skkn cơ sở về lý thuyết các kiểu liên kết hóa học cơ bản.

PHẦN 1: CƠ SỞ VỀ LÝ THUYẾT
CÁC KIỂU LIÊN KẾT HÓA HỌC CƠ BẢN.
1
A. LIÊN KẾT ION
Thuyết liên kết ion được hình thành trên cơ sở thuyết tĩnh điện liên kết hóa học của Kossel, gồm quá trình
tạo thành các ion từ những nguyên tử tương tác và quá trình hút nhau bằng lực hút tĩnh điện giữa các
ion này.
I. SỰ TẠO THÀNH ION VÀ LIÊN KẾT ION.
Khi các nguyên tử đến gần nhau có sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia tạo
thành các ion.
M – ne → M
n+


(kim loại) (cation)
X + me → X
m -
(phi kim) (anion)
Các ion mới hình thành mang điện tích trái dấu hút nhau, khi đến rất gần nhau giữa những ion đó xuất
hiện lực đẩy do sự tương tác giữa vỏ electron của chúng, đến lúc lực đẩy cân bằng với lực hút, các ion
dừng lại và ở cách nhau 1 khoảng nhất định, liên kết được hình thành . Như vậy tương tác giữa các ion
trong phân tử là tương tác tĩnh điện.
Bản chất của liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu.
Ví dụ: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử NaCl

Na
+
Cl
Na
+
Cl

NaCl
2s
2
2p
6
3s
1
3s
2
3p
5

2s
2
2p
6
3s
2
3p
6


Hợp chất NaCl được gọi là hợp chất ion
Điều kiện để tạo thành liên kết ion : Hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tham gia liên kết ≥ 2 (liên kết
được hình thành từ kim loại điển hình và phi kim điển hình)
II. ĐẶC ĐIỂM CỦA LIÊN KẾT ION
- Mỗi ion tạo ra điện trường xung quanh nó, nên liên kết ion xảy ra theo mọi hướng (hay nói cách khác
liên kết ion là liên kết không có hướng).
- Không bảo hoà, nghĩa là mỗi ion có thể liên kết được nhiều ion xung quanh nó.
- Liên kết rất bền.

Do các tính chất này mà các phân tử hợp chất ion có khuynh hướng tự kết hợp lại mạnh mẽ, các phân tử
ion riêng lẻ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao. Còn ở nhiệt độ thường mọi hợp chất ion đều tồn tại ở trạng thái rắn,
có cấu trúc tinh thể và toàn bộ tinh thể được xem như một phân tử khổng lồ.
III. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN SỰ TẠO THÀNH LIÊN KẾT ION.
1. Năng lượng ion hóa của nguyên tử kim loại:
Khái niệm: là năng lượng cần thiết để bứt 1 e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản.
Nguyên tử kim loại có điện tích hạt nhân càng nhỏ, kích thứơc càng lớn thì electron lớp ngoài cùng liên
kết với hạt nhân càng yếu, càng dễ tách e ra khỏi nguyên tử , năng lượng ion hóa càng nhỏ và dễ biến
thành ion dương
Năng lượng ion hoá thứ nhất (I
1
) < năng lượng ion hoá thứ hai (I
2
) < năng lượng ion hoá thứ ba (I
3
)
( Lý do: tách hạt mang điện tích âm ra khỏi nguyên tử trung hòa dễ hơn ion dương )
Ví dụ : Năng lượng ion hoá thứ nhất của N, Li, Be lần lượt là: 496, 500, 900 ( kj/mol)
2. Ái lực với electron của phi kim:
Khái niệm: là năng lượng toả ra khi nguyên tử kết hợp với 1 e để trở thành ion âm.
Nguyên tử phi kim có số e lớp ngoài cùng càng lớn , kích thước càng bé , ái lực đối với e càng lớn.
Ví dụ : ái lực e của Cl (398 kj/mol) ; Br (342 kj/mol) ; I (295 kj/mol)
IV. TINH THỂ ION
* Tinh thể hợp chất ion được tạo thành bởi những cation và anion hình cầu có bán kính xác định
*Lực liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện không định hướng. Do liên kết ion là liên kết bền, không
định hướng, không bão hòa nên nó tuân theo nguyên lý sắp xếp đặc khít nhất.
* Các anion thường có bán kính lớn hơn cation nên trong tinh thể người ta coi anion như những quả cầu
xếp khít nhau theo kiểu lập phương tâm mặt, lập phương chặt khít, hoặc lập phương đơn giản. Các cation
có kích thước nhỏ hơn nằm ở các hốc tứ diện hoặc bát diện.
"Trong tinh thể các hạt có khuynh hướng sắp xếp đặc khít nhất, sao cho thể tích khoảng không gian tự do

giữa chúng là nhỏ nhất".
2
Ví dụ : Tinh thể muối NaCl
Tính chất chung của tinh thể ion : Độ bền và độ cứng cao. Dẫn nhiệt và dẫn điện kém vì trong tinh thể
ion không có các hạt mang điện tích chuyển động tự do. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao.
V. ĐỘ BỀN HỢP CHẤT ION.
Độ bền hợp chất ion được đánh giá qua năng lượng phân li E
pl
( Năng lượng cần thiết để phân ly hợp
chất thành những ion riêng lẻ).
Ví dụ : Năng lượng để phân ly hợp chất NaCl thành ion Na
+
và Cl
-
ở thể khí là 781 kj/mol
Năng lượng phân ly càng lớn , các ion trong hợp chất hút nhau càng mạnh.
E
pl
∼
d
mn
−+
.
( n
+
, m
-
: điện tích cation, anion
d: khoảng cách giữa tâm các ion trong tinh thể rắn )
 Điện tích các ion càng lớn hút nhau càng chặt

 Kích thước các ion càng lớn hút nhau càng yếu.
Vd: E
Pl
của LiCl > NaCl > KCl ( do kích thước Li
+
< Na
+
< K
+
)
E
Pl
của MgO > NaCl ( do điện tích các ion)
Ảnh hưởng của độ bền liên kết đến 1 số tính chất vật lý của hợp chất ion
 Nhiệt độ nóng chảy: Liên kết giữa các ion càng bền , nhiệt độ nóng chảy của hợp chất càng cao.
 Độ tan : Sức hút giữa các ion trong hợp chất rắn càng mạnh, hợp chất ion càng khó tan.
Ví dụ : t
0
nc
: KCl > KBr >

KI
Độ tan : KCl < KBr < KI
3
A
B
C
A
A
B

LËp ph¬ng t©m khèi
LËp ph¬ng t©m mÆt
Lôc ph¬ng chÆt khÝt
Na
Cl
B. LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ
Giới thiệu 1 số hình dạng obitan nguyên tử:
Hình dạng obitan nguyên tử s:
Hình dạng obitan nguyên tử p:
Hình dạng obitan nguyên tử d:
Hình dạng obitan nguyên tử f:
4
I. THUYẾT LEWIS & THUYẾT VB ((Valence Bond) VỀ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ
1. Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị .
* Theo Lewis, các nguyên tử có khuynh hướng đóng góp các electron độc thân để tạo thành các cặp
electron dùng chung giữa 2 nguyên tử , liên kết được hình thành.
* Thuyết VB dùng sự xen phủ của các obitan nguyên tử (AO) để mô tả sự tạo thành các liên kết. Tùy
theo tính đối xứng của vùng xen phủ giữa các AO tham gia liên kết đối với trục liên kết (trục với tâm 2
hạt nhân), người ta phân biệt liên kết xích ma (σ), liên kết (π), và liên kết (δ).
Sự hình thành liên kết
σ
& liên kết
π
:
 Liên kết
σ
được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan ( thường xảy ra sự xen phủ s - s, s – p,
p - p) theo trục nối giữa các hạt nhân nguyên tử liên kết. Liên kết
σ
có tính đối xứng trục.

