Chuyên đề liên kết hóa học: ion, cộng hóa trị, hydrogen và hình học phân tử

Bạn rắc một nhúm muối vào bát canh, muối biến mất trong nước chỉ sau vài giây khuấy.
Bạn cầm một viên kim cương, nó cứng tới mức có thể cắt cả kính.
Bạn uống một ngụm nước, chất lỏng trong suốt ấy lại sôi ở đúng 100°C — cao bất thường so với những chất khí có khối lượng tương tự.
Ba hiện tượng quen thuộc, ba câu hỏi tưởng chừng không liên quan, nhưng đáp án của chúng đều nằm ở một chỗ: cái "keo" vô hình giữ các nguyên tử lại với nhau.
Cái keo đó có tên là liên kết hóa học.
Muối ăn là các ion Na⁺ và Cl⁻ bám nhau bằng lực hút tĩnh điện.
Kim cương là mạng lưới nguyên tử carbon nối nhau bằng liên kết cộng hóa trị cực kì bền.
Nước sôi ở 100°C vì các phân tử nước níu nhau bằng một loại liên kết đặc biệt gọi là liên kết hydrogen.
Chuyên đề này sẽ bóc tách từng loại "keo" ấy: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydrogen, tương tác van der Waals, cách dùng độ âm điện để đoán loại liên kết, và cách đoán hình dạng của phân tử.
Đọc xong, bạn sẽ hiểu vì sao muối tan mà dầu không tan, vì sao kim cương cứng mà than chì mềm, và vì sao băng lại nổi trên mặt nước.

1. Liên kết hóa học là gì — vì sao các nguyên tử "muốn" bám vào nhau

Liên kết hóa học là lực giữ các nguyên tử lại với nhau trong phân tử hay trong tinh thể.
Không có liên kết hóa học, vũ trụ chỉ là một đám nguyên tử rời rạc bay lung tung, không có nước để uống, không có muối để ăn, không có cả chính cơ thể bạn.
Nguyên nhân sâu xa khiến các nguyên tử liên kết với nhau là xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững — giống cấu hình của khí hiếm.
Khí hiếm như neon (Ne) hay argon (Ar) có lớp electron ngoài cùng đã đủ 8 electron nên gần như không phản ứng với bất cứ thứ gì.
Các nguyên tử khác "ghen tị" với sự bền vững đó, nên chúng tìm cách để lớp ngoài cùng của mình cũng đủ 8 electron — hoặc cho đi, hoặc nhận thêm, hoặc góp chung electron với nguyên tử khác.
Đó chính là quy tắc octet (quy tắc bát tử), do nhà hóa học Gilbert Lewis đề xuất năm 1916.

Để biết một nguyên tử sẽ cho, nhận hay góp electron, bạn chỉ cần nhìn số electron lớp ngoài cùng của nó — gọi là electron hóa trị.
Nguyên tử có 1, 2, 3 electron lớp ngoài cùng thường là kim loại, có xu hướng nhường electron để đạt octet.
Nguyên tử có 5, 6, 7 electron lớp ngoài cùng thường là phi kim, có xu hướng nhận thêm electron hoặc góp chung electron.
Nguyên tử có 4 electron lớp ngoài cùng, như carbon, thường góp chung electron.
Ví dụ: natri (Na, nhóm IA) có 1 electron lớp ngoài cùng nên dễ nhường 1 electron thành ion Na⁺.
Clo (Cl, nhóm VIIA) có 7 electron lớp ngoài cùng nên dễ nhận thêm 1 electron thành ion Cl⁻.
Oxi (O, nhóm VIA) có 6 electron lớp ngoài cùng nên cần thêm 2 electron để đủ octet.
Quy tắc octet có ngoại lệ: hiđro chỉ cần 2 electron là đủ bền (giống heli), còn beri (BeCl₂) chỉ có 4 electron quanh Be, bo (BF₃) chỉ có 6 electron quanh B — chúng vẫn tồn tại bình thường.
Ngược lại, một số nguyên tố chu kì 3 trở đi như photpho (PCl₅) hay lưu huỳnh (SF₆) có thể chứa tới 10 hoặc 12 electron ở lớp ngoài cùng.
Nắm được octet và electron hóa trị, bạn đã có chìa khóa để mở mọi phần tiếp theo của chuyên đề.

2. Liên kết ion — khi một bên cho, một bên nhận

Hãy bắt đầu với hạt muối ăn.
Nguyên tử natri có cấu hình 1s²2s²2p⁶3s¹ — lớp ngoài cùng chỉ có 1 electron.
Nguyên tử clo có cấu hình 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵ — lớp ngoài cùng có 7 electron.
Natri nhường 1 electron cho clo: Na → Na⁺ + 1e⁻, Cl + 1e⁻ → Cl⁻.
Sau khi trao đổi, cả hai ion đều có cấu hình giống khí hiếm: Na⁺ giống neon, Cl⁻ giống argon.
Hai ion trái dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, tạo thành liên kết ion.
Liên kết ion là liên kết được hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.

