Thảo luận hóa vô cơ: Các loại lực lên kết

32 34 0
  • Loading ...
1/32 trang

Thông tin tài liệu

Ngày đăng: 12/01/2020, 03:28

Thảo luận hóa vô cơ Các loại lực lên kết gồm các nội dung chính như: Tổng quan về liên kết hóa học: bản chất, đặc trưng và phân loại liên kết hóa học, các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa học, bao gồm: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydro, kiên kết Val der Waals và liên kết kim loại. KHOA HĨA LÝ KỸ THUẬT BỘ MƠN CƠNG NGHỆ HĨA HỌC ****************** THẢO LUẬN HĨA VƠ CƠ Chủ đề: Các loại lực lên kết             MỤC LỤC DANH MỤC CÁC BẢNG DANH MỤC CÁC HÌNH VẼ MỞ ĐẦU Chất được tạo nên từ các phần tử  nhỏ  bé nhất là phân tử, các phân tử    tạo   nên   từ   tập   hợp     nguyên   tử     loại     khác   loại,  chúng được gắn kết với nhau bằng năng lượng. Vì vậy, nghiên cứu về  một  chất chính là nghiên cứu các mối liên kết giữa các phân tử  và ngun tử, cụ  thể  là nghiên cứu về  lực liên kết hóa học giữa các ngun tử, phân tử  trong   chất đó Các lực liên kết hóa học giữ cho các ngun tử cùng nhau trong các phân  tử hay các tinh thể do đó ảnh hưởng tới lý tính và hóa tính của chất. Vậy nên  hiểu bản chất các lực liên kết hóa học là cơ sở để giải thích nhiều hiện tượng   và tiến hành các nghiên cứu chun sâu, điều đó có ý nghĩa và tầm quan trọng  rất lớn trong học tập và nghiên cứu hóa học Nhận thức được tầm quan trọng đó, trong bài báo cáo thảo luận mang  chủ đề các lực liên kết hóa học, các tác giả đã cố gắng thực hiện nghiên cứu  các nội dung chính như sau: 1. Tổng quan về liên kết hóa học: bản chất, đặc trưng và phân loại liên  kết hóa học.  2. Các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa  học, bao gồm: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydro, kiên kết Val   der Waals và liên kết kim loại Các tác giả đã cố gắng tìm tòi học hỏi và làm việc nghiêm túc nhưng sẽ  khó tránh khỏi những thiếu sót, vậy nên nhóm nghiên cứu rất mong nhận   được ý kiến bổ sung, đóng góp từ thầy giáo và các bạn để chúng ta nắm đúng   và vững kiến thức hơn, đồng thời xây dựng nội dung bài thảo luận được hồn   thiện Xin chân thành cảm ơn! CHƯƠNG 1. TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HĨA HỌC 1.1. Bản chất của liên kết hóa học Liên kết hóa học có bản chất điện, vì cơ sở tồn tại của mọi liên kết hóa  học là lực tương tác của các hạt mang điện là hạt nhân ngun tử và electron Electron thực hiện liên kết hóa học trong mọi trường hợp chủ  yếu là  các electron của những phân lớp ngồi cùng: ns, np, (n­1)d, (n­2)f, được gọi là  electron hóa trị 1.2 Đặc trưng của liên kết hóa học 1.2.1 Độ dài liên kết Độ dài liên kết được xác định bởi khoảng cách giữa 2 hạt nhân của hai   ngun tử tham gia liên kết, nếu các ngun tử tham gia liên kết như nhau, thì   liên kết càng bền khi độ dài liên kết càng bé Bảng 1.1. Độ dài liên kết của một số chất Liên  kết H­F H­Cl H­Br H­I F2 Cl2 Br2 I2 N2 O2 CO Na2 d() 0,92 1,28 1,42 1,62 1,42 1,99 2,28 2,68 1,1 1,21 1,28 3,08 Cơng thức tính gần đúng độ dài