Giáo trình hoá vô cơ

Mục lục
i






Mục lục

Mục lục i
Chương 1 Giới thiệu 1
1.1 Đại cương về Hóa vô cơ 1
1.1.1 Hóa học là gì? 1
1.1.2 Hóa Vô cơ là gì? 2
1.1.3 Các giai đoạn phát triển của Hóa học 2
1.1.4 Xu hướng hiện đại 3
1.2 Phương pháp học tập và Nội dung cơ bản môn học 3
1.2.1 Phương pháp học tập 3
1.2.2 Nội dung cơ bản của Hóa Vô cơ 4
Chương 2 Liên kết trong hóa học 6
2.1 Khái niệm về tiểu phân 6
2.2 Liên kết hóa học 7
2.2.1 Bản chất liên kết hóa học 7
2.2.2 Liên kết theo quan điểm nhiệt động lực hóa học 7
2.2.3 Các thông số đặc trưng cho liên kết 9
2.3 Liên kết ion 9
2.3.1 Mô hình của liên kết ion 9
2.3.2 Điều kiện hình thành liên kết ion 10
2.3.3 Các tính chất của liên kết ion 10
2.3.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của liên kết ion trong tinh thể 11

2.4 Liên kết cộng hóa trò 12
2.4.1 Mô hình của liên kết cộng hóa trò 12
2.4.2 Điều kiện hình thành liên kết cộng hóa trò 13
2.4.3 Các tính chất của liên kết cộng hóa trò 13
2.4.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của liên kết cộng hóa trò 13
2.4.5 Liên kết cộng hóa trò σ, π và δ 14
2.5 Liên kết kim loại 19
2.5.1 Mô hình của liên kết kim loại theo quan điểm phi cơ học lượng tử 19
Mục lục
ii
2.5.2 Mô hình của liên kết kim loại theo lý thuyết cơ học lượng tử 19
2.5.3 Các tính chất của liên kết kim loại 21
2.5.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của liên kết kim loại 21
2.6 Liên kết van der Waals 22
2.6.1 Mô hình và điều kiện hình thành liên kết van der Waals 22
2.6.2 Các tính chất và độ bền của liên kết van der Waals 22
2.6.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của liên kết van der Waals 22
2.7 Liên kết hydro 23
2.7.1 Mô hình và điều kiện hình thành liên kết hydro 23
2.7.2 Các tính chất và độ bền của liên kết hydro 23
2.7.3 Các loại liên kết hydro và ảnh hưởng đến tính chất của phân tử 24
2.8 Tác dụng phân cực và tác dụng bò phân cực 25
2.8.1 Tác dụng phân cực 26
2.8.2 Tác dụng bò phân cực 28
2.8.3 Phân biệt tác dụng phân cực của ion và độ phân cực của liên kết 29
2.9 Sự không phân đònh ranh giới giữa các loại liên kết hóa học 29
2.9.1 Sự biến đổi giữa các loại liên kết hóa học 29
2.9.2 Ảnh hưởng của sự biến đổi giữa các loại liên kết hóa học
đến các tính chất và độ bền của liên kết 30

Chương 3 Phản ứng hóa học 32
3.1 Khái niệm chung 32
3.1.1 Phản ứng acid-baz 32
3.1.2 Phản ứng oxi hóa-khử 33
3.2 Khả năng phản ứng 33
3.2.1 Nhiệt động lực học của phản ứng 33
3.2.2 Động học của phản ứng 34
3.2.3 Mối liên hệ giữa nhiệt động lực học và động học của phản ứng 35
3.3 Quy ước về điều kiện phản ứng 35
Chương 4 Phản ứng acid-baz 36
4.1 Đònh nghóa acid-baz 36
4.1.1 Đònh nghóa acid-baz theo Arrhenius 36
4.1.2 Đònh nghóa acid-baz theo Bronsted 36
4.1.3 Đònh nghóa acid-baz theo Lewis 37
4.1.4 Đònh nghóa acid-baz theo Ubanovish 37
4.1.5 Đònh nghóa acid-baz cứng-mềm 38
4.1.6 Tóm lược các đònh nghóa acid-baz 38
4.2 Cường độ của acid-baz 39
4.3 Phân loại acid-baz vô cơ theo bản chất hóa học 40
4.3.1 Các hydracid, các dẫn xuất thế và muối của chúng 40
Mục lục
iii
4.3.2 Các oxihydroxid, các dẫn xuất thế và muối của chúng 40
4.3.3 Tóm lược về các hydracid, oxihydroxid và các dẫn xuất của chúng 41
4.4 Các hydracid 41
4.4.1 Cường độ acid-baz của các hydracid 41
4.4.2 Cường độ acid-baz của các dẫn xuất và muối từ các hydracid 42
4.5 Các oxihydroxid 43
4.5.1 Cường độ acid-baz của các oxihydroxid 43
4.5.2 Ví dụ điển hình 44

4.5.3 Cường độ acid-baz của các dẫn xuất và muối từ các oxihydroxid 46
4.6 Phản ứng trung hòa 47
4.6.1 Giản đồ pK
a
47
4.6.2 Phản ứng trung hòa giữa các acid-baz mạnh 48
4.6.3 Phản ứng trung hòa giữa các acid-baz yếu 48
4.7 Phản ứng thủy phân 50
4.7.1 Sự thủy phân của các cation 50
4.7.2 Sự thủy phân của các anion 51
4.7.3 Sự thủy phân của các hợp chất cộng hóa trò 51
4.8 Phản ứng trao đổi 53
4.9 Phản ứng tạo phức 53
Chương 5 Phản ứng oxi hóa-khử 55
5.1 Số oxi hóa 55
5.1.1 Đònh nghóa 55
5.1.2 Ý nghóa và ứng dụng 55
5.1.3 Hiệu ứng co d và co f 56
5.1.4 Sự biến đổi số oxi hóa 58
5.1.5 Nhận xét 60
5.2 Phản ứng oxi hóa-khử 61
5.3 Cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 61
5.4 Chiều của phản ứng oxi hóa-khử 63
5.5 Giản đồ E
0
64
5.6 Giản đồ Latimer 64
5.7 Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa-khử 65
5.7.1 Trường hợp 1: n
1

≠ n
2
65
5.7.2 Trường hợp 2: n
1
= n
2
66
5.8 Ảnh hưởng của pH đến phản ứng oxi hóa-khử 67
5.9 Ảnh hưởng của phản ứng kết tủa đến phản ứng oxi hóa-khử 68
5.10 Ảnh hưởng của phản ứng tạo phức đến phản ứng oxi hóa-khử 69
5.11 Tóm lược ảnh hưởng của các phản ứng kết tủa, tạo phức và bay hơi
đến phản ứng oxi hóa-khử 70

5.12 Khả năng tồn tại của các chất oxi hóa-khử trong môi trường nước 71
Mục lục
iv
5.13 Một số vấn đề trong phản ứng oxi hóa-khử 72
5.13.1 Các oxihydroxid có tính oxi hóa mạnh hơn trong môi trường acid 72
5.13.2 Biến thiên của tính oxi hóa của một nguyên tố theo số oxi hóa 73
5.13.3 Khả năng dò phân của một nguyên tố 73
Chương 6 Các trạng thái tập hợp và tính chất đặc trưng của chúng 75
6.1 Trạng thái của vật chất 75
6.2 Trạng thái rắn 75
6.2.1 Trạng thái tinh thể 76
6.2.2 Trạng thái vô đònh hình 76
6.3 Trạng thái lỏng 77
6.4 Trạng thái khí 77
6.4.1 Phương trình trạng thái khí lý tưởng 78
6.4.2 Hỗn hợp khí lý tưởng 78

6.4.3 Khí thật 79
6.5 Trạng thái tập hợp và phản ứng hóa học 79
Chương 7 Cấu trúc của các tiểu phân cộng hóa trò 80
7.1 Đònh nghóa tiểu phân cộng hóa trò 80
7.2 Cách viết công thức cấu trúc theo Lewis 80
7.2.1 Cách viết thứ nhất 81
7.2.2 Cách viết thứ hai 82
7.3 Cấu trúc của tiểu phân theo mô hình VSEPR
(Valence Shell Electron Pair Repulsion Theory – Lý thuyết đẩy đôi điện tử) 82

