giao an day he lop 11-2016

CHUYÊN ĐỀ ÔN TẬP LỚP 10 A NGUYÊN TỬ I Thành phần cấu tạo nguyên tử - Hạt nhân: gồm hạt proton (m= 1,6726.10 -27 kg q= + 1,602.10 -19 C, qui ước 1+) nơtron (không mang điện, kí hiệu n Khối lượng gần khối lương proton) - Vỏ nguyên tử gồm electron chuyển động xung quanh hạt nhân (m e= 9,1094.10-31 kg, qe= -1,602.10 -19C, qui ước 1-) II.Kích thước khối lượng nguyên tử - Nguyên tử nguyên tố có kích thước vơ nhỏ, ngun tố khác có kích thước khác Đơn vị biểu diễn A(angstron) hay nm(nanomet) 1nm= 10 -9 m ; 1nm= 10A 1A= 10 -10 m = 10 -8 cm - Khối lượng nguyên tử nhỏ bé, để biểu thị khối lượng nguyên tử, phân tử ta dùng đơn vị khối lượng, kí hiệu u (đvc) 1u = 1/12 khối lượng nguyên tử đồng vị cacbon-12 1u = 19,9265.10 -27 kg/12 = 1,6605.10 -27kg III Hạt nhân nguyên tử - Điện tích hạt nhân (Z+): Số đơn vị điện tích hạt nhân (Z+) = Số p = Số e - Số khối (A): A=Z+N IV Nguyên tố hóa học - Nguyên tố hóa học nguyên tử có điện tích hạt nhân - Số hiệu nguyên tử (Z): Số đơn vị điện tích hạt nhân nguyên tử nguyên tố - Kí hiệu nguyên tử A Z X V ĐỒNG VỊ Các đồng vị nguyên tố hóa học nguyên tử có số proton khác số nơtron, số khối chúng khác VI Nguyên tử khối nguyên tử khối trung bình nguyên tố hóa học - Nguyên tử khối (M) Nguyên tử khối nguyên tử cho biết khối lượng nguyên tử nặng gấp lần đơn vị khối lượng nguyên tử Vì khối lượng nguyên tử tập trung nhân nguyên tử nên nguyên tử khối coi số khối - Nguyên tử khối trung bình A= aX + bY + 100 X, Y:nguyên tử khối đồng vị X, Y a, b :% số nguyên tử đồng vị X, Y VII- Cấu hình electron nguyên tử - Lớp electron (n) Thứ tự lớp (n) Tên lớp K L M N O P Q - Phân lớp electron (s, p, d, f): + Các e phân lớp có mức lượng + Các phân lớp kí hiệu chữ thường : s, p, d, f + Các electron phân lớp s gọi electron s, tương tự ep, ed, ef - Obitan nguyên tử (AO) + Trên AO chứa tối đa electron gọi electron ghép đôi Trang + Nếu 1AO chứa lectron gọi e độc thân + Nếu AO không chứa e gọi AO trống Phân lớp s có AO hình cầu Phân lớp p có AO hình số cân đối - Cấu hình electron nguyên tử + Các e nguyên tử trạng thái chiếm mức lượng từ thấp đến cao 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d (đây khơng phải cấu hình e) + Trên 1obitan nguyên tử chứa tối đa electron có chiều tự quay khác chiều xung quanh trục riêng electron + Trong phân lớp electron điền vào obitan cho số lectron độc thân lớn + Cấu hình electron nguyên tử biểu diễn phân bố electrron phân lớp thuộc lớp khác - Đặc điểm lớp e cùng: + Đối với nguyên tử tất nguyên tố, lớp có nhiều 8e + Các electron lớp ngồi định đến tính chất hố học ngun tố + Những ngun tử khí có e lớp (ns2np6) 2e lớp ngồi (ngun tử He ns2 ) khơng tham gia vào phản ứng hoá học + Những nguyên tử kim loại thường có 1, 2, e lớp ngồi + Những nguyên tử phi kim thường có 5, 6, e lớp + Những nguyên tử có e lớp ngồi kim loại phi kim Kết luận: Biết cấu hình electron ngun tử dự đốn tính chất hố học ngun tố B BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC VÀ ĐỊNH LUẬT TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HỐ HỌC I- BẢNG TUẦN HỒN CÁC NGUN TỐ HĨA HỌC - Nguyên tắc xếp: * Các nguyên tố xếp theo chiều tăng dần điện tích hạt nhân nguyên tử * Các nguyên tố có số lớp electron nguyên tử xếp thành hàng * Các nguyên tố có số e hóa trị nguyên tử xếp thành cột - Cấu tạo bảng tuần hồn: + Ơ ngun tố: +Chu kỳ: Số thứ tự chu kỳ trùng với số lớp electron nguyên tử nguyên tố chu kỳ * Chu kỳ nhỏ: gồm chu kỳ 1, 2, * Chu kỳ lớn : gồm chu kỳ 4, 5, 6, + Nhóm nguyên tố: tập hợp nguyên tố mà ngun tử có cấu hình electron tương tự nhau, có tính chất hóa học gần giống xếp thành cột + Khối nguyên tố: * Khối nguyên tố s: gồm nguyên tố nhóm IA IIA * Khối nguyên tố p: gồm nguyên tố thuộc nhóm từ IIIA đến VIIIA ( trừ He) * Khối nguyên tố d : gồm nguyên tố thuộc nhóm B * Khối nguyên tố f: gồm nguyên tố thuộc họ Lantan họ Actini II-SỰ BIẾN ĐỔI TUẦN HỒN MỘT SỐ TÍNH CHẤT CỦA CÁC NGUN TỐ - Các nguyên tố nhóm A: nguyên tố s p * Số thứ tự nhóm = số electron hóa trị = số electron lớp * Sự biến đổi tuần hồn cấu hình electron lớp ngồi nguyên tử nguyên tố điện tích hạt nhân tăng dần nguyên nhân biến đổi tuần hồn tính chất ngun tố - Các ngun tố nhóm B: ngun tố d: Cấu hình electron nguyên tử có dạng: (n–1)d a ns2(a=1→10, có ngoại lệ) Trang - Sự biến đổi số đại lượng vật lý: + Sự biến đổi bán kính nguyên tử điện tích hạt nhân tăng: Trong chu kỳ: bán kính giảm Trong nhóm A: bán kính tăng + Sự biến đổi lượng ion hóa thứ ngun tố nhóm A: Khi điện tích hạt nhân tăng : Trong chu kỳ lượng ion hóa tăng Trong nhóm, lượng ion hóa giảm Năng lượng ion hóa thứ (I 1) nguyên tử lượng tối thiểu cần để tách electron thứ khỏi nguyên tử trạng thái bản.