Một điểm rất quan trọng: trong muối ăn rắn không hề tồn tại "phân tử NaCl" riêng lẻ.
Thay vào đó, hàng tỉ ion Na⁺ và Cl⁻ xếp xen kẽ nhau thành một mạng tinh thể khổng lồ, trong đó mỗi ion Na⁺ được bao quanh bởi 6 ion Cl⁻ và ngược lại.
Chính mạng tinh thể này giải thích tính chất của hợp chất ion: nhiệt độ nóng chảy cao (NaCl nóng chảy ở 801°C, sôi ở 1.413°C) vì phải tốn rất nhiều năng lượng mới phá vỡ được mạng lưới lực hút tĩnh điện.
Ở trạng thái rắn, các ion bị "khóa" cố định trong mạng tinh thể nên muối ăn rắn không dẫn điện.
Nhưng khi nóng chảy hoặc tan trong nước, các ion được giải phóng và chuyển động tự do, vì vậy dung dịch muối ăn và muối ăn nóng chảy đều dẫn điện tốt.
Muốn tính nhanh lượng muối trong một dung dịch, bạn có thể xem lại công thức tính số mol và công thức tính nồng độ mol — hai công thức dùng hằng ngày trong chương trình Hóa học.

Liên kết ion thường hình thành giữa kim loại điển hình (nhóm IA, IIA) và phi kim điển hình (nhóm VIA, VIIA).
Ví dụ: MgO (magie oxit) nóng chảy ở 2.852°C — cao hơn hẳn NaCl vì ion Mg²⁺ và O²⁻ mang điện tích gấp đôi nên lực hút mạnh hơn nhiều.
CaF₂ (canxi florua, thành phần chính của fluorit), KCl (kali clorua, phân kali bón ruộng) cũng là hợp chất ion.
Ngược lại, hợp chất giữa hai phi kim như CO₂ hay NH₃ thì không tạo liên kết ion mà tạo liên kết cộng hóa trị — phần tiếp theo sẽ nói rõ.

3. Liên kết cộng hóa trị — khi hai bên cùng góp electron

Không phải lúc nào cũng có một bên chịu cho và một bên chịu nhận.
Khi hai nguyên tử phi kim gặp nhau, cả hai đều "tham" electron, không ai chịu nhường ai.
Cách giải quyết của chúng là góp chung electron: mỗi nguyên tử góp một số electron để tạo thành cặp electron dùng chung, cả hai cùng "xài chung" cặp đó để đủ octet.
Đó là liên kết cộng hóa trị — liên kết được hình thành do sự dùng chung một hay nhiều cặp electron giữa hai nguyên tử.

Ví dụ đơn giản nhất là phân tử hiđro H₂: mỗi nguyên tử H góp 1 electron, tạo thành một cặp electron dùng chung, cả hai đều đạt cấu hình giống heli (2 electron).
Phân tử clo Cl₂ cũng vậy: mỗi nguyên tử Cl góp 1 electron, cặp electron chung giúp cả hai đều đủ octet.
Phân tử oxi O₂ thì khác: mỗi nguyên tử O góp 2 electron, tạo thành hai cặp electron dùng chung — liên kết đôi O=O.
Phân tử nitơ N₂ còn "chặt" hơn: mỗi nguyên tử N góp 3 electron, tạo thành liên kết ba N≡N với năng lượng liên kết lên tới 945 kJ/mol — lớn nhất trong các liên kết thường gặp.
Đó là lý do khí nitơ chiếm 78% không khí nhưng lại rất trơ, gần như không phản ứng ở nhiệt độ thường.

Công thức Lewis là cách vẽ nhanh cấu trúc electron của phân tử: mỗi cặp electron dùng chung vẽ thành một gạch nối, các cặp electron riêng vẽ thành các chấm.
Ví dụ nước H₂O: nguyên tử O ở giữa, nối với hai nguyên tử H bằng hai liên kết đơn, trên O còn hai cặp electron riêng.
Tổng số electron hóa trị của H₂O là 6 (của O) + 1 + 1 (của hai H) = 8 electron.
Hai liên kết O–H dùng 4 electron, hai cặp riêng trên O dùng 4 electron còn lại — vừa đủ, mỗi H có 2 electron, O có 8 electron.
Ví dụ amoniac NH₃: N ở giữa nối với ba H, trên N còn một cặp electron riêng.
Ví dụ cacbon đioxit CO₂: O=C=O, mỗi O còn hai cặp riêng, C không còn cặp riêng nào.
Vẽ được công thức Lewis là bạn đã nắm được "bản đồ electron" của phân tử — bước này sẽ dùng lại ở phần hình học phân tử.

Liên kết cộng hóa trị còn chia thành hai loại nhỏ dựa vào độ âm điện — và đó là lúc cần tới phần 4.
Trước hết, hãy nhớ một số năng lượng liên kết tiêu biểu (kJ/mol): H–H 436, O–H 463, C–H 413, C–C 347, C=C 614, C≡C 839, Cl–Cl 243, H–Cl 431.
Quy luật chung: liên kết ba bền hơn liên kết đôi, liên kết đôi bền hơn liên kết đơn.
Nhưng bền không có nghĩa là dài: liên kết ba N≡N dài 110 pm, ngắn hơn hẳn liên kết đơn N–N dài 147 pm.
Càng nhiều cặp electron chung, liên kết càng ngắn và càng bền — một quy luật gọn gàng mà đề thi rất hay hỏi.

4. Độ âm điện — thước đo "độ tham" electron của nguyên tử

Độ âm điện là khả năng hút electron của nguyên tử khi nó tạo liên kết hóa học, đo theo thang Pauling.
Trong thang này, flo có độ âm điện lớn nhất là 3,98 — flo là nguyên tử "tham" electron nhất trong bảng tuần hoàn.
Độ âm điện tăng dần từ trái sang phải trong một chu kì và giảm dần từ trên xuống dưới trong một nhóm.
Một số giá trị bạn cần thuộc lòng: H 2,20; Li 0,98; Na 0,93; K 0,82; Mg 1,31; Ca 1,00; Al 1,61; C 2,55; N 3,04; O 3,44; F 3,98; Cl 3,16; Br 2,96; I 2,66; S 2,58.
Kim loại có độ âm điện nhỏ (thường dưới 2,0), phi kim có độ âm điện lớn (thường trên 2,0) — và hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử chính là "cái cân" để đoán loại liên kết giữa chúng.

