Giáo án Hóa học Lớp 11 - Bài 1-9

Tuần 1 – Tiết 1,2 ƠN TẬP ĐẦU NĂM I. MỤC TIÊU : 1. Kiến thức : - Oân lại một số kiến thức cơ bản về hố học . - Oân lại cáckiến thức đã học ở lớp 10 * Cấu hình electron , sư phân bố electron vào các obitan . * Phản ứng oxh khử * Nhĩm halogen . * Nhĩm ơxi lưu huỳnh 2. Kỹ năng : Rèn Luyện một số kỹ năng * Cân bằng phản ứng oxi hố khử bằng p[hương pháp thăng bằng electron * Giải bài tốn dựa vào phương trình phản ứng , dựa vào C% , CM , D 4. Trọng tâm : - Cân bằng phản ứng oxi hố khử - Giải bài tập II. PHƯƠNG PHÁP : Quy nạp , đàm thoại gợi mở III. CHUẨN BỊ : Hệ thống câu hỏi và một số bài tập vận dụng IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG : 1. Kiểm tra : kết hợp trong quá trình ơn tập 2. Bài mới : HOạT ĐỘNG CỦA THẦY HOẠT ĐỘNG CỦA TRÒ Hoạt động 1 : vào bài Để chuẩn bị cho kiểm tra chất lượng đầu năm Oân lại một số lý thuyết đã học ở lớp 10 Hoạt động 2 : * Gv đặt hệ thống câu hỏi : - Viết cấu hình electron dựa vào nguyên tắc và nguyên lí nào ? - Quy luật biến đổi tính chất của các nguyện tố trong BTH ? - Cân bằng phản ứng oxi hoá khử gồm mấy bước ? nêu các bước đó ? - Nêu quy tắc xác định số oxi hoá của các nguyện tố ? - Nêu tính chất hoá học cơ bản của các nguyện tố trong nhóm halogen ? - Nêu tính chất cơ bản và đặc điểm của các nguyện tố thuộc nhóm oxi ? Hoạt động 3 : Cho hs làm các bài tập vận dụng Bài 1 : Viết cấu hình electron , xác định vị trí các nguyện tố sau trong bth : Z = 15 , 24 , 35 , 29 Bài 2 : Cân bằng phản ứng oxh – khử sau bằng phương pháp electron : a.Al + HNO3 ® Al(NO3)3 + N2O + H2O b.FexOy + HNO3 ® Fe(NO3)3 + NO + H2O c.KNO3 + S + C ® K2S + N2 + CO2 d. NaOH + Cl2 ® NaCl + NaClO3 + H2O e. Zn + HNO3 ® Zn(NO3)2 + NH4NO3 + N2+ H2O tỉ lệ mol 2 : 3 Bài 3 : Hoàn thành chuỗi phản ứng : Nước javen NaCl®Cl2®HCl ®SO2®S®H2S H2SO4 KClO3 ® O2 Bài 4 : Bằng phương pháp hoá học nhận biết các chất sau : a.NaI , NaBr , NaCl , Na2SO4 b.NaOH , AgNO3 , BaCl2 , H2SO4 , HBr c.Na2S , AgNO3 , BaCl2 , Pb(NO3)2 Bài 5 : Đun nóng hỗn hợp gồm 0,81g Al và 0,8g S . Sản phẩm đem hòa tan hòan toàn trong dd HCl dư a.Tính V khí bay ra ở đkc ? b. Dẫn khí vào 25ml dd NaOH 15% ( D = 1,28 g/ml ) . Tính C% của các chất sau phản ứng ? LÝ THUYẾT : - Viết cấu hình electron dựa vào nguyên lý vững bền : 1s 2s2p 3s3p 4s3d4p 5s4d5p 6s4f5d6p -Trong BTH : Chu kỳ : - Bán kính giảm dần - Độ âm điện , I1 , ái lực electro tăng dần - Tính axit của oxit và hiđrôxit tương ứng tăng dần Phân nhóm - Bán kính tăng dần chính - Độ âm điện , I1 giảm dần - Tính bazơ của oxit và hiđrôxit tương ưng tăng dần - Cân bằng phản ứng oxi hoá khử gồm 4 bước . Học sinh dựa vào các kiến thức cũ để trả lời các câu hỏi của giáo viên . BÀI TẬP : Bài 1 : 1s22s22p63s23p3 - ô :15 Z=15 : chu kỳ : 3 nhóm : VA Z=24 : 1s22s22p63s23p63d54s1 Z=35 : 