Trường Đại học Quảng Bình Khoa Khoa học Tự nhiên LÊ THỊ LỆ HÀ HỆ THỐNG HÓA CÁC KIỂU BÀI TẬP PHI KIM TRONG GIÁO TRÌNH HÓA HỌC VÔ CƠ CAO ĐẲNG SƯ PHẠM KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP LỚP: CĐSP HÓA- KTNN K53 MỤC LỤC Trang 1.LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI ................................................................................. 4 2.MỤC ĐÍCH NGHIÊN CỨU ......................................................................... 5 3.NHIỆM VỤ NGHIÊN CỨU ......................................................................... 5 4.GIẢ THUYẾT KHOA HỌC ......................................................................... 5 5.PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU ................................................................. 5 6.ĐIỂM MỚI CỦA ĐỀ TÀI............................................................................. 6 Chương 1.TỔNG QUAN VỀ BÀI TẬP HÓA HỌC ....................................... 7 1.1. BÀI TẬP HÓA HỌC ................................................................................ 7 1.2. TÁC DỤNG CỦA BÀI TẬP HÓA HỌC ................................................. 7 1.3. CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC ............................................ 7 1.4. CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM THUỘC CHƯƠNG TRÌNH CAO ĐẲNG SƯ PHẠM ................................... 8 1.5. CỤ THỂ HÓA CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM THUỘC CHƯƠNG TRÌNH CAO ĐẲNG SƯ PHẠM ...... 8 1.5.1. Nội dung chương trình hóa học vô cơ phần phi kim ............................ 8 1.5.1.1. Hiđro, oxi và nước : 5 tiết ...................................................................... 8 1.5.1.2. Các nguyên tố nhóm VIII A ( Khí hiếm ): 3 tiết..................................... 9 1.5.1.4. Các nguyên tố nhóm VIA ( S, Se, Te, Po ): 8 tiết ................................ 10 1.5.1.6. Các nguyên tố phi kim nhóm IVA : 7 tiết ........................................... 12 1.5.1.7. Các nguyên tố phi kim nhóm IIIA : 2 tiết............................................ 12 1.5.2. Tính đặc thù của nội dung chương trình hóa vô cơ phần phi kim................ 12 1.5.3. Mục tiêu dạy học phần hóa học vô cơ phần phi kim .................................. 13 1.6. CÁC BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM CAO ĐẲNG SƯ PHẠM ............................................................................................................. 13 1.6.1. Bài tập về tính chất vật lý ..................................................................... 13 1.6.2. Bài tập về tính chất hóa học .................................................................... 13 1.6.3. Bài tập về điều chế các đơn chất, hợp chất vô cơ và ứng dụng ................ 13 Chương 2.HỆ THỐNG BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM ... 14 2.1. HIĐRO, OXI VÀ NƯỚC ......................................................................... 14 2.2. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIII A (KHÍ HIẾM) ....................................... 16 2.3. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VA (HALOGEN : F, Cl, Br, I, At) ................ 17 2.4. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A (S, Se, Te, Po) ........................................ 19 2.5. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM VA ................................................. 20 2.6. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM IV A-CACBON-SILIC (C, Si ) ..... 21 Chương 3. HỆ THỐNG LỜI GIẢI VÀ HƯỚNG DẪN GIẢI BÀI TẬP HÓA 23 3.1. HIĐRO, OXI VÀ NƯỚC ......................................................................... 23 3.2. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIII A (KHÍ HIẾM) ....................................... 34 3.3. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VA (HALOGEN: F, Cl, Br, I, At) ................. 36 3.4. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A (S, Se, Te, Po) ........................................ 45 3.5. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM VA ................................................. 51 3.6. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM IV A-CACBON-SILIC (C, Si) ...... 53 KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ .......................................................................... 56 TÀI LIỆU THAM KHẢO ................................................................................ 57 MỞ ĐẦU 1. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI Nền kinh tế nước ta chuyển từ cơ chế kế hoạch hóa tập trung sang cơ chế thị trường có sự quản lý nhà nước. Công cuộc đổi mới này đề ra những yêu cầu mới đối với hệ thống giáo dục. Một công cuộc đổi mới sâu sắc nền kinh tế xã hội đòi hỏi những con người có bản lĩnh, tự chủ, năng động, sáng tạo, dám nghĩ dám làm, có năng lực tự giải quyết những vấn đề do thực tiễn, phát triển nền kinh tế xã hội và cuộc sống đề ra. Nghị quyết Đại hội Đảng cộng sản Việt Nam khóa VIII đã nêu rõ: “ Giáo dục đang trở thành một bộ phận đặc biệt của cấu trúc hạ tầng xã hội” là tiền đề quan trọng cho sự phát triển của tất cả các lĩnh vực kinh tế, chính trị, văn hóa, quốc phòng an ninh, bởi lẽ con người được giáo dục tốt và giáo dục thường xuyên mới có khả năng giải quyết một cách sáng tạo và có hiệu quả những vấn đề do xã hội đặt ra. Chính vì vậy giáo dục là một bộ phận hữu cơ rất quan trọng trong chiến lược hay kế hoạch phát triển kinh tế xã hội, trong đó giáo dục được coi là mục tiêu quan trọng nhất của sự phát triển. Nâng cao chất lượng giáo dục, chất lượng dạy học từ xưa đến nay là nhiệm vụ quan trọng nhất và thường xuyên nhất, là sợi chỉ đỏ xuyên suốt quá trình dạy học nói riêng và quá trình phát triển của nhà trường cũng như sự nghiệp giáo dục nói chung. Ở nước ta hiện nay, chất lượng giáo dục có chuyển biến một số mặt. Trình độ hiểu biết, năng lực tiếp cận tri thức mới của một bộ phận học sinh, sinh viên được nâng cao. Giáo dục cao đẳng, đại học đã từng bước vươn lên đào tạo được đội ngũ cán bộ khoa học kỹ thuật từ cử nhân, thạc sĩ cho đến tiến sĩ, đã và đang công tác và có những cống hiến quan trọng trong hầu hết các lĩnh vực kinh tế, xã hội. Mặc dù đã đạt được những thành tựu nêu trên, nhìn chung hệ thống giáo dục – đào tạo của nước ta đang ở trạng thái bất cập so với yêu cầu phát triển của đất nước nhất là chương trình, giáo trình, phương pháp giáo dục chậm đổi mới, chậm hiện đại hóa. Chương trình giáo dục, đặc biệt là sách bài tập nội dung còn lạc hậu, chưa chú trọng đến tính sáng tạo, chưa gắn bó chặt chẽ với nhu cầu người học, chưa gắn bó với hiệu quả với nghiên cứu khoa học – công nghệ và triển khai ứng dụng. Với hai lý do trên, tôi mạnh dạn chọn vấn đề: “Hệ thống hóa các kiểu bài tập phi kim trong giáo trình hóa học vô cơ Cao đẳng Sư phạm” làm đề tài nghiên cứu của khóa luận tốt nghiệp khóa học, với hy vọng góp một phần nhỏ bé vào việc xây dựng hệ thống hóa các bài tập phù hợp với yêu cầu đổi mới của nhà nước đề ra. 2. MỤC ĐÍCH NGHIÊN CỨU Xây dựng hệ thống bài tập vô cơ về phi kim thuộc chương trình Cao đẳng sư phạm giúp sinh viên vận dụng kiến thức hóa học đại cương để làm rõ vấn đề hóa học vô cơ. Bài tập có phần mở rộng, nâng cao nhưng không làm mất đi tính cơ bản, tính hệ thống của chương trình. 3. NHIỆM VỤ NGHIÊN CỨU - Nghiên cứu tổng quan về bài tập hóa học. - Nghiên cứu nội dung chương trình hóa học vô cơ thuộc chương trình Cao đẳng Sư phạm. - Xây dựng hệ thống bài tập vô cơ phần phi kim. - Lời giải cho hệ thống bài tập hóa học vô cơ phần phi kim. 4. GIẢ THUYẾT KHOA HỌC Việc xây dựng hệ thống bài tập hóa học vô cơ phần phi kim giúp cho sinh viên trường Cao đẳng Sư phạm nắm vững hệ thống kiến thức cơ bản và nâng cao về tính chất vật lý, hóa học, phương pháp điều chế và ứng dụng dựa trên những tính chất vật lý và hóa học đó. Tạo điều kiện cho việc học tập cũng như công tác giảng dạy sau khi họ ra trường. 5. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU - Nghiên cứu lý luận về bài hóa học làm cơ sở cho việc xây dựng hệ thống bài tập. - Nghiên cứu thực tiễn. Tìm hiểu thực tiễn về hệ thống bài tập hóa học vô cơ đã dùng cho sinh viên Cao đẳng Sư phạm. Trao đổi kinh nghiệm về việc ra bài tập hóa học vô cơ phần phi kim cho sinh viên Cao đẳng Sư phạm. 6. ĐIỂM MỚI CỦA ĐỀ TÀI Lựa chọn những bài tập nhằm vào các lĩnh vực tri thức trọng tâm để tạo điều kiện cho sinh viên có thể phân loại, sắp xếp và làm sáng tỏ các vấn đề chủ chốt trong giáo trình hóa học vô cơ phần phi kim. Thông qua bài tập, sinh viên biết cách vận dụng tri thức và năng lực vào thực tiễn, đồng thời làm quen với các tình huống ứng dụng. Đưa ra những bài tập nâng cao và hiện đại phát huy tính sáng tạo của sinh viên. Chương 1 TỔNG QUAN VỀ BÀI TẬP HÓA HỌC 1.1. BÀI TẬP HÓA HỌC [6], [16], [17] Bài tập hóa học là phương tiện cơ bản để dạy học sinh học tập, vận dụng kiến thức đã học vào thực tế đời sống, sản xuất và tập nghiên cứu khoa học. Nó cung cấp cho học sinh kiến thức và con đường giành lấy kiến thức: Bài tập hóa học giữ vai trò hết sức quan trọng trong việc thực hiện mục tiêu đào tạo, nó vừa là mục đích, vừa là nội dung lại vừa là phương pháp dạy học thực nghiệm. 1.2. TÁC DỤNG CỦA BÀI TẬP HÓA HỌC [6], [16], [20] Bài tập hóa học có những tác dụng to lớn về đức dục và trí dục sau đây: - Rèn luyện cho học sinh vận dụng các kiến thức đã học, biến chúng thành những kiến thức tiếp thu được qua các bài giảng của giáo viên thành kiến thức của mình. Khi vận dụng được một kiến thức nào đó, kiến thức sẽ được nhớ lâu. - Đào sâu mở rộng những kiến thức đã học một cách sinh động, phong phú, hấp dẫn. Chỉ có vận dụng kiến thức vào giải bài tập, học sinh mới nắm vững được kiến thức một cách sâu sắc. - Rèn luyện kỹ năng cho học sinh, như kỹ năng viết và cân bằng phương trình, kỹ năng tính toán theo công thức. Phát triển năng lực nhận thức, rèn luyện tri thức thông minh cho học sinh, phát huy tính tích cực, tự lực của học sinh và hình thành phương pháp học tập hợp lý. - Bài tập hóa học là phương tiện kiểm tra, đánh giá kiến thức, kỹ năng của học sinh một cách chính xác. 1.3. CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC [6], [16], [17], [20] Có nhiều cách phân loại bài tập hóa học dựa vào các cơ sở sau đây: - Dựa vào khối lượng kiến thức - Dựa vào tính chất bài tập - Dựa vào hình thái hoạt động của học sinh - Dựa vào mục đích dạy học - Dựa vào cách tiến hành giải - Dựa vào phương pháp hình thành kỹ năng giải bài tập hóa học - Dựa vào hoạt động nhận thức của học sinh - Dựa vào tính đặc thù của nội dung - Dựa vào đặc điểm của bài tập Tuy nhiên các cách phân loại bài tập không có ranh giới rõ rệt vì có những bài tập vừa mang nội dung phong phú vừa có tính chất đặc trưng, nổi bật vừa có thuật toán riêng. 