CƠ SỞ LÝ THUYẾT HÓA VÔ CƠ PHẦN BẢNG TUẦN HOÀN, CHIỀU HƯỚNG DIỄN BIẾN CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC by DẠY KÈM QUY NHƠN OLYMPIAD

HỆ THỐNG BÀI TẬP CƠ SỞ LÝ THUYẾT HÓA VÔ CƠ

vectorstock.com/28062440

Ths Nguyễn Thanh Tú eBook Collection

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 WORD VERSION | 2021 EDITION ORDER NOW / CHUYỂN GIAO QUA EMAIL TAILIEUCHUANTHAMKHAO@GMAIL.COM

Tài liệu chuẩn tham khảo Phát triển kênh bởi Ths Nguyễn Thanh Tú Đơn vị tài trợ / phát hành / chia sẻ học thuật : Nguyen Thanh Tu Group Hỗ trợ trực tuyến Fb www.facebook.com/DayKemQuyNhon Mobi/Zalo 0905779594

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. 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 CHƢƠNG 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 CHƢƠNG 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 hƣớng dẫn giải.............................................................................................. 15 2.2.2. Bài tập tự giải ................................................................................................................. 27 CHƢƠNG III: CHIỀU HƢỚNG 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 hƣớng diến biến của phản ứng hóa học .......... 30 3.1.2. Hiệu ứng nhiệt................................................................................................................ 30 3.1.3. Entropi ............................................................................................................................ 32 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 đó là điểm mốc khai sinh học chế tín chỉ. Phƣơng pháp đào tạo theo hệ thống tín chỉ hay gọi tắt là Hệ thống tín chỉ là một phƣơng thức đào tạo tiên tiến trong nền giáo dục của nhiều quốc gia trên thế giới, đƣợc áp dụng ở cả giáo dục phổ thông và giáo dục đại học. Cùng với xu thế phát triển của thế giới, phƣơng pháp đào tạo theo hệ thống tín chỉ dần đƣợc áp dụng vào nhiều trƣờng đại học ở Việt Nam, trong đó bao gồm trƣờng Đại học Sƣ phạm Hà Nội 2. Phƣơng 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 đƣợc quy định tƣơng 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 phƣơng pháp đào tạo hệ thống tín chỉ thì việc đề xuất những hệ thống bài tập liên quan đến nội dung trong chƣơng trình hóa vô cơ bậc đại học với các dạng và các mức độ khác nhau (kèm theo hƣớng dẫn) là một công việc cần thiết nhằm giúp sinh viên nắm vững những kiến thức đƣợc trang bị trong chƣơng 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 hƣớng diễn biến của phản ứng hóa học và axit – bazơ”.

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 hƣớng 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 lƣợng học tập môn hóa học vô cơ ở trƣờng 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 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 .

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 tuệ). Ở Việt Nam khái niệm “bài tập” đƣợc 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, ngƣời học nắm đƣợc 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 ngƣời học tái hiện lại kiến thức vừa học hoặc đã học xong nhƣng 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 ngƣời học phải vận dụng các kiến thức đã học từ trƣớc 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 ngƣời học nhớ lại tính chất các chất, phƣơng trình phản ứng, hiểu sâu hơn về các nguyên lý và định luật hóa học. Những kiến thức (khái niệm, định nghĩa,…) chƣa vững thì thông qua giải bài tập sẽ giúp ngƣời 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 ngƣời học một cách phong phú, sinh động.  Hệ thống hoá các kiến thức đã học Đòi hỏi ngƣời học phải vận dụng tổng hợp các kiến thức đã học. Ngƣời học tự

mình làm bài tập sẽ củng cố kiến thức cũ một cách thƣờng xuyên.  Thường xuyên rèn luyện các kĩ năng kĩ xảo về hoá học 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

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 nhƣng 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 đƣợc xây dựng từ dễ đến khó, ở mỗi dạng bài tập đều có bài tập điển hình, bài tập tƣơng tự. Các bài tập trong hệ thống cần có mối quan hệ hữu cơ với nhau, bài tập trƣớc 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 trƣớc.  Đảm bảo tính đa dạng Mỗi một bài tập hóa học chỉ rèn luyện đƣợc một hoặc một số, do đó ta cần phải đa dạng các bài tập để giúp ngƣời học hình thành hệ thống kĩ năng toàn diện. Theo nguyên tắc này hệ thống bài tập hóa học sẽ giúp ngƣời học rèn luyện đƣợc 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 ngƣời học các thao tác tƣ duy nhƣ: phân tích, tổng hợp, so sánh, hệ thống hóa, khái quát hóa, trừu tƣợng hóa …  Có các bài tập điển hình cho các dạng bài tập Để giúp ngƣời học định hƣớng phƣơng 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 ngƣời học khắc sâu mảng kiến thức đó.

CHƢƠNG 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 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. - Chu kì 4: Cấu hình electron 3dc4sa4pb. Gồm 18 nguyên tố. - Chu kì 5: Cấu hình electron 4dc5sa5pb. Gồm 18 nguyên tố. - Chu kì 6: Cấu hình electron 4fd5dc6sa6pb. 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). VD: Ca (Z=20): 1s22s22p63s23p64s2. Ga (Z=31): 1s22s22p63s23p64s23d104p1. - 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). VD: Ti (Z=22): 1s22s22p63s23p64s23d2. Ce (Z=58): 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s24f2. 2.1.3. Quy luật biến đổi tuần hoàn một số tính chất 2.1.3.1. Năng lƣợng ion hoá Năng lƣợng ion hoá I1 là năng lƣợng cần thiết, tối thiểu để tách 1 electron ra khỏi nguyên tử khí ở trạng thái cơ bản. M(k) → M (k ) + 1e

M (k ) → M (k2 ) + 1e

M (k2 ) → M 3(k) + 1e

Đơn vị: kJ, kcal, eV…. I1

… 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

I là năng lƣợng ion hoá ứng với sự tách e xét có mức năng lƣợng 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 (tƣơng tác đẩy giữa các electron) và hiệu ứng xâm nhập (hình dạng của obitan). Hiệu ứng chắn Trong nguyên tử, electron đƣợc 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 ٭‬đƣợc 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 lƣợng tử chính hiệu dụng N

n‫٭‬

3,7

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:

+ 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 lƣợng 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 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 . Trong một nhóm A từ trên xuống dƣới 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 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 =

‫٭‬

và rcation=

‫٭‬

Nếu cùng n → n2 = 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 nhƣ nhau, nếu số lớp e càng nhiều thì bán kính càng lớn. o

r(Li+) = 0,6 A

r(Na+) = 095 A

r(K+) = 1,33 A

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

r(V2+) = 0,88 A

r(Cr2+) = 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 trƣờng 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). Nhƣ 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 trƣng 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 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

E1 thƣờng có giá trị âm, E2, E3… bao giờ cũng có giá trị dƣơng vì cần cung cấp năng lƣợng để thắng lực đẩy ion âm. O(k) + e → O (k )

E = -1,47 eV

O (k ) + e → O (k2 )

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 trƣng cho khả năng của nguyên tử nguyên tố đó tạo thành một số liên kết hoá học nhất định. Hoá trị thƣờng gắn với một kiểu liên kết cụ thể: Cộng hoá trị hoặc điện hoá trị. Các hợp chất khí hidrua: IVA

VIA

VIIA

RH4

RH3

RH2

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

IIA

IIIA

IVA

VIA

VIIA

R2O

R2O3

RO2

R2O5

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. 13

- 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 ngƣợc lại. - Độ bền liên kết H – X: phụ thuộc vào mật độ điện tích âm =

đ ệ

. 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. + 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 trƣờng.

- Độ bền liên kết M – O và O – H: phụ thuộc vào mật độ điện tích dƣơng của M. Nếu mật độ điện tích dƣơng của M càng lớn thì liên kết M – O càng bền làm tính bazơ giảm, tính axit tăng (khả năng đẩy H+ tăng) và ngƣợc 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 dƣơng 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 hƣớng 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.

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

→ 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

→ 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). 10e → Số electron điền vào lớp ngoài cùng là: 35 – 18 = 17e

→ 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). → 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) Có cấu hình lớp ngoài cùng (n – 1)dans1

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:

16S:

↑↓

↑

14Si:

↑↓

↑

3s 3p c) Nguyên tố có 1 eletron hoá trị ở lớp 5: 37Rb 47Ag:

: [Kr]5s1 [Kr]4d105s1

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. + ml = - 2 → Electron cuối cùng đƣợc xếp vào ô thứ nhất của phân lớp d. + ms = - 1/2 → Electron cuối cùng hƣớng xuống. ↑↓

↑

-2 -1 0 +1 Nhƣ vậy, phân lớp 3d có tất cả 6 electron

→ Cấu hình: 1s22s22p63s23p63d64s2 → Nguyên tố Fe b) + n = 3 → 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 xuống. ↑↓ ↑↓

↑

-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 Cấu hình: 1s22s22p6 → Nguyên tố Ne +Trƣờng hợp 4: n= 2; l = 1; ml = 0; ms = + 1/2 Cấu hình: 1s22s22p2 → Nguyên tố C 18

Câu 5: Hợp chất A tạo từ hai đơn ion X và Y đều có cấu hình electron lớp ngoài cùng là 3s23p6. Tổng số các loại hạt cơ bản trong A là 164. Xác định X, Y và A. Hƣớng dẫn Giả sử: Xn+, Ym- → XmYn → Trong hợp chất XmYn có: số p = số e = 18m + 18n. Lại có: 2Z + N = 164 (Z, N lần lƣợt là tổng số p và tổng n trong hợp chất) → N = 164 – 2Z = 164- 2(18m + 18n) Mà: Z  18(m + n) 

N 1,5Z 164 – 36(m + n)

27(m + n)

m+n

→ m+ n = 3 → 2 cặp giá trị (m, n) thoả mãn: + Với m = 2, n= 1→ CaCl2 + Với m=1, n=2 → K2S. Dạng 2: Bài tập liên quan đến năng lượng ion hoá 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

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

- Sắp xếp lại: 2 2 6 2 6 10 2 6 10 1 47Ag:1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 5s

b4d = 9.0,35 + 36.1 = 39,15 b5s = 18.0,85 + 28.1 = 43,3 →

‫٭‬

→ I4d > I5s → electron đƣợc tách ở phân lớp 5s

→ Ag+: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d10 b4d = 9.0,35 + 36.1 = 39,15 b4p = 7.0,35 + 18.0,85 + 10.1 = 27,75 →

‫٭‬

b5s =‫ ٭‬18.0,85 43,3 đƣợc tách ở phân lớp 4d → I4p +> 28.1 I4d →=electron

→ Ag2+: 1s22s22p63s23p63d104s24p64d9 ‫٭‬

‫ ٭‬Chú ý: I = 13,6

= 13,6

‫٭‬

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:

5,39

9,3

8,29

11,26

14,54

13,61

17,41

21,55

Nhận xét và giải thích? Hƣớng dẫn Trong chu kì 2, nói chung, I1 tăng dần từ trái sang phải. 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 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 O ở obitan 2p có 2 electron đã ghép đôi phát sinh tƣơng tác đẩy trong cùng một obitan làm một trong hai electron dễ tách ra. Kết quả là điện tích hiệu dụng giảm đi, do đó năng lƣợng ion hoá giảm. Dạng 3: Bài tập liên quan đến bán kính nguyên tử, bán kính ion Câu 9: a) So sánh bán kính nguyên tử Na và bán kính cation Na+. Giải thích? b) So sánh bán kính nguyên tử Cl và bán kính anion Cl-. Giải thích? Hƣớng dẫn a) Na: 1s22s22p63s1 Na+: 1s22s22p6 Nguyên tử Na có 3 lớp electron Cation Na+ có 2 lớp electron → Hằng số chắn: bNa b)

‫٭‬

bNa+ → Điện tích hiệu dụng:

‫٭‬

→ rNa

‫٭‬

Cl: 1s22s22p63s23p5 Cl- : 1s22s22p63s23p6 Hằng số chắn:

→ Điện tích hiệu dụng:

‫٭‬

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

‫٭‬

rNa+

→ Câu 10: Hãy sắp xếp (có giải thích) các hạt vi mô dƣới đây theo chiều giảm bán kính nguyên tử: 13Al, Al3+, 12Mg, Mg2+, F-, O2-, 11Na, Na+. Hƣớng dẫn - Xét các ion đẳng electron: Al3+, Mg2+, F-, O2-, Na+: Các ion đẳng electron xếp theo chiều điện tích hiệu dụng giảm dần → Bán kính ion tăng dần. (1) - Xét các nguyên tử của các nguyên tố cùng chu kì: 13Al, 11Na, 12Mg: Trong một chu kì, theo chiều tăng điện tích hạt nhân (chiều điện tích hiệu dụng tăng) thì bán kính nguyên tử giảm dần. →

(2)

Mà:

(3)

Từ: (1), (2) và (3) → ‫ ٭‬Kết luận: Khi so sánh bán kính của các ion và các nguyên tử ở các chu kì và các nhóm khác nhau cần chú ý: +

<….

