Bài giảng Hóa đại cương - Chương 4: Liên kết hóa học và cấu tạo phân tử - Huỳnh Kỳ Phương Hạ

CHƯƠNG 4
LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ 
CẤU TẠO PHÂN TỬ
Một số khái niệm cơ bản
 Bản chất liên kết: Lực hút giữa các
nguyên tử,có bản chất điện giữa các hạt
nhân tích điện dương và electron tích điện
âm.
 Các electron thực hiện liên kết hóa học
chủ yếu là các electron những phân lớp
ngoài cùng: ns, np, (n-1)d, (n-2)f, gọi là
các electron hóa trị.
 Độ dài liên kết: Khoảng cách giữa hai hạt
nhân của các nguyên tử tương tác với
nhau. (thường tính bằng A
0
).
 Góc hóa trị là góc tạo thành bởi hai đoạn thẳng
tưởng tượng nối hạt nhân nguyên tử trung tâm
với hạt nhân hai nguyên tử liên kết.
‟ Linear : Đường thẳng
‟ Trigonal planar: Tam giác phẳng (đều)
‟ Tetrahedral: Tứ diện (đều)
‟ Trigonal pyramicdal: Hai kim tự tháp tam giác (đều)
‟ Octahedral: Bát diện (đều)
 Năng lượng liên kết: (kcal hay kJ/mol) là
năng lượng cần tiêu tốn để phá hủy lên
kết.
 Độ bội liên kết: Là số mỗi liên kết được
hình thành giữa hai nguyên tử trong liên
kết.
‟ Ví dụ: C ‟ C độ bội 1, C C độ bội 3.
 Quy tắc Bát bộ (octet - Lewis và Langmuir)
– “Để cĩ một trạng thái electron ổn định giống khí trơ, các
nguyên tử cĩ khuynh hướng nhận, cho, hay chia sẻ các
electron để tầng ngồi cùng cĩ thể cĩ hoặc gĩp phần vào
4 cặp electron (bát bộ).”
 Quy tắc bát bộ cĩ những ngoại lệ. Thí dụ như với
hydrogen và helium, số electron tối đa là 2 thay vì
8; với phosphorus (P) số này là 10; với sulfur (S) số
này cĩ thể là 12
 Có 3 trường hợp ngoại lệ của quy tắc octet:
‟ Phân tử có các electron độc thân (ClO
2
, NO, và NO
2
).
‟ Phân tử có 1 nguyên tử có ít hơn 1 octet (BF
3
).
‟ Phân tử có 1 nguyên tử có nhiều hơn 1 octet (các nguyên tố
chu kỳ 3).
 Các loại liên kết hóa học:
‟ Liên kết cộng hóa trị (Covalent bond) là kết quả
của việc chia, ghép electron giữa các nguyên tử,
thường gặp giữa các phi kim.
‟ Liên kết ion (Ionic bond) là kết quả của việc
chuyển electron từ kim loại sang phi kim.
‟ Liên kết kim loại (Metallic bond) lực hút giữa các
nguyên tử kim loại tinh khiết với nhau.
‟ Liên kết hydro (Hydrogen bond) là lực tương tác
đặc biệt (có thể giữa các lưỡng cực-lưỡng cực) tồn
tại giữa một nguyên tố có độ âm điện lớn và hydro.
LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ
 Phương pháp Heitler-London (Valence Bond Theory
‟ VB, hay L-H)
‟ Do Walter Heitler và Fritz London đưa ra năm
1927 phát triển trên lý thuyết cấu trúc Lewis. Về
sau Linus Pauling phát triển thêm thuyết cộng
hưởng và lai hóa (1930).
 Còn gọi là phương pháp cặp electron.
‟ Dựa trên cơ sở nghiên cứu sự hình thành phân
tử H
2
.
+
e2
Hb
Ha
+
-
ra1 rb2
-
ra2 rb2
e1
 Khi ở xa nhau thì =
a
1
.
b
2
(1)
‟ : Hàm số sóng phân tử mô tả sự chuyển
động của hai electron.
