b) Chính sách ưu tiên đầu tư cho giáo dục, bồi dưỡng nhân tài của Nhà nước

15

- Từ phía gia đình: đa số phụ huynh HS đều muốn con em mình tập

trung thi đậu Đại học nên không khuyến khích hoặc không muốn cho con em

mình tham gia đội tuyển HSG.

- Từ phía bản thân HS: tham gia học đội tuyển HSG thờng rất vất vả, các

em phải dốc toàn tâm, toàn lực để học môn chuyên. Hơn thế nữa, đoạt giải HSG

cấp tỉnh, lọt vào đội tuyển HSG cấp quốc gia, đi thi và đoạt giải cấp quốc gia là

điều không dễ dàng.

- ở nông thôn học sinh chủ yếu con gia đình nông dân, kinh tế, quỹ thời

gian, điều kiện học tập của các em còn nhiều khó khăn.

- Cơ sở vật chất phục vụ dạy học hóa học của các trờng còn thiếu nhiều.

Nhiều trờng cha có phòng học thực hành đúng quy định; phơng tiện dạy học

vừa thiếu vừa không đồng bộ.

- Quỹ thời gian dành cho việc bồi dỡng học sinh giỏi ở các trờng còn eo

hẹp (thờng là 10 đến 12 buổi tơng đơng với 30 đến 36 tiết). Khối lợng công

việc của giáo viên nhiều nên thời gian dành cho việc nghiên cứu, tự bồi dỡng

còn hạn chế.

- Qua điều tra chúng tôi thấy: Điểm mạnh về đội ngũ giáo viên hóa ở

các trờng THPT là đủ về số lợng, 100% có trình độ chuẩn và trên chuẩn, nhiệt

tình trong giảng dạy. Bên cạnh đó có mặt hạn chế là tỷ lệ giáo viên giỏi, giáo

viên có trình độ trên chuẩn còn thấp.

- Giáo viên không xác định đợc giới hạn kiến thức cần bồi dỡng cho

học sinh. Việc tổ chức các chuyên đề về bồi dỡng học sinh giỏi trong phạm vi

toàn tỉnh cha đợc triển khai.

1.4.2. Kết quả học sinh giỏi của trờng THPT Hoàng Mai một số năm

gần đây

Qua thực tiễn tham gia bồi dỡng HSG hoá tại trờng THPT Hoàng Mai Quỳnh Lu - Nghệ An, nơi bản thân tôi đang công tác. Trờng đã nhiều năm liền

có HS đậu HSG tỉnh đạt tỉ lệ cao, một số em đạt giải cao nh:

1. Em Hoàng Văn C (Khoá 2003 - 2006).

- Giải nhất HSG tỉnh lớp 12 năm học 2005 - 2006.

- Giải nhì HSG tỉnh lớp 11 năm học 2004 - 2005.

- Giải ba HSG tỉnh lớp 10 năm học 2003 - 2004.

2. Em Lê Công Điều (Khoá 2003 - 2006).

- Giải nhất HSG tỉnh lớp 12 năm học 2005 - 2006.



16

- Giải nhất HSG tỉnh lớp 11 năm học 2004 - 2005.

- Giải nhì HSG tỉnh lớp 10 năm học 2003 - 2004.

3. Em Nguyễn Văn Trung (Khoá 2005 - 2008).

- Giải ba HSG tỉnh lớp 12 năm học 2007 - 2008.

4. Em Văn Đức Dơng (Khoá 2006 - 2009)

- Giải ba HSG tỉnh lớp 12 năm học 2008 - 2009.

5. Em Bùi Thị Nga (Khoá 2007 - 2010)

- Giải ba HSG tỉnh lớp 12 năm học 2009 - 2010.

6. Em Lê Thị Ngọc (Khoá 2007 - 2010)

- Giải ba HSG tỉnh lớp 12 năm học 2009 - 2010.

Công tác bồi dỡng học sinh giỏi là nhiệm vụ tất yếu của mỗi nhà trờng,

mỗi giáo viên. Việc phát hiện và bồi dỡng học sinh giỏi hóa nằm trong nhiệm

vụ phát hiện, bồi dỡng nhân tài chung của giáo dục phổ thông và là nhiệm vụ

quan trọng, thờng xuyên của mỗi giáo viên hóa học.



