tiểu luận liên kết hóa học và cấu tạo phân tử

BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
TRƯỜNG ĐẠI HỌC ĐỒNG THÁP

NGUYỄN THÁI LỘC
BÀI: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO
PHÂN TỬ
Ngành đào tạo: Sư phạm Hóa
Trình độ đào tạo: Đại học
NHỮNG VẤN ĐỀ HÓA LÝ Ở TRƯỜNG
TRUNG HỌC PHỔ THÔNG
ĐỒNG THÁP NĂM 2011
1
BỘ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO
TRƯỜNG ĐẠI HỌC ĐỒNG THÁP

NGUYỄN THÁI LỘC
BÀI: LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO
PHÂN TỬ
Ngành đào tạo: Sư phạm Hóa
Trình độ đào tạo: Đại học
NHỮNG VẤN ĐỀ HÓA LÝ Ở TRƯỜNG
TRUNG HỌC PHỔ THÔNG
Giảng viên hướng dẫn:TRẦN QUỐC TRỊ
2
LỜI MỞ ĐẦU:
Với đề tài tiểu luận của mình là “Liên Kết Hóa Học”, em hy vọng đã có thể
chuyển tải những nội dung cơ bản và phù hợp với kiến thức phổ thông nâng cao về
các mấu chốt, trọng tâm cơ bản của nội dung này. Xin được chia tiểu luận này làm
2 phần: Lí thuyết và bài tập
Phần lí thuyết – bằng những kiến thức của mình cùng với việc tham khảo một số
tài liệu, em muốn truyền tải phần nội dung của “Liên Kết Hóa Học và cấu tạo phân

tử” một cách ngắn gọn, đầy đủ và dễ hiểu. Những phần kiến thức trong tiểu luận
cũng có giới hạn trong chương trình chuyên lớp 10.
Phần bài tập – Là những đề bài, những bài tập mà em đã thu thập và đóng góp, đi
cùng đề bài là bài giải. Những bài tập này, theo em nhận xét là không phải dễ,
nhưng cũng không quá khó nếu tìm hiểu lí thuyết kĩ càng.
Em rất hân hạnh nhận được sự góp ý của thầy cô và bạn đọc để bổ sung những
điểm khuyết hay sửa chữa những nhầm lẫn và sai sót. Xin cảm ơn quý thầy cô và
các bạn đã dành thời gian theo dõi tiểu luận này.
3
MỤC LỤC
Lời nói đầu 3
I.Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học 5
II. Liên kết cộng hóa trị 5
III. Liên kết ion 21
IV. Liên kim loại 24
V. Các liên kết yếu 27
VI. Liên kết hidro 29
E. Bài tập vận dụng 30
4
I. NHỮNG KHÁI NIỆM CƠ BẢN VỀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1.Bản chất liên kết: liên kết hóa học có bản chất điện vì cơ sở tạo thành liên
kết là lực hút giữa các hạt mang điện (e, hạt nhân)
- Trong các tương tác hóa học chỉ có các e của những phân lớp ngoài cùng:
ns, np, (n - 1)d và (n - 2)f thực hiện liên kết: đó là các e 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 nguyên tử.
2.Các loại liên kết
- Liên kết ion
- Liên kết cộng hóa trị Liên kết nội phân tử
- Liên kết kim loại

- Liên kết hydro Liên kết liên phân tử
- Liên kết Van Der Waals
3.Một số đặc trưng của liên kết
a.Độ dài liên kết (d, Å): là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử
tương tác
Độ dài liên kết thay đổi phụ thuộc vào:
kiểu liên kết
trạng thái hóa trị của các nguyên tố tương tác
độ bền hợp chất …
b.Góc hóa trị: là góc tạo bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân
nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết
Góc hóa trị phụ thuộc vào:
bản chất nguyên tử tương tác
kiểu hợp chất
dạng hình học phân tử (cấu hình không gian của phân tử)
c. Bậc liên kết: là số liên kết tạo thành giữa hai nguyên tử tương tác
d.Năng lượng liên kết, đặc trưng cho độ bền liên kết: là năng lượng cần tiêu
tốn để phá hủy liên kết
Năng lượng liên kết phụ thuộc vào:
độ dài
độ bội
độ bền liên kết
I. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ
Vì việc giải chính xác phương trình sóng Schrodinger đối với hệ phân tử
không thực hiện được nên để khảo sát liên kết cộng hóa trị người ta đưa ra
5
nhiều phương pháp giải gần đúng khác nhau, trong đó có hai phương pháp
được phổ biến rộng rãi là phương pháp liên kết hóa trị (VB) của Heitler –
London và phương pháp orbital phân tử (MO) của Mullinken – Hund.
1. Phương pháp orbital phân tử

