›
›

Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 3: Liên kết hoát học cấu tạp phân tử

ppt 144 trang haiha333 07/01/2022 6481
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 3: Liên kết hoát học cấu tạp phân tử", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptbai_giang_hoa_hoc_dai_cuong_chuong_3_lien_ket_hoat_hoc_cau_t.ppt

Nội dung text: Bài giảng Hóa học đại cương - Chương 3: Liên kết hoát học cấu tạp phân tử

  1. LIÊNLIÊN KẾT KẾT HÓA HÓA HỌC HỌC CẤU TẠO PHÂN TỬ
  2. Liên kết hóa học 1. Một số đặc trưng của liên kết hóa học 2. Liên kết ion 3. Liên kết cộng hóa trị phân cực 4. Công thức Lewis 5. Một số trường hợp ngoại lệ của quy tắc bát tử 6. Giới thiệu về phương pháp liên kết hóa trị 7. Thuyết lai hóa 8. Phương pháp orbital phân tử (MO)
  3. 1. NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT o EHAB− = 298 Năng lượng liên kết (năng lượng phá vỡ liên kết) của phân tử đa nguyên tử là năng lượng cần để phá vỡ liên kết hóa học trong phân tử ở trạng thái khí thành các nguyên tử. • EA-B [eV/molecule] or [kJ/mol] và được kí hiệu là E • E > 0, E càng lớn, phân tử càng bền • Ứng dụng: dùng để dự đoán độ bền liên kết Năng lượng hình thành liên kết có giá trị bằng năng lượng phá vỡ liên kết nhưng ngược dấu. Nghĩa là:
  4. 1. ĐỘ DÀI LIÊN KẾT, GÓC LIÊN KẾT VÀ BẬC LIÊN KẾT • Độ dài liên kết Là khoảng cách giữa hai tâm của hai nguyên tử tham gia liên kết • Góc liên kết Là góc tạo bởi 2 mối liên kết ở cùng 1 nguyên tử với hai nguyên tử khác. • Bậc liên kết Liên kết đơn, bậc = 1 Liên kết đôi, bậc = 2
  5. Bond Energies and Enthalpy ΔH = 4 x EC-H
  6. Ứng dụng của độ âm điện - Dự đoán liên kết: ▪ Liên kết ion ▪ Liên kết cộng hóa trị không cực ▪ Liên kết cộng hóa trị có cực - Ảnh hưởng liên kết: ▪ Độ phân cực ▪ Đặc tính ion ▪ Góc liên kết 8
  7. LIÊN KẾT ION 9
  8. Sự hình thành liên kết ion 1. Một nguyên tử mất e và trở thành cation. 2. Một nguyên tử khác nhận e và trở thành anion. 3. Điện tích trái dấu hút các ion lại với nhau. Na Cl Na Cl Na Cl Na+ Cl– Sodium atom Chlorine atom Sodium ion Chloride ion 10
  9. ĐẶC ĐIỂM LIÊN KẾT ION • KHÔNG CÓ TÍNH BÃO HÒA • KHÔNG CÓ TÍNH ĐỊNH HƯỚNG Na+ Cl– 11
  10. -Các nguyên tử có xu hướng mất hoặc thu vài e để có cấu hình e bền của nguyên tử khí trơ ngay trước hoặc sau trong bảng tuần hoàn. -Phân tử được tạo thành bởi sự chuyển e hóa trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia. -Nguyên tử mất e biến thành ion dương – cation. -Nguyên tử nhận e biến thành ion âm – anion. -Các ion mang điện tích trái dấu sẽ hút nhau và đi lại gần nhau. -Khi đến gần nhau, xuất hiện lực đẩy bởi tương tác của vỏ e của các ion. -Lực đẩy càng tăng khi các ion càng lại gần nhau và đến lúc cân bằng với lực hút thì các ion dừng lại ở khoảng cách nhất định. -Tương tác giữa các ion trong phân tử là tương tác tĩnh điện12
