(Sáng kiến kinh nghiệm) lý thuyết nâng cao về liên kết hóa học

MỤC LỤC
Trang
Mục lục....................................................................................................................1
Phần I. MỞ ĐẦU.....................................................................................................2
1. Lí do chọn đề tài..................................................................................................2
2. Mục đích nghiên cứu...........................................................................................2
3. Đối tượng nghiên cứu..........................................................................................2
4. Phương pháp nghiên cứu.....................................................................................2
PHẦN II: NỘI DUNG SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM .........................................2
I. Nghiên cứu thực trạng..........................................................................................2
1. Thuận lợi..............................................................................................................2
2. Khó khăn.............................................................................................................2
II. Cơ sở lý luận.......................................................................................................3
1. Phân tử và liên kết hóa học.................................................................................3
2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học………………..........................3
3. Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học................................................4
III. Giải quyết vấn đề...............................................................................................4
1. Liên kết ion…………………………………………………………..................4
2. Liên kết cộng hóa trị………………………………………………....................6
3. Liên kết kim loại..................................................................................................15
4. Liên hiđrokết ......................................................................................................17
5. Liên kết vanđevan……………………………………………………................18
IV. Hiệu quả của sáng kiến kinh nghiệm................................................................19
Phần III : KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ………………………………….............19
1. Kết luận...............................................................................................................19
2. Kiến nghị.............................................................................................................19
Tài liệu tham khảo...................................................................................................20

1

Phần I. MỞ ĐẦU.
1. Lí do chọn đề tài.
Ngành Giáo Dục nước ta trong nhưng năm gần đây đang tích cực đổi mới
toàn diện Giáo dục để nhằm phát triển năng lực toàn diện của học sinh. Một
trong những yếu tố then chốt quyết định sự thành công của công cuộc đổi mới
giáo dục chính là đội ngũ giáo viên. Người giáo viên ngồi những kiến thức có
được từ giảng đường Đại học thì phải ln nghiên cứu, tìm tịi để phát triển năng
lực chuyên môn.
Trong những năm qua, khi giảng dạy về chương “Liên kết hóa học” ở
chương trình lớp 10 tôi nhận thấy bản thân cần nghiên cứu chuyên sâu hơn về
vấn đề “liên kết hóa học”, để tạo cho học sinh cảm thấy hứng thú hơn trong quá
trình nghe giảng và người giáo viên chủ động giải đáp được nhiều vấn đề thắc
mắc liên quan đến bài học cho học sinh.
Xuất phát từ những vấn đề trên bản thân tơi nghiên cứu, tìm tịi, sưu tầm để
đưa ra sáng kiến kinh nghiệm “Lý thuyết nâng cao về liên kết hóa học”.
2. Mục đích nghiên cứu.
Xây dựng hệ thống lý thuyết nâng cao về “Liên kết hóa học” nhằm có được
một kiến thức chun mơn vững chắc hơn để phục vụ cho việc truyền thụ kiến
thức, giúp giáo viên giải quyết được nhiều vấn đề thắc mắc về bài học của học
sinh trong quá trình giảng dạy chương “Liên kết hóa học” (Hóa học 10…[4]).
3. Đối tượng nghiên cứu.
Lý thuyết về liên kết hóa học.
4. Phương pháp ngiên cứu.
a. Nghiên cứu lý luận.
- Nghiên cứu lý luận về việc xây dựng hệ thống các câu hỏi lý thuyết và bài
tập phần “Liên kết hóa học” dựa trên quan điểm lý luận về quá trình nhận thức.
- Tìm hiểu tài liệu có liên quan đến luận văn: Sách, báo, tạp chí, nội dung
chương trình, tài liệu giáo khoa chun Hóa học...
b. Nghiên cứu thực tiễn
- Tìm hiểu thực tiễn giảng dạy chương “Liên kết hóa học’’ ở lớp 10…[4]

nhằm phát hiện vấn đề nghiên cứu.
- Trao đổi kinh nghiệm với các giáo viên có nhiều kinh nghiệm trong bồi
dưỡng học sinh khá, giỏi, …

Phần II. NỘI DUNG SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM
I. Nghiên cứu thực trạng
1. Thuận lợi
Được sự giúp đỡ tận tình của đồng nghiệp. Nhiều lý thuyết chuyên sâu có
thể tìm được qua các kênh thơng tin.
2. Khó khăn.
Là trường miền núi nên việc tìm kiếm sách liên quan đến vấn đề của đề tài
rất khó khăn.
Việc trao đổi thực trạng vướng măc trong việc giảng dạy chương “Liên kết
hóa học lớp 10” với các đồng nghiệm các trường trong và ngồi tỉnh khơng nhiều.
2


II. CƠ SỞ LÝ LUẬN.
1. Phân tử và liên kết hóa học.
Phân tử là hạt vi mơ đại diện cho chất và mang đầy đủ tính chất hóa học
của một chất. Trong tự nhiên các khí hiếm tồn tại ở trạng thái phân tử đơn
nguyên tử. Nguyên tử của các nguyên tố khác rất ít khi tồn tại một cách độc lập
mà có xu hướng kết hợp với nhau để tạo ra phân tử hay tinh thể có hai hay nhiều
nguyên tử. Sự kết hợp này nhằm đạt đến cấu trúc mới bền vững hơn, có năng
lượng thấp hơn. Người ta gọi sự kết hợp giữa các nguyên tử là liên kết hóa học.
Theo quan điểm hiện nay. Phân tử gồm một số có giới hạn các hạt nhân
nguyên tử và các electron tương tác với nhau, được phân bố một cách xác định
trong không gian tạo thành một cấu trúc bền vững.
Hiểu theo nghĩa rộng, khái niệm phân tử bao gồm cả phân tử trung hoà, cả
những ion, ion phức và những gốc tự do.

