Hai phân tử, gần như cùng kích thước. Nước và hydro sunfitu. Lưu huỳnh nằm ngay dưới oxy trong Bảng tuần hoàn, vì vậy bạn sẽ mong đợi hai chất này…
English narration · English + 中文 subtitles burned in · Giọng đọc tiếng Anh · phụ đề tiếng Anh + 中文 được ghi trực tiếp
3.1
Electronegativity · Độ âm điện
Syllabus · Chương trình
English
define electronegativity as the power of an atom to attract electrons to itself
explain the factors influencing the electronegativities of the elements in terms of nuclear charge, atomic radius and shielding by inner shells and sub-shells
state and explain the trends in electronegativity across a period and down a group of the Periodic Table
use the differences in Pauling electronegativity values to predict the formation of ionic and covalent bonds (the presence of covalent character in some ionic compounds will not be assessed) (Pauling electronegativity values will be given where necessary)
Tiếng Việt
định nghĩa độ âm điện là sức mạnh của một nguyên tử thu hút electron về phía nó
giải thích các yếu tố ảnh hưởng đến độ âm điện của các nguyên tố dựa trên điện tích hạt nhân, bán kính nguyên tử và hiệu ứng chắn bởi các lớp vỏ bên trong và phân lớp
nêu và giải thích xu hướng biến đổi của độ âm điện theo chiều ngang một chu kỳ và theo chiều dọc một nhóm trong Bảng tuần hoàn
sử dụng sự chênh lệch giữa các giá trị độ âm điện Pauling để dự đoán sự hình thành liên kết ion và liên kết cộng hóa trị (sự hiện diện của tính chất cộng hóa trị trong một số hợp chất ion sẽ không được kiểm tra) (Các giá trị độ âm điện Pauling sẽ được cung cấp khi cần thiết)
Source: Cambridge International syllabus · Nguồn: Chương trình Cambridge International
English
Electronegativity 电负性 is the power of an atom to attract the electrons 电子 in a bond towards itself.
Three factors decide how electronegative an atom is:
nuclear charge 核电荷: more protons pull the bonding electrons more strongly.
atomic radius 原子半径: the closer the bond is to the nucleus, the stronger the pull.
shielding 屏蔽 by inner shells and sub-shells: more inner electrons weaken the pull on the bonding electrons.
So electronegativity rises across a period (more nuclear charge, smaller radius) and falls down a group (larger radius, more shielding). Fluorine is the most electronegative element.
You can use the difference in Pauling electronegativity 鲍林电负性 values to predict the bond type. A large difference gives an ionic bond; a small difference gives a covalent bond.
Tiếng Việt
Độ âm điện là khả năng của một nguyên tử thu hút electron trong liên kết về phía mình.
Ba yếu tố quyết định độ âm điện của một nguyên tử:
Điện tích hạt nhân: càng nhiều proton thì lực kéo electron liên kết càng mạnh.
Bán kính nguyên tử: liên kết càng gần hạt nhân thì lực kéo càng mạnh.
Hiệu ứng chắn của lớp vỏ trong và phân lớp: càng nhiều electron lớp trong thì lực kéo lên electron liên kết càng yếu.
Vì vậy, độ âm điện tăng từ trái sang phải trong chu kỳ (điện tích hạt nhân tăng, bán kính giảm) và giảm từ trên xuống dưới trong nhóm (bán kính tăng, hiệu ứng chắn tăng). Flo là nguyên tố có độ âm điện lớn nhất.
Độ âm điện tăng từ trái sang phải và giảm từ trên xuống dưới, vì vậy氟 là nguyên tố có độ âm điện lớn nhất
Bạn có thể sử dụng sự chênh lệch trong giá trị độ âm điện Pauling để dự đoán loại liên kết. Sự chênh lệch lớn tạo ra liên kết ion; sự chênh lệch nhỏ tạo ra liên kết cộng hóa trị.
define ionic bonding as the electrostatic attraction between oppositely charged ions (positively charged cations and negatively charged anions)
describe ionic bonding including the examples of sodium chloride, magnesium oxide and calcium fluoride
Tiếng Việt
định nghĩa liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu (các cation mang điện tích dương và các anion mang điện tích âm)
mô tả liên kết ion bao gồm các ví dụ như natri clorua, magie oxit và canxi fluorua
Source: Cambridge International syllabus · Nguồn: Chương trình Cambridge International
English
Ionic bonding: electron transfer
Ionic bonding 离子键 is the electrostatic attraction 静电引力 between oppositely charged ions 离子 — positive cations 阳离子 and negative anions 阴离子.
It forms when a metal gives electrons to a non-metal. Good examples are sodium chloride ($\text{NaCl}$), magnesium oxide ($\text{MgO}$) and calcium fluoride ($\text{CaF}_2$). The ions pack into a regular giant lattice 晶格, held together by the attraction in every direction.
