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 (2017)

TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ 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 HƯỚNG DIỄN BIẾN CỦA PHẢN
ỨNG HÓA HỌC VÀ AXIT – BAZƠ

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hóa học vô cơ
Người hướng dẫn khoa học

TS. Nguyễn Văn Quang

HÀ NỘI - 2017


LỜI CẢM ƠN
Trước hết, em xin bày tỏ lòng biết ơn chân thành và sâu sắc tới thầy giáo TS. Nguyễn Văn Quang - Giảng viên trường Đại học Sư phạm Hà Nội 2 - người
trực tiếp hướng dẫn luôn nhiệt tình, tận tâm chỉ bảo và tạo mọi điều kiện để đề tài
của em hoàn thành.
Em xin chân thành cảm ơn Ban Giám hiệu trường Đại học Sư phạm Hà Nội 2,
Ban chủ nhiệm khoa Hóa học và các thầy cô giáo trong khoa đã tạo điều kiện cho
em nghiên cứu và hoàn thiện đề tài này.
Do thời gian có hạn và trình độ còn hạn chế, nên khóa luận này không tránh
khỏi những thiếu sót. Em rất mong nhận được những ý kiến đóng góp của các thầy,
cô giáo, các bạn để đề tài của em được hoàn thiện hơn.
Em xin chân thành cảm ơn!

Hà Nội, ngày 27 tháng 4 năm 2017
Sinh viên
Nguyễn Thị Ngọc Hân


MỤC LỤC
MỞ ĐẦU.................................................................................................................................... 1
CHƯƠNG I: TỔNG QUAN VỀ BÀI TẬP VÀ HỆ THỐNG BÀI TẬP
.............................. 3
1.1. Bài tập hóa học .................................................................................................3
1.1.1. Định nghĩa........................................................................................................................ 3
1.1.2. Ý nghĩa, tác dụng của bài tập hóa học............................................................................
3
1.2. Hệ thống bài tập hóa học ..................................................................................4
1.2.1. Ý nghĩa của hệ thống bài tập...........................................................................................
4
1.2.2. Nguyên tắc xây dựng hệ thống bài tập hóa
học............................................................. 4
CHƯƠNG II: BẢNG TUẦN HOÀN CÁC NGUYÊN TỐ HÓA HỌC
............................... 5
2.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết ...................................................................................6
2.1.1. Nguyên tắc sắp xếp..........................................................................................................
6
2.1.2. Cấu trúc bảng tuần hoàn..................................................................................................
6
2.1.3. Quy luật biến đổi tuần hoàn một số tính chất
................................................................ 7
2.2. Hệ thống bài tập.............................................................................................. 15
2.2.1. Bài tập có hướng dẫn giải..............................................................................................
15

2.2.2. Bài tập tự giải .................................................................................................................
27
CHƯƠNG III: CHIỀU HƯỚNG DIỄN BIẾN CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC VÀ
CÂN
BẰNG HÓA HỌC................................................................................................................... 30
3.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết ................................................................................. 30
3.1.1. Các yếu tố phản ứng quy định chiều hướng diến biến của phản ứng hóa học
.......... 30
3.1.2. Hiệu ứng nhiệt................................................................................................................
30
3.1.3. Entropi ............................................................................................................................ 32


3.1.4. Năng lượng tự do Gibbs và chiều hướng 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 hướng dẫn giải..............................................................................................
36
3.2.2. Bài tập tự giải .................................................................................................................
48


