Tài liệu Skkn 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.

. I. ĐẶT VẤN ĐỀ I.1. Lí do chọn đề tài Qua nhiều năm thực tế giảng dạy và bồi dưỡng học sinh giỏi, tôi đã đúc rút được một số kinh nghiệm: Quá trình bồi dưỡng học sinh giỏi tham dự các kỳ thi, muốn có hiệu quả cao thì việc phát hiện ra các học sinh có tố chất và rèn luyện, phát triển tư duy phân tích tổng hợp cho các em là việc làm cần thiết mang tính chất quyết định. Có thể nói công việc này tạo ra được những học sinh có tư duy hóa học sắc bén và có khả năng tìm tòi và tự học cao, giải quyết được những bài tập khó trong các đề thi của các kỳ thi học sinh giỏi tỉnh hay các kỳ thi cao hơn là học sinh giỏi quốc gia. Lớp 10 là lớp khởi đầu cho chương trình THPT các em còn chưa có một sự định hướng rõ ràng với bộ môn hóa học, việc phát hiện và hướng dẫn các em có tố chất hóa học tốt rèn luyện và phát triển tư duy hóa học càng phải ưu tiên hơn. Mặt khác, trong nội dung chương trình khối lớp này phần cấu tạo chất là một phần rất quan trọng tạo tiền đề, cơ sở, nền tảng để học tốt những phần tiếp theo và thường xuất hiện trong đề thi của các kỳ thi nói trên. Từ những lập luận như vậy tôi đã đi đến chọn 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”. I.2. Mục đích nghiên cứu Nghiên cứu tìm tòi cách sử dụng bài tập hoá học theo hướng tích cực nhằm khai thác triệt để công dụng của bài tập nhằm nâng cao hiệu quả dạy học. I.3. Đối tượng nghiên cứu Hoạt động nhận thức của học sinh trong quá trình dạy học hoá học. Học sinh khối THPT, nội dung chương trình THPT hiện hành. I.4. Phạm vi nghiên cứu Đối tượng là học sinh khá giỏi các lớp chọn khối 10 THPT. Nội dung chương trình lớp 10 THPT hiện hành thuộc các phần: Cấu tạo nguyên tử, bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, liên kết hóa học. Trang - 3 - . II. GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ II.1. Thiết kế bài tập hoá học rèn luyện, phát triển tư duy phân tích, tổng hợp cho học sinh Các bài tập mà giáo viên sử dụng để ra cho của học sinh có thể chia ra làm bốn mức độ, đó là: mức độ một: nhận biết; mức độ hai: thông hiểu; mức độ ba: vận dụng và mức độ bốn: phân tích và tổng hợp. Mục đích của đề tài là phát hiện đối tượng học sinh khá giỏi và phân loại, rèn luyện tư duy phân tích tổng hợp cho các em nên các bài tập được thiết kế và lựa chọn ở đây đều thuộc mức độ bốn. Bài tập hóa học ở mức độ này thường có dạng: Xác định các phần, phân tích mối quan hệ giữa các phần và nhận thức lại những kiến thức có liên quan. Tập hợp các mối liên hệ trừu tượng hoặc tạo ra một thông tin thống nhất. Yêu cầu sử dụng ít nhất 2 đơn vị kiến thức (ở mức độ cao hơn vận dụng) để giải quyết vấn đề. Thí dụ: Xác định công thức phân tử, viết công thức cấu tạo các đồng phân, chọn được chất phù hợp với yêu cầu; xác định nguyên tố, viết cấu hình electron nguyên tử từ đó xác định vị trí hoặc tính chất của nguyên tố; … Giáo viên làm việc phải dựa trên nguyên tắc, trước hết là trang bị, bổ túc những kiến thức lý thuyết cần thiết, nhất là những kiến thức khó cho học sinh, sau khi các em đã nắm vững một đơn vị kiến thức lý thuyết khá lớn (một phần hay một chương) thì mới tiếp cận hệ thống bài tập liên quan. II.2. Xây dựng hệ thống bài tập hoá học rèn luyện, phát triển tư duy phân tích tổng hợp Chương 1: NGUYÊN TỬ II.2.1. 