i. Quan niệm của phương pháp MO
Thuyết MO quan niệm phân tử giống như một nguyên tử phức tạp đa
nhân. Các e chuyển động quanh các nhạt nhân.
Phương pháp MO tìm cách mô tả sự chuyển động của từng e riêng
biệt
ii. Nội dung của phương pháp MO
Theo thuyết MO thì phân tử phải được xem là một hạt thống nhất bao
gồm các hạt nhân và các e của các nguyên tử tương tác. Trong đó mỗi
electron sẽ chuyển động trong điện trường do các hạt nhân và các
electron còn lại gây ra.
Tương tự như trong nguyên tử, trạng thái của electron trong phân tử
được xác định bằng các OM. Mỗi một MO cũng được xác định bằng
tổ hợp các số lượng tử n, l, m
l
l 0 1 2 3
AO trong nguyên
tử
s p d f
MO trong phân tử
σ π δ ϕ
Các MO khác nhau bởi sự phân bố mật độ electron tương đối so với
trục liên nhân:
a. σ - dọc theo trục nối hạt nhân
b. π - nằm về hai phía trục nối hạt nhân
Các MO được hình thành do sự tổ hợp tuyến tính (cộng hay trừ) các
AO (tức là sự xen phủ)
 Sự tổ hợp cộng (tổ hợp cùng dấu) các AO sẽ tạo thành các MO liên
kết (σ, π…) có năng lượng nhỏ hơn năng lượng của các AO tham
gia tổ hợp
 Sự tổ hợp trừ các AO sẽ tạo thành các MO phản liên kết (σ* ,π*

…) có năng lượng lớn hơn năng lượng của các AO tham gia tổ hợp
 MO không liên kết (σ
0
, π
0
…) do các AO chuyển nguyên vẹn mà
thành. Các MO này không ảnh hưởng tới liên kết. Năng lượng của
các MO không liên kết bằng năng lượng của các AO tạo thành nó.
6
Số MO tạo thành bằng tổng số AO tham gia tổ hợp
Sự tạo thành các MO từ các AO có thể biểu diễn bằng giản đồ năng
lượng
Điều kiện tổ hợp: các AO tham gia tổ hợp phải:
 gần nhau về năng lượng
 có mật độ electron đáng kể
 có tính đối xứng đối với trục nối hạt nhân giống nhau
Sự phân bố e trên các MO cũng tương tự như trong nguyên tử, tuân
theo các nguyên lý ngoại trừ, vững bền của Paouli và quy tắc Hund
Các đặc trưng liên kết:
 Liên kết được quyết định bởi các e liên kết (e nằm trên các MO
liên kết) mà không bị triệt tiêu.
Cứ một cặp e liên kết bị triệt tiêu bởi một cặp e phản liên kết tương
ứng
 Một bậc liên kết ứng với một cặp e liên kết không bị triệt tiêu
Cho liên kết 2 tâm:
2
∑∑
∗
−
=

ee
BLK
lk
Bậc liên kết tăng thì năng lượng liên kết tăng còn độ dài liên kết
giảm
 Tên của liên kết được gọi bằng tên của cặp e liên kết không bị triệt
tiêu
Tóm lại: việc mô tả cấu trúc phân tử gồm các bước:
7
 Bước 1: Xét sự tạo thành MO từ các AO
 Bước 2: Sắp xếp các MO tạo thành theo thứ tự năng lượng tăng
dần
 Bước 3: Xếp các e vào các MO
 Bước 4: Xét các đặc trưng liên kết
iii. Áp dụng phương pháp MO cho các phân tử bậc hai
Các phân tử hai nguyên tử cùng loại của các nguyên tố đầu chu kỳ II
Phân tử, ion Li
2
Be
2
B
2
C
2
N
2
+
2
N
Tổng số e hóa trị 2 4 6 8 10 11

