Sáng kiến kinh nghiệm Lý thuyết nâng cao về liên kết hóa học

MỤC LỤC
	 Trang
Mục lục	1
Phần I. MỞ ĐẦU	2
1. Lí do chọn đề tài	2
2. Mục đích nghiên cứu	2
3. Đối tượng nghiên cứu.	2
4. Phương pháp nghiên cứu	2
PHẦN II: NỘI DUNG SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM ...........................	2
I. Nghiên cứu thực trạng	2
1. Thuận lợi	2
2. Khó khăn	2
II. Cơ sở lý luận	3
1. Phân tử và liên kết hóa học.......................................................	3
2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học.	3
3. Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học...............................	4
III. Giải quyết vấn đề	4
1. Liên kết ion.	4
2. Liên kết cộng hóa trị..	6
3. Liên kết kim loại................................................................................	15
4. Liên hiđrokết .........................................................................................	17
5. Liên kết vanđevan..	18
IV. Hiệu quả của sáng kiến kinh nghiệm	19
Phần III : KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ	19
1. Kết luận	19
2. Kiến nghị	19
Tài liệu tham khảo	20
Phần I. MỞ ĐẦU.
 1. Lí do chọn đề tài.
Ngành Giáo Dục nước ta trong nhưng năm gần đây đang tích cực đổi mới toàn diện Giáo dục để nhằm phát triển năng lực toàn diện của học sinh. Một trong những yếu tố then chốt quyết định sự thành công của công cuộc đổi mới giáo dục chính là đội ngũ giáo viên. Người giáo viên ngoài những kiến thức có được từ giảng đường Đại học thì phải luôn nghiên cứu, tìm tòi để phát triển năng lực chuyên môn.
Trong những năm qua, khi giảng dạy về chương “Liên kết hóa học” ở chương trình lớp 10 tôi nhận thấy bản thân cần nghiên cứu chuyên sâu hơn về vấn đề “liên kết hóa học”, để tạo cho học sinh cảm thấy hứng thú hơn trong quá trình nghe giảng và người giáo viên chủ động giải đáp được nhiều vấn đề thắc mắc liên quan đến bài học cho học sinh.
Xuất phát từ những vấn đề trên bản thân tôi nghiên cứu, tìm tòi, sưu tầm để đưa ra sáng kiến kinh nghiệm “Lý thuyết nâng cao về liên kết hóa học”. 
2. Mục đích nghiên cứu.
Xây dựng hệ thống lý thuyết nâng cao về “Liên kết hóa học” nhằm có được một kiến thức chuyên môn vững chắc hơn để phục vụ cho việc truyền thụ kiến thức, giúp giáo viên giải quyết được nhiều vấn đề thắc mắc về bài học của học sinh trong quá trình giảng dạy chương “Liên kết hóa học” (Hóa học 10[4]).
3. Đối tượng nghiên cứu.	
Lý thuyết về liên kết hóa học.
4. Phương pháp ngiên cứu.
a. Nghiên cứu lý luận.
- Nghiên cứu lý luận về việc xây dựng hệ thống các câu hỏi lý thuyết và bài tập phần “Liên kết hóa học” dựa trên quan điểm lý luận về quá trình nhận thức.
- Tìm hiểu tài liệu có liên quan đến luận văn: Sách, báo, tạp chí, nội dung chương trình, tài liệu giáo khoa chuyên Hóa học...
b. Nghiên cứu thực tiễn 
- Tìm hiểu thực tiễn giảng dạy chương “Liên kết hóa học’’ ở lớp 10[4] nhằm phát hiện vấn đề nghiên cứu.
- Trao đổi kinh nghiệm với các giáo viên có nhiều kinh nghiệm trong bồi dưỡng học sinh khá, giỏi, 
Phần II. NỘI DUNG SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM
I. Nghiên cứu thực trạng
1. Thuận lợi
Được sự giúp đỡ tận tình của đồng nghiệp. Nhiều lý thuyết chuyên sâu có thể tìm được qua các kênh thông tin.
2. Khó khăn.
Là trường miền núi nên việc tìm kiếm sách liên quan đến vấn đề của đề tài rất khó khăn.
Việc trao đổi thực trạng vướng măc trong việc giảng dạy chương “Liên kết hóa học lớp 10” với các đồng nghiệm các trường trong và ngoài tỉnh không nhiều.
