Mục lục bài họcĐang ở d02-b2
The Covalent Model — Lewis, VSEPR and Hybridization
VSEPR in one sentence
Electron domains around a central atom arrange themselves as far apart as possible. A domain is a single bond, a double bond, a triple bond or a lone pair — a multiple bond counts as one domain, and this is where most marks are lost.
| Miền | Cặp riêng | Dạng hình học | Góc |
|---|---|---|---|
| 2 | 0 | linear | $180^\circ$ |
| 3 | 0 / 1 | trigonal planar / bent | $120^\circ$ / $<120^\circ$ |
| 4 | 0 / 1 / 2 | tetrahedral / trigonal pyramidal / bent | $109.5^\circ$ / $107^\circ$ / $104.5^\circ$ |
| 5 | 0 / 1 / 2 | trigonal bipyramidal / see-saw / T-shaped | $120^\circ,90^\circ$ / $\approx102^\circ$ / $\approx87^\circ$ |
| 6 | 0 / 2 | octahedral / square planar | $90^\circ$ |
A lone pair is held by only one nucleus, so it spreads out more and squeezes the bonding pairs: each lone pair cuts the bond angle by roughly $2.5^\circ$ in the four-domain family.
Polarity
A molecule is polar if it has polar bonds and the dipoles do not cancel by symmetry. $\ce{CO2}$ and $\ce{BF3}$ have very polar bonds but are non-polar; $\ce{H2O}$ and $\ce{NH3}$ are polar because a lone pair breaks the symmetry.
(HL) Formal charge, sigma and pi, hybridization
Formal charge $=$ valence electrons $-$ (lone-pair electrons $+\tfrac12\times$ bonding electrons). It is not the oxidation state; it is a bookkeeping tool for choosing between Lewis structures, and the best structure keeps formal charges closest to zero.
A single bond is one $\sigma$; a double bond is $1\sigma+1\pi$; a triple bond is $1\sigma+2\pi$. Hybridization follows the domain count: $2\to\text{sp}$, $3\to\text{sp}^2$, $4\to\text{sp}^3$.
VSEPR gói trong một câu: các miền electron quanh nguyên tử trung tâm tự sắp xếp sao cho xa nhau nhất có thể. Một miền là một liên kết đơn, một liên kết đôi, một liên kết ba, hoặc một cặp electron riêng — liên kết bội chỉ tính là một miền, và đây là chỗ mất điểm nhiều nhất.
| Miền | Cặp riêng | Dạng hình học | Góc |
|---|---|---|---|
| 2 | 0 | linear | $180^\circ$ |
| 3 | 0 / 1 | trigonal planar / bent | $120^\circ$ / $<120^\circ$ |
| 4 | 0 / 1 / 2 | tetrahedral / trigonal pyramidal / bent | $109{,}5^\circ$ / $107^\circ$ / $104{,}5^\circ$ |
| 5 | 0 / 1 / 2 | trigonal bipyramidal / see-saw / T-shaped | $120^\circ,90^\circ$ / $\approx102^\circ$ / $\approx87^\circ$ |
| 6 | 0 / 2 | octahedral / square planar | $90^\circ$ |
Cặp electron riêng chỉ bị một hạt nhân giữ nên nó bung rộng hơn và ép các cặp liên kết lại: trong họ bốn miền, mỗi cặp riêng cắt bớt khoảng $2{,}5^\circ$.
Độ phân cực phân tử cần hai điều kiện: có liên kết phân cực và các vectơ lưỡng cực không triệt tiêu nhau nhờ đối xứng. $\ce{CO2}$ và $\ce{BF3}$ có liên kết rất phân cực nhưng phân tử không cực; $\ce{H2O}$ và $\ce{NH3}$ thì có cực vì cặp electron riêng phá thế đối xứng.
(HL) Formal charge (điện tích hình thức) $=$ số electron hoá trị $-$ (số electron ở cặp riêng $+\tfrac12\times$ số electron liên kết). Nó không phải số oxi hoá — số oxi hoá gán trọn cặp electron cho nguyên tử âm điện hơn, còn điện tích hình thức chia đôi. Đây là công cụ kế toán để chọn giữa nhiều công thức Lewis, và công thức tốt nhất là công thức có điện tích hình thức gần $0$ nhất.
(HL) Liên kết đơn là một $\sigma$; liên kết đôi là $1\sigma+1\pi$; liên kết ba là $1\sigma+2\pi$. Lai hoá đi theo số miền: $2\to\text{sp}$, $3\to\text{sp}^2$, $4\to\text{sp}^3$.
Với $\ce{XeF4}$: đếm miền electron, nêu hình dạng, góc liên kết và cho biết phân tử có cực hay không.
Đếm electron hoá trị quanh Xe. Xe có $8$ electron hoá trị; bốn liên kết Xe–F dùng hết bốn electron của Xe. Còn lại $8-4=4$ electron, tức hai cặp riêng.
Số miền: $4$ liên kết $+\ 2$ cặp riêng $=6$ miền $\Rightarrow$ khung bát diện.
Hình dạng. Hai cặp riêng đẩy nhau mạnh nhất nên chúng chiếm hai vị trí đối diện nhau (trên và dưới). Bốn nguyên tử flo còn lại nằm trong một mặt phẳng $\Rightarrow$ square planar, góc $\ce{F-Xe-F}=90^\circ$.
Độ phân cực. Mỗi liên kết Xe–F rất phân cực vì flo âm điện nhất. Nhưng bốn vectơ lưỡng cực nằm trong cùng một mặt phẳng và hướng ra bốn phía cách đều $90^\circ$, nên chúng triệt tiêu đôi một. Hai cặp riêng cũng đối xứng qua tâm. Kết quả: phân tử không cực.
Đây là ví dụ chuẩn cho việc "liên kết phân cực chưa chắc cho phân tử phân cực".
Với ion $\ce{SO4^{2-}}$, tính điện tích hình thức của lưu huỳnh trong công thức chỉ có bốn liên kết đơn, rồi so với công thức có hai liên kết đôi. Công thức nào được ưu tiên?
Công thức bốn liên kết đơn. Lưu huỳnh có $6$ electron hoá trị, không có cặp riêng, và tham gia $4$ liên kết (tức $8$ electron liên kết):
$$\text{FC}(\ce{S})=6-\left(0+\tfrac12\times8\right)=6-4=+2$$Mỗi oxi: $6-(6+1)=-1$. Kiểm tổng: $(+2)+4\times(-1)=-2$, đúng điện tích ion.
Công thức hai liên kết đôi. Lưu huỳnh nay có $6$ liên kết ($12$ electron liên kết):
$$\text{FC}(\ce{S})=6-\left(0+\tfrac12\times12\right)=6-6=0$$Hai oxi đôi: $6-(4+2)=0$; hai oxi đơn: $6-(6+1)=-1$. Tổng $0+0+0-1-1=-2$ ✓.
Kết luận: công thức có hai liên kết đôi được ưu tiên vì các điện tích hình thức gần $0$ hơn.
Chú ý phân biệt: số oxi hoá của S trong $\ce{SO4^{2-}}$ luôn là $+6$ ở cả hai công thức, vì số oxi hoá gán trọn cặp electron cho oxi. Điện tích hình thức thì chia đôi cặp electron. Hai đại lượng khác nhau về định nghĩa nên không được dùng thay nhau.
Đọc xong rồi — làm thử ngay
Bài tập của chương Structure 2 — Models of Bonding and Structure gồm 14 câu trắc nghiệm và 5 đề tự luận, ra khó hơn đề thật 30–50%. Đáp án hiện ngay khi chọn, miễn phí.