ÁP DỤNG lý THUYẾT LIÊN kết hóa học để GIẢI THÍCH LIÊN kết của PHI KIM TRONG hợp CHẤT CỘNG hóa TRỊ

ÁP DỤNG LÝ THUYẾT LIÊN KẾT HÓA HỌC
ĐỂ GIẢI THÍCH LIÊN KẾT CỦA PHI KIM
TRONG HỢP CHẤT CỘNG HÓA TRỊ
Phần 1: MỞ ĐẦU
I . Lý do chọn chuyên đề.
Than chì và kim cương đều được tạo thành từ các nguyên tử cacbon giống
nhau, nhưng chỉ do cách liên kết khác nhau đã giải thích sự khác nhau về độ
cứng và hình dáng (kể cả giá trị) của chúng! Các nhà hóa học thường dựa vào
khái niệm liên kết để giải thích và dự đoán các phản ứng. Về cơ bản, nó được
định nghĩa là lực nối liền các nguyên tử với nhau trong phân tử. Trong một chất
rắn ion hoặc kim loại, cũng chính liên kết này duy trì sự gắn kết của các nguyên
tử. Độ rắn của chất dẻo, cấu tạo của băng hoặc dạng xoắn của ADN cũng do các
liên kết hóa học tạo nên, dù thuộc những loại khác nhau....nói chung, tính chất lý
hóa, trạng thái tồn tại của tất cả các chất được gắn liền với cấu trúc, bản chất liên
kết của các nguyên tử trong phân tử.
Vì vậy việc sử dụng lí thuyết về liên kết hóa học để giải thích đặc điểm,
bản chất liên kết cũng như dự đoán lập thể phân tử của các chất là vô cùng quan
trọng. Trong chuyên đề này tôi xin trình bày việc áp dụng lí thuyết liên kết hóa
học để giải thích liên kết của các nguyên tố phi kim trong phân tử các hợp chất
có liên kết cộng hóa trị.

1


Phần 2: NỘI DUNG
Chương I: ĐẶC ĐIỂM CHUNG CỦA NGUYÊN TỬ CÁC NGUYÊN TỐ
PHI KIM
I. Cấu tạo nguyên tử nguyên tố phi kim.
1. Vị trí của các nguyên tố phi kim trong bảng hệ thống tuần hoàn
Trong bảng hệ thống tuần hoàn các phi kim nằm ở các nhóm A, chủ yếu
từ nhóm IVA đến nhóm VIIA, Cụ thể:

+ Nhóm IVA gồm các nguyên tố: Cacbon (C), Silic (Si).
+ Nhóm VA gồm các nguyên tố: Nitơ (N), Photpho (P).
+ Nhóm VIA gồm các nguyên tố: Oxi (O), Lưu huỳnh (S).
+ Nhóm VIIA gồm các nguyên tố: Flo (F), Clo(Cl), Brom (Br), Iot (I).
Ngoài ra còn có nguyên tố Bo (B) thuộc nhóm IIIA, nguyên tố Hiđro (H) thuộc
nhóm IA.
2. Cấu hình electron, hóa trị của các nguyên tố phi kim.
2.1. Cấu hình electron chung của các nguyên tố phi kim (chỉ xét cấu hình
electron lớp ngoài cùng)
Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố phi kim là:
ns np đối với phi kim thuộc nhóm IIIA, ns2np2 đối với các phi kim thuộc
nhóm IVA, ns2np3 đối với các phi kim thuộc nhóm VA, ns2np4 đối với các phi
kim thuộc nhóm VIA và ns2np5 đối với các phi kim thuộc nhóm VIIA.
2

1

2.2. Hóa trị hay gặp của các nguyên tố phi kim.
Hóa trị của các nguyên tố phi kim được xác định dựa trên số electron
thuộc lớp điện tử ngoài cùng có khả năng tạo thành liên kết hóa học được gọi là
các electron hóa trị. Tùy thuộc vào cấu hình electron của nguyên tử và khả năng
hình thành liên kết mà mỗi nguyên tố phi kim có thể có một hay nhiều hóa trị,
mỗi nguyên tố phi kim cũng có những mức hóa trị cao nhất bằng nhau hoặc
khác nhau. Cụ thể: Nguyên tố Bo có hóa trị là 3, nguyên tố Các bon và Si lic đều
có hóa trị phổ biến là 4, nguyên tố Photpho có hóa trị 3 và 5 nhưng nguyên tố
Nitơ lại có hóa trị lần lượt là 1, 3 và cao nhất là 4, nguyên tố Oxi có hóa trị kinh
điển là 2 còn Lưu huỳnh lại có nhiều mức hóa trị là 2, 4 và 6. Đối với các
nguyên tố nhóm VIIA, nguyên tố Flo có hóa trị 1 còn từ nguyên Clo đến nguyên
Iot thì có các hóa trị 1, 3, 5, 7.
Với những hóa trị không tuân theo qui luật có thể thấy khả năng tạo liên

kết hóa học của các nguyên tố phi kim là không giống nhau.
2


II. Xu hướng tạo thành liên kết hóa học của các nguyên tố phi kim
Trên thực tế, các nguyên tử có xu hướng đạt đến trạng thái bền vững nhất
tức là có cấu hình lớp ngoài cùng bão hòa (ns2np6) với xu hướng này các nguyên
tố phi kim có thể nhận thêm electron hoặc dùng electron với nguyên tử khác, do
đó các nguyên tố phi kim có thể tham gia liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị.
1. Xu hướng tạo thành liên kết ion:
Khi này nguyên tử phi kim điển hình sẽ nhận hẳn electron của nguyên tử
kim loại điển hình để tạo thành lớp vỏ electron ngoài cùng bão hòa. (nguyên tử
phi kim sẽ trở thành ion âm, nguyên tử kim loại sẽ trở thành ion dương, các ion
này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành tinh thể ion)
ví dụ:

Cl

+

([Ne]3s23p5)

Na

Cl-

->

([Ne]3s1)

([Ne]3s23p6)

+ Na+
([Ne])

2. Xu hướng tạo thành liên kết cộng hóa trị
Có thể hiểu xu hướng này là: Các nguyên tử phi kim liên kết với nhau
hoặc liên kết với nguyên tử hiđro (cũng có khi với nguyên tử kim loại không
điển hình) bằng cách cùng dùng chung các elcetron hóa trị để sao cho đạt được
trạng thái bền vững nhất (có cấu hình electron ngoài cùng bão hòa)
Ví dụ:

Cl

([Ne]3s23p5)

+

Cl

->

([Ne]3s23p5)

Cl -Cl
([Ne]3s23p6)

(Trong chuyên đề này tôi chỉ đề cập đến xu hướng tạo liên kết cộng hóa trị của
các nguyên tố phi kim.

3


Chương II: LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
I. Lí thuyết phi cơ học lượng tử ( Thuyết electron hóa trị Lewis - Langmuir)
1. Sự hình thành liên kết hóa học theo lí thuyết electron hóa trị LewisLangmuir
+ Khi hình thành liên kết cộng hóa trị, các nguyên tử có khuynh hướng dùng
chung các cặp electron để đạt cấu trúc bền của khí hiếm gần kề ( với 8 hoặc 2
electron lớp ngoài cùng).
+ Các cặp electron dùng chung có thể do sự góp chung của hai nguyên tử
tham gia liên kết (cộng hóa trị thông thường) hoặc chỉ do một nguyên tử bỏ
ra (cộng hóa trị phối trí).
+ Số electron góp chung của một nguyên tử thường bằng 8 - n (n: số thứ tự
của nhóm nguyên tố). Khi hết khả năng góp chung, liên kết với các nguyên
tử còn lại được hình thành bằng cặp electron do một nguyên tử bỏ ra (thường
là nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn).
Ví dụ:.. Công thức phân tử
..

