Tài liệu Xây dựng hệ thống bài tập cơ sở lý thuyết hóa vô cơ phần bảng tuần hoàn, chiều hướng diễn biến của phản ứng hóa học và axit – bazơ

TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC ---------- NGUYỄN THỊ NGỌC HÂN XÂY DỰNG HỆ THỐNG BÀI TẬP CƠ SỞ LÝ THUYẾT HÓA VÔ CƠ PHẦN BẢNG TUẦN HOÀN, CHIỀU HƢỚNG DIỄN BIẾN CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC VÀ AXIT – BAZƠ KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC Chuyên ngành: Hóa học vô cơ Ngƣời hƣớng dẫn khoa học TS. Nguyễn Văn Quang HÀ NỘI - 2017 LỜI CẢM ƠN Trƣớc hết, em xin bày tỏ lòng biết ơn chân thành và sâu sắc tới thầy giáo - TS. Nguyễn Văn Quang - Giảng viên trƣờng Đại học Sƣ phạm Hà Nội 2 - ngƣời trực tiếp hƣớng dẫn luôn nhiệt tình, tận tâm chỉ bảo và tạo mọi điều kiện để đề tài của hơ n em hoàn thành. Em xin chân thành cảm ơn Ban Giám hiệu trƣờng Đại học Sƣ phạm Hà Nội 2, N Ban chủ nhiệm khoa Hóa học và các thầy cô giáo trong khoa đã tạo điều kiện cho uy em nghiên cứu và hoàn thiện đề tài này. Q Do thời gian có hạn và trình độ còn hạn chế, nên khóa luận này không tránh m khỏi những thiếu sót. Em rất mong nhận đƣợc những ý kiến đóng góp của các thầy, pl us .g oo gl e. co m /+ D ạy Em xin chân thành cảm ơn! Kè cô giáo, các bạn để đề tài của em đƣợc hoàn thiện hơn. Hà Nội, ngày 27 tháng 4 năm 2017 Sinh viên Nguyễn Thị Ngọc Hân MỤC LỤC MỞ ĐẦU .................................................................................................................................... 1 CHƢƠNG I: TỔNG QUAN VỀ BÀI TẬP VÀ HỆ THỐNG BÀI TẬP .............................. 3 1.1. Bài tập hóa học ................................................................................................. 3 hơ n 1.1.1. Định nghĩa ........................................................................................................................ 3 1.1.2. Ý nghĩa, tác dụng của bài tập hóa học ............................................................................ 3 N 1.2. Hệ thống bài tập hóa học .................................................................................. 4 uy 1.2.1. Ý nghĩa của hệ thống bài tập........................................................................................... 4 Q 1.2.2. Nguyên tắc xây dựng hệ thống bài tập hóa học ............................................................. 4 m CHƢƠNG II: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC ............................... 5 Kè 2.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết ................................................................................... 6 ạy 2.1.1. Nguyên tắc sắp xếp .......................................................................................................... 6 /+ D 2.1.2. Cấu trúc bảng tuần hoàn .................................................................................................. 6 2.1.3. Quy luật biến đổi tuần hoàn một số tính chất ................................................................ 7 m 2.2. Hệ thống bài tập.............................................................................................. 15 co 2.2.1. Bài tập có hƣớng dẫn giải.............................................................................................. 15 e. 2.2.2. Bài tập tự giải ................................................................................................................. 27 gl CHƢƠNG III: CHIỀU HƢỚNG DIỄN BIẾN CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC VÀ CÂN oo BẰNG HÓA HỌC................................................................................................................... 30 .g 3.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết ................................................................................. 30 us 3.1.1. Các yếu tố phản ứng quy định chiều hƣớng diến biến của phản ứng hóa học .......... 