1.4. CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM THUỘC CHƯƠNG TRÌNH CAO ĐẲNG SƯ PHẠM Dựa trên những tiêu chí chung về việc phân loại bài tập hóa học ở mục 1.3, theo tôi việc phân loại bài tập hóa học vô cơ phần phi kim thuộc chương trình Cao đẳng Sư phạm dựa vào ba đặc tính sau: - Dựa vào chương trình nội dung hóa học vô cơ phần phi kim thuộc chương trình Cao đẳng Sư phạm. - Dựa vào tính đặc thù của nội dung hóa học vô cơ phần phi kim thuộc chương trình Cao đẳng Sư phạm. - Dựa vào mục tiêu dạy học hóa học vô cơ phần phi kim thuộc chương trình Cao đẳng Sư phạm. 1.5. CỤ THỂ HÓA CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM THUỘC CHƯƠNG TRÌNH CAO ĐẲNG SƯ PHẠM 1.5.1. Nội dung chương trình hóa học vô cơ phần phi kim [21] 1.5.1.1. Hiđro, oxi và nước : 5 tiết * Hiđro - Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc e, bán kính nguyên tử, bán kính ion, năng lượng ion hóa, ái lực e, độ âm điện, thế điện cực chuẩn. - Trạng thái thiên nhiên đồng vị và phương pháp điều chế. - Tính chất lý học và ứng dụng của hiđro. - Hiđrua của các nguyên tố. Ảnh hưởng của liên kết hiđro đến tính chất của hiđrua cộng hóa trị. * Oxi - Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc e, bán kính nguyên tử, năng lượng ion hóa, ái lực với e, độ âm điện của oxi. - Trạng thái thiên nhiên và phương pháp điều chế oxi. - Cấu tạo phân tử, tính chất vật lý hóa học ứng dụng của oxi. - Chu trình oxi trong tự nhiên. - Cấu tạo phân tử, tính chất lý hóa học, ứng dụng của ozon. * Nước - Cấu tạo phân tử. - Trạng thái thiên nhiên và phương pháp điều chế. - Tính chất lý hóa học. - Hiđropeoxit cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học và ứng dụng của hyđro peoxit). 1.5.1.2. Các nguyên tố nhóm VIII A ( Khí hiếm ): 3 tiết - Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc e, bán kính nguyên tử, năng lượng ion hóa thứ nhất của các khí hiếm. - Trạng thái thiên nhiên và phương pháp tách riêng các khí hiếm. - Tính chất lý hóa và ứng dụng. 1.5.1.3. Các nguyên tố nhóm VA ( Halogen): 7 tiết - Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc e, bán kính nguyên tử, bán kính ion, năng lượng ion hóa, ái lực với e, độ âm điện, trạng thái oxi hóa, thế điện cực chuẩn. - Trạng thái thiên nhiên và thành phần các đồng vị. - Phương pháp điều chế. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của các halogen. - Các hiđrohalogenua và các axit tương ứng. Tính chất và ứng dụng. - Các halogenua ion và halogenua cộng hóa trị. - Oxit của các halogen - Các oxit axit của các halogen và các muối tương ứng. - Axit hipocloro và muối hipoclorit. - Điều chế và tính chất của axit cloro, muối clorit, axit clohiđric, muối clorat. - Ứng dụng: nước gia ven. 1.5.1.4. Các nguyên tố nhóm VIA ( S, Se, Te, Po ): 8 tiết - Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc e, bán kính nguyên tử, bán kính ion, năng lượng ion hóa, trạng thái oxy hóa, thế điện cực chuẩn của các nguyên tố nhóm VI A. * Lưu huỳnh - Trạng thái thiên nhiên, thành phần đồng vị, các dạng thù hình. Phương pháp khai thác lưu huỳnh. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng - Hiđrosunfua và axit sufuric: cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học và ứng dụng. - Sufuđioxit, axit sunfurơ và muối sunfit. - Cấu tạo của phân tử SO2, SO3. - Phương pháp điều chế - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của SO2. - Tính chất các muối sunfit và hiđrosunfit. * Sunfutrioxit, axitsunfuric, các muối sunfat. - Cấu tạo phân tử của SO3, H2SO4 và ion SO42- Phương pháp điều chế SO3, H2SO4. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của SO3. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của axit sunfuric. Mưa axit. - Các muối sunfat. Hiđrosunfat: điều chế tính chất và ứng dụng. * Axit thiosunfuric và muối thiosunfat: cấu tạo phân tử, tính chất và ứng dụng. * Các nguyên tố selen và telu - Trạng thái thiên nhiên, thành phần đồng vị, phương pháp điều chế. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của Se, Te. - Tính chất lý hóa học của các hợp chất với hiđro. - Tính chất lý hóa học của oxit, oxiaxit và các muối tương ứng. 1.5.1.5. Các nguyên tố phi kim nhóm VA : 8 tiết - Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc e, bán kính nguyên tử, bán kính ion, năng lượng ion hóa, ái lực e, trạng thái oxi hóa, thế điện cực chuẩn của các nguyên tố phi kim nhóm VA. * Nitơ - Trạng thái thiên nhiên thành phần các đồng vị. Phương pháp điều chế. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của Ntơ. * Amoniac và muối amoni - Cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học và ứng dụng của amoniac. - Cấu tạo ion NH4+, tính chất và ứng dụng của muối amoni. * Các oxit của nitơ - Đinitơoxit: cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học. - Nitơoxit và đinitơoxit: cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học. - Nitơđioxit và đinitơtetraoxit: cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học. - Đinitơtrioxit và đinitơpentaoxit. * Axitnitric và muối nitrat - Cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của axit nitric. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của muối nitrat. * Chu trình của nitơ trong thiên nhiên * Phốt pho - Cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế. - Tính chất lý học. Các dạng thù hình của phot pho. - Tính chất hóa học và ứng dụng. * Photphin và điphotphin: cấu tạo, phương pháp điều chế và tính chất. * Photpho (III) oxit, photpho (V) oxit: cấu tạo, phương pháp điều chế, tính chất. * Các oxiaxit của photpho - Axit photphorơ: cấu tạo, điều chế, tính chất. - Axit photphoric và muối photphat: cấu tạo, phương pháp điều chế. Tính chất lý hóa học và ứng dụng. 1.5.1.6. Các nguyên tố phi kim nhóm IVA : 7 tiết - Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc e, bán kính nguyên tử, năng lượng ion hóa, ái lực với e, độ âm điện của C, Si. * Cacbon - Trạng thái thiên nhiên thành phần các đồng vị. - Các dạng thù hình của các bon: cấu trúc, tính chất lý học, điều chế và ứng dụng. - Tính chất hóa học. * Cacbonoxit: cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế. Tính chất và ứng dụng. * Cacbon đioxit và axit cacbonic - Cấu tạo phân tử, phương pháp điều chế. Tính chất lý hóa học và ứng dụng. - Axit cacbonic và muối cacbonat: Phương pháp điều chế. Tính chất lý hóa học, ứng dụng của cacbonđioxit. * Silic - Trạng thái thiên nhiên, phương pháp điều chế. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của silic. - Silicđioxit, axit silicic và các muối silicat: trạng thái thiên nhiên. Tính chất. Ứng dụng. - Giới thiệu gốm, sứ, thủy tinh, xi măng. 1.5.1.7. Các nguyên tố phi kim nhóm IIIA : 2 tiết - Vị trí trong bảng tuần hoàn, trạng thái thiên nhiên, phương pháp điều chế và các dạng thù hình. - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của bo. - Oxit boric, axit boric và muối borat: phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học và ứng dụng. 1.5.2. Tính đặc thù của nội dung chương trình hóa vô cơ phần phi kim Là phần hóa học nguyên tố nghiên cứu các vấn đề chính sau: - Cấu tạo nguyên tử và công thức hóa học - Tính chất vật lý - Tính chất hóa học - Điều chế và ứng dụng 1.5.3. Mục tiêu dạy học phần hóa học vô cơ phần phi kim Xây dựng hệ thống kiến thức cơ bản về những tính chất vật lý, tính chất hóa học, cấu trúc phương pháp điều chế các đơn chất và hợp chất vô cơ. Vận dụng kiến thức cơ sở về hóa học đại cương để giải thích tính chất của đơn chất và hợp chất mang tính chất định lượng hơn về cấu hình không gian, chiều hướng phản ứng, các đặc điểm liên kết có liên quan đến khả năng phản ứng. 1.6. CÁC BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM CAO ĐẲNG SƯ PHẠM 1.6.1. Bài tập về tính chất vật lý Kiến thức cơ bản cần nắm được: - Trạng thái tồn tại ở điều kiện thường, màu sắc, tính bền trong không khí. - Nhiệt độ nóng chảy, thể ion hóa thứ nhất,... Kiến thức cơ bản nâng cao: - Vận dụng kiến thức hóa học cơ sở để giải thích các hiện tượng quy luật các tính chất đó. 1.6.2. Bài tập về tính chất hóa học - Từ đặc điểm cấu tạo nguyên tử (cấu hình , năng lượng ion hóa (I), ái lực electron, bán kính nguyên tử, độ âm điện). - Khả năng oxi hóa – khử, tính phi kim, quy luật biến đổi axit – bazơ... 1.6.3. Bài tập về điều chế các đơn chất, hợp chất vô cơ và ứng dụng - Khai thác các bài tập điều chế, ứng dụng dựa trên tính chất vật lý, tính chất hóa học của các đơn chất, hợp chất vô cơ. Chương 2 HỆ THỐNG BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM 2.1. HIĐRO, OXI VÀ NƯỚC Bài 1: a) Đặc điểm nguyên tử của các đồng vị của Hiđro. b) Tại sao Hiđro nhẹ lại có độ khuếch tán lớn? Bài 2: a) Hiđro mới sinh là gì ? b) Tại sao Hiđro mới sinh lại có hoạt tính hóa học cao hơn Hiđro phân tử ? Lấy ví dụ minh họa? Bài 3: Hiđro nhẹ hơn hay nặng hơn không khí bao nhiêu lần? Có thể chuyển Hiđro từ cốc này sang cốc khác được không? Bài 4: Tại sao khí Hidro rất khó hòa tan trong nước hoặc trong các dung môi hữu cơ? Bài 5: Trong thành phần các hợp chất hóa học, Hiđro nằm ở dạng Ion nào? Ion H+ tồn tại trong điều kiện nào? Bài 6: Tại sao trong các nguyên tố nhóm I chỉ có Hiđro tạo ra đơn chất dạng khí ở nhiệt độ phòng? Bài 7: a) Những nguyên tố nào hình thành các Hiđrua Ion và Hiđrua cộng hóa trị? b) Bản chất của các loại Hiđrua đó? Bài 8: Hãy nêu nhận xét chung về sự biến thiên tính khử, tính bền, tính axit của hiđrua cộng hóa trị trong chu kì và trong phân nhóm trong hệ thống tuần hoàn. Bài 9: Hãy giải thích nguyên nhân tính axit tăng trong dãy : NH3 – H2O – HF và từ HF đến HI? Bài 10: a) Tại sao mức oxi hóa đặc trưng của Oxi là -2 mặc dù Oxi ở nhóm VI A? b) Oxi có khả năng thể hiện mức oxi hóa dương không? Lấy dẫn chứng minh họa. Bài 11: Hãy trình bày cấu trúc phân tử Oxi theo quan điểm của phương pháp liên kết hóa trị và phương pháp obitan phân tử. Giải thích tính thuận từ của phân tử Oxi. Bài 12: Hãy xây dựng giản đồ các mức năng lượng gần đúng theo thuyết obitan phân tử của phân tử và các Ion phân tử sau đây: O 2+, O2, O2-, O22-. Trong các trường hợp trên trường hợp nào có tính thuận từ? Bài 13: a) Những đơn chất nào không có khả năng phản ứng trực tiếp với oxi? b) Tại sao oxi là nguyên tố hoạt động mạnh hơn Clo, nhưng ở điều kiện thường lại tỏ ra kém hoạt động hơn? Bài 14: Trình bày cấu trúc của các Ion O 2+, O2-, O22- . Trong những hợp chất nào có chứa các ion đó? Bài 15: Hãy trình bày nhận xét chung về tương tác của oxi với các nguyên tố khác. Bài 16: a) So sánh tính chất hóa học của oxi và ozon. b) Viết phương trình phản ứng giữa oxi và ozon với Ag, PbS, KI. Có nhận xét gì qua các phản ứng đó? Bài 17: a) Cách nhận ra ozon. b) Giấy hồ tinh bột tẩm ướt dung dịch KI, khi gặp ozon từ màu trắng chuyển thành màu xanh đen. Giải thích hiện tượng và viết phương trình phản ứng . Bài 18: a) Đặc điểm về cấu tạo phân tử của H2O và H2O2 ? b) Những tính chất gây ra từ những đặc điểm đó? Bài 19: a) Dựa vào cơ sở nào để nói rằng H2O2 vừa có tính axit vừa có tính khử? Trong hai khả năng đó khả năng nào là chủ yếu? b) Có các phản ứng nào hiđropeoxit đồng thời thể hiện cả hai tính chất đó không? Bài 20: a)Tại sao khi đun nóng chảy nước đá có hiện tượng co thể tích? b) Tại sao ở áp suất thường, nước có khối lượng riêng lớn nhất ở 40C? Bài 21: a) Pehiđrol là gì? b) Tại sao dung dịch loãng H2O2 lại bền hơn dung dịch đậm đặc ? c) Tại sao khi đun nóng hoặc chiếu sáng dung dịch H2O2 lại bị phân hủy mạnh? Bài 22: a) Thường dùng những chất nào để ức chế quá trình phân hủy hiđro peoxit? b) Những chất nào thúc đẩy nhanh quá trình phân hủy H2O2? c) Ứng dụng của hiđro peoxit? 