PHẦN 1: CƠ SỞ VỀ LÝ THUYẾT CÁC KIỂU LIÊN KẾT HÓA HỌC CƠ BẢN. 1 A. LIÊN KẾT ION Thuyết liên kết ion được hình thành trên cơ sở thuyết tĩnh điện liên kết hóa học của Kossel, gồm quá trình tạo thành các ion từ những nguyên tử tương tác và quá trình hút nhau bằng lực hút tĩnh điện giữa các ion này. I. SỰ TẠO THÀNH ION VÀ LIÊN KẾT ION. Khi các nguyên tử đến gần nhau có sự chuyển electron hoá trị từ nguyên tử này sang nguyên tử kia tạo thành các ion. M – ne → M n+ (kim loại) (cation) X + me → X m - (phi kim) (anion) Các ion mới hình thành mang điện tích trái dấu hút nhau, khi đến rất gần nhau giữa những ion đó xuất hiện lực đẩy do sự tương tác giữa vỏ electron của chúng, đến lúc lực đẩy cân bằng với lực hút, các ion dừng lại và ở cách nhau 1 khoảng nhất định, liên kết được hình thành . Như vậy tương tác giữa các ion trong phân tử là tương tác tĩnh điện. Bản chất của liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu. Ví dụ: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử NaCl Na + Cl Na + Cl NaCl 2s 2 2p 6 3s 1 3s 2 3p 5 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 Hợp chất NaCl được gọi là hợp chất ion Điều kiện để tạo thành liên kết ion : Hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tham gia liên kết ≥ 2 (liên kết được hình thành từ kim loại điển hình và phi kim điển hình) II. ĐẶC ĐIỂM CỦA LIÊN KẾT ION - Mỗi ion tạo ra điện trường xung quanh nó, nên liên kết ion xảy ra theo mọi hướng (hay nói cách khác liên kết ion là liên kết không có hướng). - Không bảo hoà, nghĩa là mỗi ion có thể liên kết được nhiều ion xung quanh nó. - Liên kết rất bền. Do các tính chất này mà các phân tử hợp chất ion có khuynh hướng tự kết hợp lại mạnh mẽ, các phân tử ion riêng lẻ chỉ tồn tại ở nhiệt độ cao. Còn ở nhiệt độ thường mọi hợp chất ion đều tồn tại ở trạng thái rắn, có cấu trúc tinh thể và toàn bộ tinh thể được xem như một phân tử khổng lồ. III. CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN SỰ TẠO THÀNH LIÊN KẾT ION. 1. Năng lượng ion hóa của nguyên tử kim loại: Khái niệm: là năng lượng cần thiết để bứt 1 e ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản. Nguyên tử kim loại có điện tích hạt nhân càng nhỏ, kích thứơc càng lớn thì electron lớp ngoài cùng liên kết với hạt nhân càng yếu, càng dễ tách e ra khỏi nguyên tử , năng lượng ion hóa càng nhỏ và dễ biến thành ion dương Năng lượng ion hoá thứ nhất (I 1 ) < năng lượng ion hoá thứ hai (I 2 ) < năng lượng ion hoá thứ ba (I 3 ) ( Lý do: tách hạt mang điện tích âm ra khỏi nguyên tử trung hòa dễ hơn ion dương ) Ví dụ : Năng lượng ion hoá thứ nhất của N, Li, Be lần lượt là: 496, 500, 900 ( kj/mol) 2. Ái lực với electron của phi kim: Khái niệm: là năng lượng toả ra khi nguyên tử kết hợp với 1 e để trở thành ion âm. Nguyên tử phi kim có số e lớp ngoài cùng càng lớn , kích thước càng bé , ái lực đối với e càng lớn. Ví dụ : ái lực e của Cl (398 kj/mol) ; Br (342 kj/mol) ; I (295 kj/mol) IV. TINH THỂ ION * Tinh thể hợp chất ion được tạo thành bởi những cation và anion hình cầu có bán kính xác định *Lực liên kết giữa các ion là lực hút tĩnh điện không định hướng. Do liên kết ion là liên kết bền, không định hướng, không bão hòa nên nó tuân theo nguyên lý sắp xếp đặc khít nhất. * Các anion thường có bán kính lớn hơn cation nên trong tinh thể người ta coi anion như những quả cầu xếp khít nhau theo kiểu lập phương tâm mặt, lập phương chặt khít, hoặc lập phương đơn giản. Các cation có kích thước nhỏ hơn nằm ở các hốc tứ diện hoặc bát diện. "Trong tinh thể các hạt có khuynh hướng sắp xếp đặc khít nhất, sao cho thể tích khoảng không gian tự do giữa chúng là nhỏ nhất". 