(tính Kj/mol) + Độ âm điện: Khi điện tích hạt nhân tăng: Trong chu kỳ, độ âm điện tăng Trong nhóm, độ âm điện giảm + Tính kim loại–phi kim: Trong chu kỳ, điện tích hạt nhân tăng: tính kim loại giảm, tính phi kim tăng dần Trong nhóm A, điện tích hạt nhân tăng: tính kim loại tăng, tính phi kim giảm dần + Sự biến đổi hóa trị: Nhóm IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Oxit R20 RO R2O3 RO2 R2O5 RO3 R O7 Hiđrua RH4 RH3 RH2 RH + Tính axit-baz oxit hidroxit tương ứng: Trong chu kỳ , điện tích hạt nhân tăng : tính baz giảm , tính axit tăng Trong nhóm A, điện tích hạt nhân tăng : tính baz tăng, tính axit giảm C LIÊN KẾT HỐ HỌC I LIÊN KẾT CỘNG HÓA TRỊ - Định nghĩa: Là liên kết hố học hình thành dùng chung cặp e Điều kiện: Các nguyên tử giống hay gần giống chất (thường nguyên tố phi kim nhóm IVA, VA, VIA, VIIA) - Phân loại: + Liên kết cộng hóa trị khơng phân cực liên kết cộng hóa trị mà cặp electron dùng chung khơng bị lệch phía ngun tử + Liên kết cộng hóa trị có cực liên kết cộng hóa trị mà cặp electron dùng chung bị lệch phía ngun tử có độ âm điện lớn - Tinh thể nguyên tử: Tinh thể hình thành từ nguyên tử Lực liên kết: Liên kết với liên kết cộng hố trị Đặc tính: Nhiệt độ nóng chảy, nhiệt độ sơi cao -Tinh thể phân tử: Tinh thể hình thành từ phân tử Lực liên kết: Lực tương tác phân tử Đặc tính: Ít bền, độ cứng nhỏ, nhiệt nóng chảy nhiệt độ sơi thấp II LIÊN KẾT ION - Các định nghĩa: + Cation: Là ion mang điện tích dương M → Mn+ + ne (M: kim loại, n = 1,2,3) + Anion: Là ion mang điện tích âm X + ne → X n- (X: phi kim, n =1,2,3) - Liên kết ion: Là liên kết hố học hình thành lực hút tĩnh điện ion trái dấu Điều kiện liên kết: Xảy kim loại điển hình phi kim điển hình - Tinh thể ion: Được hình thành từ ion mang điện trái dấu cation anion + Lực liên kết: Có chất tĩnh điện + Đặc tính: Bền, khó nóng chảy, khó bay Ví dụ: Tinh thể muối ăn ( NaCl) III HIỆU ĐỘ ÂM ĐIỆN VÀ LIÊN KẾT HOÁ HỌC * Xét chất AxBy , Δχ AB = χ A -χ B Trang LKCHT không cực 0,4 KCHT phân cực 1,7 Liên kết ion IV SỰ LAI HOÁ CÁC ORBITAN - Khái niệm: Sự lai hoá obitan nguyên tử tổ hợp (trộn lẫn) số obitan nguyên tử để obitan lai hoá giống định hướng khác không gian + Số obitan lai hoá = Tổng số obitan tham gia tổ hợp + Sự lai hoá xét nguyên tử trung tâm - Các kiểu lai hoá thường gặp + Lai hoá sp (lai hoá đường thẳng): Sự tổ hợp 1AO(s) + 1AO(p) → 2AO(sp) Chú ý: AO(s) hình cầu, AO(p) hình số nổi, AO(sp) hình số khơng cân đối, hai AO lai hố tạo với góc 180o (đường thẳng) Ví dụ: Trong phân tử BeH2 , C2H2, BeCl2 tạo lai hóa sp + Lai hố sp2 (lai hố tam giác): Sự tổ hợp 1AO(s) + 2AO(p) → 3AO(sp2) Chú ý: AO(s) hình cầu, AO(p) hình số nổi, AO(sp2) hình số khơng cân đối, ba AO lai hố tạo với góc 120o Ví dụ: Trong phân tử BeF3, C2H4, BCl3, tạo lai hóa sp2 + Lai hoá sp3 (lai hoá tứ diện ): Sự tổ hợp 1AO(s) + 3AO(p) → 4AO(sp3) Chú ý: AO(s) hình cầu, AO(p) hình số nổi, AO(sp 3) hình số khơng cân đối, bốn AO lai hố tạo với góc 109o28' Ví dụ: Thường gặp nguyên tử O, C, N, Trong phân tử CH 4, H2O, NH3, tạo lai hóa sp V SỐ OXI HỐ: Là điện tích ngun tử (điện tích hình thức) phân tử giả định cặp electron chung coi chuyển hẳn phía ngun tử có độ âm điện lớn Cách xác định số oxihoá: Qui ước 1: Số oxi hố ngun tố đơn chất khơng Qui ước 2: Trong phân tử tổng số oxi hoá nguyên tố không Qui ước 3: Số oxi hoá ion đơn nguyên tử điện tích ion Trong ion đa ngun tử tổng số oxihố ngun tố điện tích ion Qui ước 4: Trong hầu hết hợp chất, số oxihố hiđrơ +1 (trừ hiđrua kim loại NaH, CaH2 ) Số oxihóa oxi -2 (trừ trường hợp OF2 peoxit H2O2 ) VI LIÊN KẾT KIM LOẠI: Là liên kết hình thành nguyên tử ion kim loại mạng tinh thể tham gia e tự + Điều kiện liên kết: Xảy hầu hết kim loại + Mạng tinh thể kim loại Lập phương tâm khối: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm tâm đỉnh khối lập phương Ví dụ : Li, Na, K, Rb, V, Cr, Fe, Nb, Mo, Ta, W Lập phương tâm diện: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm tâm mặt đỉnh khối lập phương Ví dụ: Ca, Sr, Al, Ni, Cu, Ag, Au Lục phương: Nguyên tử kim loại, ion kim loại nằm tâm mặt hình lục giác đứng đỉnh hình lục giác Ví dụ : Be, Mg, Zn, Cd, Co, La + Tính chất tinh thể kim loại Mạng tinh thể kim loại