liên kết: ­ Khi các ngun tử có độ âm điện gần bằng nhau:        dAB= rA­rB Trong đó: dAB: Độ dài liên kết giữa 2 ngun tử A và B rA, rB: bán kính ngun tử A và B ­ Khi độ âm điện khác nhau nhiều:  dAB =rA+rB – 0,09|XA­XB| Hình 1.1. Độ dài liên kết trong phân tử NaCl và MgO * Độ dài liên kết phụ thuộc vào:  ­ Kiểu liên kết, độ bội liên kết: nếu độ bội liên kết tăng thì độ dài liên kết   giảm ­ Năng lượng liên kết: nếu năng lượng liên kết cao thì độ  dài liên kết  nhỏ ­ Trạng thái hóa trị của các ngun tố, độ bền hợp chất Độ  dài liên kết có thể  xác định chính xác bằng thực nghiệm nhờ  các  phương pháp vật lí hiện đại: nhiễu xạ  Rownghen, quang phỏ  phân tử… Còn  tính tốn lý thuyết chỉ cho độ chính xác tương đối 1.2.2 Góc liên kết Góc liên kết là góc tạo bởi 2 nửa đường thẳng xuất phát từ  hạt nhân  của một ngun tử và đi qua hạt nhân của 2 ngun tử khác liên kết trực tiếp   với ngun tử  trên. Góc hóa trị  phụ  thuộc vào bản chất ngun tử  tương tác,  cấu hình khơng gian của phân tử.  Bảng 1.2. Góc liên kết trong một số hợp chất Hợ p  chấ t H2O CH4 BF3 BeF2 Góc HOH HCH FBF FBeF Giá  trị  (độ) 104o30' 109,5o 120o 180o 1.2.3 Bậc liên kết Bậc liên kết là số  liên kết tạo thành giữa 2 ngun tử  tương tác trực   tiếp với nhau. Đối với liên kết cộng hóa trị thì bậc liên kết được xác định bởi   số cặp electron tham gia liên kết giữa hai ngun tử Liên kết đơn có bậc liên kết bằng 1, liên kết đơi có bậc liên kết bằng 2   và liên kết 3 có bậc liên kết bằng 3. Đối với các hệ  liên hợp, bậc liên kết   khơng phải là số ngun mà là số thập phân Bậc liên kết càng lớn thì liên kết càng bền VD: trong Benzen bậc liên kết C­C là 1,5 1.2.4 Năng lượng liên kết Năng lượng của một liên kết hố học là năng lượng cần thiết để phá vỡ  hoặc tạo thành liên kết của 1 mol ngun tử ở thể khí Ví dụ: Năng lượng của liên kết (H­H) trong phân tử H2 chính là hiệu ứng  nhiệt của q trình: H2 (k) → H (k) + H (k), ∆H = 104,2 kcal/mol  Hiệu ứng nhiệt phản  ứng bằng hiểu của tổng năng lượng liên kết của   chất tham gia phản ứng với tổng năng lượng liên kết của sản phẩm Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết, năng lượng liên  kết càng lớn thì liên kết càng bền Năng lượng liên kết phụ  thuộc vào độ  dài liên kết, độ  bội liên kết, độ  bền liên kết Bảng 1.3. Năng liên kết trong một số hợp chất Hợp chất Liên kết O2 H2O2 N2 BeF2 10 Độ dài liên  kết (pm) Năng lượng  liên kết  (kJ/mol) 121 148 110 145 498 213 945 145 1.2.5 Momem lưỡng cực của liên kết Trong ngun tử, các electron bao quanh hạt nhân được phân bố  tồn  tồn đối xứng khắp mọi phía nên trọng tâm của các điện tích trùng với tâm  của hạt nhân (trọng tâm của điện tích dương).  