2 Ví dụ : Tinh thể muối NaCl Tính chất chung của tinh thể ion : Độ bền và độ cứng cao. Dẫn nhiệt và dẫn điện kém vì trong tinh thể ion không có các hạt mang điện tích chuyển động tự do. Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao. V. ĐỘ BỀN HỢP CHẤT ION. Độ bền hợp chất ion được đánh giá qua năng lượng phân li E pl ( Năng lượng cần thiết để phân ly hợp chất thành những ion riêng lẻ). Ví dụ : Năng lượng để phân ly hợp chất NaCl thành ion Na + và Cl - ở thể khí là 781 kj/mol Năng lượng phân ly càng lớn , các ion trong hợp chất hút nhau càng mạnh. E pl ∼ d mn −+ . ( n + , m - : điện tích cation, anion d: khoảng cách giữa tâm các ion trong tinh thể rắn )  Điện tích các ion càng lớn hút nhau càng chặt  Kích thước các ion càng lớn hút nhau càng yếu. Vd: E Pl của LiCl > NaCl > KCl ( do kích thước Li + < Na + < K + ) E Pl của MgO > NaCl ( do điện tích các ion) Ảnh hưởng của độ bền liên kết đến 1 số tính chất vật lý của hợp chất ion  Nhiệt độ nóng chảy: Liên kết giữa các ion càng bền , nhiệt độ nóng chảy của hợp chất càng cao.  Độ tan : Sức hút giữa các ion trong hợp chất rắn càng mạnh, hợp chất ion càng khó tan. Ví dụ : t 0 nc : KCl > KBr > KI Độ tan : KCl < KBr < KI 3 A B C A A B LËp ph¬ng t©m khèi LËp ph¬ng t©m mÆt Lôc ph¬ng chÆt khÝt Na Cl B. LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ Giới thiệu 1 số hình dạng obitan nguyên tử: Hình dạng obitan nguyên tử s: Hình dạng obitan nguyên tử p: Hình dạng obitan nguyên tử d: Hình dạng obitan nguyên tử f: 4 I. THUYẾT LEWIS & THUYẾT VB ((Valence Bond) VỀ LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ 1. Sự tạo thành liên kết cộng hóa trị . * Theo Lewis, các nguyên tử có khuynh hướng đóng góp các electron độc thân để tạo thành các cặp electron dùng chung giữa 2 nguyên tử , liên kết được hình thành. * Thuyết VB dùng sự xen phủ của các obitan nguyên tử (AO) để mô tả sự tạo thành các liên kết. Tùy theo tính đối xứng của vùng xen phủ giữa các AO tham gia liên kết đối với trục liên kết (trục với tâm 2 hạt nhân), người ta phân biệt liên kết xích ma (σ), liên kết (π), và liên kết (δ). Sự hình thành liên kết σ & liên kết π :  Liên kết σ được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan ( thường xảy ra sự xen phủ s - s, s – p, p - p) theo trục nối giữa các hạt nhân nguyên tử liên kết. Liên kết σ có tính đối xứng trục. Sự xen phủ s – s Sự xen phủ s – p Sự xen phủ p – p  Liên kết π được hình thành do sự xen phủ bên giữa các obitan nguyên tử ( thường có sự xen phủ p-p, p-d, d-d). Liên kết π có mặt phẳng đối xứng Sự xen phủ bên p – p Sự xen phủ bên p – d …. Liên kết σ bền hơn liên kết π do mật độ xen phủ trục nhiều hơn xen phủ bên. Ngoài ra còn có liên kết δ : Liên kết này ít gặp, đó là liên kết xuất