có e tự di chuyển mạng tinh thể nên kim loại có số tính chất bản: dẫn điện tốt, dẫn nhiệt tốt, dẻo, ánh kim D PHẢN ỨNG OXY HỐ - KHỬ I PHẢN ỨNG ƠXI HĨA KHỬ - Là phản ứng nguyên tử (hay ion) nhường electron cho nguyên tử (hay ion) - Trong phản ứng oxihố - khử q trình oxi hố q trình khử ln ln xảy đồng thời - CHẤT ƠXI HĨA: chất nhận electron, kết số oxihóa giảm Trang - CHẤT KHỬ: chất nhường electron, kết số oxhóa tăng - Q TRÌNH OXIHĨA: q trình (sự) nhường electron - Q TRÌNH KHỬ: q trình (sự) nhận electron II CÂN BẰNG PHƯƠNG TRÌNH PHẢN ỨNG OXI HOÁ KHỬ BẰNG PHƯƠNG PHÁP THĂNG BẰNG ELECTRON B1 Xác định số oxi hố ngun tố Tìm ngun tố có số oxi hố thay đổi B2 Viết q trình làm thay đổi số oxi hố B3 Xác định hệ số cân cho số e cho = số e nhận B4 Đưa hệ số cân vào phương trình kiểm tra lại BÀI TẬP ÁP DỤNG Bài 1: Nguyên tử nguyên tố A có tổng số hạt proton, nơtron, electron 40, tổng số hạt mang điện số hạt không mang điện 12 Tìm vị trí A bảng hệ thống tuần hồn Bài 2: Một ion X2- có tổng số hạt proton, nơtron, electron 50, số hạt mang điện nhiều số hạt không mang điện 18 Viết cấu hình electron nguyên tử X Bài 3: Tổng số hạt nguyên tử X 28 Tìm X Bài 4: Ion R3+ có cấu hình electron phân lớp ngồi 3d Tìm vị trí R bảng tuần hồn 63 Bài 5: Trong tự nhiên Cu có đồng vị: Cu 65Cu Nguyên tử khối trung bình nguyên tử 65 nguyên tố Cu 63,54 Tìm % đồng vị Cu Bài 6: Nguyên tử Ag có đồng vị 109Ag, 107Ag Biết 109Ag chiếm 44% Tính khối lượng nguyên tử trung bình Ag Bài 7: Tỉ lệ số nguyên tử đồng vị A B tự nhiên nguyên tố X 27 : 23 Trong đồng vị A có 35 proton 44 nơtron, đồng vị B có nhiều đồng vị A nơtron Tính nguyên tử khối trung bình nguyên tố X Bài 8: Nguyên tố R có cơng thức oxit cao RO Trong hợp chất khí với hiđro R chiếm 87,5% khối lượng.Tìm tên nguyên tố R Bài 9: Ngun tố R có cơng thức hợp chất khí với hidro RH Trong oxit cao R, nguyên tố oxi chiếm 74,07 % khối lượng Xác định nguyên tố R Bài 10: Hidroxit cao nguyên tố R có dạng HRO R cho hợp chất khí với hidro chứa 2,74 % H theo khối lượng R nguyên tố sau đây? Bài 11: Hợp chất khí với hiđro ngun tố X có dang XH4 Trong oxit cao với oxi, X chiếm 46,67% khối lượng X nguyên tố hoá học sau đây: Bài 12: Nguyên tố R có h óa trị cao với oxi a hóa trị hợp chất khí với hidro a Cho 8,8 gam oxit cao R tác dụng hoàn toàn với dung dịch NaOH thu 21,2 gam muối trung hịa Tìm R Bài 13: Tổng số hạt nguyên tử nguyên tố M, X 58 52 Hợp chất MXn có tổng số hạt proton phân tử 36 Liên kết phân tử MX n thuộc loại liên kết gì? Bài 14: Hịa tan hồn tồn 3,78 gam kim loại M dung dịch HCl ta thu 4,704 lít khí H2 (đktc) Xác định kim loại M Bài 15: Cân phương trình phản ứng oxihóa-khử sau theo phương pháp thăng electron a MnO2 + 4HCl → MnCl2 + Cl2 + 2H2O  → ↑ b 2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O c Fe + KNO3 + HCl→ FeCl3 + KCl + NO + H2O d FexOy + HNO3 → Fe(NO3)3 + NO + H2O e FeSO4 + KMnO4 + KHSO4 → Fe2(SO4)3 + MnSO4 + K2SO4 + H2O f C6H5-CH3 + KMnO4 + H2SO4 → C6H5-COOH + K2SO4 + MnSO4 + H2O Trang g h As 2S3 +HNO3 +H 2O → H 3AsO +H 2SO +NO CuFeS2 +H 2SO → CuSO +Fe (SO )3 +SO +H 2O FeS + O2 → Fe2O3 + SO2 i k M + HNO3 → M(NO3)n + NxOy + H2O E NHĨM HALOGEN I Vị trí bảng HTTH nguyên tố Gồm có nguyên tố 9F 17Cl 35Br 53I 85At Phân tử dạng X2 F2 khí màu lục nhạt, Cl2 khí màu vàng lục, Br2 lỏng màu nâu đỏ, I2 tinh thể tím Dễ nhận thêm electron để đạt cấu hình bền vững khí X + 1e → X- (X : F , Cl , Br , I ) F có độ âm điện lớn nhất, có số oxi hố –1 Các halogen cịn lại ngồi số oxi hố –1 cịn có số oxi hố dương +1 , +3 , +5 , +7 Tính tan muối bạc: AgF AgCl↓ AgBr↓ AgI↓ tan trắng vàng lục vàng đậm II CLO 35 17 37 17 ⇒M Trong tự nhiên Clo có đồng vị Cl (75%) Cl (25%) Cl=35,5 Cl2 có liên kết cộng hóa trị, dễ dàng tham gia phản ứng, chất oxihóa mạnh Trong phản ứng Clo chất oxihoá, nhiên clo có khả đóng vai trị chất khử 1.Tính chất hố học: Tác dụng với kim loại, Tác dụng với phim kim, Tác dụng với số hợp chất có tính khử, Tác dụng với nuớc, Tác dụng với dung dịch bazơ, Tác dụng với muối, phản ứng thế, phản ứng cộng VD: t → 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 3Cl2 + 2NH3 → N2 + 6HCl Cl2 + SO2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl Cl2 + H2O → HCl + HClO hipoclorơ) Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O ( nước javel) 2Cl2 + 2Ca(OH)2 → Ca(ClO)2 + CaCl2 + H2O ( Axit t → 3Cl2 + 6KOH KClO3 + 5KCl + 3H2O Cl2 + 2NaBr → 2NaCl + Br2 3Cl2 + 6FeSO4 → 2Fe2(SO4)3 + 2FeCl3 Cl2 + 2FeCl2 → 