TIỂU LUẬN KẾT THÚC HỌC PHẦN HOÁ VÔ CƠ CHƯƠNG LIÊN KẾT HOÁ HỌC

ĐẠI HỌC QUỐC GIA HÀ NỘI
TRƯỜNG ĐẠI HỌC GIÁO DỤC

TIỂU LUẬN KẾT THÚC HỌC PHẦN
HĨA VƠ CƠ TRONG TRƯỜNG PHỔ THÔNG

Học viên: Trịnh Thị Chuyên
Ngày sinh : 05/06/1983
Lớp : Cao học khóa QH-2021
Chun ngành : Lí luận và phương pháp dạy học Hóa học
Giảng viên phụ trách : TS. Nguyễn Hữu Chung

Hà Nội, tháng 6 / 2022


PHẦN NHẬN XÉT CỦA GIẢNG VIÊN
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
…………………………………………………………………………...........................
ĐIỂM
Bằng số

Bằng chữ

Hà Nội, ngày …. tháng ….. năm 2022

Giảng viên

TS. Nguyễn Hữu Chung

2


PHẦN I. MỞ ĐẦU
I.1. Đặt vấn đề
Đề đáp ứng được yêu cầu về đổi mới theo chương trình GDPT 2018, mơn Hóa học
nói riêng đã có những thay đổi đáng kể. Một trong số đó là chương: “liên kết hóa
học” thuộc chương trình hóa học lớp 10.
Với chương liên kết hóa học mục tiêu đề ra: Trình bày và vận dụng được quy tắc octet
trong quá trình hình thành liên kết cho các nguyên tố, viết được công thức Lewis một
số chất đơn giản, …Mà đây là những điểm mới của chương trình hiện hành so với
chương trình sgk cũ.
Xuất phát từ lí do trên, tơi đã chọn chương liên kết hóa học, cụ thể là bài quy tắc octet
và bài liên kết cộng hóa trị để xây dựng nội dung kế hoạch dạy học.
I.2. Đối tượng nghiên cứu
Nghiên cứu về khái niệm, ý nghĩa, vai trò của các thuyết liên kết
I.3. Nhiệm vụ nghiên cứu
- Nghiên cứu hệ thống cơ sở lí thuyết về liên kết
- Nghiên cứu về cấu trúc chấm Lewis, lực đẩy của cặp electron hóa trị (VSEPR)
và dự đốn dạng hình học của các phân tử.
- Nghiên cứu các dạng bài tốn viết kí hiệu Lewis đối với nguyên tử trung hòa và
ion, vẽ cấu trúc Lewis mô tả liên kết một số phân tử đơn giản.
- Vận dụng kiến thức đã nghiên cứu về các nguyên tố nhóm A xây dựng giáo án
dạy học phần liên kết hóa học.

- So sánh nội dung chương trình SGK năm 2006 với chương trình GDPT 2018 về
nội dung chủ đề: “liên kết hóa học”
- Vận dụng hệ thống lí thuyết về liên kết hóa học giúp HS giải thích được các tình
huống trong thực tiễn.
I.4. Phương pháp nghiên cứu
Nghiên cứu chương trình, giáo trình, tài liệu liên quan, công văn, thông tư của Bộ
Giáo dục và Đào tạo, sách, bài báo, tạp chí chuyên ngành về các nguyên tố nhóm A và
các phương pháp dạy học.
PHẦN II: NỘI DUNG
II.1. Cơ sở lí thuyết
II.1.1. Cơng thức Lewis
II.1.1.1. Sơ đồ dấu chấm electron Lewis
Sơ đồ electron dấu chấm của của Lewis là điểm khởi đầu đơn giản để phân tích
một liên kết trong phân tử. G. N. Lewis, là nhà khoa học người Mỹ, ơng đã có nhiều
đóng góp nhiều cho sự hiểu biết về nhiệt động lực học và liên kết hóa học từ thế kỉ 20.
3


Theo sơ đồ của Lewis, liên kết giữa hai nguyên tử tồn tại khi chúng có một hoặc
nhiều cặp electron chia sẻ electron. Ngồi ra một số phân tử cịn có cặp electron khơng
phân chia, gọi là cặp electron độc thân trên các nguyên tử. Những electron này đóng
góp vào hình thành hình dạng, khả năng phản ứng, nhưng khơng liên kết trực tiếp
nguyên tử với nhau.
Hầu hết cấu trúc của Lewis dựa trên khái niệm về electron hóa trị, tương ứng với
electron s và p ngồi cùng của khí trơ, tạo thành cấu hình electron bền vững s 2p6 như
của khí hiếm. Trừ trường hợp với hydro và heli với cầu hình electron hóa trị bền vững
là 2. Các phân tử được hình thành bởi các electron liên kết trong mối quan hệ ổn định
lẫn nhau.
Ngoài ra một số phân tử có nhiều hơn 8 electrong xung quanh một nguyên tử trung
tâm, hoặc một số phân tử có số electron xung quanh nguyên tử ít hơn 8 electron. Liên