7.4 Cấu trúc của tiểu phân theo sự lai hóa 84
7.4.1 Thuyết lai hóa và cấu trúc của tiểu phân 84
7.4.2 Cách viết công thức cấu trúc theo thuyết lai hóa 86
7.5 Liên kết σ và π trong tiểu phân 87
Chương 8 Tinh thể học đại cương 89
8.1 Các trạng thái cơ bản của vật chất 89
8.2 Các yếu tố đối xứng 90
8.3 Suy đoán 32 lớp đối xứng 92
8.4 Ký hiệu của lớp đối xứng 94
8.4.1 Ký hiệu quốc tế (ký hiệu Herman–Maughin) 94
8.4.2 Ký hiệu Schoenflies 94
8.5 Mạng lưới tinh thể 96
8.6 Ô mạng cơ sở – 14 mạng Bravais 96
8.6.1 Ô mạng cơ sở 96
8.6.2 14 mạng Bravais 97
Chương 9 Hóa học tinh thể 101
9.1 Đại cương 101
Mục lục
v
9.2 Cấu trúc của một số tinh thể đơn kim loại 102

9.2.1 Cấu trúc xếp chặt 102
9.2.2 Cấu trúc của các quả cầu xếp chặt 102
9.2.3 Ảnh hưởng của cấu trúc đến bán kính nguyên tử 105
9.2.4 Lỗ trống trong tinh thể xếp chặt 105
9.3 Cấu trúc của một số tinh thể ion 106
9.3.1 Các cấu trúc tinh thể ion đơn giản điển hình 107
9.3.2 Ảnh hưởng của tỉ số bán kính r
+
/ r
–
đến số phối trí 108
9.4 Cấu trúc của tinh thể cộng hóa trò 109
9.5 Cấu trúc của tinh thể van der Waals 110
9.6 Cấu trúc của tinh thể có liên kết hỗn tạp 110
9.6.1 Cấu trúc lớp-mạch với liên kết cộng hóa trò-van der Waals 111
9.6.2 Cấu trúc lớp-mạch với liên kết cộng hóa trò hay ion và van der Waals 115
9.6.3 Cấu trúc lớp–mạch với liên kết hydro và van der Waals 116
Chương 10 Hóa học chất rắn 117
10.1 Sự phân bố các chất kết tinh theo hệ tinh thể 117
10.2 Hiện tượng đa hình 118
10.3 Hiện tượng đồng hình 119
10.4 Tinh thể thật 120
10.4.1 Hình thái tinh thể 120
10.4.2 Khuyết tật trong tinh thể 121
10.5 Phản ứng pha rắn 123
10.5.1 Nhiệt động lực học của phản ứng pha rắn 123
10.5.2 Động học của phản ứng pha rắn 124
Chương 11 Mối liên hệ giữa cấu trúc và tính chất của các chất 125
11.1 Mối liên hệ giữa cấu trúc và tính chất vật lý của chất 125
11.1.1 Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi 125

11.1.2 Nhiệt độ phân hủy 127
11.1.3 Tính chất cơ học 127
11.1.4 Tính dẫn điện 128
11.1.5 Tính tan 129
11.2 Mối liên hệ giữa cấu trúc và tính chất hóa học của các chất 131
11.3 Nhận xét chung về mối liên hệ giữa cấu trúc và tính chất của chất 132
Chương 12 Đại cương về hóa học của các nguyên tố s và p 133
12.1 Cấu trúc nguyên tử và đặc điểm liên kết 133
12.2 Quy luật biến đổi tính chất 135
12.2.1 Quy luật biến đổi tính chất trong một phân nhóm chính 135
12.2.2 Quy luật biến đổi tính chất trong một chu kỳ 135
12.2.3 Quy luật biến đổi tính chất trên đường chéo 136
Mục lục
vi
Chương 13 Hydrogen 137
13.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 137
13.2 Trạng thái tự nhiên 138
13.3 Đơn chất 138
13.3.1 Cấu trúc và lý tính 138
13.3.2 Hóa tính 138
13.3.3 Điều chế 139
13.3.4 Ứng dụng 139
13.4 Các hợp chất bậc hai của hydrogen H
n
X 140
13.4.1 Các hợp chất hydracid H
n
X của hydrogen (+1) 141
13.4.2 Các hợp chất hydrur cộng hóa trò AH
n

142
13.4.3 Các hợp chất hydrur ion XH
n
142
13.4.4 Các hợp chất hydrur kim loại 143
13.4.5 Các hợp chất hydrur không bền 143
Chương 14 Oxygen 144
14.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 144
14.2 Trạng thái tự nhiên 145
14.3 Đơn chất 145
14.3.1 Oxygen 145
14.3.2 Ozon 147
14.4 Các hợp chất của oxygen (−2) 148
14.4.1 Các oxihydroxid 148
14.4.2 Nước 150
14.4.3 Các hợp chất peroxyd 152
Chương 15 Phân nhóm 7A: Halogen 155
15.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 155
15.2 Trạng thái tự nhiên 156
15.3 Đơn chất 156
15.3.1 Cấu trúc và lý tính 156
15.3.2 Hóa tính 157
15.3.3 Điều chế 158
15.3.4 Ứng dụng 158
15.4 Các hợp chất của các halogen 158
15.4.1 Các hydracid HX và các dẫn xuất của chúng 158
15.4.2 Các oxihydroxid HXO
n
và các dẫn xuất của chúng 160
Chương 16 Phân nhóm 6A: Chalcogen 164

16.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 164
16.2 Trạng thái tự nhiên 165
16.3 Đơn chất 165
Mục lục
vii
16.3.1 Cấu trúc và lý tính 165
16.3.2 Hóa tính 166
16.3.3 Điều chế 166
16.3.4 Ứng dụng 166
16.4 Các hợp chất của các chalcogen 167
16.4.1 Các hydracid H
2
E và các dẫn xuất của chúng 167
16.4.2 Các oxihydroxid H
2
EO
n
và các dẫn xuất của chúng 168
16.4.3 Sự tạo mạch E−E 170
Chương 17 Phân nhóm 5A 171
17.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 171
17.2 Trạng thái tự nhiên 172
17.3 Đơn chất 172
17.3.1 Cấu trúc và lý tính 172
17.3.2 Hóa tính 173
17.3.3 Điều chế 174
17.3.4 Ứng dụng 174
17.4 Các hợp chất của các nguyên tố phân nhóm 5A 174
17.4.1 Các hydracid H
3

E và các dẫn xuất của chúng 174
17.4.2 Các oxihydroxid H
x
EO
n
và các dẫn xuất của chúng 176
Chương 18 Phân nhóm 4A 178
18.1 Cấu trúc điện tử và đặc điểm liên kết 178
18.2 Trạng thái tự nhiên 179
18.3 Đơn chất 180
18.3.1 Cấu trúc và lý tính 180
18.3.2 Hóa tính 180
18.3.3 Điều chế 182
18.3.4 Ứng dụng 182
18.4 Các hợp chất của các nguyên tố phân nhóm 4A 182
18.4.1 Các hợp chất H
4
E và các dẫn xuất của chúng 182
18.4.2 Các oxihydroxid H
x
EO
n
và các dẫn xuất của chúng 185
Chương 19 Danh pháp các chất vô cơ 187
19.1 Đại cương 187
19.1.1 Mở đầu 187
19.1.2 Nguyên tắc cơ bản 188
19.2 Danh pháp của các nguyên tố 188
19.3 Danh pháp của các cation 188
19.3.1 Cation đơn giản (một nguyên tử) 188

19.3.2 Cation phức tạp (nhiều nguyên tử) 189
19.4 Danh pháp của các anion 189
Mục lục
viii
19.4.1 Anion đơn giản (một nguyên tử) 189
19.4.2 Anion phức tạp (nhiều nguyên tử) 189
19.5 Danh pháp của các nhóm chức (gốc) 190
19.6 Danh pháp của các hợp chất 190
19.6.1 Quy tắc gọi tên 190
19.6.2 Tên của các oxihydroxid 191
19.6.3 Tên của các acid dẫn xuất từ oxihydroxid 192
19.6.4 Tên của các acid polimer 192
19.6.5 Tiếp đầu ngữ chỉ số lượng 192
19.7 Danh pháp bằng tiếng Anh 193
19.7.1 Danh pháp của các nguyên tố hóa học bằng tiếng Anh 193
19.7.2 Danh pháp anion của các oxihydroxid bằng tiếng Anh 195
Tài liệu tham khảo 196