2.2. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIII A (KHÍ HIẾM) Bài 1: Trình bày đặc điểm của khí trơ? (Cấu trúc electron, bán kính nguyên tử, năng lượng Ion hóa). Nhận xét và cho kết luận về khả năng phản ứng của các nguyên tố đó. Bài 2: Nhiệt độ nóng chảy của các khí trơ có các giá trị sau : Tnc(o C): He Ne Ar Kr Xe Rn -272 -249 -189 -157 -112 -71 Giải thích sự thay đổi nhiệt độ nóng chảy trong dãy từ Heli đến Radon. Bài 3:Thể Ion hóa thứ nhất của các khí trơ có các giá trị sau: I(e V): He Ne Ar Kr Xe Rn 24.6 21.6 15.3 14.0 12.1 10.7 Hãy giải thích tại sao khi nguyên tử tăng thì thế Ion hóa giảm? Bài 4: Hãy giải thích nguyên nhân hình thành các Hiđrat của khí trơ dạng X.6H2O (X=Ar, Kr, Xe). Các Hiđrat đó có phải là hợp chất hóa học không ? Bài 5: Mức oxi hóa đặc trưng của Kripton, Xenon và Radon ? Tại sao các mức độ lại không đặc trưng đối với các khí trơ còn lại ? Từ nhận xét trên hãy giải thích hoạt tính hóa học của các khí trơ ? Nêu ví dụ để minh họa. 2.3. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VA (HALOGEN : F, Cl, Br, I, At) Bài 1: Năng lượng liên kết X-X (Kcal/mol) của các halogen có giá trị sau: (Kcal/mol) F2 Cl2 Br2 I2 38 59 46 35 Hãy giải thích: Tại sao từ F2 đến Cl2 năng lượng liên kết tăng, nhưng Cl2 đến I2 năng lượng liên kết giảm? Bài 2: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các halogen có các giá trị sau: F2 Cl2 Br2 I2 Tnc(o C): - 223 -101 -7,2 113,5 Ts(o C): -187 -34,1 38,2 184,5 Nhận xét và giải thích? Bài 3: a) Tại sao các halogen không tan trong nước nhưng tan trong benzen? b) Tại sao Iot tan ít trong nước nhưng lại tan trong dung dịch kali iođua? Bài 4: Hãy so sánh các đại lượng: ái lực Electron, năng lượng liên kết, năng lượng hđrat hóa, thế tiêu chuẩn của Clo và Flo từ đó giải thích: a) Tại sao khả năng phản ứng của Flo lại lớn hơn Clo? b) Tại sao trong dung dịch nước Flo có tính oxi hóa mạnh hơn Clo Bài 5: a)Tại sao khi cho các halogen tác dụng với kim loại lại tạo ra những hợp chất ứng với số oxi hóa tối đa của các kim loại đó? Lấy ví dụ để minh họa. b) Tại sao Flo là chất oxi hóa mạnh nhưng Cu, Fe, Ni, Mg không bị Flo ăn mòn? Bài 6: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các hidro halogenua thay đổi như thế nào? Giải thích nguyên nhân. Bài 7: Bằng cách nào có thể xác định nhanh hàm lượng phần trăm của HCl trong dung dịch khi đã biết khối lượng riêng của dung dịch ? a) Hãy tính hàm lượng % của HCl trong các dung dịch có khối lượng riêng (g/cm3):1,025; 1,050; 1,08; 1,135; 1,195. b) Hãy tính gần đúng khối lượng riêng (g/cm3) của các dung dịch HCl khi hàm lượng HCl là: 12%, 20%, 30%, 32,5%. Bài 8: a) Tại sao axit HF lại là axit yếu trong đó các axit HX của các halogen còn lại là axit mạnh? b) Tại sao axit HF lại tạo ra muối axit còn các axit HX khác không có khả năng đó? Bài 9: a) Tại sao tính khử của các hidro halogenua tăng lên từ HF đến HI? b) Tại sao các dung dịch axit Bromhiđric và axit Iodhiđric không thể để trong không khí? Hãy viết các phương trình phản ứng khi cho Oxi tác dụng với dung dịch axit halogenhiđric. Bài 10: a) Trong công nghiệp, axit HCl được điều chế bằng phương pháp nào? b) Phương pháp đó dựa trên những nguyên tắc nào? c) Có thể vận dụng phương pháp đó cho các axit halogen hiđric khác được không? Lí do? Bài 11: Hãy trình bày những hiểu biết của mình về các halogenua ion: a) Những nguyên tố nào tạo ra các halogenua ion? b) Mức độ liên kết Ion trong các halogenua đó? Bài 12: a) Những nguyên tố nào hình thành các halogenua cộng hóa trị? b) Đặc tính của loại hợp chất đó? Bài 13: Cấu trúc phân tử của các oxit Cl2O, ClO2, Cl2O7. a) Trong các oxit đó oxit nào có tính thuận từ? Lí do? b) Bằng những phản ứng nào có thể chứng minh được rằng các oxit của Clo đều là các Anhiđrit? Viết phương trình của các phản ứng? Bài 14: Hãy trình bày một vài đặc điểm của các oxit của halogen? Bài 15: a) Nước Clo là gì? Nước Javen là gì? Clorua vôi là gì? Các chất đó được dùng làm gì? b) Khi cho CO2 qua dung dịch nước Javen hoặc dung dịch Ca(OCl)2 có hiện tượng gì xảy ra? Giải thích. Bài 16: a) Cho các Halogen Cl2 , Br2 , I2 tác dụng với nước, với dung dịch KOH có những phương trình phản ứng nào xảy ra. b) Khi cho Cl2 tác dụng với dung dịch KOH loãng sau đó đun nóng dung dịch từ từ lên 7000C người ta thu được chất gì? Viết các phương trình phản ứng. Bài 17: a) Cho nhận xét về sự biến thiên tính axit trong dãy HClO – HBrO – HIO. b) Cho một ít axit Clohidric vào nước javen loãng có hiện tượng gì xảy ra? Thay HCl bằng H2SO4 loãng hay HBr có khác không? Bài 18: So sánh tính bền, tính axit, tính oxi hóa của các oxi axit HClO , HClO2 , HClO3 , HClO4 . Giải thích về sự biến thiên các tính chất. Bài 19: Hãy trình bày vài nhận xét về các hợp chất giữa các halogen. Tính chất cơ bản của chúng? 2.4. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A (S, Se, Te, Po) Bài 1: a) Tại sao Lưu huỳnh, Selen, Telu lại có khả năng xuất hiện các mức oxi hóa +4 và +6? b) Tại sao trạng thái dương 6 là đặc trưng hơn đối với lưu huỳnh so với selen và telu? Bài 2: Tại sao nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của lưu huỳnh lại rất cao so với nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của Oxi? Bài 3: a) Tại sao ở nhiệt độ thường, lưu huỳnh có tính trơ về phương diện hóa học, nhưng khi đun nóng lại tỏ ra khá hoạt động? b) Trong điều kiện nào lưu huỳnh thể hiện tính oxi hóa, tính khử? c) Viết phương trình của các phản ứng khi cho lưu huỳnh tác dụng với các chất sau: F2, Cl2, O2, P, NaOH, KClO3, H2SO4 đặc, HNO3 đặc, HNO3 loãng. Bài 4: a) Hãy trình bày những hiểu biết của mình về các hợp chất sunfua (các loại sunfua , độ tan, màu sắc, khả năng thủy phân)? b) Trong các sunfua kim loại sau đây, sunfua nào bị thủy phân? Trường hợp nào có thể điều chế bằng phản ứng trao đổi trong dung dịch nước: Al2S3 ; Cr2S3 ; Na2S ; ZnS ; PbS ; La2S3 c) Hãy giải thích tại sao một số sunfua kể trên lại không bị thủy phân. Bài 5: a) Những đặc điểm về cấu tạo phân tử của SO2. b) Cấu tạo của Ion SO 32-? So sánh với cấu tạo của phân tử SO2 có gì khác không? Bài 6: a) Cấu tạo phân tử của SO3? b) Tại sao SO3 lại dễ dàng trùng hợp hóa tạo ra các polime? c) Tại sao SO3 lại tương tác mãnh liệt với H2O? Ứng dụng của phản ứng. Bài 7: a) Oleum là gì? Tính chất của oleum? b) Tính chất lí hóa của H2SO4 ? Tại sao khi pha loãng H2SO4 đặc, người ta phải cho từ từ từng giọt axit đó vào H2O mà không được làm ngược lại? c) Tại sao để điều chế các axit khác người ta thường dùng H2SO4 tác dụng với muối của các axit đó? Bài 8: Trình bày đặc điểm cấu tạo, độ bền, tên gọi của các axit chứa oxi của lưu huỳnh? 2.5. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM VA Bài 1: a) Đặc điểm cấu trúc electron của phân tử N 2? b) Nitơ là một nguyên tố không kim loại (với độ điện âm là 3,04) nhưng tại sao ở điều kiện thường lại kém hoạt động (trơ về mặt hóa học). c) Trong 2 khuynh hướng phản ứng (oxi hóa và khử) của Nitơ thì khuynh hướng nào là chủ yếu? Bài 2: a) Cấu tạo của phân tử NH3? (cấu trúc electron hình dạng các obitan lai hóa sp3 của nguyên tử N trong phân tử NH3, công thức cấu tạo…) b) Từ cấu tạo giải thích nguyên nhân gây ra các đặc tính lí, hóa của NH3? Bài 3: a)Trong phòng thí nghiệm bằng cách nào để thu được Nitơ từ không khí? b) Hãy đề xuất một phương pháp đơn giản để có thể xác định được tỉ lệ thể tích của Nitơ trong khí quyển? Bài 4: Viết phương trình phản ứng khi cho NH3 tác dụng với : hidro clorua, canxi clorua, oxi, clo, đồng (II) oxit, kali hipobromit? Trong mỗi trường hợp NH3 thể hiện tính chất gì? Bài 5: a) So sánh và nêu đặc điểm trong công thức cấu tạo NO +, N2, NO, NO-. b) Lấy dẫn chứng những hợp chất có chứa Ion NO + ? c) So sánh tính bền của NO và NO+ và nêu rõ nguyên nhân? Bài 6: a) Ở điều kiện thường, nitơ là chất khí, nhưng Photpho lại là chất rắn. Giải thích nguyên nhân? b) Tại sao P là nguyên tố có độ điện âm bé hơn nitơ, nhưng ở điều kiện thường lại hoạt động mạnh hơn nitơ? c) Tìm dẫn chứng để minh họa rằng trong các dạng thù hình của Photpho thì Photpho trắng lại hoạt động mạnh nhất? Nguyên nhân ? Bài 7: a)Tính chất hóa học cơ bản của Photpho. Tìm dẫn chứng để minh họa? b) Trong hai tính chất oxi hóa và khử của photpho thì tính chất nào là chủ yếu? So sánh với Nitơ có khác không? c) Tại sao những dụng cụ thủy tinh sau khi dùng làm thí nghiệm với photpho lại phải ngâm trong dung dịch CuSO4? Bài 8: Viết phương trình của các phản ứng sau: 1) Ca3P2 + H2O → 2) Ca3P2 + HClO → 3) P4 + Ba(OH)2 + H2O 4) PH3 + KMnO4 + H2SO4 → 5) PH3 + HClO4 → 6) PH3 + HCl → 7) PH4I + KOH → → 2.6. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM IV A-CACBON-SILIC (C, Si ) Bài 1: a) Đặc điểm cấu tạo của nguyên tử cacbon? Có thể giải thích các mức oxi hóa của cacbon trên cơ sở cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó như thế nào? b) Tại sao cacbon không có tính kim loại như thiếc và chì, mặc dù lớp vỏ electron của các nguyên tử đó tương tự nhau? Bài 2: a) Trình bày đặc điểm cấu tạo của kim cương và than chì ? b) Từ những đặc điểm đó hãy giải thích tính chất vật lí của hai dạng thù hình trên? Bài 3: a) Tính chất hóa học của cacbon? b) Trong các dạng thù hình của cacbon thì dạng nào tỏ ra hoạt động mạnh hơn? Giải thích nguyên nhân? c) Viết phương trình phản ứng khi cho cacbon tác dụng với Oxi, lưu huỳnh, flo, CuO, H2SO4 đặc. Bài 4: a) Đặc điểm cấu tạo phân tử của CO? b) So sánhcấu trúc electron của phân tử CO và N2 từ đó giải thích tính chất lí hóa tương tự nhau của hai chất đó ? Bài 5: a) Tính chất hóa học của cacbon oxit? b) Viết phương trình phản ứng khi cho cacbon oxit tác dụng với oxi, clo, nước, NaOH, Fe2O3, Ni. Trong mỗi trường hợp CO đóng vai trò gì? Bài 6: a) Những kim loại nào có khả năng phản ứng được với CO? Sản phẩm của phản ứng? b) Hãy giải thích sự hình thành liên kết "cho nhận" khi cho crom tác dụng với cacbon oxit? c) Phức chất cacbonyl kim loại tác dụng với các axit vô cơ như thế nào? Bài 7: a) Tại sao CaCO3 lại tan được trong dung dịch bão hòa khí CO 2? Tại sao dung dịch Ca(HCO3)2 khi thêm NaOH lại tạo ra kết tủa? Dựa vào sự thủy phân ion CO32-để giải thích? b) Khí CO2 được tạo ra trong một loại bình chữa cháy chứa dung dịch phèn nhôm với xoda. Giải thích? Bài 8: a) Silic và kim cương đều có cấu tạo tương tự nhau(hình tứ diện đều) nhưng tại sao silic là chất bán dẫn, còn