Công thức Lewis | Cách viết, cách vẽ và bài tập

Công thức Lewis là cách biểu diễn các cặp electron liên kết và electron không liên kết trong phân tử, giúp làm rõ cấu trúc liên kết cộng hóa trị. Để viết và vẽ công thức Lewis chính xác, học sinh cần xác định số electron hóa trị, phân bố các cặp electron theo quy tắc octet và phân biệt công thức Lewis với công thức electron. Bài viết hướng dẫn cách viết công thức Lewis từ công thức phân tử, minh họa qua các phân tử H2, CO, H2O, CO2 và cung cấp bài tập viết công thức Lewis có lời giải theo chương trình Hóa học 10 – Kết nối tri thức với cuộc sống.

Công thức Lewis là gì?

Từ công thức electron, khi thay mỗi cặp electron dùng chung (cặp electron liên kết) bằng một gạch nối "\(-\)" thì thu được công thức Lewis. [1]

Trong công thức Lewis, cần phân biệt hai thành phần:

• Cặp electron liên kết: Cặp electron dùng chung giữa 2 nguyên tử, được biểu diễn bằng một đoạn gạch nối.

• Cặp electron hóa trị riêng (electron không liên kết): Cặp electron hóa trị không tham gia liên kết, được giữ nguyên dưới dạng các dấu chấm đôi.

Quy tắc bát tử (octet) đóng vai trò cơ sở tham khảo: các nguyên tử phi kim có xu hướng góp chung electron để đạt lớp vỏ ngoài cùng có 8 electron bền vững (hoặc 2 electron đối với hydrogen).

Theo chương trình Hóa học 10 Kết nối tri thức (Bài 12: Liên kết cộng hóa trị), việc biểu diễn liên kết hóa học giữa các nguyên tử được chuẩn hóa qua ba dạng công thức nối tiếp nhau. [1]

Để nắm vững cách electron sắp xếp ở lớp vỏ nguyên tử trước khi góp chung, học sinh có thể tham khảo bài viết cấu hình electron nguyên tử.

Phân biệt công thức electron, công thức Lewis và công thức cấu tạo

Ba cách biểu diễn đều mô tả liên kết cộng hóa trị nhưng khác nhau ở cách thể hiện electron dùng chung và electron không liên kết.

Ví dụ với HCl, công thức electron dùng một cặp chấm giữa H và Cl; công thức Lewis dùng gạch nối H–Cl và giữ ba cặp electron riêng trên Cl. Công thức cấu tạo thường viết H–Cl mà không biểu diễn các cặp electron riêng.

Cách vẽ công thức Lewis theo từng bước

Để vẽ đúng công thức Lewis, học sinh có thể áp dụng linh hoạt một trong hai cách tiếp cận dưới đây tùy vào dữ kiện bài toán. [1]

Cách 1: Vẽ công thức Lewis từ công thức electron

Đây là cách tiếp cận trực quan, bám sát các bước hình thành liên kết theo sách giáo khoa:

• Bước 1: Xác định số electron hóa trị của từng nguyên tử dựa vào số thứ tự nhóm A trong bảng tuần hoàn.

• Bước 2: Xác định số electron mỗi nguyên tử cần góp chung để đạt cấu hình electron bền vững bền vững (hoặc 2e của heli đối với hydrogen).

• Bước 3: Đặt các cặp electron dùng chung vào giữa hai nguyên tử, các electron còn lại xếp xung quanh theo từng cặp để hoàn thiện công thức electron.

• Bước 4: Thay mỗi cặp electron dùng chung bằng một gạch nối (\(-\)), giữ nguyên các cặp electron riêng để được công thức Lewis.

Cách 2: Viết công thức Lewis khi biết công thức phân tử

Khi đã biết công thức phân tử hoặc ion đa nguyên tử, phương pháp tính tổng electron hóa trị giúp hạn chế bỏ sót electron hóa trị:

• Bước 1: Tính tổng số electron hóa trị (\(N_{tot}\))

  Cộng số electron hóa trị của tất cả các nguyên tử trong phân tử. Nếu là cation thì trừ đi điện tích, anion thì cộng thêm điện tích.

• Bước 2: Chọn nguyên tử trung tâm và vẽ khung liên kết đơn

  Nguyên tử trung tâm thường là nguyên tử có độ âm điện nhỏ hơn (trừ \(\text{H}\) luôn nằm ở biên). Nối nguyên tử trung tâm với các nguyên tử xung quanh bằng các liên kết đơn.

• Bước 3: Hoàn thiện octet cho các nguyên tử biên (nếu áp dụng)

  Phân phối số electron còn lại vào các nguyên tử biên dưới dạng các cặp electron riêng để chúng đạt octet (hydrogen tối đa 2 electron).