Trong phân tử, trọng tâm của các điện tích âm và dương có thể  trùng  nhau hoặc khơng trùng nhau ­ Nếu trọng tâm điện tích âm và trọng tấm điện tích âm trong phân tử  trùng nhau ta có phân tử khơng phân cực. Ví dụ: Phân tử H2, N2, F2 … ­ Nếu trọng tâm điện tích âm và dương khơng trùng nhau thì ta có phân  tử phân cực. Lúc này phân tử có một mơmen lưỡng cực, ký hiệu là  µ, có đơn  vị đo là Debye (D). Ví dụ: Phân tử H­Cl Momem lưỡng cực là đại lượng vector, chiều quy  ước từ trọng tâm từ  điện tích dương sang điện tích âm Mơmen   lưỡng   cực     phân   tử     xác   định     thực   nghiệm,  mơmen lưỡng cực của phân tử  cộng hố trí nằm trong khoảng 0 ­ 4D và của   các phân tử ion nằm trong khoảng 4 ­ 11D 18 Liên kết  δ: Liên kết này ít gặp, đó là liên kết suất hiện do sự xen phủ  của các orbital d b) Luận điểm cơ bản: ­ Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO ­ Mỗi liên kết cộng hố trị được tạo thành do sự ghép đơi 2 electron độc  thân có  spin trái  dấu của 2 ngun tử  khác nhau tương  tác với nhau,  cặp  electron này được xem như chung cho cả 2 ngun tử ­ Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ  càng mạnh thì liên kết càng bền ­ Liên kết được phân bố  theo phương mà tại đó sự  xen phủ  lẫn nhau   giữa các AO tham gia liên kết là lớn nhất, và như  vậy sẽ  có những phương  được ưu tiên trong khơng gian phù hợp với cấu hình khơng gian của phân tử vì  vậy liên kết cộng hố trị có tính định hướng ­ Liên kết cộng hố trị có tính bão hồ nghĩa là mỗi liên kết chỉ đảm bảo  bởi 2 electron và ở một ngun tử tham gia liên kết chỉ có một số giới hạn các  liên kết hố trị Ví dụ: N kết hợp với H tạo NH3 , khơng tạo ra các phân tử NH4, NH5 S liên kết với H tạo H2S, khơng tạo ra các phân tử H3S, H4S 19 c) Các thuyết trong khn khổ thuyết VB: * Thuyết spin về  hóa trị: Hố trị  cộng hố trị  của một ngun tố  được  xác định bằng số  electron độc thân của ngun tử  của ngun tố  đó   trạng   thái đang xét Ví dụ:  Na (Z = 11) có cấu hình electron: 1s 22s22p23s1, như vậy Na có 1 electron  độc thân ở phân lớp 3s do đó Na có hố trị 1 O (Z = 8) có cấu hình electron:1s22s22p4, phân lớp 2p có 3AO chứa 4  eletron trong đó có 2 electron độc thân nên oxi có hố trị 2.  Trong q trình phản ứng khi được cung cấp năng lượng đủ lớn một số  electron đã ghép đơi có thể  bị  kích thích để  nhảy ra các AO còn trống   các  phân mức năng lượng của nó đang tồn tại để  trở  thành độc thân làm cho số  electron độc thân tăng lên nên làm tăng hố trị của ngun tố Ví dụ:  C (Z = 6), trạng thái cơ bản: 1s22s22p2           trạng thái kích thích:   => Hóa trị 2  => Hóa trị 4 Tuy nhiên trong điều kiện thường của các phản  ứng hố học thường  khơng đủ  năng lượng để  cho các electron ở các lớp bên trong nhảy ra các lớp  có mức năng lượng cao hơn, do đó sự  kích thích chỉ  được thực hiện giữa các   phân lớp có mức năng lượng bằng nhau (trong cùng một lớp) 20 Như vậy qua thuyết này ta giải thích được hố trị của nhiều ngun tố.  