MỞ ĐẦU
1.Lý do chọn đề tài:
Chúng ta đang sống trong một xã hội ngày càng hiện đại và văn minh, đó
là xã hội chủ nghĩa một xã hội luôn lấy tri thức làm nền tảng cho mọi hoạt động
để tồn tại và phát triển, xây dựng và bảo vệ Tổ quốc, theo kịp với những thành
tựu mới của khoa học kỹ thuật trên thế giới.
Đất nước ta đang trong tời kỳ CNH – HĐH đất nước, đã và đang có nhiều bước
nhảy vọt trong nhiều lĩnh vực của cuộc sống. Công cuộc đổi mới này đề ra những
yêu cầu mới đối với hệ thống giáo dục nước ta. Một công cuộc đổi mới đòi hỏi những
con người phải 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 của cuộc sống đề ra. 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 hoá, 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 sự phát
triển của 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 mục
tiêu giáo dục phải được coi là một trong những mục tiêu quan trọng nhất của sự
phát triển đất nước.
Hiện nay ở nước ta, giáo dục đã có sự chuyển biến rõ rệt, đặc biệt là việc
đổi mới phương pháp dạy học, nâng cao trình độ của đội ngũ giáo viên, giảng
viên, đặc biệt có rất nhiều giảng viên đạt trình độ tiến sĩ và có nhiều đóng
ghóp trong việc nghiên cứu khoa học nhờ đó mà chất lượng giáo dục nước ta ngày
một đi lên.
Mặc
dù đã đạt được những thành tựu bước đầu song ngành giáo dục nước ta vẫn còn một
số hạn chế. Đặc biệt là trang thiết bị dạy học, số lượng và chất lượng sách
giáo trình, sách tham khảo chưa đáp ứng đầy đủ nhu cầu của người học. Mặt khác
trong quá trình học tập đôi lúc lý thuyết chưa gắn liền với thực tế, chưa làm
cho người học có tính năng động, sáng tạo.
Với những lý do trên chúng tôi quết định chọn đề tài:
“
Hệ thống hoá và đề xuất mới các kiểu bài tập kim loại nhóm A trong giáo trình
hoá học vô cơ thuộc chương trình CĐSP”. Hy vọng góp một phần nhỏ bé của
mình vào việc xây dựng hệ thống các bài tập phù hợp với nhu cầu của sinh viên
nhằm nâng cao chất lượng học tập.
2.Mục đích nghiên cứu:
Xây dựng hệ thống bài tập vô cơ phần kim loại
nhóm A thuộc chương trình CĐSP giúp sinh viên vận dụng kiến thức hoá học đại cương
để làm rõ vấn đề hoá học vô cơ. Bài tập có mở rộng nâng cao nhưng không làm mất
đi tính cơ bản, tính hệ thống của chương trình.
3.Nhiệm vụ nghiên cứu:
1.Nghiên cứu tổng quan về bài tập hoá học
2.Nghiên
cứu nội dung chương trình hoá học vô cơ thuộc chương trình Cao đẳng sư phạm.
3.Xây
dựng hệ thống bài tập hoá vô cơ phần kim loại nhóm A.
4.Lời
giải cho hệ thống bài tập hoá vô cơ phần kim loại nhóm A
4.Giả thuyết khoa học:
Việc xây dựng hệ thống bài tập hoá vô cơ phần kim loại nhóm A giúp cho
sinh viên Cao đẳng sư phạm nắm vững hệ thống kiến thức cơ bản và nâng cao về
tính chất vật lý, hoá học, phương pháp điều chế và ứng dụng dựa trên những tính
chất vật lý và hoá 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:
1.Nghiên cứu lý luận về bài tập hoá học làm cơ
sở cho việc xây dựng hệ thống bài tập.
2.Nghiên
cứu thực tiễn.
Tìm hiểu thực tiễn về hệ thống bài tập hoá vô cơ phần kim loại nhóm A đã
dùng cho sinh viên CĐSP.
Trao đổi kinh nghiệm về việc ra bài tập hoá học vô cơ phần kim loại nhóm
A cho sinh viên CĐSP.
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 học viên có thể phân loại, sắp xếp và làm sáng tỏ các vấn đề chủ chốt
trong giáo trình hoá học vô cơ phần kim loại.
Thông qua bài tập, học 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 tích cực của học
viên.
NỘI
DUNG
CHƯƠNG
I
Tổng quan về bài tập
hoá học
I.1.Bài tập hoá học:
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 hoá học giữ vai
trò rất 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.
I.2.Tác dụng của bài
tập hoá học:
Bài tập hoá 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 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 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 hoá học là phương tiện kiểm tra
đánh giá kiến thức, kỹ năng của học sinh một cách chính xác.
Giáo dục đạo đức tác phong rèn luyện
tính kiên nhẫn trung thực, chính xác, khoa học( Có tổ chức, kế hoạch….) nâng
cao hứng thú học tập bộ môn, điều này thể hiện rõ khi giải bài tập thực nghiệm.
I.3.Cơ sở phân loại
bài tập hoá học:
Có nhiều cách phân loại bài tập hoá học
dựa vào các cơ sở sau:
-
Khối lượng kiến thức
- Tính chất bài tập
-
Hình thái hoạt động của học sinh
-
Mục đích dạy học
- Cách tiến hành giải
-
Phương pháp hình thành kỹ năng giải bài tập hoá học
-
Hoạt động nhận thức của học sinh
-
Tính đặc thù của nội dung
-
Đặc điểm 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.
I.4.Cơ sở phân loại
bài tập hoá học vô cơ phần kim loại nhóm A thuộc chương trình Cao đẳng sư phạm.
Dựa trên những tiêu chí chung về việc
phân loại bài tập hoá học ở mục I.3. Theo chúng tôi việc phân loại bài tập hoá
học vô cơ phần kim loại nhóm A thuộc chương trình Cao đẳng sư phạm dựa vào ba đặc
tính sau:
Dựa vào nội dung chương trình hoá học
vô cơ phần kim loại nhóm A thuộc chương trình Cao đẳng sư phạm.
Dựa vào tính đặc thù của nội dung chương
trình hoá học vô cơ phần kim loại nhóm A thuộc chương trình Cao đẳng sư phạm.
Dựa vào mục tiêu dạy học hoá học vô cơ phần
kim loại nhóm A thuộc chương trình Cao đẳng sư phạm.
I.5.Cụ thể hoá cơ sở
phân loại bài tập hoá học vô cơ phần kim loại nhóm A thuộc chương trình Cao đẳng
sư phạm.
I.5.1.Nội dung chương
trình hoá học vô cơ phần kim loại nhóm A
ChươngI: ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
-
Cấu trúc electron của nguyên tử kim loại
-
Cấu trúc tinh thể phổ biến của kim loại
-
Liên kết kim loại và tính chất lý học của kim loại
-
Tính chất hoá học của kim loại
- Trạng thái thiên nhiên
- Phương pháp điều chế
ChươngII: CÁC NGUYÊN TỐ KIM LOẠI KIỀM
- Vị trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc
electron, bán kính nguyên tử, bán kính ion, năng lượng ion hoá, ái lực
electron, độ âm điện, thế điện cực chuẩn của các kim loại kiềm.
- Trạng thái thiên nhiên
- Điều chế các kim loại kiềm
- Tính chất lý học
- Tính chất hoá học
- ứng dụng của các kim loại kiềm
- Các oxit của kim loại kiềm: Phương pháp điều
chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng của oxit, peoxit và supeoxit.
- Phương pháp điều chế, tính chất lý- hoá học
và ứng dụng của các hiđroxit của kim loại kiềm. Natrihiđrôxit.
- Phương pháp điều chế, tính chất lý- hoá học
và ứng dụng các muối halogen, cacbonat, sunfat của kim loại kiềm.
ChươngIII: KIM LOẠI KIỀM THỔ
-
Vị
trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc electron, bán kính nguyên tử, năng lượng ion
hoá, ái lực electron, độ âm điện, thế điện cực chuẩn của các kim loại kiềm thổ.
-
Trạng
thái thiên nhiên, các phương pháp điều chế
-
Tính
chất lý- hoá học và ứng dụng
-
Phương
pháp điều chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng các hợp chất hiđrua của các
kim loại kiềm thổ.
-
Phương
pháp điều chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng các oxit, peoxit và supeoxit của
kim loại kiềm thổ. Canxioxit.
-
Phương
pháp điều chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng của các hiđroxit kim loại kiềm
thổ Canxihiđroxit.
-
Phương
pháp điều chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng của các muối halogen,nitrat,
cacbonat, sunfat của kim loại kiềm thổ.
-
Nước
cứng và phương pháp làm mềm nước cứng.
Chương
IV: CÁC NGUYÊN TỐ KIM LOẠI
NHÓM IIIA
( Al, Ga, In,
Tl )
-
Vị
trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc electron, bán kính nguyên tử, bán kính ion,
năng lượng ion hoá, ái lực electron, độ âm điện, trạng thái oxi hoá, thế điện cực
chuẩn của Al, Ga, In và Tl.
*
Nhôm
-
Trạng
thái thiên nhiên. Phương pháp luyện nhôm
-
Tính
chất lý- hoá học và ứng dụng của nhôm
-
Phương
pháp điều chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng của các hợp chất hiđrua, oxit
và hiđroxit của nhôm.
- Phương pháp điều chế, tính chất lý- hoá học
và ứng dụng các muối halogen, sunfat, nitrat, phèn nhôm.
*Gali,
Indi, Tali
- Trạng thái thiên nhiên. Phương pháp điều chế
- Tính chất lý- hoá học và ứng dụng của Ga,
In, Tl
- Điều chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng
của oxit M2O3, Hiđroxit M(OH)3 và các muối
M(III)
Chương
V: CÁC NGUYÊN TỐ KIM LOẠI
NHÓM IVA
( Ge, Sn, Pb )
-
Vị
trí trong bảng tuần hoàn, cấu trúc electron, bán kính nguyên tử, năng lượng ion
hoá, ái lực electron, độ âm điện, trạng thái oxi hoá, thế điện cực chuẩn của
Ge, Sn, Pb.