Sự xen phủ s – s Sự xen phủ s – p Sự xen phủ p – p
 Liên kết
π
được hình thành do sự xen phủ bên giữa các obitan nguyên tử ( thường có sự xen phủ
p-p, p-d, d-d). Liên kết
π
có mặt phẳng đối xứng


Sự xen phủ bên p – p Sự xen phủ bên p – d ….
Liên kết
σ
bền hơn liên kết
π
do mật độ xen phủ trục nhiều hơn xen phủ bên.
Ngoài ra còn có liên kết δ : Liên kết này ít gặp, đó là liên kết xuất hiện do sự xen phủ của các obitan d.
Ví dụ 1: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử H
2
- Theo Lewis: Để hình thành liên kết, mỗi nguyên tử H đóng góp 1 e độc thân để tạo ra 1 cặp e dùng
chung cho cả 2 nguyên tử:

Công thức e Công thức cấu tạo

( thay 1 cặp e dùng chung bằng 1 vạch liên kết)

H H

1s
1

1s
1


- Thuyết VB: Bản chất là do sự xen phủ giữa các obitan chứa e độc thân có spin trái dấu nhau.

+
Khi 2 nguyên tử H tiến đến gần nhau, hạt nhân nguyên tử này hút mây electron của nguyên tử kia dẫn
đến 2 đám mây xen phủ 1 phần , mật độ e giữa 2 hạt nhân tăng ( cả 2 e ưu tiên có mặt ở khu vực này)
làm cân bằng lực đẩy tương hổ giữa 2 hạt nhân, giữ cho 2 hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau : liên kết
hóa học hình thành.
5
H - H
(liên kết σ)
(tạo liên kết σ)
Mô hình phân tử H
2



Khi áp dụng cơ học lượng tử để giải quyết vấn đề bản chất của liên kết hoá học, năm 1927 hai nhà bác
học W.Heiler và F. London đã giải bài toán tính năng lượng liên kết trong phân tử H
2
, kết quả việc giải
bài toán này cho thấy: Liên kết giữa 2 nguyên tử hydro được hình thành khi 2 electron của 2 nguyên tử
hydro có spin ngược chiều nhau ghép đôi với nhau, khi đó năng lượng của phân tử hydro thấp hơn năng
lượng của hai nguyên tử hydro cô lập và mức năng lượng của hai phân tử thấp nhất khi khoảng cách giữa
2 tâm của hai nguyên tử hydro là 0,74A
0
♦ Luận điểm cơ bản của thuyết VB:

- Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO.
- Mỗi liên kết cộng hoá trị được tạo thành do sự ghép đôi 2 electron độc thân có spin trái dấu của 2
nguyên tử khác nhau tương tác với nhau, cặp electron này được xem như chung cho cả 2 nguyên tử.
- Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ càng mạnh thì liên kết càng
bền.
Ví dụ 2: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử HCl
Công thức e CT cấu tạo
- Theo Lewis:
H
+
Cl
H
Cl
H-Cl


1s
1

3p
x
- Thuyết VB: obitan s chứa 1 electron độc thân của nguyên tử H xen phủ với obitan p chứa 1 electron độc
thân của nguyên tử Cl hình thành liên kết σ giữa 2 nguyên tử H và Cl

Mô hình phân tử HCl
Ví dụ 3: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử N
2
N

: 2s

2
2p
3




p
x
p
y
p
z


- Theo Lewis:
N N
N N

Công thức e CTCT

6
N:
N:
(liên kết σ)
(tạo liên kết σ)
(hình thành 1 liên kết ba)
- Thuyết VB: Xãy ra sự xen phủ từng cặp giữa các obitan p
x
- p

x
, p
y
- p
y
, p
z
- p
z
của 2 nguyên tử N

p
x
p
x


y
y
p
y
p
y

p
z
p
z
Liên kết ba giữa 2 nguyên tử N gồm 2 liên kết π và 1 liên kết σ
Vậy: liên kết cộng hoá trị là liên kết hóa học bằng cặp electron chung.

Điều kiện để tạo liên kết CHT: liên kết CHT được hình thành giữa các nguyên tử giống nhau hay không
khác nhau nhiều về độ âm điện.
Các hợp chất hình thành từ liên kết cộng hóa trị gọi là hợp chất cộng hóa trị.
Hóa trị của nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị theo thuyết Lewis: bằng số cặp e dùng chung giữa
nguyên tố đó với các nguyên tử liên kết với nó.
Hoá trị của các nguyên tố theo VB : Hoá trị có thể có của một nguyên tố được tính bằng số electron độc
thân trong nguyên tử của nguyên tố đó (ở trạng thái cơ bản hay kích thích).
2. Phân loại liên kết cộng hóa trị .
- Nếu hai nguyên tử tạo liên kết có độ âm điện như nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm ở giữa 2 nguyên tử,
ta có liên kết cộng hoá trị không cực (Ví dụ Cl : Cl )
- Nếu hai nguyên tử tạo kiên kết có độ âm điện khác nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm lệch về phía
nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, ta có liên kết cộng hoá trị phân cực (Ví dụ H :Cl )
- Nếu cặp electron chung tạo liên kết do một trong hai nguyên tử đưa ra còn nguyên tử kia được dùng
chung: hình thành liên kết phối trí.
Ví dụ 1: Xét phân tử HNO
3
H : 1s
1

O: 2s
2
2p
4

N: 2s
2
2p
3

Công thức e Công thức cấu tạo


N
O
O
OH
N
O
O
O
H
Ví dụ 2: Xét phân tử CO
C: 2s
2
2p
2


C O
C
O
Ví dụ 3: Xét ion NH
4
+

7
(xen phủ trục tạo liên kết σ)
(xen phủ bên tạo liên kết π)
Hoá trị của N: 4

N
H
H
H
H
N
H
H
H
H
Tương tự đối với ion H
3
O
+
Liên kết phối trí (hay còn gọi là liên kết “cho – nhận” ) được tạo thành giữa nguyên tử hay ion có cặp e
không liên kết ( đóng vai trò là chất “cho” e) với các nguyên tử hay ion có obitan trống (đóng vai trò
chất “nhận” e)
II. ĐẶC ĐIỂM CỦA LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
1. Có tính bảo hoà : Mỗi nguyên tử chỉ có khả năng tạo 1 số liên kết nhất định, ta nói liên kết CHT có
tính bảo hoà. Tính chất này làm cho phân tử có thành phần và cấu tạo nhất định.
Ví dụ: N kết hợp với H tạo NH
3
, không tạo ra các phân tử NH
4
, NH
5

