liên kết hoá học và liên kết cộng hoá trị

A. ĐẶT VẤN ĐỀ
Đề giúp cho việc giảng dạy chương liên kết hoá học được tốt hơn và đặc biệt là vận dụng
liên kết hoá học được hình thành giữa các nguyên tử trong các chất để giải thích tính chất
của các chất trong nhiều bài giảng cụ thể , thì vấn đề hiểu sâu sắc về bản chất sựy tạo thành
liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là rất quan trọng đối với mổi giáo viên dạy hoá
học . Để làm được điều đó tôi đả tập hợp và rút ra một số vấn đề về liên kết cộng hoá trị để
giúp chính mình khi giảng dạy và các đồng nghiệp tham khảo.
B. CƠ SỞ LÝ THUYẾT
I. Khái niệm về liên kết hoá học và liên kết cộng hoá trị
1. Liên kết hoá học : Liên kết hoá học là sự kết hợp giửa các nguyên tử để tạo thành
phân tử hay tinh thể bền vững hơn .
Các loại liên kết hoá học : Liên kết ion, liên kết cộng hoá trị , liên kết kim loại ,…
2. Liên kết cộng hoá trị : Liên kết cộng hoá trị là liên kết hoá học được hình thành giữa
hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp eletron dùng chung .
Nhận xét : - Sự tạo thành liên kết cộng hoá trị thường tuân theo quy tắc bát tử ( 8 electron
lớp ngoài cùng :’’ các nguyên tử liên kết với nhau để đạt đến cấu hình electron bền vững
của khí hiếm với 8 eletron lớp ngoài cùng( hoặc 2 electron với khí hiếm He).
- Kiên kết cộng hoá trị được hình thành giữa các nguyên tử của các nguyên tố
có tính chất giống nhau hoặc tương tự nhau . Khi đó sự chênh lệch về độ âm điện giữa các
nguyên tử liên kết thường < 1,7.
II. Sự tạo thành liên kết cộng hoá trị bằng cặp electron chung
Ví dụ : H. + . H → H: H (CT e)
⇒
H-H ( CT cấu tạo )

+ →
⇒
Cl-Cl ( CT câu tạo)
+ + →
⇒

N
≡
N ( CT cấu tạo)
Nhận xét :
- Cặp electron dùng chung :
• Nếu do hai nguyên tử cùng mang ra thì tạo thành liên kết cộng hoá trị ( Kí hiệu
bằng một gạch nối )
• Nếu do một nguyên tử mang ra thì tạo thành liên kết cộng hoá trị cho nhận
( hay còn gọi là liên kết phối trí , kí hiệu bằng một mủi tên )
- Cặp electron dùng chung :
• Không bị lệch về nguyên tử nào , thì tạo thành liên kết cộng hoá trị không phân
cực ( Hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết < 0,4)
• Bị lệch về phía nguyên tử nào đó , thì tạo thành liên kết cộng hoá trị phân
cực( thương hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử liên kết ≥ 0,4 và < 1,7)
- Số lượng cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử liên kết thường là 1; 2 hoặc 3
cặp , cho ta các loại liên kết tương ứng là : đơn , đôi , ba .

1
Cl Cl
Cl
Cl
N N
N
N
III. Sự tạo thành liên kết cộng hoá trị với sự xen phủ các obitan nguyên tử .
Ví dụ:

+ →
H H H-H ( xen phủ s-s)

+ + →
Cl Cl Cl-Cl ( xen phủ p-p)
Nhận xét :
- Vùng mây electron chung của hai obitan hoá trị gọi là vùng xen phủ
- Đường nối tâm hai nguyên tử liên kết gọi là trục liên kết :
• Khi vùng xen phủ bao quanh trục liên kết : Gọi là xen phủ trục , tạo thành
liên kết xích ma ( δ ), có đặc điểm bền
• Khi vùng xen phủ không chứa trục liên kết : Gọi là xen phủ bên , tạo thành
liên kết pi ( π ) , có đặc điểm kém bền
- Các obitan xen phủ với nhau :
• Đều chứa eletron độc thân : Cho liên kết cộng hoá trị
• Một obitan chứa 2 electron , còn một obitan trống , cho liên kết cộng hoá trị
cho nhận ( Liên kết phối trí ) .
IV. Sự lai hoá .
1. Khái niệm .
“ Sự lai hoá obitan nguyên tử là sự tổ hợp “ trộn lẩn” một số obitan trong cùng một
nguyên ử để được từng ấy obitan lai hoá giống nhau , nhưng định hướng khác nhau trong
không gian “.
2. Nguyên nhân và ý nghĩa của sự lai hoá.
- Nguyên nhân của sự lai hoá là các obitan hoá trị ở các phân lớp khác nhau ,có mức
năng lượng khác nhau và hình dạng khác nhau cần phải đồng nhất để tạo được liên kết bền
với nguyên tử khác .
- ý nghĩa :
• Định hướng không gian đối xứng hơn cho các obitan liên kết
• Tạo vùng xen phủ tốt hơn khi liên kết