‟
a
1
,
b
2
Hàm sóng nguyên tử (giữa a và 1, b
và 2)
 Khi Ha, Hb lại gần nhau thì ta có thêm lực
hút giữa a e
2
, b e
1
, do đó cần bổ sung:
’ =
a
2
.
b
1
(2)
 Hàm sóng gần đúng là tổ hợp của (1)
và (2), dạng:
‟
H-H
= C
1 a
1
.
b
2
+ C
2 a
2
.
b
1
‟ Giải phương trình sóng Schrodinger, ta có:
C
1
=C
2
, C
1
= - C
2
Có hai hàm sóng đặc trưng cho chuyển động
của hai electron:
S
= C
S
(
a
1
.
b
2
+
a
2
.
b
1
),
A
= C
A
(
a
1
.
b
2
-
a
2
.
b
1
)
S
: Hàm sóng đối xứng, ứng với trạng thái hai
electron có spin ngược nhau.
A
: Hàm sóng bất đối xứng, ứng với trạng thái
hai electron có spin cùng dấu.
Sự kết hợp 2 nguyên tử H
S
A
Ý nghĩa của hàm sóng
‟ Hàm
S
: Tương ứng với trường hợp hai
electron của 2 H có spin ngược nhau, đến
gần nhau dẫn đến hút nhau tạo phân tử
Hydro (có liên kết)
‟ Hàm
A
: Có hai electron spin giống nhau,
tiến gần nhau dẫn đến đẩy nhau, tức không
tạo phân tử Hydro.
Đường cong thế năng của nguyên tử Hydro
 Một số điểm cơ bản của phương pháp VB về
liên kết cộng hóa trị:
‟ Liên kết cộng hóa trị là liên kết hai electron hai
tâm.
‟ Liên kết cộng hóa trị hình thành do sự che phủ lẫn
nhau giữa các ON hóa trị của các nguyên tử tương
tác.
‟ Liên kết cộng hóa trị càng bền khi độ che phủ của
các ON tương tác càng lớn. Độ che phủ phụ thuộc
kích thước, hình dạng các ON và hướng che phủ
của chúng.
Liên kết cộng hóa trị có tính định
hướng, bão hòa và phân cực.
„ Liên kết cộng hóa trị có thể biểu diễn:
„ Trong cấu trúc Lewis mỗi cặp electron trong liên kết 
được biểu diễn bằng một gạch đơn:
Lưu ý: ON s bao giờ cũng có dấu +
ON p có một đầu + một đầu -. 
Cl + Cl Cl Cl
Cl Cl H F
H O
H
H N H
H
CH
H
H
H
Biểu diễn liên kết cộng hóa trị theo cấu trúc Lewis
Các kiểu liên kết cộng hóa trị
 Liên kết : Liên kết cộng hóa trị tạo thành do sự
che phủ giữa các ON xảy ra theo trục nối hai hạt
nhân nguyên tử. s ‟ s, s ‟ p, p ‟ p, s ‟ d.
‟ Chú ý: Cùng dấu thì che phủ, khác dấu không che phủ
s-s p-p s-p
s-sp
3
s-sp
2
s-sp
p-sp
3
p-sp
2
p-sp
sp
3
- sp
3
sp
2
-sp
2
sp - sp
Bao gồm cả sự kết hợp của s, p, d, và các orbital
lai hóa.
 Liên kết cộng hóa trị : Khi các ON tương
tác che phủ với nhau về hai bên của trục
nối hai hạt nhân: p ‟ p, p ‟ d, d ‟ d.
Etylene
Acetylene
Liên kết cộng hóa trị xuất hiện khi 20N d nằm
trong hai mặt phẳng song song che phủ nhau theo
cả 4 “cánh hoa”.
 Xét ví dụ tạo thành phân tử N
2
. 
‟ Cấu trúc electron nguyên tử 1s22s22p3
‟ Sử dụng 3 electron độc thân ở orbital 2p để 
tạo liên kết.
‟ Phân tử có một liên kết , hai liên kết .
Ví dụ: Phân tử Acetylene
 Bậc liên ke ...  cực
liên kết.
 Vậy:
‟ Sự phân cực của liên kết cộng hóa trị là do cặp
electron hóa trị chuyển (bị hút) về nguyên tố có
độ âm điện cao hơn, làm cho nó bị phân cực âm,
nguyên tố kia phân cực dương. Dần dần tiến đến
giới hạn liên kết ion, gọi là sự ion hóa (khi độ
chênh lệch của độ âm điện (chương 3) giữa hai
nguyên tố lớn).
