1. Có nguyên tử nào sống trơ trọi cô đơn 1 mình không?
- Cũng như cuộc sống quanh ta, thế giới của nguyên tử cũng có người sống đơn lẻ. Đặc trưng nhất trong số ấy là các nguyên tử KHÍ TRƠ.
Cho dù Nitơ phải sống cùng nhau 2 nguyên tử (N2); Oxi phải sống cùng nhau 2 hoặc 3 nguyên tử (khí O2, khí O3); …
…thì mặc kệ, KHÍ TRƠ vẫn thích sống lẻ loi, chỉ 1 mình nguyên tử vẫn bền vững sống tốt; vì thế mà công thức phân tử khí trơ chỉ là He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn; chớ không giống mấy nguyên tử yếu đuối trên!
- Cũng có 1 số kim loại quý hiếm sống được 1 mình khi ở điều kiện bình thường, ví dụ như Vàng, Platin. Tuy nhiên khi gặp chất oxi hóa mạnh như F2 chẳng hạn, nhất là ở nhiệt độ cao; chúng cũng đành buông tay phản ứng.
- Cuối cùng, các KHÍ TRƠ vẫn là bền vững nhất! Điều này được các nhà hóa học lý giải: chúng có cấu hình electron lớp ngoài cùng bền vững, cụ thể là
+Có đầy đủ 2e ở lớp thứ nhất (1s2): 2He.
+Lớp ngoài cùng có 8e (…ns2 np6): 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn.
Nguyên tử, electron và thế năng
Trong nguyên tử, electron được sắp xếp theo các lớp có cấu trúc phức tạp. Với hầu hết nguyên tử, lớp electron ngoài cùng thường chưa hoàn thiện, và các nguyên tử chia sẻ chung các electron này để hoàn thiện lớp này. Các nguyên tử có lớp ngoài cùng chưa hoàn thiện thì có thể năng lớn, những nguyên tử có lớp ngoài cùng đã hoàn thiện thì có thế năng nhỏ. Trong tự nhiên, vật có thể năng lớn sẽ “tìm kiếm” thế năng nhỏ hơn và trở nên ổn định hơn. Nguyên tử hình thành liên kết hóa học để giảm thế năng của chúng.
Liên kết hóa học
Liên kết ion
Liên kết ion xảy ra khi lớp vỏ nguyên tử mất hoặc nhận một hoặc nhiều electron, từ đó sinh ra lực hút tĩnh điện chiều âm hay dương. Ví dụ nguyên tố như Na có gần trống electron lớp ngoài cùng sẽ tương tác với Clo, nguyên tố có gần đủ electron lớp ngoài cùng. Khi Na mất một electron, điện tích của nó thành +1, khi Clo nhận một electron, điện tích của nó thành -1. Lực liên kết ion sẽ liên kết hai nguyên tố để tạo thành một phân tử, phân tử này ổn định hơn do có điện tích 0.
Liên kết ion NaCl
Mục lục
- 1 Quan hệ giữa độ âm điện với liên kết hóa học
- 2 Xem thêm
- 3 Tham khảo
- 4 Liên kết ngoài
Để đánh giá loại liên kết hóa học trong hợp chất,người ta có thể dựa vào hiệu độ âm điện. Các loại liên kết hóa học được phân loại tương đối theo quy ước kinh nghiệm dựa vào thang độ âm điện của Linus Pauling như sau:
| Liên kết cộng hóa trị | Liên kết ion |
| không cực | có cực |
Hiệu độ âm điện chỉ cho dự đoán loại liên kết hóa học trong phân tử về mặt lý thuyết. Dự đoán này còn phải được xác minh độ đúng đắn bởi nhiều phương pháp thực nghiệm khác.
- Quỹ đạo nguyên tử
- Năng lượng liên kết
- Liên kết đôi
- Bảng tuần hoàn các nguyên tố
- Tam giác Van Arkel-Ketelaar
Cuốn sách của Linus Pauling The Nature of the Chemical Bond (Bản chất tự nhiên của liên kết hóa học) có thể coi là cuốn sách có ảnh hưởng đáng kể nhất về hóa học trong số các sách đã được xuất bản.