Cách dùng rất đơn giản: tính hiệu độ âm điện Δχ = |χ(A) − χ(B)| rồi đối chiếu với ba mốc sau.
Nếu Δχ nhỏ hơn 0,4, liên kết là cộng hóa trị không phân cực — cặp electron chung nằm chính giữa hai nguyên tử.
Nếu Δχ từ 0,4 đến 1,7, liên kết là cộng hóa trị phân cực — cặp electron chung bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
Nếu Δχ lớn hơn 1,7, liên kết thường là liên kết ion — nguyên tử có độ âm điện nhỏ gần như nhường hẳn electron cho nguyên tử kia.

Hãy kiểm chứng bằng vài phép tính tay — bạn có thể dùng máy tính Casio online để bấm nhanh các phép trừ này.
NaCl: 3,16 − 0,93 = 2,23, lớn hơn 1,7 nên là liên kết ion — khớp với thực tế.
HCl: 3,16 − 2,20 = 0,96, nằm trong khoảng 0,4–1,7 nên là cộng hóa trị phân cực — cặp electron chung lệch về phía Cl, đầu Cl mang một phần điện tích âm, đầu H mang một phần điện tích dương.
H₂O: 3,44 − 2,20 = 1,24 nên liên kết O–H phân cực mạnh — đây là gốc rễ của rất nhiều tính chất đặc biệt của nước.
CO₂: 3,44 − 2,55 = 0,89 nên liên kết C=O phân cực, nhưng phân tử CO₂ lại KHÔNG phân cực vì hai liên kết phân cực đối xứng nhau qua nguyên tử C và triệt tiêu lẫn nhau — chi tiết này sẽ quay lại ở phần 6.

Một lưu ý quan trọng: mốc 1,7 chỉ là quy ước, không phải ranh giới tuyệt đối.
Ngoại lệ nổi tiếng nhất là HF: hiệu độ âm điện của H–F là 3,98 − 2,20 = 1,78, vượt mốc 1,7 nhưng HF vẫn là hợp chất cộng hóa trị phân cực chứ không phải hợp chất ion.
Thực tế, ranh giới giữa "cộng hóa trị phân cực mạnh" và "ion" là một dải chuyển tiếp, không phải một đường kẻ sắc nét.
Trong chương trình phổ thông, bạn cứ dùng ba mốc trên để phân loại, nhưng hãy nhớ HF là ngoại lệ để không bị lừa bởi câu hỏi bẫy.

5. Liên kết hydrogen và tương tác van der Waals — lực níu giữa các phân tử

Các liên kết ở phần 2, 3, 4 đều là liên kết TRONG phân tử — chúng giữ các nguyên tử lại với nhau.
Nhưng còn một loại lực khác, yếu hơn nhiều, hoạt động GIỮA các phân tử với nhau.
Chính lực này quyết định vì sao nước là chất lỏng ở nhiệt độ thường, vì sao băng nổi, vì sao rượu bay hơi nhanh hơn nước.
Hai loại lực liên phân tử quan trọng nhất là liên kết hydrogen và tương tác van der Waals.

Liên kết hydrogen hình thành khi nguyên tử hiđro đã liên kết với một nguyên tử có độ âm điện lớn (F, O, N) lại bị hút bởi một nguyên tử F, O hoặc N của phân tử khác.
Ví dụ trong nước: nguyên tử H của phân tử nước này (mang một phần điện tích dương vì liên kết O–H phân cực) bị nguyên tử O của phân tử nước khác hút lấy.
Mỗi phân tử nước có thể tạo tới 4 liên kết hydrogen với các phân tử xung quanh, tạo thành một mạng lưới chằng chịt.
Năng lượng của một liên kết hydrogen khoảng 5–30 kJ/mol — yếu hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị (150–900 kJ/mol) nhưng mạnh hơn hẳn tương tác van der Waals (chỉ 0,4–4 kJ/mol).
Liên kết hydrogen còn xuất hiện trong HF, NH₃, trong phân tử DNA (cặp bazơ A–T nối nhau bằng 2 liên kết hydrogen, G–C nối nhau bằng 3 liên kết) và trong protein (giữ cấu trúc xoắn alpha và nếp gấp beta).
Nói cách khác, không có liên kết hydrogen thì không có sự sống như chúng ta biết.

Bằng chứng rõ ràng nhất cho sức mạnh của liên kết hydrogen là nhiệt độ sôi.
Nước H₂O sôi ở 100°C, trong khi hiđro sunfua H₂S — cùng nhóm VIA, phân tử khối 34 lớn hơn hẳn nước (18) — chỉ sôi ở −60°C.
Nếu chỉ xét tương tác van der Waals thì phân tử nặng hơn phải sôi cao hơn, nhưng thực tế ngược lại hoàn toàn.
Lý do duy nhất là các phân tử nước níu nhau bằng liên kết hydrogen, phải đun tới 100°C mới đủ năng lượng phá vỡ mạng lưới đó.
Cặp so sánh tương tự: HF sôi ở 19,5°C còn HCl chỉ sôi ở −85°C; NH₃ sôi ở −33°C còn PH₃ sôi ở −87,7°C.
Một cặp ví dụ kinh điển khác: etanol (C₂H₅OH) sôi ở 78,4°C, còn đimetyl ete (CH₃OCH₃) — cùng công thức phân tử C₂H₆O — chỉ sôi ở −24°C.
Etanol có nhóm –OH nên tạo được liên kết hydrogen giữa các phân tử, còn đimetyl ete thì không.

