰15^’) lại nhỏ hơn góc (104,5⁰)?

Nội dung giải:

1. Vận dụng công thức Gillespie cho phân tử H₂O và phân tử NH₃:

H₂O:  phân tử H₂O có 4 orbital lai hóa sp³ với 2 cặp điện tử tự do.

NH₃:  phân tử NH₃ có 4 orbital lai hóa sp³ với 1 cặp điện tự tự do.

Theo phương pháp liên kết hóa học: do sự tồn tại của các cặp điện tử không liên kết làm xuất hiện các lực tương tác làm thay đổi giá trị góc liên kết với xu hướng nhỏ hơn góc liên kết tứ diện lý tưởng – 109⁰28’.

1. Xét 2 phân tử H₂O và H₂S:

– Độ âm điện µ của oxi µ_O lớn hơn µ_S momen lưỡng cực của liên kết O – H lớn hơn momen lưỡng cực của liên kết S – H  tương tác đẩy giữa các cặp điên tử liên kết trong phân tử H₂O lớn hơn tương tác cùng vị trí trong phân tử H₂S.

Do đó, góc liên kết  lại nhỏ hơn góc liên kết .

1. Xét 2 phân tử H₂O và F₂O theo phương pháp liên kết hóa học:

– Phân tử F₂O:

• Flo âm điện hơn oxi cặp điện tử liên kết lệch về phía nguyên tử flo, liên kết dài ra, momen lưỡng cực phân tử hướng về 2 nguyên tử flo.
• Bán kính nguyên tử của flo nhỏ hơn oxi khoảng cách tương tác giữa 2 nguyên tử flo nhỏ.

– Phân tử H₂O:

• Oxi âm điện hơn hidro cặp điện tử liên kết lệch về phía nguyên tử oxi, liên kết ngắn lại, momen lưỡng cực phân tử hướng về nguyên tử oxi.
• Bán kính nguyên tử hidro lớn khoảng cách tương tác giữa 2 nguyên tử hidro lớn.

Bài 4: (Đề thi đề chính thức Olympic XVIII, 2012 – Trường THPT chuyên Lê Quý Đôn, Bà Rịa – Vũng Tàu)

1. Các phân tử AX₄ có những dạng hình học nào? Cho ví dụ cụ thể đối với mỗi dạng hình học.
2. Các kết quả thực nghiệm cho thấy liên kết Cl – F trong phân tử ClF₃ có độ dài khác nhau: 169,8pm và 159,8pm. Hãy giải thích liên kết nào trong phân tử ClF₃ ứng với độ dài nào, giải thích.

Nội dung giải:

Tổng số các điện tử hóa trị – 8. Số phối tử

2

1. Theo công thức kinh nghiệm Gillespie: n = X + E = X +

Ngoại trừ: nhân 2 số phối tử hidro.

Kết hợp với VSEPR, ta xác định phân tử AX₄ có những dạng cụ thể như:

– AX₄ có dạng hình tứ diện như CH₄, SO₄^2-.

– AX₄E có dạng hình tứ diện biến dạng như SF₄, SeF₄.

– AX₄E₂ có dạng hình vuông phẳng như XeF₄, ICl₄^–.

Với E là số cặp điện tử tự do.

(A: nguyên tử trung tâm)

1. Áp dụng đáp án câu a):

Phân tử ClF₃ có orbital lai hóa sp³d với 2 cặp điện tử tự do  phân tử ClF₃ có dạng phân tử AX₃E₂. Nhận định:

– Trong phân tử ClF₃ có 2 vị trí liên kết ở trục phân tử và 1 liên kết ở xích đạo phân tử

– 2 cặp điện tử nằm trên xích đạo phân tử.

Do liên kết ở xích đạo xa cặp điện tử tự do hơn liên kết ở trục phân tử nên, tương tác giữa các cặp điện tử liên kết và tự do ở vị trí xích đạo yếu hơn ở trục, độ dài liên kết ở xích đạo phân tử ngắn hơn liên kết ở trục phân tử: mỗi liên kết ở trục dài 168,9 pm và liên kết ở xích đạo dài 159,8 pm.