CHƯƠNG IV: AXIT – BAZƠ ............................................................................................... 52
4.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết ................................................................................. 52
4.1.1. Một số thuyết axit – bazơ trước 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
4.1.4. Thuyết hệ các dung môi ................................................................................................
55
4.1.5. Thuyết axit – bazơ của Lewis .......................................................................................
57
4.2. Hệ thống bài tập.............................................................................................. 58
4.2.1. Bài tập có hướng dẫn giải..............................................................................................
58
4.2.2. Bài tập tự giải .................................................................................................................
64
KẾT LUẬN.............................................................................................................................. 67
TÀI LIỆU THAM KHẢO....................................................................................................... 68
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 được cách học thích hợp nhất cho mình, đồng thời trường đại học phải
nhanh chóng thích nghi và đáp ứng được những nhu cầu của thực tiễn cuộc sống,
vào năm 1872 Viện Đại học Harvard đã quyết định thay thế hệ thống chương trình
đào tạo theo niên chế cứng nhắc bằng hệ thống chương trình mềm dẻo cấu thành bởi
các môđun mà mỗi sinh viên có thể lựa chọn một cách rộng rãi. Có thể xem sự kiện
đó là điểm mốc khai sinh học chế tín chỉ.
Phương pháp đào tạo theo hệ thống tín chỉ hay gọi tắt là Hệ thống tín chỉ là
một phương thức đào tạo tiên tiến trong nền giáo dục của nhiều quốc gia trên thế
giới, được áp dụng ở cả giáo dục phổ thông và giáo dục đại học. Cùng với xu thế
phát triển của thế giới, phương pháp đào tạo theo hệ thống tín chỉ dần được áp dụng

vào nhiều trường đại học ở Việt Nam, trong đó bao gồm trường Đại học Sư phạm
Hà Nội 2. Phương pháp đào tạo hệ thống tín chỉ đòi hỏi mỗi sinh viên phải có năng
lực tự học, năng lực tự tổng hợp tích lũy kiến thức. Vì phần lớn các môđun trong
học chế tín chỉ được quy định tương đối nhỏ, cỡ 3 hoặc 4 tín chỉ, do đó không đủ
thời gian để trình bày kiến thức một cách đầy đủ, bài bản theo một trình tự diễn biến
liên tục.
Với đặc thù bộ môn hóa học và phương pháp đào tạo hệ thống tín chỉ thì việc
đề xuất những hệ thống bài tập liên quan đến nội dung trong chương trình hóa vô cơ
bậc đại học với các dạng và các mức độ khác nhau (kèm theo hướng dẫn) là một
công việc cần thiết nhằm giúp sinh viên nắm vững những kiến thức được trang bị
trong chương 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 hướng 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 hướng 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 lượng học tập
môn hóa học vô cơ ở trường đại học.
3. Nhiệm vụ của đề tài
Nghiên cứu cơ sở lý luận về bài tập và cơ sở lý thuyết hóa học.
Xây dựng hệ thống bài tập phần bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học; chiều
hướng diễn biến của phản ứng hóa học, cân bằng hóa học và axit – bazơ.
Đề xuất bài tập nhằm giúp sinh viên thực hiện quá trình tự bồi dưỡng.

4. Phương pháp nghiên cứu
Trong quá trình nghiên cứu đề tài, chúng tôi đã sử dụng kết hợp nhiều phương
pháp:
- Phương pháp đọc sách và tài liệu tham khảo: Tìm hiểu tài liệu có liên quan
đến đề tài: Sách, báo, nội dung chương trình, các đề thi olympic sinh viên hóa học
trong nước và quốc tế.
- Phương pháp thực nghiệm: Tìm hiểu thực tiễn giảng dạy của giảng viên và
học tập của sinh viên nhằm phát hiện vấn đề khó trong bộ môn Hóa vô cơ.
- Phương pháp chuyên gia: Tham khảo ý kiến của các giảng viên có nhiều
kinh nghiệm trong nghiên cứu và giảng dạy.
5. Những đóng góp của đề tài
Về mặt lí luận: Bước đầu đề tài góp phần xây dựng được một hệ thống bài tập
vô cơ bậc đại học phần bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, chiều hướng diễn
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 tư liệu
tham khảo hữu ích trong quá trình học tập và nghiên cứu về bộ môn .


