I. SỰ HÌNH THÀNH LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
1. Liên kết cộng hóa trị hình thành giữa các nguyên tử giống nhau. Sự hình thành đơn chất
a] Sự hình thành phân tử hiđro $[H_{2}]$
- Nguyên tử $H \,[Z=1]: 1{s^1}$, hai nguyên tử $H$ liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử $H$ góp $1e$ tạo thành 1 cặp $e$ chung trong phân tử $H_2$.
$\Longrightarrow$ Trong phân tử $H_2$, mỗi nguyên tử $H$ có $2e$, giống cấu hình electron bền vững của khí hiếm heli $He: 1{s^2}$.
- Sự hình thành phân tử $H_2$:
$H^{\bullet} \,+\, {}_{\bullet}H$
$\longrightarrow \, H : H$
$\longrightarrow \, H - H$
$\longrightarrow \, H_{2}$
$\Longrightarrow$ Quy ước:
- Mỗi chấm $[.]$ bên kí hiệu nguyên tố biểu diễn 1 electron ở lớp ngoài cùng.
- Kí hiệu $H : H$ được gọi là công thức electron, thay 2 chấm $[:]$ bằng 1 gạch $[-]$, ta có $H - H$ gọi là công thức cấu tạo.
- Giữa 2 nguyên tử hiđro có 1 cặp electron liên kết biểu thị bằng $[-]$, đó là liên kết đơn.
b] Sự hình thành phân tử nitơ $[N_{2}]$
- Cấu hình electron của nitơ $N\,[Z=7]: 1{s^2}\,\,2{s^2}\,\,2{p^3}$, có $5e$ ở lớp ngoài cùng. Trong phân tử $N_2$, để đạt được cấu hình electron của nguyên tử khí hiếm gần nhất neon $Ne \,[Z=10]: 1{s^2}\,\,2{s^2}\,\,2{p^6}$, mỗi nguyên tử nitơ phải góp chung $3e$.
$:N \,\vdots \,\,\,+\,\,\, \vdots \,N:$
$\longrightarrow$ Công thức electron: $\,\,:N\,\vdots \,\vdots \,N:$
$\longrightarrow$ Công thức cấu tạo: $\,N\,\equiv \,N$
$\Longrightarrow$ Hai nguyên tử $N$ liên kết với nhau bằng 3 cặp electron liên kết biểu thị bằng 3 gạch $[\equiv]$, đó là liên kết ba. Liên kết ba bền hơn liên kết đôi.
c] Khái niệm liên kết cộng hóa trị
- Định nghĩa: Liên kết cộng hóa trị là liên kết được tạo nên giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung.
- Mỗi cặp electron chung tạo nên 1 liên kết cộng hóa trị, nên ta có liên kết đơn [trong phân tử $H_2$], liên kết ba [trong phân tử $N_2$].
- Liên kết trong các phân tử $H_2$, $N_2$ tạo nên từ 2 nguyên tử của cùng 1 nguyên tố [có độ âm điện như nhau], do đó liên kết trong các phân tử đó không phân cực. Đó là liên kết cộng hóa trị không cực.
2. Sự hình thành phân tử hợp chất
a] Sự hình thành phân tử $HCl$
- Mỗi nguyên tử $H$ và $Cl$ góp $1e$ tạo thành 1 cặp electron chung $\longrightarrow$ tạo thành 1 liên kết cộng hóa trị.
$H^{\bullet} \,\,\,+\,\,\,{}_\bullet \mathop {Cl}\limits_{..}^{..}:$
$\longrightarrow$ Công thức electron: $\,\,H\,\,\, :\mathop {Cl}\limits_{..}^{..}:$
$\longrightarrow$ Công thức cấu tạo: $\,H-Cl$
$\Longrightarrow$ Kết luận:
- Trong công thức electron của phân tử có cực, người ta đặt cặp electron chung lệch về phía kí hiệu của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn $[H\,\,\,:Cl]$.