2FeCl3 Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 aùkt →  CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl Điều chế - Trong phịng thí nghiệm 2KMnO4 + 16HCl  → CH2=CH2 + Cl2 → CH2Cl – CH2Cl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2 t0 → ↑ + 8H2O ↑ MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O KClO3 + 6HCl → KCl + 3H2O + 3Cl2 - Trong công nghiệp: dùng phương pháp điện phân dpdd có mn 2NaCl + 2H2O H2 dpnc 2NaCl 2Na+ Cl2 ↑ + 2NaOH + Cl2 ↑ ↑ Trang Ngồi cịn từ HCl O2 có xúc tác CuCl2 400oC CuCl2 → 4HCl + O2 2Cl2 + 2H2O III AXIT CLOHIDRIC (HCl) - Hố tính + Dung dịch axit HCl có đầy đủ tính chất hố học axit mạnh (5 tính chất) + Ngồi tính chất đặc trưng axit, dung dịch axit HCl đặc thể vai trị chất khử tác dụng chất oxi hố mạnh KMnO4, MnO2 + Hỗn hợp thể tích HCl thể tích HNO đặc gọi hỗn hợp nước cường toan (cường thuỷ) có khả hoà tan Au (vàng) - Điều chế + PHƯƠNG PHÁP SUNFAT cho NaCl tinh thể vào dung dịch H2SO4 đậm đặc 2NaCltt + H2SO4 o ≥ 400 t → Na2SO4 + 2HCl o ≤ 250 t  → ↑ ↑ NaCltt + H2SO4 NaHSO4 + HCl + PHƯƠNG PHÁP TỔNG HỢP đốt hỗn hợp khí hidro khí clo as → H2 + Cl2 2HCl hidro clorua IV HỢP CHẤT CHỨA OXI CỦA CLO - NƯỚC GIAVEN: hỗn hợp gồm NaCl, NaClO H2O có tính ơxi hóa mạnh, có tính tẩy màu, điều chế cách dẫn khí Clo vào dung dịch NaOH (KOH) Cl2 + 2NaOH → NaCl + NaClO + H2O NaClO + CO2 + H2O → NaHCO3 + HClO (có tính tẩy màu) (Cl2 + 2KOH →KCl + KClO + H2O) - KALI CLORAT công thức phân tử KClO chất oxihóa mạnh thường dùng điều chế O phịng thí nghiệm 2t MnO   → ↑ 2KClO3 2KCl + O2 KClO3 điều chế dẫn khí clo vào dung dịch kiềm đặc đun nóng đến 100 0c 100  → 3Cl2 + 6KOH 5KCl + KClO3 + 3H2O - CLORUA VÔI cơng thức phân tử CaOCl chất oxihóa mạnh, điều chế cách dẫn clo vào dung dịch Ca(OH)2 đặc: Cl2 + Ca(OH)2 → CaOCl2 + H2O Nếu Ca(OH)2 loãng: 2Ca(OH)2 + 2Cl2 → CaCl2 + Ca(OCl)2 + 2H2O - AXIT HIPOCLORƠ: HClO Là axit yếu, yếu axit cacbonic Nhưng có tính oxyhố mạnh CO2 + H2O + NaClO → NaHCO3 + HClO - AXIT CLORƠ: HClO2 Là axit yếu mạnh hipoclorơ có tính oxihố mạnh điều chế theo phương trình Ba(ClO2)2 + H2SO4 → BaSO4 + 2HClO2 - AXIT CLORIC: HClO3 Là axit mạnh tương tự axit HCl, HNO3 có tính oxihố Muối clorat có tính oxihố, khơng bị thuỷ phân - AXIT PECLORIC: HClO4 - Axit pecloric axit mạnh tất cat axit Nó có tính oxihố, dễ bị nhiệt phân t → 2HClO4 H2O + Cl2O7 V FLO chất oxihóa mạnh, tham gia phản ứng với hầu hết đơn chất hợp chất tạo florua với số oxyhố -1 (kể vàng) Hố tính: TÁC DỤNG KIM LOẠI, PHI KIM, HIDRO, NƯỚC Trang 3F2 + 2Au → 2AuCl3 3F2 + S → SF6 t → H2 + F2 → 2HF; 4HF + SiO2 2H2O + SiF4 (sự ăn mòn thủy tinh ứng dụng kĩ thuật khắc kính vẽ tranh khắc chữ) 2F2 + 2H2O → 4HF + O2 (Chứng minh flo có tính oxihóa mạnh oxi) Điều chế HF phương pháp sunfat t → CaF2(tt) + H2SO4(đđ) CaSO4 + 2HF↑ VI BRÔM VÀ IÔT chất oxihóa yếu clo nung nóng H2 + Br2 H2 + I2 2HBr↑ HI (phản ứng xảy thuận nghịch) Các khí HBr, HI tan vào nước tạo dung dich axit +H O 2→   +H O 2→   HBr ddaxit HBr HI dd axit HI Về độ mạnh axit lại tăng dần từ HCl < HBr < HI Br2 + 5Cl2 + 6H2O → 2HBrO3 + 10HCl Các axit HBr, HI có tính khử mạnh khử axit H2SO4 đặc 2HBr + H2SO4 → Br2 + SO2 + H2O 8HI + H2SO4 → 4I2 + H2S + 4H2O 2HI + 2FeCl3 → FeCl2 + I2 + 2HCl VIII NHẬN BIẾT dùng Ag+ (AgNO3) để nhận biết gốc halogenua + Ag + Cl -  → AgCl ↓ (trắng)  → Ag+ + BrAgBr ↓ (vàng nhạt) I2 + hồ tinh bột → xanh tím (2AgCl Ag+ + I- →  → 2Ag ↓ ↑ + Cl2 ) AgI ↓ (vàng đậm) BÀI TẬP ÁP DỤNG Bài 1: Cho từ từ 0,25 mol HCl vào dd A chứa 0,2 mol Na 2CO3 0,1 mol NaHCO3 Tính thể tích khí CO2 thoát Bài 2: Nhỏ từ từ giọt đến hết 30 ml dd HCl 1M vào 100 ml dung dịch chứa Na 2CO3 0,2 M NaHCO3 0,2 M, sau phản ứng Tính số mol CO2 thu Bài 3: Cho 44,5 gam hỗn hợp bột Zn Mg tác dụng với dd HCl lấy dư thấy có 22,4 lít khí H bay (đktc) Tính khối lượng muối clorua tạo dung dịch Bài 4: Để hịa tan hồn tồn m gam hỗn hợp Zn ZnO cần dùng 100,8 ml dung dịch HCl 36 % (D=1,19 g/ml) thu 8,96 lít khí (đktc) Tính thành phần phần trăm ZnO hỗn hợp đầu Bài 5: Cho hỗn hợp MgCO3 CaCO3 tan dd vừa đủ tạo 2,24 lít khí (đktc) Tính tổng số mol chất hỗn hợp muối Bài 6: Hịa tan hồn tồn 7,8 gam hỗn hợp hai kim loại Mg Al dd HCl dư Sau phản ứng thấy khối lượng dung dịch tăng thêm 7,0 gam so với ban đầu Tính số mol HCl tham gia phản ứng Bài 7: Cho 16,59 ml HCl 20 % có D=1,1 g/ml vào dd chứa 51 gam AgNO thu kết tủa A dd B Tính thể tích dd NaCl 26 % (D=1,2g/ml) dùng để kết tủa hết lượng AgNO dư Bài 8: Hòa tan 