Đề tài Xây dựng hệ thống bài tập hóa học rèn luyện, phát triển tư duy phân tích tổng hợp để phát hiện, phân loại và bồi dưỡng học sinh khá, giỏi

ứng sau nó? 
Từ đó dẫn dắt đến lý thuyết quan trọng: Nguyên tố Be có cấu hình electron ngoài cùng là 
2s2 bão hòa, nguyên tố N có cấu hình electron ngoài cùng 2p3 nữa bão hòa là những cấu 
hình tương đối bền, khả năng nhường electron là rất khó, nên nguyên tử các nguyên tố 
này có năng lượng ion hóa I1 khá lớn. 
c) Tính axit – bazơ 
Có nhiều yếu tố ảnh hưởng đến tính axit – bazơ của các chất như độ phân cực của liên 
kết, sự phân cực hóa ion, ảnh hưởng của dung môi,ở đây ta chỉ xét dung môi là nước 
và ta chú ý đến hai yếu tố quan trọng là độ phân cực của liên kết và độ bền của liên kết. 
+ Về độ phân cực của liên kết, ta có thể dựa vào sự khác nhau về độ âm điện của các 
nguyên tử trong phân tử. Trong dung môi phân cực như H2O, liên kết càng phân cực càng 
dễ bị phân li thành các ion tương ứng. 
+ Về độ bền của các liên kết, ta có thể dựa vào mật độ điện tích (âm hoặc dương) của 
nguyên tử các nguyên tố tạo axit. Mật độ điện tích của các nguyên tử là một trong những 
yếu tố quan trọng ảnh hưởng đến độ bền của liên kết. 
Mật độ điện tích của một nguyên tử trong hợp chất ion được xác định gần đúng bằng tỉ số 
điện tích của ion chia cho thể tích của nó. 
. 
 - 13 - Trang 
Đối với hợp chất cộng hóa trị thì điện tích cộng hóa trị của nguyên tử coi gần đúng bằng 
số oxi hóa của nó, còn bán kính được coi là bán kính ion với giả thiết là nguyên tử mất đi 
một số electron để tạo thành ion với điện tích bằng số oxi hóa. Như đã biết, khi một 
nguyên tử ở trạng thái số oxi hóa càng cao thì bán kính càng nhỏ và độ âm điện tương 
ứng càng tăng. 
Sự biến đổi tính chất axit – bazơ của các hiđrua 
+ Trong một chu kì: Đối với dãy hidrua NH3, H2O, HF chẳng hạn độ âm điện tăng dần từ 
N đến F, độ phân cực của liên kết N–H, O–H, F–H cũng tăng dần, trong dung môi phân 
cực (H2O), H+ càng dễ bị tách ra. Mặt khác, bán kính nguyên tử N, O, F không khác nhau 
nhiều lắm, số oxi hóa âm lại giảm từ N đến F, do đó mật độ điện tích âm ngày càng giảm 
dần, độ bền liên kết N–H, O–H, F– H giảm dần, khả năng phân li H+ tăng. Vì vậy từ NH3 
đến HF, tính axit tăng dần. 
+ Trong một nhóm A: Trong trường hợp các hiđrohalogenua chẳng hạn, có sự giảm độ 
phân cực của liên kết H–X từ HF đến HI, nhưng do bán kính nguyên tử tăng từ F đến I, 
số oxi hóa lại như nhau (-1) nên mật độ điện tích giảm dần từ F đến I, dẫn đến độ bền liên 
kết H–X giảm, khả năng phân li H+ tăng, do đó tính axit tăng dần từ HF đến HI. 
Sự biến đổi tính axit – bazơ của các oxit và hiđroxit của các nguyên tố 
+ Trong một chu kì, đi từ trái sang phải, tính axit của các hiđroxit ứng với số oxi hóa lớn 
nhất tăng dần, đồng thời tính bazơ giảm dần. 
+ Trong một nhóm A, đi từ trên xuống, tính axit của hiđroxit ứng với số oxi hóa như nhau 
giảm dần, đồng thời tính bazơ của chúng tăng dần. 
Giải thích quy luật trên dựa vào hai yếu tố: 
+ Ảnh hưởng của độ âm điện của nguyên tố trung tâm (yếu tố độ phân cực của liên kết). 