⇒
Tạo được liên kết bền , hợp chất bền
Lưu ý : Liên kết bền do tạo được vùng xen phủ lớn , hợp chất bền do phân tử có cấu tạo
đối xứng cao và liên kết bền

3. Các kiểu lai hoá và sự định hướng trong không gian của obitan lai hoá .
a) Lai hoá sp.
- Khái niệm : Lai hoá sp là sự tổ hợp 1AO s và 1AOp để được 2 obitan lai hoá giống
hệt nhau , định hướng đối xứng nhau trên một đường thẵng ( Góc = 180
0
)


2
2AOsp:

- Ví dụ : các phân tử có nguyên tố trung tâm lai hoá sp: C
2
H
2
,BeH
2
, BeCl
2
…
b) Lai hoá sp
2
.
- Khái niệm : Lai hoá sp
2
là sự tổ hợp 1AOs và 2AOp để được 3 obitan lai hoá sp
2
giống hệt nhau , định hướng từ tâm ra 3 đỉnh của một tam giác đều ( góc = 120
0
)

- Ví dụ : Các phân tử có nguyên tố trung tâm lai hoá sp
2
: BCl
3
, C
2
H
4
, BF
3
…
c) Lai hoá sp
3
.
- Khái niệm : Lai hoá sp
3
là sự tổ hợp 1AOs và 3AOp để được 4 AO lai hoá sp
3
giống hệt nhau , định hướng từ tâm ra 4 đỉnh của một tứ diện đều ( Góc = 109,5
0
)
- Ví dụ : Các phân tử mà nguyên tố trung tâm có lai hoá sp
3
: CH
4
, H
2
O ,NH
3

…
d) Lai hoá sp
3
d .
- Khái niệm : Lai hoá sp
3
d là sự tổ hợp 1AOs với 3AOp và 1AOd để được 5AO lai
hoá , định hướng lưởng chóp tam giác .
- Ví dụ : PCl
5
nguyên tử P ở trạng thái lai hoá sp
3
d ,…
e) Lai hoá sp
3
d
2
:
- Khái niệm : Là sự tổ hợp 1AOs với 3AOp và 2AOd để được 6 AO lai hoá , định
hướng từ tâm ra 6 đỉnh của một lưởng chóp tam giác ( Góc = 180
0
; = 90
0
)
-Ví dụ : SF
6
nguyên tử lưu huỳnh ở trạng thái lai hoá sp
3
d
2

,…
đ) Lai hoá sp
3
d
3
. ví dụ ClF
7
nguyên tử Cl ở trạng thái lai hoá sp
3
d
3

4. Dự đoán kiểu lai hoá của nguyên tử trung tâm trong phân tử có lai hoá.

3
Bước 1. Tính tổng số liên kết δ và số cặp electron hoá trị chưa liên kết của nguyên tử
đó ( Đặt bằng a )
Bước 2. Xét a và suy ra dạng lai hoá của nguyên tử đó
a=2→ nguyên tử đó lai hoá sp
a=3 →nguyên tử đó lai hoá sp
2

a=4 → nguyên tử đó lai hoá sp
3

a=5 → nguyên tử đó lai hoá sp
3
d
a=6 → nguyên tử đó lai hoá sp
3

d
2

a=7 → nguyên tử đó lai hoá sp
3
d
3

Ví dụ 1. Xét phân tử nước ( H
2
O)

1
H : 1s
1



8
O : 2s
2
2p
4


Ôxi tạo hai liên kết δ và còn hai cặp eletron hoá trị chưa liên kết
⇒
a= 4 . Vậy ôxi ở trạng
thái lai hoá sp
3

Ví dụ 2. Xét phân tử SF
6
. Có công thức cấu tạo ; có a=6
⇒
Nguyên
tử S lai hoá sp
3
d
2