Chương 1 Giới thiệu
1






Chương 1
Giới thiệu

1.1 Đại cương về Hóa vô cơ
1.1.1 Hóa học là gì?
1. Hóa học là ngành khoa học nghiên cứu các chất và các quá trình phản ứng của các
chất theo quan điểm hóa học.
Ví dụ: H–H + F–F ⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯⎯→ 2H–F
Tác chất Quá trình phản ứng Sản phẩm
2. Hóa học còn nghiên cứu các đối tượng và quá trình thuộc các lãnh vực liên quan.
3. Điều đó có nghóa là:
a. Hóa học nghiên cứu các chất hóa học bao gồm:
• Thành phần nguyên tố của chất
• Số lượng nguyên tử của mỗi nguyên tố trong chất
• Cấu trúc của chất cách sắp xếp các nguyên tử trong chất
• Tính chất của chất tính chất hóa học và một số tính chất vật lý cần thiết
Ví dụ: Hydro peroxid H
2
O
2
có:
• Thành phần nguyên tố H và O
• Số lượng nguyên tử 2H và 2O
• Cấu trúc của chất zíc zắc như hình bên
• Tính chất của chất chất lỏng không màu có tính oxi hóa mạnh,…
b. Hóa học nghiên cứu các quá trình phản ứng bao gồm:
• Cắt đứt các liên kết cũ trong quá trình phân hủy các tác chất
• Hình thành các liên kết mới trong quá trình tạo thành các sản phẩm
• Chiều và cân bằng phản ứng yếu tố nhiệt động lực học
• Vận tốc và cơ chế phản ứng yếu tố động học
Ví dụ: H–H + I–I → 2H–I ΔG
0
298

= –2 kJ/mol v = kC
H
2
C
I
2
c. Hóa học còn nghiên cứu các quá trình và các lãnh vực liên quan đến hóa học như
vật lý, sinh học, đòa chất, y học, vật liệu,…
Chương 1 Giới thiệu
2
• Các quá trình hóa lý: nóng chảy, bay hơi, thăng hoa, hòa tan, kết tinh,…
• Các quá trình hóa sinh: hóa sinh tổng hợp, hoạt tính hóa sinh học,…
• Các quá trình đòa hóa: phong hóa, trầm tích, cát kết,…
4. Các chuyên ngành của Hóa học:
• Hóa Vô cơ • Hóa Kỹ thuật • Hóa Y
• Hóa Hữu cơ • Hóa Phóng xạ • Hóa Sinh
• Hóa Phân tích • Hóa Môi trường • Hóa Nông học
• Hóa Lý • Hóa Thực phẩm • Hóa Vật liệu,…

1.1.2 Hóa Vô cơ là gì?
1. Hóa Vô cơ là chuyên ngành hóa học chủ yếu nghiên cứu các chất và các quá trình phản
ứng xảy ra đối với các chất nằm ngoài các chu trình chuyển hóa của hợp chất sinh học.
Ví dụ: Việc hình thành dioxid carbon CO
2
• Khi đốt cháy than là đối tượng của Hóa Vô cơ
• Khi hô hấp không là đối tượng của Hóa Vô cơ
2. Các chuyên ngành hẹp của Hóa Vô cơ:
• Hóa Chất rắn • Tổng hợp Vô cơ • Hóa Nước
• Phức chất • Vật liệu Vô cơ • Hóa Phóng xạ
• Dung dòch • Xúc tác Vô cơ • Sinh học Vô cơ,…

1.1.3 Các giai đoạn phát triển của Hóa học
1. Các giai đoạn phát triển chính của Hóa học được trình bày tóm tắt trong Bảng 1.1.

Bảng 1.1 Các giai đoạn phát triển chính của Hóa học
Giai đoạn Thời đại Đặc trưng
1. Mô tả thô sơ và
Minh triết
Cổ đại
Đến hết thế kỷ (tk) 3
Thuyết nguyên tố cổ đại:
• Nước, không khí, đất, lửa
• Kim, mộc, thủy, hỏa, thổ
2. Giả kim thuật Trung cổ
Đầu tk 4 – đầu tk 16
• Hòn đá triết học, và
• Thuốc trường sinh bất tử
3. Hóa y học
và kỹ thuật
Phục hưng
Đầu tk 16 – giữa tk 17
• Thuốc chữa bệnh, và
• Các hóa chất kỹ thuật
4. Khoa học hóa Cận hiện đại
Giữa tk 17 – cuối tk 18
• Các quan điểm khoa học
• Thuyết nguyên tố hiện đại
Hiện đại
Thế kỷ 19
• Các đònh luật – lý thuyết khoa học

• Nguyên tố hóa học
5. Hiện đại hóa
Đầu tk 20 đến nay • Các đònh luật – lý thuyết hiện đại
Chương 1 Giới thiệu
3
1.1.4 Xu hướng hiện đại
1. Từ thập kỷ 70 của thế kỷ 20, các ngành khoa học chuyển mạnh sang hướng nghiên cứu
cơ bản kết hợp với triển khai ứng dụng và công nghệ.
2. Ba nội dung chính trong việc ứng dụng hóa học, cũng như khoa học, vào cuộc sống là:
a. Tăng năng suất và giảm giá thành sản phẩm bằng cách thay đổi nguyên liệu, quy
trình và thiết bò trên cơ sở các hiểu biết về khoa học và công nghệ. Ví dụ như thay vì
sử dụng thiết bò gián đoạn thông thường và không có mặt xúc tác, có thể:
• Sử dụng thiết bò liên tục để giảm chi phí sản xuất.
• Sử dụng chất xúc tác để tăng vận tốc phản ứng.
b. Tăng giá trò sản phẩm bằng cách tăng chất lượng và mở rộng phạm vi sử dụng của
các sản phẩm vào nhiều lãnh vực khác nhau. Ví dụ như đối với bột màu, có thể:
• Tăng chất lượng của bột màu bằng cách tăng độ ổn đònh của tinh thể để tăng
cường độ màu và giảm kích thước hạt để tăng độ phủ của bột màu.
• Mở rộng phạm vi sử dụng bằng cách biến tính độ phân cực của bề mặt bột màu
để có thể phân tán hạt bột màu trong dung môi phân cực như nước cũng như
trong dung môi không phân cực như các dung môi hữu cơ.
c. Tăng kiến thức về con người và tự nhiên để có cuộc sống tốt đẹp và môi trường bền
vững.

Bảng 1.2 Giá trò sản phẩm theo trình độ công nghệ
Công nghệ Thấp Trung bình Cao Rất cao
Giá sản phẩm USD/kg 0,01–1 1–10 10–100 100–100.000
Ví dụ: Chất Vô cơ Muối ăn Bột màu Xúc tác Bán dẫn
Chất Hữu cơ Nhựa Verni Hương liệu Biệt dược

1.2 Phương pháp học tập và Nội dung cơ bản môn học
1.2.1 Phương pháp học tập
1. Quá trình học phải được lặp nhiều lần qua các giai đoạn sau:
• Nghe giảng và ghi bài
• Hồi tưởng để nhớ lại nội dung của bài
• Học thuộc để nhớ nội dung chính của bài
• Làm bài tập để ứng dụng các nội dung đã học
• So sánh và suy luận các vấn đề được nêu trong nội dung
• Hệ thống hóa các nội dung đã học
• Ôn lại các nội dung của bài – Tóm tắt nội dung
2. Các giai đoạn này có thể nối tiếp nhau hay chập lên nhau tùy theo nội dung của từng
môn học cũng như tính cách của mỗi sinh viên.
3. Để có kết quả tốt, điều quan trọng nhất là phải tiến hành các giai đoạn sau:
Chương 1 Giới thiệu
4
a. Học thuộc kiến thức cơ bản Bao gồm các khái niệm và quá trình
b. Suy luận và thảo luận Thông qua các ví dụ và bài tập
c. Phân tích và tổng hợp Các kiến thức cơ bản
d. Hệ thống hóa kiến thức Mà trước hết là tóm tắt nội dung môn học
4. Bốn phương pháp suy luận chính trong quá trình học là:
a. Mô tả Chủ yếu là học thuộc và phân tích – tổng hợp các kiến thức cơ bản
bao gồm các khái niệm, quá trình và các hiện tượng phổ biến.
b. Quy nạp Chủ yếu là rút ra những quy luật từ những kiến thức cơ bản đã biết.
c. Suy diễn Chủ yếu là dự đoán những điều chưa biết từ các quy luật đã biết.
d. Hệ thống hóa Chủ yếu là phân loại và sắp xếp các kiến thức một cách khoa học để
có thể ứng dụng một cách dễ dàng các quy luật đã biết.