1. Một số vấn đề lý thuyết cần bồi dưỡng cho học sinh khá, giỏi a) Các số lượng tử Số lượng tử chính n: có vai trò quan trọng nhất, có thể nhận những giá trị nguyên dương bất kỳ từ một trở đi (n = 1, 2, 3, …), nó cho biết electron thuộc lớp nào trong nguyên tử. Số lượng tử phụ l (số lượng tử obitan): cùng với số lượng tử chính xác định năng lượng của obitan của electron. Đối với mỗi giá trị của n, l có thể nhận những giá trị nguyên dương từ 0 đến (n-1). Mỗi giá trị của l tương ứng với một phân lớp electron trong lớp thứ n. Kí hiệu phân lớp: l= 0 1 2 3 …… s p d f …… Số lượng tử từ ml: trong một phân lớp, các AO có cùng mức năng lượng (ứng với cùng giá trị số lượng tử n, l) nhưng khác nhau về sự định hướng trong không gian. Phân lớp s chỉ có một AO: đối xứng cầu trong không gian Phân lớp p có ba AO: px, p y, pz định hướng theo các trục Ox, Oy, Oz. Trang - 4 - . Phân lớp d có năm AO: có năm cách định hướng trong không gian. Sự định hướng trong không gian của các AO thể hiện trong từ trường và mỗi cách định hướng ứng với một số lượng tử từ ml. Ứng với mỗi giá trị của l, ml có thể nhận bất kỳ giá trị nguyên nào trong giới hạn  l, kể cả giá trị 0. Vậy ứng với mỗi giá trị l có (2l + 1) giá trị ml. Như vậy số obitan trong các phân lớp s, p, d, f lần lượt là 1, 3, 5, 7 obitan. Số lượng tử spin ms: các số lượng tử trên được đặc trưng cho sự chuyển động của electron trong nguyên tử. Ngoài ra, electron còn có sự chuyển động riêng, momen động lượng riêng do sự tự quay quanh trục của nó gây ra. Vectơ mô tả sự quay đó chỉ có thể định hướng theo hai chiều và mỗi chiều ứng với số lượng tử spin: ms = + 1/2 hoặc ms = - 1/2. Trạng thái của electron trong nguyên tử được đặc trưng bằng bốn số lượng tử: n, l, m l, ms. b) Cấu hình electron Nguyên lý Pauli: Trên 1 obitan chỉ có thể có nhiều nhất là hai electron, biểu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều (trong một nguyên tử, không thể tồn tại hai electron có cùng bốn số lượng tử). Nguyên lý vững bền: Ở trạng thái cơ bản, các electron lần lượt chiếm những obitan có mức năng lượng từ thấp đến cao. Quy tắc Hun 1: Trong cùng một phân lớp, các electron sẽ phân bố trên các obitan sao cho số electron độc thân là tối đa và có chiều tự quay giống nhau (trong một phân lớp các electron được sắp xếp để tổng spin là cực đại). Trật tự các mức năng lượng tăng dần: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f … Cơ sở sắp xếp các mức năng lượng trên: Tổng giá trị (n + l) tăng dần. Nếu có cùng giá trị (n + l) thì viết theo thứ tự tăng giá trị n. Cấu hình electron được viết theo những nguyên lí và quy tắc trên