Đang tải... (xem toàn văn)
Thảo luận hóa vô cơ Các loại lực lên kết gồm các nội dung chính như: Tổng quan về liên kết hóa học: bản chất, đặc trưng và phân loại liên kết hóa học, các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa học, bao gồm: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydro, kiên kết Val der Waals và liên kết kim loại.
KHOA HĨA LÝ KỸ THUẬT BỘ MƠN CƠNG NGHỆ HĨA HỌC ****************** THẢO LUẬN HĨA VƠ CƠ Chủ đề: Các loại lực lên kết MỤC LỤC DANH MỤC CÁC BẢNG DANH MỤC CÁC HÌNH VẼ MỞ ĐẦU Chất được tạo nên từ các phần tử nhỏ bé nhất là phân tử, các phân tử tạo nên từ tập hợp nguyên tử loại khác loại, chúng được gắn kết với nhau bằng năng lượng. Vì vậy, nghiên cứu về một chất chính là nghiên cứu các mối liên kết giữa các phân tử và ngun tử, cụ thể là nghiên cứu về lực liên kết hóa học giữa các ngun tử, phân tử trong chất đó Các lực liên kết hóa học giữ cho các ngun tử cùng nhau trong các phân tử hay các tinh thể do đó ảnh hưởng tới lý tính và hóa tính của chất. Vậy nên hiểu bản chất các lực liên kết hóa học là cơ sở để giải thích nhiều hiện tượng và tiến hành các nghiên cứu chun sâu, điều đó có ý nghĩa và tầm quan trọng rất lớn trong học tập và nghiên cứu hóa học Nhận thức được tầm quan trọng đó, trong bài báo cáo thảo luận mang chủ đề các lực liên kết hóa học, các tác giả đã cố gắng thực hiện nghiên cứu các nội dung chính như sau: 1. Tổng quan về liên kết hóa học: bản chất, đặc trưng và phân loại liên kết hóa học. 2. Các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa học, bao gồm: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydro, kiên kết Val der Waals và liên kết kim loại Các tác giả đã cố gắng tìm tòi học hỏi và làm việc nghiêm túc nhưng sẽ khó tránh khỏi những thiếu sót, vậy nên nhóm nghiên cứu rất mong nhận được ý kiến bổ sung, đóng góp từ thầy giáo và các bạn để chúng ta nắm đúng và vững kiến thức hơn, đồng thời xây dựng nội dung bài thảo luận được hồn thiện Xin chân thành cảm ơn! CHƯƠNG 1. TỔNG QUAN VỀ LIÊN KẾT HĨA HỌC 1.1. Bản chất của liên kết hóa học Liên kết hóa học có bản chất điện, vì cơ sở tồn tại của mọi liên kết hóa học là lực tương tác của các hạt mang điện là hạt nhân ngun tử và electron Electron thực hiện liên kết hóa học trong mọi trường hợp chủ yếu là các electron của những phân lớp ngồi cùng: ns, np, (n1)d, (n2)f, được gọi là electron hóa trị 1.2 Đặc trưng của liên kết hóa học 1.2.1 Độ dài liên kết Độ dài liên kết được xác định bởi khoảng cách giữa 2 hạt nhân của hai ngun tử tham gia liên kết, nếu các ngun tử tham gia liên kết như nhau, thì liên kết càng bền khi độ dài liên kết càng bé Bảng 1.1. Độ dài liên kết của một số chất Liên kết HF HCl HBr HI F2 Cl2 Br2 I2 N2 O2 CO Na2 d() 0,92 1,28 1,42 1,62 1,42 1,99 2,28 2,68 1,1 1,21 1,28 3,08 Cơng thức tính gần đúng độ dài liên kết: Khi các ngun tử có độ âm điện gần bằng nhau: dAB= rArB Trong đó: dAB: Độ dài liên kết giữa 2 ngun tử A và B rA, rB: bán kính ngun tử A và B Khi độ âm điện khác nhau nhiều: dAB =rA+rB – 0,09|XAXB| Hình 1.1. Độ dài liên kết trong phân tử NaCl và MgO * Độ dài liên kết phụ thuộc vào: Kiểu liên kết, độ bội liên kết: nếu độ bội liên kết tăng thì độ dài liên kết giảm Năng lượng liên kết: nếu năng lượng liên kết cao thì độ dài liên kết nhỏ Trạng thái hóa trị của các ngun tố, độ bền hợp chất Độ dài liên