4 LIÊN kết hóa học cấu tạo PHÂN tử compatibility mode

LIÊN KẾT HÓA HỌC & CẤU TẠO PHÂN TỬ


1. Những khái niệm cơ bản về liên kết hóa học
 Về hình thức, liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử để tạo thành
phân tử hay tinh thể bền vững hơn;
 Về bản chất, liên kết hóa học là lực, giữ cho các nguyên tử cùng nhau trong
các phân tử hay các tinh thể;

1.1. Bản chất liên kết :
Theo quan niệm hiện đại, liên kết hóa học có bản chất điện, nguyên nhân là do
cơ sở tồn tại của mọi liên kết hóa học đều là lực hút giữa các hạt tích điện chính là
các electron và hạt nhân nguyên tử. Electron thực hiện liên kết hóa học chủ yếu là
electron của những phân lớp ngồi cùng (electron hóa trị).


1.2. Một số đặc trưng của liên kết :
1.2.1. Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa hai hạt nhân của các nguyên tử tương tác
với nhau.
Nếu các nguyên tử tham gia liên kết như nhau, thì liên kết càng bền khi độ dài liên
kết càng bé.
1.2.2. Góc hóa trị: là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng tưởng tượng nối hạt nhân
nguyên tử trung tâm với hai hạt nhân nguyên tử liên kết.

1.2.3. Năng lượng liên kết: là năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy liên kết.
Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết, năng lượng liên kết càng lớn
thì liên kết càng bền.


Độ dài liên kết càng nhỏ năng lượng liên kết càng lớn

1.2.4. Mômen lưỡng cực
 Trong nguyên tử, các electron bao quanh hạt nhân được phân bố toàn toàn đối
xứng khắp mọi phía nên trọng tâm của các điện tích trùng với tâm của hạt nhân (trọng
tâm của điện tích dương).
 Trong phân tử, trọng tâm của các điện tích âm và dương có thể trùng nhau hoặc
khơng trùng nhau.
 Nếu trọng tâm điện tích dương và trọng tâm điện tích âm trong phân tử trùng nhau
ta có phân tử khơng phân cực.
Ví dụ: phân tử H2, N2, F2 …
 Nếu trọng tâm điện tích âm và dương khơng trùng
nhau (xuất hiện ở 2 nguyên tử có sự chênh lệch về độ
âm điện) thì ta có phân tử phân cực. Lúc này phân tử
xuất hiện một mơmen lưỡng cực.
Ví dụ: phân tử H2O
 Độ phân cực của liên kết được đánh giá qua
mơmen lưỡng cực μ (muy), có đơn vị đo là Debye (D).


2. Thuyết bát tử Kossel - Lewis
 Khi các nguyên tử tương tác với nhau thì lớp electron ngồi cùng của chúng sẽ thay đổi
để đạt cấu hình của khí trơ gồm 8 electron (hoặc 2 electron trong trường hợp He);
 Liên kết hóa học trong trường hợp này được thực hiện bằng một cặp electron trao đổi
của hai nguyên tử tương tác;
 Nếu cặp electron này đồng thời thuộc về cả hai nguyên tử tương tác thì liên kết được gọi
là cộng hóa trị, cịn nếu electron này chỉ thuộc về một nguyên tử tương tác thì liên kết gọi là
liên kết ion;
Hiệu độ âm điện và liên kết hóa học
Hiệu độ âm điện

Loại liên kết

Từ 0,0 đến dưới 0,4

liên kết cộng hóa trị khơng cực

Từ 0,4 đến dưới 1,7

liên kết cộng hóa trị có cực

Từ 1,7 trở lên

liên kết ion


2.1. Thuyết liên kết ion của Kossel
 Một số nguyên tử nhường electron để lớp vỏ
ngồi cùng có 8 electron, trở thành ion dương
 Một số nguyên tử nhận electron để lớp vỏ
ngồi cùng có 8 electron, trở thành ion âm
Ví dụ:
Na → Na+ + eCl + e- → ClNa+ + Cl- → NaCl

Phân tử


2.1.1. Đặc điểm liên kết:
 Liên kết ion khơng có hướng;
 Liên kết ion khơng có tính bão hồ;
2.1.2. Đặc điểm hợp chất liên kết ion

 Hợp chất ion luôn luôn là một tập hợp vô hạn
các ion trái dấu được xếp theo trật tự xác định gọi là
tinh thể ion;
 Công thức hợp chất ion chỉ phản ánh tỉ số ion
âm và ion dương, không phải là công thức phân tử.
 Hợp chất ion ở trạng thái rắn có độ cứng trung
bình, giịn;
 Khơng dẫn điện khi ở trạng thái rắn, ở trạng thái
lỏng dẫn điện và nhiệt tốt;
 Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi tương đối
cao.