  11. -Như vậy, độ bền của liên kết ion phụ thuộc vào sự chênh lệch về giá trị độ âm điện của hai ion trong phân tử. Độ chênh lệch này càng lớn thì liên kết ion càng bền. Ví dụ: Trong các phân tử sau, phân tử nào có liên kết ion và liên kết nào là bền hơn: NaF, NaCl, AlCl3? 13
  12. COVALENT BONDING LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ 14
  13. 1916 Gilbert Newton Lewis (1875-1946) nhà hóa học người Mỹ xuất phát từ chỗ các nguyên tử có xu hướng đạt đến cấu hình e bền của khí trơ nhưng cho rằng liên kết được tạo thành bởi sự cho-nhận của e hóa trị của các nguyên tử tham gia liên kết để tạo thành các cặp e chung giữa hai nguyên tử. Lewis was one of the giants of physical chemistry during the first half of the 20th century. After his Ph.D. with T. W. Richards at Harvard (1899) and brief periods on the faculty there and at MIT he went in 1912 to the → Liên kết cộng hóa trị hay liên kết University of California, Berkeley where he transformed the chemistry department from one which paid little attention to research to one of the pre-eminent departments in the country. He is most known for his research in thermodynamics (his 1923 book with Randall became the nguyên tử "bible" in the field), his proposal of the shared electron pair bond (summarized in his 1923 book "Valence and the Structure of Atoms and Molecules"), his description of acids and bases as electron-pair → Liên kết không cực: cặp e liên kết acceptors and donors, and for his researches on fluorescence, phosphorescence and theories of color in organic molecules. Lewis was always personally active in the laboratory, and it was while working there chung có mức độ như nhau với từng that he suddenly died. nguyên tử, Cl2. → Liên kết có cực: cặp e liên kết chung bị dịch về một trong hai nguyên tử, HCl. →Liên kết càng bền thì năng lượng liên 15 kết càng lớn.
  14. Phương pháp cặp e liên kết (VB) Bài toán nguyên tử Hydro 16
  15. Nội dung của phương pháp VB 1. Liên kết được hình thành bằng sự góp chung e độc thân của 2 nguyên tử tham gia liên kết, các e này có ms khác dấu 2. Sự xen phủ của 2 mây e càng lớn thì liên kết cộng hóa trị càng bền. 3. Liên kết cộng hóa trị là liên kết có hướng. Hướng của liên kết là hướng tạo ra độ xen phủ các mây e của 2 nguyên tử tham gia 17 liên kết là lớn nhất
  16. Hóa trị của 1 nguyên tố theo VB 1. Liên kết được hình thành bằng sự góp chung e độc thân của 2 nguyên tử tham gia liên kết, các e này có ms khác dấu 2. Sự xen phủ của 2 mây e càng lớn thì liên kết cộng hóa trị càng bền. 3. Liên kết cộng hóa trị là liên kết có hướng. Hướng của liên kết là hướng tạo ra độ xen phủ các mây e của 2 nguyên tử tham gia 18 liên kết là lớn nhất