1.2.2 Nội dung cơ bản của Hóa Vô cơ
1. Nội dung cơ bản của Hóa Vô cơ nói riêng và Hóa học nói chung có thể được tóm tắt
bằng phương trình phản ứng sau:

aA + bB → cC + dD ΔG
Tác chất là
Phản ứng
Sản phẩm Tỏa nhiệt
chất acid-baz hay Acid-baz hay là gì? hay
chất oxi hóa-khử Oxi hóa-khử? Thu nhiệt
Cấu trúc, hình thái và tính chất của các chất?
Chiều và cân bằng của phản ứng?
Vận tốc và cơ chế của phản ứng?
Quá trình và thiết bò phản ứng?
Kỹ thuật tiến hành phản ứng?

2. Ngoại trừ đối với các khí trơ, trong tất cả các đơn chất và hợp chất đều tồn tại các liên
kết giữa các nguyên tử như:
a. Liên kết ion trong các tinh thể của NaCl, CaF
2
, MgSO
4
,…
b. Liên kết cộng hóa trò trong các phân tử của O
2
, S
8
, C
2
H
5
OH, đường,…
c. Liên kết kim loại trong các tinh thể kim loại của sắt, đồng, kẽm,…
d. Liên kết van der Waals giữa các phân tử trong tinh thể của N

2
, CO
2
, đường,…
3. Vậy, muốn tạo thành hợp chất mới (sản phẩm) từ các đơn chất hay từ các hợp chất cũ
(tác chất), nhất thiết phải xảy ra quá trình cắt đứt liên kết cũ và hình thành liên kết mới.
Ví dụ: 2H–H(k) + O=O(k) → 2H–O–H(l) ΔG
0
= −228,2 kJ/mol
4. Vì thế, kiến thức cơ sở của hóa học chính là
liên kết trong hóa học, mà quan trọng nhất
là bốn vấn đề sau:
a. Mô hình của liên kết
b. Điều kiện hình thành liên kết
Chương 1 Giới thiệu
5
c. Tính chất của liên kết
d.
Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của liên kết
5. Tiếp theo, cần phải biết phản ứng xảy ra (1) Theo
chiều nào và (2) Đạt cân bằng tới đâu
(yếu tố nhiệt động lực học) cũng như phản ứng xảy ra (3) Với
vận tốc là bao nhiêu và (4)
Theo
cơ chế nào (yếu tố động học) thì mới có thể xác đònh được biện pháp để đẩy nhanh
quá trình phản ứng theo hướng mong muốn và tạo ra
nhiều sản phẩm nhất.
6. Ngoài ra, còn phải trang bò các kiến thức cơ bản về:
a. Kỹ thuật tiến hành phản ứng để xác đònh:
• Loại thiết bò phản ứng thích hợp

• Thể tích thiết bò để có sản lượng mong muốn
• Cách sắp xếp thiết bò tối ưu


(a) (b) (c)
Hình 1.1 Các loại thiết bò phản ứng: (a) Thiết bò gián đoạn (BR)
(b) Thiết bò thùng khuấy liên tục (CSTR) (c) Thiết bò ống đẩy (PFR)

b. Các quá trình và thiết bò cơ học cần sử dụng khi tiến hành phản ứng như:
• Khuấy–trộn
Hình 1.2 Máy ly tâm đứng
• Bơm–nén–quạt
• Nghiền–sàng
• Lắng–lọc–ly tâm
• Truyền nhiệt
• Truyền khối
• Vật liệu chế tạo thiết bò
• Năng lượng và động lực
7. Cuối cùng, để triển khai kết quả nghiên cứu vào thực tế sản xuất, cần phải kết hợp với
các bộ phận khác như tài chánh, nhân sự, thương mại, thò trường,…
8. Kiến thức hóa học nói đơn giản là nhằm tạo ra sản phẩm với 6 tiêu chí chính:
NHANH – NHIỀU – TỐT – BỀN – RẺ – ĐẸP


Chương 2 Liên kết hóa học
6

Chương 2
Liên kết trong hóa học

2.1 Khái niệm về tiểu phân
1. Các chất có thể tồn tại ở các trạng thái rất khác nhau về quy mô tập hợp của các hạt.
2. Các khí trơ như He, Ne, Ar, Kr,… tồn tại ở trạng thái nguyên tử mà giữa các nguyên tử
này chỉ xuất hiện liên kết van der Waals chứ không hình thành các liên kết hóa học.
3. Các chất phân tử bao gồm một số lượng hữu hạn các nguyên tử liên kết hóa học với
nhau tạo thành cấu trúc bền vững bão hòa hóa trò. Ví dụ như CH
4
, CO
2
, SF
6
, B
2
Cl
6
,…
4. Dung dòch lại chứa các cation và anion hay các phân tử hòa tan trong dung môi, được
gọi là các ion hay phân tử bò solvat hóa. Ví dụ như dung dòch NaCl, (NH
4
)
2
SO
4
, đường,…
5. Đối với các chất có cấu trúc tinh thể như kim cương, NaCl, (NH

4
)
2
SO
4
,… thì phải mở rộng
khái niệm phân tử là toàn bộ một tinh thể do không thể tách riêng từng nguyên tử C hay
phân tử NaCl, (NH
4
)
2
SO
4
,… trong tinh thể.
Một tinh thể càng lớn thì số lượng nguyên tử có trong tinh thể đó càng lớn. Một tinh thể
có thể chứa từ vài triệu cho đến hàng tỉ tỉ nguyên tử.
Vì vậy, công thức phân tử của chất tinh thể chỉ biểu thò một cách hình thức tỉ lệ số lượng
nguyên tử của các nguyên tố trong chất.


(a) Khí Xe (b) Khí CO
2
(c) Dung dòch NaCl (d) Tinh thể NaCl
Hình 2.1 Các quy mô tập hợp thông thường của một số chất

6. Chính các hạt của chất tồn tại ở các trạng thái rất khác nhau về quy mô tập hợp này sẽ
trực tiếp tham gia vào quá trình phản ứng hóa học.
7. Vì vậy, chúng ta quy ước sử dụng thuật ngữ
tiểu phân để gọi các hạt trực tiếp tham gia
vào quá trình phản ứng hóa học với phạm vi áp dụng được trình bày trong Bảng 2.1.

Chương 2 Liên kết hóa học
7
Bảng 2.1 Quy ước của thuật ngữ tiểu phân
Quy mô tập hợp của chất Tiểu phân
Nguyên tử Mỗi nguyên tử
Phân tử Mỗi phân tử
Dung dòch Mỗi ion (cation hay anion) hoặc phân tử hòa tan bò solvat hóa
Chất rắn Mỗi ion, nguyên tử hoặc phân tử ở các nút mạng của tinh thể

2.2 Liên kết hóa học
2.2.1 Bản chất liên kết hóa học
1. Liên kết hóa học tạo thành được chất hóa học và được thừa nhận có bản chất điện.
2. Một cách chính xác, khi tạo liên kết để hình thành chất, cấu trúc của tất cả các điện tử
của các nguyên tử tham gia liên kết không còn tồn tại như trạng thái ban đầu của nó.
3. Một cách gần đúng, người ta cho rằng chỉ có các điện tử hóa trò nằm trong các vân đạo
hóa trò của nguyên tử tham gia vào quá trình tạo liên kết.
4. Vì vậy, trước khi xem xét các biến đổi của liên kết trong quá trình phản ứng, phải xác
đònh rõ ràng cấu trúc điện tử của các nguyên tử tham gia phản ứng, nghóa là xác đònh
các vân đạo hóa trò và điện tử hóa trò của các nguyên tử đó.
5. Hình dung một cách trực quan là khi hình thành liên kết, các điện tử mang điện tích âm
sẽ phân bố lại vò trí và tập trung vào không gian giữa các hạt nhân mang điện tích dương
để tạo ra lực hút điện khiến cho các hạt nhân liên kết lại với nhau.
6. Có hai cách chủ yếu phân bố điện tử hóa trò dẫn đến sự hình thành hai loại liên kết hóa
học quan trọng nhất là liên kết ion và liên kết cộng hóa trò để tạo thành chất.

