1
SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO AN GIANG
TRƯỜNG THPT CHUYÊN
THOẠI NGỌC HẦU
CỘNG HÒA XÃ HỘI CHỦ NGHĨA VIỆT NAM
Độc lập – Tự do – Hạnh phúc
An Giang, ngày 11 tháng 2 năm 2019
BÁO CÁO
Kết quả thực hiện sáng kiến, cải tiến, giải pháp kỹ thuật, quản lý, tác nghiệp, ứng dụng
tiến bộ kỹ thuật hoặc nghiên cứu khoa học sư phạm ứng dụng
I. Sơ lược lý lịch tác giả:
- Họ và tên: Nguyễn Thị Diễm Phúc Nam, nữ: nữ
- Ngày tháng năm sinh: 20/02/1981
- Nơi thường trú: 42/13A Ngô Quyền, phường Mỹ Bình, TP Long Xuyên, An Giang.
- Đơn vị công tác: THPT chuyên Thoại Ngọc Hầu
- Chức vụ hiện nay: Tổ trưởng chuyên môn
- Trình độ chuyên môn: Thạc sĩ
- Lĩnh vực công tác: Giảng dạy môn Hóa học
II. Sơ lược đặc điểm tình hình đơn vị:
Thuận lợi
+ Được sự quan tâm hướng dẫn và chỉ đạo kịp thời của lãnh đạo sở Giáo dục và Đào
tạo, Ban giám hiệu nhà trường, nhất là trong công tác bồi dưỡng học sinh giỏi.
+ Giáo viên bồi dưỡng đội tuyển học sinh giỏi rất tâm huyết, thường xuyên đọc tài
liệu, tự nâng cao trình độ, tạo được niềm tin với đối tượng học sinh giỏi, thu hút các em
tham gia đội tuyển.
+ Học sinh được tuyển chọn tốt: Mặt bằng học sinh tuyển vào trường có chất lượng
cao trong tỉnh. Kỳ thi tuyển sinh diễn ra nghiêm túc, đánh giá đúng năng lực.
+ Cơ sở vật chất của trường đảm bảo cho nhu cầu ứng dụng công nghệ thông tin, sử
dụng đồ dùng dạy học vào giảng dạy của giáo viên.
Khó khăn
Còn gặp khó khăn trong công tác thu hút học sinh vào đội tuyển học sinh giỏi lớp 12.
- Tên sáng kiến/đề tài giải pháp: Giải thích liên kết của phi kim trong hợp chất cộng hóa
trị.
- Lĩnh vực: Hóa học.
III. Mục đích yêu cầu của đề tài, sáng kiến:
1. Thực trạng ban đầu trước khi áp dụng sáng kiến
Từ nhiều năm nay trong các đề thi Olympic, thi học sinh giỏi Quốc gia, phần liên kết
hóa học chiếm một vị trí quan trong. Kì thi vòng 1 các năm vừa qua hầu như đều có nội
2
dung này (kể cả kì thi vào ngày 13/1/2019 vừa qua). Tôi viết đề tài này muốn giúp các em
học sinh giỏi môn Hoá có thêm tư liệu tham khảo, phục vụ trong việc giảng dạy lớp chuyên
và bồi dưỡng đội tuyển học sinh giỏi. Trong chuyên đề này tôi xin trình bày việc áp dụng lý
thuyết liên kết hóa học để giải thích liên kết của các nguyên tố phi kim trong phân tử các
hợp chất có liên kết cộng hóa trị.
Trong giới hạn của đề tài, tôi chỉ xin đề cập đến những phần kiến thức trọng tâm, cốt
lõi nhất nhằm giúp học sinh dễ nhớ, dễ hiểu và có thể áp dụng tốt vào các bài tập trong đề
thi.
2. Sự cần thiết phải áp dụng sáng kiến
Các nhà hóa học thường dựa vào khái niệm liên kết để giải thích và dự đoán các phản
ứng. Về cơ bản, nó được định nghĩa là lực nối liền các nguyên tử với nhau trong phân tử.