  17. THUYẾT LEWIS 1. Các e hóa trị đóng vai trò quan trọng trong liên kết hóa học. 2. Liên kết ion được hình thành do các e bị mất đi hoặc thêm vào tạo các cation và anion. 3. Liên kết cộng hóa trị là sự góp chung e. 4. Quy tắc bát tử: xung quanh 1 nguyên tử có 8e 19
  18. Công thức Lewis • Biểu diễn các e hóa trị là các chấm (.) • •Si• • •• •• •• •• •• • N • • P• • As • • Sb • • Bi • • • • • • •• •• •• • • •• • •• Al Se • •• I • Ar • • •• ••
  19. Lewis Structures for Ionic Compounds • •• 2+ •• 2- • • •• BaO Ba O • Ba •• O •• •• •• • Cl •• • •• 2+ •• - MgCl • •• 2 Mg Mg 2 •• Cl •• •• • Cl •• ••
  20. Lewis Structures for Covalent Bonding
  21. Lewis Structures for Coordinate Covalent Bonds + H H •• - •• •• H N •• H Cl H N H Cl •• H H
  22. Lewis Structures for Multiple Covalent Bonds • • • • • • •• •• • • • • O • C • • O • • O C O • • • • • •• • •• • • • •• •• •• O C O •• O C O •• • •• •• •• • • • • •• •• •• N• • N •• N N • • • • • •• •• •• N N •• N N •
  23. Các bước để viết công thức Lewis
  24. Covalent Bonds 27
  25. Covalent Bonds Methane, ball and stick model 28
  26. Phân tử E [kJ/mol] A-A 1.Phân tử tương tự nhau: có Li 107 2 năng lượng liên kết khá gần Na2 71 K2 50 nhau. Rb2 46 2.Phân tử kim loại kiềm: Echt Cs2 43 F2 159 khá bé, giảm khi Z tăng. Cl 242 2 3.Phân tử halogen: E lớn Br2 192 cht I 150 2 hơn, giảm dần khi Z tăng. N2 942 O 494 2 4.Trong chu kỳ: Echt của các H2 435 HF 560 nguyên tố đứng cạnh nhau HCl 426 chênh lệnh nhau nhiều (N2, HBr 364 HI 293 O2, F2) do độ bội liên kết NO 627 29 CO 1070 khác nhau (p = 3, 2, 1)
  27. ECHT = f(l, p, .)
  28. C( k , cb )+ 4 H ( k , cb ) ⎯⎯⎯⎯⎯→ HPU =−1659 kJ CH ( k , cb ) ?ECH− 4 1659 E= − = −414 kJ / mol CH− 4 426 334 367 0 517 120 31
  29. sp3 O-H = 0.9584 Å μ = 1.84 D o Bắt đầu phân hủy 1000 C 493 426 Phân hủy 2 % ở 2000 oC H O: Khi tách H ra khỏi H O, lai hóa 2 2 460 kJ/mol. của O không biến đổi do ở trạng thái cơ bản, O có 2 e hóa trị độc thân (1s22s22p4) và 2 e này được dùng để tạo 2 liên kết O-H trong H2O → khi tách H thì trạng thái hóa trị của O biến đổi tương đối ít và quá trình tách này không đòi hỏi một năng lượng kích thích lớn.
  30. CO2: 1070 802 kJ/mol 530
  31. Hg: [Xe]4f145d106s2 Hg: [Xe]4f145d106s16p1 Hg+: [Xe]4f145d106s1 Hg2+: [Xe]4f145d106s0 HgCl2: năng lượng làm đứt liên kết Hg-Cl lần lượt là 338 và 104 kJ/mol, năng lượng trung bình là 221 kJ/mol. Sự chênh lệch lớn về năng lượng của các liên kết Hg- Cl là do khi đứt liên kết đầu thì trạng thái hóa trị của nguyên tử Hg biến đổi ít, trong khi đứt liên kết Hg-Cl thứ hai đã biến Hg từ trạng thái sp → s2 giải phóng một năng lượng đáng kể bù cho năng lượng cần để làm đứt liên kết.
