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

.

-
1
-

Trang



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 Dỡng học sinh khá, giỏi
(SKKN - 2014)
Tác giả: Phan Thanh Nam
Trng THPT Nguyn Th Minh Khai

.

-
2
-

Trang



Hà tĩnh, tháng 4 năm 2014
.

-
3
-

Trang



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.




.

-
4

-

Trang



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 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: p
x
, p
y
, p
z
định hướng theo các trục Ox, Oy, Oz.
.

-
5
-

Trang



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 m
l

. Ứng với mỗi giá trị của l, m
l
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 m
l
. 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: m
s
= + 1/2 hoặc m
s
= - 1/2.
Trạng thái của electron trong nguyên tử được đặc trưng bằng bốn số lượng tử: n, l, m
l
, m
s
.
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 m
l

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:
2462622
4333221 sdpspss nhưng thực tế là
1562622
4333221 sdpspss .
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
71062
,,, fdps
mà còn thể hiện ở cả cấu hình các phân lớp nửa bão hòa
53
,dp
.
.

-
6
-

Trang



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
2962622
4333221 sdpspss
thì phân
lớp 3d
9
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 3d
10
bền vững. Do đó cấu hình electron thực tế của Cu là


Ar 3d
10
4s

1
(hiện tượng bão hòa gấp).
Trường hợp của Pd: có cấu hình


010
54 sdKr
, ở đây cả hai electron của phân lớp 5s nhảy
vào phân lớp 4d đã có 8 electron để đạt tới cấu hình 4d
10
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:


14
54 sdKr
, 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:


14
54 sdKr
).
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 MX
3
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 MX
3
.
Phân tích: Ta có bốn ẩn là Z
M
, N
M
, Z
X
, N
X
, 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 Z
M
, N
M
, Z
X
, N
X
, (Z
M
=
P
M
= E
M

, Z
X
= P
X
= E
X
)
Theo bài ra ta có:












12)2(2
8)(
60362
196)(32
MMXX
MMXX
XMXM
XXMM
NZNZ
NZNZ

NNZZ
NZNZ

Giải hệ phương trình: trên ta có kết quả





14,13
18,17
MM
XX
NN
NZ

.

-
7
-

Trang



Ta có X là Cl, M là Al.
Số khối: A
X
= 17 + 18 = 35, A

M
= 13 + 14 = 27
Kí hiệu nguyên tử:
AlCl
27
13
35
17
,
. Công thức hóa học: AlCl
3
.
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
ba
RM
, 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
ba
RM
, tổng số proton là 84 hạt. Xác định các nguyên tố M, R và
hợp chất
ba
RM . Giải thích sự tạo thành
ba
RM .
Phân tích: Ta có 6 ẩn Z

M
, N
M
, Z
R
, N
R
, 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 M
a
R
b
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 Z
M
hoặc Z
R
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 Z
M
(hoặc Z

R
) tương ứng, chọn nghiệm phù hợp.
Giải: Gọi số hiệu nguyên tử, số nơtron trong M và R lần lượt là Z
M
, N
M
, Z
R
, N
R
.
Ta có %R = 6,67%

%M = 100 – 6,67 =93,33%



14
)(
)(
14
67.6
33.93




RR
MM
NZb

NZa
bM
aM
(1)
Mặt khác:
a + b = 4 (2)
N
M
= Z
M
+ 4 (3)
Z
R
= N
R
(4)
aZ
M
+ bZ
R
= 84 (5)
Thay (3), (4), vào (1) ta có
14
2.
)42(


R
M
Zb

Za

RM
bZaaZ 142 
(1
’
)
Lấy (5) – (1
’
)

15bZ
R
=84 + 2a
.