2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học:
a. Electron hóa trị
Electron hóa trị là e có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học. Các nguyên
tố nhóm A có số e hóa trị bằng số e lớp ngoài cùng, các nguyên tố nhóm B có số
e hóa trị bằng số e có trong các phân lớp (n-1)d và ns.
b. Công thức Lewis
Công thức Lewis là loại công thức cho biết số electron hóa trị của nguyên
tử, trong đó hạt nhân và electron lớp trong được biểu diễn bằng kí hiệu hóa học
của ngun tố, cịn electron hóa trị tượng trưng bằng các dấu chấm (.) đặt xung
quanh kí hiệu của nguyên tố (có phân biệt electron ghép đơi và độc thân). Mỗi
cặp electron tham gia liên kết hoặc tự do cịn có thể biểu diễn bằng một đoạn
gạch ngang (-)
Ví dụ:
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA VIIIA
.
Chu kỳ 2 Li .
Be :
:B.
:C:
:N:
:O:
: F. :
: .Ne :
..Ne

.F
.O
Hoặc
Li .
Be
B.
C
N.
.
.
. tử (Octet)
.
c. Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát
Như trên đã nói, sự hình thành liên kết là nhằm đạt cấu trúc bền vững hơn.
Thực tế cho thấy chỉ các nguyên tử khí hiếm là tồn tại độc lập mà không liên kết
với các nguyên tử khác. Sở dĩ như vậy vì chúng có lớp electron ngồi cùng có cấu
hình ns2np6 (8 electron) bền vững, có trạng thái năng lượng thấp. Trên cơ sở này,
người ta cho rằng khi tham gia liên kết để đạt cấu trúc bền các nguyên tử phải làm
cho lớp vỏ của chúng giống lớp vỏ của khí hiếm gần kề. Có hai giải pháp đạt đến
cấu trúc này là dùng chung hoặc trao đổi các electron hóa trị.
Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “ Khi tham gia vào liên kết
hóa học các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt
đến cấu trúc bền của khí hiếm bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”.

3


Ví dụ:

..

H . +. Cl :
..
..
Na . + . Cl :
..
(2/8/1)
(2/8/7)

..
H : Cl
.. :

H-Cl

Na+ Cl(2/8) (2/8/8)

NaCl

3. Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học
a. Độ dài liên kết (d): Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai nguyên tử liên
kết trực tiếp với nhau.
Ví dụ: Trong phân tử nước, dO-H = 0,94 .
Độ dài liên kết giữa hai ngun tử A-B có thể tính gần đúng bằng tổng
bán kính của hai nguyên tử A và B
b. Góc liên kết: Là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt nhân
nguyên tử và đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với ngun tử
đó. Ví dụ: Trong phân tử nước HOH = 104028’
c. Năng lượng liên kết: Năng lượng liên kết A-B là năng lượng cần cung cấp để
phá vỡ hoàn toàn liên kết A-B (thường được qui về 1 mol liên kết - kJ/mol hoặc
kcal/mol).

 H = 103 kcal/mol
EH-H = 103 kcal/mol : H2  2H
Năng lượng liên kết (năng lượng phân li liên kết), về trị tuyệt đối, chính
bằng năng lượng hình thành liên kết nhưng ngược dấu. Tổng năng lượng các
liên kết trong phân tử bằng năng lượng phân li của phân tử đó.

III. GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ
1. Liên kết ion
a. Khái niệm về ion.
- Ion là những ngun tử hay nhóm ngun tử mang điện tích.
VD: Na+, Ca2+, Al3+, NH4+, NO3-, SO42-…
- Sự tạo thành cation: Các ngun tử kim loại có bán kính ngun tử lớn và có
số electron hố trị ít (thường có từ 1 đến 3 electron) nên có năng lượng ion hố
nhỏ, các nguyên tử này dễ mất electron hoá trị để trở thành ion dương hay cation.
M - ne  Mn+
- Sự tạo thành anion: Các nguyên tử phi kim có bán kính nhỏ, điện tích hạt
nhân lớn, số electron hố trị tương đối nhiều(thường có từ 5 đến 7 electron hố
trị), nên chúng có ái lực electron lớn, có khuynh hướng nhận thêm electron để
đạt được vỏ electron bão hoà giống khí hiếm đứng sau, có năng
lượng thấp và bền vững. Khi đó chúng tạo ra ion âm (hay anion).
X + ne  Xnb. Sự tạo thành liên kết ion.
- Khi có tương tác giữa các nguyên tử kim loại điển hình và các nguyên tử
phi kim điển hình, thì có sự cho electron của các kim loại và sự nhận electron
của các phi kim, hình thành các ion mang điện tích trái dấu, chúng hút nhau
bằng lực hút tĩnh điện tạo ra hợp chất ion.
VD

Na

+

Cl

Na

+

+

Cl

-

Na

+

Cl

-

- Bản chất của lực liên kết ion: Là lực hút tĩnh điện.
4


Độ lớn của lực liên kết ion (F) phụ thuộc vào trị số điện tích của cation (q1)
và anion (q2) và bán kính ion của chúng lần lượt là r1 và r2.
F~