là cấu hình electron ở trạng thái cơ bản, đó là trạng thái có năng lượng thấp nhất, những trạng thái có năng lượng cao hơn là trạng thái kích thích. Quy tắc Hun 2: Trong một phân lớp, các electron phân bố vào các obitan sao cho tổng ml là cực đại, electron có khuynh hướng sắp xếp trước tiên vào obitan có giá trị m l lớn. c) Một số trường hợp “bất thường” khi xây dựng vỏ nguyên tử Cr đáng lẽ có cấu hình: 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 4 4s 2 nhưng thực tế là 1s 2 2s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 5 4s 1 . Giải thích: Từ quy tắc Hun 1 ta thấy độ bền của các cấu hình electron chẳng những phải thể hiện ở các cấu hình electron bão hòa 2–8–18–32 và các phân lớp bão hòa s 2 , p 6 , d 10 , f 7 mà còn thể hiện ở cả cấu hình các phân lớp nửa bão hòa p 3 , d 5 . Trang - 5 - . Trường hợp của Cr: sở dĩ như vậy vì phân lớp 4s có mức năng lượng xấp xỉ phân lớp 3d và cấu hình 3d 5 nửa bão hòa là một cấu hình bền vững, ở đây phân lớp 3d đã có 4 electron nên 1 electron của phân lớp 4s đã nhảy vào phân lớp 3d để đạt tới cấu hình bền vững (hiện tượng bán bão hòa gấp). Trường hợp của Cu: nếu cấu hình electron của Cu là 1s 2 2 s 2 2 p 6 3s 2 3 p 6 3d 9 4 s 2 thì phân lớp 3d9 chưa phải là cấu hình nền vững. Vì vậy một electron của phân lớp 4s đã nhảy vào phân lớp 3d để đạt tới cấu hình 3d10 bền vững. Do đó cấu hình electron thực tế của Cu là Ar  3d104s1 (hiện tượng bão hòa gấp). Trường hợp của Pd: có cấu hình Kr 4d 10 5s 0 , ở đây cả hai electron của phân lớp 5s nhảy vào phân lớp 4d đã có 8 electron để đạt tới cấu hình 4d10 bền vững. Vì vậy mà phân lớp 5s (do đó cả lớp thứ năm) không có electron nào. Đây là trường hợp duy nhất trong bảng tuần hoàn mà số lớp electron nhỏ hơn số chu kì. Trường hợp của Nb: Kr 4d 4 5 s 1 , cũng do khuynh hướng “điền gấp rút” electron ở phân lớp ns vào phân lớp (n - 1)d để tới Mo thì đạt được cấu hình electron bền vững (Mo: Kr 4d 4 5s1 ). II.2.1.2. Hệ thống bài tập của chương 1 Dạng 1. Mối quan hệ giữa các hạt cơ bản cấu tạo nên nguyên tử Bài tập 1. Hợp chất MX3 có tổng số proton, nơtron, electron là 196, trong đó số hạt mang điện nhiều hơn số hạt không mang điện là 60. Nguyên tử khối của X lớn hơn so với M là 8. Tổng 3 loại hạt trong nguyên tử X nhiều hơn trong M là 12. Xác định M và X, ghi kí hiệu nguyên tử của hai nguyên tố M và X. Viết công thức hóa học của MX3. Phân tích: Ta có bốn ẩn là ZM, NM, ZX, NX, bài ra cho bốn dữ kiện. Lập bốn phương trình toán học ứng với bốn dữ kiện, giải tìm ra các ẩn. Từ đó trả lời được yêu cầu của bài. Giải: Gọi số hiệu nguyên tử và số nơtron của M và X lần lượt là ZM, NM, ZX, NX, (ZM = PM = EM, ZX = PX = EX) Theo bài ra ta có: 2 Z M  N M  3( Z X  N X )  196 2 Z  6Z  N  3N  60  M X M X  Z X  N X  ( Z M  N M )  8 2 Z X  N X  ( 2Z M  N M )  12 Z X  17, N X  18 Giải hệ phương trình: trên ta có kết quả   N M  13, N M  14 Trang - 6 - . Ta có X là Cl, M là Al. Số khối: AX = 17 + 18 = 35, AM = 13 + 14 = 27 Kí