Bài 5: (Đề thi đề nghị Olympic XVIII, 2012 – Trường THPT chuyên Hùng Vương, Gia Lai)

Giải thích tại sao khi F₂ chuyển thành F₂⁺ thì độ bền liên kết tăng, còn N₂ chuyển thành N₂⁺ thì độ bền liên kết giảm xuống.

Nội dung giải:

Vận dụng công thức tính độ bội liên kết để đánh giá độ bền liên kết:

Theo phương pháp MO, ở trạng thái cơ bản:

– Phân tử F₂ có cấu hình điện tử lớp ngoài cùng: (ϭ_2S)² (ϭ^*_2S)² (ϭ_Z)² (π_X)² (π_Y)² (π^*_X)² (π^*_Y)². Số liên kết bằng 1.

– Cấu hình điện tử lớp ngoài cùng của ion F₂⁺ sẽ là: : (ϭ_2S)² (ϭ^*_2S)² (ϭ_Z)² (π_X)² (π_Y)² (π^*_X)² (π^*_Y)¹. Số liên kết bằng 1,5.

– Phân tử N₂ có cấu hình điện tử lớp ngoài cùng: (ϭ_2S)² (ϭ^*_2S)² (π_X)² (π_Y)² (ϭ_Z)². Số liên kết bằng 3.

– Cấu hình điện tử lớp ngoài cùng của ion N₂⁺ sẽ là: (ϭ_2S)² (ϭ^*_2S)² (π_X)² (π_Y)² (ϭ_Z)². Số liên kết bằng 2,5.

Vậy, khi F₂ chuyển thành F₂⁺ thì độ số liên kết tăng ứng với độ bền liên kết tăng; khi N₂ chuyển thành N₂⁺ thì số liên kết giảm ứng với độ bền liên kết giảm.

Bài 6:. (Đề thi đề nghị Olympic XVIII, 2012 – Trường THPT Phan Châu Trinh, Đà Nẵng)

Xét các phân tử BF₃, NF₃, và IF₃. Hãy

– Viết công thức electron Lewis của các chất trên.

– Dựa vào thuyết lai hóa obitan nguyên tử hãy cho biết trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm và dạng hình học của mỗi phân tử. Xác định xem phân tử nào là phân cực và không phân cực. Giải thích kết quả đã chọn.

Nội dung giải:

– Công thức electron Lewis của BF₃, NF₃, và IF₃ lần lượt là:

– Dựa theo thuyết lai hóa AO trong phương pháp VB:

• Trong phân tử BF₃: nguyên tử bo ở trạng thái lai hóa sp², có dạng hình tam giác phẳng, góc liên kết.
• Trong phân tử NF₃: nguyên tử nito ở trạng thái lai hóa sp³, có dạng tháp tam giác, góc liên kết.
• Trong phân tử IF₃: nguyên tử Iôt ở trạng thái lai hóa sp³d, có dạng hình chữ T.

Bài 7: (Đề thi đề nghị Olympic 30/4 XVIII, 2012 – Trường THPT chuyên Nguyễn Bỉnh Khiêm, Vĩnh Long)

Hợp chất A có công thức XY_y; thành phần phần trăm về khối lượng của Y là 60%. Nguyên tử X, nguyên tử Y đều có số proton bằng số nơtron. Tổng số proton trong phân tử A là 40. Biết rằng Y thuộc chu kì 2 trong bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học.

1. Theo thuyết MO, viết cấu hình electron của các tiểu phân Y₂, Y₂⁺, Y₂^–, y₂^2-; Cho biết từ tính của các tiểu phân trên; tính độ bội liên kết và sắp xếp các tiểu phân trên theo thứ tự tăng dần độ dài liên kết giữa 2 nguyên tử Y.
2. X, Y tạo thành với nhau 2 hợp chất A, B. Cho biết dạng hình học của phân tử hai hợp chất đó; so sánh góc YXY của 2 phân tử đó, giải thích.

Nội dung giải:

Ta có: Thành phần phần trăm của Y trong XY_y là 60%  *

Tổng số proton của A là 40  **

Từ * và **  ta có hệ phương trình 2 ẩn Z_X và yZ_Y. Giải hệ ta được:

Z_X = 16 X là lưu huỳnh.

yZ_Y = 24. Do Y thuộc chu kì 2  3  10. Chọn y = 3 nhận được Z_Y = 8 (thỏa điều kiện)  Y là oxi.