10 gam hỗn hợp hai muối cacbonat kim loại hóa trị II dung dịch HCl dư thu dung dịch A 2,24 lít khí (đktc) Hỏi cạn dung dịch thu m(g) muối khan Tìm m Bài 9: Cho 5,6 gam oxit kim loại tác dụng vừa đủ vơi HCl cho 11,1 gam muối clorua kim loại Tìm cơng thức oxit kim loại Bài 10: Cho 31,84 gam hỗn hợp NaX NaY (X,Y halogen hai chu kỳ nhau) vào dung dịch AgNO3 dư thu 57,34 gam kết tủa Tìm cơng thức muối F OXI – LƯU HUỲNH Trang I VỊ TRÍ - CẤU TẠO - Các ngun tố nhóm VI gồm 8O 16S 34Se 52Te 84Po có electron ngồi dễ dàng nhận 2e để đạt cấu hình bền vững khí Vậy tính oxihóa tính chất chủ yếu - Trừ O, nguyên tố cịn lại S, Se, Te trạng thái kích thích xuất 6e độc thân điều giải thích số oxihố + + S, Se, Te hợp chất với nguyên tố có độ âm điện lớn (oxi, flo) - Ngồi tính oxihố S, Se, Te cịn có khả thể tính khử II OXI tự nhiên có đồng vị 16 O 17 O 18 O , Oxi phi kim hoạt động chất −1 +2 oxihóa mạnh tất dạng hợp chất, oxi thể số oxi hoá –2 (trừ : −1 F2 O, H O2 −1 peoxit Na O ), trì sống, cháy Tác dụng hầu hết với kim loại (trừ Au Pt), Tác dụng hầu hết với phi kim (trừ halogen), Tác dụng với H2, Tác dụng với chất có tính khử, Tác dụng với chất hữu o 3Fe + 2O2 t → o Fe3O4 Oxit sắt từ (FeO, Fe2O3) C + O2 t → CO2 to N2 + O → 2NO (t0 khoảng 30000C) lenmemgiam  → C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O C2H5OH + O2 CH3COOH + H2O III OZON dạng thù hình oxi có tính oxhóa mạnh O2 nhiều  → O3 + 2KI + H2O I2 + 2KOH + O2 (oxi không pứ) Do tạo KOH nên O3 làm xanh quì tẩm dd KI (dùng nhận biết ozon)  → 2Ag + O3 Ag2O + O2 (oxi khơng có phản ứng) IV HIĐRO PEOXIT: Là chất có tính oxihố có tính khử Tính oxihố: H2O2 + 2KI → I2 + 2KOH H2O2 + KNO2 → KNO3 + H2O Tính khử: H2O2 + Ag2O → 2Ag + O2 + H2O 5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 → K 2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O V LƯU HUỲNH chất oxihóa yếu O Ngồi S cịn đóng vai trị chất khử tác dụng với oxi o Fe + S0 t →  → Hg + S FeS-2 (sắt(II)sunfua) HgS-2 thủy ngân sunfua, phản ứng xảy t0 thường o H2 + S t → H2S-2 hidrosunfua o → t S + O2 SO2 S + 3F2 → SF6 VI HIDROSUNFUA (H2S) chất khử mạnh H2S lưu huỳnh có số oxi hoá thấp (2), tác dụng hầu hết chất oxihóa tạo sản phẩm ứng với số oxi hóa cao to thap t → 2H2S + 3O2 (dư) 2H2O + 2SO2 2H2S + O2 H2S + 4Cl2 + 4H2O → 8HCl + H2SO4 Dung dịch H2S có tính axit yếu nấc 1:1 → ↓ 2H2O + 2S H2S + Cl2 → HCl + S 1:: → H2S + NaOH NaHS + H2O H2S + 2NaOH Na2S + 2H2O VII LƯU HUỲNH (IV) OXIT (SO2) lưu huỳnh dioxit hay khí sunfurơ, anhidrit sunfurơ Trang +4 S Với số oxi hoá trung gian +4 ( O2) Khí SO2 vừa chất khử, vừa chất oxi hoá oxit axit +4 SO2 chất khử ( +4 S +6 - 2e → S ) +4 V2O5 ,300O C S O2 + O2 → 2SO3 +6 SO + Cl2 + 2H2O → 2HCl + H2 SO +4 SO + 2KMnO4 + 2H2O → K2SO4 + 2MnSO4 + 2H2SO4 SO2 chất oxi hoá +4 +4 SO SO S + 2H2S → 2H2O + Ngoài SO2 oxit axit 2 1:1 → + Mg → MgO + S 1:2 → SO2 + NaOH NaHSO3 SO2 + NaOH Na2SO3 + H2O VIII LƯU HUỲNH (VI) OXIT (SO3) lưu huỳnh tri oxit, anhidrit sunfuric Là oxit axit SO3 + H2O → H2SO4 + Q SO3 + NaOH → Na2SO4 + H2O IX AXIT SUNFURIC H2SO4 - Ở dạng lỗng axít mạnh làm đỏ q tím, tác dụng kim loại (trước H 2) giải phóng H2, tác dụng bazơ, oxit bazơ nhiều muối H2SO4 + Fe → FeSO4 + H2↑ H2SO4 + BaCl2 → BaSO4↓ + HCl H2SO4 + Na2SO3 → Na2SO4 + H2O + SO2↑ H2SO4 + CaCO3 → CaSO4 + H2O + CO2↑ - Ở dạng đặc chất oxihóa mạnh + Tác dụng với kim loại: oxi hoá hầu hết kim loại (trừ Au Pt) 0 t → t → 2Fe + H2SO4 Fe2(SO4)3+ 3SO2+ 6H2O Cu + H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2H2O Al, Fe, Cr không tác dụng với H2SO4 đặc nguội, kim loại bị thụ động hóa + Tác dụng với phi kim (tác dụng với phi kim dạng rắn, t0) tạo hợp chất phi kim ứng với số oxihoá cao 2H2SO4(đ) + C t → CO2 + 2SO2 + 2H2O 2H2SO4(đ) + S t → 3SO2 + 2H2O + Tác dụng với số chất có tính khử 0 t → t → FeO + H2SO4 (đ) Fe2(SO4)3 + SO2 + 4H2O 2HBr + H2SO4 (đ) SO2 + 2H2O X NHẬN BIẾT MỘT SỐ CHẤT LIÊN QUAN MUỐI SUNFUA VÀ NHẬN BIẾT GỐC SUNFUA (S2- ) Để nhận biết S2- dùng dung dịch Pb(NO3)2 Pb2+ + S2- → PbS ( đen, không tan axit, nước) MUỐI SUNFAT VÀ NHẬN BIẾT GỐC SUNFAT (SO42-) Nhận biết gốc SO42- (sunfat) dùng dung dịch chứa Ba2+ , Ca2+ , Pb2+ Ba2+ + SO42- → BaSO4 (kết tủa trắng, không tan nước axit) XI ĐIỀU CHẾ Br2 + t → ĐIỀU CHẾ OXI: 2KClO3 2KCl + 3O2 (xúc tác MnO2), điều chế PTN Phân huỷ oxi già (H2O2) hay nhiệt phân kalipemangenat (KMnO4) Trong CN chưng cất phân đoạn khơng khí lỏng, điện phân nước Trang 10 ĐIỀU CHẾ HIDROSUNFUA (H 2S): Cho