Góc liên kết FSF = 90
0
và = 180
0

V. Xét khã năng tạo liên kết cộng hoá trị của một nguyên tố .
- Bước 1. Viết cấu hình electron cho nguyên tử của nguyên tố đó
- Bước 2. Biểu diển sự phân bố eletron vào các obitan hoá trị .
Từ đó
⇒
số electron +) e độc thân : Dể tham gia phản ứng nhất
+) E ghép đôi : Tạo liên kết cho nhận
+) Obitan trống : Tạo được liên kết cho nhận
+) Nhiều obitan chứa e độc thân : Có khã năng dồn e
+) Còn obitan trống , có cặp e hoá trị : Có thể kích thích nhảy e lên
Obitan trống để tạo liên kết
C. VẬN DỤNG
1. Viết công thức electron , công thức cấu tạo của các chất .
Ví dụ . Viết công thức eletron , công thức cấu tạo của các chất sau : CO,HNO

3
, Cl
2
O
7
.
Bước 1. Viết cấu hình electron , và sự phân bố electron vào các obitan hoá trị ở trạng
thái cơ bản của các nguyên tử tham gia liên kết :
+)
1
H : 1s
1

+)
6
C : 1s
2
/ 2s
2
2p
2

+)
7
N : 1s
2
/2s
2
2p
3

4
↑
↑↓
↑↓ ↑ ↑
}
⇒
H
O
H
S
F
F
F
F
F
F
↑
↑↓
↑ ↑
↑↓
↑ ↑ ↑
↑↓
↑ ↓ ↑ ↑
+)
8
O : 1s
2
/2s

2
2p
4
+)
17
Cl : 1s
2
/2s
2
2p
6
/3s
2
3p
5
3d
0

Bước 2. Xét từng chất trên :
a) Sự tạo liên kết trong phân tử CO .
- C và O đều ở trạng thái cơ bản dùng hai eletron độc thân góp chung để tạo thành 2 liên
kết cộng hoá trị .
- O dùng một cặp e hoá trị nữa tạo liên kết cho nhận với obitan trống của của C
( công thức eletron)
⇒
Công thức cấu tạo
b) Sự tạo thành liên kết trong phân tử HNO
3
.
- H góp chung e với O tạo 1 liên kết cộng hoá trị , O đó tiếp tục dùng e độc thân còn lại

góp chung với 1 e độc thân của N , N dùng 2 e độc thân còn lại tạo góp chung với 2 e độc
thân của một nguyên tử O khác , và N dùng cặp e hoá trị còn lại tạo liên kết cho nhận với O
còn lại ( ở trạng thía giồn e : O )
`
⇒
c) Sự tạo thành liên kết trong phân tử Cl
2
O
7

*) Trường hợp 1: Xây dựng theo quy tắc bát tử : Một nguyên tử O ở trạng thái cơ bản
tạo hai liên kết cộng hoá trị với hai nguyên tử clo , mổi nguyên tử clo dùng 3 cặp eletron
tạo liên kết cho nhận với 3 nguyên tử O ở trạng thái giồn e .
( có 6 nguyên tử O ở trạng thái giồn eletron)
*) Xây dựng tạo số liên kết tối đa cho nguyên tử trung tâm
Cl ( 3s
2
3p
5
3d
0
)
kich
thich
→
Cl
*
( 3s
1
3p

3
3d
3
) . Hai nguyên tử clo ở trạng thái kích thịch
dùng 14 e độc thân ở tạo liên kết với 14 e độc thân của 7 nguyên tử O đều ở trạng thái cơ
bản .
Nhận xét : Xung qunh mổi nguyên tử clo trong phân tử Cl
2
O
7
có 14 eletron lớp ngoài cùng,
nhưng nó vẩn bền do tạo được nhiều liên kết nhất trong phân tử ( 7 liên kết )
2. Giải thích tính chất của chất .
Ví dụ 1. Phân tử NO
2
có khã năng đi me hoá để tạo N
2
O
4
, vậy CO
2
có tính chất đó không?
giải thích ?