+ Ảnh hưởng của mật độ điện tích của nguyên tố trung tâm (yếu tố độ bền của liên kết). 
II.2.2.2. Hệ thống bài tập của chương 2 
Dạng 1. Mối quan hệ về vị trí của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn 
Bài tập 1. Hai nguyên tố A và B ở hai nhóm A liên tiếp của bảng tuần hoàn. B thuộc 
nhóm V, ở trạng thái đơn chất A và B không phản ứng với nhau. Tổng số proton trong 
hạt nhân nguyên tử của A và B là 23. Cho biết A và B là hai nguyên tố nào? 
Phân tích và giải: Ta thấy A, B ở hai nhóm A liên tiếp của bảng tuần hoàn, B thuộc 
nhóm V suy ra A thuộc nhóm IV hoặc VI. 
Mặt khác: Ta có: ZA+ ZB= 23 5.112
23
, BAZ 
. 
 - 14 - Trang 
Suy ra: Nếu ZB < ZA  B là N (ZB = 7)  ZA = 16 (S) 
 Nếu ZB > ZA  ZB > 11,5; ZB <23  B là P (ZB = 15)  ZA = 8 (O) 
Vì P và O2 phản ứng với nhau  loại, còn S và N2 không phản ứng với nhau  phù hợp. 
Vậy A, B là S và N. 
Theo hướng khác: Vì ZA + ZB = 23  ZA, ZB < 23. 
Vì B thuộc nhóm VA, mà ZB <23 nên B là N (Z = 7) hoặc P (Z = 15). 
Nếu ZB = 7  ZA = 16 (S). Ta có : N2 + S  không phản ứng nên nghiệm này phù hợp. 
Nếu ZB= 15  ZA = 8. Vì P phản ứng với O2: P + O2  P2O5, nghiệm này không phù hợp. 
Tác dụng của bài tập: Học sinh biết cách biện luận về hai nguyên tố ở 2 nhóm A liên tiếp 
nhau. Dựa vào Z trung bình để xác định các nguyên tố. 
Bài tập 2. Hợp chất X được tạo thành từ cation X+ và anion Y2- . Mỗi ion đều do 5 
nguyên tử của hai nguyên tố tạo nên. Tổng số proton trong X+ là 11, còn tổng số electron 
trong Y2- là 50. Hãy xác định công thức phân tử và gọi tên M, biết rằng hai nguyên tố 
trong Y2- thuộc cùng nhóm A và thuộc hai chu kì liên tiếp. 
Phân tích và giải: Gọi ion X+ có dạng AaBb+, ta có: 





11
5
BA bZaZ
ba
 (I)  BABA ZZZ 2.22.25
11
, ZA = 1 (H) hoặc ZA= 2 
(He). Vì He là khí hiếm, không tham gia liên kết hóa học nên A là H (ZA= 1). 
Hệ (I) có dạng 





11
5
BbZa
ba
Đây là hệ hai phương trình có ba ẩn là số nguyên dương. Dạng biện luận này học sinh đã 
làm quen trong chương nguyên tử . 
Ta có a = 5 – b 
b
bZbZb BB


6115 
Vì 4b , ta có bảng: 
b 1 2 3 4 
ZB 7 4 3 2,5 
a 4 3 2 1 
X+ NH4+ Be2H3+ Li3H2+ 
Các ion Be2H3+ , Li3H2+ không tồn tại . Vậy X+ là NH4+. 
- Gọi Y2- là UuVv2- ta có: 
. 
 - 15 - Trang 





48
5
VU vZaZ
uv
 suy ra: 6.9
5
48
, VUZ 
Với 6.9, VUZ ta không thể xác định ngay được một nguyên tố U hoặc V như trường hợp 
X+. Dựa vào dữ kiện U, V thuộc cùng một nhóm A và thuộc hai chu kì liên tiếp để biện luận. 
 VU ZZZ 6.96.9 U thuộc chu kì 2, V thuộc chu kì 3. 
Ta có: ZV – ZU = 8 
Giải hệ: 
8
48
5



UV
VU
ZZ
vZuZ
vu
Ta biến đổi để chỉ còn một phương trình có 2 ẩn. 