kết cơng hóa trị hình thành có thể là phân cực hay không phân cực ứng với hai nguyên
tử khác nhau về độ âam điện, hay hai nguyên tử giống nhau về độ âm điện. Theo mơ
hình của Lewis khi liên kết đơi hình thành gồm 4 electron dùng chung hai cặp electron
(như O2) và liên kết ba có 6 electrong dùng chung, ba cặp electron (như C 2H2). Các
electron phân chia được coi là đóng góp của cả hai nguyên tử liên quan, do đó cặp
electron là sự góp chung của cả hai ngun tử.
Ví dụ liên kết cơng hóa trị không phân cực (đôi electron nằm giữa hai nguyên tử)
hình thành liên kết đơn như phân tử H2, liên kết đôi trong phân tử oxi và liên kết phân
cực cộng hóa trị trong hình thành phân tử H2O (đơi electron lệch về phía ngun tử có
độ âm điện hơn). Phân tử H2O phân cực là một phân tử có chứa các vùng có điện tích
trái dấu. Các phân tử cực xảy ra khi các nguyên tử chia sẻ các electron khơng đều
nhau. Vì mỗi proton tạo ra một điện tích dương giống hệt nhau, một hạt nhân chứa tám
proton tạo ra một điện tích lớn gấp tám lần một hạt nhân chứa một proton. nghĩa là các
electron tích điện âm có trong phân tử nước bị thu hút mạnh mẽ vào hạt nhân oxy hơn
so với hạt nhân hydro. Do đó, mỗi nguyên tử hydro một electron âm độc thân di
chuyển về phía nguyên tử oxy, làm cho đầu oxy của liên kết của chúng âm hơn một
chút so với đầu hydro của liên kết.

4


II.1.1.2. Cấu trúc Lewis
Sử dụng các ký hiệu Lewis để chỉ ra cấu trúc sự hình thành các liên kết cộng hóa
trị. Vẽ mơ tả liên kết trong các phân tử và các ion nhiều nguyên tử. Ví dụ, khi hai
nguyên tử clo tạo thành một phân tử clo, bằng cặp electron dùng chung.

Cấu trúc Lewis chỉ ra rằng mỗi ngun tử Cl có ba cặp electron khơng được sử
dụng trong liên kết gọi là cặp electron độc thân và một cặp electron dùng chung giữa
hai nguyên tử. Một dấu gạch ngang hoặc đường thẳng đôi khi được sử dụng để biểu thị
một cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử.

II.1.1.3. Kí hiệu Lewis
Sử dụng các ký hiệu Lewis để mơ tả các cấu hình electron hóa trị của các nguyên
tử và các ion phân tử. Kí hiệu Lewis bao gồm kí hiệu các nguyên tố được bao quanh
bởi một dấu chấm cho một electron hóa trị.

Bảng minh họa kí hiệu Lewis số lượng electron hóa trị một số nguyên tố trong
bảng tuần hoàn.


Cách biểu diễn bằng electron góp chung  gọi là công thức electron (2 electron dung
chung gọi là một cặp liên kết). Mỗi cặp elctron thay bằng một gạch  gọi là công thức
cấu tạo.
Trong phân tử thấy các cặp electron không tham gia liên kết  gọi là cặp electron
không liên kết hay cặp electron không phân chia hoặc cặp electron tự do.
Cách biểu diễn hình thành liên kết theo công thức electron hay công thức cấu tạo
gọi là sự biểu diễn theo sơ đồ Lewis.
Liên kết giữa hai nguyên tử gọi là bậc liên kết. Số liên kết cộng hóa trị liên quan đến
hóa trị của nguyên tố trong trong hợp chất cộng hóa trị bằng số liên kết hình thành giữa
ngun tử của ngun tố đó với nguyên tử khác trong phân tử).
* Trường hợp đặc biệt: liên kết cho nhận
Ngoài ra một số phân tử khi hình thành liên kết CHT do đơi lectron góp chung từ một
nguyên tử cho lúc đó liên kết cộng hóa trị được gọi là liên kết cho nhận. Liên kết cho
nhận biểu diễn bằng mùi tên (→)
Là liên kết cho nhận cũng là liên kết cộng hóa trị , liên kết được hình thành do một
cặp electron khơng phân chia của một nguyên tử với 1 ỏbital hóa trị trống của 1 nguyên tử
khác. Cặp electron dùng chung do một nguyên tử (ion) đóng góp cung cấp ( thường dùng
mũi tên → để chỉ liên kết cho - nhận)
Ví dụ: hình thành liên kết phân tử NH 3: nguyên tử nitơ có 3 e độc thân sẽ ghép đơi
với 3e độc thân của 3 nguyên tử H tạo thành 3 liên kết N-H, như vậy trong phân tử NH3

còn 1 cặp e chưa phân chia.
Khi NH3 tiến gần tới H+ nó sẽ bị rơi vào trường tác dụng của H+, H+ sẽ hút cặp e
chưa phân chia của N tạo thành một liên kết N-H tứ 4 (bởi một cặp electron độc thân của
N và 1 orbital hóa trị trống của H+).
Liên kết này là liên kết cho nhận, được kí hiệu bằng mũi tên () di từ nguyên tố cho
cặp e đến nguyên tố nhận cặp e.
- Điện tích dương trở thành điện tích chung của cả ion NH 4+ chứ không thuộc nguyên
tử Hyđro nào cả

II.1.1.4. Cách viết công thức Lewis theo quy tắc bát tử
Đối với các phân tử và ion phân tử đơn giản, chúng ta có thể viết các cấu trúc Lewis
bằng cách ghép nối các electron chưa ghép đôi trên các nguyên tử với nhau. Ví dụ sau:
6


Với các phân tử hay ion phân tử phức tạp, ta có thể viết cơng thức Lewis theo cách
sau đây:
Bước 1: Xác định tổng số electron hóa trị (vỏ ngồi cùng). Đối với các cation trừ đi
một electron cho mỗi điện tích dương. Đối với anion cộng thêm một electron cho mỗi
điện tích âm.
Bước 2: Vẽ cấu trúc khung của phân tử hoặc ion phân tử, sắp xếp các nguyên tử xung
quanh nguyên tử trung tâm. Thông thường, nên đặt nguyên tử có độ âm điện nhỏ nhất vào
trung tâm. Kết nối mỗi nguyên tử với nguyên tử trung tâm bằng một liên kết đơn (một cặp
electron).
Bước 3: Phân bổ các electron còn lại dưới dạng các cặp đơn độc thân trên các nguyên
tử thành bát tử (trừ hydro) xung quanh mỗi nguyên tử.
Bước 4: Đặt tất cả các electron còn lại vào nguyên tử trung tâm.
Bước 5: Sắp xếp lại các electron bên ngoài của các nguyên tử tạo ra nhiều liên kết với
nguyên tử trung tâm để thu được các cấu trúc bát tử có thể.
Ví dụ:

Hãy xác định cấu trúc Lewis của các phân tử sau: SiH4, CHO2−, NO+, và OF2
Bước 1: Xác định tổng số electron hóa trị (vỏ ngồi cùng) của phân tử và ion phân tử.
Với phân tử SiH4
Si: số electron hóa trị = 4 x 1 = 4 H: Số electron hóa trị = 1 x 4 =4
Số electron hóa trị của phân tử SiH4 bằng 4 + 4 = 8
Với phân tử CHO2- có một điện tích âm, do đó ta cần cơng thêm 1 điện tích âm vào
số electron hóa trị
C: electron hóa trị bằng: 4 x 1 =4 H: electron hóa trị bằng: 1 x 1 = 1 O: electron hóa
trị bằng: 6 x 2 = 12
Electron hóa trị của ion phân tử CHO2- = 4 + 1 + 12 + 1 = 18 electron hóa trị
Với phân tử NO+: có một điện tích dương. Vậy ta cần trừ đi 1 điện tích dương vào
số electron hóa trị của ion phân tử.
N; electron hóa trị bằng: 5 x 1 = 5 O: electron hóa trị bằng: 6 x 1 = 6
Tổng số electron hóa trị của NO+ = 5 + 6 -1 =10 electron hóa trị
Với phân tử OF2
7


O: electron hóa trị bằng:
6 x 1 =6 F: electron hóa trị
bằng: 7 x 2 = 14
Electron hóa trị của phân tử OF2 = 6 + 14 = 20 electron hóa trị
Bước 2: Vẽ khung các phân tử hay ion phân tử, sắp xếp các nguyên tử xung quanh
một nguyên tử trung tâm và kết nối mỗi nguyên tử với nguyên tử trung tâm bằng một liên
kết (một cặp electron). Lưu ý rằng biểu thị các ion bằng dấu ngoắc vng xung quanh cấu
trúc và điện tích biểu thị bên ngồi góc tay phải.
Khi có thể sắp xếp một số nguyên tử trung tâm khác nhau có thể trong cấu trúc, chúng
ta sử dụng kết quả thực nghiệm để chọn đúng ngun tử. Thơng thường ngun tố có độ
âm điện bé nhất nằm ở trung tâm, Trong ion phân tử CHO2-, nguyên tử C độ âm điện bé
nhất nên nằm trung tâm bao quanh nguyên tử H và O.

Bước 3: Phân bố các electron còn lại dưới dạng các cặp đơn độc thân trên các nguyên
tử để hoàn thành lớp vỏ hóa trị của chúng với 8 electron (trừ hydro). Phân tử SiH4 khơng
có electron cịn lại trên phân tử SiH4, vì vậy nó khơng thay đổi.

Bước 4: Đặt tất cả các electron còn lại vào nguyên tử trung tâm
Với các phân tử SiH4, CHO2− và NO+ khơng có các electron còn lại, đã đặt tất cả các
electron được xác định trong bước 1.
Đối với OF2, còn lại 4 electron được đặt vào nguyên tử trung tâm oxy:
Bước 5: Sắp xếp lại các electron lớp vỏ ngoài của các nguyên tử để tạo ra nhiều liên
kết với nguyên tử trung tâm đạt cấu trúc bát tử có thể.
Trong phân tử SiH4: nguyên tử Si đã có bát tử (8 electron) khơng cần phải làm gì
thêm.
Phân tử CHO2− : Mặc dù phân bố electron hóa trị đủ trên nguyên tử O, nhưng
còn
thiếu electron trên nguyên tử C để đạt cấu trúc bát tử.
Với ion phân tử NO+.
Nguyên tử bên O không thể thêm vào electron vì đã xác định tổng số ở bước 1. Vì
vậy phải chuyển electron để hình thành liên kết đôi.

8


Điều này vẫn khơng tạo ra bát tử, vì vậy phải di chuyển tiếp một cặp khác ở N, tạo
thành một liên kết ba:
Trong OF2, mỗi nguyên tử có 8 electron, vì vậy khơng có thay đổi
II.1.1.5. Cấu trúc cộng hưởng
Trong cấu trúc của Lewis, việc lựa chọn nguyên tử nào trong phân tử được liên kết
bằng nhiều liên kết (liên kết bội) là bất kì. Khi các vị trí lựa chọn được thay thế bằng liên
kết đơn hay liên kết bội thì có khả năng tất cả các cấu trúc theo Lewis là hợp lệ.
Ví dụ ta vẽ 3 cấu trúc cộng hưởng của [CO3]2-, thể hiện liên kết đơi ở một trong ba vị

trí của liên kêt C-O có thể.