Liên kết hydrogen cũng giải thích vì sao băng nổi trên mặt nước — một hiện tượng hiếm hoi và vô cùng quan trọng với sự sống.
Khi nước đóng băng, các phân tử nước sắp xếp thành mạng tinh thể mở, trong đó mỗi phân tử nước liên kết hydrogen với đúng 4 phân tử khác theo hình tứ diện, để lại nhiều khoảng trống.
Kết quả là khối lượng riêng của băng chỉ 0,917 g/cm³, nhỏ hơn nước lỏng (1,0 g/cm³), nên băng nổi lên mặt.
Nhờ lớp băng nổi che phủ mặt hồ, nước bên dưới vẫn giữ được khoảng 4°C và cá vẫn sống qua mùa đông.
Nếu băng chìm xuống đáy như hầu hết các chất rắn khác, hồ sẽ đóng băng từ đáy lên và sự sống dưới nước sẽ bị tiêu diệt mỗi mùa đông.

Tương tác van der Waals là lực hút yếu, tạm thời giữa các phân tử, xuất hiện ở mọi chất — kể cả các chất không phân cực như khí hiếm hay N₂.
Nguyên nhân là sự chuyển động của electron tạo ra các lưỡng cực tạm thời: trong một khoảnh khắc, electron dồn về một phía của phân tử, phía đó mang điện tích âm tạm thời và hút phía mang điện tích dương tạm thời của phân tử bên cạnh.
Tương tác van der Waals càng mạnh khi phân tử càng lớn và càng nhiều electron.
Đó là lý do các halogen có nhiệt độ sôi tăng dần theo khối lượng: F₂ sôi ở −188°C, Cl₂ sôi ở −34°C, Br₂ sôi ở 59°C, I₂ sôi ở 184°C.
Trong đời sống, tương tác van der Waals giữ các lớp than chì lại với nhau (yếu tới mức bút chì viết được là nhờ các lớp than chì trượt lên nhau), giúp tắc kè bám vào tường, và giữ các phân tử dầu lại với nhau khiến dầu không tan trong nước.
Muốn so sánh độ nặng nhẹ của các khí này với không khí, bạn có thể dùng công thức tính tỉ khối — ví dụ tỉ khối của H₂S so với không khí là 34 : 29 ≈ 1,17.

6. Hình học phân tử và lai hóa — phân tử có hình gì

Biết các nguyên tử nối với nhau bằng liên kết nào vẫn chưa đủ — bạn còn cần biết phân tử có HÌNH GÌ.
Hình dạng phân tử quyết định phân tử đó phân cực hay không, phản ứng ra sao, và có tan trong nước hay không.
Quy tắc để đoán hình dạng phân tử gọi là thuyết VSEPR: các cặp electron (cả cặp liên kết và cặp riêng) trên nguyên tử trung tâm đẩy nhau và sắp xếp sao cho càng xa nhau càng tốt.
Chỉ cần đếm số cặp electron quanh nguyên tử trung tâm là bạn đoán được hình dạng.

Nhìn vào bảng, bạn sẽ thấy một quy luật đẹp: góc liên kết giảm dần khi số cặp riêng tăng lên.
CH₄ không có cặp riêng nên góc đúng 109,5°.
NH₃ có 1 cặp riêng, cặp riêng chiếm nhiều không gian hơn cặp liên kết nên đẩy ba liên kết N–H lại gần nhau, góc chỉ còn 107°.
H₂O có 2 cặp riêng, góc bị ép xuống còn 104,5°.
Đây là lý do phân tử nước có hình gấp khúc chứ không phải hình thẳng — và chính hình gấp khúc này khiến nước là phân tử phân cực: hai đầu H mang điện tích dương một phần, đầu O mang điện tích âm một phần, không triệt tiêu nhau.
Ngược lại, CO₂ thẳng nên hai liên kết C=O phân cực triệt tiêu lẫn nhau, phân tử CO₂ không phân cực.
Quy tắc nhớ nhanh: phân tử có hình đối xứng cao (thẳng, phẳng tam giác, tứ diện đều) thường không phân cực; phân tử có hình gấp khúc hoặc chóp thì thường phân cực.

Lai hóa là cách giải thích vì sao các góc liên kết lại có những giá trị đó.
Khi tạo liên kết, các orbital nguyên tử "trộn" với nhau thành các orbital lai hóa mới có hình dạng và năng lượng bằng nhau.
Ba loại lai hóa cơ bản trong chương trình phổ thông là sp³, sp² và sp.
Lai hóa sp³: một orbital s trộn với ba orbital p, tạo ra 4 orbital lai hóa hướng về bốn đỉnh của hình tứ diện, góc 109,5° — gặp trong CH₄, NH₃, H₂O.
Lai hóa sp²: một orbital s trộn với hai orbital p, tạo ra 3 orbital lai hóa nằm trên một mặt phẳng, góc 120° — gặp trong BF₃ và trong phân tử etilen C₂H₄ (mỗi C lai hóa sp²).
Lai hóa sp: một orbital s trộn với một orbital p, tạo ra 2 orbital lai hóa thẳng hàng, góc 180° — gặp trong BeCl₂, CO₂ và axetilen C₂H₂.
Một mẹo nhận dạng nhanh: đếm tổng số cặp electron (liên kết + riêng) quanh nguyên tử trung tâm — 4 cặp thì sp³, 3 cặp thì sp², 2 cặp thì sp.
Ví dụ: C trong CH₄ có 4 cặp liên kết nên lai hóa sp³; C trong CO₂ có 2 cặp liên kết (hai liên kết đôi tính là 2 vùng electron) nên lai hóa sp.