..

..
.. ..

Công thức electron

Công thức cấu tạo

H2O

H :O: H

H-O-H

SO2

:O:: S: O:

O= S→O

2. Những hạn chế của lí thuyết phi cơ học lượng tử
+ Không cho thấy bản chất của liên kết cộng hóa trị
+ Cho cho biết được sự định hướng trong không gian của liên kết, do đó
không thể giải thích được dạng hình học của phân tử.
+ Không giải thích được cấu tạo của một số phân tử mà trong đó liên kết
cộng hóa trị không phải được hình thành từ cặp electron chung mà lại xuất hiện
các số lẻ electron chung cũng như các công thức trong đó qui tắc bát tử không
được thỏa mãn vì số electron ngoài cùng của nguyên tử trong phân tử nhỏ hơn
hoặc lớn hơn 8 (VD: SF6 – nguyên tử S có đến 10 thuộc lớp ngoài cùng…).
+ Không giải thích được hiện tượng liên kết cộng hóa trị nhiều tâm, liên
kết cộng hóa trị không định vị (VD: phân tử C6H6; B2H6..)
II. Lí thuyết cơ học lượng tử
1. Thuyết VB (Valent Bond - Liên kết hóa trị)
a) Các luận điểm cơ sở của thuyết VB
4


+ Một cách gần đúng, coi cấu tạo e của nguyên tử vẫn được bảo toàn khi
hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển động
của e trong AO. Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của hai nguyên tử xen phủ nhau tạo

liên kết hóa học thì vùng xen phủ đó là chung cho hai nguyên tử.
+ Mỗi một liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi 2 e có
spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi e đó
là e độc thân trong 1 AO hóa trị của một nguyên tử. Mỗi liên kết hóa học được
tạo thành đó là một liên kết 2 tâm (2 nguyên tử). Liên kết đó không thể hình
thành từ 1 e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị).
+ Sự xen phủ giữa 2 AO có 2e của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên kết
được tạo ra càng bền (nguyên lý xen phủ cực đại). Liên kết hóa học được phân
bố theo phương có khả năng lớn về sự xen phủ 2 AO (thuyết hóa trị định
hướng).
b) Thuyết VB về sự hình thành liên kết cộng hóa trị
Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ của các obitan
càng lớn, như vậy sự xen phủ của các obitan tuân theo nguyên lí xen phủ cực
đại: “ liên kết được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ các obitan
liên kết có giá trị cực đại”

VÝ dô:

1H

1s1

17Cl

1s22s22p63s23p5

H2

H:H

H–H

HCl

H :Cl

H – Cl

Cl2

Cl : Cl

Cl – Cl

HH

H
Cl

Cl
Cl

c) Thuyết VB về vấn đề hóa trị của nguyên tử trong hợp chất cộng hóa trị
+ Cộng hóa trị của một nguyên tử (hóa trị nguyên tử) bằng số liên kết mà
nguyên tử đó có thể tạo được với các nguyên tử khác.
Ví dụ: Trong CO2 (O= C =O) nguyên tử C và O lần lượt có hóa trị bằng 4 và 2
+ Theo thuyết VB, để tạo được một liên kết cộng hóa trị, nguyên tử đã sử
dụng một e độc thân của chúng. Như vậy, có thể nói rằng cộng hóa trị của một
nguyên tử bằng số e độc thân của nguyên tử đã dùng để tham gia liên kết.
+Cũng theo thuyết VB, khi tham gia liên kết các nguyên tử có thể bị “kích

thích”. Sự kích thích này có ảnh hưởng đến cấu hình e của nguyên tử, các e cặp
đôi có thể tách ra và chiếm cứ các AO còn trống trong cùng một lớp. Như vậy số
e độc thân của nguyên tử có thể thay đổi và cộng hóa trị của nguyên tử có thể có
giá trị khác nhau trong những hợp chất khác nhau (Bảng 1).
VD1: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6
VD2: Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO2 là 3 ; HClO3 là 5;
HClO4 là 7.
5


Bảng 1: Số e độc thân có thể có của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính
Nhóm
IIA

Số e- độc thân
2

Cấu hình electron hóa trị

ns2
X*
ns2 np1

IIIA

1, 3

X*
IVA

2, 4

ns2 np2
X*

VA
Từ chu kì 3

3, 5

ns2 np3
X*

VIA

ns2 np4

Từ chu kì 3

X*

2,4, 6

X**
VIIA

ns2 np5

Từ chu kì 3

X*

1, 3, 5, 7

X**
X***

c) Bậc liên kết
Bậc liên kết là số liên kết cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai
nguyên tử.
a) Liên kết bậc một (liên kết đơn): chỉ có một liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên
tử . VD: H-H ; H- Cl …
b) Liên kết bậc 2 (liên kết đôi): có 2 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử
VD: O= C =O …
c) Liên kết bậc ba (liên kết ba): có 3 liên kết cộng hóa trị giữa 2 nguyên tử
VD: N ≡ N ; H- C ≡C - H , …
Các liên kết đôi và liên kết ba còn được gọi chung là liên kết bội.
Khi số electron chung càng lớn, lực hút tĩnh điện giữa electron với hạt
nhân của hai nguyên tử càng mạnh, độ bền liên kết tăng còn khoảng cách giữa
hai tâm nguyên tử giảm. Do vậy khi bậc liên kết càng lớn thì năng lượng liên kết
càng lớn và độ dài liên kết càng nhỏ.
VD:

Liên kết:
E (kcal/mol):

C–C
83

C=C

143

C≡C
194

6


0

1,54

dC-C ( A ) :

1,34

1,2

d) Liên kết xichma (σ ) và liên kết pi (π ).
* Liên kết xichma (σ) : là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương
pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên
kết.
Liên kết σ có các loại σs-s , σs-p , σp-p , …
p

p

p

s

s s

Liên kết σ thường bền, do có vùng xen phủ lớn và các nguyên tử có thể
quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.
* Liên kết π : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp
xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so
với trục liên kết.
Liên kết π có các loại πp-p , πp-d , …
Liên kết π kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể
quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.
z

z

z

y

z

y
x

πp-p

πp-d

y
x

Liên kết đơn luôn là liên kết σ, liên kết đôi gồm 1 liên kết σ và 1 liên kết
π, liên kết ba gồm 1 liên kết σ và 2 liên kết π.
e) Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí).
*Định nghĩa: Liên kết cộng hoá trị cho - nhận là liên kết cộng hoá trị trong đó
cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử cung cấp – gọi là nguyên tử cho,
nguyên tử còn lại là nguyên tử nhận.
VD:
H
H

+

H
N

+

H+

H

H

N

H

H

hay

H

H

H

O
hay

O

N
H

O
N

+

N
O

* Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận:
7


- Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ e đã bão hoà và còn ít nhất một cặp e tự do
(chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn.