kết có thể xác định chính xác bằng thực nghiệm nhờ các phương pháp vật lí hiện đại: nhiễu xạ Rownghen, quang phỏ phân tử… Còn tính tốn lý thuyết chỉ cho độ chính xác tương đối 1.2.2 Góc liên kết Góc liên kết là góc tạo bởi 2 nửa đường thẳng xuất phát từ hạt nhân của một ngun tử và đi qua hạt nhân của 2 ngun tử khác liên kết trực tiếp với ngun tử trên. Góc hóa trị phụ thuộc vào bản chất ngun tử tương tác, cấu hình khơng gian của phân tử. Bảng 1.2. Góc liên kết trong một số hợp chất Hợ p chấ t H2O CH4 BF3 BeF2 Góc HOH HCH FBF FBeF Giá trị (độ) 104o30' 109,5o 120o 180o 1.2.3 Bậc liên kết Bậc liên kết là số liên kết tạo thành giữa 2 ngun tử tương tác trực tiếp với nhau. Đối với liên kết cộng hóa trị thì bậc liên kết được xác định bởi số cặp electron tham gia liên kết giữa hai ngun tử Liên kết đơn có bậc liên kết bằng 1, liên kết đơi có bậc liên kết bằng 2 và liên kết 3 có bậc liên kết bằng 3. Đối với các hệ liên hợp, bậc liên kết khơng phải là số ngun mà là số thập phân Bậc liên kết càng lớn thì liên kết càng bền VD: trong Benzen bậc liên kết CC là 1,5 1.2.4 Năng lượng liên kết Năng lượng của một liên kết hố học là năng lượng cần thiết để phá vỡ hoặc tạo thành liên kết của 1 mol ngun tử ở thể khí Ví dụ: Năng lượng của liên kết (HH) trong phân tử H2 chính là hiệu ứng nhiệt của q trình: H2 (k) → H (k) + H (k), ∆H = 104,2 kcal/mol Hiệu ứng nhiệt phản ứng bằng hiểu của tổng năng lượng liên kết của chất tham gia phản ứng với tổng năng lượng liên kết của sản phẩm Năng lượng liên kết đặc trưng cho độ bền của liên kết, năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền Năng lượng liên kết phụ thuộc vào độ dài liên kết, độ bội liên kết, độ bền liên kết Bảng 1.3. Năng liên kết trong một số hợp chất Hợp chất Liên kết O2 H2O2 N2 BeF2 10 Độ dài liên kết (pm) Năng lượng liên kết (kJ/mol) 121 148 110 145 498 213 945 145 1.2.5 Momem lưỡng cực của liên kết Trong ngun tử, các electron bao quanh hạt nhân được phân bố tồn tồn đối xứng khắp mọi phía nên trọng tâm của các điện tích trùng với tâm của hạt nhân (trọng tâm của điện tích dương). Trong phân tử, trọng tâm của các điện tích âm và dương có thể trùng nhau hoặc khơng trùng nhau Nếu trọng tâm điện tích âm và trọng tấm điện tích âm trong phân tử trùng nhau ta có phân tử khơng phân cực. Ví dụ: Phân tử H2, N2, F2 … Nếu trọng tâm điện tích âm và dương khơng trùng nhau thì ta có phân tử phân cực. Lúc này phân tử có một mơmen lưỡng cực, ký hiệu là µ, có đơn vị đo là Debye (D). Ví dụ: Phân tử HCl Momem lưỡng cực là đại lượng vector, chiều quy ước từ trọng tâm từ điện tích dương sang điện tích âm Mơmen lưỡng cực phân tử xác định thực nghiệm, mơmen lưỡng cực của phân tử cộng hố trí nằm trong khoảng 0 4D và của các phân tử ion nằm trong khoảng 4 11D 18 Liên kết δ: Liên kết này ít gặp, đó là liên kết suất hiện do sự xen phủ của các orbital d b) Luận điểm cơ bản: Trong phân tử các electron vẫn chuyển động trên các AO Mỗi liên kết cộng hố trị được tạo thành do sự ghép đơi 2 electron độc thân có spin trái dấu của 2 ngun tử khác nhau tương tác với nhau, cặp electron này được xem như chung cho cả 2 ngun tử Khi đó xảy ra sự xen phủ giữa 2 đám mây electron liên kết, sự xen phủ càng mạnh thì liên kết càng bền Liên kết được phân bố theo phương mà tại đó sự xen phủ lẫn nhau giữa các AO tham gia liên kết là lớn nhất, và