Thực nghiệm thực tế đã chứng minh rằng ba liên kết C - O là hoàn toàn tương đương,
tất cả ba cấu trúc mô tả phân tử CO2 là tương đương. Đây gọi là cấu trúc cộng hưởng.
II.1.2. Quy tắc bát tử và sự hình thành liên kết
Trong một phân tử, khi hình thành liên kết, các nguyên tử của nguyên tố này có
khuynh hướng liên kết với các nguyên tử của nguyên tố kia sao cho cấu trúc của chúng
đạt tới cấu trúc electron bền vững của các khí hiếm với 8 electron, hoặc 2 giống với H ở
lớp ngoài cùng – quy tắc bát tử ( Hạn chế chủ yếu là các nguyên tố của chu kỳ 2).
Giống như phân tử clo các phân tử halogen khác như (F 2, Br2, I2 và At2) hình thành
một liên kết đơn giữa hai nguyên tử và 3 cặp electron độc thân trên mỗi nguyên tử. Điều
này cho thấy mỗi ngun tố halogen đạt cấu hình khí hiếm. Khuynh hướng các ngun tố
hình thành liên kết chứa 8 electron hóa trị gọi là qui tắc bát tử.

Như nguyên tử N có 5 electron hóa trị trong kí hiệu Lewis, để đặt được theo qui tắc
bắt tử thì nguyên tử này phải hình thành 3 liên kết cộng hóa trị như trong phân tử HN 3.
oxy và nguyên tử khác phải hình thành 2 liên kết cộng hóa trị.

Qua đó nhận thấy trong một phân tử, khi hình thành liên kết, các nguyên tử của
nguyên tố này có khuynh hướng liên kết với các nguyên tử của nguyên tố kia sao cho cấu

9


trúc của chúng đạt tới cấu trúc bền vững của khí trơ (cấu hình electron lớp ngồi cùng có
8 electron (ns2np6).
II.1.3. Sức đẩy của cặp electron hóa trị VSEPR (Valence shell electron - pair
repulsion)
II.1.3.1. Khái niệm
Sức đẩy của cặp electron hóa trị là phương pháp dự đốn hình dạng của các phân tử

dựa trên lực đẩy tĩnh điện cặp electron được mô tả bởi Sidgwick và Powell4 vào năm
1940 và được phát triển thêm bởi G illespie và Nyholm vào năm 1957, gọi tắt là phương
pháp VSEPR.
Đây là phương pháp tiếp cận đơn giản, dựa trên các cấu trúc dấu chấm electron của
Lewis, phương pháp VSEPR dùng để dự đoán các hình dạng của các phân tử, qua đó rất
thuận lợi khi so sánh với các cấu trúc thực của phân tử được xác định bằng thực nghiệm,
thường xác định bằng phương pháp nhiễu xạ tia X, nhiễu xạ electron, nhiễu xạ neutron và
nhiều phương pháp quang phổ…Tuy nhiên đây là một phương pháp rất tốt cho việc xác
định gần đúng hình dạng của các phân tử.
Cơ sở của phương pháp VSEPR là các electron đẩy nhau vì chúng tích điện âm. Theo
cơ học lượng tử các electron có thể chiếm giữ cùng một vùng trong không gian như các
cặp eelectron liên kết hoặc các cặp electron độc thân, nhưng các cặp electron này đẩy lẫn
nhau. Do đó, theo mơ hình VSEPR, các phân tử có dạng hình học sao cho các cặp
electron hóa trị ở vào vị trị càng xa nhau càng tốt để giảm thiểu tối đa lực đẩy electron electron.
II.1.3.2. Dự đốn hình dạng các phân tử
Hình học phân tử được tạo nên từ sự phân bố các nguyên tử xung quanh nguyên tử
trung tâm. Dự đoán hình học phân tử của phân tử và ion phải kết hợp kết quả của hình
học cặp electron độc thân với số lượng các nguyên tử có xung quanh nguyên tử trung tâm.
Đơn giản hình dung một phân tử có thể được mơ tả theo cơng thức chung AXmEn,
trong đó A kí hiệu là nguyên tử trung tâm, X là kí hiệu của bất kỳ ngun tử hoặc nhóm
ngun tử nào xung quanh nguyên tử trung tâm A. E kí hiệu cặp electron đọc thân (m và
n hệ số của X và E).
Tổng số (m + n) gọi là số khơng gian, là tổng số vị trí chiếm đóng bởi nguyên tử
hoặc cặp electron độc thân xung quanh nguyên tử trung tâm. Cặp electron độc thân và cặp
electron liên kết đều ảnh hưởng đến hình dạng của phân tử. Hình dung các cặp electron
được phân bố trong một không gian hình cầu chung quanh hạt nhân nguyên tử
Trường hợp m + n = 2: Khi phân tử khơng có cặp electron độc thân (n=0) phân tử
tương ứng với số không gian là hình dạng thẳng AX2, góc liên kết là 180o, như phân tử
BeCl2,CO2.
Trường hợp m + n = 3