II. CƠ SỞ LÝ LUẬN.
1. Phân tử và liên kết hóa học.
Phân tử là hạt vi mô đại diện cho chất và mang đầy đủ tính chất hóa học của một chất. Trong tự nhiên các khí hiếm tồn tại ở trạng thái phân tử đơn nguyên tử. Nguyên tử của các nguyên tố khác rất ít khi tồn tại một cách độc lập mà có xu hướng kết hợp với nhau để tạo ra phân tử hay tinh thể có hai hay nhiều nguyên tử. Sự kết hợp này nhằm đạt đến cấu trúc mới bền vững hơn, có năng lượng thấp hơn. Người ta gọi sự kết hợp giữa các nguyên tử là liên kết hóa học.
Theo quan điểm hiện nay. Phân tử gồm một số có giới hạn các hạt nhân nguyên tử và các electron tương tác với nhau, được phân bố một cách xác định trong không gian tạo thành một cấu trúc bền vững.
Hiểu theo nghĩa rộng, khái niệm phân tử bao gồm cả phân tử trung hoà, cả những ion, ion phức và những gốc tự do.
2. Các khuynh hướng hình thành liên kết hóa học:
a. Electron hóa trị
Electron hóa trị là e có khả năng tham gia tạo liên kết hóa học. Các nguyên tố nhóm A có số e hóa trị bằng số e lớp ngoài cùng, các nguyên tố nhóm B có số e hóa trị bằng số e có trong các phân lớp (n-1)d và ns.
b. Công thức Lewis
Công thức Lewis là loại công thức cho biết số electron hóa trị của nguyên tử, trong đó hạt nhân và electron lớp trong được biểu diễn bằng kí hiệu hóa học của nguyên tố, còn electron hóa trị tượng trưng bằng các dấu chấm (.) đặt xung quanh kí hiệu của nguyên tố (có phân biệt electron ghép đôi và độc thân). Mỗi cặp electron tham gia liên kết hoặc tự do còn có thể biểu diễn bằng một đoạn gạch ngang (-)
Ví dụ: 
. 
. 
. .
. .
. .
. .
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
VIIIA
. 
. 
Chu kỳ 2
Li .
Be :
: B .
: C :
 : N : 
: O : 
: F :
: Ne :
 Hoặc
Li .
 Be
 B .
 C
 N
 O
 F
 Ne
c. Các khuynh hướng hình thành liên kết - Qui tắc bát tử (Octet)
Như trên đã nói, sự hình thành liên kết là nhằm đạt cấu trúc bền vững hơn. Thực tế cho thấy chỉ các nguyên tử khí hiếm là tồn tại độc lập mà không liên kết với các nguyên tử khác. Sở dĩ như vậy vì chúng có lớp electron ngoài cùng có cấu hình ns2np6 (8 electron) bền vững, có trạng thái năng lượng thấp. Trên cơ sở này, người ta cho rằng khi tham gia liên kết để đạt cấu trúc bền các nguyên tử phải làm cho lớp vỏ của chúng giống lớp vỏ của khí hiếm gần kề. Có hai giải pháp đạt đến cấu trúc này là dùng chung hoặc trao đổi các electron hóa trị.
Những điều nói trên là nội dung của qui tắc bát tử: “ Khi tham gia vào liên kết hóa học các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung electron hoặc trao đổi để đạt đến cấu trúc bền của khí hiếm bên cạnh với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng”.
Ví dụ:
3. Một số đại lượng đặc trưng cho liên kết hóa học
a. Độ dài liên kết (d): Là khoảng cách giữa hai hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nhau.
 Ví dụ: Trong phân tử nước, dO-H = 0,94 .
 Độ dài liên kết giữa hai nguyên tử A-B có thể tính gần đúng bằng tổng bán kính của hai nguyên tử A và B	 
b. Góc liên kết: Là góc tạo bởi hai nửa đường thẳng xuất phát từ một hạt nhân nguyên tử và đi qua hạt nhân của hai nguyên tử liên kết trực tiếp với nguyên tử đó. Ví dụ: Trong phân tử nước HOH = 104028’ 
c. Năng lượng liên kết: Năng lượng liên kết A-B là năng lượng cần cung cấp để phá vỡ hoàn toàn liên kết A-B (thường được qui về 1 mol liên kết - kJ/mol hoặc kcal/mol).
