A. MỤC TIÊU, NHIỆM VỤ
2. LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ VÀ LIÊN KẾT ION
2.3. Sự phân cực của liên kết cộng hóa trị. Sự tạo thành liên kết ion
Năm 1916, Côxen đưa ra giả thuyết: Trong các phản ứng hóa học xác định, các nguyên tử có xu hướng thu thêm hay nhường bớt electron để đạt tới cấu hình electron bền vững của nguyên tử khí hiếm với 8e ở lớp ngoài cùng. Các nguyên tử đó trở thành ion, chúng hút nhau tạo thành hợp chất có liên kết ion.
Đối với phân tử 2 nguyên tử có độ âm điện khác nhau nhiều thì phân tử bị phân cực hoá, kết quả tạo thành 2 ion:
A. + .B → A+ + :B- (B có độ âm điện hơn A)
2 ion hút nhau tạo nên phân tử ion AB (liên kết được tạo nên do tương tác tĩnh điện giữa các ion).
Ví dụ 7: Na + 1/2Cl2 → NaCl
Cl NaCl Cl Na
e Cl
Na e
Na ⇒ + →
⎪⎭
⎪⎬
⎫
→ +
→
− + −
− +
1 1
Để có 8e ở lớp ngoài cùng, nguyên tử kim loại nhường bớt một số electron ở lớp vỏ hoá trị để trở thành ion dương:
→ +
−ne M n M
Trong thực tế, thường gặp n=1 (kim loại kiềm); n=2 (kim loại kiềm thổ, Zn, Fe, ...); các trường hợp khác ít gặp hơn, như n=3 (Al, Cr); ...
Trong khi đó phi kim thu thêm 1e (do nguyên tử phi kim vốn đã có nhiều electron hoá trị ở vỏ) để trở thành ion âm:
→ −
+ne X n X
Thực tế, chủ yếu xảy ra trường hợp n =1 (các nguyên tử của các nguyên tố halogen). Với n ≥2 , các ion âm ít có khả năng tồn tại do có sự đẩy lẫn nhau giữa các electron ở vỏ làm cho ion kém bền ( Trongbảng 3.2), các ion này được đặt trong ngoặc đơn).
Ví dụ 8: Không có ion O2- mà chỉ có ion OH- do ion O2- kết hợp với ion H+ mà thành.
BẢNG 3.6. Một số ion đơn nguyên tử của một số nguyên tố phân nhóm chính Nhóm
I II III IV V VI VII
Li+ Na+
K+ Rb+
Cs+
Be2+
Mg2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Al3+
(N3-) (P3-)
(O2-) (S2-)
F- Cl- Br- I-
Liên kết ion chỉ là trường hợp giới hạn (sự phân cực hoá) của liên kết cộng hóa trị. Thực tế không có liên kết ion 100%. Ví dụ liên kết ion của NaF chỉ đạt được 91%; NaCl: 85%.
Dựa vào hiệu độ âm điện để xét đặc tính ion của một liên kết đơn:
Giả sử có hợp chất AB, có χB >χA khi đó liên kết phân cực từ A sang B A+→ B-: Hiệu độ âm điện χB −χA =1 , 8 3 ÷ ,2 → thì % ion = 55% → 92%
Với χB −χA >1 ,7 coi liên kết A−B là liên kết ion
χB−χA <1, 7 coi liên kết A −B là liên kết cộng hóa trị.
Để tính % ion của 1 liên kết, dựa vào biểu thức: (%) = ×100
t tn
μl
δ μ
Chúng ta cùng nhau trả lời câu hỏi: Tại sao nguyên tử A lại nhường electron cho nguyên tử B? Nguyên nhân nào gây ra? Có mối quan hệ gì giữa liên kết cộng hoá trị và liên kết ion không?
Xét một số phân tử dạng:
A2 gồm các phân tử H2, Cl2, Na2 có công thức electron:
H : H Cl : Cl Na : Na
Các cặp electron dùng chung nằm giữa hai hạt nhân, vậy các phân tử H2, Cl2, Na2 là phân tử không phân cực, 0
2 =
μA . AB gồm HCl, NaCl có công thức electron:
H : Cl Na :Cl
Chúng ta thấy, do sự chênh lệch về độ âm điện mà cặp electron dùng chung ở phân tử NaCl lệch hẳn về Cl. Chính điều này cho thấy khi có sự phân cực mạnh cặp electron dùng chung mà liên kết cộng hoá trị biến thành liên kết ion.
2.3.2. Một số đặc điểm của liên kết ion và hợp chất ion a) Lực liên kết là lực tĩnh điện
Do các ion tích điện trái dấu hút nhau tạo ra hợp chất ion. Lực liên kết trong hợp chất ion chủ yếu là lực tĩnh điện
b) Không có tính định hướng không gian và không có tính bão hòa
Nếu coi các ion có dạng hình quả cầu. Lực tĩnh điện mà các ion tác dụng được phân bố đều về tất cả các phương. Vì thế mà lực tương tác tĩnh điện không có tính định hướng không gian từ đó không có tính bão hòa.
Liên kết ion không có tính định hướng không gian, tức là mỗi ion có thể hút về mình các ion trái dấu theo một phương bất kỳ.
Liên kết ion không có tính bão hoà, tức là 1 ion (+), có thể liên kết với nhiều ion âm (-) quanh nó và ngược lại.
Từ 2 đặc điểm này cho kết quả là một ion được bao quanh nó bởi một số ion tích điện trái dấu. Kết quả các phân tử ion có xu hướng liên kết với nhau mạnh mẽ để tạo thành mạng lưới tinh thể ion ở trạng thái rắn có nhiệt độ nóng chảy cao. Trong mạng lưới tinh thể này không thể nhận biết được từng phân tử riêng rẽ. Nên việc viết công thức hợp chất ion như vẫn thường dùng, như NaCl, MgO, CaCl2,..., Chỉ là quy ước. Các công thức này được gọi là công thức kinh nghiệm.
c) Luôn trung hoà về điện
Hợp chất ion khi viết dưới dạng công thức thực nghiệm hay khi xét cho cả mạng tinh thể, đều trung hoà về điện.
Ví dụ 8: xét công thức MgCl2, ta thấy :
MgCl2 → Mg2+ + 2Cl-
Tổng các điện tích dương và âm bằng không, tức là phân tử được biểu diễn bằng công thức kinh nghiệm trung hoà điện . Nếu xét trong cả mạng tinh thể MgCl2 cũng có sự trung hoà điện.
3. MỘT SỐ VẤN ĐỀ CỦA THUYẾT LIÊN KẾT HÓA TRỊ (thuyết VB) Thuyết liên kết hóa trị, là một trong số ít thuyết được áp dụng tương đối rộng rãi hiện nay. Nhà bác học Mỹ L. Pauling (hai lần được giải Noben) là một trong số các nhà khoa học có công xây dựng và phát triển thuyết này.