Ta có: u = 5 – v; ZV = ZU + 8 
  ( 5 – v ) ZU + v ( ZU + 8 ) = 48  5 ZU + 8v = 48  ZU = 5
848 v
Vì v nguyên, v 4 ta có bảng: 
v 1 2 3 4 
ZU 8 6,4 4,8 3,2 
Nghiệm phù hợp : 











)(16
4
)(8
1
SZ
u
OZ
v
VU
Vậy Y2- là SO42-. M là (NH4)2SO4: amoni sunfat. 
Tác dụng của bài tập: Vận dụng nhiều kỹ năng biện luận như: dựa vào Z , dựa vào vị 
trí của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn, hệ số các nguyên tố trong ion, hợp chất phải 
là số nguyên. 
Dạng 2. Quy luật biến đổi tính chất của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn 
Bài tập 1. Hãy sắp xếp các hạt vi mô dưới đây theo chiều giảm dần bán kính hạt, giải thích? 
a) Na, Na+, Mg, Mg2+, Al, Al3+, F-, O2- 
b) Rb+ ( Z = 37), Y3+ ( Z = 39 ), Kr ( Z= 36 ), Br- ( Z = 35), Se2- ( Z = 34), Sr2+ ( Z = 38). 
Phân tích và giải: Để so sánh bán kính nguyên tử và các ion phải dựa trên số điện tích hạt 
nhân và số lớp electron. 
Nếu số lớp electron như nhau, khi điện tích hạt nhân tăng, bán kính giảm. 
Với các nguyên tố trong cùng nhóm A, khi số lớp electron tăng, bán kính tăng. 
. 
 - 16 - Trang 
Ở bài tập 2a, ta có cấu hình electron của các nguyên tử và ion. 
Na: 1s22s22p63s1 Na+: 1s22s22p6 Mg: 1s22s22p63s2 Mg2+: 1s22s22p6 
Al: 1s22s22p63s23p1 Al3+: 1s22s22p6 F-, O2-: 1s22s22p6 
Các nguyên tử Na, Mg, Al có cùng số lớp electron, điện tích hạt nhân tăng dần nên bán 
kính nguyên tử giảm dần: Na > Mg > Al. 
Các ion O2-, F-, Na+, Mg2+, Al3+ có cùng số lớp electron, điện tích hạt nhân tăng dần nên 
bán kính nguyên tử O2-> F-> Na+>Mg2+>Al3+. Al có ba lớp electron còn O2- chỉ có hai lớp 
electron nên bán kính của Al > O2-, vậy sắp xếp theo chiều giảm dần bán kính: Na > Mg 
> Al > O2-> F-> Na+>Mg2+>Al3+. 
Bài tập 1b tương tự. 
Tác dụng của bài tập: Học sinh biết cách so sánh bán kính của các nguyên tử và các ion. 
Bài tập 2. Người ta đo được các giá trị I1 của một số nguyên tố thuộc các chu kì nhỏ 
trong bảng tuần hoàn như sau: 
Nguyên tố E F G H I J K L 
Điện tích hạt nhân Z Z+1 Z+2 Z+3 Z+4 Z+5 Z+6 Z+7 
I1 (KJ/mol) 1402 1314 1680 2080 495 738 518 786 
(E, F, G,  không phải là kí hiệu hóa học của nguyên tố). 
a) Nguyên tố nào thuộc nhóm khí hiếm? 
b) Tám nguyên tố trên có thuộc cùng một chu kì trong bảng tuần hoàn không? 
c) Nguyên tố nào thuộc nhóm kim loại kiềm, nguyên tố nào thuộc nhóm halogen? 
d) Tại sao nguyên tố J có giá trị I1 cao hơn nguyên tố I và K ở trước và sau nó? 
