Sự hình thành liên kết cộng hoá trị, cách viết công thức Lewis, Liên kết cho nhận và sự hình thành liên kết xích ma, liên kết pi - Hoá 10 bài 10 CTST

Vậy liên kết cộng hoá trị là gì? Sự hình thành liên kết cộng hoá trị như thế nào? Cách viết công thức Lewis ra sao? Liên kết cho nhận là gì? Phân loại các liên kết dựa theo độ âm điện như thế nào? Sự hình thành liên kết xích ma (σ) và liên lết pi (π) và năng lượng liên kết ra sao? chúng ta cùng tìm hiểu qua bài viết dưới đây.

I. Liên kết cộng hóa trị

1. Sự hình thành liên kết cộng hoá trị

- Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron chung.

- Liên kết cộng hóa trị được hình thành giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố không khác nhau nhiều về độ âm điện.

* Ví dụ 1: Sự hình thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử hydrogen chloride

+ Nguyên tử H có 1 electron ở lớp ngoài cùng, nguyên tử Cl có 7 electron ở lớp ngoài cùng. Để đạt được cấu hình electron của khí hiếm gần nhất, mỗi nguyên tử này đều cần thêm 1 electron. Vì vậy, mỗi nguyên tử H và Cl cùng góp 1 electron để tạo nên 1 cặp electron chung cho cả 2 nguyên tử.

+ Cặp electron chung giữa 2 nguyên tử H và Cl được biểu diễn bằng 1 gạch nối "–", đó là liên kết đơn. Do đó, liên kết trong phân tử HCl còn được biểu diễn là H – Cl.

* Ví dụ 2: Sự hình thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử oxygen (O₂)

+ Nguyên tử oxygen (O) có cấu hình electron là 1s²2s²2p⁴. Để đạt được cấu hình của khí hiếm gần nhất, mỗi nguyên tử O đều cần thêm 1 electron. Vì vậy, mỗi nguyên tử O cùng góp 2 electron để tạo nên 2 cặp electron dùng chung cho cả hai nguyên tử.

+ Giữa hai nguyên tử oxygen trong phân tử O₂ có hai cặp electron chung, được biểu diễn bằng hai gạch nối "=", đó là liên kết đôi. Do đó liên kết trong phân tử O₂ được biểu diễn là O=O.

* Ví dụ 3: Sự hình thành liên kết cộng hóa trị trong phân tử nitrogen (N₂).

+ Ba cặp electron chung giữa 2 nguyên tử N được biểu diễn bằng ba gạch nối “≡”, đó là liên kết ba. Do đó, liên kết trong phân tử N₂ còn được biểu diễn là N ≡ N.

* Chú ý:

+ Các công thức H – Cl; O = O; N ≡ N gọi là công thức cấu tạo của HCl; O₂; N₂.

+ Liên kết đơn là liên kết được tạo bởi 1 cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử, biểu diễn bằng một gạch nối “–”

+ Liên kết đôi là liên kết được tạo bởi 2 cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử, biểu diễn bằng hai gạch nối “=”

+ Liên kết ba là liên kết được tạo bởi 3 cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử, biểu diễn bằng ba gạch nối “≡”

2. Cách viết công thức Lewis

- Công thức Lewis biểu diễn sự hình thành liên kết hóa học giữa các nguyên tử trong một phân tử.

- Công thức Lewis của một phân tử được xây dựng từ công thức electron của phân tử, trong đó mỗi cặp electron chung giữa hai nguyên tử tham gia liên kết được thay bằng một gạch nối "–".

II. Liên kết cho - nhận

- Liên kết cho – nhận là một trường hợp đặc biệt của liên kết cộng hóa trị, trong đó cặp electron chung chỉ do một nguyên tử đóng góp.

- Nguyên tử "cho" là nguyên tử đóng góp cặp electron chung, nguyên tử đó phải còn cặp electron chưa liên kết.

- Nguyên tử "nhận" là nguyên tử không đóng góp electron, nguyên tử đó phải còn orbital trống, không chứa electron.

- Để biễu diễn liên kết cho - nhận, một mũi tên được hướng từ nguyên tử cho sang nguyên tử nhận để phân biệt với các liên kết còn lại.

* Ví dụ: Sự tạo thành liên kết cho - nhận trong ion hydronium H₃O⁺

Trong phân tử H₂O, nguyên tử oxygen còn 2 cặp electron chưa liên kết, ion H⁺ có orbital trống, không chứa electron. Khi cho H O kết hợp với ion H⁺ , nguyên tử oxygen sử dụng một cặp electron chưa liên kết làm cặp electron chung với ion H⁺ tạo thành ion hydronium (H₃O⁺).

