Liên kết cộng hoá trị là gì? Phân loại, cách nhận biết và bài tập Hoá 10

Từ nước, khí oxygen đến đường và các hydrocarbon trong xăng dầu, liên kết cộng hoá trị xuất hiện phổ biến trong nhiều chất quen thuộc. Trong Hóa học 10, đây là nội dung quan trọng khi tìm hiểu sự hình thành liên kết, cặp electron dùng chung, độ âm điện, liên kết đơn, đôi, ba, liên kết cộng hóa trị phân cực, không phân cực và liên kết cho – nhận.

Bài viết hệ thống kiến thức trọng tâm về liên kết cộng hoá trị, cơ chế hình thành, cách nhận biết liên kết cộng hóa trị, các dạng liên kết có cực và không cực, kèm ví dụ về liên kết cộng hóa trị và bài tập vận dụng chi tiết.

Liên kết cộng hóa trị là gì? Khái niệm và cơ chế hình thành

Liên kết cộng hóa trị là liên kết hóa học được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hoặc nhiều cặp electron dùng chung. Mật độ electron tập trung giữa hai hạt nhân tạo lực hút tĩnh điện, giúp giữ các nguyên tử với nhau và hình thành phân tử hoặc mạng tinh thể cộng hóa trị [3] [5].

Các cặp electron dùng chung được tính vào lớp electron ngoài cùng của cả hai nguyên tử. Nhờ đó, nguyên tử thường đạt cấu hình electron bền giống khí hiếm gần nhất, phù hợp với quy tắc octet [1].

Quy tắc octet không áp dụng tuyệt đối cho mọi trường hợp. Nguyên tử hydrogen chỉ cần hai electron để đạt cấu hình bền của helium. Một số chất như BF₃, NO hoặc PCl₅ cũng không tuân theo octet thông thường [3].

Điều kiện hình thành

Liên kết này thường hình thành giữa các nguyên tử phi kim. Những nguyên tử này có lớp electron hóa trị gần bão hòa nên khó nhường hoàn toàn electron. Thay vào đó, chúng có xu hướng góp chung electron để cùng đạt trạng thái bền hơn [1].

Chẳng hạn, mỗi nguyên tử hydrogen có một electron. Khi hai nguyên tử H tiến lại gần nhau, mỗi nguyên tử góp một electron để tạo thành một cặp electron dùng chung:

H· + ·H → H:H → H–H

Trong phân tử H₂, cặp electron chung được tính cho cả hai nguyên tử. Vì vậy, mỗi nguyên tử H có hai electron ở lớp thứ nhất và đạt cấu hình bền tương tự helium [1].

Liên kết này không chỉ xuất hiện giữa hai nguyên tử giống nhau. Trong HCl, nguyên tử H và Cl cũng dùng chung một cặp electron. Tuy nhiên, do Cl có độ âm điện lớn hơn H nên cặp electron chung bị lệch về phía Cl, tạo liên kết cộng hóa trị phân cực [4].

Cơ chế hình thành và bậc liên kết

Khi hình thành liên kết thông thường, mỗi nguyên tử đóng góp một hoặc nhiều electron hóa trị vào các cặp electron dùng chung. Số cặp electron dùng chung giữa hai nguyên tử xác định bậc liên kết [1] [3].

• Một cặp electron dùng chung tạo liên kết đơn, chẳng hạn H–H.

• Hai cặp electron dùng chung tạo liên kết đôi, chẳng hạn O=O.

• Ba cặp electron dùng chung tạo liên kết ba, chẳng hạn N≡N.

Trong công thức cấu tạo, mỗi gạch nối biểu diễn một cặp electron liên kết. Giữa cùng một cặp nguyên tử, bậc liên kết càng lớn thì liên kết thường càng ngắn và cần nhiều năng lượng hơn để phá vỡ [3].