như vậy sẽ có những phương được ưu tiên trong khơng gian phù hợp với cấu hình khơng gian của phân tử vì vậy liên kết cộng hố trị có tính định hướng Liên kết cộng hố trị có tính bão hồ nghĩa là mỗi liên kết chỉ đảm bảo bởi 2 electron và ở một ngun tử tham gia liên kết chỉ có một số giới hạn các liên kết hố trị Ví dụ: N kết hợp với H tạo NH3 , khơng tạo ra các phân tử NH4, NH5 S liên kết với H tạo H2S, khơng tạo ra các phân tử H3S, H4S 19 c) Các thuyết trong khn khổ thuyết VB: * Thuyết spin về hóa trị: Hố trị cộng hố trị của một ngun tố được xác định bằng số electron độc thân của ngun tử của ngun tố đó trạng thái đang xét Ví dụ: Na (Z = 11) có cấu hình electron: 1s 22s22p23s1, như vậy Na có 1 electron độc thân ở phân lớp 3s do đó Na có hố trị 1 O (Z = 8) có cấu hình electron:1s22s22p4, phân lớp 2p có 3AO chứa 4 eletron trong đó có 2 electron độc thân nên oxi có hố trị 2. Trong q trình phản ứng khi được cung cấp năng lượng đủ lớn một số electron đã ghép đơi có thể bị kích thích để nhảy ra các AO còn trống các phân mức năng lượng của nó đang tồn tại để trở thành độc thân làm cho số electron độc thân tăng lên nên làm tăng hố trị của ngun tố Ví dụ: C (Z = 6), trạng thái cơ bản: 1s22s22p2 trạng thái kích thích: => Hóa trị 2 => Hóa trị 4 Tuy nhiên trong điều kiện thường của các phản ứng hố học thường khơng đủ năng lượng để cho các electron ở các lớp bên trong nhảy ra các lớp có mức năng lượng cao hơn, do đó sự kích thích chỉ được thực hiện giữa các phân lớp có mức năng lượng bằng nhau (trong cùng một lớp) 20 Như vậy qua thuyết này ta giải thích được hố trị của nhiều ngun tố. Tuy vậy nó cũng gặp hạn chế nhưng khơng giải thích được sự hình thành liên kết trong các ion phân tử và từ tính của một số chất, khơng giải thích được độ bền của các phân tử … * Thuyết lai hố orbital: Sự lai hố orbital là sự tổ hợp các AO ngun tử trong một ngun tử để tạo thành các AO lai hố giống nhau về năng lượng, hình dạng và định hướng rõ rệt trong khơng gian Điều kiện để các AO lai hố bền là: Năng lượng của các AO tham gia lai hố phải xấp xỉ nhau Năng lượng của các AO tham gia lai hố thấp Độ xen phủ các AO lai hố với các AO của các ngun tử khác tham gia liên kết phải lớn Các kiểu lai hố giữa các AO ns và np Lai hố sp: đó là sự tổ hợp giữa một AOs và một AOp thuộc cùng một lớp ngun tử, tạo thành 2 orbital lai hố có năng lượng tương đương và hình dạng giống nhau, trục đối xứng của 2 AO lai hố này tạo với nhau một góc 180o, Trường hợp lai hố này thường xảy ra trong ngun tử khi tạo thành các hợp chất có dạng đường thẳng như BeF2, BeH2, BeCl2, CO2, C2H2 … Lai hố sp2 (Lai hố tam giác): Là sự lai hố giữa một AO s với 2 AO p tạo ra 3AO lai hố sp2 nằm trong cùng một mặt phẳng, trục đối xứng của chúng tạo với nhau một góc là 1200 hướng về 3 đỉnh của một tam giác đều. Lai hố sp2 được dùng để giải thích cấu trúc hình học của các phân tử BH3, BF3, 21 BCl3, SO2, SO3 và giải thích liên kết đơi của các ngun tử C trong các hợp chất hữu cơ Lai hố sp3 (lai hố tứ diện) Đó là sự lai hố giữa một AO s và 3 AO p tạo ra 4 AO lai hố sp3 hồn tồn giống nhau tạo thành phân tử có cấu trúc tứ diện hoặc gần tứ diện như CH4, CCl4, SiCl4, H2O, NH3 … với góc hố trị là 109028' hoặc gần với góc đó 2.2.2.2 Thuyết obital phân tử (thuyết MO) Thuyết MO được xây dựng bởi các nhà bác học Mucliken, Hund, Cenard