Một ví dụ tổng hợp để thấy mọi thứ nối với nhau: kim cương và than chì đều làm từ carbon nguyên chất, nhưng kim cương là chất cứng nhất trong tự nhiên còn than chì mềm tới mức làm được ruột bút chì.
Trong kim cương, mỗi nguyên tử C lai hóa sp³ liên kết cộng hóa trị với 4 nguyên tử C khác thành mạng tứ diện ba chiều cực kì bền.
Trong than chì, mỗi nguyên tử C lai hóa sp² liên kết với 3 nguyên tử C khác thành từng lớp phẳng hình tổ ong, các lớp này chỉ giữ nhau bằng tương tác van der Waals yếu nên dễ trượt lên nhau.
Cùng một nguyên tố, khác cách liên kết — tính chất khác nhau một trời một vực.

7. Ví dụ giải chi tiết — làm từng bước, không nhảy cóc

Ví dụ 1: Xác định loại liên kết trong NaCl, H₂, HCl và MgO dựa vào hiệu độ âm điện.
Bước 1: Tra độ âm điện: Na 0,93; Cl 3,16; H 2,20; Mg 1,31; O 3,44.
Bước 2: Tính hiệu độ âm điện từng cặp.
Na–Cl: 3,16 − 0,93 = 2,23.
H–H: 2,20 − 2,20 = 0.
H–Cl: 3,16 − 2,20 = 0,96.
Mg–O: 3,44 − 1,31 = 2,13.
Bước 3: Đối chiếu với ba mốc.
Na–Cl có Δχ = 2,23 > 1,7 nên là liên kết ion.
H–H có Δχ = 0 nên là cộng hóa trị không phân cực.
H–Cl có Δχ = 0,96, nằm trong khoảng 0,4–1,7 nên là cộng hóa trị phân cực.
Mg–O có Δχ = 2,13 > 1,7 nên là liên kết ion.
Kết luận: trong bốn chất, NaCl và MgO là hợp chất ion, H₂ là cộng hóa trị không phân cực, HCl là cộng hóa trị phân cực.

Ví dụ 2: Viết công thức Lewis của phân tử nước H₂O.
Bước 1: Tính tổng số electron hóa trị: O có 6, mỗi H có 1, tổng là 6 + 1 + 1 = 8 electron.
Bước 2: Chọn nguyên tử trung tâm là O (nguyên tử có độ âm điện lớn hơn thường đứng giữa khi chỉ có một nguyên tử như vậy, trừ H không bao giờ đứng giữa), nối O với hai H bằng hai liên kết đơn.
Bước 3: Hai liên kết đơn đã dùng 4 electron, còn lại 8 − 4 = 4 electron.
Bước 4: Xếp 4 electron còn lại thành hai cặp riêng trên nguyên tử O.
Bước 5: Kiểm tra octet: mỗi H có 2 electron (đủ bền giống heli), O có 2 liên kết (4 electron) + 2 cặp riêng (4 electron) = 8 electron (đủ octet).
Kết luận: công thức Lewis của H₂O là H–O–H, với hai cặp electron riêng trên O — chính hai cặp riêng này khiến phân tử nước có hình gấp khúc.

Ví dụ 3: Vì sao muối ăn rắn không dẫn điện nhưng muối ăn nóng chảy và dung dịch muối ăn lại dẫn điện?
Bước 1: Nhớ lại bản chất liên kết ion: trong muối ăn rắn, các ion Na⁺ và Cl⁻ xếp chặt trong mạng tinh thể, bị lực hút tĩnh điện giữ cố định tại vị trí của chúng.
Bước 2: Dòng điện là dòng chuyển dời có hướng của các hạt mang điện.
Bước 3: Ở trạng thái rắn, các ion không di chuyển được nên không có dòng điện — muối ăn rắn không dẫn điện.
Bước 4: Khi nóng chảy ở 801°C, mạng tinh thể bị phá vỡ, các ion Na⁺ và Cl⁻ chuyển động tự do — muối ăn nóng chảy dẫn điện.
Bước 5: Khi tan trong nước, các phân tử nước phân cực bao quanh và tách các ion ra khỏi mạng tinh thể (quá trình hydrat hóa), các ion chuyển động tự do trong dung dịch — dung dịch muối ăn dẫn điện.
Kết luận: hợp chất ion dẫn điện khi các ion được tự do di chuyển, không dẫn điện khi các ion bị khóa trong mạng tinh thể.

Ví dụ 4: So sánh nhiệt độ sôi của H₂O (100°C) và H₂S (−60°C) và giải thích.
Bước 1: Cả hai đều là hợp chất của hiđro với nguyên tố nhóm VIA, phân tử khối của H₂S (34) lớn hơn H₂O (18).
Bước 2: Nếu chỉ xét tương tác van der Waals thì phân tử càng nặng, tương tác càng mạnh, nhiệt độ sôi càng cao — vậy H₂S phải sôi cao hơn H₂O.
Bước 3: Thực tế ngược lại: H₂O sôi cao hơn H₂S tới 160°C.
Bước 4: Nguyên nhân là các phân tử H₂O tạo liên kết hydrogen với nhau (O có độ âm điện lớn 3,44, H liên kết với O bị hút bởi O của phân tử khác), còn H₂S không tạo được liên kết hydrogen vì S có độ âm điện nhỏ hơn nhiều và bán kính lớn.
Bước 5: Muốn làm sôi nước, phải cung cấp đủ năng lượng để phá vỡ mạng lưới liên kết hydrogen — đó là lý do nước sôi ở 100°C.
Kết luận: liên kết hydrogen làm tăng mạnh nhiệt độ sôi; khi so sánh nhiệt độ sôi của các hợp chất hiđro, phải xét liên kết hydrogen trước khi xét khối lượng phân tử.