hiện do sự xen phủ của các obitan d. Ví dụ 1: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử H 2 - Theo Lewis: Để hình thành liên kết, mỗi nguyên tử H đóng góp 1 e độc thân để tạo ra 1 cặp e dùng chung cho cả 2 nguyên tử: Công thức e Công thức cấu tạo ( thay 1 cặp e dùng chung bằng 1 vạch liên kết) H H 1s 1 1s 1 - Thuyết VB: Bản chất là do sự xen phủ giữa các obitan chứa e độc thân có spin trái dấu nhau. + Khi 2 nguyên tử H tiến đến gần nhau, hạt nhân nguyên tử này hút mây electron của nguyên tử kia dẫn đến 2 đám mây xen phủ 1 phần , mật độ e giữa 2 hạt nhân tăng ( cả 2 e ưu tiên có mặt ở khu vực này) làm cân bằng lực đẩy tương hổ giữa 2 hạt nhân, giữ cho 2 hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau : liên kết hóa học hình thành. 5 H - H (liên kết σ) (tạo liên kết σ) Mô hình phân tử H 2 Khi áp dụng cơ học lượng tử để giải quyết vấn đề bản chất của liên kết hoá học, năm 1927 hai nhà bác học W.Heiler và F. London đã giải bài toán tính năng lượng liên kết trong phân tử H 2 , kết quả việc giải bài toán này cho thấy: Liên kết giữa 2 nguyên tử hydro được hình thành khi 2 electron của 2 nguyên tử hydro có spin ngược chiều nhau ghép đôi với nhau, khi đó năng lượng của phân tử hydro thấp hơn năng lượng của hai nguyên tử hydro cô lập và mức năng lượng của hai phân tử thấp nhất khi khoảng cách giữa 2 tâm của hai nguyên tử hydro là 0,74A 0 ♦ Luận điểm cơ bản của thuyết VB: - Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO. - Mỗi liên kết cộng hoá trị được tạo thành do sự ghép đôi 2 electron độc thân có spin trái dấu của 2 nguyên tử khác nhau tương tác với nhau, cặp electron này được xem như chung cho cả 2 nguyên tử. - Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ càng mạnh thì liên kết càng bền. Ví dụ 2: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử HCl Công thức e CT cấu tạo - Theo Lewis: H + Cl H Cl H-Cl 1s 1 3p x - Thuyết VB: obitan s chứa 1 electron độc thân của nguyên tử H xen phủ với obitan p chứa 1 electron độc thân của nguyên tử Cl hình thành liên kết σ giữa 2 nguyên tử H và Cl Mô hình phân tử HCl Ví dụ 3: Xét sự hình thành liên kết trong phân tử N 2 N : 2s 2 2p 3 p x p y p z - Theo Lewis: N N N N Công thức e CTCT 6 N: N: (liên kết σ) (tạo liên kết σ) (hình thành 1 liên kết ba) - Thuyết VB: Xãy ra sự xen phủ từng cặp giữa các obitan p x - p x , p y - p y , p z - p z của 2 nguyên tử N p x p x y y p y p y p z p z Liên kết ba giữa 2 nguyên tử N gồm 2 liên kết π và 1 liên kết σ Vậy: liên kết cộng hoá trị là liên kết hóa học bằng cặp electron chung. Điều kiện để tạo liên kết CHT: liên kết CHT được hình thành giữa các nguyên tử giống nhau hay không khác nhau nhiều về độ âm điện. Các hợp chất hình thành từ liên kết cộng hóa trị gọi là hợp chất cộng hóa trị. Hóa trị của nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị theo thuyết Lewis: bằng số cặp e dùng chung giữa nguyên tố đó với các nguyên tử liên kết với nó. Hoá trị của các nguyên tố theo VB : Hoá trị có thể có của một nguyên tố được tính bằng số electron độc thân trong nguyên tử của nguyên tố đó (ở trạng thái cơ bản hay kích thích). 