q1.q2

r2

( r = r1 + r2 )
- Khi lực liên kết ion càng lớn thì liên kết ion càng bền, năng lượng mạng lưới
ion càng lớn và liên kết ion khó bị phân li, mạng lưới ion càng khó bị phá vỡ, các
hợp chất ion càng khó nóng chảy, khó bị hồ tan trong dung mơi phân cực hơn.
- Đặc điểm chung của liên kết ion.
+ Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái
dấu là lớn.
+ Liên kết ion khơng có tính định hướng trong khơng gian do trường lực
ion tạo ra có dạng cầu.
+ Liên kết ion khơng có tính bão hồ, số lượng ngun tử hay ion là không
hữu hạn, các ion trái dấu sắp xếp xen kẽ, luân phiên nhau theo một trật tự xác
định, tuần hồn tạo ra mạng tinh thể ion.
- Tính chất chung của các hợp chất ion.
+ Luôn là chất rắn tinh thể ion.
+ Có nhiệt độ nóng chảy cao và khơng bay hơi khi cô cạn dung dịch.
+ Thường dễ tan trong nước và không tan trong các dung môi hữu cơ kém
phân cực.
+ Ở trong dung dịch hoặc ở trạng thái nóng chảy hợp chất ion dẫn điện tốt.
- Khả năng nóng chảy và khả năng phân li trong nước của các hợp chất ion
phụ thuộc vào độ lớn của lực hút tĩnh điện giữa các ion hay phụ thuộc vào năng
lượng phân li (Epl).
q1.q 2
q1, q2 :Lần lượt là điện tích của cation và anion.
E pl
~ d
d: Là khoảng cách giữa 2 ion.
c. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo thành liên kết ion.
- Năng lượng ion hoá.

+ Khái niệm: Năng lượng ion hoá là năng lượng cần thiết để tách một
electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản (trạng thái khơng kích thích) tạo
ra cation ở trạng thái khí.
M
+ I1  M+ + 1e
M+
+ I2  M2+ + 1e
M2+ + I3  M3+ + 1e
......
M(n - 1)+ + In  Mn+ + 1e
Các giá trị I 1, I2, I3,…, In là năng lượng ion hoá thứ nhất, thứ 2, thứ 3,… và
thứ n.
+ Qui luật: + I1 < I2 < I3 <…< In
+ Những nguyên tử có năng lượng ion hố càng nhỏ càng dễ biến thành ion
dương.
- Ái lực với electron.
+ Khái niệm: Ái lực đối với electron là năng lượng tỏa ra (hay thu vào) khi
một nguyên tử kết hợp với electron để trở thành ion âm.
5


X + 1e  X - + A1
( A1: là ái lực đối với electron thứ nhất.)
+ Qui luật: Ái lực đối với electron của một nguyên tố càng lớn thì ngun
tố đó càng dễ chuyển thành ion âm.
- Năng lượng mạng lưới.
+ Khái niệm: Năng lượng mạng lưới là năng lượng toả ra khi các ion kết
hợp với nhau để tạo thành mạng lưới tinh thể.
+ Qui luật: Năng lượng mạng lưới càng lớn thì hợp chất ion được tạo nên
càng bền.

Tóm lại: Kim loại càng dễ nhường electron, phi kim càng dễ nhận electron, các
ion được tạo thành hút nhau càng mạnh thì càng thuận lợi cho sự tạo thành liên
kết ion.
2. Liên kết cộng hóa trị.
2.1. Lí thuyết phi cơ học lượng tử (Thuyết electron hóa trị Lewis Langmuir)
a. Sự hình thành liên kết cộng hóa trị.
- Khi hình thành liên kết cộng hóa trị, các ngun 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 thơng thường) hoặc chỉ do một nguyên tử bỏ ra
(cộng hóa trị phối trí).
- Số electron góp chung của một ngun tử thường bằng 8 - n (n: số thứ tự
của nhóm nguyên tố). Khi hết khả năng góp chung, liên kết với các ngun tử
cịn lại được hình thành bằng cặp electron do một nguyên tử bỏ ra (thường là
nguyên tử của ngun tố có độ âm điện nhỏ hơn).
VÝ dơ:
C«ng thøc Công
thức Công thức cấu tạo
..
phân tử
electron
.. ..
H2O
H.. :O:
H-O-H
.. H
..
SO2
:O:: S: O:

O= SO
b. Những hạn chế của lí thuyết phi cơ học lượng tử.
- Không cho thấy bản chất của liên kết cộng hóa trị
- Khơng cho thấy sự định hướng không gian của liên kết và như vậy không
thể giải thích cấu tạo hình học của phân tử.
- Khơng giải thích được một số cơng thức cấu tạo trong đó liên kết cộng
hóa trị khơng phải được hình thành từ cặp electron mà lại xuất hiện các số lẻ
electron chung, cũng như các cơng thức trong đó qui tắc bát tử khơng được thỏa
mãn (số electron lớp ngồi cùng của nguyên tử nhỏ hơn hoặc lớn hơn 8).
- Không giải thích được liên kết “cộng hóa trị nhiều tâm khơng đối xứng”
như trong phân tử benzen C6H6 …
2.2. Lí thuyết cơ học lượng tử
2.2.1. Thuyết VB (Valent Bond - Liên kết hóa trị)

6


Heitler-London đã khảo sát phân tử H2 trên cơ sở của cơ học lượng tử, sau
đó mở rộng và phát triển thành thuyết liên kết cộng hóa trị (thuyết VB) áp dụng
cho mọi phân tử.
2.2.1.1. Các luận điểm cơ sở của thuyết VB
- Một cách gần đúng, coi cấu tạo e của ngun tử vẫn được bảo tồn 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 khơng thể hình
thành từ 1 e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão hịa của liên kết cộng hóa trị).