- Nguyên tử “ nhận ” phải có obitan trống.
f) Sự lai hóa các obitan nguyên tử.
+Thuyết lai hóa cho rằng một số AO có mức năng lượng gần bằng nhau khi
tham gia liên kết có xu hướng tổ hợp với nhau để tạo ra các AO lai hóa có năng
lượng thấp hơn, liên kết hình thành bởi sự xen phủ các AO lai hóa sẽ bền vững
hơn.
+Số obitan lai hóa tạo thành bằng số obitan nguyên tử tham gia lai hóa và các
obitan lai hóa tạo ra có năng lượng tương đương. (bảng 2)
Bảng 2: Một số đặc điểm phân tử
Kí
hiệu

Sự lai hóa

sp

p
s
p
s

sp3

p
s

Sp
2

3

sp d

3 2

sp d

d
p
s
d
p
s

Phân bố không gian của các obitan lai hóa

sp
2

sp

sp

3

sp3d

sp3d2

1800

Đường
thẳng

1200

Tam
giác

109028’

Tứ diện

Lưỡng
tháp
đáy tam
giác
Bát diện

+Người ta cũng dự đoán kiểu lai hóa của nguyên tử trên lý thuyết: số obitan
lai hoá bằng tổng số liên kết σ mà nguyên tử tạo ra và số cặp electron tự do của
nguyên tử (H). Giá trị của n tính được bằng 2, 3, 4, 5, 6 tương ứng với các trạng
thái lai hóa sp, sp2, sp3, sp3d, sp3d2.
Ví dụ: H-O-H , HO = 2+2 = 4 → O lai hóa sp3
O=S →O , HS = 2+1 = 3 → S lai hóa sp2 ; O=C=O , HC = 2+0 = 2 → C lai hóa
sp
+Dưới đây là một số ví dụ về sự hình thành phân tử trên cơ sở kết hợp
thuyết VB và thuyết lai hóa các obitan nguyên tử :
8

CH4 (C lai hóa sp3)

CH ≡ CH (C lai hóa sp)

CH2 = CH2 (C lai hóa sp2)
........................

H

H

........................
........................

H

H
H

H

H
........................

H

H

H

........................
........................

g) Một số tính chất của phân tử
*) Mô hình sự đẩy giữa các đôi electron vỏ hóa trị
- Qui ước: Trong phân tử có công thức AXnEm thì A là nguyên tử trung tâm,
X là phối tử, n là chỉ số cho biết số phối tử, E là đôi e riêng, m là chỉ số cho biết
số đôi e riêng
- Mỗi mây electron chiếm một khoảng không gian nhất định. Hình dạng
của phân tử phụ thuộc vào khoảng không gian chiếm bởi các mây electron vỏ
hóa trị của A hay hình dạng phân tử phụ thuộc vào sự phân bố các đôi electron
hay các mây electron ở vỏ hóa trị của nguyên tử trung tâm A
- Nội dung mô hình sự đẩy các đôi electron vỏ hóa trị: Các đôi (hay cặp
electron trong vỏ hóa trị được phân bố cách nhau tới mức xa nhất có thể được
(hay các đôi electron trong vỏ hóa trị đẩy nhau ra xa tới mức có thể được) để lực
đẩy giữa chúng ở mức thấp nhất
- Đôi electron riêng chỉ chịu lực hút của hạt nhân nguyên tử trung tâmA.
Còn đôi e liên kết chịu tác dụng hút của cả hai hạt nhân nguyên tử tham gia liên
kết là A và X. Do đó đôi electron riêng của mây electron chiếm khoảng không
gian rộng hơn khoảng không gian chiếm bởi mây electron của đôi electron liên
kết
**) Hình dạng một số phân tử
♣ Trường hợp AXn (n = 2 → 6)
Nguyên tử trung tâm A có từ 2 đến 6 cặp electron liên kết tạo với phối tử
X, A không có đôi electron riêng
+ Khi n = 2 : hai đôi e liên kết được phân bố trên đường thẳng → phân tử
có dạng đường thẳng, góc liên kết 1800
VD: BeH2 :
H - Be - H
+ Khi n = 3: ba đôi electron này được phân bố trên mặt phẳng hướng về 3

đỉnh của tam giác đều → phân tử có hình tam giác đều, góc liên kết 1200
VD: BF3,

F
|
B
F

F

+ Khi n= 4: 4 đôi electron hướng về 4 đỉnh của tứ diện đều, A ở tâm →
phân tử có hình tứ diện đều, góc liên kết bằng 109,50
VD: CH4; NH4+ , SiF4...
9


+ Khi n = 5: 5 đôi electron được phân bố trên 5 đỉnh của lưỡng tháp tam
giác
→ Phân tử hình lưỡng tháp tam giác
Có 3 đôi electron nằm trên mặt phẳng tam giác đều, tâm của tam giác là
hạt nhân của A. Ba đôi e này tạo 3 liên kết ngang, góc liên kết 1200
Còn lại 2 đôi e nằm trên đường thẳng vuông góc với tam giác tại tâm A tạo 2
liên kết trục.
Độ dài liên kết ngang < liên kết trục vì đôi e trên liên kết trục chịu tương
tác đẩy của 3 đôi e ngang, góc tương tác 900 → lực đẩy lớn → độ dài liên kết
lớn, còn đôi e trên liên kết ngang chịu tương tác đẩy của 2 đôi e trục, 2 đôi e
ngang còn lại nhưng tương tác đẩy của 2 đôi e ngang là yếu vì góc tương tác là
lớn 1200 → lực đẩy yếu hơn → độ dài liên kết nhỏ hơn.
VD: PCl5
+ Khi n = 6: cả 6 đôi e được phân bố trên bát diện đều. Các góc liên kết

như nhau (900)nên độ dài liên kết như nhau vì lực đẩy tương hỗ của các đôi e là
như nhau → phân tử hình bát diện đều
VD: SF6
♣ Trường hợp AXnEm: ngoài phối tử nguyên tử trung tâm A có đôi e riêng
Cần lưu ý đến sự không tương đương giữa đôi e liên kết với đôi e riêng
này
+ AX2E: Đôi e riêng có mây e chiếm khoảng không gian rộng hơn đôi
electron liên kết nên 3 nguyên tử X – A – X không còn nằm trên cùng 1 đường
thẳng như trong AX2, phân tử có góc: góc XAX < 1200
..
A
X

X

+ AX3E: Phân tử hình tháp tam giác, góc liên kết < góc của tứ diện đều
(109,50)
VD: NH3; các amin
+ AX2E2: Có 2 đôi e riêng nên khác với AX 4 và AX3E mà phân tử có góc,
do tương tác đẩy của 2 đôi e riêng → góc liên kết < 109,50. VD: H2O
+ AXE3: Phân tử thẳng. VD: các HX
+ AX4E, AX3E2, AX2E3: xét từ trường hợp AX5
Mây e ngang tạo với mây e trục góc 900, giữa các mây e ngang tạo với nhau góc
1200 nên nếu có đôi e riêng thì đôi e riêng này sẽ phân bố trên mặt phẳng tam
giác vì khi đó lực đẩy tương hỗ giữa đôi e riêng với các đôi e liên kết là nhỏ nhất
Vậy ta có thể có các dạng hình của các trường hợp trên như sau
- AX4E: hình cái bập bênh, do sự đẩy của đôi e riêng mạnh nên góc của liên
kết trục và liên kết ngang < 900, góc liên kết ngang với liên kết ngang < 1200
VD: SF4,
10

- AX3E2: 2 đôi electron riêng nằm trên mặt phẳng tam giác → phân tử hình
chữ T, góc liên kết của liên kết ngang và liên kết trục < 900
VD: ClF3, HClO2
- AX2E3: 3 đôi e riêng đều phân bố trên 1 mặt phẳng, 2 đôi e liên kết nằm trên
trục vuông góc với mặt phẳng → phân tử có dạng đường thẳng
VD: ClF2, HOCl
+ AX5E, AX4E2, .....: xuất phát từ hình dạng của phân tử AX6
- AX5E: 4 đôi e liên kết phân bố trong mặt phẳng hình vuông, 1 đôi e trên trục,
đôi e không liên kết nằm trên trục còn lại. Do đôi e không liên kết chiếm khoảng
không gian lớn nên góc liên kết giữa liên kết trục với liên kết ngang < 90 0, độ
dài liên kết trục < độ dài liên kết ngang ( liên kết trục bị đẩy yếu hơn so với liên
kết ngang)
VD: BrF5
-AX4E2: để lực đẩy là nhỏ nhất thì 2 đôi e riêng phải phân bố sao cho góc
đẩy là lớn nhất → hai đôi e riêng nằm trên trục vuông góc với mặt phẳng chứa 4
đôi e liên kết còn lại → phân tử vuông phẳng
VD: XeF4
Bảng dưới đây là một số mô hình cấu trúc hình học của phân tử
Đường
thẳng

