skkn “Xây dựng hệ thống bài tập hóa học rèn luyện, phát triển tư duy phân tích tổng hợp

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 tr

Sở giáo dục và đào tạo hà tĩnh

Sáng kiến kinh nghiệm

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

(SKKN - 2014)

Tác giả: Phan Thanh Nam

Trường THPT Nguyễn Thị Minh Khai

Hà tĩnh, tháng 4 năm 2014

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

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 m l: 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, py, pz định hướng theo các trục Ox, Oy, Oz

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 m s: 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, ml, 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 ml lớn

c) Một số trường hợp “bất thường” khi xây dựng vỏ nguyên tử

Cr đáng lẽ có cấu hình: 2 2 6 2 6 4 2

433322

1s s p s p d s nhưng thực tế là 2 2 6 2 6 5 1

433322

1s s p s p d s

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

Trường hợp của Cr: sở dĩ như vậy vì phân lớp 4s có mức năng lượng xấp xỉ phân lớp 3d

và cấu hình 3d5 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 2 2 6 2 6 9 2

4 3 3 3 2 2

1s s p s p d s 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  Kr4d105s0, 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

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 =

(2

8)(

603

62

196)(

32

M M X

X

M M X X

X M X M

X X M

M

N Z N

Z

N Z N Z

N N Z Z

N Z N

13

18,

17

M M

X X

N N

N Z

Ta có X là Cl, M là Al

Số khối: AX = 17 + 18 = 35, AM = 13 + 14 = 27

Kí hiệu nguyên tử: 1735Cl,1327Al 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 R b, 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 R b, tổng số proton là 84 hạt Xác định các nguyên tố M, R và hợp chất M a R b Giải thích sự tạo thành M a R b

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%

)(

)(

1467.6

33.93

M M

N Z b

N Z a bM

aM

(1) Mặt khác:

)42

Z a

R

Z b

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

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:

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: A Co 59

7422,580366,0.620242,0.612616,0.606776,0

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

Bài tập 2 Tính số nguyên tử của đồng vị đơteri 12H 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 11H và đoteri 12H

Phân tích: Trước hết tính % số nguyên tử 21H trong hiđro tự nhiên Tính số nguyên tử H

có trong 1 ml nước, suy ra số nguyên tử 12H trong đó

Giải: Gọi x là % số nguyên tử 12H, (1-x) là % số nguyên tử của11H

%8.0

%008.0008

.1)1

mol n

g m

H O

118

1

11.1

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, ml = -1, mS = +1/2

b) n = 2, l = 1, ml = 0, mS = -1/2

c) n = 4, l = 0, ml = 0, mS = +1/2

d) n = 3, l = 2, ml = -2, mS = -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:

 cấu hình electron của phân lớp cuối cùng 2p3

Cấu hình electron đầy đủ của nguyên tử: 1s22s22p3 (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

Nếu n = 2, l = 1, ml = 0 , mS = -1/2  2p5  R là F nên phù hợp

Vậy R là N hoặc F

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 d10) 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Fe2 2e; FeFe3 3e

Do đó cấu hình electron: Fe2+: 1s22s22p63s23p63d6 ; Fe3+: 1s22s22p63s23p63d5.

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

+ 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) 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 2p3 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

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

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 NH3đến 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

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:

b a

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

b

b Z

- Gọi Y2- là UuVv2- ta có:

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

V U

Z Z

vZ uZ

v u

4)

(8

1

S Z

u O

Z

v

V U

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-, O

2-b) 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

> 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:

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 ns2np6 Suy ra H là khí hiếm Nguyên tố H có cấu hình ns2np6 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

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:

O H Cl e H

EO = +1,63V

O H Br e H

2      EO = +1,59V

O H I e H

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

O H ClO HClO

3    4HBrO3 4BrO2 O2 2H2O

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