- Sự xen phủ giữa 2 AO có 2e của 2 ngun 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).
2.2.1.2. Thuyết VB về sự hình thành liên kết cộng hóa trị
Khi hai nguyên tử tham gia liên kết lại gần nhau sẽ xuất hiện lực hút tĩnh
điện giữa hạt nhân nguyên tử này với lớp vỏ electron của nguyên tử kia làm cho
các obitan “xen phủ” vào nhau một phần. Với sự xen phủ này, mật độ điện tích
âm ở khoảng cách giữa hạt nhân hai nguyên tử (mang điện dương) tăng lên, làm
tăng lực hút giữa electron trong vùng xen phủ với hai hạt nhân, lực hút này cân
bằng với lực đẩy tương hỗ của hai hạt nhân, giữ cho hai hạt nhân nguyên tử liên
kết với nhau: liên kết hóa học được hình thành. Cần thấy rằng, khi các obitan
“xen phủ” vào nhau electron khơng cịn thuộc về một ngun tử nữa, chúng di
chuyển trong một obitan mới của cả hai nguyên tử. Theo Pauli, obitan mới được
hình thành này chỉ chứa tối đa hai electron và hai electron này phải có spin
ngược dấu. Như vậy mỗi liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng cách xen
phủ hai obitan nguyên tử có electron độc thân của hai nguyên tử liên kết, hai e
độc thân tham gia liên kết phải có spin ngược dấu.
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”.

VÝdô:

1
1H 1s

17Cl

1s22s22p63s23p5

H2
H:H
H–H
H H
HCl
H :Cl
H – Cl
H
Cl
Cl2
Cl : Cl
Cl – Cl
Cl
Cl
2.2.1.3. Thuyết VB giải thích những hạn chế của thuyết electron hóa trị
- Thuyết VB cho thấy liên kết cộng hóa trị được hình thành nhờ tương tác
tĩnh điện giữa các electron chung (mang điện tích âm) với hạt nhân hai nguyên
tử (mang điện tích dương).
7


- Theo thuyết VB liên kết được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ
các obitan liên kết có giá trị cực đại, như vậy liên kết cộng hóa trị là một liên kết có
tính định hướng và phân tử tạo từ các liên kết cộng hóa trị sẽ có một cấu tạo hình
học xác định. Cấu tạo hình học của các phân tử sẽ được khảo sát trên cơ sở của một
lí thuyết đi kèm với thuyết VB đó là thuyết lai hóa các obitan nguyên tử.
- Theo thuyết VB, cấu trúc bền không nhất thiết phải giống với cấu trúc của
khí hiếm. Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng cách xen phủ hai obitan chứa
electron đối song (spin ngược dấu) đã làm cho năng lượng hệ thống giảm, cấu

trúc được tạo ra đã là bền hơn so với cấu trúc của các nguyên tử tương ứng ứng
với năng lượng thấp hơn. Như vậy có thể giải thích được liên kết cộng hóa trị
trong một số phân tử mà cấu trúc của nguyên tử không giống cấu trúc khí hiếm.
2.2.1.4. 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
- 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
đơi 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 2).
VD: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6
Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO2 là 3 ; HClO3 là 5; HClO4 là 7
Bảng 2: Số e độc thân có thể có của các ngun tố thuộc phân
nhóm chính
Nhóm
Cấu hình electron hóa trị
Số e- độc thân
ns2
IIA
2
X*
IIIA

ns2 np1
X*

IVA

ns2 np2
X*

VA

ns2 np3

Từ chu kỳ 3

X*

VIA

ns2 np4

Từ chu kỳ 3

1, 3

X*
X**

2, 4
3, 5

2,4, 6

8


VIIA

ns2 np5

Từ chu kỳ 3

X*
X**

1, 3, 5, 7

***

X

2.2.1.5. Bậc liên kết
Bậc liên kết là số liên kết cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai
nguyên tử. Ta có Liên kết bậc một (liên kết đơn), Liên kết bậc 2 (liên kết đôi),
Liên kết bậc ba (liên kết ba).
Khi bậc liên kết càng lớn thì năng lượng liên kết càng lớn và
độ dài liên kết càng nhỏ.
VD:
Liên kết:
C-C
C=C
CC
E (kcal/mol):

83
143
194
0
1,54
1,34
1,2
dC-C ( A ) :
2.2.1.6. Liên kết xichma () và liên kết pi ().
a) Liên kết xichma () : 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 ? có các loại s-s , s-p , p-p , …
s s

p

p

s

p

Liên kết  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.
b) Liên kết : 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  có các loại p-p , p-d , …
Liên kết  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.
y

y

x

p-p

y
x

p-d

Liên kết đơn luôn là liên kết , liên kết đôi gồm 1 liên kết  và 1 liên kết ,
liên kết ba gồm 1 liên kết  và 2 liên kết .
2.2.1.7. Liên kết cộng hóa trị phân cực và khơng phân cực.
a) Liên kết cộng hóa trị khơng phân cực: Là loại liên kết cộng hóa trị trong đó
electron chung ở chính giữa hạt nhân hai ngun tử. Liên kết cộng hóa trị khơng
phân cực hình thành giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố như ở trong các
đơn chất H2, N2. O2, Cl2, …

9


b) Liên kết cộng hóa trị phân cực: Là loại liên kết cộng hóa trị trong đó
electron chung lệch một phần về phía ngun tử có độ âm điện lớn hơn, nguyên
tử này sẽ mang một phần điện tích âm và ngược lại.
Hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử  có giá trị trong khoảng từ 0 đến
1,7. Người ta biểu diễn sự phân cực bằng mũi tên trên gạch ngang liên kết theo

chiều từ nguyên tử có độ âm điện nhỏ đến nguyên tử có độ âm điện lớn.