+ Đối với các ion và nguyên tử có cùng số lớp (n) → so sánh bán kính và giải thích tương tự như trong một chu kì. Câu 11: Khoảng cách giữa các hạt nhân nguyên tử ở các tinh thể : NaF, KCl, LiF, KBr lần lƣợt bằng 2,31Aᴼ; 3,41Aᴼ; 1,96Aᴼ; 3,28Aᴼ. Tính bán kính của các ion: Li+, Na+, K+, F-. Khi chuyển sang pha khí các khoảng cách trên chỉ còn bằng 1,846Aᴼ; 2,667Aᴼ; 1,520Aᴼ; 2,821Aᴼ. Hãy giải thích tại sao? Hƣớng dẫn Hai ion Na+ và F- là đẳng electron. Hai ion K+ và Cl- là đẳng electron. Vì vậy ta có: ‫٭‬

‫٭‬

= 0,71

(1)

‫٭‬

(1’)

= 0,74

Mặt khác theo đề bài: + +

= 2,31 Aᴼ

(2)

= 3,14 Aᴼ

(2’)

Giải các hệ phƣơng trình (1), (2) và (1’), (2’) ta đƣợc: = 0,96 Aᴼ;

= 1,34 Aᴼ;

= 1,35 Aᴼ;

= 1,8 Aᴼ

= 1,96 - 1,35 = 0,61 Aᴼ

→

= 3,28 – 1,34 = 1,94 Aᴼ Sự giảm khoảng cách giữa các cation và anion khi chuyển các muối trên từ trạng thái tinh thể sang trạng thái “phân tử” ở pha khí là do sự tăng độ bền của liên kết ion gây ra. ‫٭‬

‫ ٭‬Chú ý: Ta có:

‫٭‬

với điều kiện cấu hình electron của anion và cation

có cùng số lớp electron (n). Dạng 4: Bài tập liên quan đến độ âm điện và ái lực electron Câu 12: a) Tính độ âm điện của flo và clo dựa vào các số liệu năng lƣợng liên kết (kJ/mol) sau: HF

HCl

Cl2

565

431

151

239

432

b) Tính năng lƣợng liên kết Cl – F Biết: E(A – B) =

1 [E(A – A) + E(B – B)] + 2

A–B

; 0,208√ = |χA – χB|,

kcal/mol. Độ âm điện của hidro là 2,2. Hƣớng dẫn a) χH = 2,2 - Theo Pauling:

HCl =

E(HCl) -

1 [E(H – H) + E(Cl – Cl)] 2

A–B

tính bằng

= 431- 1 (432 + 239) 2

= 95,5 (kJ/mol) = 22,83 (kcal/mol) → |χH – χCl| = 0,208√ = 0,208√

(1cal = 4,184 J) = 0,994

→ χH – χCl = - 0,994 → χCl = 3,194 (thoả mãn) hoặc χH – χCl = 0,994 → χCl = 1,206 (loại) - Tƣơng tự ta tính đƣợc χF = 3,88 b) |χCl – χF| = 0,208√ |3,2 – 3,88| = 0,208√  ∆ = 10,69 (kcal/mol) = 44,72 (kJ/mol) → E(Cl - F) =

Cl - F+

1 [E(Cl – Cl) + E(F – F)] 2

= 44,72 + 1 (239 + 151) 2

= 239,72 (kJ/mol) ‫٭‬Chú ý: 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

A–B

tính bằng kcal/mol

0,208√ = |χA – χB| 1 cal/mol = 4,184 J/mol Câu 13: a) Giải thích vì sao F là phi kim mạnh hơn Cl nhƣng ái lực với electron của nó (- 332,7 kJ/mol) lại lớn hơn của clo (- 348,7 kJ/mol)? Li là kim loại yếu hơn Na nhƣng ái lực với electron của nó (- 57 kJ/mol) lại lớn hơn của Na (- 71,4 kJ). b) Ái lực với electron thứ nhất của oxi bằng - 142 kJ/mol với electron thứ hai bằng 844 kJ/mol. Giải thích. Tính tổng ái lực hai electron. Kết quả này có mâu thuẫn gì với sự tồn tại thực tế của ion O2- không? Hƣớng dẫn a)

Do kích thƣớc nguyên tử F và Li đều nhỏ nên electron thêm vào chịu tƣơng tác đẩy mạnh hơn của những electron đang có sẵn. b) O(k) +1e → O (k )

I1 = - 33,94 kcal/mol

O (k ) +1e → O (k2 )

I2 = 201,72 kcal/mol

O(k) +1e → O (k2 )

I = 167,78 kcal/mol

Sự hình thành 1 mol ion O2-(k) đòi hỏi phải cung cấp một năng lƣợng 167,78 kcal/mol. Tuy nhiên ion này vẫn tồn tại ở nhiều tinh thể oxit kim loại. vì sự hình thành mạng lƣới tinh thể oxit toả ra một năng lƣợng bù phần năng lƣợng cung cấp tạo ion O2-(k). Dạng 5: So sánh tính axit của các hidurua và tính axit – bazơ của các hidroxit Câu 14: Lực axit (xét K1) thay đổi thế nào trong các dãy sau: a) HMnO4, H2SeO4, H6TeO6. b) HBrO, HClO2, HMnO4, H2SO4. c) HNO3, HNO2, H3BO3, HClO4. Hƣớng dẫn Biểu diễn công thức phân tử của các axit dƣới dạng: MOx(OH)y: a) MnO3(OH): x = 3 SeO2(OH)2: x = 2 Te(OH)6: x = 0 → Lực axit giảm dần theo thứ tự : HMnO4, H2SeO4, H6TeO6. b) Br(OH): x = 0 ClO(OH): x = 1 MnO3(OH): x = 3 SO2(OH)2: x = 2 → Lực axit giảm dần theo thứ tự: HMnO4, H2SO4, HClO2, HBrO. c) NO2(OH): x= 2

NO(OH): x = 1 B(OH)3: x = 0 ClO3(OH): x =3 → Lực axit giảm dần theo thứ tự: HClO4, HNO3, HNO2, H3BO3. Câu 15: Dựa vào ảnh hƣởng của độ âm điện, ảnh hƣởng của mật độ điện tích của nguyên tử trung tâm , hãy giải thích nguyên nhân sự thay đổi tính axit của dãy hợp chất sau: a) CH4, NH3, H2O, HF. b) HF, HCl, HBr, HI. Hƣớng dẫn Giải thích tính axit của hiđrua H – X: a) Trong cùng chu kì 2 theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân (từ C đến F): - Độ âm điện tăng → độ phân cực liên kết H – X tăng → khả năng tách H+ tăng. - Độ bền liên kết H- X giảm (do điện tích âm giảm, bán kính thay đổi không đáng kể) → khả năng tách H+ tăng → tính axit tăng. b) Trong nhóm VIIA theo chiều tăng điện tích hạt nhân (từ F đến Cl): - Mặc dù, độ phân cực liên kết giảm (do độ âm điện giảm) nhƣng độ bền liên kết H – X giảm (do điện tích âm không đổi và bán kính tăng) → khả năng tách H+ tăng → tính axit tăng. Câu 16: Dựa vào ảnh hƣởng của độ âm điện, ảnh hƣởng của mật độ điện tích của nguyên tử trung tâm , hãy giải thích nguyên nhân sự thay đổi tính axit – bazơ của dãy hợp chất sau: a)

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH

NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3, Si(OH)4, H3PO4, H2SO4, HClO4

Mn(OH)2, Mn(OH)3, H2MnO4, HMnO4

Hƣớng dẫn Giải thích tính axit – bazơ của hidroxit M-O-H: a) Trong nhóm IA theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần (từ Li đến Cs):

- Độ âm điện giảm → độ phân cực liên kết M - O nói chung tăng (độ phân cực liên kết O – H giảm) → tính bazơ tăng (tính axit giảm). - Bán kính tăng → mật độ điện tích dƣơng của M giảm → độ bền M – O càng kém bền → tính bazơ tăng ; khả năng đẩy H+ giảm → tính axit giảm. b) Trong chu kì 3 theo chiều điện tích hạt nhân tăng dần (từ Na đến Cl): - Độ âm điện tăng → độ phân cực liên kết M - O giảm (độ phân cực liên kết O-H tăng) → tính bazơ giảm (tính axit tăng). - Mật độ điện tích dƣơng của M tăng (bán kính thay đổi không nhiều, điện tích dƣơng M tăng) → độ bền M – O càng bền → tính bazơ giảm; khả năng tách H+ tăng → tính axit tăng. c) Đối với 1 nguyên tố có nhiều trạng thái oxi hoá: Mn(OH)2, Mn(OH)3, H2MnO4, HMnO4: - Khi số oxi hoá tăng → độ phân cực liên kết M - O giảm (độ phân cực liên kết O – H tăng) → tính bazơ giảm (tính axit tăng). - Mật độ điện tích dƣơng của M tăng → độ bền M – O càng bền → tính bazơ giảm; khả năng đẩy H+ tăng → tính axit tăng. 2.2.2. Bài tập tự giải Câu 17: Xác định số thứ tự chu kì và phân nhóm của nguyên tử có 7electron ở phân lớp 3d. Câu 18: Trong số những nguyên tố có số thứ tự sau, những nguyên tố nào thuộc cùng một phân nhóm: Z = 10, 14, 18, 19, 20, 26, 29, 30,32, 37. Xác định phân nhóm của chúng. Câu 19 (Trích đề thi olympic các trƣờng đại học Việt Nam lần thứ ba, 2005, phần Hóa cơ sở, bảng B) Hãy dự đoán số nguyên tố của chu kì 7 nếu nó đƣợc điền đầy đủ các ô nguyên tố. Viết cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố có Z = 107 và 117 và cho biết chúng đƣợc xếp vào những phân nhóm nào trong bảng tuần hoàn ? Câu 20 (Trích đề thi olympic hóa học sinh viên các trƣờng đại học và cao đẳng toàn quốc lần thứ VII, phần thi lý thuyết, bảng C)

Tính số electron cực đại có thể có trong một nguyên tử thỏa mãn những điều kiện sau: a) Các electron này có cùng số lƣợng tử chính n = 3. b) Các electron này có cùng số lƣợng tử chính n = 3 và số lƣợng tử phụ l = 1. c) Các electron này có cùng các số lƣợng tử: n = 3, l = 1 và số lƣợng tử từ ml = -1 d) Các electron này có cùng 4 số lƣợng tử: n = 3, l = 1, ml = -1 và ms = -1/2 Câu 21: Xác định tên nguyên tố có electron cuối cùng có bộ 4 số lƣợng tử nhƣ sau: a) n = 2

l=0

ml = 0

ms = + ½

b) n = 2

l=1

ml = +1

ml = - ½

c) n = 4

l=0

ml = 0

ml = - ½

Câu 22: Nguyên tử của nguyên tố X có 5 electron lớp ngoài cùng và thuộc chu kì 4: - Xác định phân nhóm của X. -Viết cấu hình electron nguyên tử của R cùng chu kì và cùng nhóm (nhƣng khác phân nhóm) với X. Câu 23: Xác định vị trí của các nguyên tố có cấu hình electron lớp ngoài cùng là: (n+4)s1, nd3, ns2np3, (n-1)s2(n-1)p4, (n+2)s2(n+2)p1. Câu 24 : Viết tên các nguyên tố đƣợc mô tả nhƣ sau: - Các nguyên tố với 2 electron phân lớp 6p chƣa ghép đôi. - Một kim loại kiềm với 1 electron hoá trị ở lớp n = 5. - Nguyên tố với năng lƣợng ion hoá thứ nhất thấp nhất . - Nguyên tử của nguyên tố A có cấu hình: [khí hiếm](n – 1)dans1. Câu 25: Hai nguyên tố A và B ở hai nhóm A liên tiếp của bảng tuần hoàn có tổng ZA + ZB = 19. Chúng tạo hợp chất có tổng số proton là 70. Xác định A, B và hợp chất của chúng. Câu 26: Hợp chất A tạo từ Cation X+, anion X2-. Cation X+ gồm 5 nguyên tử của 2 nguyên tố có tổng số electron là 10. Anion Y2- gồm 5 nguyên tử của 2 nguyên tố kế tiếp nhau trong nhóm A có tổng số electron là 500. Xác định X, Y, A. Câu 27: Trên cơ sở so sánh năng lƣợng ion hoá, viết cấu hình electron của ion Cu+, Cu2+. Câu 28 (Trích đề thi olympic hóa học sinh viên các trƣờng đại học và cao đẳng toàn quốc lần thứ VII, phần thi lý thuyết, bảng B)

a) Hãy giải thích sự khác biệt về giá trị năng lƣợng ion hóa thứ nhất và thứ hai của Ca và K. Cho biết: Năng lƣợng ion hóa thứ nhất (I1) (eV)

Năng lƣợng ion hóa thứ nhất (I2) (eV)

4,34

31,63

6,11

11,87

b) Ở nhiệt độ rất cao, nguyên tử oxy có thể bị ion hóa và tồn tại dƣới dạng ion O7+. Dựa vào công thức tính năng lƣợng electron của Bohr: = - 13,6

(eV)

Hãy tính bƣớc sóng của bức xạ phát ra khi electron trong ion O7+ dịch chuyển từ mức năng lƣợng có n = 3 xuống mức có n = 1. Câu 29: Theo phƣơng pháp cặp electron các phân tử sau tồn tại hay không? Giải thích? NCl5, SF6, ClF3, OF6, I7F, SiF6. Câu 30: Sắp xếp theo chiều tăng bán kính rồi giải thích: 34Se

+ 3+ 37Rb , 39Y , 36Kr, 35Br ,

, 38Sr2+.

