Chương 2 của tài liệu trình bày về cấu tạo và các loại liên kết hóa học, bao gồm liên kết ion, liên kết cộng hóa trị và liên kết phối trí, cùng với những đặc điểm tính chất của các phân tử. Các khái niệm về độ âm điện, sự phân cực và momen lưỡng cực cũng được giải thích. Cuối chương còn đề cập đến các phương pháp hình thành liên kết hóa học theo cơ học lượng tử và các khái niệm về hóa trị spin và lai hóa lập thể.

1. HỌC PHẦN: HÓA ĐẠI CƯƠNG – VÔ CƠ
GV: Nhữ Thị Huyền CHƯƠNG 2
Bộ môn: Hóa học
Gmail: nhuhuyensph@gmail.com

2. CHƯƠNG 2: CẤU TẠO PHÂN TỬ
LIÊN KẾT HÓA HỌC

3. Mục tiêu bài học
 Nêu được bản chất và cho ví dụ các thuyết cổ điển về
liên kết
 Trình bày được các đặc điểm của các liên kết hóa học
 Mô tả và giải thích được các dạng tập hợp của chất

4. CHƯƠNG 2
Liên kết hoá học
không dựa trên
cơ học lượng tử
Liên kết hoá học
theo cơ học
lượng tử
Các loại liên kết hóa học
Một số tính chất của phân tử
Sự hình thành liên kết hoá học
theo phưong pháp VB
Hoá trị spin của các nguyên tố
theo VB
Thuyết VB và hoá lập thể
Các loại liên kết thường gặp

5. Một số khái
niệm liên quan
Liên kết hóa học
Năng lượng liên kết
Độ bội của liên kết
Góc liên kết
Độ phân cực của liên kết

6. 1. LIÊN KẾT HÓA HỌC KHÔNG DỰA TRÊN CƠ HỌC LƯỢNG TỬ
1.1 Các loại liên kết hóa học:
1.1.1. Liên kết ion:
a)Thuyết liên kết ion của Kossel:
Khi tạo phân tử, một số nguyên tử nhường electron để có lớp vỏ electron
bằng 8 và trở thành ion dương, số nguyên tử khác thì nhận electron cũng
để lớp vỏ electron bằng 8 và trở thành ion âm. Các ion trái dấu hút nhau
và tạo nên phân tử.

7. b) Định nghĩa liên kết ion:
Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện
giữa các ion mang điện tích trái dấu.
c) Điều kiện tạo thành liên kết ion
Độ âm điện của 2 nguyên tử tham gia liên kết phải khác nhau
nhiều (hiệu số độ âm điện ≥ 1,7).

8. d) Đặc điểm của liên kết ion
- Liên kết ion không có tính định hướng: mỗi ion có thể hút về phía mình các
ion trái dấu theo một phương bất kỳ.
- Liên kết ion không có tính bão hoà: do tương tác tĩnh điện giữa các ion
ngược dấu không dẫn đến sự triệt tiêu hoàn toàn điện trường của nhau, do đó
một ion sau khi đã liên kết với một ion thứ 2 ngược dấu với nó vẫn còn khả
năng liên kết với các ion ngược dấu khác theo các phương khác, nên liên kết
ion không có tính bão hoà.
=> Do hai tính chất này mà các phân tử hợp chất ion có khuynh hướng tự
kết hợp lại mạnh mẽ, các phân tử ion riêng lẻ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao.
Còn ở nhiệt độ thường mọi hợp chất ion đều tồn tại ở trạng thái rắn, có
cấu trúc tinh thể và toàn bộ tinh thể được xem như một phân tử khổng lồ.