1. Theo thuyết MO, các tiểu phân O₂, O₂⁺, O₂^–, O₂^2- có các cấu hình điện tử lớp ngoài cùng như sau:

– O₂: (σ_2S)² (σ^*_2S)² (σ_Z)² (π_X)² (π_Y)² (π^*_X)¹ (π^*_Y)¹.

– O₂⁺: (σ_2S)² (σ^*_2S)² (σ_Z)² (π_X)² (π_Y)² (π^*_X)¹

– O₂^–: (σ_2S)² (σ^*_2S)² (σ_Z)² (π_X)² (π_Y)² (π^*_X)² (π^*_Y)¹

– O₂^2-: (σ_2S)² (σ^*_2S)² (σ_Z)² (π_X)² (π_Y)² (π^*_X)² (π^*_Y)²

Các tiểu phân O₂, O₂⁺, O₂^– có tính thuận từ, vì trong phân tử vẫn còn những điện tử độc thân ở các orbital: π^*_X, π^*_Y.

Tiểu phân O₂^2- có tính nghịch từ, vì trong phân tử không có điện tử độc thân.

Độ bội liên kết của các tiểu phân O₂, O₂⁺, O₂^–, O₂^2- tính được như sau theo khái niệm số liên kết trong phương pháp MO: :

– O₂: α = 2.

– O₂⁺: α = 2,5.

– O₂^–: α = 1,5.

– O₂^2-: α = 1.

Vì có số lượng điện tử tăng dần từ O₂ đến O₂^2-  tương tác đẩy giữa các điện tử liên kết cũng tăng dần, làm cho độ dài liên kết giữa hai nguyên tử oxi trong các tiểu phân cũng tăng dần từ O₂ đến O₂^2-: O₂⁺< O₂< O₂^–< O₂^2-.

1. Vận dụng công thức Gillepie để dự đoán trạng thái lai hóa cho SO₂ và SO₃:

– SO₂ có orbital lai hóa sp² và có 1 cặp điện tử tự do, phân bố hình học dạng góc – góc liên kết 119,5⁰.

– SO₃ có orbital lai hóa phân bố hình học dạng tam giác đều phẳng – góc liên kết 120⁰.

Giải thích:

– Trong phân tử SO₂:

• 1 trong 2 nguyên tử oxi được kích thích để tạo 1 orbital trống tạo liên kết cho nhận S O, liên kết này không định chỗ (có thể xảy ra cho 1 trong 2 nguyên tử oxi bất kì)
• Nguyên tử lưu huỳnh có dạng lai hóa sp² với 1 cặp điện tử không liên kết đẩy mạnh các cặp điện tử liên kết.
• Liên kết cho nhận π_{p – d} của 1 cặp điện tử độc thân của nguyên tử oxi đến orbital d trống của nguyên tử lưu huỳnh, thêm phần làm ngắn liên kết S – O.

• Do đó, tương tác của các cặp điện tử tự do và liên kết làm thay đổi giá trị lý tưởng 120⁰ của góc liên kết OSO trong phân tử SO₂: 119,5⁰.

Trong phân tử SO₃:

• Cũng có sự hình thành liên kết π_{p – d} giữa các nguyên tử oxi và lưu huỳnh.
• Nguyên tử lưu huỳnh có dạng lai hóa sp² nhưng không có điện tử độc thân trong phân tử. 3 orbital lai hóa liên kết σ với cả 3 nguyên tử oxi, 1 orbital p còn lại không lai hóa của lưu huỳnh có điện tử độc thân liên kết với orbital p có điện tử độc thân của 1 trong 3 nguyên tử oxi bất kì.

• Do đó, tương tác nội phân tử của SO₃ không đáng kể làm cho góc liên kết đạt giá trị lý tưởng 120⁰ của góc liên kết OSO trong phân tử SO₃.

Bài 8: (Đề thi đề nghị Olympic 30/4 XVIII, 2012 – THPT chuyên Hùng Vương, Gia Lai)

Viết cấu hình electron của phân tử CO và NO theo phương pháp MO. Ở nhiệt độ thấp các phân tử NO có thể đime hóa tạo thành chất rắn màu xanh, không bền. Viết phương trình phản ứng và vẽ công thức cấu tạo của sản phẩm đime hóa trên? Phân tử CO có thể thực hiện phản ứng đime hóa không? Vì sao?