Phân biệt liên kết cộng hóa trị và liên kết ion

Điểm khác biệt cơ bản nằm ở cách các electron hóa trị tham gia tạo liên kết. Liên kết này được hình thành do các nguyên tử dùng chung electron, còn liên kết ion hình thành chủ yếu do sự chuyển electron và lực hút giữa các ion trái dấu [1].

Các mốc hiệu độ âm điện chỉ có ý nghĩa dự đoán gần đúng. Bản chất liên kết biến đổi liên tục từ cộng hóa trị không phân cực đến cộng hóa trị phân cực rồi tăng dần tính ion; vì vậy, không nên xem 1,7 là ranh giới tuyệt đối cho mọi hợp chất [3] [4].

Các loại liên kết cộng hóa trị theo bậc liên kết

Cách biểu diễn liên kết cộng hóa trị

Công thức electron biểu diễn electron hóa trị bằng các dấu chấm. Trong đó, cặp electron nằm giữa hai nguyên tử là cặp electron dùng chung, còn các cặp chỉ thuộc về một nguyên tử được gọi là cặp electron chưa liên kết [1].

Công thức Lewis thay mỗi cặp electron dùng chung bằng một gạch nối. Một, hai hoặc ba gạch nối lần lượt biểu diễn liên kết đơn, liên kết đôi và liên kết ba. Các electron chưa liên kết vẫn được thể hiện bằng dấu chấm [1] [3].

Công thức cấu tạo thường chỉ biểu diễn các liên kết bằng gạch nối và có thể lược bỏ electron chưa liên kết. Cách viết này giúp nhận biết nhanh trật tự liên kết giữa các nguyên tử nhưng cung cấp ít thông tin hơn công thức Lewis.

Liên kết đơn

Liên kết đơn là liên kết cộng hóa trị được hình thành bởi một cặp electron dùng chung. Trong phân tử H₂, mỗi nguyên tử H góp một electron để tạo cặp electron chung:

H· + ·H → H:H → H–H

Cặp electron chung được tính cho cả hai nguyên tử, giúp mỗi nguyên tử H có hai electron ở lớp thứ nhất. Vì vậy, hai nguyên tử đạt cấu hình electron bền tương tự nguyên tử helium [1].

Phân tử Cl₂ cũng chứa một liên kết đơn. Mỗi nguyên tử Cl có bảy electron hóa trị và góp một electron để hình thành cặp electron chung. Sau khi liên kết, mỗi nguyên tử Cl có một cặp electron liên kết và ba cặp electron chưa liên kết.

Trong HCl, H và Cl dùng chung một cặp electron nên công thức cấu tạo là H–Cl. Tuy nhiên, cặp electron chung bị lệch về phía Cl do Cl có độ âm điện lớn hơn H. Vì vậy, H–Cl là liên kết đơn có cực [4].

Liên kết đôi

Liên kết đôi được hình thành bởi hai cặp electron dùng chung và được biểu diễn bằng hai gạch nối. Trong phân tử O₂, mỗi nguyên tử O góp hai electron để tạo hai cặp electron chung:

O::O → O=O

Mỗi nguyên tử O còn hai cặp electron chưa liên kết. Khi tính cả electron liên kết và electron chưa liên kết, mỗi nguyên tử O có tám electron ở lớp ngoài cùng, phù hợp với quy tắc octet [1].

Trong phân tử CO₂, nguyên tử C tạo hai liên kết đôi với hai nguyên tử O, tạo công thức cấu tạo O=C=O. Mỗi liên kết C=O gồm hai cặp electron dùng chung, còn mỗi nguyên tử O có hai cặp electron chưa liên kết [3].

Liên kết ba

Liên kết ba là liên kết cộng hóa trị gồm ba cặp electron dùng chung, được biểu diễn bằng ba gạch nối. Ví dụ điển hình là phân tử nitrogen N₂:

N:::N → N≡N

Mỗi nguyên tử N có năm electron hóa trị và góp ba electron vào ba cặp electron chung. Sau khi hình thành liên kết, mỗi nguyên tử N còn một cặp electron chưa liên kết và đạt tám electron ở lớp ngoài cùng [1].

