Xây dựng hệ thống câu hỏi và bài tập nhóm VIIB h22

CHUYấN HểA HC

H THNG CU HI V BI TP KIM LOI NHểM VIIB, VIIIB
A. M U
1. Lý do chn ti
Để phù hợp với sự phát triển và nhu cầu của xã hội, ngành giáo
dục có sự thay đổi nội dung trong chơng trình sách giáo khoa,
một số kiến thức mới đã đợc đa vào chơng trình hoá học phổ
thông. Phần kim loại chuyển tiếp đợc đa vào nhiều hơn ở lớp 12.
Đây là một phần khó của hoá học phổ thông vì các kim loại
chuyển tiếp có rất nhiều ứng dụng trong cuộc sống nhng tính
chất của nó thì vừa đa dạng, vừa đặc thù. Với sự phong phú về
hợp chất và các tính chất riêng của mỗi nguyên tố sẽ làm cho học
sinh gặp khó khăn trong quá trình tìm hiểu, vận dụng. Trong
các kì thi HSG ở các tỉnh cũng nh các kì thi chọn HSG quốc gia,
kì thi Olympic hoá học thờng có các bài tập liên quan đến kim
loại chuyển tiếp. Nhiều học sinh không xác định đợc cách giải
do cha nắm vững kiến thức cũng nh phơng pháp giải bài tập
phần này. Đặc biệt trong bồi dỡng học sinh giỏi, cần có một hệ
thống bài tập phù hợp để các em có thể tiếp thu và phát triển
năng lực sáng tạo của mình. Đã có một số tác giả quan tâm
nghiên cứu sử dụng bài tập hoá học để bồi dỡng năng lực học sinh
giỏi, song hệ thống lý thuyết, hệ thống bài tập phần kim loại
chuyển tiếp lớp 12 dùng cho bồi dỡng HSG sau khi thay sách giáo
khoa còn cha đợc đề cập đúng mức. Nhiều giáo viên ở các trờng
THPT hiện nay còn lúng túng khi chọn nội dung, bài tập phần này
để bồi dỡng HSG.
Xuất phát từ thực thế đó, chúng tôi chọn thực hiện chuyên
đề: Hệ thống câu hỏi và bài tập kim loại nhóm VIIB,
VIIIB. Hy vọng đề tài này sẽ là một tài liệu tham khảo có ích
cho bản thân và đồng nghiệp trong việc thực hiện nhiệm vụ

bồi dỡng HSG, đợc thuận lợi hơn và giúp các em HSG đạt đợc ớc
mơ của mình.
2. Mục đích của đề tài:
Phát triển, xây dựng, lựa chọn và sử dụng các dạng bài tập
phần kim loại chuyển tiếp trong việc bồi dỡng HSG hoá học THPT.
B. PHN NI DUNG
2.1. Khái quát chung về kim loại nhóm B
Kim loại nhóm B bao gồm các nguyên tố khối d và khối f. Trớc
hết ta xem xét các nguyên tố khối d.
2.1.1. Cấu hình electron các nguyên tố khối d
Khối d gồm các nguyên tố nằm giữa bảng tuần hoàn có cấu
hình eletron lớp sát ngoài cùng từ (n-1)d 1 đến (n-1)d10.
Cấu hình eletron chung là: (n-1) dxn sy trong đó x = 1 10,
y = 1,2
Có ba dãy nguyên tố chuyển tiếp (NTCT) là dãy 3d, 4d, 5d
mỗi dãy có 10 nguyên tố, trong đó dãy 3d là quan trọng nhất về
mặt ứng dụng trong thực tiễn. Bảng sau đây trình bày cấu
hình electron của nguyên tử và các ion thờng gặp của các
nguyên tố dãy 3d (từ Sc Zn)
Nguyê

Cấu hình
Z

eletron của

Sc
Ti

V
Cr
Mn
Fe

21
22
23
24
25
26

nguyên tử
[Ar] 3d14s2
[Ar]3d24s2
[Ar]3d34s2
[Ar]3d54s1
[Ar]3d54s2
[Ar]3d64s2

Co
Ni
Cu

27
28
29

[Ar]3d74s2
[Ar]3d84s2

[Ar]3d104s1

Zn

30

[Ar]3d104s2

n tố

Ion thờng
gặp
3+

Sc
Ti4+
V3+
Cr3+
Mn2+
Fe2+
Fe3+
Co2+
Ni2+
Cu+
Cu2+
Zn2+

Cấu hình
electron của
ion

[Ar]
[Ar]
[Ar] 3d2
[Ar] 3d3
[Ar] 3d5
[Ar] 3d6
[Ar] 3d5
[Ar] 3d7
[Ar] 3d8
[Ar] 3d10
[Ar] 3d9
[Ar] 3d10


Qua bảng trên ta thấy cấu hình của Cr, Cu có sự bất thờng sở dĩ nh vậy vì cấu hình [Ar]3d54s1 có các phân lớp 3d, 4s
nửa bão hoà bền hơn do có mức năng lợng thấp hơn cấu hình
[Ar]3d44s2. Còn cấu hình [Ar]3d104s1 có phân lớp 3d bão hoà,
phân lớp 4s nửa bão hoà nên bền hơn cấu hình [Ar]3d 94s2. Theo
thứ tự sắp xếp mức năng lợng của các phân lớp electron trong
nguyên tử thì phân lớp 3d cao hơn phân lớp 4s nên các electron
đợc điền vào phân lớp 4s rồi mới đến phân lớp 3d. Tuy nhiên
một khi electron đã chiếm phân lớp 3d thì chúng đẩy các
electron 4s lên mức năng lợng cao hơn phân mức 3d. Vì vậy khi
các NTCT tạo thành ion thì các electron 4s bị tách ra trớc các
electron 3d.
Các nguyên tố chuyển tiếp có tính chất giống nhau chủ yếu
là do tác động của các electron 4s ở lớp ngoài cùng.
2.1.2. Sự biến đổi trong chu kì
Tính chất giống nhau theo hàng ngang của các nguyên tố
chuyển tiếp khác xa với sự biến đổi tính chất của các nguyên tố

khối p.
Đối với mỗi dãy nguyên tố chuyển tiếp, chẳng hạn từ Sc Zn
khi điện tích hạt nhân tăng, các electron lần lợt đợc điền vào
phân lớp (n -1)d bên trong. Do điện tích hạt nhân tăng, các
electron d lại có hiệu ứng chắn kém nên bán kính nguyên tử
giảm chậm. Cũng tơng tự nh vậy, độ âm điện và năng lợng ion
hoá tăng dần nhng chậm hơn nhiều so với các nguyên tố thuộc
chu kì 3.
Nói chung, tính chất của các kim loại nhóm B biến đổi
không đều đặn nh tính chất của các kim loại nhóm A.
Ví dụ, sự biến đổi bán kính nguyên tử:


Hình 2.1: Sự biến đổi bán kính nguyên tử của các
kim loại chuyển tiếp

2.1.3. Những tính chất chung của các nguyên tố nhóm B
Hầu hết các nguyên tố chuyển tiếp có cấu trúc tinh thể
đặc khít với số phối trí 12. Hơn nữa các NTCT có bán kính
nguyên tử tơng đối nhỏ do các electron cuối cùng đợc điền vào
phân lớp (n - 1)d bên trong gần hạt nhân hơn là các electron ns
ngoài cùng. Do hiệu ứng kép đó (cấu trúc đặc khít và bán kính
nhỏ) mà liên kết giữa các nguyên tử trong tinh thể là liên kết
mạnh. Vì vậy:
1. Các NTCT có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, nhiệt hoá
hơi, khối lợng riêng... cao hơn hầu hết các kim loại khác.
2. Liên kết kim loại mạnh giữa các nguyên tử còn thể hiện ở
chỗ các NTCT có tính cơ học rất tốt.
3. Các NTCT có tính dơng điện kém các kim loại khối s. Tuy
nhiên thế điện cực của chúng cho thấy là hầu hết các NTCT (trừ

Au, Ag, Cu, Hg) đều phản ứng với dung dịch loãng của các axit
mạnh. Trên thực tế, đa số các NTCT chỉ phản ứng chậm với axit
loãng. Đó là do kim loại đợc bảo vệ bởi một lớp oxit mỏng, không
thấm và không hoạt động. Nh crom có thế điện cực rất âm Eo
Cr2+/Cr = - 0,91 V nhng nó vẫn đợc dùng làm chất bảo vệ chống
ăn mòn do có một lớp oxit Cr2O3 bền.


4. Ion của các NTCT có kích thớc nhỏ hơn ion của các kim
loại khối s trong cùng chu kì
Do có bán kính nhỏ và nhiều ion lại có điện tích lớn nên tỉ
số điện tích/ bán kính (Z/r) của các NTCT lớn hơn so với các kim
loại khối s. Các cation có điện tích lớn và bán kính nhỏ gây nên
tác dụng phân cực hoá mạnh đối với các anion. Điều đó đợc thể
hiện trên một số tính chất của các hợp chất sau:
- Oxit và hidroxit của các NTCT ở trạng thái oxi hoá +2 và
+3 có tính bazơ yếu hơn và ít tan hơn các hợp chất của
các nguyên tố khối s.
- Muối của các NTCT kém ion hơn và kém bền nhiệt hơn.
- Các ion của chúng dễ bị khử hơn.
5. Có sự thay đổi tơng đối chậm bán kính ion từ Sc Cu
nên các hợp chất của các ion +2 và +3 hyđrat hoá có cấu trúc
tinh thể rất giống nhau, sự hyđrat hoá và độ tan rất gần nhau.
Nh tất cả ion M3+ đều tạo phèn kiểu K2SO4. M2(SO4)3. 24.H2O, tất
cả các ion M2+ đều tạo thành muối sunphat kép đồng hình có
công thức (NH4)2SO4. MSO4.6H2O
6. Sự biến đổi bán kính nguyên tử trong chu kì và trong
nhóm diễn ra không đều đặn nh đối với các nguyên tố khối s
và khối p.
2.1.4. Những tính chất đặc trng của các nguyên tố

chuyển tiếp và hợp chất của chúng
Có 5 tính chất đặc trng:
1. Thể hiện nhiều trạng thái oxi hoá
Các nguyên tố chuyển tiếp thể hiện nhiều trạng thái oxi
hoá. Từ Ti đến Cu mỗi nguyên tố có ít nhất hai trạng thái oxi hoá
trong các hợp chất... Đó là do các phân mức năng lợng (n-1)d và ns
rất gần nhau nên các electron d và s đều dễ tham gia vào việc
tạo thành liên kết trong các phản ứng hoá học.


Riêng Sc, Zn chỉ có một oxit, một muối clorua và một trạng
thái oxi hoá trong các hợp chất.
Nguyê S
n tố
c
Số oxi 3
hoá

Ti

V

Cr

Mn

Fe

Co

Ni

Cu

1,

1, 2,

1, 2,

1, 2, 3

1, 2,

1, 2,

1,

1,

2

3

3

4, 5,

3

3, 4,

2

23

3,

4, 5

4, 5,

6, 7

4, 5,

5

3,

4
Cần lu ý:

6

6

Z
n
2

4

-Trạng thái số oxi hoá +3 là quan trọng hơn đối với các
nguyên tố ở đầu dãy và trạng thái số oxi hoá +2 là quan trọng
hơn với các nguyên tố cuối dãy.
-Trạng thái oxi hoá cao nhất thể hiện ở các nguyên tố từ đầu
dãy tới Mn tơng ứng với việc sử dụng tất cả các electron ngoài lớp
vỏ [Ar]. Sau đó vì các electron d liên kết với hạt nhân chặt chẽ
hơn nên các trạng thái oxi hoá quan trọng của các nguyên tố cuối
dãy là sử dụng các electron 4s liên kết yếu với hạt nhân. Các NTCT
thờng thể hiện số oxi hoá cao nhất trong hợp chất với oxi và flo.
- Ti, V, Cr và Mn không tạo thành ion đơn ở trạng thái số oxi
hoá cao nhất do sự phân cực hoá ion. Vì vậy hợp chất của những
nguyên tố này ở trạng thái oxi hoá cao nhất là hợp chất cộng hoá
trị hoặc chứa ion phức.
2. Khả năng tạo phức chất
- Phức chất là những chất trong đó nguyên tử hay ion kim
loại liên kết với một nhóm phân tử hay ion.
Phức chất có thể là một muối đợc tạo nên bởi một ion phức
và một ion thờng trong mạng tinh thể hoặc một phân tử trung
hoà trong đó tổng điện tích của tất cả các thành phần tham
gia vào liên kết phối trí bằng không.
- Quy tắc gọi tên phức chất nh sau:
Gọi tên phức chất theo trật tự:


* Trong hợp chất ion, cation đợc gọi tên trớc anion.
* Gọi tên ion phức:
- Cation phức: Ion + số phối tử anion + tên phối tử anion +

số phối tử trung hoà + tên phối tử trung hoà + tên ion trung tâm
+ (số oxi hoá) (*)
- Anion phức: gọi tên nh (*), sau tên của ion trung tâm + at
- Để chỉ số lợng phối tử phải dùng các tiếp đầu ngữ: đi (2),
tri (3), tetra (4), penta (5),đối với phối tử một càng và bis (2),
tris (3), tetrakis (4), pentakis (5)đối với phối tử nhiều càng.
- Tên phối tử
+ Nếu phối tử L là anion: tên phối tử là tên của L + o: Cl (cloro), CO 32 : (cacbonato),
+ Nếu phối tử L là phân tử trung hoà: tên của phối tử trùng với
tên của phân tử đó.
Ví dụ, CH3NH2: metylamin, H2NCH2CH2NH2: etylenđiamin (kí
hiệu: en)
Ngoại lệ: H2O: aqua, NH3: amin, CO: cacbonyl, NO: nitrozyl
- Trạng thái số oxi hoá của ion trung tâm đợc ghi bằng chữ
số la mã.
Ví dụ: [Co(H2O)5Cl]Cl2: cloropentaaquacoban(III)clorua
K2[Zn(OH)4]: Kali tetrahiđroxozincat
Các NTCT có phân lớp d cha đầy đủ, dễ nhận các cặp
electron không liên kết của các phối tử để tạo thành liên kết phối
trí trong các phức chất. Các NTCT dãy 3d tạo thành nhiều phức
chất bền và phổ biến là phức aquơ và phức amin
- Một số phức chất thờng gặp của các NTCT thông dụng:
[Ag(NH3)2]+ Ion diaminbạc I, [Ag(CN)2][Ag( S2O3)2]-

Ion dixianoagentat I

Ion dithiosunfatoagentat I, [Cu(H2O)6]2+

Ion

hexaaquơ đồng II
[Cu(NH3)4 ]2+
tetraclorocuprat II

Ion

tetraamin

đồng

II,

[Cu(Cl)4 ]2-

Ion


[Co(H2O)6 ]2+

Ion hexaaquơ coban II, [Co(NH3)6 ]3+ Ion hexaamin

coban III
[Co(F)6 ]3-

Ion hexafloro cobantat III

[CoCl2(NH3)4]+ Ion diclorotetraaminCoban III
[Cr(H2O)6 ]3+

Ion hexaaquơ crom III, [Cr(NH 3)6 ]3+

Ion

hexaamin crom III
[Cr(F)6 ]3-

Ion hexafloro cromat III

[Cr(H2O)4 Cl 2 ]+ Ion diclorotetraaquơ crom III
[Fe(SCN)]2+

Ion thioxianato sắt III, [Fe(F)6 ]3- Ion hexafloroferat

III
[Fe(CN)6 ]3-

Ion hexaxianoferat III, [Fe(CN)6 ]4- Ion

hexaxianoferat II
Ni(CO)4

Tetracacbonyl niken, [Pt(NH 3)2]Cl2

điclorođiamin platin II
[Co(NH3)3 ]Cl3
[Co(NH3)3](NO2)3

Triclorotriamin coban III
Tri nitrotriamin coban III

3. Mầu của hợp chất các NTCT
Hầu hết các hợp chất của các NTCT đều có màu. Mầu của
các hợp chất đó thờng liên quan tới phân mức d cha đầy đủ của
các ion các NTCT.
Ví dụ: Tại sao phức Ti(H2O)63+ có mầu tím ?
Theo thuyết trờng tinh thể: trong trờng tinh thể tám mặt,
năm obitan 3d bị tách thành hai phân mức năng lợng: ba obitan
dxy, dxz, dyz ở phân mức thấp kí hiệu t2g và hai obitan dz2, dx2-y2 ở
phân mức cao hơn kí hiệu eg. ở trạng thái cơ bản, electron d1
chiếm obitan t2g. Vì sự chênh lệch mức năng lợng giữa các obitan
t2gvà eg là không lớn nên khi hấp thụ các photon trong vùng ánh
sáng nhìn thấy electron nhảy từ obitan t2g lên obitan eg. Các
photon bị hấp thụ đó ứng với bớc sóng của ánh sáng màu lục. Vì
vậy khi để dung dịch TiCl3(aq) ra ánh sáng mặt trời nó sẽ hấp
thụ các photon của ánh sáng mầu lục và để cho các photon của


ánh sáng đỏ và xanh đi qua. Mầu đỏ trộn với mầu xanh tạo ra
mầu tím. Do đó dung dịch TiCl3(aq) có màu tím.
4. Hoạt tính xúc tác
Hoạt tính xúc tác của các NTCT phụ thuộc chủ yếu vào khả
năng tồn tại nhiều trạng thái oxi hoá và khả năng tạo phức chất.
Các NTCT và hợp chất của chúng có thể xúc tác phản ứng vì
chúng có khả năng tạo ra một cơ chế mới. Cơ chế phản ứng mới
làm cho năng lợng hoạt hoá thấp hơn là phản ứng không có xúc
tác. Vì năng lợng hoạt hoá của phản ứng đợc xúc tác thấp hơn mà
tốc độ phản ứng lớn hơn.
5. Từ tính của các NTCT
Các chất chứa các electron không ghép đôi bị từ trờng hút
đợc gọi là chất thuận từ. Ngợc lại các chất chứa tất cả các electron

