Sáng kiến kinh nghiệm Giải pháp nâng cao chất lượng dạy học phần liên kết hóa học - Hóa học 10 theo chương trình GDPT 2018

 CHƯƠNG 1. MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài
 “Liên kết hóa học” là một chủ đề quan trọng trong chương trình hóa học đại cương, 
với việc hiểu được bản chất của liên kết hóa học sẽ giúp học sinh xác đinh được cấu tạo, 
cấu trúc của các chất từ đó giải thích được tính chất, sự biến đổi tính chất của các hợp chất 
vô cơ cũng như hợp chất hữu cơ.
 Từ năm học 2022-2023 với việc thay đổi nội dung, chương trình giáo dục, và đổi mới 
sách giáo khoa với học sinh lớp 10, kiến thức phần chủ đề “Liên kết hóa học” đã được khai 
thác sâu hơn, rộng hơn và cũng có nhiều nội dung mới so với sách giáo khoa cũ. Bên cạnh 
đó các bài tập về liên kết hóa học cũng xuất hiện khá phổ biến trong các đề thi học sinh 
giỏi Duyên Hải và Đồng bằng Bắc Bộ cũng như kì thi chọn học sinh giỏi Quốc Gia. Tuy 
nhiên nội dung kiến thức về “liên kết hóa học” khá rộng và học sinh còn gặp nhiều khó 
khan khi tiếp cận chủ đề này.
 Vì những lí do trên, tôi lựa chọn chuyên đề “Giải pháp nâng cao chất lượng dạy 
học phần liên kết hóa học -Hóa học 10 theo chương trình GDPT 2018” để trình bày. 
2. Tính mới của đề tài
 Thực tế, đã có nhiều giáo trình và tài liệu viết về chuyên đề “liên kết hóa học” nhưng 
với nội dung khá rộng và chỉ tập trung vào lĩnh vực hóa vô cơ hoặc hữu cơ chứ chưa khái 
quát hóa thành kiến thức chung cho cả hai lĩnh vực. Vì vậy, trong đề tài này tôi đề cập đến 
một số nội dung như sau:
Thứ nhất, tóm tắt kiến thức lý thuyết đầy đủ và chi tiết về công thức Lewis, công thức 
cộng hưởng, thuyết VB, thuyết lai hóa, mô hình VSEPR và một số liên kết yếu (như liên 
kết hiđro, tương tác Van der Waals). Mỗi nội dung kiến thức đều có ví dụ minh họa.
Thứ hai, xây dựng hệ thống bài tập từ cơ bản đến nâng cao có thể sử dụng cho cả đối tượng 
học sinh THPT cũng như học sinh các trường chuyên.
Thứ ba, giới thiệu một số bài tập trong các kì thi học sinh giỏi quốc gia, olympic quốc 
tế...trong những năm gần đây.
 Người viết chuyên đề
 Nguyễn Thị Hoa Ngô Thị Nam
 2 + Liên kết yếu (kém bền) là các liên kết có năng lượng liên kết trung bình dưới 200 
kJ.mol-1.
2.1.2. Độ dài liên kết (d)
 Khái niệm: độ dài của một liên kết trong phân tử là khoảng cách giữa hai hạt nhân 
nguyên tử tạo ra liên kết đó khi phân tử ở trạng thái năng lượng thấp nhất.
 Kí hiệu: d
 Nhận xét: độ dài liên kết càng ngắn, liên kết càng bền.
* Bán kính liên kết (r)
- Nhận xét: dAB ≈ ½(dAA + dBB) với dAA, dBB là độ dài của liên kết A-A, B-B tương ứng.
- Coi 1/2dAA là bán kính liên kết hay bán kính cộng hóa trị rA của nguyên tử A.
2.1.3. Góc liên kết
- Khái niệm: góc liên kết là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt nhân 
nguyên tử đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết với nguyên tử đó.
- Một số trường hợp điển hình:
 o
+ Phân tử thẳng, góc liên kết bằng 180 như: C2H2; CO2...
 o o
+ Phân tử dạng góc, góc liên kết khác 180 như: BF3 hay C2H4 có góc liên kết là 120 ; 
 o
H2O có góc liên kết là 104,5 ...
 o
+ Phân tử tứ diện, góc liên kết bằng 109 28’ như CH4...