Liên kết ba N≡N có độ bền lớn, vì vậy cần nhiều năng lượng để phá vỡ. Đây là một nguyên nhân khiến N₂ tương đối kém hoạt động ở điều kiện thường, mặc dù nitrogen là nguyên tố cần thiết đối với cơ thể sống [3].

Mối quan hệ giữa bậc, độ dài và độ bền liên kết

Bậc liên kết là số cặp electron được dùng chung giữa hai nguyên tử. Số cặp electron chung cũng tương ứng với số gạch nối giữa hai nguyên tử trong công thức cấu tạo [1].

Khi so sánh các liên kết giữa cùng một cặp nguyên tử, bậc liên kết tăng thường làm độ dài liên kết giảm và năng lượng liên kết tăng. Do đó, liên kết bội nhìn chung ngắn và khó bị phá vỡ hơn liên kết đơn tương ứng [3].

Quy luật trên chỉ nên áp dụng khi so sánh các liên kết giữa cùng loại nguyên tử. Không thể chỉ dựa vào bậc liên kết để kết luận độ bền của các liên kết tạo bởi những cặp nguyên tố khác nhau, vì kích thước nguyên tử và sự xen phủ orbital cũng ảnh hưởng đến liên kết [3].

Liên kết cộng hóa trị không phân cực là gì? Đặc điểm và ví dụ

Liên kết cộng hóa trị không phân cực là liên kết trong đó cặp electron dùng chung được phân bố gần như đồng đều giữa hai nguyên tử. Vì không bị lệch rõ rệt về phía nguyên tử nào nên hai đầu liên kết không hình thành điện tích riêng phần đáng kể [1] [4].

Loại liên kết này hình thành rõ nhất giữa hai nguyên tử giống nhau. Do có độ âm điện bằng nhau, hai nguyên tử hút cặp electron chung với mức độ như nhau. Vì vậy, hiệu độ âm điện giữa chúng bằng 0.

Ví dụ, trong phân tử H₂, mỗi nguyên tử H góp một electron để hình thành một cặp electron dùng chung:

H· + ·H → H:H → H–H

Hai nguyên tử H có khả năng hút electron như nhau. Cặp electron liên kết nằm cân đối giữa hai hạt nhân nên H–H là liên kết không phân cực [1].

Cách nhận biết liên kết cộng hóa trị dựa vào hiệu độ âm điện

Hiệu độ âm điện được tính bằng giá trị tuyệt đối của độ chênh lệch độ âm điện giữa hai nguyên tử:

Δχ = |χA − χB|

Khi Δχ nhỏ hơn khoảng 0,4, liên kết thường được xếp vào loại cộng hóa trị không phân cực. Nếu hai nguyên tử giống nhau, Δχ bằng 0 và liên kết được xem là hoàn toàn không phân cực [1] [4].

Bảng: Hiệu độ âm điện và loại liên kết tương ứng.

Các mốc 0,4 và 1,7 chỉ là quy ước gần đúng. Bản chất liên kết biến đổi liên tục theo sự chênh lệch độ âm điện, vì vậy cần kết hợp hiệu độ âm điện với cấu tạo và đặc điểm thực tế của chất [3] [4].

Liên kết C–H có Δχ nhỏ nên thường được xem là không phân cực hoặc phân cực rất yếu trong chương trình phổ thông. Vì vậy, các hydrocarbon như methane và ethane thường được xếp vào nhóm phân tử không phân cực.

Các ví dụ thường gặp

Liên kết cộng hóa trị không phân cực thường xuất hiện trong phân tử đơn chất phi kim. Các nguyên tử cùng loại có độ âm điện bằng nhau nên cặp electron liên kết được phân bố đồng đều [1].