hiệu nguyên tử: 1735Cl ,1327 Al . Công thức hóa học: AlCl3. Tác dụng của bài tập: Học sinh biết giải loại bài tập tìm công thức hợp chất dựa vào mối quan hệ của các hạt proton, nơtron, electron trong hợp chất, bằng cách lập số phương trình bằng số ẩn. Rèn luyện kỹ năng giải hệ nhiều phương trình, viết ký hiệu nguyên tử. Bài tập 2. Trong hợp chất M a Rb , R chiếm 6,67% về khối lượng. Biết a + b = 4. Trong nguyên tử R, số nơtron bằng số proton, còn trong nguyên tử M số nơtron nhiều hơn số proton là 4 hạt. Trong M a Rb , tổng số proton là 84 hạt. Xác định các nguyên tố M, R và hợp chất M a Rb . Giải thích sự tạo thành M a Rb . Phân tích: Ta có 6 ẩn ZM, NM, ZR, NR, a, b; bài ra cho 5 dữ kiện, như vậy sẽ lập được 5 phương trình toán học ứng với 6 ẩn (số phương trình nhỏ hơn số ẩn)  phải biện luận. Mấu chốt để biện luận bài tập này là dựa vào đặc điểm của ẩn a, b. Đây là hệ số các nguyên tử trong phân tử MaRb nên a, b là số nguyên, mà a + b = 4 nên 0 < a < 4 và 0 < b < 4  a, b chỉ có thể nhận các giá trị 1, 2 hoặc 3. Biết b thì tìm được a tương ứng. Như vậy có thể coi như một ẩn đã biết, bài toán trở thành 5 ẩn và 5 phương trình. Đối với dạng này ta biến đổi sao cho tìm được biểu thức ZM hoặc ZR phụ thuộc vào a (hoặc b), tức là rút gọn lại còn 1 phương trình từ các phương trình toán học đã lập. Từ các giá trị có thể có của a (hoặc b) tìm được ZM (hoặc ZR) tương ứng, chọn nghiệm phù hợp. Giải: Gọi số hiệu nguyên tử, số nơtron trong M và R lần lượt là ZM, NM, ZR, NR. Ta có %R = 6,67%   %M = 100 – 6,67 =93,33% a( Z M  N M ) aM 93.33   14   14 bM 6.67 b( Z R  N R ) (1) Mặt khác: a+b=4 (2) N M = ZM + 4 (3) ZR = N R (4) aZM + bZR = 84 (5) Thay (3), (4), vào (1) ta có a ( 2 Z M  4)  14 b.2Z R  aZ M  2a  14bZ R (1’) Lấy (5) – (1 ’)  15bZR =84 + 2a Trang - 7 - . Mà a = 4 – b  15bZR =84 + 2(4 – b)  ZR  92  2b 15b Vì b nguyên và 0 < b <4  b = 1, 2, 3 Ta có bảng b 1 2 3 ZR 6 2,93 1,91 b  1 Z R  6 Nghiệm phù hợp:  Thay b, ZR vào (2) và (5) ta tìm được a = 3, ZM = 26 (Fe) Vậy M là Fe, R là C. Công thức hợp chất Fe3C (xementit) Fe3C tạo ra khi luyện gang do hai phản ứng o t 3FeO + 4C  Fe3C + 3CO o t 3Fe + C  Fe3C Tác dụng của bài tập: Học sinh biết cách giải bài tập biện luận về mối quan hệ giữa các hạt trong phân tử hợp chất. Rèn luyện kỹ năng giải hệ phương trình nhiều ẩn. Dạng 2. Thành phần % các đồng vị, NTK trung bình Bài tập 1. Tính khối lượng nguyên tử trung bình của các nguyên tố coban và niken biết rằng trong tự nhiên, đồng vị của các nguyên tố đó tồn tại theo tỷ lệ sau: 59 27 Co 100% 58 28 Ni 67,76% 60 28 Ni 26,16% 61 28 62 28 Ni 2,42% Ni 3,66% Từ kết quả trên hãy giải thích vì sao nguyên tử có số hiệu nguyên tử nhỏ lại có khối lượng nguyên tử trung bình lớn hơn và ngược lại. Phân tích: Trong bảng tuần hoàn nguyên tử khối trung bình của coban là 58,9332 (< 59), nguyên tử khối trung bình của niken là 58,6934 (< 58,7422), sỡ dĩ như vậy là do có độ hụt khối, có một số trường hợp khác nữa cũng xảy ra