đã ghép đôi bị từ trờng đẩy đợc gọi là chất nghịch từ. Chỉ có
kim loại sắt, coban, niken có tính sắt từ ở dạng đơn chất. Các
chất sắt từ có tính thuận từ mạnh gấp hàng nghìn lần so với các
chất thuận từ khác. Khác với tính thuận từ và nghịch từ, tính sắt
từ là tính chất của mạng lói tinh thể chứ không phải là tính chất
của nguyên tử hay phân tử vì vậy chỉ có các chất rắn mới có
tính sắt từ.
2.1.5. Tính chất axit - bazơ của hợp chất các nguyên
tố chuyển tiếp
1. Dung dịch của hợp chất các NTCT thờng có tính axit
Trong các dung dịch nớc, ion của các NTCT thờng tồn tại dới
dạng phức hiđrat. Do ion trung tâm thờng có mật độ điện tích
lớn nên các phức hiđrat này bị phân li theo sơ đồ sau:
Ví dụ: [Fe(H2O)6 ]3+(aq)

[Fe(H2O)5OH]2+ + H+(aq).

Vì vậy dung dịch nớc của hầu hết hợp chất các NTCT đều
có tính axit.
2. Sự biến đổi tính chất axit- bazơ của các oxit và hidroxit


Vì có nhiều trạng thái oxi hoá nên tính chất axit - bazơ của
các oxit và hiđroxit các NTCT cũng thay đổi theo một khoảng rất
rộng.
- ở trạng thái oxi hoá thấp chúng thờng thể hiện tính bazơ.
- ở trạng thái oxi hoá trung gian chúng thờng thể hiện tính lỡng tính.
- ở trạng thái oxi hoá cao chúng thờng thể hiện tính axit.
Sở dĩ nh vậy chủ yếu do tác dụng của sự phân cực hoá ion.
Khi số oxi hoá của các NTCT trong các oxit và hiđroxit càng tăng,

sự phân cực hoá của các cation có điện tích lớn, bán kính nhỏ
càng mạnh, làm giảm tính chất ion của liên kết M-O (M là kim
loại) làm tăng tính chất cộng hóa trị của liên kết đó. Vì vậy sự
phân li theo kiểu bazơ ngày càng khó khăn và sự phân li theo
kiểu axit ngày càng thuận lợi.
2.1.6. Tính chất oxi hoá - khử
- Khả năng oxi hoá hay khử của một NTCT tuỳ thuộc vào độ
bền tơng đối của các trạng thái oxi hoá tơng ứng.
- Khả năng oxi hóa- khử của chúng còn phụ thuộc dạng tồn
tại.
- Khả năng oxi hoá hay khử của các NTCT và hợp chất còn
phụ thuộc môi trờng phản ứng.
2.1.7. Sơ lợc về các nguyên tố khối f
Các nguyên tố khối f bao gồm hai dãy, mỗi dãy 14 nguyên tố
Dãy thứ nhất có số hiệu nguyên tử từ 58 71. Vì 14 nguyên
tố này đứng sau Lantan có Z = 57 nên đợc gọi là các lantanit.
Dãy thứ hai có số hiệu nguyên tử từ 90 -103. Vì 14 nguyên
tố này đứng sau Actini Z = 89 và có tính chất gần giống actini
nên gọi là các actini.
Tất cả các nguyên tố khối f đều là kim loại trong đó
electron cuối cùng chiếm phân mức (n-2)f. Vì tính chất các
nguyên tố chủ yếu phụ thuộc vào electron ở các lớp ngoài cùng nên


các nguyên tố khối f

có tính chất giống nhau. Hầu hết các

nguyên tố khối f đều tạo thành ion M3+ do mất 2 electron lớp
ngoài cùng và một electron d ở lớp sát ngoài cùng hoặc một

electron f ở lớp thứ 3 kể từ ngoài vào.
Các nguyên tố khối f có ít khả năng tạo phức chất hơn các
nguyên tố khối d. Các actinit đều là chất phóng xạ.
2.2 Hệ thống bài tập kim loại nhóm VIIB, VIIIB dùng bồi
dỡng học sinh giỏi Hoá học THPT
Hiện nay lợng sách tham khảo trên thị trờng tơng đối nhiều
nhng thời gian học tập của các em lại có hạn nên các việc lựa chọn
bài tập để bồi dỡng cho các em đạt kết quả cao trong thời gian
ngắn là vấn đề cần thiết và rất quan trọng, đòi hỏi ngời giáo
viên phải đầu t thời gian công sức và phải có năng lực trình độ
nhất định. Để đạt đựơc mục đích, kết quả nh mong muốn,
ngoài hệ thống bài tập đa ra cần có phơng pháp sử dụng hợp lí
và cần phát huy tính tự giác tích cực ở mỗi học sinh. Phơng pháp
rèn luyện kĩ năng và phát triển t duy cho học sinh tốt nhất khi
bồi dỡng học sinh giỏi hiện nay theo chúng tôi là:
- Giáo viên cung cấp thông tin đầy đủ về vấn đề nghiên
cứu (các kiến thức cơ bản, nâng cao, đa ra một số bài tập mẫu).
- Giao nhiệm vụ cho học sinh nghiên cứu phơng pháp giải
hệ thống bài tập cơ bản để học sinh vận dụng và sáng tạo.
- Làm bài kiểm tra sau khi đã học và làm các bài tập đã
giao. Đánh giá khả năng của từng em có nhận định chung, từ đó
bổ sung hoàn thiện thêm cho mỗi học sinh.
Trên cơ sở đó và dựa vào tác dụng của mỗi loại bài tập
chúng tôi đã lựa chọn các bài tập theo các dạng sau.
2.2.1 Cấu tạo nguyên tử
2.2.1.1. Kiến thức cơ bản cần bồi dỡng học sinh giỏi
1. Thành phần và cấu tạo nguyên tử các nguyên tố


- Thành phần nguyên tử: gồm có proton, nơtron, electron.