Chữ V

Tam
giác
phẳng

Tháp

tam giác

Tứ
diện

Lưỡng tháp
đáy tam
giác

Vuông
phẳng

Tháp
vuông

Bát
diện

* Mỗi loại lai hóa có khả năng tạo ra một hay một số cấu trúc nào đó:
+Lai hóa sp: Tạo cấu trúc đường thẳng (như trong các phân tử BeH 2, ZnCl2,
CO2, C2H2, …).
H

C

C

H

+Lai hóa sp2: Tạo cấu trúc chữ V( như trong các phân tử SO 2, O3, …), tam

giác phẳng (như trong các phân tử và ion: BF 3, SO3, HNO3, C2H4, NO3-, CO32…).
O
S
O

H O
O

N+
O-

+Lai hóa sp3: Tạo cấu trúc chữ V (như trong các phân tử H 2O, H2S, …), tháp tam
giác (như NH3, H3O+, …) và tứ diện (như trong các phân tử và ion: CH 4, CCl4,
NH4+, PO43-, SO42-, ClO4-, …).

11


H

H

C

N

O
H

H

H

H

H

H

H

+Lai hóa sp3d: Tạo cấu trúc thẳng (như XeF 2), chữ T (như ClF3), lưỡng tháp
tam giác (như trong phân tử PCl5,…).
Cl
Cl
F

Xe

F

F

Cl

F

P

Cl

Cl
F

Cl

+Lai hóa sp3d2: Tạo cấu trúc vuông phẳng (như trong phân tử XeF 4, …), tháp
vuông (như trong phân tử BrF 5 …) và cấu trúc bát diện (như: SF 6, AlF63-, SiF62…)
F

F

S

Br
F

F

F

F

F

F

Xe
F

F

F

F

F

F
F

***) Sự phân cực của phân tử
-q
+ Lưỡng cực điện: Lưỡng cực điện là một hệ gồm hai điện
tích +q và -q cách nhau một khoảng cách l. Lưỡng cực điện đặc
l
trưng bằng đại lượng momen lưỡng cực µ với định nghĩa
momen lưỡng cực µ bằng tích của điện tích q và cách tay đòn l. +q
lưỡng cực điện
µ = l.q

Trong hệ SI momen lưỡng cực µ được tính bằng Cm (coulomb.met). Với
phân tử do momen lưỡng cực có giá trị nhỏ nên người ta thường tính theo D
(Debye) với qui ước :
1
1D =
.10-29 Cm
3
+Lưỡng cực liên kết: mỗi liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị phân cực
là một lưỡng cực điện và có một momen lưỡng cực xác định được gọi là momen

lưỡng cực liên kết. Liên kết phân cực càng mạnh thì momen lưỡng cực càng lớn.
Ví dụ:
HF
HCl
HBr
HI
Liên kết H
µ (D)
1,83

F

H

Cl
1,08

H

Br H
0,82

I
0,44

+Lưỡng cực phân tử: Trong việc khảo sát lưỡng cực phân tử, người ta
thừa nhận thuộc tính cộng tính của momen lưỡng cực liên kết và coi momen
lưỡng cực của phân tử là tổng vectơ các momen lưỡng cực liên kết.
Ví dụ:
Với phân tử CO2 :

O=C=O ⇒
Với phân tử H2O : µ ≠ 0 (µ = 1,84D)

⇒µ=0

+Việc khảo sát momen lưỡng cực phân tử là một thông số cần thiết cho việc
nghiên cứu tính chất của liên kết (khi µ càng lớn, tính ion của liên kết càng
12


mạnh), cấu trúc hình học của phân tử cũng như các tính chất vật lí, hóa học của
một chất.
****) Từ tính của phân tử
+Chất thuận từ: Chất thuận từ là những chất bị hút bởi nam châm. Về mặt
cấu tạo, phân tử của các chất này có e chưa ghép đôi ( e độc thân).
Ví dụ: NO2 là một chất thuận từ do trong cấu tạo còn một e độc thân trên nguyên
tử N : O = N →O
+Chất nghịch từ: Chất nghịch từ là những chất bị đẩy bởi nam châm. Về
mặt cấu tạo, phân tử của chất này không có e độc thân.

2. Thuyết MO (moleculer orbital - Obitan phân tử)
a. Luận điểm chính của thuyết MO.
♣ Trong phân tử các electron chuyển động trong những obital chung gọi là
obitan phân tử.Các obitan phân tử (MO) thu được từ sự tổ hợp tuyến tính các
obiatn nguyên tử (AO). Tổng số MO thu được bằng tổng số AO tham gia tổ hợp.
♣ Các MO thu được có năng lượng khác nhau được hình thành một giản đồ
năng lượng có giá trị từ thấp đến cao.
♣ Mỗi loại MO gồm các MO có năng lượng thấp gọi là MO liên kết (σ hoặc π)
và MO có năng lượng cao hơn gọi là MO phản liên kết (σ* hoặc π*).
♣ Các electron hóa trị của các nguyên tử tham gia liên kết được phân bố vào các

MO tuân theo nguyên lí Vững bền, nguyên lí Paulinh và qui tắc Hund.
♣ Bậc liên kết = 1/2(Số electron trên MO liên kết - số electron trên MO phản
liên kết)
b. Thuyết MO và sự hình thành liên kết cộng hóa trị
* Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử hai nguyên tử thuộc chu kì
1(bảng 3)
Bảng 3: Cấu hình electron MO của phân tử 2 nguyên tử thuộc chu kì 1
Liên kết

Cấu hình electron

Bậc liên kết

H2+

(δ1s)1

0,5

H2

(δ1s)2

1

He2+

(δ1s)2(δ*1s)1

0,5

He2

(δ1s)2(δ*1s)2

0 (Phân tử He không tồn tại)

* Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử có 2 nguyên tử thuộc chu kì 2
(Bảng 4, bảng 5)
Bảng 4:Cấu hình electron MO các phân tử 2 nguyên tử của các nguyên tố thuộc
đầu chu kì 2
MO

Li2

Be2

B2

C2

N2

N2+

13


Tổng số e

6

8

10

12

14

13

σ2px*













π2py*, π2pz*

 

 

 

 

 

 

σ2px









↓

π2py, π2pz

 

 

↓↓

↓↓

↓↓

σ2s*



↓

↓

↓

↓

↓

σ2s

↓

↓

↓

↓

↓

↓

σ1s*

↓

↓

↓

↓

↓

↓

σ1s

↓

↓

↓

↓

↓

↓

Bậc liên kết

1

0

1

2

3

2,5

Độ dài lk (Å)

2,67

–

1,59

1,24

1,10

1,12

Năng lượng lk
(kJ/mol)

105

–

289

599

940

828

Tính chất từ

nghịch

–

thuận

nghịch

nghịch

thuận

Bảng 5: Cấu hình electron MO các phân tử 2 nguyên tử của các nguyên tố cuối
chu kì 2