tương tự. Giải: Ta có: ACo  59 ANi  58.0,6776  60.0,2616  61.0,0242  62.0,0366  58,7422 Ta thấy coban có nguyên tử khối trung bình lớn hơn của niken, trong khi đó số hiệu nguyên tử của coban lại nhỏ hơn niken. Sở dĩ như vậy là do đồng vị có số khối thấp nhất lại chiếm tỉ lệ cao nhất. Trang - 8 - . Tác dụng của bài tập: Biết được nguyên tử khối trung bình phải gần nguyên tử khối của đồng vị nào có tỉ lệ số nguyên tử cao nhất. 2 Bài tập 2. Tính số nguyên tử của đồng vị đơteri 1 H có trong 1 ml nước (d = 1,00g/ml). Biết hiđro tự nhiên có nguyên tử khối là 1,008 gồm 2 đồng vị là proti 1 1 2 H và đoteri 1 H . 2 Phân tích: Trước hết tính % số nguyên tử 1 H trong hiđro tự nhiên. Tính số nguyên tử H 2 có trong 1 ml nước, suy ra số nguyên tử 1 H trong đó. 2 1 Giải: Gọi x là % số nguyên tử 1 H , (1-x) là % số nguyên tử của 1 H  2 x  1(1  x )  1.008  x  0.008 % 12 H  0.8% Ta có: m H 2O  1.1  1g  n H 2O  1 1 1 mol  n H  .2  mol 18 18 9 Số nguyên tử H trong một ml nước: 1 .6.10 23 nguyên tử 9 1 23 20 Số nguyên tử 12 H trong một ml nước: 0.008. .6.10  5.33.10 nguyên tử 9 Tác dụng của bài tập: Biết cách tính số nguyên tử đồng vị của một nguyên tố trong một lượng hợp chất nhất định. Dạng 3. Các số lượng tử của electron Bài tập 1. Xác định nguyên tử mà electron sau cùng điền vào đó có các số lượng tử: a) n = 2, l = 1, m l = -1, m S = +1/2 b) n = 2, l = 1, m l = 0, m S = -1/2 c) n = 4, l = 0, m l = 0, m S = +1/2 d) n = 3, l = 2, m l = -2, m S = -1/2 Phân tích và giải: Trước hết dựa vào l để biết electron cuối cùng thuộc phân lớp nào, sau đó dựa vào ml để biết electron nằm trên obitan nào và dựa vào mS để biết chiều tự quay của electron. Từ đó điền đầy đủ electron của phân lớp cho phù hợp. Dựa vào n ta biết được phân lớp trên thuộc phân lớp thứ mấy, suy ra cấu hình electron đầy đủ của nguyên tử, suy ra tên nguyên tử. Ở bài tập 1a ta thấy số lượng tử l = 1 là phân lớp p, có ba obitan, electron cuối cùng nằm ở obitan có ml = -1, mS = +1/2 nên trạng thái của electron cuối cùng là mũi tên đi lên: Trang - 9 - . 3  cấu hình electron của phân lớp cuối cùng 2p Cấu hình electron đầy đủ của nguyên tử: 1s22s22p 3 (Z = 7)  là nguyên tử N. Bài tập 1b, 1c, 1d phân tích tương tự ta được kết quả tương ứng là F, K, Zn. Cần lưu ý trường hợp bài ra cho bộ số lượng tử của electron ngoài cùng, bài tập trường hợp 1c ta tìm được cấu hình electron ngoài cùng là 4s1, nhưng trong trường hợp này có ba nguyên tử thỏa mãn là: Cu, Cr, K. Tác dụng của bài tập: Học sinh biết cách xác định bộ 4 số lượng tử của 1 electron trong nguyên tử và ngược lại biết bộ 4 số lượng tử của e sau cùng có thể suy ra cấu hình electron tương ứng. Bài tập 2. Phi kim R có electron viết sau cùng ứng với 4 số lượng tử có tổng đại số bằng 2,5. Tìm phi kim R đó, viết cấu hình electron. Phân tích: R là phi kim nên R là nguyên tố p (l = 1), dựa vào mối quan hệ phụ thuộc lẫn nhau của các số lượng tử của 1 electron để tìm ra bộ số lượng tử của electron viết sau cùng