B+
(A <B )
A2.2.1.8. Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí).
a) Định nghĩa: Liên kết cộng hố 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

hay

H

H

H

O
hay

O

N
H

O
N

+

H

N
O

b) Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận:
- Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ e đã bão hồ và cịn 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.
2.2.1.9. Đặc điểm chung của liên kết cộng hố trị và tính chất chung của
các hợp chất cộng hoá trị.
a) Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị:
- Là liên kết hoá học bền.
- Sự xen phủ obitan có tính định hướng rõ rệt trong khơng gian để đảm bảo
ngun lí xen phủ cực đại.
- Liên kết cộng hố trị có tính bão hịa nên phân tử cộng hố trị thường có số
ngun tử xác định.
b) Tính chất chung của các hợp chất cộng hố trị.
- Có thể tồn tại ở trạng thái khí, lỏng hoặc rắn ở điều kiện thường tuỳ thuộc
vào khối lượng phân tử và lực tương tác giữa các phân tử.
- Có hình dạng xác định trong khơng gian do tính định hướng của liên kết
cộng hố trị.
- Khó tan trong nước và dễ tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
2.2.1.10. 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)
10


Ký
hiệu

Sự lai hóa

sp2

p
s
p
s

sp3

p
s

sp

3

sp d

3 2

sp d

Phân bố khơng gian của
các obitan lai hóa
1800
Đường
thẳng
1200
Tam
giác

sp

sp2

109028’

3

sp

d
p
s

Tứ
diện
Lưỡng
tháp
đáy
tam
giác

sp3d

d
p
s

sp3d2

Bát
diện

- Kiểu lai hóa của nguyên tử có thể xác định dựa trên giá trị thực nghiệm của
góc liên kết, ví dụ góc liên kết HOH trong phân tử nước có giá trị 104028’ 
nguyên tử O trong phân tử H2O lai hóa sp3. Người ta cũng dự đốn kiểu lai hóa
của ngun tử trên lý thuyết bằng tổng số liên kết  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 :
CH4 (C lai hóa sp3)
CH2 = CH2 (C lai hóa sp2)
CH  CH (C lai hóa sp)
........................

H

H

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

H

H
H

H
H

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

H

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

2.2.1.11. Một số tính chất của phân tử
a) Cấu trúc hình học.
Có một số phương pháp khác nhau để giải thích cấu trúc hình học của
phân tử. Trong bài này các cấu trúc hình học của phân tử được xem xét trên cơ
sở mơ hình lai hóa các obitan ngun tử.
11


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 SO2, O3, …),tam giác
phẳng (như trong các phân tử và ion: BF3, SO3, HNO3, C2H4, NO3-, CO32- …).
O
S
O

H O

N

+

O

O-

 Lai hóa sp3: Tạo cấu trúc chữ V(như trong các phân tử H2O, H2S, …), tháp
tam giác (như NH3, H3O+, …) và tứ diện (như trong các phân tử và ion: CH 4,
CCl4, NH4+, PO43-, SO42-, ClO4-, …).
H

H

C

N

O
H

H

H

H

H
H

H

 Lai hóa sp3d: Tạo cấu trúc thẳng (như XeF2), 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

3 2

 Lai hóa sp d : Tạo cấu trúc vuông phẳng (như trong phân tử XeF4, …),
tháp vuông (như trong phân tử BrF5 …) và cấu trúc bát diện (như SF6,
AlF63-, SiF62-…)
F

F
F

F

F

F
Xe

S

Br
F

F

F

F

F

F

F

F
F

b) 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
l

cực điện đặc trưng bằng đại lượng momen lưỡng cực 
bằng tích của điện +q
với định nghĩa momen lưỡng cực 
Lưỡng cực điện
tích q và cách tay đòn l.

 = l.q
Trong hệ SI momen lưỡng cực  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 : 1D =

1
.10-29Cm
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.
Vi dụ:
HF
HCl
HBr
HI
Liên kết H
F H
Cl H
Br H
I
 (D)
1,83
1,08
0,82
0,44
12


- 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 

=0
O

= 1,84D)
H 
Với phân tử H2O : H


  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
 càng lớn, tính ion của liên kết càng mạnh),
cấu trúc hình học của phân tử cũng như các tính chất vật lí, hóa học của một chất.
c) 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 đơi ( 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 khơng có e độc thân.
- Việc nghiên cứu từ tính của phân tử làm sáng tỏ hơn cấu tạo của phân tử.
Ví dụ như : thực nghiệm cho thấy oxi (O2) là một chất thuận từ, tương đương
với cấu tạo phân tử phải có e độc thân. Như vậy, cách lí giải theo thuyết e hóa trị
hoặc theo thuyết cộng hóa trị (VB) cơng thức phân tử oxi (O 2) có dạng O = O
chỉ gồm các e ghép đôi là không đúng. Công thức đúng của O2 được giải thích
trên cơ sở của thuyết obitan phân tử (MO).
2.2.2. Thuyết MO (Molecular Orbital - Obitan phân tử).
Thuyết VB và MO (Hund, Mulliken, Lenard-Jones, 1927-1929) đều dựa

trên lí thuyết cơ học lượng tử để giải thích sự hình thành liên kết và tính chất hóa
học của phân tử, tuy nhiên cách đặt vấn đề của hai thuyết này gần như trái ngược
nhau. Thuyết VB thừa nhận tính độc lập của các nguyên tử trong phân tử, liên kết
được hình thành từ các AO nguyên tử khác nhau. Thuyết MO phủ nhận sự tồn tại
độc lập của các nguyên tử trong phân tử, các electron trong phân tử khơng cịn
thuộc về AO ngun tử mà thuộc về các AO chung gọi là obitan phân tử (MO).
2.2.2.1. Các luận điểm chính của thuyết MO.
- Trong phân tử các electron chuyển động trong những AO chung gọi là
obitan phân tử. Các MO này thu được từ sự tổ hợp tuyến tính các AO nguyên tử.
Tổng số MO thu được bằng tổng số AO tham gia tổ hợp.
- Các MO thu được có năng lượng khác nhau 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 ( hoặc
) và MO có năng lượng cao hơn gọi là MO phản liên kết (* hoặc *).
- Các electron hóa trị của nguyên tử tham gia liên kết được phân bố vào các
MO tuân theo nguyên lí vững bền, nguyên lí Pauli và qui tắc Hund.
1