Phân tích và giải: Tám nguyên tố có Z liên tục nhau. I1 nói chung tăng dần từ E đến H, 
giảm đột ngột từ H sang I và lại tiếp tuc tăng từ I đến L. Ta thấy các nguyên tố này có Z 
liên tục nhau, lại nằm ở các chu kì nhỏ nên mỗi nguyên tố đều thuộc nhóm A. Nguyên tố 
có năng lượng ion hóa cao nhất là khí hiếm vì khí hiếm có cấu trúc lớp vỏ electron bão 
hòa bền ns2np6. Suy ra H là khí hiếm. Nguyên tố H có cấu hình ns2np6 kết thúc một chu 
kì nên tám nguyên tố trên thuộc hai chu kì liên tiếp (không cùng chu kì). Do đó nguyên tố 
đứng trước H là halogen, nguyên tố đứng kế sau H là kim loại kiềm, tức G là halogen, I 
là kim loại kiềm. Vì I là kim loại kiềm nên J nằm ở nhóm IIA có cấu hình electron lớp vỏ 
ngoài cùng là ns2, phân lớp s bão hòa nên khá bền, do đó năng lượng ion hóa thứ nhất cao 
hơn I (ns1) và K (ns2np1) ở trước và sau nó. 
. 
 - 17 - Trang 
Tác dụng của bài tập: Học sinh biết được sự biến đổi năng lượng ion hóa theo chu kì, 
theo phân nhóm có những trường hợp không theo quy luật thông thường và giải thích 
được một số trường hợp bất thường. 
Bài tập 3. So sánh tính bền, tính axit, tính oxi hóa trong dãy: 
a) HClO, HBrO, HIO b) HClO3, HBrO3, HIO3 
c) HClO4, HBrO4, HIO4 d) HClO, HClO2, HClO3, HClO4 
Phân tích và giải: Tính bền, tính oxi hóa có mối quan hệ mật thiết với nhau. Khi tính bền 
tăng thì tính oxi hóa giảm và ngược lại. 
Bài tập 4a: Tính bền: giảm dần, các axit này đều chỉ tồn tại trong dung dịch loãng, không 
tách ra được ở trạng thái tự do. Tính oxi hóa: Tăng dần trong môi trường axit yếu do độ bền 
phân tử giảm dần. Tuy nhiên, trong môi trường axit mạnh tính oxi hóa lại giảm dần theo 
chiều giảm thế oxi hóa khử: 
 OHCleHHClO 22 2222   E
O = +1,63V 
 OHBreHHBrO 22 2222 
 EO = +1,59V 
 OHIeHHIO 22 2222 
 EO = +1,45V 
Tính axit: giảm dần. Giải thích: dựa vào độ phân cực của liên kết H – O – X, độ âm điện 
của X giảm dần nên độ phân cực của liên kết O – X tăng lên, giảm khả năng phân li liên 
kết O – H trong dung môi phân cực, do đó khả năng phân li H+ giảm, tính axit giảm. Dựa 
vào mật độ điện tích của H – O – X, bán kính của X tăng nên mật độ điện tích dương trên 
X giảm, khả năng liên kết với O-2 giảm, khả năng đẩy H+ giảm, do đó khả năng phân li 
H+ giảm, tính axit giảm. 
Bài tập 4b: Tính bền: Tăng do độ bền số oxi hóa +5 tăng. Axit cloric HClO3 và axit 
bromic HBrO3 chỉ tồn tại trong dung dịch, nồng độ trên 50 % bị phân hủy. 
OHClOHClOHClO 2243 23  OHOBrOHBrO 2223 244  
Axit iodic HIO3 có thể tách ra ở dạng tinh thể không màu bền, đến 250oC tạo ra I2O5. 
Tính oxi hóa: giảm do độ bền tăng. Tính axit: giảm dần (giải thích dựa vào độ phân cực 
của liên kết và mật độ điện tích). 
Bài tập 4c: Tính bền: giảm do khả năng lai hóa sp3 giảm. Tính oxi hóa: tăng do độ bền 
giảm. Tính axit: giảm dần. 
Bài tập 4d: Tính bền: tăng do độ bội liên kết Cl–O tăng, độ dài liên kết giảm. Tính oxi 
hóa: giảm do độ bền tăng. Tính axit: tăng. 
. 
 - 18 - Trang 
Tác dụng của bài tập: Học sinh biết cách suy luận độ bền của các phân tử dựa vào dữ 
kiện thực nghiệm, dựa vào đặc điểm liên kết trong phân tử. Biết được mối liên quan giữa 
độ bền với tính oxi hóa của phân tử. 