2. Phân loại liên kết cộng hóa trị . - Nếu hai nguyên tử tạo liên kết có độ âm điện như nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm ở giữa 2 nguyên tử, ta có liên kết cộng hoá trị không cực (Ví dụ Cl : Cl ) - Nếu hai nguyên tử tạo kiên kết có độ âm điện khác nhau, cặp electron liên kết sẽ nằm lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, ta có liên kết cộng hoá trị phân cực (Ví dụ H :Cl ) - Nếu cặp electron chung tạo liên kết do một trong hai nguyên tử đưa ra còn nguyên tử kia được dùng chung: hình thành liên kết phối trí. Ví dụ 1: Xét phân tử HNO 3 H : 1s 1 O: 2s 2 2p 4 N: 2s 2 2p 3 Công thức e Công thức cấu tạo N O O OH N O O O H Ví dụ 2: Xét phân tử CO C: 2s 2 2p 2 C O C O Ví dụ 3: Xét ion NH 4 + 7 (xen phủ trục tạo liên kết σ) (xen phủ bên tạo liên kết π) Hoá trị của N: 4 N H H H H N H H H H Tương tự đối với ion H 3 O + Liên kết phối trí (hay còn gọi là liên kết “cho – nhận” ) được tạo thành giữa nguyên tử hay ion có cặp e không liên kết ( đóng vai trò là chất “cho” e) với các nguyên tử hay ion có obitan trống (đóng vai trò chất “nhận” e) II. ĐẶC ĐIỂM CỦA LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ 1. Có tính bảo hoà : Mỗi nguyên tử chỉ có khả năng tạo 1 số liên kết nhất định, ta nói liên kết CHT có tính bảo hoà. Tính chất này làm cho phân tử có thành phần và cấu tạo nhất định. Ví dụ: N kết hợp với H tạo NH 3 , không tạo ra các phân tử NH 4 , NH 5 S liên kết với H tạo H 2 S, không tạo ra các phân tử H 3 S, H 4 S 2. Liên kết CHT kém bền hơn liên kết ion. 3. Liên kết cộng hóa trị có tính định hướng: Liên kết cộng hóa trị bền vững khi sự xen phủ giữa các obitan nguyên tử cực đại, sự xen phủ cực đại chỉ xảy ra theo những hướng xác định, như vậy phân tử phải có cấu hình không gian xác định, tính chất này gọi là tính định hướng của liên kết cộng hóa trị. Thuyết Lewis giải thích khá đơn giản, dễ hiểu về sự tạo thành liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử, giải thích được các trạng thái hoá trị của nguyên tố trong các hợp chất. Tuy nhiên thuyết này cũng gặp một số hạn chế và không giải thích được từ tính của một số chất. III. THUYẾT LAI HÓA. Do có sự sai biệt về góc liên kết giữa lý thuyết và thực nghiệm ở 1 số hợp chất cộng hóa trị ( Ví dụ: góc liên kết HSH trong phân tử H 2 S theo lý thuyết trên là 90 0 , thực tế xác định được 92 0 ). Mô hình 1 số phân tử theo thực nghiệm Để giải thích vấn đề trên, Pauling –Slater đề ra thuyết lai hoá : Các nguyên tử khi tương tác với nhau có thể không sử dụng những obitan s, p, d… thuần khiết mà được tổ hợp với nhau thành những obitan mới có năng lượng, hình dạng, kích thước giống nhau, phân bố đối xứng nhau trong không gian, gọi là obitan lai hoá. Số obitan nguyên tử (AO) tham gia lai hoá = số obitan lai hoá Điều kiện để có sự lai hoá : các obitan nguyên tử tham gia lai hoá phải có năng lượng xấp xỉ nhau. * Điều kiện để các AO lai hoá bền là: - Năng lượng của các AO tham gia lai hoá phải xấp xỉ nhau. - Năng lượng của các AO tham gia lai hoá thấp . - Độ xen phủ các AO lai hoá của nguyên tử trung tâm với các AO lai hóa của các nguyên tử khác tham gia liên kết phải lớn. Các kiểu lai hoá thường gặp: a. Lai hóa sp : Tổ hợp 1 obitan s với 1 obitan p → 2 obitan lai hoá sp phân bố đối