Tiếng Việt
Liên kết ion: chuyển giao electron
Liên kết ion là lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu — cation dương và anion âm.
Nó hình thành khi kim loại nhường electron cho phi kim. Các ví dụ điển hình là natri clorua ($\text{NaCl}$), magnesium oxide ($\text{MgO}$) và canxi fluoride ($\text{CaF}_2$). Các ion xếp thành mạng tinh thể khổng lồ đều đặn (mạng), được giữ chặt bởi lực hút theo mọi hướng.
Liên kết ion trong NaCl: natri chuyển một electron lớp ngoài duy nhất cho clo, tạo ra Na$^+$ và Cl$^-$ có cấu hình octet đầy đủMột tinh thể thực tế của muối ăn (halite, NaCl); các hình khối lập phương phản ánh mạng tinh thể ion khổng lồ bên trong
Explore · Khám phá
Forming an ionic bond (NaCl) · Hình thành liên kết ion (NaCl)
Step through it. A metal hands its outer electron to a non-metal; the oppositely charged ions then attract in a giant lattice. · Quy trình từng bước. Một kim loại trao electron lớp ngoài cho phi kim; các ion mang điện tích trái dấu sau đó hút nhau trong mạng tinh thể khổng lồ.
define metallic bonding as the electrostatic attraction between positive metal ions and delocalised electrons
Tiếng Việt
định nghĩa liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện giữa các ion kim loại mang điện tích dương và electron phân tán
Source: Cambridge International syllabus · Nguồn: Chương trình Cambridge International
English
Metallic bonding 金属键 is the electrostatic attraction between positive metal ions and a "sea" of delocalised electrons 离域电子.
The outer electrons are free to move through the whole metal. This explains why metals conduct electricity and are strong.
Tiếng Việt
Liên kết kim loại là lực hút tĩnh điện giữa các ion kim loại mang điện tích dương và "biển" electron tự do.
Các electron lớp ngoài có thể di chuyển tự do khắp toàn bộ kim loại. Điều này giải thích tại sao kim loại dẫn điện và có độ bền cao.
Liên kết kim loại: các ion kim loại mang điện tích dương nằm trong biển electron tự do có thể di chuyển
Explore · Khám phá
Inside a metal — and why it behaves that way · Bên trong kim loại — và tại sao nó có tính chất như vậy
Step through it. Positive ions sit in a shared sea of delocalised electrons. That one picture explains conduction, malleability, and strength. · Quy trình từng bước. Các ion dương nằm trong biển electron tự do chung. Một mô hình duy nhất giải thích khả năng dẫn điện, tính dẻo dai và độ bền.
Covalent and coordinate bonding · Liên kết cộng hóa trị và liên kết phối trí
Syllabus · Chương trình
English
define covalent bonding as electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons (a) describe covalent bonding in molecules including: • hydrogen, $\text{H}_2$ • oxygen, $\text{O}_2$ • nitrogen, $\text{N}_2$ • chlorine, $\text{Cl}_2$ • hydrogen chloride, $\text{HCl}$ • carbon dioxide, $\text{CO}_2$ • ammonia, $\text{NH}_3$ • methane, $\text{CH}_4$ • ethane, $\text{C}_2\text{H}_6$ • ethene, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) understand that elements in period 3 can expand their octet including in the compounds sulfur dioxide, $\text{SO}_2$, phosphorus pentachloride, $\text{PCl}_5$, and sulfur hexafluoride, $\text{SF}_6$ (c) describe coordinate (dative covalent) bonding, including in the reaction between ammonia and hydrogen chloride gases to form the ammonium ion, $\text{NH}_4^+$, and in the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule
(a) describe covalent bonds in terms of orbital overlap giving $\sigma$ and $\pi$ bonds: • $\sigma$ bonds are formed by direct overlap of orbitals between the bonding atoms • $\pi$ bonds are formed by the sideways overlap of adjacent p orbitals above and below the $\sigma$ bond (b) describe how the $\sigma$ and $\pi$ bonds form in molecules including $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ and $\text{N}_2$ (c) use the concept of hybridisation to describe $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ and $\text{sp}^3$ orbitals
(a) define the terms: • bond energy as the energy required to break one mole of a particular covalent bond in the gaseous state • bond length as the internuclear distance of two covalently bonded atoms (b) use bond energy values and the concept of bond length to compare the reactivity of covalent molecules