1s22s22p63s23p63d104s24p3 Z=29 : 1s22s22p63s23p63d104s1 Bài 2 : Học sinh lên bảng làm theo trình tự 4 bước a. 8Al + 30HNO3 ® 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O b.3FexOy + (12x-2y) HNO3 ® 3xFe(NO3)3 + (3x-2y)NO + (6x-y) H2O c.2 KNO3 + S +3 C ® K2S + N2 +3 CO2 d. 6NaOH + 3Cl2 ® 5NaCl + NaClO3 + 3H2O Bài 3 : NaCl + H2O ® NaOH + Cl2 + H2 Cl2 + NaOH ® NaCl + NaClO Cl2 + H2 ® HCl Cl2 + KOH ® KCl + KClO3 + H2O KClO3 ® KCl + O2 HCl + BaSO3 ® BaCl + SO2 + H2O SO2 + H2S ® S + H2O S + H2 ® H2S SO2 + Cl2 + H2O ® H2SO4 + HCl Bài 4 : Học sinh lên bảng nhận biết các chất I- : AgNO3 ® kết tủa vàng đậm Br- : AgNO3 ® kết tủa vàng nhạt Cl- : AgNO3 ® kết tủa trắng SO42- : BaCl2 ® kết tủa trắng S2- : Pb(NO3)2 ® kết tủa trắng Lưu ý : nhận biết SO42- trước Cl- Bài 5 : nAl = 0,03 mol nS = 0,025 mol 2Al + 3S ® Al2S3 Al dư , phương trình phản ứng tính theo S Sau phản ứng gồm : Al dư và Al2S3 2Al + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2 Al2S3 + 6HCl ® 2AlCl3 + 3H2S nH2 = 0,0195 mol nH2S = 0,025 mol Vậy Vkhí = 0,9968 lit b. nNaOH = 0,12 mol nH2S = 0,025 mol nNaOH / nH2S = 4,8 Þ tạo ra muối trung hoà 2NaOH + H2S ® Na2S + H2O Sau phản ứng : mNaOH = 0,07 . 40 = 2,8g MNa2s = 1,95 g Mdd = 0,85 + 32 = 32,85 g Þ C%NaOH = 8,52% C%Na2S = 5,9% 3. Bài tập về nhà : Bài 1 : Một hỗn hợp gồm 8,8g Fe2O3 và 1 kim loại hoá trị II đứng sau H trong dãy hoạt động hoá học tác dụng vừa đủ với 75ml dd HCl 2M . Cũng hỗn hợp đó cho tác dụng với H2SO4 đặc nóng thu được 1,68l khí A ( đkc ) a. Tìm kim loịa X ? b. Tính % mỗi chất có trong hỗn hợp đầu ? c. Cho khí A tác dụng vừa đủ với 16,8ml dd NaOH 20% D = 1,25 g/ml . Xác địng khối lượpng các chất sau phản ứng ? Bài 2 : Hoà tan 5,5g hỗn hợp 2 muối NaCl và NaBr vào nước tạo thành 100g dd A . Cho khí Cl2 qua dd A đến dư , sản phẩm đem cô cạn thu được 4,3875g muối khan . a. Tính nồng độ % mỗi muối trong dd A ? b. Tính V dd AgNO320% ( D=1,12 g/ml) cần dùng để kết tủa hết dd A ? Bài 3 : cho hỗn hợp gồm Mg và AL vào dd H2SO4 loãng thu được 2,24l khí ( đkc ) . Nếu cũng hỗn hợp đó cho vào dd H2SO4 đặc ở điều kiện thường thì thu được 0,56l khí A ( đkc 0 . a. Tính % mỗi kim loại trong hỗn hợp đầu ? b. Dẫn khí A vào 28g dd NạOH% . Tính nồng độ % các chất trong dd sau phản ứng ? Tuần 2- tiết 3 Tuần 2 – tiết 3 CHƯƠNG I SỰ ĐIỆN LI Bài 1 : SỰ ĐIỆN LI I. MỤC TIÊU : 1. Kiến thức : - Biết được các khái niệm về sự điện li , chất điện li . - Hiểu được các nguyên nhân tính dẫn điện của dung dịch chất điện li . - Hiểu được cơ chế của quá trình điện li . 2. Kỹ năng : - Rèn luyện kỹ năng thực hành , so sánh , quan sát . - Rèn luyện khả năng lập luận , logic . 3. Thái độ : Rèn luyện đức tính cẩn thận , nghiêm túc trong nghiên cứu khoa học . 