Để giúp các em có thể phân biệt được liên kết ion, liên kết cộng hoá trị phân cực và liên kết cộng hoá trị không phân cực theo độ âm điện độ ngũ giáo viên HOC247 đã biên soạn và tổng hợp nội dung bài giảng Liên kết cộng hóa trị môn Hóa học 10 chương trình SGK Kết nối tri thức bên dưới đây.
Tóm tắt lý thuyết
1.1. Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị
- Nguyên tử phi kim có lớp electron hoá trị gần bão hoà và có xu hướng nhận thêm electron để đạt cấu hình electron bền vững của nguyên tử khi hiếm. Khi hai nguyên tử phi kim kết hợp với nhau tạo thành phần từ, chúng sẽ góp một hoặc nhiều electron để tạo thành các cặp electron dùng chung. Các cặp electron dùng chung được tính cho cả hai nguyên tử trong phân tử nên mỗi nguyên từ đều đạt được cấu hình bền vững theo quy tắc octet, Cặp electron dùng chung tạo ra liên kết cộng hoá trị giữa hai nguyên tử.
- Cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử có thể được tạo thành theo hai kiểu khác nhau.
- Mỗi nguyên tử góp một hay nhiều electron để tạo thành các cặp electron dùng chung.
Ví dụ: A. + .B → A : B hoặc A- B (liên kết A- B là liên kết cộng hoá trị).
- Cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên từ đông góp, liên kết giữa hai nguyên từ là liên kết Cộng hoá trị liệu cho - nhận.
Ví dụ: Khi cặp electron dùng chung chỉ do nguyên từ B đóng góp, nguyên từ B là nguyên tử cho electron, nguyên tử A là nguyên tử nhận electron. Kí hiệu B→A.
a. Sự tạo thành phần từ có liên kết đơn
- Phân tử chlorine: Mỗi nguyên từ chlorine có 7 electron hoá trị, hai nguyên từ chlorine liên kết với nhau bằng cách mà nguyên tử chlorine góp 1 electron, tạo thành một cặp electron dùng chung. Khi đó, trong phân tử Cl2, mỗi nguyên tử đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet.
Hình 12.1. Sơ đồ mô tả sự dùng chung cặp electron giữa hai nguyên tử chlorine, tạo thành phần tử chorine
+ Từ công thức electron, thay một cặp lectron dùng chung bằng một gạch nối thì thu được Công thức Lewis (Li-uýt).
+ Có thể biểu diễn bằng sơ đồ:
Công thức electron Công thức Lewis Công thức cấu tạo
Hình 12.2. Sơ đồ sự tạo thành phần tử chlorine
+ Giữa hai nguyên tử chlorine có một cặp electron cùng chung (biểu diễn bằng một gạch nổi), đó là liên kết đơn.
- Phân tử hydrogen chloride: Nguyên tử hydrogen liên kết với nguyên tử chlorine bằng cách mỗi nguyên tử góp 1 electron tạo thành 1 cặp electron dùng chung trong phân tử HCl. Khi đó nguyên tử hydrogen có 2 electron (cấu hình electron bền vững của nguyên tử khỉ hiểm He) và nguyên tử chlorine có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tác octet.
Công thức electron Công thức Lewis Công thức cấu tạo
Hình 12.3. Sơ đồ sự tạo thành phân tử hydrogen chloride
+ Giữa hai nguyên tử hydrogen và chlorine có một cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng một gạch nôi), đó là liên kết đơn.
- Phân tử hợp chất có liên kết cho – nhận:
+ Trong phân tử NH3, lớp ngoài cùng của nguyên tử nitrogen có 5 electron, trong đó có cập electron chưa liên kết. lon H+ có orbital trống, không có electron.
+ Khi phân từ NH3 kết hợp với ion H+, nguyên tử nitrogen đóng góp cặp electron chưa liên kết để tạo liên kết với ion H+ tạo thành NH4+.
+ Khi đó, liên kết cho - nhận được hình thành, trong phân từ NH3, nguyên từ nitrogen là nguyên từ cho, ion H+ là nguyên từ nhận.
+ Trong ion NH4+ bản liên kết N–H hoàn toàn tương đương nhau.
Công thức electron Công thức cấu tạo
Hình 12.4. Sơ đồ sự tạo thành ion NH4+
b. Sự tạo thành phân tử có liên kết đôi
- Phân tử oxygen: Mỗi nguyên tử oxygen có 6 electron hoá trị, hai nguyên tử oxygen liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên từ đóng góp 2 electron, tạo thành 2 cặp electron dùng chung.
+ Trong phân tử O2, mỗi nguyên tử oxygen đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet.
