TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HÓA HỌC
----------

NGUYỄN THỊ NGỌC HÂN

XÂY DỰNG HỆ THỐNG BÀI TẬP CƠ SỞ
LÝ THUYẾT HÓA VÔ CƠ PHẦN BẢNG TUẦN
HOÀN, CHIỀU HƢỚNG DIỄN BIẾN CỦA PHẢN
ỨNG HÓA HỌC VÀ AXIT – BAZƠ

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hóa học vô cơ
Ngƣời hƣớng dẫn khoa học

TS. Nguyễn Văn Quang

HÀ NỘI - 2017


LỜI CẢM ƠN
Trƣớc hết, em xin bày tỏ lòng biết ơn chân thành và sâu sắc tới thầy giáo - TS.
Nguyễn Văn Quang - Giảng viên trƣờng Đại học Sƣ phạm Hà Nội 2 - ngƣời trực
tiếp hƣớng dẫn luôn nhiệt tình, tận tâm chỉ bảo và tạo mọi điều kiện để đề tài của
em hoàn thành.
Em xin chân thành cảm ơn Ban Giám hiệu trƣờng Đại học Sƣ 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 đƣợc những ý kiến đóng góp của các thầy,
cô giáo, các bạn để đề tài của em đƣợc hoàn thiện hơn.

3.1.4. Năng lƣợng tự do Gibbs và chiều hƣớng diễn biến của phản ứng hóa học ............... 32
3.1.5. Cân bằng hóa học .......................................................................................................... 33
3.2. Hệ thống bài tập.............................................................................................. 36
3.2.1. Bài tập có hƣớng dẫn giải.............................................................................................. 36
3.2.2. Bài tập tự giải ................................................................................................................. 48


CHƢƠNG IV: AXIT – BAZƠ ............................................................................................... 52
4.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết ................................................................................. 52
4.1.1. Một số thuyết axit – bazơ trƣớc Arenius ...................................................................... 52
4.1.2. Thuyết axit – bazơ Arenius (còn gọi là thuyết axit – bazơ cổ điển) ........................... 52
4.1.3. Thuyết axit – bazơ của Bronsted và Laury .................................................................. 54
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 hƣớng 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 đƣợc cách học thích hợp nhất cho mình, đồng thời trƣờng đại học phải
nhanh chóng thích nghi và đáp ứng đƣợc những nhu cầu của thực tiễn cuộc sống,
vào năm 1872 Viện Đại học Harvard đã quyết định thay thế hệ thống chƣơng trình
đào tạo theo niên chế cứng nhắc bằng hệ thống chƣơng trình mềm dẻo cấu thành bởi
các môđun mà mỗi sinh viên có thể lựa chọn một cách rộng rãi. Có thể xem sự kiện

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
hƣớng 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 dƣỡng.
4. Phƣơng pháp nghiên cứu
Trong quá trình nghiên cứu đề tài, chúng tôi đã sử dụng kết hợp nhiều phƣơng
pháp:
- Phương pháp đọc sách và tài liệu tham khảo: Tìm hiểu tài liệu có liên quan
đến đề tài: Sách, báo, nội dung chƣơng trình, các đề thi olympic sinh viên hóa học
trong nƣớc 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: Bƣớc đầu đề tài góp phần xây dựng đƣợc một hệ thống bài tập
vô cơ bậc đại học phần bảng tuần hoàn các nguyên tố hóa học, chiều hƣớng diễn
biến của phản ứng hóa học, cân bằng hóa học và axit – bazơ.
Về mặt thực tiễn: Nội dung của khóa luận giúp sinh viên có thêm nhiều tƣ liệu
tham khảo hữu ích trong quá trình học tập và nghiên cứu về bộ môn .

2


CHƢƠNG I: TỔNG QUAN VỀ BÀI TẬP VÀ HỆ THỐNG BÀI TẬP
1.1. Bài tập hóa học
1.1.1. Định nghĩa
Theo nghĩa chung nhất, thuật ngữ “bài tập”, Tiếng Anh - “Exercise”, Tiếng
Pháp - “Exercice” dùng để chỉ một loạt hoạt động rèn luyện thể chất và tinh thần (trí