MO

O2+

O2

O2–

F2

F 2–

Ne2

Tổng số e

15

16

17

18

19

20

σ2px*









↓

↓↓

↓↓

↓↓

π2py*, π2pz*



↓

π2py, π2pz

↓↓

↓↓

↓↓

↓↓

↓↓

↓↓

σ2px

↓

↓

↓

↓

↓

↓

σ2s*

↓

↓

↓

↓

↓

↓

σ2s

↓

↓

↓

↓

↓

↓

σ1s*

↓

↓

↓

↓

↓

↓

σ1s

↓

↓

↓

↓

↓

↓

Bậc liên kết

2,5

2

1,5

1

0,5

0

Độ dài lk (Å)

1,12

1,21

1,26

1,41

–

Năng lượng lk (kJ/mol)

629

494

328

154

–

Tính chất từ

thuận

thuận

thuận

nghịch

thuận

–

14


* Kết quả áp dụng phương pháp MO cho phân tử có 2 nguyên tử khác loại của
các nguyên tố thuộc chu kì 2 (Bảng 6)
Bảng 6: Cấu hình electron các phân tử có 2 nguyên tử khác loại của các nguyên
tố thuộc chu kì 2
MO

N2

CO

CN–

NO+

Tổng số e

14

14

14

14

σ2px*









π2py*, π2pz*

 

 

 

 

σ2px

↓

↓

↓

↓

π2py, π2pz

↓↓

↓↓

↓↓

↓↓

σ2s*

↓

↓

↓

↓

σ2s

↓

↓

↓

↓

σ1s*

↓

↓

↓

↓

σ1s
Bậc liên kết

↓
3

↓
3

↓
3

↓
3

Độ dài lk (Å)
Năng lượng lk (kJ/mol)

1,10
940

1,13
1076

1,14
1004

1,06
1051

Tính chất từ

nghịch

nghịch

nghịch

nghịch

Nhận xét:
Trật tự sắp xếp năng lượng của các MO tạo thành giống như
 Trật tự sắp xếp MO của 2 nguyên tử cùng loại cuối CK 2 nếu cả 2 nguyên
tố đều là cuối CK
 Trật tự sắp xếp MO của 2 nguyên tử cùng loại đầu CK 2 nếu

 Cả 2 nguyên tố đều là các nguyên tố đầu CK 2
 Một trong 2 nguyên tố là nguyên tố đầu CK 2 .
♠♣♠♠♣♠♠♣♠♠♣♠♠♣♠♠♣♠

15


Chương III: MỘT SỐ BÀI TẬP VỀ LIÊN KẾT CỦA PHI KIM TRONG
CÁC ĐỀ THI HỌC SINH GIỎI CÁC CẤP
I. Một số bài tập có trong đề thi HSGQG
Bài 1: (Đề thi chọn HSGQG- 2002)
Áp dụng thuyết lai hoá giải thích kết quả của thực nghiệm xác định được
BeH2, CO2 đều là phân tử thẳng.
(Phân tích: Để giải bài tập này cần nắm được đặc điểm cấu tạo nguyên tử của
các nguyên tố, từ đó trên cơ sở dạng hình học đã biết ở đề bài có thể dùng
thuyết lai hóa để giải thích.)
Lời giải:
Phân tử thẳng có 3 nguyên tử được giải thích về hình dạng: Nguyên tử
trung tâm có lai hoá sp (là lai hoá thẳng).
BeH2 : Cấu hình e của nguyên tử : H 1s1 ; Be: 1s22s2.
Vậy Be là nguyên tử trung tâm có lai hoá sp:
↑↓

↑↓

→ ↑↓

z

↑ ↑

lai hoá sp

2 obitan lai hoá sp cùng trên trục Z, mỗi obitan đó xen phủ với 1 obitan 1s của H
tạo ra liên kết σ (hình 1). Vậy BeH2 → H−Be−H
(2 obitan p nguyên chất của Be không tham gia liên kết)
CO2:
Cấu hình e: C 1s22s22p2 ; O 1s22s22p4
Vậy C là nguyên tử trung tâm có lai hóa sp x
x
↑↓

↑↓

→ ↑↓

↑ ↑
↑ ↑

y

→
↑ ↑

σ

y

σ

z

Lai hoá p nguyên chất
sp

πy

πx
+ 2 obitan lai hoá sp của C xen phủ với 2 obitan pz của 2 O tạo ra 2 liên kết σ
+ 2 obitan p nguyên chất của C xen phủ với obitan nguyên chất tương ứng của
oxi tạo ra 2 liên kết π (x↔x ; y ↔y) nên 2 liên kết π này ở trong 2 mặt phẳng
vuông góc với nhau và đều chứa 2 liên kết σ.
Vậy CO2:
O= C = O
Ghi chú: Yêu cầu phải trình bày rõ như trên về các liên kết σ, π trong CO2
(chú ý: phải nói rõ có sự tương ứng obitan giữa C với O: x↔x; y ↔y)

16


Bài 2: (Đề thi chọn HSGQG - 2003)
Phân tử HF và phân tử H2O có momen lưỡng cực, phân tử khối gần bằng
HO M
nhau (HF 1,91 Debye, H2O 1,84 Debye, MHF 20,
18); nhưng nhiệt độ
O
nóng chảy của hiđroflorua là −83 C thấp hơn nhiều so với nhiệt độ nóng
chảy của nước đá là 0OC, hãy giải thích vì sao?
2

(Phân tích: Đây là bài tập liên quan đến độ phân cực của liên kết cộng hóa trị
giữa các nguyên tử phi kim liên kết với nhau. Để giải quyết tốt bài tập này cần

nắm rõ cấu hình electron nguyên tử, trạng thái lai hóa của các nguyên tử trung
tâm, vị trí các nguyên tố trong bảng tuần hoàn và so sánh được tính phi kim của
các nguyên tố.)
Lời giải:

∗ Phân tử

H−F

có thể tạo liên kết hiđro

M = 18
µ = 1,84 Debye

M = 20
µ = 1,91 Debye;

H−O−H

−H⋅⋅⋅F−

có thể tạo liên kết hiđro

−H⋅⋅⋅O−

∗ Nhiệt độ nóng chảy của các chất rắn với các mạng lưới phân tử (nút lưới là các
phân tử) phụ thuộc vào các yếu tố:
- Khối lượng phân tử càng lớn thì nhiệt độ nóng chảy càng cao.
- Lực hút giữa các phân tử càng mạnh thì nhiệt độ nóng chảy càng cao.
Lực hút giữa các phân tử gồm: lực liên kết hiđro, lực liên kết van der Waals (lực

định hướng,lực khuếch tán).
∗ Nhận xét: HF và H2O có momen lưỡng cực xấp xỉ nhau, phân tử khối gần
bằng nhau và đều có liên kết hiđro khá bền, đáng lẽ hai chất rắn đó phải có nhiệt
độ nóng chảy xấp xỉ nhau, HF có nhiệt độ nóng chảy phải cao hơn của nước (vì
HF momen lưỡng cực lớn hơn, phân tử khối lớn hơn, liên kết hiđro bền hơn).
Tuy nhiên, thực tế cho thấy Tnc(H2O) = OOC > Tnc(H2O) = −83OC.
∗ Giải thích:
Mỗi phân tử H−F chỉ tạo được 2 liên kết hiđro với 2 phân tử HF khác ở
hai bên H−F⋅⋅⋅H−F⋅⋅⋅H−F. Trong HF rắn các phân tử H−F liên kết với nhau nhờ
liên kết hiđro tạo thành chuỗi một chiều, giữa các chuỗi đó liên kết với nhau
bằng lực van der Waals yếu. Vì vậy, Khi đun nóng đến nhiệt độ không cao lắm
thì lực van der Waals giữa các chuỗi đã bị phá vỡ, đồng thời một phần liên kết
hiđro cũng bị phá vỡ nên xảy ra hiện tượng nóng chảy.
Mỗi phân tử H−O−H có thể tạo được 4 liên kết hiđro với
4 phân tử H2O khác nằm ở 4 đỉnh của tứ diện. Trong nước đá
H
H
mỗi phân tử H2O liên kết với 4 phân tử H2O khác tạo thành
O
mạng lưới không gian 3 chiều. Muốn làm nóng chảy nước đá
H
H
cần phải phá vỡ mạng lưới không gian 3 chiều với số lượng liên
kết hiđro nhiều hơn so với ở HF rắn do đó đòi hởi nhiệt độ cao
O
O
hơn.
17