17

Chơng 2

Xây dựng hệ thống bài tập kim loại chuyển tiếp

dùng bồi dỡng học sinh giỏi hoá học THPT

2.1. Kiến thức trọng tâm

Kim loại chuyển tiếp bao gồm các nguyên tố khối d và khối f. Trớc hết

ta xem xét các nguyên tố khối d.

2.1.1. Cấu hình electron các nguyên tố khối d

Khối d gồm các nguyên tố nằm giữa bảng tuần hoàn có cấu hình eletron

lớp sát ngoài cùng từ (n-1)d1 đến (n-1)d10.

Cấu hình eletron chung là: (n-1) dxn sy trong đó x = 1 10, y = 1,2

Có ba dãy nguyên tố chuyển tiếp (NTCT) là dãy 3d, 4d, 5d mỗi dãy có

10 nguyên tố, trong đó dãy 3d là quan trọng nhất về mặt ứng dụng trong thực

tiễn. Bảng sau đây trình bày cấu hình electron của nguyên tử và các ion thờng

gặp của các nguyên tố dãy 3d (từ Sc Zn)

Nguyên

Cấu hình eletron

Cấu hình electron

Z

Ion thờng gặp

tố

của nguyên tử

của ion

Sc

21

[Ar] 3d14s2

Sc3+

[Ar]

2

2

4+

Ti

22

[Ar]3d 4s

Ti

[Ar]

V

23

[Ar]3d34s2

V3+

[Ar] 3d2

Cr

24

[Ar]3d54s1

Cr3+

[Ar] 3d3

Mn

25

[Ar]3d54s2

Mn2+

[Ar] 3d5

6

2

2+

Fe

26

[Ar]3d 4s

Fe

[Ar] 3d6

3+

Fe

[Ar] 3d5

Co

27

[Ar]3d74s2

Co2+

[Ar] 3d7

8

2

2+

Ni

28

[Ar]3d 4s

Ni

[Ar] 3d8

10

1

+

Cu

29

[Ar]3d 4s

Cu

[Ar] 3d10

Cu2+

[Ar] 3d9

10

2

2+

Zn

30

[Ar]3d 4s

Zn

[Ar] 3d10

Qua bảng trên ta thấy cấu hình của Cr, Cu có sự bất thờng sở dĩ nh

vậy vì cấu hình [Ar]3d54s1 có các phân lớp 3d, 4s nửa bão hoà bền hơn do có

mức năng lợng thấp hơn cấu hình [Ar]3d44s2. Còn cấu hình [Ar]3d104s1 có

phân lớp 3d bão hoà, phân lớp 4s nửa bão hoà nên bền hơn cấu hình

[Ar]3d94s2. Theo thứ tự sắp xếp mức năng lợng của các phân lớp electron

trong nguyên tử thì phân lớp 3d cao hơn phân lớp 4s nên các electron đợc điền

vào phân lớp 4s rồi mới đến phân lớp 3d. Tuy nhiên một khi electron đã chiếm

phân lớp 3d thì chúng đẩy các electron 4s lên mức năng lợng cao hơn phân

mức 3d. Vì vậy khi các NTCT tạo thành ion thì các electron 4s bị tách ra trớc

các electron 3d.



18

Các nguyên tố chuyển tiếp có tính chất giống nhau chủ yếu là do tác

động của các electron 4s ở lớp ngoài cùng.

2.1.2. Sự biến đổi trong chu kì

Tính chất giống nhau theo hàng ngang của các nguyên tố chuyển tiếp

khác xa với sự biến đổi tính chất của các nguyên tố khối p.

Đối với mỗi dãy nguyên tố chuyển tiếp, chẳng hạn từ Sc Zn khi điện

tích hạt nhân tăng, các electron lần lợt đợc điền vào phân lớp (n -1)d bên

trong. Do điện tích hạt nhân tăng, các electron d lại có hiệu ứng chắn kém nên

bán kính nguyên tử giảm chậm. Cũng tơng tự nh vậy, độ âm điện và năng lợng

ion hoá tăng dần nhng chậm hơn nhiều so với các nguyên tố thuộc chu kì 3.