Trong quá trình giải bài tập hoá học, ngƣời học đã tự rèn luyện việc lập công
thức, cân bằng phƣơng trình, các thủ thuật tính toán. Nhờ việc thƣờng xuyên giải
bài tập, lâu dần các kĩ năng sẽ phát triển thành kĩ xảo giúp ngƣời học có thể ứng xử
nhanh trƣớc 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 ngƣời học
bắt buộc phải tƣ duy để sử dụng hoặc phƣơng pháp quy nạp, diễn dịch, loại
suy,…Nhờ vậy tƣ duy của ngƣời học đƣợc phát triển, năng lực làm việc độc lập
đƣợc nâng cao.
Trong quá trình giải các bài toán hoá học, ngƣời 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 nhƣ phân tích, tổng hợp, phán đoán,…để tìm lời giải.
 Giáo dục tư tưởng đạo đức
Việc tự mình thƣờng xuyên giải các bài tập hoá học góp phần rèn luyện cho
ngƣời 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 ngƣời học trở thành một công dân có trách nhiệm và hoạt động
hiệu quả”. Nhƣ 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 ngƣời tự chủ, sáng tạo, năng động
trong mọi hoạt động. Vì vậy việc học tập sẽ giải quyết vấn đề trong học tập, trong
thực tế đòi hỏi con ngƣời phải có cả kiến thức và phƣơng pháp tƣ duy.
1.2.2. Nguyên tắc xây dựng hệ thống bài tập hóa học
 Đảm bảo tính chính xác khoa học
Tính chính xác, khoa học là nguyên tắc cơ bản quyết định một bài tập hóa học
có đạt yêu cầu hay không. Theo nguyên tắc này nội dung bài tập hóa học phải đảm
4

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 đƣợc 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 tƣơng tự nhau) đƣợc xếp vào cùng một cột dọc (nhóm).
‫٭‬Chú ý: Electron hóa trị là những electron tham gia hình thành liên kết hóa học,
thƣờng 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.
+ Nhóm B (d, f): (n-1)dcnsd
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).
- Chu kì 1: Cấu hình electron 1sa. Gồm 2 nguyên tố.
- Chu kì 2: Cấu hình electron 2sa2pb. Gồm 8 nguyên tố.
- Chu kì 3: Cấu hình electron 3sa3pb. Gồm 8 nguyên tố.

M (k2 ) → M 3(k) + 1e

I3

Đơn vị: kJ, kcal, eV….
I1

I2

I3

… In

Năng lƣợng ion hoá bao giờ cũng có dấu dƣơng (Vì quá trình tách electron cần
nhận năng lƣợng). Năng lƣợng ion hóa càng nhỏ nguyên tử càng dễ nhƣờng e.
a) Các yếu tố ảnh hƣởng
Năng lƣợng ion hoá I của một nguyên tố về trị số bằng năng lƣợng của
electron liên kết yếu nhất với hạt nhân nguyên tử nhƣng ngƣợc dấu với nhau.
‫٭‬

I = E∞ - Ee = - Ee = 13,6

, eV.

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

7




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 lƣợng)
(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:


rắn).

9


Bán kính cộng hoá trị có tính chất cộng tính : d A – B = 1 (dA – A + dB – B). Tuy
2

nhiên một số trƣờng hợp có sự sai lệch so với cách xác định trên.
Cách xác định bán kính cộng hoá trị:
- Theo Sômâyơ và Stivenson: r AB = rA + rB – 0,09|χA – χB|
- 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 dƣới khi Z
tăng.
b) Bán kính ion
Theo Pau – ling:

=

rion =
ranion =

‫٭‬

Quy luật biến đổi:
- Đối với các ion có cùng điện tích và lớp vỏ e có kiến trúc nhƣ nhau, nếu số lớp e
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.
o

r(Ti2+) = 0,9 A

o

r(V2+) = 0,88 A

o


- Trong phân tử AB, nếu liên kết giữa A và B là liên kết cộng hoá trị thuần tuý thì
năng lƣợng liên kết đơn: E A – B = 1 (EA - A + EB - B)
2

- Nhƣng thƣờng A – B là liên kết cộng hoá trị phân cực. Sự chênh lệch giữa năng
lƣợng cộng hƣởng 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 dƣới 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 lƣợng toả ra (hay thu vào) khi nguyên
tử ở trạng thái tự do nhận e để tạo thành ion âm.
Nguyên tử (khí) + e → ion- + E
Hay: X + e → X- + E (eV, kcal/mol, kJ/mol)
Khi tạo anion bền thì quá trình giải phóng năng lƣợng E < 0
12

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

R2O3

càng lớn thì độ phân cực liên kết H – X càng lớn. Vì vậy tính axit càng mạnh và
ngƣợc 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 ngƣợc 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+

tính axit

(1)

M – O – H → M+ + OH-

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.

c) Z = 35.

b) Z = 25.

d) Z = 53.