9. d) Đặc điểm của liên kết ion
Ví dụ: muối, oxit kim loại, hidroxit kim loại thường là các hợp
chất chứa liên kết ion.
e) Hoá trị của nguyên tố trong hợp chất ion
- Hoá trị của nguyên tố trong ion đơn bằng điện tích ion.
- Đối với ion đa nguyên tử: ta không nói đến hoá trị của từng
nguyên tố mà nói đến hoá trị của cả ion.
Ví dụ: NH4
+, ClO4
- có hóa trị I
SO4
2-, HPO4
2- có hóa trị II

10. 1.1.2. Liên kết cộng hóa trị:
Thuyết liên kết cộng hóa trị của Lewis (1916)
“Khi tạo liên kết, mỗi nguyên tử đưa ra một hay nhiều electron tạo
thành những cặp electron dùng chung sao cho số electron ngoài
cùng của mỗi nguyên tử trong phân tử giống khí hiếm (bằng 2 hoặc
bằng 8)”. Quy tắc vừa nêu gọi là quy tắc bát tử, liên kết hình thành
theo kiểu này gọi là liên kết cộng hóa trị.

11. 1.1.2. Liên kết cộng hóa trị:
Mỗi cặp electron dùng chung được ký hiệu bằng một vạch ngang
gọi là vạch hoá trị.
+ Nếu độ âm điện của 2 nguyên tử tạo liên kết bằng nhau: cặp
electron dùng chung được phân bố đều giữa 2 nguyên tử ta có
liên kết cộng hoá trị không phân cực (H2, Cl2 …)
+ Nếu độ âm điện của hai nguyên tử tạo liên kết hơi khác nhau:
cặp electron dùng chung sẽ bị lệch về phía nguyên tử có độ âm
điện lớn hơn ta có liên kết cộng hoá trị phân cực (HCl).

12. 1.1.2. Liên kết cộng hóa trị:
=> Thuyết Lewis đã giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo
thành liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử, giải thích được
các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất. Tuy
nhiên thuyết này cũng gặp một số hạn chế và không giải thích
được từ tính của một số chất.

13. 1.1.3. Liên kết phối trí:
* Thuyết liên kết phối trí (hay Liên kết cho nhận)
Trong quát trình nghiên cứu người ta nhận thấy cấu tạo phân tử
của nhiều chất không thể giải thích được nếu chỉ dùng Thuyết
cộng hóa trị của Lewis.
“Để tạo cấu hình electron bền vững thì các nguyên tử trong phân
tử có thể dùng chung những cặp electron do một nguyên tử đưa
ra”.

14. 1.2. MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA PHÂN TỬ:
1.2.1. Sự phân cực liên kết và phân cực phân tử:
a) Sự phân cực liên kết:
Ta có liên kết A-B và độ âm điện XA và XB.
+ Nếu XA = XB: đôi electron dùng chung đứng giữa hai hạt nhân nguyên
tử A và B. Liên kết không phân cực (liên kết cộng hóa trị hoàn toàn)
+ Nếu XA ≠ XB: trường hợp này liên kết giữa A và B phân cực song mức
độ phân cực phụ thuộc vào hiệu độ âm điện XA - XB.
 X =  XA - XB  ≥1,7 : Liên kết giữa A và B là liên kết ion.
 0 ≤ X =  XA - XB  <1,7 : Liên kết giữa A và B là liên kết cộng hoá
trị.

15. 1.1.3. Liên kết phối trí:
+ Liên kết phối trí hay gặp trong phức chất và là liên kết đặc
trưng của phức chất.
+ Điều kiện hình thành liên kết phối trí là một nguyên tử tạo liên
kết phải có cặp electron tự do, nguyên tử kia phải có orbital
trống.
+ Liên kết phối trí cũng là liên kết cộng hóa trị.
2 4
H SO 3
HNO

16. 1.2. MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA PHÂN TỬ:
1.2.1. Sự phân cực liên kết và phân cực phân tử:
a) Sự phân cực liên kết:
Tính chất liên kết phụ thuộc vào vị trí đôi electron dùng chung giữa
hai nguyên tử, tức là phụ thuộc vào sự tương quan độ âm điện của
các nguyên tử tạo thành liên kết.