Bài 3: (Đề thi chọn HSGQG - 2012)
Phân tử NH3 có dạng hình chóp tam giác đều (nguyên tử N ở đỉnh hình
chóp). Ion NH +4 có dạng hình tứ diện đều (nguyên tử N nằm ở tâm của tứ
diện đều). Dựa vào sự xen phủ của các obitan, hãy mô tả sự hình thành các
liên kết trong phân tử NH3 và ion NH +4 .
(Phân tích: Để giải được bài tập này cần nắm vững được cấu hình electron của
nguyên tử, trạng thái lai hóa của nguyên tử trung tâm, từ đó mô tả liên kết của
các nguyên tử trong phân tử )
Bài giải:
+
1. Trong phân tử NH3 và ion NH 4 , N có lai hóa
sp3:

sp3

2s

2p

Trong NH3 một obitan lai hóa sp3 có cặp electron không liên kết, còn 3
obitan lai hóa sp3 khác với 1 electron độc thân xen phủ với 1 obitan s của nguyên tử
H có 1 electron, tạo ra các liên kết σ bền vững.
Trong NH +4 , ngoài 3 liên kết σ như trong NH3, còn 1 obitan lai hóa sp3 với
đôi electron xen phủ với AO 1s của H + không có electron, tạo ra liên kết σ thứ
4.
Bài 4: (Đề thi chọn HSGQG - 2011)
Clo, brom, iot có thể kết hợp với flo tạo thành các hợp chất dạng XFm.
Thực nghiệm cho thấy rằng m có 3 giá trị khác nhau nếu X là Cl hoặc Br,
m có 4 giá trị khác nhau nếu X là I.
a) Hãy viết công thức các hợp chất dạng XFm của mỗi nguyên tố Cl, Br,I.

b) Dựa vào cấu tạo nguyên tử và độ âm điện của các nguyên tố, hãy giải
thích sự hình thành các hợp trên
Cho: Độ âm điện của F là 4,0; Cl là 3,2; Br là 3,0; I là 2,7.
(Phân tích: Yêu cầu của bài tập đã nêu rõ những vấn đề cần nắm vững để vận dụng,
đó là cấu hình electron của các nguyên tử halogen, các trạng thái hóa trị có thể có
của các nguyên tử trung tâm)
Lời giải

a) Công thức các hợp chất XFm:
X là Cl có ClF; ClF3; ClF5 (a); X là Br có BrF; BrF3; BrF5 (b); X là I có IF;
IF3; IF5; IF7 (c).

18


b) Các hợp chất trên đều có liên kết cộng hóa trị, mỗi liên kết được tạo thành
do 2
electron có spin đối song song của 2 nguyên tử góp chung.
* F (Z = 9; n = 2) có 4 AO hóa trị, vì vậy cấu hình chỉ có 1 electron độc thân:
* Cl (Z = 17; n = 3), Br (Z = 35; 9n = 4), I (Z = 53; n = 5) giống nhau đều có 9
AO hóa trị, có thể có:1 electron độc thân: hoặc 3 electron độc thân: 5 electron
độc thân: 7 electron độc thân:
- Hợp chất ClF7 không tồn tại vì thể tích nguyên tử clo rất nhỏ, lực đẩy của
các vỏ nguyên tử flo sẽ phá vỡ liên kết trong phân tử. Hợp chất BrF7 tương tự
hợp chất ClF7 (hợp chất BrF7 hiện nay chưa điều chế được).
- Hợp chất IF7 tồn tại vì thể tích nguyên tử iot rất lớn so với thể tích nguyên tử
flo, lực
đẩy của các vỏ nguyên tử flo không phá vỡ được các liên kết trong
phân tử.

Bài 5: (Đề thi chọn HSGQG - 2010)
Cho các phân tử: xenon điflorua (1), xenon tetraflorua (2), xenon
trioxit (3), xenon tetraoxit (4), bo triflorua (5), trimetylamin (6), axetamit
(7).
1. Vẽ cấu trúc hình học phân tử (cả các cặp electron tự do (nếu có) của nguyên tử
trung tâm) của các chất từ (1) đến (6).
2. Dự đoán góc liên kết ở mỗi phân tử nói trên.
3. Trong phân tử axetamit, 3 liên kết với nguyên tử nitơ đều nằm trong
cùng một mặt phẳng. Vì sao?
(Phân tích: Lý thuyết về liên kết hóa học cần áp dụng trong bài này là thuyết lai hóa,mô hình
đẩy nhau của đám mây electron liên kết và electron không tham gia liên kết )
Lời giải:

1. 2.
1. XeF2:
2.

XeF4:

XeO3:

XeO4:
O

F

F

F

F

O

F

Thẳng, 180o

F

Vuông, 90o

BF3:
F

O

O

O
O

O

Chóp tam giác, < Tứ diện, 109o28
109o28
(CH3)3N:

F

CH3

F

Tam giác phẳng, 120o

CH3

CH3

Chóp tam giác, < 109o28

19


3. Ba liên kết với nguyên tử nitơ đều nằm trong cùng một mặt phẳng, vì liên kết giữa nitơ với
cacbon mang một phần đặc điểm của liên kết đôi.
H
sp3 H
H
sp2 H
H C C N
H C C
N
H
H
H
H
O
O

Bài 6 (Đề thi chọn HSGQG - 2009)
1. Sử dụng mô hình về sự đẩy nhau của các cặp electron hóa trị (mô hình
VSEPR), dự đoán dạng hình học của các ion và phân tử sau: BeH 2, BCl3,
NF3, SiF62-, NO2+, I3-.
2. So sánh và giải thích khả năng tạo thành liên kết π của C và Si.
(Phân tích: Đây là bài tập điển hình về mô hình đẩy nhau của các cặp electron
hóa trị và khả năng hình thành liên kết phụ thuộc vào bán kính của nguyên tử )
Hướng dẫn giải:
1.
BeH2: dạng AL2E0. Phân tử có dạng thẳng: H−Be−H.
BCl3: dạng AL3E0, trong đó có một “siêu cặp” của liên kết đôi B=Cl.
Phân tử có dạng tam giác đều, phẳng.
NF3: dạng AL3E1. Phân tử có dạng hình chóp đáy tam giác đều với N nằm ở
đỉnh chóp.
Góc FNF nhỏ hơn 109o29’ do lực đẩy mạnh hơn của cặp electron không liên kết.
SiF62-: dạng AL6E0. Ion có dạng bát diện đều.
NO 2+: dạng AL2E0, trong đó có 2 “siêu cặp” ứng với 2 liên kết đôi N=O
([O=N=O]+). Ion có dạng đường thẳng.
I3-: dạng AL2E3, lai hoá của I là dsp 3, trong đó 2 liên kết I−I được ưu tiên
nằm dọc theo trục thẳng đứng, 3 obitan lai hoá nằm trong mặt phẳng xích đạo
(vuông góc với trục) được dùng để chứa 3 cặp electron không liên kết. Ion có
dạng đường thẳng.
2. C và Si cùng nằm trong nhóm 4A (hay nhóm 14 trong Bảng tuần hoàn dạng
dài) nên có nhiều sự tương đồng về tính chất hoá học. Tuy nhiên, hai nguyên tố
này thể hiện khả năng tạo thành liên kết π khác nhau trong sự tạo thành liên kết
của các đơn chất và hợp chất.
- Ở dạng đơn chất: Cacbon tồn tại dưới dạng kim cương (chỉ có liên kết
đơn C-C) và graphit, cacbin...(ngoài liên kết đơn còn có liên kết bội C=C và
C≡C), nghĩa là tạo thành cả liên kết σ và liên kết π. Silic chỉ có dạng thù hình giống