Dạng 3. Số oxi hóa của các nguyên tố 
Bài tập 1. Giải thích tại sao Cu, Ag, Au đều cho các số oxi hóa +1, +2, +3 nhưng bền đối 
với Cu là +2, với Ag là +1 và với Au là +3? 
Phân tích và giải: Có thể coi số oxi hóa của nguyên tố được tạo ra ứng với sự nhường 
hay nhận electron của nguyên tử để tạo ra ion có điện tích tương ứng. Do đó số oxi hóa 
bền của nguyên tử phụ thuộc vào khả năng nhường electron và độ bền của ion tương ứng. 
Ta thấy do hiện tượng bão hòa gấp phân mức (n-1)d, do đó cấu hình electron của: 
Cu đáng lẽ là 3d94s2 nhưng thực tế là 3d104s1. Ag đáng lẽ là 4d95s2 nhưng thực tế là 
4d105s1. Au đáng lẽ là 3d96s2 nhưng thực tế là 5d106s1 
Kết quả của sự chuyển 1e ns vào phân mức (n-1)d làm bền thêm phân mức (n-1)d, dẫn 
đến năng lượng phân mức ns và phân mức (n-1)d gần bằng nhau, hay nói cách khác cấu 
hình 18e của lớp vỏ (n-1) không hoàn toàn bền nên khi bị kích thích thì một hoặc hai 
electron ở phân mức (n-1)d có thể tham gia hình thành liên kết hóa học. Do đó Cu, Ag, 
Au đều có số oxi hóa +1 (khi nhường 1electron s nữa), +2 (khi nhường thêm 1electron d), 
+3 (khi nhường thêm 1electron d nữa). 
Số oxi hóa đặc trưng (bền) của Cu là +2, của Ag là +1, của Au là +3 vì: 
Cu: 1 electron s và 1 electron d vừa chuyển từ phân mức 4s vào phân mức 3d (do hiện 
tượng bão hòa gấp phân mức 3d) liên kết yếu hơn với một obitan nguyên tử thuộc phân 
mức 3d, và đồng thời dễ nhường khi cung cấp năng lượng nhỏ, do đó +2 bền. 
Ag: Số oxi hóa +1 bền đặc biệt vì cấu hình 4d10 bền hơn cấu hình 3d10 của Cu, do đã 
được hình thành ở Pd (4d105s0) xếp trước Ag. 
Au: Số oxi hóa +3 bền vì cấu hình 5d10 chưa bền do năng lượng các obitan nguyên tử 5d 
và 6s gần nhau, hiện tượng bão hòa gấp bắt đầu xuất hiện ở Pt xếp trước Au, Pt có cấu 
hình 5d96s1, Au được điền tiếp một electron vào phân mức 5d để có cấu hình 5d106s1. Cả 
3 electron (1 electron trên obitan nguyên tử 6s và 2 electron trên obitan nguyên tử 5d) 
đều liên kết yếu với nguyên tử nên dễ nhường để hình thành liên kết hóa học. 
Tác dụng của bài tập: Học sinh biết khuynh hướng tạo thành các số oxi hóa bền của nguyên 
tử. Biết được nguyên nhân độ bền số oxi hóa của Cu là +2, của Ag là +1, của Au là +3. 
. 
 - 19 - Trang 
Bài tập 2. Các nguyên tố cacbon và chì đều nằm ở nhóm IVA, có số oxi hóa cao nhất là 
+4. Tại sao CO2 có tính oxi hóa yếu còn PbO2 có tính oxi hóa mạnh? 
Phân tích và giải: Số oxi hóa của các nguyên tố trong các nhóm từ IIIA đến VIIA có đặc 
điểm: khi đi từ trên xuống dưới số oxi hóa cao nhất (+a) ngày càng kém bền, số oxi hóa 
thấp [+(a-2)] ngày càng bền dần. 
Đó là do ảnh hưởng của cặp electron trơ ns2. Khi đi từ trên xuống dưới trong nhóm, sự 
chênh lệch năng lượng giữa ns và np càng lớn, do đó khả năng chỉ nhường các electron 
trên np tăng lên thể hiện độ bền số oxi hóa [+(a-2)] ngày càng tăng. 