Than chì và kim cương đều được tạo thành từ các nguyên tử cacbon giống nhau, nhưng chỉ
do cách liên kết khác nhau đã giải thích sự khác nhau về độ cứng và hình dáng (kể cả giá trị)
của chúng. Vì vậy việc sử dụng lý thuyết về liên kết hóa học để giải thích đặc điểm, bản
chất liên kết cũng như dự đoán lập thể phân tử của các chất là vô cùng quan trọng.
Hiện nay nội dung về phần liên kết hóa học khá nhiều, trên internet, các sách tham
khảo và gần đây các năm 2016, 2017, một số trường chuyên tham gia trại hè phương nam
đều có viết chuyên đề liên kết hóa học. Bản thân là người trực tiếp tham gia bồi dưỡng học
sinh giỏi chuyên đề này, tôi nhận thấy mình cần phải tập hợp và sắp xếp lại các kiến thức về
lý thuyết cũng như bài tập. Phần lý thuyết được trình bày một cách chi tiết từ quan điểm
truyền thống Lewis, tiếp đó lý thuyết liên kết – hóa trị và lý thuyết orbitan phân tử. Tương
tự, phần bài tập cũng đi từ dễ đến khó. Các bài tập trích từ các sách tham khảo, các đề thi
chọn học sinh giỏi Quốc gia, Olympic Quốc tế. Các bài tập tôi đều có hướng dẫn giải giúp
học sinh có thể tự học được. Tôi hy vọng học sinh của mình có thể có được tài liệu tham
khảo súc tích, áp dụng hiệu quả.
3. Nội dung sáng kiến
Tiến trình thực hiện
- Từ thực trạng trước khi áp dụng sáng kiến đến xuất hiện ý tưởng
- Tra cứu tài liệu liên quan
- Nghiên cứu cơ sở lý thuyết của đề tài
- Bài tập áp dụng
Thời gian thực hiện:
Tháng 02/2018 đến 02/2019
Biện pháp tổ chức:
- Gởi nội dung sáng kiến cho các học sinh trong đội tuyển trước.
- Lên lớp phân tích, giải đáp thắc mắc.
- Kiểm tra, đánh giá kết quả đạt được.
3
Nội dung sáng kiến gồm 2 phần chính: cơ sở lý thuyết và bài tập
3.1. Cơ sở lý thuyết
3.1.1. Đặc điểm chung của các nguyên tố phi kim
3.1.1.1. Vị trí của phi kim trong bảng tuần hoàn
Trong bảng hệ thống tuần hoàn các phi kim nằm ở các nhóm A, chủ yếu từ nhóm
IVA đến nhóm VIIA, Cụ thể:
+ Nhóm IVA gồm các nguyên tố: Cacbon (C), Silic (Si).
+ Nhóm VA gồm các nguyên tố: Nitơ (N), Photpho (P).
+ Nhóm VIA gồm các nguyên tố: Oxi (O), Lưu huỳnh (S).
+ Nhóm VIIA gồm các nguyên tố: Flo (F), Clo (Cl), Brom (Br), Iot (I).
Ngoài ra còn có nguyên tố Bo (B) thuộc nhóm IIIA, nguyên tố Hiđro (H) thuộc nhóm
IA.