S liên kết với H tạo H
2

S, không tạo ra các phân tử H
3
S, H
4
S
2. Liên kết CHT kém bền hơn liên kết ion.
3. Liên kết cộng hóa trị có tính định hướng:
Liên kết cộng hóa trị bền vững khi sự xen phủ giữa các obitan nguyên tử cực đại, sự xen phủ cực đại chỉ
xảy ra theo những hướng xác định, như vậy phân tử phải có cấu hình không gian xác định, tính chất này
gọi là tính định hướng của liên kết cộng hóa trị.
Thuyết Lewis giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo thành liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử,
giải thích được các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất. Tuy nhiên thuyết này cũng gặp
một số hạn chế và không giải thích được từ tính của một số chất.
III. THUYẾT LAI HÓA.
Do có sự sai biệt về góc liên kết giữa lý thuyết và thực nghiệm ở 1 số hợp chất cộng hóa trị ( Ví dụ: góc
liên kết HSH trong phân tử H
2
S theo lý thuyết trên là 90
0
, thực tế xác định được 92
0

).
Mô hình 1 số phân tử theo thực nghiệm
Để giải thích vấn đề trên, Pauling –Slater đề ra thuyết lai hoá : Các nguyên tử khi tương tác với nhau có
thể không sử dụng những obitan s, p, d… thuần khiết mà được tổ hợp với nhau thành những obitan mới
có năng lượng, hình dạng, kích thước giống nhau, phân bố đối xứng nhau trong không gian, gọi là
obitan lai hoá.
Số obitan nguyên tử (AO) tham gia lai hoá = số obitan lai hoá
Điều kiện để có sự lai hoá : các obitan nguyên tử tham gia lai hoá phải có năng lượng xấp xỉ

nhau.
* Điều kiện để các AO lai hoá bền là:
- Năng lượng của các AO tham gia lai hoá phải xấp xỉ nhau.
- Năng lượng của các AO tham gia lai hoá thấp .
- Độ xen phủ các AO lai hoá của nguyên tử trung tâm với các AO lai hóa của các nguyên tử khác tham
gia liên kết phải lớn.
Các kiểu lai hoá thường gặp:
a. Lai hóa sp : Tổ hợp 1 obitan s với 1 obitan p → 2 obitan lai hoá sp phân bố đối xứng trên cùng đường
thẳng tạo góc 180
0
8


180
0

Ví dụ 1: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử BeCl
2
và cấu tạo hình học .
Be: 2s
2




p
x
Công thức e: CTCT

Be

H
H
Cl - Be – Cl
Nguyên tử Be ở trạng thái kích thích, 1 obitan s tổ hợp với 1 obitan p cho 2 obitan lai hoá sp cùng năng
lượng, hình dạng , kích thước, đối xứng và tạo với nhau góc 180
0
.
Hai obitan lai hoá của Be sẽ xen phủ trục với 2 obitan p chứa e độc thân của 2 nguyên tử Clo hình thành
2 liên kết σ
Phân tử BeCl
2
có cấu tạo thẳng, góc liên kết 180
0

Cl - Be – Cl
Ví dụ 2: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử C
2
H
2
và cấu tạo hình học.
C: 2s
2
2p
2

2s
2p
x
2p
y

2p
z
Công thức e: CTCT
9
Be* :
Be :
2s
2p
Cl :
C
*
:
C
:

C
H
C
H

C
H
C H
Nguyên tử C ở trạng thái kích thích, 1 obitan s tổ hợp với 1 obitan p cho 2 obitan lai hoá sp cùng năng
lượng, hình dạng , kích thước, đối xứng và tạo với nhau góc 180
0
.
Đối với mỗi nguyên tử C: 1 obitan lai hoá sp của nguyên tử C này sẽ xen phủ trục với obitan lai hóa sp
của nguyên tử C kia tạo 1 liên kết σ C-C, và 1 obitan lai hoá sp còn lại sẽ xen phủ trục với obitan s của
H tạo 2 liên kết σ C-H .

Ở mỗi nguyên tử C còn lại 2 obitan p không lai hoá sẽ xen phủ bên với nhau từng đôi một tạo 2 liên kết π
giữa 2 nguyên tử C.


y
y
p
y
p
y

p
z
p
z
Cấu tạo hình học:
C
C
H H
180
0

b. Lai hóa sp
2

Một obitan s tổ hợp với 2 obitan p → 3 obitan lai hóa sp
2
nằm trên cùng mặt phẳng tạo góc 120
0

.


120
0

Ví dụ 1: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử BCl
3
và cấu tạo hình học .
B: 2s
2
2p
1
10
σ
σ
σ
π
π

2p
x
2p
y
2p
z
2s

CT electron CTCT

B
Cl
ClCl
B
Cl
Cl
Cl
B ở trạng thái kích thích, 1 obitan s tổ hợp với 2 obitan p tạo 3 obitan lai hoá sp
2
cùng kích thước, hình
dạng, năng lượng nằm trong cùng mặt phẳng tạo với nhau góc120
0
. Mỗi obitan lai hoá của B sẽ xen phủ
trục với obitan p chứa e độc thân của mỗi nguyên tử Cl tạo 3 liên kết σ B - Cl .
.
120
0
B
Cl
Cl
Cl

B
Cl
Cl
Cl

Ví dụ 2: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử C
2
H

4
và cấu tạo hình học

2s
2p
x
2p
y
2p
z
Công thức electron CTCT

C
C
H
H H
H

C
C
H
H H
H
C ở trạng thái kích thích, 1 obitan s tổ hợp với 2 obitan p tạo 3 obitan lai hoá sp
2
cùng kích thước, hình
dạng, năng lượng nằm trong cùng mặt phẳng tạo với nhau góc120
0
.
Mỗi nguyên tử C có 3 obitan lai hoá sp

2
. Một obitan lai hoá sp
2
của C này sẽ xen phủ trục với 1 obitan lai
hóa sp
2
của C kia tạo liên kết σ C-C, 2 obitan lai hoá còn lại sẽ xen phủ trục với 2 obitan s của 2 nguyên
tử H tạo 2 liên kết σ C-H .
Mỗi nguyên tử C còn lại 1 obitan p không lai hoá sẽ xen phủ bên với nhau tạo liên kết π giữa 2 nguyên
tử C.
11
B
*
:
Cl
:
C
:
C
*
:
σ
B
:
σ
σ
σ σ

120
0

p
z
p
z
Cấu tạo hình học


C
C
H
H
H
H

c. Lai hóa sp
3

1 obitan s tổ hợp với 3 orbitan p tạo thành 4 obitan lai hoá sp
3
có trục hướng về 4 đỉnh tứ diện đều
(109
0
28
’
)

109
0
28

Ví dụ 1: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử CH
4
và cấu tạo hình học

2s
2p
x
2p
y
2p
z

Công thức e CTCT

C
H
H
H
H C
H
H
H
H
C ở trạng thái kích thích , trong nguyên tử C: 1 obital s tổ hợp với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá sp
3
có cùng hình dạng , năng lượng , kích thước và trục hướng về 4 đỉnh tứ diện đều tạo góc 109
0
28
’

, mỗi
obitan lai hóa của C xen phủ trục với obitan s của nguyên tử H tạo 4 liên kết σ C-H
Cấu tạo hình học:
12
σ
σ
π
C
:
C
*
:
σ
109
0
28
C
H
H
H
H

Ví dụ 2: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử NH
3
và cấu tạo hình học
N: 2s
2
2p
3

Công thức e CTCT

N
H
H
H
N
H
H
H
Đối với nguyên tử N, 1 obitan s tổ hợp với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá sp
3
, trong đó có 3 obitan
lai hóa chứa các electron độc thân xen phủ trục với obitan s của nguyên tử H tạo 3 liên kết σ N-H , 1
obitan còn lại chứa đôi điện tử tự do. Do mật độ điện tích âm trên cặp e tự do lớn đẩy các cặp e liên kết,
nên góc liên kết HNH < 109
0
28’
(thực nghiệm góc HNH = 107
0
1’ )
Cấu tạo hình học phân tử NH
3
:

N
H
H
H

107,1
0

d. Các dạng lai hóa khác :
 Lai hoá sp
3
d : Các obitan s, p
x
, p
y
, p
z
, d tổ hợp với nhau cho 5 obitan lai hoá trục hướng về 5
đỉnh của 1 lưỡng chóp tam giác.



