Giáo án Hóa học Lớp 11 - Chương 2: Sự điện li

Chương 2. Sự điện li A - Mở đầu I - Mục tiêu của chương 1. Về kiến thức HS hiểu : Ÿ Các khái niệm về sự điện li, chất điện li, chất điện li mạnh, chất điện li yếu. Ÿ Cơ chế của quá trình điện li. Ÿ Khái niệm về axit - bazơ theo A-rê-ni-ut và theo Bron-stet. Ÿ Sự điện li của nước, tích số ion của nước. Ÿ Đánh giá độ axit và độ kiềm của dung dịch dựa vào nồng độ ion H+ và dựa vào pH của dung dịch. Ÿ Phản ứng trong dung dịch chất điện li. 2. Về kĩ năng Ÿ Rèn luyện kĩ năng thực hành : Quan sát, so sánh, nhận xét. Ÿ Viết phương trình ion và ion rút gọn của các phản ứng xảy ra trong dung dịch. Ÿ Dựa vào hằng số phân li axit, hằng số phân li bazơ để tính nồng độ H+, OH- trong dung dịch. 3. Giáo dục tình cảm thái độ Ÿ Tin tưởng vào phương pháp nghiên cứu khoa học bằng thực nghiệm. Ÿ Rèn luyện đức tính cẩn thận, tỉ mỉ. Ÿ Có được hiểu biết khoa học, đúng đắn về dung dịch axit, bazơ, muối. ii - một số điểm cần lưu ý 1. Nội dung của chương Nội dung của chương gồm ba vấn đề quan trọng : – Sự điện li, chất điện li. – Axit, bazơ. Đánh giá lực axit, bazơ. – Phản ứng trong dung dịch chất điện li. Ÿ GV cần giúp HS hiểu được các khái niệm quan trọng : Sự điện li, chất điện li, axit, bazơ, muối, độ điện li, hằng số phân li axit, hằng số phân li bazơ. Ÿ Dựa vào hằng số phân li axit, hằng số phân li bazơ, tích số ion của nước để tính nồng độ H+. Ÿ Hiểu được bản chất của phản ứng xảy ra trong dung dịch chất điện li. 2. Phương pháp dạy học Ÿ Lí thuyết về phản ứng trong dung dịch chất điện li HS đã được biết đến từ lớp dưới nhưng chưa hệ thống và chưa biết được bản chất của phản ứng. Vì vậy nên tổ chức dạy học theo nhóm để HS dễ trao đổi, thảo luận tận dụng những kiến thức đã biết để xây dựng kiến thức mới. Ÿ Cố gắng đến mức tối đa sử dụng các thí nghiệm đã mô tả trong SGK, nếu có điều kiện nên cho HS thực hiện các thí nghiệm đó để bồi dưỡng hứng thú học tập và khắc sâu kiến thức. Ÿ Dùng phương pháp gợi mở, nêu vấn đề, hướng dẫn HS suy luận logic, phát hiện kiến thức mới. B - Dạy các bài cụ thể Bài 4 (1 tiết). sự điện li I - Mục tiêu bài học 1. Về kiến thức Ÿ Biết được các khái niệm về sự điện li, chất điện li. Ÿ Hiểu nguyên nhân về tính dẫn điện của dung dịch chất điện li. Ÿ Hiểu được cơ chế của quá trình điện li. 2. Về kĩ năng Ÿ Rèn luyện kĩ năng thực hành : Quan sát, so sánh. Ÿ Rèn luyện khả năng lập luận logic. 3. Về tình cảm thái độ Rèn luyện đức tính cẩn thận nghiêm túc trong nghiên cứu khoa học. II - Chuẩn bị GV : Dụng cụ và hoá chất thí nghiệm đo độ dẫn điện. Tranh vẽ (hình 2.2 SGK và hình 2.3 SGK) HS : Xem lại hiện tượng dẫn điện đã được học trong chương trình vật lí lớp 7. III - Gợi ý tổ chức hoạt động dạy học I - Hiện tượng điện li 1. Thí nghiệm Hoạt động 1 GV lắp hệ thống thí nghiệm như SGK. Làm thí nghiệm biểu diễn, HS quan sát, nhận xét và rút ra kết luận. Có thể yêu cầu 2 HS lên bàn GV thao tác thí nghiệm. GV hướng dẫn HS làm thí nghiệm để HS nhận xét, kết luận. GV ghi lên bảng : - Dung dịch muối, axit, bazơ dẫn điện. - Các chất rắn khan : NaCl, NaOH và một số dung dịch : Rượu, đường, glixerol không dẫn điện. 2. Nguyên nhân tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ và muối trong nước Hoạt động 2 Ÿ GV đặt vấn đề : Tại sao các dung dịch axit, bazơ, muối dẫn điện. Ÿ HS : Vận dụng kiến thức về dòng