∗
X
σ
     
∗∗
ZY
ππ
,
  

       
8
Giản đồ
đầu
chu kỳ
X
σ
    ↓
ZY
ππ
,
  

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
∗
S
σ
 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
S
σ

↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
Bậc liên kết 1 0 1 2 3 2,5
Độ dài liên kết (Å) 2,67 – 1,59 1,24 1,10 1,12
Năng lượng lk
(kJ/mol)
105 – 289 599 940 828
Từ tính nghịch từ – thuận từ nghịch từ nghịch từ thuận
từ
Các phân tử hai nguyên tử cùng loại của những nguyên tố cuối chu kỳ
II
Phân tử, ion
+
2
O
2
O
−
2
O
2
F
−
2
F
2
Ne
Tổng số e hóa trị 11 12 13 14 15 16
Giản đồ
cuối
chu kỳ

∗
x
σ
    ↓
∗∗
zy
ππ
,
 ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
zy
ππ
,
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
x
σ
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
∗
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
Bậc liên kết 2,5 2 1,5 1 0,5 0
Độ dài liên kết (Å) 1,12 1,21 1,26 1,41 –
9
Năng lượng lk
(kJ/mol)
629 494 328 154 –
Từ tính thuận

từ
thuận
từ
thuận
từ
nghịch từ thuận
từ
–
Các phân tử hai nguyên tử khác loại của những nguyên tố chu kỳ II
 Các MO tạo thành tương tự trường hợp phân tử 2 nguyên tử cùng
loại chu kỳ II:
- Khi cả hai nguyên tử là nguyên tố cuối chu kỳ: tạo giản đồ cuối
chu kỳ
- Trong các trường hợp còn lại: tạo giản đồ đầu chu kỳ
 Do các nguyên tử tương tác khác nhau về độ âm điện nên:
- AO của nguyên tử dương điện hơn sẽ góp chủ yếu vào MO
phản liên kết
- AO của nguyên tử âm điện hơn sẽ góp chủ yếu vào MO liên kết
-
10
-
Phân tử, ion N
2
CO CN
–
NO
+
Tổng số e hóa trị 10 10 10 10
∗
x

σ
   
∗∗
zy
ππ
,
       
x
σ
↓ ↓ ↓ ↓
zy
ππ
,
↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓ ↓
∗
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓
s
σ
↓ ↓ ↓ ↓
Bậc liên kết 3 3 3 3
Độ dài liên kết (Å) 1,10 1,13 1,14 1,06
Năng lượng lk
(kJ/mol)
940 1076 1004 1051
Từ tính nghịch từ nghịch từ nghịch từ nghịch từ
11
iv. Nhận xét
Khi thêm e trên các MO liên kết sẽ làm bậc liên kết tăng → liên kết sẽ

bền hơn
Khi thêm e vào các MO phản liên kết sẽ làm bậc liên kết giảm → liên
kết sẽ kém bền hơn
Khi thêm e vào MO không liên kết, bậc liên kết không thay đổi
Ưu điểm của phương pháp MO
 Giải thích được sự tồn tại của
+
2
H
và sự không tồn tại của Be
2
, Ne
2
 Giải thích được tính thuận từ của O
2
(Các phân tử chứa e độc thân
thì thuận từ, các phân tử không có chứa e độc thân thì nghịch từ)
 Giải thích được mầu sắc của các chất: là do sự hấp thu có chọn lọc
của chất với các tia vùng quang phổ ánh sáng thấy được. Chính sự
hấp thu có chọn lọc khi bị kích thích này của các phân tử làm cho
các chất có mầu sắc (là tổ hợp của các tia sáng còn lại không bị
hấp thụ) khác nhau
Nhược điểm của phương pháp MO: khó
b. Phương pháp liên kết hóa trị (VB – valence bond)
i. Quan niệm về liên kết cộng hóa trị theo phương pháp VB
Ví dụ: Phân tử H
2
- Ở một thời điểm bất kỳ các hạt nhân và các e có vị trí tương đối như
vậy:

- Phương trình sóng Schrodinger:
( )
0
8
2
2
2
2
2
2
2
2
=Ψ−+
∂
Ψ∂
+
∂
Ψ∂
+
∂
Ψ∂
VE
h
m
zyx
π
12
Vị trí tương đối của
các electron và hạt

nhân trong phân tử
hydro
r
a1
r
b2
2
1
a
b
r
ab
r
12
r
a2
r
b1
- Thế năng V:
2
2
1
2
2
2
1
2
12
22
bbaaab

r
e
r
e
r
e
r
e
r
e
r
e
V −−−−+=
- Để xác định hàm sóng Ψ, Heitler và London lý luận:
1.Khi hai nguyên tử ở xa nhau vô cùng, thực tế chỉ cần chú ý tới tương tác
giữa e và hạt nhân của từng nguyên tử. Lúc đó sự chuyển động của e được
mô tả bằng hàm sóng của nguyên tử H:
1
1
1
a
r
a
e
−
=Ψ
π
2
1
2

b
r
b
e
−
=Ψ
π
→ Một cách gần đúng: hàm sóng Ψ của phân tử H
2
:
21 ba
ΨΨ=Ψ
2.Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau: e
1
gần hạt nhân b, e
2
gần hạt nhân a
→ hàm sóng được bổ sung thêm đại lượng:
12
'
ba
ΨΨ=Ψ
3.Một cách gần đúng:
122211
2
babaH
cc
ΨΨ+ΨΨ=Ψ
4.Thế
2

H
Ψ
vào phương trình sóng Schrodinger. Giải phương trình được 2 đáp
số: c
1
= c
2
= C
S
c
1
= - c
2
= C
A
→ Có 2 hàm sóng đặc trưng cho sự chuyển động của các e trong phân tử H
2
:
( )
1221 babaSS
C ΨΨ+ΨΨ=Ψ
- hàm đối xứng
( )
1221 babaAA
C ΨΨ−ΨΨ=Ψ
- hàm bất đối xứng
Về phương diện vật lý:
Ψ
S
- ứng với trường hợp 2e của H

2
có spin ngược dấu: mật độ e tăng
lên trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực hút xuất hiện → liên kết
hình thành
Ψ
A
- ứng với trường hợp 2e của H
2
có spin cùng dấu: mật độ e giảm
xuống = 0 trong vùng không gian giữa hai hạt nhân → lực đẩy xuất hiện →
liên kết không hình thành
Liên kết giữa các nguyên tử H được tạo thành như trên gọi là liên kết cộng hóa trị.
ii. Nội dung cơ bản của phương pháp VB về liên kết cộng hóa trị:
13
Liên kết cộng hóa trị cơ sở trên cặp e ghép đôi có spin ngược dấu và
thuộc về đồng thời cả hai nguyên tử tương tác (liên kết 2e – 2 tâm)
Liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ lẫn nhau giữa các
AO hóa trị của các nguyên tử tương tác (sự tổ hợp tuyến tính các hàm
sóng nguyên tử)
Mức độ và kết quả xen phủ phụ thuộc vào dấu của các AO:
 Xen phủ dương: nếu trong vùng xen phủ các hàm sóng có dấu
giống nhau → xuất hiện lực hút giữa các hạt nhân và các
electron → liên kết hình thành
 Xen phủ âm: nếu trong vùng xen phủ các hàm sóng có dấu
ngược nhau → xuất hiện lực dẩy giữa các hạt nhân → liên kết
không hình thành
 Xen phủ không: không xuất hiện cả lực hút cũng như lực đẩy →
liên kết không hình thành
Liên kết cộng hóa trị càng bền khi mật độ xen phủ của các AO càng
lớn.