4. Trọng tâm : Nắm được các khái niệm về sự điện li , chất điện li và hiểu được nguyên nhân tính dẫn điện của dung dịch chất điện li . II. PHƯƠNG PHÁP : Trực quan – nêu và giải quyết vấn đề – Đàm thoại . III. CHUẨN BỊ : - Dụng cụ : bộ dụng cụ chứng minh tính dẫn điện của dung dịch . - Hoá chất : NaCl , NaOH rắn , H2O cất , dd : rượu etilic , đường , glyxerol , HCl . IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG : 1. Ổn định lớp 2. Kiểm tra : Không có 3.. Bài mới : HOẠT ĐỘNG CỦA THẦY HOẠT ĐỘNG CỦA TRÒ NỘI DUNG Hoạt động1 : Hiện tượng điện li - Gv lắp hệ thống thí nghiệm như sgk Hướng dẫn hs làm thí nghiệm Hoạt động 2: Nguyên nhân tính dẫn điện . - Đặt vấn đề : tại sao các dd axit , bazơ , muối dẫn điện được ? -Dòng điện là gì ? - Vậy trong dd axit , bazơ , muối có những hạt mang điện tích nào ? - Gv viết phương trình điện li - Giới thiệu các cation và anion , tên gọi của chúng . - Gv đưa ra một số ví dụ : HNO3 , Ba(OH)2 , FeCl2 Hoạt động 3 Cơ chế của quá trìng điện li - Đặt vấn đề : Tại sao nước nguyên chất , NaCl rắn không dẫn điện nhưng khi hoá tan NaCl vào nước dung dịch lại dẫn điện được ? - Vậy nước có ảnh hưởng gì ? - Gv dẫn dắt hs mô tả được những đặc điểm cấu tạo quan trọng của phân tử H2O . Hoạt động 4: - Đặc điểm cấu tạo của tinh thể NaCl ? - Khi cho NaCl vào nước điều gì sẽ xảy ra ? - GV dùng hình vẽ to , phân tích , gợi ý cho hs hình dung và phát hiện . ®Kết luận : Trong dd NaCl có các hạt mang điện tích chuyển động tự do nên dẫn điện được . Trong dd ion Na+ và Cl- không tồn tại độc lập mà bị các phân tử nước bao vây ® gọi là hiện tượng hiđrat hoá Hoạt động 5 : - Gv nêu vấn đề : Ơû trên chúng ta thấy các phân tử có lk ion tan trong nước phân li thành ion vậy khi các phân tử có lk CHT khi tan trong nước có phân li thành ion không ? phân li như thế nào ? - Xét quá trình phân li của HCl - Gv dùng hình vẽ gợi ý cho hs tìm hiểu . - Gv tập hợp các ý kiến của hs rồi rút ra kết luận . - HS làm TN biểu diễn Quan sát , nhận xét và rút ra kết luận . * NaOH rắn , NaCl rắn , H2O cất đèn không sáng * Dd HCl , dd NaOH , dd NaCl : đèn sáng . - Là dòng chuyển dời có hướng của các hạt mang điện tích . - Hs rút kết luận về nguyên nhân tính dẫn điện . - Hs vận dụng viết phương trình điện li của một số axit , bazơ và gọi tên các ion tạo thành : HNO3 ® H+ + NO3- Ba(OH)2 ® Ba2+ + 2OH- FeCl2 ® Fe2+ + 2Cl- Đọc tên : Fe2+ : ion sắt (II) Ba2+ : ion bari NO3- : ion nitrat Cl- : ion clorua - Hs lên bảng viết CTCT của H2O . - Phân tích cấu tạo : lk CHT có cực , phân tử có dạng góc , độ phân cực của H2O khá lớn . -NaCl là tinh thể ion , các ion Na + và Cl- luân phiên đều đặn . -Hs dựa vào hình vẽ nêu quá trình điện li của NaCl trong nước . - Hs nêu đặc điểm cấu tạo HCl : lk CHT , phân tử HCl phân cực -Biểu diễn : - Dựa vào hình vẽ nêu hiện tượng xảy ra khi cho HCl vào nước ® Kết luận sự dẫn điện của dd HCl . I. Hiện tượng điện li : 1. Thí nghiệm : - Làm như sự hướng dẫn của sgk - Chất dẫn điện : các dd axit , bazơ , muối - Chất không dẫn điện : H2O cất , NaOH khan , NaCl khan , các dd rượu etilic , đường , glyxerol . 