MỤC LỤC
Trang
LỜI CẢM ƠN
DANH MỤC VIẾT TẮT
A. MỞ ĐẦU.
1
1. Lý do chọn đề tài
1
2. Mục tiêu nghiên cứu
2
3.Nhiệm vụ nghiên cứu
2
4.Các phương pháp nghiên cứu
2
B. NỘI DUNG
2
CHƯƠNG I. HỆ THỐNG CỞ SỞ LÝ THUYẾT CỦA CHUYÊN ĐỀ
2
1. Liên kết hóa học
2
1.1. Các khái niệm cơ bản của liên kết hóa học.
2
1.1.1. Sự hình thành liên kết hóa học
2
1.1.2. Bản chất liên kết hóa học
2
1.1.3. Độ dài liên kết
3
1.1.4. Góc liên kết (góc hóa trị)
3
1.1.5. Bậc liên kết

4
1.1.6. Năng lượng liên kết
4
1.1.7. Momen lưỡng cực của liên kết
4
1.1.8. Quy tắc Bát tử
4
1.1.9. Các loại liên kết
5
1.2. Liên kết ion
5
1.2.1. Định nghĩa
6
1.2.2. Sự tạo thành ion, cation, anion
6
1.2.2.1. Ion, Cation, Anion
6
1.2.2.2. Ion đơn nguyên tử và ion đa nguyên tử.
6
1.2.2.3. Sự tạo thành liên kết ion của phân tử 2 nguyên tử.
7
1.2.2.4. Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử nhiều nguyên tử
7
1.2.3. Điều kiện hình thành liên kết ion.
7
1.2.4. Dấu hiệu cho thấy phân tử có liên kết ion
8
1.3. Liên kết cộng hóa trị
8
1.3.1. Định nghĩa

8
1.3.2. Lewis – Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị bằng cặp electron chung 8
1.3.2.1. Đối với các đơn chất
8
1.3.2.2. Đối với hợp chất
9
1.3.2.3. Phân loại
9
1.3.3. Liên kết cộng hóa trị và sự xen phủ obitan – Thuyết VB
10
1.3.3.1. Sự xen phủ các obitan nguyên tử khi hình thành phân tử
11


1.3.3.2. Sự tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi, liên kết ba
1.3.3.3. Sự lai hóa các obitan nguyên tử
1.4. Liên kết kim loại
1.4.1. Mạng tinh thể kim loại
1.4.2. Khái niệm liên kết kim loại
1.4.3. So sánh liên kết kim loại với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị
1.5. Liên kết Hidro
1.5.1. Khái niệm
1.5.2. Điều kiện hình thành liên kết hiđro
1.5.3. Phân loại
1.5.3.1. Liên kết hiđro nội phân tử
1.5.3.2. Liên kết hiđro liên phân tử (ngoại phân tử)
1.5.4. Đánh giá độ mạnh yếu của liên kết hiđro

11
14

17
17
18
19
20
20
20
21
21
21

1.5.5. Ảnh hưởng của liên kết hiđro lên nhiệt độ sôi và độ tan.
1.5.5.1. Ảnh hưởng tới độ sôi
1.5.5.2. Ảnh hưởng tới độ tan
1.6. Lực Van Der Waals
1.6.1. Khái niệm
1.6.2. Phân loại
1.6.2.1. Lực định hướng:
1.6.2.2. Lực cảm ứng
1.6.2.3. Lực khuếch tán
1.6.2.4. Lực đẩy
1.6.3. Đặc điểm
2. Công thức phân tử
2.1. Công thức phân tử trong hóa học vô cơ
2.1.1. Công thức hóa học của đơn chất
2.1.2. Công thức hóa học của hợp chất
2.1.3. Ý nghĩa của công thức hóa học
2.1.4. Hóa trị
2.1.4.1. Quy tắc hóa trị
2.1.4.2. Hóa trị và số oxi hóa

2.2. Công thức phân tử trong hóa học hữu cơ
2.2.1. Nôi dung của thuyết cấu tạo hoá học của hợp chất hữu cơ

22
22
22
23
23
23
23
24
24
25
25
26
26
26
26
26
27
27
27
29
29

22

2.2.2.Công thức cấu tạo

29


2.2.3. Đồng đẳng, đồng phân

30

2.2.3.1. Đồng đẳng

30


2.2.3.2. Đồng phân

30

2.2.3.3. Phân loại đồng phân

31

2.2.3.4. Mối quan hệ giữa các đồng phân

34

2.2.4. Cấu tạo hóa học và cấu trúc hóa học

35

2.2.4.1. Cấu tạo hóa học

35


2.2.4.2. Cấu trúc hóa học

35

2.2.5. Công thức nguyên

35

2.2.6. Công thức phân tử

36

CHƯƠNG II: GIẢNG DẠY NỘI DUNG LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CÔNG
THỨC PHÂN TỬ Ở TRƯỜNG THPT
38
1. Giảng dạy nội dung liên kết hóa học ở trường THPT
38
1.1. Liên kết ion
38
1.2. Liên kết cộng hóa trị
39
1.3. Liên kết kim loại
41
1.4. Liên kết Hidro
42
1.5. Lực Van Der Waals
43
2. Công thức phân tử
43
2.1. Công thức phân tử trong hóa học vô cơ