	EH-H = 103 kcal/mol : H2 2H H = 103 kcal/mol
	Năng lượng liên kết (năng lượng phân li liên kết), về trị tuyệt đối, chính bằng năng lượng hình thành liên kết nhưng ngược dấu. Tổng năng lượng các liên kết trong phân tử bằng năng lượng phân li của phân tử đó.
III. GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ
1. Liên kết ion
a. Khái niệm về ion.
- Ion là những nguyên tử hay nhóm nguyên tử mang điện tích.
VD: Na+, Ca2+, Al3+, NH4+, NO3-, SO42-
- Sự tạo thành cation: Các nguyên tử kim loại có bán kính nguyên tử lớn và có số electron hoá trị ít (thường có từ 1 đến 3 electron) nên có năng lượng ion hoá nhỏ, các nguyên tử này dễ mất electron hoá trị để trở thành ion dương hay cation.
M - ne ® Mn+
- Sự tạo thành anion: Các nguyên tử phi kim có bán kính nhỏ, điện tích hạt nhân lớn, số electron hoá trị tương đối nhiều(thường có từ 5 đến 7 electron hoá trị), nên chúng có ái lực electron lớn, có khuynh hướng nhận thêm electron để đạt được vỏ electron bão hoà giống khí hiếm đứng sau, có năng 
lượng thấp và bền vững. Khi đó chúng tạo ra ion âm (hay anion).
X + ne ® Xn-
b. Sự tạo thành liên kết ion.
- Khi có tương tác giữa các nguyên tử kim loại điển hình và các nguyên tử phi kim điển hình, thì có sự cho electron của các kim loại và sự nhận electron của các phi kim, hình thành các ion mang điện tích trái dấu, chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo ra hợp chất ion.
- Bản chất của lực liên kết ion: Là lực hút tĩnh điện.
Độ lớn của lực liên kết ion (F) phụ thuộc vào trị số điện tích của cation (q1) và anion (q2) và bán kính ion của chúng lần lượt là r1 và r2.
~ ( r = r1 + r2 )
- Khi lực liên kết ion càng lớn thì liên kết ion càng bền, năng lượng mạng lưới ion càng lớn và liên kết ion khó bị phân li, mạng lưới ion càng khó bị phá vỡ, các hợp chất ion càng khó nóng chảy, khó bị hoà tan trong dung môi phân cực hơn.
- Đặc điểm chung của liên kết ion.
+ Liên kết ion là liên kết hoá học bền, do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu là lớn.
+ Liên kết ion không có tính định hướng trong không gian do trường lực ion tạo ra có dạng cầu.
+ Liên kết ion không có tính bão hoà, số lượng nguyên tử hay ion là không hữu hạn, các ion trái dấu sắp xếp xen kẽ, luân phiên nhau theo một trật tự xác
định, tuần hoàn tạo ra mạng tinh thể ion.
- Tính chất chung của các hợp chất ion.
+ Luôn là chất rắn tinh thể ion.
+ Có nhiệt độ nóng chảy cao và không bay hơi khi cô cạn dung dịch.
+ Thường dễ tan trong nước và không tan trong các dung môi hữu cơ kém phân cực.
+ Ở trong dung dịch hoặc ở trạng thái nóng chảy hợp chất ion dẫn điện tốt.
- Khả năng nóng chảy và khả năng phân li trong nước của các hợp chất ion phụ thuộc vào độ lớn của lực hút tĩnh điện giữa các ion hay phụ thuộc vào năng lượng phân li (Epl).
~
q1, q2 :Lần lượt là điện tích của cation và anion.
d: Là khoảng cách giữa 2 ion.
c. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo thành liên kết ion.
- Năng lượng ion hoá.
+ Khái niệm: Năng lượng ion hoá là năng lượng cần thiết để tách một electron ra khỏi nguyên tử ở trạng thái cơ bản (trạng thái không kích thích) tạo ra cation ở trạng thái khí.
M + I1 ® M+ + 1e
M+ + I2 ® M2+ + 1e
M2+ + I3 ® M3+ + 1e
......
M(n - 1)+ + In ® Mn+ + 1e
 Các giá trị I1, I2, I3,, In là năng lượng ion hoá thứ nhất, thứ 2, thứ 3, và thứ n.
 + Qui luật: + I1 < I2 < I3 << In
 + Những nguyên tử có năng lượng ion hoá càng nhỏ càng dễ biến thành ion dương. 
- Ái lực với electron.