• Bước 4: Hoàn thiện octet cho nguyên tử trung tâm

  Nếu electron vẫn còn, đặt tiếp vào nguyên tử trung tâm. Nếu nguyên tử trung tâm vẫn chưa đạt octet, chuyển một hoặc nhiều cặp electron riêng ở nguyên tử biên thành liên kết đôi hoặc liên kết ba.

Phương pháp này đòi hỏi sự hiểu biết về bản chất liên kết cộng hóa trị; học sinh có thể tra cứu thêm tại chuyên đề quy tắc octet.

Công thức Lewis của các phân tử thường gặp

Các ví dụ dưới đây minh họa công thức Lewis của H₂, Cl₂, HCl, O₂, CO₂, N₂, CO và các ion đa nguyên tử. Với mỗi chất, cần kiểm tra số cặp electron liên kết và số cặp electron riêng.

Liên kết đơn: Công thức Lewis của H₂, Cl₂ và HCl

Với H₂, mỗi nguyên tử H góp một electron để tạo một liên kết đơn. Công thức Lewis: \(\mathrm{H-H}\).

Với Cl₂, mỗi nguyên tử Cl có 7 electron hóa trị. Hai nguyên tử góp chung một cặp electron; mỗi Cl còn ba cặp electron riêng.

\[\begin{array}{ccc}\cdot\cdot&&\cdot\cdot\\ :\mathrm{Cl}&-&\mathrm{Cl}:\\ \cdot\cdot&&\cdot\cdot\end{array}\]

Với HCl, H đạt cấu hình 2 electron; Cl đạt octet và còn ba cặp electron riêng. Công thức Lewis được biểu diễn như sau:

\[\begin{array}{cc}\ &\cdot\cdot\\ \mathrm{H-}&\mathrm{Cl}:\\ &\cdot\cdot\end{array}\]

Liên kết đôi: Công thức Lewis của O₂ và CO₂

Trong O₂, hai nguyên tử O tạo liên kết đôi; mỗi nguyên tử O còn hai cặp electron riêng.

\[\begin{array}{ccc}\cdot\cdot&&\cdot\cdot\\ \mathrm O&=&\mathrm O\\ \cdot\cdot&&\cdot\cdot\end{array}\]

Trong CO₂, carbon tạo hai liên kết đôi với hai nguyên tử oxygen. Carbon không có cặp electron riêng; mỗi O có hai cặp electron riêng.

\[\begin{array}{ccccc}\cdot\cdot&&&&\cdot\cdot\\ \mathrm O&=&\mathrm C&=&\mathrm O\\ \cdot\cdot&&&&\cdot\cdot\end{array}\]

Liên kết ba: Công thức Lewis của N₂

Mỗi nguyên tử N có 5 electron hóa trị. Hai nguyên tử góp chung ba cặp electron để hình thành liên kết ba, mỗi N giữ lại một cặp electron riêng.

\[:\mathrm{N\equiv N}:\]

Liên kết cho – nhận: Công thức Lewis của CO và NH₄⁺

Trong phân tử CO, tổng số electron hóa trị là 10. Cấu trúc Lewis thỏa mãn octet gồm một liên kết ba giữa C và O và một cặp electron riêng trên mỗi nguyên tử:

\[:\!\overset{-}{\mathrm C}\equiv\overset{+}{\mathrm O}\!:\]

Theo cách diễn giải sự hình thành liên kết cho – nhận ở bậc phổ thông, có thể xem một trong ba cặp electron liên kết do O đóng góp. Mũi tên O → C chỉ mô tả nguồn gốc cặp electron cho – nhận, không thay thế toàn bộ ba gạch của liên kết ba. Điện tích hình thức của C là −1 và O là +1 trong cách biểu diễn trên.

Ion NH₄⁺ được hình thành khi NH₃ sử dụng cặp electron riêng của N để liên kết với H⁺. Trong công thức Lewis của NH₄⁺, N tạo bốn liên kết đơn N–H và không còn cặp electron riêng.

\[\left[\begin{array}{ccc}&\mathrm H&\\&|&\\ \mathrm H&-\mathrm N-&\mathrm H\\&|&\\&\mathrm H&\end{array}\right]^+\]

Trong ion NH₄⁺ đã hình thành, bốn liên kết N–H tương đương nhau. Mũi tên cho – nhận chỉ dùng để giải thích cơ chế hình thành liên kết.