  32. H2O: năng lượng cần làm đứt liên kết O-H thứ nhất và thứ hai tương ứng là 493 và 426 kJ/mol, còn năng lượng liên kết O-H trung bình là 460 kJ/mol. Khi tách H ra khỏi H2O, lai hóa của O không biến đổi do ở trạng thái cơ bản, O có 2 e hóa trị độc thân và 2 e này được dùng để tạo 2 liên kết O-H trong H2O → khi tách H thì trạng thái hóa trị của O biến đổi tương đối ít và quá trình tách này không đòi hỏi một năng lượng kích thích lớn. HgCl2: năng lượng làm đứt liên kết Hg-Cl lần lượt là 338 và 104 kJ/mol, năng lượng trung bình là 221 kJ/mol. Sự chênh lệch lớn về năng lượng của các liên kết Hg-Cl là do khi đứt liên kết đầu thì trạng thái hóa trị của nguyên tử Hg biến đổi ít, trong khi đứt liên kết Hg-Cl thứ hai đã biến Hg từ trạng thái sp → s2 giải phóng một năng lượng đáng kể bù cho năng lượng cần để làm đứt liên kết. CO2: năng lượng làm đứt lần lượt các liên kết là 530 và 1070 kJ/mol, trung bình là 802 kJ/mol. Do là khi tách 1 nguyên tử O ra khỏi CO2 đã chuyển liên kết C-O còn lại trong phân tử từ 1 liên kết đôi → 1 liên kết ba trong CO. 35
  33. Năng lượng liên kết phụ thuộc vào bậc (độ bội) của liên kết và độ xen phủ của các orbital hóa trị. Bậc liên kết càng lớn, độ xen phủ các orbital hóa trị càng lớn thì liên kết càng bền → năng lượng liên kết càng lớn. 36
  34. Độ xen phủ của các orbital hóa trị lớn khi: 1. Miền xen phủ rộng và mật độ e ở miền xen phủ lớn. 2. Z’ đối với orbital hóa trị lớn. 3. Số lượng tử chính n nhỏ. 4. Hiệu năng lượng các orbital hóa trị trong nguyên tử và giữa các nguyên tử tham gia liên kết là nhỏ. 5. Số nút hàm xuyên tâm của của orbital hóa trị là ít (số nút = n – l -1). 6. Ở miền xen phủ có nhiều orbital hóa trị tham gia. 37
  35. Bậc liên kết: yếu tố quyết định năng lượng liên kết. Khi bậc liên kết bằng nhau nhưng Echt khác nhau là do độ xen phủ các orbital hóa trị là khác nhau. Trong 1 chu kỳ: từ trái → phải - Z’ của orbital hóa trị tăng dần → Echt tăng dần. - Enp-Ens giảm dần → Echt giảm dần → ΣEcht là giá trị cạnh tranh giữa 2 xu hướng này. Trong 1 phân nhóm A: từ trên xuống - Năng lượng các orbital hóa trị cùng dạng tăng dần. - n của orbital hóa trị tăng → số nút hàm xuyên tâm tăng → Echt giảm dần. 38
  36. Phân tử EA-A Độ dài LK [kJ/mol] [Å] F không có Li 105 2.67 2 orbital hóa trị d Na2 72 3.08 K 49 3.92 2 Từ Cl có orbital Rb2 45 Cs2 43 hóa trị d tham gia F 151 1.42 2 liên kết Cl2 239 1.99 Br2 190 2.28 I2 149 2.67 At2 Phân tử Li2 Be2 B2 C2 N2 O2 F2 Ne2 p 1 0 1 2 3 2 1 0 EA-A [kJ/mol] 105 0 289 628 941 494 151 0 lA-A [Å] 2.67 1.59 1.31 1.10 1.21 1.42 Z’ đối với các orbital hóa trị tăng dần Enp-Ens, giảm dần 39
  37. 1 p=−( eMO e * ) 2 MO p tính theo phương pháp cặp electron liên kết p = số cặp electron dùng chung để tạo liên kết giữa chúng Tổng quát: p tính theo: 1. Phương pháp cặp e liên kết 2. Sự lai hóa 3. Sự cộng hưởng sp2 − NO3 o 40 ONO= 120 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  38. RESONANCE STRUCTURE 1,43 Å 1,29 Å 1,22 Å
  39. −−− OOO || NNN ⎯→ ⎯→ OOOOOO 1++ 1 2 1 p ==1 NO− 33
  40. The rose on the left is in an atmosphere of sulfur dioxide, SO2. Gaseous SO2 and its aqueous solutions are used as bleaching agents. A similar process is used to bleach wood pulp 43 before it is converted to paper.