- Trong một số trường hợp cần chú ý đến góc tạo bởi 4 nguyên tử hay 2 mặt phẳng, gọi là 
góc nhị diện hay góc xoắn. Hình ... mô tả góc nhị diện trong phân tử H2O2 
 Hình 2.1: Độ dài và góc liên kết của phân tử H2O2
2.1.4. Momen lưỡng cực
a. Momen lưỡng cực của phân tử
 Phân tử bao gồm hạt nhân mang điện tích dương (+) và electron mang điện tích âm 
(-). Trị số tổng cộng các điện tích dương đó bằng q, điện tích âm bằng -q. Vì phân tử 
trung hòa về điện nên q  q . Hai trọng tâm của hai điện tích đó được xác định bởi vectơ 
 r có hướng từ q đến -q.
 r
 Momen lưỡng cực của phân tử kí hiệu là  , với  qr
 Momen lưỡng cực là một đại lượng vectơ, có chiều từ điện tích dương đến điện tích 
âm. Độ lớn của  : μ = qr
 4 tới cấu hình electron lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí hiếm (còn gọi là khí trơ) 
với 8 electron.
 Lưu ý: quy tắc trên chỉ áp dụng được một số giới hạn các nguyên tố, chủ yếu là các 
nguyên tố chu kì 2. 
2.3. Công thức cấu tạo Lewis
2.3.1. Quy ước
 Dùng một dấu chấm · để biểu thị một electron; hai dấu chấm : (hay ··) hoặc một 
vạch ˗ (hay |...) để biểu thị một đôi electron trong nguyên tử hay phân tử.
Ví dụ: các cách viết công thức Lewis cho NH3
 H H
 H |NH (hay NH )
 NH3 H N H H N 3 3
 (a) (b) (c) (d)
 Thông thường, khi viết công thức Lewis cho một hợp chất người ta ít chú ý đến sự 
lệch của đôi e liên kết về phía nguyên tử nào. Trong các cách viết trên, cách (c) thường 
được sử dụng nhiều hơn.
2.3.2. Một số khái niệm
- Nguyên tử trung tâm và phối tử
+ Nguyên tử trung tâm: là nguyên tử cần nhiều nhất số electron để tạo được octet cho 
lớp vỏ hóa trị của nó, hay nguyên tử có số oxi hóa cao nhất (về giá trị tuyệt đối).
+ Phối tử: các nguyên tử khác và cả đôi electron riêng của nguyên tử trung tâm.
 
Ví dụ: Xét NH3: cấu tạo Lewis NH3 có nguyên tử trung tâm là N; phối tử gồm 3 nguyên 
tử H và 1 đôi electron riêng của N (ở vỏ hóa trị).
- Điện tích hình thức của một nguyên tử (FC)
 B
 FC V N 
 2
Trong đó: V: số electron hóa trị; N: số electron không liên kết; B: số electron tham gia 
liên kết với nguyên tử khác.
Ví dụ: Xác định điện tích hình thức của N trong NH3 và NH4
 NH3 có H N H FCN = 5 - 2 - 3 = 0
 H
 NH4 có H FCN = 5 - 0 - 4 = +1
 H N H Điện tích +1 trên N chính là điện tích của 
 H nhóm.
2.3.3. Liên kết đơn, đôi, ba
Quy ước:
 C - C; C = C; C ≡ C
 6 4e + 3.6e + 2e(điện tích ion) = 24e
 Bước 3: - Có 3 liên kết đơn cần 6e, số e còn lại: O C O
 24e - 6e = 18e, cấu tạo như hình bên.
 O
 - Tính điện tích hình thức:
 FCC = 4 - 3 = 1 (+1)
 FCO = 6 - 6 - 1 = -1 (-1)
 Bước 4: Theo công thức trên, C chưa đạt octet. Lấy đôi e 1 2
 không góp chung của O để tạo liên kết đôi giữa O đó và C O C O
 3
 như hình bên. O
 - Tính điện tích hình thức:
 FCC = 4 - 4 = 0
 FCO1 = FCO2 = 6 - 6 - 1 = -1
 FCO3 = 6 - 4 - 2 = 0
 2 o
 Thực nghiệm cho biết ion cacbonat CO3 có cấu tạo phẳng, 120
 3 nguyên tử O ở 3 đỉnh của tam giác đều, góc O· CO 120o , O O
 C
 độ dài 3 liên kết C-O như nhau (bằng 131pm). 120o 120o
 Để giải thích cho kết quả này, người ta giả thiết rằng đã có 
 O
 sự cộng hưởng giữa 3 cấu tạo a1, a2, a3 với nhau. Ba công 
 thức Lewis tương đương nhau và được gọi là các công thức 
 2 
 cộng hưởng của CO3
 O
 O O O O
 O C
 C C
 O
 O O
 O O
 O O O O
 C C C
 O O O
 a
 a1 a2 3
 2 
- Tính điện tích trên mỗi nguyên tử O trong CO3 theo công thức:
 Điện tích trên mỗi nguyên tử = điện tích toàn nhóm / số cấu tạo cộng hưởng.