Mỗi electron có bộ 4 số lợng tử: n, l, ml, ms đặc trng cho trạng thái
của nó trong nguyên tử.
- Số lợng tử chính n: Xác định năng lợng En, lớp electron,
chu kì, kích thớc AO, tổng số AO.
Đối với nguyên tử và ion có một electron: En =
Tổng số obitan là

13, 6 Z 2
(eV )
n2

ASO = 2n 2 (n nhận giá trị nguyên dơng

1)

- Số lợng tử phụ l: Xác định phân mức năng lợng, phân lớp
electron trong

nguyên tử, chỉ trạng thái chuyển động của

electron. l nhận các giá trị nguyên dơng từ 0 đến (n- 1)
- Số lợng tử từ ml: Xác định sự định hớng của các AO
trong không gian, qui định số AO trong cùng một phân lớp. Mỗi
trị số ml xác định một hàm orbital. ml nhận các giá trị từ l đến
+ l, với một giá trị l có 2l + 1 giá trị.
- Số lợng tử spin ms: Xác định trạng thái chuyển động
spin của electron trong nguyên tử, ms nhận 2 giá trị

+1/2 và

-1/2.
Cơ sở để viết cấu hình electron:
1. Nguyên lí vững bền: Trong nguyên tử các electron ở trạng
thái cơ bản đợc sắp xếp tuần tự vào các obitan ứng với phân mức
năng lợng từ thấp đến cao.
1s <2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d< 5p < 6s < 4f
< 5d < 6p < 7s...
2. Quy tắc Klechkowski:
Trong nguyên tử nhiều electron, năng lợng các AO tăng dần
đợc xếp theo thứ tự sao cho:
- Tổng giá trị (n + l) tăng dần.
- Nếu có cùng giá trị (n + l) thì viết theo thứ tự tăng giá trị
n.


3. Nguyên lí loại trừ Pauli
Trong một nguyên tử không thể tồn tại 2 electron có cùng giá
trị bốn số lợng tử n, l, ml, ms.
4. Quy tắc Hund
Trong một phân lớp các electron phân bố đều vào các AO
sao cho:

m

s

= max.

m = max.
l

Chú ý: - Đối với một số nguyên tố (chủ yếu ở IB và VIB) thờng xảy ra hiện tợng bão hoà gấp hoặc nửa bão hoà gấp đó
là hiện tợng một số electron ở phân lớp s của lớp ngoài cùng
chuyển vào phân lớp d của lớp phía trong gần kề để đạt đợc
cấu trúc bão hoà bền hơn.
- Đối với nguyên tử nhiều electron năng lợng mỗi AO đợc tính
gần đúng theo công thức:
,2
n,l = -13,6 Z*2
n

(với Z, điện tích hiệu dụng, n*số lợng tử chính hiệu dụng)
Điện tích hiệu dụng: Z, = Z với hằng số chắn
=

a 1


i =1

i

( i hệ số chắn, a số electron có trong nguyên tử).
Số lợng tử chính n
Số lợng tử chính

1
1

2

2

3
3

4
3, 7

5
4

hiệu
dụng n*
Hệ số chắn i đợc quy ớc:
electron
i/electron j
n, < n -1
n, = n -1
n, = n

1s

ns np

nd nf

0,3

1
0,85

0,35

1
1
0,35

6
4, 2


n, > n

0

N
1,5
- Với Z 82 ta có : 1
Z

- Với Z 20 ta có : 1

0

0

(trừ H)

N
1,22.
Z

2. Một số kiểu mạng tinh thể kim loại
2.1. Mạng lập phơng đơn giản:
- Đỉnh khối lập phơng là các nguyên tử
kim loại hay ion dơng kim loại.
- Số phối trí = 6.
2.2. Mạng lập phơng tâm khối:
- Đỉnh và tâm khối hộp lập phơng là
nguyên tử hay ion dơng kim loại.
- Số phối trí = 8.
2.3. Mạng lập phơng tâm diện:
- Đỉnh và tâm các mặt của khối hộp
lập phơng là các nguyên tử hoặc ion dơng kim
loại.
- Số phối trí = 12.
2. 4. Mạng sáu phơng đặc khít (mạng lục
phơng):
- Khối lăng trụ lục giác gồm 3 ô mạng cơ
sở. Mỗi ô mạng cơ sở là một khối hộp hình thoi.
Các đỉnh và tâm khối hộp hình thoi là nguyên
tử hay ion kim loại.
- Số phối trí = 12.
3. Độ đặc khít của mạng tinh thể
a) Mạng tinh thể lập phơng tâm khối


a
a 2
a 3 =4r

Số quả cầu trong một ô cơ sở : 1 + 8. 1/8 = 2
Tổng thể tích quả cầu
=

=

4
2. .r 3
3

a3

Thể tích của một ô cơ sở

4
3 3
2. .(a
)
=3
68%
4

a3

b) Mạng tinh thể lập phơng tâm diện

a
a
a 2 = 4.r

Số quả cầu trong một ô cơ sở : 6. 1/2 + 8. 1/8 = 4
Tổng thể tích quả cầu
=

=

4
4. .r 3
3

a3

Thể tích của một ô cơ sở

4
2 3
4. .(a
)
3= 74% 4

a3

c) Mạng tinh thể lục phơng đặc khít
Số quả cầu trong một ô cơ sở: (12. 1/6 + 2. 1/2 + 3)/ 3 =
6/3 = 2
Tổng thể tích quả cầu
=

Thể tích của một ô cơ sở

4
2. .r 3
3
=

a.a

3 2a. 6
.
2
3

4
a
2. .( )3
3
2
= 74%

a3 2


a

2a 6
b=
3

a
a

a =2.r

Ô cơsở

a

a

a 6
3

a

a 3
2

4. Khối lợng riêng của kim loại
- Công thức tính khối lợng riêng của kim loại
3.M .P

D = 4 r 3 .N
A
M: Khối lợng mol kim loại (g/mol) ; NA: Số Avogađro
P: Độ đặc khít (mạng lập phơng tâm khối P = 68%; mạng
lập phơng tâm diện, lục phơng đặc khít P = 74%)
r: Bán kính nguyên tử (cm)
- Ví dụ: Tính khối lợng riêng của tinh thể Ni, biết Ni kết tinh
theo mạng tinh thể lập phơng tâm mặt và bán kính của Ni là
0