- Bậc liên kết = 2 (số electron trên MO liên kết - số electron trên MO phản liên kết).
13


2.2.2.2. Thuyết MO và sự hình thành liên kết cộng hóa trị.
a) Phân tử hai nguyên tử dạng A2
- Chu kỳ 1: Các nguyên tố chu kỳ 1 có AO duy nhất 1s, nên trong phân tử
hai nguyên tử dạng A2 sẽ có sự tổ hợp hai AO-s để tạo ra hai MO- có nặng
lượng như giản đồ dưới đây:

14

E

*1
s

1
s

1
s

1s

A
A2
A
Trên giản đồ này ta có cấu hình phân tử:
1
H : 1s  H2: (1s)2(*1s)0, bậc liên kết = 1/2 (2-0) = 1.
 Hai nguyên tử H liên kết với nhau bằng một liên kết: H - H
2
He: 1s  He2: (1s)2(*1s)2, bậc liên kết = 1/2 (2-2) = 0.
 Không tồn tại liên kết giữa hai nguyên tử He.
- Chu kỳ 2:các nguyên tử của các nguyên tố chu kỳ 2 có 4 AO hóa trị (2s, 2px,
2py và 2pz), do vậy trong phân tử hai nguyên tử dạng A2 sẽ tổ hợp tạo 8 MO:
Hai AO-2s tạo ra hai MO- là 2s vµ *2s
Hai AO-2pz tạo ra hai MO- là z vµ *z
Bốn AO-2px,y tạo ra hai MO- là x, y vµ *x, *y.
Đối với các hệ O2, F2, (Ne2) năng lượng các MO được phân bố tăng dần

theo thứ tự: 2s <*2s <z <x, y <*x, *y <*z (giản đồ A).
Đối với các hệ Li2, Be2, B2, C2, N2 ) năng lượng các MO được phân bố
tăng dần theo thứ tự: 2s <*2s <x, y <z <*x, *y <*z (giản đồ B).
Trên cơ sở giản đồ này ta có cấu hình phân tử:
F: [He] 2s22p5  Phân tử F2 có tổng 14 electron hóa trị ứng với cấu hình
F2 : (2s)2(*2s)2(z)2(*z)2(x)2(y)2(*x)2(*y)2(*z)0
Bậc liên kết =1/2 (8 - 6) = 1
Hai nguyên tử F liên kết với nhau bằng một liên kết đơn (F – F)
O: [He]2s22p6  Phân tử O2 có tổng 12 electron hóa trị ứng với cấu hình
O2: (2s)2(*2s)2(z)2(*z)2(x)2(y)2(*x)1(*y)1(*z)0
Bậc liên kết =1/2 (8- 4) = 2
 Hai nguyên tử O liên kết với nhau bằng một liên kết đơn và hai liên kết
một electron ( O  O hay O…
…O)
E
E
*x * *y
*x * *y
z
z
y

x

2
p

2
p

z

z

2
p

*s

*s
2s

2
p

y

x

2s

2s

2s
15


Giản đồ A
Giản đồ B
b)Phân tử hai nguyên tử dậng AB.

Đối với các nguyên tố chu kỳ 2, sự tổ hợp của hai AO-2s và sáu AO-2p
tạo tám MO có trật tự tăng dần mức năng lượng như sau:
2s <*2s <x, y <z <*x, *y <*z
Trên cơ sơ này ta có thể khảo sát cấu hình phân tử của các phân tử như
BO , NO, CO, … hay các ion như CN- , NO+ , NO- , CO+ , …
 BO, CN, CO+ , các phân tử và ion này đều có 9 e hóa trị ứng với cấu hình:
(2s)2(*2s)2 (x)2(y)2(z)1  Bậc liên kết = 1/2 (5-2)= 2,5 . Phân tử có một liên
kết , một liên kết  và một liên kết một electron ( A = B). …
 CO, NO+ , CN- , các phân tử và ion này đều có 10 e hóa trị ứng với cấu
hình: (2s)2(*2s)2 (x)2(y)2(z)2  Bậc liên kết = 1/2 (8 - 2) = 3 . Phân tử có một
liên kết  và hai liên kết  ( A  B).
 NO, phân tử này có 11 electron hóa trị ứng với cấu hình:
(2s)2(*2s)2 (x)2(y)2(z)2(*x)1  Bậc liên kết = 1/2 (8 - 3)= 2,5 . Phân tử có
một liên kết , một liên kết  và một liên kết một electron ( N = O…).
3. LIÊN KẾT KIM LOẠI
3.1. Định nghĩa.
Liên kết kim loại là liên kết hố học hình thành do các electron tự do gắn
kết các ion dương kim loại trong mang tinh thể kim loại hay trong kim loại lỏng.
- Bản chất của lực liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện giữa các electron
tự do và các ion (+) kim loại.
3.2 . Một số kiểu mạng tinh thể kim loại.
3.2.1. Mạng lập phương đơn giản:
Đỉnh khối lập phương là các nguyên tử kim loại hay ion
dương kim loại; Số phối trí = 6.
3.2.2. Mạng lập phương tâm khối:
- Đỉnh và tâm khối hộp lập phương là nguyên tử hay ion
dương kim loại; Số phối trí = 8.
3.2.3. Mạng lập phương tâm diện
- Đỉnh và tâm các mặt của khối hộp lập phương là các
nguyên tử hoặc ion dương kim loại; Số phối trí = 12.