Ví dụ: phân tử PCl
5
P: 3s
2
3p
3
P
P
*

Các obitan s, p
x
, p

y
, p
z
, d của P tổ hợp với nhau cho 5 obitan lai hoá sp
3
d, trục hướng về 5 đỉnh của 1
lưỡng chóp tam giác. Mỗi obitan lai hóa của P xen phủ trục với obitan p chứa e độc thân của nguyên
tử Cl tạo 5 liên kết σ P - Cl .
13
Cl

:
Cấu tạo hình học của phân tử PCl
5
:


P
Cl
Cl
Cl
Cl
Cl
Tương tự PF
5
- Nếu nguyên tử trung tâm có 1 obitan lai hóa chứa 1 đôi e tự do, phân tử có dạng:


Ví dụ: phân tử SF
4

- Nếu nguyên tử trung tâm có 2 obitan lai hóa chứa 2 đôi e tự do, phân tử có dạng:

Ví dụ: phân tử ClF
3

Nếu nguyên tử trung tâm có 3 obitan lai hóa chứa 3 đôi e tự do, phân tử có dạng:

Ví dụ: XeF
2
 Lai hóa sp
3
d
2

: 1 obitan s + 3 obitan p + 2 obitan d tổ hợp với nhau cho 6 obitan lai hoá trục
hướng về 6 đỉnh của hình tám mặt.

Ví dụ : Phân tử SF
6
S
S
*

Công thức e Công thức cấu tạo

S
F
F
F
F

F
F
S
FF
F
F
F
F
14
F:
1 obitan s + 3 obitan p + 2 obitan d của S tổ hợp với nhau cho 6 obitan lai hoá sp
3
d
2
trục hướng về 6
đỉnh của hình tám mặt. Mỗi obitan lai hoá của S xen phủ trục với obitan p chứa e độc thân của
nguyên tử F hình thành 6 liên kết σ S-F

F
F
F
F
F
F
S
- Nếu nguyên tử trung tâm có 1 obitan lai hóa chứa 1 đôi e tự do (dạng chóp vuông)

- Nếu nguyên tử trung tâm có 2 obitan lai hóa chứa 2 đôi e tự do (dạng vuông phẳng)

* Dự đoán kiểu lai hoá và dạng hình học của phân tử

Xuất phát từ ý tưởng các cặp electron hoá trị của một nguyên tử luôn đẩy lẫn nhau, R.J. Gillespie đã đưa
ra quy tắc tiên đoán sự định hướng các liên kết xung quanh một nguyên tử trung tâm của phân tử hoặc ion
gọi là thuyết sự đẩy các cặp electron hoá trị, viết tắt là VSEPR (từ tiếng anh: Valence Shell Electronic
Pair Repusions)
Luận điểm chính: Mọi cặp electron liên kết và không liên kết (cặp electron tự do) của lớp ngoài cùng đều
cư trú thống kê ở cùng một khoảng cách đến hạt nhân, trên bề mặt quả cầu mà hạt nhân nằm ở tâm. Các
electron tương ứng sẽ ở vị trí xa nhau nhất để lực đẩy của chúng giảm đến cực tiểu.
Theo mô hình VSEPR: Xét phân tử AX
n
E
m
.
A: Nguyên tử trung tâm có các cặp electron hóa trị tạo liên kết σ;
X: Cặp electron liên kết với nguyên tử trung tâm A; n: số cặp electron tạo thành liên kết σ;
E: Cặp electron tự do; m: Số lượng cặp electron tự do;
n + m = q là tổng số cặp electron hóa trị bao quanh A.
- n + m = 2 → Phân tử thẳng → A lai hoá sp
- n + m = 3 → Phân tử phẳng tam giác → A lai hoá sp
2
- n + m = 4 → Phân tử tứ diện → A lai hoá sp
3
- n + m = 5 → Phân tử tháp đôi đáy tam giác → A lai hoá sp
3
d
- n + m = 6 → Phân tử tháp đôi đáy vuông (bát diện) → A lai hoá sp
3
d
2
Một cách đơn giản
Đặt x là số obitan lai hoá của nguyên tử trung tâm A.

Thì x = tổng số liên kết σ giữa nguyên tử trung tâm A với các nguyên tử xung quanh + số đôi e tự do
trên nguyên tử trung tâm.
Từ số obitan lai hóa suy ra trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm
x = 2 → X có trạng thái lai hoá sp → Phân tử thẳng
x = 3 → X có trạng thái lai hoá sp
2
→ Phân tử phẳng tam giác
x = 4 → X có trạng thái lai hoá sp
3
→ Phân tử tứ diện
x = 5 → X có trạng thái lai hoá sp
3
d → Phân tử tháp đôi đáy tam giác
x = 6 → X có trạng thái lai hoá sp
3
d
2
→Phân tử tháp đôi đáy vuông (bát diện)
Ví dụ: Trong BeH
2
, Be có số obitan lai hóa = 2 → Be có lai hoá sp → Phân tử có cấu trúc thẳng
15
BH
3
, B có số obitan lai hóa = 3 → B có lai hoá sp
2
→ Phân tử phẳng tam giác
CH
4
, C có số obitan lai hóa = 4 → C có lai hoá sp

3
→ Phân tử tứ diện
PCl
5
, P có số obitan lai hóa = 5 → P có lai hoá sp
3
d → Phân tử lưỡng chóp tam giác
Lưu ý: Khi số nguyên tử liên kết với nguyên tử trung tâm X ít hơn số obitan lai hóa của X thì góc liên kết
trong phân tử bị thu hẹp lại đôi chút so với góc giữa các obitan lai hóa, vì cặp e hóa trị trên obitan lai hóa
chưa tham gia liên kết có tác dụng đẩy mạnh hơn so với cặp e trên obitan lai hóa đã tham gia liên kết.
IV. MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ:
1. Bậc liên kết: Là số cặp e góp chung bởi 2 nguyên tử tạo liên kết.
 Liên kết bậc 1: giữa 2 nguyên tử có cặp e dùng chung (có 1 liên kết) , còn gọi là liên kết đơn .
 Liên kết bậc 2: giữa 2 nguyên tử có 2 cặp e dùng chung (có 2 liên kết ) , còn gọi là liên kết đôi .
 Liên kết bậc 3: giữa 2 nguyên tử có 3 cặp e dùng chung (có 3 liên kết ) , còn gọi là liên kết ba .
2. Độ dài liên kết – góc hóa trị :
 Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa 2 hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau.
Độ dài liên kết phụ thuộc :
- Kích thước nguyên tử (chủ yếu) : Kích thước các nguyên tử liên kết càng lớn, liên kết càng dài
- Bậc liên kết : bậc liên kết càng lớn, độ dài liên kết càng nhỏ
Ví dụ:

C O C O
C O
d
lk
1,43 1,22 1,13
 Góc hóa trị : Là góc tạo thành bởi 2 đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm
với 2 hạt nhân nguyên tử liên kết .
Ví dụ: Phân tử nước có góc hóa trị 104,5

0

O
H
H
104,5
0
3. Năng lượng liên kết : (E
lk
)
a. Năng lượng liên kết : Là năng lượng tỏa ra khi hình thành liên kết hóa học từ những nguyên tử đơn lẻ
. Đây là quá trình toả nhiệt.
Thực nghiệm cho thấy:
- Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền liên kết, năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền.
- Bậc của liên kết càng cao thì độ dài liên kết càng ngắn và năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng
bền.
Do đó : Độ bền của liên kết ba > liên kết đôi > liên kết đơn
b. Năng lượng phân ly : Là năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết hóa học, tách phân tử thành các
nguyên tử . Đây là quá trình thu nhiệt.
Về mặt trị số năng lượng phân ly bằng năng lượng liên kết nhưng trái dấu.
4. Độ phân cực của liên kết – Độ phân cực phân tử.
a. Độ phân cực của liên kết cộng hóa trị.
Đại lượng đặc trưng cho mức độ phân cực của 1 liên kết là hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tạo ra
liên kết .
 Nếu liên kết tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng nguyên tố gọi là liên kết cộng hóa trị không cực.
 Nếu liên kết tạo thành từ 2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau gọi là liên kết cộng hóa trị có
cực. Hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tạo ra liên kết càng lớn, liên kết càng phân cực về phía
nguyên tử có độ âm điện lớn
Ví dụ :
H Cl

H Cl
b. Độ phân cực phân tử.
Liên kết giữa 2 nguyên tử A, B có độ âm điện khác nhau tạo thành liên kết CHT có cực, phân tử là 1
lưỡng cực điện .
Đại lượng đặc trưng cho độ phân cực phân tử là momen lưỡng cực (
μ

);
Momen lưỡng cực là đại lượng vectơ , có giá trị xác định đối với mỗi phân tử , có chiều qui ước hướng từ
trọng tâm điện tích dương sang điện tích âm.

q.l.4,8μ =
(Debye)
Trong đó l: độ dài lưỡng cực (khoảng cách giữa 2 trọng tâm điện tích) ;
16
δ
+
δ
-
q: giá trị tuyệt đối điện tích (tính bằng e)
Đối với các phân tử đa nguyên tử, độ phân cực phân tử được xác định bằng tổng vectơ độ phân cực liên
kết và của cặp e tự do trong phân tử .
+
µ
tổng = 0 ⇒ Tâm điện tích dương trùng với tâm điện tích âm. Phân tử không có cực.
Ví dụ 1:
CO O
2q
+

q
-
q
-

Phân tử có cấu tạo thẳng, các liên kết C = O phân cực mạnh nhưng vì phân tử có cấu tạo đối xứng nên
momen lưỡng cực của các liên kết bù trừ nhau, độ phân cực phân tử bằng 0
Ví dụ 2:

+
µ
tổng ≠ 0 ⇒ Tâm điện tích dương khác tâm điện tích âm. Phân tử có cực.





O
H
H
*Giá trị của momen lưỡng cực được xác định bằng thực nghiệm
5. Cách đánh giá tương đối bản chất liên kết – sự cực hoá ion.
Dựa vào hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tạo liên kết có thể đánh giá tương đối bản chất liên kết
hình thành .
∆χ
A-B
=
BA
χχ
−

∆χ
A-B
0 0≤ ∆χ
A-B
<1,7 ∆χ
A-B
≥1,7
Bản chất liên kết CHT không cực LKCHT có cực LK ion

Tuy nhiên, trong thực tế không có liên kết ion cũng như liên kết cộng hóa trị thuần tuý , ngay trong
những hợp chất ion điển hình như NaCl, liên kết giữa Na
+
và Cl
-
cũng chỉ đến 94% ion , tức là trong
phân tử không có sự chuyển hoàn toàn electron từ nguyên tử này sang nguyên tử khác. Sự phân chia
không hoàn toàn các điện tích trong hợp chất ion được giải thích : giữa cation và anion, ngoài tương tác
tĩnh điện tạo liên kết còn có thêm 1 tương tác nữa là sự cực hoá lẫn nhau.
 Khả năng bị cực hoá của 1 ion phụ thuộc vào cấu hình e, điện tích và kích thước của nó . Trong
những ion có cùng điện tích và kích thước gần bằng nhau, ion có cấu hình e của khí hiếm bị cực hoá kém
nhất, kế đến là những ion có obitan d chưa xếp đủ e, mạnh nhất là các ion có obitan d đã xếp đủ e. Với
những ion có cùng điện tích, cùng cấu hình e lớp ngoài cùng, khả năng bị cực hoá tăng lên theo kích
thước ion. Ion có điện tích càng lớn sẽ bị cực hóa càng yếu vì sự tăng điện tích làm giảm kích thước ion
và làm tăng sức hút giữa hạt nhân và electron. Anion bị cực hoá mạnh hơn cation
17
δ+
δ+
2δ-
O
H

H
µ
2
µ
1
µ
1
µ
2
µ
µ
= +
2
µ
1
µ
1
µ
2
µ
= = 1,58D
= 1,84D
µ
µµ
µ

(CO
2
) = 0
µ

(H
2
O) = 1,84D
 Khả năng cực hoá của 1 ion cũng phụ thuộc vào cấu hình e, điện tích và kích thước của nó. Ion
với cấu hình e càng bền, điện tích càng lớn và kích thước càng bé, khả năng cực hóa càng mạnh. Anion
có khả năng cực hóa kém hơn cation. Thực tế chỉ chú ý đến tác dụng cực hóa của cation đối với anion.
Khi 1 cation cực hóa 1 anion rõ rệt, vỏ electron của anion bị biến dạng, một phần điện tích electron được
chuyển ngược lại từ anion đến cation, liên kết trở nên có 1 phần cộng hóa trị.
Ví dụ: Trong những hợp chất có liên kết ion , khi các ion hút nhau mạnh mẽ, đối với các cation có kích
thước nhỏ như ion Li
+
, điện tích lớn như ion Al
3+
thì liên kết ion đã có 1 phần tính chất cộng hóa trị (như
hợp chất Al
2
O
3
, do ion Al
3+
có điện tích lớn làm biến dạng O
2-
nên liên kết giữa Al và O mang 1 phần tính
chất cộng hóa trị)
Sự cực hóa ảnh hưởng đến 1 số tính chất của hợp chất:
 Khả năng phân li của muối trong nước :
Ví dụ : BaCl
2
là chất điện li mạnh, HgCl

2
hầu như không phân ly . Do ion Hg
2+
cực hóa anion Cl
-
nhiều
hơn ion Ba
2+
làm cho liên kết Hg-Cl mang tính chất cộng hóa trị.
 Ảnh hưởng đến màu sắc của 1 số hợp chất :
Ví dụ: Muối Na
2
CrO
4
,