  41. FORMAL CHARGES - FC Nitrosyl Cloride An experimental determination of the structure of a molecule or polyatomic ion is necessary to establish unequivocally its correct structure. We often do not have these results available, however. Formal charge is the hypothetical charge on an atom in a molecule or polyatomic ion; to find the formal charge, we count bonding electrons as though they were equally shared between the two bonded atoms. The concept of formal charges helps us to write correct Lewis formulas in most cases. The most energetically favorable formula for a molecule is usually one in which the formal charge44 on each atom is zero or as near zero as possible.
  42. FC= GN − NB + NUE 45
  43. 7 5 6 7 5 6 2 3 1 - 1 3 2 4 2 6 - 6 2 4 1 0 -1 0 0 0 46
  44. Lưu ý khi dùng FC • FC chỉ là qui ước, là công cụ ước định cấu trúc Lewis, không phải điện tích thực tại trên nguyên tử • FC cực tiểu (nguyên tố có độ âm điện lớn mang FC âm, sự phân chia điện tích nhỏ ) là cấu trúc hợp lý nhất 48
  45. LIMITATIONS OF THE OCTET RULE FOR LEWIS FORMULAS Lewis formulas are not normally written for compounds containing d- and f-transition metals. The d- and f-transition metals utilize d or f orbitals (or both) in bonding as well as s and p orbitals. Thus, they can accommodate more than eight valence electrons.
  46. Exceptions to the Octet Rule • Odd e- species. •• •• • N=O•• H •• H—C—H O• —H • ••
  47. Exceptions to the Octet Rule • Incomplete octets. •• •• •• •• •• •• •• •• F•• F F - + B B B - F F + F F F F
  48. Exceptions to the Octet Rule • Expanded octets. •••• •• •• •• •• •• •• F Cl Cl•• F Cl Cl F P P S F Cl Cl Cl Cl F •• •• F ••
  49. Expanded Valence Shell
  50. MOLECULAR STRUCTURE 57
  51. What a Bonding Theory Should Do: Potential Energy Diagram Bring atoms together from a distance: e- are attracted to both nuclei - e- are repelled by each other - Nuclei are repelled by each other. Plot the total potential energy verses distance: -Ve energies correspond to net attractive forces - +Ve energies correspond to net repulsive forces.
  52. 1. Polar Molecular: Polar Covalent Bonds and Molecular Geometry 2. Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory (VSEPR) – Thuyết sự đẩy của các cặp e hóa trị 3. Valence Bond Theory (VB) – Thuyết cộng hóa trị 4. Relation Shape and Chemical Bonding in Molecular 59
  53. 1. Write the Lewis formula for the molecule or polyatomic ion, and identify a central atom—an atom that is bonded to more than one other atom. 2. Count the number of regions of high electron density on the central atom. 3. Apply the VSEPR theory to determine the arrangement of the regions of high electron density (the electronic geometry) about the central atom. 4. Using the Lewis formula as a guide, determine the arrangement of the bonded atoms (the molecular geometry) about the central atom, as well as the location of the unshared valence electron pairs on that atom. This description includes ideal bond angles. 5. If there are lone (unshared) pairs of valence shell electrons on the central atom, consider how their presence might modify somewhat the ideal molecular geometry and bond angles deduced in step 4. 6. Use the VB theory to determine the hybrid orbitals utilized by the central atom; describe the overlap of these orbitals to form bonds; describe the orbitals that contain unshared pairs of valence shell electrons on the central atom. 7. If more than one atom can be identified as a central atom, repeat steps 2 through 6 for each central atom, to build up a picture of the geometry and bonding in the entire molecule or ion. 8. When all central atoms in the molecule or ion have been accounted for, use the entire molecular geometry, electronegativity differences, and the presence of lone pairs of valence shell electrons on the central atom to predict molecular polarity.