Trong O₂, hai nguyên tử O dùng chung hai cặp electron và tạo liên kết đôi O=O. Do hai nguyên tử có cùng độ âm điện, cả hai cặp electron chung đều không bị lệch về phía nguyên tử nào.

Tương tự, phân tử N₂ chứa liên kết ba N≡N gồm ba cặp electron dùng chung. Liên kết này vừa không phân cực vừa có năng lượng liên kết lớn, góp phần làm N₂ tương đối kém hoạt động ở điều kiện thường [3].

Các đơn chất F₂, Cl₂, Br₂ và I₂ cũng chứa liên kết đơn không phân cực. Trong phân tử S₈, các nguyên tử sulfur liên kết với nhau thành vòng bằng những liên kết S–S không phân cực.

Tính chất của chất có phân tử không phân cực

Các chất gồm những phân tử không phân cực thường không có ion hoặc electron tự do. Vì vậy, chúng nhìn chung không dẫn điện ở trạng thái rắn, lỏng hoặc khí [3].

Nhiều chất không phân cực ít tan trong nước vì nước là dung môi phân cực. Chúng thường tan tốt hơn trong dung môi ít phân cực hoặc không phân cực như hexane và benzene. Quy luật này thường được khái quát bằng nguyên tắc “các chất có tính chất tương đồng dễ hòa tan vào nhau” [3].

Tuy nhiên, tính tan không chỉ phụ thuộc vào loại liên kết. Kích thước phân tử, hình dạng phân tử và lực tương tác giữa chất tan với dung môi cũng ảnh hưởng đến khả năng hòa tan.

Các chất phân tử không phân cực thường tương tác với nhau chủ yếu bằng lực London. Nhiều chất có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tương đối thấp so với hợp chất ion hoặc tinh thể cộng hóa trị [3].

Khi kích thước và số electron của phân tử tăng, lực London có thể mạnh hơn. Chẳng hạn, F₂ và Cl₂ là chất khí, Br₂ là chất lỏng, còn I₂ là chất rắn ở điều kiện thường, mặc dù các phân tử này đều không phân cực.

Liên kết cộng hóa trị phân cực là gì? Đặc điểm và ví dụ

Liên kết cộng hóa trị phân cực là liên kết trong đó cặp electron dùng chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn. Sự phân bố electron không đồng đều làm hai đầu liên kết xuất hiện các điện tích riêng phần trái dấu [1] [4].

Nguyên tử hút electron mạnh hơn mang điện tích riêng phần âm, ký hiệu δ−. Nguyên tử còn lại mang điện tích riêng phần dương, ký hiệu δ+. Các điện tích này nhỏ hơn điện tích của ion nên không được viết thành dấu “+” hoặc “−” như trong hợp chất ion.

Ví dụ, trong phân tử HCl, chlorine có độ âm điện lớn hơn hydrogen nên hút cặp electron liên kết mạnh hơn: Hᵟ⁺—Clᵟ⁻

Electron vẫn được hai nguyên tử dùng chung nhưng mật độ electron tập trung nhiều hơn gần nguyên tử Cl. Vì vậy, H–Cl là liên kết cộng hóa trị phân cực, không phải liên kết ion [1].

Nguyên nhân hình thành sự phân cực

Khả năng hút electron của nguyên tử trong liên kết được biểu thị bằng độ âm điện. Khi hai nguyên tử có độ âm điện khác nhau, nguyên tử có độ âm điện lớn hơn sẽ hút cặp electron chung về phía mình mạnh hơn [3] [4].

Mức độ phân cực của liên kết thường tăng khi hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử tăng. Hiệu độ âm điện được xác định theo công thức:

Δχ = |χA − χB|

Trong chương trình phổ thông, liên kết có Δχ từ khoảng 0,4 đến dưới 1,7 thường được dự đoán là liên kết cộng hóa trị phân cực. Tuy nhiên, đây chỉ là khoảng tham khảo, không phải ranh giới tuyệt đối [1] [3].