Bảng 2.2 So sánh liên kết ion và liên kết cộng hóa trò
Loại liên kết Ion Cộng hóa trò
Cách phân bố
điện tử liên kết
Điện tử liên kết chỉ thuộc về

nguyên tố có độ âm điện lớn hơn
Điện tử liên kết được sử dụng
chung cho cả hai nguyên tử
Điện tử liên kết Nằm ở nguyên tử có χ lớn hơn Nằm giữa hai nguyên tử
Lực liên kết Điện ion Điện cộng hóa trò
Độ bền của liên kết Cao Thấp đến cao
Sử dụng chủ yếu Vô cơ NaCl
Hữu cơ và Vô cơ CH
4
, Na
2
SO
4

2.2.2 Liên kết theo quan điểm nhiệt động lực hóa học
1. Trước đây, người ta không giải thích được tại sao lại có thể biến đổi chất này thành chất
khác một cách dễ dàng mà khó, thậm chí không thể, tiến hành phản ứng ngược lại.
Ví dụ: HCl + NaOH → NaCl + H
2
O
2. Bằng cách vay mượn các quan điểm của ngành nhiệt động lực học, ta có động lực của
quá trình hóa học chính là chênh lệch năng lượng tự do của hệ trước và sau phản ứng.
Chương 2 Liên kết hóa học
8
Bảng 2.3 Z, ký hiệu X, tên, năm tìm thấy và cấu trúc điện tử của các nguyên tố
Z X Tên Năm Cấu trúc Z X Tên Năm Cấu trúc
1 H Hydro 1766 1s
1
56 Ba Bari 1797 [Xe] 6s
2

2 He Heli 1895 1s
2
57 La Lantan 1839 [Xe] 5d
1
6s
2
3 Li Liti 1817 [He] 2s
1
58 Ce Ceri 1803 [Xe] 4f
1
5d
1
6s
2
4 Be Berili 1828 [He] 2s
2
59 Pr Prazeodim 1885 [Xe] 4f
3
6s
2
5 B Bor 1808 [He] 2s
2
2p
1
60 Nd Neodim 1885 [Xe] 4f
4
6s
2
6 C Carbon cổ [He] 2s
2

2p
2
61 Pm Prometi 1945 [Xe] 4f
5
6s
2
7 N Nitrogen 1772 [He] 2s
2
2p
3
62 Sm Samari 1879 [Xe] 4f
6
6s
2
8 O Oxygen 1774 [He] 2s
2
2p
4
63 Eu Europi 1901 [Xe] 4f
7
6s
2
9 F Fluor 1886 [He] 2s
2
2p
5
64 Gd Gadolini 1886 [Xe] 4f
7
5d
1

6s
2
10 Ne Neon 1898 [He] 2s
2
2p
6
65 Tb Terbi 1843 [Xe] 4f
9
6s
2
11 Na Natri 1807 [Ne] 3s
1
66 Dy Dysprosi 1886 [Xe] 4f
10
6s
2
12 Mg Magne 1808 [Ne] 3s
2
67 Ho Holmi 1878 [Xe] 4f
11
6s
2
13 Al Nhôm 1827 [Ne] 3s
2
3p
1
68 Er Erbi 1835 [Xe] 4f
12
6s
2

14 Si Silic 1824 [Ne] 3s
2
3p
2
69 Tm Tuli 1879 [Xe] 4f
13
6s
2
15 P Phospho 1669 [Ne] 3s
2
3p
3
70 Yb Yterbi 1878 [Xe] 4f
14
6s
2
16 S Lưu huỳnh cổ [Ne] 3s
2
3p
4
71 Lu Luteti 1907 [Xe] 4f
14
5d
1
6s
2
17 Cl Clor 1774 [Ne] 3s
2
3p
5

72 Hf Hafni 1923 [Xe] 4f
14
5d
2
6s
2
18 Ar Argon 1894 [Ne] 3s
2
3p
6
73 Ta Tantal 1802 [Xe] 4f
14
5d
3
6s
2
19 K Kali 1807 [Ar] 4s
1
74 W Tungsten 1781 [Xe] 4f
14
5d
4
6s
2
20 Ca Calci 1808 [Ar] 4s
2
75 Re Reni 1925 [Xe] 4f
14
5d
5

6s
2
21 Sc Scandi 1876 [Ar] 3d
1
4s
2
76 Os Osmi 1803 [Xe] 4f
14
5d
6
6s
2
22 Ti Titan 1776 [Ar] 3d
2
4s
2
77 Ir Iridi 1803 [Xe] 4f
14
5d
7
6s
2
23 V Vanadi 1801 [Ar] 3d
3
4s
2
78 Pt Platin 1735 [Xe] 4f
14
5d
9

6s
1
24 Cr Crom 1797 [Ar] 3d
5
4s
1
79 Au Vàng cổ [Xe] 4f
14
5d
10
6s
1
25 Mn Mangan 1774 [Ar] 3d
5
4s
2
80 Hg Thủy ngân cổ [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
26 Fe Sắt cổ [Ar] 3d
6
4s
2
81 Tl Thali 1861 [Xe] 4f
14
5d
10

6s
2
6p
1
27 Co Cobalt 1735 [Ar] 3d
7
4s
2
82 Pb Chì cổ [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
2
28 Ni Nikel 1751 [Ar] 3d
8
4s
2
83 Bi Bismut 1753 [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
3
29 Cu Đồng cổ [Ar] 3d
10

4s
1
84 Po Poloni 1898 [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
4
30 Zn Kẽm t.cổ [Ar] 3d
10
4s
2
85 Ai Astantin 1940 [Xe] 4f
14
5d
10
6s
2
6p
5
31 Ga Gali 1875 [Ar] 3d
10
4s
2
4p
1
86 Rn Radon 1908 [Xe] 4f
14

5d
10
6s
2
6p
6
32 Ge Germani 1886 [Ar] 3d
10
4s
2
4p
2
87 Fr Franci 1939 [Rn] 7s
1
33 As Arsen t.cổ [Ar] 3d
10
4s
2
4p
3
88 Ra Radi 1898 [Rn] 7s
2
34 Se Selen 1817 [Ar] 3d
10
4s
2
4p
4
89 Ac Actini 1899 [Rn] 6d
1

7s
2
35 Br Brom 1826 [Ar] 3d
10
4s
2
4p
5
90 Th Tori 1828 [Rn] 6d
2
7s
2
36 Kr Krypton 1898 [Ar] 3d
10
4s
2
4p
6
91 Pa Protactini 1918 [Rn] 5f
2
6d
1
7s
2
37 Rb Rubidi 1861 [Kr] 5s
1
92 U Urani 1789 [Rn] 5f
3
6d
1

7s
2
38 Sr Stronti 1808 [Kr] 5s
2
93 Np Neptuni 1940 [Rn] 5f
4
6d
1
7s
2
39 Y Ytri 1794 [Kr] 4d
1
5s
2
94 Pu Plutoni 1940 [Rn] 6d
6
7s
2
40 Zr Zirconi 1789 [Kr] 4d
2
5s
2
95 Am Americi 1944 [Rn] 6d
7
7s
2
41 Nb Niobi 1801 [Kr] 4d
4
5s
1

96 Cm Curi 1944 [Rn] 5f
7
6d
1
7s
2
42 Mo Molipden 1778 [Kr] 4d
5
5s
1
97 Bk Berkeli 1949 [Rn] 6d
9
7s
2
43 Tc Tecneti 1937 [Kr] 4d
5
5s
2
98 Cf Californi 1950 [Rn] 6d
10
7s
2
44 Ru Ruteni 1828 [Kr] 4d
7
5s
1
99 Es Einsteini 1952 [Rn] 6d
11
7s
2

45 Rh Rodi 1803 [Kr] 4d
8
5s
1
100 Fm Fermi 1952 [Rn] 6d
12
7s
2
46 Pd Paladi 1803 [Kr] 4d
10
101 Md Mendelevi 1955 [Rn] 6d
13
7s
2
47 Ag Bạc cổ [Kr] 4d
10
5s
1
102 No Nobeli 1966 [Rn] 6d
14
7s
2
48 Cd Cadmi 1817 [Kr] 4d
10
5s
2
103 Lr Lawrenci 1961 [Rn] 5f
14
6d
1

7s
2
49 In Indi 1863 [Kr] 4d
10
5s
2
5p
1
104 Rf Rutherfordi 1964 [Rn] 5f
14
6d
2
7s
2
50 Sn Thiếc cổ [Kr] 4d
10
5s
2
5p
2
105 Db Dubni 1972 [Rn] 5f
14
6d
3
7s
2
51 Sb Antimon cổ [Kr] 4d
10
5s
2