điện đã được học ở môn vật lí để trả lời : Do trong dung dịch các chất axit, bazơ, muối có các tiểu phân mang điện tích được gọi là các ion. Các phân tử axit, bazơ, muối khi tan trong nước phân li thành các ion. Ÿ GV : Biểu diễn sự phân li của axit, bazơ, muối theo phương trình điện li (SGK). Ion dương còn được gọi là cation. Tên cation chính là tên nguyên tố. Nếu nguyên tố có khả năng tạo thành nhiều loại ion có điện tích khác nhau thì gọi tên nguyên tố kèm theo điện tích của nguyên tố đó. Thí dụ : cation sắt ba (Fe3+). Ion âm còn được gọi là anion. Tên anion được gọi theo tên gốc axit tương ứng. Thí dụ : anion clorua , anion sunfat ... GV đưa ra một số axit, bazơ, muối quen thuộc để HS biểu diễn sự phân li và gọi tên các ion tạo thành. Thí dụ : HNO3, Ba(OH)2, FeCl2. GV kết luận : - Các axit, bazơ, muối khi tan trong nước phân li thành các ion làm cho dung dịch của chúng dẫn điện được. - Điện li là quá trình phân li các chất thành ion. - Những chất khi tan trong nước phân li thành các ion được gọi là chất điện li. II - Cơ chế của quá trình điện li 1. Cấu tạo phân tử nước Hoạt động 3 Ÿ GV gợi ý cho HS nhớ lại thí nghiệm về tính dẫn điện của các dung dịch và nêu vấn đề : Tại sao nước nguyên chất và NaCl khan không dẫn điện, nhưng khi hoà tan NaCl vào nước, dung dịch lại dẫn được điện. Chứng tỏ giữa nước và tinh thể NaCl có sự tương tác với nhau sinh ra các ion. Muốn tìm hiểu điều đó chúng ta phải nghiên cứu đặc điểm cấu tạo phân tử nước. Ÿ Khi học về cấu tạo phân tử và liên kết hoá học, HS đã được học khá kĩ về cấu tạo phân tử nước. GV cần gợi ý dẫn dắt để HS mô tả được những đặc điểm cấu tạo quan trọng của phân tử nước. - Liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết cộng hoá trị có cực. - Phân tử có cấu tạo dạng góc, do đó phân tử nước phân cực. Độ phân cực của phân tử nước khá lớn. GV : Để đơn giản phân tử nước được biểu diễn bằng hình elip : + - 2. Quá trình điện li của NaCl trong nước Hoạt động 4 Ÿ GV gợi ý để HS nhắc lại đặc điểm cấu tạo của tinh thể NaCl : đó là tinh thể ion, các ion dương và ion âm phân bố luân phiên đều đặn tại các nút mạng tinh thể. Khi cho các tinh thể NaCl vào nước có hiện tượng gì xảy ra ? (GV dùng hình vẽ to, phân tích, gợi ý cho HS hình dung và phát hiện). GV kết luận : Dưới tác dụng của các phân tử nước phân cực. Các ion Na+ và Cl- tách ra khỏi tinh thể đi vào dung dịch. Quá trình điện li của NaCl được biểu diễn bằng phương trình : NaCl đ Na+ + Cl-. GV có thể trình bày thêm : Trong dung dịch, các ion Na+ và Cl- không tồn tại độc lập mà bị phân tử nước bao vây (hình 2.3 - SGK). Hiện tượng đó được gọi là hiện tượng hiđrat hoá. 3. Quá trình điện li của HCl trong nước Hoạt động 5 Ÿ GV nêu vấn đề : ở trên chúng ta đã thấy các phân tử có liên kết ion khi tan trong nước phân li thành các ion. Vậy khi các phân tử có liên kết cộng hoá trị khi tan trong nước có phân li thành ion không ? Phân li như thế nào ? Hãy xét quá trình phân li của phân tử HCl. GV gợi ý để HS nhớ lại đặc điểm cấu tạo phân tử HCl. - Liên kết giữa các nguyên tử trong phân tử là liên kết cộng hoá trị có cực. - Phân tử phân cực HCl biểu diễn bằng hình vẽ + - Quan sát hình vẽ và tìm hiểu xem : Khi cho HCl vào nước có hiện tượng gì xảy ra ? GV tập hợp các ý kiến của HS nhận xét rồi rút ra kết luận. Do sự tương tác giữa các phân tử phân cực H2O và