Vì độ xen phủ phụ thuộc vào kích thước, hình dạng của các AO và
hướng xen phủ của chúng → tính chất đặc trưng của liên kết cộng hóa trị
là: bão hòa, định hướng và phân cực.
Điều kiện tạo liên kết cộng hóa trị:
 Năng lượng của các AO tham gia xen phủ phải xấp xỉ nhau
 Các AO tham gia xen phủ phải có mật độ e đủ lớn
 Các AO tham gia xen phủ phải cùng tính định hướng
Biểu diễm liên kết cộng hóa trị: H : H hoặc H – H
iii. Các loại liên kết cộng hóa trị và bậc liên kết
Các loại liên kết cộng hóa trị: tùy thuộc vào cách xen phủ của các
AO, tính đối xứng tương đối so với đường nối các hạt nhân mà người
ta chia ra các kiểu liên kết σ, π, δ
14
Bậc liên kết: liên kết đơn: bậc 1
liên kết đôi: bậc 2
liên kết ba: bậc 3
Bậc liên kết có thể là số lẻ khi có mặt liên kết π di động
Ví dụ:Cl
2
bậc liên kết = 1,13
C
6
H
6
bậc liên kết = 1,5
iv. Các tính chất của liên kết cộng hóa trị
Khả năng tạo liên kết và tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị
Dựa vào cơ chế tạo liên kết ta có thể biết được khả năng tạo liên kết cộng
hóa trị của một nguyên tố. Có 2 cơ chế tạo liên kết:
a. Cơ chế ghép đôi: liên kết cộng

hóa trị được hình thành do sự xen phủ của 2 AO
hóa trị chứa e độc thân của 2 nguyên tử tương tác.
→ Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị theo cơ chế ghép đôi được quyết định
bởi số AO chứa e độc thân
Chú ý: số AO chứa e độc thân có thể tăng lên do kích thích:
15
Ví dụ:C 2s
2
2p
2
→ C* 2s
1
2p
3
b. Cơ chế góp chung: liên kết
cộng hóa trị được hình thành do một nguyên tử
tương tác đưa ra cặp e hóa trị tự do, còn nguyên tử
kia nhận lấy.
→ Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị theo cơ chế cho - nhận được quyết
định bởi số AO trống và số AO chứa cặp electron ghép đôi
 Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị nói chung (theo cả hai cơ chế góp chung và
cho - nhận) được quyết định bởi số AO nói chung (AO trống, AO chứa electron
độc thân và AO chứa cặp electron ghép đôi)
c. Tính bão hòa của liên kết cộng
hóa trị: Vì mỗi nguyên tố hóa học chỉ có một số
giới hạn AO hóa trị nên chỉ có khả năng tạo số giới
hạn liên kết cộng hóa trị. Đó là tính bão hòa của
liên kết cộng hóa trị.
Tính định hướng và sự lai hóa các AO
d. Tính định hướng và cấu hình

không gian của phân tử
- Liên kết được phân bố theo phương tại đó sự xen phủ của các AO là lớn nhất
- Liên kết sẽ bền nhất khi mật độ xen phủ các AO là lớn nhất
→ Các liên kết tạo thành có hướng nhất định → phân tử có cấu hình không
gian xác định.
e. Thuyết lai hóa các AO
• Để tăng mật độ xen phủ, khi tạo liên kết nguyên tử dùng các AOLH thay
thế cho các AO thuần túy s, p, d, f.
• Các AOLH tạo thành do sự xen phủ của các AO trong nội bộ nguyên tử.
• Đặc điểm của các AOLH:
√ Số AOLH tạo thành = số AO tham gia LH
√ Năng lượng bằng nhau
√ Phân bố đối xứng trong không gian → phân tử bền hơn
√ Hình dạng: giống nhau: mật độ e dồn về một phía → mật độ xen phủ
tăng → liên kết bền hơn
16
• Điều kiện để lai hóa bền
√ Năng lượng của các AO tham gia lai hóa xấp xỉ nhau
√ Mật độ e của các AO tham gia lai hóa đủ lớn
√ Liên kết tạo thành đủ bền
→ Trong một chu kỳ: ∆E
ns - np
↑: khả năng LH ↓
Li Be B C N O F Ne
∆E
2s – 2p
(eV)
1.9 2.8 5.7 8.1 11.4 18.9 22.6 26.8
Trong một phân nhóm: kích thước nguyên tử ↑ → khả năng LH ↓
• Các kiểu lai hóa thường gặp: sp, sp