Jones a) Luận điểm cơ bản Trong phân tử các electron chuyển động trên các hàm sóng chung của phân tử gọi là các MO. Các MO được thành lập từ sự tổ hợp các AO của hai ngun tử trong phân tử: Trong đó: ϕi: các AO ngun tử Ci: là hằng số nói lên sự đóng góp của hàm ϕi vào ψMO 22 Các AO tham gia tổ hợp phải phù hợp nhau về mặt tính đối xứng và có mức năng lượng xấp xỉ nhau, khi tham gia tổ hợp chúng phải xen phủ nhau rõ rệt. Số MO thu được bằng số AO tham gia tổ hợp các MO thu được sắp xếp theo thứ tự tăng dần mức năng lượng. Từ đó ta xây dựng được giản đồ mức năng lượng và viết được cấu hình electron của phân tử Như vậy theo thuyết này, bài tốn phân tử qui về việc xác định các MO và các mức năng lượng tương ứng của chúng * So sánh thuyết VB và thuyết MO So sánh Thuyết VB Thuyết MO Đều phân biệt liên kết σ và liên kết π Đều đưa đến phân bố giống của electron trong phân tử Yếu tố quan trọng nhất để tạo thành liên kết Giống nhau cộng hóa trị tập trung xác suất tìm thấy electron (hay mật độ electron) ở giữa hai hạt nhân ngun tử Để có thể tạo thành liên kết, obital những nguyên tử liên kết phải che phủ nhau Khác Mô tả phân tử cách cụ Cho phép mô tả liên kết thể: cho phép dung khái niệm trong phân tử bất kì hóa trị rất quen thuộc trong hóa Mơ tả trạng thái bị học và biểu diễn một phân tử kích động của phân tử, trạng bằng cơng thức cấu tạo thái sinh chuyển Khơng giải thích được sự tồn electron khi hấp thụ ánh sáng ion H2+, tính thuận từ trong vùng tử ngoại hay vùng của phân tử O2 trơng thấy => giải thích được 23 quang phổ electron phân tử 2.2.3 Liên kết phối trí Liên kết phối trí còn gọi là liên kết CHT cho nhận. Là liên kết cộng hố trị mà cặp electron dùng chung chỉ do một ngun tử đưa ra, ngun tử này gọi là ngun tử cho. Ở đây có sự chuyển cặp electron tự do của ngun tử cho và orbital trống của ngun tử nhận. Liên kết phối trí được ký hiệu bằng một mũi tên hướng từ ngun tử cho sang ngun tử nhận Ví dụ: H3N: + H+ = [H3N : H]+ hay [H3N → H]+ hay NH4+ Trong thực tế, khơng thể phân biệt liên kết phối trí và liên kết cộng hố trị thơng thường. Ví dụ: trong NH4+, bốn liên kết của N với H hồn tồn giống nhau về đồ dài liên kết và năng lượng liên kết. Liên kết phối trí thường gặp trong các phức chất 2.3 Liên kết hidro 2.3.1 Định nghĩa Ngun tử hydro ngồi khả năng tham gia liên kết cộng hố trị thơng thường, còn có khả năng tạo một mối liên kết thứ hai với một ngun tử khác có độ âm điện lớn và kích thước nhỏ như F, O, N. Mối liên kết thứ hai này 24 kém bền hơn nhiều so với liên kết cộng hố trị thơng thường và được gọi là liên kết hydro, ký hiệu bằng dấu ba chấm (…) Ví dụ: Liên kết hydro liên phân tử: Hình 2.3: Liên hết hydro trong phân tử HF Trong phân tử HF, ngun tử H sau khi liên kết với ngun tử F bằng một liên kết cọng hố trị còn hình thành mối liên kết thứ hai (liên kết hydrơ) với nguyển tử F của phân tử HF khác tạo nên phân tử liên hợp (HF)n Hình 2.4: Liên hết hydro trong hỗn hợp rượu và nước Liên kết hydro nội phân tử: 25 Hình 2.5: Liên hết hydro trong nội phân tử 2.3.2 Ngun nhân hình thành liên kết hidro Do đặc điểm cấu tạo ngun tử của hydro là chỉ có một electron duy nhất nên khi ngun tử hydro liên kết cộng hố trị với một ngun tử của ngun tố có độ âm điện lớn thì mây electron của hydro bị hút lệch mạnh về phía ngun tử đó và làm ngun tử hydro bị