của nguyên tử. Giải: Vì R là phi kim  l = 1 và n 2. Ta có: n + l + ml + ms = 2,5. Nhận thấy m S chỉ nhận một trong hai giá trị +1/2 hoặc -1/2, ml chỉ nhận một trong ba giá trị +1, 0, -1. Nếu m s = +1/2  n + l + ml = 2. Vì l = 1  n + m l = 1 ml +1 0 -1 n 0 1 2 Vì n  2 nên nghiệm phù hợp: n = 2, l = 1, m l = -1, m S = +1/2 Cấu hình electron của phân lớp ngoài cùng: 2p3  R là N (1s22s22p3) Nếu m s = -1/2  n + l + ml = 3 Vì l = 1  n + m l = 2 ml +1 n 1 0 -1 2 3 Nếu n = 3, l = 1, ml = -1, mS = -1/2  3p6  R là argon (1s22s22p63s 3s23p6). Vì Ar là khí hiếm nên loại Nếu n = 2, l = 1, m l = 0 , mS = -1/2  2p5  R là F nên phù hợp. Vậy R là N hoặc F. Trang - 10 - . Tác dụng của bài tập: Học sinh nắm được mối quan hệ của các số lượng tử của một electron. Biết cách biện luận dựa vào mối quan hệ đó để tìm ra cấu hình electron của nguyên tử. Dạng 4. Cấu hình electron của nguyên tử và ion Bài tập 1. Cho cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử một số nguyên tố đều là 4s1. Viết cấu hình electron đầy đủ của nguyên tử và xác định tên của các nguyên tố đó? Phân tích: Cấu hình electron lớp ngoài cùng là 4s1 có thể là nguyên tố s, hoặc có thể là nguyên tố d. Trường hợp nguyên tố d, đáng lẽ lớp ngoài cùng phải là 4s2, nên đây là nguyên tố có xu hướng đạt tới trạng thái bão hòa gấp hoặc bán bão hòa gấp (d5 hoặc d 10) Giải: Cấu hình electron đầy đủ của nguyên tử các nguyên tố có lớp electron ngoài cùng là 4s1: 1) 1s22s22p63s23p6 4s1  nguyên tố K 2) 1s22s22p63s23p63d5 4s1  nguyên tố Cr 3) 1s22s22p63s23p6 3d104s1  nguyên tố Cu Tác dụng của bài tập: Học sinh biết cách phân tích suy luận là lớp electron ngoài cùng của nguyên tử có dạng 4s1 có thể xảy ra khả năng thứ nhất là phân lớp 3d còn trống, nhưng cũng có thêm khả năng nữa là hiện tượng vội bão hòa hoặc vội bán bão hòa phân lớp 3d. Bài tập 2. Viết cấu hình electron của nguyên tử Fe (Z = 26) và các ion Fe2+ và Fe3+. Phân tích: Cấu hình electron của ion phải xuất phát từ cấu hình electron của nguyên tử. Khi nguyên tử chuyển thành cation (ion dương) hay anion (ion âm) các electron mất đi hoặc thêm vào thuộc lớp electron ngoài cùng và tiếp theo là lớp sát ngoài cùng. Giải: Cấu hình electron của Fe: 1s22s22p63s23p63d6 4s2. Ta có: Fe  Fe 2  2e ; Fe  Fe 3  3e Do đó cấu hình electron: Fe2+: 1s22s22p63s23p63d 6 ; Fe3+: 1s22s22p63s23p 63d5. Tác dụng của bài tập: Học sinh biết cách suy luận là trước khi điền electron thì phân lớp 3d có năng lượng cao hơn phân lớp 4s, sau khi điền electrron thì phân lớp 4s lại có năng lượng lớn hơn phân lớp 3d, sự mất electron đầu tiên sẽ xảy ra 4s sau đó mới đến 3d. Chương 2: BẢNG TUẦN HOÀN VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN II.2.2.1. Một số vấn đề lý thuyết cần bồi dưỡng cho học sinh khá, giỏi a) Bán kính ion Bán kính của anion lớn hơn bán kính của nguyên tử trung hòa tương ứng do hai nguyên nhân: + Khi kết hợp electron vào nguyên tử thì sự đẩy nhau giữa các electron tăng lên làm cho lực hút của hạt