2
, sp
3
17
Ví:
1. Dự đoán trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm A trong phân tử AB
n
y = 2 → A ở trạng thái LH sp → góc LH 180
0
y = 3 → A ở trạng thái LH sp
2
→ góc LH 120
0
y = 4 → A ở trạng thái LH sp
3
→ góc LH 109
0
28’
y - Số cặp e trên lai hóa = Số AOLH = số AO tự do + số AO liên kết
x - số e hóa trị tự do = STT nhóm - số OXH của A
18
n
x
y +=
2
Chú ý: + trong công thức này coi B luôn nhận số OXH âm;
+ trong các hợp chất hữu cơ: C
+4
f. Số liên kết
π

tạo thành trong phân tử = số
OXH – n
g. Bậc phản ứng:
∑
∑ ∑
+
=
σ
πσ
B
h. Dự đoán cấu hình không gian của phân tử
• Đối với các phân tử AB
n
không có chứa AOLH tự do: Góc lk = góc LH
• Đối với các phân tử AB
n
có AOLH tự do:
- Hiệu ứng đẩy của ↑↓ tự do > của ↓↑ LK > của ↑
- Nếu χ
A
< χ
B
: Đám mây e nằm lệch về phía B → góc dễ bị thu hẹp hơn
- Nếu χ
A
> χ
B
: Đám mây e nằm lệch về phía A → góc khó bị thu hẹp
hơn
Kiểu lai hóa của

nguyên tử trung
tâm
Dạng phân tử Cấu hình không
gian của phân tử
sp AB
2
Đường thẳng
sp
2
AB
3
Tam giác phẳng
AB
2
Góc (≈ 120
0
)
sp
3
AB
4
Tứ diện
AB
3
Tháp tam giác
AB
2
Góc (≈ 109
0
28’)

Tính phân cực của liên kết cộng hóa trị
Đám mây e liên kết phân bố giữa 2 hạt nhân nguyên tử:
- Khi 2 nguyên tử tương tác giống nhau: đám mây e phân bố đối xứng giữa 2
hạt nhân → liên kết không phân cực (đồng cực)
- Khi 2 nguyên tử tương tác khác nhau: đám mây e phân bố bất đối xứng giữa
2 hạt nhân → liên kết bị phân cực (dị cực):
19
+ Đám mây e lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn → nguyên tử
bị phân cực âm
+ Nguyên tử kia sẽ bị phân cực dương
→ Có thể nói: liên kết cộng hóa trị có cực có một phần tính ion.
A – B A – B A – B
χ
A
= χ
B
χ
A
< χ
B
χ
A
<< χ
B
Lk cht không cực lk cht có cực lk ion
v. Nhận xét về phương pháp VB
Phương pháp VB giải quyết được một số vấn đề của liên kết cộng hóa
trị
 Khả năng tạo liên kết cộng hóa trị
 Các đặc trưng của liên kết

 Giải thích được cấu trúc và tính chất của nhiều phân tử
 Dễ hình dung
Nhược điểm của phương pháp VB: chưa được tổng quát, còn nhiều
hiện tượng thực nghiệm không thể giải thích được bằng phương pháp
này:
 Tính thuận từ của O
2
 Sự tồn tại khá bền của ion phân tử
+
2
H
 Màu sắc, quang phổ của phân tử …
c. So sánh thuyết VB và MO
Khi giải gần đúng phương trình sóng Schroedinger, 2 phương pháp xuất
phát từ luận điểm cơ bản khác nhau:
VB: mô tả sự chuyển động đồng thời của cặp e
MO: mô tả sự chuyển động của từng e riêng biệt.
Giống nhau ở liên kết 2 tâm:
 Cả 2 thuyết đều dẫn đến sự phân bố e trong phân tử giống nhau.
 Để tạo thành liên kết cộng hóa trị phải có mật độ e giữa 2 hạt nhân
nguyên tử
 Để tạo thành liên kết các AO phải che phủ nhau.
 Cách phân biệt liên kết σ và π giống nhau
Ưu điểm của VB so với MO: mô tả phân tử một cách cụ thể:
 Cho phép dùng khái niệm hoá trị quen thuộc
20
 Biễu diễn phân tử bằng công thức cấu tạo
→ Thuyết VB tiện lợi khi trình bày lý thuyết
Nhược điểm của VB không giải thích được một số trường hợp
Ưu điểm của MO so với VB:

 Tổng quát hơn: mô tả được liên kết hóa học trong mọi phân tử (kể cả
liên kết kim loại)
 Mô tả được trạng thái kích thích của phân tử
 Giải thích được màu sắc và quang phổ của phân tử
Nhược điểm của MO: khó
d. Các phân tử cộng hóa trị và lưỡng cực
i. Phân tử cộng hóa trị có cực và không cực
 Phân tử cộng hóa trị có cực là do sự phân bố mật độ e trong phân tử
gần với nguyên tử âm điện hơn, làm cho nguyên tử có độ âm điện lớn
hơn sẽ phân cực âm và nguyên tử kia phân cực dương.
 Phân tử cộng hóa trị không cực là phân tử tạo thành từ các nguyên tử
cùng loại (N
2
, H
2
, O
2
…) hoặc phân tử có tính đối xứng trong không
gian (CO
2
, CH
4
, C
6
H
6
…)
ii. Lưỡng cực và moment lưỡng cực
 Phân tử có cực : xuất hiện lưỡng cực điện gồm hai tâm có điện tích
bằng nhau nhưng trái dấu (δ+, δ- ) , nằm cách nhau một khoảng l gọi

là độ dài lưỡng cực
 Moment lưỡng cực: là đại lượng vectơ có chiều quy ước từ cực dương
đến cực âm
 µ = ql = δel. Thực tế µ thường được đo bằng đơn vị debye (D)
 Moment lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ moment lưỡng cực của
các liên kết và các cặp electron hóa trị tự do → Các phân tử có cấu tạo
đối xứng đều có
0
=µ

 Phân tử cộng hóa trị: µ = 0 ÷ 4 D. µ càng lớn phân tử càng phân cực
mạnh
III.Liên kết ion
1. Thuyết tĩnh điện về liên kết ion
Tương tác hóa học xảy ra gồm hai giai đoạn:
• Các nguyên tử trao đổi e cho nhau tạo thành ion.
• Các ion trái dấu hút nhau theo lực hút tĩnh điện.
Na + Cl → Na
+
+ Cl
–
→ NaCl
21
1s
2
2s
2
2p
6
3s

1
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
5
1s
2
2s
2
2p
6
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
Khả năng tạo liên kết ion của các nguyên tố:
• Khả năng tạo liên kết ion phụ thuộc vào khả năng tạo ion của các nguyên
tố:

o Các nguyên tố có năng lượng ion hóa càng nhỏ (kim loại kiềm, kiềm thổ)
càng dễ tạo cation
o Các nguyên tố có ái lực e càng âm (halogen) càng dễ tạo anion
• Chênh lệch độ âm điện của các nguyên tử càng lớn liên kết tạo thành có
độ ion càng lớn:
∆χ
Độ ion, %
∆χ
Độ ion, %
∆χ
Độ ion, %
0.2 1 1.4 39 2.6 82
0.6 9 1.8 55 3.0 89
1.0 22 2.2 70 3.2 92

3.Tính chất của liên kết ion: do các ion được xem như các quả cầu tích điện có
trường điện phân bố đồng đều về mọi hướng nên có các tính chất là:
• Không bão hòa
• Không định hướng
• Phân cực rất mạnh
4. Sự phân cực ion:
• Định nghĩa: Sự phân cực ion là sự chuyển dịch đám mây e ngoài cùng so
với hạt nhân của một ion dưới tác dụng của điện trường của ion khác.

22
+ -
Hình 4.10. Sự phân cực ion
Do sự phân cực ion này mà các đám mây của cation và anion không hoàn
toàn tách rời nhau mà che phủ nhau một phần → Không có liên kết ion 100%.
Trong liên kết ion có một phần liên kết cộng hóa trị.