-
8
-

Trang



Mà a = 4 – b

15bZ
R
=84 + 2(4 – b)


b
b
Z
R
15
292



Vì b nguyên và 0 < b <4

b = 1, 2, 3
Ta có bảng
b 1 2 3
Z
R
6 2,93 1,91
Nghiệm phù hợp:





6
1
R
Z
b

Thay b, Z
R
vào (2) và (5) ta tìm được a = 3, Z
M
= 26 (Fe)
Vậy M là Fe, R là C. Công thức hợp chất Fe
3
C (xementit)
Fe
3
C tạo ra khi luyện gang do hai phản ứng
3FeO + 4C 
o
t
Fe
3
C + 3CO
3Fe + C

o
t
Fe
3
C
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:

Co
59
27

Ni
58
28

Ni
60
28

Ni
61
28

Ni
62
28

100% 67,76% 26,16% 2,42% 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:
59
Co
A

7422,580366,0.620242,0.612616,0.606776,0.58 
Ni
A

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.
.

-
9
-

Trang



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
H
2
1
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
H
1
1
và đoteri

H
2
1
.
Phân tích: Trước hết tính % số nguyên tử
H
2
1
trong hiđro tự nhiên. Tính số nguyên tử H
có trong 1 ml nước, suy ra số nguyên tử
H
2
1
trong đó.
Giải: Gọi x là % số nguyên tử
H
2
1
, (1-x) là % số nguyên tử của
H
1
1

%8.0%008.0008.1)1(12
2
1
 Hxxx

Ta có:

molnmoln
gm
HOH
OH
9
1
2.
18
1
18
1
11.1
2
2



Số nguyên tử H trong một ml nước:
23
10.6.
9
1
nguyên tử
Số nguyên tử H
2
1
trong một ml nước:
2023
10.33.510.6.
9

1
.008.0 
nguyên tử
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 m
l

để biết electron nằm trên obitan nào và dựa vào m
S
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 m
l
= -1, m
S
= +1/2 nên trạng thái của electron cuối cùng là mũi tên đi lên:
.

-
10
-

Trang




cấu hình electron của phân lớp cuối cùng 2p
3

Cấu hình electron đầy đủ của nguyên tử: 1s
2
2s
2

2p
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 4s
1
, 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 + m
l
+ m
s
= 2,5.
Nhận thấy m
S
chỉ nhận một trong hai giá trị +1/2 hoặc -1/2, m
l
chỉ nhận một trong ba giá trị

+1, 0, -1.
Nếu m
s
= +1/2  n + l + m
l
= 2.
Vì l = 1  n + m
l
= 1
m
l
+1 0 -1
n 0 1 2
Vì
2

n
nên nghiệm phù hợp: n = 2, l = 1, m
l
= -1, m
S
= +1/2
Cấu hình electron của phân lớp ngoài cùng: 2p
3
 R là N (1s
2
2s
2
2p
3

)
Nếu m
s
= -1/2  n + l + m
l
= 3
Vì l = 1  n + m
l
= 2
m
l
+1 0 -1
n 1 2 3
Nếu n = 3, l = 1, m
l
= -1, m
S
= -1/2  3p
6
 R là argon (1s
2
2s
2
2p
6
3s 3s
2
3p
6
). Vì Ar là

khí hiếm nên loại
Nếu n = 2, l = 1, m
l
= 0 , m
S
= -1/2  2p
5
 R là F nên phù hợp.
Vậy R là N hoặc F.
.

-
11
-

Trang



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
4s
1
. 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 4s
1
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 4s
2
, nên đây là
nguyên tố có xu hướng đạt tới trạng thái bão hòa gấp hoặc bán bão hòa gấp (d
5
hoặc d
10
)
Giải: Cấu hình electron đầy đủ của nguyên tử các nguyên tố có lớp electron ngoài cùng
là 4s
1
: 1) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1

nguyên tố K
2) 1s
2
2s
2
2p

6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1

nguyên tố Cr
3) 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1

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 4s
1

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 Fe
2+
và Fe
3+
.
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: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
.
Ta có: eFeFe 2
2


; eFeFe 3

3



Do đó cấu hình electron: Fe
2+
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
; Fe
3+
: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6

3d
5
.

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.
.