FeS ZnS tác dung với dung dịch HCl (Đ/c PTN) FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑ H2 + S ĐIỀU CHẾ SO2 có nhiều phản ứng điều chế t → H2S S SO2 + t → O2 SO2 Na2SO3 + H2SO4(đ) t → Na2SO4 + H2O + ↑ t → Cu +2H2SO4(đ) CuSO4 + 2H2O +SO2 ↑ 4FeS2 + 11O2 t → 2Fe2O3 + 8SO2 V2O5 ,300O C → ĐIỀU CHẾ SO3: 2SO2 + O2 SO3 SO3 sản phẩm trung gian điều chế axit sunfuric SẢN XUẤT AXIT SUNFURIC (trong CN) TỪ QUẶNG PYRIT SẮT FeS2 O 4FeS2 + 11O2 SO3 + H2O t →  → 2Fe2O3 + 8SO2 O2 + O V2O5 ,300 C → 2SO3 H2SO4 BÀI TẬP ÁP DỤNG Bài 1: Cho 0,2 mol SO2 tác dụng 0,3 mol NaOH sau phản ứng thu m gam muối Tính m Bài 2: Cho hỗn hợp FeS Fe tác dụng dung dịch HCl dư thu 22,4 lít hỗn hợp khí (đktc) Dẫn hốn hợp khí qua dung dịch Cu(NO 3)2 Fe(NO3)2 thu 38,4 gam kết tủa Tính khối lượng Fe hỗn hợp rắn ban đầu Bài 3: Hồ tan hồn tồn 0,8125g kim loại hố trị II dung dịch H 2SO4 đặc nóng thu 0,28 lít khí SO2 (đktc) Tìm kim loại Bài 4: Hỗn hợp X gồm Al, Cu Al 2O3 , lấy m gam hỗn hợp X tác dụng với dung dịch H 2SO4 loãng, dư Sau phản ứng xảy hồn tồn thu 2,688 lit khí (đktc) Tính khối lượng Al có m gam hỗn hợp X Bài 5: Cho 6,72 gam Fe vào dung dịch chứa 0,3 mol H2SO4 đặc, nóng (giả thiết SO2 sản phẩm khử nhất) Sau phản ứng xảy hoàn toàn, thu m gam muối Tính m Bài 6: Hấp thụ hồn tồn 4,48 lít khí CO2 (ở đktc) vào 500 ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,1M Ba(OH)2 0,2M, sinh m gam kết tủa Tính giá trị m Bài 7: Cho V lít SO2 vào 150 ml dung dịch Ba(OH)2 1M, sau phản ứng thu 21,7 gam kết tủa Tính giá trị V Bài 8: Cho 6,4 gam hỗn hợp kim loại thuộc chu kỳ liên tiếp nhóm IIA bảng tuần hồn tác dụng với dung dịch H2SO4 lỗng dư thu 4,48 lít khí (đktc) Tính thành phần % khối lượng kim loại hỗn hợp Bài 9: Dẫn SO2 vào 500 ml dung dịch Br2 đến vừa màu hồn tồn thu dung dịch X Để trung hịa dung dịch X cần 250 ml dd NaOH 0,2 M Tính nồng độ dung dịch Br2 Bài 10: Cho 36 gam hỗn hợp X chứa Fe2O3 CuO tác dụng vừa đủ với dung dịch H2SO4 loãng 20 % thu 80 gam hỗn hợp muối a Tính thành phần % theo khối lượng chất b Tính khối lượng dung dịch H2SO4 dùng G TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HOÁ HỌC I Tốc độ phản ứng Khái niệm: Tốc độ phản ứng độ biến thiên nồng độ chất phản ứng chất sản phẩm đơn vị thời gian Biểu thức: Xét phản ứng aA + bB → cC + dD (* ) v : Tốc độ trung bình phản ứng Trang 11 v=± (C − C1 ) ∆C =± ∆t (t − t1 ) Dấu + :Tính theo chất sản phẩm; dấu -: Tính theo chất tham gia ∆C ∆t : Biến thiên nồng độ chất tham gia phản ứng chất sản phẩm : Biến thiên thời gian Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng a Nồng độ: Tăng nồng độ chất phản ứng → tốc độ phản ứng tăng a v=k A B b Giải thích: Ta có Trong đó: v tốc độ thời điểm định k số tốc độ [A], [B] nồng độ chất A,B b Nhiệt độ: Tăng nhiệt độ → tốc độ phản ứng tăng Giải thích: Theo Qui tắc Van't – Hoff: tăng nhiệt độ lên 10 oC tốc độ phản ứng tăng từ - lần vt =γ v t1 t − t1 10 γ Biểu thức liên hệ = → (nếu tăng 10oC) c Áp suất: Đối với phản ứng có chất khí, tăng áp suất → tốc độ phản ứng tăng Giải thích: Áp suất lớn → thể tích giảm → khoảng cách phân tử nhỏ → tần số va chạm đơn vị thời gian nhiều → số va chạm có hiệu tăng → tốc độ phản ứng tăng d Diện tích bề mặt: Tăng diện tích bê mặt → tốc độ phản ứng tăng Giải thích: Tăng diện tích bề mặt → tăng tần số va chạm phân tử → số lần va chạm có hiệu tăng → tốc độ phản ứng tăng e Chất xúc tác: Định nghĩa: Chất xúc tác chất làm biến đổi vận tốc phản ứng, khơng có mặt thành phần sản phẩm không bị sau phản ứng Chất xúc tác làm tăng tốc độ phản ứng; không làm chuyển dịch cân II Cân hoá học Phản ứng thuận nghịch, phản ứng chiều Ví dụ : Ca + 2HCl → CaCl2 + H2 Phản ứng chiều Cl2 + H2O HCl + HClO Phản ứng thuận nghịch Cân hố học a Khái niệm: Cân hóa học trạng thái phản ứng thuận nghịch tốc độ phản ứng thuận tốc độ phản ứng nghịch kc b Biểu thức:aA + bB Kc = Ta có : [ C ] C [ D] D [ A] a [ B] b cC + dD (* ) Kc : số cân đó:[A], [B] nồng độ chất thời điểm cân a, b, c, d hệ số chất phương trình hố học Các chất rắn coi nồng độ không đổi khơng có mặt biểu thức Các yếu tố ảnh hưởng đến cân hoá học Trang 12 Nguyên lí Lơsatơliê: Một phản ứng thuận nghịch trạng thái cân chịu tác động từ bên biến đổi nồng độ, nhiệt độ, áp suất cân chuyển dịch theo chiều chống lạ biến đổi - Nồng độ: Tăng nồng độ chất tham gia phản ứng → cân chuyển dịch theo chiều thuận ngược lại - Áp suất: Tăng áp suất → cân chuyển dịch phía có số phân tử khí hơn, Giảm áp