-
Trạng
thái thiên nhiên, các phương pháp điều chế
-
Tính
chất lý- hoá học và ứng dụng của Ge, Sn, Pb.
-
Phương
pháp điều chế, tính chất lý- hoá học và ứng dụng của các oxit ( MO, MO2)
-
Phương pháp điều chế, tính chất lý- hoá học và
ứng dụng của hiđroxit dạng M(OH)2, M(OH)4 và các muối
halogen, sunfua.
I.5.2.Tính đặc thù của nội dung chương trình
hoá vô cơ Cao đẳng sư phạm.
Là
phần hóa học nguyên tố nghiên cứu các vấn đề chính sau:
-
Cấu
tạo nguyên tử và liên kết kim loại
-
Tính
chất vật lý.
-
Tính
chất hoá học.
-
Điều
chế và ứng dụng.
-
Khả
năng tạo phức.
I.5.3.Mục tiêu dạy học phần hoá học vô cơ thuộc
chương trình CĐSP.
-
Xây dựng hệ thống kiến thức cơ bản về những tính chất vật lý, hoá học, cấu trúc
phương pháp điều chế các đơn chất và hợp chất vô cơ.
-
Vận dụng kiến thức cơ sở về hoá 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.
I.6.Các
bài tập hoá học vô cơ chương trình Cao đẳng sư phạm
I.6.1.Bài tập về cấu tạo nguyên tử và liên kết
kim loại
Kiến
thức cơ bản cần nắm được
-
Vị
trí của các kim loại trong bảng HTTH.
-
Kim
loại kết tinh theo mấy loại, đặc điểm của từng loại. Biết được kim loại kết
tinh theo loại nào có thể tính các giá trị liên quan.
-
Cấu
trúc tinh thể ion.
Kiến
thức cần nâng cao
-
Sự
biến đổi tính chất có liên quan đến vị trí của kim loại.
-
Dựa
vào liên kết trong kim loại giải thích tính chất vật lý của nó
-
Giải
thích tính chất lý học của hợp chất ion.
I.6.2.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.
-
T0
nóng chảy, T0 sôi, dẫn điện, dẫn nhiệt…..
Kiến
thức cơ bản nâng cao
-
Vận
dụng kiến thức hoá học cơ sở để giải
thích các hiện tượng quy luật về các tính chất đó.
I.6.3.Bài tập về tính chất hoá học.
-
Từ đặc điểm cấu tạo nguyên tử( cấu hình e, năng lượng ion hoá(I), ái lực
electron, bán kính nguyên tử, độ âm điện).
-
Khả năng oxi hoá khử, tính kim loại, tính phi kim, quy luật biến đổi axit - bazơ……
-
Dựa vào kiến thức cơ sở về sự biến thiên các giá trị nhiệt động, biến thiên thế
đẳng áp (
G), biến
thiên entanpi (
H) , biến
thiên entropi (
S), biến
thiên thế điện cực chuẩn (
E0),
để xét chiều diễn biến của quá trình, xét khả năng phản ứng phụ thuộc vào pH một
cách định lượng hơn, tính oxi hoá - khử, khả năng phản ứng với các đơn chất và
hợp chất…..
I.6.4.Bài tập về điều chế các đơn chất, hợp chất
vô cơ và ứng dụng
Khai
thác các bài tập về điều chế, ứng dụng dựa trên tính chất vật lý và hoá học của
các đơn chất, hợp chất vô cơ.
CHƯƠNG II
Hệ thống bài tập hoá học vô cơ phần kim loại
nhómA
II.1. Đại cương về kim loại
Bài1:
Dựa
vào cấu trúc electron của nguyên tử, hãy cho biết các nguyên tố kim loại được
chia làm mấy họ? Hãy nêu đặc điểm chung của các họ đó.
Bài2:
1.Trình bày bản chất liên kết trong kim loại?
2.Hãy nêu sự giống nhau và khác nhau giữa liên
kết kim loại với liên kết trong hợp chất ion?
Bài3:
1.Trình bày cách sắp xếp các nguyên tử lim loại
để hình thành các mạng lưới lục phương? lập phương tâm diện, lập phương tâm khối?
2.Vì sao kim loại kết tinh chủ yếu theo 3 loại
mạng tinh thể đó?
3.Trong 3 loại mạng tinh thể của kim loại, mạng
nào sắp xếp kém đặc khít hơn cả?
Bài4:
1.Số phối trí là gì?
2.Trong 3 loại mạng tinh thể của kim loại thì
số phối trí của nguyên tử kim loại là bao nhiêu trong mỗi mạng?
Bài5:
1.Dựa vào quy tắc Engel và Brewer hãy cho biết
Na, Al, Mg có cấu trúc tinh thể kiểu nào? Vì sao?
2.Vẽ ô cơ sở của các kiểu cấu trúc đó. Cho biết
số phối trí của Na, Mg, Al?
Bài6:
1.Kim loại ở thể lỏng và thể hơi có dẫn điện
không? Vì sao?
2.Vì sao các phi kim không tạo thành liên kết
kim loại?
3.Nêu sự phụ thuộc theo nhiệt độ đối với tính
dẫn điện các kim loại và các chất bán dẫn?
Bài7:
1.Dãy hoạt động hoá học cho biết những gì? Dựa
vào đâu mà thiết lập lên dãy đó ?
2.Năng lượng ion hoá của các kim loại thay đổi
như thế nào theo vị trí của chúng trong dãy hoạt động hoá học?
3.Trong
dãy thế điện cực chuẩn, Li sắp xếp trước các kim loại kiềm khác điều đó có mâu
thuẫn gì với cách sắp xếp trong nhóm IA không?
Bài8:
Cho các nửa phản
ứng sau? Thế khử chuẩn E0(V)
Al3+ +
3e Al E0 = - 1,66
Ni2+ +
2e Ni E0 = - 0,25
Hg22+ +
2e 2Hg E0 = 0,79
Sn2+ +
2e Sn E0 = - 0,14
Ag+ +
1e Ag E0 = 0,3
Ce4+ +
1e Ce3+ E0 = 1,61
1.
Trong
các chất nêu trên chất nào là chất oxi hoá yếu nhất? Chất oxi hoá mạnh nhất?
2.
Chất
nào là chất khử mạnh nhất? Chất khử yếu nhất?
3.
Sn
kim loại có khử được Ag+ thành Ag không? Vì sao?
4.
Thiếc
có thể khử được những ion nào?
5.
Ion
Ag+ có thể oxi hoá được những kim loại nào?
Bài9:
1.Dựa vào vị trí của các kim loại trong dãy hoạt
động hoá học hãy nêu phương pháp chung điều chế các kim loại đó?
2.Cần dùng các phương pháp nào để điều chế các kim loại từ các hợp chất tương ứng sau:
Cr2(SO4)3
; KCl ; Fe2O3 ; Ag2S ; MgSO4
Bài 10:
Cho biết
Go
tạo thành của
Al2O3 Fe2O3 HgS
- 1582Kj/mol -
742Kj/mol - 51Kj/mol
1.Tính `G0298
đối với các phản ứng sau:
Al2O3 2Al(r) +
O2
Fe2O3 2Fe(r) +
O2
HgS(r) Hg(l) + S(r)
2.Có phản ứng nào tự diễn biến không?
Có thể dựa vào
G0 để dự đoán phương pháp khai thác lim loại từ
các quặng trên không?
3.Sự
tăng nhiệt độ có lợi cho phản ứng trên không? Vì sao?
II.2.Kim loại kiềm
Bài1:
1.Nêu vị trí của kim loại kiềm trong bảng
HTTH? Vì sao kim loại này có tính khử mạnh?
2.Tại sao kim loại kiềm mềm và dễ bay hơi?
3.So sánh khả năng phản ứng của kim loại kiềm
và hiđrô. Có thể giải thích như thế nào khi biết rằng hiđrô củng có phản ứng
khác hẳn kim loại kiềm mặc dù lớp vỏ ngoài cùng có cấu trúc như nhau?
Bài2:
Liti là kim loại kiềm kém hoạt động hơn
kim loại kiềm khác nhưng thế điện cực âm nhất là do yếu tố:
a.
Năng
lượng ion hoá
b.
Năng
lượng hiđrat hoá
c.
Năng
lượng phá vỡ mạng lưới tinh thể
d.
Cấu
trúc electron
Bài3:
1.
Các
kim loại kiềm đều có độ dẫn điện cao nhưng còn kém hơn so với Ag. Au, Cu. Điều đó
có mâu thuẫn gì không khi so sánh hoạt tính hoá học của kim loại kiềm với các
kim loại Ag, Au, Cu. Giải thích nguyên nhân?
2.
Tại
sao độ dẫn điện của Na lớn hơn các lim loại kiềm khác?
Bài4:
1.Những ion nào có tính chất gần giống với
tính chất của ion kim loại kiềm:
a. NH4+, Te+, Ag+,
(C5H5)2CO+
b.
NH4+, Cu+, Ag+
c.NH4+,
Te+
2.Sự tạo phức của ion kim loại kiềm không đặc
trưng do:
a.Điện
tích nhỏ
b.Bán kính lớn
c.Do
có 1e ở lớp ngoài cùng
d.Cả a và b
Bài5:
1.Nêu vai trò của NaCl và KCl khi điện phân
nóng chảy NaCl để điều chế kim loại Na.
2.Viết phương trình phản ứng xãy ra trên bề mặt
điện cực khi điện phân NaCl nóng chảy hoặc NaOH nóng chảy.
Bài6:
1.Điều chế LiH như thế nào? Tại sao bền hơn
NaH
2.Về tính chất NaH giống với chất nào hơn NaCl
hay HCl.
Bài7:
Viết phương trình của các phản ứng:
1.
LiH + N2
2.
NaH + Cl2
3.
NaH + O2
4.
LiH + H2O
Bài8:
1.Bằng phương pháp nào điều chế được các oxit:
Li2O, Na2O, K2O?
2.Tại sao các kim loại kiềm dễ tạo ra các
peoxit? Tại sao Li không có khả năng đó?