K
2
CrO
4
có màu vàng ; Ag
2
CrO
4
màu đỏ nâu. Do ion Ag
+
có tác dụng cực hóa ion
CrO
4
2-

mạnh hơn các ion Na
+
, K
+
Oxit kim loại thường có màu đậm hơn hiđroxit kim loại đó, Ví dụ: FeO màu đen, Fe(OH)
2
màu trắng
xanh; CuO màu đen , Cu(OH)
2
màu xanh lam, do khả năng bị biến dạng của OH
-
kém hơn của ion O
2-


Thuyết liên kết cộng hóa trị mô tả phân tử 1 cách cụ thể , cho phép dùng khái niệm hoá trị quen thuộc
trong hoá học và biểu diễn phân tử bằng công thức cấu tạo. Tuy nhiên thuyết này không giải thích được
tính thuận từ của phân tử O
2
(bị nam châm hút), sự tồn tại của ion H
2
+
…. Để giải quyết vấn đề này, ba
nhà khoa học Hund – Mulliken – Lennnard Jones đã đề ra phương pháp orbitan phân tử để mô tả bản
chất liên kết hóa học trong phân tử .
C. PHƯƠNG PHÁP OBITAN PHÂN TỬ ( Phương pháp MO)
1. Cơ sở lý thuyết.
Thuyết MO xem phân tử như hạt thống nhất trong đó có các e chuyển động, mỗi e trong phân tử được
mô tả bằng 1 hàm sóng gọi là obitan phân tử (MO) . Obitan phân tử có nhiều tính chất giống như AO,
khác nhau : MO có nhiều tâm (nhiều hạt nhân nguyên tử) . Mỗi MO cũng được xác định bằng các số

lượng tử chỉ năng lượng và phương của nó trong không gian như σ
,
π … Quy tắc xếp e vào MO cũng
giống như AO ( tuân theo nguyên lý vững bền, nguyên lý ngoại trừ Pauli, quy tắc Hund) và MO của
phân tử mới tạo thành bằng tổ hợp tuyến tính các AO ban đầu.
n AO tổ hợp cho n MO
Điều kiện để các AO có thể tham gia tổ hợp :
- Có năng lượng xấp xỉ nhau.
- Sự xen phủ các mây electron tương tác phải cực đại .
- Các AO phải có cùng tính đối xứng đối với trục liên kết (AO p
x
chỉ có thể tổ hợp với AO p
x
của
nguyên tử khác, không thể tổ hợp p
x
với p
y
hoặc p
z
)
Ví dụ : Xét phân tử H
2
.
2 obitan 1s của 2 nguyên tử H tổ hợp nhau cho 2 MO có hàm sóng :
)ψ(ψ
2
1
ψ
ba

1s1ss
+=
và
)ψ(ψ
2
1
ψ
ba
1s1sA
−=
A
ψ
: hàm sóng đối xứng ;
A
ψ
: hàm sóng phản đối xứng
Ý nghĩa:
 Khi trạng thái của electron trong phân tử được mô tả bằng hàm sóng đối xứng thì xác suất tìm
thấy electron tập trung ở vùng nằm giữa hai hạt nhân của 2 nguyên tử H , dẫn đến lực hút hai hạt
nhân lại với nhau và liên kết được tạo thành. MO được mô tả bằng hàm sóng đối xứng gọi là
obitan phân tử liên kết.
 Khi trạng thái của electron trong phân tử được mô tả bằng hàm sóng phản đối xứng, xác suất
tìm thấy electron giữa hai hạt nhân của 2 nguyên tử H bằng 0 , dẫn đến lực đẩy giữa 2 hạt nhân
đó, liên kết không được tạo thành. MO được mô tả bằng hàm sóng phản đối xứng gọi là obitan
phân tử phản liên kết (thường được kí hiệu bằng dấu *).
Những MO có tính đối xứng trục gọi là obitan phân tử
σ

18
1

s
a

-

1
s
b
1
s
a

+

1
s
b
+
+
-
1s
a
1s
b
+
+
Giản đồ năng lượng
Cấu hình e phân tử của H
2
: σ

s
2

2. Sự hình thành các MO liên kết và phản liên kết trong phân tử A
2
Chọn trục z làm trục liên kết của các phân tử
 Sự tổ hợp 2 AO 2s sẽ cho ra MO liên kết σ
2s
và MO phản liên kết σ
2s
*
có năng lượng cao hơn σ
1s

2
s
a

-

2
s
b
2
s
a

+

2

s
b
+
+
-
2s
a
2s
b
+
+

 Sự tổ hợp 2 AO p
z
dọc theo trục liên kết z nối liền tâm của nguyên tử sẽ cho ra 1 MO liên kết σ
z
lk
và 1 MO phản liên kết σ
*
z

2p
z
b
2p
z
a
2
p
z

a

-
2
p
z

b
2
p
z

a

+
2
p
z

b
+
-
-
-
-
+
+
 Hai AO p
x

(a), p
σ
(b) có thể tổ hợp bên cho ra 2 MO π
x
lk
và π
x
*
.

p
x
p
x
z
+
-
-
+
-
+
+
-
+
-
19
σ
s

σ

s
*

H
a
H
b
σ
1s

σ
1s
*

σ
2s
*

σ
2s

σ
2z

σ
2s
*

π
x

lk
π
x
*
Tương tự 2 AO p
y
(a) , p
y
(b) tổ hợp với nhau vuông góc với trục liên kết z tạo thành 2 MO π
y
lk


và π
y
*
Trật tự năng lượng của các MO tuỳ thuộc vào vị trí các nguyên tố trong chu kì .
3. Giản đồ năng lượng của các MO cho các phân tử 2 nguyên tử đồng hạch A
2
:
( A : nguyên tố thuộc chu kì 2)
a. Đối với các phân tử của các nguyên tố cuối chu kỳ : O
2
, F
2
và Ne
2
( Do hiệu ứng năng lượng E
np
– E

ns
ở các nguyên tử lớn nên không có sự tương tác σ
s
- σ
z
.
Giản đồ năng lượng của các phân tử cuối chu kỳ : O
2
, F
2
và Ne
2
 Trật tự năng lượng của các MO của 2 nguyên tử các nguyên tố cuối chu kì 2:
σ
1s
lk

< σ
1s
*
< σ
2s
lk
< σ
2s
*
< σ
z
lk

< π
x
lk
= π
y
lk

< π
x
*
= π
y
*
< σ
2pz
*
Bậc liên kết =
2
ee
*
lk
∑ ∑
−
Bậc liên kết có thể là số nguyên , số thập phân . Giá trị không nguyên của bậc liên kết là hệ quả của
tính nhiều tâm và tính không định chổ của liên kết trong phương pháp MO.
b. Đối với các phân tử của các nguyên tố đầu chu kỳ Li
2
, Be
2
, B

2
, C
2
, N
2

( Do hiệu ứng năng lượng E
np
– E
ns
tương đối nhỏ nên khi tạo thành phân tử A
2
có sự tương tác σ
s
- σ
z
làm cho mức năng lượng các MO σ
z
và π
x
, π
y
thay đổi so với giản đồ a).



