Lý thuyết và bài tập Hóa học lớp 11 học kỳ 1

TRƯỜNG THPT ĐÀO SƠN TÂY TỔ HÓA HỌC Học sinh:…………………………………………………………………………………………… Lớp: …………… Tài liệu lưu hành nội Tháng 9/2022 MỤC LỤC PHẦN A LÝ THUYẾT ÔN TẬP ĐẦU NĂM BÀI 1: SỰ ĐIỆN LI BÀI 2: AXIT – BAZƠ – MUỐI BÀI 3: SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC pH CHẤT CHỈ THỊ AXIT-BAZƠ BÀI 4: PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI BÀI 5: LUYỆN TẬP AXIT, BAZƠ VÀ MUÔI PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI BÀI 7: NITƠ BÀI 8: AMONIAC VÀ MUỐI AMONI 10 BÀI 9: AXIT NITRIC VÀ MUỐI NITRAT 12 BÀI 10: PHOTPHO 15 BÀI 11: AXIT PHOTPHORIC VÀ MUỐI PHOTPHAT 16 BÀI 12: PHÂN BÓN HÓA HỌC 17 BÀI 13: LUYỆN TẬP TÍNH CHẤT CỦA NITƠ, PHOTPHO VÀ CÁC HỢP CHẤT 19 BÀI 14: THỰC HÀNH TÍNH CHẤT CỦA MỘT SỐ HỢP CHẤT NITƠ, PHOTPHO 19 BÀI 15: CACBON 20 BÀI 16: HỢP CHẤT CỦA CACBON 21 BÀI 17: SILIC VÀ HỢP CHẤT CỦA SILIC 24 BÀI 18: CÔNG NGHIỆP SILICAT 26 BÀI 19: LUYỆN TẬP TÍNH CHẤT CỦA CACBON, SILIC VÀ HỢP CHẤT CỦA CHÚNG 28 BÀI 20: MỞ ĐẦU VỀ HÓA HỌC HỮU CƠ 29 BÀI 21: CÔNG THỨC PHÂN TỬ HỢP CHẤT HỮU CƠ 31 BÀI 22: CẤU TRÚC PHÂN TỬ HỢP CHẤT HỮU CƠ 33 PHẦN B BÀI TẬP 35 CHƯƠNG SỰ ĐIỆN LI 35 CHƯƠNG NITƠ – PHOTPHO 49 2.1 NITƠ 49 2.2 PHOTPHO 56 CHƯƠNG CACBON – SILIC 60 LUYỆN TẬP 64 CHƯƠNG ĐẠI CƯƠNG VỀ HỢP CHẤT HỮU CƠ 67 BẢNG TÍNH TAN MỘT SỐ CƠNG THỨC TÍNH Cơng thức tính số mol có khối lượng (gam) chất n= m M số mol chất khí đkc (0oC atm) n= V (lit ) 22, n=CM.V Công thức nồng độ dd m 100% Nồng độ phần trăm C % = ct mdd Nồng độ mol/lit Khối lượng riêng V dung dịch CM m dung dịch C% n= C %.mdd 100%.M Mối liên hệ C% CM Thành phần % theo khối lượng chất A hỗn hợp: %mA = CM = d= n Vdd m( g ) V( ml ) CM = C %.10d M mA 100% mhh Khối lượng nguyên tử (theo đvC) nguyên tố: H = 1; He = 4; Li = 7; C = 12; N = 14; O = 16; Na = 23; Mg = 24; Al = 27; P = 31; S = 32; Cl = 35,5; K = 39; Ca = 40; Fe = 56; Cu = 64; Zn = 65; As = 75; Br = 80; Rb = 85; Sr = 88; Ag = 108; Sn = 119; Ba = 137; Pb = 106 Hóa học 11 - TN PHẦN A LÝ THUYẾT ƠN TẬP ĐẦU NĂM Hóa trị nguyên tố kim loại I : K, Na, Ag II : Ba, Ca, Mg, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb, Cu, Hg III : Al, Fe Hóa trị gốc Gốc Tên gọi Hóa trị Gốc Tên gọi Hóa trị -OH Hidroxit I SO42- Sunfat II CO32- cacbonat II Cl- Clorua I SO32- Sunfit II NO3- Nitrat I S2- sunfua II PO43- Photphat III Cơng thức tính nồng độ Nồng độ phần trăm: C % = Khối lượng riêng: d = mct 100% mdd m( g ) V( ml ) ; ; Nồng độ mol/lit: CM = n Vdd Mối liên hệ C% CM: CM = C %.10d M Lí luận lượng dư − Dấu hiệu: đề cho hai số mol chất tham gia − Lập tỉ lệ: số mol/hệ số Tỉ lệ nhỏ => chất thiếu Lấy số mol chất thiếu thay vào phương trình Cân phản ứng oxi hóa khử Các bước tiến hành Thực hành Bước 1: XĐ số oxi hóa, chất khử, chất P + H2SO4 đặc, nóng → H3PO4 + SO2 + H2O oxi hóa t NH3 + CuO ⎯⎯⎯ → N2 + Cu + H2O Bước 2: viết trình khử, trình oxi hóa Bước 3: tìm hệ số cân theo nguyên tắc (chéo hệ số, rút gọn) Bước 4: đưa hệ số vào phương trình theo thứ tự KL-PK-H-O Tính chất axit HCl, H2SO4 − HCl, H2SO4 lỗng: tính axit mạnh • Làm quỳ tím hóa đỏ Hóa học 11 - TN • Tác dụng với kim loại → H2 • Tác dụng với oxit bazo, bazo → muối + nước • Tác dụng với muối − H2SO4 đặc: tính oxi hóa mạnh tính háo nước t Cu + 2H2SO4 đặc ⎯⎯ → CuSO4 + SO2 + 2H2O CHƯƠNG 1: ĐIỆN LI BÀI 1: SỰ ĐIỆN LI I/ Hiện tượng điện li Thí nghiệm: sgk − Tính dẫn điện dung dịch axit, bazo, muối dung dịch chúng có phần tử mang điện gọi ion − Kết luận: axit, bazo, muối hóa tan nước phân li ion Khái niệm điện li Quá trình phân