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  G^o 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  +   HNO_3đặc

f. Tl  +  HNO_{3loãng, 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 H₂SO_4..

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   +  HCl_đ

d.     Ge   +  HNO_3đ,n

e.      Sn  +  HNO_3loãng

f.       Pb  +  HNO_3loãng

g.     Sn  +  NaOH_đ,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 ns²np^{1 - 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

     3d^{1 - 10}4s^{1- 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 4d^1-10 5s^1-2

·          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 4f^{1 -14}6s².

 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 5f^{1- 14}7s². 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)     +    S^2-

 2Ag(CN)₂^-   +  Zn               [Zn(CN)₄]^2-  +  2Ag

Bài 10:

1. Al₂O_3(r)              2Al_(r)   +   O₂     G⁰_pư = 1582kj

  G⁰_pư = 2G⁰ _tt(Al) + G⁰  _tt(O₂) - G⁰_tt(Al₂O₃) = 0 + 0 - ( - 1582) kj/mol

Đối với phản ứng:

 Fe₂O_3(r)              2Fe_(r)  +  3/2 O_2(k)       có G⁰_pư = 742 kj

 HgS_(r)                 Hg_(l)  +  S_(r)                có G⁰_pư = 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 G⁰_tt 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, -TS có giá trị âm.

Vì vậy khi tăng nhệt độ thì - TS 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^-  =  Cl_2(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 :

                        t^o

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 r_Li =0,68A⁰ không đủ sức để giữ anion O₂^2-.

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 O^2- 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 M^2+­ 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 O^2- 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 138^oC.

Mg(OH)₂ mất nước ở 150^oC.

Ca(OH)₂ mất nước ở 580^oC.

Ba(OH)₂ mất nước ở t >1000^oC

  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 Ca^{2+ ,} Mg²⁺ tạo kết tủa với số mol HCO₃^- =0,025 mol.

   Sau khi đun sôi xong tổng số mol Ca^{2+ ,} 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  +   6HNO_3đặc          t⁰        Tl(NO₃)₃  +  3NO₂  +  3H₂O

f. 2Tl  +  2HNO_{3loãng, 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:

    2O^2-  -  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    E⁰_Al³⁺_/Al << E⁰_2H⁺_/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)

  r_Ge = 1,39 , r_Si = 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 (r_Si = 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   + 2HCl_đ                   PbCl₂   +  H₂

        2HCl   +  PbCl₂            H₂PbCl₄

d.    Ge   +  4HNO_3đ,n             GeO₂   +  4NO₂  +  2H₂O

e.     3Sn  +  16HNO_3loãng             3Sn(NO₃)₄  +   4NO   +   8H₂O

f.      3Pb  +  8HNO_3loãng           3Pb(NO₃)₂  +   2NO   +   4H₂O

g.     Sn  +  2NaOH_đ,n  +  2H₂O              Na₂[ Sn(OH)₄]   +  H₂

Bài 4:

1.

*Điều chế PbO:

                 

   Pb(OH)₂    700⁰C    PbO   +  H₂O

   PbCO₃        600^oC     PbO   +  CO₂

   2Pb(NO₃)₂   t^o      2PbO +  4NO₂  +  O₂

*Điều chế PbO_2:  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 + 2PbSO_4­ + 2H₂O

-Oxi hoá SO₂ hoặc S trong không khí tạo ra PbSO₄

     PbO₂    +    SO₂                     PbSO₄

     PbO₂    +    S   +    O₂            PbSO₄

-Khi đun nóng với H₂SO_4đ  giảI phóng O₂

     2PbO₂  +  2H₂SO_4đ            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.   E⁰_Sn²⁺_/Sn = - 0,136 ;  E⁰_Sn⁴⁺_/Sn²⁺ = + 0,15

       E⁰_Sn²⁺_/Sn  < E⁰_2H⁺_/H2

       E⁰_Sn⁴⁺_/Sn²⁺ > E⁰_2H⁺_/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

   

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.