30 pl 3.1.2. Hiệu ứng nhiệt................................................................................................................ 30 3.1.3. Entropi ............................................................................................................................ 32 3.1.4. Năng lƣợng tự do Gibbs và chiều hƣớng diễn biến của phản ứng hóa học ............... 32 3.1.5. Cân bằng hóa học .......................................................................................................... 33 3.2. Hệ thống bài tập.............................................................................................. 36 3.2.1. Bài tập có hƣớng dẫn giải.............................................................................................. 36 3.2.2. Bài tập tự giải ................................................................................................................. 48 CHƢƠNG IV: AXIT – BAZƠ ............................................................................................... 52 4.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết ................................................................................. 52 4.1.1. Một số thuyết axit – bazơ trƣớc Arenius ...................................................................... 52 4.1.2. Thuyết axit – bazơ Arenius (còn gọi là thuyết axit – bazơ cổ điển) ........................... 52 4.1.3. Thuyết axit – bazơ của Bronsted và Laury .................................................................. 54 hơ n 4.1.4. Thuyết hệ các dung môi ................................................................................................ 55 4.1.5. Thuyết axit – bazơ của Lewis ....................................................................................... 57 N 4.2. Hệ thống bài tập.............................................................................................. 58 uy 4.2.1. Bài tập có hƣớng dẫn giải.............................................................................................. 58 Q 4.2.2. Bài tập tự giải ................................................................................................................. 64 m KẾT LUẬN .............................................................................................................................. 67 Kè TÀI LIỆU THAM KHẢO....................................................................................................... 68 pl us .g oo gl e. co m /+ D ạy PHỤ LỤC (Đáp án một số bài tập tự giải) .............................................................................. 69 MỞ ĐẦU 1. Lý do chọn đề tài Xuất phát từ đòi hỏi quy trình đào tạo phải tổ chức sao cho mỗi sinh viên có thể tìm đƣợc cách học thích hợp nhất cho mình, đồng thời trƣờng đại học phải nhanh chóng thích nghi và đáp ứng đƣợc những nhu cầu của thực tiễn cuộc sống, hơ n vào năm 1872 Viện Đại học Harvard đã quyết định thay thế hệ thống chƣơng trình đào tạo theo niên chế cứng nhắc bằng hệ thống chƣơng trình mềm dẻo cấu thành bởi N các môđun mà mỗi sinh viên có thể lựa chọn một cách rộng rãi. Có thể xem sự kiện uy đó là điểm mốc khai sinh học chế tín chỉ. Q Phƣơng pháp đào tạo theo hệ thống tín chỉ hay gọi tắt là Hệ thống tín chỉ là m một phƣơng thức đào tạo tiên tiến trong nền giáo dục của nhiều quốc gia trên thế Kè giới, đƣợc áp dụng ở cả giáo dục phổ thông và giáo dục đại học. Cùng với xu thế ạy phát triển của thế giới, phƣơng pháp đào tạo theo hệ thống tín chỉ dần đƣợc áp dụng /+ D vào nhiều trƣờng đại học ở Việt Nam, trong đó bao gồm trƣờng Đại học Sƣ phạm Hà Nội 2. Phƣơng pháp đào tạo hệ thống tín chỉ đòi hỏi mỗi sinh viên phải có năng m lực tự học, năng lực tự tổng hợp tích lũy kiến thức. Vì phần lớn các môđun trong co học chế tín chỉ đƣợc quy định tƣơng đối nhỏ, cỡ 3 hoặc 4 tín chỉ, do đó không đủ e. thời gian để trình bày kiến thức một cách đầy đủ, bài bản theo một trình tự diễn biến gl liên tục. oo Với đặc thù bộ môn hóa học và phƣơng pháp đào tạo hệ thống tín chỉ thì việc .g đề xuất những hệ thống bài tập liên quan đến nội dung trong chƣơng trình hóa vô cơ us bậc đại học với các dạng và các mức độ khác nhau (kèm theo hƣớng dẫn) là một công việc cần thiết nhằm giúp sinh viên nắm vững những kiến thức đƣợc trang bị pl trong chƣơng trình hóa học vô cơ, đồng thời đó còn là một tài liệu giúp cho sinh viên trong việc tự học và rèn luyện để nâng cao tầm nhìn về mối quan hệ giữ lý thuyết và thực nghiệm. Xuất phát từ những lí do trên em đã chọn đề tài: “Xây dựng hệ thống bài tập cơ sở lý thuyết hóa vô cơ phần bảng tuần hoàn, chiều hƣớng diễn biến của phản ứng hóa học và axit – bazơ”. 1 2. Mục đích của đề tài Việc thực hiện đề tài nhằm xây dựng hệ thống bài tập về bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học; chiều hƣớng diễn biến của phản ứng hóa học, cân bằng hóa học và axit – bazơ có tính chọn lọc cho sinh viên, góp phần nâng cao chất lƣợng học tập môn hóa học vô cơ ở trƣờng đại học. hơ n 3. Nhiệm vụ của đề tài Nghiên cứu cơ sở lý luận về bài tập và cơ sở lý thuyết hóa học. N Xây dựng hệ thống bài tập phần bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học; chiều uy hƣớng diễn biến của phản ứng hóa học, cân bằng hóa học và axit – bazơ. Q Đề xuất bài tập nhằm giúp sinh viên thực hiện quá trình tự bồi dƣỡng. m 4. Phƣơng pháp nghiên cứu Kè Trong quá trình nghiên cứu đề tài, chúng tôi đã sử dụng kết hợp nhiều phƣơng ạy pháp: /+ D - Phương pháp đọc sách và tài liệu tham khảo: Tìm hiểu tài liệu có liên quan đến đề tài: Sách, báo, nội dung chƣơng trình, các đề thi olympic sinh viên hóa học m trong nƣớc và quốc tế. co - Phương pháp thực nghiệm: Tìm hiểu thực tiễn giảng dạy của giảng viên và e. học tập của sinh viên nhằm phát hiện vấn đề khó trong bộ môn Hóa vô cơ. gl - Phương pháp chuyên gia: Tham khảo ý kiến của các giảng viên có nhiều oo kinh nghiệm trong nghiên cứu và giảng dạy. .g 5. Những đóng góp của đề tài us Về mặt lí luận: Bƣớc đầu đề tài góp phần xây dựng đƣợc một hệ thống bài tập vô cơ bậc đại học phần bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, chiều hƣớng diễn pl biến của phản ứng hóa học, cân bằng hóa học và axit – bazơ. Về mặt thực tiễn: Nội dung của khóa luận giúp sinh viên có thêm nhiều tƣ liệu tham khảo hữu ích trong quá trình học tập và nghiên cứu về bộ môn . 2 CHƢƠNG I: TỔNG QUAN VỀ BÀI TẬP VÀ HỆ THỐNG BÀI TẬP 1.1. Bài tập hóa học 1.1.1. Định nghĩa Theo nghĩa chung nhất, thuật ngữ “bài tập”, Tiếng Anh - “Exercise”, Tiếng hơ n Pháp - “Exercice” dùng để chỉ một loạt hoạt động rèn luyện thể chất và tinh thần (trí tuệ). N Ở Việt Nam khái niệm “bài tập” đƣợc dùng theo nghĩa rộng, bài tập có thể là uy câu hỏi hay bài toán. Q Bài tập hoá học là một dạng bài làm gồm những bài toán, những câu hỏi hay m đồng thời cả bài toán và câu hỏi thuộc về hoá học mà trong khi hoàn thành chúng, Kè ngƣời học nắm đƣợc một tri thức hay kĩ năng nhất định. Nội dung của bài tập hoá học bao gồm các kiến thức chính yếu trong bài ạy giảng. Đó có thể là những câu hỏi lý thuyết đơn giản chỉ yêu cầu ngƣời học tái hiện /+ D lại kiến thức vừa học hoặc đã học xong nhƣng cũng có thể là những bài tập tính toán liên quan đến đến cả kiến thức hoá học lẫn toán học, đôi khi bài toán tổng hợp m yêu cầu ngƣời học phải vận dụng các kiến thức đã học từ trƣớc kết hợp với những co kiến thức vừa học để giải. e. 1.1.2. Ý nghĩa, tác dụng của bài tập hóa học gl  Làm cho người học hiểu sâu và khắc sâu kiến thức đã học oo Bài tập hoá học giúp ngƣời học nhớ lại tính chất các chất, phƣơng trình phản .g ứng, hiểu sâu hơn về các nguyên lý và định luật hóa học. Những kiến thức (khái us niệm, định nghĩa,…) chƣa vững thì thông qua giải bài tập sẽ giúp ngƣời học hiểu pl sâu, nhớ lâu hơn.  