Tài liệu ôn thi THPT Quốc gia môn Hóa học Lớp 11 - Năm học 2017-2018

..
- bazo yếu: NH3, Mg(OH)2. Bi(OH)3...
- một số muối: HgCl2, Hg(CN)2...
Chú ý
Quá trình điện li 1 chiều
- Cân bằng điện li là cân bằng động, tuân theo nguyên li Lechatelier.
- Nước là chất điện li rất yếu
- Đối với chất điện li yếu: nồng độ dd càng nhỏ, điện li càng mạnh
3. AXÍT , BAZƠ VAØ MUOÁI
3.1: Định nghĩa theo A-rê-ni-ut 
 - Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+
 - Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH-
3.2: Hidroxyt lưỡng tính : là hiroxít khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit vừa có thể phân li như bazơ.
- Các hidroxit lưỡng tính thường gặp :Zn(OH)2,Al(OH)3,Pb(OH)2 ,Sn(OH)2 
- Chúng điều ít tan trong nước và có lực axit bazơ yếu.
Ví dụ : Zn(OH)2 có 2 kiểu phân li tùy điều kiện: 
 Phân li kiểu bazơ:
 Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-
 Phân ly kiểu axit :
 Zn(OH)2 ZnO22- + 2H+
 Có thể viết Zn(OH)2 dưới dạng H2ZnO2
 3.3: Muối : là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4+) và anion gốc axit.
 + Muối axit là muối mà anion gốc axit còn có khả năng phân li ra ion H+ 
Ví dụ : KHSO4 , NaHCO3 , NaH2PO4
 + Muối trung hòa: là muối mà anion gốc axit không còn khả năng phân li ra ion H+
Ví dụ : NaCl , (NH4)2SO4
( Chú ý : Nếu anion gốc axít còn hidro có tính axit, thì gốc này tiếp
 tục phân li yếu ra ion H+.
 4. pH - CHẤT CHỈ THỊ AXIT BAZƠ
 Ở 25 °C: Kw = [ H+].[OH-] = 10^ -14 	(Kw chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ)
	pH = -lg[H+] 	;	pOH = -lg[OH-]
=>	pH + pOH = 14
5. MUỐI VÀ SỰ THỦY PHÂN CỦA MUỐI
- Phân loại:
+ Muối trung hòa: Gốc axit không còn H có khả năng phân li ra H+ ( NaCl, NH4NO3, CH3COONa, Na2HPO3, NaH2PO2...)
+ Muối axit: Gốc axit còn H có khả năng phân li ra H+. ( NaHCO3, KHSO4, NaH2PO3...)
- Sự thủy phân của muối:
Muối trung hòa tạo bởi
Phần thủy phân
Môi trường dd
pH
Amạnh + Bmạnh
Không
Trung tính
= 7
Amạnh + B yếu
Gốc bazơ
Axit
< 7
A + Bmạnh
Gốc axit
Bazơ
> 7
A yếu + B yếu
Gốc axit và gốc bazơ
Tùy trường hợp
6. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION
- Phản ứng x... Cl- a mol . Tính a 
Đ/a = 0,3 mol .
Bài 2.2. Dung dịch A chứa Na+ 0,1 mol , Mg2+ 0,05 mol , SO42- 0,04 mol còn lại là Cl- . Tính khối lượng muối 	trong dung dịch .
m = 11,6 gam.
Dạng 2: Tính pH của axit – Bazơ mạnh:
1. Phương pháp giải:
1.1 Axit mạnh:
B1 . Tính số mol axit điện li axit .
B2 . Viết phương trình điện li axit .
B3 . Tính nồng độ mol H+
B4 . Tính độ pH 
1.2 Bazơ mạnh:
B1 . Tính số mol bazo điện li.
B2 . Viết phương trình điện li bazo.
B3 . Tính nồng độ mol OH- , rồi suy ra [H+] 
B4 . Tính độ pH .
2. Ví dụ:
1. Tính pH của dung dịch chứa 1,46 gam HCl trong 400 ml .
	nHCl = 0,04 (mol) 
	HCl → H+ + Cl- 
	0,04 0,04 (mol) .
	[H+] = 0,04/0,4 = 0,1 (M).
	pH = - lg[H+] = 1 .
2. Tính pH của dung dịch chứa 0,4 gam NaOH trong 100 ml .
	nNaOH = 0,4/40 = 0,01 (mol) .
	NaOH → Na+ + OH- .
	0,01 0,01 (mol) .
	[OH-] = 0,01/0,1 = 0,1 (M) .
	Ta có : [H+].[OH-] = 10-14 → [H+] = 10-13 → pH = 13 .
Dạng 3: Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch:
1. Phương pháp giải:
B1 : Tính số mol chất phản ứng .
B2 : Viết phương trình điện li, rồi suy ra số mol ion .