+ Nếu n= 0, phân tử thuộc dạng AX3 có hình dạng tam giác phẳng
10


+ Nếu n = 1, phân tử thuộc dạng AX2E, có dạng góc
Trường hợp m + n = 4
+ Nếu n = 0, phân tử thuộc dạng AX4, có dạng tứ diện
+ Nếu n = 1, phân tử thuộc dạng AX3E, có dạng chóp tam giác
+ Nếu n = 2, phân tử thuộc dạng AX2E2, có dạng góc
Trường hợp m + n = 5
+ Nếu n = 0, phân tử thuộc dạng AX5, có dạng lưỡng tháp tam giác và tháp vuông
+ Nếu n = 1, phân tử thuộc dạng AX4E, có dạng tứ giác biến dạng
+ Nếu n = 2, phân tử thuộc dạng AX3E2, có dạng chữ T
+ Nếu n = 3, phân tử thuộc dạng AX2E3, có dạng đường thẳng
Trường hợp m+ n =6
+ Nếu n = 0, phân tử thuộc dạng AX6, có dạng bát diện
+ Nếu n = 1, phân tử thuộc dạng AX5E, có dạng tháp vuông
+ Nếu n = 2, phân tử thuộc dạng AX4E2, có dạng vng phẳng
+ Nếu n = 3, phân tử thuộc dạng AX3E3, có dạng chư T, giống trường hợp đã nêu ở
trên
+ Nếu n = 4, phân tử dạng AX2E4, phân tử thẳng
II.1.3.3.Quy tắc xác định hình dạng phân tử dùng VSEPR
1. Vẽ cấu trúc Lewis của phân tử phù hợp nhất theo các quy tắc được đưa trình bày
trong mục cách xác định cấu trúc phân tử theo Lewis.
2. Đếm số cặp electron đã liên kết và chưa liên kết quanh nguyên tử trung tâm, chú ý
các liên kết bội (lk đôi, ba) cũng coi như 1 cặp liên kết và xác định hình dạng electron.
Ví dụ như trường hợp phân tử SOCl 2, có bốn cặp electron: liên kết đôi S = O, cặp
electron độc thân và hai liên kết đơn S – Cl. Mặc dù tổng cộng có 5 cặp electron liên kết
với nguyên tử trung tâm S.
3. Khi số lượng cặp electron xung quanh nguyên tử trung tâm đã được xác định, xác

định hình học cặp electron theo quy tắc VSEPR, các cặp electron sắp xếp sao cho khoảng cách
giữa các cặp electron là xa nhau nhất có thể. Chẳng hạn xung quanh ngun tử trungt âm
chỉ có 2 cặp electron, thì cấu hình tốt nhất để 2 cặp đó xa nhau nhất có thể là đường thẳng
góc tảo bởi 180o.
Dựa vào tổng số cặp e quanh nguyên tử trung tâm, dạng hình học cặp electron và
đồng thời dựa vào số nguyên tử xung quanh nguyên tử trung tâm, kết luận về hình học
phân tử , hoặc góc liên kết.

11


Ví dụ: Dùng mơ hình VSEPR dự đốn hình dạng của ion phân tử SO32Đầu tiên là vẽ cấu trúc Lewis của ion phân tử SO 32-, sau đó đếm số cặp electron liên
kết và cặp electron độc thân xung quanh nguyên tử trung tâm.

Ion phân tử SO32- có ba nguyên tử gắn liền với nguyên tử S trung tâm và một cặp
electron độc thân, tương ứng với bốn vùng mật độ electron thuộc nhóm phân tử AX 3E
theo mơ hình VSEPR. Ba trong số các vị trí tương ứng với các nguyên tử (X 3), vì vậy
hình dạng của ion phân tử là hình chóp tam giác.

Lưu ý rằng hình dạng suy ra theo cách này là độc lập với cấu trúc cộng hưởng đang
được xem xét
II.1.3.4. Sức đẩy của các cặp electron hóa trị
Mơ hình VSEPR được sử dụng để dự đốn hình dạng ba chiều của các phân tử dựa
trên các tương tác lực đẩy của các cặp electron hóa trị của chúng. Mơ hình VSEPR được
sử dụng khơng chỉ để dự đốn hình dạng cơ bản của phân tử mà cịn để giải thích một
cách định tính các góc liên kết, độ dài liên kết tương một số hình học nhất định và liệu
phân tử có lưỡng cực hay khơng.
Hình dạng cơ bản của một phân tử đã được xác định bằng cách tính đến sự khác biệt
về lực đẩy tĩnh điện giữa các vùng liên kết và các cặp electron độc thân. Những lực đẩy
này được theo thứ tự mỗi cặp electron độc thân chiếm một khoảng không gian lớn hơn so

với một cặp electron tham gia vào liên kết. Do vậy thứ tự lực đẩy của các cặp electron
theo thứ tự như sau:
electron độc thân - electron độc thân > electron độc thân - elecltron liên kết >
electron liên kết - electron liên kết.
Khả năng đẩy của cặp electron độc thân lơn hơn cặp electron liên kết, điều này được
giải thích bằng khoảng cách trung bình cặp electron độc thân gần với hạt nhân hơn cặp
electron liên kết và do đó lực đẩy cuả cặp electron độc thân lớn hơn.
Tuy nhiên thứ tự khả năng đẩy của các cặp electron này đưa ra trên việc lựa chọn vị
trí giữa trục và đường xích đạo cho cặp electron độc thân. Trong khi đó ở vị trí xích đạo,
12


cặp eleectron độc thân bị đẩy bởi hai liên kết ở 90 0. Ở vị trí trục cặp electron độc thân bị
đẩy bởi 3 cặp electron liên kết 90o
Trong cấu trúc bát diện, một cặp electron độc thân có thể chiếm bất kỳ vị trí nào
nhưng cặp electron độc thân thứ hai sẽ chiếm vị trí đối diện với cặp electron độc thân đầu
tiên, dẫn đến cấu trúc vuông phẳng.
Trong một phân tử có hai cặp electron liên kết liền kề và một hoặc nhiều cặp
electron độc thân, thì góc liên kết sẽ giảm với tất cả các cặp electron liên kết. Do đó, tại
sao góc HNH trong NH3 được giảm từ góc tứ diện (109,5°) của hình dạng cơ bản xuống
góc có giá trị nhỏ hơn (106,6o).
Ưu điểm:
Khơng cần thiết phải nhớ chính xác hình dạng của mỗi phân tử, chỉ cần phương pháp
đơn giản áp dụng về kiến thức cấu hình electron của các nguyên tố trong phân tử và xem
xét sự có mặt của các cặp electron độc thân với các cặp electron liên kết có thể xác định
được hình dạng của các phân tử thơng thường. Thuyết sức đẩy VSEPR đã giải thích góc
hóa trị của một số dạng phân tử có kết quả tốt
Nhược điểm:
Lý thuyết VSEPR không thể được áp dụng cho các phức kim loại chuyển tiếp vì lớp
vỏ electron hóa trị d khơng hồn chỉnh.