5p
3
106 Sg Seaborgi 1974 [Rn] 5f
14
6d
4
7s
2
52 Te Telur 1782 [Kr] 4d
10
5s
2
5p
4
107 Bh Bohri 1981 [Rn] 5f
14
6d
5
7s
2
53 I Iod 1811 [Kr] 4d
10
5s
2
5p
5
108 Hs Hasi 1984 [Rn] 5f
14
6d
6

7s
2
54 Xe Xenon 1898 [Kr] 4d
10
5s
2
5p
6
109 Mt Meitneri 1982 [Rn] 5f
14
6d
7
7s
2
55 Cs Cesi 1860 [Xe] 6s
1
110 – Ununlini 1994 [Rn] 5f
14
6d
8
7s
2
Chương 2 Liên kết hóa học
9
3. Hệ sẽ càng bền khi năng lượng tự do của hệ càng thấp.
4. Phản ứng chỉ có thể tự xảy ra khi làm năng lượng tự do của hệ giảm xuống.
5. Lượng năng lượng tự do giảm đi chủ yếu là do sự phá hủy các liên kết cũ và hình thành
các liên kết mới khi xảy ra sự chuyển hóa các tác chất tạo thành các sản phẩm.
6. Nhiệt động lực học quy ước điểm gốc 0 của trục năng lượng tương ứng với mức năng
lượng cực đại của hệ khi các tiểu phân của các chất cách xa nhau vô hạn. Giữa các tiểu

phân lúc này hoàn toàn không hình thành bất cứ liên kết nào.
7. Theo quy ước này, khi hình thành liên kết hóa học thì năng lượng tự do của hệ giảm
xuống. Hệ càng bền nếu năng lượng tự do của hệ càng âm (< 0), tức là càng nhỏ.
8. Điều này có nghóa là sản phẩm càng bền nếu các liên kết mới
được hình thành khiến cho sản phẩm có năng lượng càng âm,
hay năng lượng càng nhỏ, so với các liên kết cũ trong tác chất.
9. Thực tế thì các nhà hóa học lại hay sử dụng giá trò tuyệt đối của
năng lượng nên thường nói rằng hệ càng bền khi năng lượng của
quá trình phản ứng càng lớn.
10. Cần lưu ý điều này để tránh các nhầm lẫn đáng tiếc.

2.2.3 Các thông số đặc trưng cho liên kết
1. Độ dài liên kết d (~Å = 10
−10
m) là khoảng cách cân bằng giữa hai hạt nhân của hai
nguyên tử liên kết với nhau. Độ dài của một liên kết càng ngắn thì liên kết càng bền.
2.
Góc liên kết (
0
) là góc tạo bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng
đi qua hạt nhân của nguyên tử đang xét với hai nguyên tử
liên kết với nó.
3.
Năng lượng liên kết E (kJ/mol, kcal/mol) là năng lượng cần thiết để cắt đứt liên kết. Năng
lượng liên kết càng lớn thì độ bền của liên kết càng cao và liên kết càng bền.
4.
Bậc liên kết n là số lượng liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử đang xét. Ví dụ
như bậc liên kết của N trong N≡N là n = 3 gồm một liên kết σ và hai liên kết π.

2.3 Liên kết ion

2.3.1 Mô hình của liên kết ion
1. Liên kết ion là liên kết hóa học được hình thành khi các điện tử hóa trò tham gia liên kết
của các nguyên tử được cho là thuộc về nguyên tố có độ âm điện χ lớn hơn.
2. Nguyên tử cho điện tử là
kim loại tạo thành cation.
Nguyên tử nhận điện tử là
không kim loại tạo thành anion.
3. Mỗi cation được coi là một điện tích điểm
vật lý có điện tích q
+
và bán kính r
+
.
Hình 2.2 Mô hình liên kết ion
4. Mỗi anion được coi là một điện tích điểm
vật lý có điện tích q
–
và bán kính r
–
.
5. Lực tương tác giữa các ion là lực điện.
6. Lưu ý là bán kính thường biến đổi rất lớn
trong quá trình hình thành liên kết ion:
Chương 2 Liên kết hóa học
10
• Nguyên tố kim loại → cation: r
kl
→ r
q
+

↓
• Nguyên tố không kim loại → anion: r
cht
→ r
q
–
↑


Hình 2.3 Biến đổi bán kính của các tiểu phân trong quá trình hình thành liên kết ion

2.3.2 Điều kiện hình thành liên kết ion
1. Liên kết ion được hình thành khi hai nguyên tử tham gia liên kết có độ âm điện χ khác
biệt lớn (Δχ lớn), ứng với
một kim loại có số oxi hóa ≤ 3 liên kết với một không kim loại.
2. Người ta chấp nhận khi chênh lệch độ âm điện Δχ ≥ 2,2 thì liên kết A
+
–B
–
có tính ion ≥
70% và có thể xem như liên kết có bản chất ion. Không có liên kết ion 100%.
3. Công thức Pauling để tính phần trăm tính ion của liên kết A
+
–B
–
theo độ âm điện χ:
% tính ion của liên kết =
)e1(
2
BA

)(
4
1
χ−χ−
− ×100%
Bảng 2.4 % tính ion của liên kết A
+
–B
–
theo chênh lệch độ âm điện Δχ
Δχ
% ion
Δχ
% ion
Δχ
% ion
0,2 1 1,2 30 2,2 70
0,4 4 1,4 39 2,4 76
0,6 9 1,6 47 2,6 82
0,8 15 1,8 55 2,8 86
1,0 22 2,0 63 3,0 89
3,2 92
2.3.3 Các tính chất của liên kết ion
1. Do bản chất của lực liên kết ion là lực điện ion có tính chất bất đònh hướng và bất bão
hòa nên liên kết ion cũng có hai tính chất chính là bất đònh hướng và bất bão hòa.
2. Tính bất đònh hướng khiến cho một ion hút các ion ngược dấu theo mọi phương là như
nhau nên các ion có thể liên kết với các ion trái dấu theo bất kỳ phương nào.
3. Tính bất bão hòa khiến cho một ion có xu hướng hút một số lượng tối đa các ion trái
dấu, ngoại trừ hiệu ứng lập thể giới hạn lượng ion trái dấu có thể bao quanh ion đó.
4. Hệ quả là sự phân bố trong không gian của các ion phụ thuộc chủ yếu vào bán kính và

điện tích của các cation và anion. Các ion thường có số phối trí cao là 8, 6 hay 4.
5. Các hợp chất ion tạo thành những hạt rắn bền bao gồm một số rất lớn các ion trái dấu
sắp xếp một cách trật tự và tuần hoàn. Các hạt rắn này được gọi là các tinh thể ion.
Chương 2 Liên kết hóa học
11

SPT: (a) 12 (b) 8 (c) 6 (d) 4 (e) 3 (f) 2
Hình 2.4 Các số phối trí (SPT) thông thường

2.3.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của liên kết ion trong tinh thể
1. Năng lượng liên kết A giữa một cation và một anion được tính theo tương tác tónh điện:

)rr(
e)qq(
kA
2
−+
−+
+
×
−=
(2.1)
2. Tập hợp các cation và anion tạo thành tinh thể ion và độ bền của liên kết ion được tính
theo năng lượng tương tác tónh điện trong tinh thể A
tt
(năng lượng mạng tinh thể):

⎟
⎠
⎞

⎜
⎝
⎛
−
+
×
−=
−+
−+
n
1
1
)rr(
e)qq(
kA
2
tt
(2.2)
trong đó: k hệ số tỉ lệ
q
+
, q
–
điện tích của cation và anion
r
+
, r
–
bán kính của cation và anion
n hệ số đẩy Born, n > 1, n phụ thuộc vào cấu trúc điện tử của ion và

được xác đònh từ độ chòu nén và tính chất quang học của tinh thể:
Cấu trúc điện tử He Ne Ar Kr Xe
n 5 7 9 10 12


Hình 2.5 Mô hình tính toán lực liên kết ion trong tinh thể

3. Độ bền của liên kết ion càng cao khi các cation và anion có:
a. Điện tích càng lớn nghóa là khi q
+
và q
–
↑
b. Bán kính càng nhỏ nghóa là khi r
+
và r
–
↓
4.
Yếu tố điện tích q
±
có tính quyết đònh do biến thiên lớn và theo tích của 2 điện tích.
5. Yếu tố bán kính r
±
không quan trọng bằng do biến thiên ít và theo tổng của 2 bán kính.
Chương 2 Liên kết hóa học
12
Bảng 2.5 Giá trò r
±
của một số ion đơn giản