Tiếng Việt
định nghĩa liên kết cộng hóa trị là lực hút tĩnh điện giữa hạt nhân của hai nguyên tử và một cặp electron chung (a) mô tả liên kết cộng hóa trị trong các phân tử bao gồm: • hiđro, $\text{H}_2$ • oxi, $\text{O}_2$ • nitơ, $\text{N}_2$ • clo, $\text{Cl}_2$ • hiđro clorua, $\text{HCl}$ • cacbon đioxit, $\text{CO}_2$ • amoniac, $\text{NH}_3$ • metan, $\text{CH}_4$ • etan, $\text{C}_2\text{H}_6$ • eten, $\text{C}_2\text{H}_4$ (b) hiểu rằng các nguyên tố thuộc chu kỳ 3 có thể mở rộng bộ tám outermost bao gồm trong các hợp chất lưu huỳnh điôxit, $\text{SO}_2$, photpho pentaclorua, $\text{PCl}_5$, và lưu huỳnh hexafluorua, $\text{SF}_6$ (c) mô tả liên kết phối trí (liên kết cộng hóa trị tọa độ), bao gồm trong phản ứng giữa khí amoniac và khí hiđro clorua để tạo thành ion amoni, $\text{NH}_4^+$, và trong phân tử $\text{Al}_2\text{Cl}_6$
(a) mô tả liên kết cộng hóa trị theo sự chồng chập orbital tạo ra liên kết $\sigma$ và $\pi$: • liên kết $\sigma$ được hình thành do sự chồng chập trực tiếp của orbital giữa các nguyên tử liên kết • liên kết $\pi$ được hình thành do sự chồng chập bên cạnh của các orbital p liền kề phía trên và dưới liên kết $\sigma$ (b) mô tả cách liên kết $\sigma$ và $\pi$ hình thành trong các phân tử bao gồm $\text{H}_2$, $\text{C}_2\text{H}_6$, $\text{C}_2\text{H}_4$, $\text{HCN}$ và $\text{N}_2$ (c) sử dụng khái niệm thủy lai hóa để mô tả orbital $\text{sp}$, $\text{sp}^2$ và $\text{sp}^3$
(a) định nghĩa các thuật ngữ: • năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ một mol liên kết cộng hóa trị cụ thể ở trạng thái khí • chiều dài liên kết là khoảng cách nội hạt nhân giữa hai nguyên tử liên kết cộng hóa trị (b) sử dụng giá trị năng lượng liên kết và khái niệm chiều dài liên kết để so sánh độ phản ứng của các phân tử cộng hóa trị
Source: Cambridge International syllabus · Nguồn: Chương trình Cambridge International
English
Covalent bonding: a shared pair
Covalent bonding 共价键 is the electrostatic attraction between the nuclei of two atoms and a shared pair of electrons.
Simple molecules with covalent bonds include $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ and $\text{C}_2\text{H}_4$. A double bond shares two pairs; a triple bond (as in $\text{N}_2$) shares three pairs.
Atoms in Period 3 and below can expand the octet 扩展八隅体 — hold more than eight electrons in their outer shell. Examples are $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ and $\text{SF}_6$.
A coordinate bond 配位键 (also called a dative covalent bond) is a covalent bond where both shared electrons come from the same atom. For example, when ammonia and hydrogen chloride gases meet, the lone pair on the nitrogen forms a coordinate bond to $\text{H}^+$, making the ammonium ion $\text{NH}_4^+$. Coordinate bonds also join the two halves of the $\text{Al}_2\text{Cl}_6$ molecule.
Sigma and pi bonds
Covalent bonds form when orbitals 轨道 overlap:
a sigma bond σ键 forms by the direct, head-on overlap 重叠 of orbitals between the two atoms.
a pi bond π键 forms by the sideways overlap of two p orbitals, above and below the sigma bond.
A single bond is one sigma bond. A double bond (as in $\text{C}_2\text{H}_4$) is one sigma plus one pi bond. A triple bond (as in $\text{N}_2$ and $\text{HCN}$) is one sigma plus two pi bonds.
Hybridisation
Hybridisation 杂化 mixes orbitals in the same shell to make new, equal orbitals for bonding:
$\text{sp}$: two equal orbitals, used in a linear molecule.
$\text{sp}^2$: three equal orbitals, used in a flat molecule like $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: four equal orbitals, used in $\text{CH}_4$.
Bond energy and bond length
bond energy 键能 is the energy needed to break one mole of a particular covalent bond in the gas state.
bond length 键长 is the distance between the centres of the two bonded atoms.
A shorter bond is usually stronger (higher bond energy). Triple bonds are shorter and stronger than double bonds, which are shorter and stronger than single bonds. Stronger bonds make a molecule harder to react.
Tiếng Việt
Liên kết cộng hóa trị: cặp electron chia sẻ
Liên kết cộng hóa trị là lực hút tĩnh điện giữa hạt nhân của hai nguyên tử và một cặp electron chia sẻ.