Bài9:
1.Tại sao Na2O2 là tác
nhân oxi hoá tốt trong dung dịch nước.
2.Tại sao Na2O2 và hỗn hợp
Na2O2 + KO2 được dùng trong các bình lặn để
làm nguồn cung cấp oxi. ứng dụng đó dựa trên cơ sở lý luận nào?
Bài10:
Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
1.
Na2O2 +
KI + H2SO4
2.
Na2O2 +
KMnO4 + H2SO4
3.
Na2O2 +
Fe(OH)2 + H2O
4.
Na2O2 + FeS2
Bài11:
Hãy
vẽ cấu trúc tinh thể NaCl và CsCl chúng có gì khác nhau?
Bài12:
1.Trong hai hiđrôxit KOH và CsOH, Hiđrôxit nào
có tính bazơ mạnh hơn? Giải thích?
2.Tại sao trong các hiđrôxit của kim loại kiềm
chỉ có LiOH là có khả năng tạo ra Li2O?
Bài13:
Để điều chế NaCl tinh khiết người ta thường
cho HCl qua dung dịch bão hoà muối ăn. Giải thích cơ sở lý luận của phương pháp
đó?
II.3. Kim loại phân
nhóm IIA
Bài1:
Nêu nhận xét sự biến thiên các đặc tính trong
dãy từ Be đến Ra, so sánh với kim loại kiềm. Nguyên nhân của sự biến đổi đó?
Bài2:
1.
Tại
sao các kim loại kiềm thổ có I2 lớn hơn I1 nhưng lại tạo
ra ion M2+ dễ dàng hơn M+
Thế
ion hoá của kim loại kiềm thổ lớn hơn thế ion hoá của kim loại kiềm nhưng tại
sao thế điện cực lại tuơng đương?
Bài3:
1.
Giải
thích tại sao kim loại kiềm dễ tạo ra dạng phân tử M2 ở trạng thái hơi,
nhưng kim loại kiềm thổ lại không có khả năng đó?
2.
Tại
sao kim loại kiềm thổ có độ cứng hơn kim loại kiềm?
Bài4:
1.
Tại
sao kim loại kiềm thổ có độ dẫn điện cao mặc dù vùng hoá trị trong tinh thể đã
lấp đầy e.?
2.
Thế điện cực của Be cao hơn ( dương hơn) so với
kim loại kiềm thổ khác nhưng thế điện cực của Li thấp hơn ( âm hơn) so với kim
loại kiềm khác. Thực tế có mâu thuẩn gì với nhau không?
Bài5:
1.
Tại
sao Be có khuynh hướng tạo hợp chất cộng hoá trị?
2.
Tại
sao phân tử X - Be - X chỉ tồn tại trong pha khí?
Bài6:
1.
Khi
Mg cháy phát ra ánh sáng chói giàu tia tử ngoại, nhưng khi đốt cháy kim loại kiềm
hoặc kiềm thổ khác không có hiện tượng đó. Giải thích, ứng dụng hiện tượng này
là gì?
2.
Có
dùng nước để dập tắt đám cháy Mg được không? Vì sao?
Bài7:
Viết phương
trình của các phản ứng:
a.
CaH2 + H2O
b.
Ca + NH3
c.
BaO2 + HCl
d.
BaO2 +
KI + HCl
e.
BaO2 +
AgNO3
Bài8:
1.Tính chất hiđrôxit M(OH)2 biến đổi
như thế nào? Đưa ra các số liệu chứng minh.
2.Tại sao hiđroxit của các kim loại kim loại
kiềm thổ bị nhiệt phân để tạo ra oxit tương ứng, nhưng hiđroxit của kim loại kiềm
không có khả năng này.
3.Tại sao trong thực tế người ta không điều chế
hidroxit kim loại kiềm thổ theo phương pháp điều chế kim loại kiềm và ngược lại.
Bài9:
1.
Tại
sao các muối sunfat kim loại kiềm thổ lại có độ tan giảm từ Ca2+ đến
Ba2+ nhưng florua của các kim loại đó lại có độ tan tăng.
2.
Tại
sao độ tan của florua kim loại kiềm thổ biến đổi không đều.
Bài10:
1.
Độ cứng
của nước là gì? Phân loại độ cứng của nước. Tác hại của nước cứng đối với công
nghiệp và sinh hoạt.
2.
Trong
một cốc nước cứng chứa 0,01 mol Na+, 0,02 mol Ca2+, 0,01
mol Mg2+ , 0,05 mol HCO3- và 0,02 mol Cl-
a.
Hỏi
nước trong cốc thuộc loại độ cứng gì?
b.
Nếu đun
sôi nước thì nước còn cứng không?
c.
Có
thể dùng hoá chất nào trong các chất sau để làm mềm dung dịch nước trên: Ca(OH)2,
dd HCl, dd Na2CO3, Na3PO4 viết phương
trình phản ứng.
d.
Ngày
nay người ta sử dụng phương pháp nào để làm mềm nước cứng.
Bài11:
Cation
của kim loại kiềm thổ có tạo thành nhiều phức chất không? Những nguyên tố nào
có khả năng đó nhất? Tác nhân nào tạo phức tốt nhất?
II.4. Kim loại phân nhóm chính IIIA
Bài1:
1.
Nhận
xét sự thay đổi bán kính nguyên tử, thế ion hoá của các nguyên tố nhóm IIIA ?
Giải thích sự thay đổi bất thường đó.
2.
T0nóng
chảy và T0sôi của nguyên tố nhóm IIIA có giá trị sau:
B Al Ga In Tl
T0n/c(0C) 2030 660 30 156 303
T0sôi
(0C) 3930 2520 2230 2000 1460
Nhiệt
độ sôi giảm liên tục, Tn/c thay đổi bất thường. Tại sao nhiệt độ nóng chảy rất
cao ở B nhưng lại thấp ở Ga.
Bài2:
Hoàn thành các phương trình phản ứng:
a. Al(OH)3
+ Na2CO3 + HF
b. Al + NaNO3 +
NaOH
c.
Al + Cr2O3
d.
Ga +
H2SO4
e.
Tl +
HNO3đặc
f.
Tl +
HNO3loãng, nguội
g.
Tl +
HCl
h.
Ga, In, Tl tác dụng với dung dịch kiềm
Bài3:
1.
Sự
biến thiên tính bazơ trong dãy Al(OH)3 đến Tl(OH)3. Giải
thích nguyên nhân?
2.
So sánh tính axit của các oxit M2O3
Bài4:
Nhôm được sản xuất
với quy mô công nghiệp bằng phương pháp điện phân nóng chảy của Al2O3
và Na3AlF6.
1.
Viết phương trình phản ứng xãy ra ở mỗi điện cực
trong quá trình điện phân. Nêu
vai trò của criolit.
2.
Tại
sao không thể điều chế phân tử dung dịch muối nhôm tan trong nước bằng cách điện
phân.
Bài5:
Phèn
có công thức chung X2(SO4).Y2(SO4)3.24H2O
hoặc XY(SO4)2.12H2O.
1.
Xác định
điện tích của X và Y. Xét xem X, Y thuộc nhóm nào trong bảng HTTH.
2.
Ngoài
phèn nhôm hãy viết công thức cấu tạo và gọi tên một số phèn khác
3.
Viết
phương trình phản ứng điêù chế phèn chua khi có dung dịch KOH, Al2O3
rắn và dung dịch H2SO4..
Bài6:
1.
LiAlH4
được điều chế như thế nào? Tại sao nó nổ khi tiếp xúc với nước, còn LiBH4
hoà tan trong nước.
2.
Tại
sao ion Tl+ có khả năng tạo phèn như các ion kim loại kiềm? Về một số
phương diện ion Tl+ lại giống Ag+. Lâý VD minh hoạ
II.5. Kim loại phân nhóm chính IVA
Bài1:
1.Vì
sao có thể tạo ra dung dịch rắn giữa Si và Ge mà không tạo ra dung dịch rắn giữa
Si và Pb.
2.
Tại sao Sn tạo thành hợp chất hoá trị (II) dễ hơn Si?
Bài2:
1.
Tại
sao từ Ge đến Sn nhiệt độ nóng chảy lại giảm đột ngột.
2.
Tại
sao Sn, Pb mềm nhưng Ge lại cứng
Bài3:
Xét
xem các phương trình phản ứng sau có xảy ra không? Nếu có hãy viết phương trình
phản ứng.
a.
Ge + HCl
b.
Sn + HCl
c.
Pb + HClđ
d.
Ge + HNO3đ,n
e.
Sn + HNO3loãng
f.
Pb + HNO3loãng
g.
Sn + NaOHđ,n + H2O
Bài4:
1. Viết phương trình phản ứng điều chế PbO và
PbO2
2. PbO2 là một chất oxi hoá mạnh lấy
VD minh hoạ
Bài5:
1.
Nêu
quy luật biến đổi tính bazơ từ Ga(OH)2 đến Pb(OH)2
2.
Các
hiđroxit X(OH)2 đều lưỡng tính. Viết phương trình minh hoạ.
3.
Nêu
phương pháp điều chế Ge(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2
Bài6:
Tại
sao điều chế SnCl2 bằng cách cho Sn tác dụng với HCl phải cho đủ
axit?
a.
Tại
sao quá trình đó lại tạo ra SnCl2 chứ không phải là SnCl4
b. Sản phẩm gì được tạo thành khi cho SnCl2
tác dụng với HgCl2, FeCl3?
Bài7:
1.
GeX2
và SnX2 là chất khử mạnh. Lấy ví dụ minh họa.
2.
Tại
sao đihalogennua của kim loại nhóm IVA có khả năng tan được trong axit halogẹnhiđric
và trong muối halogen của kim loại kiềm.
Bài8:
1.
Bằng
phản ứng nào có thể tách SnS ra khỏi PbS
2.
Viết
phương trình phản ứng khi cho “vàng giả” tác dụng với dd kiềm và dd HNO3
3.
PbS,
SnS tan được trong axit nào?
CHƯƠNG III
Hệ thống lời giải bài tập hoá vô cơ
phần kim loại nhóm A
III.1. Đại
cương kim loại:
Bài1:
Dựa vào cấu trúc e của nguyên tử các nguyên tố
chia làm các nguyên tố họ s họ p, họ d,họ f.