17. 1.2.1. Sự phân cực liên kết và phân cực phân tử:
b) Mức độ ion trong liên kết:
Mức độ ion trong liên kết là tỉ lệ điện tích thực của các cực liên kết
so với điện tích cực khi giả thiết nhận hoặc cho hoàn toàn electron.
Vì vậy mức độ ion P được biểu hiện như sau:
P: % mức độ ion trong liên kết
XA, XB độ âm điện của các nguyên tố A,B

18. 1.2.1. Sự phân cực liên kết và phân cực phân tử:
c) Momen lưỡng cực và sự phân cực phân tử
+ 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
không trùng nhau.
+ Nếu trọng tâm điện tích âm và trọng tấm điện tích âm trong phân tử trùng nhau
ta có phân tử không phân cực.
Ví dụ: Phân tử H2, N2, F2 …
+ Nếu trọng tâm điện tích âm và dương không trùng nhau thì ta có phân tử phân
cực. Lúc này phân tử có một mômen lưỡng cực, ký hiệu là µ, có đơn vị đo là Debye
(D)

19. 1.2.1. Sự phân cực liên kết và phân cực phân tử:
d) Sự phân cực trong phân tử:
+ Yếu tố quan trọng ảnh hưởng đến sự phân cực của phân tử là
khoảng cách tâm tích điện âm và tâm tích điện dương trong phân tử.
Phân tử gồm 2 nguyên tử, khoảng cách tâm tích điện âm và tâm tích
điện dương phụ thuộc vào độ âm điện của 2 nguyên tử tạo thành
phân tử.
+ Đối với phân tử gồm 3 nguyên tử trở lên, tâm tích điện âm và tâm
tích điện dương trong phân tử phụ thuộc vào cấu trúc không gian
của phân tử, hoặc đôi electron tự do trong phân tử.

20. 1.2.2. Từ tính của phân tử
- Momen từ vĩnh cửu:
Giữa tổng Spin J và momen từ có hệ thức:
+ µm: manheton Bohr
+ e: điện tích electron
+ h: hằng số Planck
+ m: khối lượng electron
+ c: vận tốc ánh sáng
Từ hệ thức trên, nếu J = 0 (tất cả electron ghép đôi), thì không
có momen từ vĩnh cửu. Ngược lại nếu J ≠ 0 (trong phân tử có
electron độc thân) thì có momen từ vĩnh cửu.

21. 1.2.2. Từ tính của phân tử
- Chất nghịch từ:
+ Nói chung chất nghịch từ là chất không có momen từ vĩnh cửu
(µm=0) hay nói cách khác là chất không có electron độc thân.
+ Những chất này nếu đặt vào từ trường không đều, sẽ bị tác dụng
một lực theo chiều giảm của cường độ từ trường. Những chất này
bị nam châm đẩy và gọi là chất nghịch từ.
- Chất thuận từ:
+ Những chất momen từ vĩnh cửu (µm ≠ 0), tức những chất có
electron độc thân.
+ Những chất này nếu đặt vào một từ trường không đều thì sẽ có
một lục tác động lên mẫu theo chiều tăng của từ trường, tức là
những chất này bị nam châm hút.

22. 2. LIÊN KẾT HÓA HỌC THEO CƠ HỌC LƯỢNG TỬ
2.1. Sự hình thành liên kết hóa học theo phương pháp VB
(Valence Bond)
- Hai nguyên tử chỉ tạo được liên kết với nhau khi chúng có
electron hóa trị độc thân và các orbital hóa trị xen phủ được với
nhau. Hai orbital xen phủ càng nhiều liên kết càng bền.
=> Nguyên lí xen phủ cực đại: Liên kết sẽ được phân bố theo
phương hướng nào mà mức độ xen phủ của các orbital liên kết
có giá trị cực đại.

23. 2.1. Sự hình thành liên kết hóa học theo phương pháp VB
(Valence Bond)
Ví dụ 1: Xét sự xen phủ của các orbital khi tạo liên kết H – Cl
Hiđro có electron độc thân ở 1s, Clo có 1 electron độc thân ở 3p, như vậy sẽ có
hai khả năng xen phủ. Nếu ᴪ1s của hidro xen phủ với ᴪ3Px theo trục x thì 2
orbital xen phủ cực đại (a). Nếu ᴪ1s xen phủ với 3Py và 3Pz theo hướng trục x
thì mức độ xen phủ bằng 0 (b) nên liên kết không hình thành.