Các phân tử đơn giản có liên kết cộng hóa trị bao gồm $\text{H}_2$, $\text{O}_2$, $\text{N}_2$, $\text{Cl}_2$, $\text{HCl}$, $\text{CO}_2$, $\text{NH}_3$, $\text{CH}_4$, $\text{C}_2\text{H}_6$ và $\text{C}_2\text{H}_4$. Một liên kết đôi chia sẻ hai cặp electron; một liên kết ba (như trong $\text{N}_2$) chia sẻ ba cặp.
Các nguyên tử ở Chu kỳ 3 trở xuống có thể mở rộng octet — giữ hơn tám electron ở lớp vỏ ngoài. Các ví dụ là $\text{SO}_2$, $\text{PCl}_5$ và $\text{SF}_6$.
Một liên kết phối trí (còn gọi là liên kết cộng hóa trị cho - nhận) là liên kết cộng hóa trị mà cả hai electron chia sẻ đều đến từ cùng một nguyên tử. Ví dụ, khi khí amoniac và khí hydro clorua gặp nhau, cặp electron tự do trên nitơ tạo thành liên kết phối trí với $\text{H}^+$, tạo ra ion amoni $\text{NH}_4^+$. Liên kết phối trí cũng nối hai phần của phân tử $\text{Al}_2\text{Cl}_6$.
Liên kết phối trí (cho - nhận): cặp electron tự do của nitơ tạo thành liên kết N–H thứ tư, cả hai electron đều đến từ N
Liên kết sigma và pi
Các liên kết cộng hóa trị hình thành khi orbital xen phủ:
một liên kết sigma σ hình thành do sự xen phủ trực tiếp, đầu-đầu của orbital giữa hai nguyên tử.
một liên kết pi π hình thành do sự xen phủ ngang của hai orbital p, phía trên và dưới liên kết sigma.
Một liên kết đơn là một liên kết sigma. Một liên kết đôi (như trong $\text{C}_2\text{H}_4$) là một sigma cộng một pi. Một liên kết ba (như trong $\text{N}_2$ và $\text{HCN}$) là một sigma cộng hai pi.
Một liên kết $\sigma$ hình thành do sự xen phủ trực tiếp đầu-đầu; một liên kết $\pi$ hình thành do sự xen phủ ngang của hai orbital p, phía trên và dưới
lai hóa
Lai hóa trộn lẫn các orbital trong cùng một lớp vỏ để tạo ra các orbital mới, đồng đẳng dùng cho liên kết:
$\text{sp}$: hai orbital đồng đẳng, dùng trong phân tử đường thẳng.
$\text{sp}^2$: ba orbital đồng đẳng, dùng trong phân tử phẳng như $\text{C}_2\text{H}_4$.
$\text{sp}^3$: bốn orbital đồng đẳng, dùng trong $\text{CH}_4$.
Năng lượng liên kết và độ dài liên kết
năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ một mol một loại liên kết cộng hóa trị cụ thể ở trạng thái khí.
độ dài liên kết là khoảng cách giữa tâm của hai nguyên tử liên kết.
Liên kết ngắn hơn thường mạnh hơn (năng lượng liên kết cao hơn). Liên kết ba ngắn và mạnh hơn liên kết đôi, mà lại ngắn và mạnh hơn liên kết đơn. Các liên kết mạnh làm cho phân tử khó phản ứng hơn.
Explore · Khám phá
Sharing a pair of electrons · Chia sẻ một cặp electron
Step through a covalent bond: two atoms overlap and share a pair so each reaches a full shell — when the two pull equally the bond is non-polar. · Quy trình hình thành liên kết cộng hóa trị: hai nguyên tử chồng lấn nhau và chia sẻ một cặp electron để mỗi nguyên tử đều đạt cấu hình vỏ ngoài đầy đủ — khi cả hai hút lực như nhau thì liên kết không phân cực.
Explore · Khám phá
Covalent bonding (sharing) · Liên kết cộng hóa trị (chia sẻ)
Two non-metal atoms overlap and share a pair of electrons — counted for both — so each reaches a full outer shell. O₂ shares two pairs (a double bond). · Hai nguyên tử phi kim chồng lấn và chia sẻ một cặp electron — được tính cho cả hai — nên mỗi nguyên tử đạt vỏ ngoài đầy đủ. O₂ chia sẻ hai cặp (liên kết đôi).