2. Nguyên nhân tính dẫn điện của các dd axit , bazơ và muối trong nước : - Tính dẫn điện của các dd axit , bazơ , muối là do trong dd của chúng có các tiểu phân mang điện tích được gọi là các ion . - Quá trìng phân li các chất trong nước ra ion gọi là sự điện li . - Những chất tan trong nước phân li ra ion gọi là chất điện li - Sự điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li Ví dụ : NaCl ® Na+ + Cl- Al2(SO4)3 ® Al3+ + SO42- Ca(OH)2 ® Ca2+ + 2OH- * Ion dương : gọi là cation Tên = Cation + tên nguyên tố . * Ion âm : gọi là anion Tên = Anion + tên gốc axit tương ưng . II. Cơ chế của quá trình điện li : 1. Cấu tạo phân tử nước : O H H Để đơn giản biểu diễn : 2. Quá trình điện li của NaCl trong nước : - Dưới tác dụng của các phân tử H2O phân cực , những ion Na+ và Cl- hút về chúng những phân tử H2O , quá trình tương tác giữa các phân tử H2O và các ion muối làm các ion Na+ và Cl- tách ra khỏi tinh thể đi vào dd . - Biểu diễn bằng phương trình : NaCl ® Na+ + Cl- 3. Quá trình điện li của HCl trong nước : - Phân tử HCl phân cực . Cực dương ở phía H , cực âm ở phía Cl . - Do sự tương tác giữa các phân tử phân cực H2O và HCl , phân tử HCl phân li thành ion H+ và Cl- - Biểu diễn : HCl ® H+ + Cl- - Các phân tử rượu etilic , đường , glyxerol là những phân tử phân cực rất yếu nên dưới tác dụng của phân tử nước không phân li thành các ion . 4. . Củng cố : - Bài 2 , 4 / 6 sgk - Tại sao dưới tác dụng của phân tử HCl , phân tử H2O không phân li thành H+ và OH- ? 5.. Bài tập về nhà : Bài tập trong sbt . Tuần 2 – tiết 4 Bài 2 : PHÂN LOẠI CHẤT ĐIỆN LI I. MỤC TIÊU : 1. Kiến thức : - Biết được thế nào là độ điện li , cân bằng điện li . - Biết được thế nào là chất điện li mạnh , chất điện li yếu . 2. Kỹ năng : - Vận dụng độ điện li để biết được chất điện li mạnh , chất điện li yếu . - Dùng thực nghiệm để biết được chất điện li mạnh , chất điện li yếu và chất không điện li . 3. Thái độ : Tin tưởng vào thực nghiệm , bằng thực nghiệm có thể khám phá được thế giới vi mô . 4. Trọng tâm : Nhận biết và phân biệt được các chất điện li . II. PHƯƠNG PHÁP : Trực quan – đàm thoại – nêu vấn đề . III. CHUẨN BỊ : - Bộ dụng cụ tính dẫn điện của dung dịch . - Dung dịch : HCl 0,1M , CH3COOH 0,1M . IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG : 1. Ổn định lớp 2. Kiểm tra : * Sự điện li là gì ? chất điện li ? cho ví dụ và viết phương rình điện li của dd đó ? * Nguyên nhân tính dẫn điện của các dd chất điện li ? nêu quá trình điện li của NaCl trong nước ? 