Nói chung, tính chất của các kim loại nhóm B biến đổi không đều đặn

nh tính chất của các kim loại nhóm A.



Ví dụ, sự biến đổi bán kính nguyên tử:



Hình 2.1: Sự biến đổi bán kính nguyên tử của các kim loại

chuyển tiếp

2.1.3. Những tính chất chung của các nguyên tố chuyển tiếp



19

Hầu hết các nguyên tố chuyển tiếp có cấu trúc tinh thể đặc khít với số

phối trí 12. Hơn nữa các NTCT có bán kính nguyên tử tơng đối nhỏ do các

electron cuối cùng đợc điền vào phân lớp (n - 1)d bên trong gần hạt nhân

hơn là các electron ns ngoài cùng. Do hiệu ứng kép đó (cấu trúc đặc khít và

bán kính nhỏ) mà liên kết giữa các nguyên tử trong tinh thể là liên kết mạnh.

Vì vậy:

1. Các NTCT có nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sôi, nhiệt hoá hơi, khối lợng riêng... cao hơn hầu hết các kim loại khác.

2. Liên kết kim loại mạnh giữa các nguyên tử còn thể hiện ở chỗ các

NTCT có tính cơ học rất tốt.

3. Các NTCT có tính dơng điện kém các kim loại khối s. Tuy nhiên thế

điện cực của chúng cho thấy là hầu hết các NTCT (trừ Au, Ag, Cu, Hg) đều

phản ứng với dung dịch loãng của các axit mạnh. Trên thực tế, đa số các

NTCT chỉ phản ứng chậm với axit loãng. Đó là do kim loại đợc bảo vệ bởi

một lớp oxit mỏng, không thấm và không hoạt động. Nh crom có thế điện cực

rất âm Eo Cr2+/Cr = - 0,91 V nhng nó vẫn đợc dùng làm chất bảo vệ chống ăn

mòn do có một lớp oxit Cr2O3 bền.

4. Ion của các NTCT có kích thớc nhỏ hơn ion của các kim loại khối s

trong cùng chu kì

Do có bán kính nhỏ và nhiều ion lại có điện tích lớn nên tỉ số điện tích/

bán kính (Z/r) của các NTCT lớn hơn so với các kim loại khối s. Các cation có

điện tích lớn và bán kính nhỏ gây nên tác dụng phân cực hoá mạnh đối với các

anion. Điều đó đợc thể hiện trên một số tính chất của các hợp chất sau:

- Oxit và hidroxit của các NTCT ở trạng thái oxi hoá +2 và +3 có tính

bazơ yếu hơn và ít tan hơn các hợp chất của các nguyên tố khối s.

- Muối của các NTCT kém ion hơn và kém bền nhiệt hơn.

- Các ion của chúng dễ bị khử hơn.

5. Có sự thay đổi tơng đối chậm bán kính ion từ Sc Cu nên các hợp

chất của các ion +2 và +3 hyđrat hoá có cấu trúc tinh thể rất giống nhau, sự

hyđrat hoá và độ tan rất gần nhau. Nh tất cả ion M3+ đều tạo phèn kiểu

K2SO4. M2(SO4)3. 24.H2O, tất cả các ion M2+ đều tạo thành muối sunphat kép

đồng hình có công thức (NH4)2SO4. MSO4.6H2O

6. Sự biến đổi bán kính nguyên tử trong chu kì và trong nhóm diễn ra

không đều đặn nh đối với các nguyên tố khối s và khối p.



20

2.1.4. Những tính chất đặc trng của các nguyên tố chuyển tiếp và hợp

chất của chúng

Có 5 tính chất đặc trng:

1. Thể hiện nhiều trạng thái oxi hoá

Các nguyên tố chuyển tiếp thể hiện nhiều trạng thái oxi hoá. Từ Ti đến

Cu mỗi nguyên tố có ít nhất hai trạng thái oxi hoá trong các hợp chất... Đó là

do các phân mức năng lợng (n-1)d và ns rất gần nhau nên các electron d và s

đều dễ tham gia vào việc tạo thành liên kết trong các phản ứng hoá học.