nhân với các electron giảm đi. Trang - 11 - . + Nguyên tử trung hòa có lớp vỏ electron đang xây dựng dở, trong khi đó ở anion tương ứng đã đầy đủ và có đối xứng cầu. Rõ ràng kích thước của anion được quyết định chủ yếu bởi lớp vỏ electron đầy đủ. Bán kính của cation giảm mạnh so với bán kính của nguyên tử trung hòa tương ứng vì: + Sự mất electron làm giảm tác dụng đẩy lẫn nhau của các electron, do đó làm tăng lực hút của hạt nhân với các electron còn lại, dẫn đến bán kính nguyên tử giảm. + Khi mất electron để tạo thành cation với cấu hình khí hiếm thì mất đi cả lớp vỏ electron. b) Năng lượng ion hóa Với học sinh giỏi, cần phải giải thích được năng lượng ion hoá thứ nhất của một số nguyên tố trong chu kì không theo quy luật chung. Chẳng hạn, cho biết năng lượng ion thứ nhất của nguyên tử các nguyên tố thuộc chu kì hai: I1(KJ/mol) Li Be B C N O F Ne 520 899 801 1086 1402 1314 1681 2081 Hãy vẽ đồ thị biểu diễn sự biến đổi các giá trị của I1 theo Z. Nhận xét? Giải thích tại sao các nguyên tố Be, N có năng lượng ion hóa thứ nhất cao hơn so với nguyên tố đứng trước và đứng 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 2p 3 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. Trang - 12 - . 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  Z A, B  23  11.5 2 Trang - 13 - . 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: a  b  5  aZ A  bZ B  11 Z A, B  (I) 11  2.2  Z A  2.2  Z B  ZA = 1 (H) hoặc ZA= 2 5 (He). Vì He là khí hiếm, không tham gia liên kết hóa học nên A là H (ZA= 1). Hệ (I) có dạng a  b  5  a  bZ B  11 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  5  b  bZ B  11  Z B  6b b Vì b  4 , 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: Trang - 14 - . v  u  5 48  9.6 suy ra: Z U ,V   5 aZ U  vZ V  48 Với Z U ,V  9.6 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. Z  9.6  Z U  9.6  Z V  U thuộc chu kì 2, V thuộc chu kì 3. Ta có: Z V – ZU = 8 Giải hệ: uv 5 uZ U  vZ V  48 ZV  ZU  8 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 = 48  8v 5 Vì v nguyên, v  4 ta có bảng: v 1 2 3 4 ZU 8 6,4 4,8 3,2 Nghiệm phù hợp : v  1 u  4   Z U  8(O) Z V  16( S ) 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-, O2b) 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. Trang - 15 - . Ở bài tập 2a, ta có cấu hình electron của các nguyên tử và ion. Na: 1s22s22p63s1 Na+: 1s22s22p6 Mg: 1s22s22p63s2 Al: 1s22s22p63s23p1 Al3+: 1s22s22p6 F-, O2-: 1s22s22p6 Mg2+: 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 ns2np 6. Suy ra H là khí hiếm. Nguyên tố H có cấu hình ns2np 6 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. Trang - 16 - . 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: 2 HClO  2 H   2e  Cl 2  2 H 2 O EO = +1,63V 2 HBrO  2 H   2e  Br2  2 H 2 O EO = +1,59V 2 HIO  2 H   2e  I 2  2 H 2 O 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. 3HClO3  HClO4  2ClO2  H 2 O 4 HBrO3  4 BrO2  O2  2 H 2 O 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. Trang - 17 - . 