B3 : Viết phương trình phản ứng ion thu gọn .
B4 : Áp dụng công thức giải toán .
- Tính pH của dung dịch : pH = - lg[H+].
- Định luật bảo toàn mol điện tích : .
2. Ví dụ: Để trung hòa 50 ml dung dịch hỗn hợp 2 axit HCl 1M và H2SO4 0,75M thì cần bao nhiêu ml dung dịch NaOH 1,25M ?
Giải
	nHCl = 0,05 (mol) ; nH2SO4 = 0,05.0,75 = 0,0375 (mo) .
	HCl → H+ + Cl- ; H2SO4 → 2H+ + SO42- .
	0,05 0,05 0,0375 0,075 (mol) .
	→ nH+ = 0,125 (mol) . 
	Phương trình pứ : H+ + OH- → H2O .
	 0,125 (mol) 
	→ VOH- = VNaOH = 0,1 (lit) .
CHUYÊN ĐỀ NITƠ VÀ HỢP CHẤT CỦA NITƠ
TÓM TẮT LÝ THUYẾT
 Bài 1: Nitơ 
I-CẤU TẠO PHÂN TỬ
Nhóm VA có cấu hình electron ngoài cùng là : ns2np3 .
Nên vừa thể hiện được tính oxh và tính khử.
- Cấu hình electron của N2 : 1s22s22p3
- CTCT : N º N CTPT : N2
Số OXH của N2 : -3, 0, +1, +2, +3, +4, +5
II-TÍNH CHẤT VẬT LÝ
- Là chất khí không màu , không mùi , không vị, hơi nhẹ ... nitơ dioxit màu nâu đỏ 
+4
+2
 2NO + O2 → 2NO2
Nitơ thể hiện tính khử khi tác dụng với nguyên tố có độ âm điện lớn hơn.
- Các oxit khác của nitơ :N2O , N2O3, N2O5 không điều chế được trực tiếp từ niơ và oxi
IV- ĐIỀU CHẾ :
a) Trong công nghiệp: Nitơ được sản xuất bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng
b) Trong phòng thí nghiệm : Nhiệt phân muối nitrit 
NH4NO2 N2 + 2H2O 
NH4Cl + NaNO2 N2 + NaCl +2H2O
 Bài 2: Amoniac và muối amoni
A. AMONIAC : Trong phân tử NH3 , N liên kết với ba nguyên tử hidro bằng ba liên kết cộng hóa trị có cực. NH3 có cấu tạo hình chóp với nguyên tử Nitơ ở đỉnh. Nitơ còn một cặp electron hóa trị là nguyên nhân tính bazo của NH3.
I. Tính chất vật lí:
Là chất khí không màu, có mùi khai xốc, nhẹ hơn không khí.
Tan rất nhiều trong nước ( 1 lít nước hòa tan được 800 lít khí NH3)
Amoniac hòa tan vào nước thu được dung dịch amoniac.
II. Tính chất hóa học:
1- Tính bazơ yếu:
a) tác dụng với nước: NH3 + H2O NH4+ + OH-
Thành phần dung dịch: NH3, NH4+, OH-, H2O
	=> dung dịch NH3 là một dung dịch bazơ yếu
.b) Tác dụng với dug dịch muối tạo kết tủa hidroxit không tan (muối của ion Al3+, Fe3+,...) .
AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl ; 
 Al3+ + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4+
Những hidroxit, oxit, muối tạo phức tan trong dung dịch NH3 dư ( như Cu(OH)2, Zn(OH)2, Ag2O, AgCl...)
Cu(OH)2 + 4NH3 → [ Cu( NH3)4 ](OH)2 (xanh thẩm)
Ag2O + 2 NH3 + 2H2O → 2 [Ag(NH3)2 ]OH
AgCl + 2 NH3 → [Ag(NH3)2 ]Cl
c) Tác dụng với axit: → muối amoni: 
 NH3 + HCl → NH4Cl (amoni clorua) 2NH3 + H2SO4 → (NH4)2SO4 ( amoni sunfat) 
2. Tính khử: 
 a. Tác dụng với oxi: 4NH3 + 3O2 2N2 + 6H2O
xt, to
 Nếu có Pt là xúc tác, ta thu được khí NO
 4NH3 + 5O2 → 4 NO + 6H2O 
Tác dụng vớii clo: 2NH3 + 3Cl2 → N2 + 6HCl
 NH3 kết hợp ngay với HCl vừa sinh ra tạo” khói trắng” NH4Cl
to
Tác dụng với CuO:
 2NH3 + 2CuO 2Cu + N2 + 3H2O
III. Điều chế: 
 1. Trong phòng thí nghiệm: cho muối amoni tác dụng với dung dịch kiềm
2NH4Cl + Ca(OH)2 CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O