1,24 A .

a=
a

0
4r 4.1, 24
=
= 3,507( A)
2
2

P = 0,74
a
a 2 = 4.r

Khối lợng riêng của Ni:
3.50, 7.0, 74
=9,04
4.3,14.(1, 24.108 )3 .6, 02.1023

(g/cm3)
2.2.1.2. Hệ thống bài tập
Sau khi giáo viên cung cấp, bổ sung các kiến thức lý thuyết
về cấu tạo nguyên tử các em vận dụng kiến thức vào giải các bài
tập mà chúng tôi đã lựa chọn và xây dựng sau:
Bài 1. Biết electron có năng lợng cao nhất của nguyên tử X
nhận giá trị 4 số lợng tử sau: n = 4, l = 2, ml = +2, ms = -1/2
a) Xác định cấu hình electron của nguyên tử X.

b) Xác định vị trí của X trong bảng tuần hoàn.
Phân tích:
a) Theo quy tắc số lợng tử chính n = số lớp electron, số lợng
tử phụ l của phân lớp d = 2, m l nhận các giá trị theo thứ tự từ dơng l đến âm l; ms âm tức electron này đã cặp đôi.
Từ giá trị n = 4, l =2 ta suy ra electron có năng lợng cao
nhất thuộc phân lớp 4d.
Từ giá trị ml = +2 và ms = -1/2 sự phân bố các electron
trong phân lớp 4d nh sau:


d6

+2

+1

0

-1

-2

Vì có cấu hình là 4d6 nên phân lớp 5s đã đợc điền đầy.
Theo nguyên lý vững bền và thứ tự mức năng lợng ta có cấu hình
electron của nguyên tử X là:
1s22s2 2p63s23p63d104s24p64d65s2
b) Dựa vào cấu hình electron ta suy ra X thuộc chu kì 5,
phân nhóm VIIIB.
Tác dụng của bài tập:

- Bổ sung , nâng cao kiến thức về nguyên tử.
- HS biết vận dụng từ các thông số về bộ lợng tử electron
suy ra cấu hình electron, từ cấu hình electron biết vị trí
nguyên tố trong bảng tuần hoàn.
- Phát triển t duy so sánh, khả năng phân tích suy luận.
Bài 2. Xét nguyên tử Mn (Z = 25) với 2 cấu hình electron:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d7 4s0 (1)
1s22s2 2p6 3s23p6 3d5 4s2 (2)
Hãy cho biết cấu hình nào của Mn là phù hợp với dự đoán
của Klechkowski ? Giải thích.
Phân tích:


Để trả lời đợc câu hỏi HS cần tính đợc năng lợng orbitanl
(AO) của mức 3d và 4s ứng với 2 cấu hình để so sánh. Ta biết
rằng nguyên tử luôn có xu hớng tồn tại ở trạng thái năng lợng thấp,
ở trạng thái đó nguyên tử mới bền vững.
- Với cấu hình (1): [Ar] 3d7 4s0


3d

Z*3d = 25 20,1 = 4,9

= 18 + 6. 0,35 = 20,1;

3d = -13,6 (

4,9 2
) = -36,28 eV.

3

Năng lợng AO tổng cộng của các electron 3d và 4s là:
E1= 7 3d = -253,97 eV.
- Với cấu hình (2) : [Ar] 3d5 4s2.
4s = 2 + 8 + 13 .0,85 + 0,35 = 21,40;

Z*4s = 25 21,4 =

3,6
2

3, 6
4s = - 13,6
ữ = -12, 87 eV
3, 7



3d

= 18 + 4.0,35 = 19,40;

Z*3d = 25 19,4 = 5,6

2

3d = -13,6 5, 6 ữ = - 47,39 eV
3

Năng lợng AO tổng cộng của các electron 3d và 4s là:
E2 = 2. 4s + 5. 3d

= -262,7 eV.

So sánh ta thấy E1 > E2 nên cấu hình (2) là phù hợp với quy tắc
Klechkowski.
Tác dụng của bài tập:
- HS biết cách tính năng lợng cho từng orbital từ đó tính
năng lợng cho nguyên tử. Vận dụng quy tắc Klechkowski, hiểu đợc
nguyên nhân sắp xếp thứ tự mức năng lợng các phân lớp.
- Bổ sung nâng cao kiến thức, phát triển t duy khoa học.
Bài 3. So sánh năng lợng orbital (AO) của ion sắt (II) trong 2
cấu hình:
1s2 2s2 2p6 3s2 3p63d6 4s0 (1)
1s22s2 2p6 3s23p6 3d4 4s2 (2).


Phân tích:
Hai cấu hình này chỉ khác nhau ở phân bố electron trong
các AO 3d và 4s. Ta phải tính năng lợng orbital tơng ứng ở hai cấu
hình.
- Xét cấu hình (1)


3d

= 18 + 5 .0,35 = 19,75;

Z*3d = 26 -19,75 = 6,25

2

3d = -13,6 6, 25 ữ = -59,03 eV
3

Năng lợng của các electron 3d và 4s là E 1 = 6 . 3d + 0 =
-354,2 eV
- Xét cấu hình (2)
4s = 2 + 8 + 12 .0,85 + 0,35 = 20,55;

Z*4s = 25 20,55 =

5,45
2

5, 45
4s = - 13,6
ữ = -12, 87 eV
3, 7



3d

3d

= 18 + 3 .0,35 = 19,05;

Z*3d = 26 -19,05 = 6,95

2

6,95
= -13,6
ữ = -72,99eV
3

Năng lợng của các electron 3d và 4s là: E2 = 2. 4s + 4. 3d =
-351,0eV. So sánh ta thấy E1 < E2.
Nhận xét: Khi ion hoá những nguyên tố chuyển tiếp, các
electron dễ bứt ra nhất là electron ns chứ không phải là (n-1)d.
Tác dụng của bài tập:
- HS biết cách tính năng lợng cho từng obitan từ đó tính
năng lợng cho ion, giải thích đợc nguyên nhân tại sao electron
ngoài cùng ở phân lớp s dễ mất hơn electron d đứng liền kề.
- Rèn luyện kĩ năng tính toán về năng lợng.
- Bổ sung kiến thức mới, hoàn thiện nâng cao kiến thức về
nguyên tử.
Bài 4. Tổng số proton, electron, nơtron, trong nguyên tử
của hai nguyên tố M, X lần lợt bằng 82 và 52. Chúng tạo thành hợp
chất MXa.Trong phân tử MXa có tổng số proton bằng 77.