Do nguyên nhân trên mà số oxi hóa +4 của C bền còn số oxi hóa +4 của Pb kém bền. 
Trong PbO2, Pb dễ dàng thể hiện tính oxi hóa mạnh để chuyển về số oxi hóa +2 bền hơn. 
Tác dụng của bài tập: Học sinh biết được sự thay đổi độ bền số oxi hóa cao nhất của các 
nguyên tố trong nhóm khi đi từ trên xuống. Giải thích được nguyên nhân tính oxi hóa 
mạnh của PbO2. 
 Chương 3: LIÊN KẾT HÓA HỌC 
II.2.3.1. Một số vấn đề lý thuyết cần bồi dưỡng cho học sinh khá, giỏi 
a) Sự kích thích nguyên tử 
Sự kích thích nguyên tử làm tăng số electron độc thân (cấu hình electron nguyên tử C 
trong phân tử CH4) 
Sự kích thích nguyên tử làm tăng thêm số obitan trống (cấu hình electron nguyên tử O 
trong phân tử SO2) 
Cần lưu ý sự kích thích nguyên tử thường chỉ xảy ra giữa các mức năng lượng xấp xỉ 
nhau (giữa các phân lớp trong cùng một lớp). 
b) Độ bội của liên kết cộng hóa trị 
Độ bội của liên kết giữa hai nguyên tử bằng số liên kết giữa chúng, tức là bằng số cặp 
electron giữa hai nguyên tử. Độ bội của liên kết càng lớn thì liên kết càng bền và độ dài 
liên kết càng ngắn. 
c) Cấu tạo cộng hưởng, liên kết  giải tỏa 
Bài tập ion CO 23 ta có thể biểu diễn bằng các công thức cấu tạo sau: 
O
C
O
O
O
C
O
O
O
C
O
O
-
- -
-
-
-
 (a) (b) (c) 
. 
 - 20 - Trang 
Các công thức cấu tạo (a), (b), (c) gọi là các cấu tạo cộng hưởng của CO 23 . 
 Thực nghiệm cho biết trong ion CO 23 các liên kết C–O có độ dài như nhau, góc ở tâm 
đều là 120o, do đó có thể coi cấu tạo của CO 23 là: 
O
C
O
O....
. ..
...
2-
Trong đó liên kết  đã giải tỏa đều trên ba liên kết đơn C–O. 
Sự cộng hưởng các cấu tạo tương đương nhau còn có ở một số trường hợp như: NO 3 , 
PO 34 , SO 24 , SO 23 , C6H6, 
Độ bội của mỗi liên kết trong CO 23 là 3
11 (1/3 là do một liên kết  giải tỏa trên ba liên kết ). 
d) Sự lai hóa các obitan nguyên tử 
Điều kiện lai hóa bền: 
+ Năng lượng các obitan lai hóa thấp và xấp xỉ bằng nhau. 
+ Độ xen phủ của obitan lai hóa với các obitan nguyên tử khác tham gia liên kết phải lớn. 
Khả năng hình thành các trạng thái lai hóa của các nguyên tố trong bảng tuần hoàn: 
+ Trong một chu kì, khả năng giảm dần từ trái sang phải, vì theo chiều đó hiệu các mức 
năng lượng của các obitan tham gia vào sự lai hóa tăng lên. 
+ Trong một nhóm A, khả năng giảm từ trên xuống dưới vì năng lượng các AO hóa trị 
tăng dần, mặt khác, sự tăng bán kính nguyên tử làm tăng độ dài liên kết và do đó sự xen 
phủ của các obitan lai hóa giảm, năng lượng được giải phóng không đủ để bù trừ cho 
năng lượng kích thích. 