Cung cấp thêm những kiến thức mới Ngoài tác dụng củng cố kiến thức đã học, bài tập hoá học còn cung cấp thêm những kiến thức mới, mở rộng sự hiểu biết của ngƣời học một cách phong phú, sinh động.  Hệ thống hoá các kiến thức đã học Đòi hỏi ngƣời học phải vận dụng tổng hợp các kiến thức đã học. Ngƣời học tự 3 mình làm bài tập sẽ củng cố kiến thức cũ một cách thƣờng xuyên.  Thường xuyên rèn luyện các kĩ năng kĩ xảo về hoá học Trong quá trình giải bài tập hoá học, ngƣời học đã tự rèn luyện việc lập công thức, cân bằng phƣơng trình, các thủ thuật tính toán. Nhờ việc thƣờng xuyên giải bài tập, lâu dần các kĩ năng sẽ phát triển thành kĩ xảo giúp ngƣời học có thể ứng xử hơ n nhanh trƣớc những tình huống xảy ra.  Phát triển kĩ năng (so sánh,quy nạp, diễn dịch, phân tích, tổng hợp, loại N suy,khái quát hoá,…) uy Mỗi bài tập hoá học đều có những điểm nút, để mở những điểm đó ngƣời học bắt buộc phải tƣ duy để sử dụng hoặc phƣơng pháp quy nạp, diễn dịch, loại Q suy,…Nhờ vậy tƣ duy của ngƣời học đƣợc phát triển, năng lực làm việc độc lập m đƣợc nâng cao. Kè Trong quá trình giải các bài toán hoá học, ngƣời học buộc phải tái hiện lại kiến ạy thức cũ, xác định mối liên hệ giữa các điều kiện đã có và yêu cầu của đề bài thông /+ D qua các hoạt động nhƣ phân tích, tổng hợp, phán đoán,…để tìm lời giải.  Giáo dục tư tưởng đạo đức m Việc tự mình thƣờng xuyên giải các bài tập hoá học góp phần rèn luyện cho co ngƣời học tinh thần kỉ luật, tính kiên nhẫn, tự kiềm chế, cẩn thận, cách suy nghĩ và e. trình bày chính xác khoa học, qua đó nâng cao lòng yêu thích bộ môn. gl 1.2. Hệ thống bài tập hóa học oo 1.2.1. Ý nghĩa của hệ thống bài tập Trong những năm trở lại đây, nổi lên một vấn đề mới là đó là “việc giảng dạy .g phải đảm bảo cho ngƣời học trở thành một công dân có trách nhiệm và hoạt động us hiệu quả”. Nhƣ vậy mục đích của việc học tập đã phát triển từ học để hiểu đến học pl để hành rồi mới đến học để trở thành một con ngƣời tự chủ, sáng tạo, năng động trong mọi hoạt động. Vì vậy việc học tập sẽ giải quyết vấn đề trong học tập, trong thực tế đòi hỏi con ngƣời phải có cả kiến thức và phƣơng pháp tƣ duy. 1.2.2. Nguyên tắc xây dựng hệ thống bài tập hóa học  Đảm bảo tính chính xác khoa học Tính chính xác, khoa học là nguyên tắc cơ bản quyết định một bài tập hóa học có đạt yêu cầu hay không. Theo nguyên tắc này nội dung bài tập hóa học phải đảm 4 bảo tính chính xác về ngữ pháp, về chính tả, đảm bảo đúng các thuật ngữ hóa học. Nội dung bài tập hóa học cần phải ngắn gọn, súc tích nhƣng vẫn đảm bảo tính logic và đầy đủ về mặt ý nghĩa.  Đảm bảo tính hệ thống Để hệ thống bài tập phát huy tối đa tác dụng thì hệ thống bài tập cần phải có hơ n tính hệ thống và tính đa dạng. Theo nguyên tắc này hệ thống bài tập đƣợc xây dựng từ dễ đến khó, ở mỗi dạng bài tập đều có bài tập điển hình, bài tập tƣơng tự. Các bài N tập trong hệ thống cần có mối quan hệ hữu cơ với nhau, bài tập trƣớc là cơ sở nền uy tảng để thực hiện bài tập sau, bài tập sau là sự cụ thể hóa, là sự phát triển và củng cố vững chắc hơn cho bài tập trƣớc. Q  Đảm bảo tính đa dạng m Mỗi một bài tập hóa học chỉ rèn luyện đƣợc một hoặc một số, do đó ta cần Kè phải đa dạng các bài tập để giúp ngƣời học hình thành hệ thống kĩ năng toàn diện. ạy Theo nguyên tắc này hệ thống bài tập hóa học sẽ giúp ngƣời học rèn luyện đƣợc hầu /+ D hết các kĩ năng giải bài tập ở 3 mức độ nhận thức: hiểu, biết, vận dụng. Bên cạnh đó hệ thống bài tập còn rèn luyện cho ngƣời học các thao tác tƣ duy nhƣ: phân tích, m tổng hợp, so sánh, hệ thống hóa, khái quát hóa, trừu tƣợng hóa … co  Có các bài tập điển hình cho các dạng bài tập e. Để giúp ngƣời học định hƣớng phƣơng pháp giải một dạng bài tập nào đó cần gl phải có các bài tập điển hình. oo  Giúp người học củng cố và khắc sâu kiến thức Mỗi bài tập hóa học ứng với một mảng kiến thức nhất định, do đó việc giải pl us .g quyết các bài tập này sẽ giúp ngƣời học khắc sâu mảng kiến thức đó. 5 CHƢƠNG II: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC 2.