3.2. 4. Mạng sáu phương đặc khít (mạng lục phương):
- Khối lăng trụ lục giác gồm 3 ô mạng cơ sở. Mỗi ơ
mạng cơ sở là một khối hộp hình thoi. Các đỉnh và tâm khối
hộp hình thoi là nguyên tử hay ion kim loại;
- Số phối trí = 12.
3.3. Ảnh hưởng của liên kết kim loại đến tính chất vật lý của kim loại
16


Do cấu trúc đặc biệt của mạng tinh thể kim loại mà các kim loại rắn có
những tính chất vật lý chung: tính dẫn điện, tính dẫn nhiệt, tính dẻo, ánh kim.
Các tính chất vật lý chung đó đều do electron tự do trong kim loại gây ra.
Ngoài ra đặc điểm của liên kết kim loại: Mật độ nguyên tử (hay độ đặc
khít), mật độ electron tự do, điện tích của cation kim loại cũng ảnh hưởng đến
các tính chất vật lý khác của kim loại như: độ cứng, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ
sơi, tỷ khối.
3.4. Độ đặc khít của mạng tinh thể, khối lượng riêng của kim loại.
3.4.1. Độ đặc khít của mạng tinh thể
a) Mạng tinh thể lập phương tâm khối
a

a
a

2
=4r

3

Số quả cầu trong một ô cơ sở: 1 + 8. 1/8 = 2

4
2.  .r 3
3

Tổng thể tích quả cầu

=

=
Thể tích của một ơ cơ sở
a3
b)Mạng tinh thể lập phương tâm diện.

4
3 3
2.  .( a
)
3
4

a3

= 68%

a
a
a

2

= 4.r

Số quả cầu trong một ô cơ sở: 6. 1/2 + 8. 1/8 = 4
4

4

2

4.  .r 3
Tỉng thĨ tích quả cầu
4. .( a
)3
3
3
4
= 74%
=
=
Thể tích của một « c¬ së
a3
a3
c)Mạng tinh thể lục phương chặt khít
Số quả cầu trong một ô cơ sở: 4. 1/6 + 4. 1/12 + 1 = 2

Tổng thể tích quả cầu
Thể tích của một ô cơ sở

=

4
2.  .r 3
3
3 2a. 6
a.a
.
2
2

=

4 a
2. .( )3
3
2
a3 2

= 74%

a

2a 6
b=
3

a
Ô cơsở

a

a

a
a =2.r

a

a 6
3
a 3
2

3.4.2. Khối lượng riêng của kim loại.
3.M .P

Cơng thưc tính khối lượng riêng của kim loại: D = 4 r 3 .N (*)
A
M : Khối lượng kim loại (g) ; NA: Số Avogađro
17


P : Độ đặc khít (mạng lập phương tâm khối P = 68%; mạng lập phương
tâm diện, lục phương chặt khít P = 74%)
r : Bán kính nguyên tử (cm)
4. LIÊN KẾT HIĐRO
4.1. Khái niệm
- Liên kết hyđro là liên kết hố học được hình thành bằng lực hút tĩnh điện
yếu giữa một nguyên tử hyđro linh động với một nguyên tử phi kim có độ âm
điện lớn, mang điện tích âm của phân tử khác hoặc trong cùng phân tử.
O

C
H

H

H
O

H

H
O

O
H

H

4.2. Bản chất của lực liên kết hyđro.
- Bản chất của lực liên kết hyđro là lực hút tĩnh điện.
- Liên kết hiđro thuộc loại liên kết yếu, có năng lượng liên kết vào khoảng
10-40 kJ/mol, yếu hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị mà năng lượng liên kết
vào khoảng và trăm đến vài ngàn kJ/mol, nhưng lại gây nên những ảnh hưởng
quan trọng lên tính chất vật lí (như nhiệt độ sơi và tính tan trong nước) cũng như
tính chất hóa học (như tính axit) của nhiều chất hữu cơ.
4.3. Điều kiện hình thành liên kết hyđrơ.
4.3.1. Liên kết hyđro liên phân tử.
- Một phân tử phải chứa nguyên tử H linh động (là nguyên tử H liên kết với
X O, F, N, Cl).

- Một phân tử chứa ngun tử có độ âm điện lớn, cịn ít nhất một cặp electron
chưa tham gia liên kết Y: (O, F, N, Cl).
X
H+ ... YR
(X: O, F, N, Cl)
(Y: O, F, N, Cl)
4.3.2. Liên kết hyđro nội phân tử.
- Trong một phân tử chứa đồng thời nguyên tử H linh động và ngun tử
có độ âm điện lớn (khơng liên kết cộng hoá trị với nhau). (-H và Y-)
- Hai nguyên tử H và Y ở gần nhau.
- Sau khi hìnhVD
thành liên kết hyđro thì tạo ra vịng 5 cạnh hoặc 6 cạnh bền.
2

2

C

;
O

O
H

O
H

O

H

4.4. Ảnh hưởng của liên kết hyđro đến tính chất vật lý của chất.
- Liên kết hyđro liên phân tử làm tăng nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi, sức
căng bề mặt, khả năng hố lỏng và khả năng hồ tan vào nước của chất.
VD: Do có liên kết hyđro nên H2O, NH3, HF có nhiệt độ sơi cao hơn các
hợp chất có khối lượng phân tử tương đương(hoặc lớn hơn) nhưng khơng có liên
kết hyđro như H2S, HBr, HI... Liên kết hyđro của C 2H5OH với H2O làm cho
rượu etylic tan vô hạn trong nước.
... O - H ... O - H ...O - H ...
... H- O ... H C2H5
H ... O - H
C 2 H5
C 2 H5

18


- Các chất có liên kết hyđro nội phân tử sẽ giảm khả năng tạo liên kết hyđro
liên phân tử, làm giảm nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi, khả năng hố lỏng so với
hợp chất có khối lượng phân tử tương đương nhưng có liên kết hyđro liên phân tử.
VD

H O

H

O
C

H

O

O
C

O

(I)