3.1.1.2. Cấu hình electron, hóa trị
- Cấu hình electron lớp ngoài cùng của nguyên tử nguyên tố phi kim là:
+ Nhóm IIIA: ns2np1 ; + nhóm IVA: ns2np2 ; + Nhóm VA: ns2np3
+ Nhóm VIA: ns2np4 ; + Nhóm VIIA: ns2np5
- Hóa trị của các nguyên tố phi kim được xác định dựa trên số electron thuộc lớp
ngoài cùng có khả năng tạo thành liên kết hóa học được gọi là các electron hóa trị. Tùy
thuộc vào cấu hình electron của nguyên tử và khả năng hình thành liên kết mà mỗi nguyên
tố phi kim có thể có một hay nhiều hóa trị, mỗi nguyên tố phi kim cũng có những mức hóa
trị cao nhất bằng nhau hoặc khác nhau. Cụ thể:
+ Nguyên tố Bo có hóa trị là 3,
+ Nguyên tố Các bon và Silic đều có hóa trị phổ biến là 4,
+ Nguyên tố Photpho có hóa trị 3 và 5 nhưng nguyên tố Nitơ lại có hóa trị lần lượt là
1, 3 và cao nhất là 4,
+ Nguyên tố Oxi có hóa trị là 2 còn Lưu huỳnh lại có nhiều mức hóa trị là 2, 4 và 6.
+ Đối với các nguyên tố nhóm VIIA, nguyên tố Flo có hóa trị 1 còn từ nguyên tố Clo
đến nguyên tố Iot thì có các hóa trị 1, 3, 5, 7.
Với những hóa trị không tuân theo qui luật có thể thấy khả năng tạo liên kết hóa học
của các nguyên tố phi kim là không giống nhau.
3.1.1.3. Liên kết hóa học của các phi kim
Trên thực tế, các nguyên tử có xu hướng đạt đến trạng thái bền vững nhất tức là có
cấu hình lớp ngoài cùng bão hòa (ns2np6). Với xu hướng này các nguyên tố phi kim có thể
nhận thêm electron hoặc dùng chung electron với nguyên tử khác, do đó các nguyên tố phi
kim có thể tham gia liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị. Trong chuyên đề này tôi chỉ đề
cập đến xu hướng tạo liên kết cộng hóa trị của các nguyên tố phi kim.
4
3.1.2. Lý thuyết electron hóa trị theo Lewis
3.1.2.1. Nội dung của thuyết
Trong phân tử được tạo ra từ nguyên tử các nguyên tố phi kim, liên kết hoá học giữa
hai nguyên tử được thực hiện bởi cặp (đôi) electron dùng chung, nhờ đó mà mỗi nguyên tử
đều có được cấu hình lớp ngoài cùng bền vững của nguyên tử khí trơ với 8 electron (bát tử
hay octet) và 2 electron đối với khí hiếm Heli
Electron của mỗi nguyên tử có thể tham gia được liên kết là electron hoá trị. Đôi
electron tạo liên kết phải có spin đối song.
Ví dụ: Phân tử Cl2 có liên kết giữa hai nguyên tử Cl được thực hiện nhờ cặp electron
góp chung. Cặp electron này là cặp electron liên kết, được kí hiệu  hay , các electron
còn lại được gọi là electron không liên kết.
a) Phân loại liên kết cộng hoá trị
Căn cứ vào vị trí cặp electron dùng chung so với hạt nhân nguyên tử tham gia liên
kết, người ta chia liên kết cộng hoá trị thành hai loại:
- Liên kết cộng hoá trị không phân cực (hay không có cực): Đôi electron dùng chung
ở giữa khoảng cách hai hạt nhân nguyên tử. Đó là liên kết trong các phân tử đơn chất như
Cl2, Br2... (trường hợp hiệu độ âm điện < 0,4).
- Liên kết cộng hoá trị phân cực (hay có cực): Đôi electron dùng chung lệch về phía
nguyên tử của nguyên tố có tính phi kim mạnh hơn (hay có độ âm điện lớn hơn). Đó là liên
kết hoá học trong các phân tử hợp chất như H2O, NH3, CH4,... (hiệu độ âm điện trong
khoảng 0,40 1,70).
b) Tính định hướng không gian của liên kết cộng hoá trị
Liên kết cộng hoá trị có tính định hướng không gian. Trong liên kết cộng hoá trị, cặp
electron dùng chung (hay cặp electron liên kết) được phân bố ở khoảng không gian giữa hai
hạt nhân tham gia liên kết.