5
↑↓
↑ ↓ ↑ ↓ ↑
C O C

C

O
↑↓
↑ ↓ ↑ ↓
O
O
O
H
N
N
O
H
O
O
O
C
l
C
l
O
O
O
O
O
O
O
O
C
l
C
l

O
O
O
O
O
Hướng dẩn :
*) Xét phân tử NO
2
: Cấu tạo trên nguyên tử N sau khi liên kết còn 1
e độc thân và N mới chỉ có 7 e lớp ngoài cùng ,nên hai phân tử NO
2
đả tạo liên kết với
nhau, bằng cặp e dùng chung giữa hai nguyên tử N chứa e độc thân của hai phân tử đó , hay
phân tử NO
2
có khã năng đi me hoá để tạo N
2
O
4
.
*) Xét phân tử CO
2
: Cấu tạo : O=C=O . Khác với N trong NO
2
có 7e lớp ngoài cùng ,còn
1e độc thân thì C trong CO
2
có 8 e lớp ngoài cùng (bền ) và không còn e hoá trị nào chưa
liên kết , nên không có khã năng đi me hoá như NO
2

Ví dụ 2. Giải thích sự tạo thành liên kết giữa phân tử NH
3
với phân tử BCl
3
để tạo
Cl
3
BNH
3
.
Hướng dẩn :
+) BCl
3
có công thức cấu tạo Cl-B-Cl , nguyên tử B mới có 6 e lớp ngoài cùng , còn một
Cl
Obitan trống (1)
+) NH
3
có công thức cấu tạo H-N-H , nguyên tử N còn có một cặp e chưa tham gia liên
H
Kết (2) .
Từ (1) và (2)
⇒
N trong NH
3
dùng cặp e hoá trị còn lại tạo liên kết cho nhân với obitan
trông của B trong phân tử BCl
3

H Cl
H- N→ B-Cl
H Cl
Ví dụ 3 . So sánh khã năng hoà tan của CO
2
và SO
2
trong nước .
Hướng dẩn :
-) CO
2
O=C=O nguyên tử C lai hoá sp
⇒
phân tử có cấu trúc thẳng , liên kết giữa Cvà O là
liên kết cộng hoá trị có cực , nhưng do hai nữa triệt tiêu lân nhau ,vì vậy phân tử CO
2
là
phân tử không phân cực
⇒
tan rất ít trong nước là dung môi phân cực .
-) SO
2
. Nguyên tử S lai hoá sp
2

⇒
phân tử SO
2
có cấu trúc góc làm cho phân tử SO
2

là
phân tử phân cực
⇒
dể hoà tan trong nước hơn so với CO
2


Ví dụ 4. Giải thích vì sao monoxiclopropan lại dễ tham gia phản ứng cộng mở vòng ?
Hướng dẩn :
Nguyên tử C trong phân tử mono xiclo propan tạo 4 liên kết δ ( a=4)
⇒
C lai hoá sp
3
( lai
hoá tứ diện , góc =109,5
0
)
Mặt khác vòng xiclopropan ,là vòng tam giác đều , góc liên kết = 60
0
<<109,5
0
. Như vậy
các obitan sau khi lai hoá chúng phải ép rất căng đẻ tạo liên kết trên vòng xiclopropan, nên
làm cho phân tử này kém bền dể tham gia phản ứng cộng mở vòng ( cộng mở vòng với
H
2
,Br
2
, HBr,…)
Nhận xét : Khi số cạnh trên vòng tăng lên thì góc liên kết nó tiến gần đến 109,5

0
,nên độ
bền của các chất đó tăng lên
⇒
xiclobutan chỉ cộng mở vòng với H
2
, còn xiclopen tanvà
xiclohexan không có khã năng cộng mở vòng trong đk trên

6
O ON
3. So sánh góc liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử

Cơ sở để so sánh : - Dựa vào trạng thái lai hoá của nguyên tố trung tâm
- Dựa vào ảnh hưởng của cặp electron hoá trị chưa liên kết của nguyên
tố trung tâm
- Dựa vào khoãng cách giữa các cặp eletron liên kết
Ví dụ 1. So sánh góc liên kết trong các phân tử sau : CH
4
, CO
2
và SO
3
.
Hướng dẩn:
CH
4
: -C lai hoá sp
3
( góc =109,5

0
)
- Phân tử có cấu trúc tứ diện đều
CO
2
: -C lai hoá sp ( góc = 180
0
)
- Phân tử có cấu trúc đường thẵng O=C=O
SO
3
: -S lai hoá sp
2
( góc =120
0
)
- Phân tử có cấu trúc tam giác đều
Như vậy góc liên kết trong phân tử CH
4
< SO
3
< CO
2