Tuy vậy nó cũng gặp hạn chế nhưng khơng giải thích được sự hình thành liên   kết trong các ion phân tử và từ tính của một số chất, khơng giải thích được độ  bền của các phân tử … * Thuyết lai hố orbital: Sự lai hố orbital là sự  tổ  hợp các AO ngun  tử  trong một  ngun tử  để  tạo thành các AO lai hố giống nhau về  năng   lượng, hình dạng và định hướng rõ rệt trong khơng gian Điều kiện để các AO lai hố bền là:  ­ Năng lượng của các AO tham gia lai hố phải xấp xỉ nhau  ­ Năng lượng của các AO tham gia lai hố thấp  ­ Độ  xen phủ  các AO lai hố với các AO của các ngun tử  khác tham  gia liên kết phải lớn Các kiểu lai hố giữa các AO ns và np ­ Lai hố sp: đó là sự tổ hợp giữa một AOs và một AOp thuộc cùng một  lớp ngun tử, tạo thành 2 orbital lai hố có năng lượng tương đương và hình  dạng giống nhau, trục đối xứng của 2 AO lai hố này tạo với nhau một góc   180o, Trường hợp lai hố này thường xảy ra trong ngun tử khi tạo thành các  hợp chất có dạng đường thẳng như BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2 … ­ Lai hố sp2 (Lai hố tam giác): Là sự lai hố giữa một AO s với 2 AO p  tạo ra 3AO lai hố sp2  nằm trong cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của  chúng tạo với nhau một góc là 1200 hướng về 3 đỉnh của một tam giác đều. Lai  hố sp2 được dùng để  giải thích cấu trúc hình học của các phân tử  BH3, BF3,  21 BCl3, SO2, SO3  và giải thích liên kết đơi của các ngun tử  C trong các hợp  chất hữu cơ ­ Lai hố sp3 (lai hố tứ diện) Đó là sự lai hố giữa một AO s và 3 AO p tạo ra   4 AO lai hố sp3  hồn tồn giống nhau tạo thành phân tử  có cấu trúc tứ  diện  hoặc gần tứ diện như CH4, CCl4, SiCl4, H2O, NH3 … với góc hố trị là 109028'  hoặc gần với góc đó 2.2.2.2 Thuyết obital phân tử (thuyết MO) Thuyết MO được xây dựng bởi các nhà bác học Mucliken, Hund, Cenard ­  Jones a) Luận điểm cơ bản ­ Trong phân tử các electron chuyển động trên các hàm sóng chung của  phân tử gọi là các MO.  ­ Các MO được thành lập từ sự tổ hợp các AO của hai ngun tử trong   phân tử: Trong đó: ϕi: các AO ngun tử  Ci: là hằng số nói lên sự đóng góp của hàm ϕi vào ψMO 22 ­ Các AO tham gia tổ  hợp phải phù hợp nhau về  mặt tính đối xứng và   có mức năng lượng xấp xỉ nhau, khi tham gia tổ hợp chúng phải xen phủ nhau   rõ rệt.  ­ Số  MO thu được bằng số  AO tham gia tổ hợp các MO thu được sắp   xếp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng.  ­ Từ  đó ta xây dựng được giản đồ  mức năng lượng và viết được cấu  hình electron của phân tử Như vậy theo thuyết này, bài tốn phân tử qui về việc xác định các MO  và các mức năng lượng tương ứng của chúng * So sánh thuyết VB và thuyết MO So sánh Thuyết VB Thuyết MO ­ Đều phân biệt liên kết σ và liên kết π ­   Đều   đưa   đến     phân   bố   giống     của  electron trong phân tử ­ Yếu tố  quan trọng nhất để  tạo thành liên kết  Giống nhau cộng   hóa   trị       tập   trung   xác   suất   tìm   thấy  electron (hay mật độ electron) ở giữa hai hạt nhân  ngun tử ­   Để   có   thể   tạo   thành   liên   kết,     obital     những nguyên tử liên kết phải che phủ nhau Khác  ­   Mô   tả   phân   tử     cách   cụ  ­   Cho   phép   mô   tả   liên   kết  thể:   cho   phép   dung   khái   niệm  trong phân tử bất kì hóa trị  rất quen thuộc trong hóa  ­   Mơ   tả     trạng   thái   bị  học và biểu diễn một phân tử  kích động của phân tử, trạng  bằng cơng thức cấu tạo thái   sinh         chuyển  ­ Khơng giải thích được sự  tồn  electron khi