43
2.2. Công thức phân tử trong hóa học hữu cơ
46
CHƯƠNG III: VẬN DỤNG KIẾN THỨC VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ
CÔNG THỨC PHÂN TỬ VÀO HỌC TẬP VÀ GIẢI QUYẾT CÁC VẤN ĐỀ
THỰC TIỄN
49
C. KẾT LUẬN
52


DANH MỤC CÁC CHỮ VIẾT TẮT

STT
1
2
3
4
5
6
7
8
9

Chữ viết tắt
GV
HS
THPT
SGK
HĐ

CTHH
CTTQ
KL
VD

Chữ tương ứng
Giáo viên
Học sinh
Trung học phổ thông
Sách giáo khoa
Hoạt động
Công thức hóa học
Công thức tổng quát
Kim loại
Ví dụ


A. MỞ ĐẦU
1. Lí do chọn đề tài
Ngày nay cùng với sự phát triển không ngừng của các ngành khoa học, hoá
học cũng đã bước sang một trang mới và đạt được rất nhiều các thành tựu. Do đó
việc nhận thức một cách đúng đắn và đầy đủ các thành tựu khoa học hoá học là
một điều rất quan trọng.
Đối tượng của hoá học là chất, liên kết giữa các nguyên tử, phân tử, do đó
vấn đề về bản chất liên kết của các chất, cấu tạo phân tử… đã được nghiên cứu từ
rất lâu. Tuy nhiên, kết quả đạt được vẫn còn rất hạn chế.
Từ những luận điểm trên ta thấy rằng việc giảng dạy nội dung liên kết hóa
học là vô cùng quan trọng. Tuy nhiên, thực trạng hiện nay GV phổ thông cũng như
sinh viên sư phạm nói riêng vẫn còn mơ hồ về các lí thuyết liên kết, về ý nghĩa
thực tiễn và vai trò của nó trong việc giảng dạy, do đó một bộ phận không nhỏ GV

đứng lớp dạy các bài liên quan đến vấn đề liên kết hoá học vẫn giải thích cho HS
một cách chung chung, không hiểu rõ nguồn gốc, bản chất của vấn đề từ đó làm
cho HS cảm thấy bài học rời rạc không liên tục thống nhất, không biết học phần
này ứng dụng để làm gì…
Xuất phát từ những lí do trên, nhóm chúng tôi đã quyết định chọn chuyên đề
“Liên kết hóa học và công thức phân tử” làm chuyên đề giảng dạy.
2. Mục tiêu nghiên cứu
- Hệ thống một số cơ sở lí thuyết về liên kết hoá học, công thức phân tử của các
hợp chất trong chương trình hoá học phổ thông
- Rèn luyện cho học sinh kĩ năng giải thích đúng bản chất liên kết hoá học, hình
học, xây dựng công thức phân tử một số chất.
- Cung cấp tư liệu cho giáo viên dùng để tham khảo, hỗ trợ việc giảng dạy các bài,
các mục có liên quan đến việc giải thích sự hình thành liên kết hóa học và công
thức phân tử của một số chất.
1


3. Nhiệm vụ nghiên cứu
- Nghiên cứu, hệ thống cơ sở các lí thuyết về liên kết hóa học và công thức phân tử
- Nghiên cứu chương trình SGK hoá học 10,11, tài liệu giáo khoa chuyên hoá học.
- Vận dụng hệ thống các lí thuyết liên kết vào việc giảng dạy các bài, mục trong
chương trình hoá học ở trường THPT.
- Ứng dụng hệ thống các lí thuyết về liên kết hóa học và công thức phân tử giúp
HS giải thích được các tình huống thực tiễn
4. Các phương pháp nghiên cứu
Phương pháp nghiên cứu các tài liệu lí luận như: Nghiên cứu SGK hoá học 10,
11 và các tài liệu tham khảo.
B. NỘI DUNG
CHƯƠNG I: HỆ THỐNG CƠ SỞ LÝ THUYẾT CỦA CHUYÊN ĐỀ
1. Liên kết hóa học