kim cương lại là chất cách điện? b) Viết phương trình phản ứng khi cho Si tác dụng với halogen, MgO, MnO2, H2O. Điều kiện của phản ứng? Bài 9: a) Nguyên tắc điều chế Si vô định hình? b) Những axit nào có khả năng hòa tan đươc Si? Viết phương trình phản ứng khi cho Si tác dụng với dung dịch kiềm, so sánh với cacbon có gì khác? Bài 10: a) Hãy giải thích tại sao Silicdioxit lại có nhiệt độ nóng chảy rất cao so với Cacbonđioxit? b) Viết phương trình phản ứng khi cho SiO 2 tác dụng với F2 , HF , NaOH , Na2CO3. Chương 3 HỆ THỐNG LỜI GIẢI VÀ HƯỚNG DẪN GIẢI BÀI TẬP HÓA VÔ CƠ PHẦN PHI KIM 3.1. HIĐRO, OXI VÀ NƯỚC Bài 1: a) Nêu đặc điểm cấu tạo hạt nhân (số proton, số nơtron) nguyên tử các đồng vị của Hidro. Ví dụ với Triti (kí hiệu là T) có 1e -, 1p+, 2n0. b) Vì kích thước phân tử bé nên có độ khuếch tán lớn. Bài 2: a) “ Hiđrô mới sinh” là loại hiđrô nguyên tử vừa mới được tạo ra bằng các phản ứng hoá học hoặc bằng cách điện phân, chưa kịp kết hợp thành phân tử đã tham gia vào phản ứng đã tham gia vào phản ứng.Ví dụ, khử chất nitơ tạo thành amin. RNO2 + 6H2 Fe + HCl R- NH2 + H2O. Khử Fe3+ thành ion Fe2+ ; ion MnO4- thành ion Mn2+. FeCl3 + H → FeCl2 + HCl b) Vì không cần cung cấp năng lượng để chuyển Hiđro phân tử thành nguyên tử. Ví dụ: H2 + FeCl3 → FeCl2 + HCl (không xảy ra) (Zn + HCl) + FeCl3 → FeCl2 + HCl (dễ dàng). Bài 3: Dựa vào tỉ khối để xác định. Có thể chuyển được bằng cách úp cốc thứ hai không chứa Hidro lên cốc thứ nhất có chứa Hiđro. Bài 4: a) Vì phân tử Hiđro có độ bền lớn. Năng lượng phân li H2 → 2H là ∆H = 103 kcal/mol nên ở nhiệt độ thường kém hoạt động, chỉ hoạt động ở nhiệt độ cao. b) Chỉ có Flo và một số kim loại chuyển tiếp nặng là có khả năng phản ứng trực tiếp ở nhiệt độ phòng. Bài 5: Trong thành phần các hợp chất hóa học Hiđro chỉ tồn tại ở dạng ion H- có trong các Hiđrua của các kim loại mạnh (NaH, CaH2). Dạng ion H+ không tồn tại trong các hợp chất hóa học vì bản chất liên kết trong các hợp chất đó là liên kết cộng hóa trị (ví dụ HCl, HF). Trong dung dịch không có dạng ion H+ mà chỉ có dạng H3O+. Ion H+ thực sự chỉ tồn tại trong môi trường khí khi phóng điện qua khí Hidro bằng các tia ion hóa như γ chẳng hạn. Bài 6: Tương tác giữa các phân tử Hiđro với nhau là tương tác khuếch tán. Tương tác trong kim loại kiềm là tương tác kim loại. Do đó sự bay hơi của các kim loại đòi hỏi một năng lượng để thắng tương tác giữa các nguyên tử. Trái lại sự bay hơi của Hiđro xảy ra khi động năng của phân tử Hiđro đủ để thắng lực tương tác khuếch tán, do đó ở nhiệt độ thường Hiđro là một chất khí. Bài 7: a) Các kim loại kiềm và kiềm thổ hình thành ra các Hidrua ion. Các nguyên tố không kim loại hoặc nửa kim loại tạo ra Hidrua cộng hóa trị: Li C N O F Na Mg Si P S Cl K Ca Ge As Se Br Rb Sr Sn Sb Te I Cs Ba Pb Bi Po At Fr Ra T¹o ra Hidrua ion T¹o ra Hidrua céng hãa trÞ b) Các hiđrua ion là các muối, kết tinh theo dạng lập phương hoặc tà phương, liên kết trong phân tử là liên kết ion. Các Hiđrua cộng hóa trị chủ yếu là những chất ở dạng khí (dễ bay hơi); khi tan trong nước phần lớn tạo ra axit; liên kết trong phân tử là liên kết công hóa trị. Bài 8: Từ trái qua phải (theo chu kì), tính khử tăng, tính axit tăng, tính bền giảm. Độ bền nhiệt phụ thuộc vào năng lượng liên kết H – X, phụ thuộc vào độ điện âm và kích thước nguyên tử của X. Khi hai nguyên tố có độ điện âm tương đương, nguyên tố nào nặng hơn cho HX có độ bền nhiệt kém hơn. Bài 9: Có thể giải thích như sau: Khi tan vào nước có cân bằng sau: Hn-1X- + H3O+ → HnX + H2O → Hn+1X+ + OHđiện li axit điện li bazơ Cân bằng chuyển dịch về phía nào phụ thuộc vào trường lực của ion trung tâm Xn- và O2- (nghĩa là phụ thuộc vào điện tích và bán kính). Với HF, cân bằng sẽ chuyển dịch về phía điện li axit, do trường lực của O 2lớn hơn trường lực của F- (bán kính của O2- là 1,36 Ǻ; bán kính của F- là 1,33Ǻ; vì điện tích của O2- lớn hơn F-) do đó H+ chuyển về phía O2-. Với NH3, cân bằng sẽ chuyển dịch theo hướng điện li bazơ, do trường lực của N3- lớn hơn O2- (trường lực phụ thuộc cả bán kính và điện tích; bán kính của N3- là 1,47Ǻ). Bài 10: a) Nguyên tử oxi có cấu hình 1s22s22p4, trong nguyên tử có 2 electron độc thân, gây ra trạng thái hóa trị 2 của nguyên tử. 2s2 2p4 Muốn xuất hiện hóa trị lớn hơn 2 cần phải chuyển electron từ mức 2p lên mức 3s để tạo ra 4 electron không cặp đôi, điều đó không thể thực hiện được vì đòi hỏi một năng lượng khá lớn. b) Oxi có khả năng xuất hiện mức oxi hóa dương trong các hợp chất F2On (n=1,2,3,4) do oxi có độ âm điện bé hơn Flo. Ví dụ: F2O, F2O2. Bài 11: Theo quan điểm của phương pháp liên kết hóa trị thì phân tử oxi được hình thành bằng sự ghép đôi của các electron độc thân ở hai nguyên tử oxi với nhau tạo ra phân tử O2 ứng với sơ đồ: O: : : :O Nghĩa là trong phân tử có một liên kết kép, phân tử không còn electron độc thân. Theo phương pháp Obitan phân tử thì phân tử oxi có cấu hình electron như sau: O[K.2s2.2p4] + O[K.2s2.2p4] → O2 [KK  lk  2s  2  *   2s   2 2  lk   lk   2 px      2 py, z 4  *     2 py, z 2   ] Với cấu hình đó, phân tử oxi còn dư 4 electron tạo liên kết. Các obital phản     liên kết  *2p  có khả năng nhận tối đa là 4 electron, nhưng chỉ mới có 2 electron, chúng đều có spin song song nhau phù hợp với quy tắc Hund. Sơ đồ các mức năng lượng của phân tử oxi theo thuyết obital phân tử:  *2p  *2py  *2pz    lk2 py  lk2 pz    lk2 px   *2s   lk2s  đã cho ta thấy trong phân tử O2 có 2 electron độc thân chưa ghép đôi. Cấu hình đó phù hợp với sơ đồ cấu tạo phân tử oxi như sau: :O .. .. .. O: hoặc . :O . O: nghĩa là trong phân tử oxi có một liên kết б bảo đảm bằng 1 cặp electron có spin  2 p ) và 2 liên kết đặc biệt, mỗi liên kết có 3 electron trong đó đối song (obital có 2 electron liên kết (  2 p ) và một electron Л phản liên kết (  * ). Những 2 nguyên tử, ion hay phân tử có tính thuận từ (có momen từ vĩnh cửu) bắt buộc phải có ít nhất một electron độc thân. Phân tử O2 có tính thuận từ, như vậy phải có electron độc thân trong phân tử. Điều đó không thể giải thích được bằng thuyết liên kết hóa trị mà được chứng minh bằng quan điểm của thuyết obital phân tử. Bài 12: Phù hợp với những dữ kiện quang phổ, các Obitan phân tử của phân tử hai nguyên tử có các mức năng lượng được phân bố theo trật tự sau:  1lks   1*s   lk2s   2s   lk2 px   lk2 py   lk2 pz   *2 py   *2 pz   *2 px * Trong đó các kí hiệu: - 1k: chỉ các obitan liên kết - * : chỉ các obitan phản liên kết Nhưng khi năng lượng giữa các nguyên tử 2s và 2p trộn lẫn với nhau một phần nào để tạo ra các obitan phân tử б2s và б2px, các obitan đó sẽ tương tác đẩy nhau và do đó các obitan phân tử obitan  lk2 py và  lk2 px có năng lượng cao hơn so với  lk2 px . Trong trường hợp đó trật tự các mức năng lượng có thể phân bố như sau: * *  1lks   1*s   lk2s   2s   lk2 py   lk2 pz   lk2 px   *2 py   2 pz   *2 px Số electron tối đa ở trạng thái б là 2e và Л là 4e. Dựa vào trật tự đó có thể viết được cấu hình electron của các ion phân tử O 2+, O2- và O22- như sau: 2 2 O2 :  lk   *   2s   2s  + O2 - 2 2 :  lk   *   2s   2s   lk  2  lk  4  * 1     2 px   2 py, z   2 py     lk  2  lk 4  * 3     2 px   2 py, z   2 py, z    2 2 2    4  * 4 O22-:  lk   *   lk   lk     2s   2s   2 px   2 py, z   2 py, z  Giản đồ các mức năng lượng phân bố như sau: O2+ O2 O2- O22-  *p _ _ _ _  *p ↑ ↑  lkp        lkp      *s      lks     ↑  ↑     Trong các trường hợp trên chỉ có O2+, O2, O2- là có tính thuận từ vì có electron không ghép đôi, còn O22- có tính nghịch từ. Bài 13: a) Các halogen, các khí trơ, một số kim loại quý như: Ag, Pt, Au không phản ứng trực tiếp với oxi. b) Khoảng cách giữa hai nguyên tử trong phân tử O2 là 1,21 Ǻ , bé hơn độ dài của liên kết đơn O - O là 1,48 Ǻ , do dó phân tử O2 rất bền. Trong phân tử O2 có một liên kết ú và hai liên kết ba electron ð. Trong phân tử Clo chỉ có một liên kết ú , ngoài ra còn có một liên kết ð do sự xen phủ bởi các electron d. Do đó năng lượng lên kết trong phân tử oxi là 118 Kcal/mol, còn với Clo là 59 Kcal/mol. Ở 20000C phân tử oxi phân li thành nguyên tử, lúc đó oxi sẽ thể hiện tính hóa học mạnh hơn Clo. Bài 14: Ái lực electron của phân tử O2 là 0,8eV, năng lượng ion hóa là 12,2eV, do đó phân tử O2 có thể mất bớt hoặc kết hợp thêm electron để tạo thành ion phân tử O2+ , O2- hoặc O22-. Khi tách một electron ra khỏi obitan phân tử Л*, phân tử oxi tạo thành ion phân tử O2+ : :O .. .. .. O: - 1e :O . . . O: - 1e . :O hoặc: . :O . O: O: Ion phân tử O2+ có trong hợp chất tương tự muối O2+[PtF3] khi cho O2 tương tác với PtF3 . Khi nhận thêm một electron vào obitan Л*, phân tử oxi tạo thành ion supeoxit O2- : : : :O .. .. .. O: + 1e :O . . . O: ion O2- có trong supeoxit của các kim loại kiềm khi cho oxi tác dụng trực tiếp với các kim loại đó, chẳng hạn KO2, RbO2. Khi kết hợp thêm 2 electron và obitan Л*, phân tử oxi chuyển thành ion :O : : :O .. .. .. O: +2e : : peoxit O22- : O: 2 ion O22- có trong các hợp chất như: BaO2, H2O2… Bài 15: Oxi tạo ra những hợp chất oxi với đại đa số các nguyên tố hoặc trực tiếp hoặc gián tiếp. Những hợp chất mà trong đó nguyên tử oxi liên kết với nguyên tử của nguyên tố khác và không liên kết giữa các nguyên tử oxi với nhau gọi là các oxit thường (R2IO). Còn những oxit mà trong phân tử các nguyên tử oxi liên kết với nhau gọi là các peoxit (R2IO2). Dựa vào tính chất hóa học, người ta chia thành oxit axit, oxit bazơ và oxit lưỡng tính. Những oxit của một số nguyên tố không kim loại, không có tính axit cũng như tính bazơ được gọi là các oxit trơ. Những oxit tan trong nước gọi là các oxit axit (N 2O5, SO2, SO3, CO2, Cl2O7 v.v…); có oxit tuy không tan trong nước nhưng lại tan trong dung dịch kiềm cũng gọi là oxit axit. Ví dụ: Sb2O3 + 2NaOH + 5H2O → 2Na[Sb(OH)6] Oxit bazơ khi tác dụng với nước tạo ra bazơ (Li2O, Na2O, CaO, BaO…). Một số oxit tuy không tan trong nước nhưng tan trong dung dịch axit loãng cũng là oxit bazơ. Ví dụ: NiO + 2HCl → NiCl2 + H2O MgO + H2SO4 → MgSO4 + H2O Oxit lưỡng tính vừa tan trong axit vừa tan trong dung dịch kiềm (Al2O3, ZnO, Cr2O3…) Các oxit không tan trong nước, trong axit, trong dung dịch kiềm được gọi là oxit trơ (N2O, Co…) Các oxit cao được tạo bởi Na, Mg, Al, Si, P, S và Cl; theo chiều tăng mức oxi hóa của các nguyên tố đó trong dãy thì tính chất của oxit sẽ chuyển từ oxit bazơ Na2O đến oxit axit Cl2O7. Những nguyên tố có nhiều mức oxi hóa , khi tạo ra các oxit thì ở mức oxi hóa thấp, oxit có tính bazơ, ở mức oxi hóa cao, oxit có tính axit. Ví dụ, trong dãy: MnO Mn2O3 MnO2 Mn2O7 từ trái sang phải tính axit tăng, tính bazơ giảm (MnO có tính bazơ, Mn2O7 có tính axit). Liên kết hóa học trong các oxit biến đổi từ thuần túy ion (trong oxit của kim loại kiềm, kiềm thổ…) đến thuần túy cộng hóa trị (trong oxit của các halogen). Sự hình thành ion O2- từ oxi phân tử và sau đó để hình thành các oxit cần tiêu tốn một năng lượng khá lớn, nên sự hình thành oxit ion sẽ gặp khó khăn, nhưng nhờ có năng lượng