+ Khái niệm: Ái lực đối với electron là năng lượng tỏa ra (hay thu vào) khi một nguyên tử kết hợp với electron để trở thành ion âm.
 X + 1e ® X - + A1 ( A1: là ái lực đối với electron thứ nhất.)
+ Qui luật: Ái lực đối với electron của một nguyên tố càng lớn thì nguyên tố đó càng dễ chuyển thành ion âm.
- Năng lượng mạng lưới.
+ Khái niệm: Năng lượng mạng lưới là năng lượng toả ra khi các ion kết hợp với nhau để tạo thành mạng lưới tinh thể.
+ Qui luật: Năng lượng mạng lưới càng lớn thì hợp chất ion được tạo nên càng bền.
Tóm lại: Kim loại càng dễ nhường electron, phi kim càng dễ nhận electron, các ion được tạo thành hút nhau càng mạnh thì càng thuận lợi cho sự tạo thành liên kết ion.
2. Liên kết cộng hóa trị.
2.1. Lí thuyết phi cơ học lượng tử (Thuyết electron hóa trị Lewis - Langmuir)
a. Sự hình thành liên kết cộng hóa trị.
- Khi hình thành liên kết cộng hóa trị, các nguyên tử có khuynh hướng dùng chung các cặp electron để đạt cấu trúc bền của khí hiếm gần kề ( với 8 hoặc 2 electron lớp ngoài cùng).
- Các cặp electron dùng chung có thể do sự góp chung của hai nguyên tử tham gia liên kết (cộng hóa trị thông thường) hoặc chỉ do một nguyên tử bỏ ra (cộng hóa trị phối trí).
- Số electron góp chung của một nguyên tử thường bằng 8 - n (n: số thứ tự của nhóm nguyên tố). Khi hết khả năng góp chung, liên kết với các nguyên tử còn lại được hình thành bằng cặp electron do một nguyên tử bỏ ra (thường là nguyên tử của nguyên tố có độ âm điện nhỏ hơn).
VÝ dô: C«ng thøc ph©n tö
..
..
..
..
..
..
C«ng thøc electron
C«ng thøc cÊu t¹o
 H2O
H :O: H
H - O - H
 SO2
:O:: S: O:
O= S®O
b. Những hạn chế của lí thuyết phi cơ học lượng tử.
- Không cho thấy bản chất của liên kết cộng hóa trị
- Không cho thấy sự định hướng không gian của liên kết và như vậy không thể giải thích cấu tạo hình học của phân tử.
- Không giải thích được một số công thức cấu tạo trong đó liên kết cộng hóa trị không phải được hình thành từ cặp electron mà lại xuất hiện các số lẻ electron chung, cũng như các công thức trong đó qui tắc bát tử không được thỏa mãn (số electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nhỏ hơn hoặc lớn hơn 8).
- Không giải thích được liên kết “cộng hóa trị nhiều tâm không đối xứng” như trong phân tử benzen C6H6 
2.2. Lí thuyết cơ học lượng tử
2.2.1. Thuyết VB (Valent Bond - Liên kết hóa trị)
Heitler-London đã khảo sát phân tử H2 trên cơ sở của cơ học lượng tử, sau đó mở rộng và phát triển thành thuyết liên kết cộng hóa trị (thuyết VB) áp dụng cho mọi phân tử.
2.2.1.1. Các luận điểm cơ sở của thuyết VB
- Một cách gần đúng, coi cấu tạo e của nguyên tử vẫn được bảo toàn khi hình thành phân tử từ nguyên tử, nghĩa là trong phân tử vẫn có sự chuyển động của e trong AO. Tuy nhiên khi 2 AO hóa trị của hai nguyên tử xen phủ nhau tạo liên kết hóa học thì vùng xen phủ đó là chung cho hai nguyên tử.
- Mỗi một liên kết hóa học giữa hai nguyên tử được đảm bảo bởi 2 e có spin đối song mà trong trường hợp chung, trước khi tham gia liên kết, mỗi e đó là e độc thân trong 1 AO hóa trị của một nguyên tử. Mỗi liên kết hóa học được tạo thành đó là một liên kết 2 tâm (2 nguyên tử). Liên kết đó không thể hình thành từ 1 e (thiếu e) hoặc từ 3e trở lên (tính bão hòa của liên kết cộng hóa trị).