state and explain the shapes of, and bond angles in, molecules by using VSEPR theory, including as simple examples: • $\text{BF}_3$ (trigonal planar, 120°) • $\text{CO}_2$ (linear, 180°) • $\text{CH}_4$ (tetrahedral, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (pyramidal, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (non-linear, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (octahedral, 90°) • $\text{PF}_5$ (trigonal bipyramidal, 120° and 90°)
predict the shapes of, and bond angles in, molecules and ions analogous to those specified in 3.5.1
Tiếng Việt
nêu và giải thích hình dạng, cũng như góc liên kết của các phân tử bằng cách sử dụng lý thuyết VSEPR, bao gồm các ví dụ đơn giản sau: • $\text{BF}_3$ (phẳng tam giác, 120°) • $\text{CO}_2$ (đường thẳng, 180°) • $\text{CH}_4$ (tứ diện, 109.5°) • $\text{NH}_3$ (chóp tam giác, 107°) • $\text{H}_2\text{O}$ (không đường thẳng, 104.5°) • $\text{SF}_6$ (bát diện, 90°) • $\text{PF}_5$ (tam giác lưỡng chóp, 120° và 90°)
dự đoán hình dạng và góc liên kết của các phân tử và ion tương tự như những cái đã chỉ ra trong mục 3.5.1
Source: Cambridge International syllabus · Nguồn: Chương trình Cambridge International
English
To work out a shape, use VSEPR theory 价层电子对互斥理论: the pairs of electrons around the central atom push apart as far as possible, because like charges repel.
A lone pair 孤对电子 (not in a bond) pushes more strongly than a bonding pair 成键电子对. Each lone pair squeezes the bond angle 键角 by about $2.5°$.
Molecule
Shape
Bond angle
$\text{CO}_2$
linear 直线形
$180°$
$\text{BF}_3$
trigonal planar 平面三角形
$120°$
$\text{CH}_4$
tetrahedral 四面体形
$109.5°$
$\text{NH}_3$
pyramidal 三角锥形
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
bent 角形
$104.5°$
$\text{PF}_5$
trigonal bipyramidal 三角双锥形
$120°$ and $90°$
$\text{SF}_6$
octahedral 八面体形
$90°$
$\text{NH}_3$ has one lone pair and $\text{H}_2\text{O}$ has two, which is why their angles drop below the $109.5°$ of $\text{CH}_4$. You can predict the shapes of similar molecules and ions in the same way.
Worked example. Predict the shape and bond angle of $\text{NH}_3$ and of $\text{H}_2\text{O}$. Nitrogen has 5 outer electrons and forms 3 bonds, leaving 3 bonding pairs and 1 lone pair - four pairs in total, so they start from the tetrahedral $109.5°$. The lone pair repels more strongly and squeezes the angle by about $2.5°$, giving a pyramidal shape at about $107°$. Oxygen forms 2 bonds and keeps 2 lone pairs: still four pairs, but now two squeezes, so the shape is bent at about $104.5°$. Count all the pairs to fix the basic geometry, subtract $2.5°$ for each lone pair, and name the shape from the atoms - $\text{NH}_3$ has four pairs but is pyramidal, not tetrahedral.
Tiếng Việt
Mô hình phân tử cho thấy hình dạng ba chiều của một phân tử cộng hóa trị.
Để xác định hình dạng, hãy sử dụng thuyết VSEPR: các cặp electron xung quanh nguyên tử trung tâm đẩy nhau xa nhất có thể, vì các điện tích giống nhau sẽ đẩy nhau.
Một cặp electron tự do (không tham gia liên kết) đẩy mạnh hơn cặp liên kết. Mỗi cặp electron tự do nén góc liên kết đi khoảng $2.5°$.
Phân tử
Hình dạng
Góc liên kết
$\text{CO}_2$
đường thẳng
$180°$
$\text{BF}_3$
phẳng tam giác
$120°$
$\text{CH}_4$
tứ diện
$109.5°$
$\text{NH}_3$
chóp tam giác
$107°$
$\text{H}_2\text{O}$
gập khúc
$104.5°$
$\text{PF}_5$
bipyramid tam giác
$120°$ và $90°$
$\text{SF}_6$
b bát diện
$90°$
$\text{NH}_3$ có một cặp electron tự do và $\text{H}_2\text{O}$ có hai, đó là lý do tại sao góc của chúng giảm xuống dưới $109.5°$ của $\text{CH}_4$. Bạn có thể dự đoán hình dạng của các phân tử và ion tương tự theo cách này.
Bảy hình dạng từ thuyết VSEPR; các cặp electron tự do trên NH$_3$ và H$_2$O đẩy mạnh hơn, nén góc liên kết xuống dưới $109.5°$
Ví dụ đã giải. Dự đoán hình dạng và góc liên kết của $\text{NH}_3$ và của $\text{H}_2\text{O}$. Nitơ có 5 electron lớp ngoài và tạo 3 liên kết, để lại 3 cặp liên kết và 1 cặp electron tự do - tổng cộng bốn cặp, nên chúng bắt đầu từ $109.5°$ tứ diện. Cặp electron tự do đẩy mạnh hơn và nén góc đi khoảng $2.5°$, tạo ra hình dạng chóp tam giác ở khoảng $107°$. Oxy tạo 2 liên kết và giữ 2 cặp electron tự do: vẫn là bốn cặp, nhưng giờ có hai cặp nén, nên hình dạng là gập khúc ở khoảng $104.5°$. Đếm tất cả các cặp để xác định hình học cơ bản, trừ $2.5°$ cho mỗi cặp electron tự do, và đặt tên hình dạng dựa vào các nguyên tử - $\text{NH}_3$ có bốn cặp nhưng là chóp tam giác, không phải tứ diện.