• Các yếu tố ảnh hưởng đến sự phân cực ion: sự phân cực của các ion
xảy ra với mức độ khác nhau phụ thuộc vào điện tích, kích thước và cấu
hình e của chúng.
o Khả năng bị phân cực của ion càng lớn khi lực hút của hạt nhân tới e
ngoài cùng càng yếu, sự bị phân cực xảy ra mạnh chủ yếu đối với anion.
 độ bị phân cực sẽ nhỏ nhất ở các ion có cấu hình
khí trơ 8e: ns
2
np
6

 độ bị phân cực sẽ lớn nhất ở các ion có cấu hình
18e: ns
2
np
6
(n-1)d
10
o Tác dụng phân cực của ion càng lớn khi điện trường của nó tạo ra càng
mạnh, tác dụng phân cực chủ yếu xét đối với cation.
 Điện tích ion q tăng → mật độ điện tích tăng → độ
phân cực tăng
 Kích thước ion tăng → mật độ điện tích giảm →
độ phân cực giảm
• Ảnh hưởng của sự phân cực ion đến tính chất các hợp chất ion
o Độ điện ly: Sự phân cực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → tính ion ↓ → độ
điện ly ↓
o Độ bền: Sự phân cực ion ↑ → tính cộng hóa trị ↑ → điện tích hiệu dụng
ion ↓ → lực hút giữa các ion ↓ → năng lượng mạng lưới ion U ↓ → độ
bền của tinh thể ion ↓, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ phân ly ↓

Chất LiF LiCl LiBr LiI Độ bị phân cực của các X
-
↑ →
tính cht ↑ → tính ion ↓ → nhiệt
độ nóng chảy ↓
T
nc
,
0
C 848 607 550 469
Chất MgCO
3
CaCO
3
SrCO
3
BaCO
3
Khả năng phân cực của các A
2+
↓→ tính cht ↓→ tính ion ↑→
nhiệt độ nóng chảy ↑
T
nc
,
0
C 600 897 1100 1400
23
o Độ tan của hợp chất ion phụ thuộc chủ yếu vào: năng lượng mạng
lưới tinh thể U và năng lượng hydrat hóa của cation E

h
 U ↑→ độ tan ↓
 Khả năng phân cực nước của cation↑→ lực hút tĩnh điện
giữa cation và lưỡng cực nước ↑→ E
h
↑→ độ tan ↑
Muối CaSO
4
SrSO
4
BaSO
4
Độ tan (mol/l) 8.10
-3
5.10
-4
1.10
-5
U (kJ/mol) 2347 2339 2262
E
h
(kJ/mol) 1703 1598 1444
IV. LIÊN KẾT KIM LOẠI
1. Các tính chất của kim loại:
• Không trong suốt
• Có ánh kim
• Dẫn nhiệt, dẫn điện tốt
• Dẻo …
2. Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại
Hình 4.11. Mạng tinh thể kim loại

24
• Mạng tinh thể kim loại được tạo thành từ:
o Những ion dương ở nút mạng tinh thể
o Các e hóa trị tự do chuyển động hỗn loạn trong toàn bộ tinh thể
kim loại → khí e → Liên kết có tính không định chỗ rất cao (liên kết rất
nhiều tâm):

Hình 4.11. Khí electron trong kim loại
3. Thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại:
• Coi mỗi tinh thể kim loại là một đại phân tử có khoảng 10
23
tâm
• Giải phương trình sóng Schrodinger cho hệ 10
23
nguyên tử theo phương
pháp MO:
o Hai AO tổ hợp với nhau tạo thành hai MO có năng lượng khác
nhau
o Từ n AO tổ hợp với nhau sẽ tạo thành n MO có các mức năng
lượng khác nhau.
o Nếu n → ∞ các mức năng lượng rất gần nhau (chênh lệch năng
lượng khoảng 10
-22
eV) → Tạo thành các miền năng lượng được xem như
dải năng lượng liên tục
o Tương ứng với các trạng thái năng lượng s, p, d, f … của nguyên
tử trong tinh thể kim loại sẽ hình thành những miền năng lượng s, p, d, f
…
o Trong miền năng lượng các orbital trải đều trong toàn bộ tinh thể
kim loại và cũng có đầy đủ tính chất như các MO

o Các e phân bố trên các orbital của miền năng lượng theo các quy
luật giống như trên các MO gồm: Nguyên lý vững bền, nguyên lý ngoại
trừ Pauli, quy tắc Hund
 Miền năng lượng chứa các e hóa trị gọi là miền hóa
trị(HOMO):(highest occupied molecular orbitals)
25