-
12
-

Trang



+ 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:
Li Be B C N O F Ne
I
1
(KJ/mol) 520 899 801 1086 1402 1314 1681 2081
Hãy vẽ đồ thị biểu diễn sự biến đổi các giá trị của I
1
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
2s
2
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 I
1
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 H
2

O, 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.
.

-
13
-

Trang



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 NH
3
, H
2
O, 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 (H

2
O), 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 NH
3

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: Z
A
+ Z
B
= 23


5.11
2
23
,

BA
Z

.

-
14
-

Trang



Suy ra: Nếu Z
B
< Z

A


B là N (Z
B
= 7)

Z
A
= 16 (S)
Nếu Z
B
> Z
A


Z
B
> 11,5; Z
B
<23

B là P (Z
B
= 15)

Z
A
= 8 (O)
Vì P và O

2
phản ứng với nhau

loại, còn S và N
2
không phản ứng với nhau

phù hợp.
Vậy A, B là S và N.
Theo hướng khác: Vì Z
A
+ Z
B
= 23  Z
A
, Z
B
< 23.
Vì B thuộc nhóm V
A
, mà Z
B
<23 nên B là N (Z = 7) hoặc P (Z = 15).
Nếu Z
B
= 7  Z
A
= 16 (S). Ta có : N
2
+ S  không phản ứng nên nghiệm này phù hợp.

Nếu Z
B
= 15  Z
A
= 8. Vì P phản ứng với O
2
: P + O
2
 P
2
O
5
, 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 Y
2-
. 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 Y
2-
là 50. Hãy xác định công thức phân tử và gọi tên M, biết rằng hai nguyên tố
trong Y
2-
thuộc cùng nhóm A và thuộc hai chu kì liên tiếp.
Phân tích và giải: Gọi ion X

+
có dạng A
a
B
b
+
, ta có:





11
5
BA
bZaZ
ba
(I)

BABA
ZZZ 2.22.2
5
11
,
Z
A
= 1 (H) hoặc Z
A
= 2
(He). Vì He là khí hiếm, không tham gia liên kết hóa học nên A là H (Z

A
= 1).
Hệ (I) có dạng





11
5
B
bZa
ba

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
ZbZb
BB


6
115

Vì
4

b

, ta có bảng:
b 1 2 3 4
Z
B
7 4 3 2,5
a 4 3 2 1
X
+
NH
4
+
Be
2
H
3
+
Li
3
H
2
+

Các ion Be
2
H
3
+
, Li
3
H

2
+
không tồn tại . Vậy X
+
là NH
4
+
.
- Gọi Y
2-
là U
u
V
v
2-
ta có:
.

-
15
-

Trang










48
5
VU
vZaZ
uv
suy ra:
6.9
5
48
,

VU
Z

Với
6.9
,

VU
Z
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.

VU
ZZZ 6.96.9
U thuộc chu kì 2, V thuộc chu kì 3.

Ta có: Z
V
– Z
U
= 8
Giải hệ:

8
48
5




UV
VU
ZZ
vZuZ
vu

Ta biến đổi để chỉ còn một phương trình có 2 ẩn.
Ta có: u = 5 – v; Z
V
= Z
U
+ 8
 ( 5 – v ) Z
U
+ v ( Z
U

+ 8 ) = 48

5 Z
U
+ 8v = 48

Z
U
=
5
848 v


Vì v nguyên, v
4

ta có bảng:
v 1 2 3 4
Z
U
8 6,4 4,8 3,2
Nghiệm phù hợp :












)(16
4
)(8
1
SZ
u
OZ
v
VU

Vậy Y
2-
là SO
4
2-
. M là (NH
4
)
2
SO
4
: 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, Mg
2+
, Al, Al
3+
, F
-
, O
2-

b) Rb
+
( Z = 37), Y
3+
( Z = 39 ), Kr ( Z= 36 ), Br
-
( Z = 35), Se
2-
( Z = 34), Sr
2+
( 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.
.