suất cân dịch phía có số phân tử khí nhiều - Nhiệt độ: Tăng nhiệt độ → cân chuyển dịch chiều thu nhiệt, giảm nhiệt độ cân chuyền dịch chiều nhiệt * Lưu ý : ∆H = H − H ∆H > ∆H < : Thu nhiệt : Toả nhiệt BÀI TẬP ÁP DỤNG p, xt Bài 1: Cho phương trình hố học: N2(k) + 3H2(k) 2NH3(k) Nếu trạng thái cân nồng độ NH 0,30mol/l, N2 0,05mol/l H2 0,10mol/l Tính số cân hệ Bài 2: Khi tăng thêm 10OC, tốc độ phản ứng hoá học tăng lên lần Vậy tăng nhiệt độ phản ứng từ 25OC lên 75OC tốc độ phản ứng tăng lên lần Bài 3: Khi tăng thêm 10OC, tốc độ phản ứng hoá học tăng lên lần Vậy giảm nhiệt độ từ 70OC xuống 40OC tốc độ phản ứng giảm lần Bài 4: Người ta cho N2 H2 vào bình kín dung tích khơng đổi thực phản ứng: p, xt N2 + 3H2 2NH3 Sau thời gian, nồng độ chất bình sau: [N 2] = 2M; [H2] = 3M; [NH3]=2M Tính nồng độ mol/l N2 H2 ban đầu Bài 5: Xét phản ứng thuận nghịch sau: SO2(k) + NO2(k) ⇌ SO3(k) + NO(k) Cho 0,11(mol) SO2, 0,1(mol) NO2, 0,07(mol) SO3 vào bình kín lít Khi đạt cân hóa học cịn lại 0,02 (mol) NO2 Tính số cân KC Bài 6: Xét cân bằng: N2O4 (k) ↔ 2NO2 (k) 250C Khi chuyển dịch sang trạng thái cân nồng độ N2O4 tăng lên 16 lần nồng độ NO2 bao nhiêu? Bài 7: Cho phản ứng A + B  C + D Nồng độ ban đầu C A = CB = 0,1 mol/l sau thời gian nồng độ A, B lại 0,04 Tốc độ phản ứng thời điểm giảm lần so với thời điểm ban đầu? ⇔ Bài 8: Khi cân N2 + 3H2 2NH3 thiết lập, nồng độ chất [N 2] = 3M , [H2]= 9M , [NH3] = 1M Tính nồng độ ban đầu H2, N2 Bài 9: Tiến hành phản ứng sau nhiệt độ: 2A + B + C → D cho kết thực nghiệm sau: - Tăng nồng độ C, giữ nguyên nồng độ A, B; vận tốc phản ứng không thay đổi - Giữ nguyên nồng độ A, C; tăng nồng độ B lần; vận tốc phản ứng tăng lần - Giữ nguyên nồng độ B, C; tăng nồng độ A lên gấp đôi, vân tốc phản ứng tăng gấp lần Viết biểu thức tốc độ phản ứng Bài 10: Thực nghiệm cho thấy tốc độ phản ứng hóa học: A(k) + 2B(k) → C(k) + D(k) tính theo biểu thức: v = k.[A].[B]2 Nếu nồng độ chất B tăng lần nồng độ chất A khơng thay đổi tốc độ phản ứng tăng lên lần Bài 11: Cho phương trình phản ứng hóa học: Br2 + HCOOH → 2HBr + CO2 Lúc đầu, nồng độ HCOOH 0,01 mol/lít; sau 40 giây, nồng độ HCOOH 0,008 mol/lít Tính tốc độ trung bình phản ứng khoảng thời gian sau 40 giây tính theo HCOOH Bài 12: Cho phương trình phản ứng: Br2 + HCOOH → 2HBr + CO2 Trang 13 Nồng độ ban đầu Br2 a mol/lít, sau 50 giây, nồng độ Br cịn lại 0,03 mol/lít Tốc độ trung bình phản ứng tính theo nồng độ Br2 4,0.10-5 mol/lít Tính giá trị a CHUYÊN ĐỀ SỰ ĐIỆN LI A PHẦN LÝ THUYẾT I SỰ ĐIỆN LI - Sự điện li trình chất tan nước phân li ion - Chất điện li mạnh: chất tan nước, phân tử hòa tan phân li ion + Những chất điện li mạnh: Các axit mạnh: HCl, HNO 3, H2SO4 bazơ mạnh: KOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 hầu hết muối HCl → H+ + Cl 2+ Ba(OH)2 → Ba + 2OH - Chất điện li yếu: chất tan nước có số phần tử hòa tan phân li ion, phần tử lại tồn dạng phân tử dung dịch + Những chất điện li yếu: Là axit yếu: CH 3COOH, HClO, HF, H2S…các bazơ yếu: Mg(OH)2, Al(OH)3  → ¬   CH3COOH CH3COO- + H+ II AXIT - BAZƠ - MUỐI Axit (theo Bronstet): Axit chất có khả cho proton (H+) Ví dụ: HCl, H2SO4, NH4+, Al3+ … Bazơ (theo Bronstet): Bazơ chất có khả nhận proton (H +) Ví dụ: NaOH, NH3, CO32-, S2-… Hidroxit lưỡng tính: Hợp chất lưỡng tính hợp chất vừa có khả cho proton (H +) vừa có khả nhận proton Thí dụ: Zn(OH)2 hidroxit lưỡng tính Phân li theo kiểu bazơ: Zn(OH)2  → ¬    → ¬   Zn2+ + 2OH - ZnO22 Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2 + 2H+ Một số hợp chất lưỡng tính: - Oxit hydroxit: Al2O3, Al(OH)3, ZnO, Zn(OH)2, Cr2O3, Cr(OH)3 - Muối axit axit yếu: NaHCO3, NaHS, NaHCO3 - Muối trung hòa axit yếu, bazơ yếu: (NH4)2CO3 , CH3COONH4 Muối: Muối hợp chất tan nước phân li cation kim loại (hoặc cation NH 4+) anion gốc axit - Thí dụ: NH4NO3 → NH4+ + NO3NaHCO3 → Na+ + HCO3III SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC pH CHẤT CHỈ THỊ AXIT - BAZƠ K H2O = [H + ].