Ion Na
+
K
+
Ca
2+
Ba
2+
Cl
–
I
–
r
±
Å 0,95 1,33 0,99 1,35 1,81 2,22

6. Ví dụ: Khi so sánh một cách đơn giản (không tính đến hệ số đẩy Born) năng lượng
tương tác tónh điện A đối với các muối MX
n
bằng cách thay đổi bán kính và điện tích khi
lần lượt thay đổi các cặp cation K
+
–Ba
2+
và anion Cl
–
–I
–
tạo thành hệ KCl–BaCl
2

và hệ
KCl–KI, tỉ số năng lượng liên kết biến thiên như sau:
• Tăng 99% khi tăng điện tích của ion bằng cách thay K
+
bằng Ba
2+
.
2
BaCl
KCl
A
A
=
81,135,1
2
:
81,133,1
1
++
=
16,3
2
:
14,3
1
=
99,1
1

• Giảm 12% khi tăng bán kính của ion bằng cách thay Cl

–
bằng I
–
.
KI
KCl
A
A
=
22,233,1
1
:
81,133,1
1
++
=
55,3
1
:
14,3
1
=
88,0
1


2.4 Liên kết cộng hóa trò
2.4.1 Mô hình của liên kết cộng hóa trò
1. Liên kết cộng hóa trò là liên kết hóa học được hình thành khi đôi điện tử hóa trò của hai
nguyên tử liên kết tập trung vào khu vực giữa hai hạt nhân. Đôi điện tử hóa trò nằm giữa

hai hạt nhân có tác dụng kéo hai hạt nhân lại gần nhau.
2. Khi đôi điện tử liên kết chỉ do một nguyên tử cung cấp thì gọi là liên kết cộng hóa trò cho-
nhận hay liên kết phối trí.

Hình 2.6 Mô hình liên kết cộng hóa trò của các vân đạo tạo liên kết σ và π
Chương 2 Liên kết hóa học
13
2.4.2 Điều kiện hình thành liên kết cộng hóa trò
1. Liên kết cộng hóa trò được hình thành khi thỏa 1 trong 2 điều kiện sau:
a. Hai không kim loại liên kết với nhau
b. Một không kim loại liên kết với một kim loại có số oxi hóa > 3
với: • Mức năng lượng của hai vân đạo liên kết gần nhau.
• Các vân đạo liên kết đònh hướng để xen phủ hiệu quả.
• Mật độ điện tử trong vùng xen phủ đủ lớn.
2. Người ta thường phát biểu một cách đơn giản nhưng đầy sai lầm là:
a. Δχ ≤ 0,6 Liên kết là cộng hóa trò không phân cực hay liên kết cộng hóa trò.
b. 0,6 < Δχ < 2,2 Liên kết là cộng hóa trò phân cực.

2.4.3 Các tính chất của liên kết cộng hóa trò
1. Sự xen phủ của một số lượng hữu hạn các vân đạo hóa trò đònh hướng trong không gian
khiến cho liên kết cộng hóa trò có hai tính chất chính là đònh hướng và bão hòa.
2. Tính đònh hướng khiến cho liên kết cộng hóa trò tạo thành các góc liên kết có giá trò xác
đònh đối với mỗi phân tử.
3. Tính bão hòa làm cho các nguyên tử trong phân tử thường có số phối trí thấp: 6, 4 và 3.
4. Liên kết cộng hóa trò thường được biểu diễn bằng các vạch nối tạo thành các góc xác
đònh giữa các nguyên tử liên kết trực tiếp với nhau.

2.4.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của liên kết cộng hóa trò
1. Độ bền của liên kết cộng hóa trò thay đổi từ thấp đến cao.
2. Ba yếu tố chính ảnh hưởng đến độ bền của liên kết cộng hóa trò là:

a. Yếu tố đồng mức năng lượng của 2 vân đạo liên kết
Đồng năng
b. Yếu tố thể tích xen phủ của 2 vân đạo liên kết
Xen phủ
c. Yếu tố mật độ điện tử trong vùng xen phủ
Mật độ
3. Thể tích xen phủ càng lớn và mật độ điện tử trong vùng xen phủ càng cao thì sự xen
phủ càng có hiệu quả và độ bền của liên kết cộng hóa trò càng cao.
4. Thực tế, độ bền của liên kết cộng hóa trò càng cao khi các yếu tố ảnh hưởng như sau:
a. Hai vân đạo liên kết có mức năng lượng càng gần nhau Đồng năng cao
≡
b. Thể tích xen phủ của 2 vân đạo liên kết càng lớn Xen phủ lớn
↑
c. Mật độ điện tử trong vùng xen phủ càng cao Mật độ cao ↑
5. Yếu tố mật độ điện tử là yếu tố quyết đònh nhất đến độ bền của liên kết cộng hóa trò.
6. Một cách trực quan, điện tử liên kết tích điện âm như keo gắn liền hai hạt nhân tích điện
dương lại với nhau. Độ kết dính của keo tăng lên khi hàm lượng chất kết dính tăng (mật
độ điện tử tăng) chứ không phải do lượng dung môi nhiều (thể tích xen phủ tăng).
7. Hệ quả là các nguyên tố thuộc chu kỳ hai có bán kính nhỏ và mật độ điện tử lớn như C,
N, O và H tạo thành liên kết cộng hóa trò có độ bền cao trong các hợp chất hữu cơ.
Chương 2 Liên kết hóa học
14
2.4.5 Liên kết cộng hóa trò σ, π và δ
1. Căn cứ vào tính đối xứng của MO liên kết mà người ta phân liên kết cộng hóa trò thành
các loại liên kết σ, π và δ.

2.4.5.1 Liên kết σ
1. Liên kết σ là liên kết mà MO liên kết có một trục đối xứng trùng với trục liên kết (là trục
nối hai hạt nhân của hai nguyên tử liên kết).
2. Nói cách khác, liên kết σ hình thành khi trục của các AO liên kết trùng với trục liên kết.

Hình 2.7 Mô hình xen phủ của các vân đạo tạo liên kết σ

3. Như vậy, điện tử của liên kết σ tập trung vào vùng xen phủ nằm ngay giữa hai hạt nhân và
trực tiếp kéo hai hạt nhân lại với nhau tạo thành liên kết mạnh.
4. Hệ quả là các vân đạo có n nhỏ (n = 1, 2 và 3) như 1s, 2s, 2p, 3s và 3p thường tạo
thành các liên kết σ có độ bền cao do chúng có mật độ điện tử cao trong vùng xen phủ
cho dù thể tích của vùng xen phủ không lớn.
5. Liên kết σ tồn tại và còn khá mạnh ngay cả đối với các vân đạo có n lớn (n = 4, 5 và 6)
như 4s, 4p, 5s, 5p, 6s, 6p,… cho dù các vân đạo với n lớn này có thể tích lớn hơn nên
mật độ điện tử ở các vân đạo này nhỏ hơn hẵn mật độ điện tử ở các vân đạo có n nhỏ.
6. Người ta thường gọi tên liên kết σ theo các AO hình thành liên kết σ này. Ví dụ như các
liên kết σ trong các phân tử H
2
, HCl và Cl
2
lần lượt được gọi là các liên kết σ
s–s
, σ
s–p
và
σ
p–p
do chúng được hình thành từ các vân đạo 1s + 1s, 1s + 3p và 3p + 3p, tương ứng.
7. Bảng 2.6 trình bày các thông số của liên kết trong các phân tử H
2
, X
2
và HX.