 Thang độ âm điện của Pauling từ 0.7 (Cs) to
4.0 (F).
Sự khác biệt độ âm điện xác định độ phân cực
của liên kết:
‟ Sự khác biệt độ âm điện khoảng 0 thì phân tử không
phân cực.
‟ Sự khác biệt độ âm điện 0< <3 thì liên kết cộng
hóa trị phân cực.
‟ Sự khác biệt độ âm điện khoảng 3 trở lên thì tạo liên
kết ion.
 Lưỡng cực vĩnh viễn (Permanent dipole): Xảy ra khi
2 nguyên tử trong một phân tử thực chất khác nhau về
độ âm điện, một nguyên tử hút e mạnh hơn nguyên tử
kia.
 Lưỡng cực nhất thời (Instantaneous dipole): Chỉ
xuất hiện nhất thời ở một thời điểm nào đó (ví dụ
trong phân tử ) do sự phân bố mật độ e tức thời gần
một nguyên tử hơn nguyên tử kia.
 Lưỡng cực cảm ứng (Induced dipole): Xuất hiện
dưới tác dụng của điện trường ngoài, nó sẽ mất khi
điện trường thôi tác dụng. Ví dụ do lực đẩy hoặc hút
của một phân tử phân cực gần nó.
Moment lưỡng cực
 Xét HF:
‟ Sự sai biệt độ âm điện dẫn đến tạo liên kết phân 
cực.
‟ Mật độ electrong phân bố gần F hơn H.
‟ HF tạo thành một “lưỡng cực”.
‟ Cực dương trong lưỡng cực ký hiệu + và cực âm 
ký hiệu -.
 Moment lưỡng cực, :
= Q.r
‟ Q là độ lớn của điện tích (Coulomb), r là khoảng 
cách 2 hạt nhân (m).
‟ Đơn vị của moment lưỡng cực là debyes, D
TÓM LẠI
 Ưu điểm của phương pháp VB là giải
thích được khả năng tạo liên kết, các đặc
trưng liên kết, giải trích được cấu trúc và
tính chất của nhiều phân tử và nhất là có
tính chất rõ ràng dể hình dung.
 Nhược điểm: Chưa giải thích được hết
các tính chất, như tính thuận từ, độ màu
sắc, sự tạo thành ion H
2
+
NĂNG LƯỢNG LIÊN KẾT CỦA MỘT SỐ 
LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ (kJ/mol)
PHƯƠNG PHÁP ORBITAL PHÂN TỬ (MO)
 Phương pháp này do hai nhà bác học
Friedrich Hund và Robert S. Mulliken đưa
ra (1927-1928). Khởi điểm khảo sát với
trường hợp ion H
2
+
thay vì H
2
phân tử .
 Trong trường hợp này hàm số sóng được
xác định như sau:
[H
2
+
]= C
1 a
+ C
2 b
 Giải phương trình sóng Schrodinger trên
cũng cho hai lời giải:
C
1
=C
2
và C
1
=-C
2
 Tức là ta có:
S
= C
S
(
a
+
b
), là hàm sóng biểu diễn các OP liên kết.
A
= C
A
(
a
-
b
), là hàm sóng biểu diễn các OP
phản liên kết.
 OP liên kết có năng lượng thấp hơn OP phản liên
kết.
+
e
HbHa
+
-
ra rb
Rab
Một số luận điểm của phương pháp MO
‟ Phân tử là tổ hợp thống nhất của các hạt nhân nguyên
tử và e, trong đó mỗi e chuyển động trong trường các
hạt nhân và những e còn lại. Các hạt nhân và e là của
chung phân tử nên có thể xem là “nguyên tử phức
tạp”.
‟ Trong phân tử trạng thái electron được đặc trưng bằng
hàm số sóng phân tử , tức là bằng OP.
‟ Các OP được tạo thành do sự tổ hợp tuyến tính (+ hoặc
-) các ON (sự che phủ), số OP tạo thành bằng số ON
tham gia che phủ.
 Sự tổ hợp tuyến tính + các ON OP liên kết.
 Sự tổ hợp tuyến tính ‟ các ON OP phản liên
kết.
E
OP liên kết
< E
xuất phát
< E
OP phản liên kết
 Liên kết trong phân tử được xác định bằng số e
liên kết không bị triệt tiêu bởi e phản liên kết
(một e phản liên kết triệt tiêu một e liên kết).