20
 Trật tự năng lượng của các MO của 2 nguyên tử các nguyên tố đầu chu kì 2:
σ
1s

< σ
1s
*
< σ
2s
< σ
2s
*
< π
x
lk
= π
y
lk

< σ
z
lk

< π
2px
*
< π
2py
*
< σ
2pz
*

Cấu hình e của 1 số phân tử A

2
:
Li
2
: (σ
2s
lk
)
2

, bậc liên kết = 1
Be
2
: (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)
2

, bậc liên kết = 0 , không tồn tại phân tử này.
B
2
: (σ
2s
lk

)
2

(σ
2s
*)
2
(

π
x
lk
)


(π
y
lk
) , bậc liên kết = 1, phân tử B
2
có 2 e độc thân nên mang tính thuận từ .
C
2
: (σ
2s
lk
)
2

(σ

2s
*)
2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2
,
bậc liên kết = 2
N
2
: (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)

2
(σ
z
lk
)
2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

, bậc liên kết = 3
O
2
: (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)
2
(σ
z
lk
)
2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

(

π
x
*
)

(π
y
*
)

, bậc liên kết = 2, phân tử O
2
có 2e độc thân mang tính
thuận từ.
F
2
: (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)
2
(σ
z
lk
)
2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

(

π
x
*
)
2

(π
y
*
)
2

, bậc liên kết = 1
Ne
2

: (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)
2
(σ
z
lk
)
2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

(

π
x
*
)
2

(π
y
*
)
2

(σ
z
*
)
2

, bậc liên kết = 0, thực tế phân tử này không tồn
tại.
4. Giản đồ năng lượng của các MO cho các phân tử 2 nguyên tử khác nhau :
Cấu hình e của 1 số phân tử AB tạo nên bởi các nguyên tố thuộc chu kì 2 :
Phân tử BN ( có 8 e hoá trị) : (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)
2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

, bậc liên kết = 2
Phân tử CN ( có 9 e hoá trị) : (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)
2

(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

(σ
z
lk
)

, bậc liên kết = 2,5
Phân tử CO ( có 10 e hoá trị) : (σ
2s
lk
)
2

(σ
2s
*)

2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

(σ
z
lk
)
2

, bậc liên kết = 3
Phân tử NO ( có 11 e hoá trị) : (σ
2s
lk
)
2

(σ

2s
*)
2
(

π
x
lk
)
2


(π
y
lk
)
2

(σ
z
lk
)
2

(

π
x
*
) ,

bậc liên kết = 2,5 , phân tử có 1 electron độc thân phù hợp với tính thuận từ của NO
AO của A MO của AB AO của B (độ âm điện χ
A
< χ
B
)
E
* Các đặc trưng của liên kết cộng hoá trị trong phương pháp MO:
- Chỉ số liên kết hay độ bội liên kết (N)

(n: số electron nằm ở MO liên kết; n* : số electron nằm ở MO phản liên kết)
- Độ dài liên kết bằng khoảng cách giữa tâm của hai hạt nhân, độ dài liên kết
càng nhỏ khi chỉ số liên kết càng lớn.
- Năng lượng liên kết càng lớn khi liên kết càng bền.
So sánh thuyết VB & thuyết MO:
 Giống nhau:
- Sự phân bố electron
- Mật độ e tập trung ở giữa hai hạt nhân tử liên kết
- Để tạo thành liên kết, các obitan của những nguyên tử liên kết phải che phủ nhau.
- Hai thuyết đều phân biệt liên kết σ và liên kết π .
 Khác nhau: thuyết MO có tính nhiều tâm.
D. LIÊN KẾT KIM LOẠI
21
σ
2s
lk

σ
2s
*

σ
z
lk

π
y
lk

π
x
lk

π
x
*

π
y
*

σ
z
*

2s
2s
2p
2p
I. LIÊN KẾT KIM LOẠI

Thuyết liên kết kim loại đầu tiên cho rằng mạng lưới kim loại gồm các ion dương kim loại và các e hoá
trị chuyển động tự do trong toàn mạng lưới, những e này được xem như những phân tử khí trong 1 thể
tích nào đó. Tuy nhiên thuyết này gặp phải 1 số vấn đề không giải thích được. Để giải quyết những vấn
đề này, người ta dựa vào thuyết cơ học lượng tử để giải thích bản chất của kim loại.
Thuyết MO xem kim loại như 1 hệ nhiều nhân mà trạng thái e trong đó giống như trạng thái của e trong
phân tử, khác ở chổ những MO trong kim loại thuộc về rất nhiều nguyên tử , tức là rãi ra khắp tinh thể
kim loại gọi là MO không định chổ.
Những obitan hóa trị s, p, d của kim loại ứng với mức năng lượng khác nhau sẽ tạo nên những vùng năng
lượng s, p, d khác nhau của MO không định chổ. Trong chất rắn gồm vô số nguyên tử như nhau cũng có
những vùng năng lượng khác nhau của các MO không định chổ. Những vùng năng lượng này có thể che
phủ nhau hoặc cách nhau bởi 1 vùng không có obitan phân tử , gọi là vùng cấm, lý thuyết này gọi là
thuyết vùng.
Trong tinh thể kim loại, ion dương và nguyên tử kim loại ở những nút của mạng tinh thể. Các electron
hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi nguyên tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể.
Lực hút giữa các electron này và các ion dương tạo nên liên kết kim loại.
Như vậy: Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các nguyên tử và ion kim loại trong mạng
tinh thể do sự tham gia của các electron tự do.
II. MẠNG LƯỚI KIM LOẠI
Các kim loại có mạng lưới tinh thể kiểu kim loại, tại các mắt của mạng lưới là những hạt nhân nguyên tử
kim loại . Các nguyên tử kim loại được xếp đặc khít với nhau theo phương nào đó trong không gian, có 2
dạng : lục phương và lập phương .
Một số kiểu mạng tinh thể
Lập phương tâm khối: Các nguyên tử, ion kim loại nằm trên đỉnh và tâm của hình lập phương.
Lập phương tâm diện: Các nguyên tử, ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm các mặt của hình lập
phương.
Lục phương: Các nguyên tử, ion kim loại nằm trên các đỉnh và tâm các hình lục giác đứng và ba nguyên
tử, ion nằm phía trong của hình lục giác.
Người ta dùng độ đặc khít ρ là phần trăm thể tích mà các nguyên tử chiếm trong tinh thể để đặc trưng
cho từng kiểu cấu trúc. Với kiểu cấu trúc lập phương tâm khối, ρ = 68%; Kiểu cấu trúc lục phương tâm
diện, ρ = 74%; Kiểu cấu trúc lục phương, ρ =74%. Phần trăm còn lại trong tinh thể là không gian trống.