biến thành hạt tích điện dương mặc khác còn do kích thước của hydro rất nhỏ nên ion hydro dễ dàng tiến gần đến các ngun tử hay ion khác, thậm chí thâm nhập vào lớp vỏ electron của các ngun tử hay ion khác để hình thành nên mối liên kết hydro * Điều kiện hình thành liên kết hidro Điều kiện cần để hình thành liên kết hidro là ngun tử X kết hợp với H phải có khả năng hút electron làm cho liên kết XH phân cực mà chưa đứt ra thành các ion, X phải có cặp electron chưa sử dụng và bán kính ngun tử của X khơng được q lớn. Ta thường gặp liên kết hidro trong hợp chất của H với Flo, Nito, Oxi… 26 2.3.3 Ảnh hưởng của liên kết hydro đến tính chất của các chất Liên kết hydro ảnh hưởng đến tính chất của các chất như sau: Làm tăng nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi của các chất do liên kết hydro tạo nên lực hút giữa các phân tử, gây nên sự trùng hợp phân tử làm phân tử lượng trung bình của các chất tăng nên nhiệt độ nóng chảy và nhiệt dộ sơi của các chất tăng Làm giảm độ điện li, giảm tính axit của các chất Làm tăng độ tan của các chất: liên kết hydro giữa các phân tử chất tan và dung mơi làm độ tan của các chất tăng do dễ hình thành solvat Liên kết hydro liên phân tử còn làm giảm tính bazơ của các chất và gây nên sự biến đổi bất thường về khối lượng riêng Liên kết hydro mơi phân tử làm thu gọn các phân tử lại đồng thời làm giảm khả năng tạo liên kết hydro giữa chất với dung mơi do đó làm giảm nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi và độ tan của các chất, liên kết này cũng làm giảm tính axit của các chất 2.3.4 Năng lượng liên kết hydro Liên kết hidro là liên kết yếu Năng lượng của liên kết hydro rất bé (khoảng 2 10 kcal/mol) nên liên kết hydro kém bền hơn liên kết hố học thơng thường (khoảng hằng trăm kcal/mol) 27 2.3.5 Liên hệ thực tế Trong dãy HX các axit HCl, HBr, HI là các axit mạnh nhưng do trong các phân tử HF có liên kết hydro liên phân tử nên HF là chất điện li yếu và có tính axit trung bình Giữa rượu và nước có liên kết hydro nên rượu tan vơ hạn trong nước, trong khi ête (ROR) khơng tan trong nước do giữa ête và nước khơng có liên kết hidro. Sự hình thành liên kết hydro liên phân tử cho phép giải thích tính dễ hồ tan của các hợp chất có nhóm phân cực trong những dung mơi phân cực như nước, rượu 2.4 Liên kết Van der Waals 2.4.1 Định nghĩa Lực liên kết Van der Waals là lực tương tác giữa các phân tử, nó có bản chất tĩnh điện. Lực Vanderwaals càng lớn thì mơmen lưỡng cực của phân tử, kích thước và khối lượng của phân tử càng lớn. Lực vanderwaals bé hơn với năng lượng của liên kết ion và liên kết cộng hố trị nên nó chỉ có ảnh hưởng chủ yếu đến một số tính chất lý học của các chất Ví dụ: Theo dãy F2, Cl2, Br2, I2 thì kích thước và khối lượng tăng từ đầu đến cuối dãy nên lực vanderwaals tăng dần do đó nhiệt độ sơi và nhiệt độ nóng chảy của các chất này tăng dần 2.4.2. Các thành phần của liên kết vanderwaals Lực Van der Waals bao gồm các thành phần sau: E = E1 + E2 + E3 28 Lực định hướng E1: khi các phân tử phân cực ở gần nhau chúng tương tác với nhau bằng lực tĩnh điện làm cho các phân tử xoay hướng để sắp xếp một cách có trật tự nhằm làm giảm năng lượng của hệ Hình 2.6 Lực định hướng Lực cảm ứng E2: các phân tử phân cực tương tác với các phân tử khơng phân cực làm xuất hiện lưỡng cực giữa chúng Hình 2.7 Lực