Bậc liên kết = [ e
lk
- e
plk
]/2
 Liên kết có tên gọi của OP chứa elk không bị
triệt tiêu.
Điều kiện để các ON tổ hợp thành OP
 Các ON phải gần nhau về năng lượng, phải che
phủ nhau đáng kể và phải có đối xứng giống
nhau đối với đường liên kết trong phân tử.
 Các electron trong phân tử sẽ phân bố trên các
OP theo những quy luật giống như trên các ON:
Theo trật tự tăng dần năng lượng, trên mỗi OP
tối đa chỉ có hai electron có spin ngược nhau, xếp
sao cho số electron độc thân nhiều nhất
Khảo sát một số phân tử đơn giản 
bằng phương pháp MO
Các phân tử cấu tạo từ hai nguyên tử cùng loại của
chu kỳ 1 (H
2
, He
2
)
Các OP tạo thành từ các ON 1s trong đó có 1 OP
1s
plk
có năng lượng cao hơn OP
1s
lk
 Các phân tử cấu tạo từ hai nguyên tử cùng
loại của những nguyên tố chu kỳ 2
‟ Ngoài ON 1s còn có 4 ON 2s, 2p
x,y,z
, do đó
bên cạnh liên kết còn tạo liên kết .
‟ Do sự sai khác về năng lượng nên sự che phủ
chỉ xảy ra giữa các ON s với nhau và p với
nhau. Tức là từ 10 ON tổ hợp tuyến tính tạo 10
OP, ở đây các OP 1s đã điền đầy và được xác
định như các nguyên tố chu kỳ 1 nên chỉ xét từ
các ON lớp 2.
OP 
của 
các 
ON 2p
Khi mức năng lượng 2s và 2p cách xa nhau (s và
p ảnh hưởng yếu, đối với các nguyên tố cuối chu
kỳ có độ âm điện lớn, O, F và Ne) các OP phân
bố theo chiều tăng dần năng lượng như sau.
Ví dụ phân tử Oxygen, O
2
 Đối với các nguyên tố đầu chu kỳ, năng lượng 2s
và 2p gần nhau (s và p ảnh hưởng nhau mạnh) và
độ âm điện nhỏ, các OP phân bố như sau:
Ví dụ phân tử Nitrogen, N
2
Nhận xét
Tăng các e hóa trị tăng bậc liên kết và
năng lượng liên kết, giảm chiều dài liên kết
trong dãy B
2
- C
2
‟ N
2
, là do việc tăng e hóa
trị vào các OP liên kết.
Ngược lại trong dãy O
2
‟ F
2
‟ Ne
2
, là do sự
tăng e hoá trị sẽ điền vào các OP phản liên
kết.
Ơû phân tử khí trơ số electron liên kết bằng
số electron phản liên kết nên các phân tử
khí trơ không thể tồn tại ở điều kiện bình
thường.
GIẢI THÍCH MỘT SỐ TÍNH CHẤT
 Từ tính
‟ Chất thuận từ khi phân tử có chứa e độc thân (do e
tạo từ trường khi chuyển động).
‟ Chất có hai e ghép đôi thì hai e sinh ra từ trường
ngược nhau (do spin ngược nhau) dẫn đến triệt tiêu
nhau và dẫn đến nghịch từ.
 Màu sắc
‟ Các electron khi bị kích thích sẽ chuyển từ OP này
sang OP khác có năng lượng cao hơn, sự chuyển này
kèm theo sự hấp thụ năng lượng tương ứng với bước
sóng (A
0
) ứng với các tia đơn sắc tạo màu.
‟ Ví dụ: Có màu tím khi electron chuyển từ * sang *
ứng với =5200 A
0
, tức vàng ‟ lục ‟ tím.
 Thường ta biểu diễn đơn giản công thức 
electron phân tử theo phương pháp MO 
như sau:
2422
2
lk
x
lk
z,y
plk
s
lk
s
:N
44222
2
plk
z,y
lk
z,y
lk
x
plk
s
lk
s
:F
 Các phân tử cấu tạo từ hai nguyên tử khác
nhau của chu kỳ 2.
‟ Cũng giống trên, tuy nhiên do cách biệt năng
lượng giữa các ON s và p của 2 nguyên tử
giảm nên ta dùng trường hợp các nguyên tử
đầu chu kỳ.
