Liên kết Hóa học: Ion, Cộng hóa trị và Hình dạng Phân tử
Vì sao các nguyên tử liên kết với nhau? So sánh liên kết ion, cộng hóa trị và kim loại — cộng thêm cấu trúc Lewis, tính phân cực, hình dạng VSEPR và các lực liên phân tử khiến nước làm ướt các vật.
Vì sao nguyên tử liên kết: quy tắc bát tử
Đa số các nguyên tử nhóm chính "muốn" có 8 electron hóa trị (bát tử) — cấu hình của một khí hiếm. Chúng đạt được điều này bằng cách chia sẻ, chuyển giao hoặc góp chung electron với nguyên tử khác. Hình thức đó quyết định loại liên kết.
Liên kết ion — chuyển giao electron
Kim loại MẤT electron; phi kim NHẬN electron. Kết quả: các ion mang điện tích trái dấu bị hút vào nhau bằng lực tĩnh điện. Ví dụ kinh điển:
Na (mất 1 e⁻) → Na⁺ Cl (nhận 1 e⁻) → Cl⁻ Na⁺ + Cl⁻ → NaCl
Tính chất của hợp chất ion:
- Nhiệt độ nóng chảy/sôi cao (lực tĩnh điện mạnh)
- Cứng nhưng giòn (khi ion lệch chỗ, chúng đẩy nhau)
- Dẫn điện khi NÓNG CHẢY hoặc HÒA TAN (ion tự do), không dẫn điện ở trạng thái rắn
- Thường tan trong dung môi phân cực (nước)
Để cân bằng điện tích trong công thức: chéo điện tích. Ca²⁺ + Cl⁻ → CaCl₂. Al³⁺ + O²⁻ → Al₂O₃.
Liên kết cộng hóa trị — chia sẻ electron
Hai phi kim chia sẻ một hoặc nhiều cặp electron. Mỗi cặp chia sẻ = một liên kết. Có ba loại:
- Liên kết đơn — 1 cặp chia sẻ (2 electron). Ví dụ: H-H trong H₂.
- Liên kết đôi — 2 cặp chia sẻ (4 electron). Ví dụ: O=O trong O₂, hoặc C=O trong CO₂.
- Liên kết ba — 3 cặp chia sẻ (6 electron). Ví dụ: N≡N trong N₂. Rất mạnh, rất ngắn.
Thứ tự về độ mạnh và độ ngắn: ba > đôi > đơn (mạnh nhất, ngắn nhất trước).
Cộng hóa trị phân cực và không phân cực
Nếu hai nguyên tử liên kết có độ âm điện bằng nhau, electron được chia sẻ ĐỀU (cộng hóa trị không phân cực). Nếu chênh lệch, electron bị kéo về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn → cộng hóa trị PHÂN CỰC, tạo ra điện tích riêng phần (δ⁺ và δ⁻).
Quy tắc gần đúng (dùng độ chênh lệch độ âm điện Pauling):
- ΔEN < 0.5 → cộng hóa trị không phân cực (ví dụ: C-H)
- 0.5 ≤ ΔEN ≤ 1.7 → cộng hóa trị phân cực (ví dụ: H-O)
- ΔEN > 1.7 → liên kết ion (ví dụ: Na-Cl)
Liên kết kim loại — electron được gộp chung
Trong kim loại, các electron hóa trị không thuộc riêng nguyên tử nào — chúng tạo thành "biển" electron phi định xứ bao quanh các lõi ion kim loại dương. Điều này giải thích các tính chất của kim loại:
- Dẫn điện — electron chuyển động tự do
- Dẻo, dễ dát — các ion có thể trượt qua nhau; biển electron điều chỉnh theo
- Có ánh kim — electron hấp thụ và tái phát xạ ánh sáng khả kiến
- Dẫn nhiệt tốt — electron mang động năng đi
Hợp kim là hỗn hợp các kim loại (đồng thau = Cu+Zn; đồng thanh = Cu+Sn; thép = Fe+C) vẫn giữ liên kết kim loại nhưng thường có tính chất cơ học tốt hơn.
Cấu trúc Lewis — vẽ các liên kết
Cấu trúc Lewis biểu diễn electron hóa trị bằng dấu chấm và liên kết bằng vạch. Các bước vẽ:
- Đếm tổng số electron hóa trị của tất cả các nguyên tử.
- Đặt nguyên tử có độ âm điện THẤP NHẤT ở trung tâm (thường vậy).
- Nối mỗi nguyên tử ngoại vi với nguyên tử trung tâm bằng liên kết đơn.
- Phân bố các electron còn lại thành các cặp electron tự do để lấp đầy bát tử.
- Nếu nguyên tử chưa đủ bát tử, chuyển cặp tự do thành liên kết đôi hoặc ba.
Ví dụ: CO₂. Tổng electron hóa trị = 4 + 6 + 6 = 16. Có hai liên kết đôi (O=C=O), mỗi O có 2 cặp electron tự do, C không có cặp tự do.
VSEPR — dự đoán hình dạng phân tử
Thuyết Đẩy Cặp Electron ở Lớp Vỏ Hóa Trị: các nhóm electron quanh nguyên tử trung tâm sắp xếp XA NHAU NHẤT có thể.
| Nhóm electron | Cặp tự do | Hình dạng | Góc | Ví dụ |
|---|---|---|---|---|
| 2 | 0 | Thẳng | 180° | CO₂ |
| 3 | 0 | Tam giác phẳng | 120° | BF₃ |
| 4 | 0 | Tứ diện | 109.5° | CH₄ |
| 4 | 1 | Tháp tam giác | ~107° | NH₃ |
| 4 | 2 | Gấp khúc | ~104.5° | H₂O |
Các cặp electron tự do chiếm nhiều chỗ hơn cặp liên kết nên nén góc lại đôi chút.
Tính phân cực của phân tử — hình dạng quyết định
Một phân tử có tính phân cực khi có các liên kết phân cực VÀ hình dạng bất đối xứng khiến các momen lưỡng cực không triệt tiêu. H₂O (gấp khúc) là phân cực — các momen lưỡng cực cộng lại. CO₂ (thẳng với các nguyên tử liên kết giống nhau) KHÔNG phân cực — các momen lưỡng cực triệt tiêu hoàn toàn. CH₄ (tứ diện với các nguyên tử liên kết giống nhau) cũng không phân cực.
Lực liên phân tử (IMF) — yếu hơn nhưng cực kỳ quan trọng
Đây là các lực GIỮA các phân tử (không phải bên trong phân tử). Từ yếu đến mạnh:
- Lực khuếch tán London — có mặt ở TẤT CẢ các phân tử; các lưỡng cực tạm thời dao động.
- Lưỡng cực-lưỡng cực — giữa các phân tử phân cực.
- Liên kết hydro — trường hợp đặc biệt của lưỡng cực-lưỡng cực; H liên kết với F, O, hoặc N. Giải thích nhiệt độ sôi cao bất thường của nước.
Cường độ IMF quyết định nhiệt độ sôi, nhiệt độ nóng chảy, độ nhớt, sức căng bề mặt — mọi tính chất "vật lý" của chất lỏng.