  54. POLAR MOLECULAR
  55. Cấu trúc không gian Cấu trúc bất đối xứng Liên kết (–) (–) phân cực O δ+ δ- H H H-Cl 62 (+) (+)
  56. We saw that the unequal sharing of electrons between two atoms with different electronegativities, |(EN)|>0, results in a polar bond. For heteronuclear diatomic molecules such as HF, this bond polarity results in a polar molecule. Then the entire molecule acts as a dipole, and we would find that the molecule has a measurable dipole moment, that is, greater than zero. 63
  57.  =ql μ - mômen lưỡng cực, dipole moment q – điện tích từng cực, charge [C] l – khoảng cách giữa các cực, polar length [m] [Cm] → [Debye] = [D] . -29 D = 1/3 10 Cm 67
  58. A-B: 100% đặc tính ion q==11 e l A 1,6 10−−10 10 10 [Cm ]  =11eA  = 0,33 10−29 [Cm ] = 4,8[D ]
  59. A-B: < 100% đặc tính ion q 1 e q =  e l 1 A l = lA =q  l = e  lA[] Cm =4,8lD [ ]  1,07[D ]  = = = 0,175 4,8lA 4,8 1,27[ ]
  60. A guide to determining whether a polyatomic molecule is polar or nonpolar
  61. ? N N Liên kết Cặp lp ở A ? phân cực Phân tử Y Y Y không phân cực Liên kết Cặp lp ở A phân cực sắp xếp triệt sắp xếp triệt tiêu ? tiêu ? Y N Phân tử N phân cực
  62. Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory VSEPR Thuyết sự đẩy của các cặp e hóa trị 76
  63. VSEPR VB Hiểu và tiên đoán sự Giải thích liên kết xảy sắp xếp của nguyên ra như thế nào dựa tử trong phân tử/ion vào khái niệm sự xen phủ các AO hóa Không giải thích trực trị. tiếp được là liên kết Các AO hóa trị khi xảy ra như thế nào, liên kết sẽ lai hóa xảy ra ở đâu và cặp với nhau để tạo e không chia ở đâu thành các AO hóa trị mới trong không gian
  64. NỘI DUNG • Các điện tử hóa trị (lp và bp) của nguyên tử trung tâm do tích điện cùng dấu nên đẩy nhau • Các điện tử hóa trị của nguyên tử trung tâm (lb và bp) sẽ sắp xếp sao cho lực đẩy giữa chúng là nhỏ nhất 78
  65. • Nguyên tử trung tâm là nguyên tử có liên kết với nhiều nguyên tử khác • Phân tử có thể có nhiều nguyên tử trung tâm • Quanh nguyên tử trung tâm có mật độ điện tử cao • Số vùng có mật độ e cao xung quanh nguyên tử trung tâm là: – Mỗi liên kết của nguyên tử là vùng có mật độ e cao, liên kết có thể là liên kết đơn, đôi và ba – Mỗi cặp e hóa trị lp của nguyên tử trung tâm 79
  66. VSEPR CONTENTS
  67. CÔNG THỨC TỔNG QUÁT CÔNG THỨC GILLESPIC AXmEn • A – nguyên tử trung tâm • X- nguyên tử hoặc nhóm nguyên tử phối trí quanh A • E – ký hiệu của lp trên A • q = m + n – số vị trí không gian được chiếm bởi nguyên tử hay lp quanh A 82
  68. OCO== AX2 AX 2 E 0  HNH−− | H AX31 E
  69. n = 0 → AXm m = 2, 3, 4, 5, 6 = q BeH, CO 22 2− 109,5o BF33, CO +−2 CH4,, NH 4 SO 4 84 PCl5 SF6
  70. n ≠ 0 → AXmEn→ q = m + n lp/lp >> lp/bp > bp/bp • AX3E1 q = 4 • AX2E2 q = 4 • AX5, AX4E1, AX3E2, AX2E2 q = 5 86
  71. Công thức Lewis Xác định phân tử có Tìm nguyên tử trung tâm - A hay không phân cực Đếm số vùng có mật Có nguyên tử độ e cao của nguyên trung tâm khác tử trung tâm hay không ? VSEPR VB Sắp xếp các vùng Xác định các mật độ e cao orbital lai hóa mô quanh A tả liên kết Công thức Lewis: sắp xếp các liên kết Điều chỉnh cấu quanh A và vị trí các hình phân tử đối lp quanh các với mỗi cặp lp 87 nguyên tử
  72. AX31 E 2− NH3,, NF 3 SO 3 Công thức Lewis
  73. AX40 E
  74. lp/bp > bp/bp 0,72 Å 0,37 Å bp/bp > bp/bp
  75. SNA= − =4  8 − 4  6 = 8 lp=1 bp=3 AX31 E q =3 + 1 = 4