Riêng Sc, Zn chỉ có một oxit, một muối clorua và một trạng thái oxi

hoá trong các hợp chất.

Nguyên

Sc

tố

Số oxi

3

hoá



Ti



V



Cr



Mn



Fe



Co



Ni



Cu



Zn



1, 2

3, 4



1, 2, 3

4, 5



1, 2, 3

4, 5, 6



1, 2, 3

4, 5, 6, 7



1, 2, 3

4, 5, 6



1, 2,

3, 4, 5



1, 2

3, 4



1, 2

3



2



Cần lu ý:

-Trạng thái số oxi hoá +3 là quan trọng hơn đối với các nguyên tố ở đầu

dãy và trạng thái số oxi hoá +2 là quan trọng hơn với các nguyên tố cuối dãy.

-Trạng thái oxi hoá cao nhất thể hiện ở các nguyên tố từ đầu dãy tới Mn

tơng ứng với việc sử dụng tất cả các electron ngoài lớp vỏ [Ar]. Sau đó vì các

electron d liên kết với hạt nhân chặt chẽ hơn nên các trạng thái oxi hoá quan

trọng của các nguyên tố cuối dãy là sử dụng các electron 4s liên kết yếu với

hạt nhân. Các NTCT thờng thể hiện số oxi hoá cao nhất trong hợp chất với oxi

và flo.

- Ti, V, Cr và Mn không tạo thành ion đơn ở trạng thái số oxi hoá cao

nhất do sự phân cực hoá ion. Vì vậy hợp chất của những nguyên tố này ở trạng

thái oxi hoá cao nhất là hợp chất cộng hoá trị hoặc chứa ion phức.

2. Khả năng tạo phức chất

- Phức chất là những chất trong đó nguyên tử hay ion kim loại liên kết

với một nhóm phân tử hay ion.

Phức chất có thể là một muối đợc tạo nên bởi một ion phức và một ion

thờng trong mạng tinh thể hoặc một phân tử trung hoà trong đó tổng điện tích

của tất cả các thành phần tham gia vào liên kết phối trí bằng không.

- Quy tắc gọi tên phức chất nh sau:

Gọi tên phức chất theo trật tự:

* Trong hợp chất ion, cation đợc gọi tên trớc anion.



21

* Gọi tên ion phức:

- Cation phức: Ion + số phối tử anion + tên phối tử anion + số phối tử

trung hoà + tên phối tử trung hoà + tên ion trung tâm + (số oxi hoá) (*)

- Anion phức: gọi tên nh (*), sau tên của ion trung tâm + at

- Để chỉ số lợng phối tử phải dùng các tiếp đầu ngữ: đi (2), tri (3), tetra

(4), penta (5),đối với phối tử một càng và bis (2), tris (3), tetrakis (4),

pentakis (5)đối với phối tử nhiều càng.

- Tên phối tử

+ Nếu phối tử L là anion: tên phối tử là tên của L + o: Cl -(cloro), CO

2

3



: (cacbonato),



+ Nếu phối tử L là phân tử trung hoà: tên của phối tử trùng với tên của

phân tử đó.

Ví dụ, CH3NH2: metylamin, H2NCH2CH2NH2: etylenđiamin (kí hiệu: en)

Ngoại lệ: H2O: aqua, NH3: amin, CO: cacbonyl, NO: nitrozyl

- Trạng thái số oxi hoá của ion trung tâm đợc ghi bằng chữ số la mã.

Ví dụ: [Co(H2O)5Cl]Cl2: cloropentaaquacoban(III)clorua

K2[Zn(OH)4]: Kali tetrahiđroxozincat

Các NTCT có phân lớp d cha đầy đủ, dễ nhận các cặp electron không

liên kết của các phối tử để tạo thành liên kết phối trí trong các phức chất. Các

NTCT dãy 3d tạo thành nhiều phức chất bền và phổ biến là phức aquơ và phức

amin

- Một số phức chất thờng gặp của các NTCT thông dụng:

[Ag(NH3)2]+ Ion diaminbạc I, [Ag(CN)2]- Ion dixianoagentat I

[Ag( S2O3)2]- Ion dithiosunfatoagentat I, [Cu(H2O)6]2+ Ion hexaaquơ đồng II

[Cu(NH3)4 ]2+ Ion tetraamin đồng II, [Cu(Cl)4 ]2- Ion tetraclorocuprat II

[Co(H2O)6 ]2+ Ion hexaaquơ coban II, [Co(NH3)6 ]3+ Ion hexaamin coban III

[Co(F)6 ]3Ion hexafloro cobantat III

[CoCl2(NH3)4]+ Ion diclorotetraaminCoban III

[Cr(H2O)6 ]3+ Ion hexaaquơ crom III, [Cr(NH3)6 ]3+ Ion hexaamin crom III

[Cr(F)6 ]3Ion hexafloro cromat III

[Cr(H2O)4 Cl 2 ]+ Ion diclorotetraaquơ crom III

[Fe(SCN)]2+ Ion thioxianato sắt III, [Fe(F)6 ]3- Ion hexafloroferat III

[Fe(CN)6 ]3- Ion hexaxianoferat III, [Fe(CN)6 ]4- Ion hexaxianoferat II

Ni(CO)4

Tetracacbonyl niken, [Pt(NH3)2]Cl2 điclorođiamin platin II

[Co(NH3)3 ]Cl3

Triclorotriamin coban III



22

[Co(NH3)3](NO2)3 Tri nitrotriamin coban III

3. Mầu của hợp chất các NTCT

Hầu hết các hợp chất của các NTCT đều có màu. Mầu của các hợp chất

đó thờng liên quan tới phân mức d cha đầy đủ của các ion các NTCT.

Ví dụ: Tại sao phức Ti(H2O)63+ có mầu tím ?

Theo thuyết trờng tinh thể: trong trờng tinh thể tám mặt, năm obitan 3d

bị tách thành hai phân mức năng lợng: ba obitan dxy, dxz, dyz ở phân mức thấp kí

hiệu t2g và hai obitan dz2, dx2-y2 ở phân mức cao hơn kí hiệu e g. ở trạng thái cơ

bản, electron d1 chiếm obitan t2g. Vì sự chênh lệch mức năng lợng giữa các

obitan t2gvà eg là không lớn nên khi hấp thụ các photon trong vùng ánh sáng

nhìn thấy electron nhảy từ obitan t2g lên obitan eg. Các photon bị hấp thụ đó

ứng với bớc sóng của ánh sáng màu lục. Vì vậy khi để dung dịch TiCl 3(aq) ra

ánh sáng mặt trời nó sẽ hấp thụ các photon của ánh sáng mầu lục và để cho

các photon của ánh sáng đỏ và xanh đi qua. Mầu đỏ trộn với mầu xanh tạo ra

mầu tím. Do đó dung dịch TiCl3(aq) có màu tím.

4. Hoạt tính xúc tác

Hoạt tính xúc tác của các NTCT phụ thuộc chủ yếu vào khả năng tồn tại

nhiều trạng thái oxi hoá và khả năng tạo phức chất.

Các NTCT và hợp chất của chúng có thể xúc tác phản ứng vì chúng có

khả năng tạo ra một cơ chế mới. Cơ chế phản ứng mới làm cho năng lợng hoạt

hoá thấp hơn là phản ứng không có xúc tác. Vì năng lợng hoạt hoá của phản

ứng đợc xúc tác thấp hơn mà tốc độ phản ứng lớn hơn.

5. Từ tính của các NTCT

Các chất chứa các electron không ghép đôi bị từ trờng hút đợc gọi là

chất thuận từ. Ngợc lại các chất chứa tất cả các electron đã ghép đôi bị từ trờng đẩy đợc gọi là chất nghịch từ. Chỉ có kim loại sắt, coban, niken có tính sắt

từ ở dạng đơn chất. Các chất sắt từ có tính thuận từ mạnh gấp hàng nghìn lần

so với các chất thuận từ khác. Khác với tính thuận từ và nghịch từ, tính sắt từ

là tính chất của mạng lói tinh thể chứ không phải là tính chất của nguyên tử

hay phân tử vì vậy chỉ có các chất rắn mới có tính sắt từ.