HCl, phân tử HCl điện li thành các ion H+ và Cl-. Quá trình điện li đó được biểu diễn bằng phương trình : HCl đ H+ + Cl- Các phân tử rượu, đường, glixerol là những phân tử phân cực rất yếu nên dưới tác dụng của các phân tử nước chúng không phân li thành các ion được. GV có thể nêu câu hỏi để HS suy nghĩ, giờ sau giải đáp : Tại sao dưới tác dụng của phân tử phân cực HCl, phân tử nước không phân li thành ion H+ và ion OH-. Hoạt động 6 Sử dụng bài tập SGK để củng cố bài học. IV - hướng dẫn giải bài tập trong SGK Các bài 1, 2, 3 : Nội dung trả lời trong SGK. 4. Chất điện li H2SO3, NaHCO3, Ca(OH)2, NaClO, H2S, HF. 5. Trường hợp không dẫn điện : A Bài 5 (1 tiết). phân loại các chất điện li I - Mục tiêu bài học 1. Về kiến thức Ÿ Biết được thế nào là độ điện li, cân bằng điện li. Ÿ Biết được thế nào là chất điện li mạnh. Chất điện li yếu. 2. Về kĩ năng Ÿ Vận dụng độ điện li để biết chất điện li mạnh, yếu. Ÿ Dùng thực nghiệm để nhận biết chất điện li mạnh, yếu, không điện li. 3. Về tình cảm thái độ Ÿ Tin tưởng vào thực nghiệm, bằng thực nghiệm có thể khám phá được thế giới vi mô. II - Chuẩn bị GV : Bộ dụng cụ thí nghiệm về tính dẫn điện của dung dịch. Dung dịch HCl 0,1M và CH3COOH 0,1M. III - Gợi ý tổ chức hoạt động dạy học I - Độ điện li 1. Thí nghiệm Hoạt động 1 GV giới thiệu dụng cụ và hoá chất thí nghiệm. Ÿ Mời 1 HS thao tác thí nghiệm trên bàn GV. Ÿ Các HS khác quan sát, nhận xét và giải thích. Ÿ Với dung dịch HCl bóng đèn sáng rõ hơn so với dung dịch CH3COOH. Điều đó chứng tỏ nồng độ ion trong dung dịch HCl lớn hơn trong dung dịch CH3COOH. Do đó HCl phân li mạnh hơn CH3COOH. Ÿ GV kết luận : Các chất khác nhau có khả năng phân li khác nhau. 2. Độ điện li Hoạt động 2 Ÿ GV đặt vấn đề : Để chỉ mức độ phân li của chất điện li người ta dùng đại lượng độ điện li. Ÿ GV viết biểu thức độ điện li lên bảng và giải thích các đại lượng. a = với a : độ điện li ; n : Số phân tử phân li thành ion ; no : Số phân tử chất đó hoà tan. (Trên thực tế người ta tính độ điện li a bằng tỉ số giữa nồng độ mol của chất bị phân li thành ion và nồng độ mol chất điện li đó hoà tan). Yêu cầu HS dựa vào biểu thức phát biểu khái niệm về độ điện li. GV : Hãy cho biết độ điện li a có thể có các giá trị như thế nào ? HS : Độ điện li a của chất điện li có thể có các giá trị nằm trong khoảng : 0 < a Ê1. Dựa vào độ điện li có thể tính được nồng độ các ion trong dung dịch, GV lấy một số thí dụ để HS hiểu được kĩ hơn về độ điện li a. Thí dụ 1 : (SGK). Thí dụ 2 : Hoà tan 100 phân tử chất tan A trong nước có 85 phân tử chất đó phân li thành ion. Hỏi độ điện li chất đó bằng bao nhiêu ? a = = 0,85 GV : Hoặc biểu diễn dưới dạng phần trăm là a = 85%. II - Chất điện li mạnh và chất điện li yếu 1. Chất điện li mạnh Hoạt động 3 GV : Yêu cầu HS nghiên cứu SGK và cho biết : Thế nào là chất điện li mạnh ? Chất điện li mạnh có độ điện li bằng bao nhiêu ? HS : Phát biểu định nghĩa (SGK). Dựa vào biểu thức tính độ điện li và định nghĩa về chất điện li mạnh tính được a = 1. GV : Các chất điện li mạnh là : - Các axit mạnh : HCl, HNO3, H2SO4, HClO4... - Các bazơ mạnh : NaOH, KOH, Ba(OH)2... - Hầu hết các muối : NaCl, CuSO4, KNO3... (Cho HS lấy các thí dụ về axit mạnh, bazơ mạnh, các muối) điền vào sau dấu hai chấm). GV : Sự điện li của chất điện li mạnh được biểu diễn bằng phương trình điện li : Thí dụ : Na2CO3 