·
Các
nguyên tố họ s bao gồm các nguyên tố nhóm IA, IIA có số e ở lớp ngoài cùng là
ns1 hoặc ns2 .
·
Các
nguyên tố họ p gồm các nguyên tố nhóm IIIA đến VIIA cấu hình e ngoài cùng là ns2np1
- 5 .
·
Các
nguyên tố họ d: ở chu kỳ 4 sau khi xây dựng xong lớp 4s các nguyên tố từ ô thứ
21 ở nhóm IIIB (Sc) đến ô thứ 30(Zn) ở nhóm IIB hợp thành dãy kim loại chuyển
tiếp thứ nhất có cấu hình
3d1
- 104s1- 2.
Trong dãy có sự sai lệch: Cr cấu hình là 3d54s1
chứ không phải là 3d44s2, Cu có cấu hình là 3d104s1
chứ không phảI là 3d94s2.
Trong chu kỳ 5 có 10 kim loại chuyển tiếp họ d
từ ô thứ 39(Y) đến ô 48(Cd) ở nhóm IIB, lớp ngoài cùng có cấu hình là 4d1-10
5s1-2
·
Các
nguyên tố họ f: Trong chu kỳ 6 ngoài 10 nguyên tố họ d có cấu hình nh trên còn có 14
nguyên tố họ f bắt đầu từ ô thứ 57(La) đến ô thứ 71(Lu). Dãy nguyên tố này
không ứng với dãy nguyên tố nào được gọi là ngyên tố kim loại đất hiếm hay
còn gọi là các nguyên tố họ lantannoit. Lớp vỏ ngoài cùng là 4f1 -146s2.
Trong dãy có sự sai lệch:
Ce(58): 4f15d16s2
Gd(64): 4f75d16s2
Lu(71): 4f145d16s2
Những
sai lệch trong dãy là do có sự khác nhau rất ít về năng lượng của các phân mức
(n -1)d, (n- 2)f gây ra.
Sang
đến chu kỳ VII ta có 14 nguyên tố họ f bắt đầu từ ô thứ 90(Th) đến ô 103(Lr) củng
có lớp vỏ tương tự như trên 5f1- 147s2. Sự sai lệch về
cấu hình e trong chu kỳ này củng có một nguồn gốc như trên.
Bài2:
1.
Bản
chất liên kết trong kim loại liên quan đến hai tính chất cơ bản là tính dẫn điện,
dẫn nhiệt tốt và ở điều kiện thường là chất kết tinh có số phối trí cao.
2.
Liên
kết ion củng như liên kết kim loại đều được phát sinh do tương tác tĩnh điện
của các phần tử mang điện ngược dấu trong mạng tinh thể. Tuy nhiên liên kết
ion là do tương tác tĩnh điện của các ion dương và âm cố định trong tinh thể
còn liên kết kim loại là do tương tác tĩnh điện giữa các ion dương và các e
hoá trị chuyển động tự do trong toàn mạng tinh thể. Liên kết cộng hoá trị cũng
như liên kết kim loại đều được phát sinh do sự dùng chung các e hoá trị. Tuy
nhiên liên kết công hoá trị được thực hiện bởi từng cặp e liên kết với từng đôi
nguyên tử. Còn trong liên kết kim loại tất cả các e hoá trị tự do trong kim loại
đều được dùng chung cho tất cả các nguyên tử kim loại trong tinh thể.
Bài3:
1. Trong các kiểu mạng tinh thể, các nguyên
tử của cùng một kim loại được xem là những hạt cầu có kích thước như nhau và
xếp đặc khít vào nhau thành từng lớp, mỗi hạt cầu được bao quanh bởi 6 hạt
khác, và nếu nối tâm của các hạt cầu đó bằng các đoạn thẳng sẽ được hình tam giác
đều hình này sát với hình kia.





Chỗ lõm thứ nhất
Hình I.1: Cách sắp xếp hạt cầu
lớp thứ nhất
Nếu sắp xếp một lớp hạt cầu thứ hai lên lớp
thứ nhất,để cho cách sắp xếp đắc khích nhất các hạt cầu lớp thứ hai phải xếp
vào chổ lỏm của lớp thứ nhất,lúc đo một phần chổ lỏm này được che khuất (1),số
chổ lỏm còn lại không bị che khuất (2) bởi lớp thứ hai



(3)



Lớp thứ hai (2)
Hình I.2: Cách sắp xếp hạt cầu lớp
thứ hai lên lớp thứ nhất
(2) Lõm chưa bị che khuất bởi
lớp thứ hai
(3) Lõm của lớp
thứ ba
Khi
xếp lớp thứ ba lên lớp thứ hai xảy ra theo hai cách khác nhau:
·
Cách
thứ nhất:Xếp các hạt cầu vào lõm(3) của lớp thứ hai, lúc đó các hạt cầu lớp thứ
ba đứng trên hạt cầu lớp thứ nhất và hạt cầu lớp thứ tư đứng trên hạt cầu lớp
thứ hai… và được dãy ABABAB. Cách sắp xếp này tạo ra mạng tinh thể lục phương
·
Cách
thứ hai: Các hạt cầu lớp thứ ba xếp vào lỏm của lớp thứ hai, che khuất lõm (2),
lúc đó lớp này không tương ứng với hai lớp trước và cách sắp xếp được kí hiệu
ABC, nghĩa là các hạt cầu lớp thứ ba không đứng trên lớp thứ nhất.Cách sắp xếp
này tạo mạng lập phương tâm diện.
·
Cũng
cách sắơ xếp như trên nhưng mỗi nguyên tử kim loại chỉ có tám nguyên tử nằm gần
nhất(thay cho mười hai) nguyên tử, mặc dù ở đây còn nguyên tử tiếp theo nhưng
khoảng cách lớn hơn 15%. Cách sắp xếp này chỉ bằng 95% mật độ có thể có của
cách sắp xếp lập phương và lập phương tâm diện.Cách sắp xếp này tạo ra mạng lập
phương tâm khối.
2.
Kim
loại kết tinh chủ yếu theo ba loại tinh thể đó vì ba cấu trúc đó chặt khít nhất.
3.
Trong
mạng lập phương và lập phương tâm diện các hạt cầu chiếm 74% thể tích của kim
loại tạo ra mạng , trong mạng lập phương tâm khối thể tích của kim loại chiếm
68% thể tích kim loại tạo ra mạng lập phương tâm khối.
Bài 4:
1.Số phối trí là số hạt (ion, nguyên tử
,phân tử) trực tiếp bao quanh ion, nguyên tử hay phân tử đang xét trong một ô mạng
cơ sở xác định.
2.Lập phương tâm khối:Có số phối trí bằng
8(nguyên tử ở tâm bị bao quanh bởi 8 nguyên tử ở góc).
Lập phương chặt khít số phối trí bằng
12(mỗi nguyên tử được bao bởi 6 nguyên tử cung lớp,3 nguyên tử lớp trên, 3
nguyên tử lớp dưới).
Lập phương tâm diện: Cũng như mạng lập phương
chặt khít, trong mạng này mỗi nguyên tử kim loại được bao quanh bởi 12 nguyên tử
khác nên số phối trí bằng 12.
Bài 5:
Quy tắc Angel và Brewer:
Cấu
trúc tinh thể của kim loại( hoặc hợp kim) phụ thuộc vào số electron s và p
không cặp đôI trung bình trên một nguyên tử kim loại ở trạng tháI kích thích.
Theo quy tắc này khi số e s và p “sẵn sàng liên kết’’ trên một nguyên tử nhỏ hơn
1,5 => cấu trúc lập phương tâm khối
Nằm
giữa từ 1,7 đến 2,1 => cấu trúc lập phương chặt khít
Nằm
giữa từ 2,5 đến 3,2 => cấu trúc lập phương tâm mặt
Gần
tới 4 có cấu trúc kim cương.
Như vậy theo quy tắc trên thì:
Na có cấu trúc lập phương tâm khối vì có số e “ sẵn sàng liên kết” là 1
<1,5
Mg có cấu trúc lập phương chặt khít vì có số e “ sẵn sàng liên kết” là
1,7<2<2,1
Al có cấu trúc lập phương tâm mặt vì có số e “ sẵn sàng liên kết”
là 2,5<3<3,2
Ô mạng cơ sở của
Na Ô mạng cơ sở của Mg
Ô
mạng cơ sở của Al
Số phối trí của Na là 8
Số phối trí của Mg và Al đều là 12.
Bài 6:
1. Khi nóng chảy, các kim loại ở thể lỏng
vẫn còn e tự do, liên kết kim loại vẫn tồn tại nên kim loại lỏng vẫn dẫn điện.
ở thể hơi, kim loại tồn tại ở dạng đơn
nguyên tử, không có e tự do không có liên kết kim loại nên không dẫn điện.
2. Các phi kim có năng lượng ion hoá lớn, trong khi các kim
loại có năng lượng ion hoá nhỏ, hạt nhân nguyên tử kim loại hút e kém chặt chẽ
hơn hạt nhân của các phi kim.
Electron
hoá trị của các phi kim hầu hết là lớn: 5,6,7.Trong khi đó số e hoá trị của kim
loại là:1,2,3 nhỏ hơn số obitan hoá trị.
Vì vậy các e hoá trị chỉ chiếm một phần
vùng năng lượng và một phần còn trống( vùng dẫn điện).
3.Khi nhiệt độ tăng, độ dẫn điện của
các kim loại giảm. Đó là do khi nhiệt độ tăng, sự dao động của các ion kim loại
trong mạng tinh thể tăng làm cản trở sự chuyển động của dòng e tự do.
Khi nhiệt độ tăng, độ dẫn điện của các chất bán dẫn tăng.Đó là do vùng năng
lượng của các e hoá trị đã được điền đầy còn vùng tự do tiếp theo cách nó bằng
một vùng cấm tương đối hẹp.
ở nhiệt độ thấp, chúng là vật cách điện.