Explore · Khám phá
Shape from bonding and lone pairs · Hình dạng từ cặp liên kết và cặp tự do
Count the bonding pairs and lone pairs around the central atom; they repel into the shape with least strain. Three bonds and one lone pair give a pyramid, like ammonia (NH3). · Đếm các cặp liên kết và cặp tự do quanh nguyên tử trung tâm; chúng đẩy nhau tạo hình có độ căng ít nhất. Ba liên kết và một cặp tự do tạo thành hình chóp, như amoniac (NH3).
Explore · Khám phá
Predicting molecular shape · Dự đoán hình dạng phân tử
Set the bonding and lone pairs. Electron pairs repel and spread out as far apart as possible — that fixes the shape and bond angle. · Đặt các cặp liên kết và cặp electron không tham gia liên kết. Các cặp electron lục lọi nhau và phân tán xa nhất có thể — điều này cố định hình dạng và góc liên kết.
3.6
Intermolecular forces · Lực liên phân tử
Syllabus · Chương trình
English
(a) describe hydrogen bonding, limited to molecules containing N–H and O–H groups, including ammonia and water as simple examples (b) use the concept of hydrogen bonding to explain the anomalous properties of $\text{H}_2\text{O}$ (ice and water): • its relatively high melting and boiling points • its relatively high surface tension • the density of the solid ice compared with the liquid water
use the concept of electronegativity to explain bond polarity and dipole moments of molecules
(a) describe van der Waals’ forces as the intermolecular forces between molecular entities other than those due to bond formation, and use the term van der Waals’ forces as a generic term to describe all intermolecular forces (b) describe the types of van der Waals’ forces: • instantaneous dipole–induced dipole (id-id) forces, also called London dispersion forces • permanent dipole–permanent dipole (pd-pd) forces, including hydrogen bonding (c) describe hydrogen bonding and understand that hydrogen bonding is a special case of permanent dipole–permanent dipole forces between molecules where hydrogen is bonded to a highly electronegative atom
state that, in general, ionic, covalent and metallic bonding are stronger than intermolecular forces
Tiếng Việt
(a) mô tả liên kết hydro, giới hạn ở các phân tử chứa nhóm N–H và O–H, bao gồm ammonia và nước như các ví dụ đơn giản (b) sử dụng khái niệm liên kết hydro để giải thích các tính chất bất thường của $\text{H}_2\text{O}$ (nước đá và nước lỏng): • nhiệt độ nóng chảy và sôi tương đối cao của nó • sức căng bề mặt tương đối cao • mật độ của băng rắn so với nước lỏng
sử dụng khái niệm độ âm điện để giải thích tính phân cực liên kết và momen dipole của các phân tử
(a) mô tả lực van der Waals là lực liên phân tử giữa các thực thể phân tử khác không phải là lực do hình thành liên kết, và sử dụng thuật ngữ lực van der Waals như một thuật ngữ chung để mô tả tất cả các lực liên phân tử (b) mô tả các loại lực van der Waals: • lực dipole tức thời – dipole cảm ứng (id-id), còn gọi là lực phân tán London • lực dipole vĩnh cửu – dipole vĩnh cửu (pd-pd), bao gồm liên kết hydro (c) mô tả liên kết hydro và hiểu rằng liên kết hydro là một trường hợp đặc biệt của lực dipole vĩnh cửu – dipole vĩnh cửu giữa các phân tử mà tại đó hydro liên kết với một nguyên tố có độ âm điện cao
nêu rằng, nói chung, liên kết ion, liên kết cộng hóa trị và liên kết kim loại mạnh hơn lực liên phân tử
Source: Cambridge International syllabus · Nguồn: Chương trình Cambridge International
English
Intermolecular forces 分子间作用力 are the forces betweenmolecules 分子. They are much weaker than the ionic, covalent and metallic bonding inside substances.
Bond polarity and dipoles
When two atoms with different electronegativity share a bond, the electrons sit closer to the more electronegative atom. The bond then has a polarity 极性: one end is slightly negative ($\delta-$) and the other slightly positive ($\delta+$). This separation of charge is a dipole 偶极.
If the dipoles in a molecule do not cancel, the whole molecule has a dipole moment 偶极矩 and is polar. If they cancel by symmetry (as in $\text{CO}_2$), the molecule is non-polar.
Van der Waals' forces
Van der Waals' forces 范德华力 is the general name for all intermolecular forces. There are two main types.