Câu 31: Dựa vào ảnh hƣởng của độ âm điện, ảnh hƣởng của mật độ điện tích của nguyên tử trung tâm , hãy giải thích nguyên nhân sự thay đổi tính axit của dãy hợp chất sau: a) H2O, H2S, H2Se, H2Te. b) PH3, H2S, HCl. Câu 32: Dựa vào ảnh hƣởng của độ âm điện, ảnh hƣởng của mật độ điện tích của nguyên tử trung tâm , hãy giải thích nguyên nhân sự thay đổi tính axit – bazơ của dãy hợp chất sau: a) HClO, HClO2, HClO3, HClO4. b) HClO4, HBrO4, HIO4. c) H2SO4, H2SeO4, H2TeO4.

CHƢƠNG III: CHIỀU HƢỚNG DIỄN BIẾN CỦA PHẢN ỨNG HÓA HỌC VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC 3.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết 3.1.1. Các yếu tố phản ứng quy định chiều hƣớng diến biến của phản ứng hóa học  Năng lượng Hầu hết các phản ứng xảy ra theo chiều phản ứng toả nhiệt (∆Hᴼ < 0) Một số phản ứng thu nhiệt tự xảy ra. Ví dụ: N2O3(k)→ NO(k) + NO2(k)

∆Hᴼ = 9,7 kJ

 Sự mất trật tự Các quá trình tự nhiên có xu hƣớng xảy ra theo chiều làm tăng sự hỗn độn của hệ (∆Sᴼ > 0). ∆Hᴼ và ∆Sᴼ đồng thời quyết định chiều phản ứng: - Nếu ∆Hᴼ > 0 và ∆Sᴼ > 0 → Ta so sánh |∆Hᴼ| và |∆Sᴼ|: giá trị độ lớn của đại lƣợng nào lớn hơn thì đại lƣợng đó quyết định chiều phản ứng - Nếu ∆Hᴼ > 0 và ∆Sᴼ

→ Phản ứng không xảy ra - Nếu ∆Hᴼ

0 và ∆Sᴼ

→ Phản ứng luôn xảy ra - Nếu ∆Hᴼ

0 và ∆Sᴼ

→ Ta so sánh |∆Hᴼ| và |∆Sᴼ|: giá trị độ lớn của đại lƣợng nào lớn hơn thì đại lƣợng đó quyết định chiều phản ứng . 3.1.2. Hiệu ứng nhiệt 3.1.2.1. Khái niệm Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hóa học là lƣợng nhiệt tỏa ra hay hấp thụ trong phản ứng đó.

3.1.2.2. Một vài tên gọi hiệu ứng nhiệt Nhiệt tạo thành (sinh nhiệt) tiêu chuẩn ∆Hᴼ của một chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành một mol chất đó từ các đơn chất ở trạng thái bền vững ở điều kiện tiêu chuẩn. Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn ∆Hᴼ của đơn chất bền ở trạng thái bền vững ở điều kiện tiêu chuẩn bằng không. Nhiệt cháy (thiêu nhiệt) của một chất: là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy một mol chất đó bằng O2 để tạo thành các sản phẩm ở dạng bền vững nhất ở điều kiện tiêu chuẩn. Nhiệt hòa tan của một chất: là hiệu ứng nhiệt của quá trình hòa tan một mol chất đó. 3.1.2.3. Định luật Hess Là phƣơng pháp xác định gián tiếp hiệu ứng nhiệt của các quá trình. Nội dung: “Hiệu ứng nhiệt của một phản ứng hóa học chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu của các chất phản ứng và trạng thái cuối của sản phẩm phản ứng, không phụ thuộc vào các giai đoạn trung gian, nghĩa là không phụ thuộc vào con đƣờng từ trạng thái đầu tới trạng thái cuối”. Ứng dụng: - Tính

dựa vào sinh nhiệt hoặc thiêu nhiệt của các chất: =

- Tính nhiệt chuyển pha. - Tính nhiệt phân ly (nhiệt nguyên tử hóa): X2(k) → 2X(k)

Epl >0

- Tính năng lƣợng liên kết (năng lƣợng tỏa ra khi hình thành liên kết từ nguyên tử tự do): Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng năng lƣợng phân ly liên kết của tất cả các liên kết trong các chất tham gia trừ tổng năng lƣợng phân ly liên kết của tất cả các liên kết trong các chất sản phẩm (có nhân với hệ số tỉ lƣợng tƣơng ứng). ‫٭‬Chú ý: Nhiệt phân ly:

- Tính năng lƣợng mạng lƣới tinh thể ion (năng lƣợng giải phóng ra khi hình thành 1 mol tinh thể từ những ion riêng rẽ ở thể khí). ‫٭‬Chú ý:

→ Năng lƣợng phá vỡ mạng lƣới tinh thể ion: ( –

Công thức tính: Uml = 1201 Trong đó:

)

là tổng số ion mà phân tử phân ly. là số đơn vị điện tích của anion và cation. là bán kính anion và cation.

- Tính nhiệt hiđrat hóa của các ion ( A (nk) +

 → A (naq)

3.1.2.4. Định luật Kirchoff +∫

là biến thiên nhiệt dung đẳng áp của các chất trong phản ứng. Nếu nhiệt dung của các chất không phụ thuộc vào nhiệt độ thì

= const, khi

đó: =

(

)

3.1.3. Entropi Về ý nghĩa vật lý, entropi (S) là đại lƣợng đặc trƣng cho mức độ hỗn độn phân tử của hệ cần xét. Mức độ hỗn độn của hệ càng cao thì entropi của hệ có giá trị càng lớn. Đối với quá trình thay đổi trạng thái vật lý của các chất thì nhiệt độ không thay đổi và nếu áp suất cũng không thay đổi thì biến thiên entropi của quá tình là: = Đối với phản ứng hóa học, bến thiên entropi là: =

‫٭‬Chú ý: Entropi tiêu chuẩn của đơn chất bền ở điều kiện tiêu chuẩn không phải bằng không. 3.1.4. Năng lƣợng tự do Gibbs và chiều hƣớng diễn biến của phản ứng hóa học Biến thiên thế đẳng áp (entanpi tự do hay năng lƣợng tự do Gibbs) chuẩn để đánh giá quá trình có xảy ra hay không?

là tiêu

-T

Chiều diễn biến của phản ứng

Phản ứng tự xảy ra

Phản ứng đạt trạng thái cân bằng

Phản ứng không tự xảy ra

3.1.5. Cân bằng hóa học 3.1.5.1. Hằng số cân bằng Xét phản ứng thuận nghịch: aA + bB

Ngƣời ta đã thiết lập đƣợc biến thiên thế đẳng nhiệt và đẳng áp của phản ứng là: = Trong đó:

(1)

là biến thiên thế đẳng nhiệt, đẳng áp của phản ứng. là hoạt độ cấu tử i ở trạng thái bất kì

- Nếu i là chất khí thì

(

là áp suất tiêu chuẩn và bằng 1 atm)

- Nếu i là chất tan trong dung dịch thì

- Nếu i là dung môi hoặc chất rắn thì

( =1

Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng thì =-

là nồng độ tiêu chuẩn và bằng 1M)

= 0, do đó:

(Các cấu tử đều ở trạng thái cân bằng)

Đối với một phản ứng nhất định, tại một nhiệt độ nhất định,

(2)

là một hằng

số nên từ (2) suy ra đại lƣợng sau dấu ln cũng là một hằng số, đại lƣợng này gọi là hằng số cân bằng nhiệt động, kí hiệu là Ka. = Đặt Q =

(Các cấu tử đều ở trạng thái cân bằng)

(3)

(Các cấu tử ở trạng thái bất kì)

(4)

Từ (1), (2), (3) và (4) suy ra:

(5)

Do đó: ‫ ٭‬Nếu Q < Ka, phản ứng xảy ra theo chiều thuận. ‫ ٭‬Nếu Q > Ka, phản ứng xảy ra theo chiều nghịch. ‫ ٭‬Nếu Q = Ka, phản ứng đang ở trạng thái cân bằng. 3.1.5.2. Các biểu thức tính hằng số cân bằng a) Hằng số cân bằng theo áp suất (Kp) Xét phản ứng thuận nghịch xảy ra trong pha khí: aA(k) + bB(k)

cC(k) +

dD(k)

Kp = Trong đó: Pi là giá trị áp suất riêng phần của cấu tử ở trạng thái cân bằng tính theo atm. Pi = xiP = niRT/V b) Hằng số cân bằng theo nồng độ mol (KC) Xét phản ứng đồng thể (xảy ra trong dung dịch hoặc pha khí): aA

KC =

[ ] [ ] [ ] [ ]

Trong đó: [ ] là nồng độ của cấu tử I ở trạng thái cân bằng ‫ ٭‬Chú ý: Đối với phản ứng xảy ra trong pha khí thì: = Trong đó: R = 0,082 và

= (c + d) – (a + b)

c) Đại lƣợng Kx Xét phản ứng đồng thể: aA

Kx =

+ (

Xét phản ứng xảy ra trong pha khí: 34

dD =

)

(P là áp suất chung của hệ)

‫ ٭‬Chú ý: Khi ∆n = 0 thì: Kp = Kx = KC d) Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hóa khử Xét bán phản ứng: aOx

bKh

Ta có: ∆Gᴼ = - RTlnK = - nFEᴼ Ở 25ᴼC: lgK = →K= Xét phản ứng oxi hóa khử gồm 2 bán phản ứng sau: aOx1

+ ne

bKh1

K1 =

cKh2

dOx2

K2 =

mbKh1 + ndOx2

→ maOx1 + ncKh2

3.1.5.3. Sự phụ thuộc hằng số cân bằng vào nhiệt độ Ta có: ∆Gᴼ = ∆Hᴼ - T∆Sᴼ = -RTlnK

→ lnK =

Gọi K1 và K2 lần lƣợt là hằng số cân bằng của phản ứng ở T1K và T2K Giả sử: ∆Hᴼ và ∆Sᴼ của phản ứng không phụ thuộc vào nhiệt độ thì:

→ ln

lnK1 =

lnK2 =

(

)

(Công thức Van’t Hoff)

3.1.5.4. Sự chuyển dịch cân bằng a) Khái niệm Cân bằng hóa học là một cân bằng động, đƣợc đặc trƣng bởi các giá trị hoàn toàn xác định của các thông số nhƣ nhiệt độ, nồng độ, áp suất của các cấu tử trong

hệ. Nếu ngƣời ta thay đổi một hoặc nhiều thông số này thì trạng thái của hệ bị thay đổi, cân bằng hóa học của hệ bị phá vỡ. Sau một thời gian, hệ sẽ chuyển đến trạng thái cân bằng mới. Hiên tƣợng này gọi là chuyển dịch cân bằng. b) Các yếu tố ảnh hƣởng đến cân bằng hóa học Nhiệt độ: - Ta có: ∆Gᴼ = ∆Hᴼ - T∆Sᴼ = - RTlnK → lnK =

∆Hᴼ và ∆Sᴼ thƣờng ít phụ thuộc vào nhiệt độ. ‫∆ ٭‬Hᴼ < 0 (Phản ứng tỏa nhiệt) ‫∆ ٭‬Hᴼ > 0 (Phản ứng thu nhiệt) - Kết luận: Khi tăng nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch theo chiều thu nhiệt và ngƣợc lại. Nồng độ các chất: - Kết luận: Cân bằng chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi nồng độc các chất. Áp suất: - Kết luận: Khi tăng áp suất của hệ ở trạng thái cân bằng, cân bằng sẽ chuyển dịch về phía có số phân tử khí ít hơn và ngƣợc lại. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier: - Một phản ứng đang ở trạng thái cân bằng khi tác động các yếu tố bên ngoài (nồng độ, nhiệt độ, áp suất) thì cân bằng chuyển dịch theo chiều chống lại các tác động đó. 3.2. Hệ thống bài tập 3.2.1. Bài tập có hƣớng dẫn giải Dạng 1: Bài toán ứng dụng của định luật Hess và xây dựng chu trình Born – Haber tính toán các đại lượng liên quan Câu 33: Xác định năng lƣợng liên kết H – Cl. Cho biết: ∆Hᴼ298(H-H) = - 435,6 kJ/mol ∆Hᴼ298(Cl-Cl) = - 243,4 kJ/mol