Ví dụ 5: Xác định hình dạng phân tử của CH₄, NH₃, H₂O và CO₂.
Bước 1: Viết công thức Lewis và đếm số cặp electron quanh nguyên tử trung tâm.
CH₄: C trung tâm có 4 cặp liên kết, 0 cặp riêng, tổng 4 cặp.
NH₃: N trung tâm có 3 cặp liên kết, 1 cặp riêng, tổng 4 cặp.
H₂O: O trung tâm có 2 cặp liên kết, 2 cặp riêng, tổng 4 cặp.
CO₂: C trung tâm có 2 cặp liên kết (hai liên kết đôi), 0 cặp riêng, tổng 2 cặp.
Bước 2: Áp dụng thuyết VSEPR.
CH₄: 4 cặp liên kết, không có cặp riêng nên hình tứ diện đều, góc 109,5°.
NH₃: 3 cặp liên kết + 1 cặp riêng nên hình chóp tam giác, góc 107° (cặp riêng đẩy các liên kết lại gần nhau).
H₂O: 2 cặp liên kết + 2 cặp riêng nên hình gấp khúc, góc 104,5°.
CO₂: 2 cặp liên kết, không có cặp riêng nên hình thẳng, góc 180°.
Bước 3: Suy ra tính phân cực: CH₄ và CO₂ không phân cực (đối xứng), NH₃ và H₂O phân cực.
Kết luận: cùng có 4 cặp electron quanh nguyên tử trung tâm nhưng số cặp riêng khác nhau tạo ra ba hình dạng khác nhau — tứ diện, chóp tam giác và gấp khúc.

Ví dụ 6: Vì sao khí nitơ rất trơ dù chiếm 78% thể tích không khí?
Bước 1: Phân tử N₂ có liên kết ba N≡N — mỗi nguyên tử N góp 3 electron, tạo thành ba cặp electron dùng chung.
Bước 2: Năng lượng liên kết của N≡N là 945 kJ/mol, lớn hơn nhiều so với liên kết đơn N–N chỉ 163 kJ/mol.
Bước 3: Muốn nitơ phản ứng, trước hết phải phá vỡ liên kết ba này — cần một lượng năng lượng rất lớn.
Bước 4: Ở nhiệt độ thường, năng lượng nhiệt không đủ để bẻ gãy liên kết N≡N, nên nitơ gần như không phản ứng.
Bước 5: Chỉ ở nhiệt độ rất cao (như trong tia lửa điện của sấm sét, hoặc trong lò tổng hợp amoniac với xúc tác và áp suất cao) thì nitơ mới phản ứng được.
Kết luận: độ bền của liên kết quyết định tính trơ của chất — liên kết càng bền, chất càng khó phản ứng.

8. Lỗi sai thường gặp — biết trước để không mất điểm oan

Lỗi 1: Coi mốc hiệu độ âm điện 1,7 là ranh giới tuyệt đối giữa liên kết ion và liên kết cộng hóa trị.
Mốc 1,7 chỉ là quy ước gần đúng.
HF có hiệu độ âm điện 1,78 nhưng vẫn là hợp chất cộng hóa trị phân cực.
Cách tránh: nhớ HF là ngoại lệ kinh điển, và hiểu rằng ranh giới ion – cộng hóa trị là một dải chuyển tiếp.

Lỗi 2: Nhầm liên kết hydrogen là liên kết TRONG phân tử.
Liên kết hydrogen là lực hút GIỮA các phân tử với nhau, ví dụ giữa H của phân tử nước này với O của phân tử nước khác.
Trong một phân tử nước, H và O nối nhau bằng liên kết cộng hóa trị, không phải liên kết hydrogen.
Cách tránh: luôn hỏi "lực này nối hai nguyên tử trong cùng một phân tử, hay nối hai phân tử với nhau?" trước khi gọi tên.

Lỗi 3: Cho rằng muối ăn tồn tại dưới dạng phân tử NaCl riêng lẻ.
Không có "phân tử NaCl" nào trong muối ăn rắn — chỉ có mạng tinh thể gồm các ion Na⁺ và Cl⁻ xếp xen kẽ.
Công thức NaCl chỉ cho biết TỈ LỆ số ion Na⁺ và Cl⁻ là 1 : 1.
Cách tránh: với hợp chất ion, hãy hình dung một mạng lưới, không phải một phân tử.

Lỗi 4: Thấy phân tử có liên kết phân cực là kết luận ngay phân tử đó phân cực.
CO₂ có hai liên kết C=O phân cực nhưng phân tử lại không phân cực vì hình thẳng đối xứng, hai liên kết triệt tiêu nhau.
BF₃ cũng vậy: ba liên kết B–F phân cực nhưng phân tử phẳng tam giác đều nên không phân cực.
Cách tránh: muốn biết phân tử phân cực hay không, phải xét CẢ độ phân cực liên kết VÀ hình dạng phân tử.

Lỗi 5: Quên cặp electron riêng khi xác định hình dạng phân tử.
Nhiều bạn thấy NH₃ có 3 liên kết là kết luận ngay "phẳng tam giác" giống BF₃.
Sai: NH₃ còn 1 cặp electron riêng trên N, nên hình dạng là chóp tam giác, góc 107°.
Cách tránh: luôn đếm CẢ cặp riêng khi dùng thuyết VSEPR.