The first type is the instantaneous dipole–induced dipole force, also called the London dispersion force 伦敦色散力. Moving electrons make a brief instantaneous dipole 瞬时偶极, which then creates a matching induced dipole 诱导偶极 in a nearby molecule. These forces act between all molecules and get stronger when there are more electrons.
The second type is the permanent dipole–permanent dipole force. It acts between molecules that are always polar, because each one has a permanent dipole 永久偶极.
Hydrogen bonding
Hydrogen bonding 氢键 is a strong, special case of permanent dipole forces. It forms when hydrogen is bonded to a very electronegative atom — nitrogen, oxygen or fluorine — and is attracted to a lone pair on an N, O or F atom in a neighbour. Look for N–H and O–H groups, as in ammonia and water.
Hydrogen bonding explains the strange behaviour of water:
its high melting and boiling point 沸点, because many hydrogen bonds must be broken.
its high surface tension 表面张力.
ice is less dense than liquid water, because hydrogen bonds hold the molecules in an open, spread-out structure, so ice floats.
Tiếng Việt
Lực liên phân tử là các lực giữaphân tử. Chúng yếu hơn nhiều so với liên kết ion, cộng hóa trị và kim loại bên trong chất.
Độ phân cực của liên kết và dipole
Khi hai nguyên tử có độ âm điện khác nhau chia sẻ một liên kết, electron sẽ nằm gần nguyên tử có độ âm điện lớn hơn hơn. Liên kết đó sẽ có độ phân cực: một đầu hơi âm ($\delta-$) và đầu kia hơi dương ($\delta+$). Sự tách biệt điện tích này tạo thành một dipole.
Nếu các dipole trong một phân tử không triệt tiêu lẫn nhau, toàn bộ phân tử sẽ có momen dipole và mang tính phân cực. Nếu chúng triệt tiêu do đối xứng (như trong $\text{CO}_2$), phân tử đó không phân cực.
Lực Van der Waals
Lực Van der Waals là tên gọi chung cho tất cả các lực liên phân tử. Có hai loại chính.
Loại đầu tiên là lực dipole tức thời – dipole cảm ứng, còn gọi là lực phân tán London. Các electron chuyển động tạo ra một dipole tức thời ngắn gọn, sau đó tạo ra một dipole cảm ứng tương ứng trong phân tử lân cận. Những lực này tác dụng giữa mọi phân tử và trở nên mạnh hơn khi có nhiều electron hơn.
Lực London: một dipole tạm thời ở một phân tử cảm ứng dipole ở phân tử lân cận, khiến chúng hút nhau — lực này tác dụng giữa mọi phân tử
Loại thứ hai là lực dipole vĩnh cửu – dipole vĩnh cửu. Nó tác dụng giữa các phân tử luôn mang tính phân cực, vì mỗi phân tử đều có một dipole vĩnh cửu.
Liên kết hydro
Liên kết hydro là một trường hợp đặc biệt, mạnh mẽ của lực dipole vĩnh cửu. Nó hình thành khi hydrogen liên kết với một nguyên tử có độ âm điện rất lớn — nitơ, oxi hay flo — và bị hút vào cặp electron tự do trên một nguyên tử N, O hoặc F của phân tử lân cận. Hãy tìm các nhóm N–H và O–H, như trong amoniac và nước.
Liên kết hydro trong nước: một $\delta+$ hydrogen bị hút vào cặp electron tự do trên $\delta-$ oxi của phân tử lân cận
Liên kết hydro giải thích những hành vi kỳ lạ của nước:
điểm nóng chảy và điểm sôi cao, vì cần phá vỡ rất nhiều liên kết hydro.
sức căng bề mặt cao.
băng nhỏ hơn mật độ so với nước lỏng, vì liên kết hydro giữ các phân tử ở cấu trúc mở, rộng rãi, khiến băng nổi lên.
Explore · Khám phá
Polarity and intermolecular forces lab · Thí nghiệm về tính cực và lực phân tử
Classify molecules by the feature that controls attractions. · Phân loại phân tử theo đặc điểm kiểm soát lực hút.
Explore · Khám phá
Why hydrogen bonds make water special · Tại sao liên kết hydro khiến nước đặc biệt
Step through it. One weak-but-strong force — the hydrogen bond — explains water's high boiling point, why ice floats, and why it dissolves so much. · Hãy xem xét từng bước. Một lực yếu nhưng mạnh — liên kết hydro — giải thích điểm sôi cao của nước, tại sao băng nổi, và tại sao nó hòa tan được nhiều chất.