CHƯƠNG 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
Pháp - “Exercice” dùng để chỉ một loạt hoạt động rèn luyện thể chất và tinh thần (trí
tuệ).
Ở Việt Nam khái niệm “bài tập” được dùng theo nghĩa rộng, bài tập có thể là
câu hỏi hay bài toán.
Bài tập hoá học là một dạng bài làm gồm những bài toán, những câu hỏi hay
đồng thời cả bài toán và câu hỏi thuộc về hoá học mà trong khi hoàn thành chúng,
người học nắm được một tri thức hay kĩ năng nhất định.
Nội dung của bài tập hoá học bao gồm các kiến thức chính yếu trong bài

giảng. Đó có thể là những câu hỏi lý thuyết đơn giản chỉ yêu cầu người học tái hiện
lại kiến thức vừa học hoặc đã học xong nhưng 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
yêu cầu người học phải vận dụng các kiến thức đã học từ trước kết hợp với những
kiến thức vừa học để giải.
1.1.2. Ý nghĩa, tác dụng của bài tập hóa học
 Làm cho người học hiểu sâu và khắc sâu kiến thức đã học
Bài tập hoá học giúp người học nhớ lại tính chất các chất, phương trình phản
ứng, hiểu sâu hơn về các nguyên lý và định luật hóa học. Những kiến thức (khái
niệm, định nghĩa,…) chưa vững thì thông qua giải bài tập sẽ giúp người học hiểu
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 người học một cách phong phú, sinh
động.
 Hệ thống hoá các kiến thức đã học
Đòi hỏi người học phải vận dụng tổng hợp các kiến thức đã học. Người học tự


mình làm bài tập sẽ củng cố kiến thức cũ một cách thường xuyên.
 Thường xuyên rèn luyện các kĩ năng kĩ xảo về hoá học
Trong quá trình giải bài tập hoá học, người học đã tự rèn luyện việc lập công
thức, cân bằng phương trình, các thủ thuật tính toán. Nhờ việc thường xuyên giải
bài tập, lâu dần các kĩ năng sẽ phát triển thành kĩ xảo giúp người học có thể ứng xử
nhanh trước những tình huống xảy ra.
 Phát triển kĩ năng (so sánh,quy nạp, diễn dịch, phân tích, tổng hợp, loại
suy,khái quát hoá,…)
Mỗi bài tập hoá học đều có những điểm nút, để mở những điểm đó người học
bắt buộc phải tư duy để sử dụng hoặc phương pháp quy nạp, diễn dịch, loại suy,
…Nhờ vậy tư duy của người học được phát triển, năng lực làm việc độc lập được

nâng cao.
Trong quá trình giải các bài toán hoá học, người học buộc phải tái hiện lại kiến
thức cũ, xác định mối liên hệ giữa các điều kiện đã có và yêu cầu của đề bài thông
qua các hoạt động như phân tích, tổng hợp, phán đoán,…để tìm lời giải.
 Giáo dục tư tưởng đạo đức
Việc tự mình thường xuyên giải các bài tập hoá học góp phần rèn luyện cho
người học tinh thần kỉ luật, tính kiên nhẫn, tự kiềm chế, cẩn thận, cách suy nghĩ và
trình bày chính xác khoa học, qua đó nâng cao lòng yêu thích bộ môn.
1.2. Hệ thống bài tập hóa học
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
phải đảm bảo cho người học trở thành một công dân có trách nhiệm và hoạt động
hiệu quả”. Như vậy mục đích của việc học tập đã phát triển từ học để hiểu đến học
để hành rồi mới đến học để trở thành một con người 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 người phải có cả kiến thức và phương pháp tư 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


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 nhưng 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
tính hệ thống và tính đa dạng. Theo nguyên tắc này hệ thống bài tập được xây dựng
từ dễ đến khó, ở mỗi dạng bài tập đều có bài tập điển hình, bài tập tương tự. Các bài
tập trong hệ thống cần có mối quan hệ hữu cơ với nhau, bài tập trước là cơ sở nền

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 trước.
 Đảm bảo tính đa dạng
Mỗi một bài tập hóa học chỉ rèn luyện được một hoặc một số, do đó ta cần
phải đa dạng các bài tập để giúp người học hình thành hệ thống kĩ năng toàn diện.
Theo nguyên tắc này hệ thống bài tập hóa học sẽ giúp người học rèn luyện được hầu
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 người học các thao tác tư duy như: phân tích,
tổng hợp, so sánh, hệ thống hóa, khái quát hóa, trừu tượng hóa …
 Có các bài tập điển hình cho các dạng bài tập
Để giúp người học định hướng phương pháp giải một dạng bài tập nào đó cần
phải có các bài tập điển hình.
 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
quyết các bài tập này sẽ giúp người học khắc sâu mảng kiến thức đó.