Lỗi 6: Cho rằng nhiệt độ sôi cao thì liên kết trong phân tử bền.
Nhiệt độ sôi của hợp chất phân tử (như H₂O, NH₃) phụ thuộc vào lực GIỮA các phân tử (liên kết hydrogen, van der Waals), không phải độ bền liên kết TRONG phân tử.
Nước sôi ở 100°C không phải vì liên kết O–H bền, mà vì các phân tử nước níu nhau bằng liên kết hydrogen.
Cách tránh: phân biệt rõ "phá vỡ liên kết trong phân tử" (phản ứng hóa học) với "tách các phân tử ra xa nhau" (chuyển trạng thái).

9. Bài tập tự luyện — làm rồi mới xem đáp án nhé

Câu 1. Liên kết hóa học trong phân tử NaCl thuộc loại nào?
A. Liên kết ion
B. Liên kết cộng hóa trị không phân cực
C. Liên kết cộng hóa trị phân cực
D. Liên kết hydrogen
→ Đáp án: A. Giải thích: Hiệu độ âm điện của Na–Cl là 3,16 − 0,93 = 2,23, lớn hơn 1,7 nên liên kết trong NaCl là liên kết ion — Na nhường hẳn electron cho Cl tạo thành Na⁺ và Cl⁻. Đáp án B sai vì liên kết cộng hóa trị không phân cực chỉ xuất hiện khi hiệu độ âm điện nhỏ hơn 0,4, như trong H₂ hay Cl₂. Đáp án C sai vì 2,23 vượt xa khoảng 0,4–1,7 của liên kết cộng hóa trị phân cực. Đáp án D sai vì liên kết hydrogen là lực giữa các phân tử, không phải liên kết giữ Na và Cl trong mạng tinh thể.

Câu 2. Phân tử nào sau đây có liên kết cộng hóa trị phân cực?
A. H₂
B. N₂
C. HCl
D. Cl₂
→ Đáp án: C. Giải thích: Hiệu độ âm điện của H–Cl là 3,16 − 2,20 = 0,96, nằm trong khoảng 0,4–1,7 nên HCl có liên kết cộng hóa trị phân cực — cặp electron chung lệch về phía Cl. Đáp án A sai vì H₂ có hiệu độ âm điện bằng 0, là liên kết cộng hóa trị không phân cực. Đáp án B sai vì N₂ cũng có hiệu độ âm điện bằng 0. Đáp án D sai vì Cl₂ là hai nguyên tử giống nhau nên hiệu độ âm điện bằng 0, liên kết không phân cực.

Câu 3. Chất nào sau đây có nhiệt độ sôi cao nhất nhờ liên kết hydrogen?
A. H₂S (−60°C)
B. H₂O (100°C)
C. CH₄ (−161°C)
D. CO₂ (−78°C, thăng hoa)
→ Đáp án: B. Giải thích: Các phân tử nước tạo liên kết hydrogen với nhau thành mạng lưới bền vững, phải đun tới 100°C mới phá vỡ được nên nước sôi cao nhất trong bốn chất. Đáp án A sai vì H₂S không tạo được liên kết hydrogen (S có độ âm điện nhỏ, bán kính lớn) nên sôi ở −60°C dù phân tử khối lớn hơn nước. Đáp án C sai vì CH₄ không phân cực, chỉ có tương tác van der Waals yếu nên sôi ở −161°C. Đáp án D sai vì CO₂ cũng không tạo liên kết hydrogen và thăng hoa ở −78°C.

Câu 4. Hình dạng phân tử NH₃ là gì?
A. Thẳng
B. Gấp khúc
C. Chóp tam giác
D. Tứ diện
→ Đáp án: C. Giải thích: Nguyên tử N trung tâm có 3 cặp liên kết N–H và 1 cặp electron riêng, tổng 4 cặp electron nên theo thuyết VSEPR phân tử có hình chóp tam giác với góc liên kết 107°. Đáp án A sai vì hình thẳng chỉ xuất hiện khi nguyên tử trung tâm có 2 cặp electron, như CO₂ hay BeCl₂. Đáp án B sai vì hình gấp khúc là của H₂O (2 cặp liên kết + 2 cặp riêng). Đáp án D sai vì tứ diện là hình dạng của CH₄ (4 cặp liên kết, không có cặp riêng) — NH₃ có 4 cặp electron nhưng một trong số đó là cặp riêng nên hình dạng khác.

Câu 5. Phát biểu nào sau đây ĐÚNG về liên kết hydrogen?
A. Liên kết hydrogen là lực hút giữa nguyên tử H (đã liên kết với F, O hoặc N) của phân tử này với nguyên tử F, O hoặc N của phân tử khác
B. Liên kết hydrogen mạnh hơn liên kết cộng hóa trị
C. Liên kết hydrogen chỉ tồn tại trong phân tử nước
D. Liên kết hydrogen là liên kết giữ hai nguyên tử trong cùng một phân tử
→ Đáp án: A. Giải thích: Liên kết hydrogen đúng là lực hút tĩnh điện giữa H mang một phần điện tích dương (do liên kết với F, O, N phân cực mạnh) và nguyên tử F, O, N mang một phần điện tích âm của phân tử khác. Đáp án B sai vì liên kết hydrogen chỉ có năng lượng khoảng 5–30 kJ/mol, yếu hơn nhiều so với liên kết cộng hóa trị (150–900 kJ/mol). Đáp án C sai vì liên kết hydrogen còn có trong HF, NH₃, etanol, DNA và protein. Đáp án D sai vì liên kết hydrogen là lực GIỮA các phân tử, còn liên kết trong một phân tử là liên kết cộng hóa trị hoặc liên kết ion.