Bản chất liên kết biến đổi liên tục từ cộng hóa trị không phân cực đến cộng hóa trị phân cực rồi tăng dần tính ion. Việc phân loại còn phụ thuộc vào cấu tạo, trạng thái và đặc điểm thực tế của từng chất [3] [4].

Chẳng hạn, hiệu độ âm điện trong HF xấp xỉ 1,78 nhưng HF vẫn được xem là chất có liên kết cộng hóa trị phân cực. Ví dụ này cho thấy không nên chỉ dựa vào mốc 1,7 để kết luận máy móc loại liên kết.

Cách biểu diễn liên kết phân cực

Liên kết phân cực có thể được biểu diễn bằng ký hiệu điện tích riêng phần: Aᵟ⁺—Bᵟ⁻

Trong đó, B có độ âm điện lớn hơn A. Ký hiệu δ cho biết điện tích chỉ mang tính riêng phần, hình thành do sự dịch chuyển mật độ electron chứ không phải do electron được chuyển hoàn toàn.

Moment lưỡng cực liên kết là đại lượng đặc trưng cho mức độ phân tách điện tích. Nó phụ thuộc vào độ lớn của điện tích riêng phần và khoảng cách giữa hai đầu mang điện tích trái dấu [3] [4].

Moment lưỡng cực là đại lượng có hướng. Trong ký hiệu hóa học, mũi tên moment lưỡng cực thường hướng về nguyên tử mang δ−, còn đầu có dấu gạch chéo nằm ở phía nguyên tử mang δ+.

Ví dụ: Hᵟ⁺ → Clᵟ⁻

Mũi tên cho thấy mật độ electron bị lệch về phía Cl. Liên kết càng phân cực thì sự phân tách điện tích thường càng rõ, nhưng độ phân cực không chỉ được xác định bằng hiệu độ âm điện.

Một số ví dụ thường gặp

Trong HCl, cặp electron dùng chung bị lệch về phía Cl. Trong HF, electron bị lệch mạnh hơn về phía F vì fluorine có độ âm điện rất lớn. Cả hai đều chứa liên kết cộng hóa trị phân cực [4].

Trong phân tử H₂O, mỗi liên kết O–H đều phân cực về phía O. Nguyên tử O mang δ−, còn hai nguyên tử H mang δ+. Các liên kết phân cực kết hợp với cấu tạo gấp khúc làm H₂O trở thành phân tử phân cực.

Trong NH₃, nitrogen có độ âm điện lớn hơn hydrogen nên ba liên kết N–H đều phân cực về phía N. Do phân tử có cấu tạo chóp tam giác, các moment liên kết không triệt tiêu hoàn toàn [3] [4].

Trong CO₂, mỗi liên kết C=O cũng là liên kết phân cực vì O hút electron mạnh hơn C. Tuy nhiên, CO₂ có cấu tạo thẳng và đối xứng nên hai moment liên kết ngược chiều, triệt tiêu nhau [4].

So sánh với liên kết không phân cực và liên kết ion

Trong liên kết cộng hóa trị không phân cực, hai nguyên tử hút cặp electron chung gần như ngang nhau. Trong liên kết cộng hóa trị phân cực, electron vẫn được dùng chung nhưng bị lệch về một phía [1].

Ở liên kết ion, electron được xem là chuyển từ nguyên tử này sang nguyên tử khác, tạo cation và anion. Các ion trái dấu liên kết với nhau bằng lực hút tĩnh điện.

Các khoảng hiệu độ âm điện trong bảng chỉ dùng để dự đoán. Khi xác định loại liên kết, cần kết hợp vị trí nguyên tố, cấu tạo chất và dữ liệu thực nghiệm thay vì coi các mốc trên là những ranh giới tuyệt đối [3] [4].