Với các halogenua kim loại kiềm thổ, dạng AX 2 (X= F, Cl, Br, I) phải có dạng hình
học thẳng vì có 2 cặp electron liên kết. Dự đốn này chỉ đúng khi A = Be, cịn khi A = Ba
thì sai vì các halogenua của ba đều có cấu trúc góc. Nguyên nhân là do khi xác lập cấu
dạng trong thuyết sức đẩy VSEPR không hề lưu ý đến việc các cặp electron được đặt trên
những orbital nào và kích thước của nguyên tử trung tâm.
II.2. Xây dựng kế hoạch dạy học

13


CHỦ ĐỀ: LIÊN KẾT HÓA HỌC
BÀI : LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ
Thời gian thực hiện: 4 tiết
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Trình bày được khái niệm về liên kết cộng hố trị (liên kết đơn, đơi, ba) khi áp dụng
quy tắc octet.
- Viết được công thức Lewis của một số chất đơn giản.
‐ Trình bày được khái niệm về liên kết cho nhận.
- Phân biệt được các loại liên kết (liên kết CHT không phân cực, phân cực, liên kết ion)
dựa theo độ âm điện.
‐ Trình bày được khái niệm năng lượng liên kết (cộng hố trị).
- Mơ tả được sự hình thành liên kết CHT theo thuyết Lewis.
- Giải thích được sự hình thành liên kết đơn, đôi, ba dựa trên sự xen phủ obital.
2. Kĩ năng
- Nâng cao khả năng giải quyết vấn đề, hợp tác làm việc nhóm
‐ Lấy được ví dụ về liên kết cộng hố trị (liên kết đơn, đơi, ba) khi áp dụng quy tắc octet
- Viết được công thức Lewis của một số chất đơn giản
- Phân biệt được các loại liên kết (liên kết cộng hố trị khơng phân cực, phân cực, liên kết
ion) dựa theo độ âm điện

‐ Giải thích được sự hình thành liên kết Ϭ và liên kết  qua sự xen phủ AO
3. Thái độ
‐ Yêu thích bộ mơn Hóa học. Chủ động tìm tịi, tìm hiểu cách tạo ra những tinh thể khác
4. Năng lực
Năng lực chung: Sử dụng ngơn ngữ hóa học, giao tiếp, hợp tác, giải quyết vấn đề sáng
tạo
14


Năng lực đặc thù môn học:
- Năng lực nhận thức hố học.
- Năng lực tìm hiểu thế giới tự nhiên dưới góc độ hố học.
‐ Năng lực vận dụng kiến thức, kỹ năng đã học.
II. Thiết bị dạy học và học liệu
SGK, giáo án, hình ảnh, slide bài giảng.
III. Tiến trình dạy học
HOẠT ĐỘNG CỦA GV

HOẠT ĐỘNG CỦA HS

NỘI DUNG GHI BẢNG

HĐ1: Hoạt động kết nối
GV: Phát phiếu học tập 1
HS: Nhận phiếu học tập,
Vận dụng quy tắc octet để giải vận dụng kiến thức đã học
thích sự hình thành liên kết trong để hoàn thành phiếu học
các phân tử: F2, CCl4 và SO2.
tập.

SO2

GV: Các em đã được học và
thấy nhưng nguyên tố liên kết
với nhau để tạo thành hợp
chất. Vậy thì chúng liên kết với
nhau như thế nào? Chúng ta
cùng đến bài ngày hơm nay.
HĐ2: Hình thành kiến thức
Tìm hiểu và giải thích sự tạo thành liên kết cộng hố trị, độ âm điện và liên kết CHT, mơ tả liên
kết CHT bằng sự xen phủ các obital nguyên tử, năng lượng
liên kết CHT
a. Mục tiêu:
15


- Trình bày được khái niệm về liên kết cộng hố trị (liên kết đơn, đơi, ba) khi áp dụng quy tắc octet.
- Viết được công thức Lewis của một số chất đơn giản.
‐ Trình bày được khái niệm về liên kết cho nhận.
- Phân biệt được các loại liên kết (liên kết CHT không phân cực, phân cực, liên kết ion) dựa theo độ
âm điện.
‐ Trình bày được khái niệm năng lượng liên kết (cộng hố trị).
- Mơ tả được sự hình thành liên kết CHT theo thuyết Lewis.
- Giải thích được sự hình thành liên kết đơn, đơi, ba dựa trên sự xen phủ obital.
b. Nội dung: KN liên kết, phân loại liên kết, giải thích sự hình thành liên kết
c. Sản phẩm: Phát biểu được KN các loại liên kết và vận dụng giải thích sự hình thành liên kết trong
phân tử
d. Tổ chức thực hiện:
GV: Giao nhiệm vụ: HD HS
tìm hiểu tài liệu về những nội

dung làm việc nhóm.
GV chia lớp thành 4 nhóm và
yêu cầu mỗi nhóm làm việc
với những yêu cầu sau:
- Nhóm I: Sự tạo thành liên kết
CHT .
+Hoàn thành phiếu học tập số
2
- năng lượng liên kết (cộng hố
trị).
- Nhóm II: Độ âm điện và liên
kết hóa học.
+Hồn thành phiếu học tập số 3
- So sánh giữa liên kết cộng
hoá trị phân cực, liên kết cộng
hố trị khơng phân cực, liên kết
ion (gọi ý: dựa theo độ âm
điện).
Lấy ví dụ và viết cơng thức
lewis về các chất đơn giản
Nhóm III: Mơ tả liên kết CHT
bằng sự xen phủ các Obital.
Nhóm IV: Năng lượng liên kết