London dispersion forces/ˈlʌndn dɪˈspɜːʃn ˈfɔːsɪz/
lực phân tán London
instantaneous dipole/ˌɪnstənˈteɪnɪəs ˈdaɪpəʊl/
lưỡng cực tức thời
induced dipole/ɪnˈdjuːst ˈdaɪpəʊl/
lưỡng cực cảm ứng
permanent dipole/ˈpɜːmənənt ˈdaɪpəʊl/
lưỡng cực vĩnh viễn
hydrogen bonding/ˈhaɪdrədʒn ˈbɒndɪŋ/
liên kết hydro
boiling point/ˈbɔɪlɪŋ pɔɪnt/
điểm sôi
surface tension/ˈsɜːfɪs ˈtenʃn/
sức căng bề mặt
dot-and-cross diagram/dɒt ænd krɒs ˈdaɪəɡræm/
sơ đồ chấm và dấu X
3.7
Dot-and-cross diagrams · Sơ đồ chấm và dấu X
Syllabus · Chương trình
English
use dot-and-cross diagrams to illustrate ionic, covalent and coordinate bonding including the representation of any compounds stated in 3.4 and 3.5 (dot-and-cross diagrams may include species with atoms which have an expanded octet or species with an odd number of electrons)
Tiếng Việt
sử dụng sơ đồ chấm và dấu chéo để minh họa liên kết ion, liên kết cộng hóa trị và liên kết phối trí, bao gồm biểu diễn bất kỳ hợp chất nào được nêu trong mục 3.4 và 3.5 (sơ đồ chấm và dấu chéo có thể bao gồm các loài có nguyên tử có lớp vỏ ngoài mở rộng hoặc các loài có số lượng electron lẻ)
Source: Cambridge International syllabus · Nguồn: Chương trình Cambridge International
English
A dot-and-cross diagram 点叉图 shows the outer electrons of each atom, using dots for one atom and crosses for the other. This makes it clear where each bonding electron came from. You can draw them for ionic, covalent and coordinate bonding, including molecules with an expanded octet or an odd number of electrons.
Tiếng Việt
Một sơ đồ chấm và dấu X thể hiện các electron lớp ngoài cùng của mỗi nguyên tử, dùng chấm cho một nguyên tử và dấu X cho nguyên tử kia. Điều này giúp rõ ràng electron liên kết đến từ đâu. Bạn có thể vẽ sơ đồ này cho liên kết ion, cộng hóa trị và liên kết phối trí, bao gồm cả phân tử có octet mở rộng hoặc số lượng electron lẻ.
Sơ đồ chấm và dấu X cộng hóa trị: mỗi cặp chia sẻ là một electron từ mỗi nguyên tử. Nước có hai cặp liên kết và hai cặp electron tự do; nitơ chia sẻ ba cặp (liên kết ba)
3.7
Exam tips · Mẹo làm bài thi
English
For shapes, count bonding pairs and lone pairs, name the shape, then give the exact bond angle (e.g. $\text{NH}_3$: pyramidal, $107^\circ$) — each lone pair lowers the angle by about $2.5^\circ$.
A dative (coordinate) bond has both electrons from one atom (e.g. $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); draw the arrow from the lone pair.
Name the intermolecular force precisely: hydrogen bonding needs H bonded to N, O or F; otherwise it is permanent-dipole or induced-dipole (van der Waals). Never call van der Waals forces "bonds".
Explain a physical property by stating which forces are broken, not just "strong bonds".
Tiếng Việt
Đối với hình dạng, đếm số cặp liên kết và cặp electron tự do, đặt tên hình dạng, rồi给出 góc liên kết chính xác (ví dụ: $\text{NH}_3$: hình chóp, $107^\circ$) — mỗi cặp electron tự do làm giảm góc khoảng $2.5^\circ$.
Một liên kết cho - nhận (phối trí) có cả hai electron đến từ một nguyên tử (ví dụ: $\text{NH}_4^+$, $\text{H}_3\text{O}^+$); hãy vẽ mũi tên từ cặp electron tự do.
Đặt tên chính xác lực liên phân tử: liên kết hydro yêu cầu H liên kết với N, O hoặc F; nếu không thì là lực dipole vĩnh cửu hoặc dipole cảm ứng (Van der Waals). Tuyệt đối không gọi lực Van der Waals là "liên kết".
Giải thích một tính chất vật lý bằng cách nêu các lực nào bị phá vỡ, không chỉ nói "liên kết mạnh".
Interactive lessons on this topic · Bài học tương tác về chủ đề này
Work through it step by step, with instant-check exercises. · Làm theo từng bước, kèm theo bài tập kiểm tra ngay lập tức.
Pick one and the site follows you — notes, papers, videos and practice all open on it. · Chọn một môn và trang sẽ điều hướng theo — ghi chú, tài liệu, video và bài tập đều mở ở đó.
Type to search notes, lessons, code, vocabulary and past-paper questions across every subject. · Nhập để tìm ghi chú, bài học, mã, từ vựng và câu hỏi đề thi cũ trên mọi môn học.