xứng trên cùng đường thẳng tạo góc 180 0 8 180 0 Ví dụ 1: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử BeCl 2 và cấu tạo hình học . Be: 2s 2 p x Công thức e: CTCT Be H H Cl - Be – Cl Nguyên tử Be ở trạng thái kích thích, 1 obitan s tổ hợp với 1 obitan p cho 2 obitan lai hoá sp cùng năng lượng, hình dạng , kích thước, đối xứng và tạo với nhau góc 180 0 . Hai obitan lai hoá của Be sẽ xen phủ trục với 2 obitan p chứa e độc thân của 2 nguyên tử Clo hình thành 2 liên kết σ Phân tử BeCl 2 có cấu tạo thẳng, góc liên kết 180 0 Cl - Be – Cl Ví dụ 2: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử C 2 H 2 và cấu tạo hình học. C: 2s 2 2p 2 2s 2p x 2p y 2p z Công thức e: CTCT 9 Be* : Be : 2s 2p Cl : C * : C : C H C H C H C H Nguyên tử C ở trạng thái kích thích, 1 obitan s tổ hợp với 1 obitan p cho 2 obitan lai hoá sp cùng năng lượng, hình dạng , kích thước, đối xứng và tạo với nhau góc 180 0 . Đối với mỗi nguyên tử C: 1 obitan lai hoá sp của nguyên tử C này sẽ xen phủ trục với obitan lai hóa sp của nguyên tử C kia tạo 1 liên kết σ C-C, và 1 obitan lai hoá sp còn lại sẽ xen phủ trục với obitan s của H tạo 2 liên kết σ C-H . Ở mỗi nguyên tử C còn lại 2 obitan p không lai hoá sẽ xen phủ bên với nhau từng đôi một tạo 2 liên kết π giữa 2 nguyên tử C. y y p y p y p z p z Cấu tạo hình học: C C H H 180 0 b. Lai hóa sp 2 Một obitan s tổ hợp với 2 obitan p → 3 obitan lai hóa sp 2 nằm trên cùng mặt phẳng tạo góc 120 0 . 120 0 Ví dụ 1: Mô tả sự hình thành liên kết trong phân tử BCl 3 và cấu tạo hình học . B: 2s 2 2p 1 10 σ σ σ π π [...]... 2 liên kết ) , còn gọi là liên kết đôi  Liên kết bậc 3: giữa 2 nguyên tử có 3 cặp e dùng chung (có 3 liên kết ) , còn gọi là liên kết ba 2 Độ dài liên kết – góc hóa trị :  Độ dài liên kết: là khoảng cách giữa 2 hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau Độ dài liên kết phụ thuộc : - Kích thước nguyên tử (chủ yếu) : Kích thước các nguyên tử liên kết càng lớn, liên kết càng dài - Bậc liên kết : bậc liên. .. lượng liên kết đặc trưng cho độ bền liên kết, năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền - Bậc của liên kết càng cao thì độ dài liên kết càng ngắn và năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền Do đó : Độ bền của liên kết ba > liên kết đôi > liên kết đơn b Năng lượng phân ly : Là năng lượng cần thiết để phá vỡ liên kết hóa học, tách phân tử thành các nguyên tử Đây là quá trình thu nhiệt Về mặt... với góc giữa các obitan lai hóa, vì cặp e hóa trị trên obitan lai hóa chưa tham gia liên kết có tác dụng đẩy mạnh hơn so với cặp e trên obitan lai hóa đã tham gia liên kết IV MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA LIÊN KẾT CỘNG HOÁ TRỊ: 1 Bậc liên kết: Là số cặp e góp chung bởi 2 nguyên tử tạo liên kết  Liên kết bậc 1: giữa 2 nguyên tử có cặp e dùng chung (có 1 liên kết) , còn gọi là liên kết đơn  Liên kết bậc 2: giữa... σ2slk * Các đặc trưng của liên kết cộng hoá trị trong phương pháp MO: - Chỉ số liên kết hay độ bội liên kết (N) (n: số electron nằm ở MO liên kết; n* : số electron nằm ở MO phản liên kết) - Độ dài liên kết bằng khoảng cách giữa tâm của hai hạt nhân, độ dài liên kết càng nhỏ khi chỉ số liên kết càng