Công thức Lewis của ion H₃O⁺

Trong H₃O⁺, O của H₂O dùng một cặp electron riêng để liên kết với H⁺. Ion có tổng cộng 8 electron hóa trị, ba liên kết O–H và một cặp electron riêng trên O.

\[\left[\begin{array}{ccc}&\cdot\cdot&\\ \mathrm H&-\mathrm O-&\mathrm H\\&|&\\&\mathrm H&\end{array}\right]^+\]

Sau khi H₃O⁺ hình thành, ba liên kết O–H tương đương; không xem một liên kết là kém bền chỉ vì có nguồn gốc từ cơ chế cho – nhận.

Nhận biết liên kết σ, liên kết π và liên kết phân cực

Theo mô hình liên kết cộng hóa trị, liên kết đơn gồm một liên kết σ; liên kết đôi gồm một σ và một π; liên kết ba gồm một σ và hai π. Ví dụ, CO₂ có hai liên kết đôi C=O, tương ứng với hai liên kết σ và hai liên kết π.

Công thức Lewis cho biết cách các nguyên tử liên kết và các cặp electron riêng. Muốn đánh giá độ phân cực liên kết, cần kết hợp thêm độ âm điện; tính phân cực của cả phân tử còn phụ thuộc hình dạng phân tử. Có thể tham khảo bài liên kết cộng hóa trị để củng cố kiến thức liên quan.

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

Ngoài số liên kết, độ âm điện giúp dự đoán sự phân bố cặp electron chung. Theo quy ước học trong Hóa học 10, có thể tham khảo các khoảng hiệu độ âm điện dưới đây:

• 0 ≤ Δχ < 0,4: Liên kết cộng hóa trị không phân cực, như H₂ hoặc Cl₂.

• 0,4 ≤ Δχ < 1,7: Liên kết cộng hóa trị phân cực, như HCl hoặc liên kết O–H trong H₂O.

• Δχ ≥ 1,7: Thường dự đoán liên kết ion; cách phân loại theo ngưỡng có ngoại lệ.

Chỉ dựa vào công thức Lewis chưa đủ để kết luận phân tử phân cực hay không; còn cần xét hình dạng phân tử. Ví dụ, CO₂ có hai liên kết C=O phân cực nhưng phân tử thẳng, đối xứng nên không phân cực. [1]

Lỗi thường gặp khi vẽ công thức Lewis và cách kiểm tra

Khi viết công thức Lewis, học sinh cần tránh các lỗi liên quan đến electron hóa trị, cặp electron riêng và quy tắc octet.

Các lỗi thường gặp

1. Quên cặp electron riêng: Chỉ biểu diễn gạch nối mà bỏ sót những electron hóa trị không tham gia liên kết.

2. Tính sai tổng số electron hóa trị: Nhầm số electron hóa trị với tổng số electron của nguyên tử; quên điều chỉnh theo điện tích của ion.

3. Để H tạo quá một liên kết: Hydrogen chỉ đạt 2 electron trong cấu hình thông dụng, không hình thành liên kết đôi hoặc ba trong những ví dụ cơ bản.

4. Áp dụng máy móc quy tắc octet: Chuyển cặp electron thành liên kết bội không phù hợp hoặc bỏ qua các trường hợp ngoại lệ như BH₃.

Chiến lược kiểm tra công thức Lewis theo 3 bước

1. Kiểm tra tổng electron: Mỗi gạch nối tương ứng hai electron liên kết; cộng thêm tất cả electron riêng phải bằng tổng electron hóa trị (đã tính điện tích ion).

2. Kiểm tra octet hoặc duet: H thường đạt 2 electron, các nguyên tử chu kì 2 như C, N, O, F thường đạt 8 electron trong các phân tử thông dụng; lưu ý ngoại lệ.

3. Kiểm tra cấu trúc: Xem lại nguyên tử trung tâm, vị trí cặp electron riêng, liên kết bội và điện tích của ion; có thể dùng điện tích hình thức để so sánh các công thức khả dĩ.

Bài tập viết công thức Lewis có đáp án và lời giải

Ba bài tập tự biên soạn sau được sắp xếp từ nhận biết đến vận dụng, tập trung vào cách vẽ công thức Lewis, xác định cặp electron riêng và giải thích liên kết cho – nhận. Các công thức của những phân tử quen thuộc vẫn tuân theo kiến thức Hóa học 10 Kết nối tri thức.

Bài tập 1: Viết công thức electron và công thức Lewis

Đề bài: Viết công thức electron và công thức Lewis của F₂ và HBr. Xác định số cặp electron riêng ở từng nguyên tử.

Phân tích đề bài: F và Br đều có 7 electron hóa trị; H có 1 electron hóa trị. F₂ và HBr đều tạo một liên kết đơn, mỗi nguyên tử halogen còn ba cặp electron riêng.