kim cương, nghĩa là chỉ tạo thành liên kết σ.
- Ở dạng hợp chất: Trong một số hợp chất cùng loại, điển hình là các oxit:
cacbon tạo thành CO và CO2 mà phân tử của chúng đều có liên kết π, trong khi
silic không tạo thành SiO, còn trong SiO2 chỉ tồn tại các liên kết đơn Si–O.
Giải thích:
Liên kết π được tạo thành do sự xen phủ của các obitan p. Nguyên tử
cacbon (Chu kỳ 2) có bán kính nhỏ hơn nguyên tử silic (Chu kỳ 3) nên mật độ
electron trên các obitan của nguyên tử C cao hơn mật độ electron trên các obitan
20


tương ứng của nguyên tử Si. Khi kích thước của các obitan bé hơn và mật độ
electron lớn hơn thì sự xen phủ của các obitan hiệu quả hơn, độ bền của liên kết
cao hơn. Do đó, cacbon có thể tạo thành liên kết π cả ở dạng đơn chất và hợp
chất, trong khi silic hầu như không có khả năng này.
Bài 7: (Đề thi chọn HSGQG- 2008)
1. Viết công thức Lewis và xác định dạng hình học của các phân tử và ion
sau:
BCl3, CO2, NO2+, NO2, IF3
2. Tại sao bo triclorua tồn tại ở dạng monome (BCl3) trong khi nhôm triclorua lại
tồn tại ở dạng đime (Al2Cl6)?
(Phân tích: Bài tập này có sự liên quan chặt chẽ của thuyết liên kết lewis, mô
hình đẩy nhau của các cặp electron hóa trị, thuyết lai hóa và cấu hình electron
nguyên tử)
Lời giải
1. a (0,5 điểm). Công thức Lewis:
BCl3
Cl
:
B

. . . .. .
Cl
Cl

NO2+

CO2
O:: C::O

O:: N::O

+

NO2

IF3

.
N.
. . . ..
O
O

F
.. :
I. . F
.. :
F

b (1 điểm). Dạng hình học:

BCl3: Xung quanh nguyên tử B có 3 cặp electron (2 cặp và 1 "siêu cặp")
nên B có lai hoá sp2, 3 nguyên tử F liên kết với B qua 3 obitan này, do đó phân
tử có dạng tam giác đều.
CO2: Xung quanh C có 2 siêu cặp, C có lai hoá sp, 2 nguyên tử O liên kết
với C qua 2 obitan này. Phân tử có dạng thẳng.
NO+: Ion này đồng electron với CO2 nên cũng có dạng thẳng.
NO2: Xung quanh N có 3 cặp electron quy ước [gồm 1 cặp + 1 siêu cặp
(liên kết đôi) + 1 electron độc thân] nên N có lai hoá sp2. Hai nguyên tử O liên
kết với 2 trong số 3 obitan lai hoá nên phân tử có cấu tạo dạng chữ V (hay gấp
khúc). Góc ONO < 120o vì sự đẩy của electron độc thân.
IF3: Xung quanh I có 5 cặp electron, do đó I phải có lai hoá sp3d, tạo thành
5 obitan hướng đến 5 đỉnh của một hình lưỡng chóp ngũ giác. Hai obitan nằm
dọc trục thẳng đứng liên kết với 2 nguyên tử F. Nguyên tử F thứ ba liên kết với
1 trong 3 obitan trong mặt phẳng xích đạo. Như vậy phân tử IF 3 có cấu tạo dạng
chữ T. Nếu kể cả đến sự đẩy của 2 cặp electron không liên kết, phân tử có dạng
chữ T cụp.
O

O

N

O

.
N

F

.

C

.

O

I

. ..

O

..
..

. ..

Cl
..
..
.. B
..
Cl
Cl

O

F

21

F


2. (0,5 im). BF3: B cú 3 electron hoỏ tr. Khi to thnh liờn kt vi 3 nguyờn t
F, nguyờn t B ch cú 6 electron, phõn t khụng bn. cú bỏt t nguyờn t B
s dng 1 obitan p khụng lai hoỏ to liờn kt vi 1 trong 3 nguyờn t F. Kt
qu l to thnh phõn t BF3 cú dng tam giỏc u ging BCl3 ó trỡnh by
trờn.
AlCl3: AlCl3 cng thiu electron nh BF 3, nhng Al khụng cú kh nng to
thnh liờn kt kiu
p-p nh B. cú bỏt t, 1 trong 4 obitan lai hoỏ sp 3 ca nguyờn t Al nhn
1 cp electron khụng liờn kt t 1 nguyờn t Cl phõn t AlCl 3 bờn cnh. Phõn
t AlCl3 ny cng x s nh vy. Kt qu l to thnh mt ime.
Bi 8: ( thi chn HSGQG - 2005 ). Thực nghiệm cho bit PCl5 có hình

song tháp tam giác, góc liên kết trong mặt phẳng đáy l 120 o, trục với mặt đáy l
90o. p dụng thuyết lai hoá, hãy giải thích kết quả đó.

(Phõn tớch: gii c bi tp ny cn nm vng cu hỡnh electron
nguyờn t, thuyt lai húa)
Hớng dẫn giải:

3. a) Trớc hết ta xét cấu hình electron của các nguyên tử.
P (Z = 15) [Ne]3s23p3 (a)
Cl (Z = 17) [Ne]3s23p5 (b)
Kí hiệu [Ne] biểu thị cấu hình 1s22s22p6..
b) Hình dạng của PCl5 đợc mô tả nh hình bên:
Mặt đáy tam giác () có 3 đỉnh là 3 nguyên tử Cl (1), (2),

(3); tâm là P. Góc ClPCl trong mặt đáy này là 120o.
Tháp phía trên có đỉnh là nguyên tử Cl(5), tháp phía dới có
đỉnh là nguyên tử Cl (4). Hai đỉnh này cùng ở trên đờng
thẳng đi qua P. Góc Cl (4) PCl (1) bằng 90o.
Độ dài liên kết trục PCl (4) hay PCl (5) đều lớn hơn độ dài
liên kết ngang trong mặt đáy, dt > dn.

Cl (5)

Cl
(

Cl (3)

P

Cl (1)

Cl (4)
EMBED ChemWindow.Document
c) Giải thích: Trong cấu hình electron của các nguyên tử P có 3 e độc thân. Để trở
thành nguyên tử trung tâm trong PCl 5, một phân tử có 5 liên kết tạo thành hình song
tháp tam giác, P ở dạng lai hoá thích hợp là sp3d.