- Liên kết cộng hóa trị trong đó cặp eletron chung bị lệch về phía 1 nguyên tử [có độ âm điện lớn hơn] gọi là liên kết cộng hóa trị có cực hay liên kết cộng hóa trị phân cực.
b] Sự hình thành phân tử khí cacbon đioxit $[CO_{2}]$ [có cấu tạo thẳng]
$C\,[Z=6]: 1{s^2}\,\,2{s^2}\,\,2{p^2}\,\,\,\,\,\, [2, 4]$
$O\,[Z=8]: 1{s^2}\,\,2{s^2}\,\,2{p^4}\,\,\,\,\,\, [2, 6]$
Ta có:
$\mathop {O}\limits_{..}^{..}: \,\,\,+\,\,\, :C: \,\,\,+\,\,\, : \mathop {O}\limits_{..}^{..}$
$\longrightarrow$ Công thức electron: $\,\,: \mathop {O}\limits_{}^{..}: \,:\,\,\,C\,\,\,:\, : \mathop {O}\limits_{}^{..}:$
$\longrightarrow$ Công thức cấu tạo: $\,O=C=O$
$\Longrightarrow$ Kết luận: Theo công thức electron, mỗi nguyên tử $C$ hay $O$ đều có $8e$ ở lớp ngoài cùng đạt cấu hình của khí hiếm nên phân tử $CO_{2}$ bền vững.
3. Tính chất của các chất có liên kết cộng hóa trị
- Trạng thái: các chất mà phân tử chỉ có liên kết cộng hóa trị có thể là:
+ Các chất rắn: đường, lưu huỳnh, iot…
+ Các chất lỏng: nước, rượu, xăng, dầu…
+ Các chất khí: khí cacbonic, khí clo, khí hiđro…
- Tính tan:
+ Các chất có cực như rượu etylic, đường… tan nhiều trong dung môi có cực như nước.
+ Phần lớn các chất không cực như lưu huỳnh, iot, các chất hữu cơ không cực tan trong dung môi không cực như benzen, cacbon tetraclorua…
- Nói chung, các chất có liên kết cộng hóa trị không cực không dẫn điện ở mọi trạng thái.
II. ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HÓA HỌC
1. Quan hệ giữa liên kết cộng hóa trị không cực, liên kết cộng hóa trị có cực và liên kết ion
- Trong phân tử, nếu cặp electron chung ở giữa 2 nguyên tử, ta có liên kết cộng hóa trị không cực.
- Nếu cặp electron chung lệch về 1 nguyên tử [có giá trị độ âm điện lớn hơn] thì đó là liên kết cộng hóa trị có cực.
- Nếu cặp electron chung chuyển hẳn về 1 nguyên tử, ta sẽ có liên kết ion.
2. Hiệu độ âm điện và liên kết hóa học
| Hiệu độ âm điện $[\Delta \chi]$ | Loại liên kết |
| $0 \leq \Delta \chi < 0,4$ | Liên kết cộng hóa trị không cực |
| $0,4 \leq \Delta \chi < 1,7$ | Liên kết cộng hóa trị có cực |
| $\Delta \chi \geq 1,7$ | Liên kết ion |
$\bullet$ Thí dụ:
a] Trong $NaCl$:
$\Delta \chi = 3,16 - 0,93 = 2,23 > 1,7$
$\longrightarrow$ Liên kết giữa $Na$ và $Cl$ là liên kết ion.
b] Trong phân tử $HCl$:
$\Delta \chi = 3,16 - 2,2 = 0,96$
$\longrightarrow \,0,4 \leq \Delta \chi < 1,7$
$\longrightarrow$ Liên kết giữa $H$ và $Cl$ là liên kết cộng hóa trị có cực.
c] Trong phân tử $H_2$:
$\Delta \chi = 2,20 - 2,20 = 0,0$
$\longrightarrow \,0 \leq \Delta \chi < 0,4$
$\longrightarrow$ Liên kết giữa $H$ và $H$ là liên kết cộng hóa trị không cực.
Page 2
SureLRN
"Cộng hóa trị" đổi hướng tới đây. Đối với các định nghĩa khác, xem Cộng hóa trị [định hướng].