Phân biệt độ phân cực của liên kết và phân tử

Liên kết phân cực chưa đủ để kết luận toàn bộ phân tử phân cực. Độ phân cực phân tử còn phụ thuộc vào hình học và sự tổng hợp các moment liên kết [4].

Nếu các moment liên kết triệt tiêu nhau do cấu trúc đối xứng, phân tử có thể không phân cực dù chứa liên kết phân cực. CO₂ là ví dụ điển hình: liên kết C=O phân cực nhưng toàn phân tử không phân cực.

Ngược lại, trong H₂O, hai moment liên kết O–H không triệt tiêu do phân tử có dạng gấp khúc. Vì vậy, H₂O vừa chứa liên kết phân cực vừa là phân tử phân cực.

Liên kết cho–nhận là gì?

Liên kết cho–nhận, còn gọi là liên kết phối trí, là một dạng liên kết cộng hóa trị trong đó cặp electron dùng chung ban đầu do một nguyên tử cung cấp. Nguyên tử cung cấp cặp electron được gọi là nguyên tử cho, còn nguyên tử tiếp nhận được gọi là nguyên tử nhận [1] [3].

Trong liên kết cộng hóa trị thông thường, mỗi nguyên tử thường đóng góp một electron để tạo thành cặp electron chung. Với liên kết cho–nhận, cả hai electron liên kết đều bắt nguồn từ một nguyên tử.

Tuy nhiên, sau khi liên kết hình thành, cặp electron vẫn được dùng chung giữa hai nguyên tử. Vì vậy, liên kết cho–nhận có bản chất là liên kết cộng hóa trị, không phải một loại liên kết hoàn toàn tách biệt [3] [4].

Điều kiện hình thành liên kết cho–nhận

Để hình thành liên kết cho–nhận, tiểu phân cho phải có ít nhất một cặp electron chưa liên kết. Cặp electron này cần có khả năng tham gia tạo liên kết với một nguyên tử hoặc ion khác.

Tiểu phân nhận phải có orbital trống thích hợp để tiếp nhận cặp electron. Các ion dương hoặc phân tử thiếu electron thường có thể đóng vai trò là chất nhận electron [3] [4].

Khi tiểu phân cho và tiểu phân nhận tiến lại gần nhau với sự định hướng phù hợp, cặp electron chưa liên kết của chất cho được sử dụng để tạo liên kết với chất nhận.

Có thể khái quát quá trình này như sau: A: + B → A→B

Trong đó, A là tiểu phân cho cặp electron, còn B là tiểu phân nhận. Dấu “:” biểu thị cặp electron chưa liên kết trên A.

Cách biểu diễn liên kết cho–nhận

Liên kết cho–nhận thường được biểu diễn bằng mũi tên hướng từ nguyên tử cho đến nguyên tử nhận:

Nguyên tử cho → Nguyên tử nhận

Gốc mũi tên nằm ở nguyên tử cung cấp cặp electron, còn đầu mũi tên hướng về nguyên tử tiếp nhận cặp electron. Cách viết này giúp mô tả nguồn gốc của cặp electron tại thời điểm liên kết hình thành.

Mũi tên cho–nhận không biểu thị electron liên tục chuyển động theo một chiều. Sau khi liên kết được tạo thành, cặp electron thuộc về toàn bộ liên kết và được hai nguyên tử dùng chung [3].

Cần phân biệt mũi tên cho–nhận với mũi tên moment lưỡng cực. Mũi tên cho–nhận đi từ chất cho đến chất nhận, còn mũi tên moment lưỡng cực được dùng để mô tả chiều phân cực của liên kết.

Sự hình thành ion ammonium NH₄⁺

Phân tử NH₃ có ba liên kết N–H và một cặp electron chưa liên kết trên nguyên tử nitrogen. Vì vậy, nitrogen có thể đóng vai trò là nguyên tử cho cặp electron [1].