hấp thụ  ánh sáng      ion   H2+,   tính   thuận   từ  trong vùng tử  ngoại hay vùng  của phân tử O2 trơng thấy => giải thích được  23 quang   phổ   electron     phân  tử 2.2.3 Liên kết phối trí Liên kết phối trí còn gọi là liên kết CHT cho nhận. Là liên kết cộng hố  trị mà cặp electron dùng chung chỉ do một ngun tử đưa ra, ngun tử này gọi   là ngun tử cho. Ở đây có sự chuyển cặp electron tự do của ngun tử cho và  orbital trống của ngun tử  nhận. Liên kết phối trí được ký hiệu bằng một   mũi tên hướng từ ngun tử cho sang ngun tử nhận Ví dụ: H3N: +  H+ = [H3N : H]+ hay [H3N → H]+ hay NH4+ Trong thực tế, khơng thể phân biệt liên kết phối trí và liên kết cộng hố  trị thơng thường.  Ví dụ: trong NH4+, bốn liên kết của N với H hồn tồn giống nhau về đồ  dài liên kết và năng lượng liên kết. Liên kết phối trí thường gặp trong các   phức chất 2.3 Liên kết hidro 2.3.1 Định nghĩa Ngun tử  hydro ngồi khả  năng tham gia liên kết cộng hố trị  thơng  thường, còn có khả năng tạo một mối liên kết thứ hai với một ngun tử khác  có độ  âm điện lớn và kích thước nhỏ  như  F, O, N. Mối liên kết thứ  hai này  24 kém bền hơn nhiều so với liên kết cộng hố trị  thơng thường và được gọi là   liên kết hydro, ký hiệu bằng dấu ba chấm (…) Ví dụ: ­ Liên kết hydro liên phân tử: Hình 2.3: Liên hết hydro trong phân tử HF Trong phân tử  HF, ngun tử  H sau khi liên kết với ngun tử  F bằng   một liên kết cọng hố trị  còn hình thành mối liên kết thứ  hai (liên kết hydrơ)  với nguyển tử F của phân tử HF khác tạo nên phân tử liên hợp (HF)n Hình 2.4: Liên hết hydro trong hỗn hợp rượu và nước ­ Liên kết hydro nội phân tử: 25 Hình 2.5: Liên hết hydro trong nội phân tử 2.3.2 Ngun nhân hình thành liên kết hidro Do đặc điểm cấu tạo ngun tử  của hydro là chỉ  có một electron duy  nhất nên khi ngun tử  hydro liên kết cộng hố trị  với một ngun tử  của  ngun tố có độ  âm điện lớn thì mây electron của hydro bị hút lệch mạnh về  phía ngun tử  đó và làm ngun tử  hydro bị  biến thành hạt tích điện dương  mặc khác còn do kích thước của hydro rất nhỏ nên ion hydro dễ dàng tiến gần  đến các ngun tử  hay ion khác, thậm chí thâm nhập vào lớp vỏ  electron của  các ngun tử hay ion khác để hình thành nên mối liên kết hydro * Điều kiện hình thành liên kết hidro Điều kiện cần để  hình thành liên kết hidro là ngun tử  X kết hợp với  H phải có khả năng hút electron làm cho liên kết X­H phân cực mà chưa đứt ra  thành các ion, X phải có cặp electron chưa sử dụng và bán kính ngun tử của   X khơng được q lớn.  Ta thường gặp liên kết hidro trong hợp chất của H với Flo, Nito, Oxi…   26 2.3.3 Ảnh hưởng của liên kết hydro đến tính chất của các chất Liên kết hydro ảnh hưởng đến tính chất của các chất như sau: ­ Làm tăng nhiệt độ  nóng chảy, nhiệt độ  sơi của các chất do liên kết   hydro tạo nên lực hút giữa các phân tử, gây nên sự trùng hợp phân tử làm phân   tử lượng trung bình của các chất tăng nên nhiệt độ nóng chảy và nhiệt dộ sơi   của các chất tăng ­ Làm giảm độ điện li, giảm tính axit của các chất ­ Làm tăng