3. Bài mới : HOẠT ĐỘNG CỦA THẦY HOẠT ĐỘNG CỦA TRÒ NỘI DUNG Hoạt động 1 : - Gv giới thiệu dụng cụ và hoá chất thí nghiệm - Kết luận : Các chất khác nhau có khả năng phân li khác nhau . Hoạt động 2 : Độ điện li - Đặt vấn đề : Để chỉ mức độ phân li của các chất điện li người ta dùng đại lượng độ điện li - Viết biểu thức độ điện li lên bảng và giải thích các đại lượng . - Gv cho một số ví dụ : Hoà tan 100 phân tử chất A trong nước , có 85 phân tử chất đó phân li ra thành ion . Tính a? Hoạt động 3: - Thế nào là chất điện li mạnh : - Chất điện li mạnh có độ điện li là bao nhiêu ? - Gv lấy 3 ví dụ điển hình ( axit , bzơ , muối) : HNO3 , NaOH , NaCl - Viết phương trình điện li ? ® Nhận xét phương trình điện li? - Dựa vào phương trình điện li có thể tính được nồng độ của các ion có trong dd . Ví dụ : * Tính [ion] trong dd Na2CO3 0,1M * Dd KNO3 0,1M * Dd MgCl2 0,05M Hoạt động 4 - Thế nào là chất điện li yếu ? độ điện li là bao nhiêu ? - Cho một số ví dụ về chất điện li yếu ? - Viết phương trình điện li của các chất đó ? - Mũi tên ® cho biết đó là quá trình thuận nghịch . Hoạt động 5 : Cân bằng điện li - Đặt vấn đề : đặt trưng của quá trình thuận nghịch là gì ? Vậy cân bằng điện li là gì ? - Viết biểu thức tính hằng số điện li của CH3COOH ? - K phụ thuộc vào những yếu tố nào ? - Tại sao khi pha loãng độ điện li của các chất tăng ? - Ví dụ : ở 25°C dd CH3COOH 0,1Mù a = 1,32% dd CH3COOH 0,043M a = 2% dd CH3COOH 0,01M a = 4,11% - Một hs lên bảng làm TN . Các hs khác quan sát , nhận xét và giải thích . - Với dd HCl bóng đèn sáng rõ hơn dd CH3COOH ® HCl phân li mạnh hơn CH3COOH . - Hs dựa vào biểu thức nêu khái niệm độ điện li . - Cho biết giá trị của a . -Hs làm ví dụ : a = 85/100 = 0,85 hay 85% - Dựa vào sgk định nghĩa chất điện li mạnh . - Hs cho biết độ điện li a nằm trong khoảng nào . - Hs điền thêm 1 số chất điện li mạnh khác - Hs nhân xét về phương trình điện li của chất điện li mạnh . - Viết phươhng trìng điện li của Ba(OH)2 , H2SO4 , Na2CO3 . - Dựa vào hướing dẫn của gv học sinh tính nồng độ của các ion : Na2CO3 ® 2Na+ + CO32- 0,1M 0,2M 0,1M KNO3 ® K+ + NO3- 0,1M 0,1M 0,1M MgCl2 ® Mg2+ + 2Cl- 0,05M 0,05M 0,1M - Hs định nghĩa chất điện li yếu và cho biết a nằm trong khoảng nào : 0 < a < 1 - Hs nghiên cưú sgk trả lời : H2S , CH3COOH , Fe(OH)2 , Mg(OH)2 - Hs viết phương rtình điện li và so sánh với phương trình điện li của chất điện li mạnh . - Quá trình thuận nghịch sẽ đạt tới trạng thái cân bằng , đó là cân bằng động . - Cân bằng tuận theo nguyên lý LơSatơliê ® nêu khái niệm về cân bằng điện li . K = ® K phụ thuộc vào nhiệt độ Hs nghiên cứu sgk trả lời . I. Độ điện li : 1. Thí nghiệm : Sgk 2. Độ điện li : - Độ điện li a của một chất điện li là tỉ số của số phân tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử hoà tan (no) a = với 0 £ a £ 1 - Khi a = 0 : chất không điện li Ví dụ : Trong dd CH3COOH 0,43M , cứ 100 phân tử hoà tan chỉ có 2 phân tử phân li ra ion ® Vậy a = 0,02 hay 2% II. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu : 1. Chất điện li mạnh : Là chất khi tan trong nước các phân tử hoà tan đều phân li ra ion . - Độ điện li : a = 1 . Ví dụ : HNO3 , NaOH , NaCl - Phương trình điện li được biểu diễn bằng mũi tên ® Ví dụ : HNO3 ® H+ + NO3- NaOH ® Na+ + OH- NaCl ® Na+ + Cl- 2. Chất điện li yếu : - Là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hoà tan phân li thành ion , phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dd . - Độ điện li : 0 < a < 1 - Gồm : các axit yếu , bazơ yếu , muối ít tan - Trong phương trình điện li dùng mũi tên Ví dụ : CH3COOH H+ + CH3COO- NH4OH NH4+ + OH- a. Cân bằng điện li : - Sự điện li của chất điện li yếu có đầy đủ đặc trưng của quá tình thuận nghịch . - Khi quá trình điện li của chất điện li đạt đến trạng thái cân bằng gọi là cân bằng điện li . - Cân bằng điện li cũng là cân bằng động , tuân theo nguyên lý Lơsatơliê . b. Aûnh hưởng của sự pha loãng đến độ điện li : khi pha loãng dung dịch , độ điện li của các chất tăng . 4. .Củng cố : Bài tập 2,3 /sgk 5. . Bài tập về nhà : 4,5 , 6 , 7/ 10 sgk 5.1 ® 5.6 / sbt Tuần 3 – tiết 5,6 Bài 3: AXIT – BAZƠ - MUỐI I. MỤC TIÊU : 1. Kiến thức : - Biết khái niệm axit , bazơ theo thuyết Arêniut và Bronsted . - Biết ý nghĩa của hằng số phân li axit , hằng số phân li bazơ . - Biết muối là gì ? sự phân li của muối . 2. Kỹ năng : - Vân dụng lý thuyết axit , bazơ của Arêniut và Bronsted để phân biệt được axit , bazơ , lưỡng tính và trung tính . - Biết viết phương trình điện li của các muối . - Dựa vào hằng số phân li axit , hằng số phân li bazơ để tính nồng độ ion H+ vả ion OH- trong dd . 3. Thái độ : Có được hiểu biết khoa học đúng về dd axit , bazơ , muối . 4. Trọng tâm : - Phân biệt được axit , bazơ , muối theo quan niệm mới , cũ - Giải được một số bài tập cơ bản dựa vào hằng số phân li . II. PHƯƠNG PHÁP : Quy nạp – trực quan – đàm thoại . III. CHUẨN BỊ : - Dụng cụ : ống nghiệm , giá đỡ - Hoá chất : dd NaOH , ZnCl2 , HCl , NH3 , quỳ tím . IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG : 1. Ổn định lớp 2. Kiểm tra : * Thế nào là chất điện li mạnh ? chất địên li yếu ? cho ví dụ ? * Tính [ion] các ion có trong dd khi hoà tan HA 0,1M vào nước biết a = 1,5% . 3. . Bài mới : HOẠT ĐỘNG CỦA THẦY HOẠT ĐỘNG CỦA TRÒ NỘI DUNG Hoạt động 1 : Thuyết Arêniut - Axit có phải là chất điện li không ? - Viết phương trình điện li của các axit sau : HCl , HNO3 , H3PO4 , H2SO4 . -Tính chất chung của axit , bazơ là do ion nào quyết định ? ® Từ phương trình điện li Gv hướng dẫn Hs rút ra định nghĩa mới về axit , bazơ . Hoạt động 2: - So sánh phương trình điện li của HCl và H2SO4 ? ® Kết luận về axit một nấc và axit nhiều nấc . - Thông báo : các axit phân li lần lượt