2.1.3. Năng lượng mạng lưới tinh thể ion
2.1.3.1. Công thức Born - Landé

 Hệ số đẩy Born phụ thuộc vào cấu hình electron của các ion. Với các ion có cấu hình tương
tự các khí hiếm He, Ne, Ar, Kr, Xe, hệ số đẩy Born có các giá trị tương ứng là 5, 7, 9, 10, 12.
 Hằng số Madelung phụ thuộc vào kiểu cấu trúc mạng tinh thể. Ví dụ, CsCl có M = 1.763;
NaCl có M = 1.7475; …

2.1.3.2. Công thức Kaputinski


2.2. Thuyết cộng hóa trị của Lewis (1916)
Khi tạo liên kết, mỗi nguyên tử đưa ra một hoặc nhiều electron tạo thành những cặp
electron sử dụng chung sao cho số electron ngồi cùng của mỗi ngun tử giống khí
hiếm (2 hoặc 8 electron ngồi cùng)
Ví dụ, sự hình thành phân tử H2
H + H H : H

Ví dụ, sự tạo thành phân tử N2

Ví dụ, sự tạo thành phân tử H2O
H + O + H  H :O: H


 Liên kết phối trí (Liên kết cộng hóa trị cho - nhận) là một dạng đặc biệt của liên
kết cộng hóa trị, trong đó các điện tử chia sẻ chỉ đến từ một nguyên tử duy nhất.
Độ bền của liên kết phối trí khơng khác gì so với liên kết cộng hóa trị.


2.2.1. Phân loại liên kết:
 Nếu hai nguyên tử có độ âm điện như nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm ở giữa, ta
có liên kết cộng hố trị khơng cực.
Ví dụ: Cl : Cl, O : : O, …
 Nếu hai nguyên tử 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 hố trị phân cực.
Ví dụ: H :Cl, H :O: H, …
 Trường hợp nếu cặp electron chung do một trong hai nguyên tử đưa ra còn nguyên
tử kia được dùng chung, hình thành liên kết phối trí.
 Mỗi cặp electron dùng chung được ký hiệu bằng một vạch ngang gọi là vạch hố
trị.
Ví dụ:
H – O – H, H – Cl, O = O, …


2.2.2. Đặc điểm của liên kết


Liên kết cộng hóa trị là liên kết có hướng.



Có tính bảo hồ.



Liên kết kém bền hơn liên kết ion.

2.2.3. Đặc điểm hợp chất liên kết CHT
 Các chất mà phân tử chỉ có liên kết cộng hóa trị có thể là chất rắn, chất lỏng hoặc
chất khí.
 Các hợp chất liên kết CHT phân cực như rượu etylic, đường, …tan nhiều trong
dung môi phân cực như nước.
 Phần lớn các chất không phân cực như lưu huỳnh, iot hoặc các hợp chất hữu cơ
không phân cực tan trong dung môi không phân cực như cacbon tetraclorua, benzen, …
 Các chất chỉ có liên kết cộng hóa trị khơng phân cực khơng dẫn điện ở mọi trạng
thái. Ví dụ: Carbon, …


2.2.3. Thành cơng của 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 (là số liên
kết hình thành giữa một một nguyên tử của nguyên tố đó với các nguyên tử khác trong
phân tử).
2.2.4. Hạn chế của thuyết Lewis
 Khơng giải thích được từ tính của một số chất.
2.2.5. Ngoại lệ của thuyết bát tử

 Phân tử có một số lẻ electron, ví dụ: NO, …
 Phân tử có ít hơn 8 electron, ví dụ: BF3, …
 Phân tử có nhiều hơn 8 electron, ví dụ: PCl5, SF6, …


2.3. So sánh hai loại liên kết
Đặc điểm so sánh

Liên kết CHT

Liên kết ion

Bản chất liên kết

Liên kết bằng các cặp
electron chung

Tương tác tĩnh điện

Điều kiện hình
thành

Chênh lệch độ âm điện
khơng nhiều

Chênh lệch độ âm điện lớn

Tính định hướng
khơng gian

Có tính định hướng khơng
gian rõ rệt

Khơng có tính định hướng

Tính chất vật lí

Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ
sơi thấp

Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt
độ sơi cao


3. Liên kết hóa học theo cơ học lượng tử
3.1. Thuyết liên kết hoá trị của VB (Valence Bond)
Thuyết VB dùng sự xen phủ của các orbital nguyên tử (AO: atom orbital) để mô tả sự
tạo thành các liên kết.
Tuy 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 σ (xích ma), liên kết π (pi),
liên kết δ (delta, liên kết này ít gặp, đó là liên kết suất hiện do sự xen phủ của các
orbital d).
3.1.1. Luận điểm cơ bản của thuyết VB:
 Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO.
 Mỗi liên kết cộng hố trị được tạo thành do sự ghép đơi 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.