∆Hᴼ298(H-Cl) = - 92,2 kJ/mol Hƣớng dẫn H2(k)

Cl2(k)

Epl H-H

2H(k)

2HCl(k)

Epl Cl-Cl

2EH-Cl

+ 2Cl(k)

Có:

+ 2EH-Cl = Epl H-H + Epl Cl-Cl

→ EH-Cl =

= 431,7 kJ

‫ ٭‬Chú ý: + Ephân li liên kết = - ∆Hhình thành liên kết + Ephân li liên kết > 0 (Vì cần cung cấp năng lượng để phá vỡ liên kết) Câu 34: Xác định năng lƣợng liên kết C – H của CH4. Cho biết ở 298K và 1 atm: CH4(k)

2O2(k)

→ CO2(k)

+ 2H2O(l)

∆H = - 890,35kJ

Cthan chì + O2(k) → CO2(k)

∆H = - 393,10kJ

→ H2O(l)

∆H = - 285,60kJ

H2 +

1/2O2

Cthan chì → C(k)

∆H = - 719,65kJ

∆HH-H = - 435,13kJ Hƣớng dẫn Có: CH4(k)

+ 2O2(k)

→ CO2(k)

+ 2H2O(l)

∆Hpƣ = - 890,35kJ

= - 393,10kJ = - 285,60kJ Áp dụng định luật Hess có: ∆Hpƣ = →

= -73,95kJ

C(r)

∆Hnth

C(k) Có: → EC – H =

2H2(k)

CH4(k)

2Epl H-H

4EC-H

4H(k)

+ 4EC-H = ∆Hth +2Epl H-H =

= 415,96 kJ

Câu 35: Tính năng lƣợng mạng lƣới tinh thể BaCl2 từ hai dữ kiện sau: 1. - Nhiệt sinh của BaCl2 tinh thể: - 205,6 kcal/mol. - Nhiệt phân li của phân tử Cl2: 57 kcal/mol. - Nhiệt nguyên tử của Ba : 46 kcal/mol. - Thế ion hoá thứ nhất của Ba:119,8 kcal/mol. - Thế ion hoá thứ hai của Ba: 230 kcal/mol. - Ái lực với electron của Cl: 87 kcal/mol. 2. - Hiệu ứng nhiệt của quá trình hoà tan 1 mol BaCl2 vào kcal/mol. - Nhiệt hidrat hoá ion Ba2+: - 321,22 kcal/mol. - Nhiệt hidrat hoá của ion Cl-: - 86,755 kcal/mol. Hƣớng dẫn 1.

mol nƣớc: - 2,43

Ba(r)

Cl2(k)

∆Hnth

BaCl2(r)

ECl-Cl

Ba(k)

2Cl(k)

I1+I2

Ba2+(k)

Utt

2AE

2Cl-(k)

→ Utt = ∆Hnth + I1+I2 + ECl-Cl + 2AE = 46 + 119,8 + 230 + 57 + 2. (- 87) – (- 205,6) = 484,4 kcal/mol 2. BaCl2(tt)

∆Hhoà tan

Ba2+aq

2Cl- ∆Hhoà tan

2Cl-(k)

Utt

Ba2+(k) → Utt = ∆Hhoà tan -

= - 2,43 – (-321,22) – (- 2.86,755) = 492,3 kcal/mol ‫ ٭‬Chú ý: Thiết lập chính xác chu trình Born – Haber Dấu giá trị các đại lượng: +

ạ

ướ

→ Năng lượng phá vỡ mạng lưới tinh thể ion:

→

+ Ái lực electron: AE < 0 + Năng lượng ion hóa: I > 0 Câu 36: Hãy sử dụng những số liệu dƣới đây để so sánh mức độ phản ứng của Mg và Ba với oxi tạo MgO và BaO. Sự khác nhau đó là do nguyên nhân nào? Có phù hợp với tính kim loại của Ba và Mg không? Vì sao? Năng lƣợng liên kết của oxi là: 498,4 kJ/mol. Tổng ái lực electron thứ nhất và thứ hai của nguyên tử oxi là: 702 kJ/mol. Ba

Nhiệt thăng hoa

179,1

147,0

Năng lƣợng ion hoá (I1 + I2) (kJ/mol)

1466,5

2187,5

Năng lƣợng mạng lƣới của MO

- 2995

- 3924

(kJ/mol) Hƣớng dẫn M(r)

∆Hth

∆Hpƣ

2MO(r)

EO=O

M(k)

∆Hml

O(k)

I1 + I2 M2+(k)

O2(k)

E1+E2 +

O2-(k)

→ ∆Hpƣ = ∆Hth + I1 + I2 + EO=O + E1 + E2 +∆Hml ∆Hpƣ, BaOr = 179,1 + 1466,5 + 498,4 + 702 – 2995 = - 398 kJ/mol ∆Hpƣ, MgOr = 147 + 2187,5 + 498,4 + 702 – 3924 = - 638,3 kJ/mol

NX: ∆Hpƣ, MgOr

∆Hpƣ, BaOr

→ Mg phản ứng với oxi mạnh hơn Ba phản ứng với oxi. Mà thực tế tính kim loại của Ba mạnh hơn Mg. nên Mg2+ + O2- → tạo ra mạng tinh thể MO chặt khít,

Nguyên nhân:

bền hơn hẳn BaO, do đó phát nhiệt rất mạnh. Dạng 2: Bài toán liên quan đến năng lượng tự do Gibbs và xét chiều tự diễn biến của các phản ứng hóa học Câu 37: Cho biết: C(gr)

Zn(r)

O2(r)

CO(k)

ZnO(r)

Sᴼ298 (J/mol.độ)

5,74

41,6

205,0

197,9

44,0

∆Hᴼ298(kJ/mol)

-110,5

-348,0

Giả thiết: ∆Hᴼ và ∆Sᴼ của các phản ứng sau không phụ thuộc vào nhiệt độ: C(gr) + 1/2O2(k) → CO(k) (1) Zn(r) + 1/2O2(k) → ZnO(r) (2) Tính ∆Hᴼ, ∆Sᴼ, ∆Gᴼ của phản ứng trên ở nhiệt độ 298ᴼK. Giải thích dấu các giá trị thu đƣợc. Hƣớng dẫn + Xét phản ứng: C(gr) + 1/2O2(k) → CO(k) (1) Có: ∆H opu(1) = ∆H o298,CO( k ) = -110,5 kJ/mol o o ∆S o298, pu(1) = S CO ( k ) - S C ( gr ) -

= 197,9 – 5,74 - 205 = 89,66 J/mol.độ → ∆G opu(1) = ∆H opu(1) - T∆S opu(1) = - 110,5 – 89,66.298.10-3 = -137,2 kJ/mol NX: ∆H opu(1) < 0: Phản ứng toả nhiệt. ∆S o298, pu(1) > 0: Tăng độ mất trật tự. ∆G opu(1) < 0: Phản ứng theo chiều thuận ở điều kiện này.

+ Xét phản ứng: Zn(r) + 1/2O2(k) → ZnO(r) (2) Có: ∆H opu( 2) = ∆H o298,ZnO( r ) = -348 kJ/mol ∆S o298, pu( 2) = S oZnO( r ) - S oZn ( r ) = 44 – 41,6 - 205 = -100,1 J/mol.độ → ∆G opu( 2) = ∆H opu( 2) - T∆S opu( 2) = - 348 + 100,1.298.10-3 = - 318,2 kJ/mol Nhận xét: ∆H opu( 2) < 0: Phản ứng toả nhiệt. ∆S o298, pu( 2) < 0: Giảm độ mất trật tự. ∆G opu( 2) < 0: Phản ứng theo chiều thuận ở điều kiện này. Câu 38: Lƣu huỳnh hình thoi S T và lƣu huỳnh đơn tà SD là hai dạng thù hình của nguyên tố lƣu huỳnh. Xét xem: 1. Dạng nào bền ở 25ᴼC? 2. Nhiệt độ cả hai dạng nằm gần với nhau là bao nhiêu? ST

∆H o298 (kcal/mol)

0,00

0,0717

S o298 (cal/mol.độ)

7,62

7,78

Hƣớng dẫn + Xét: ST

→

∆H o298 = ∆S o298 =

∆G o298 , ∆H o298 , ∆S o298

= 0,0717 kcal/mol = 7,78 – 7,62 = 0,16 cal/mol

→ ∆G o298 = ∆H o298 – T∆S o298 = 0,0717 – 298. 0,16.10-3 = 0,02402 kcal/mol Nhận xét: ∆G o298

→ Ở 25ᴼC ST bền hơn. + Hai dạng thù hình nằm gần với nhau → ∆G = 0  0,0717 – T.0,16.10-3 = 0 42

 T = 448,125K Câu 39: Sử dụng các số liệu sau để tính độ hoà tan mol/lít của CaCO 3 (canxi) trong nƣớc ở 25ᴼC: = - 524,8 kJ/mol = - 677,1 kJ/mol = - 1206,9 kJ/mol = - 53,1 J/mol.K = - 56,9 J/molK = 92,9 kJ/mol.K Hƣớng dẫn Ca 2aq + CO 32 → CaCO3(canxit) ∆H opu =

= - 1206,9 + 524,8 + 677,1 = - 5 kJ/mol ∆S opu =

= 92,9 + 53,1 + 56,9 = 202,9 J/mol.K → ∆G opu = ∆H opu – T. ∆S opu = - 5 – 298.202,9.10-3 = - 65,4642 kJ/mol Mà: ∆G opu = - RTlnKp → Kp =

= 2,98711

Gọi T là độ tan của canxit → T = (Kp)-1 = 3,347.10-12 → Độ hoà tan S: S = √ = 1,829.10-6 Câu 40: Dựa vào số liệu sau: 3 Al(r) + 3H .aq → Al .aq + H2(k)

∆H o298 = - 531,4 kJ/mol

S298,Al(r) = 28,3 J/mol.K =0 = - 300,96J/mol.K = 130,46 J/mol.K Tính Hƣớng dẫn Xét: Al(r) + 3H+.aq → Al3+.aq + H2(k)

∆Hᴼpƣ

Có: ∆Hᴼpƣ = - 531,4 kJ/ mol +

-3

- SAl(r)

= 130,46 - 300,96 -28,3 = - 133,57 J = ∆Hᴼpƣ - T∆Sᴼpƣ = - 531,4 – 298(-133,57)10-3 = - 491,59 kJ Mặt khác: →

pƣ

Mà: →

=-n

= pƣ

pƣF

= 1,7 V -

= -1,7 V

Dạng 3: Tính toán các đại lượng: áp suất riêng phần, số mol của các cấu tử ở trạng thái cân bằng; độ phân hủy; hằng số cân bằng, … Bài 41: Ở 1000K hằng số cân bằng K p của phản ứng : 2SO2 + O2

2SO3

bằng 3,5 atm-1. Tính áp suất riêng lúc cân bằng của SO2 và SO3 nếu áp suất chung của hệ bằng 1 atm và áp suất cân bằng của O2 bằng 0,1 atm. Hƣớng dẫn Xét cân bằng: 2SO2 + O2

2SO3

Gọi áp suất riêng phần lúc cân bằng của SO2, O2, SO3 lần lƣợt là:

Ta có: Kp =

 3,5 = 

- 0,35

(1)

Lại có: Áp suất chung của hệ bằng 1 atm →



= 0,9 -

=1 (Vì:

= 0,1 atm)

(2)

Từ (1) và (2) tìm đƣợc giá trị thoả mãn: Bài 42: Cho cân bằng: N2O4

= 0,5654 atm,

= 0,3346 atm

2NO2 ở pha khí.