Các kiểu lai hóa: 
Ngoài ba kiểu lai hóa sp, sp2, sp3 còn có thêm các kiểu lai hóa sau: 
Lai hóa sp3d (lưỡng chóp tam giác): 1AOs + 3AOp + 1AOd  5AOsp3d 
Lai hóa dsp2 (vuông phẳng): 1AOd + 1AOs + 2AOp  4AOdsp2 
Lai hóa sp3d2 (lưỡng chóp tứ giác): 1AOs + 3AOp + 2Aod  6AOsp3d2 
Dự đoán kiểu lai hóa và cấu trúc hình học của phân tử: 
Khi biết được thứ tự liên kết các nguyên tử trong phân tử có thể dự đoán được kiểu lai hóa 
các AO hóa trị của một nguyên tử X trong phân tử dựa vào tổng số: Số liên kết  của X với 
các nguyên tử xung quanh cộng với số cặp electron hóa trị của X chưa tham gia liên kết (nếu 
tổng số này bằng hai có lai hóa sp, bằng ba có lai hóa sp2, bằng bốn có lai hóa sp3, ). 
. 
 - 21 - Trang 
e) Thuyết về sự đẩy của các cặp electron (mô hình VSEPR) 
Mọi cặp electron liên kết và không liên kết (cặp electron tự do) của lớp ngoài đều cư trú 
thống kê ở cùng khoảng cách đến hạt nhân, trên bề mặt quả cầu mà hạt nhân nằm ở tâm. 
Các cặp electron này sẽ ở vị trí xa nhau nhất để lực đẩy cuả chúng giảm đến cực tiểu. 
Khi giải thích các góc liên kết, cần phải phân biệt sự khác nhau giữa các cặp electron liên 
kết và không liên kết, giữa một liên kết đơn và một liên kết bội, giữa một liên kết có cực 
và liên kết không có cực: Một cặp electron không liên kết chỉ bị hạt nhân của nguyên tử 
trung tâm hút. Nó chiếm một vùng không gian lớn hơn cặp electron liên kết. Chính vì vậy 
tương tác đẩy giữa hai cặp electron không liên kết là lớn hơn cả. Rồi đến tương tác đẩy 
giữa một cặp electron liên kết và một cặp electron không liên kết. Nhỏ nhất là tương tác 
đẩy giữa hai cặp electron liên kết. Như vậy sự có mặt của cặp electron tự do đã gây ra sự 
giảm góc liên kết. 
Ví dụ: 
Phân tử: CH4 NH3 H2O 
Kiểu: AB4Eo AB3E1 AB2E2 
Số cặp e không LK: 0 1 2 
Góc liên kết: 109029’ 107030’ 104050’ 
Nếu nguyên tử trung tâm tạo ra một liên kết đôi và các liên kết đơn thì góc giữa các liên 
kết đơn sẽ thu nhỏ lại, vì mây electron cồng kềnh của liên kết đôi đã buộc các electron 
của liên kết đơn phải xích lại gần nhau. Ví dụ: 
C
H
H
O
1220
116
0
Nếu nguyên tử trung tâm có độ âm điện lớn sẽ kéo mây electron của cặp electron liên kết 
về phía nó nhiều hơn, sẽ đẩy nhau mạnh hơn, làm tăng độ lớn góc liên kết. Nếu phối tử 
có độ âm điện lớn thì sẽ gây tác dụng ngược lại. Ví dụ: 
H F
F
C
OO
N
H
H
F H
N
H
C
Cl Cl107 30'
102 112
0
1160
0 0
f) Liên kết Vandevan 
Tương tác định hướng: Các phân tử phân cực hút lẫn nhau bằng các cực trái dấu của lưỡng 
cực phân tử, nhờ vậy các phân tử này định hướng lại với nhau theo một trật tự xác định, loại 
. 
 - 22 - Trang 
lực hút này được gọi là lực định hướng. Momen lưỡng cực của phân tử càng lớn thì lực định 
hướng càng mạnh. 
g) Liên kết hiđro 
Tương tác tĩnh điện giữa các đầu khác dấu của các vi lưỡng cực: liên kết hiđro sinh ra 
càng mạnh khi nguyên tố liên kết với nó có độ âm điện càng lớn, bởi vậy liên kết hiđro 
chỉ đặc trưng cho hợp chất của H với F, O, N, Cl. 
Điều kiện để tạo thành liên kết hiđro: 
+ Nguyên tử H phải liên kết với một nguyên tử có độ âm điện lớn như: flo, oxi, nitơ,.. 
+ Nguyên tử phi kim tạo liên kết hiđro phải có một (hoặc nhiều) cặp electron không liên kết. 
Ảnh hưởng của liên kết hiđro liên