Liên kết cộng hoá trị có tính chất bão hoà. Chẳng hạn trong hợp chất giữa H với Cl,
chỉ có 1 nguyên tử H liên kết với 1 nguyên tử Cl tạo thành HCl; không thể có nhiều hơn một
nguyên tử H liên kết với một nguyên tử Cl. Do vậy số nguyên tử liên kết với một nguyên tử
cho trước bị hạn chế bởi hoá trị của nguyên tử đó.
3.1.2.2. Công thức cấu tạo Lewis
a) Công thức
Mỗi dấu chấm biểu thị một electron. Hai chấm hay một vạch – chỉ một cặp electron
trong nguyên tử hay phân tử. Các electron này là các electron hoá trị. Công thức hoá học chỉ
rõ thứ tự liên kết giữa các nguyên tử và các kí hiệu chỉ sự phân bố electron hoá trị được gọi
là công thức Lewis (do Lewis đề xướng).
5
Ví dụ: Công thức phân tử
Công thức electron
Công thức cấu tạo
H2O
H :O: H
H - O - H
SO2
:O:: S: O:
O= SO
b/ Qui tắc để viết CTCT Lewis:
Bước 1: Tính tổng số electron hoá trị (N1) của các nguyên tử.
Chú ý: Nếu công thức đó là:
+ Ion âm: 1 đơn vị điện tích âm thì được cộng thêm 1 electron vào tổng trên.
+ Ion dương: 1 đơn vị điện tích dương thì trừ đi 1 electron từ tổng trên.
Bước 2: Xây dựng CTCT ban đầu bằng các liên kết đơn với số electron N2
Bước 3: Tìm công thức Lewis (gần đúng)
Sử dụng N3 = N1 – N2 để octet cho nguyên tử nguyên tố có độ âm điện lớn hơn trước.
- Tính lại điện tích hình thức cho mỗi nguyên tử trong công thức vừa viết.
Điện tích hình thức của nguyên tử
= Số electron hóa trị – (Số electron không liên kết + Số electron góp vào
liên kết)
Chú ý: Khi cần thiết có thể chuyển cặp electron riêng thành cặp electron chung hoặc
liên kết thường thành liên kết cho nhận để tốt nhất đồng thời quy tắc octet và giải tỏa điện
tích.
Bước 4: Xét công thức có thể nhất, dựa vào điện tích hình thức.
(Nguyên tử trung tâm thuộc chu kì 3 trở lên có thể có lớp ngoài cùng chứa hơn 8e)
Các quy tắc về điện tích hình thức giúp xác định công thức thích hợp nhất:
- Cấu trúc với điện tích hình thức nhỏ là thích hợp hơn.
- Cấu trúc với tổng giá trị tuyệt đối của điện tích hình thức của các nguyên tử là nhỏ nhất thì
thích hợp hơn.
- Điện tích hình thức khác 0 trên các nguyên tử cạnh nhau thường là trái dấu.
- Các nguyên tử âm điện hơn (có độ âm điện lớn hơn) phải có điện tích hình thức âm hơn.
- Cấu trúc bền nhất có tổng số hiệu độ âm điện lớn nhất đối với các nguyên tử kề nhau.
Ví dụ: Xây dựng công thức Lewis cho CO2
Bước 1: N1 = tổng số e hóa trị = 4 + 6x2 =16
Bước 2: Số e xây dựng công thức ban đầu N2 = 4
OCO
Bước 3: N3 = N1 – N2 = 12 O˗C˗O (6 cặp e đặt vào 2 nguyên tố oxi vừa đủ)
Điện tích hình thức qC = 4 – (0 +2) = +2; qO= 6 – (6+1) = -1
Cần giải tỏa điện tích O=C=O khi đó qC = 4-(0+4) = 0; qO= 6 – (4+2) = 0
Công thức lewis của một số phân tử khác
..
..
..
..
..
..