[OH - ] = 1,0.10-14 - Tích số ion nước (ở 250C) Một cách gần đúng, coi giá trị tích số số dung dịch loãng chất khác - Các giá trị [H+] pH đặc trưng cho môi trường + Môi trường trung tính: [H+] = 1,0.10-7M pH = + Môi trường axit: [H+] > 1,0.10-7M pH < + Môi trường kiềm: [H+] < 1,0.10-7M pH > IV PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI Điều kiện xãy phản ứng - Phản ứng trao đổi ion dung dịch chất điện li xãy ion kết hợp lại với tạo thành chất sau: Trang 14 + Chất kết tủa: BaCl2 Ba2+ + Chất bay hơi: Na2CO3 + + + H2SO4 → SO42→ 2HCl → BaSO4↓ + BaSO4↓ 2NaCl + 2HCl CO 2↑ + H2 O CO32+ + Chất điện li yếu: CH3COONa 2H+ → + CO2↑ + HCl → H2 O CH 3COOH + NaCl CH3COO + H+ → CH3COOH Bản chất phản ứng: Phản ứng trao đổi ion dung dịch chất điện li phản ứng ion V Các công thức liên quan giải tập chương Tính nồng độ ion dung dịch chất điện li [A] = nA V Trong đó: [A]: Nồng độ mol/l ion A nA: Số mol ion A V: Thể tích dung dịch chứa ion A Tính pH dung dịch axit - bazơ mạnh - [H+] = 10-a (mol/l) - [OH-] = 10-b → → a = pH; pH = -log[H+] b= pOH - [H+].[OH-] = 10-14 → [H + ] = 10−14 [OH − ] (hay pH + pOH = 14) pH dung dịch axit yếu: HA pH= (logKa + logCa); pH = log(αCa) H+ + A- pH dung dịch bazơ yếu: BOH B+ + OHpH = 14 + (logKb + logCb) pH dung dịch hỗn hợp gồm axit yếu HA muối NaA pH = (logKa + log) pH dung dịch hỗn hợp gồm bazơ yếu BOH muối BX pH = 14 + (logKb + log) B Các tập áp dụng Câu Tính pH dung dịch sau a NaOH 0,001M b HCl 0,001M c Ca(OH)2 0,0005M d.H2SO4 0,0005M Câu Trộn 100 ml dung dịch HNO3 0.1M với 100 ml dung dịch H2SO4 0.05M thu dung dịch A a Tính nồng độ ion A b Tính pH dung dịch A c Tính thể tích dung dịch NaOH 0.1M để trung hòa dung dịch A Câu Trộn 100 ml dung dịch A gồm Ba(OH) 0,1 M NaOH 0,1 M với 400 ml dung dịch B gồm H2SO4 0,0375M HCl 0,0125 M thu dung dịch C Tính pH dung dịch C Câu Trộn 100 ml dung dịch có pH =1 gồm HCl HNO với 10 ml dung dịch NaOH aM thu 200 ml dung dịch có pH= 12 Tìm a Câu Tính pH dung dịch CH3COOH 0,1 M có Ka=1,75.10-5 Câu Tính pH dung dịch CH3COONa 0,1M có Kb= 5,71.10-10 Câu Tính pH dung dịch NaNO2 1,0M có Kb =2,5.10-11 Câu Tính pH dung dịch hỗn hợp CH3COOH 0,1M CH3COONa 0,1M 25oC Biết Ka CH3COOH 25oC 1,75.10-5 Bỏ qua điện li nước Trang 15 Câu Dung dịch X chứa 0.01 mol Fe3+, 0.02 molNH4+, 0.02 mol SO42- x mol NO3- a Tính x b Trộn dung dịnh X với 100 ml dung dịch Ba(OH) 0.3 M thu m gam kết tủa V lít khí (đktc) Tính m V Câu 10 Trộn 100 ml dung dịch FeCl3 0.1M với 500 ml dung dịch NaOH 0.1 M thu dung dịch D m gam kết tủa a Tính nồng độ ion D b Tính m + Câu 11 (A-2010) Dung dịch X có chứa: 0,07 mol Na ; 0,02 mol ClO − NO − ClO + − NO SO24− x mol OH − Dung dịch − Y có chứa , y mol H ; tổng số mol 0,04 Trộn X Y 100 ml dung dịch Z Tính pH dung dịch Z (bỏ qua điện li H2O) Câu 12 (A-2010) Nhỏ từ từ giọt đến hết 30 ml dung dịch HCl 1M vào 100 ml dung dịch chứa Na2CO3 0,2M NaHCO3 0,2M, sau phản ứng thu V lít khí CO2 (đktc) Tính V 3+ 2- NH +4 Câu 13 (CĐA-08) Dung dịch X chứa ion: Fe , SO4 , , Cl- Chia dd X thành hai phần nhau: - Phần tác dụng với lượng dư dung dịch NaOH, đun nóng thu 0,672 lít khí (ở đktc) 1,07 gam kết tủa; - Phần hai tác dụng với lượng dư dung dịch BaCl2, thu 4,66 gam kết tủa Tính tổng khối lượng muối khan thu cạn dung dịch X (q trình cạn có nước bay hơi) Câu 14 (CĐA-2009) Cho dung dịch chứa 0,1 mol (NH4)2CO3 tác dụng với dung dịch chứa 34,2 gam Ba(OH)2 Sau phản ứng thu m gam kết tủa V lít khí (đktc) Xác định giá trị V m Câu 15: Tính PH dd thu trộn lẫn: a 200 ml dd NH3 0,1M 300 ml dd HCl 0,05M b 300 ml AlCl3 1M 200 ml dd NaOH 0,75M (lọc bỏ kết tủa) c 10 ml dd CH3COOH có PH=3 với ml dd NaOH có PH=13 cho KCH3COOH =10 -4,76, K NH3= 10 -4,76 Al3+ + 2H2O ↔ [AlOH]2+ + H3O+ K = 1,4 10-5 Chuyên đề NITƠ - PHOTPHO A PHẦN LÝ THUYẾT I NITƠ Vị trí - cấu hình electron ngun tử - Cấu hình electron: 1s22s22p3 - Cơng thức cấu tạo phân tử: N≡N Tính chất hóa học - Ở nhiệt độ thường, nitơ trơ mặt hóa học, nhiệt độ cao nitơ trở nên hoạt động a Tính oxi hóa (tác dụng với kim loại, H2,…) -3 t ,p → N + 3H2 ¬  N H3 xt b Tính khử 0 +2 t  →2NO N + O2 ¬  (khơng màu) Khí NO sinh kết hợp với O khơng khí tạo NO2 +2 +4 N O + O2 → N O2 (màu nâu) Trang 16 Điều chế - Đun nóng nhẹ dung dịch bảo hòa muối amoni nitrit: NH4NO3 t  → N2 ↑ + 2H2O t0 - Hoặc NH4Cl + NaNO2 II AMONIAC - MUỐI AMONI Amoniac a Cấu tạo phân tử  → N2↑ + NaCl + 2H2O b Tính chất hóa học * Tính bazơ yếu  → NH +4 + OH NH + H O ¬   - Tác dụng với nước: Trong dung dịch amoniac bazơ yếu Có thể làm quỳ tím hóa xanh Dùng để nhận biết NH - Tác dụng với dung dịch muối (của kim loại có hidroxit không tan nước) AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl - Tác dụng với axit: NH3 + HCl → NH4Cl (khói trắng) * Tính khử: -3 0 t N H + 3O  → N + 6H O -3 0 t N H + 3Cl  → N + 6HCl c Điều chế * Trong phịng thí nghiệm t  → 2NH4Cl + Ca(OH)2 * Trong công nghiệp CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O t ,xt,p  → 2NH3 (k) N (k) + 3H (k) ¬  ∆H