10. Câu hỏi thường gặp về chuyên đề liên kết hóa học

Liên kết ion và liên kết cộng hóa trị khác nhau như thế nào? Liên kết ion hình thành do một nguyên tử nhường hẳn electron cho nguyên tử khác, tạo thành hai ion trái dấu hút nhau — thường gặp giữa kim loại và phi kim, ví dụ NaCl. Liên kết cộng hóa trị hình thành do hai nguyên tử góp chung electron — thường gặp giữa hai phi kim, ví dụ H₂, H₂O, CO₂. Ranh giới giữa hai loại được ước lượng bằng hiệu độ âm điện: nhỏ hơn 1,7 thì thường là cộng hóa trị, lớn hơn 1,7 thì thường là ion.

Vì sao nước sôi ở 100°C trong khi H₂S chỉ sôi ở −60°C? Vì các phân tử nước tạo liên kết hydrogen với nhau thành mạng lưới bền vững, cần nhiều năng lượng mới phá vỡ được. H₂S không tạo được liên kết hydrogen nên các phân tử chỉ níu nhau bằng tương tác van der Waals yếu, sôi ở nhiệt độ thấp hơn nhiều dù phân tử khối lớn hơn nước.

Liên kết hydrogen có phải là một liên kết hóa học "thật" không? Liên kết hydrogen là một loại tương tác liên phân tử — yếu hơn liên kết cộng hóa trị và liên kết ion, nhưng mạnh hơn tương tác van der Waals. Dù "yếu", nó giữ vai trò quyết định trong tự nhiên: giữ nước ở thể lỏng, giữ DNA thành chuỗi xoắn kép, giữ protein đúng hình dạng để hoạt động. Không có nó, sự sống như chúng ta biết sẽ không tồn tại.

Làm sao biết nhanh một phân tử phân cực hay không phân cực? Hai bước: bước một, xem các liên kết trong phân tử có phân cực không (dựa vào hiệu độ âm điện); bước hai, xem hình dạng phân tử có đối xứng không (dựa vào thuyết VSEPR). Nếu các liên kết phân cực triệt tiêu nhau nhờ hình đối xứng (như CO₂ thẳng, BF₃ phẳng tam giác đều, CH₄ tứ diện đều) thì phân tử không phân cực. Nếu không triệt tiêu được (như H₂O gấp khúc, NH₃ chóp tam giác) thì phân tử phân cực.

Vì sao kim cương cứng mà than chì mềm dù cả hai đều là carbon? Vì cách các nguyên tử carbon liên kết với nhau khác nhau. Trong kim cương, mỗi C lai hóa sp³ liên kết cộng hóa trị với 4 C khác thành mạng tứ diện ba chiều cực kì bền. Trong than chì, mỗi C lai hóa sp² chỉ liên kết với 3 C khác thành từng lớp phẳng, các lớp giữ nhau bằng tương tác van der Waals yếu nên dễ trượt — đó là lý do than chì mềm, trơn và dùng làm ruột bút chì. Muốn tính khối lượng mol của carbon và các chất khác, bạn có thể xem lại công thức tính khối lượng mol; còn khi làm việc với dung dịch axit – bazơ, hãy xem công thức tính pH.

Kết luận: mọi tính chất đều bắt đầu từ liên kết

Đi hết chuyên đề này, bạn đã thấy một sự thật đẹp đẽ của Hóa học: mọi tính chất của chất — cứng hay mềm, tan hay không tan, sôi ở nhiệt độ nào, dẫn điện hay không — đều bắt nguồn từ cách các nguyên tử liên kết với nhau.
Muối ăn cứng và nóng chảy ở 801°C vì mạng tinh thể ion.
Kim cương cứng nhất vì mạng cộng hóa trị tứ diện.
Nước sôi ở 100°C vì mạng lưới liên kết hydrogen.
Than chì mềm vì các lớp chỉ giữ nhau bằng tương tác van der Waals.
Chỉ cần nhớ bốn loại "keo" (ion, cộng hóa trị, hydrogen, van der Waals), một thước đo (độ âm điện) và một cách đoán hình (VSEPR + lai hóa), bạn có thể giải thích được hầu hết các hiện tượng Hóa học trong chương trình phổ thông.

Muốn đi xa hơn, hãy nối chuyên đề này với các công thức tính toán sẽ dùng ngay trong các bài tập Hóa học: tính số mol và khối lượng mol của các hợp chất ion và cộng hóa trị vừa học, pha dung dịch muối ăn và tính nồng độ mol, hoặc so sánh tỉ khối các khí như H₂S với không khí bằng công thức tính tỉ khối.
Làm lại 5 câu tự luyện cho đến khi đúng cả 5 câu không cần nhìn đáp án, rồi thử tự mình viết công thức Lewis và đoán hình dạng của 5 phân tử: HF, NH₃, BF₃, H₂S và CCl₄ — làm được việc đó là bạn đã thực sự làm chủ chuyên đề liên kết hóa học.

• Quy tắc octet và electron hóa trị — vì sao nguyên tử liên kết
• Liên kết ion — cho và nhận electron, mạng tinh thể, tính chất hợp chất ion
• Liên kết cộng hóa trị — góp chung electron, liên kết đơn – đôi – ba, công thức Lewis
• Độ âm điện và hiệu độ âm điện — thước đo để phân loại liên kết
• Liên kết hydrogen và tương tác van der Waals — lực giữa các phân tử
• Hình học phân tử (VSEPR) và lai hóa sp³, sp², sp
• Ví dụ giải chi tiết, lỗi sai thường gặp, bài tập tự luyện và FAQ