1.1. Các khái niệm cơ bản của liên kết hóa học.
1.1.1. Sự hình thành liên kết hóa học
- Khi các nguyên tử ở xa nhau tiến đến gần nhau tương tác đầu tiên xuất hiện là
tương tác hút, đến một khoảng cách nhất định bắt đầu xuất hiện tương tác đẩy, khi
có sự cân bằng giữa hai lực thì liên kết hóa học hình thành.
- Liên kết hóa học hình thành tương ứng với các nguyên tử phải sắp xếp lại cấu
trúc e các phân lớp ngoài cùng sao cho đạt tổng năng lượng chung của hệ phải hạ
thấp xuống thì liên kết với bền, nghĩa là khi có sự tạo thành liên kết thì quá trình
phát nhiệt (∆H < 0)
1.1.2. Bản chất liên kết hóa học
- Liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên kết là lực tương tác giữa
các hạt mang điện (e tích điện âm – hạt nhân tích điện dương)

2


- Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng thực
hiện liên kết, đó là các e hóa trị nằm trong các AO hóa trị.
- Theo cơ học lượng tử, nghiên cứu liên kết là nghiên cứu sự phân bố mật độ e
trong trường hạt nhân của các nguyên tử tạo nên hợp chất.
1.1.3. Độ dài liên kết
- Là khoảng cách ngắn nhất nối liền 2 hạt nhân của 2 nguyên tử tham gia liên kết.
- Độ dài liên kết thay đổi có quy luật và phụ thuộc vào: bản chất nguyên tử (kích
thước, độ âm điện), kiểu liên kết ( đơn, đôi, ba), năng lượng liên kết (nếu năng
lượng liên kết cao thì độ dài liên kết nhỏ)
- Độ dài liên kết giảm khi độ bội liên kết tăng lên.
Ví dụ:
Liên kết H-F: 0.92 Ao

; H-Cl : 1,28 Ao


1.1.4. Góc liên kết (góc hóa trị)
- Là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng tưởng tượng nối liền nhân nguyên tử với 2
nhân của 2 nguyên tử liên kết với nó.
- Góc liên kết thay đổi có quy luật và phụ thuộc vào:
+ Bản chất nguyên tử
+ Kiểu liên kết
+ Dạng hình học phân tử
+ Tương tác đẩy giữa các đôi electron và không liên kết trong phân tử.
Ví dụ:
H
α = 104,5 o

O
H
1.1.5. Bậc liên kết

- Là số liên kết được hình thành giữa 2 nguyên tử tương tác trực tiếp với nhau.
3


- Đối với liên kết cộng hóa trị thì bậc liên kết được xác định bởi số cặp e tham gia
liên kết giữa hai nguyên tử.
- Liên kết đơn có bậc liên kết là 1, liên kết đôi có bậc liên kết bằng 2, liên kết ba có
bậc liên kết bằng 3.
Ví dụ:
Etan

H3C – CH3 bậc liên kết = 1


1.1.6. Năng lượng liên kết
- Năng lượng liên kết là năng lượng thoáy ra khi tạo thành liên kết (<0) đó và năng
lượng phân ly liên kết là năng lượng cần tiêu tốn (>0) để phá hủy liên kết có trong
1 mol phân tử ở trạng thái khí.
* Lưu ý: Năng lượng liên kết và năng lượng phân ly của liên kết bằng nhau về độ
lớn và ngược dấu.
VD: EH-H = -EplH2 = -431 kj/mol
- Nhưng đối với phân tử nhiều nguyên tử thì năng lượng liên kết được lấy giá trị
trung bình, nó không trùng với năng lượng tạo thành từng liên kết trong phân tử.
VD: CH4, N2O
- Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, bậc liên kết và độ bền liên kết:
Bậc liên kết ↑, năng lượng liên kết ↑, độ bền liên kết ↑, độ dài liên kết ↓.
1.1.7. Momen lưỡng cực của liên kết.
- Momen lưỡng cực đặc trưng cho độ phân cực của liên kết và phân cực của phân
tử.
- Momen lưỡng cực là đại lượng vector chiều quy ước từ trọng tâm điện tích dương
qua điện tích âm.
1.1.8. Quy tắc Bát tử
Trong các phản ứng hóa học các nguyên tử có khuynh hướng liên kết với các
nguyên tử khác (nhường e, nhận e, góp chung e) để đạt cấu hình bền vững của các
khí hiếm với 8 eclectron (hoặc He với 2 e) ở lớp ngoài cùng.
4