CHƯƠNG 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:
- Theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử.
- Các nguyên tố mà nguyên tử có cùng số lớp electron được xếp vào cùng một hàng
ngang (chu kì).
- Các nguyên tố mà nguyên tử của nó có cùng số electron hoá trị (cấu hình electron
nguyên tử tương tự nhau) được xếp vào cùng một cột dọc (nhóm).
‫٭‬Chú ý: Electron hóa trị là những electron tham gia hình thành liên kết hóa học,
thường nằm sau lớp bão hòa hoặc giả bão hòa. Cách xác định electron hóa trị:
+ Nhóm A (s, p): số electron hóa trị = số electron lớp ngoài cùng.
c

d

+ Nhóm B (d, f): (n-1)d ns
Nếu 3

c+d

7: số electron hóa trị = c + d.

Nếu c + d = 8 → 10: số electron hóa trị = 8.
Nếu c + d

10: số electron hóa trị = c + d – 10.

2.1.2. Cấu trúc bảng tuần hoàn
Bảng tuần hoàn gồm các ô nguyên tố, các chu kì và các nhóm.
Mỗi chu kì bắt đầu bằng một kim loại kiềm và kết thúc bằng một khí hiếm (trừ
chu kì 1).
a

- Chu kì 1: Cấu hình electron 1s . Gồm 2 nguyên tố.
a

b

a

b

c

a

b

c

a

b

d

c

a

- Chu kì 2: Cấu hình electron 2s 2p . Gồm 8 nguyên tố.
- Chu kì 3: Cấu hình electron 3s 3p . Gồm 8 nguyên tố.
- Chu kì 4: Cấu hình electron 3d 4s 4p . Gồm 18 nguyên tố.
- Chu kì 5: Cấu hình electron 4d 5s 5p . Gồm 18 nguyên tố.
b

- Chu kì 6: Cấu hình electron 4f 5d 6s 6p . 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.


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).
2

2

6

2

6

2

2

2

6

2

6

2

VD: Ca (Z=20): 1s 2s 2p 3s 3p 4s .
10

1

Ga (Z=31): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p .
- Nhóm B: Gồm những nguyên tố mà nguyên tử của chúng đang được điền electron
vào phân lớp (n - 1)d hoặc (n - 2)f (n là lớp electron ngoài cùng).
2

2

6

2

6

2

2

VD: Ti (Z=22): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d .
2

2

6

2

6

2

10

6

2

10

6

2

2

Ce (Z=58): 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f .
2.1.3. Quy luật biến đổi tuần hoàn một số tính chất
2.1.3.1. Năng lượng ion hoá
Năng lượng ion hoá I1 là năng lượng cần thiết, tối thiểu để tách 1 electron ra
khỏi nguyên tử khí ở trạng thái cơ bản.
M(k) → M (k ) + 1e

I1

M (k ) → M2(k ) + 1e

I2
I3

3

M 2
(k ) → M ( k ) + 1e

Đơn vị: kJ, kcal, eV….
I1

I2

I3

… In

Năng lượng ion hoá bao giờ cũng có dấu dương (Vì quá trình tách electron cần
nhận năng lượng). Năng lượng ion hóa càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhường e.
a) Các yếu tố ảnh hưởng
Năng lượng ion hoá I của một nguyên tố về trị số bằng năng lượng của
electron liên kết yếu nhất với hạt nhân nguyên tử nhưng ngược dấu với nhau.
I = E∞ - Ee = - Ee = 13,6

‫٭‬

, eV.