2.1.5. Tính chất axit - bazơ của hợp chất các nguyên tố chuyển tiếp

1. Dung dịch của hợp chất các NTCT thờng có tính axit

Trong các dung dịch nớc, ion của các NTCT thờng tồn tại dới dạng

phức hiđrat. Do ion trung tâm thờng có mật độ điện tích lớn nên các phức

hiđrat này bị phân li theo sơ đồ sau:



23

Ví dụ: [Fe(H2O)6 ]3+(aq)

[Fe(H2O)5OH]2+ + H+(aq).

Vì vậy dung dịch nớc của hầu hết hợp chất các NTCT đều có tính axit.

2. Sự biến đổi tính chất axit- bazơ của các oxit và hidroxit

Vì có nhiều trạng thái oxi hoá nên tính chất axit - bazơ của các oxit và

hiđroxit các NTCT cũng thay đổi theo một khoảng rất rộng.

- ở trạng thái oxi hoá thấp chúng thờng thể hiện tính bazơ.

- ở trạng thái oxi hoá trung gian chúng thờng thể hiện tính lỡng tính.

- ở trạng thái oxi hoá cao chúng thờng thể hiện tính axit.

Sở dĩ nh vậy chủ yếu do tác dụng của sự phân cực hoá ion. Khi số oxi

hoá của các NTCT trong các oxit và hiđroxit càng tăng, sự phân cực hoá của

các cation có điện tích lớn, bán kính nhỏ càng mạnh, làm giảm tính chất ion

của liên kết M-O (M là kim loại) làm tăng tính chất cộng hóa trị của liên kết

đó. Vì vậy sự phân li theo kiểu bazơ ngày càng khó khăn và sự phân li theo

kiểu axit ngày càng thuận lợi.

2.1.6. Tính chất oxi hoá - khử

- Khả năng oxi hoá hay khử của một NTCT tuỳ thuộc vào độ bền tơng

đối của các trạng thái oxi hoá tơng ứng.

- Khả năng oxi hóa- khử của chúng còn phụ thuộc dạng tồn tại.

- Khả năng oxi hoá hay khử của các NTCT và hợp chất còn phụ thuộc

môi trờng phản ứng.

2.1.7. Sơ lợc về các nguyên tố khối f

Các nguyên tố khối f bao gồm hai dãy, mỗi dãy 14 nguyên tố

Dãy thứ nhất có số hiệu nguyên tử từ 58 71. Vì 14 nguyên tố này

đứng sau Lantan có Z = 57 nên đợc gọi là các lantanit.

Dãy thứ hai có số hiệu nguyên tử từ 90 -103. Vì 14 nguyên tố này đứng

sau Actini Z = 89 và có tính chất gần giống actini nên gọi là các actini.

Tất cả các nguyên tố khối f đều là kim loại trong đó electron cuối

cùng chiếm phân mức (n-2)f. Vì tính chất các nguyên tố chủ yếu phụ thuộc

vào electron ở các lớp ngoài cùng nên các nguyên tố khối f có tính chất giống

nhau. Hầu hết các nguyên tố khối f đều tạo thành ion M 3+ do mất 2 electron

lớp ngoài cùng và một electron d ở lớp sát ngoài cùng hoặc một electron f ở

lớp thứ 3 kể từ ngoài vào.

Các nguyên tố khối f có ít khả năng tạo phức chất hơn các nguyên tố

khối d. Các actinit đều là chất phóng xạ.

2.2 Hệ thống bài tập kim loại chuyển tiếp dùng bồi dỡng học sinh giỏi

Hoá học THPT



24

Hiện nay lợng sách tham khảo trên thị trờng tơng đối nhiều nhng thời

gian học tập của các em lại có hạn nên các việc lựa chọn bài tập để bồi dỡng

cho các em đạt kết quả cao trong thời gian ngắn là vấn đề cần thiết và rất quan

trọng, đòi hỏi ngời giáo viên phải đầu t thời gian công sức và phải có năng lực

trình độ nhất định. Để đạt đựơc mục đích, kết quả nh mong muốn, ngoài hệ

thống bài tập đa ra cần có phơng pháp sử dụng hợp lí và cần phát huy tính tự

giác tích cực ở mỗi học sinh. Phơng pháp rèn luyện kĩ năng và phát triển t duy

cho học sinh tốt nhất khi bồi dỡng học sinh giỏi hiện nay theo chúng tôi là:

- Giáo viên cung cấp thông tin đầy đủ về vấn đề nghiên cứu (các kiến

thức cơ bản, nâng cao, đa ra một số bài tập mẫu).