- Sự xen phủ giữa 2 AO có 2e của 2 nguyên tử càng mạnh thì liên kết được tạo ra càng bền (nguyên lý xen phủ cực đại). Liên kết hóa học được phân bố theo phương có khả năng lớn về sự xen phủ 2 AO (thuyết hóa trị định hướng). 
2.2.1.2. Thuyết VB về sự hình thành liên kết cộng hóa trị
Khi hai nguyên tử tham gia liên kết lại gần nhau sẽ xuất hiện lực hút tĩnh điện giữa hạt nhân nguyên tử này với lớp vỏ electron của nguyên tử kia làm cho các obitan “xen phủ” vào nhau một phần. Với sự xen phủ này, mật độ điện tích âm ở khoảng cách giữa hạt nhân hai nguyên tử (mang điện dương) tăng lên, làm tăng lực hút giữa electron trong vùng xen phủ với hai hạt nhân, lực hút này cân bằng với lực đẩy tương hỗ của hai hạt nhân, giữ cho hai hạt nhân nguyên tử liên kết với nhau: liên kết hóa học được hình thành. Cần thấy rằng, khi các obitan “xen phủ” vào nhau electron không còn thuộc về một nguyên tử nữa, chúng di chuyển trong một obitan mới của cả hai nguyên tử. Theo Pauli, obitan mới được hình thành này chỉ chứa tối đa hai electron và hai electron này phải có spin ngược dấu. Như vậy mỗi liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng cách xen phủ hai obitan nguyên tử có electron độc thân của hai nguyên tử liên kết, hai e độc thân tham gia liên kết phải có spin ngược dấu.
Liên kết giữa hai nguyên tử càng bền nếu mức độ xen phủ của các obitan càng lớn, như vậy sự xen phủ của các obitan tuân theo nguyên lí xen phủ cực đại: “ liên kết được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ các obitan liên kết có giá trị cực đại”.
H2
H : H
H – H
HCl
H :Cl
H – Cl
Cl2
Cl : Cl
Cl – Cl
2.2.1.3. Thuyết VB giải thích những hạn chế của thuyết electron hóa trị
- Thuyết VB cho thấy liên kết cộng hóa trị được hình thành nhờ tương tác tĩnh điện giữa các electron chung (mang điện tích âm) với hạt nhân hai nguyên tử (mang điện tích dương).
- Theo thuyết VB liên kết được phân bố theo phương nào mà mức độ xen phủ các obitan liên kết có giá trị cực đại, như vậy liên kết cộng hóa trị là một liên kết có tính định hướng và phân tử tạo từ các liên kết cộng hóa trị sẽ có một cấu tạo hình học xác định. Cấu tạo hình học của các phân tử sẽ được khảo sát trên cơ sở của một lí thuyết đi kèm với thuyết VB đó là thuyết lai hóa các obitan nguyên tử.
- Theo thuyết VB, cấu trúc bền không nhất thiết phải giống với cấu trúc của khí hiếm. Khi hai nguyên tử liên kết với nhau bằng cách xen phủ hai obitan chứa electron đối song (spin ngược dấu) đã làm cho năng lượng hệ thống giảm, cấu trúc được tạo ra đã là bền hơn so với cấu trúc của các nguyên tử tương ứng ứng với năng lượng thấp hơn. Như vậy có thể giải thích được liên kết cộng hóa trị trong một số phân tử mà cấu trúc của nguyên tử không giống cấu trúc khí hiếm.
2.2.1.4. Thuyết VB về vấn đề hóa trị của nguyên tử trong hợp chất cộng hóa trị.
 - Cộng hóa trị của một nguyên tử (hóa trị nguyên tử) bằng số liên kết mà nguyên tử đó có thể tạo được với các nguyên tử khác.
Ví dụ: Trong CO2 (O= C =O) nguyên tử C và O lần lượt có hóa trị bằng 4 và 2
 - Cộng hóa trị của một nguyên tử bằng số e độc thân của nguyên tử đã dùng để tham gia liên kết.
 - Cũng theo thuyết VB, khi tham gia liên kết các nguyên tử có thể bị “kích thích”. Sự kích thích này có ảnh hưởng đến cấu hình e của nguyên tử, các e cặp đôi có thể tách ra và chiếm cứ các AO còn trống trong cùng một lớp. Như vậy số e độc thân của nguyên tử có thể thay đổi và cộng hóa trị của nguyên tử có thể có giá trị khác nhau trong những hợp chất khác nhau (Bảng 2).