Khi tăng nhiệt độ, một số e từ vùng hoá trị có thể vượt qua vùng cấm để chuyển
lên vùng tự do, trở thành e dẫn điện.
Bài 7:
1. Dãy hoạt động hoá học cho biết một cách định
tính và định lượng khả năng oxihoa khử của các kim loại trong dung dịch. Trước đây
người ta dựa vào phản ứng kim loại chuyển chổ cho nhau để sắp xếp dãy hoạt động
hoá học của kim loại.
Vì phương pháp trên không tổng quát và
không chính xác nên sau đó người ta dựa vào thế oxihoa khử của chúng.
2.Nói chung các kim loại hoạt động xếp ở
đầu dãy có năng lượng ion hoá nhỏ hơn các kim loại kém hoạt động xếp ở cuối
dãy.
Tuy
nhiên, vì năng lượng ion hoá của một kim loại là năng lượng cần thiết để tách e
ra khỏi nguyên tử tự do ở trạng thái khí, còn dãy hoạt động hoá học sắp xếp các
kim loại(ở trạng thái rắn) theo khả năng oxihoa khử của chúng trong dung dịch. Vì
vậy không phảI kim loại đứng trước bao giờ cũng có năng lượng ion hoá nhỏ hơn
kim loại đứng sau. Ví dụ:
Thứ tự trong dãy hoạt động hoá học: Al
Zn Fe….
Năng lượng ion hoá thứ nhất(Kj/mol):
578 906 759
3.Thế điện cực tiêu chuẩn của kim loại
phụ thuộc vào ba yêú tố:
- Năng lượng ion hoá càng bé,thế điện cực
càng thấp.
- Năng lượng hiđrrat hoá càng lớn, thế điện
cực càng thấp.
- Năng lượng mạng lưới càng nhỏ, quá
trình oxihoa kim loại xảy ra càng dể.
Kim loại Li có năng lượng hiđrat hoá lớn
nên có thế điện cực thấp. Sự biến thiên tính chất của các nguyên tố theo bảng hệ
thống tuần hoàn phụ thuộc vào cấu trúc nguyên tử.
Bài 8:
1. Giá trị E0 càng dương tính oxi hoá càng mạnh.
- Như vậy chất oxi hoá yếu nhất là Al3+
-
Chất oxi hoá mạnh nhất là Ce4+
2. Giá trị E0 càng âm, tính
khử càng mạnh.
-
Ở đây chất khử mạnh nhất là Al
-
Ở đây chất khử yếu nhất là Ce3+
3. Kim loại có thế điện cực bé đẩy được
kim loại có thế điện cực lớn hơn ra khỏi dung dịch của nó. Như vậy:
Sn +
2Ag- 2Ag + Sn2+
Sn2+ +
Hg không xãy ra
4.
Sn có thể khử được: Hg22+, Ag+
,Ce4+
5.
Ion Ag+ có thể oxihoa được các kim loại
Al, Ni,
Hg, Sn
Bài 9:
1. * Các kim loại đầu dãy: K
Na Ca Mg
Al điện phân các hợp chất nóng chảy.
*
Các kim loại ở giữa dãy: Zn Fe
Sn Pb
a.
Khử qụăng bằng than cốc(CO)
Ví dụ: t0
PbO + C Pb + CO
Fe2O3 +3CO
2Fe +CO2
b. Đối với quặng dễ tạo thành các bua(
kim loại VIB,VIIB) thì khử quặng bằng hiđrô. Ví dụ:
WO3 + 3H2 W
+ 3H2O
c.
Đối
với quặng sunfua thì nung quặng thành oxít rồi khử bằng than cốc CO hay H2
Ví dụ:
ZnS +
O2
ZnO + SO2
d.Phương pháp nhiệt kim loại( nhiệt
nhôm)
2Al +
Fe2O3 Al2O3 +
2Fe
*
Các kim loại ở cuối dãy:
- Đốt quặng sunfua:
Cu2S +
O2
Cu + SO2
HgS +
O2
Hg + SO2
-
Phương
pháp thuỷ luyện:
Zn +
CuSO4
Cu +ZnSO4
2.-
Điện phân dung dịch muối Cr2(SO4)3
- Điện phân KCl nóng chảy.
- Khử Fe2O3 bằng than cốc.
- Điện phân Al2O3 nóng chảy.
- Dùng phương pháp thuỷ luyện:
Ag2S
Ag(CN)2-(aq) +
S2-
2Ag(CN)2- +
Zn [Zn(CN)4]2- + 2Ag
Bài 10:
1. Al2O3(r) 2Al(r) +
O2 G0pư
= 1582kj
G0pư = 2
G0 tt(Al) + 
G0
tt(O2) -
G0tt(Al2O3) =
0 + 0 - ( - 1582) kj/mol
Đối với phản ứng:
Fe2O3(r) 2Fe(r) + 3/2 O2(k) có
G0pư = 742 kj
HgS(r) Hg(l) + S(r) có
G0pư
= 51 kj
2.Vì
G0
của các phản ứng trên đều có giá trị dương nên không có phản ứng nào có khả năng
tự diễn biến theo chiều thuận( điều kiện tiêu chuẩn) mà có khả năng tự diễn biến
theo chiều nghịch.
3.
Vì
G0tt
của Al2O3 có giá trị dương rất lớn nên không dùng phương
pháp nhiệt kim loại để đẩy Al ra khỏi axít như các phương pháp cũ không có lợi
mà ngày nay dùng phương pháp điện phân nóng chảy.
AG0
của Fe2O3 có giá trị dương không quá lớn.Người ta dùng phương
pháp khử hoá học(nhiệt kim loại) hay CO.
AG0
của HgS có giá trị dương tương đối nhỏ, HgS tương đối không bền chỉ cầnđốt quặng
Hg Strong không khí.
4.
Sự tăng
nhiệt độ có lợi cho phản ứng trên vì:
G=
H -
TS.
H của phản ứng thay đổi theo nhiệt độ, phản ứng
từ chất rắn tạo ra chất khí( ở 2 pư đầu) và chất lỏng( ở pư 3) nên
S của cả
ba phản ứng đều có giá trị dương, -T
S có giá
trị âm.
Vì
vậy khi tăng nhệt độ thì - T
S càng có
giá trị âm do đó
G càng âm,
phản ứng càng thuận lợi.
III.2 Kim loại kiềm
:
Bài 1:
1.Các kim loại kiềm nằm ở phân nhóm chính nhóm I, ở đầu mỗi chu kì và từ
chu kì II trở đi. Sở dĩ kim loại kiềm có tính khử mạnh vì chúng có một e ở lớp
ngoài cùng.
2. Năng lượng ion hoá của hiđro lớn gấp vài ba lần năng lượng ion hoá của
kim loại kiềm.
Khả năng nhường e của kim loại kiềm dể
hơn hiđrô.
Nguyên tử hiđro cũng giống như kim loại
kiềm có một e hoá trị nên dễ dàng nhường đi 1e tạo thành ion H+ ,K+,
nhưng ion H+ không tồn tại trong dung dịch nước do H+ có
một AO 1s trống duy nhất nên dễ dàng nhận cặp e tự do của nước tạo ra H3O+.
Còn các ion kim loại kiềm không có khả
năng này mà các ion kim loại kiềm tồn tại độc lập do các ion này có cấu hình
khí trơ rất bền vững.
3.Các
kim loại kiềm kết tinh theo mạng lập phương tâm khối,năng lượng kim loại trong
mạng xếp khít không lớn và chỉ có một e hoá trị ở mỗi nguyên tử kim loại. Vì vậy
kim loại kiềm mềm và có nhiệt độ nóng chảy thấp.
Bài 2:
Đáp án b (do yếu tố năng lượng hiđrat
hoá )
Bài 3:
1.Khả năng hoạt động của các nguyên tố phụ thuộc vào cấu trúc e các kim
loại kiềm có khả năng hoạt động mạnh là do có 1e ở lớp ngoài lớp vỏ khí trơ nên
kim loại này dễ nhường đi một điện tử. Còn độ dẫn điện của kim loại phụ thuộc
vào khối lượng riêng của kim loại tức phụ thuộc vào số nguyên tử kim loại trong
1cm3 kim loại ở trạng thái rắn.
Ví dụ : Theo tính toán số
nguyên tử Na trong 1cm3: 0,24. 1023
Số nguyên tử Ag trong 1cm3:
5,85. 1023
Tương tự số nguyên tử Cu, Au lớn
hơn rất nhiều so với kim loại kiềm trong 1cm3 .
2.Na có độ dẫn điện cao hơn các kim loại kiềm khác do số nguyên tử trong
Na trong 1cm3 nhiều hơn các kim loại kiềm khác.
Bài 4:
1.Đáp án 1( NH4+, Ag+, Te+,
(C2H5)2CO+)
2.Đáp án d ( điện tích nhỏ và bán kính lớn)
Bài
5:
1.Để làm giảm nhiệt độ nóng chảy cho phép điện phân ở
6100C - 6500C
2.Na được sản xuất chủ yếu bằng phương pháp điện phân NaCl nóng chảy.
Ở
catốt 2Na +
2e = 2Na(l)
Ở
anốt 2Cl- = Cl2(k) + 2e
Bài 6:
1.LiH được điều chế bằng cách cho Li tác dụng
trực tiếp với H2
LiH
bền hơn NaH vì khoảng cách giữa hai hạt nhân của Li và H ngắn hơn khoảng cách hạt
nhân giữa Na và H.
2.Về
tính chất NaH giống với HCl hơn
Bài 7:
Phương trình phản ứng:
1. 2LiH
+ 3N2 2LiN3 + H2
2. 2NaH
+ Cl2 2NaCl + H2
3. 4NaH
+ O2 2 Na2O + 2H2
4. LiH
+ H2O LiOH + H2
Bài 8:
1.Trừ oxit của Li2O các oxit của kim loại kiềm khác đều hấp
thụ oxi tạo thành peoxit nên việc điều chế monoôxit rất khó khăn.
Li2O
tinh khiết có thể điều chế bằng cách nung LiOH, Li2CO3,
LiNO3 trong luồng khí hiđrô ở 8000C :
to
Pt: 2LiOH Li2O + H2O
Còn các oxit của các kim loại kiềm khác
điều chế bằng cách cho peoxit tác dụng với kim loại tương ứng.