Trong đó: E∞ là năng lượng của e ở xa vô cùng đối với nguyên tử, E∞ = 0
Ee là năng lượng của e bị tách ra khỏi nguyên tử khi bị ion hoá


I là năng lượng ion hoá ứng với sự tách e xét có mức năng lượng 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 (tương tác
đẩy giữa các electron) và hiệu ứng xâm nhập (hình dạng của obitan).
Hiệu ứng chắn
Trong nguyên tử, electron được tách ngoài chịu tác dụng của lực hút hạt nhân
còn chịu lực đẩy của các electron còn lại. Vì vậy chỉ một phần điện tích hạt nhân
‫٭‬

‫٭‬

Z < Z có tác dụng thực sự với e đó. Z được gọi là điện tích hạt nhân hiệu dụng của
hạt nhân đối với e:
‫٭‬

Z =Z–b
b: là hằng số chắn
Khi đó:
I = 13,6.

,eV

‫٭‬

‫٭‬

n : là số lượng tử chính hiệu dụng
N

1

2

3

4

5

6

n‫٭‬

1

2

3

3,7

4

4,2

Cách tính hằng số chắn b (Quy tắc Slater):
- Chia các nhóm (đảm bảo cùng lớp và mức năng lượng)
(1s)(2s2p)(3s3p)(3d)(4s4p)(4d)(4f)(5s5p)(5d)(5f)…
- Các e cùng một nhóm có tính chất giống nhau.

- 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:


+ 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 lượng 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
gian nhất định cũng có thể nằm trong khu vực gần hạt nhân. Vì vậy có thể nói rằng,
các e bên ngoài xâm nhập qua các lớp e bên trong vào gần hạt nhân . Sự xâm nhập
này làm tăng độ bền liên kết giữa e bên ngoài và hạt nhân.
Mức độ xâm nhập càng lớn thì e càng khó tách.
Mức độ xâm nhập của electron s > p > d > f.
b) Quy luật biến đổi
Trong một chu kì nói chung, I1 tăng dần từ trái sang phải và đạt giá trị cao nhất
ở khí trơ. Vì trong một chu kì từ trái qua phải Z tăng 1 đơn vị đồng thời hằng số
‫٭‬

‫٭‬

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 trường
hợp năng lượng ion hoá của bo (Z = 5) và oxi (Z = 8) có giảm đi chút ít so với năng
lượng ion hoá của nguyên tố đứng trước .
Trong một nhóm A từ trên xuống dưới I1 giảm dần. Theo chiều Z tăng mạnh

*

đồng thời hằng số chắn b cũng tăng mạnh vì vậy Z tăng ít hoặc không thay đổi. Mà
*

n tăng nên lực hút giữa hạt nhân với electron ngoài cùng giảm, khả năng tách
electron ngoài cùng khó.
Các nguyên tố chuyển tiếp I1 ít thay đổi và có trị số lớn hơn nguyên tố nhóm
A.
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).


Bán kính cộng hoá trị có tính chất cộng tính : d A – B =

1
(dA – A + dB – B). Tuy
2

nhiên một số trường hợp có sự sai lệch so với cách xác định trên.
Cách xác định bán kính cộng hoá trị:
- Theo Sômâyơ và Stivenson: rAB = rA + rB – 0,09|χA – χB|
- Theo Pauling:
r=α
Trong đó: α là hệ số
r là khoảng cách từ tâm hạt nhân đến chỗ có mật độ e nhiều
nhất

Quy luật biến đổi:
- Trong một chu kì bán kính nguyên tử giảm từ trái sang phải cho đến khi đạt cấu
hình của khí trơ.
- Trong một nhóm A bán kính ion bán kính nguyên tử tăng từ trên xuống dưới khi Z
tăng.
b) Bán kính ion
Theo Pau – ling:

=

rion =
ranion =

‫٭‬

‫٭‬

và rcation=

‫٭‬

2

Nếu cùng n → n = const.
‫٭‬

→
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.