độ tan của các chất: liên kết hydro giữa các phân tử chất tan   và dung mơi làm độ tan của các chất tăng do dễ hình thành solvat ­ Liên kết hydro liên phân tử còn làm giảm tính bazơ của các chất và gây  nên sự biến đổi bất thường về khối lượng riêng ­ Liên kết hydro mơi phân tử làm thu gọn các phân tử lại đồng thời làm   giảm khả  năng tạo liên kết hydro giữa chất với dung mơi do đó làm giảm   nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi và độ tan của các chất, liên kết này cũng làm   giảm tính axit của các chất 2.3.4 Năng lượng liên kết hydro Liên kết hidro là liên kết yếu Năng lượng của liên kết hydro rất bé (khoảng 2 ­ 10 kcal/mol) nên liên  kết hydro kém bền hơn liên kết hố học thơng thường (khoảng hằng trăm  kcal/mol) 27 2.3.5 Liên hệ thực tế ­ Trong dãy HX các axit HCl, HBr, HI là các axit mạnh nhưng do trong  các phân tử HF có liên kết hydro liên phân tử nên HF là chất điện li yếu và có   tính axit trung bình ­ Giữa rượu và nước có liên kết hydro nên rượu tan vơ hạn trong nước,  trong khi ête (ROR) khơng tan trong nước do giữa ête và nước khơng có liên  kết hidro. Sự hình thành liên kết hydro liên phân tử cho phép giải thích tính dễ  hồ tan của các hợp chất có nhóm phân cực trong những dung mơi phân cực  như nước, rượu 2.4 Liên kết Van der Waals 2.4.1 Định nghĩa Lực liên kết Van der Waals là lực tương tác giữa các phân tử, nó có bản  chất tĩnh điện. Lực Vanderwaals càng lớn thì mơmen lưỡng cực của phân tử,   kích thước và khối lượng của phân tử  càng lớn. Lực vanderwaals bé hơn với   năng lượng của liên kết ion và liên kết cộng hố trị  nên nó chỉ  có ảnh hưởng  chủ yếu đến một số tính chất lý học của các chất Ví dụ: Theo dãy F2, Cl2, Br2, I2 thì kích thước và khối lượng tăng từ đầu  đến cuối dãy nên lực vanderwaals tăng dần do đó nhiệt độ  sơi và nhiệt độ  nóng chảy của các chất này tăng dần 2.4.2. Các thành phần của liên kết vanderwaals Lực Van der Waals bao gồm các thành phần sau: E = E1 + E2 + E3 28 ­ Lực định hướng E1: khi các phân tử phân cực ở gần nhau chúng tương   tác với nhau bằng lực tĩnh điện làm cho các phân tử  xoay hướng để  sắp xếp  một cách có trật tự nhằm làm giảm năng lượng của hệ Hình 2.6 Lực định hướng ­ Lực cảm  ứng E2: các phân tử  phân cực tương tác với các phân tử  khơng phân cực làm xuất hiện lưỡng cực giữa chúng Hình 2.7 Lực cảm ứng ­   Lực   khuyếch   tán   E3:     phân   tử   không   phân   cực     gần     do  chuyển động của các electron làm cho mật độ electron ln ln biến đổi nên  làm dịch chuyển trọng tâm điện tích dương và âm nên làm xuất hiện các  lưỡng cực tạm thời và chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện Hình 2.8 Lực khuếch tán 29 2.4.3 Năng lượng của liên kết Vanderwaals Lực liên kết Val der Waals là một loại lực liên kết yếu giữa các phân  tử, có bản chất tĩnh điện, nó được đảm bảo bởi lực hút giữa các lưỡng cực p  hoặc lưỡng cực cảm ứng p'. Lực này giảm rất nhanh theo khoảng cách.                                                   