Trong mộ bình chân không thể tích 0,5 lít, đƣợc duy trì ở 45ᴼC, có 3.10-3 mol N2O4 nguyên chất . Khi cân bằng đƣợc thiết lập áp suất trong bình là 0,255 atm. Xác định độ phân huỷ của N2O4 ở nhiệt độ này và hằng số cân bằng Kp. Biết biến thiên entanpi của phản ứng phân huỷ N2O4 là 72,8 kJ/mol. Tính Kp ở 21ᴼC. Hƣớng dẫn Xét cân bằng: Ban đầu:

N 2 O4

2NO2

3.10-3 mol

Pƣ:

x mol

2x mol

Cân bằng: (3.10-3- x) mol

2x mol

→Σncb = (3.10-3+ x) mol Có: pV = nRT → ncb =

= 4,88.10-3 mol

→ x = 1,88.10-3 → Độ phân huỷ của N2O4 của 45ᴼC: Có:

= 0,626

= =

→ Kp =

= 0,659

Áp dụng hệ thức đẳng áp Van’t Hoff có: ln

 ln

(

) (

- ln0,659 =

)

 K294 = 0,0696 Bài 43: Ở 820ᴼC hằng số cân bằng Kp của phản ứng nhƣ sau: CaCO3 (r)

CaO (r) + CO2 (k)

Cgr + CO2 (k)

2CO(k)

K1 = 0,2 K2 = 2

Cho 1 mol CaCO3 và 1 mol Cgr vào bình chân không dung tích 22,4 lít duy trì ở 820ᴼC. 1. Tính số mol các chất khí khi cân bằng. 2. Ở thể tích nào của bình chân thì sự phân huỷ CaCO3 là hoàn toàn. Hƣớng dẫn 1. CaCO3 (r)

CaO (r) + CO2 (k)

Cgr + CO2 (k)

2CO(k)

K1 = 0,2 K2 = 2

Gọi áp suất riêng phần của CO và CO2 lần lƣợt là:

Ta có HPT: = K1 = 0,2 = K2 = 2 Ta tìm đƣợc giá trị thoả mãn: →

= 2 atm và

= 0,05 mol = 0,158 mol

= 0,6324 atm

Ta có: =

= 0,129 mol

= =

= 0,871 mol

= 0,921 mol

2. Phản ứng xảy ra hoàn toàn khi Hay: 1- ( 

)=0

(

)= 1

V =

= 173,6 lít

Câu 44 (Trích đề thi olympic hóa học sinh viên các trƣờng đại học và cao đẳng toàn quốc lần thứ VII, phần thi lý thuyết, bảng A) Các phản ứng (1) và (2) có ∆Gᴼ (J) phụ thuộc vào nhiệt độ theo các phƣơng trình tƣơng ứng sau: 4Cu(r) + O2(k)

2 Cu2O(r)

Có:

= - 333400 + 136,6T

4CuO(r)

Có:

= - 287400 + 232,6T

2Cu2O(r) + O2(k)

a) Tính ∆Hᴼ và ∆Sᴼ của phản ứng (3) dƣới đây: 2Cu(r) + O2(k)

2CuO(r)

b) Thiết lập biểu thức

(3) = f(T) đối với phản ứng (3).

c) Cho 5,0 g CuO vào một bình chân không dung tích 2 lít, ở 1220K. Tính số mol của các chất khi cân bằng, biết rằng trong hệ chỉ xảy ra cân bằng (2). Hƣớng dẫn a) Có: (3) = {(1) + (2)} → →

= (

= -310400 J = -184,6 J/K 47

) = - 310400 + 184,6T

b) Có K3 =

→

Do đó:

= - 37334,62T-1 + 22,2 c) Số mol CuO ban đầu: =

= 0,0625 mol

Tại T = 1220 K, ta có: = - 287400 + 232,6.1220 = - 3628 J =-

= 0,3577

→K2 = 1,43 →

→

= =

= 0,6993 atm =

= 0,014 mol

= 0,028 mol

Số mol CuO còn lại tại thời điểm cân bằng: =

-2

= 0,0065 mol

3.2.2. Bài tập tự giải Câu 45: Tính năng lƣợng mạng lƣới tinh thể LiF dựa vào các số liệu sau: - Năng lƣợng kết hợp electron của F(k) = - 333 kJ/mol - Năng lƣợng ion hóa của Li(k) = 521 kJ/mol - Entanpi nguyên tử hóa của Li = 155,2 kJ/mol - Năng lƣợng liên kết F – F = 151 kJ/mol - Nhiệt sinh của LiF(tt) = 612,3 kJ/mol

Câu 46: Hiệu ứng nhiệt của quá trình hòa tan I mol LiF rắn vào ∞ nƣớc là 0,76 kcal. Nhiệt hiđrat hóa của các ion Li+, F- lần lƣợt bằng -127,63 kcal, - 119,02 kcal. Tính năng lƣợng mạng lƣới tinh thể của LiF. Câu 47(Trích đề thi olympic hóa học sinh viên các trƣờng đại học và cao đẳng toàn quốc lần thứ VII, phần thi lý thuyết, bảng B) a) So sánh nhiệt độ nóng chảy của KCl và NaCl, biết rằng chúng có cùng cấu trúc tinh thể . b) Dùng chu trình Born – Haber tính toán năng lƣợng mạng tinh thể của CaCl2. Cho biết: Đại lƣợng

Giá trị (kJ/mol) 178

Năng lƣợng ion hóa thứ nhất của Ca

590

Năng lƣợng ion hóa thứ hai của Ca

1146

Ái lực electron của Cl

- 349

Năng lƣợng liên kết Cl – Cl

244 - 796

Câu 48: Cho phƣơng trình: CnH2n+2 (k) +

O2 (k) → nCO2 + (n + 1)H2O

∆Hn

Chứng minh ∆Hn là hàm bậc nhất với n. Cho: C(than chì) → C(k)

∆Hth = 717 kJ/mol

EC – C = 347 kJ/mol EC- H = 411 kJ/mol = - 285,8 kJ/mol = - 393,5 kJ/mol Câu 49: Tính áp suất của NH3 trên bề mặt dung dịch NH3 0,1M. Ở 25ᴼC và 1 atm: = -16,5 kJ/mol;

= -26,6 kJ/mol.

Câu 50: Amoni nitrat phân hủy ở nhiệt độ thấp, nhƣng khi nổ xảy ra phản ứng sau: NH4NO3(r) → N2(k) + 2H2O(k) + 1/2O2(k)

Phản ứng này có Kp = 1048 ở 25ᴼC và ∆Hᴼ = -28,3 kcal/mol. Tính ∆Sᴼ và giải thích giá trị thu đƣợc của ∆Sᴼ. Cho R = 1,987 cal/mol.K Câu 51(Trích đề thi olympic hóa học sinh viên các trƣờng đại học và cao đẳng toàn quốc lần thứ VII, phần thi lý thuyết, bảng B) Tích số tan của AgCl ở 25ᴼC và 50ᴼC lần lƣợt là 1,7.10-10 và 1,29.10-9. Coi ∆Hᴼ và ∆Sᴼ không biến đổi theo nhiệt độ . a) Tính ∆Hᴼ và ∆Sᴼ của phản ứng tạo thành kết tủa AgCl trong dung dịch. b) Tính độ tan (mol/l) của AgCl ở 25ᴼC và 100ᴼC. Giải thích ảnh hƣởng của nhiệt độ đến độ tan của AgCl. Bài 52: Tính hằng số cân bằng Kp đối với phản ứng N2 + 3H2

2NH3 ở 25ᴼC.

Biết ∆Gᴼht của NH3 bằng -16,64 kJ/mol. Kp sẽ thay đổi nhƣ thế nào khi phản ứng đƣợc viết dƣới dạng : 1/2N2 + 3/2H2

NH3.

Câu 53 (Trích đề thi olympic hóa học sinh viên các trƣờng đại học và cao đẳng toàn quốc lần thứ VII, phần thi lý thuyết, bảng C) Cho cân bằng: PCl5(k)

PCl3(k) + Cl2(k)

a) Trong bình kín dung tích V (l) có chứa m (g) PCl5, đun nóng bình đến nhiệt độ T (K) để thực hiện phản ứng phân ly PCl5. Sau khi đạt cân bằng, áp suất khí trong bình là P. Hãy thiết lập biểu thức của Kp theo độ phân ly α và áp suất P. b) Khi thực hiện phản ứng trên trong bình có chứa 83,40 gam PCl5 ở nhiệt độ T1 (K). Khi cân bằng áp suất trong bình là 2,7 atm, hỗn hợp khí trong bình có tỷ khối hơi so với hidro bằng 69,5. Tính α và Kp. c) Trong một thí nghiệm khác có cùng lƣợng PCl5 nhƣ trên, thể tích bình vẫn là V (l) và nhiệt độ T2 = 0,9T1 thì áp suất cân bằng đo đƣợc là 1,944 atm. Tính α và Kp. từ đó cho biết phản ứng phân ly PCl5 tỏa nhiệt hay thu nhiệt. Câu 54 (Trính đề thi olympic hóa học các trƣờng đại học Việt Nam lần thứ hai, 2004, phần hóa học cơ sở, bảng B) SO2 phản ứng với O2 theo phƣơng trình: 2SO2(k) + O2(k)

2SO3(k)

1) Dựa vào quy tắc pha của Gibbs tính bậc tự do (biến độ) của hệ cân bằng trên. Gía trị thu đƣợc cho ta biết những thông tin gì về hệ cân bằng? Giải thích. 2) Trong công nghiệp ngƣời ta dùng oxy không khí dƣ để thực hiện phản ứng ở nhiệt độ khoảng 700K và có chất xúc tác ở áp suất thƣờng. Những điều kiện phản ứng này có phù hợp với nguyên lý Le Chartelier không? Giải thích. 3) Khi cân bằng ở áp suất 1 atm và 700K thu đƣợc hỗn hơp khí gồm 0,21mol SO2; 5,37 mol O2; 10,30 mol SO3 và 84,12 mol N2. Hãy tính: a) Hằng số cân bằng Kp. b) Số mol ban đầu của SO2; O2 và N2. c) Tỉ lệ chuyển hóa  của SO2 thành SO3. Nếu trong hỗn hợp ban đầu không có N2 (nghĩa là dùng O2 tinh khiết cho phản ứng) nhƣng vẫn giữ số mol ban đầu của SO2 và O2 nhƣ trên thì tỉ lệ chuyển hóa  của SO2 thành SO3 là bao nhiêu? Áp suất lúc cân bằng vẫn giữ 1atm. So sánh  ở trong hai trƣờng hợp và giải thích tại sao trong thực tế ngƣời ta dùng O2 không khí mà không dùng O2 tinh khiết.

CHƢƠNG IV: AXIT – BAZƠ 4.1. Hệ thống cơ sở lý thuyết 4.1.1. Một số thuyết axit – bazơ trƣớc Arenius a) Thuyết oxi về axit của Lavoadiê Thuyết đầu tiên có ít nhiều cơ sở khoa học là thuyết oxi về axit của nhà hoá học Pháp Lavoadiê trong các công trình về sự cháy vào cuối thế kỉ XVIII. Trƣớc một số lớn các chất tạo thành do sự cháy trong oxi và chúng có tính axit trong dung dịch, Lavoadiê cho rằng oxi là nguyên tố mang tính chất axit. Theo ông thì : Axit = oxi + gốc axit. Dần dần, ngƣời ta thấy nhiều dữ kiện thực nghiệm không phù hợp với lí thuyết của ông. Tại sao hiđro cháy trong oxi không tạo ra axit mà lại tạo ra nƣớc? Tại sao khi đốt kim loại trong oxi lại tạo ra bazơ? b) Thuyết hiđro về axit Tuy nhiên, tất cả các axit đã biết thời đó đều chứa nguyên tố hiđro và ngƣời ta lại trở về với ý nghĩ cho rằng có một nguyên tố đặc biệt mang tính axit và nguyên tố đó là hiđro. Dựa trên những dữ kiện của hoá học hữu cơ, nhà hoá học Đức Libic cho rằng : không phải bất kì nguyên tử hiđro nào trong phân tử cũng đều mang tính axit mà chỉ những nguyên tử hiđro có thể thay thế bằng kim loại mới mang tính axit. 4.1.2. Thuyết axit – bazơ Arenius (còn gọi là thuyết axit – bazơ cổ điển) Thuyết axit – bazơ xuất phát từ thuyết điện li của Arenius cho rằng: axit là những chất khi hoà tan trong nƣớc thì phân li cho cation hiđro H+, còn bazơ là những chất khi hoà tan trong nƣớc thì phân li cho anion hidroxyl OH-. Ví dụ: HCl là axit, KOH là bazơ HCl → H+ + ClKOH →

K+ + OH-

Phản ứng trung hoà: là phản ứng giữa axit và bazơ tạo ra nƣớc (là chất điện li yếu). Ví dụ: HCl + KOH

→ KCl + H2O

Phƣơng trình ion: H + + OH-  H2O Phản ứng thuỷ phân của muối: là phản ứng giữa ion của muối với nƣớc làm cân bằng phân li của nƣớc thay đổi, dẫn đến môi trƣờng của dung dịch thay đổi. Ví dụ, sự thuỷ phân của K2CO3 tạo môi trƣờng bazơ: K2CO3

→ 2K+ + CO 32

CO 32 + H2O

HCO 3 + OH-

HCO 3 + H2O

H2CO3 + OH-

Ưu điểm: - Giải thích đƣợc nhiều tính chất và phản ứng của các axit, bazơ trong dung dịch nƣớc: sự thủy phân của muối, lí thuyết của dung dịch… - Tìm đƣợc quan hệ định lƣợng lực axit, bazo. Biết đƣợc vì sao nhiệt trung hòa axit mạnh bằng bazo mạnh gần nhƣ bằng hằng số ( do phản ứng trung hòa thực chất là phản ứng kết hợp của ion H+ và OH-) H+ + OH-  H2O

∆H opu = - 55,9 kJ/mol

Nhược điểm: - Thuyết chỉ áp dụng đối với dung môi là nƣớc, không áp dụng đƣợc với các dung môi khác nƣớc hoặc không có sự tham gia của dung môi. - Chƣa thấy đƣợc vai trò quyết định của dung môi trong sự phân li axit – bazơ. - Không giải thích đƣợc các phản ứng tạo muối giống phản ứng trung hoà mà trong đó không có sự tham gia của H+ hoặc OH-. Ví dụ: NH3(k) + HCl(k) → NH4Cl(k) - Có những chất không chứa nhóm OH- nhƣng vẫn có tính bazơ, có những chất không chứa H+ nhƣng vẫn có tính axit. Ví dụ : O2- ( Na2O, MgO), M2CO3 ( M: Li, Na, K, Rb, Cs), NH3, các amin: đều là các bazơ.