Nội dung giải:

– Theo phương pháp MO, ta có các cấu hình điện tử của:

• CO: (KK) (σ_2S)² (σ^*_2S)² (π_x)² (π_y)² (σ_z)²
• NO: (KK) (σ_2S)² (σ^*_2S)² (π_x)² (π_y)² (σ_z)² (π^*_x)¹.

– Khả năng đime hóa của:

• CO: Không thể tạo liên kết, vì trong phân tử không có orbital đơn điện tử, năng lượng ion hóa của phân tử lớn.
• NO: Orbital phản liên kết đơn điện tử năng lượng cao nhưng chưa bền nên vẫn có thể kết hợp thêm 1 điện tử ở điều kiện thích hợp.

Phương trình phản ứng và công thức cấu tạo của N₂O₂:

2

N2O2

Bài 9: (Kì thi Olympic 30/4 XV, 2009 – THPT chuyên Lê Hồng Phong, TP Hồ Chí Minh)

Trong số các cacboyl halogenua COX₂, người ta chỉ điều chế được 3 chất: cacbonyl florua COF₂, cbonyl clorua COCl₂, cacbonyl bromua COBr₂.

1. Vì sao không có hợp chất cacbonyl iodua COI₂?
2. So sánh góc liên kết ở các phân tử cacbonyl halogenua đã biết.

Nội dung giải:

1. Phân tử COX₂ có bản chất liên kết ion.

Độ âm điện của các halogen giảm dần từ flo đến iod (trong bài không xét đến atatin) làm giảm độ phân cực hóa nội ion dẫn đến làm suy yếu các liên kết trong hợp chất ion của COX₂.

Mặt khác:

– Đối với các cacbonyl halogenua trước iod: bán kính nguyên tử các nguyên tử halogen nhỏ nhưng tăng dần từ flo đến brom, tương tác đẩy giữa các điện tử tăng dần  độ bền liên kết bền nhưng cũng giảm dần theo độ âm điện.

– Đối với cacbonyl iodua: bán kính nguyên tử iod trong phân tử lớn, tương tác giữa các phân tử lớn làm cho liên kết dài ra  liên kết yếu dễ bị phá vỡ.

Từ các yếu tố cấu thành trên, ta nhận định tổng quan: do độ âm điện của iod nhỏ không đủ để làm bền liên kết nên không tồn tại hợp chất cacbonyl iodua COI₂ (cũng như cacbonyl atatinua COAt₂).

1. Trong phân tử COX₂: nguyên tử cacbon thuộc dạng lai hóa sp² và không có điện tử tự do.

Thành phần các liên kết trong phân tử cacbonyl halogenua COX₂ gồm: liên kết X – C, C = O. Tương ứng có các 2 góc liên kết chính: góc XCX và góc XCO.

X

– Góc liên kết XCX: độ lớn của góc giảm dần từ đến  .

– Góc liên kết XCO: độ lớn của góc giảm dần từ đến .

Nguyên nhân chính là do sự giảm dần độ âm điện của các nguyên tử halogen từ flo đến brom làm cho liên kết X – C tăng dần từ F – C đến Br – C dẫn đến:

– Không gian tương tác giữa 2 nguyên tử halogen giảm dần.

– Không gian tương tác giữa nguyên tử halogen và oxi giảm dần.

Bài 10: (Đề thi đề nghị Olympic 30/4 XII, 2006 – THPT chuyên Lê Quý Đôn, Đà Nẵng)

So sánh và giải thích:

1. Nhiệt độ sôi của photphin và amoniac.
2. Nhiệt độ sôi của silan và metan.
3. Nhiệt độ nóng chảy của silic đioxit và cacbon đioxit

Nội dung giải:

1. PH₃ và NH₃:

Nhiệt độ sôi của PH₃ là -88⁰C và nhiệt độ sôi của NH₃ là -33,4⁰C  nhiệt độ sôi của NH₃ cao hơn nhiệt độ sôi của PH₃. Xét theo phương pháp liên kết hóa học:

– Các liên kết P – H và N – H là liên kết cộng hóa trị: liên kết P – H không phân cực và liên kết N – H phân cực mạnh.