Ví dụ: kim loại sắt thuộc dạng tinh thể lập phương tâm khối, đồng thuộc dạng tinh thể lập phương tâm
diện và coban thuộc dạng tinh thể lục phương.
22

III. TÍNH CHẤT CỦA TINH THỂ KIM LOẠI.
Vì trong tinh thể kim loại có những electron tự do, di chuyển được trong mạng nên tinh thể kim loại có
những tính chất cơ bản sau: Có ánh kim, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt và có tính dẻo.
E. CÁC LOẠI LIÊN KẾT YẾU
I. Liên kết Van – đe - van (Vardenwaals) :
Là loại liên kết yếu, xuất hiện giữa các phân tử ( giữa những phân tử có lực hút Van- đe- van). Liên kết
Van –đe - van là nguyên nhân gây nên hiện tượng hoá lỏng , hoá rắn … của các chất .
Liên kết Van – đe - van có bản chất điện, nhưng khác với các loại liên kết hóa học khác: nó có thể xuất
hiện trên những khoảng cách tương đối lớn, không bão hoà và có năng lượng rất bé .
Nguyên nhân gây ra lực Vanđevan:
 Tương tác định hướng (hay tương tác lưỡng cực – lưỡng cực):
Xuất hiện giữa các phân tử có cực . Khi các phân tử có cực đến gần nhau, do tương tác tĩnh điện giữa các
lưỡng cực, những phân tử đó xoay hướng để những đầu khác dấu của các lưỡng cực ở gần nhau dẫn đến
lực hút giữa các lưỡng cực đó. Tương tác này gọi là tương tác định hướng , tương tác càng lớn khi
momen lưỡng cực của phân tử càng lớn.
Năng lượng của tương tác định hướng :

KT3r
2
U
6
4
ñh
µ
−=
µ : momen lưỡng cực của phân tử ; r: khoảng cách từ tâm lưỡng cực này đến tâm của lưỡng cực khác.

K: hằng số; T: nhiệt độ tuyệt đối
Năng lượng của tương tác định hướng tỉ lệ nghịch với nhiệt độ tuyệt đối vì chuyển động nhiệt của phân
tử cản trở sự định hướng của lưỡng cực.
 Tương tác cảm ứng( tương tác lưỡng cực – lưỡng cực cảm ứng) :
Khi 1 phân tử có cực tiến đến gần phân tử không có cực sẽ làm biến dạng phân tử không có cực này và
xuất hiện lưỡng cực cảm ứng . Hai lưỡng cực vĩnh cửu và cảm ứng sẽ tương tác với nhau . Tương tác
cảm ứng càng mạnh khi momen lưỡng cực vĩnh cửu và khả năng bị phân cực của phân tử càng lớn.
 Tương tác khuyếch tán:
Các phân tử trung hoà, nhưng do chuyển động obitan của các e mà trong đó thường xuyên có xuất hiện
các lưỡng cực điện nhất thời. Như vậy tương tác lưỡng cực nhất thời có thể tạo thành giữa các phân tử
bất kì không có cực hoặc có cực. Tương tác khuyếch tán sẽ không đáng kể khi momen lưỡng cực của các
phân tử lớn.
Bằng lực Van- đe – Van, người ta có thể giải thích không những sự tồn tại các trạng thái lỏng và rắn của
các chất mà cả sự tồn taị của 1 số hợp chất hóa học, nhất là hợp chất của khí hiếm.
Tuy nhiên lực Van - đe - Van không thể giải thích sự bất thường về1 số tính chất như nhiệt độ sôi , nhiệt
hóa hơi … của những hợp chất HF, H
2
O, NH
3
mà phải dựa vào liên kết hidro giữa các phân tử.
II. Liên kết hiđro.
23
Nguyên tử H ngoài khả năng tham gia liên kết cộng hóa trị thông thường còn có khả năng tạo thành liên
kết thứ 2 với 1 số nguyên tử khác có độ âm điện lớn và kích thước nhỏ . Mối liên kết thứ 2 này kém bền
vững hơn nhiều so với liên kết CHT thông thường, được gọi là liên kết hiđro. Liên kết hiđro được biểu
diển bằng dấu “ … “
Ví dụ : Trong phân tử HF, ngoài liên kết với F bằng liên kết CHT, H còn tạo được liên kết hidro với
phân tử HF khác tạo thành phân tử liên hiệp.

R

O
H
O
R
H
R
C
O
O
H
R
C
O
O
H
R
R
N H
O
H
H
Điều kiện để có liên kết hiđro:
 H liên kết với nguyên tử của các nguyên tố có độ âm điện lớn Y (F, O, N)
 Trên Y còn các cặp e chưa liên kết (cặp e tự do)
 Bản chất của liên kết hiđro : vừa có tính chất điện vừa có bản chất “ cho – nhận”
 Liên kết hiđo gây nên bởi sự chuyển dịch electron từ H về nguyên tố có độ âm điện lớn
làm cho H gần như trở thành proton H
+
‘trần ‘ (nhờ vậy liên kết hiđro chỉ có lực hút mà không có lực
đẩy) tạo nên lưỡng cực điện . Đó là điều kiện thuận lợi để nguyên tố có độ âm điện lớn của phân tử

khác lại gần proton hơn . Liên kết hiđro mang tính chất điện.
Liên kết hiđro sinh ra càng mạnh khi nguyên tố liên kết với nó có độ âm điện càng lớn H…F > H…O >
N…H. Do đó liên kết hiđro chỉ đặc trưng cho hợp chất của F , O và một phần cho hợp chất của N.
 Do nguyên tử H bị phân cực dương mạnh mà AO 1s của nó bị trống 1 phần, có thể nhận
1 phần bổ sung nào đó từ cặp e không liên kết của nguyên tố có độ âm điện lớn. Liên kết hiđro hình
thành mang tính chất “cho –nhận”.
 Các loại liên kết hiđro:
 Liên kết hidro liên phân tử :
R
O
H
O
R
H
R C
O
O
H
R
C
O
O
H
R
R
N H
O
H
H
 Liên kết hiđro nội phân tử

N
O
O
O
H
C
O
O
H
H
 Ảnh hưởng của liên kết hiđro đến tính chất của các chất:
 Nhiệt độ sôi và nhiệt độ nóng chảy:
- Trong dãy các hợp chất giữa H với các nguyên tố p nhóm V, VI, VII , các hợp chất đầu dãy NH
3
,
H
2
O , HF có nhiệt độ sôi và nóng chảy cao bất thường so với toàn dãy.
Chất t
0
nc
t
0
s
Chất t
0
nc
t
0
s

H
2
O
H
2
S
H
2
Se
H
2
Te
0
-85,5
-84,4
-49
100
-80,7
-41,5
-2
HF
HCl
HBr
HI
-83,3
-112
-87
-50,9
19,5
-84,9

-66,8
-39,4
- Khi các hợp chất có liên kết hiđro nội phân tử thì t
0
s

, t
0
nc
, khả năng hòa tan trong nước giảm đáng kể.
24
C
O
O
H
H
O
Hợp chất t
0
nc
Độ hòa tan trong nước
Axit o-hidroxibenzoic
Axit m-hidroxibenzoic
Axit p-hidroxibenzoic
159
201
213
0,18 (20
0
)

0,92(18
0
)
0,79 (15
0
)
 Trạng thái của các chất : nước lỏng, nứơc đá ; NH
3
lỏng và rắn.
Ví dụ: Trong tinh thể nước đá , mỗi nguyên tử oxi liên kết với 4 nguyên tử oxi khác theo hướng 4
đỉnh tứ diện đều qua 4 nguyên tử H, trong đó 2 nguyên tử H liên kết với oxi trung tâm bằng 2 liên kết
CHT, 2 nguyên tử H còn lại thuộc 2 phân tử H
2
O khác bằng liên kết hidro.
 Khuynh hướng tạo các đime vòng của nhiều axit cacboxilic
 Khả năng hòa tan : các hợp chất có khả năng tạo liên kết hidro với nước đều tan được
trong nước
 Liên kết hiđro nội phân tử làm ảnh hưởng đến tính chất hoá học của các chất:
C
O
O
H
H
O
có tính axit mạnh hơn
OH
COOH
25