-
16

-

Trang



Ở bài tập 2a, ta có cấu hình electron của các nguyên tử và ion.
Na: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
1
Na
+
: 1s
2
2s
2
2p
6
Mg: 1s
2
2s
2
2p
6
3s

2
Mg
2+
: 1s
2
2s
2
2p
6

Al: 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
1
Al
3+
: 1s
2
2s
2
2p
6
F
-

, O
2-
: 1s
2
2s
2
2p
6

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 O
2-
, F
-
, Na
+
, Mg
2+
, Al
3+
có cùng số lớp electron, điện tích hạt nhân tăng dần nên
bán kính nguyên tử O
2-
> F
-
> Na
+
>Mg
2+

>Al
3+
. Al có ba lớp electron còn O
2-
chỉ có hai lớp
electron nên bán kính của Al > O
2-
, vậy sắp xếp theo chiều giảm dần bán kính: Na > Mg
> Al > O
2-
> F
-
> Na
+
>Mg
2+
>Al
3+
.
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 I
1
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
I

1
(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 I
1
cao hơn nguyên tố I và K ở trước và sau nó?
Phân tích và giải: Tám nguyên tố có Z liên tục nhau. I
1
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 ns
2
np
6
. Suy ra H là khí hiếm. Nguyên tố H có cấu hình ns
2
np
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 ns
2
, phân lớp s bão hòa nên khá bền, do đó năng lượng ion hóa thứ nhất cao

hơn I (ns
1
) và K (ns
2
np
1
) ở trước và sau nó.
.

-
17
-

Trang



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) HClO
3
, HBrO
3
, HIO
3

c) HClO
4

, HBrO
4
, HIO
4
d) HClO, HClO
2
, HClO
3
, HClO
4
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:
OHCleHHClO
22
2222 

E
O
= +1,63V

OHBreHHBrO
22
2222 

E
O

= +1,59V

OHIeHHIO
22
2222 

E
O
= +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 HClO
3
và axit
bromic HBrO
3
chỉ tồn tại trong dung dịch, nồng độ trên 50 % bị phân hủy.
OHClOHClOHClO

2243
23 

OHOBrOHBrO
2223
244 

Axit iodic HIO
3
có thể tách ra ở dạng tinh thể không màu bền, đến 250
o
C tạo ra I
2
O
5
.
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 sp
3
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.
.

-
18
-

Trang



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 3d
9
4s
2
nhưng thực tế là 3d
10
4s
1
. Ag đáng lẽ là 4d
9
5s
2
nhưng thực tế là
4d
10
5s

1
. Au đáng lẽ là 3d
9
6s
2
nhưng thực tế là 5d
10
6s
1

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 (4d
10
5s
0
) 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 5d
9
6s
1
, Au được điền tiếp một electron vào phân mức 5d để có cấu hình 5d
10
6s
1
. 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.
.

-
19
-

Trang



Bài tập 2. Các nguyên tố cacbon và chì đều nằm ở nhóm IVA, có số oxi hóa cao nhất là
+4. Tại sao CO
2

có tính oxi hóa yếu còn PbO
2
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 ns
2
. 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 PbO
2
, 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 PbO
2
.
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 CH
4
)
Sự kích thích nguyên tử làm tăng thêm số obitan trống (cấu hình electron nguyên tử O
trong phân tử SO
2

)
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
2
3
ta có thể biểu diễn bằng các công thức cấu tạo sau:
O
C
O
O
O
C
O
O
O
C
O
O
-
-
-
-

-
-

(a) (b) (c)
.

-
20
-

Trang



Các công thức cấu tạo (a), (b), (c) gọi là các cấu tạo cộng hưởng của CO
2
3
.
Thực nghiệm cho biết trong ion CO
2
3
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
2
3
là:
O
C

O
O

.
.
.
.
.
.