M2O2 +
2M 2M2O
Khả năng tạo peoxit phụ thuộc vào bán
kính nguyên tử và năng lượng iom hoá. ái lực của phân tử oxi rất nhỏ 0,87eV,
còn ái lực của phân tử oxi là 1,46eV. Do đó các nguyên tử có năng lượng ion hoá
càng nhỏ bán kính càng lớn thì khả năng tạo ra peoxit càng lớn.Li không có khả
năng tạo ra peoxit vì năng lượng ion hoá thứ nhất I1 =5,339,bán kính
rLi =0,68A0 không đủ sức để giữ anion O22-.
Bài
9:
1.
Trong
dung dịch nước ta có phản ứng:
Na2O2 +2H2O 2NaOH
+ H2O
H2O2 là một tác
nhân oxihóa không bền trong môi trường kiềm.
2.
H2O2, H2O2 + K2O
được dùng trong các bình lặn để làm nguồn cung cấp oxi.ứng dụng trên dựa
vào phương trình phản ứng sau:
Na2O2 + K2O +CO2 Na2CO3 +K2CO3 +O2
Na2O2
+
CO2 Na2CO3 + O2
Như vậy oxi đã được
tái sinh.
Bài10:
Hoàn thành các phương trình phản ứng sau:
1.Na2O2 + +2 KI+
2 H2SO4 I2 +K2SO4 +Na2SO4 +2 H2O
2.5Na2O2 + 2KMnO4 + 4H2SO4 K2SO4 + 5Na2SO4
+ 4H2O
+2MnSO4 + 7O2
3. 1/2Na2O2 +
Fe(OH)2 + H2O NaOH +
Fe(OH)3
4. 15Na2O2 + 2 FeS2 Fe2O3 + 4Na2SO4 +
11Na2O
Bài 11:
·
Mạng
tinh thể NaCl
Các
ion Cl- xếp theo kiểu lập phương tâm mặt các ion Na+ bé
nhỏ chiếm hết số hốc bát diện( có thể giao hoán vai trò của ion Cl-
với ion Na+). Như vậy mỗi ion được bao quanh bởi 6 ion trái dấu. Số
phối trí của mỗi ion là 6.

Cấu trúc mạng
NaCl: Na+ ; Cl-
Trong
mỗi tế bào cơ sở có 4Cl- và 4Na+. Vậy công thức phân tử
là NaCl.
*Tinh
thể CsCl: Trong mạng tinh thể này các ion Cl- tạo thành hệ lập phương,
ion Cs+ được xếp ở tâm của hình lập phương( có thể đỏi vai trò của
ion Cs- và Cl-) do đó ta thu được ô cơ sở sau:
Cấu trúc mạng
tinh thể CsCl
Mỗi ion được bao quanh bằng 8 ion ngược dấu số
phối trí mỗi ion đều bằng 8.
Trong
mỗi tế bào có một ion Cs- và 8 x 1/8 = 1 ion Cl- .Như vậy
công thức của hợp chất là CsCl.
Bài
12:
1.Tinh thể KOH cũng như CsOH là tinh thể
ion, khi hoà tan trong nước các tinh thể đó chuyển thành ion với độ điện li thực
bằng đơn vị. Tuy nhiên độ điện li của hai chất đó không như nhau vì ion K+
tương tác mạnh với ion OH-
hơn Cs+.
2.Các hiđroxit của kim loại kiềm đều bền với
nhiệt, chúng có thể nóng chảy bay hơi mà không bị phân huỷ,riêng LiOH khi bị
nung đến sôi thì bị phân huỷ thành Li2O và nước.
Sở
dĩ có sự khác biệt này vì ion Li+ có kích thước đặc biệt nhỏ so với
ion kim loại kiềm khác, lớp vỏ e của nó quá mỏng( chỉ có 2e) nên nó hút mạnh
ion O2- trong OH-.
Pt
2LiOH Li2O + H2O
Còn
các kim loại kiềm khác không có khả năng này vì kích thước của ion lớn, có 8 e ở
lớp ngoài cùng.
Bài
13:
NaCl tan trong nước. Độ tan của chúng giảm xuống
khi sục HCl vào vì nồng độ Cl- tăng làm cho cân bằng chuyển dịch
sang tráI tạo thành NaCl.
III.3. Kim loại phân
nhóm IIA:
Bài 1:
Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, độ dẫn
điện từ Be đến Ra biến đổi không đều đặn, đều cao hơn so với kim loại kiềm.
Nguyên nhân do các kim loại kiềm thổ có
cấu trúc mạng lưới tinh thể khác nhau.
Be, Mg có cấu trúc lục phương.
Ca, Ba, Ra có cấu trúc lập phương tâm mặt và lập phương tâm khối dẫn đến
nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi của chúng biến đổi không theo một quy luật nhất
định như đối với kim loại kiềm.
Bài 2:
1.Trong dung dịch ion M2+ tạo ra có năng lượng hiđrat hoá lớn
nhiệt tạo ra có thể bù lại cho năng lượng ion hoá lớn do đó làm cho kim loại kiềm
thổ rất dễ mất 2 e trở thành ion M2+.
2.Thế điện cực phụ thuộc vào năng lượng ion hoá và năng lượng hiđrat
hoá. Đối với kim loại kiềm có năng lượng ion hoá thấp nhưng lại có năng lượng
hiđrat hoá kém kim loại kiềm thổ. Còn kim loại kiềm thổ mặc dù có thế ion hoá lớn
nhưng năng lượng hiđrat hoá âm nhiều do đó thế điện cực của kim loại kiềm thổ vẫn
tương đương kim loại kiềm.
Bài 3:
1.Ở trạng thái
hơi các nguyên tử kim loại kiềm có thể kết hợp với nhau để tạo thành phân tử
hai nguyên tử, hai nguyên tử này liên kết với nhau bằng liên kết cộng hoá trị. Các
nguyên tử kim loại kiềm có thể hình thành phân tử hai nguyên tử là do kim loại
kiềm có một e độc thân ở lớp ngoài cùng, dễ dàng kết hợp với nguyên tử khác để
lớp ngoài cùng bảo hoà e. Còn các kim loại kiềm thổ muốn hình thành phân tử hai
nguyên tử ở trạng thái khí phân tử phải có hai e độc thân tức kim loại kiềm thổ
phải có trạng thái kích thích s2 sp, nhưng năng lượng đòi hỏi cho quá
trình này lớn, năng lượng tạo ra khi hình thành phân tử M2 không bù
lại được năng lượng cần cung cấp cho quá trình kích thích. Vì vậy không hình
thành phân tử M2 .
2.Vì các nguyên tố kim loại kiềm thổ có số e liên kết lớn gấp đôi các
kim loại kiềm do đó liên kết kim loại trong kim loại kiềm thổ bền chặt hơn
trong kim loại kiềm.
Bài 4:
1.Kim loại kiềm thổ có vùng năng lượng ns đã được lấp đầy số e nên việc
kích thích e từ vùng hoá trị lên vùng tự do rất khó. Để giải thích tính dẫn điện
cao của kim loại kiềm thổ ta phải giả thiết các vùng ns và np đã xen phủ vào
nhau tạo thành vùng năng lượng chưa lấp đầy e do đó không thể tạo thành chất
cách điện mà tạo ra chất có độ dẫn điện cao.
2.Không mâu thuẫn với Li có năng lượng hiđrat hoá cao có thể bù lại năng
lượng ion hoá cao do đó Li có thế điện cực âm hơn các kim loại kiềm khác, còn
Be có năng lượng hiđrat hoá lớn nhưng không bù lại cho năng lượng ion hoá cao của
Be do đó Be có thế điện cực dương hơn các kim loại kiềm thổ khác.
Bài 5:
1.Be có bán kính ion rất nhỏ, năng lượng ion hoá và năng lượng thăng hoa
lớn, do đó trong trường hợp này năng lượng hiđrat hoá lớn không để tách hoàn
toàn điện tích. Do đó ngay cả BeF2 và BeO thể hiện như hợp chất cộng
hoá trị, còn hợp chất cộng hoá trị liên kết với cacbon rất bền. Để tạo thành 2
liên kết cộng hoá trị cần kích thích nguyên tử từ trạng thái 2s2 đến
trạng thái 2s2p. Do đó phân tử BeX2 thẳng hàng.
2.Để tạo thành 2 liên kết cộng hoá trị cần kích thích nguyên tử từ trạng
thái 2s2 đến trạng tháI 2s2p. Do đó phân tử BeX2 phảI thẳng.
Nhưng các phân tử như thế không bão hoà phối trí. Ở pha ngưng tụ tạo thành hợp
chất số phối trí 4. Chúng chỉ
tồn tại ở pha khí.
Be
Be Be Be
Bài 6:
1.Mg cháy trong khônh khí phát ra ánh sáng
chói giàu tia tử ngoại. Có hiện tượng đó là do ion Mg2+ và ion O2-
đều có bán kính nhỏ kết hợp với nhau tạo ra mạng tinh thể chặt khít của MgO và
phát nhiệt rất mạnh( năng lượng mạng lưới của MgO là 3924 kj/mol) lớn nhất
trong các oxit kim loại kiềm thổ. Chính lượng nhiệt lớn này đã nung nóng mạnh
các hạt MgO làm phát ra ánh sáng chói và giàu tia tử ngoại. Lợi dụng hiện tượng
này người ta đã trộn Mg với các chất oxihoa như KClO3 , KMnO4
, KNO3 để phát ra pháo sáng, đạn lữa và trước kia dùng chiêú sáng
trong kĩ thuật chụp ảnh.
2.Không dùng nước cũng như CO2 ,
SiO2 để dập tắt đám cháy Mg vì khi Mg được đốt nóng phản ứng mảnh liệt
với nước, cũng như CO2 ,SiO2 toả nhiệt lớn.