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 như nhau, nếu số lớp e
càng nhiều thì bán kính càng lớn.
+

o

r(Li ) = 0,6 A

+

o

r(Na ) = 095 A

+

o

r(K ) = 1,33 A

+

o

r(Rb ) = 1,48 A

- Đối với các ion đẳng e, bán kính giảm đi khi điện tích hạt nhân tăng.
2+

o

r(Ti ) = 0,9 A

o

o

2+
2+
r(V ) = 0,88 A r(Cr ) = 0,84 A

2.1.3.3. Tính kim loại, phi kim
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
vẫn có lợi và trong những trường hợp này ta gọi là kim loại nếu chất đó có tính kim
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
4 (trừ B). Như vậy, tất cả các nguyên tố nhóm IA, IIA, IIIA (trừ Bo) và tất cả các
nguyên tố nhóm B đều là kim loại.
Một số nguyên tố ở chu kì 5 và 6, nguyên tử của chúng có số e lớp ngoài cùng
lớn hơn 3 cũng là kim loại. Đó là Sn và Pb ở nhóm IVA, Sb và Bi ở nhóm VA, Po ở
nhóm VIA. Ge ở chu kì 4 nhóm IVA có vị trí trung gian giữa kim loại và phi kim.
Nguyên tử các nguyên tố phi kim có số e lớp ngoài cùng lớn hơn 3, trừ B và
các nguyên tố kim loại kể trên. Vậy tất cả các nguyên tố nhóm VIIA, bốn nguyên tố
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.


Trong nhóm B, tính kim loại giảm dần từ trên xuống.
2.1.3.4. Độ âm điện
Độ âm điện đặc trưng 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:
- Trong phân tử AB, nếu liên kết giữa A và B là liên kết cộng hoá trị thuần tuý thì
năng lượng liên kết đơn: E A – B =

1

(EA - A + EB - B)
2

- Nhưng thường A – B là liên kết cộng hoá trị phân cực. Sự chênh lệch giữa năng
lượng cộng hưởng ion cộng hoá trị và cộng hoá trị thuần tuý là:
∆ = EA – B -

1
(EA - A + EB - B)
2

+ ∆ = 0: Liên kết cộng hoá trị
+ ∆ ≠ 0: Liên kết tính chất ion
|χA – χB| = √

= 0,208√

Trong đó: χ là độ âm điện của mỗi nguyên tử.
Đơn vị của ∆ là kcal / mol.
- Pauling đề nghị lấy độ âm điện của flo bằng 4,0 làm trị số chuẩn để so sánh xác
định độ âm điện của các nguyên tố khác.
Quy luật biến đổi:
- Trong 1 nhóm A: Độ âm điện giảm dần từ trên xuống dưới khi Z tăng.
- Trong 1 chu kì: Độ âm điện tăng từ trái sang phải khi Z tăng.
- 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 lượng 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 lượng E < 0


E1 thường có giá trị âm, E2, E3… bao giờ cũng có giá trị dương vì cần cung
cấp năng lượng để thắng lực đẩy ion âm.
O(k) + e → O (k )

E = -1,47 eV

O (k) + e → O2( k )

E = 7,3 eV

Quy luật biến đổi: Nói chung ái lực với e biến đổi không đều đặn theo chiều
ngang và cột dọc.
- Trong một chu kì, đi từ trái sang phải nói chung ái lực với e của các nguyên tố
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
giảm, E có giá trị kém âm hơn.
2.1.3.6. Hoá trị và số oxi hoá
a) Hoá trị
Hoá trị của một nguyên tố đặc trưng cho khả năng của nguyên tử nguyên tố đó
tạo thành một số liên kết hoá học nhất định. Hoá trị thường gắn với một kiểu liên
kết cụ thể: Cộng hoá trị hoặc điện hoá trị.
Các hợp chất khí hidrua:
IVA

VA

VIA

VIIA

RH4

RH3

RH2

RH

Hoá trị cao nhất trong hợp chất với O = STT nhóm.
IA

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA

VIIA

R2O

RO

R 2 O3

RO2

R 2 O5

RO3

R2O7

Hoá trị cao nhất trong hợp chất với O + Hoá trị trong hợp chất khí với H = 8.
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.