cảm ứng Lực khuyếch tán E3: phân tử không phân cực gần do chuyển động của các electron làm cho mật độ electron ln ln biến đổi nên làm dịch chuyển trọng tâm điện tích dương và âm nên làm xuất hiện các lưỡng cực tạm thời và chúng hút nhau bằng lực hút tĩnh điện Hình 2.8 Lực khuếch tán 29 2.4.3 Năng lượng của liên kết Vanderwaals Lực liên kết Val der Waals là một loại lực liên kết yếu giữa các phân tử, có bản chất tĩnh điện, nó được đảm bảo bởi lực hút giữa các lưỡng cực p hoặc lưỡng cực cảm ứng p'. Lực này giảm rất nhanh theo khoảng cách. F = Trong đó: r: là khoảng cách Năng lượng liên kết nhỏ: 210 kJ/mol 2.4.4 Ảnh hưởng của liên kết Vanderwaals đến tính chất của các chất Liên kết Vanderwaals có tác dụng giữ các phân tử lại với nhau để tập hợp lại thành các trạng thái: rắn, lỏng, khí Lực Vanderwaals tuy nhỏ nhưng cũng ảnh hưởng đến tính chất vật lý của các chất như nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi … Lực khuếch tán đã đóng vai trò quyết định trong liên kết Van der Waals giữa các phân tử khơng phân cực, nhờ nó mà khi khối lượng phân tử tăng thì nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sơi cũng tăng 30 2.5 Liên kết kim loại 2.5.1 Định nghĩa Hầu hết các kim loại điều kiện thường đều tồn tại dưới dạng tinh thể (trừ Hg). Trong tinh thể kim loại, ion dương và nguyên tử kim loại ở những nút của mạng tinh thể. Các electron hóa trị liên kết yếu với hạt nhân nên dễ tách khỏi ngun tử và chuyển động tự do trong mạng tinh thể. Lực hút giữa các electron này và các ion dương tạo nên liên kết kim loại Liên kết kim loại là liên kết được hình thành giữa các ngun tử và ion kim loại trong mạng tinh thể do sự tham gia của các electron tự do 2.5.1 So sánh liên kết kim loại với liên kết ion và liên kết cộng hóa trị * So sánh liên kết kim loại với liên kết ion : Giống: Đều được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các phần tử mang điện Khác: Trong liên kết ion, liên kết do lực hút của ion ion Trong liên kết kim loại, liên kết tạo ra do lực hút ion electron * So sánh liên kết kim loại với liên kết cộng hóa trị : Giống: đều có sự đóng góp electron đồng đều giữa các nguyên tử Khác: Trong liên kết cộng hóa trị, các cặp electron chung do hai nguyên tử đóng góp Trong liên kết kim loại, mọi ngun tử kim loại đều bỏ chung các electron tự do tạo thành một khối electron chung 31 32 TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Hồng Nhâm (2003), Hóa học vơ cơ, tập 1, Nhà xuất bản Giáo dục 2. Đặng Như Tài, Ngơ Thị Thuận (2012), Hóa học hữu cơ, tập 1, Nhà xuất bản Giáo dục ... 2. Các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa học, bao gồm: liên kết ion, liên kết cộng hóa trị, liên kết hydro, kiên kết Val der Waals và liên kết kim loại Các tác giả đã cố gắng tìm tòi học hỏi và làm việc nghiêm túc nhưng sẽ ... chủ đề các lực liên kết hóa học, các tác giả đã cố gắng thực hiện nghiên cứu các nội dung chính như sau: 1. Tổng quan về liên kết hóa học: bản chất, đặc trưng và phân loại liên kết hóa học. 2. Các loại lực liên kết hóa học: phân tích chi tiết các loại liên kết hóa ... chất đó Các lực liên kết hóa học giữ cho các ngun tử cùng nhau trong các phân tử hay các tinh thể do đó ảnh hưởng tới lý tính và hóa tính của chất. Vậy nên hiểu bản chất các lực liên kết hóa học là cơ sở để giải thích nhiều hiện tượng