- Các nguyên tử các nguyên tố nhóm s thường có khuynh hướng nhường electron
lớp ngoài cùng để có lớp sát ngoài cùng 8e
- Các nguyên tử của các nguyên tố p là phi kim thường có khuynh hướng nhận
electron để lơp ngoài cùng của chúng có 8e
- Quy tắc bát tử chỉ có tính gần đúng, có 1 số trường hợp không tuân theo quy tắc
bát tử như: NO, BeCl2, BF3, PCl5, SF6… Quy tắc bát tử chỉ là quy tắc kinh nghiệm

không giúp chúng ta hiểu được bản chất của liên kết cộng hóa trị
- Phạm vi áp dụng: khá đúng với những nguyên tố thuộc chu kì 2.
VD:
- Mỗi nguyên tử thiếu 1e đạt đến cấu hình bền→ xu hướng góp chung e độc thân
→ liên kết cộng hóa trị.
- Xu hướng nhường, nhận e tạo ion với cấu hình bền → liên kết ion.
1.1.9. Các loại liên kết
-

Liên kết ion

-

Liên kết cộng hóa trị

-

Liên kết kim loại

-

Liên kết Hidro

-

Lực Van Der Walls

Các loại liên kết yếu.

1.2. Liên kết ion

- Năm 1916 Kossel cho rằng phân tử của hợp chất hoá học được tạo ra nhờ sự
chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử khác.
- Nguyên tử mất electron hoá trị biến thành ion dương gọi là cation và nguyên tử
nhận electron biến thành ion âm gọi là anion.
- Các ion ngược dấu hút nhau nên tiến lại gần nhau, nhưng khi đến quá gần nhau
thì sẽ xuất hiện lực đẩy của các lớp vỏ electron, khi lực hút và đẩy cân bằng nhau
thì các ion dừng lại và tạo thành phân tử hợp chất ion

5


1.2.1. Định nghĩa
- Liên kết ion là liên kết hóa học được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion
mang điện.
1.2.2. Sự tạo thành ion, cation, anion
1.2.2.1. Ion, Cation, Anion
- Sự tạo thành ion: Nguyên tử luôn trung hòa về điện, nhưng khi nguyên tử nhường
hay nhận thêm electron thì nó trở thành phần tử mang điện gọi là ion.
- Sự tạo thành Cation: Khi nguyên tử kim loại nhường đi electron ngoài cùng thì
biến thành ion dương (hay Cation)
+ Các nguyên tử kim loại lớp ngoài cùng có 1,2,3 electron → dễ nhường electron
để tạo ra cation (ion dương) có cấu hình bền vững của khí hiếm.
+ Vì vậy trong các phản ứng hóa học, để đạt cấu hình electron bền của khí hiếm
nguyên tử kim loại có khuynh hướng nhường electron cho nguyên tử nguyên tố
khác để trở thành ion dương, gọi là cation.
- Sự tạo thành Anion: Khi nguyên tử phi kim nhận thêm electron thì biến thành ion
âm (hay Anion). Các nguyên tử phi kim lớp ngoài cùng có 5,6,7 e có khả năng
nhận thêm electron và biến thành anion ( Ion âm) có cấu hình bền vững của khí
hiếm.
+ Vì vậy trong các phản ứng hóa học, để đạt cấu hình electron bền của khí hiếm

nguyên tử phi kim có khuynh hướng nhận e từ nguyên tử các nguyên tố khác để trở
thành ion âm, gọi là anion.
1.2.2.2. Ion đơn nguyên tử và ion đa nguyên tử.
- Ion đơn nguyên tử: Là các ion tạo nên từ một nguyên tử
VD: Cation: Na+ , Ca2+,...
Anion: Cl-, S2-,....
- Ion đa nguyên tử: Là những nhóm nguyên tử mang điện tích dương hay âm
VD: Cation: NH4+,...
6


Anion: SO42-, OH-,...
1.2.2.3. Sự tạo thành liên kết ion của phân tử 2 nguyên tử.
- Xét sự hình thành liên kết ion trong phân tử natri clorua NaCl
- Do đặc điểm cấu tạo nguyên tử và theo quy tắc bát tử, khi các nguyên tử Na và
Cl tiếp xúc với nhau sẽ có sự nhường và nhân electron để trở thành các ion Na+
và Cl−, có cấu hình electron nguyên tử giống cấu hình electron nguyên tử của các
khí hiếm Ne và Ar. Các ion Na+ và Cl- được tạo thành có điện tích trái dấu, hút
nhau tạo nên liên kết ion trong phân tử cũng như trong tinh thể NaCl.
- Sự hình thành liên kết ion trong phân tử NaCl có thể tóm tắt bằng sơ đồ sau:

- Hai ion được tạo thành mang điện tích ngược dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện,
tạo nên phân tử NaCl
1.2.2.4. Sự tạo thành liên kết ion trong phân tử nhiều nguyên tử
Thí dụ: Phân tử CaCl2
- Tương tự như sự hình thành phân tử NaCl, sự hình thành liên kết ion trong phân
tử CaCl2 có thể biểu diễn bằng sơ đồ sau:

- Các ion Ca2+ và Cl− tạo thành mang điện tích ngược dấu hút nhau bằng lực hút
tĩnh điện, tạo nên phân tử CaCl2

1.2.3. Điều kiện hình thành liên kết ion.
- Liên kết được hình thành giữa các nguyên tố có tính chất khác nhau (kim loại
điển hình và phi kim điển hình).
7


- Quy ước hiện độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết ≥ 1,7 là liên kết ion (trừ một
số trường hợp)
1.2.4. Dấu hiệu cho thấy phân tử có liên kết ion
- Phân tử hợp chất được hình thành từ kim loại điển hình (kim loại nhóm IA, IIA)
và phi kim điển hình (phi kim nhóm VIIA và Oxi).
- Ví dụ: Các phân tử NH4Cl, MgSO4, AgNO3 … đều chứa liên kết ion, là liên kế
được hình thành giữa các cation kim loại hoặc amoni và anion gốc axit.
1.3. Liên kết cộng hóa trị
1.3.1. Định nghĩa
- Liên kết cộng hóa trị là liên kết giữa hai nguyên tử bằng một hoặc nhiều electron
chung mà cặp electron chung này là do sự góp chung của hai nguyên tử tham gia
liên kết.
1.3.2. Lewis – Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị bằng cặp electron chung
- Khi tạo thành liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết có 8 electron ở lớp ngoài
cùng tương tự nguyên tử khí hiếm
- Các electron không tham gia tạo thành liên kết cộng hoá trị được gọi là các
electron không liên kết liên kết
- Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng 1 cặp electron chung ta có liên kết đơn,
2 cặp e chung là liên kết đôi, 3 cặp e là liên kết 3
1.3.2.1. Đối với các đơn chất:
- Ví dụ 1: H2

Nhờ sự góp chung 1 electron nên trong phân tử H 2, mỗi nguyên tử H trở nên có 2
electron, đạt cấu hình electron của He.

8


- Ví dụ 2: Cl2

- Ví dụ 3: N2

Có 3 cặp e chung.
1.3.2.2. Đối với hợp chất:
- Ví dụ 1: HCl

Mỗi nguyên tử H và mỗi nguyên tử Cl góp 1e để tạo thành 1 cặp e chung. Trong
phân tử HCl, mỗi nguyên tử đều có cấu hình electron của khí hiếm.
- Ví dụ 2: CH4

1.3.2.3. Phân loại
- Liên kết cộng hóa trị không phân cực:
+ Định nghĩa: Liên kết cộng hóa trị không phân cực là liên kết cộng hóa trị mà cặp
e chung phân bố đồng đều giữa 2 nguyên tử tham gia liên kết.
+ Lúc đó độ âm điện 0 ≤ ΔX ≤ 0,4
9


- Liên kết cộng hóa trị phân cực:
+ Định nghĩa: Liên kết cộng hóa trị phân cực là liên kết cộng hóa trị mà cặp e
chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện cao hơn.
+ Lúc đó độ âm điện 0,4 ≤ ΔX ≤ 1,7
+ Ví dụ: Trong phân tử HCl có ΔX=0,96 vì Cl có độ âm điện lớn hơn H nên cặp e
chung bị lệch về phía Cl.
+ Liên kết trong HCl là liên kết có cực: một đầu là cực âm (kí hiệu: δ-), một đầu là

cực dương (kí hiệu: δ+)
- Liên kết cho - nhận:
+ Định nghĩa: Liên kết cho nhận là liên kết giữa 2 nguyên tử bằng 1 hoặc nhiều cặp
e chung do 1 nguyên tử đóng góp.
+ Ví dụ: Trong phân tử O3

+ Giữa (1) và (2) góp chung e hình thành cặp e chung, ứng với 2 liên kết cộng hóa
trị. Một trong 2 nguyên tử O này đưa 1 cặp 2 cho (3) dùng chung, ứng với sự hình
thành liên kết cho nhận (còn gọi là liên kết phối tử) được biểu diễn bởi 1 mũi tên.
1.3.3. Liên kết cộng hóa trị và sự xen phủ obitan – Thuyết VB
- Khuyết điểm của công thức Lewis: không giải thích được bản chất của liên kết
(vì sao liên kết tồn tại, các tính chất của liên kết, định hướng trong không gian của
liên kết...)
- Bên cạnh đó có thuyết cơ học lượng tử giải thích rõ bản chất của liên kết cộng
hóa trị hơn thuyết Lewis là thuyết VB. Giả thuyết rằng các electron trong phân tử
nằm trong các orbital nguyên tử của các nguyên tử tạo thành phân tử.
10