theo từng nấc . - Gv hướng dẫn : H2SO4 ® H+ + HSO4- HSO4- ® H+ + SO42- Lưu ý : Chỉ có nấc thứ nhất là điện li hoàn toàn - Ca(OH)2 phân li 2 nấc ra ion OH- ® bazơ 2 nấc . Hoạt động 3 - Gv làm thí nghiệm : Nhỏ từ từ dd NaOH vào dd ZnCl2 đến khi kết tủa không xuất hiện thêm nửa . Chia kết tủa làm 2 phần : * PI : cho thêm vài giọt axit * PII : cho thêm kiềm vào . - Kết luận : Zn(OH)2 vừa tác dụng được với axit , vừa tác dụng được với bazơ ® hiđrôxit lưỡng tính . -Viết các hiđrôxit dưới dạng công thức axit : Zn(OH)2 ® H2ZnO2 Pb(OH)2 ® H2PbO2 Al(OH)3 ® HAlO2.H2O Hoạt động 4 : - Gv là TN : nhúng một mẫu quỳ tím vào dd NH3 . - KeÁt luận : NH3 có tính bazơ , điều này được giải thích theo thuyết Bronsted . - Gv lấy ví dụ với HCO3- HCO3- + H2O àH3O+ + CO32- HCO3- + H2O à H2CO3 + OH- -Kết luận : Vậy HCO3- là chất lưỡng tính . Hoạt động 5 - Gv cho chất : CH3COOH - Giới thiệu : Ka : hằng số phân li axit chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ . Ka càng nhỏ , lực axit càng yếu - Gv cho ví dụ NH3 - Gv đặt câu hỏi : Tại sao trong biểu thức tính Kb không có mặt của nước ? ® Kết luận : do H2O không đổi nên Kb = Kc[H2O] Hoạt động 6: - Muối là gì ? kể tên một số muối thường gặp . -Nêu tính chất của muối ? -Thế nào là muối axit ? muối trung hoà ? cho ví dụ : - Gv giới thiệu một số muối kép và phức chất . -Hs nhắc lại các khái niệm về axit , bazơ muối . - Axit , bazơ là các chất điện li . - Hs lên bảng viết phương trình điện li của các axit đó . ® rút ra nhận xét . -Do các ion H+ và OH- quyết định Hs viết phương trình điện li và nhân xét . - Lấy thêm một số ví dụ về axit nhiều nấc . - Hs viết phương trình phân li từng nấc của H2SO4 và H3PO4 -Từ khái niệm axit 1 nấc và axit nhiều nấc rút ra khái niệm về bazơ 1 nấc và bazơ nhiều nấc . -Viết phượng trình phân li từng nấc của NaOH và Ca(OH)2 . Ca(OH)2 ® Ca(OH)+ + OH- Ca(OH)+ ® Ca2+ + OH- -Hs quan sát hiện tượng và giải thích . Hiện tượng : kết tủa cả 2 ống đều tan ra . - Dựa vào sự hướng dẫn của Gv viết phương trình phân li của Zn(OH)2 và Al(OH)3 theo kiểu axit và bazơ . - Dựa vào sự thay đổi màu của giấy quỳ ® kết luận dd NH3 có tính bazơ . -Hs xác định chất đóng vai trò axit , bazơ trong các quá trình trên . * NH3 nhận H+ ® Bazơ * H2O cho H+ ® Axit NH4+ cho H+ ® axit OH- nhận H+ ® bazơ -Hs xác định chất : axit , bazơ HCO3- , H3O+ : axit H2O , CO32- : bazơ . H2O , H2CO3 : axit HCO3- : OH- : bazơ. - Hs viết hằng số phân li . - Hs lên bảng viết phương trình điện li của NH3 trong nước . -Bằng cách tương tự viết phương trình hằng số phân li của bazơ . -Vì H2O là dung môi , trong dd loãng [H2O] được coi là hằng số nên không có mặt . -Hs nghiên cứu để trả lời . -Muối trung hoà : trong phân tử không còn hđrô -Muối axit : là trong phân tử còn hiđrô . - Hs lên bảng viết phương trình điện li của