VD: Cộng hóa trị của S trong H2S là 2 ; SO2 là 4 ; H2SO4 là 6
 Cộng hóa trị của Clo trong HClO là 1; HClO2 là 3 ; HClO3 là 5; HClO4 là 7
Bảng 2: Số e độc thân có thể có của các nguyên tố thuộc phân nhóm chính
Nhóm
Cấu hình electron hóa trị
Số e- độc thân
IIA
2
IIIA
1, 3
IVA
2, 4
VA
Từ chu kỳ 3
3, 5
VIA
Từ chu kỳ 3
2,4, 6
VIIA
Từ chu kỳ 3
1, 3, 5, 7
2.2.1.5. Bậc liên kết 
Bậc liên kết là số liên kết cộng hóa trị (số cặp electron chung) giữa hai nguyên tử. Ta có Liên kết bậc một (liên kết đơn), Liên kết bậc 2 (liên kết đôi), Liên kết bậc ba (liên kết ba).
Khi bậc liên kết càng lớn thì năng lượng liên kết càng lớn và độ dài liên kết càng nhỏ.
VD: 
 Liên kết:
C - C
C = C
C º C
E (kcal/mol):
83
143
194
 dC-C () :
1,54
1,34
1,2
2.2.1.6. Liên kết xichma (s) và liên kết pi (p).
a) Liên kết xichma (s) : Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ đồng trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm trên trục liên kết. 
Liên kết ? có các loại ss-s , ss-p , sp-p , 
	Liên kết s thường bền, do có vùng xen phủ lớn và các nguyên tử có thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.
 b) Liên kết p: Là loại liên kết cộng hóa trị được hình thành bằng phương pháp xen phủ song song trục các obitan nguyên tử, vùng xen phủ nằm ở hai phía so với trục liên kết.
 Liên kết p có các loại pp-p , pp-d , 
 Liên kết p kém bền do có vùng xen phủ nhỏ và các nguyên tử không thể quay tự do xung quanh trục liên kết mà không phá vỡ liên kết này.	
pp-p 
pp-d 
Liên kết đơn luôn là liên kết s, liên kết đôi gồm 1 liên kết s và 1 liên kết p, liên kết ba gồm 1 liên kết s và 2 liên kết p.
2.2.1.7. Liên kết cộng hóa trị phân cực và không phân cực.
a) Liên kết cộng hóa trị không phân cực: Là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron chung ở chính giữa hạt nhân hai nguyên tử. Liên kết cộng hóa trị không phân cực hình thành giữa các nguyên tử của cùng một nguyên tố như ở trong các đơn chất H2, N2. O2, Cl2, 
b) Liên kết cộng hóa trị phân cực: Là loại liên kết cộng hóa trị trong đó electron chung lệch một phần về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn, nguyên tử này sẽ mang một phần điện tích âm và ngược lại.
Hiệu độ âm điện giữa hai nguyên tử Dc có giá trị trong khoảng từ 0 đến 1,7. Người ta biểu diễn sự phân cực bằng mũi tên trên gạch ngang liên kết theo chiều từ nguyên tử có độ âm điện nhỏ đến nguyên tử có độ âm điện lớn.
 Ad- Bd+ (cA <cB )
2.2.1.8. Liên kết cộng hoá trị cho-nhận (liên kết phối trí).
a) Định nghĩa: Liên kết cộng hoá trị cho - nhận là liên kết cộng hoá trị trong đó cặp electron dùng chung chỉ do một nguyên tử cung cấp – gọi là nguyên tử cho, nguyên tử còn lại là nguyên tử nhận.
VD: 
b) Điều kiện tạo ra liên kết cho nhận:
 - Nguyên tử “ cho ” phải có lớp vỏ e đã bão hoà và còn ít nhất một cặp e tự do (chưa tham gia liên kết) có bán kính nhỏ, độ âm điện tương đối lớn.
 - Nguyên tử “ nhận ” phải có obitan trống.
2.2.1.9. Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị và tính chất chung của các hợp chất cộng hoá trị.
a) Đặc điểm chung của liên kết cộng hoá trị:
 - Là liên kết hoá học bền.
 - Sự xen phủ obitan có tính định hướng rõ rệt trong không gian để đảm bảo nguyên lí xen phủ cực đại.
 - Liên kết cộng hoá trị có tính bão hòa nên phân tử cộng hoá trị thường có số nguyên tử xác định.
b) Tính chất chung c