F =        Trong đó: r: là khoảng cách Năng lượng liên kết nhỏ: 2­10 kJ/mol 2.4.4 Ảnh hưởng của liên kết Vanderwaals đến tính chất của các chất Liên kết Vanderwaals có tác dụng giữ  các phân tử  lại với nhau để  tập  hợp lại thành các trạng thái: rắn, lỏng, khí Lực Vanderwaals tuy nhỏ  nhưng cũng  ảnh hưởng đến tính chất vật lý  của các chất như nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi …  Lực khuếch tán đã đóng vai trò quyết định trong liên kết Van der Waals   giữa các phân tử  khơng phân cực, nhờ  nó mà khi khối lượng phân tử  tăng thì  nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi cũng tăng 30 2.5 Liên kết kim loại 2.5.1 Định nghĩa Hầu hết các kim loại   điều kiện thường đều tồn tại dưới dạng tinh   thể  (trừ Hg). Trong tinh thể  kim loại, ion dương và nguyên tử  kim loại  ở  những nút của mạng tinh thể. Các electron hóa trị  liên kết yếu với hạt nhân  nên dễ  tách khỏi ngun tử  và chuyển động tự  do trong mạng tinh thể. Lực   hút giữa các electron này và các ion dương tạo nên liên kết kim loại Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các ngun tử và ion   kim loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do 2.5.1 So sánh liên kết kim loại với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị * So sánh     liên       kết    kim    loại    với  liên       kết  ion    :  Giống: Đều được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các phần tử mang điện Khác: ­ Trong liên kết ion, liên kết do lực hút của ion ­ ion ­ Trong liên kết kim loại, liên kết tạo ra do lực hút ion ­ electron * So sánh     liên       kết    kim    loại    với  liên       kết    cộng hóa trị :  Giống: đều có sự đóng góp electron đồng đều giữa các nguyên tử Khác: ­ Trong liên kết cộng hóa trị, các cặp electron chung do hai nguyên tử  đóng góp ­ Trong liên kết kim loại, mọi ngun tử  kim loại đều bỏ  chung các  electron tự do tạo thành một khối electron chung 31 32 TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Hồng Nhâm (2003), Hóa học vơ cơ, tập 1, Nhà xuất bản Giáo dục 2. Đặng Như  Tài, Ngơ Thị  Thuận (2012), Hóa học hữu cơ, tập 1, Nhà xuất  bản Giáo dục ... 2. Các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa học, bao gồm: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydro, kiên kết Val   der Waals và liên kết kim loại Các tác giả đã cố gắng tìm tòi học hỏi và làm việc nghiêm túc nhưng sẽ ... chủ đề các lực liên kết hóa học, các tác giả đã cố gắng thực hiện nghiên cứu  các nội dung chính như sau: 1. Tổng quan về liên kết hóa học: bản chất, đặc trưng và phân loại liên  kết hóa học.  2. Các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa ... chất đó Các lực liên kết hóa học giữ cho các ngun tử cùng nhau trong các phân  tử hay các tinh thể do đó ảnh hưởng tới lý tính và hóa tính của chất. Vậy nên  hiểu bản chất các lực liên kết hóa học là cơ sở để giải thích nhiều hiện tượng
- Xem thêm -

Xem thêm: Thảo luận hóa vô cơ: Các loại lực lên kết, Thảo luận hóa vô cơ: Các loại lực lên kết

Từ khóa liên quan

Gợi ý tài liệu liên quan cho bạn