1.3.3.1. Sự xen phủ các obitan nguyên tử khi hình thành phân tử
- Ví dụ 1: Trong phân tử H2

- Hai nguyên tử H tham gia liên kết: Giữa 2 nguyên tử H xuất hiện lực đẩy giữa 2
hạt nhân với nhau và giữa 2 e với nhau, đồng thời còn có lực hút giữa hạt nhân với
electron.
- Khi lực đẩy và lực hút cân bằng, liên kết được hình thành, cặp e chung tập trung
ở 2 vùng xen phủ vì tại đó có electron chịu lực hút mạnh nhất của cả 2 hạt nhân.

- Hai electron tham gia góp chung để hình thành liên kết phải có spin đối song.
- Ví dụ 2: Trong phân tử Cl2


1.3.3.2. Sự tạo thành liên kết đơn, liên kết đôi, liên kết ba
- Sự xen phủ trục và xen phủ bên
+

Sự

xen

phủ

truc

Sự xen phủ trong đó trục của các obiatn tham gia liên kết trùng với đường nối tâm
của hai nguyên tử liên kết được gọi là sự xen phủ trục. Sự xen phủ trục tạo liên
kết σ (hình 3.10a).
11


+ Sự xen phủ bên
Sự xen phủ trong đó trục của các obitan tham gia liên kết song song với nhau và
vuông góc với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết được gọi là sự xen phủ
bên. Sự xen phủ bên tạo liên kết π (hình 3.10b).

- Sự tạo thành liên kết:
+ Liên kết đơn:
Ta đã biết, mỗi cặp electron chung của hai nguyên tử được tính là một liên kết và
được biểu diễn bằng một gạch nối giữa kí hiệu của hai nguyên tử đó. Các nguyên
tử trong các phân tử đã xét như H−H, H−Cl đều liên kết với nhau bằng liên kết
đơn. Liên kết đơn luôn luôn là liên kết σ , được tạo thành từ sự xen phủ trục và

thường bền vững.
+ Liên kết đôi:
Trong phân tử etilen(C2H4), mỗi nguyên tử cacbon có sự lai hóa giữa một
obitan s với hai obitan p theo kiểu lai hóa sp2. Các obitan lai hóa tạo một liên
kết σ giữa hai nguyên tử cacbon và hai liên kết σ vơi hai nguyên tử hiđro. Mỗi
12


nguyên tử cacbon còn một obitan pp không tham gia lai hóa sẽ xen phủ bên với
nhau tạo liên kết π. Liên kết giữa hai nguyên tử cacbon là liên kết đôi gồm một
liên kết σ và một liên kết π. Các liên kết π kém bền hơn so với liên kết σ (hình
3.11).

+

Liên

kết

ba:

Nguyên tử N có 5 electron lớp ngoài cùng, khi hình thành phân tử N2, mỗi
nguyên tử góp 3 electron độc thân tạo thành ba liên kết. Người ta gọi đó là liên
kết

ba.

Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nitơ:

Mỗi nguyên tử nitơ dùng một obitan 2pz (quy ước lấy trục z làm trục liên kết) để

tạo kiểu liên kết giữa hai nguyên tử theo kiểu xen phủ trục tạo liên kết σ.
Hai obitan p còn lại (2px,2py) sẽ xen phủ bên với nhau từng đôi một tạo ra hai
liên kết π. Mỗi liên kết kí hiệu bằng một gạch nối, công thức cấu tạo của phân tử
nitơ có dạng liên kết ba: gồm một liên kết σ và hai liên kết π.
N≡N
Công thức cấu tạo của phân tử nitơ
13


1.3.3.3. Sự lai hóa các obitan nguyên tử
- Để giải thích liên kết trong các phân tử phức tạp hơn, dùng giả thuyết lai hóa các
obital nguyên tử.
- Khái niệm: Sự lai hóa obitan nguyên tử là sự tổ hợp "trộn lẫn" một số obitan
trong một nguyên tử để được từng ấy obitan lai hóa giống nhau nhưng định hướng
khác nhau trong không gian.
- Nguyên nhân của sự lai hóa là các obitan hóa trị ở các phân lớp khác nhau có
năng lượng và hình dạng khác nhau cần phải đồng nhất để tạo được liên kết bền
với các nguyên tử khác.
*