Tìm M, X và viết 5 loại phơng trình phản ứng khác nhau
để điều chế MXa.
Phân tích:
- Gọi Số proton, notron của nguyên tố X là Z và N.
Tổng các hạt S = 2Z + N.
Ta thấy Z < 52/3 = 17,3 nên X ở chu kì nhỏ.

Với 20 nguyên tố đầu thì 1 N/Z 1,22 mà N = S 2Z
nên
S/3,22 Z S/3
Thay vào ta có 16,2 Z 17,33 Z = 17 (Clo)
- Tơng tự ta có với nguyên tố M có số prton là Z * .
Z* < 82/3 = 27,33 nên áp dụng cho nguyên tố có Z 82
thì:
1 N/Z* 1,52
S/3,52 Z* S/3
23,3 Z* 27,33

Mặt khác : Z* = 77- 17 a nên 23,3 < 77-17 a < 27,33
2,9 < a< 3,1
a = 3, Z*= 26 ( Fe)

MXa là FeCl3. Các phản ứng điều chế:
2Fe + 3Cl2 2FeCl3
2FeCl2 + Cl2 FeCl3
Fe2(SO4)3 + 3BaCl2

2FeCl3 + 3BaSO4

Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O
Tác dụng của bài tập:
- HS biết biện luận tìm nguyên tố khi biết tổng ba loại hạt.
Vận dụng kiến thức: 1 N/Z 1,22; 1 N/Z 1,52
- Vận dụng kiến thức về sắt, hợp chất của sắt.
- Phát triển t duy phân tích, suy luận.
Bài 5. Dạng thù hình - Co kết tinh theo mạng lục phơng có

cạnh hình lục giác a = 2,5063 A0, chiều dài của tế bào tinh thể


c = 4,0795 Ao; còn dạng thù hình -Ni kết tinh theo mạng lập phơng tâm diện có khối lợng riêng là d = 8,9 g/cm 3. Hãy tính khối lợng riêng của Co và độ dài cạnh a trong tế bào tinh thể -Ni.
Cho Co = 58,933 u; Ni = 58,170 u; 1u = 0,166.10-23g.
Phân tích:
HS cần vận dụng công thức tính thể tích của nguyên tử với
tinh thể mạng lục phơng, đặc điểm của mạng tinh thể. Quy
đổi các đơn vị u sang gam, Ao sang cm. Vận dụng công thức
tính thể tích hình lục phơng, lập phơng tâm diện, công thức
tính khối lợng riêng.
Khối lợng 1 nguyên tử - Co = 58,933 x (0,166. 10-23) =
9,783. 10-23 g
Trong mỗi tế bào lục phơng có 6 nguyên tử nên:
Khối lợng 1 tế bào = (9,783. 10-23) x 6 = 58,698. 10-23 g
Thể tích tế bào lục phơng:
V=
24

3
3
3.a 2 .c =
3.(2,5063.108 ) 2 .4, 0795.10 8
2
2

=

66,5771.

10-

cm3.
Khối lợng riêng - Co là d =

m
58, 698.1023
3
=
24 = 8,816 g/cm
V
66,5771.10

- Với Ni kiểu mạng lập phơng tâm diện.
Khối lợng 1 nguyên tử -Ni = 58,710 x (0,166. 10-23) = 9,74586.
10-23g
Trong tế bào lập phơng tâm diện có 4 nguyên tử nên:
Khối lợng 1 tế bào -Ni = (9, 74586. 10-23) .4 = 38,98344.
10-23g
Thể tích 1 tế bào -Ni là: V =
cm3 = a3
a=

3

43,802.1024 = 3,525.10-8cm

Tác dụng của bài tập :

m

38,98344.1023
=
= 4,3802. 10-23
d
8,9


- Rèn luyện kỹ năng tính toán với số liệu rất bé của nguyên
tử
- Vận dụng công thức tính thể tích, khối lợng riêng cho mạng
tinh thể lục phơng và lập phơng tâm diện.
- Biết quy đổi giữa các đơn vị u, g, Ao,cm.
Bài 6. Tính bán kính nguyên tử gần đúng của Fe, Au ở 20 oC
biết ở nhiệt độ đó khối lợng riêng của Fe = 7,87 g/cm3, của Au =
19,32 g/cm3. Giả sử trong tinh thể các nguyên tử Fe, Au là những
hình cầu chiếm 75% thể tích tinh thể, phần còn lại là khe rỗng
giữa các quả cầu. Cho KLMNT của Fe là 55,85 g và của Au là
196,97g.
Phân tích:
Thể tích 1 mol nguyên tử Fe:

V=

m
= 55,87/7,87 =
d

7,097 cm3
Thể tích 1 nguyên tử Fe: V =

75
100

. 7,097/ 6,023.1023 =

8,8.10-24cm3
Bán kính nguyên tử Fe: R = 3 3.V / 4 = 3 3.8,8.1024 / 4.3,14

=

1,29.10-8cm
Tơng tự với Au:

VAu= m/d = 196,97/ 19,32 = 10,195

cm3
Thể tích một nguyên tử vàng V = VAu/NA = 12,7. 10-24cm3
R = 3 3.V / 4 = 3 3.12, 7.1024 / 4.3,14 = 1,44. 10-8cm3
Tác dụng của bài tập:
- Rèn luyện kỹ năng tính toán với đại lợng bé của nguyên tử.
- Vận dụng công thức toán học, phát triển t duy khả năng
diễn đạt logic khoa học.
2.2.2. Tính chất hoá học của kim loại nhóm VIIB, VIIIB
2.2.2.1. Kiến thức cơ bản cần bồi dỡng học sinh giỏi