mạng lưới của các oxit đó lại rất cao, nên trong thực tế có nhiều oxit thuần túy ion và rất bền. ở những oxit mà năng lượng mạng lưới không đủ lớn để có thể ion hóa hoàn toàn nguyên tử kim loại, thì liên kết trong oxit có mức độ công hóa trị đáng kể , ví dụ BeO, B2O 3 v.v… Ion O2- chỉ tồn tại trong tinh thể của các oxit ion, nhưng không thể tồn tại trong dung dịch vì dễ dàng bị thủy phân: O2- + H2O → 2OHVì vậy các oxit ion như oxit kim loại kiềm, kiềm thổ khi tan trong nước tạo ra môi trường kiềm. Ngoài các oxit kể trên, còn có các Peoxit như Na 2O2, BaO2, SnO2 … và các oxit hỗn hợp như Pb2O3, Pb3O4, Mn3O4, Fe3O4… Các peoxit không phải là các oxit thực sự mà là muối của H2O2, khi cho các peoxit tác dụng với axit thì cùng với muối còn tạo ra H2O2, nhưng nhóm - O - O - không bền nên thường thu được O2. Ví dụ: 2Na - O - O - Na + 2H2SO4 → 2Na2SO4 + 2H2O + O2 Các oxit hỗn hợp (đôi khi còn gọi là các oxit kép) được xem như là các muối Ví dụ Pb2O3 = PbPbO3 (muối Pb (II) của H2PbO3), Mn3O4 = Mn2MnO4 (muối Mn (II) của axit H4MnO4), Fe3O4 = Fe(FeO2)2 (muối Fe (II) của HFeO2). Trong phân tử của axit loại này có các nguyên tử của cùng một nguyên tố nhưng có mức oxi hóa khác nhau. Bài 16: a) Ozon là chất không bền, dễ bị phân hủy do có hoạt tính oxi hóa cao hơn nhiều so với oxi. Oxi có thể tác dụng với nhiều chất, nhưng có nhiều trường hợp xảy ra ở nhiệt độ cao và phải có chất xúc tác. Trái lại ozon có thể oxi hóa được nhiều đơn chất ít hoạt động như Ag, Hg ngay ở nhiệt độ thường. Ag + O2 → Không b) 2Ag + O3 → Ag2O + O2 Tác dụng với PbS: O2 không thể oxi hóa PbS để tạo ra PbSO4, trái lại với O3: PbS + 2O3 → PbSO4 + O2 Tác dụng với dung dịch KI: So sánh thế điện cực của O2 và O3 trong môi trường axit và bazơ: O3 + 2H+ + 2e → O2 + H2O E0=+2,07V O3 + H2O + 2e → O2 + 2OH- E0=+1,24V O2 + 4H+ + 4e → I2 + 2e → 2H2O E0=+1,23V 2I- E0=+0,54V O2 + 2H2O + 4e → 4OH- E0=+0,40V Như vậy O2 chỉ có thể oxi hóa được I- tạo ra I2 trong môi trường axit, còn O3 có khả năng oxi hóa I- tạo ra I2 không những trong môi trường axit mà cả trong môi trường kiềm: 2KI + O3 + H2O → I2 + 2KOH + O2 Bài 17: a) Có thể nhận ra ozon bằng phương pháp sau: Ozon làm đen lá bạc hơ nóng Giấy quỳ đỏ có tẩm dung dịch KI sẽ hóa xanh khi tiếp xúc với O 3. Có thể nhận ra bằng dung dịch KI từ không màu tạo ra màu vàng nâu khi cho O3 đi qua dung dịch đó. b) Khi cho O3 tiếp xúc với giấy hồ tinh bột tẩm ướt dung dịch KI sẽ tạo ra I2 là xanh hồ tinh bột. - Có thể điện phân dung dịch H2SO4 50%. Bài 18: Phân tử H2O có cấu tạo ứng với sự lai hóa sp3 của nguyên tử oxi. trong phân tử H2O, hai obitanlai hóa sp3 của nguyên tử oxi xen phủ với obitan 1s của nguyên tử hidro hình thành 2 liên kết O - H. 2 obitan lai hóa sp3 còn lại ở dưới dạng 2 cặp electron tự do. Trong phân tử H2O, có 8 electron hóa trị phân bố theo các obitan phân tử ứng với cấu hình sau:  lk  s  2 2  2 2  lk         2 px     2 pz   2 py  Trong đó có 4 electron tạo ra 2 liên kết б và 4 electron không tham gia liên kết б z và Л y. Đặc điểm cấu trúc phân tử của H2O và H2O2 là tính không đối xứng nên có cực tính lớn và do đó đều là những dung môi ion hóa hết. . . o 0,95 A H : O: 0, 99 A H O o 0 105 . o 1,48 A O 950 1200 . H H Ở trạng thái hơi không có hiện tượng trùng hợp, nhưng ở trạng thái lỏng có hiện tượng trùng hợp phân tử, gây ra do liên kết hiđro, vì vậy có nhiệt độ sôi khá cao (của H2O là 1000C, của H2O2 là 1500C). Do có liên kết hiđro nên H2O và H2O2 trộn lẫn với nhau theo bất kỳ tỉ lệ nào. Bài 19: a) Vì gốc O22- trong H2O2 có khả năng thu thêm 2 electron : O22- + 2e → 2O2và khử bớt 2 electron : O2- - 2e → O2 Thế điện cực của H2O2 trong môi trường axit: H2O2 + 2H+ + 2e → 2H2O E0 = + 1,77 V và trong môi trường kiềm: H2O2 + 2e → 2OH- E0 = + 0,87 V Thể hiện tính oxi hóa mạnh của H2O2 trong cả 2 môi trường, nhưng mạnh hơn là trong môi trường axit. H2O2 còn thể hiện tính khử khi tác dụng với chất có tính oxi hóa mạnh hơn nó, với thế điện cực: O2 + 2H+ + 2e → H2O2 E0 = + 0,68 V. Như vậy H2O2 có tính oxi hóa là chủ yếu. b) Phản ứng phân hủy H2O2 thể hiện đồng thời cả 2 tính chất oxi hóa và khử: H2O2 + H2O2 → 2H2O + O2 ∆H = - 23,5 Kcal/ mol Bài 21: a) Nhờ có liên kết hiđro, các phân tử trùng hợp với nhau tạo ra những tập hợp phân tử lớn hơn. Do phân tử nước đá có dạng (H2O)5 với cấu tạo tứ diện (4 phân tử H2O nằm ở 4 đỉnh, 1 phân tử H2O nằm ở tâm hình tứ diện ). Phân tử tập hợp (H2O)5 có cấu tạo rộng. Khi nước đá nóng chảy, 1 phần liên kết hidro bị đứt, cấu tạo rỗng bị phá hủy, các phân tử H2O gần nhau hơn, do đó có hiện tượng co thể tích. b) Do hiện tượng co thể tích như thế nên khi tăng nhiệt độ trên 00C, nước đá chảy nặng hơn nước đá ở 00C (Khối lượng riêng tăng). Khi tiếp tục tăng nhiệt độ, thể tích của nước tăng lên do khoảng cach của các phân tử nước tăng lên. Nhưng đồng thời liên kết hiđro bị đứt thêm nên thể tích của nước giảm xuống. Trên 40C, quá trình tăng thể tích của nước chiếm ưu thế, nên khối lượng riêng của nước giảm. Kết hợp cả 2 quá trình tăng và giảm thể tích cho thấy tại sao nước có khối lượng riêng cao nhất ở ~ 4 0C. Bài 21: a) Pehiđrol là dung dịch H2O2 30 % bán ở thị trường. b) Quá trình phân hủy: 2H2O2 → 2H2O + O2 có đặc tính dây truyền kém thuận lợi hơn do các phân tử H2O ngăn cản sự va chạm giữa các gốc và các phân tử H2O2. Khi chiếu sáng hoặc khi đun nóng, đã tạo điều kiện thuận lợi cho quá trình va chạm và làm cho dây truyền phân hủy phát triển. Hiđropeoxit rất tinh khiết bền hơn dung dịch có lẫn tạp chất cũng giải thích tương tự như trên. Bài 22: a) Những chất có đặc tính axit như H3PO4, H2SO4 đều có khả năng ức chế quá trình phân hủy H2O2. H2O2 được cất trữ trong các bình bằng Polietilen hoặc bình tráng bằng Paraphin. b) Những chất có tính kiềm, bụi; các kim loại nặng và các ion của chúng; MnO2… thúc đẩy nhanh quá trình phân hủy H2O2… 3.2. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIII A (KHÍ HIẾM) Bài 1: Ở lớp ngoài cùng của nguyên tử khí trơ gồm các obitan ns và np, tất cả các electron đều đã ghép đôi. - Kích thước nguyên tử tăng dần (từ He đến Ar tăng nhanh; từ Ar đến Kr tăng chậm) - Năng lượng ion hóa cao và giảm dần (từ He đến Ar giảm nhanh; từ Ar đến Kr giảm chậm) - Năng lượng ion hóa cao gây ra tính trơ về mặt hóa học nên nhìn chung các khí trơ ít có khả năng phản ứng, nhất là khí trơ nhẹ. Nhận xét: Từ He đến Rn, năng lượng ion hóa giảm nên khả năng phản ứng tăng, nhất là Kr và Xe đều có hoạt tính hóa học cao. Các hợp chất của Kr và Xe đều là các chất oxi hóa mạnh, chúng có khả năng tạo ra các hợp chất ứng với các mức oxi hóa +2; +4; +6; +8. Hợp chất ứng với mức oxi hóa cao có tính oxi hóa mạnh và có tính axit, chẳng hạn dung dịch axit H4XeO6. Bài 2: Các nguyên tử khí trơ tương tác với nhau chủ yếu do lực khuếch tán, một thành phần quan trọng trong lựcVan der Wals, từ He đến Rn bán kính nguyên tử tăng, khả năng bị cực hóa của các khí trơ tăng, dẫn đến năng lượng tương tác khuếch tán tăng do đó các chất càng khó nóng chảy. Bài 3: Khi kích thước nguyên tử tăng thì tác dụng chắn điện tích hạt nhân của các lớp electron sẽ tăng lên, do đó electron ở lớp vỏ ngoài cùng của những nguyên tử có kích thước lớn hơn dễ dàng tách ra khỏi nguyên tử, vì thế ion hóa giảm. Bài 4: Các hiđrat của khí trơ dạng X.6H2O là những hợp chất bao. Các hiđrat đó được hình thành ở nhiệt độ thấp và ở áp suất cao khi bão hòa khí trơ. Trong tinh thể nước đá có những khoảng trống được hình thànhkhi các phân tử nước liên kết với nhau bằng liên kết Hidro, ở áp suất cao các nguyên tử khí trơ đã thâm nhập vào các khoảng trống đó, các nguyên tử khí trơ tương tác với các phân tử nước nhờ có lực khuếch tán, lực này không đủ để hình thành hợp chất phức (một loại hợp chất hóa học), do đó các hợp chất của khí trơ không phải là loại hợp chất hóa học thực sự. Bài 5: Hãy dựa vào sự hình thành các electron độc thân khi kích thích nguyên tử để chuyển electron từ trạng thái ghép đôi sang trạng thái độc thân để giải tích khả năng hình thành các mức oxi hóa khác nhau. Ví dụ: Giải thích sự hình thành mức oxi hóa +2 của Xe như sau: 5s2 5p6 5d0 5d1 5p5 5s2 Với He không có khả năng đó. Các electron độc thân ở trạng thái cao nên không bền, dễ dàng trở về trạng thái có năng lượng thấp ban đầu, do đó gây ra tính oxi hóa ở bậc oxi hóa cao. Do năng lượng ion hóa giảm từ He đến Rn nên các khí trơ có khả năng tương đối dễ dàng tạo ra các hợp chất có hóa trị cao. Liên kết trong các hợp chất đó đều là liên kết cộng hóa trị. Các hợp chất của khí trơ đều ít bền, dễ bị phân hủy, có tính oxi hóa mạnh. Ví dụ chúng oxi hoá được iodua thành iod, ozon thành oxi. 3.3. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VA (HALOGEN: F, Cl, Br, I, At) Bài 1: Phương pháp Obitan phân tử đã mô tả cấu hình electron của các phân tử halogen như sau:              * 2 2 S S Z 2 2 2 y x  * 2 * 2 x y Nghĩa là hai nguyên tử halogen liên kết với nhau bằng một liên kết б (б z). Ngoài liên kết б, trong phân tử Cl2, Br2, I2 còn có một phần liên kết Л tạo ra bởi sự xen phủ của các obitan d. Trong phân tử Flo, liên kết chỉ được hình thành do một electron hóa trị, không có khả năng hình thành liên kết Л như trên vì không có các obitan d. Liên kết Л được hình thành đó là liên kết "cho nhận" tạo ra do cặp electron tự do của một nguyên tử và obitan d còn bỏ trống của nguyên tử khác; có thể mô tả theo sơ đồ sau: 3s 3d 3p 3d 3p 3s Sự hình thành các liên kết Л đó đã làm cho phân tử các halogen bền rõ rệt. Flo không có khả năng tạo ra liên kết Л nên phân tử Flo có năng lượng liên kết bé hơn so với Clo. Từ Clo đến Iot do bán kính nguyên tử tăng, độ dài liên kết tăng: DX –X (Ǻ) F2 Cl2 Br2 I2 1,42 2,00 2,29 2,17 nên năng lượng liên kết giảm. Bài 2: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các halogen tăng. Tính chất đó phụ thuộc vào tương tác khuếch tán giữa các phân tử. Ở trạng thái lỏng và rắn, các phân tử halogen tương tác với nhau bằng lực Van der Waals. Vì phân tử các halogen không có cực nên tương tác đó phụ thuộc vào tương tác khuếch tán, năng lượng tương tác này càng lớn khi độ phân cực của phân tử càng lớn. Vì khả năng bị cực hóa của các phân tử phụ thuộc vào bán kính nguyên tử, nên từ F đến I, bán kính nguyên tử tăng, độ phân cực tăng do đó tương tác khuếch tán tăng làm cho nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi của các halogen tăng. Bài 3: a) Các chất có xu hướng tan nhiều trong chất lỏng giống với chúng. Các halogen là những chất không cực nên ít tan trong dung môi có cực (ví dụ: H2O) và tan nhiều trong dung môi không cực. b) Trường hợp Iot tan nhiều trong dung dịch KI vì tạo ra Ion I3- theo phản ứng: I2 + I- = I3- Bài 4: So sánh: F2 Cl2 Năng lượng liên kết X2 (Kcal/mol) 37 59 ái lực electron X + e → X- (Kcal/nguyên tử g) 79 83 Năng lượng hiđrat hóa của X- (Kcal/mol) 121 90 Thế tiêu chuẩn E0x2/2x- (Von) 2.87 1,36 Ta thấy rằng năng lượng liên kết và ái lực electron của Flo bé hơn Clo; năng lượng hidrat lớn và thế