Bài
7:
Viết phương trình của các phản ứng:
a.CaH2
+ 2H2O Ca(OH)2 + H2
b.Ca + NH3 Ca(NH2)2 + H2
c.BaO2 + 4 HCl BaCl2 + Cl2 + 2H2O
d.BaO2 +
2KI + 4HCl BaCl2 + I2 +
2KCl + 2H2O
e.BaO2 +
2AgNO3
Ba(NO3)2
+ 2Ag + O2
Bài
8:
1.M(OH)2 : Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
Tích số tan: 2.10-18 6.10-10 5,5.10-6 3,2.10-4 5,0.10-3
Khi tan trong nước chúng là những bazơ mạnh.
Tính bazơ của chúng yếu hơn so với các hiđrôxit của kim loại kiềm trong cùng một
chu kì và cũng biến đổi theo cùng một quy luật là tăng theo số thứ tự.
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
Lưỡng tính Trung tính Bazơ mạnh
Độ
bền nhiệt tăng dần từ Be(OH)2 đến Ba(OH)2 .
Be(OH)2
mất nước ở 138oC.
Mg(OH)2
mất nước ở 150oC.
Ca(OH)2
mất nước ở 580oC.
Ba(OH)2
mất nước ở t >1000oC
2.Hiđrôxit của kim loại kiềm thổ bị nhiệt
phân tạo ra oxit do độ phân cực hoá của
cation M2+ với nguyên tử oxi trong nhóm OH- dễ bị biến dạng.
Vì vậy hiđrôxit của kim loại kiềm thổ kém bền vững hơn hiđrôxit của kim loại kiềm.
3.Một trong những phương pháp thông dụng để điều
chế hiđrôxit của kim loại kiềm là điệ phân dung dịch muối có màng ngăn. Đối với
kim loại kiềm thổ ta không thể áp dụng phương pháp này vì phần lớn kim loại kiềm
thổ tồn tại ở dạng hợp chất như muối cácbonat, sunfat, khi nhiệt phân tạo thành
oxit. Oxit này dễ dàng tác dụng với nước tạo thành hiđrôxit.
Bài
9:
1.Độ tan của các muối phụ thuộc vào hai yếu
tố: năng lượng mạng lưới tinh thể của muối và năng lượng hiđrat hoá của cation.
Năng lượng mạng lưới giảm, độ hoà tan của muối tăng, năng lượng hiđrat hoá của
cation giảm, dộ hoà tan giảm.
Từ CaSO4 đến BaSO4:
Yếu tố ảnh hưởng chính đến độ tan là năng lượng hiđrat hoá. Từ Ca2+ đến
Ba2+ năng lượng hiđrat hoá giảm(377 kcal/mol ở Ca2+ đến
308 kcal/mol ở Ba2+) nên độ tan giảm.
Từ CaF2 đến BaF2 năng
lượng mạng lưới giảm( 624 kcal/mol ở CF2 đến 566 kcal/mol ở BaF2
) nên độ tan tăng.
2.Độ tan của florua biến đổi không liên tục
theo một chiều từ Be đến Ba.Sở dĩ như vậy vì độ tan của muối có liên quan tới năng
lượng mạng lưới và nhiệt hiđrat hoá của các ion
Bài
10:
1.Độ cứng của nước là để chỉ nước có nhiều ion
Ca2+ và Mg2+
-Độ
cứng của nước bao gồm:
*Độ
cứng tạm thời: do các muối hiđrôcacbonat
M(HCO3)2 gây nên.
*Độ
cứng vĩnh cữu: là do muối Ca2+ và Mg2+.
*Độ
cứng toàn phần.
-Tác
hại của nước cứng:Nước gây nhiều tác hại trong sinh hoạt và trong kĩ thuật. Nước
cứng làm kết tủa xà phòng do đó làm mất tác dụng giặt rửa của nó và làm bẩn sợi
vảI
do
kết tủa bám vào.Ví dụ:

M2+ + 2C17H33COONa 2Na +
M(C17H33COONa)
(xà phòng)
Nước cứng tạo ra một lớp cặn bám vào
thành các nồi đun nước, các ống dẫn nước nóng, và các nồi cấp hơ nước. Lớp cặn
này gây nhiều tác hại, chẳng hạn làm giảm hiệu suất truyền nhiệt của nồi hơi,
làm nồi hơi mau hõng và dễ bị vỡ.
2.
* Nếu ta có:
Ca2+
+ 2HCO3- Ca(HCO3)2
Mg2+
+ 2HCO3- Mg(HCO3)2
Theo hai phương trình trên ta they tỉ lệ số mol Ca2+ , Mg2+
và HCO3- là tỉ lệ 1:2. Mà tổng số mol Mg2+ và
Ca2+ là 0,03 mol và số mol HCO3- bằng 0,03
mol. Vậy HCO3- thiếu nghĩa là khi đun sôi độ cứng của nước
chưa mất hẳn. Vậy nước ban đầu vừa có độ cứng tạm thời vừa có độ cứng vĩnh cữu.
*Nếu khi đun sôi thì:
Ca2+
+ 2HCO3- t0 CaCO3 + H2O + CO2
Mg2+
+ 2HCO3- t0 MgCO3 + H2O + CO2
Theo hai phương trình trên: tổng số mol Ca2+ , Mg2+
tạo kết tủa với số mol HCO3- =0,025 mol.
Sau khi đun sôi xong tổng số mol Ca2+ , Mg2+ còn lại
là 0,005 mol. Vậy nước sau khi đun vẫn còn cứng.
Dùng Na2CO3 , Na3PO4
làm mềm nước trên , và có thể dùngCa(OH)2 nhưng phải vừa đủ.
*Phương pháp trao đổi ion(Zeolit, nhựa
trao đổi ion)
Bài 11:
Khả năng tạo phức của kim loại kiềm thổ không mạnh thể hiện rõ khuynh hướng
tạo thành phức chất trong dung dịch. Giống với ion kim loại kiềm các ion kim loại
kiềm thổ tạo được phức bền với ete-crao bền hơn và chọn lọc hơn là với các
criptant.Tác nhân tạo phức tốt nhất:ete-crao, criptant.
III.4: Kim loại thuộc nhóm IIIA:
Bài 1:
1.Bán kính nguyên tử của các nguyên tố IIIA biến đổi không theo quy luật,
từ Al đến Ga giảm đột ngột còn từ Ga đến Tl thì tăng dần. Còn năng lượng ion
hoá tăng từ Al đến Ga, giảm từ Ga đến In, từ In đến Tl lại tăng dẫn đến tính
kim loại không tăng theo một chiều từ Al đến Tl mà thực tế từ Al đến Ga tính
kim loại hơI giảm, sau đó lại tăng lên ở In và rồi lại giảm xuống ở Tl. Sỡ dĩ
như vậy vì: ở Ga và In sau lớp vỏ khí hiếm còn có 10 electron phân lớp (n –
1)d, ở Tl còn có 4 electron (n – 2)f và 10 electron
(n – 1)d nữa. Chính sự khác nhau này đã
làm cho tính chất của các kim loại nhóm IIIA không giống nhau như kim loại kiềm
và kiềm thổ. Mặt khác cũng do ảnh hưởng của các electron của phân lớp 3d10
đến Ga (sự co d) và của các electron phân lớp 4f14 đến Tl (sự co f)
tính kim loại không tăng theo một chiều.
2.Tinh thể Bo có cấu tạo đặc khít. Nó bao gồm những hình hai chục mặt B12
( cứ 12 nguyên tử B tạo ra một tế bào tinh thể hai chục mặt). Liên kết giữa các
nguyên tử B là liên kết cộng hoá trị, do đó Bo rất khó nóng chảy. Trái lại tinh
thể Gali có mạng lưới phân tử, tại mắt mạng lưới là phân tử Ga2, vì
vậy Gali có nhiệt độ nóng chảy thấp. Nhưng nhiệt độ bay hơi cao là do khi sôi phân tử Ga2 phải
phân huỷ thành Ga nguyên tử.
Bài 2:
Hoàn thành các phương trình phản ứng:
a. 2Al(OH)3
+ 3Na2CO3 +
12HF 2Na3[AlF6] + 9H2O + 3CO2
b. 8Al + 3NaNO3 +
5NaOH + 2H2O 8NaAlO2 + 3NH3
c. 2Al + Cr2O3 t0 Al2O3 + 2Cr
d.
2Ga +
3H2SO4 Ga2(SO4)3 + 3H2
e.
Tl +
6HNO3đặc t0 Tl(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
f.
2Tl +
2HNO3loãng, nguội
2Tl(NO3) + H2
g. 2Tl + 2HCl 2TlCl + H2
h. Ga + H2O +
3NaOH Na3Ga(OH)6 +
3H2
In, Tl thì bền trong môi trường kiềm.
Bài 3:
1. Al(OH)3 Ga(OH)3 In(OH)3 Tl(OH)3
Hiđrôxit lưỡng tính Tính bazơ mạnh hơn Tính axit rất yếu
Tính baxơ tăng dần
2.Tính axit của các oxit giảm dần từ B đến
Tl.
B2O > Al2O3
> Ga2O3 > In2O3 > Tl2O3 (bazơ mạnh)
(
axit yếu) oxit lưỡng tính
Bài 4:
1.Nhôm oxit nóng chảy ở nhiệt độ rất cao (20500C ) do đó yếu
tố then chốt của việc sản xuất nhôm bằng phương pháp điện phân là dùng criolit
nóng chảy hoà tan nhôm oxit. Khi đó chỉ cần đến gần 10000C là đã có
dung dịch điện giải dạng nóng chảy.
Vỏ thép ghép liền với than chì làm thành catôt
Al3+
+ 3e Al(l)
Ở anôt:
2O2- -
4e O2
Oxi tạo ra phản
ứng với C tạo ra CO2 và CO
Qua phản ứng với các điện cực thấy: Cần 3 Farađay để tạo thành 1mol Al tức
là 27g Al. Vậy mỗi Faraday chỉ sản xuất được 27/3 = 9g Al.
Khi điện phân MgCl2 và CaCl2 nóng chảy.
Mg2+ +
2e Mg
Ca2+ +
2e Ca
Mỗi Faraday sản xuất được 1/2 mol Mg tức
là 24/2 = 12g Mg
Cũng như vậy, mỗi Faraday sản xuất được
1/2 mol Ca tức là 40/2 = 20g Ca.