Ví dụ 2. So sánh góc liên kết trong các phân tử sau : NH
3
,H
2
O ,CH
4

Hướng dẩn :
Các nguyên tử trung tâm trong các chất đều lai hoá sp
3
, O trong H
2
O còn 2 cặp e chưa liên
kết đẩy cặp e liên kết , N trong NH
3
còn 1 cặp e , C trong CH
4
không còn cặp e nào

Do sự đẩy của các cặp e chưa liên kết dẩn đến : Góc liên kết trong H
2
O < NH
3
< CH
4

Ví dụ 3. So sánh góc liên kết trong các cặp phân tử sau

7
C
H
H
H
H
S
O

O
O
N
H
H
H
O
H
H
C
H
H
H
H
a) Cl
2
O và F
2
O b) NH
3
và NF
3
c) OCl
2
và SCl
2

Hướng dẩn :
a) Trong cả hai phân tử Cl
2

O và F
2
O nguyên tử O đều lai hoá sp
3
, với cấu tạo như sau
Liên kết O-Cl phân cực về phía O; còn liên kết
O-F lại phân cực về phía F . Do vậy khoãng cách
giữa hai cặp eletron liên kết trong phân tử Cl
2
O gần
nhau hơn
⇒
lực đẩy tĩnh điện mạnh hơn , làm cho
góc liên kết trong Cl
2
O > F
2
O

b) và c) so sánh tương tự như a) ta được kết quả là
+) Góc liên kết trong phân tử NH
3
> NF
3

+) Góc liên kết trong phân tử OCl
2
> SCl
2

4. Giải thích phân tử có lai hoá , phân tử không có lai hoá
Ví dụ 1. Ôxi và lưu huỳnh cùng thuộc nhóm VI
A
, cùng tạo hợp chất với hiđrô ở dạng
công thức tổng quát là H
2
R . Nhưng O trong H
2
O lai hoá còn S trong H
2
S lại không lai
hoá . Hãy giải thích vì sao?
Hướng dẩn :
- Sự lai hoá có ý nghĩa là định hướng lại các obitan hoá trị trong không gian để sau khi liên
kết thì các nguyên tử cùng liên kết với nguyên tử lai hoá đó nằm xa nhau nhất để chúng ít
tương tác với nhau , làm cho phân tử ổn định hơn ( hay bền hơn)
- Khác với ôxi có hai lớp eletron , thì lưu huỳnh có ba lớp electron ( bán kính lớn hơn ) nên
lưu huỳnh không lai hoá thì khoãng cách giữa hai nguyên tử H sau khi liên kết cũngnằm xa
nhau rồi nên phân tử đả bền . Ôxi bán kính nguyên tử nhỏ hơn nên phải lai hoá để định
hướng lại các obitan hoá trị để hai nguyên tử H sau khi liên kết nằm xa nhau hơn ( phân tử
bền hơn)
Ví dụ 2. Giải thích tương tự cho N trong NH
3
lai hoá , còn P trong PH
3
lại không lai hoá
*) Cần lưu ý rằng : +) Khi lai hoá thì nó phải thu thêm năng lượng
+) Khi liên kết tạo thành thì lại giải phóng năng lượng
Do đó nếu năng lượng giải phóng khi liên kết không bù lại được phần năng lượng đã

thu thì quá trình lai hoá sẽ không xẩy ra .
Nhận xét về lai hoá :

8
O
Cl
Cl
O
F

F
N
H
H
H
O
Cl
Cl
N
F
F
F
S
Cl
Cl
-) Nguyên tử trung tâm mới lai hoá : Hay nguyên tử đó phải liên kết với ít nhất là hai
nguyên tử khác thì mới có thể xẩy ra quá trình lai hoá .
-) Khi bán kính nguyên tử trung tâm nhỏ hơn hoặc lớn hơn không nhiều so với nguyên
tử liên kết với nó thì thường xẩy ra ra quá trình lai hoá .
D .KẾT LUẬN

Như vậy để giải thích nhiều tính chất của các chất cũng như hướng dẩn học sinh làm nhiều
bài toán cụ thể thì mổi giáo viên hoâ chúng ta cần nắm chắc liên kết được hình thànhgiữa
các nguyên tử trong các chất nói chung và liên kết cộng hoá trị được hình thành trong các
chất nói riêng . Vì đó là cơ sở lí luận .


9