Công thức electron Công thức Lewis Công thức cấu tạo
Hình 12.5. Sơ đồ sự tạo thành phân tử oxygen
+ Giữa hai nguyên tử oxygen có hai cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng hai gạch nối ), đó là liên kết đôi
- Phân tử carbon dioxide: Nguyên từ carbon có 4 electron hoá trị, nguyên tử oxygen có 6 electron hoá trị. Hai nguyên tử oxygen liên kết một nguyên tử carbon bằng cách mỗi nguyên tử oxygen đóng góp 2 electron và nguyên tử carton đóng góp 4 electron tạo thành bốn cặp electron dùng chung.
+ Khi đó, trong phân tử CO2, mỗi nguyên tử đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet.
Công thức electron Công thức Lewis Công thức cấu tạo
Hình 12.6. Sơ đồ sự tạo thành phân tử carbon dioxide
+ Giữa nguyên tử C và nguyên tử O có 2 cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng hai gạch nối ), đó là liên kết đôi. Phân từ CO2, có hai liên kết đôi.
c. Sự tạo thành phần tử có liên kết ba
- Phân tử nitrogen: Nguyên từ nitrogen có 5 electron hoá trị, hai nguyên tử nitrogen liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử nitrogen đóng góp 3 electron, tạo thành ba cặp electron dùng chung.
+ Khi đó, trong phần từ N2, mỗi nguyên tử đều có 8 electron ở lớp ngoài cùng, thoả mãn quy tắc octet.
Công thức electron Công thức Lewis Công thức cấu tạo
Hình 12.7. Sơ đồ sự tạo thành phân tử nitrogen
+ Giữa hai nguyên tử nitrogen có ba cặp electron dùng chung (biểu diễn bằng ba gạch nối), đó là liên kết ba.
- Liên kết tạo thành trong các phân tử Cl2, HCl, O2, CO2, N2,... là liên kết cộng hoá trị
- Liên kết cộng hoá trị là liên kết được tạo thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung
- Liên kết trong các phân tử Cl2, O2, N2,... có cặp electron dùng chung không bị hút lệch về phía nguyên từ nào được gọi là liên kết cộng hoá trị không phân cực. Liên kết trong phần từ HCl có cặp electron dùng chung lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn (Cl) được gọi là liên kết Cộng hoá trị phân cực.
|
- Công thức Lewis của một số chất đơn giản - Liên kết cộng hoá trị được tạo thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung |
|---|
1.2. Độ âm điện và liên kết hóa học
- Độ âm điện đặc trưng cho khả năng hút lectron của nguyên từ khi hình thành liên kết hoá học.
- Dựa vào sự khác nhau về độ âm điện giữa các nguyên tử tham gia liên kết, có thể dự đoán được loại liên kết giữa hai nguyên từ đó (Bảng 12.1)
Bảng 121. Mối quan hệ giữa hiệu độ âm điện với liên kết hoá học
|
Trạng thái của cặp electron liên kết |
Hiệu độ âm điện \(\Delta \chi \) |
Đặc điểm liên kết |
Loại liên kết |
|
Cặp electron liên kết không bị hút lệch về phía nguyên tử nào. |
\(0 \le \left| {\Delta \chi } \right| < 0,4\) |
Liên kết không bị phân cực |
Cộng hoá trị không phân cực. |
|
Cặp electron liên kết hút lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn |
\(0,4 \le \left| {\Delta \chi } \right| < 1,7\) |
Liên kết bị phân cực |
Cộng hóa trị phân cực |
|
Cặp electron liên kết chuyển hẳn đến nguyên tử nhận electron tạo thành ion âm và nguyên tử nhường electron tạo thành ion dương. |
\(\left| {\Delta \chi } \right| \ge 1,7\) |
Liên kết bị phân cực mạnh
|
Ion |
Ví dụ:
- Trong phân tử HCl, hiệu độ âm điện của Cl và H: 3,16 – 2,20 = 0,96. Vì vậy, liên kết giữa H và Cl là liên kết cộng hoá trị phân cực.
- Trong phân tử CO2, hiệu độ âm điện của O và C: 3,44 - 2,55 = 0,89. Vì vậy, liên kết giữa C và O là liên kết cộng hoá trị phân cực. Tuy nhiên, do phân tử CO2, có cấu tạo thẳng nên độ phân cực của hai liên kết đôi (C=O) triệt tiêu nhau, dẫn đến toàn bộ phân từ không bị phân cực.