li chất nước (trạng thái nóng chảy) ion gọi điện li Chất tan nước (trạng thái nóng chảy) phân li ion gọi chất điện li − Sự điện li biểu diễn phương trình điện li NaCl → Na+ + ClII/ Phân loại chất điện li Chất điện li mạnh chất điện li yếu a) Chất điện li mạnh − Chất tan nước, phần tử hòa tan phân li ion − Phương trình điện li dùng dấu: mũi tên chiều → Lưu ý: Các chất điện li mạnh thường là: + Axit mạnh: VD HCl, HClO4, H2SO4, HNO3,… + Bazo tan: VD NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 + Hầu hết muối tan (trừ Hg(CN)2, HgCl2 tan điện li yếu): NaNO3, CuSO4,… b) Chất điện li yếu − Chất tan nước, có số phần tử hịa tan phân li ion, phần lại tồn dạng phân tử − Phương trình điện li dung dấu mũi tên hai chiều Lưu ý: chất điện li yếu thường axit yếu VD: CH3COOH, H2S, H2CO3, HClO, H3PO4, Hóa học 11 - TN BÀI 2: AXIT – BAZƠ – MUỐI I/ Axit Định nghĩa (theo Arrhenius) − Axit chất tan trog nước phân li cation H+ − Phương trình điện li: Axit phân li ra: H+ + gốc axit VD: HNO3 → H+ + NO3⎯⎯ → H+ + CH3COOCH3COOH ⎯ ⎯ Axit nấc axit nhiều nấc − Axit nấc phân li nấc H+ VD: HCl → H+ + Cl− Axit nhiều nấc phân li nhiều nấc H+ ⎯⎯ → H+ + H2PO4VD: H3PO4 ⎯ ⎯ ⎯⎯ → H+ + HPO42H2PO4- ⎯ ⎯ ⎯⎯ → H+ + PO43HPO42- ⎯ ⎯ II/ Bazơ Định nghĩa (theo Arrhenius) − Bazơ chất tan nước phân li anion OH− Phương trình điện li: bazơ phân li cation + OHVD: NaOH → Na+ + OHII/ Hidroxit lưỡng tính − Hidroxit lưỡng tính hidroxit tan nước vừa phân li axit vừa phân li bazo VD: Zn(OH)2 hidroxit lưỡng tính vì: ⎯⎯ → Zn2+ + 2OH- (phân kiểu bazo) Zn(OH)2 ⎯ ⎯ ⎯⎯ → 2H+ + ZnO2- (phân li kiểu axit) Zn(OH)2 ⎯ ⎯ − Các hidroxit lưỡng tính thường gặp: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Cu(OH)2 − Các hidroxit có lực axit bazo yếu VD: Viết phương trình phản ứng Zn(OH)2 với HCl NaOH III/ Muối Định nghĩa Hóa học 11 - TN − Muối hợp chất tan nước phân li cation kim loại (hoặc NH4+) anion gốc axit − Muối trung hòa là muối có khơng cịn khả phân li ion H+ ( hidro có tính axit) VD: NaCl, Cu(NO3)2,… − Muối axit muối có cịn khả phân li ion H+ (hidro tính axit) VD: NaHCO3, KHSO4,… − Muối kép, phức chất: NaCl.KCl; Cu(NH3)4(OH)2… Sự điện li muối nước − Hầu hết muối tan điện li hồn tồn − Phương trình điện li: Muối phân li cation KL (hoặc NH4+) anion gốc axit VD: K2SO4 → 2K+ + SO42NaHCO3 → Na+ + HCO3⎯⎯ → H+ + CO32 HCO3- ⎯ ⎯ BÀI 3: SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC pH CHẤT CHỈ THỊ AXITBAZƠ I/ Nước chất điện li yếu Sự điện li nước: ⎯⎯ → H+ + OHNước chất điện li yếu H2O ⎯ ⎯ Tích số ion nước: − Mơi trường trung tính mơi trường có: [H+] = [OH-]=10-7 − Trong nước nguyên chất, 25°C: K H2O =[H+].[OH-] gọi tích số ion nước − Ở nhiệt độ khoảng 25°C, dung dịch ta ln có: K H2O =[H+].[OH-] = 10-14 Ý nghĩa tích số ion nước: a Mơi trường axit Mơi trường axit: [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7 VD: Tính nồng độ [H+] [OH-] dung dịch HCl 0,01M b Môi trường bazơ Môi trường bazơ: [H+] < [OH-] hay [H+] < 10-7 VD: Tính nồng độ [H+] [OH-] dung dịch NaOH 0,01M Hóa học 11 - TN II/ Khái niệm pH, chất thị axit-bazo Khái niệm pH: − pH dùng để đánh giá độ axit hay độ kiềm dung dịch (thay cho [H+]) − Công thức: pH = -lg[H+] Nồng độ pH Môi trường Môi trường bazơ Môi trường trung tính [H+]=0,1M= 10-1 M pH = [H+]=10-7M pH= [H+]=0,025M pH = [H+] = 10-pH pH = 11,5 − Kết luận: Môi trường axit pH < pH > pH = Giá trị pH chất thị màu: − Chất thị axit-bazơ có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH dung dịch Quỳ tím phenolphtalein tím Đỏ (pH≤6) (pH=7) Khơng màu (pH