Liên kết cộng hóa trị, còn gọi là liên kết phân tử là một liên kết hóa học được hình thành bằng việc dùng chung một hay nhiều cặp electron giữa các nguyên tử. Những cặp electron này được gọi là cặp electron dùng chung, và sự cân bằng lực hút và lực đẩy giữa các nguyên tử trong khi chia sẻ các electron được gọi là liên kết cộng hóa trị.[1][cầnnguồntốthơn] Với nhiều phân tử, việc dùng chung electron cho phép mỗi nguyên tử đạt được cấu hình electron bền vững.
Ví dụ đơn giản nhất cho liên kết ba electron là liên kết có thể được hình thành trong cation helium dimer, He+
2. Đây được coi là một "nửa liên kết" vì nó chỉ chia sẻ một electron [thay vì hai]; trong các thuật ngữ orbital phân tử, electron thứ ba là một orbital phản liên kết, hủy bỏ một nửa liên kết hình thành bởi hai electron kia. Một ví dụ khác cho phân tử chứa liên kết ba electron, thêm vào liên kết hai electron, là Nitơ monoxit, NO. Phân tử oxi, O2 cũng có thể được coi là có hai liên kết ba electron và hai electron, giải thích cho tính thuận từ của nó và trật tự liên kết của nó là hai.[11] Clo dioxide, brom dioxide và iod dioxide cũng chứa liên kết ba electron.
Các phân tử có liên kết với số electron bất thường thường có tính phản ứng cao. Các loại liên kết này chỉ duy trì ổn định giữa những nguyên tố có độ âm điện tương đương nhau.[11]
Bài chi tiết: Cộng hưởng [hóa học]
Có những trường hợp mà chỉ mỗi cấu trúc Lewis không đủ để giải thích cấu trúc electron trong một phân tử, do vậy cần có sự chồng chất cấu trúc. Các nguyên tử trong các phân tử này có thể liên kết một cách khác biệt trong những cấu trúc khác biệt [liên kết đơn trong một cái, liên kết đôi trong cái khác, hoặc không có gì cả], dẫn tới các bậc liên kết không nguyên. Ion nitrat là một ví dụ với ba cấu trúc tương đương. Liên kết giữa nito và mỗi oxi là một liên kết đôi trong một cấu trúc và một liên kết đơn trong hai cấu trúc còn lại, vậy nên bậc liên kết trung bình trong mỗi tương tác N–O là 2 + 1 + 1/3 = 4/3.
ThơmSửa đổi
Bài chi tiết: Thơm
Trong hóa học hữu cơ, khi một phân tử với một vòng phẳng tuân theo quy tắc Hückel, với số lượng các electron π đúng với công thức 4n+2 [n là số nguyên], thì đạt được tính ổn định và tính đối xứng cao. Trong benzen, hợp chất thơm đầu tiên, có 6 electron liên kết π [n=1, 4n+2=6]. Chúng chiếm ba orbital phân tử bất định xứng [thuyết obitan phân tử] hoặc hình thành các liên kết π trong hai cấu trúc cộng hưởng kết hợp tuyến tính [thuyết liên kết hóa trị], tạo ra một hình lục giác thông thường thể hiện tính ổn định lớn hơn giả thuyết 1,3,5-cyclohexatriene.
Trong trường hợp của các chất thơm dị vòng và các benzen được thế, sự khác biệt về độ âm điện giữa các phần của vòng có thể có thể chiếm ưu thế trong hoạt động hóa học của các liên kết vòng thơm, nếu không thì tương đương nhau.
Siêu hóa trịSửa đổi
Bài chi tiết: Phân tử siêu hóa trị
Một vài phân tử nhất định như Xenon difluorua và sulfide hexaflo có số phối trí cao hơn con số có thể do quy tắc cộng hóa trị chặt chẽ theo theo quy tắc bát tử. Điều này được giải thích bởi mô hình liên kết ba tâm bốn điện tử ["3c–4e"] trong đó giải thích hàm sóng phân tử in terms of non-bonding highest occupied molecular orbitals trong thuyết obitan phân tử and ionic-covalent cộng hưởng trong thuyết liên kết hóa trị.