  76. O S O O O S O S O
  77. Valence Bond Theory VB Thuyết cộng hóa trị 97
  78. • 1911-E.Rutherford nhà vật lý người Anh đưa ra mẫu nguyên tử hành tinh. • 1913-Niels Bohr nhà vật lý Đan Mạch thành công với mô hình nguyên tử hidro. • 1916-W. Kossel nhà vật lý Đức nhận thấy liên kết ion là tương tác tĩnh điện. • 1916-G. Lewis nhà hóa học Mỹ đưa ra liên kết cộng hóa trị: basic idea of the valence bond (VB) theory • 1924-L. de Broglie nhà vật lý Pháp đưa ra giả thuyết lưỡng tính sóng hạt của các hạt vi mô. • 1926-E. Schrodinger nhà vật lý người Áo đề ra cơ sở của cơ học lượng tử và phương trình sóng. • 1927-W. Heisenberg nhà vật lý Đức đưa ra nguyên lý bất định cho thấy rõ e có bản chất sóng-hạt như foton. • 1927-W. Heitler và F. London, nhà vật lý người Đức, đã giải gần đúng phương trình sóng cho H2, đặt cơ sở khoa học cho liên kết cộng hóa trị. • J. Slayter, Van Vlec, và Pauling phát triển thành Thuyết liên kết hóa trị (VB).
  79. AX22 E H2 O,, H 2 S Cl 2 O
  80. 104,5o
  81. AX5 E 0,,, AX 4 E 1 AX 3 E 2 AX 2 E 3 PF,,,;, SF ClF BrF XeF I − 5 4 3 3 2 3 ? ? Tháp đôi tam giác sp3d
  82. 900 1200 900 1800 900 ?
  83. 1770 101,60
  84. COMPOUNDS CONTAINING DOUBLE BONDS HỢP CHẤT CHỨA LIÊN KẾT ĐÔI
  85. COMPOUNDS CONTAINING TRIPLE BONDS HỢP CHẤT CHỨA LIÊN KẾT BA
  86. a.The number of locations of high electron density around the central atom. A region of high electron density may be a single bond, a double bond, a triple bond, or an unshared pair. These determine the electronic geometry, and thus the hybridization of the central atom. b.Contains two double bonds. c.Contains a triple bond. d.Central atom in molecule or ion has unshared pair(s) of electrons. e.Bonding involves resonance. f. Contains one double bond.
  87. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1] HDDDDDDa =( CH− + CN  +2 HH −) −( 3 CH − + CN − + 2 NH − ) = 319 kJ
  88. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1] CCl4 : NSA= − = 8 =(1  8 + 4  8) −( 1  4 + 4  7) ICl : NSA= − = 2 =(1  8 + 1  8) −( 1  7 + 1  7)
  89. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1] NO24: NSA(1)= − = 8 =(2  8 + 2  8) −( 2  6 + 2  5)
  90. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1]
  91. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1] •• •• •• •• ::FOOF−−− •• •• •• •• 0 0 0 0 −1 + 1 + 1 −1
  92. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1] ::Cl−−− S S Cl
  93. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1] NNONNONNO= = ::::  −  −  5 5 6 5 5 6 2 4 2 3 4 1 4 0 4 2 0 4 −1 1 0 0 1 1
  94. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1]
  95. HOMEWORK Homework: Chapter 8-64, 81, 87, 93, 99, 101, 102, 147, 157[1]
  96. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  97. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  98. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  99. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  100. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  101. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  102. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  103. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  104. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]
  105. HOMEWORK Homework: Chapter 8-105, 117, 119, 121; Chapter 9-29, 31, 34, 65, 83 [1]