4.1.3. Thuyết axit – bazơ của Bronsted và Laury Cho rằng: - Axit là chất có khả năng cho prroton. - Bazơ là chất có khả năng nhận proton. Ví dụ:

NH 4 + OH-

H2O + NH3

Theo chiều thuận, bazơ NH3 nhận proton để trở thành NH 4 , còn axit H2O nhƣờng proton H+ để trở thành OH-. Theo chiều nghịch, axit NH 4 nhƣờng proton (cho OH-) để trở thành NH3, còn bazơ OH- nhận proton H+ (từ NH 4 ) để trở thành H2O. Ta có hai cặp axit – bazơ liên hợp: NH 4 /NH3 và H2O/OH-. Đối với một cặp axit – bazơ liên hợp: axit càng dễ cho proton (lực axit càng mạnh) thì bazơ liên hợp của nó càng khó nhận proton (lực bazơ càng yếu) và ngƣợc lại. Nếu kí hiệu cặp axit bazơ liên hợp thứ nhất là A1/B1 và cặp thứ hai là A2/B2, ta có phƣơng trình tổng quát của phản ứng axit – bazơ theo Bronstet: A1 Axit 1

B2 Bazơ 2

A2 Axit 2

(1)

Bazơ 1

Phản ứng (1) xảy ra theo chiều thuận nếu bazơ 2 có khả năng chiếm proton mạnh hơn (lực bazơ mạnh hơn) bazơ 1hoặc xảy ra theo chiều nghịch nếu bazơ 1 mạnh hơn bazơ 2. Chất lưỡng tính: Vừa có khả năng nhận proton, vừa có khả năng nhƣờng proton. Ví dụ: HCO 3 , H2O… Muối là hỗn hợp axit và bazơ, tuỳ theo độ mạnh tƣơng đối của chúng mà dung dịch sẽ có môi trƣờng axit hoặc bazơ. Ví dụ: CH3COONa (bazơ), AlCl3 (axit), NaHCO3 ( bazơ)… Phản ứng trung hoà không những xảy ra trong môi trƣờng nƣớc mà còn có thể diễn ra trong các dung môi khác. Ví dụ: CH3COOH + NaOH  CH3COONa + H2O trong môi trƣờng nƣớc Ví dụ: Phản ứng sau xảy ra trong NH3 lỏng:

NH4Br + KNH2   KBr + 2NH3 Ưu điểm: - Thuyết đã bao hàm thuyết axit-bazơ của Arenius, và mở rộng ra cho các dung môi khác nƣớc: NH3 lỏng, HF lỏng hay CH3COOH khan… cũng nhƣ cho các phản ứng xảy ra ở trạng thái khí. Ví dụ: Axit axetic khan tƣơng tác với NH3 CH3COOH

+ NH3

→ NH 4

Bazơ

Axit

+ CH3COOBazơ

Nhược điểm: - Thuyết chỉ giải thích đƣợc tính axit-bazơ của các hidro axit và các hidroxit; không nói lên đƣợc vai trò của dung môi. - Thuyết chỉ giới hạn cho những phản ứng axit – bazơ trong đó có sự trao đổi proton. Có nhiều quá trình tƣơng tác, trong đó các chất thể hiện tính chất axit, bazơ nhƣng thuyết proton không giải thích đƣợc. Ví dụ:

CaO

SO2

→

CaSO3

4.1.4. Thuyết hệ các dung môi Quan điểm dung môi có sự phân li Dung môi proton

Dung môi không proton

H2 O

+ H2O

H3 O+

+ OH-

N2O4 (l)

NO+

NO 3

NH3

+ NH3

NH 4

+ NH 2

NOCl

NO+

Cl-

HNO3 + HNO3

H2NO 3 + NO 3

2SO2(l)

SO2+

SO 32

2HF

H2F+

SbBr3

SbBr 2

Br-

2BrF3

BrF 3

BrF 4

F-

Theo thuyết đó, axit là chất có thể tạo ra trong dung dịch cation đồng nhất với cation do dung môi tự phân li. Bazơ là chất có thể tạo ra trong dung dịch anion đồng nhất với anion do dung môi tự phân li. Ví dụ giải thích tính axit của NH4NO3 theo thuyết hệ dung môi:

+ Trong dung môi là nƣớc: H3O+ + OH-

H2O + H2O

NH4NO3 → NH 4 + NO 3 NH 4

NH3 + H3O+

+ H2 O

(Cation H3O+ tạo ra đồng nhất với cation do dung môi H2O tự phân li) + Trong dung môi NH3 lỏng: NH 4

NH3 + NH3 NH4NO3

→ NH 4

+ NH 2

+ NO 3

(Cation NH 4 tạo ra đồng nhất với cation do dung môi NH3 tự phân li) Vì vậy các kim loại hoạt động cũng đẩy đƣợc hidro ra khỏi dung dịch muối amoni trong amoniac lỏng (muối amoni trong amoniac lỏng thể hiện nhƣ một axit): Mg + 2NH4NO3

→ Mg(NO3)2 + 2NH3 + H2↑

Phản ứng trung hoà đƣợc coi nhƣ tƣơng tác giữa một lƣợng axit và bazơ để tạo thành muối và dung môi. Phản ứng trung hoà diễn ra theo phƣơng trình sau:

Ví dụ:

Axit

bazơ  muối

dung môi.

HCl

KOH  KCl

H2 O

HCl

KNH2  KCl

NH3

Ưu điểm: - Thuyết áp dụng cho cả dung môi proton và dung môi không proton. Có thể nói thuyết proton là trƣờng hợp riêng nằm trong thuyết các hệ dung môi. Hiện nay nó đóng vai trò đáng kể trong việc nghiên cứu các dung dịch không phải nƣớc của các axit, bazơ. Nhược điểm - Không giải thich đƣợc phản ứng trung hoà xảy ra trong điều kiện không có dung môi. VD: HCl(k) + NH3(k)  NH4Cl(r)

- Thuyết này có tính chất hình thức bởi vì nó giả định về sự phân li của dung môi và cho rằng cơ chế tƣơng tác giữa các tiểu phân của các chất tan và dung môi là thuần tuý ion. Điều này trong nhiều trƣờng hợp không có cơ sở chắc chắn. 4.1.5. Thuyết axit – bazơ của Lewis Thuyết Lewis định nghĩa axit – bazơ nhƣ sau: - Bazơ là tiểu phân có thể cho cặp electron để hình thành liên kết cho – nhận. - Axit là tiểu phân có thể nhận cặp electron để hình thành liên kết cho – nhận. Do đó, một axit Lewis phải có ít nhất một obitan hóa trị trống để nhận cặp electron, còn một bazơ Lewis phải có ít nhất một đôi electron chƣa liên kết . Thuyết Lewis mở rộng khái niệm axit. Nhiều tiểu phân nhƣ CO2, Cu+, không hề chứa H trong công thức lại là axit Lewis vì trong phản ứng chúng có thể nhận cặp electron. Tất cả các axit Bronstet – Lauri đều cho ra axit Lewis, H+. Sản phẩm của bất kì phản ứng axit – bazơ Lewis nào cũng đƣợc gọi là sản phẩm cộng, đôi khi còn gọi là phức chất. Bảng một vài axit – bazơ Lewis và sản phẩm cộng hợp của chúng Bazơ Lewis

Axit Lewis

H-

OH-

NH3

Cl-

C6H6

H+

H2 O

NH 4

HCl

[C6H 7 ]

B(CH3)3

B(CH3)3H-

B(CH3)3OH-

B(CH3)3NH3

…

B(CH3)3.C6H6

SO3

HSO 3

HSO 4

NH3SO3

SO3Cl-

…

Ag+

…

[AgOH]

[Ag(NH3)2]+

[AgCl2]-

AgC6H 6

…

I2OH-

I2NH3

I2Cl-

I2C6H6

Ưu điểm: - Thuyết electron đã bao hàm tất cả các thuyết axit – bazơ. Trừ phản ứng oxi hoá khử (có sự nhƣờng hẳn electron), còn lại hầu nhƣ tất cả các phản ứng khác đều là phản ứng axit – bazơ dựa trên cơ sở thuyết electron giải thích. - Nó giải thích đƣợc phản ứng oxit axit và oxit bazơ để tạo thành muối. 57

Nhược điểm: - Khó tìm đƣợc các quy luật định tính và định lƣợng chi phối trong phạm vi tất cả các axit – bazơ Lewis. 4.2. Hệ thống bài tập 4.2.1. Bài tập có hƣớng dẫn giải Dạng 1: Vận dụng các thuyết axit – bazơ để giải thích tính axit, bazơ của các chất Câu 55: Cho biết tính chất axit – bazơ của các chất sau đây: NH4Cl, HNO3, CH3COONH4, NaHSO3, KNH2 trong các dung môi sau: a) Dung môi là nƣớc. b) Dung môi là amoniac lỏng. Hƣớng dẫn a) Dung môi là nƣớc: NH4Cl

HNO3

CH3COONH4

NaHSO3

NaNH2

axit

gần trung tính

axit

bazơ

Giải thích theo thuyết Bronsted – Lauri: + NH4Cl: NH4Cl

NH 4

→

Cl-

(ion trung tính) NH 4

+ H2 O

+ HNO3: HNO3

NH3

H2 O

H 3 O+

→

H3O+ (axit)

(axit) →

+ NaHSO3: NaHSO3

HSO 3

NO 3

(ion trung tính) Na+

(ion trung tính) HSO 3 + NaNH2: NaNH2 NH 2 +

+ →

Na+

H2O

+ H2 O

+ NH3

+ CH3COONH4: CH3COONH4 CH3COO-

SO 32

H2 O

NH 2 + CH3COO-

→

H3O+ (axit)

OH- (bazơ) +

+ OH- (ba zơ)

CH3COOH 58

NH 4 Kb=10-9,24

NH 4

H2 O

NH3

H3O+(axit)

Ka=10-9,244

Vì Ka ≈ Kb → CH3COONH4 gần trung tính. b) Dung môi là amoniac lỏng. NH4Cl

HNO3

CH3COONH4

NaHSO3

NaNH2

axit

axit hơn 1 chút

axit

bazơ

Giải thích theo thuyết hệ dung môi: NH3

NH 4 + NH 2

+ NH3

+ NH4Cl: NH4Cl → NH 4 + Cl(axit) + HNO3: HNO3 + NH3

→ NH 4 + NO 3 (axit)

→ Na+ + HSO 3

+ NaHSO3: NaHSO3 HSO 3

NH 4

NH3

SO 32

(axit) + NaNH2: NaNH2 → Na+ + NH 2 (bazơ) + CH3COONH4: CH3COONH4 →

CH3COO-

NH 4

(1)

(axit) CH3COO-

+ NH3

CH3COOH

+ NH 2 (2) (bazơ)

Vì nấc 2 điện li yếu nên CH3COONH4 tính axit hơn. Câu 56: Kẽm hidoxit là chất có tính chất lƣỡng tính trong môi trƣờng nƣớc. Kẽm amit Zn(NH2)2 cũng có tính chất lƣỡng tính trong dung môi NH3. Viết phản ứng để chứng minh nhận xét trên. Hƣớng dẫn Giải thích theo thuyết hệ dung môi: + Zn(OH)2 trong dung môi nƣớc: H2O

+ H2 O

H3 O+

+ OH-

Zn2+ + 2OH- (bazơ)

Zn(OH)2 Zn(OH)2

[Zn(OH)4]2- + 2H3O+ (axit)

+ 4H2O

NH 4

+ Zn(NH2)2 trong dung môi amoniac lỏng: NH3 + NH3 Zn2+ + 2NH2- (bazơ)

Zn(NH2)2 Zn(NH2)2

+ NH 2

2 NH 4 (axit)

[Zn(NH2)4]2- +

+ 4NH3

Câu 57: Viết phƣơng trình phản ứng xảy ra khi cho NH3, CrCl3, [Cr(NH3)6]Cl3 vào nƣớc. Dựa vào thuyết axit – bazơ của Bronsted – Laury, hãy phân tích và chỉ ra vai trò (axit hay bazơ) của từng chất trong mỗi phƣơng trình phản ứng. Hƣớng dẫn NH3

(bazơ)

NH 4

H2O

+ OH-

(axit)

NH3 nhận proton H+ từ nƣớc → NH3 là bazơ. H2O cho NH3 proton H+ → H2O là axit CrCl3 → Cr3+ Cr3+