– Phân tử PH₃ không phân cực nên tương tác hút nhau  Val der Waals giữa các phân tử PH₃ rất bé hầu như bằng 0  năng lượng để phá vỡ tương tác Val der Waals nhỏ  nhiệt độ sôi thấp.

– Phân tử NH₃ phân cực mạnh nên tương tác Val der Waals giữa các phân tử NH₃ diễn ra mạnh hơn  năng lượng phá vỡ liên kết Val der Waals cao hơn năng lượng tương ứng của PH₃ nhiệt độ sôi cao hơn.

Mặt khác nếu xem phân tử PH₃ gồm 2 ion P^– và PH₂⁺ và dựa trên độ âm điện của photpho: sự phân cực hóa ion nội ion PH₂⁺ có giá trị rất nhỏ  độ bền liên kết ion giảm  độ bền nhiệt của hợp chất ion là PH₃.

Tương tự cho phân tử NH₃ gồm 2 ion N^– và NH₂⁺: sự phân cực hóa nội ion NH₂⁺ có giá trị lớn hơn độ phân cực hóa nội ion của PH₂⁺ (độ âm điện µ_N> µ_P)  độ bền liên kết ion tăng  nhiệt của NH₃ cao hơn độ bền nhiệt của PH₃.

1. Silan có nhiều hợp chất khác nhau có công thức phân tử tổng quát Si_nH_2n+2, trong trường hợp cơ bản ta xét SiH₄ – tạm gọi là silan.

Nhiệt độ sôi của CH₄ và SiH₄ lần lượt là: -164⁰C và -112⁰C  nhiệt độ sôi của CH₄ thấp hơn nhiệt độ sôi của SiH₄ vì xét theo phương pháp liên kết hóa học:

– Liên kết Si – H là liên kết cộng hóa trị phân cực mạnh, liên kết C – H là liên kết cộng hóa trị không cực  lực hút Val der Waals giữa các phân tử SiH₄ mạnh hơn lực tương tự giữa các phân tử CH₄.

– Đồng thời, nguyên tử silic có khối lượng lớn hơn khối lượng nguyên tử cacbon.

1. Như đã so sánh SO₂ và SiO₂ ở câu Bài 1: oxit silic là chất rắn và CO₂ là chất khí nên nhiệt độ nóng chảy của SiO₂ rất cao và nhiệt độ nóng chảy của CO₂ rất thấp.

Bài 11: (Đề thi đề nghị Olympic 30/4 XII, 2006 – THPT thị xã Sa Đéc, Đồng Tháp)

Trong số các cấu trúc có thể có sau đây:

1. a) Của ICl₄^(-): b) Của TeCl₄:
2. c) Của ClF₃:

những cấu trúc nào có khả năng tồn tại ưu tiên hơn? Vì sao?

Nội dung giải:

1. Của ICl₄^(-): Cấu trúc vuông phẳng (a) có khả năng tồn tại ưu tiên hơn.

Vì nguyên tử trung tâm iod có 2 cặp điện tử không liên kết và 2 cặp điện tử này cần không gian khu trú lớn. Do đó, theo sự thừa nhận của mô hình VSEPR: 2 cặp điện tử này ưu tiên chiếm 2 vị trí cách xa nhau tối đa có thể – 2 vị trí đầu trục phân bố hình học của ICl₄^(-) (như hình trong đề bài).

1. Của TeCl₄: Cấu trúc tứ diện biến dạng (c) có khả năng ưu tiên hơn.

Theo mô hình VSEPR: cặp điện tử tự do duy nhất của nguyên tử telu cần không gian khu trú lớn nên chiếm vị trí xích đạo của phân bố hình học của TeCl₄ (như hình trong đề bài).

1. Của ClF₃: Cấu trúc hình T (cấu trúc thứ nhất) có khả năng ưu tiên hơn.

Khác với ICl₄^(-) có 4 phối tử clo, phân tử ClF₃ chỉ có 3 phối tử flo nhưng lại cũng có 2 cặp điện tử tự do. 2 cặp điện tử này chiếm 2 vị trí trên xích đạo phân phối hình học cách xa các điện tử liên kết tối đa.