HS: Nhận nhiệm vụ làm
việc nhóm theo yêu cầu
của giáo viên
HS: Sau khi tìm hiểu lần
lượt các nhóm lên thuyết
trình

HS: Trong q trình tìm
hiểu có thể cần trợ giúp
từ giáo viên

I. Sự tạo thành liên kết CHT
*KN Liên kết cộng hoá trị
- Là liên kết được tạo nên giữa
hai nguyên tử bằng một hay
nhiều cặp e chung.
1. Sự hình thành phân tử có liên kết đơn
* Phân tử hidro (H2)
Cấu hình electron: H(Z=1): 1s1;
He(Z=2): 1s2
CT e

CTCT

(Quy tắc octet)
→ Liên kết tạo thành do 1 cặp
electron chung gọi là liên kết
đơn.
* Sự hình thành phân tử hiđro clorua
(HCl)
Cấu hình electron:
H(Z=1): 1s1
Cl(Z=17): 1s22s22p63s23p5

CTe

16

CTCT


CHT.

2. Sự tạo thành phân tử có liên
kết đơi
- Nếu cặp e góp chung lệnh về 1
phía ta có liên kết cộng hố trị có
cực (lệch về phía ngun tử có độ
âm điện lớn hơn) VD :

3. Sự tạo thành phân tử có liên kết ba
Sự hình thành phân tử nitơ (N2)
Cấu hình electron:
N(Z=7): 1s22s22p3;
Ne(Z=10): 1s22s22p6
CTe CTCT
→ Liên kết tạo thành do 3 cặp
electron chung gọi là liên kết ba →
là liên kết bền
- Mỗi cặp e chung tạo nên 1 liên kết
CHT, nên ta có liên kết đơn (trong
phân tử H2), liên kết đôi (trong phân
tử O2), liên kết ba (trong phân tử
N2).
II. Độ âm điện và liên kết hoá học
1. Mối liên hệ giữa cặp electron chung
và loại liên kết

- Giống nhau: đều có cặp electron chung
- Khác nhau:
Lk CHT
Lk CHT có Lk ion
khơng cực cực
cặp e
cặp e
cặp e
chung ở
chung lệch chung
giữa 2
về 1 phía
chuyển về
nguyên tử của 1
1 nguyên
nguyên tử tử
2. Hiệu độ âm điện và liên kết hoá học
17


Hiệu độ âm Loại liên kết
điện
0,0 đến < 0,4 - LK CHT khơng cực
0,4 đến <1,7 - Lk CHT có cực.
- Lk ion
 1,7
Ví dụ: xét phân tử NaCl, HCl?
NaCl: 3,16 – 0,93 = 2,23 > 1,7 → liên
kết ion.
HCl: 3,16 – 2,20 = 0,96

mà 0,4 < 0,96 < 1,7 → liên kết CHT
phân cực
III. MÔ TẢ LK CHT BẰNG SỰ
XEN PHỦ CÁC OBITAL NGUYÊN
TỬ
Dựa vào sự xem phủ AO ta thấy:
‐ Liên kết Ϭ là liên kết được tạo
thành từ 1 cặp e dùng chung.
Vùng xen phủ của các AO nằm
trên trục nối hai hạt
nhân.

‐

Liên kết  là liên kết hình thành
bằng 2 cặp e dùng chung. Trong
liên kết đơi có cả liên kết Ϭ và liên
kết . Vùng xen phủ các AO nằm
hai bên trục nối, mật độ che phủ
nhỏ hơn.

IV. Năng lượng liên kết CHT
Năng lượng liên kết (kí hiệu: E) hoặc
18


entanpy liên kết (kí hiệu: H) là thước
đo độ bền liên kết trong liên kết hóa
học.
* Bảng năng lượng liên kết trung bình

của một số liên kết hóa học(sgk)
HĐ3: Củng cố, bài tập vận dụng
a. Mục tiêu: Củng cố nội dung bài học
b. Nội dung: GV giao bài tập, HS vận dụng làm bài
c.Sản phẩm: HS vận dụng làm bài
d.Tổ chức thực hiện:
GV : Giao nhiệm vụ yêu cầu HS vẽ
HS : Nhận nhiệm vụ thực - Liên kết ion
- Liên kết CHT có cực
mindmap về các loại liên kết đã được học. hành vẽ mindmap
- Liên kết CHT không cực
GV yêu cầu hs về tìm hiểu thêm về kiến
- Liên kết cho nhận.
thức mở rộng về các liên kết cho bài học
Phiếu học tập số 1
Vận dụng quy tắc octet để giải thích sự hình thành liên kết trong các phân tử: F 2, CCl4 và
SO2.
Phiếu học tập số 2
Sử dụng quy tắc octet, biểu diễn sự tạo thành
1. Liên kết đơn minh họa bằng phân tử H2, Br2
2. Liên kết đôi minh họa bằng phân tử CO2, O2
3. Liên kết ba minh họa bằng phân tử N2
Rút ra khái niệm liên kết CHT, liên kết đơn, đôi, ba

Phiếu học tập số 3
1. Khái niệm độ âm điện
2. Mối liên hệ giữa cặp electron chung và các loại liên kết?
3. Hiệu độ âm điện và liên kết hóa học ? Minh họa bằng ví dụ cụ thể

19

IV. So sánh nội dung chương trình GDPT 2018 với chương trình hiện hành 2006
phần liên kết hóa học

20


Chương trình hiện hành 2006
Nội dung
Mục tiêu
- Trả lời được các câu hỏi:
ion là gì? Khi nào nguyên
tử biến thành ion, có mấy
loại ion?
- Liên kết ion được hình
Liên kết ion thành như
Tinh thể ion
thế nào?
- Liên kết ion ảnh hưởng
như thế nào đến tính chất
của các hợp chất ion