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết 2.1.1. Nguyên tắc sắp xếp Có 3 nguyên tắc sắp xếp: hơ n - Theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử. - Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp electron đƣợc xếp vào cùng một hàng N ngang (chu kì). uy - Các nguyên tố mà nguyên tử của nó có cùng số electron hoá trị (cấu hình electron Q nguyên tử tƣơng tự nhau) đƣợc xếp vào cùng một cột dọc (nhóm). m ‫٭‬Chú ý: Electron hóa trị là những electron tham gia hình thành liên kết hóa học, Kè thƣờng nằm sau lớp bão hòa hoặc giả bão hòa. Cách xác định electron hóa trị: ạy + Nhóm A (s, p): số electron hóa trị = số electron lớp ngoài cùng. Nếu 3 /+ D + Nhóm B (d, f): (n-1)dcnsd c+d 7: số electron hóa trị = c + d. m Nếu c + d = 8 → 10: số electron hóa trị = 8. co Nếu c + d 10: số electron hóa trị = c + d – 10. e. 2.1.2. Cấu trúc bảng tuần hoàn gl Bảng tuần hoàn gồm các ô nguyên tố, các chu kì và các nhóm. oo Mỗi chu kì bắt đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm (trừ .g chu kì 1). us - Chu kì 1: Cấu hình electron 1sa. Gồm 2 nguyên tố. - Chu kì 2: Cấu hình electron 2sa2pb. Gồm 8 nguyên tố. pl - Chu kì 3: Cấu hình electron 3sa3pb. Gồm 8 nguyên tố. - Chu kì 4: Cấu hình electron 3dc4sa4pb. Gồm 18 nguyên tố. - Chu kì 5: Cấu hình electron 4dc5sa5pb. Gồm 18 nguyên tố. - Chu kì 6: Cấu hình electron 4fd5dc6sa6pb. Gồm 32 nguyên tố. Chu kì 1, 2, 3 là chu kì nhỏ (ngắn). Chu kì 4, 5, 6 là chu kì lớn (dài). Chu kì 7 đang xây dựng. 6 Có 2 loại nhóm: nhóm A (phân nhóm chính) và nhóm B (phân nhóm phụ). - Nhóm A: Gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng đang được điền electron vào phân lớp ns hoặc np (n là lớp electron ngoài cùng). VD: Ca (Z=20): 1s22s22p63s23p64s2. Ga (Z=31): 1s22s22p63s23p64s23d104p1. hơ n - Nhóm B: Gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng đang được điền electron VD: Ti (Z=22): 1s22s22p63s23p64s23d2. Q 2.1.3. Quy luật biến đổi tuần hoàn một số tính chất uy Ce (Z=58): 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f2. N vào phân lớp (n - 1)d hoặc (n - 2)f (n là lớp electron ngoài cùng). m 2.1.3.1. Năng lƣợng ion hoá ạy khỏi nguyên tử khí ở trạng thái cơ bản. Kè Năng lƣợng ion hoá I1 là năng lƣợng cần thiết, tối thiểu để tách 1 electron ra /+ D  M(k) → M (k ) + 1e I1  2 M (k ) → M (k) + 1e I2 2 M (k) → M 3) + 1e (k co m I3 Đơn vị: kJ, kcal, eV…. e. I1 I2 I3 … In oo gl Năng lƣợng ion hoá bao giờ cũng có dấu dƣơng (Vì quá trình tách electron cần nhận năng lƣợng). Năng lƣợng ion hóa càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhƣờng e. .g a) Các yếu tố ảnh hƣởng us Năng lƣợng ion hoá I của một nguyên tố về trị số bằng năng lƣợng của pl electron liên kết yếu nhất với hạt nhân nguyên tử nhƣng ngƣợc dấu với nhau. ‫٭‬ I = E∞ - Ee = - Ee = 13,6 , eV. Trong đó: E∞ là năng lƣợng của e ở xa vô cùng đối với nguyên tử, E∞ = 0 Ee là năng lƣợng của e bị tách ra khỏi nguyên tử khi bị ion hoá 7 I là năng lƣợng ion hoá ứng với sự tách e xét có mức năng lƣợng E∞ Z‫ ٭‬là điện tích hạt nhân hiệu dụng Nguyên tử chỉ có 1 electron và hạt nhân: I phụ thuộc vào điện tích hạt nhân (Z) và số lớp e (n). Nguyên tử có nhiều electron: I còn phụ thuộc vào hiệu ứng chắn (tƣơng tác hơ n đẩy giữa các electron) và hiệu ứng xâm nhập (hình dạng của obitan). Hiệu ứng chắn N Trong nguyên tử, electron đƣợc tách ngoài chịu tác dụng của lực hút hạt nhân uy còn chịu lực đẩy của các electron còn lại. Vì vậy chỉ một phần điện tích hạt nhân Q Z‫ <٭‬Z có tác dụng thực sự với e đó. Z‫ ٭‬đƣợc gọi là điện tích hạt nhân hiệu dụng của m hạt nhân đối với e: Kè Z‫ = ٭‬Z – b ạy b: là hằng số chắn /+ D Khi đó: ,eV ‫٭‬ m I = 13,6. 