Hƣớng dẫn
a) 10 < Z = 17 < 18
→ Nguyên tố thuộc chu kì 3 (Vì 10Ne kết thúc chu kì 2 và 18Ar kết thúc chu kì 3).
→ Số electron điền vào lớp ngoài cùng là : 17 – 10 = 7e
→ Nguyên tố thuộc ô thứ 17, chu kì 3, nhóm VIIA.
b) 18 < Z = 25 < 36

15

2e

3s

5e

3p


→ 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 : 25 – 18 = 7e

2e

4s

→ Nguyên tố thuộc ô thứ 53, chu kì 5, nhóm IB.
Câu 2: Chỉ ra nguyên tố có đặc điểm:
a) Có cấu hình lớp ngoài cùng (n – 1)dans1

(n

5)

(n

5)

b) Có 2 electron chƣa ghép đôi ở phân lớp 3p.
c) Có 1 electron hoá trị ở lớp 5.
Hƣớng dẫn
a) + TH1: a = 0. Có 3 nguyên tố:
Li: [He]2s1
Na: [He]3s1
K: [Ar]4s1
Rb: [Kr]5s1
+ TH2: a = 5. Có 2 nguyên tố: Cr: [Ar]3d54s1
Mo: [Kr]4d55s1
+ TH3: a = 10. Có 2 nguyên tố: Cu: [Ar]3d104s1
Ag: [Kr]4d105s1
b) Nguyên tố có 2 electron chƣa ghép đôi ở phân lớp 3p:

16


16S:

Câu 3: Xác định tên nguyên tố có electron cuối cùng có bộ 4 số lƣợng tử nhƣ
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

Hƣớng dẫn
a)
+ n = 3 → Electron cuối cùng đƣợc xếp vào lớp 3
+ l = 2 → Electron cuối cùng đƣợc xếp vào phân lớp d.

↑

-1 0 +1
Nhƣ vậy, phân lớp 3p có tất cả 5 electron
→ Cấu hình: 1s22s22p63s23p5
→ Nguyên tố Cl
c)
+ n = 2 → Electron cuối cùng đƣợc xếp vào lớp 3
+ l = 1 → Electron cuối cùng đƣợc xếp vào phân lớp p.
+ ml = 0 → Electron cuối cùng đƣợc xếp vào ô thứ hai của phân lớp p.
+ ms = + 1/2 → Electron cuối cùng hƣớng lên.
↑

↑

-1 0 +1
Nhƣ vậy, phân lớp 2p có tất cả 2 electron
→ Cấu hình: 1s22s22p2
→ Nguyên tố C
Câu 4: Hãy cho biết số hiệu Z của nguyên tố có bộ 4 số lƣợng tử electron cuối
cùng thỏa mãn điều kiện sau: n + l = 3; ml + ms = 1/2.
Hƣớng 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 trƣờng hợp:
+ Trƣờng hợp1: n = 3; l = 0; ml = +1; ms = - 1/2
(Tổ hợp không thỏa mãn)
+ Trƣờng hợp 2: n = 3; l = 0; ml = 0; ms = + 1/2
Cấu hình: 1s22s22p63s1 → Nguyên tố Na
+ Trƣờng hợp 3: n= 2; l = 1; ml = +1; ms = - 1/2

Câu 6: Tính hằng số chắn: b3p, b3d, b4s của 29Cu.
Hƣớng dẫn
- Điền các electron theo thứ tự các phân mức năng lƣợng:
29Cu:

1s22s22p63s23p6 4s13d10

- Sắp xếp lại:
29Cu:

1s22s22p63s23p63d104s1

Hằng số chắn : b3p = 7.0,35 + 8.0,85 + 2.1 = 11,25
b3d = 9.0,35 + 18.1 = 21,15
b4s = 18.0,85 + 10.1 = 25,3

19


Câu 7: Trên cơ sở so sánh năng lƣợng ion hoá, viết cấu hình electron của ion
Ag+, Ag2+.
Hƣớng dẫn
- Điền các electron theo thứ tự các phân mức năng lƣợng:
2 2
6 2
6 2
10
6 1
10
47Ag:1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d

I4d →=electron

→ Ag2+: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d9
‫٭‬

‫ ٭‬Chú ý: I = 13,6

= 13,6

eV

‫٭‬

Năng lượng ion hóa càng nhỏ càng dễ tách electron.
Câu 8: Sự biến đổi năng lƣợng ion hoá thứ nhất của các nguyên tố chu kì 2 có
nhƣ sau:

eV

Li

Be

B

C

N

O


Ngoại lệ trƣờng hợp năng lƣợng ion hoá của bo (Z = 5) và oxi (Z = 8) có giảm
đi chút ít so với năng lƣợng ion hoá của nguyên tố đứng trƣớc . Sở dĩ nhƣ vậy là vì:
5B:

↑↓

↑↓

↑

1s
2s
2p
B có 1 electron ở phân lớ 2p nằm sau phân lớp bão hoà nên mức độ chắn hạt
nhân mạnh. Mặc dù Z tăng nhƣng thực tế Z* giảm nên năng lƣợng ion giảm đi chút
ít.
8O:

↑↓

↑↓

↑↓ ↑

↑

1s
2s
2p


→ Điện tích hiệu dụng:

‫٭‬

Anion Cl- có cấu hình giả bão hoà có tính đối xứng cầu

21

‫٭‬

rNa+