Trong ion H₃O⁺, nguyên tử oxygen đóng góp cặp electron chung nên là nguyên tử cho, ion H⁺ không đóng góp electron, đóng vai trò nhận electron. Tất cả các liên kết O-H trong ion H₃O⁺ là tương đương nhau, nhưng để biểu diễn liên kết cho – nhận hiện diện trong ion, một mũi tên được hướng từ nguyên tử cho sang nguyên tử nhận để phân biệt với các liên kết còn lại:

III. Phân biệt các loại liên kết dựa theo độ âm điện

1. Phân biệt liên kết cộng hóa trị phân cực và không phân cực

- Liên kết cộng hóa trị không phân cực là liên kết cộng hóa trị trong đó cặp electron chung không lệch về phía nguyên tử nào.

* Ví dụ: Liên kết cộng hóa trị trong các phân tử H₂, Br₂ là liên kết cộng hóa trị không phân cực.

- Liên kết cộng hóa trị phân cực là liên kết cộng hóa trị trong đó cặp electron chung lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.

* Ví dụ: Liên kết cộng hóa trị trong các phân tử HBr, H₂O là liên kết cộng hóa trị phân cực.

2. Phân biệt loại liên kết trong phân tử dựa trên giá trị hiệu độ âm điện

- Có thể dựa vào hiệu độ âm điện (∆χ) giữa hai nguyên tử tham gia liên kết để dự đoán loại liên kết giữa chúng.

Hiệu độ âm điện (∆χ) và loại liên kết tương ứng

* Ví dụ: Trong phân tử MgCl₂

⇒ Liên kết Mg-Cl trong phân tử MgCl₂ là liên kết ion.

+ Trong phân tử CO₂

⇒ Liên kết C=O trong phân tử CO₂ là liên kết cộng hóa trị phân cực.

+ Trong phân tử C₂H₄

⇒ Liên kết C-H trong phân tử C₂H₄ là liên kết cộng hóa trị không phân cực.

IV. Sự hình thành liên kết xích ma σ và liên kết pi π

1. Sự hình thành liên kết xích ma σ và liên kết pi π

- Liên kết σ là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ trục của hai orbital. Vùng xen phủ nằm trên đường nối tâm hai nguyên tử.

* Ví dụ: Sự xen phủ trục giữa 2 AO 1s của hai nguyên tử hydrogen hình thành liên kết σ trong phân tử H₂.

+ Sự xen phủ giữa AO 1s của nguyên tử H và AO 2p của nguyên tử F hình thành liên kết σ trong phân tử HF.

+ Sự xen phủ giữa hai AO 2p của hai nguyên tử fluorine hình thành liên kết σ trong phân tử fluorine.

- Liên kết π là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành do sự xen phủ bên của hai orbital. Vùng xen phủ nằm hai bên đường nối tâm hai nguyên tử.

* Ví dụ: Sự xen phủ các AO hình thành liên kết σ và liên kết π trong phân tử oxygen.

* Chú ý:

- Liên kết đơn gồm 1 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 hai liên kết π.

- Liên kết σ bền vững hơn liên kết π.

2. Khái niệm năng lượng liên kết (E_b)

- Năng lượng liên kết của một liên kết hóa học là năng lượng cần thiết để phá vỡ 1 mol liên kết đó ở thể khí, tạo thành các nguyên tử ở thể khí.

- Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền liên kết. Năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền và ngược lại.

* Ví dụ: N₂(g) → 2N(g)      E_b = 945 kJ/ mol

Ta nói năng lượng liên kết trong phân tử N₂ là 945 kJ/ mol. Điều này có nghĩa cần cung cấp 945 kJ để phá vỡ 1 mol khí N₂ thành các nguyên tử ở thể khí.

- Đối với các phân tử nhiều nguyên tử, tổng năng lượng liên kết trong phân tử bằng năng lượng cần cung cấp để phá vỡ hoàn toàn 1 mol phân tử đó ở thể khí thành các nguyên tử ở thể khí.

* Ví dụ: Tổng năng lượng liên kết trong phân tử CH₄ là 1660 kJ/ mol.

CH_{4 (g)} → C_(g) + 4H_(g)       E_b = 1660 kJ/ mol

Do đó, năng lượng liên kết trung bình của một liên kết C – H là:

 1660/4 = 415(kJ/mol)

* Chú ý: Nhận biết phân tử phân cực và phân tử không phân cực:

- Phân tử phân cực là phân tử có tổng tất cả moment lưỡng cực trong phân tử khác không. Các phân tử phân cực thường tan tốt trong nước và các dung môi phân cực khác.

Nhận biết phân tử phân cực và phân tử không phân cực

- Phân tử không phân cực là phân tử có tổng tất cả các moment lưỡng cực trong phân tử bằng không. Phân tử không phân cực thường hòa tan tốt trong các dung môi không phân cực.