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 4d 10 bền hơn cấu hình 3d 10 của Cu, do đã được hình thành ở Pd (4d105s0) xếp trước Ag. Au: Số oxi hóa +3 bền vì cấu hình 5d 10 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 5d 106s1. 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. Trang - 18 - . 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 (a) -O O O C -O O- C O- O (b) (c) Trang - 19 - . 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 120 o, do đó có thể coi cấu tạo của CO 23 là: 2- O.. . . O. . C .... O 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,…… 1 3 Độ bội của mỗi liên kết trong CO 23 là 1 (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, sp 3 còn có thêm các kiểu lai hóa sau: Lai hóa sp3d (lưỡng chóp tam giác): 1AOs + 3AOp + 1AOd  5AOsp 3d Lai hóa dsp2 (vuông phẳng): 1AOd + 1AOs + 2AOp  4AOdsp2 Lai hóa sp3d2 (lưỡng chóp tứ giác): 1AOs + 3AOp + 2Aod  6AOsp 3d2 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, …). Trang - 20 - . 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 AB4Eo AB3E1 AB2E2 0 1 2 109029’ 107030’ Kiểu: Số cặp e không LK: Góc liên kết: 104 050’ 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: H 122 0 116 C 0 O H 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: O O N H 1070 30' H H N F F C C 0 102 F Cl 112 0 Cl H 1160 H 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 Trang - 21 - . 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 phân tử đến tính chất của các chất: Năng lượng của liên kết hiđro vào khoảng 20 – 40 KJ/mol, do đó làm tăng nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của các chất. Ảnh hưởng đến khả năng hòa tan giữa các chất lỏng: những chất có liên kết hiđro thì rất dễ hòa tan vào nhau, do sự tạo thành liên kết hiđro giữa các chất tan và dung môi làm tăng độ phân tán của chất tan trong dung môi. Liên kết hiđro đã giải thích tại sao ở thể hơi hoặc trong dung dịch, một số hợp chất ở trạng thái đa phân tử. II.2.3.2. Hệ thống bài tập của chương 3 Dạng 1. Mô tả sự hình thành liên kết trong các phân tử Bài tập 1. Viết công thức electron, công thức cấu tạo của CO, NO, NO2, BCl3, NH3. Giải thích tại sao BCl3 có thể kết hợp với NH3 cho ra BCl3NH3. Giải thích tại sao hai phân tử NO2 có thể kết hợp cho ra N2O4? Phân tích và giải: Liên kết cộng hóa trị được hình thành là do sự xen phủ của hai obitan chứa electron độc thân của hai nguyên tử tham gia liên kết (hoặc một obitan chứa electron cặp đôi với một obitan trống), do đó để xác định được liên kết trong các phân tử cần phải dựa vào cấu hình electron của mỗi nguyên tử. Chẳng hạn trong CO, từ cấu hình electron hóa trị của C và O: C 2s2 2p2 O 2s2 2p 4 Ta thấy mỗi nguyên tử có hai electron độc thân nên các electron độc thân này sẽ xen phủ với nhau từng đôi một tạo ra hai liên kết cộng hóa trị, ngoài ra nguyên tử cacbon còn một obitan trống nên có thể nhận cặp e còn lại của oxi. Trang - 22 -