Bảng 2.6 Mối liên hệ giữa r và E
lk
của các liên kết σ trong H
2
, X
2
và HX
Thông số H
2
F
2
Cl
2
Br
2
I
2
HF HCl HBr HI
r
ngt
Å 0,37 0,71 0,99 1,14 1,33 – – – –
r
X
–
Å
1,36 – – – – 1,33 1,81 1,96 2,20
d
A–X
Å 0,74 1,42 2,00 2,29 2,67 0,92 1,28 1,41 1,60

μ D 0 0 0 0 0 1,91 1,08 0,79 0,42
E
lk
kJ/mol
431 151
239 199 151 565 431 364 297
Chương 2 Liên kết hóa học
15
a. Độ bền liên kết đặc biệt cao của H
2
là do H có bán kính rất nhỏ là 0,37Å khiến cho
mật độ điện tử trong vùng xen phủ rất cao so với F trong F
2
có bán kính là 0,71Å.
b. Độ bền liên kết thấp của F
2
so với các halogen còn lại là do F không hình thành
thêm liên kết π như đối với Cl, Br và I. Sự hình thành liên kết π cho–nhận giữa hai
nguyên tử X trong phân tử X
2
sẽ được xem xét trong Mục 2.4.5.2.
c. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm, lớp vỏ điện tử tăng dần khiến bán kính
của Cl, Br và I tăng dần nên độ bền của liên kết σ giảm dần trong các phân tử X
2
.
d. Tương tự, bán kính của Cl, Br và I tăng dần cũng khiến cho độ bền của liên kết σ
trong các phân tử HCl, HBr và HI giảm dần.
e. Một điều thú vò là nếu giả đònh phân tử HX gồm anion X
–
liên kết cộng hóa trò cho–

nhận với H
+
thì H
+
nằm ngay bên trong quả cầu X
–
như trong Hình 2.8(b).
f. Thực tế không có mối liên hệ trực tiếp giữa tác dụng phân cực, moment lưỡng cực μ
với năng lượng liên kết σ (E
σ
). E
σ
phụ thuộc chủ yếu vào mật độ điện tử liên kết.


(a) H
2
F
2
Cl
2
Br
2
I
2


(b) HF HCl HBr HI
Hình 2.8 Mô hình của các phân tử X
2

và HX

2.4.5.2 Liên kết π
1. Liên kết π là liên kết mà MO liên kết có một mặt phẳng phản đối xứng chứa trục liên kết.
2. Nói cách khác, liên kết π hình thành khi các AO liên kết có một trục vuông góc với trục
liên kết. Điều này có nghóa là liên kết π chỉ hình thành được với các vân đạo p, d và f.
3. Như vậy, điện tử của liên kết π chỉ nằm trong
vùng xen phủ ở bên của trục liên kết mà
không có khả năng tập trung vào không gian ngay giữa hai hạt nhân nên chỉ gián tiếp
kéo hai hạt nhân lại với nhau khiến cho liên kết π là một liên kết không mạnh.
4. Liên kết π có độ bền không cao nên không thể tồn tại độc lập trong chất.
5. Khi hai nguyên tử liên kết với nhau thì trước tiên phải hình thành một liên kết σ rồi mới
có thể xuất hiện thêm liên kết π khiến cho bậc liên kết > 1.
6. Hệ quả là các vân đạo 2p có kích thước nhỏ thường tạo thành các liên kết π có độ bền
cao hơn hẵn các vân đạo 3p, 3d, 4p, 4d, 4f,… do chúng có mật độ điện tử cao trong
vùng xen phủ ở bên cho dù thể tích của vùng xen phủ không lớn.
Chương 2 Liên kết hóa học
16

Hình 2.9 Mô hình xen phủ của các vân đạo tạo liên kết π

6. Khi đi từ trên xuống dưới trong phân nhóm, bán kính của nguyên tử tăng dần khiến cho
sự xen phủ bên của liên kết π càng kém hiệu quả dẫn đến độ bền của liên kết π yếu
dần, nhất là đối với các vân đạo có n ≥ 5. Lúc này, chất có xu hướng chuyển liên kết đôi
gồm liên kết σ và π thành hai liên kết đơn σ bền hơn. Hệ quả là số phối trí của nguyên
tử trung tâm tăng lên.
7. Ví dụ: Iod ở chu kỳ 5 có bán kính lớn tạo liên kết π không bền nên acid periodic không
tồn tại ở dạng HIO
4
kém bền với số phối trí 4 có 3 O tạo liên kết đôi I=O và 1 nhóm OH

tạo liên kết đơn I–OH mà phải nhận thêm hai phân tử H
2
O về dạng H
5
IO
6
bền hơn với số
phối trí 6 chỉ còn 1 O tạo liên kết đôi I=O và 5 nhóm OH tạo liên kết đơn I–OH.


Hình 2.10 Mô hình phân tử HClO
4
và H
5
IO
6

8. Người ta thường gọi tên liên kết π theo các AO hình thành liên kết π này. Ví dụ như liên
kết
π
p–p
, π
p–d
và π
d–d
do chúng được hình thành từ các vân đạo p + p, p + d và d + d.
9. Đối với liên kết π cho:
a. Khi ligand cho đôi điện tử vào nguyên tử trung tâm, ta có
Liên kết π cho.
b. Khi nguyên tử trung tâm cho đôi điện tử vào ligand, ta có

Liên kết π cho ngược.
10. Tổng quát, khi một liên kết A–A có thêm liên kết π thì liên kết đó có bậc liên kết tăng, độ
bền liên kết tăng và độ dài liên kết giảm.
11. Bảng 2.7 trình bày ảnh hưởng của cách sắp xếp điện tử vào các MO, bậc liên kết và độ
dài liên kết d
O–O
đến độ bền của các liên kết π của các tiểu phân O
2
+
, O
2
, O
2
–
và O
2
2–
.
12. Xét hệ các phân tử–ion O
2
+
, O
2
và O
2
2–
có bậc liên kết lần lượt là 1 (1σ), 2 (1σ + 1π) và
2,5 (1σ + 1,5π) tương ứng với năng lượng liên kết E
lk
là 210, 493 và 641. Hiệu năng

lượng liên kết ΔE
lk
lần lượt là 283 (ứng với 1π) và 148 (ứng với 0,5π) kJ/mol.
13. Giá trò E
lk
của liên kết π tính được là E
π
= 493
σ + π
– 210
σ
= 283
π
> E
σ
= 210 kJ/mol có vẻ
như đi ngược lại với nguyên tắc là liên kết π có độ bền thấp hơn liên kết σ.
Chương 2 Liên kết hóa học
17
Bảng 2.7 Mối liên hệ giữa cách sắp xếp điện tử, bậc liên kết, d
O–O
và E
lk
của
O
2
+
, O
2
, O

2
–
và O
2
2–
với cấu trúc điện tử σ
s
σ
s
* σ
pz
π
px
π
py
π
px
* π
py
* σ
pz
*
Thông số O
2
+
O
2
O
2
–

O
2
2–
σ
pz
*
π
px
* π
py
*
↑ ↑ ↑ ↑↓ ↑ ↑↓ ↑↓
π
px
π
py
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
σ
pz
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
Bậc liên kết n 2,5 2 1,5 1
Loại liên kết 1σ + 1,5π 1σ + 1π 1σ + 0,5π 1σ
d
O–O
Å 1,12 1,21 1,26 1,48
E
lk
kJ/mol 641 493 – 210
ΔE
lk

kJ/mol 148 283

14. Hiện tượng này được giải thích như sau:
a. Sự xuất hiện thêm liên kết π khiến cho độ dài liên kết giảm xuống.
b. Độ dài liên kết giảm làm thể tích xen phủ và mật độ điện tử trong vùng xen phủ của
liên kết σ tăng nên
độ bền của liên kết σ tăng lên so với khi chỉ có một mình liên kết σ.
c. Kế tiếp, độ bền của liên kết σ tăng lại làm cho độ dài liên kết giảm,…
d. Như vậy, hiệu ứng này sẽ bao gồm hai tương tác qua lại tương hỗ:
Bậc liên kết ↑ ⇒ Độ dài liên kết ↓ Độ bền liên kết ↑
15. Ví dụ 1: Đối với hệ phân tử–ion [O
2
]:
a. Khi bậc liên kết tăng từ 1 lên 2 và 2,5 thì độ dài liên kết d
O–O
giảm từ 1,48 xuống
1,21 và 1,12Å.
b. Hệ quả là phần năng lượng liên kết σ trong liên kết bội phải có giá trò cao hơn giá trò
210 kJ/mol của một mình liên kết đơn σ do lúc này độ dài liên kết giảm xuống.
16. Ví dụ 2: Đối với các phân tử halogen X
2
:
a. Trong phân tử F
2
, do F chỉ có các vân đạo hóa trò 2s và 2p đã chứa đầy điện tử mà
không có vân đạo 2d nên không tạo được liên kết π. Hệ quả là tuy có bán kính nhỏ
(0,71Å) nên độ dài liên kết nhỏ (1,42Å) nhưng năng lượng liên kết F–F lại chỉ là 151
kJ/mol. Người ta còn cho rằng lớp điện tử thứ hai của F có bán kính nhỏ lại chứa đầy
tám điện tử tạo lực đẩy mạnh giữa các điện tử làm độ bền liên kết không cao.

F
2
Cl
2
Br
2
Hình 2.11 Mô hình liên kết σ và π trong các phân tử X
2