24. 2.1. Sự hình thành liên kết hóa học theo phương pháp VB
(Valence Bond)
Ví dụ 2: Liên kết trong phân tử Cl2
Ta biết ở mỗi phân lớp 3p, Clo có 1 electron độc thân, giả sử nằm trong
orbital px. Hai orbital px của 2 nguyên tử Clo xen phủ cực đại theo trục x.

25. 2.1. Sự hình thành liên kết hóa học theo phương pháp VB
(Valence Bond)
Ví dụ 3: Liên kết trong H2S
Hai orbital ᴪs của 2 nguyên tử hydro xen phủ cực đại với 2 orbital
px và pz lưu huỳnh. Vì vậy, nếu không có tương tác khác, thì góc tạo
bởi 2 liên kết là 900
Để đảm bảo tính xen phủ cực đại thì các orbital hóa trị phải xen
phủ theo những hướng xác định , tạo nên tính định hướng các liên
kết.

26. 2.2. Hóa trị spin của các nguyên tố theo VB
- Hóa trị của một nguyên tố là số liên kết có thể có của một nguyên
tử nguyên tố đó với các nguyên tử khác trong một phân tử.
- Thuyết VB cho thấy mỗi liên kết cộng hóa trị được hình thành từ sự
ghép đôi 2 electron độc thân của nguyên tử nguyên tố đó quyết định.
Hóa trị đó gọi là hóa trị spin
=> Muốn xác định hóa trị Spin là tìm số electron độc thân có thể có
trong nguyên tử một nguyên tố.

27. 2.2. Hóa trị spin của các nguyên tố theo VB
2.2.1. Xác định hóa trị Spin một nguyên tố phân nhóm chính A
+ Viết cấu hình electron nguyên tử
+ Vẽ sơ đồ electron của nguyên tử nguyên tố đó ở trạng thái cơ bản và
trạng thái kích thích
+ Tính số electron độc thân.
Ví dụ: Xác định hóa trị Spin của Cacbon (Z = 6)
Cấu hình electron của cacbon là 1s22s22p2
Sơ đồ electron của cacbon ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích thích:
Như vậy ở trạng thái cơ bản nguyên tử cacbon có 2 electron
độc thân, trạng thái kích thích có 4 electron độc thân nên
cacbon có hóa trị 2 và hóa trị 4.

28. 2.2.2. Tính hóa trị spin của một nguyên tố chuyển tiếp
+ Viết cấu hình electron nguyên tử
+ Vẽ sơ đồ electron của nguyên tử nguyên tố đó ở trạng thái cơ bản
và trạng thái kích thích
+ Tính số electron độc thân.
Trật tự tính giống tính Spin các nguyến tố nhóm A tuy nhiên cách
tính có khác: đầu tiên 2 electron ghép đôi ở ns2 khi bị ghép kích
thích chuyển sang np, tạo nên 2 electron độc thân ở lớp ngoài cùng.
Hai electron độc thân này tham gia liên kết hóa trị đầu tiên là 2. Sau
đó cứ mỗi electron độc thân ở phân lớp (n-1)d cùng với hai
electron lớp ngoài cùng (ns np) tham gia liên kết thì ta được trạng
thái hóa trị tiếp theo

29. 2.2. Hóa trị spin của các nguyên tố theo VB
2.2.2. Tính hóa trị spin của một nguyên tố chuyển tiếp
Ví dụ: Tìm hóa trị Spin của Mangan (Z=25)
Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p64s23d5
Sơ đồ electron của mangan ở trạng thái cơ bản và trạng thái kích
thích:
Hóa trị spin của Mn là 2, 3, 4, 5, 6, 7
Lưu ý: Ở trạng thái cơ bản, elelctron được sắp xếp theo quy tắc
Hund, ở trạng thái kích thích thì electron ghép đôi chỉ có thể tách và
chuyển sang các orbital trong cùng lớp n.