Ion H⁺ không có electron và có orbital trống, nên có thể tiếp nhận cặp electron chưa liên kết của nitrogen. Quá trình tạo ion ammonium được biểu diễn như sau: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

Hoặc biểu diễn rõ liên kết cho–nhận: H₃N: + H⁺ → [H₃N→H]⁺

Trong quá trình này, nguyên tử N cung cấp cả hai electron để hình thành liên kết N→H. Vì vậy, liên kết mới tạo ra ban đầu được gọi là liên kết cho–nhận.

Sau khi NH₄⁺ hình thành, bốn liên kết N–H trở nên tương đương. Không thể phân biệt liên kết nào ban đầu được tạo theo cơ chế cho–nhận chỉ bằng cấu trúc của ion NH₄⁺ [3] [4].

Điều này cho thấy ký hiệu mũi tên chủ yếu được dùng để giải thích quá trình hình thành liên kết. Nó không có nghĩa là liên kết N→H luôn khác về bản chất so với ba liên kết N–H còn lại.

Phân biệt liên kết cho–nhận và liên kết cộng hóa trị thông thường

Điểm khác biệt chính giữa hai cách hình thành liên kết nằm ở nguồn gốc của cặp electron chung. Trong liên kết thông thường, mỗi nguyên tử thường đóng góp một electron.

Trong liên kết cho–nhận, một nguyên tử cung cấp cả cặp electron, còn nguyên tử kia tiếp nhận cặp electron đó. Sau khi hình thành, cả hai đều là liên kết cộng hóa trị và cặp electron được dùng chung giữa hai nguyên tử [3] [4].

Khi làm bài tập, cần xác định đúng nguyên tử có cặp electron chưa liên kết và tiểu phân có khả năng nhận cặp electron. Mũi tên phải được vẽ từ nguyên tử cho đến nguyên tử nhận, không vẽ theo chiều ngược lại.

Không nên cho rằng liên kết cho–nhận là liên kết yếu hơn hoặc luôn khác biệt với liên kết cộng hóa trị thông thường. Sự khác nhau chủ yếu phản ánh cách cặp electron được cung cấp trong quá trình tạo liên kết.

Bài tập vận dụng về liên kết cộng hoá trị

Các bài tập dưới đây giúp củng cố cách nhận biết loại liên kết, vận dụng độ âm điện, biểu diễn quá trình hình thành liên kết và phân tích chất chứa nhiều loại liên kết. Khi giải, cần kết hợp bản chất nguyên tố, cấu tạo electron và công thức Lewis [1] [3].

Dạng 1. Xác định loại liên kết trong hợp chất

Bài tập: Xác định loại liên kết chủ yếu trong NaCl, MgO, Cl₂, H₂O và NH₃.

Lời giải:

Không nên chỉ dựa vào việc chất gồm kim loại hay phi kim. Với hợp chất có ion đa nguyên tử, cần xác định riêng liên kết giữa các ion và liên kết bên trong từng ion.

Dạng 2. Xác định liên kết dựa trên độ âm điện

Bài tập: Cho độ âm điện của H, Cl và F lần lượt là 2,20; 3,16 và 3,98. Hãy tính hiệu độ âm điện và nhận xét độ phân cực của liên kết H–Cl và H–F.

Lời giải:

Đối với liên kết H–Cl: Δχ(H–Cl) = |3,16 − 2,20| = 0,96

Cặp electron liên kết bị lệch về phía Cl. Vì vậy, H–Cl là liên kết cộng hóa trị phân cực, trong đó H mang δ+ và Cl mang δ−.

Đối với liên kết H–F: Δχ(H–F) = |3,98 − 2,20| = 1,78

Cặp electron bị lệch mạnh về phía F, nên H–F phân cực mạnh hơn H–Cl. Tuy Δχ lớn hơn 1,7, HF vẫn được xem là chất có liên kết cộng hóa trị phân cực [3] [4].