- Sự hình thành liên kết
Liên kết cộng hố trị cộng hóa trị trong phân tử
đơn chất và hợp chất như
(2 tiết)
thế nào?
- Sự phân cực trong liên
kết cộng hóa trị như thế

nào?
- Phân loại liên kết hóa
học theo hiệu độ âm điện

Hóa trị và số ơ xi
hóa

Luyện tập: liên kết
hóa học

- Cách xác định hóa trị
trong hợp chất ion và hợp
chất cộng hóa trị như thế
nào?
- Số oxi hóa là gì? Xác
định số oxi hóa bằng cách
nào?
- Củng cố kiến thức về các
loại liên kết hóa học chính
để vận dụng giải
thích sự hình thành một số
loại phân tử. Đặc điểm cấu
và đặc điểm liên kết của 3
loại tinh thể.
- Rèn luyện kĩ năng xác
21
định hóa trị
và số oxi hóa trong đơn

Chương trình GDPT 2018

Nội dung
Mục tiêu
Quy tắc -Trình bày và vận dụng được quy
Octet
tắc octet trong quá trình hình
thành liên kết hố học cho
các ngun tố nhóm A.
Liên kết - Trình bày được khái niệm và sự
hình thành liên kết ion (nêu một
ion
(2
số
ví dụ điển hình tn theo
tiết)
quy tắc octet).
- Nêu được cấu tạo tinh thể NaCl.
Giải thích được vì sao các hợp
chất ion thường ở trạng
thái rắn trong điều kiện thường
(dạng tinh thể ion).
- Trình bày được khái niệm và
lấy được ví dụ về liên kết cộng
Liên kết hố trị (liên kết đơn, đơi, ba) khi
cộng hố áp dụng quy tắc octet.
trị (4 tiết) - Viết được công thức Lewis
của một số chất đơn giản.
Trình bày được khái niệm về
liên kết cho nhận.
- Phân biệt được các loại liên
kết (liên kết cộng hố trị khơng

phân cực, phân cực, liên kết
ion) dựa theo độ âm điện.
- Giải thích được sự hình thành
liên kết  và liên kết  qua sự xen
phủ AO.
Liên kết - Trình bày được khái niệm
năng lượng liên kết (cộng hố
hydrogen
trị).
và tương
tác (liên Lắp được mơ hình phân tử, tinh
thể NaCl (theo mơ hình có sẵn).
kết)
và
- Trình bày được khái niệm liên kết
tương tác hydrogen. Vận dụng để giải thích
vander
được sự xuất hiện liên
Waals
kết hydrogen (với nguyên tố có
độ âm điện lớn: N, O, F)
- Nêu được vai trị, ảnh hưởng của
liên kết hydrogen tới tính chất vật
lí của H2O.
Nêu được khái niệm về tương tác
van der Waals và ảnh hưởng của
tương tác này tới nhiệt độ nóng
chảy, nhiệt độ sơi của các chất

PHẦN III: KHUYẾN NGHỊ VÀ KẾT LUẬN
III.1. Khuyến nghị
- Chương trình GDPT 2006 tập trung phát triển kiến thức, chương trình 2018 tập
trung phát triển các NL đặc thù trong mơn Hóa Học cho HS.
- Đối với chương trình GDPT 2018, theo em nên đưa thêm 1 số mục tiêu theo
định -hướng thiết kế các sản phẩm STEM như:
- Lắp ráp hoặc chế tạo được mơ hình của các phân tử đơn giản như: H2O. NH3, …
- Trong phần liên kết cộng hóa trị mục tiêu trong chương trình đưa ra là: Lắp được
mơ hình phân tử, tinh thể NaCl (theo mơ hình có sẵn), theo em nội dung này chưa
phù hợp vì bị sai kiến thức. Tinh thể NaCl được hình thành bởi liên kết ion, do đó
mục tiêu này
nên đưa lên phần liên kết ion.
- Nên đưa thêm mục tiêu vận dụng cao vào chương trình: giải thích được cấu trúc của
các phân tử đơn giản.
III.2. Kết luận
Với nội dung kiến thức đã xây dựng sẽ giúp em và các giáo viên vận dụng xây dựng
được các bài giảng đáp ứng mục tiêu chương trình GDPT 2018. Hơn nữa, với kiến thức
chuyên sâu đó sẽ giúp GV hướng dẫn HS giải thích sâu sắc bản chất của các liên kết hóa
học, cấu trúc của các phân tử. Từ đó GV sẽ có định hướng bồi dưỡng các đội tuyển HSG
các cấp và nâng cao chun mơn của mình.

22


TÀI LIỆU THAM KHẢO
1. SGK Hóa học 10- Kết nối tri thức-Nhà xuất bản Giáo dục Việt Nam.
2. Hồng Hịa Bình (2015), “Năng lực và đánh giá theo năng lực”, Tạp chí khoa
học ĐHSP TPHCM, số 6(71).
3. Bernd Meier và Nguyễn Văn Cường (2007), Một số vấn đề chung về đổi mới
PPDH ở trường trung học phổ thông, Bộ GD và ĐT, Dự án phát triển giáo dục THPT

(Loan No 1979 – VIE), Hà Nội.
4. Bộ Giáo dục & đào tạo (2018), Chương trình giáo dục phổ thơng tổng thể.
5. Bộ Giáo dục & đào tạo (2018), Chương trình giáo dục phổ thơng mơn Hóa Học
6. Hồng Nhâm, (2000). Hố học Vô cơ, 3 tập, NXB Giáo dục, Hà Nội.

23