- Trong phân tử NaCl, hiệu độ âm điện của Cl và Na 3,16 -0,93 = 2,33. Vì vậy, liên kết giữa Na và Cl là liên kết ion. Liên kết cộng hoá trị phân cực có thể được coi là dạng trung gian giữa liên kết cộng hoá trị không phân cực và liên kết ion.
|
- Dựa vào hiệu độ âm điện của các nguyên tử, dự đoán loại liên kết:
|
|---|
1.3. Mô tả liên kết cộng hóa trị bằng sự xen phủ các Orbital nguyên tử
a. Sự xen phủ các orbital nguyên tử tạo liên kết \(\sigma \) (sigma)
- Sự xen phủ s-s
+ Phân tử H2 tạo thành từ 2 nguyên tử H (1s1). Khi 2 nguyên tử H tiến lại gần nhau, hạt nhân của nguyên tử này hút đám mây electron của nguyên tử kia, hai orbital nguyên tử xen phủ vào nhau một phân. Vùng xen phủ có mật độ điện tích âm lớn, làm tăng lực hút của mỗi hạt nhân với vùng này và làm cân bằng lực đẩy giữa hai hạt nhân, để hai nguyên tử liên kết với nhau.
Hình 12.9. Sơ đồ xen phủ orbital s và s, tạo liên kết \(\sigma \)
+ Trong phân tử H2, khoảng cách giữa tâm của hai hạt nhân nguyên tử H (độ dài liên kết H-H) là 74 pm, ngắn hơn tổng bán kính của hai nguyên tử H (106 pm). Phân tử bền hơn và có năng lượng thấp hơn tổng năng lượng của hai nguyên tử H riêng rẽ.
- Sự xen phủ s-p
+ Phân tử HF tạo thành khi orbital 1s của nguyên tử H (1s1) xen phù với orbital 2p của nguyên tử F (2s22p5) theo trục liên kết, tạo liên kết cộng hoá trị giữa H và F, vùng xen phủ càng lớn thì liên kết càng bền.
Hình 12.10. Sơ đồ xen phủ orbital s và p, tạo liên kết \(\sigma \)
- Sự xen phủ p - p
+ Phân tử Cl2, tạo thành khi hai abital 3p của hai nguyên tử Cl (3s23p5) xen phủ theo trục liên kết của hai nguyên tử Cl.
Hình 12.11. Sơ đồ xen phủ orbital p và p, tạo liên kết \(\sigma \)
+ Trong các trường hợp xen phủ trên, để vùng xen phủ cực đại, các orbital sẽ xen phủ với nhau theo trục liên kết.
+ Sự xen phủ như thể gọi là xen phủ trục, tạo ra liên kết \(\sigma \), các liên kết cộng hoá trị đơn đều là liên kết \(\sigma \).
+ Trong liên kết \(\sigma \), mật độ xác suất tím thấy electron lớn nhất dọc theo trục liên kết.
b. Sự xen phủ các orbital nguyên tử tạo liên kết \(\pi \) (pi)
- Sự xen phủ, trong đó trục của các orbital tham gia liên kết song song với nhau và vuông góc với đường nối tâm của hai nguyên tử liên kết, được gọi là xen phủ bên. Sự xen phủ bên tạo ra liên kết \(\pi \) (pi) (Hình 12.12).
- Ở những liên kết đối và ba (như trong phân tử N2, C2H4,... ), ngoài liên kết \(\sigma \) còn có liên kết \(\pi \).
- Liên kết đôi gồm một liên kết \(\sigma \) và một liên kết \(\pi \).
- Liên kết ba gồm một liên kết \(\sigma \) và hai liên kết \(\pi \).
Hình 12.12. Sơ đồ xen phủ orbial p và p, tạo liên kết \(\pi \)
|
- Sự xen phủ orbital theo trục liên kết tạo ra liên kết \(\sigma \). Sự xen phủ bên của các orbital tạo ra liên kết \(\pi \) - Các liên kết cộng hoá trị đơn đều là liên kết \(\sigma \), 1 liên kết đôi gồm 1 liên kết \(\sigma \) và 1 liên kết \(\pi \), 1 liên kết ba gồm \(\sigma \) liên kết ở và 2 liên kết \(\pi \) |
|---|
1.4. Năng lượng liên kết cộng hóa trị
- Năng lượng liên kết (Eb) là năng lượng cần thiết để phá vỡ một liên kết hoá học trong phân tủ ở thế khi thành các nguyên từ ở thề khí. Năng lượng liên kết thường có đơn vị là kJ/mol,
- Ví dụ: Để phá vỡ 1 mol liên kết H-Cl thành các nguyên tử H và Cl (ở thể khí) theo phương trình: HCl(g) → H(g) + Cl(g) cần năng lượng là 432 kJ, nên năng lượng liên kết H-Cl là Eb = 432 kJ/mol.
Bảng 12.2. Năng lượng liên kết trung bình của một số liên kết hóa học
- Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết. Năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền và phân tử càng khó bị phân hủy.
| Năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ một liên kết hoá học trong phân tử ở thể khi thành các nguyên tử ở thể khí. Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết. |
|---|
Bài tập minh họa
Bài 1: Nguyên tử hydrogen và chlorine dễ dàng kết hợp để tạo thành phân tử hydrogen cloride (HCl), liên kết trong trường hợp này có gì khác so với liên kết ion trong phân tử sodium chloride (NaCl)?