3Cl-

[Cr(H2O)6]3+

+ 6H2O

[Cr(H2O)6]3+

[Cr(H2O)5(OH)]2+

H2 O

+ H 3 O+

(axit) (bazơ) + H2O nhận proton H từ [Cr(H2O)6]3+ → H2O là bazơ. [Cr(H2O)6]3+ cho H2O proton H+ → [Cr(H2O)6]3+ là axit. →

[Cr(NH3)6]Cl3 [Cr(NH3)6]3+ (axit)

[Cr(NH3)6]3+

H2O

3Cl-

[Cr(NH3)5(NH2)]2+

+ H 3 O+

(bazơ)

H2O nhận proton H+ từ [Cr(NH3)6]3+ → H2O là bazơ. [Cr(NH3)6]3+ cho H2O proton H+ → [Cr(NH3)6]3+ là axit. Câu 58: Trong đề thi Olimpic Quốc tế hoá học có câu: “ Nƣớc là hợp chất có cả tính axit có cả tính bazơ, có cả tính oxi hoá và cả tính khử, đồng thời có khả năng tạo phức với nhiều ion kim loại”. Hãy lấy ví dụ minh hoạ cho câu nhận

xét trên. Hƣớng dẫn - Nƣớc có tính axit: NH3

(bazơ)

NH 4

H2O

OH-

(axit)

- Nƣớc có tính bazơ: HNO3 (axit)

H2 O

→

H 3 O+

NO 3

(bazơ)

- Nƣớc có tính oxi hoá - khử 2H 2 1 O-2

đpdd   2H o2

+ O o2

- Nƣớc có khả năng tạo phức: Cr3+

[Cr(H2O)6]3+

6H2O

[Cr(H2O)6]3+

[Cr(H2O)5(OH)]2+

+ H2 O

+ H 3 O+

Câu 59: Cho các phần tử dƣới đây, phần tử nào là axit của Bronsted? Phần tử nào là bazơ của Bronsted? Phần tử nào là axit của Lewis? Phần tử nào là bazơ Lewis? Vì sao? Viết các phƣơng trình phản ứng cụ thể để giải thích: HCl, SO2, Cu2+, H2O, NH3, BCl3. Hƣớng dẫn - Axit Bronsted: HCl, H2O. - Bazơ Bronsted: H2O, NH3. HCl +

H2 O → H 3 O+

(axit)

(bazơ)

+ Cl-

HCl cho H2O proton H+ → HCl là axit. H2O nhận proton H+ từ HCl→ H2O là bazơ. NH3 + H2O (bazơ)

NH 4

OH-

(axit)

NH3 nhận proton H+ từ nƣớc → NH3 là bazơ. H2O cho NH3 proton H+ → H2O là axit.

- Axit Lewis: HCl, H2O, SO2, Cu2+, BCl3. Vì các nguyên tử H, S, Cu, B có obitan trống có khả năng nhận cặp electron để tạo liên kết phối trí. - Bazơ Lewis: H2O, NH3. Vì: nguyên tử O còn 2 cặp electron tự do, nguyên tử N còn 1 cặp electron tự do có khả năng nhƣờng cặp electron tạo liên kết phối trí. Cu2+

(axit) SO2

(bazơ) +

(axit) Cu2+

H2O

H2SO3

(bazơ) +

(axit)

BCl3

[Cu(H2O)4]2+

4H2O

4NH3

[Cu(NH3)4]2+

(bazơ)

3KCl

K3[BCl6]

(axit) Axit của Bronsted cũng là axit Lewis. Dạng 2: So sánh tính axit của các axit Lewis, tính bazơ của các bazơ Lewis Câu 60: Cho các chất sau: N(CH3)3, BH3, BF3, NF3, NH3, B(CH3)3. a) Theo thuyết Lewis, chất nào là axit? Chất nào là bazơ? Tại sao? b) So sánh lực axit đã chỉ ra ở trên. c) So sánh tính bazơ đã chỉ ra ở trên. Hƣớng dẫn a) Theo Lewis: - Chất axit: BH3, BF3, B(CH3)3. Vì nguyên tử B vẫn còn obitan trống có khả năng nhận cặp electron để tạo liên kết phối trí. - Chất bazơ: N(CH3)3, NF3, NH3. Vì nguyên tử N vẫn còn cặp electron hoá trị chƣa dùng có khả năng nhƣờng cặp eletron. b) Lực axit: BF3 >BH3> B(CH3)3. Vì: F có độ âm điện lớn hơn H và H lại hút electron mạnh hơn CH3 làm cho mật độ điện tích âm ở B tăng dần.

c) Lực ba zơ: N(CH3)3> NH3 > NF3. Vì mật độ điện tích dƣơng trên nguyên tử N tăng dần (mật độ điện tích âm trên nguyên tử N giảm dần) do ảnh hƣởng của nhóm thế. Câu 61: So sánh hoạt tính axit (hoặc bazơ) của BF3, AlF3, SiF4 và MgF2 tƣơng tác với KF. Hƣớng dẫn BF3, AlF3, SiF4 và MgF2 là axit Lewis KF là bazơ Lewis - Tính axit: BF3 > SiF4 > AlF3> MgF2 Do khả năng nhận cặp electron: BF3> AlF3; SiF4> AlF3; AlF3> MgF2. Vì độ âm điện của B > Al; Si > Al; Al > Mg. Câu 62: Oxi cho các hợp chất phân tử có cấu trúc tam giác: OH2, O(CH3)2, O(SiH3)2. Các hợp chất này có phải là bazơ Lewis không? Nếu phải thì tính bazơ thay đổi nhƣ thế nào? Hƣớng dẫn Ở các hợp chất này, nguyên tử oxi đều còn 2 obitan chứa 2 cặp electron chƣa tham gia phản ứng, nên phân tử các chất này có thể nhƣờng một cặp electron, do đó chúng đều là bazơ Lewis và tính bazơ giảm theo dãy O(CH3)2> OH2> O(SiH3)2. - Tính bazơ O(CH3)2> OH2. Vì ở 2 phân tử này nguyên tử O lai hoá sp3, ở O(CH3)2 có hiệu ứng siêu liên hợp gây ra do 2 nhóm - CH3. - Ở phân tử O(SiH3)2: Nguyên tử Si vẫn còn obitan 3d trống, nên có sự tạo liên kết πp – d giữa obitan 3d trống của Si với obitan p chứa cặp electron tự do của oxi. Vì vậy làm hệ bền vững. Dạng 3: Vận dụng các thuyết axit – bazơ để giải thích hiện tượng thí nghiệm hoá học Câu 63: Nêu hiện tƣợng và giải thích các thí nghiệm hoá học sau: - Cho bột nhôm vào dung dịch Na2CO3 - Khi cho dung dịch Na2CO3 vào dung dịch FeCl3. - Cho Mg vào dung dịch NH4Cl đặc.

Hƣớng dẫn - Cho bột nhôm vào dung dịch Na2CO3: Nhôm bột tan dần, có khí thoát ra. Giải thích:

+ 3 H2↑

Al + 3H2O → Al(OH)3

CO 32 + H2O

CO2 + 2OH-

+ OH-

Al(OH)3

[Al(OH)4]-

→ PTHH: 2Al + Na2CO3 +7H2O → 2Na[Al(OH)4] + CO2

+ 3H2.

- Khi cho dung dịch Na2CO3 vào dung dịch FeCl3: kết tủa nâu đỏ và bay ra một khí làm đục nƣớc vôi. Giải thích:

CO 32 + H2O

CO2↑ + 2OH-

Fe3+ + 3OH- → → PTHH: 3Na2CO3

Fe(OH)3↓

+ 2FeCl3 + 3H2O → 2Fe(OH)3↓ + 6NaCl + 3CO2↑

- Cho Mg vào dung dịch NH4Cl đặc: Mg tan trong dung dịch NH4Cl đặc. Giải thích: NH4Cl NH 4

→

NH 4 + Cl-

NH3

H+

→ NH4Cl có tính axit. Vì vậy Mg đẩy đƣợc hiđro ra khỏi dung dịch muối amoni. → PTHH: Mg + 2NH4Cl → MgCl2 + 2NH3 + H2 4.2.2. Bài tập tự giải Câu 64: Theo Lewis: - AlCl3 (r) và Cl- aq tiểu phân nào là axit, tiểu phân nào là bazơ khi tƣơng tác với nhau. - CH3Cl và AlCl3. - BF3 và NH3. Câu 65: Viết phƣơng trình thuỷ phân AlCl3 trong các dung môi sau: - Nƣớc.

- Amoniac. - NOCl lỏng. Câu 66: Hãy chứng tỏ phản ứng dƣới đây là phản ứng axit – bazơ theo Lewis: Ag+ + 2NH3

[Ag(NH3)2]+

Pb2+ + 4Cl-

[PbCl4]2-

Cu2+ + 4NH3

[Cu(NH3)4]2+

Câu 67: Viết công thức cấu tạo của các phân tử sau đây: PH3, BCl3, H2S, SF4, ICl3. Từ đó xác định chất nào là axit, là bazơ Lewis. Câu 68: Theo Bronsted các chất sau có tính axit, bazơ trung tính hay lƣỡng tính : C6H5O-, H2PO 4 , CO 32 , HSO 4 , Al3+, NH 4 , Na+, SO 24 . Câu 69: a) Hãy cho biết các chất dƣới đây là axit hay bazơ trong amoniac lỏng: HCl, CH3COOH, KNH2, NH4Cl, NH3. Câu 70: Cho các phần tử dƣới đây, phần tử nào là axit của Bronsted? Phần tử nào là bazơ của Bronsted? Phần tử nào là axit của Lewis? Phần tử nào là bazơ Lewis? Vì sao? Viết các phƣơng trình phản ứng cụ thể để giải thích: HCl, SO2, Cu2+, H2O, NH3, BCl3. Câu 71:Bằng thực nghiệm ngƣời ta đã chứng minh đƣợc rằng các cân bằng của các phản ứng dƣới đây chuyển dịch theo chiều thuận: HCN + OH-

H2O + CN-

HClO4 + Cl-

ClO 4 + HCl

+ CN-

HS-

(C6H5)3C- +

C4H4NH

H2 S

CH3COOH + HSO2-

C4H4N-+

(C6H5)3CH + C4H4NCH3COO- + H2S OH-

(C6H5)3CH H2 S

HCN

C4H4NH

+ (C6H5)3C+ HS-

Chỉ dựa vào đây là quy luật bán định lƣợng về lực tƣơng đối của các axit, hãy sắp xếp các chất sau đây theo thứ tự giảm dần tính axit của chúng: HCN, HCl, HClO4, CH3COOH, (C6H5)3CH, C4H4NH, H2S, OH-, H2O.

Câu 72: Tại sao: a) NH3 là bazơ Lewis mạnh hơn nhiêu so với NF3. b) BF3 là axit Lewis yếu hơn nhiều so với BBr3. Câu 73: Hãy chứng minh rằng định nghĩa axit – bazơ của Bronsted – Lauri là trƣờng hợp riêng nằm trong định nghĩa axit – bazơ theo thuyết về các hệ dung môi. Cho 5 thí dụ minh hoạ. Câu 74:Dung dịch Na3PO4 có môi trƣờng kiềm mạnh. Còn dung dịch của NaH2PO4 lại có môi trƣờng axit yếu. Hãy giải thích các hiện tƣợng đó. Câu 75: Kẽm phản ứng với axit sunfurric có bọt khí bay lên khá mạnh . Nhƣng khi cho thêm natri axetat vào hỗn hợp phản ứng thì bọt khí bay lên bị giảm hẳn đi. Hãy giải thích hiện tƣợng trên. Câu 76: Trong hai hợp chất ở các cặp hợp chất sau đây, hợp chất nào bền hơn. Vì sao? a) [PtI4]2- và [PtF4]2b) [Co(NH3)3]3+ và [Co(PH3)]3+ c) (C2H5)3B:PCl3 và (C2H5)3B:P(CH3)3

KẾT LUẬN Sau quá trình thực hiện khóa luận với đề tài: “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” em đã thu đƣợc một số kết quả nhƣ sau: 1. Hệ thống đƣợc những kiến thức cơ bản cần nắm vững 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. 2. Hệ đƣợc hệ thống bài tập liên quan đến các 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: Trong 32 bài tập bảng tuần hoàn các nguyên tố hoá học gồm 5 dạng: - Dạng 1: Xác định tên nguyên tố, vị trí nguyên tố trong bảng tuần hoàn. - Dạng 2: Bài tập liên quan đến năng lƣợng ion hoá. - Dạng 3: Bài tập liên quan đến bán kính nguyên tử, bán kính ion. - Dạng 4: Bài tập liên quan đến độ âm điện và ái lực electron. - Dạng 5: So sánh tính axit của các hidurua và tính axit – bazơ của các hiđroxit. Trong 22 bài tập chiều diễn biến và cân bằng hóa học gồm 3 dạng: - Dạng 1: Bài toán ứng dụng của định luật Hess và xây dựng chu trình Born – Haber tính toán các đại lƣợng liên quan. - Dạng 2: Bài toán liên quan đến năng lƣợng tự do Gibbs và xét chiều tự diễn biến của các phản ứng hóa học. - Dạng 3: Tính toán các đại lƣợng: áp suất riêng phần, số mol của các cấu tử ở trạng thái cân bằng; độ phân hủy; hằng số cân bằng, … Trong 22 bài tập phản ứng axit –bazơ gồm 3 dạng: - Dạng 1: Vận dụng các thuyết axit – bazơ để giải thích tính axit, bazơ của các chất. - Dạng 2: So sánh tính axit của các axit Lewis, tính bazơ của các bazơ Lewis. - Dạng 3: Vận dụng các thuyết axit – bazơ để giải thích hiện tƣợng thí nghiệm hoá học.