2-

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
3
4
, SO
2
4
, SO
2
3
, C
6
H
6

,……
Độ bội của mỗi liên kết trong CO
2
3
là
3
1
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, sp
2
, sp
3
còn có thêm các kiểu lai hóa sau:
Lai hóa sp
3
d (lưỡng chóp tam giác): 1AOs + 3AOp + 1AOd

5AOsp

3
d
Lai hóa dsp
2
(vuông phẳng): 1AOd + 1AOs + 2AOp

4AOdsp
2

Lai hóa sp
3
d
2
(lưỡng chóp tứ giác): 1AOs + 3AOp + 2Aod

6AOsp
3
d
2

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 sp
2
, bằng bốn có lai hóa sp
3
, …).
.

-
21
-

Trang



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: CH
4
NH
3
H
2
O
Kiểu: AB

4
E
o
AB
3
E
1
AB
2
E
2

Số cặp e không LK: 0 1 2
Góc liên kết: 109
0
29’ 107
0
30’ 104
0
50’
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:
C
H
H
O
122
0
116

0

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:
H F
F
C
O
O
N
H
H
F
H
N
H
C
Cl
Cl
107
30'
102
112
0
116
0
0
0

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
.

-
22
-

Trang



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, NO
2
, BCl
3
, NH
3
. Giải
thích tại sao BCl
3
có thể kết hợp với NH
3
cho ra BCl
3
NH
3
. Giải thích tại sao hai phân tử
NO
2
có thể kết hợp cho ra N
2
O
4
?
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 2s
2
2p
2
O 2s
2
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.
.

-
23
-

Trang



Ta có công thức electron và công thức cấu tạo:
C O
:
X
X
X
X

C
O
X
X
.
.

Hay trong NO
2
, từ cấu hình electron hóa trị của N và O:
N: 2s
2
2p
3
O: 2s
2
2p
4


ta thấy nguyên tử N khi liên kết với một nguyên tử O đã đem hai obitan chứa electron
độc thân để xen phủ hai obitan chứa electron độc thân của nguyên tử O đó, nguyên tử O
còn lại phải ở trạng thái kích thích để có một obitan trống:

N liên kết với O này bằng liên kết cho nhận, nguyên tử N còn một electron độc thân.
Công thức electron và công thức cấu tạo:
O . N : O ON
X
X
.

.
O
.

Sự hình thành phân tử N
2
O
4
: ta thấy trong NO
2
, nguyên tử N còn một electron độc thân do
đó giữa hai nguyên tử N có thể tạo ra một liên kết cộng hóa trị bằng cách xen phủ các
electron độc thân.

O
N
O
.
O
N
O
.
O
N
O
ON
O

Sự hình thành phân tử BCl
3

, NH
3
: ta thấy trong BCl
3
, nguyên tử B còn một obitan trống,
trong NH
3
nguyên tử N còn một cặp electron chưa liên kết  giữa N và B có thể tạo ra liên
kết cho nhận.

B
C
l
C
l
Cl
N
H
H
H
:
B
C
l
Cl
Cl
N
H
H
H

Tác dụng của bài tập: Học sinh nắm vững kiến thức về cấu hình electron của nguyên tử,
các trạng thái kích thích, cơ chế hình thành liên kết cộng hóa trị, đặc biệt là các trường
hợp không theo quy tắc bát tử.
.

-
24
-

Trang



Bài tập 2. Hãy giải thích tại sao ở nhiệt độ thường nitơ là chất khí nhưng photpho lại là
chất rắn? Photpho là nguyên tố có độ âm điện bé hơn nitơ nhưng lại hoạt động hơn nitơ?
Nitơ và clo có độ âm điện xấp xỉ nhau nhưng nitơ có tính oxi hóa kém clo?
Phân tích và giải: Trạng thái vật lý của các chất phụ thuộc vào lực tương tác giữa các
phân tử. Khả năng hoạt động hóa học của các chất phụ thuộc vào đặc điểm cấu tạo, độ
bền liên kết của phân tử các chất.
Kích thước của phân tử nitơ bé hơn photpho, phân tử photpho lại gồm một số lớn nguyên
tử, do đó năng lượng tương tác Vandevan giữa các phân tử nitơ bé hơn photpho, dẫn đến
ở điều kiện thường nitơ là chất khí còn photpho là chất rắn.
Liên kết đơn P – P trong phân tử P
4
kém bền hơn so với liên kết N N