30. 2. THUYẾT VB VÀ LAI HÓA LẬP THỂ
- Có thể giải thích một cách định tính cấu trúc không gian và tính
định hướng liên kết của phân tử bằng thuyết VB. Những vấn đề này
không thể giải quyết được bằng các thuyết liên kết hóa học phi cơ
lượng tử.
- Giải thích cấu trúc không gian phân tử theo thuyết VB bằng 2 cách :
* Dựa trên cơ sở các đám mây thuần khiết
* Dựa trên cơ sở orbital lai hóa. Thuyết lai hóa của Pauling.

31. Một số kiểu lai hóa thường gặp:
2.3.1. Lai hóa sp (lai hóa đường thẳng):
+ Lai hoá sp: đó là sự tổ hợp giữa một AOs và một AOp thuộc cùng một
lớp nguyên tử, tạo thành 2 orbital lai hoá có năng lượng tương đương
và hình dạng giống nhau, trục đối xứng của 2 AO lai hoá này tạo với
nhau một góc 1800.
+ Trường hợp lai hoá này thường xảy ra trong nguyên tử khi tạo
thành các hợp chất có dạng đường thẳng như BeF2, BeH2, BeCl2, CO2,
C2H2 …
Ví dụ: Xét sự tạo thành liên kết trong phân tử BeF2
Hai AO lai hóa sp tạo
thành của Be sẽ xen phủ
với 2 AO hóa trị của 2
nguyên tử F (2py) để tạo
thành 2 liên kết Be-F với
góc liên kết FBeF = 1800.

32. 2.3.2. Lai hóa sp2 (lai hóa tam giác):
- 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.
- Lai hoá sp2 được dùng để giải thích cấu trúc hình học của các phân
tử BH3, BF3, BCl3, SO2, SO3 và giải thích liên kết đôi của các nguyên
tử C trong các hợp chất hữu cơ.
Ví dụ:

33. 2.3.3. Lai hóa sp3 (lai hóa tứ diện):
Đó là sự lai hoá giữa một AOs và 3 AOp tạo ra 4 AO lai hoá sp3 hoàn toàn
giống nhau tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện hoặc gần tứ diện như CH4,
CCl4, SiCl4, H2O, NH3 … với góc hoá trị là 109028' hoặc gần với góc đó.

34. Trong phân tử CH4, nguyên tử C liên kết với 4 nguyên tử H bằng sự xen
phủ giữa 4 AO lai hoá sp3của C với các AO 1s của hydrô tạo ra các liên kết
 (C-H), phân tử CH4 có dạng tứ diện đều với tâm là C và 4 nguyên tử H ở 4
đỉnh, góc liên kết H-C-H = 109028'.
2.3.3. Lai hóa sp3 (lai hóa tứ diện):

35. 2.4. Các loại liên kết thường gặp:
2.4.1. Liên kết :
- Là liên kết mà đám mây electron liên kết có đối xứng quay xung
quanh trục liên kết
- Nếu sự xen phủ các AO xảy ra trên trục liên kết thì liên kết này gọi
là liên kết  khi đó phần xen phủ trong liên kết  sẽ nhận trục nối
giữa 2 hạt nhân làm trục liên kết.

36. 2.4.2. Liên kết :
- Là liên kết có trục liên kết nằm trong mặt
phẳng đối xứng của đám mây liên kết.
- Nếu giữa 2 nguyên tử xuất hiện liên kết đôi
hoặc liên kết 3, thì các liên kết thứ 2, 3 do
các đám mây p còn lại định hướng theo
phương vuông góc với trục nối giữa 2 hạt
nhân nguyên tử, các đám mây xen phủ ở 2
bên trục liên kết gọi là liên kết .
- Mức độ xen phủ của các orbital liên kết 
nhỏ hơn mức độ xen phủ của các orbital liên
kết  nên liên kết  kém bền hơn liên kết .
(Ví dụ về khả năng hoạt động hóa học của
Ankan và Anken)

37. 2.4.2. Liên kết :
Ví dụ: Phân tử nitơ (N2) có một mối liên kết  và 2 mối liên
kết . Vậy liên kết  được tạo thành do sự xen phủ các AO hoá
trị ở 2 phía trục liên kết.
Giữa 2 nguyên tử liên kết với nhau trong phân tử bao giờ cũng
chỉ tồn tại một liên kết  và số liên kết  có thể có là 0, 1, 2.