lớn - Năng lượng liên kết càng lớn khi liên kết càng bền So sánh thuyết VB & thuyết MO:  Giống nhau: - Sự... Mật độ e tập trung ở giữa hai hạt nhân tử liên kết - Để tạo thành liên kết, các obitan của những nguyên tử liên kết phải che phủ nhau - Hai thuyết đều phân biệt liên kết σ và liên kết π  Khác nhau: thuyết MO có tính nhiều tâm D LIÊN KẾT KIM LOẠI 21 I LIÊN KẾT KIM LOẠI Thuyết liên kết kim loại đầu tiên cho rằng mạng lưới kim loại gồm các ion dương kim loại và các e hoá trị chuyển động tự do trong toàn... liên kết nhưng trái dấu 4 Độ phân cực của liên kết – Độ phân cực phân tử a Độ phân cực của liên kết cộng hóa trị Đại lượng đặc trưng cho mức độ phân cực của 1 liên kết là hiệu số độ âm điện giữa 2 nguyên tử tạo ra liên kết  Nếu liên kết tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng nguyên tố gọi là liên kết cộng hóa trị không cực  Nếu liên kết tạo thành từ 2 nguyên tử của 2 nguyên tố khác nhau gọi là liên kết. .. chất cơ bản sau: Có ánh kim, dẫn điện, dẫn nhiệt tốt và có tính dẻo E CÁC LOẠI LIÊN KẾT YẾU I Liên kết Van – đe - van (Vardenwaals) : Là loại liên kết yếu, xuất hiện giữa các phân tử ( giữa những phân tử có lực hút Van- đe- van) Liên kết Van –đe - van là nguyên nhân gây nên hiện tượng hoá lỏng , hoá rắn … của các chất Liên kết Van – đe - van có bản chất điện, nhưng khác với các loại liên kết hóa học. .. χTe nên các cặp e liên kết ở xa nguyên tử trung tâm dần, dẫn đến lực đẩy giữa các cặp e liên kết giảm, góc liên kết giảm Góc liên kết HSH > HseH > HTeH b do rF < rCl < rBr nên dC-F < dC-Cl < dC-Br χF > χCl > χBr , các cặp e liên kết gần nguyên tử trung tâm dần, góc liên kết lớn dần Góc liên kết: FCF < ClCCl < BrCBr Bài 2: So sánh và giải thích sự khác nhau về góc liên kết trong các phân tử sau: a NH3,... thành liên kết trong các phân tử H 2S, H2Se, H2Te dựa vào thuyết liên kết hóa trị So sánh độ dài liên kết và góc liên kết của chúng b Mô tả sự hình thành liên kết , so sánh độ dài lk và góc liên kết giữa các phân tử CF 4, CCl4, CBr4 Hướng dẫn trả lời: a S : 3s23p4 Se : 4s24p4 Te : 5s25p4 H H H H Se S H Te H H Se S H H Te H H H Do rS < rSe < rTe nên dH-S < dH-Se < dH-Te χS > χSe > χTe nên các cặp e liên. .. σs2 2 Sự hình thành các MO liên kết và phản liên kết trong phân tử A2 Chọn trục z làm trục liên kết của các phân tử  Sự tổ hợp 2 AO 2s sẽ cho ra MO liên kết σ2s và MO phản liên kết σ2s* có năng lượng cao hơn σ1s -2 sb - + 2s a + 2sb +2 2sa 2s a + σ2s* σ2s sb +  Sự tổ hợp 2 AO pz dọc theo trục liên kết z nối liền tâm của nguyên tử sẽ cho ra 1 MO liên kết σzlk và 1 MO phản liên kết σ*z -2 a 2p z 2pz . CƠ SỞ VỀ LÝ THUYẾT CÁC KIỂU LIÊN KẾT HÓA HỌC CƠ BẢN. 1 A. LIÊN KẾT ION Thuyết liên kết ion được hình thành trên cơ sở thuyết tĩnh điện liên kết hóa học của Kossel, gồm quá trình tạo thành các. p z p z Liên kết ba giữa 2 nguyên tử N gồm 2 liên kết π và 1 liên kết σ Vậy: liên kết cộng hoá trị là liên kết hóa học bằng cặp electron chung. Điều kiện để tạo liên kết CHT: liên kết CHT được. lượng liên kết đặc trưng cho độ bền liên kết, năng lượng liên kết càng lớn, liên kết càng bền. - Bậc của liên kết càng cao thì độ dài liên kết càng ngắn và năng lượng liên kết càng lớn, liên kết