- Giao nhiệm vụ cho học sinh nghiên cứu phơng pháp giải hệ thống bài

tập cơ bản để học sinh vận dụng và sáng tạo.

- Làm bài kiểm tra sau khi đã học và làm các bài tập đã giao. Đánh giá

khả năng của từng em có nhận định chung, từ đó bổ sung hoàn thiện thêm cho

mỗi học sinh.

Trên cơ sở đó và dựa vào tác dụng của mỗi loại bài tập chúng tôi đã lựa

chọn các bài tập theo các dạng sau.

2.2.1 Cấu tạo nguyên tử

2.2.1.1. Kiến thức cơ bản cần bồi dỡng học sinh giỏi

1. Thành phần và cấu tạo nguyên tử các nguyên tố

- Thành phần nguyên tử: gồm có proton, nơtron, electron. Mỗi

electron có bộ 4 số lợng tử: n, l, ml, ms đặc trng cho trạng thái của nó trong

nguyên tử.

- Số lợng tử chính n: Xác định năng lợng En, lớp electron, chu kì, kích

thớc AO, tổng số AO.

Đối với nguyên tử và ion có một electron: En =



13, 6 Z 2

(eV )

n2



Tổng số obitan là ASO = 2n2 (n nhận giá trị nguyên dơng 1)

- Số lợng tử phụ l: Xác định phân mức năng lợng, phân lớp electron

trong nguyên tử, chỉ trạng thái chuyển động của electron. l nhận các giá trị

nguyên dơng từ 0 đến (n- 1)

- Số lợng tử từ ml: Xác định sự định hớng của các AO trong không

gian, qui định số AO trong cùng một phân lớp. Mỗi trị số m l xác định một

hàm orbital. ml nhận các giá trị từ l đến + l, với một giá trị l có 2l + 1 giá

trị.



25

- Số lợng tử spin ms: Xác định trạng thái chuyển động spin của

electron trong nguyên tử, ms nhận 2 giá trị +1/2 và -1/2.

Cơ sở để viết cấu hình electron:

1. Nguyên lí vững bền: Trong nguyên tử các electron ở trạng thái cơ bản

đợc sắp xếp tuần tự vào các obitan ứng với phân mức năng lợng từ thấp đến cao.

1s <2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d< 5p < 6s < 4f < 5d < 6p <

7s...

2. Quy tắc Klechkowski:

Trong nguyên tử nhiều electron, năng lợng các AO tăng dần đợc xếp

theo thứ tự sao cho:

- Tổng giá trị (n + l) tăng dần.

- Nếu có cùng giá trị (n + l) thì viết theo thứ tự tăng giá trị n.

3. Nguyên lí loại trừ Pauli

Trong một nguyên tử không thể tồn tại 2 electron có cùng giá trị bốn số

lợng tử n, l, ml, ms.

4. Quy tắc Hund

Trong một phân lớp các electron phân bố đều vào các AO sao cho:



m = max.

m = max.

s



l



Chú ý: - Đối với một số nguyên tố (chủ yếu ở IB và VIB) thờng xảy ra

hiện tợng bão hoà gấp hoặc nửa bão hoà gấp đó là hiện tợng một số

electron ở phân lớp s của lớp ngoài cùng chuyển vào phân lớp d của lớp phía

trong gần kề để đạt đợc cấu trúc bão hoà bền hơn.

- Đối với nguyên tử nhiều electron năng lợng mỗi AO đợc tính gần

đúng theo công thức:

,2

n,l = -13,6 Z*2

n



(với Z, điện tích hiệu dụng, n*số lợng tử chính hiệu dụng)

Điện tích hiệu dụng: Z, = Z với hằng số chắn

=



a 1





i =1



i



( i hệ số chắn, a số electron có trong nguyên tử).

Số lợng tử chính n

1

2

3

4

Số lợng tử chính hiệu

1

2

3

3, 7



5

4



6

4, 2