1 2 3 4 5 6 2 3 3,7 4 4,2 e. N co n‫ :٭‬là số lƣợng tử chính hiệu dụng 1 gl n‫٭‬ oo Cách tính hằng số chắn b (Quy tắc Slater): - Chia các nhóm (đảm bảo cùng lớp và mức năng lƣợng) us .g (1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)(5d)(5f)… - Các e cùng một nhóm có tính chất giống nhau. pl - Các e bên ngoài không gây hiệu ứng chắn. - Nếu e bị tách nằm ở phân lớp s, p: + Cùng nhóm gây hiệu ứng chắn là 0,35 ( trừ 1s: 0,3). + Các e ở lớp sát (n-1) gây hiệu ứng là 0,85. + Các e ở lớp sâu (n-2 → 1) gây hiệu ứng chắn là 1. - Nếu e bị tách nằm ở phân lớp d: 8 + Cùng nhóm gây hiệu ứng chắn là 0,35. + Các e bên trong gây hiệu ứng chắn là 1. Hiệu ứng xâm nhập Theo cơ học lƣợng tử, 1 e có thể có mặt ở bất kì vị trí nào trong không gian quanh hạt nhân nguyên tử. Tất cả các e, kể cả e ngoài cùng, trong một khoảng thời hơ n gian nhất định cũng có thể nằm trong khu vực gần hạt nhân. Vì vậy có thể nói rằng, Mức độ xâm nhập của electron s > p > d > f. m b) Quy luật biến đổi Q Mức độ xâm nhập càng lớn thì e càng khó tách. uy này làm tăng độ bền liên kết giữa e bên ngoài và hạt nhân. N các e bên ngoài xâm nhập qua các lớp e bên trong vào gần hạt nhân . Sự xâm nhập Kè Trong một chu kì nói chung, I1 tăng dần từ trái sang phải và đạt giá trị cao nhất ạy ở khí trơ. Vì trong một chu kì từ trái qua phải Z tăng 1 đơn vị đồng thời hằng số /+ D chắn b tăng 0,35 đơn vị làm Z‫ ٭‬tăng. Mà n‫ ٭‬không đổi nên lực hút giữa hạt nhân với electron ngoài cùng tăng, khả năng tách electron ngoài cùng khó. Ngoại lệ trƣờng m hợp năng lƣợng ion hoá của bo (Z = 5) và oxi (Z = 8) có giảm đi chút ít so với năng co lƣợng ion hoá của nguyên tố đứng trƣớc . e. Trong một nhóm A từ trên xuống dƣới I1 giảm dần. Theo chiều Z tăng mạnh gl đồng thời hằng số chắn b cũng tăng mạnh vì vậy Z* tăng ít hoặc không thay đổi. Mà oo n* tăng nên lực hút giữa hạt nhân với electron ngoài cùng giảm, khả năng tách .g electron ngoài cùng khó. us Các nguyên tố chuyển tiếp I1 ít thay đổi và có trị số lớn hơn nguyên tố nhóm A. pl 2.1.3.2. Bán kính nguyên tử, bán kính ion a) Bán kính nguyên tử Bán kính nguyên tử bằng nửa khoảng cách giữa hai hạt nhân nguyên tử của cùng một nguyên tố tạo thành liên kết cộng hoá trị đơn (trong các đơn chất khí hay rắn). 9 Bán kính cộng hoá trị có tính chất cộng tính : d A – B = 1 (dA – A + dB – B). Tuy 2 nhiên một số trƣờng hợp có sự sai lệch so với cách xác định trên. Cách xác định bán kính cộng hoá trị: - Theo Sômâyơ và Stivenson: r AB = rA + rB – 0,09|χA – χB| hơ n - Theo Pauling: N r=α uy Trong đó: α là hệ số r là khoảng cách từ tâm hạt nhân đến chỗ có mật độ e nhiều m Q nhất Kè Quy luật biến đổi: - Trong một chu kì bán kính nguyên tử giảm từ trái sang phải cho đến khi đạt cấu ạy hình của khí trơ. /+ D - Trong một nhóm A bán kính ion bán kính nguyên tử tăng từ trên xuống dƣới khi Z tăng. co m b) Bán kính ion Theo Pau – ling: = ‫٭‬ pl ranion = ‫٭‬ và rcation= ‫٭‬ Nếu cùng n → n2 = const. ‫٭‬ us .g oo gl e. rion = → Thực nghiệm: rAB = = ‫٭‬ + Những yếu tố ảnh hưởng tới kích thước ion: Nguyên tử → Cation + ne - Khi mất e làm cho tác dụng chắn của các e giảm đi nên Z ‫ ٭‬tăng. Vì vậy bán kính giảm. 10 Nguyên tử + ne → Anion - Khi kết hợp e vào nguyên tử thì tác dụng chắn của các e tăng lên làm Z‫ ٭‬giảm. Vì vậy bán kính tăng. Quy luật biến đổi: - Đối với các ion có cùng điện tích và lớp vỏ e có kiến trúc nhƣ nhau, nếu số lớp e o o r(Li+) = 0,6 A r(Na+) = 095 A o r(K+) = 1,33 A hơ n càng nhiều thì bán kính càng lớn. o r(Rb+) = 1,48 A o r(V2+) = 0,88 A o r(Cr2+) = 0,84 A Q o r(Ti2+) = 0,9 A uy N - Đối với các ion đẳng e, bán kính giảm đi khi điện tích hạt nhân tăng. m 2.1.3.3. Tính kim loại, phi kim Kè Thực ra không có ranh giới rõ giữa kim loại và phi kim, vì có những đơn chất vừa thể hiện tính kim loại, vừa thể hiện tính phi kim. Tuy nhiên sự phân chia này ạy vẫn có lợi và trong những trƣờng hợp này ta gọi là kim loại nếu chất đó có