Đề kiểm tra 15 phút Hóa 10 Chương 3 Liên kết hóa học

Năng lượng liên kết hóa học đặc trưng cho độ bền liên kết.

 Tương tác van der Waals tăng khi khối lượng phân tử tăng, kích thước phân tử tăng.

Ở điều kiện thường, các hợp chất ion thường tồn tại ở dạng tinh thể rắn..

Do trong các phân tử HF có liên kết hydrogen làm giảm tính acid của HF nên HF là acid yếu. Sơ đồ liên kết hydrogen giữa các phân tử hydrogen fluoride: ...F-H...F-H…

Lai hóa sp được hình thành giữa 1AO s và 1AO p.

 Phân tử BF₃ nguyên tử B ở trạng thái lai hóa sp².

Ta có: 

Na (Z = 11): 1s²2s²2p⁶3s¹ ⇒ Có 1 electron lớp ngoài cùng nên có xu hướng nhường 1 electron. 

F (Z = 9): 1s²2s²2p⁵ ⇒ Có 7 electron lớp ngoài cùng nên có xu hướng nhận 1 electron. 

Khi hình thành liên kết hóa học trong phân tử NaF: nguyên tử Na nhường 1 electron hóa trị tạo thành hạt mang điện tích dương, nguyên tử F nhận 1 electron tạo thành hạt mang điện tích âm.

Các hạt này đều đạt cấu hình electron bão hòa theo quy tắc octet và có điện tích trái dấu nên hút nhau.

Hợp chất mà phân tử chứa liên kết ion là: Al₂O₃, NaCl.

Liên kết cộng hóa trị là liên kết giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp electron dùng chung.

Ví dụ: Liên kết cộng hóa trị giữa hai nguyên tử F trong phân tử Flourine (F₂).

Ion đa nguyên tử được tạo thành từ nhiều nguyên tử.

Ion đa nguyên tử là NH₄⁺

X thuộc nhóm IA hoặc IIA nên có điện hóa trị 1+ hoặc 2+

Y thuộc nhóm VIA hoặc VIIA nên Y có điện hóa trị 2- hoặc 1-

Ngoài ra Z_X + Z_Y = 20. Vì X, Y thuộc hai chu kì kế cận nên nghiệm thích hợp là

Z_X = 11 thì Z_Y = 9; X là Na, Y là F và XY là NaF

Z_X = 12 thì Z_Y = 8; X là Mg, Y là O và XY là MgO

Năng lượng càng lớn thì liên kết đó càng bền.

⇒ Độ bền liên kết giảm từ Cl₂ > Br₂ > I₂ 

Tương tác Van der Waals làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các chất.

 Nhóm chất có liên kết "cho - nhận" là:

Nguyên tử H có 1 electron ở lớp ngoài cùng, mỗi nguyên tử H có xu hướng góp chung 1 electron để tạo thành phân tử H₂. Công thức cấu tạo: H – H.

Nguyên tử O có 6 electron ở lớp ngoài cùng, mỗi nguyên tử O có xu hướng góp chung 2 electron để tạo thành phân tử O₂. Công thức cấu tạo: O = O.

Nguyên tử N có 5 electron ở lớp ngoài cùng, mỗi nguyên tử N có xu hướng góp chung 3 electron để tạo thành phân tử N₂. Công thức cấu tạo: N ≡ N.

Nguyên tử F có 7 electron ở lớp ngoài cùng, mỗi nguyên tử F có xu hướng góp chung 1 electron để tạo thành phân tử F₂. Công thức cấu tạo: F – F.

Số lượng cặp electron dùng chung trong các phân tử H₂, O₂, N₂, F₂ lần lượt là: 1, 2, 3, 1

Số lượng liên kết giữa các phân tử càng nhiều, lực liên kết càng mạnh thì càng cần nhiều năng lượng để phá vỡ liên kết giữa chúng.

Khi đó, nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của chất đó càng cao.

KCl, KHSO₄, có liên kết ion.

N₂ có liên kết cộng hóa trị không phân cực.

Vậy chỉ có dãy chất HCl, H₂S, H₃PO₄, NO₂

Na (Z = 11) có cấu hình electron: 1s²2s²2p⁶3s¹ → có 1 electron lớp ngoài cùng.

Khí hiếm gần nhất là: Ne (Z = 10): 1s²2s²2p⁶

Do đó, Na có xu hướng nhường 1 electron lớp ngoài cùng để trở thành ion mang điện tích dương.

Na → Na⁺ + 1e.

X có 1 electron lớp ngoài cùng, electron cuối cùng điền vào phân lớp 4s

→ X thuộc chu kì 4, nhóm IA.

X có xu hướng dễ dàng nhường 1 electron để tạo thành ion: X → X⁺ + 1e.

Y có 7 electron lớp ngoài cùng, electron cuối cùng điền vào phân lớp 2p

→ Y thuộc chu kì 2, nhóm VIIA.

Y có xu hướng dễ dàng nhận 1 electron để tạo thành ion: Y + 1e → Y^–.

Hai ion được tạo thành mang điện tích ngược dấu hút nhau bằng lực hút tĩnh điện, tạo nên phân tử XY ⇒ Liên kết hoá học giữa nguyên tử X và nguyên tử Y là liên kết ion.

Khi tạo liên kết hóa học thì nguyên tử có xu hướng đạt tới cấu hình electron bền vững của khí hiếm.

Hydrogen (H) có cấu hình electron là 1s¹, hai nguyên tử này liên kết với nhau bằng cách mỗi nguyên tử H góp 1 electron để tạo thành cặp electron chung trong phân tử H₂. Như vậy, trong phân tử H₂, mỗi phân tử có 2 electron đạt cấu hình bền vững của khí hiếm.