(a)
3s2

3p3

lai hoá

(a1)
3

sp d

3d

d

(Ghi chú : Giả thiết P ở dạng lai hoá sp d vẫn đợc coi là hợp lí).
Do lai hoá nh vậy, trong P có 5 obitan chứa 5 e độc thân (xem (a 1) trên). 3 trong số 5
obitan đó ở trong cùng mặt phẳng có 3 đỉnh hớng về 3 phía lập thành 3 đỉnh của tam
giác đều; 3 trục của chúng cắt nhau từng đôi một tạo thành góc 120 o. P ở tâm tam giác
đều này. 2 obitan còn lại có 2 đỉnh trên cùng một đờng thẳng vuông góc (tạo góc 90 o)
với mặt phẳng tam giác và hớng về hai phía của mặt phẳng tam giác này.
Mỗi Cl có 1 AO-p nguyên chất chứa 1 e độc thân (xem (b) ở trên). Do đó mỗi
AO này xen phủ với 1 obitan lai hoá của P tạo ra 1 liên kết xích ma ().
2 2

22


Trong mỗi vùng xen phủ đó có một đôi electron với
spin ngợc nhau (), do P và mỗi Cl góp chung, chuyển
động. Vậy trong 1 phân tử PCl 5 có 5 liên kết xích ma (). 3
trong 5 liên kết đợc phân bố trong mặt đáy tam giác. 2 liên
kết còn lại ở trên đòng thẳng vuông góc (tạo góc 900) với mặt
phẳng tam giác và hớng về hai phía của mặt phẳng tam giác
này.

(Hình bên minh hoạ rõ ràng kết quả đó).
Nh vậy, PCl5 có hình song tháp tam giác là hợp lí.

Cl (5)

Cl (2)
Cl (3)

P
Cl (1)
Cl (4)

II. Cỏc bi tp cú trong cỏc thi olimpic
Bi 1: ( thi ICHO - 37)
1. V cụng thc Lewis ca mi phõn t sau:
a) N2. b) NH3. c) O3. d) SO3.
2.V cụng thc Lewis ca cacbon monoxit v xỏc nh in tớch hỡnh thc,
trng thỏi oxy húa ca cacbon v oxy trong cacbon monoxit.
Thioure S, S dioxit cú khung cu to nh sau:
H

O
S

N

H

N

H

C

O

H

3.Vit cụng thc Lewis cho Thioure S, S dioxit vi in tớch hỡnh thc
ca tt c cỏc nguyờn t bng khụng.
4. Da vo thuyt sc y cp electron (VSEPR). Hóy xỏc nh dng hỡnh
hc ca nguyờn t lu hunh, cacbon v nit da vo cu trỳc Lewis ó
ra cõu
(Phõn tớch: õy l mt bi tp cú tớnh tng hp cao, gii quyt tt bi ny
cn phi nm vng gn nh ton b phn lý thuyt v liờn kt cng húa tr! )
Hng dn gii
5 1:
a) N

N

b)

N

H

c) O

H

O

H

O
O

O
O

d)
O

O

S

S

O

O

O

O

Cú th chp nhn cỏc cõu tr li sau:
O

O

O
O

O

O

O

O

O
O

O
O

Nhng cỏc cõu tr li sau l sai:
O

O

O
O

O

O
O

O
O

5 2:

23


C

hay

O

C

O

Điện tích hình thức: C-1 ; O+1
Trạng thái oxy hóa: C2+ ; O2-.
5 – 3:
Cấu trúc đúng:
N

O

S

C

O

N

N đúng (phải thêm điện tích hình
N thức):
Cấu
O trúc không
O

S

O

O
O

S

S

N
C

S

C

C
N

O

N

N

O

N

O

C

+
N

5 – 4:
S (b): tam giác phẳng; C (b): tam giác phẳng; N (a): tháp tam giác
Bài 2: Olimpic hóa học sinh viên toàn quốc 2005 (Bảng A)

1) Hãy cho biết cấu hình hình học của phân tử và ion dưới đây, đồng
thời sắp xếp các góc liên kết trong chúng theo chiều giảm dần. Giải
thích.
a) NO2; NO2+; NO2-.
b) NH3; NF3.

2) So sánh momen lưỡng cực giữa hai phân tử NH3 và NF3. Giải thích.
3) Thực nghịêm xác định được mome lưỡng cực của phân tử H2O là 1,85D,
góc liên kết ∠HOH là 104,5o, độ dài liên kết O – H là 0,0957 nm. Tính độ
ion của liên kết O – H trong phân tử oxy (bỏ qua momen tạo ra do các cặp
electron hóa trị không tham gia liên kết của oxy)
Cho biết số thứ tự Z của các nguyên tố: 7(N); 8(O); 9(F); 16(S)
1D = 3,33.10-30 C.m
Điện tích của electron là -1,6.10-19C; 1nm = 10-9m.
(Phân tích: Có thế dùng thuyết VSEPR hay thuyết lai hóa, cấu tạo nguyên tử để
giải bài tập này)
BÀI GIẢI:
1) Để giải thích câu này ta có thể dùng thuyết VSEPR hoặc thuyết lai hóa (hoặc
kết hợp cả hai).
a)
N
O

sp2

N
O

O

N

sp

O

O

sp2

O

(1) và (3): hình gấp khúc.
(2) : thẳng

Góc liên kết giảm theo thứ tự sau: (2) – (1) – (3) do ở (2) không có lực đẩy
electron hóa trị của N không tham gia liên kết, ở (1) có một electron hóa trị của
N không liên kết dẩy làm góc ONO hẹp lại đôi chút. Ở (3) góc liên kết giảm
nhiều hơn do có 2 electron không liên kết của N đẩy.
24


b)
N

N
H

H

F

F

3H

3F

sp

sp

Góc liên kết giảm theo chiều ∠HNH - ∠FNF vì độ âm điện của F lớn hơn
của H là điện tích lệch về phía F nhiều hơn ⇒ lực đẩy kém hơn.
µ(NH3) > µ(NF3) Giải thích:
N

N
H

H

F

H

F
F

Ở NH3 chiều của các momen liên kết và của cặp electron của N cùng
hướng nên momen tổng cộng của phân tử lớn khác với NF3 (hình vẽ).
3)

µ1 H
O

µ2

µ
H

µ của phân tử bằng tổng các momen của hai liên kết (O – H):
Từ đó sử dụng các hệ thức lượng trong tam giác ta tính được momen của
liên kết O – H là: 1,51D. Giả thiết độ ion của liên kết O – H là 100% ta có:
µ 1 (lt ) =

0,0957.10 −9 .1,6.10 −19
= 4,60 D
3,33.10 −30

Ta dễ dàng suy ra độ ion của liên kết O – H là 32,8%
Bài 3: Olimpic sinh viên toàn quốc 2005 (Bảng B):

1) Có các phân tử XH3:
a) Hãy cho biết cấu hình hình học của các phân tử PH3 và AsH3.
b) So sánh góc liên kết HXH giữa hai phân tử trên và giải thích.
2) Xét các phân tử POX3
a) Các phân tử POF3 và POCl3 có cấu hình hình học như thế nào?
b) Góc liên kết XPX trong phân tử nào lớn hơn?
3) Những phân tử nào sau đây có momen lưỡng cực lớn hơn 0?
BF3; NH3; SiF4; SiHCl3; SF2; O3.
Cho biết: ZP = 15; ZAs = 33; ZO = 8; ZF = 9; ZCl = 17; ZB = 5; ZN = 7;
ZSi = 14; ZS = 16.
BÀI GIẢI:
Để giải thích câu này ta có thể dùng thuyết VSEPR hoặc thuyết lai hóa (hoặc kết
hợp cả hai).1)

P: 1s22s22p63s23p3;

As: 1s22s22p63s23p63d104s24p3.

X
H

PH và 3As
H đều có 5e hóa trị và đã tham gia liên kết 3e trong XH3.
sp
Hình tháp tam giác
Góc HPH > HasH vì độ âm điện của nguyên tử trung tâm P lớn hơn so với
của As nên lực đẩy mạnh hơn.
2)

25