tiêu chuẩn của Flo lớn hơn Clo. a) Mặc dù có ái lực electron thấp hơn (có tính oxi hóa kém hơn) nhưng năng lượng liên kết trong phân tử Flo thấp hơn do đó khả năng phản ứng của Flo cao hơn Clo. b) Quá trình chuyển X2 → 2X- ở trong dung dịch phụ thuộc vào các yếu tố sau: - Năng lượng phân li phân tử thành nguyên tử(năng lượng liên kết). - ái lực electron để biến nguyên tử thành X-. - Năng lượng hiđrat hóa của anion X-. Với Flo, mặc dù năng lượng phân li phân tử thành nguyên tử và ái lực electron bé hơn Clo, nhưng năng lượng hiđrat hóa của Ion F- lại lớn hơn nhiều so với Ion Cl- , do đó trong dung dịch nước, Flo có tính oxi hóa mạnh hơn Clo. Bài 5: a) Với các kim loại có nhiều mức oxi hóa thì các hợp chất ứng với mức oxi hóa đều có tính khử, trong khi đó các halogen lại là chất oxi hóa mạnh. b) Khi chất rắn tương tác với chất khí, khả năng phản ứng phụ thuộc vào cấu trúc của chất rắn được tạo ra. Nếu sản phẩm tạo ra bám chắc vào bề mặt chất rắn tương tác thì nó sẽ ngăn cản phản ứng tiếp diễn. Lí luận đó sẽ giải thích trường hợp nêu trong bài tập. Bài 6: Từ HF đến HCl: Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi giảm. Từ HCl đến HI nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng. Các hiđro halogenua tương tác với nhau bằng lực tương tác giữa các phân tử gồm lực định hướng, lực khuếch tán và lực cảm ứng. Nhưng năng lượng tương tác cảm ứng thường rất bé so với năng lượng tương tác định hướng và tương tác khuếch tán, do đó ảnh hưởng của tương tác cảm ứng đến nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi có thể bỏ qua. Năng lượng tương tác định hướng giảm từ HF đến HI do độ phân cực của phân tử giảm. Năng lượng tương tác khuếch tán tăng lên trong dãy do sự tăng bán kính nguyên tử của các halogen và sự giảm độ phân cực của liên kết trong phân tử. Từ HF đến HCl, nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi giảm do giữa các phân tử HF phát sinh được liên kết Hidro, đồng thời năng lượng tổng quát của tương tác giữa các phân tử giảm do tương tác định hướng giảm. Từ HCl đến HI năng lượng tương tác khuếch tán chiếm ưu thế so với tương tác định hướng vì vậy nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi tăng. Bài 7: Có thể xác định nhanh hàm lượng % của HCl trong dung dịch bằng cách nhân hai con số sau dấu phẩy (của khối lượng riêng của dung dịch) với 2. Ngược lại nếu biết thành phần % của HCl trong dung dịch có thể tính gần đúng khối lượng riêng của dung dịch đó. a) Ví dụ: Dung dịch có khối lượng riêng là 1,025 g/cm3, hàm lượng HCl là: 2,5.2= 5%, dung dịch có khối lượng riêng là 1,195 g/cm3, hàm lượng HCl là 19,5.2 = 39 %. b) Dung dịch 32,5 % thì khối lượng riêng là: 32,5:2= 16,25 suy ra d= 1,162 g/cm3. Bài 8: a) Một phần vì năng lượng liên kết HF rất lớn, một phần khác vì khi hòa tan trong nước xảy ra quá trình Ion hóa tạo ra H3O+ và F-, sau đó Ion F- lại tương tác với phân tử HF tạ ra Ion phức HF2-: HF + H2O → H3O+ + FHF + F- → HF2Hoặc ở dạng tổng quát: 2HF + H2O → H3O+ + HF2Do một phần phân tử HF liên kết tạo ra HF2- nên hàm lượng tương đối của Ion H3O+ không lớn, vì vậy dung dịch axit Flohidric có tính axit yếu (K= 7.10-4). b) Vì nguyên nhân trên nên trong dung dịch axit Flohidric có các Ion dạng H2F3-, H3F4-, H4F5-…. Khi trung hòa tạo ra các muối axit như K[HF2] (Tnc= 2390C); K[H2F3] (Tnc= 620C); K[H3F4] (Tnc=600C); K[H4F5] (Tnc= 730C). Bài 9: a) Vì độ bền đối với nhiệt giảm, năng lượng liên kết giảm nên tính khử của các hidro halogenua tăng (ở trạng thái khí cũng như ở trạng thái tan trong dung dịch) b) Khi tác dụng với Oxi: HF + O2: không có phản ứng; HF hoàn toàn không thể hiện tính khử. HCl + O2 : trong dung dịch không xảy ra phản ứng, nhưng ở trạng thái khí thì xảy ra phản ứng thuận nghịch: 4HCl (khí) + O2 t < 6000C t > 6000C 2H2O + 2Cl2 HCl chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh. HBr và HI đều là những chất khử mạnh, dung dịch của chúng vốn là trong suốt và không màu, nhưng để lâu trong không khí dung dịch sẽ vàng dần do tạo ra các halogen tự do: 4HBr + O2 (KK) → 2H2O + 2Br2 4HI + O2 (KK) → 2H2O + 2I2 Trường hợp HI dung dịch nhuốm màu vàng nhanh hơn so với dung dịch HBr. Bài 10: a) Hiện nay trong công nghiệp chủ yếu dùng phương pháp tổng hợp để điều chế hidro clorua, sau đó cho hấp thụ nước tạo ra axit Clohidric: H2 +Cl2 → 2HCl ∆H= - 44 Kcal/mol b) Phương pháp đó dựa trên cơ sở phản ứng dây chuyền. Phản ứng trên xảy ra rất chậm ở nhiệt độ thường, nhưng khi đun nóng mạnh hoặc có tia lửa điện, hoặc chiếu băng tia tử ngoại thì phản ứng xảy ra mãnh liệt. Trước hết nhờ năng lượng hớ của tia tử ngoại (hoặc đốt nóng), phân tử Clo phân li thành nguyên tử sau đó các nguyên tử này tác dụng với phân tử Hidro tạo thành HCl và nguyên tử Hidro. Nguyên tử Hidro này lại tác dụng với phân tử Cl2 tạo thành HCl và nguyên tử Clo… Cl2 → Cl + Cl (kích thích ban đầu) Cl + H2 → HCl + H H + Cl2 → HCl + Cl Cl + H2 → HCl + H … Do đó tạo ra một dãy phản ứng kế tiếp nhau và cứ một phân tử kích thích ban đầu có thể tạo ra hàng trăm ngàn phân tử HCl khác. c) Phương pháp đó không thể vận dụng để điều chế các axit halogen hidric khác được; với HF phản ứng xảy ra quá mãnh liệt; với HBr và HI cho hiệu suất thấp. Điều đó có thể thấy rõ khi so sánh nhiệt hình thành ∆H của các hidro halogenua: ∆H(Kcal/mol) HF HCl HBr HI -128 -44 -24 +12. Bài 11: a) Halogenua ion là những halogen có mạng lưới tinh thể bao gồm các ion. Các kim loại kiềm: Na, K, Rb,Cs Các kim loại kiềm thổ: Mg, Ca, Sr, Ba. Lantan, một số Lantanoit và Actinoit tạo ra các halogenua dạng ion. Ngoài ra một số kim loại có nhiều mức oxi hóa cũng tạo ra các halogenua ion ở mức oxi hóa thấp của kim loại. b) Mức độ ion trong liên kết của các hợp chất đó thay đổi tùy theo bản tính của kim loại và của các halogen. Ví dụ: Kim loại có mức oxi hóa khác nhau thì halogenua thấp có bản tính ion cao hơn halogenua cao; chẳng hạn PbCl2 là hợp chất ion, PbCl4 là hợp chất cộng hóa trị. Với cùng một kim loại thì mức độ ion của liên kết giảm dần từ Florua đến Iodua. Chẳng hạn AlF3 là hợp chất ion nhưng AlI3 là hợp chất cộng hóa trị. Bài 12: a) Những halgenua cộng hóa trị là những halogenua có mạng lưới phân tử. Lực tương tác giữa các phân tử trong tinh thể là lực Van der Waals. Các nguyên tố không kim loại, các kim loại ở mức oxi hóa cao tạo ra các halogenua cộng hóa trị. b) Các halogenua cộng hóa trị có một số đặc tính sau: nói chung đều dễ bay hơi; tan trong dung môi không cực; không dẫn điện khi nóng chảy cũng như khi tan trong dung môi không cực, dễ dàng bị thủy phân tạo ra axit halogen hidric. Chẳng hạn: BiCl3 + 3H2O → Bi(OH)3 + 3HCl. Bài 13: a) Trong các oxit của Clo thì ClO2 có tính thuận từ vì trong phân tử có một electron chưa ghép đôi. b) Bằng phản ứng cho tác dụng với nước tạo ra axit hoặc phản ứng với dung dịch kiềm tạo ra muối để minh họa các oxit đó là các anhidrit. Cl2O là anhiđrit của axit hipoclorơ. ClO2 là anhiđrit hỗn tạp của axit hipoclorơ HClO2 và axit cloric HClO3. Cl2O6 là anhiđrit hỗn tạp của axit cloric và axit pecloric HClO4. Cl2O7 là anhiđrit của axit pecloric. Chẳng hạn các phản ứng: Cl2O + 2KOH → 2KClO + H2O 2ClO2 + 2KOH → KClO2 + KClO3 + H2O Cl2O6 + H2O → HClO3 + HClO4 Cl2O7 + H2O → 2HClO4. Bài 14 : Đã biết được các oxit sau đây: F Cl Br I OF2 Cl2O Br2O I2O4 O2F2 ClO2 Br3O3(hoặc) I4O9 O3F2 Cl2O6 BrO3 O4F2 Cl2O7 BrO2 I2O5 Flo có độ điện âm lớn hơn oxi nên các oxit của flo có thể coi là các florua của oxi, trong đó chỉ có OF2 là tồn tại ở nhiệt độ phòng. Nói chung đều là những hợp chất không bền dễ bị phân hủy, dễ nổ, nên đều có khả năng phản ứng. Bền hơn cả là I2O5 , chất rắn trắng, đến 3000C không bị phân hủy, điều chế bằng cách khử nước của axit Iodic ở 2000C. I2O4 được coi là muối Iodyl Iodat IO(IO)3, còn I4O9 là muối Iodat của Iod hóa trị ba I(IO3)3. Bài 15: a) Nước Clo là dung dịch Clo hòa tan trong nước mà thành phần chủ yếu là axit Clohidric HCl và axit hipoclorơ HClO; nước javen là dung dịch trong nước của Natri Clorua và Natri hipoclorit; clorua vôi là chất bột màu trắng mà thành phần chủ yếu là Canxi clorua hipoclorit CaOCl2. b) Khi cho khí CO2 qua dung dịch nước javen hoặc dung dịch Canxi hipoclorit có các phản ứng sau đây: CO2 + H2O + NaClO → NaHCO3 + HClO CO2 + H2O + Ca(OCl)2 → CaCO3 + 2HClO. Bài 16: a) Các Halogen tác dụng với H2O . Khi cho các Halogen tác dụng với dung dịch kiềm, phản ứng tạo ra Hipohalogenit (XO -), nhưng trong môi trường kiềm các Hipohalogenit bị phân hủy theo phản ứng: 3XO- → 2X- + XO3(X = Cl, Br, I). Sự phân hủy đó phụ thuộc vào bản chất của các Halogen và nhiệt độ: - ClO-: phân hủy chậm ở nhiệt độ thường, nhanh khi đun nóng. - BrO-: phân hủy chậm ở nhiệt độ thấp, nhanh ở nhiệt độ thường. - IO-: phân hủy ở tất cả các nhiệt độ.Như vậy quá trình phân hủy đó tăng khi nhiệt độ tăng; từ Clo đến Iot quá trình phân hủy tăng. Do đó, khi cho các Halogen tác dụng với dung dịch kiềm, phản ứng xảy ra theo các phương trình: Cl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O 3Cl2 + 6KOH → 5KCl + KClO3 + 3H2O 3Br2 + 6KOH → 5KBr + KBrO3 + 3H2O 3I2 + 6KOH → 5KI +KIO3 + 3H2O b) Khi cho Cl2 tác dụng với dung dịch KOH loãng ở nhiệt độ thường tạo ra KClO, khi đun nóng lên 70oC, KClO phân hủy thành KClO3 và KCl, đến 1000C còn hỗn hợp muối rắn gồm KClO3 và KCl, đến 4000C KClO3 phân hủy tạo ra KClO4 và KCl, khi đun nóng cao hơn nữa KClO4 phân hủy thành KCl và O2. Bài 17: a) HClO → H+ + ClO- K= 3,7.10-8 HBrO → H+ + BrO- K= 2.10-9 HIO → H+ + IO- K= 2.10-11 HIO → K= 3.10-10 I+ + OH- tính axit giảm, tính bazơ tăng. b) Khi thêm HCl vào nước Javen tạo ra môi trường axit. Trong môi trường đó, ion ClO- oxi hóa ion Cl- tạo ra khí Clo. HClO + H+ + Cl- → Cl2 ↑ + H2O So sánh thế điện cực giải thích được vấn đề trên: HClO + H+ + 2e → Cl- + H2O E0=+1,5V Cl2 + 2e → 2Cl- E0=+1,36V Khi axit hóa nước javen bằng H2SO4 loãng, trong dung dịch sẽ tồn tại cân bằng: Cl2 + H2O → HClO + H+ + Clvì nồng độ H+ tăng nên cân bằng chuyển sang trái tạo ra khí Clo. HClO trong nước javen đã được oxi hóa bằng HBr sẽ oxi hóa ion Br- thành bromat BrO3-. Bài 18: Theo dãy HClO, HClO2, HClO3, HClO4: - Tính bền tăng: HClO và HClO2 chỉ tồn tại trong dung dịch loãng; HClO3 tồn tại trong dung dịch dưới 50%; HClO4 tách ra dưới dạng tinh khiết. Độ bền tăng do độ dài của liên kết Cl - O giảm: HClO d(Cl-O) Ǻ 1,7 HClO2 HClO3 HClO4 1,64 1,57 1,45 - Tính oxi hóa giảm do độ bền tăng trong dãy ClO -, ClO2-, ClO3-, ClO4- nên tính oxi hóa của axit và của muối giảm. - Tính axit tăng: HClO là axit yếu (K=2,4.10-3); HClO2 là axit trung bình (K=1,1.10-2); HClO3 là axit mạnh; HClO4 là axit mạnh nhất trong tất cả các axit. Độ mạnh của các axit phụ thuộc và khả năng tách proton H+ khỏi phân tử, nghĩa là phụ thuộc vào độ bền của liên kết O - H. Khi số nguyên tử Oxi (không nằm trong nhóm hiđroxyl) tăng thì độ bền trong nhóm OH giảm, do đó khả năng tách proton H+ tăng. Bài 19: Trong những điều kiện khác nhau, các halogen tương tác với nhau tạo ra các hợp chất giữa các halogen XY n , trong đó n là số phối trí (là những số lẻ 1,3,5,7), I là các halogen nhẹ có độ điện âm lớn hơn. Người ta đã biết được những hợp chất sau: XY XY3 XY5 ClF ClF3 (ClF5) BrF BrF3 BrF5 (IF) IF3 IF5 ICl ICl3 XY7 IF7 IBr Do có một số chẵn nguyên tử halogen, với các electron hoá trị đã ghép đôi hoặc ở dạng cặp electron tự do nên hợp chất giữa các halogen đều có tính nghịch từ. Tính chất lí hóa của chúng đều là tính chất trung gian giữa hai halogen có trong thành phần của chúng, mặc dù các hợp chất đó đều phân cực. Tất cả các hợp chất giữa các halogen đều là chất oxi hóa manh, đều bị thủy phân, trong dung dịch kiềm tạo ra các halogenua của halogen có kích thước nhỏ hơn và Anion chứa oxi của halogen có kích thước lớn hơn. Ví dụ: IF5 + 6KOH → 5KF + KIO3 + 3H2O XYn là những chất hoạt động mạnh hơn so với các halogen tạo ra chúng, vì rằng năng lượng liên kết X-Y bé hơn năng lượng liên kết X-X và Y-Y. Ở thể hơi, chúng là hợp chất cộng hóa trị, nhưng ở thể lỏng chúng tự Ion hóa, ví dụ: 2ICl → I+ + ICl22ICl3 → ICl2+ + ICl42BrF3 → 4BrF2- + BrF42IF3 → IF4+ + IF6Do đó, chúng có độ dẫn điện riêng khá cao và là những dung môi ion hóa tốt đối với nhiều chất. 3.4. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VI A (S, Se, Te, Po) Bài 1: Các nguyên tố S, Se và Te có khả năng xuất hiện mức oxi hóa +4 và +6 vì nguyên tử của chúng tương đối dễ dàng chuyển thành trạng thái kích thích: s p d s p d s p d s p d Năng lượng cần tiêu thụ cho quá trình kích thích nguyên tử đã được bù lại bởi năng lượng thoát ra khi tạo thành liên kết hóa học. Năng lượng liên kết đó giảm dần từ S đến Te nên độ bền của các hợp chất ứng với mức oxi hóa cao của các nguyên tố giảm. Bài 2: Một trong những nguyên nhân làm tăng nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi từ oxi đến lưu huỳnh là sự tăng bán kính nguyên tử tạo điều kiện làm tăng tương tác khuếch tán. Ngoài ra cần chú ý rằng phân tử oxi gồm hai nguyên tử, còn lưu huỳnh ở trạng thái lỏng hay rắn đều có số nguyên tử lớn hơn (thường là 8 nguyên tử), do đó đối với lưu huỳnh cần phải cung cấp năng lượng lớn hơn oxi, không những để thắng lực tương tác khuếch tán mà còn phải thắng tương tác giữa các nguyên tử trong phân tử. Bài 3: a) Độ âm điện của S là 2,5 nên S là một nguyên tố hoạt động, nhưng ở điều kiện thường lại tỏ ra trơ vì phân tử ở dạng trùng hợp mạch khép kín. b) Tính chất hóa học chủ yếu của S là tính oxi hóa, nhưng khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh hơn sẽ thể hiện tính khử. c) Với P tạo ra các polisunfua P4S6, P4S10… 2KClO3 + 3S → 2KCl + 3SO2 3S + 6NaOH (đặc nóng) → 3Na2S + Na2SO3 + 3H2O S + 2H2SO4 (đặc nóng) → 3SO2 + 2H2O S + 6HNO3(đặc) → H2SO4 + 6NO2 ↑ + 2H2O S + 2HNO3 (loãng)→ H2SO4 + 2NO ↑ Bài 4: a) Ngoài H2S, lưu huỳnh có khả năng tạo ra các hidro polisunfua H2Sn (n = 2 → 23), gọi là các sunfan. Trong phân tử Sunfan có các gốc S n2 S  S  , ví dụ: S S Gèc S22 - : : S : : : : : : S : : 2 S S 2 : : : : mạch chữ chi S Gèc S24 - Lưu huỳnh tạo ra với kim loại những hợp chất sunfua kimloại như Na 2S, CuS, Al2S3… Và các polisunfua dạng M2ISn (n= 1 → 7) ví dụ: Na2S + (n-1)S → Na2Sn Liên kết trong các sunfua chủ yếu là liên kết hóa trị, các sunfua kim loại kiềm, kiềm thổ tạo ra sunfua ion. b) Na2S và các sunfua kim loại hóa trị III dễ bị thủy phân. Chẳng hạn quá trình thủy phân của Al2S3 xảy ra như sau: Al2S3 ↓ → 2Al3+ + 3S2S2- + H2O ⇌ HS- + OHHS- + H2O → H2S + OHAl3+ + H2O → Al(OH)2+ + H+ Al(OH)2+ + H2O ⇌ Al(OH)2+ + H+ Al(OH)2+ + H2O ⇌ Al(OH)3 + H+ Quá trình thủy phân sẽ được tăng cường do tương tác H+ + OH- → H2O. Mặt khác, quá trình thủy phân cũng được đẩy mạnh do sự hình thành Al(OH)3 ở dạng kết tủa. Quá trình đó cho phép kết luận độ tan của Al2S3 lớn hơn độ tan của Al(OH)3. Trái lại nồng độ của các ion Zn2+ và Zn(OH)+ tồn tại trong cân bằng với ZnS không đủ để tạo thành kết tủa Zn(OH)2. Vì vậy, trong trường hợp ZnS và PbS chỉ thủy phân một phần rất nhỏ so với ion sunfua đã chuyển vào dung dịch, và có thể nói rằng những sunfua đó khi tan thực tế không bị thủy phân. Như vậy trong các sunfua nêu trên chỉ có ZnS và PbS có thể điều chế được bằng phản ứng trao đổi khi cho các dung dịch muối tan của Zn2+ và Pb2+ tác dụng với dung dịch sunfua tan như Na2S , còn các sunfua như Al2S3, Cr2S3, La2S3 không tồn tại trong dung dịch nước vì bị nước phân hủy. Bài 5: a) Phân tử SO2 có dạng góc tương tự như O3 với góc OSO = 1200 độ dài liên kết S - O bằng 1,43 Ǻ. Trong phân tử SO2 nguyên tử S ở trạng thái lai hóa sp2 (lai hóa dạng mặt phẳng). Hai trong ba obitan lai hóa được dùng để tạo liên kết б với hai nguyên tử oxi, còn lại một obitan lai hóa sp2 có cặp electron tự do. Một obitan p không lai hóa của nguyên tử S tạo nên liên kết Л với obitan p của một nguyên tử oxi. Đó là liên kết Л không định chỗ kiểu p - p. Ngoài ra có một phần liên kết Л kiểu p - d tạo nên bởi obitan p có cặp electron tự do của oxi và obitan d còn trống của lưu huỳnh. Cấu trúc của SO2 và SO32- khác nhau, mặc dù có điểm tương tự. Ion SO32có cấu tạo hình chóp tam giác, nguyên tử S ở đỉnh với trạng thái lai hóa sp 3: 2- S o S 1, 43 A O 0 120 O Ph©n tö SO2 (víi tr¹ng th¸i lai hãa sp2 cña S) O O O Ph©n tö SO2 . (víi tr¹ng th¸i lai hãa sp2 cña S) Ba obitan lai hóa sp3 tạo ra các liên kết б với các nguyên tử oxi, còn obitan thứ tư có cặp electron tự do. Vì ion SO32- có cặp electron "cho" hoạt động nên dễ dàng chuyển thành ion SO3H- và SO42- có cấu tạo tứ diện. Bài 6: a) SO3 có cấu trúc mặt phẳng, trong đó nguyên tử lưu huỳnh ở trạng thái lai hóa sp2, cả ba obitan lai hóa đều tham gia tạo thành liên kết б với obitan p của 3 nguyên tử oxi. O 1200 o 4A 1,3 S O O Ph©n tö SO2 víi tr¹ng th¸i lai hãa sp2 cña nguyªn tö S b) Tuy nhiên, trạng thái sp2 dễ dàng chuyển sang trạng thái lai hóa sp3 là trạng thái đặc trưng của lưu huỳnh (có hình tứ diện) do đó SO 3 dễ dàng trùng hợp thành polime (SO3)3 mạch vòng, hoặc (SO3)n mạch thẳng. c) Cũng do nguyên nhân dễ hình thành những phân tử có hình tứ diện nên SO3 dễ kết hợp với H2O, HF, HCl, NH3 : SO3 + H2O → H2[SO4] Phản ứng này xảy ra mãnh liêt. Các hợp chất HF, HCl, NH3 cũng phản ứng tương tự: SO3 + HF → H[SO3F] Bài 7: a) Oleum là hỗn hợp được tạo ra khi cho SO 3 tan trong H2SO4 tinh khiết. Trong hỗn hợp đó có các axit dạng polisunfuric H2Sn+1O3n+4 chủ yếu là axit sunfuric H2SO4, axit đisunfuric H2S2O7; axit trisunfuric H2S3O10; axit tetrasunfuric H2S4O13. O OH O S H O O O HO H O O S S O O H2S2O7 H2SO4 O O O O OH O OH S S S O O O H2S3O10 Bài 8: 1) H2SO3 dung dịch không bền (SO2.xH2O) axit sunfurơ. 2) H2SO4 bền: axit sunfuric, có cấu tạo tứ diện, có độ dài liên kết S - OH là: 1,53 Ǻ S - O là 1,46 Ǻ. 3) H2Sn+1On+4 bền: axit polisunfuric 4) H2S2O3 ít bền: axit tiosunfuric, có cấu tạo: H O O H O O S S H O H S S O H2S2O3 H2S2O3 5) H2SO3, H2S2O3 bền: thuộc loại axit peoxi - sunfuric, trong phân tử có dây oxi. H O O H O O S HO O O S S O O O Axit peoxi mono sulfuric O O O Axit peoxi disulfuric 6) H2S2O4 kém bền, trong phân tử có day lưu huỳnh, dẽ bị phân hủy: 2H2S2O4 → S + 3SO2 + 2H2O có cấu tạo dạng: H O O : : O S S , Axit ditiono H O 7) H2S2O6 chỉ tồn tại trong dung dịch loãng, có công thức cấu tạo: H O O O S S O H O O Axit ditionic Khi đun nóng dung dịch, nó dễ bị phân hủy theo phương trình: H H2S2O6 → H2SO4 + SO2 ↑ 8) H2SnO6 (n=3 → 6), chỉ tồn tại trong dung dịch loãng, dễ bị phân hủy theo phương trình: H2SnO6 → H2SO4 + SO2 + (n-2)S Trong phân tử có mạch  S  S  dạng chữ chi, ứng với công thức cấu tạo: O (S)n-2 S S HO HO O O O Axit poli tionic Ví dụ: H2S3O6 (axit tritionic) , H2S4O6 (axit tetrationic) 3.5. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM VA Bài 1: a) Cấu hình electron của phân tử N 2 có dạng: ( lk )2 (  * )2 ( lk 2s 2 px 2s )2 (  lk 2 py )2 (  lk )2 2 pz b) Trong phân tử N2 có một liên kết б và hai liên kết Л nên phân tử rất bền. :N N: Năng lượng liên kết ba trong phân tử N2 là 225,8 Kcal/mol nên ở điều kiện thường Nitơ là chất trơ. Ở 30000C, chỉ mới có 0,1% số phân tử phân li thành nguyên tử. Bài 2: a) Nếu cho rằng phân tử NH3 hình thành các liên kết cộng hóa trị do ba electron p của nguyên tử N với electron s của nguyên tử hidro thì góc hóa trị NHN phải bằng 900. Tuy nhiên góc hóa trị NHN lại là 1070 ứng với cấu hình sau đây: ( lk )2 (  lk )2 ( lk )2 ( pz )2 s px py Trong phân tử có đám mây hai electron không liên kết. b) Do có hai electron còn tự do nên phân tử NH3 dễ biểu lộ khả năng "cho" cặp electron đó. Vì vậy phân tử NH3 có cực tính lớn (ỡ=1,48D) và dễ tham gia phản ứng cộng; vì phân tử có cực nên tan nhiều trong dung môi có cực ; nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao hơn PH3. Bài 3: a) Dùng phốt pho trắng hấp thụ oxi, còn lại Nitơ. 1) 8NH3 + CaCl2 → CaCl2.8NH3 Bài 4: 8000C  2N2 + 6HNO 2) 4NH3 + 3O2   4NO + 6H2O 4NH3 + 3O2  3) 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl 4) NH3 + KBrO → N2H4 + KBr + H2O Bài 5: a) Công thức cấu tạo: N: :N :N (N2) ... O: (NO) :N O: O: :N (NO+) (NO-) b) Ion NO+ có trong các hợp chất như NOClO4 (nitrozyl peclorat) (NO)2FeO4 (nitrozyl selenat). c) Ion NO+ (nitrozoni) bền hơn phân tử NO vì có ít hơn phân tử NO một electron. Bài 6: a) Kích thước của phân tử N2 bé hơn photpho, hơn nữa phân tử của photpho gồm một số lớn nguyên tử, do đó năng lượng tương tác giữa các phân tử ở nitơ bé hơn ở photpho. b) Liên kết P - P trong phân tử P4 kém bền hơn so với liên kết N - N trong phân tử N2. Hơn nữa nguyên tử P có obitan 3d nên electron dễ bị kích đọng từ 3s2p3 lên 3d tạo ra 5 electron không ghép đôi, hình thành 5 electron cộng hóa trị. Bài 7: c) Photpho trắng có khả năng phản ứng với muối của các kim loại như đồng, chì, bạc, vàng ; vì vậy để khử photpho dư người ta thường ngâm các dụng cụ đựng photpho trắng trong dung dịch CuSO4 theo phản ứng: 5CuSO4 + 2P + 8H2O → 2H3PO4 + 5H2SO4 + 5Cu Bài 8: 2) Ca3P2 + 8HClO → 2H3PO4 + 3CaCl2 + 2HCl 3) 2P + 3Ba(OH)2 + 6H2O → 3Ba(H2PO3)2 + 2PH3 4) 5PH3 + 8KMnO4 + 12H2SO4 → 5H3PO4 + 8MnSO4 + 4K2SO4 + 12H2O 5) PH3 + HClO4 → PH4ClO4 7) PH4I + KOH → PH3 + KI + H2O 3.6. CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM NHÓM IV A-CACBON-SILIC (C, Si) Bài 1: b) Dựa vào khả năng tách electron hóa trị của các nguyên tử để chứng minh. Bài 2: Mỗi nguyên tử cacbon trong kim cương đều ở trạng thái lai hóa sp 3, mỗi nguyên tử đều tạo thành 4 liên kết б bền, và đồng nhất với 4 nguyên tử xung quanh. Mạng tinh thể kim cương là mạng lập phương vì mỗi nguyên tử cacbon đều ở tâm của một hình tứ diện đều, các hướng liên kết đều như nhau và bằng liên kết Л nên tinh thể kim cương rất cứng, không dẫn điện. Trong than chì, mỗi nguyên tử cacbon ở trạng thái lai hóa sp 2. Trong cùng mặt phẳng, mỗi nguyên tử cácbon liên kết với ba nguyên tử cacbon khác bằng liên kết б bền. Trong kiểu lai hóa này cacbon chỉ mới sử dụng 3 obitan lai hóa, mức obitan 2p còn lại chưa lai hóa tạo nên liên kết Л không định vị. Vì vậy than chì có khả