3. Cách thức ra bài tập: Hầu hết các câu hỏi đƣa ra có tính logic cao. Các câu hỏi đƣa ra theo thứ tự từ cơ bản đến nâng cao. 4. Phần đáp án cho các bài tập chính xác, rõ ràng, có tính khoa học, tạo điều kiện tốt cho sinh viên có thể tự học và tự nghiên cứu.

TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Nguyễn Duy Ái. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn các nguyên tố hóa học. NXB giáo dục, 2010. 2. Trần Thị Đà – Đặng Trần Phách. Cơ sở lí thuyết các phản ứng hóa học. NXB giáo dục Việt Nam, 2010. 3. Vũ Đăng Độ. Bài tập cơ sở lý thuyết các quá trình hóa học. NXB giáo dục, 2010. 4. Trần Hiệp Hải, Vũ Ngọc Ban, Trần Thành Huế. Cơ sở lí thuyết các quá trình hóa học. NXB Đại học sƣ phạm, 2004. 5. Lê Mậu Quyền. Cơ sở lí thuyết hóa học phần bài tập. NXB khoa học và kĩ thuật Hà Nội, 2001. 6. Lâm Ngọc Thiềm (chủ biên), Trần Hiệp Hải. Bài tập hóa học Đại cƣơng. NXB Đại học quốc gia Hà Nội, 2004.

PHỤ LỤC (Đáp án một số bài tập tự giải)

Câu 19: Nguyên tử đầu tiên của chu kì 7 là 7s1 và kết thúc ở 7p6 7s2 5f146d107p6: 32 nguyên tố ở chu kì 7 Z = 107: [Rn] 5f146d57s2: Nhóm VIIB Z = 117: [Rn] 5f146d107s27p5: Nhóm VIIA Câu 20: a) Các electron có n = 3 thuộc lớp thứ 3 gồm các phân lớp: 3s, 3p, 3d. Số electron tối đa trong phân lớp 3s, 3p và 3d lần lƣợt là: 2, 6, 10. Vậy số electon tối đa có n = 3 là: 2 + 6 + 10 = 18. b) Các electron có cùng số lƣợng tử: n = 3 và l = 1 thuộc phân lớp 3p. Số electron cực đại trong phân lớp 3p là 6 c) Các electron có cùng 3 số lƣợng tử: n = 3, l = 1 và ml = -1 thuộc cùng 1 obitan p nên có tối đa 2 electron. d) Chỉ có 1 electron có cùng 4 số lƣợng tử: n = 3, l = 1, ml = -1 và ms = -1/2 Câu 23: Ta có: n+4 n

→ n = 3. Cấu hình electron lớp ngoài cùng: +7s1 → Nguyên tố thuộc ô thứ 87, chu kì 7, nhóm IA. + 3d3→ Nguyên tố thuộc ô thứ 23, chu kì 4, nhóm VB. + 3s23p3 → Nguyên tố thuộc ô thứ 17, chu kì 3, nhóm VIIA. + 2s22p4 → Nguyên tố thuộc ô thứ 6, chu kì 2, nhóm VIA. + 5s25p1 → Nguyên tố thuộc ô thứ 49, chu kì 5, nhóm IIIA.

Câu 25: Xét 2 trƣờng hợp: + TH1: SixBy : 14x + 5y = 70 + TH2: AlmCn : 13m + 6n = 70 Lập bảng giá trị các cặp (x, y) và (m, n) ta tìm đƣợc cặp giá trị thoả mãn trong trƣờng hợp 2: (m, n) = (4, 3) → Hợp chất: Al4C3. Câu 28: Cấu hình electron: K: 1s22s2 2p63s23p64s1 → K+: 1s22s2 2p63s23p6 Ca: 1s22s2 2p63s23p64s2 → Ca+: 1s22s2 2p63s23p64s1 Năng lƣợng ion hóa thứ nhất của K nhỏ hơn của Ca do Ca có bán kính nhỏ hơn, số đơn vị điện tích hạt nhân lớn hơn. Năng lƣợng ion hóa thứ hai của Ca nhỏ hơn của K vì K+ có cấu hình bền vững của khí trơ, còn Ca+ mất 1 electron sẽ đạt tới cấu hình bền vững của khí trơ Ar. b) Oxi có điện tích hạt nhân Z = 8: = E3 – E1 = - 13,6( →λ=

).1,602.10-19J = 1,24.10-16 J = 1,602.10-9 m = 1,602 nm

Câu 29: 1) NCl5 17Cl:

[Ne]3s23p5 ↑↓ ↑↓ ↑

3p → Mỗi nguyên tử Cl còn thiếu 1 electron để đạt cấu hình bền vững. → N cần có 5 electron độc thân ở TTCB hoặc TTKT. 7N:

[He]2s22p6 ↑↓

↑

2s 2p → N chỉ có 3 electron độc thân và có 4AO hóa trị

→ Phân tử NCl5 không tồn tại. 2) SF6 9F:

[He]2s22p5 ↑↓ ↑↓ ↑

2p → Mỗi nguyên tử F còn thiếu 1 electron để đạt cấu hình bền vững. → S cần có tối thiểu 6 electron độc thân ở TTCB hoặc TTKT. 16S:

[Ne]3s23p4

TTCB: ↑↓

↑↓ ↑

↑

TTKT: ↑

↑

3s 3p → TTKT, S có 6 electron độc thân.

→ Phân tử SF6 tồn tại. 3) ClF3 NX: Cl cần có 3 electron độc thân ở TTCB hoặc TTKT 17Cl:

[Ne]3s23p5

TTCB: ↑↓

↑↓ ↑↓ ↑

TTKT: ↑↓

↑↓ ↑

↑

3s 3p → Ở TTKT, Cl có thể có 3 electron độc thân

→ Phân tử ClF3 có tồn tại. Tƣơng tự ta xác định đƣợc: OF6, I7F, SiF6 không tồn tại. Câu 47: a) NaCl và KCl có cùng cấu trúc tinh thể nên có thể so sánh năng lƣợng mạng lƣới tinh thể của hai chất này dựa vào so sánh điện tích và bán kính ion.

Do bán kính ion .Na+ nhỏ hơn bán kính ion K+ nên năng lƣợng mạng lƣới tinh thể của NaCl lớn hơn năng lƣợng mạng lƣới tinh thể của KCl → Nhiệt độ nóng chảy của NaCl lớn hơn của KCl. b) Năng lƣợng mạng lƣới tinh thể của CaCl2: = (- 796) – 244 – 2(- 349) – 178 – 590 – 1146 = - 2256 kJ/mol Câu 49: Xét cân bằng: NH3(k) Có:

NH3(aq) -

= - 26,6 – (- 16,5) = - 10,1 kJ/mol = - 10100 J/mol = - RTlnKp → Kp = 104,07

Mặt khác: Mà: Kp =

[

]

→

= 8,51.10-6 atm

Câu 51: Ag+

Cl-

AgCl

∆Gᴼ = - RTlnK = RTlnTAgCl = RT.2,303logTAgCl Ở 25ᴼC:

= 8,314.298.2,303.log(1,7.10-10) = - 55,75 kJ/mol

Ở 50ᴼC:

= 8,314.323.2,303.log(1,29.10-9) = - 54,98 kJ/mol

Coi ∆Hᴼ và ∆Sᴼ không biến đổi theo nhiệt độ. ∆Sᴼ = ∆Hᴼ =

= - 0,0308 kJ/mol.K

+ T∆Sᴼ = - 55,75 + 298. (- 0,0308) = - 64,9 kJ/mol

b) Độ tan của AgCl ở 25ᴼC: S298 = √

=√

= 1,3.10-5 M

Độ tan của AgCl ở 100ᴼC: = ∆Hᴼ - 373∆Sᴼ = - 64,9 – 373(- 0,0308) = RTlnTAgCl → TAgCl = 10-7,48

→ S373 = 1,8.10-4 Độ tan tăng theo nhiệt độ vì quá trình phân ly AgCl là quá trình thu nhiệt (ngƣợc với quá trình kết tủa là tỏa nhiệt). Câu 52: + Xét cân bằng: N2 + 3H2

2NH3

Kp =

Có: ∆Gᴼpƣ = - RTlnKp = 2  -16640.2 = - 8,314.298.lnKp Kp = 681,809.103 + Xét cân bằng: 1/2N2 + 3/2H2 =√

Có:

NH3 =√

= 825,717

Câu 53: a) PCl5(k) Cân bằng:

PCl3(k)

1–α

Áp suất: (1 – α).P/ (1 + α) Ta có: Kp = (

α.P/ (1 + α) )/

Cl2(k) α.P/ (1 + α)

= α2.P/ (1 – α2)

Vậy Kp = α2.P/ (1 – α2) b) Theo đề

= 83,4/208,5 = 0,4 mol, P = 2,7 atm

Tổng số mol khí của hỗn hợp tại TTCB: ns = 69,5. Vậy Ms = 139 BTKL:ms =

= 83,4 g

→ ns = 83,4/139 = 0,6 mol PCl5(k) BĐ:

PCl3(k)

0,4 mol

Cl2(k)

TTCB: (0,4 – x) mol

x mol

ns = 0,4 + x = 0,6 → x = 0,2 Do đó: α = x/0,4 = 0,5 Kp = α2.P/ (1 – α2) = (0,52.2,7)/ (1 – 0,52) = 0,9 c) Gọi áp suất của hệ tại nhiệt độ T1 là P1 = 2,7 atm, số mol n1 = ns = 0,6 mol Áp suất của hệ tại nhiệt độ T2 = 0,9T1 là P2 = 1,944 atm, số mol n2 Ta có: P1V1 = n1RT1 và P2V2 = n2RT2 → P1V1/ P2V2 = n1RT1/ n2RT2  P1V/ P2V = n1RT1/ n2R.0,9T1  n2 = (n1P2)/ 0,9P1 = (0,6.1,944) / (0,9.2,7) = 0,48 PCl3(k)

PCl5(k) BĐ:

Cl2(k)

0,4 mol

TTCB: (0,4 – x’) mol

x’ mol

ns = 0,4 + x’ = 0,48 → x’ = 0,08 Do đó: α’ = x’/ 0,4 = 0,2 Và Kp’ = 0,081 Vì giảm nhiệt độ thì độ phân ly PCl5 giảm, do đó phản ứng phân ly PCl5 là phản ứng thu nhiệt Câu 54: 1) C = R – q -  + 2 = 3 – 1 – 1 + 2 = 3 Số 3 cho biết: T, P và tỉ lệ SO2 : O2 ảnh hƣởng đến cân bằng. 2) Dùng O2 không khí dƣ để cân bằng chuyển dịch sang phía tạo ra SO3 phù hơp với nguyên lý Le Chartelier. Nhiệt độ cao không phù hợp với nguyên lý Le Chartelier vì ∆H < 0, ở nhiệt độ cao cân bằng chuyển dịch theo phản ứng nghịch, nhƣng vì ở nhiệt độ thấp tốc độ phản ứng qúa bé nên phải tăng nhiệt độ và dùng chất xúc tác. 3) a) Khi cân bằng

= 0,21.10-2 atm;

= 5,37.10-2 atm;

= 10,30.10-2atm, nên: (10,30.102 ) 2 KP   4,48.104 2 2 2 (0,21.10 ) .5,37.10

b) 2SO2

2SO3

CB: a – x

b – ½x

x = 10,30mol

 a = 10,51 mol SO2; b = 10,52mol O2; 84,12 mol N2 c)  = 10,30/10,51 = 0,98  = 0,98% Nếu dùng O2 tinh khiết: 2SO2 CB: 10,51 – x

2SO3

10,52 – x

n = (21,03 – x) mol

PSO2

10,51  x  P; x 21,03  2

x 2 P; PO2  x 21,03  2 10,52 

PSO3 

x x 21,03  2

Vì KP rất lớn nên coi x = 10,51 (10,51) 2 .15,78 4,48.10   10,51  x  0,086 (10,51  x) 2 .5,37  x  10,42 4



10,42 .100  99% 10,51

Dùng oxy tinh khiết  tăng thêm 1% là không đáng kể, nếu dùng O2 không khí bỏ qua đƣợc giai đoạn điều chế O2 sẽ tiết kiệm đƣợc rất nhiều.