Hướng dẫn giải
- Nguyên tử H có 1 electron lớp ngoài cùng, cần 1 electron để đạt cấu hình bền giống He. Nguyên tử Cl có 7 electron lớp ngoài cùng, cũng cần 1 electron để đạt cấu hình bền giống Ne.
→ H và Cl khi liên kết với nhau có xu hướng góp chung electron để xung quanh mỗi nguyên tử đều có số electron đạt cấu hình bền của khí hiếm tạo liên kết cộng hóa trị.
- Trong phân tử NaCl có ion sodium mang điện tích dương, ion chlorine mang điện tích âm nên hình thành liên kết ion.
Vậy liên kết trong phân tử HC là liên kết cộng hóa trị còn liên kết trong phân tử NaCl là liên kết ion.
Bài 2: Sự hình thành liên kết σ và π khác nhau như thế nào?
Hướng dẫn giải
a) Liên kết σ
- Liên kết σ được hình thành do sự xen phủ giữa hai obitan hóa trị của hai nguyên tử tham gia liên kết dọc theo trục liên kết.
- Tính chất của liên kết σ là đối xứng qua trục liên kết, các nguyên tử tham gia liên kết quay quanh trục liên kết. Liên kết σ bền hơn các loại liên kết khác.
b) Liên kết π
- Liên kết π là liên kết được hình thành do sự xen phủ giữa hai obitan hóa trị của 2 nguyên tử tham gia liên kết ở hai bên trục liên kết (xen phủ bên).
- Tính chất của liên kết π là không có tính đối xứng trục, nên hai nguyên tử tham gia liên kết không có khả năng quay quanh trục liên kết và kém bền hơn các liên kết khác.
Luyện tập Bài 12 Hóa 10 KNTT
Sau bài học này, học sinh có thể:
- Trình bày được khái niệm và lấy được ví dụ về liên kết cộng hoá trị (liên kết đơn, đòi, ba) khi áp dụng quy tắc Octiet.
- Viết được công thức Lewis của một số chất đơn giản.
- Trình bày được khái niệm về liên kết cho - nhận.
- Phân biệt được các loại liên kết (liên kết cộng hoá trị không phân cực, phân cực, liên kết ion) dựa theo độ âm điện.
- Giải thích được sự hình thành liên kết ở và liên kết TT qua sự xen phủ AO.
- Trình bày được khái niệm năng lượng liên kết (cộng hoá trị).
- Lắp ráp được mô hình một số phân tử có liên kết cộng hoá trị.
3.1. Trắc nghiệm Bài 12 Hóa 10 KNTT
Các em có thể hệ thống lại nội dung kiến thức đã học được thông qua bài kiểm tra Trắc nghiệm Hóa học 10 Kết nối tri thức Bài 12 cực hay có đáp án và lời giải chi tiết.
-
- A. cộng hóa trị không cực
- B. cộng hóa trị có cực
- C. liên kết ion
- D. liên kết cho nhận
-
- A. K2O
- B. NaF
- C. HF
- D. N2
-
- A. một electron chung.
- B. sự cho−nhận proton
- C. một cặp electron góp chung.
- D. một hay nhiều cặp electron chung
Câu 4-10: Mời các em đăng nhập xem tiếp nội dung và thi thử Online để củng cố kiến thức về bài học này nhé!
3.2. Bài tập SGK Bài 12 Hóa 10 KNTT
Các em có thể xem thêm phần hướng dẫn Giải bài tập Hóa học 10 Kết nối tri thức Bài 12 để giúp các em nắm vững bài học và các phương pháp giải bài tập.
Hoạt động trang 58 SGK Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải câu học 1 trang 58 SGK Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải câu học 2 trang 59 SGK Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải câu hỏi 3 trang 61 SGK Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải câu hỏi 4 trang 61 SGK Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải câu hỏi 5 trang 62 SGK Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải câu hỏi 6 trang 62 SGK Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.1 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.2 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.3 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.4 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.5 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.6 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.7 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.8 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.9 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.10 trang 32 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.11 trang 33 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.12 trang 33 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.13 trang 33 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.14 trang 33 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.15 trang 33 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Giải bài 12.16 trang 33 SBT Hóa học 10 Kết nối tri thức - KNTT
Hỏi đáp Bài 12 Hóa học 10 KNTT
Trong quá trình học tập nếu có thắc mắc hay cần trợ giúp gì thì các em hãy comment ở mục Hỏi đáp, Cộng đồng Hóa học HOC247 sẽ hỗ trợ cho các em một cách nhanh chóng!
Chúc các em học tập tốt và luôn đạt thành tích cao trong học tập!