‟ Ví dụ: Xét các trường hợp
CO, CN, CN
-
NO
+
, NO, NO
-
Do cấu trúc sắp xếp 10e hóa trị CO giống N
2
nên chúng có nhiều đặc trưng lý hóa giống
nhau.
1s
1s
nonbonding
AO
B
AO
N
MO
BN
2s
2s
2p
2p
MỘT SỐ VÍ DỤ VỀ CÁC PHÂN TỬ NHIỀU 
NGUYÊN TỬ
LIÊN KẾT ION
Bản chất liên kết ion:
‟ Là lực hút tĩnh điện giữa các ion trái dấu
(lực Coulomb).
‟ Khả năng tạo Cation: Phụ thuộc năng lượng
ion hóa của nguyên tố. I bé thì khả năng tạo
cation lớn.
‟ Khả năng tạo anion: Phụ thuộc ái lực
electron của nguyên tố. E càng lớn thì khả
năng tạo anion càng lớn.
Liên kết Ion trong NaCl
Liên kết Ion trong LiI
Đặc điểm liên kết ion
 Liên kết ion có hai tính chất đặc trưng trái
ngược hẳn với liên kết cộng hóa trị là không
định hướng và không bão hòa.
 Do ion là quả cầu có điện trường đều nên nó
hút các ion ngược dấu theo bất kỳ hướng nào
trong không gian. Đặc biệt trong tinh thể mỗi
ion được bao quanh bằng các ion đối dấu với
lực liên kết hoàn toàn như nhau dẫn đến không
có ion tuyệt đối.
‟ Ví dụ: Cs+-F- có 94% liện kết ion, 6% liên kết cộng
hóa trị.
Bán kính nguyên tử - Ion
Sự phân cực ion
 Là sự dịch chuyển các đám mây electron đối với
hạt nhân của một ion dưới tác dụng của một điện
trường một ion khác.
‟ Ion có đám mây electron bị biến dạng gọi là ion bị
phân cực.
‟ Ion có điện trường tác dụng gọi là ion phân cực.
 Khả năng phân cực ion phụ thuộc vào điện tích,
kích thước và cấu hình electron của chúng:
‟ Ion có r càng lớn thì càng dễ bị phân cực.
‟ Ion có r càng lớn thì có khả năng phân cực càng yếu.
 Độ bị phân cực càng tăng theo chiều sau
(dãy kiềm và halogen)
CsRbKNaLi
IBrClF
 Cấu hình khí trơ có độ bị phân cực nhỏ
nhất.
 Khả năng phân cực: Điện tích ion tăng
thì độ phân cực tăng.
 Kích thước tăng thì độ phân cực giảm.
 Độ phân cực của dãy ion kiềm:
CsRbKNaLi
LIÊN KẾT KIM LOẠI
Cấu tạo kim loại và liên kết kim loại
 Kim„loại có năng lượng ion hoá thấp (<900
kJ/mol, với phi kim thường I > 900 kJ/mol).
 „Thường thì chứa 1023 electrons/ cm3.
 Trên nút mạng là các ion dương (hoặc nguyên tử
kim loại trung hòa tức thời), bên trong mạng là
các electron tự do (bứt khỏi nguyên tử kim loại)
chuyển động hổn loạn trong toàn bộ tinh thể. Do
đó các liên kết tĩnh điện không ổn định cao độ,
hay nói cách khác là liên kết rất nhiều tâm vì khi
electron liên kết đồng thời thộc về toàn bộ các
nguyên tử trong tinh thể.
Lý thuyết miền năng lượng về cấu tạo kim loại
 Cơ sở của lý thuyết này là thuyết OP áp dụng cho hệ
khoảng 10
23
nguyên tử.
 Theo thuyết OP thì hai nguyên tử tương tác nhau xảy
ra sự che phủ tạo ra các OP liên kết và phản liên
kết. Tức là mỗi trạng thái năng lượng nguyên tử
được tách thành hai trạng thái năng lượng phân tử.
 Vậy nếu có 3, 4, 5nguyên tử tương tác với nhau thì
mỗi trạng thái năng lượng nguyên tử lại tách thành
3, 4, 5 trạng thái năng lượng phân tử.