Ví dụ này cho thấy các mốc hiệu độ âm điện chỉ có giá trị dự đoán. Không nên sử dụng chúng như ranh giới tuyệt đối để phân loại liên kết.

Dạng 3. Viết sơ đồ hình thành liên kết

Bài tập 1: Biểu diễn sự hình thành liên kết trong NaCl.

Nguyên tử Na có một electron hóa trị, còn Cl có bảy electron hóa trị. Na chuyển một electron cho Cl:

Na → Na⁺ + e⁻

Cl + e⁻ → Cl⁻

Các ion Na⁺ và Cl⁻ hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, hình thành hợp chất ion NaCl: Na⁺ + Cl⁻ → NaCl

Bài tập 2: Biểu diễn sự hình thành liên kết trong H₂O.

Nguyên tử O có sáu electron hóa trị và cần thêm hai electron để đạt octet. Mỗi nguyên tử H đóng góp một electron, tạo hai cặp electron dùng chung với O:

H–O–H

Nguyên tử O còn hai cặp electron chưa liên kết. Hai liên kết O–H là liên kết cộng hóa trị phân cực vì O hút cặp electron chung mạnh hơn H.

Khi viết sơ đồ, cần biểu diễn đủ electron hóa trị và kiểm tra quy tắc octet đối với nguyên tử O. Mỗi nguyên tử H chỉ cần hai electron ở lớp ngoài cùng.

Dạng 4. Phân tích chất chứa nhiều loại liên kết

Bài tập: Xác định các loại liên kết có trong ammonium chloride NH₄Cl và giải thích sự hình thành ion NH₄⁺.

Lời giải:

NH₄Cl gồm ion NH₄⁺ và ion Cl⁻. Lực hút tĩnh điện giữa hai ion trái dấu tạo nên liên kết ion: NH₄⁺Cl⁻

Ion NH₄⁺ được hình thành khi NH₃ dùng cặp electron chưa liên kết trên N để liên kết với H⁺: H₃N: + H⁺ → [H₃N→H]⁺

Liên kết N→H mới được tạo thành theo cơ chế cho–nhận. Tuy nhiên, sau khi NH₄⁺ hình thành, bốn liên kết N–H trở nên tương đương và đều có bản chất cộng hóa trị [3] [4].

Vì vậy, NH₄Cl đồng thời có liên kết ion giữa NH₄⁺ và Cl⁻, cùng các liên kết cộng hóa trị phân cực trong ion NH₄⁺. Trong quá trình hình thành NH₄⁺ còn có thể nhận diện cơ chế cho–nhận.

Khi phân tích hợp chất phức tạp, nên thực hiện theo ba bước:

1. Xác định các ion hoặc nhóm nguyên tử tạo nên chất.

2. Xét liên kết giữa các ion.

3. Xét riêng liên kết giữa các nguyên tử trong mỗi ion đa nguyên tử.

Liên kết cộng hóa trị hình thành khi các nguyên tử dùng chung một hoặc nhiều cặp electron. Tùy thuộc vào sự phân bố electron, liên kết có thể là không phân cực, phân cực hoặc được hình thành theo cơ chế cho–nhận.

Việc nắm vững công thức electron, công thức Lewis, độ âm điện và điện tích riêng phần giúp học sinh nhận biết đúng loại liên kết trong từng chất. Đây là nội dung nền tảng của chương trình Hóa Học 10, đồng thời giúp giải thích cấu tạo và tính chất của nhiều phân tử.

Thông qua các ví dụ như H₂, O₂, N₂, HCl, H₂O, CO₂ và NH₄⁺, người học có thể hiểu rõ mối quan hệ giữa electron hóa trị và sự hình thành liên kết cộng hóa trị. Kiến thức này không chỉ hỗ trợ giải bài tập Hóa Học 10 mà còn tạo cơ sở để nghiên cứu cấu trúc phân tử và phản ứng hóa học ở các lớp tiếp theo.