→ Điện tích trên mỗi nguyên tử O = -2/3.
 8 2.4.2. Sự xen phủ orbital. Liên kết σ và liên kết π
 Theo quan điểm của Cơ học lượng tử, điểm mấu chốt trong sự hình thành liên kết 
cộng hóa trị là sự xen phủ các orbital của hai nguyên tử tham gia liên kết, làm tăng 
cường mật độ electron ở giữa hai hạt nhân, dẫn đến sự hút nhau giữa hai nguyên tử. 
2.4.2.1. Liên kết xichma (σ)
 Khái niệm: liên kết σ là liên kết hóa học giữa 2 nguyên tử mà vùng xen phủ 2 AO 
được phân bố dọc đường nối tâm 2 hạt nhân của 2 nguyên tử đó.
 Đường nối tâm của hai hạt nhân được gọi là trục liên kết σ.
 Trục này nằm trong mặt phẳng được gọi là mặt phẳng σ.
 Đặc điểm
 + Liên kết σ là liên kết bền.
 + Có tính đối xứng với trụ liên kết, nghĩa là các nguyên tử hay nhóm nguyên tử có 
thể quay tự do quanh trục liên kết mà không ảnh hưởng đến liên kết (vị trí tương đối của 
các AO và do đó năng lượng tương tác không thay đổi).
 Những AO nào có thể xen phủ tạo liên kết σ?
+ 2 AO-s với nhau
+ 1 AO-s với 1 AO-p
+ 2 AO-p với nhau
+ 2 AO lai hóa với nhau
+ 1 AO lai hóa với 1 AO-s hay 1 AO-p.
2.4.2.2. Liên kết pi (π)
 Khái niệm: liên kết π là liên kết được tạo ra từ sự xen phủ song song trục các obitan 
nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết.
 Mặt phẳng chứa liên kết π gọi là mặt phẳng π.
 Một số loại liên kết π:
 10 Hình 2.2: Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp
 Hình 2.3: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp
 Lai hóa sp được dùng để giải thích liên kết hóa học trong phân tử BeCl2, C2H2,...
 o
 Ví dụ: Phân tử BeCl2 có góc hóa trị xác định bằng thực nghiệm ClBeCl là 180 . 
Trước khi tạo liên kết, hai orbital 2s và 2p của Be lai hóa với nhau cho 2 orbital sp tương 
đương có trục nằm trên một đường thẳng và ngược chiều nhau. Hai electron hóa trị của 
Be nằm trên hai orbital lai hóa. Sự xen phủ của hai orbital lai hóa này với 2 orbital 3p của 
hai nguyên tử clo để tạo thành 2 liên kết Be-Cl tương đương, thẳng hàng.
b. Lai hóa sp2
 Lai hóa sp2 là lai hóa giữa 1 AO-s với 2 AO-p tạo ra 3 AO lai hóa sp2 nằm trong 
cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc 120o hướng về 3 
đỉnh của một tam giác đều.
 E
 s p
 Trạng thái cơ bản Trạng thái kích thích Lai hóa sp2
 Hình 2.4 : Sơ đồ biểu diễn quá trình lai hóa sp2
 12 Hình 2.7: Hình dạng và sự phân bố các AO lai hóa sp3
 3
 Lai hóa sp được dùng để giải thích liên kết hóa học trong các ankan (CnH2n+2), 
H2O, NH3....
 o
 Ví dụ: phân tử tứ diện đều CH4 có góc hóa trị HCH là 109 28’. Trước khi tạo thành 
phân tử methane, một AO-2s và 3 AO-2p của C đã lai hóa tạo 4 AO-sp3. 4 electron hóa 
trị của C cũng nằm trên 4 AO lai hóa. 4 AO này xen phủ với 4 AO-1s của 4 nguyên tử 
hiđro tạo 4 liên kết C-H.
 Bảng 2.2: Sự phân bố không gian của electron và các orbital lai hóa
 Kiểu lai hóa của 
 Sự phân bố Sự phân bố 
 nguyên tử trung Ví dụ Hình dạng phân tử
 electron orbital lai hóa
 tâm
 BeCl2 thẳng
 sp CdI2 thẳng
 o
 (180 ) CO2 thẳng
 C2H2 thẳng
 BF3 tam giác
 BCl3 tam giác
 2
 sp NO3- tam giác
 o
 (120 ) SO2 góc
 -
 NO2 góc
 C2H4 tam giác
 CH4 tứ diện
 3
 sp CCl4 tứ diện
 o +
 (109,5 ) NH4 tứ diện
 2-
 SO4 tứ diện
 14