 Xét tinh thể có nguyên tử tương ứng với mức năng
lượng tổ hợp nhau tạo OP. Các mức năng lượng trải
đều nhau trong một giải năng lượng được xem như
liên tục.
Sơ đồ tách trạng thái năng lượng nguyên tử 
thành trạng thái năng lượng phân tử
Chiều rộng và vị trí của miền năng lượng
được quyết định bởi giá trị của khoảng cách
cân bằng giữa các nguyên tử trong tinh thể
chất rắn.
‟ Miền chứa các electron hóa trị gọi là miền hóa
trị(1).
‟ Miền tự do nằm trên miền hóa trị gọi là miền
dẫn (2).
‟ Miền xuất hiện giữa (1) và (2) (nếu có) là miền
cấm (3).
 Electron và ion dương trong kim loại có
lực hút rất mạnh. Tức là phải cần năng
lượng rất lớn để phá hủy năng lượng này.
Do đó năng lượng thường có nhiệt độ sôi
rất cao, nguyên lý gần giống liên kết ion.
 Vì bản chất liên kết kim loại nên kim loại
có các tính chất đặc trưng: Bền, dễ dát
mỏng, dễ kéo sợi, dẫn nhiệt và dẫn điện
và ánh kim.
Cấu trúc kim loại, chất bán dẫn và chất cách điện
Kim loại: E3eV
CÁC LOẠI LIÊN KẾT YẾU
(GIỮA CÁC PHÂN TỬ)
Liên kết Hydro
 Liên kết tạo thành giữa H đã tham gia liên kết
trong phân tử này với nguyên tử có độ âm điện
mạnh trong phân tử khác.
‟ Ví du: Trong dung dịch HF, H
2
O, NH
3
 Liên kết Hydro (E = 8 40KJ/mol) ảnh hưởng
đến nhiều quá trình.
‟ Ví dụ: Làm nhiệt độ sôi , nhiệt độ nóng chảy chất
tăng cao, ảnh hưởng đến quá trình bốc hơi trong
dung dịch...
 Liên kết Hydro có thể hình thành nội phân
tử (với chất hữu cơ nhiều nhóm chức, ví dụ
axit amin).
 Bản chất liên kết Hydro:
‟ Là liên kết có tính chất ion.
‟ Có tính cho, nhận (H+ nhận cặp electron).
‟ Thứ tự giảm dần liên kết Hydro: F, O,
N(Giảm theo độ âm điện giảm dần).
 Liên kết hydro mạnh nhất là với các nguyên tố fluorine,
nitrogen, và oxygen. Liên kết hydro yếu nhất được tạo
trong chloroform và acetylene...
 Liên kết Hydro mạnh hơn liên kết Van der Waals,
nhưng yếu hơn liên kết cộng hóa trị và liên kết ion.
 Liên kết hydro biến thiên từ rất yếu (1-2 kJ/mol) đến rất
mạnh (40 kJ/mol), như trong HF
2−
.
 Các giá trị liên kết hydro tham khảo:
O†H...:N (29 kJ/mol or 6.9 kcal/mol)
O†H...:O (21 kJ/mol or 5.0 kcal/mol)
N†H...:N (13 kJ/mol or 3.1 kcal/mol)
N†H...:O (8 kJ/mol or 1.9 kcal/mol)
Một vài minh họa của liên kết Hydro
Ảnh hưởng của liên kết Hydro đến nhiệt độ sôi
Liên kết Van der Waals
 Bản chất cũng là tương tác tĩnh điện, gồm ba
thành phần tương tác sau:
‟ Tương tác định hướng: Xuất hiện giữa các phân tử có
cực. Tương tác tăng khi moment lưỡng cực của các
phân tử tăng và nhiệt độ giảm.
‟ Tương tác cảm ứng: Phân tử không cực tiến đến gần
phân tử phân cực mạnh và bị phân cực tạm thời,
tương tác với nhau.
‟ Tương tác khuếch tán: Xuất hiện giữa các phân tử có
cực hoặc không cực bất kỳ, nhờ lưỡng cực nhất thời.
 Lực liên kết Van der Walls yếu, dễ bị phá vỡ.
So sánh độ lớn các liên kết
 Bond type Relative strength (kJ/mol)
 Ionic bonds 1000
 Covalent bond 500
 Hydrogen bonds 100
 Dipole-dipole 1-10
(Van der Waals)