- 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.
- 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.
2.1.3.7. Tính axit của hiđrua (HnX)
Các yếu tố ảnh hưởng:
- Độ phân liên kết H – X : phụ thuộc vào độ âm điện của X. Nếu X có độ âm điện
càng lớn thì độ phân cực liên kết H – X càng lớn. Vì vậy tính axit càng mạnh và
ngược lại.
- Độ bền liên kết H – X: phụ thuộc vào mật độ điện tích âm =

đ ệ

í

. Nếu

liên kết H – X càng bền thì tính axit càng giảm và ngược lại.
Quy luật biến đổi:
- Chu kì (nhóm A) theo chiều điện tích hạt nhân tăng thì tính axit tăng.
2.1.3.8. Tính axit – bazơ của hiđroxit (MOH)
-

M – O – H → MO + H
+

+

M – O – H → M + OH

-

tính axit

(1)

tính bazơ

(2)

Các yếu tố ảnh hưởng:
- Độ phân cực của liên kết M –O và O - H: phụ thuộc vào độ âm điện của M
+ Độ phân cực M – O lớn hơn độ phân cực của O – H thì thể hiện tính
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 trường.


- Độ bền liên kết M – O và O – H: phụ thuộc vào mật độ điện tích dương của M.
Nếu mật độ điện tích dương của M càng lớn thì liên kết M – O càng bền làm tính
+

bazơ giảm, tính axit tăng (khả năng đẩy H tăng) và ngược lại.
Quy luật biến đổi:
- Với MOx(OH)y:
+ x = 0: axit yếu. Ví dụ: HClO, H3PO3,…
+ x = 1: axit trung bình. Ví dụ: H2CO3, H2SO3, HClO2,…
+ x = 2: axit mạnh. Ví dụ: HNO3, H2SO4, HClO3,…
+ x = 3: axit rất mạnh. Ví dụ: HClO4, HMnO4,…
- Trong một chu kì theo chiều điện tích hạt nhân tăng thì tính bazơ giảm, tính axit
tăng.

- Trong một nhóm A theo chiều điện tích hạt nhân tăng thì tính bazơ tăng, tính axit
giảm.
- Đối với các hidroxit của nguyên tố có nhiều số oxi hoá, nếu số oxi hoá dương của
nguyên tố đó tăng thì tính axit tăng và tính bazơ giảm.
2.2. Hệ thống bài tập
2.2.1. Bài tập có hướng dẫn giải
Dạng 1: Xác định tên nguyên tố, vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn
Câu 1: Không viết cấu hình electron, không dựa vào bảng tuần hoàn mà chỉ dựa
vào cách sắp xếp lớp, phân lớp hãy xác định vị trí nguyên tố có số hiệu nguyên
tử là:
a) Z = 17.
= 25.

c) Z = 35. b) Z
d) Z = 53.

Hướng 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

5e

3s
3p


→ Nguyên tố thuộc ô thứ 17, chu kì 3, nhóm VIIA.
b) 18 < Z = 25 < 36

→ Nguyên tố thuộc chu kì 4 (Vì 18Ar kết thúc chu kì 3 và 36Kr kết thúc chu kì 4).
2e
→ Số electron điền vào lớp ngoài cùng là : 25 – 18 = 7e

5e

4s
3d

→ Nguyên tố thuộc ô thứ 25, chu kì 4, nhóm VIIB.
c) 18 < Z = 35 < 36
→ Nguyên tố thuộc chu kì 4 (Vì 18Ar kết thúc chu kì 3 và 36Kr kết thúc chu kì 4).
→ Số electron điền vào lớp ngoài cùng là: 35 – 18 = 17e

10e

3d

2e

4s

5e

4p

→ Nguyên tố thuộc ô thứ 35, chu kì 4, nhóm VIIB.
d) 36 < Z = 53 < 54

→ Nguyên tố thuộc chu kì 5 (Vì 36Kr kết thúc chu kì 4 và 54Xe kết thúc chu kì 5).
1e

→ Số electron điền vào lớp ngoài cùng là : 54 – 53 = 1e
→ Nguyên tố thuộc ô thứ 53, chu kì 5, nhóm IB.
Câu 2: Chỉ ra nguyên tố có đặc điểm:
a

a) Có cấu hình lớp ngoài cùng (n – 1)d ns

1

(n

5)

(n

5)

b) Có 2 electron chưa ghép đôi ở phân lớp 3p.
c) Có 1 electron hoá trị ở lớp 5.
Hướng dẫn
a) + TH1: a = 0. Có 3 nguyên tố:
Li: [He]2s