| Wikimedia Commons có thêm hình ảnh và phương tiện truyền tải về Liên kết hóa học. |
Mục lục
- 1 Lịch sử
- 2 Các loại liên kết cộng hóa trị
- 3 Cấu trúc cộng hóa trị
- 4 Các liên kết một và ba electron
- 5 Cộng hưởng
- 5.1 Thơm
- 5.2 Siêu hóa trị
- 5.3 Thiếu electron
- 6 Mô tả cơ chế lượng tử
- 7 Xem thêm
- 8 Tham khảo
- 9 Nguồn
- 10 Liên kết ngoài
Thuật ngữ covalence đề cập tới liên kết được sử dụng lần đầu vào năm 1919 bởi Irving Langmuir trong một bài viết của Tạp chí Hiệp hội Hóa học Hoa Kỳ, tựa là "Sự sắp xếp của các điện tử trong các nguyên tử và phân tử". Langmuir viết rằng "chúng ta sẽ biểu thị thuật ngữ convalence bằng số cặp electron mà một nguyên tử thường chia sẻ với nguyên tử cạnh nó." (we shall denote by the term covalence the number of pairs of electrons that a given atom shares with its neighbors)
Ý tưởng về liên kết cộng hóa trị có thể đã được tìm ra từ vài năm trước. Vào năm 1916, Gilbert N. Lewis đã mô tả sự dùng chung các cặp electron giữa các nguyên tử.[6] Ông giới thiệu kí hiệu Lewis hoặc dấu chấm electron hay cấu trúc chấm Lewis, trong đó các electron hóa trị (ở lớp vỏ) được biểu diễn dưới dạng những nốt chấm xung quanh các kí hiệu nguyên tử. Các cặp electron nằm giữa các nguyên tử đại diện cho các liên kết cộng hóa trị. Nhiều cặp electron đại diện cho nhiều liên kết, như là các liên kết đôi và liên kết ba. Một cách biểu diễn thay thế, không được trình diễn ở đây, là biểu diễn các cặp electron tạo thành liên kết dưới dạng các gạch thẳng.
Lewis đề xuất rằng một nguyên tử tạo ra đủ các liên kết cộng hóa trị để lấp đầy (đóng kín) lớp vỏ ngoài cùng. Trong biểu đồ khí metan được trình diễn tại đây, nguyên tử cacbon có hóa trị bốn, do vậy được bao quanh bởi tám electron (quy tắc bát tử), bốn electron của chính nguyên tử cacbon và bốn electron từ các nguyên tử hydro đã liên kết với nó. Mỗi hydro có hóa trị một được bao quanh bởi hai electron (một quy tắc đôi) - một electron của chính nó cộng thêm một electron từ nguyên tử cacbon. Số lượng electron tương ứng với số lượng dùng để lấp đầy lớp vỏ ngoài theo thuyết lượng tử của nguyên tử; lớp ngoài cùng của một nguyên tử cacbon là n=2, có thể chứa được tám electron, trong khi lớp ngoài cùng (và duy nhất) của một nguyên tử hydro là n=1, chỉ chứa được 2 electron.
Trong khi ý tưởng về các cặp electron dùng chung cung cấp một bức tranh định tính hiệu quả về liên kết cộng hóa trị, cần phải có cơ học lượng tử để hiểu được bản chất của các liên kết này và dự đoán cấu trúc cũng như là tính chất của các phân tử đơn giản. Walter Heitler và Fritz London được ghi nhận là những người đầu tiên giải thích thành công một liên kết hóa học (phân tử hydro) bằng cơ học lượng tử vào năm 1927.[7] Công trình của họ được dựa trên mô hình liên kết hóa trị, giả định rằng một liên kết hóa học được hình thành khi có sự chồng chéo tốt các obitan nguyên tử giữa các nguyên tử tham gia.
Trái phiếu và điện tử hóa trị
Lớp vỏ electron đầu tiên chỉ chứa hai electron. Nguyên tử hydro (nguyên tử số 1) có một proton và một electron duy nhất, vì vậy nó có thể dễ dàng chia sẻ electron của mình với lớp vỏ ngoài cùng của nguyên tử khác. Một nguyên tử heli (nguyên tử số 2), có hai proton và hai electron. Hai electron hoàn thành lớp vỏ electron bên ngoài của nó (lớp vỏ electron duy nhất mà nó có), cộng với nguyên tử là trung hòa về điện theo cách này. Điều này làm cho helium ổn định và không có khả năng hình thành liên kết hóa học.
Trước đây, hydro và helium, dễ nhất là áp dụng quy tắc octet để dự đoán liệu hai nguyên tử có hình thành liên kết hay không và chúng sẽ hình thành bao nhiêu liên kết. Hầu hết các nguyên tử cần tám electron để hoàn thành lớp vỏ bên ngoài của chúng. Vì vậy, một nguyên tử có hai điện tử ngoài cùng thường sẽ hình thành liên kết hóa học với một nguyên tử thiếu hai điện tử để được "hoàn chỉnh".
Ví dụ, một nguyên tử natri có một electron duy nhất ở lớp vỏ ngoài cùng của nó. Ngược lại, một nguyên tử clo là một electron ngắn để lấp đầy lớp vỏ bên ngoài của nó. Natri dễ dàng tặng điện tử bên ngoài của nó (tạo thành ion Na + , vì sau đó nó có một proton nhiều hơn nó có điện tử), trong khi clo dễ dàng nhận một điện tử hiến tặng (tạo ra ion Cl - , vì clo bền khi nó có thêm một điện tử hơn nó có proton). Natri và clo tạo liên kết ion với nhau để tạo thành muối ăn (natri clorua).