 Liên kết được phân bố theo phương mà tại đó sự xen phủ lẫn nhau giữa các AO
tham gia liên kết là lớn nhất, và như vậy sẽ có những phương được ưu tiên trong không
gian phù hợp với cấu hình khơng gian của phân tử vì vậy liên kết cộng hố trị có tính
định hướng.
 Liên kết cộng hố trị có tính bão hịa, nghĩa là mỗi liên kết chỉ đảm bảo bởi 2
electron và ở một nguyên tử tham gia liên kết chỉ có một số giới hạn các liên kết hố trị.
Ví dụ:
 N kết hợp với H tạo NH3, không tạo ra các phân tử NH4, NH5
 S liên kết với H tạo H2S, không tạo ra các phân tử H3S, H4S


3.1.2. Sự tạo thành liên kết σ, liên kết π
3.1.2.1. Liên kết σ
Được hình thành khi các AO tham gia liên kết xen phủ dọc theo trục liên kết (theo trục
nối giữa hai hạt nhân nguyên tử).

Liên kết σ có tính đối xứng trục và khá bền.


3.1.2.2. Liên kết π
Được hình thành khi có sự xen phủ các AO hố trị về hai phía của trục nối giữa hai hạt
nhân nguyên tử tương tác.

Liên kết π kém bền hơn liên kết σ .
Liên kết π tạo thành mặt phẳng đối xứng với trục liên kết.
Lưu ý: giữa 2 nguyên tử liên kết
với nhau trong phân tử bao giờ
cũng chỉ tồn tại một liên kết σ,
còn số liên kết π có thể bằng 0,

1, 2.


3.1.3. Các thuyết trong khn khổ thuyết VB
3.1.3.1. Hố trị của các ngun tố theo VB
Hố 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).

Hố trị thơng thường của Be(2), B(3), C(4).

Trường hợp các nguyên tố Be, B, C,
electron nhận năng lượng, để chuyển
sang trạng thái kích thích.
 Cặp electron 2s sẽ tách đơi và
một electron chuyển lên obitan 2p cịn
trống.
 Năng lượng tiêu tốn để kích thích
electron được bù lại khi nguyên tử tạo
thành các liên kết hoá học.


Lưu ý:
 Trạng thái kích thích của nguyên tử để tạo ra các hoá trị khác nhau chỉ xảy ra trên
cùng một lớp.
Ví dụ, trong trường hợp nguyên tử nitơ, lớp electron hố trị của nó chỉ có hai phân lớp
2s và 2p, nên nitơ khơng thể có trạng thái hố trị 5, vì sự tạo ra 5 electron độc thân ở
N phải chuyển một electron đã ghép đôi 2s2 từ lớp trong ra lớp ngồi địi hỏi năng
lượng q lớn không được bù bằng sự tạo thành liên kết.

 Phương pháp tìm hố trị của ngun tố như trên chỉ đúng với các ngun tố
nhóm A (trừ khí hiếm).
 Thuyết hố trị spin giúp ta giải thích được hố trị của nhiều nguyên tố.
 Thuyết hóa trị spin gặp hạn chế như khơng giải thích được sự hình thành liên kết
trong các ion phân tử và từ tính của một số chất, khơng giải thích được độ bền của các
phân tử,…


3.1.3.2. Thuyết lai hố orbitan và dạng hình học của phân tử
 Thuyết lai hoá được Pauling đưa ra trong khn khổ thuyết VB để giải thích sự
hình thành liên kết trong phân tử CH4, BeF2 … và các hợp chất tương tự.
 Theo Pauling khi tham gia liên kết các AO hố trị của các ngun tử khơng tham
gia đồng thời bằng cách trộn lẫn với nhau trước khi đi vào liên kết. Hay nói cách khác
là các AO tổ hợp với nhau thành các tổ hợp tốt nhất để tạo liên kết bền nhất. Các tổ hợp
đó là các hàm sóng tương đương nhau, có năng lượng và hình dạng giống nhau và được
định hướng rõ rệt trong khơng gian.
 “Sự lai hố obitan là sự tổ hợp các AO trong một nguyên tử để tạo thành
các AO lai hố giống nhau về năng lượng, hình dạng và định hướng rõ rệt trong
không gian”.


 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 với các AO của các nguyên tử khác tham gia liên
kết phải lớn.
Nếu khơng đủ các điều kiện trên thì khả năng lai hố giảm dần hoặc khơng có sự lai
hoá, kết quả dẫn đến độ bền liên kết giảm dần.

 Các kiểu lai hoá giữa các AO ns và np
 Lai hóa sp
Là sự tổ hợp giữa một AO s và một AO
p thuộc cùng một lớp nguyên tử, tạo thành 2
orbital lai hố có năng lượng tương đương
và hình dạng giống nhau, trục đối xứng của
2 AO lai hố này tạo với nhau một góc 1800.
Ví dụ: BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2,
…


 Lai hoá sp2
Là sự lai hoá giữa một AO s với 2 AO p tạo
ra 3AO lai hoá sp2 nằm trong cùng một mặt
phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau
một góc là 1200 hướng về 3 đỉnh của một
tam giác đều.
Ví dụ: BH3, BF3, BCl3, SO2, SO3, ...