trong phân tử
N
2

. Hơn nữa nguyên tử P có obitan 3d trống nên electron dễ bị kích thích từ 3s
2
3p
3
lên 3d
tạo ra 5 electron độc thân, hình thành 5 liên kết cộng hóa trị, do đó P hoạt động hơn N
2
.
Nitơ và clo mặc dù có độ âm điện xấp xỉ bằng nhau, nhưng phân tử Cl
2
có một liên kết
đơn  còn phân tử N
2
có một liên kết ba gồm một liên kết  và hai liên kết , do đó phân
tử N
2
bền hơn Cl
2
. Để tham gia phản ứng, phân tử N
2
cần cung cấp năng lượng lớn hơn
Cl
2
để phá vỡ liên kết giữa các nguyên tử, vì vậy ở điều kiện thường phân tử N
2
bền hơn
Cl
2
nên thể hiện tính oxi hóa yếu hơn.
Tác dụng của bài tập: Học sinh rút ra được mối liên quan giữa cấu tạo và tính chất của

các chất.
Dạng 2. Sự lai hóa các obi tan
Bài tập 1. Dùng thuyết obitan lai hóa, hãy giải thích sự tạo thành liên kết hóa học và
dạng hình học của các phân tử: CH
4
, BeH
2
, SO
2
, SO
3
.
Phân tích và giải: Dựa vào công thức cấu tạo phẳng của phân tử, ta biết được tổng số liên
kết  và số cặp electron không liên kết của nguyên tử trung tâm, kết hợp với cấu hình
electron hóa trị của nguyên tử đó. Từ đó ta xác định được trạng thái lai hóa của nguyên tử
trung tâm và cách hình thành các liên kết cộng hóa trị.
Phân tử CH
4
, cấu tạo phẳng:

C
H
H
H
H
 C có 4 liên kết .

.

-

25
-

Trang



Cấu hình electron hóa trị của cacbon ở trạng thái kích thích:

2s
2p
1
3


Trong CH
4
, C lai hóa sp
3
. Mỗi obitan lai hóa chứa 1 electron độc thân xen phủ với
obitan độc thân của nguyên tử H, tạo ra 4 liên kết  hướng về 4 đỉnh của hình tứ diện.
Phân tử có cấu trúc tứ diện đều:
C
H
H
H
H

Phân tử BeH
2

, cấu tạo phẳng: H – Be – H

Be có hai liên kết 
Cấu hình electron hóa trị của Be ở trạng thái kích thích:
2s
2p
1 1


Be lai hóa sp: mỗi obitan lai hóa chứa một electron độc thân xen phủ với một obitan s
chứa electron độc thân của nguyên tử hiđro. Phân tử có cấu trúc dạng đường thẳng:
H – Be – H
Phân tử SO
2
, cấu tạo phẳng: O = S

O

S có hai liên kết  và một cặp electron chưa liên kết.
Cấu hình electron hóa trị của S :
3s
3p
2
4

Cấu hình electron hóa trị của O và O*:
2s
2p
O
O*

2
4

S lai hóa sp
2
, trong đó có một obitan lai hóa sp
2
chứa electron độc thân và hai obitan sp
2

chứa electron cặp đôi. Obitan sp
2
chứa electron độc thân của S xen phủ với một obitan p
chứa electron độc thân của nguyên tử oxi (tạo ra liên kết ). S còn lại một obitan p không
lai hóa có phương vuông góc với mặt phẳng chứa các obitan lai hóa sp
2
và song song với
obitan p chứa electron độc thân còn lại của nguyên tử O, hai obitan p này xen phủ bên
với nhau tạo ra liên kết . Một obitan sp
2
chứa electron cặp đôi của S xen phủ với obitan
trống của nguyên tử O* tạo ra liên kết . S còn lại một obitan lai hóa sp
2
không liên kết.