O
H
(II)

(II) có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi cao hơn (I).
- Ngồi ra liên kết hyđro cịn ảnh hưởng đến khả năng cho và nhận
proton(H+), tức ảnh hưởng đến tính axit-bazơ của chất.
VD: HF tạo liên kết hyđro mạnh trong dung dịch nên tính axit của HF giảm
mạnh so với các axit HCl, HBr, HI.
5. Liên kết Vanđecvan (Liên kết phân tử)
5.1. Định nghĩa:
Liên kết Vanđecvan là liên kết hố học được hình thành bằng lực hút tĩnh
điện rất yếu giữa các phân tử phân cực thường trực hay phân cực tạm thời.
Lực liên kết Vanđecvan hình thành giữa tập hợp của các chất rắn, lỏng, khí
5.2. Các yếu tố ảnh hưởng tới lực liên kết Vanđecvan.
Độ lớn của lực liên kết Vanđecvan phụ thuộc vào các yếu tố sau: (Ký hiệu
F là lực liên kết vanđecvan):
- Độ phân cực của phân tử càng tăng thì F tăng.
- Khoảng cách giữa các phân tử càng giảm thì F càng tăng.
- Khối lượng phân tử càng tăng thì F càng tăng.

5.2.1. Tương tác Vanđecvan gồm :
- Tương tác lưỡng cực : là tương tác tĩnh điện giữa các phân tử phân cực.
Tương tác lưỡng lực tăng khi độ phân cực của phân tử tăng.
- Tương tác cảm ứng : Khả năng làm phân cực hoá lẫn nhau của các phân
tử. Các hợp chất có chứa liên kết  linh động, chứa các cặp electron hoá trị tự
do, các hợp chất thơm là những chất dễ bị phân cực hoá, nên tương tác cảm ứng
giữa chúng khá mạnh.
- Tương tác khuếch tán: Tương tác này phụ thuộc vào kích thước phân tử
và lực hút giữa các phân tử. Các phân tử có kích thước càng nhỏ, càng có tính
đối xứng cao và có cấu trúc tương đồng nhau thì càng dễ khuyếch tán vào nhau
(dễ tan vào nhau nếu có mặt chất lỏng).
5.2.2. ảnh hưởng của lực hút Vanđecvan đến tính chất vật lý của các chất :
- Tương tự ảnh hưởng của liên kết hyđro nhưng yếu hơn : Tương tác Vanđecvan
càng mạnh thì chất có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi càng cao, càng dễ hố
lỏng, tan vào nhau đáng kể.
Ví dụ : SO2 có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi cao hơn CO2, do :
MSO2 = 64 > MCO2 = 44
Phân tử SO2 phân cực, phân tử CO2 không phân cực
2
S
O=2C =O 
O
O

 
19


> 0

= 0

Do vậy lực liên kết Vanđecvan giữa các phân tử SO 2 lớn hơn giữa các
phân tử CO2 làm cho nhiệt độ sôi của SO2 cao hơn CO2.
IV – Hiệu quả của sáng kiến kinh nghiệm.
Tôi đã áp dụng lý thuyết nêu trên để phục vụ cho quá trình dạy học, bản
thân thấy được các em học sinh nắm bắt được nhiều kiên thức chuyên sâu hơn
do đó khả năng giải bài tập cơ bản nhanh hơn và trình bày các vấn đề lý thuyết
rõ ràng hơn.
Phần III: KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ.
1. Kết luận.
Trên đây là lý thuyết nâng cao về liên kết hóa học. Qua quá trình thực hiện
sáng kiến tơi đã rút ra kết quả như sau:
- Đã xây dựng khá đầy đủ một hệ thống lí thuyết cơ bản chun sâu phần
liên kết hóa học, đáp ứng yêu cầu bồi dưỡng học sinh giỏi và giảng dạy các lớp
chuyên Hóa hiện nay..
- Giáo viên được củng cố lại vững chắc về lý thuyết liên kết hóa học, từ đó
giải quyết được nhiều tình huống sư phạm xảy ra trong quá trình dạy học.
2. Kiến nghị.
Qua q trình nghiên cứu đề tài cho phép tơi nêu ra một số phương hướng
nghiên cứu trong thời gian tới: Tiếp tục mở rộng phạm vi nghiên cứu các vấn đề
trọng tâm khác của Hóa học thường hay đề cập đến trong các kỳ thi học sinh giỏi.
Cuối cùng tôi nhận thấy rằng đây chỉ là những kết quả nghiên cứu ban đầu. Vì
trình độ năng lực bản thân và điều kiện thời gian cịn hạn chế chúng tơi rất mong
được sự góp ý xây dựng của các thầy cô giáo làm công tác bồi dưỡng học sinh giỏi,
giảng dạy ở các lớp chuyên hóa cũng như các bạn đồng nghiệp quan tâm đến vấn
đề này.
Tôi xin chân thành cảm ơn !
XÁC NHẬN CỦA
THỦ TRƯỞNG ĐƠN VỊ

Thanh Hóa, ngày 14 tháng 4 năm 2018

Tôi xin cam đoan đây là SKKN của mình
viết, khơng sao chép nội dung của
người khác.

Hà Việt Linh

20


TÀI LIỆU THAM KHẢO
[1]. Sách giáo khoa hóa học lớp 8 – NXB GD.
[2]. Sách giáo khoa hóa học lớp 9 – NXB GD..
[3]. Sách bài tập hóa nâng cao lớp 9 – NXB GD.
[4]. Sách hóa học 10 cơ bản - NXB GD.
[5]. Tài Liệu bồi dưỡng giáo viên thực hiện chương trình, SGK lớp 10 THPT
mơn Hóa học - NXB GD, năm 2006.
[6]. Trang web vn.wikipedia.org

21