Tính chất hoá học của KLCT gây ra bởi các electron hoá trị
của nguyên tử kim loại liên kết yếu với hạt nhân, đó là các
electron ở lớp ngoài cùng nsx và sau đó là electron phân lớp (n1)d kề đó.
1. Phản ứng với phi kim và axit

Các kim loại chuyển tiếp thờng có nhiều số oxi hoá. Khi
phản ứng với các phi kim hay các axit... tuỳ điều kiện và bản
chất của chất phản ứng mà có thể đa kim loại về các mức oxi
hoá khác nhau.
Khi phản ứng với phi kim và axit có tính oxi hoá mạnh nh: F,
Cl, O3, HNO3, H2SO4

đặc nóng

... các KLCT về số oxi hoá cao nhất. Khi

phản ứng với chất oxi hoá trung bình và yếu nh S, H+, Mn+ (ở
dung dịch muối)...các KLCT về mức oxi hóa thấp hơn.
Một số kim loại thụ động trong H 2SO4 và HNO3 đặc nguội
nh: Mn, Cr, Fe....
2. Phản ứng với nớc
Các KLCT 3d (trừ Ag, Cu), 4f và các nguyên tử kim loại p kể
cả Be, Al... có khả năng khử ion H + của nớc giải phóng H2 và tạo
hidroxit không tan hoặc ít tan. Sự tạo thành hidroxit không tan
này làm ngăn cản sự tác dụng của kim loại với nớc. Do đó nhiều
KLCT (Mn, Fe, Zn, Cr...) phản ứng với nớc ở nhiệt độ cao cho ta
oxit và giải phóng H2.
- Một số kim loại đứng trớc H trong dãy điện hoá mà oxit và
hidroxit của chúng có tính lỡng tính nh Zn, Cr... có thể tác dụng
đợc với dung dịch bazơ kiềm.
- Zn(OH) tan trong dung dịch NH 3 do tạo phức [Zn(NH3)4]
(OH)2. Do đó Zn có thể tan đợc trong dung dịch NH3.
3. Phản ứng với dung dịch muối
Trong dãy điện hoá kim loại đứng trớc (mạnh hơn) có khả
đẩy kim loại đứng sau (yếu hơn) ra khỏi dung dịch muối hoặc

ở trạng thái nóng chảy và các kim loại về mức oxi hoá thấp.


2.2.2.2. Hệ thống bài tập
Bài 1. Có một hỗn hợp X gồm Fe và Zn và một dung dịch Y
là dung dịch HCl.
Lấy 2,98 g hỗn hợp X cho vào 200ml dung dịch Y, sau phản
ứng hoàn toàn ta cô cạn (trong điều kiện không có oxi) thì đợc
5,82 g chất rắn. Tính thể tích hidro thoát ra ở đktc.
Lấy 2,98 g hỗn hợp X cho vào 400ml dung dịch Y, sau phản
ứng lại cô cạn nh trên thì đợc 6,53 g chất rắn. Tính nồng độ mol
của dung dịch Y và thành phần % hỗn hợp X.
Phân tích :
Phản ứng xảy ra với HCl, Fe chỉ về Fe2+ :
Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Theo định luật bảo toàn khối lợng
mClo tao muói = m

chất rắn

- m kim loại = 5,82 2,98 =

2,84 g
Theo phản ứng ta có :

nCl = 2.nH2 = 2,84/35,5 = 0,08

nH2 = 0,08/2 = 0.04 mol

VH2= 0,04.22,4 =

0,896 lít
Nhận xét: Thể tích HCl dùng ở thí nghiệm 2 gấp đôi ở thí
nghiệm 1 nhng khối lợng Clo tạo muối ở thí nghiệm 2 lại không
gấp đôi
Khối lợng gốc Cl- trong muối = m

Clo

= 6,53 - 2,98 = 3,55 <

2. 2,84
Vậy trong thí nghiệm 1 axit đã phản ứng hết, kim loại d.
n
Số mol axit = số mol Cl - = 0,08 CHCl = = 0,08/0,02 =
V

0,4 M
Gọi x, y là số mol của Fe, Zn trong X ta có hệ phơng trình
sau:
56x + 65 y = 2,98
2x + 2y = nCl- tạo muối = 3,55/35,5 = 0,1


Giải hệ ta có x = 0,03; m Fe = 1,68 g
y = 0,02; m Zn = 1,3 g
Tác dụng của bài tập :

- Rèn luyện kỹ năng tính toán, phát triển t duy phân tích
tổng hợp giả thiết.
- Biết vận dụng tính chất của Fe khi phản ứng với HCl chỉ
về số oxi hoá thấp.
Bài 2. a) Điều chế Cu tinh khiết từ hỗn hợp Fe2O3, CuO.
b) Tách Cu từ hỗn hợp Cu, Fe, Ag, S.
Phân tích:
a) HS phải thấy đợc thấy sự khác nhau cơ bản về tính chất
hoá học giữa Fe và Cu là Cu không phản ứng đợc với axit thông
thờng nh HCl, H2SO4 loãng. Vận dụng tính chất này để tách Cu ra
khỏi hỗn hợp Fe, Cu.
Sơ đồ điều chế:

CO
HCl
Fe2O3, CuO
Fe, Cu

Cu.

Fe2O3 + 3CO

2Fe

+ 3CO2

CuO

+ CO

Cu

+ CO2.

Fe

+ 2HCl FeCl2 + H2

b) Vận dụng tính chất hoá học của Fe, Cu, Ag ta loại Fe bằng
dung dịch HCl trớc; còn Cu, Ag, S dùng oxi để chuyển về oxit.
Cu,S dễ dàng phản ứng còn Ag không phản ứng khi đốt cháy với
oxi.
Hoà tan hỗn hợp vào dung dịch HCl để loại Fe:
Fe + 2HCl FeCl2 + H2
Đốt trong oxi để loại bỏ S:

S

+
Cu

O2 SO2
+ O2 2 CuO

Chất rắn thu đợc là CuO và Ag ta hoà tan trong axit HCl loại
đợc Ag.
CuO + 2HCl CuCl2 + H2O