Liên kết cộng hóa trị SVIP

I. SỰ TẠO THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ

Liên kết cộng hoá trị là liên kết hoá học hình thành do sự dùng chung một hay nhiều cặp electron giữa hai nguyên tử (thường là các nguyên tử phi kim) nhằm đạt cấu hình electron bền vững.

- Liên kết cộng hoá trị thông thường: Các nguyên tử cùng chia sẻ electron để tạo thành cặp electron dùng chung.

Ví dụ:

- Liên kết cộng hóa trị kiểu cho - nhận: Cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử đóng góp.

Ví dụ:

1. Sự tạo thành phân tử có liên kết đơn

Liên kết đơn (-) hình thành khi hai nguyên tử dùng chung một cặp electron, mỗi nguyên tử góp 1 electron.

Ví dụ: Trong phân tử H₂, mỗi nguyên tử hydrogen góp 1 electron tạo thành 1 cặp electron dùng chung. Khi đó, mỗi nguyên tử hydrogen đều có 2 electron ở lớp ngoài cùng, đạt cấu hình bền của khí hiếm helium.

Ví dụ: Trong phân tử HCl, mỗi nguyên tử góp 1 electron tạo thành 1 cặp electron dùng chung. Khi đó, hydrogen có 2 electron (giống helium) và chlorine có 8 electron lớp ngoài cùng, thỏa mãn quy tắc octet.

Ví dụ: Trong phân tử NH₃, nguyên tử nitrogen có 1 cặp electron chưa liên kết. Khi gặp ion H⁺ (thiếu electron), nitrogen dùng cặp electron này tạo liên kết cho - nhận để hình thành ion NH₄⁺.

2. Sự tạo thành phân tử có liên kết đôi

Liên kết đôi (=) hình thành khi hai nguyên tử dùng chung hai cặp electron, mỗi nguyên tử góp 2 electron.

Ví dụ: Trong phân tử O₂, mỗi nguyên tử oxygen góp 2 electron tạo thành 2 cặp electron dùng chung. Khi đó, mỗi nguyên tử oxygen có 8 electron lớp ngoài cùng, thỏa mãn quy tắc octet.

Ví dụ: Trong phân tử CO₂, mỗi nguyên tử oxygen góp 2 electron và carbon góp 4 electron, tạo thành 4 cặp electron dùng chung. Khi đó, cả carbon và oxygen đều có 8 electron lớp ngoài cùng, thỏa mãn quy tắc octet.

3. Sự tạo thành phân tử có liên kết ba

Liên kết ba (≡) hình thành khi hai nguyên tử dùng chung ba cặp electron, mỗi nguyên tử góp 3 electron.

Ví dụ: Trong phân tử N₂, mỗi nguyên tử nitrogen góp 3 electron tạo thành 3 cặp electron dùng chung. Khi đó, mỗi nguyên tử nitrogen đều có 8 electron lớp ngoài cùng, thỏa mãn quy tắc octet.

II. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC

- Nếu \(0,0\le\left\vert\Delta\chi\right\vert<0,4\) thì cặp electron dùng chung không bị lệch về phía nào, hình thành liên kết cộng hóa trị không phân cực.

- Nếu \(0,4<\left\vert\Delta\chi\right\vert<1,7\) thì cặp electron bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, hình thành liên kết cộng hóa trị phân cực.

- Nếu \(\left\vert\Delta\chi\right\vert\ge1,7\) thì cặp electron chuyển hẳn sang nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, hình thành liên kết ion.

Ví dụ: Phân tử HCl có hiệu độ âm điện giữa Cl và H là \(\left\vert\Delta\chi\right\vert=3,16-2,20=0,96\) nên đây là liên kết cộng hóa trị phân cực.

Ví dụ: Phân tử O₂ có hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử O là \(\left\vert\Delta\chi\right\vert=0,00-0,00=0,00\) nên đây là liên kết cộng hóa trị không phân cực.

Ví dụ: Phân tử KCl có hiệu độ âm điện giữa Cl và K là \(\left\vert\Delta\chi\right\vert=3,16-0,82=2,34\) nên đây là liên kết ion.

III. MÔ TẢ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ BẰNG SỰ XEN PHỦ CÁC ORBITAL NGUYÊN TỬ

1. Sự xen phủ các orbital nguyên tử tạo liên kết σ (sigma)

Liên kết σ được hình thành do sự xen phủ trục của các orbital nguyên tử (s-s, s-p hoặc p-p), trong đó mật độ electron tập trung nhiều nhất dọc theo trục nối hai hạt nhân.

➤ Sự xen phủ s-s

Ví dụ: Phân tử H₂ được hình thành do sự xen phủ orbital 1s của hai nguyên tử H (1s¹), tạo ra vùng có mật độ electron cao giữa hai hạt nhân, giúp cân bằng lực đẩy và giữ hai nguyên tử liên kết với nhau. Liên kết H-H (74 pm) ngắn hơn tổng bán kính hai nguyên tử H nên phân tử H₂ ổn định và có năng lượng thấp hơn hai nguyên tử H tách rời.

➤ Sự xen phủ s-p

Ví dụ: Trong phân tử HF, orbital 1s của H và 2p của F xen phủ theo trục liên kết, tạo vùng liên kết bền nhờ sự chia sẻ electron.

➤ Sự xen phủ p-p

Ví dụ: Trong phân tử Cl₂, hai orbital 3p của hai nguyên tử Cl xen phủ theo trục liên kết tạo thành liên kết cộng hóa trị không phân cực.

2. Sự xen phủ các orbital nguyên tử tạo liên kết π (pi)

Xen phủ bên là sự xen phủ giữa các orbital có trục song song và vuông góc với trục liên kết, tạo thành liên kết π (pi).

Liên kết đôi gồm 1 σ và 1 π, còn liên kết ba gồm 1 σ và 2 π.

Ví dụ: Trong phân tử N₂, hai nguyên tử nitrogen tạo thành 1 liên kết σ và 2 liên kết π.

Sơ đồ xen phủ orbital p và p tạo liên kết π

IV. NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ

Năng lượng liên kết (E_b) là năng lượng cần để phá vỡ một liên kết hóa học trong phân tử khí, tạo ra các nguyên tử tự do ở thể khí. Năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền và phân tử càng ổn định.

Đơn vị: kJ/mol.

Ví dụ: Phá vỡ 1 mol liên kết H-H thành hai nguyên tử H cần 436 kJ nên năng lượng liên kết H - H là E_b = 436 kJ/mol.

\(H_2\left(g\right)\rarr H\left(g\right)+H\left(g\right)\)

Năng lượng liên kết trung bình của một số phản ứng hóa học