Bài 12. (Đề thi đề nghị Olympic 30/4 XII, 2006 – THPT thị xã Sa Đéc, Đồng Tháp)

Tại sao nước đá nhẹ hơn nước lỏng? (có vẽ hình minh họa)

Nội dung giải:

Nước đá ở 0⁰C nhẹ hơn nước lỏng vì theo phương pháp liên kết hóa học:

– Ở nhiệt độ từ 0⁰C trở xuống, các phân tử nước tạo liên kết hidro với nhau thành tinh thể nước đá: mỗi phân tử H₂O liên kết với 4 phân tử H₂O khác tạo nên kiến trúc tinh thể nước đá.

Liên kết của 5 phân tử H2O                             Kiến trúc tinh thể nước đá

Độ dài mỗi liên kết O – H trong phân tử H₂O đơn lẻ là 1,99 Å nhưng mỗi liên kết hidro H – O thêm vào nguyên tử oxi dài 1,76 Å và từ nguyên tử hidro trong liên kết đến nguyên tử oxi của phân tử nước tham gia liên kết là 1 Å  các phân tử nước không xếp sít nhau, cấu trúc rỗng, xốp  nước đá nhẹ hơn nước lỏng ở  cùng 1 thể tích.

– Từ 0⁰C trở lên, đặc biệt là ở 4⁰C, các liên kết hidro bị đứt ra một phần làm cho các phân tử nước sắp xếp lại gần nhau  đạt giá trị khối lượng riêng lớn hơn khối lượng riêng nước đá.

            PHẦN 3:                    KẾT LUẬN

 

Thuyết cấu tạo hóa học là thuyết hóa học kinh điển có khả năng giải quyết mạnh mẽ các vấn đề cơ bản của hóa học như đặc điểm vật lí – hóa học của các chất. Bằng những phương pháp nghiên cứu như phương pháp liên kết hóa học, phương pháp liên kết hóa trị – Valence Bond (VB), phương pháp orbital phân tử – Molecular Orbial (MO) mà việc định hướng giải quyết vấn đề hóa học trở nên dễ dàng và tương đối chính xác.

Phương pháp liên kết hóa học giúp giải quyết các vấn đề hóa học: khả năng hòa tan, sự tồn tại của các chất… thông qua giải thích tương tác các đại lượng vật lí như độ âm điện, năng lượng ion hóa,…

Phương pháp VB làm rõ các cơ chế hình thành liên kết hóa học, dạng lai hóa, phân bố hình học trong không gian của các chất ở các dạng đơn chất – hợp chất, giải thích độ lớn các góc liên kết, khả năng hóa trị, oxi hóa – khử của các chất,…

Phương pháp MO giải thích tính chất từ của các chất tồn tại ở dạng phân tử, các mức năng lượng khác nhau của phân tử, đánh giá mức độ ion hóa của phân tử, giải thích một số cặp chất gần giống nhau về tính chất vật lí nhưng khác nhau về tính chất hóa học như CO và N₂,…

Việc vận dụng thuyết cấu tạo hóa học để giải các bài tập định tính chỉ mang tính khách quan vì phải phụ thuộc vào nhiều yếu tố chỉ có thể xét gần đúng như sức đẩy cặp điện tử, momen lưỡng cực, mật độ điện tử.

Song, bên cạnh đó, việc giải và trình bày các bài tập nghiên cứu không được sắp xếp và phân loại theo một khuôn mẫu nhằm giúp học sinh – sinh viên có khả năng tư duy sáng tạo, linh động, có liên hệ với nhau trên cùng cơ sở lí thuyết. Các bài tập được chọn mang những nét đặc trưng cơ bản của vấn đề mà các phương pháp nghiên cứu đã nói trên có thể giải quyết.

Qua các điểm nêu trên, ta thấy: cách vận dụng khoa học thuyết cấu tạo hóa học sẽ hình thành cho học sinh – sinh viên một thế giới quan khoa học nền tảng, giá trị của một lí thuyết chỉ có giá trị trong thực tiễn.

---

Tải xuống tài liệu học tập PDF miễn phí

[sociallocker id=”19555″] Tải Xuống Tại Đây [/sociallocker]

---