Lai

hóa

giữa

obitan

2s


và

obitan

2p

Khi obitan 2s của nguyên tử cacbon tổ hợp với 1 hoặc nhiều obitan 2p thì
sẽ

xảy

ra

ba

trường

hợp

sau:

Obitan 2s + 1 Obitan 2p → 2 Obitan lai hóa sp + 2 Obitan 2p còn lại
Obitan 2s + 2 Qbitan 2p → 3 Obitan lai hóa sp2 + 1 Obitan 2p còn lại
Obitan 2s + 3 Obitan 2p → 4 Obitan lai hóa sp3
- Lai hóa sp:
+ Lai hóa sp là sự tổ hợp 1 obitan s với 1 obitan p của
một nguyên tử tham gia liên kết tạo thành 2 obitan lai
hóa sp nằm thẳng hàng với nhau về 2 phía, đối xứng
nhau (hình 3.6). Lai hóa sp


được gặp trong phân

tử BeH2 (hình 3.7) và trong các phân tử C2H2, BeCl2,...
+ Như thế, sự lai hóa sp là nguyên nhân dẫn đến tính thẳng hàng (góc liên kết
bằng 1800) của các liên kết trong những phân tử nêu trên

14


-

hóa sp2:

Lai

+ Lai hóa sp2 là sự tổ hợp 1 obitan s với 2 obitan p của một nguyên tử tham
gia liên kết tạo thành 3 obitan lai hóa sp2 nằm trong một mặt phẳng, định hướng
từ tâm đến đỉnh của tam giác đều. lai hóa sp2 được gặp trong các phân tử BF3
(hình 3.8), C2H4,...
+ Sự lai hóa sp2 là nguyên nhân dẫn đến các góc liên kết phẳng 1200 trong phân tử
BF3

-Laihóa sp3:
+ Lai hóa sp3 là sự tổ hợp 1 obitan s với 3 obitan p của một nguyên tử tham
gia liên kết tạo thành 4 obitan lai hóa sp3 định hướng tử tâm đến 4 đỉnh của
15


hình tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc 109028’
(hình 3.9).

+ Lai hóa sp3 được gặp ở các nguyên tử O,N,C nằm trong các phân tử
H2O,NH3,CH4 và ankan.

- Chú ý: Các obitan chỉ lai hóa được với nhau khi năng lượng của chúng xấp xỉ
bằng nhau.
1.4. Liên kết kim loại
1.4.1. Mạng tinh thể kim loại
- Hầu hết các kim loại ở điều kiện thường đều tồn tại dưới dạng tinh thể (trừ Hg).
Trong hóa học, các nguyên tử kim loại được sắp xếp một khít nhất ứng với một số
phối trí cực đại. Vì các nguyên tử kim loại được coi là hình cầu nên các sắp xếp
này được coi là cách sắp xếp một quả cầu đặc khít nhất.
- Ba kiểu mạng tinh thể của hầu hết kim loại là: lục phương, lập phương tâm diện
và lập phương tâm khối.
- Một kim loại có thể có 1 hoặc 2 kiểu cấu trúc tinh thể.

16


Hình 1: Các kiểu mạng tinh thể
- Lục phương: Các nguyên tử, ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm các hình lục
giác đứng và ba nguyên tử, ion nằm phía trong của hình lục giác. VD: Be, Mg, Zn,
Cs,…
+ Độ đặc khít của mạng tinh thể lục phương: 74%
- Lập phương tâm diện: Các nguyên tử, ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm các
mặt của hình lập phương.
+ VD: Ca, Cu, Al, Ni,…
+ Độ đặc khít của mạng tinh thể lập phương tâm diện: 74%
- Lập phương tâm khối: Các nguyên tử, ion dương kim loại nằm trên các đỉnh và
tâm của hình lập phương. VD: Na, K, Fe, Cr…
+ Độ đặc khít của mạng tinh thể lập phương tâm khối: 68%


17


Hình 2: Kiến trúc tinh thể của các kim loại
1.4.2. Khái niệm liên kết kim loại
- Nguyên nhân hình thành liên kết kim loại: Trong tinh thể kim loại, ion dương và
nguyên tử kim loại ở những nút của mạng tinh thể. Do xu hướng của nguyên tử
kim loại có xu hướng cho electron, mỗi nguyên tử KL có khoảng 1, 2, 3 electron tự
do. Các electron tự do liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và
chuyển động tự do trong mạng tinh thể mà không tiêu thụ năng lượng. Lực hút
giữa các electron tự do này và các ion dương ở các nút mạng tạo nên liên kết kim
loại.
- Định nghĩa: Liên kết kim loại là liên kết trong tinh thể kim loại được đặc trưng
bởi các eclectron tự do liên kết với các nguyên tử hoặc ion kim loại ở nút mạng
tinh thể.
- Bản chất của liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện ion – electron tự do
- Đây là loại liên kết đặc trưng cho các vật liệu kim loại, quyết định tính chất rất
đặc trưng của các loại vật liệu này: có ánh kim, dẫn nhiệt tốt, dẫn điện tốt, có tính
dẻo…
18