năng tạo vẩy, mềm, dẫn điện, dẫn nhiệt và có màu xám, những tính chất đó gây ra do liên kết ð không định vị đó. Bài 4: b) Phân tử CO cũng như phân tử N2 có liên kết 3. Hai trong 3 liên kết được tạo thành nhờ sự ghép đôi electron, còn liên kết thứ ba được tạo thành theo liên kết cho - nhận. Liên kết này gây ra nhờ obitan tự do 2p của cacbon và : C O: cặp electron của oxi: : C O: ứng với cấu hình electron sau đây: ( lk )2 (  * )2 (  lk )2 (  lk )2 ( lk )2 s s py pz px Do phân tử CO có phân tử lượng, số electron và cấu tạo phân tử như N 2 nên có những tính chất lí hóa tương tự nhau. Bài 6: Các kim loại chuyển tiếp thường có khả năng phản ứng với CO, sản phẩm tạo ra gọi là hợp chất cacbonyl kim loại, đó là các phức chất, trong đó CO đóng vai trò là phối tử, ví dụ: Cr(CO) 5, Fe(CO)5, Ni(CO)4… Khi tác dụng với axit vô cơ, chẳng hạn HNO3, phức cacbonyl kim loại sẽ bị phá hủy, hình thành phản ứng oxi hóa kim loại, chẳng hạn: Cr(CO)3 + 6HNO3 (đặc) → Cr(NO3)3 + 6CO + 3NO2 + 3H2O Trong quá trình tạo phức, xảy ra sự ghép đôi các electron hóa trị của các kim loại chuyển tiếp (ví dụ: các nguyên tố d). Liên kết б trong phức chất cacbonyl được tạo thành theo cơ chế cho - nhận nhờ các obitan tự do của các nguyên tố d và các cặp electron tự do của các phân tử CO. Chẳng hạn nguyên tử Crom ở trạng thái cơ bản có cấu hình 3d54s1, sáu electron đó sẽ ghép đôi theo sơ đồ: 3d 4s 4p Tr¹ng th¸i c¬ b¶n: Trang th¸i t¹o phøc: T¹o ra liªn kÕt  víi c¸c cÆp electron cña CO Bài 7: a) Giữa kết tủa và dung dịch có tồn tại cân bằng tan: CaCO3 ↓ Ion CO32- bị thủy phân: → Ca2+ + CO32- CO32- + H2O → HCO3- + OH- Khi cho CO2 đi qua dung dịch, tạo thành axit và làm tăng nồng độ ion H3O+, tạo điều kiện cho cân bằng thủy phân chuyển sang phải, tạo ra dung dịch muối tan Ca(HCO3)2; ngược lại, khi tăng nồng độ OH-, cân bằng chuyển sang trái, tạo ra kết tủa CaCO3 khi cho NaOH vào dung dịch Ca(HCO3)2. Bài 8: a) Trong kim cương và trong tinh thể silic, các nguyên tử C và Si đều ở trạng thái lai hóa sp3, nhưng các obitan lai hóa sp3 trong tinh thể silic có phần không định vị, nên cấu trúc tinh thể silic có phần tương tự cấu trúc kim loại và là chất bán dẫn. Bài 10: a) Silicđioxit tuy có công thức phân tử giống với cacbonđioxit nhưng có cấu tạo khác nhau. Cacbonđioxit có cấu tạo đường thẳng O = C = O ứng với trạng thái lai hóa sp của nguyên tử cacbon. Trái lại SiO 2 có cấu tạo tứ diện ứng với trạng thái lai hóa sp3 của nguyên tử silic. Trong tinh thể SiO2, nguyên tử Si nằm ở tâm của tứ diện, liên kết cộng hóa trị với 4 nguyên tử oxi nằm ở 4 đỉnh của tứ diện đó. Như vậy mỗi nguyên tử oxi liên kết với 2 nguyên tử oxi ở hai tứ diện cạnh nhau. Do đó, SiO2 ở dạng polime với cấu trúc ba chiều, nên quá trình nóng chảy có liên quan đến quá trình cắt đứt liên kết hóa học; còn CO2 ở trạng thái rắn tạo ra tinh thể phân tử, quá trình nóng chảy không liên qua đến sự đứt liên kết hóa học trong nguyên tử CO2. KẾT LUẬN VÀ KIẾN NGHỊ KẾT LUẬN Qua quá trình nghiên cứu hoàn thành khóa luận, đã thu được những kết quả sau: 1. Nghiên cứu các vấn đề lý thuyết về: tính chất vật lý, tính chất hóa học của các đơn chất và hợp chất vô cơ phần phi kim trong giáo trình hóa học vô cơ Cao đẳng Sư phạm. 2. Vận dụng các vấn đề lý thuyết hóa đại cương nhằm làm sáng tỏ tính chất vật lý, tính chất hóa học của các đơn chất và hợp chất vô cơ phần phi kim. 3. Dựa vào nội dung chương trình, tính đặc thù của chương trình và mục tiêu dạy học của học phần hóa vô cơ phần phi kim thuộc chương trình Cao đẳng Sư phạm tôi đã chọn và xây dựng hệ thống bài tập gồm các loại hình bài tập: Bài tập tái hiện, vận dụng kiến thức hóa học đại cương, bài tập chuyển giao, bài tập phân tích, bài tập tổng hợp và bài tập nâng cao. 4. Phương án ra bài tập: Mỗi câu hỏi vừa có nội dung cơ bản và nâng cao nhưng không làm mất đi tính hệ thống của chương trình. Hầu hết các câu hỏi đưa ra có tính logic cao. 5. Phần đáp án cho các bài tập đầy đủ, rõ ràng có tính khoa học, tạo điều kiện tốt cho sinh viên có thể tự học, tự nghiên cứu. KIẾN NGHỊ Tiếp tục nghiên cứu tên đề tài này đối với phần kim loại trong giáo trình hóa học vô cơ Cao đẳng Sư phạm TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Nguyễn Duy Ái – Đào Hữu Vinh. Bài tập hóa đại cương và vô cơ. NXBGD – 2003. 2. Nguyễn Duy Ái. Lý thuyết phản ứng hóa họ vô cơ. NXBGD – 1984. 3. Nguyễn Duy Ái - Nguyễn Tinh Dung – Trần Thành Huế - Trần Quốc Sơn - Nguyễn Văn Tòng. Một số vấn đề chọn lọc T1,2 của hóa học. NXBGD – 1999 – 2002. 4. Nguyễn Duy Ái – Đào Hữu Vinh. Bài tập hóa đại cương và vô cơ. NXBGD – 2003. 5. Nguyễn Cương – Nguyễn Mạnh Dung. Phương pháp giảng dạy hóa học T1, 2, 3. NXBGD – 2001. 6. Nguyễn Đức Chuy. Hóa học đại cương. ( Dùng cho các trường Đại học và Cao đẳng). NXBGD – 1998. 7. Lê Văn Dũng. Phát triển năng lực nhận thức và tư duy cho học sinh THPT qua bài tập hóa học. Luận án Tiến sĩ giáo dục học. Trường ĐHSP Hà Nội – 2001. 8. Vũ Đăng Độ - Trịnh Ngọc Châu – Nguyễn Văn Nội. Bài tập cơ sở lý thuyết các quá trình hóa học. NXBGD – 2002. 9. Trần Thành Huế. Hóa học đại cương T1 – Cấu tạo chất. NXBGD – 2000. 10. Phạm Thị Thanh Huyền. Bài tập hóa học vô cơ H(04) dùng cho trường Cao đẳng Sư phạm. Luận văn Thạc sĩ khoa học hóa học. Trường ĐHSP Hà Nội – 2003. 11. Đặng Trần Phách. Bài tập hóa cơ sở. NXBGD – 1985. 12. Nguyễn Văn Quang – Nguyễn Cường – Dương Xuân Trịnh. Lý luận dạy học hóa học T1. NXBGD – 1982. 13. Lê Mậu Quyền. Hóa học vô cơ. NXB KH & KT. Hà Nội, 2004. 14. Đào Đình Thức. Bài tập hóa học đại cương. NXBGD – 1999. 15. Nguyễn Đức Vận. Bài tập hóa học vô cơ. NXBGD – 1983. 16. Nguyễn Đức Vận. Thực hành hóa vô cơ. NXBGD – 1984. 17. Chương trình chi tiết học phần hóa học vô cơ 1 phần Phi kim thuộc chương trình CĐSP Hóa - Trường Đại học Quảng Bình năm học 2012 -2013. 18. Hội hóa học Việt Nam. Tài liệu nâng cao và mở rộng kiến thức hóa học phổ thông trung học. NXBGD – 1999. 19. N,X. Acmetôp. Hóa học vô cơ phần II. NXB ĐH và THCN. Hà Nội, 1976. 20. R.B. Bucat. Cơ sở hóa học. NXBGD – 1998. 21. F. Cotton. Cơ sở hóa học vô cơ tập II.NXB ĐH và THCN. Hà Nội, 1974. [...]... ứng 1.6 CÁC BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM CAO ĐẲNG SƯ PHẠM 1.6.1 Bài tập về tính chất vật lý Kiến thức cơ bản cần nắm được: - Trạng thái tồn tại ở điều kiện thường, màu sắc, tính bền trong không khí - Nhiệt độ nóng chảy, thể ion hóa thứ nhất, Kiến thức cơ bản nâng cao: - Vận dụng kiến thức hóa học cơ sở để giải thích các hiện tượng quy luật các tính chất đó 1.6.2 Bài tập về tính chất hóa học -... ion hóa (I), ái lực electron, bán kính nguyên tử, độ âm điện) - Khả năng oxi hóa – khử, tính phi kim, quy luật biến đổi axit – bazơ 1.6.3 Bài tập về điều chế các đơn chất, hợp chất vô cơ và ứng dụng - Khai thác các bài tập điều chế, ứng dụng dựa trên tính chất vật lý, tính chất hóa học của các đơn chất, hợp chất vô cơ Chương 2 HỆ THỐNG BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM 2.1 HIĐRO, OXI VÀ NƯỚC Bài. .. chất hóa học - Điều chế và ứng dụng 1.5.3 Mục tiêu dạy học phần hóa học vô cơ phần phi kim Xây dựng hệ thống kiến thức cơ bản về những tính chất vật lý, tính chất hóa học, cấu trúc phương pháp điều chế các đơn chất và hợp chất vô cơ Vận dụng kiến thức cơ sở về hóa học đại cương để giải thích tính chất của đơn chất và hợp chất mang tính chất định lượng hơn về cấu hình không gian, chiều hướng phản ứng, các. .. phần các hợp chất hóa học Hiđro chỉ tồn tại ở dạng ion H- có trong các Hiđrua của các kim loại mạnh (NaH, CaH2) Dạng ion H+ không tồn tại trong các hợp chất hóa học vì bản chất liên kết trong các hợp chất đó là liên kết cộng hóa trị (ví dụ HCl, HF) Trong dung dịch không có dạng ion H+ mà chỉ có dạng H3O+ Ion H+ thực sự chỉ tồn tại trong môi trường khí khi phóng điện qua khí Hidro bằng các tia ion hóa. .. Vị trí trong bảng tuần hoàn, trạng thái thiên nhiên, phương pháp điều chế và các dạng thù hình - Tính chất lý hóa học và ứng dụng của bo - Oxit boric, axit boric và muối borat: phương pháp điều chế, tính chất lý hóa học và ứng dụng 1.5.2 Tính đặc thù của nội dung chương trình hóa vô cơ phần phi kim Là phần hóa học nguyên tố nghiên cứu các vấn đề chính sau: - Cấu tạo nguyên tử và công thức hóa học -... tính oxi hóa ở bậc oxi hóa cao Do năng lượng ion hóa giảm từ He đến Rn nên các khí trơ có khả năng tương đối dễ dàng tạo ra các hợp chất có hóa trị cao Liên kết trong các hợp chất đó đều là liên kết cộng hóa trị Các hợp chất của khí trơ đều ít bền, dễ bị phân hủy, có tính oxi hóa mạnh Ví dụ chúng oxi hoá được iodua thành iod, ozon thành oxi 3.3 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VA (HALOGEN: F, Cl, Br, I, At) Bài 1:... cộng hóa trị trong chu kì và trong phân nhóm trong hệ thống tuần hoàn Bài 9: Hãy giải thích nguyên nhân tính axit tăng trong dãy : NH3 – H2O – HF và từ HF đến HI? Bài 10: a) Tại sao mức oxi hóa đặc trưng của Oxi là -2 mặc dù Oxi ở nhóm VI A? b) Oxi có khả năng thể hiện mức oxi hóa dương không? Lấy dẫn chứng minh họa Bài 11: Hãy trình bày cấu trúc phân tử Oxi theo quan điểm của phương pháp liên kết hóa. .. - Năng lượng ion hóa cao và giảm dần (từ He đến Ar giảm nhanh; từ Ar đến Kr giảm chậm) - Năng lượng ion hóa cao gây ra tính trơ về mặt hóa học nên nhìn chung các khí trơ ít có khả năng phản ứng, nhất là khí trơ nhẹ Nhận xét: Từ He đến Rn, năng lượng ion hóa giảm nên khả năng phản ứng tăng, nhất là Kr và Xe đều có hoạt tính hóa học cao Các hợp chất của Kr và Xe đều là các chất oxi hóa mạnh, chúng có... thì thế Ion hóa giảm? Bài 4: Hãy giải thích nguyên nhân hình thành các Hiđrat của khí trơ dạng X.6H2O (X=Ar, Kr, Xe) Các Hiđrat đó có phải là hợp chất hóa học không ? Bài 5: Mức oxi hóa đặc trưng của Kripton, Xenon và Radon ? Tại sao các mức độ lại không đặc trưng đối với các khí trơ còn lại ? Từ nhận xét trên hãy giải thích hoạt tính hóa học của các khí trơ ? Nêu ví dụ để minh họa 2.3 CÁC NGUYÊN TỐ... halogen hiđric khác được không? Lí do? Bài 11: Hãy trình bày những hiểu biết của mình về các halogenua ion: a) Những nguyên tố nào tạo ra các halogenua ion? b) Mức độ liên kết Ion trong các halogenua đó? Bài 12: a) Những nguyên tố nào hình thành các halogenua cộng hóa trị? b) Đặc tính của loại hợp chất đó? Bài 13: Cấu trúc phân tử của các oxit Cl2O, ClO2, Cl2O7 a) Trong các oxit đó oxit nào có tính thuận ... 1.3 CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC 1.4 CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM THUỘC CHƯƠNG TRÌNH CAO ĐẲNG SƯ PHẠM 1.5 CỤ THỂ HÓA CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN... hóa học vô phần phi kim thuộc chương trình Cao đẳng Sư phạm 1.5 CỤ THỂ HÓA CƠ SỞ PHÂN LOẠI BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM THUỘC CHƯƠNG TRÌNH CAO ĐẲNG SƯ PHẠM 1.5.1 Nội dung chương trình hóa. .. chương trình hóa vô phần phi kim 12 1.5.3 Mục tiêu dạy học phần hóa học vô phần phi kim 13 1.6 CÁC BÀI TẬP HÓA HỌC VÔ CƠ PHẦN PHI KIM CAO ĐẲNG SƯ PHẠM 13 1.6.1 Bài tập tính