Thiếu electronSửa đổi
Bài chi tiết: Thiếu electron
Trong liên kết ba tâm hai điện tử ["3c–2e"] ba nguyên tử chia sẻ hai electron trong nguyên kết. Loại liên kết này xảy ra trong hợp chất thiếu electron như diborane. Mỗi liên kết như vậy [2 trên mỗi phân tử trong dibonare] chứa một cặp electron liên kết các nguyên tử boron theo hình dạng một trái chuối, với một proton [hạt nhân của một nguyên tử hydro] ở giữa liên kết, chia sẻ electron với cả hai nguyên tử boron. Trong vài nhóm hóa học nhất định, liên kết gọi là bốn tâm hai điện tử cũng được đưa ra.
Bài chi tiết: Mô hình liên kết hóa học
- Liên kết trong chất rắn
- Bậc liên kết
- liên kết cộng hóa trị phối trí, còn được gọi là một liên kết lưỡng cực hoặc một liên kết cộng hoá trị
- Phân loại liên kết cộng hóa trị [hoặc ký hiệu LXZ]
- Bán kính cộng hóa trị
- Liên kết disulfide
- Sự lai hóa
- Liên kết hydro
- Liên kết ion
- Linear combination of atomic orbitals
- Liên kết kim loại
- Lien kết phản hóa trị
- Cộng hưởng [hóa học]
- ^ Campbell, Neil A.; Williamson, Brad; Heyden, Robin J. [2006]. Biology: Exploring Life. Boston, MA: Pearson Prentice Hall. ISBN0-13-250882-6. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.[cầnnguồntốthơn]
- ^ March, Jerry [1992]. Advanced Organic Chemistry: Reactions, Mechanisms, and Structure. John Wiley & Sons. ISBN0-471-60180-2.
- ^ Gary L. Miessler; Donald Arthur Tarr [2004]. Inorganic Chemistry. Prentice Hall. ISBN0-13-035471-6.
- ^ Merriam-Webster – Collegiate Dictionary [2000].
- ^ “Chemical Bonds”. Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu. Truy cập ngày 9 tháng 6 năm 2013.
- ^ Lewis, Gilbert N. [ngày 1 tháng 4 năm 1916]. “The atom and the molecule”. Journal of the American Chemical Society. 38 [4]: 762–785. doi:10.1021/ja02261a002.
- ^ Heitler, W.; London, F. [1927]. “Wechselwirkung neutraler Atome und homöopolare Bindung nach der Quantenmechanik” [Interaction of neutral atoms and homeopolar bonds according to quantum mechanics]. Zeitschrift für Physik. 44 [6–7]: 455–472. Bibcode:1927ZPhy...44..455H. doi:10.1007/bf01397394. English translation in Hettema, H. [2000]. Quantum Chemistry: Classic Scientific Papers. World Scientific. tr.140. ISBN978-981-02-2771-5. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- ^ Stranks, D. R.; Heffernan, M. L.; Lee Dow, K. C.; McTigue, P. T.; Withers, G. R. A. [1970]. Chemistry: A structural view. Carlton, Vic.: Melbourne University Press. tr.184. ISBN0-522-83988-6.
- ^ Weinhold, F.; Landis, C. [2005]. Valency and Bonding. Cambridge. tr.96–100. ISBN0-521-83128-8.
- ^ Harcourt, Richard D. biên tập [2015]. “Chapter 2: Pauling "3-Electron Bonds", 4-Electron 3-Centre Bonding, and the Need for an "Increased-Valence" Theory”. Bonding in Electron-Rich Molecules: Qualitative Valence-Bond Approach via Increased-Valence Structures. Springer. ISBN9783319166766.
- ^ a b Pauling, L. [1960]. The Nature of the Chemical Bond. Cornell University Press. tr.340–354.
- “Covalent bonding– Single bonds”. chemguide. 2000. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- “Electron Sharing and Covalent Bonds”. Department of Chemistry University of Oxford. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- “Chemical Bonds”. Department of Physics and Astronomy, Georgia State University. Truy cập ngày 5 tháng 2 năm 2012.
- Covalent Bonds and Molecular Structure
- Structure and Bonding in Chemistry—Covalent Bonds Lưu trữ 2009-04-30 tại Wayback Machine
Bản mẫu:Chemical bonds Bản mẫu:Organic chemistry