- Ánh kim: Bề mặt kim loại khi bị ánh sáng chiếu vào, các electron tự do trong tinh
thể kim loại phản xạ hầu hết những tia sáng nhìn thấy được, do đó kim loại có vẻ
sáng lấp lánh gọi là ánh kim.
- Dẫn nhiệt và điện tốt: Nhờ các điện tử tự do chuyển động định hướng dưới một
hiệu điện thế làm KL có tính dẫn điện.
- Sự chuyền động năng của các điện tử tự do và ion dương tạo tính dẫn nhiệt. Cụ
thể, các electron trong vùng nhiệt độ cao có động năng lớn, chuyển động hỗn loạn

và nhanh chóng sang vùng có nhiệt độ thấp hơn, truyền năng lượng cho các ion
dương ở vùng này nên nhiệt độ lan truyền được từ vùng này đến vùng khác trong
khối kim loại.
- Thường các kim loại dẫn điện tốt cũng dẫn nhiệt tốt.
- Tính dẻo cao: (Cứng nhất là Cr, mềm nhất là Cs) Các ion dương KL rất dễ dịch
chuyển giữa các điện tử tự do dưới tác động cơ học, khi KL biến hình liên kết kim
loại vẫn được bảo tồn do vị trí tương quan giữa các ion dương và điện tử tự do
không thay đổi. Khi bị bẻ công các ion dương trượt lên nhau dễ dàng chứ không bị
tách rời nhờ các electron tự do chuyển động linh hoạt kết dính chúng.
Một số tính chất khác của kim loại như tính cứng, nhiệt độ nóng chảy nhiệt, nhiệt
độ sôi phụ thuộc vào mật độ electron trong bán kính nguyên tử kim loại, nguyên tử
khối và kiểu mạng tinh thể của kim loại.
1.4.3. So sánh liên kết kim loại với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị
Giống nhau

Liên kết ion
Liên kết kim loại
Đều được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa điện

Khác nhau

tích dương và điện tích âm.
Phần tử mang điện tích trái Phần tử mang điện tích
dấu là ion âm và ion trái dấu là ion kim loại
dương

tích điện dương và các
electron tích điện âm
19



Giống nhau
Khác nhau

Liên kết cộng hóa trị
Liên kết kim loại
có sự đóng góp electron đồng đều giữa các nguyên tử
các cặp electron chung do mọi nguyên tử kim loại
hai nguyên tử đóng góp

đều

bỏ

chung

các

electron tự do tạo thành
một khối electron chung.
1.5. Liên kết Hidro
1.5.1. Khái niệm
- Liên kết hiđro là tương tác tĩnh điện yếu giữa phần tử hiđro mang điện tích dương
với phần tử mang điện tích âm (thường là cặp electron tự do của nguyên tố có độ
âm điện lớn như (F, O, N, Cl, S, ...)
1.5.2. Điều kiện hình thành liên kết hiđro
- Điều kiện đủ: Trong hợp chất phải chứa H
- Điều kiện cần: H phải liên kết trực tiếp với nguyên tố có âm điện lớn và trên
nguyên tố có độ âm điện lớn đó phải có cặp e tự do
* Một số chú ý:

- Các axit, rượu, phenol, aminoaxit, amin bậc 1, amin bậc 2, H 2O đều có liên kết
hiđro.
- Các hiđro cacbon, andehit, dẫn xuất halogel, ete, este không tạo được liên kết
hiđro.
- Biểu diễn:
+ Ký hiệu liên kết hiđro bằng dấu 3 chấm “…”
+ Biểu diễn liên kết hiđro trên một số phân tử:

20


1.5.3. Phân loại
1.5.3.1. Liên kết hiđro nội phân tử
- Là liên kết hiđro được hình thành giữa hai nhóm nguyên tử trong cùng một phân
tử, dẫn tới vòng khép kín (phức càng cua, phức chelat).
Ví dụ:

1.5.3.2. Liên kết hiđro liên phân tử (ngoại phân tử)
- Là liên kết hiđro được hình thành giữa các phân tử riêng rẽ (giống nhau hoặc
khác nhau).
Ví dụ:
(1): Liên kết hiđro nội phân tử.
(2), (3), (4): Liên kết hiđro liên phân tử.

21