Hướng dẫn giải:

Với F₂: Hai nguyên tử F dùng chung một cặp electron. Trong công thức electron, cặp dùng chung được biểu diễn bằng hai chấm; trong công thức Lewis, cặp này được thay bằng một gạch nối.

\[\begin{array}{ccc}\cdot\cdot&&\cdot\cdot\\ :\mathrm F&-&\mathrm F:\\ \cdot\cdot&&\cdot\cdot\end{array}\]

Mỗi nguyên tử F có ba cặp electron riêng.

Với HBr: H và Br dùng chung một cặp electron, H đạt cấu hình 2 electron; Br còn ba cặp electron riêng.

\[\begin{array}{cc}&\cdot\cdot\\ \mathrm{H-}&\mathrm{Br}:\\&\cdot\cdot\end{array}\]

Kết luận: F₂ và HBr đều có liên kết đơn; mỗi nguyên tử halogen còn ba cặp electron riêng.

Bài tập 2: Xác định cặp electron riêng trong H₂O, NH₃ và CH₄

Đề bài: Viết công thức Lewis của H₂O, NH₃ và CH₄, xác định số cặp electron riêng trên nguyên tử trung tâm.

Phân tích đề bài: Tổng electron hóa trị của mỗi phân tử đều bằng 8. Nguyên tử trung tâm lần lượt là O, N và C; H luôn nằm ở vị trí biên.

Hướng dẫn giải:

H₂O: O có 6 electron hóa trị, tạo hai liên kết đơn với H và còn hai cặp electron riêng.

\[\begin{array}{ccc}&\cdot\cdot&\\ \mathrm H&-\mathrm O-&\mathrm H\\&\cdot\cdot&\end{array}\]

NH₃: N có 5 electron hóa trị, tạo ba liên kết đơn với H và còn một cặp electron riêng.

\[\begin{array}{ccc}&\cdot\cdot&\\ \mathrm H&-\mathrm N-&\mathrm H\\&|&\\&\mathrm H&\end{array}\]

CH₄: C tạo bốn liên kết đơn với bốn H và không còn cặp electron riêng.

\[\begin{array}{ccc}&\mathrm H&\\&|&\\ \mathrm H&-\mathrm C-&\mathrm H\\&|&\\&\mathrm H&\end{array}\]

Kết luận: Số cặp electron riêng trên nguyên tử trung tâm lần lượt là 2 (H₂O), 1 (NH₃) và 0 (CH₄).

Bài tập 3: Công thức Lewis của CO và H₃O⁺

Đề bài: a) Viết công thức Lewis của CO, xác định số liên kết σ, π và điện tích hình thức. b) Viết công thức Lewis của H₃O⁺, giải thích nguồn gốc liên kết cho – nhận.

Phân tích đề bài: CO có 10 electron hóa trị, H₃O⁺ có 8 electron hóa trị (đã trừ một electron tương ứng điện tích +1). Cần xác định đủ các cặp electron riêng, đồng thời phân biệt cơ chế hình thành với biểu diễn liên kết trong sản phẩm.

Hướng dẫn giải:

a) Với CO: Hai nguyên tử tạo liên kết ba và mỗi nguyên tử còn một cặp electron riêng.

\[:\!\overset{-}{\mathrm C}\equiv\overset{+}{\mathrm O}\!:\]

Liên kết ba C≡O gồm một liên kết σ và hai liên kết π. Điện tích hình thức của C là −1, của O là +1. Khi mô tả sự hình thành liên kết cho – nhận có thể nêu một cặp electron do O đóng góp, nhưng không thay toàn bộ liên kết ba bằng một mũi tên.

b) Với H₃O⁺: O tạo ba liên kết đơn O–H, giữ lại một cặp electron riêng và ion mang điện tích +1.

\[\left[\begin{array}{ccc}&\cdot\cdot&\\ \mathrm H&-\mathrm O-&\mathrm H\\&|&\\&\mathrm H&\end{array}\right]^+\]

Ion được hình thành khi O trong H₂O cho một cặp electron riêng vào H⁺. Sau khi tạo ion, ba liên kết O–H tương đương nhau.

Tóm lại, công thức Lewis biểu diễn liên kết cộng hóa trị bằng các gạch nối và electron không liên kết bằng các dấu chấm. Nắm vững cách vẽ công thức Lewis, phân biệt công thức electron với công thức Lewis, xác định liên kết đơn, đôi, ba và liên kết cho – nhận sẽ giúp học sinh giải quyết các bài tập viết công thức Lewis của H2, CO và các phân tử thường gặp. Khi thực hiện, cần kiểm tra tổng số electron hóa trị và vận dụng quy tắc octet phù hợp. Học sinh có thể củng cố thêm kiến thức tại chuyên đề Hóa học 10 tại ZIM Academy.