tính kim /+ D loại trội hơn và gọi là phi kim nếu tính phi kim của nó trội hơn. Nguyên tố là kim loại nếu nguyên tử của nó có số e ở lớp ngoài cùng nhỏ hơn co m 4 (trừ B). Nhƣ vậy, tất cả các nguyên tố nhóm IA, IIA, IIIA (trừ Bo) và tất cả các nguyên tố nhóm B đều là kim loại. e. Một số nguyên tố ở chu kì 5 và 6, nguyên tử của chúng có số e lớp ngoài cùng gl lớn hơn 3 cũng là kim loại. Đó là Sn và Pb ở nhóm IVA, Sb và Bi ở nhóm VA, Po ở oo nhóm VIA. Ge ở chu kì 4 nhóm IVA có vị trí trung gian giữa kim loại và phi kim. .g Nguyên tử các nguyên tố phi kim có số e lớp ngoài cùng lớn hơn 3, trừ B và us các nguyên tố kim loại kể trên. Vậy tất cả các nguyên tố nhóm VIIA, bốn nguyên tố pl đầu nhóm VIA, ba nguyên tố đầu nhóm VA và hai nguyên tố đầu nhóm IVA là phi kim. Trong một chu kì theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, tính kim loại giảm dần và tính phi kim tăng dần. Trong phân nhóm A theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần, tính kim loại giảm dần và tính phi kim tăng dần. 11 Trong nhóm B, tính kim loại giảm dần từ trên xuống. 2.1.3.4. Độ âm điện Độ âm điện đặc trƣng cho khả năng của một nguyên tử trong phân tử hút electron về phía mình khi tạo liên kết hoá học. Cách xác định độ âm điện theo Pauling: hơ n - Trong phân tử AB, nếu liên kết giữa A và B là liên kết cộng hoá trị thuần tuý thì năng lƣợng liên kết đơn: E A – B = 1 (EA - A + EB - B) N 2 uy - Nhƣng thƣờng A – B là liên kết cộng hoá trị phân cực. Sự chênh lệch giữa năng 2 Kè + ∆ = 0: Liên kết cộng hoá trị m ∆ = EA – B - 1 (EA - A + EB - B) Q lƣợng cộng hƣởng ion cộng hoá trị và cộng hoá trị thuần tuý là: /+ D |χA – χB| = √ ạy + ∆ ≠ 0: Liên kết tính chất ion = 0,208√ m Trong đó: χ là độ âm điện của mỗi nguyên tử. co Đơn vị của ∆ là kcal / mol. e. - Pauling đề nghị lấy độ âm điện của flo bằng 4,0 làm trị số chuẩn để so sánh xác gl định độ âm điện của các nguyên tố khác. oo Quy luật biến đổi: .g - Trong 1 nhóm A: Độ âm điện giảm dần từ trên xuống dƣới khi Z tăng. us - Trong 1 chu kì: Độ âm điện tăng từ trái sang phải khi Z tăng. pl - Đối với các nguyên tố chuyển tiếp: Độ âm điện tăng khi Z tăng. 2.1.3.5 Ái lực với electron Ái lực với e của một nguyên tố là năng lƣợng toả ra (hay thu vào) khi nguyên tử ở trạng thái tự do nhận e để tạo thành ion âm. Nguyên tử (khí) + e → ion- + E Hay: X + e → X- + E (eV, kcal/mol, kJ/mol) Khi tạo anion bền thì quá trình giải phóng năng lƣợng E < 0 12 E1 thƣờng có giá trị âm, E2, E3… bao giờ cũng có giá trị dƣơng vì cần cung cấp năng lƣợng để thắng lực đẩy ion âm.  O(k) + e → O (k ) E = -1,47 eV  2 O (k ) + e → O (k) E = 7,3 eV hơ n Quy luật biến đổi: Nói chung ái lực với e biến đổi không đều đặn theo chiều ngang và cột dọc. N - Trong một chu kì, đi từ trái sang phải nói chung ái lực với e của các nguyên tố uy ngày càng tăng, E có giá trị ngày càng âm. - Trong một nhóm, khi n tăng, nói chung ái lực với e của các nguyên tố nói chung m Q giảm, E có giá trị kém âm hơn. Kè 2.1.3.6. Hoá trị và số oxi hoá a) Hoá trị ạy Hoá trị của một nguyên tố đặc trƣng cho khả năng của nguyên tử nguyên tố đó /+ D tạo thành một số liên kết hoá học nhất định. Hoá trị thƣờng gắn với một kiểu liên kết cụ thể: Cộng hoá trị hoặc điện hoá trị. m Các hợp chất khí hidrua: e. RH4 VA VIA VIIA RH3 RH2 RH co IVA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R2O7 oo IA gl Hoá trị cao nhất trong hợp chất với O = STT nhóm. .g R2O us Hoá trị cao nhất trong hợp chất với O + Hoá trị trong hợp chất khí với H = 8. pl b) Số oxi hoá Số oxi hoá là điện tích của nguyên tử trong phân tử với giả định rằng tất cả các liên kết trong phân tử đều là liên kết ion. Quy tắc xác định số oxi hoá: - Quy tắc 1: Trong các đơn chất, số oxi hoá của các nguyên tố bằng không. - Quy tắc 2: Trong một phân tử, tổng số số oxi hoá của các nguyên tố nhân với số nguyên tử của từng nguyên tố bằng không. 