Nếu
so sánh với việc sản xuất các kim loại nhẹ bằng phương pháp điện phân thì lượng
điện năng tiêu thụ cho mỗi lượng Al lớn hơn rất nhiều so với các kim loại khác.
2.Al3+
dễ bị thuỷ phân.
Al tan trong nước E0Al3+/Al
<< E02H+/H2 (H2O).
Bài 5:
1.Trong công thức chung của phèn X2SO4,
Y2(SO4)3.24H2O điện tích của X là
1+ và điện tích của Y là 3+.
X
thuộc nhóm IA trong bảng tuần hoàn: Li+, Na+, K+,
Cs+ và NH4+
Y
thuộc nhóm IIIA như Al ngoài ra còn có thêm Fe3+, Cr3+,
Mn3+
2.Phèn sắt: K2SO4.Fe2(SO4)3.24H2O
Phèn Crom: K2SO4.Cr2(SO4)3.24H2O
Phèn Mangan: K2SO4.Mn2(SO4)3.24H2O
3.Các phương trình phản ứng thực hiện quá
trình điều chế phèn chua
K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O
2KOH(aq) + H2SO4(aq) K2SO4 +
2H2O(l)
Al2O3 + 3H2SO4(aq) Al2(SO4)3(aq) + 3H2O(l)
Trộn hai dung dịch K2SO4
và Al2(SO4)3 theo tỉ lệ 1:1. Cho kết tinh tạo
thành muối kép.
Bài 6:
(C2H5)2O
1. 4LiH +
AlCl3 LiAlH4 +
3LiCl
Độ bền nhiệt và hoá của anion này thay đổi phụ thuộc vào khả năng của
nhóm MH3 tham gia với tính cách là chất nhận trong phản ứng.
MH3 + H+ MH4+
Trên phương diện này ta quan sát thấy
thứ tự sau: B > Al > Ga
BH4- bền trong nước.
Khi đó muối AlH4- bị nước thuỷ phân nhanh và có tiếng nổ
kèm theo.
2.Bán
kính của ion Tl+ = 0,154 nm, gần với bán kính của ion K+,
Rb+, và Ag+ ( 0,144; 0,158 và 0,127 nm tương ứng). Vì vậy
về một số phương diện ion Tl+ giống với ion kim loại kiềm nhưng về một
số phương diện khác lại giống Ag+.
TlOH: màu vàng là bazơ mạnh nhưng khác NaOH và KOH bị mất nước khi nung
giống như AgOH.
Tl2SO4, Tl2CO3, TlClO4,
TlCH3COO tan được trong nước nhưng ít hơn các muối kali tương ứng.
TiCl, TlBr, TlI không tan giống muối bạc halogenua TlCl cũng bị hoá đen
ngoài ánh sáng giống AgCl.
III.5. Các nguyên tố
nhóm IVA
Bài 1:
1.Ge và Si có cấu trúc tương tự nhau( cấu trúc tinh thể kim cương)
rGe = 1,39 , rSi = 1,34 nên có thể hoà tan vô hạn vào nhau.
Nguyên tử Si có thể thay thế Ge trong mạng lưới tinh thể và ngược lại
nên chúng có thể tạo ra được chất rắn.
Còn Si và Pb hai nguyên tố này có cấu trúc mạng tinh thể khác nhau.
Si cấu trúc tinh thể kim cương (rSi = 1,34 )
Pb có cấu trúc mạng lập phưpưng tâm diện (r =1,74).
2.Vì hợp chất hoá trị II của Si không bền về mặt nhiệt động.
Bài 2:
Ge có cấu tạo mạng tinh thể giống với kim cương ( tinh thể nguyên tử). Vì
thế Ge có nhiệt độ nóng chảy, độ cứng cao hơn so với các kim loại khác trong
nhóm…Còn Sn, Pb có cấu trúc tinh thể kim loại (cấu trúc lập phương tâm diện nên
bền). Pb rất dễ dát mỏng thành lớp( độ cứng của Sn và Pb là 1,5)
Bài 3:
a. Ge +
HCl Không phản ứng
b. Sn
+ 2HCl SnCl2 + H2
c. Pb
+ 2HClđ PbCl2 + H2
2HCl
+ PbCl2 H2PbCl4
d. Ge +
4HNO3đ,n
GeO2 + 4NO2 + 2H2O
e. 3Sn +
16HNO3loãng 3Sn(NO3)4 +
4NO + 8H2O

f. 3Pb + 8HNO3loãng 3Pb(NO3)2 +
2NO + 4H2O
g. Sn +
2NaOHđ,n + 2H2O Na2[ Sn(OH)4] + H2
Bài 4:
1.
*Điều chế PbO:
Pb(OH)2 7000C PbO
+ H2O
PbCO3 600oC PbO
+ CO2

2Pb(NO3)2 to 2PbO +
4NO2 + O2
*Điều chế PbO2:
Không điều chế trực tiếp từ Pb và O2
Pb(CH3COO)2 +
CaOCl2 + H2O PbO2 + CaCl2 +
2CH3COOH
PbO +
NaOCl PbO2 +
NaCl
Pb(CH3COO)2+Cl2+2Na2CO3 PbO2 + 2CH3COONa
+ 2CO2 +2NaCl
2.PbO2 là chất oxihoá mạnh:
PbO2
+ HCl(đăc) PbCl2 + Cl2 + 2H2O
3PbO2 + 6HNO3+ 2MnSO4 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4
+ 2H2O
-Oxi hoá SO2
hoặc S trong không khí tạo ra PbSO4
PbO2 +
SO2
PbSO4
PbO2 +
S + O2 PbSO4
-Khi đun nóng với
H2SO4đ giảI phóng
O2
2PbO2 + 2H2SO4đ 2PbSO4 + 2H2O + O2
Bài 5:
1.Từ Ge(OH)2 Sn(OH)2 Pb(OH)2
Tính bazơ tăng dần
2.
X(OH)2 + 2KOH K2[
X(OH)4]
X(OH)2 +
2HCl XCl2 + 2H2O
3. M2+
+ 2OH- M(OH)2
Bài 6:
1.Thiếc (II) clorua bị thuỷ phân mạnh
SnCl2 + H2O SnOHCl +
HCl
Vì vậy muốn điều chế dung dịch SnCl2
phải cho HCl dư.
2.
E0Sn2+/Sn = - 0,136 ; E0Sn4+/Sn2+ = + 0,15
E0Sn2+/Sn < E02H+/H2
E0Sn4+/Sn2+ > E02H+/H2 =>
Nên quá trình không tạo ra SnCl4
3. SnCl2 + HgCl2 SnCl4 + Hg
SnCl2 +
2FeCl3 SnCl4 +
2FeCl2
Bài 7:
1.SnCl2 không màu tác
dụng chậm với oxi không khí biến thành thiếc oxiclorua màu vàng.
2SnCl2 + O2 2SnOCl2
Khi đun nóng:
2SnCl2 + O2 SnO2 +
SnCl4
Trong dung dịch SnCl2 cũng bị oxi hoá bởi oxi không khí.
3SnCl2 + 1/2O2 + H2O SnCl4 +
2Sn(OH)Cl
GeCl2 dễ bị oxi hoá, nhanh chóng bị clo chuyển thành GeCl4
2GeCl2 + O2 GeO2 +
GeCl4
GeCl2 + Cl2 GeCl4
2.Các đihalogen của kim loại nhóm IVA có khả năng
tan được trong axit halogenhiđric và trong muối halogen của kim loại kiềm vì
chúng có khuynh hướng tạo thành phức chất [MX3]- và [MX4]2-
PbI2 + 2KI K2[PbI4]
SnF2 +
KF K[SnF3]
Bài
8:
1.Hoà tan hỗn hợp trên vào amonipolisunfua thì
SnS dị hoà tan còn PbS không bị hoà tan:
SnS
+ (NH4)2S2 SnS2 +
(NH4)2S
SnS2 +
(NH4)2S
(NH4)2SnS3
2.SnS2 vàng giả.
3SnS2 +
6KOH 2K2SnS3 + K2[Sn(OH)6]
3SnS2 +
HNO3 3SnO2 +
6S + 4NO +
2H2O
3.Tan trong HNO3 và HCl đậm đặc.
3PbS
+ 8HNO3 3PbSO4 +
8NO + 4H2O
PbS
+ 2HCl PbCl2 + H2S
SnS
+ 2HCl SnCl2 + H2S
3SnS
+ 8HNO3 3SnSO4 +
8NO + 4H2O
KẾT LUẬN
Sau một thời gian tìm hiểu nghiên cứu
hoàn thành đề tài , bước đầu chúng tôi đã thu được một số kết quả sau:
1.Đã làm quen và nắm được phương pháp nghiên cứu một đề tài
2.Nghiên cứu các vấn đề lý thuyết về: Tính chát vật lý, tính chất hoá học
của các đơn chất và hợp chất vô cơ phần kim loại nhóm A trong chương trình hoá
học vô cơ CĐSP.
3.Vận dụng các vấn đề lý thuyết hoá đại cương nhằm làm sáng tỏ về tính
chất vật lý, tính chất hoá học của đơn chất và hợp chất vô cơ liên quan đến hoá
học vô cơ phần kim loại nhóm A thuộc chương trình CĐSP.
4.Dựa vào nội dung chương trình,
tính đặc thù của chương trình và mục tiêu dạy học của học phần hoá học vô cơ phần
kim loại thuộc chương trình CĐSP chúng tôi đã chọn và xây dựng được hệ thống
bài tập gồm 48 bài.
Gồm các loại hình bài tập:
-
Bài tập tái hiện.
-
Vận dụng kiến thức hoá học đại cương.
-
Bài tập chuyển giao.
-
Bài tập phân tích.
-
Bài tập tổng hợp và bài tập nâng cao.
5.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.
6.Phần đáp án cho các bài tập đầy đủ , rỏ ràng có tính khoa học, tạo điều
kiện tốt cho sinh viên có thể tự học, tự nghiên cứu.