1

Na: [He]3s
K: [Ar]4s

1

1

Rb: [Kr]5s
5

1

+ TH2: a = 5. Có 2 nguyên tố: Cr: [Ar]3d 4s

1

5

1

10

1

Mo: [Kr]4d 5s
+ TH3: a = 10. Có 2 nguyên tố: Cu: [Ar]3d 4s
10

1

Ag: [Kr]4d 5s

b) Nguyên tố có 2 electron chưa ghép đôi ở phân lớp 3p:

5s


16S:

↑↓

↑↓

3s

↑

↑

3p

14Si:

↑↓

↑

↑

3s
3p
c) Nguyên tố có 1 eletron hoá trị ở lớp 5:

37Rb
47Ag:

: [Kr]5s
10

1
1

[Kr]4d 5s

Câu 3: Xác định tên nguyên tố có electron cuối cùng có bộ 4 số lượng tử như
sau:
a) n = 3

l=2

ml = -2

ms = -1/2

b) n = 3

l=1

ml = 0

ml = -1/2

c) n = 2

l=1

ml = 0

ml = +1/2

Hướng dẫn
a)
+ n = 3 → Electron cuối cùng được xếp vào lớp 3
+ l = 2 → Electron cuối cùng được xếp vào phân lớp d.
+ ml = - 2 → Electron cuối cùng được xếp vào ô thứ nhất của phân lớp d.
+ ms = - 1/2 → Electron cuối cùng hướng xuống.
↑ ↑ ↑ ↑ ↑
↓
-2 -1 0 +1 +2
Như vậy, phân lớp 3d có tất cả 6 electron
2

2

6

2

6

6

→ Cấu hình: 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s

2

→ Nguyên tố Fe
b)
+ n = 3 → Electron cuối cùng được xếp vào lớp 3
+ l = 1 → Electron cuối cùng được xếp vào phân lớp p.
+ ml = 0 → Electron cuối cùng được xếp vào ô thứ hai của phân lớp p.


+ ms = - 1/2 → Electron cuối cùng hướng xuống.
↑↓ ↑↓
↑
-1 0 +1
Như vậy, phân lớp 3p có tất cả 5 electron
2

2

6

2

→ Cấu hình: 1s 2s 2p 3s 3p

5

→ Nguyên tố Cl
c)
+ n = 2 → Electron cuối cùng được xếp vào lớp 3

+ l = 1 → Electron cuối cùng được xếp vào phân lớp p.
+ ml = 0 → Electron cuối cùng được xếp vào ô thứ hai của phân lớp p.
+ ms = + 1/2 → Electron cuối cùng hướng lên.
↑ ↑
-1 0 +1
Như vậy, phân lớp 2p có tất cả 2 electron
2

2

→ Cấu hình: 1s 2s 2p

2

→ Nguyên tố C
Câu 4: Hãy cho biết số hiệu Z của nguyên tố có bộ 4 số lượng tử electron cuối
cùng thỏa mãn điều kiện sau: n + l = 3; ml + ms = 1/2.
Hướng dẫn
Với: n + l = 3 thì có 2 cặp giá trị: n = 3; l = 0 và n= 2; l = 1
Với: ml + ms = 1/2 có 2 cặp giá trị: ml = +1; ms = - 1/2 và ml = 0; ms = +1/2
→ 4 trường hợp:
+ Trường hợp1: n = 3; l = 0; ml = +1; ms = - 1/2
(Tổ hợp không thỏa mãn)
+ Trường hợp 2: n = 3; l = 0; ml = 0; ms = + 1/2
2

2

6

1

Cấu hình: 1s 2s 2p 3s → Nguyên tố Na
+ Trường hợp 3: n= 2; l = 1; ml = +1; ms = - 1/2
2

2

6

Cấu hình: 1s 2s 2p → Nguyên tố Ne
+Trường hợp 4: n= 2; l = 1; ml = 0; ms = + 1/2


2

2

2

Cấu hình: 1s 2s 2p → Nguyên tố C