13 - Quy tắc 3: + Trong các ion đơn nguyên tử, số oxi hoá của nguyên tố bằng điện tích ion đó. + Trong ion đa nguyên tử, tổng số oxi hoá của các nguyên tố nhân vơi số nguyên tử từng nguyên tố bằng điện tích ion. hơ n - Quy tắc 4: Trong hầu hết các hợp chất, số oxi hoá, số oxi hoá của hidro bằng +1 và số oxi hoá của O bằng -2. N 2.1.3.7. Tính axit của hiđrua (HnX) uy Các yếu tố ảnh hưởng: Q - Độ phân liên kết H – X : phụ thuộc vào độ âm điện của X. Nếu X có độ âm điện m càng lớn thì độ phân cực liên kết H – X càng lớn. Vì vậy tính axit càng mạnh và Kè ngƣợc lại. đ ệ í . Nếu /+ D ạy - Độ bền liên kết H – X: phụ thuộc vào mật độ điện tích âm = Quy luật biến đổi: m liên kết H – X càng bền thì tính axit càng giảm và ngƣợc lại. co - Chu kì (nhóm A) theo chiều điện tích hạt nhân tăng thì tính axit tăng. e. 2.1.3.8. Tính axit – bazơ của hiđroxit (MOH) gl M – O – H → MO- + H+ oo M – O – H → M+ + OH- tính axit (1) tính bazơ (2) .g Các yếu tố ảnh hưởng: + Độ phân cực M – O lớn hơn độ phân cực của O – H thì thể hiện tính pl us - Độ phân cực của liên kết M –O và O - H: phụ thuộc vào độ âm điện của M bazơ. + Độ phân cực M – O nhỏ hơn độ phân cực của O – H thì thể hiện tính axit. + Độ phân cực M – O bằng độ phân cực của O – H thì thể hiện tính axit hay bazơ tuỳ vào môi trƣờng. 14 - Độ bền liên kết M – O và O – H: phụ thuộc vào mật độ điện tích dƣơng của M. Nếu mật độ điện tích dƣơng của M càng lớn thì liên kết M – O càng bền làm tính bazơ giảm, tính axit tăng (khả năng đẩy H+ tăng) và ngƣợc lại. Quy luật biến đổi: + x = 0: axit yếu. Ví dụ: HClO, H3PO3,… hơ n - Với MOx(OH)y: + x = 1: axit trung bình. Ví dụ: H2CO3, H2SO3, HClO2,… uy + x = 3: axit rất mạnh. Ví dụ: HClO4, HMnO4,… N + x = 2: axit mạnh. Ví dụ: HNO3, H2SO4, HClO3,… Q - Trong một chu kì theo chiều điện tích hạt nhân tăng thì tính bazơ giảm, tính axit tăng. m - Trong một nhóm A theo chiều điện tích hạt nhân tăng thì tính bazơ tăng, tính axit Kè giảm. ạy - Đối với các hidroxit của nguyên tố có nhiều số oxi hoá, nếu số oxi hoá dƣơng của /+ D nguyên tố đó tăng thì tính axit tăng và tính bazơ giảm. 2.2. Hệ thống bài tập m 2.2.1. Bài tập có hƣớng dẫn giải co Dạng 1: Xác định tên nguyên tố, vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn e. Câu 1: Không viết cấu hình electron, không dựa vào bảng tuần hoàn mà chỉ gl dựa vào cách sắp xếp lớp, phân lớp hãy xác định vị trí nguyên tố có số hiệu oo nguyên tử là: c) Z = 35. .g a) Z = 17. d) Z = 53. us b) Z = 25. pl Hƣớng dẫn a) 10 < Z = 17 < 18 → Nguyên tố thuộc chu kì 3 (Vì 10Ne kết thúc chu kì 2 và 18Ar kết thúc chu kì 3). 2e → Số electron điền vào lớp ngoài cùng là : 17 – 10 = 7e → Nguyên tố thuộc ô thứ 17, chu kì 3, nhóm VIIA. b) 18 < Z = 25 < 36 15 3s 5e 3p → Nguyên tố thuộc chu kì 4 (Vì 18Ar kết thúc chu kì 3 và 36Kr kết thúc chu kì 4). 2e 5e → Số electron điền vào lớp ngoài cùng là : 25 – 18 = 7e 4s 3d → Nguyên tố thuộc ô thứ 25, chu kì 4, nhóm VIIB. c) 18 < Z = 35 < 36 hơ n → Nguyên tố thuộc chu kì 4 (Vì 18Ar kết thúc chu kì 3 và 36Kr kết thúc chu kì 4). 10e → Số electron điền vào lớp ngoài cùng là: 35 – 18 = 17e 3d Q uy N 4p m d) 36 < Z = 53 < 54 4s 5e → Nguyên tố thuộc ô thứ 35, chu kì 4, nhóm VIIB. 2e Kè → Nguyên tố thuộc chu kì 5 (Vì 36Kr kết thúc chu kì 4 và 54Xe kết thúc chu kì 5). 1e 5s ạy → Số electron điền vào lớp ngoài cùng là : 54 – 53 = 1e /+ D → Nguyên tố thuộc ô thứ 53, chu kì 5, nhóm IB. Câu 2: Chỉ ra nguyên tố có đặc điểm: a) Có cấu hình lớp ngoài cùng (n – 1)dans1 5) (n 5) m (n co b) Có 2 electron chƣa ghép đôi ở phân lớp 3p. gl Hƣớng dẫn e. c) Có 1 electron hoá trị ở lớp 5. pl us .g oo a) + TH1: a = 0. Có 3 nguyên tố: Li: [He]2s1 Na: [He]3s1 K: [Ar]4s1 Rb: [Kr]5s1 + TH2: a = 5. Có 2 nguyên tố: Cr: [Ar]3d54s1 Mo: [Kr]4d55s1 + TH3: a = 10. Có 2 nguyên tố: Cu: [Ar]3d104s1 Ag: [Kr]4d105s1 b) Nguyên tố có 2 electron chƣa ghép đôi ở phân lớp 3p: 16