các muối và các phức chất . I. Axit , bazơ theo thuyết Arêniut : 1. Định nghĩa : * Axit : Là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+ Ví dụ : HCl ® H+ + Cl- CH3COOH ® H+ + CH3COO- * Bazơ : Là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH- . Ví dụ : KOH ® K+ + OH- Ba(OH)2 ® Ba2+ + 2OH- 2. Axit nhiều nấc , bazơ nhiều nấc : a. Axit nhiều nấc : - Các axit chỉ phân li ra một ion H+ gọi là axit một nấc . Ví dụ : HCl , HNO3 , CH3COOH - Các axit mà một phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ gọi là axit nhiều nấc . Ví dụ : H3PO4 , H2CO3 - Các axit nhiều nấc phân li lần lượt theo từng nấc . b. Bazơ nhiều nấc : - Các bazơ mà mỗi phân tử chỉ phân li một nấc ra ion OH- gọi là bazơ 1 nấc . Ví dụ : NaOH , KOH -Các bazơ mà mỗi phân tử phân li nhiều nấc ra ion OH- gộ là bazơ nhiều nấc . Ví dụ : 3. Hiđrôxit lưỡng tính : - Là chất khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit vừa có thể phân li như bazơ . Ví dụ : Zn(OH)2 ® Zn2+ + 2OH- Zn(OH)2 ® Zn2- + 2H+ - Một số hiđrôxit lưỡng tính thường gặp : Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Pb(OH)2 , Cr(OH)3 , Sn(OH)2 , Be(OH)2 -Là những chất ít tan trong nước , có tính axit , tính bazơ yếu . II. Khái niệm về axit và bazơ theo thuyết Bronsted : 1. Định nghĩa : -Axit là những chất nhường proton H+ . Ví dụ : CH3COOH+H2O àH3O++ CH3COO- - Bazơ là những chất nhận Proton H+ NH3 + H2Oà NH4+ + OH- - Chất lưỡng tính : Là chất vừa có khả năng cho Proton vừa có khả năng nhận proton H+ - Nước là chất lưỡng tính . - Axit và bazơ có thể là phân tử hoặc ion . 2. Ưu điểm của thuyết Bronsted : Thuyết Breonsted tổng quát hơn , nó áp dụng cho bất kỳ dung môi nào kể cả không có dung môi . III. Hằng số phân li axit và bazơ : 1. Hằng số phân li axit : Ví dụ : CH3COOH àH+ + CH3COO- Ka = - Ka là hằng số phân li axit , chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ . - Giá trị Ka càng nhỏ , lực axit của chúng càng yếu . 2. Hằng số phân li bazơ : NH3 + H2O àNH4+ + OH- Kb = - Giá trị Kb càng nhỏ , lực bazơ của nó càng yếu . - Hoặc : Kb = Kc[H2O] IV. Muối : 1. Định nghĩa : - Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại ( hoặc NH4+) và anion gốc axit . Ví dụ : (NH4)2SO4 ® 2NH4+ + SO42- NaHCO3 ® Na+ + HCO3- - Muối trung hoà : NaCl , Na2CO3 , (NH4)2SO4 - Muối axit : NaHCO3, NaH2PO4 , NaHSO4 - Muối kép : NaCl.KCl , KCl.MgCl2.6H2O . - Phức chất : [Ag(NH3)]Cl , [Cu(NH3)4 ]SO4 2. Sự điện li của muối trong nước : - Hầu hết các muối phân li hoàn toàn K2SO4 ® 2K+ + SO42- NaHSO3 ® Na+ + HSO3- - Gốc axit còn H+ : HSO3- à H+ + SO32- - Với phức chất : [Ag(NH3)2]Cl ® [Ag(NH3)2]+ + Cl- [Ag(NH3)2]+ gAg+ + 2NH3 4. . Củng cố : Bài tập 1, 2, 4 / sgk -: các ion và phân tử sau là axit , bazơ , trung tính hay lưỡng tính : NH4+ , S2- , HI , H2S , HPO42- , CH3COO- ? gia