đ 2Na+ + CO32- Dùng mũi tên một chiều chỉ chiều điện li và đó là sự điện li hoàn toàn. Yêu cầu HS viết phương trình điện li của một số chất điện li mạnh HNO3 ; KOH ; MgCl2. GV : Dựa vào phương trình điện li có thể tính được nồng độ các ion trong dung dịch nếu biết nồng độ chất điện li. Thí dụ : Tính nồng độ ion Na+ và CO32- trong dung dịch Na2CO3 0,1M. Giải : Phương trình điện li : Na2CO3 đ 2Na+ + CO32- Theo phương trình điện li : = 2´0,1 = 0,2 (mol) = 0,1 (mol) GV : yêu cầu HS tính nồng độ ion trong một số dung dịch : Thí dụ : KNO3 0,1M ; MgCl2 0,05M. 2. Chất điện li yếu Hoạt động 4 GV : Yêu cầu HS nghiên cứu SGK và cho biết thế nào là chất điện li yếu ? Chất điện li yếu có độ điện li a bằng bao nhiêu ? HS : Phát biểu định nghĩa chất điện li yếu (SGK). Từ biểu thức tính độ điện li và dựa vào định nghĩa chất điện li yếu rút ra độ điện li của chất điện li yếu : 0 < a < 1. GV : Chất điện li yếu là : - Các axit yếu : CH3COOH, H2S, H2CO3... - Các bazơ yếu : Fe(OH)3, Mg(OH)2... Sự điện li của chất điện li yếu được biểu diễn bằng phương trình điện li : Thí dụ : CH3COOH € CH3COO- + H+ Mũi tên hai chiều cho biết đó là quá trình thuận nghịch. GV yêu cầu viết phương trình điện li của một số chất điện li yếu : H2S, Fe(OH)3 ... GV đặt vấn đề : Sự điện li của chất điện li yếu có đầy đủ những đặc trưng của quá trình thuận nghịch. Vậy đặc trưng của quá trình thuận nghịch là gì ? HS : - Quá trình thuận nghịch sẽ đạt đến trạng thái cân bằng. Đó là cân bằng động. - Trạng thái cân bằng được đặc trưng bằng hằng số cân bằng. - Chuyển dịch cân bằng tuân theo nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-ê. GV : Tương tự như vậy quá trình điện li sẽ đạt đến trạng thái cân bằng gọi là cân bằng điện li. (Yêu cầu HS giải thích trạng thái cân bằng của quá trình điện li). Cân bằng điện li được đặc trưng bởi hằng số điện li. Hãy viết biểu thức tính hằng số điện li cho quá trình điện li : CH3COOH € CH3COO- + H+ K = Nhắc lại : K là hằng số phụ thuộc vào nhiệt độ. - Sự chuyển dịch cân bằng điện li cũng tuân theo nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-e. GV nêu câu hỏi : Khi pha loãng dung dịch độ điện li của các chất điện li tăng. Tại sao ? Hoạt động 5 GV có thể sử dụng bài tập 2, 3 (SGK) để củng cố bài học. IV - hướng dẫn giải bài tập trong SGK 1. SGK. 2. a) Độ điện li a giảm ; b) Độ điện li a tăng ; c) Độ điện li a tăng. 3. Câu trả lời đúng B, G. 4. Hoà tan hai chất rắn AB và CD vào hai cốc có lượng nước như nhau. Bộ dụng cụ thí nghiệm là một mạch điện gồm có : Nguồn điện, dây dẫn, bóng đèn, điện cực. Nhúng điện cực lần lượt vào hai cốc đựng dung dịch chất A và B. Đóng mạch điện. Dung dịch nào làm cho bóng điện sáng hơn thì chất tan của dung dịch đó là chất điện li mạnh. Dung dịch làm cho bóng đèn sáng yếu hơn thì chất tan của dung dịch đó là chất điện li yếu. 5. Tính nồng độ mol của các ion : a) Na3PO4 đ 3Na+ + PO43- = 3 ´ 0,1 = 0,3 mol/l = 0,1 mol/l. b) HNO3đ H+ + NO3- = 0,02 mol/l. c) KOH đ K+ + OH- = 0,01 mol/l. Bài 6 (1 tiết). Axit, Bazơ và Muối I - Mục tiêu bài học 1. Về kiến thức Ÿ Biết khái niệm axit, bazơ, theo thuyết A-rê-ni-ut và Bron-stêt. Ÿ Biết ý nghĩa của hằng số phân li axit, hằng số phân li bazơ. Ÿ Biết muối là gì và sự điện li của muối. 2. Về kĩ năng Ÿ Vận dụng lí thuyết axit, bazơ của A-rê-ni-ut và Bron-stêt để phân biệt được axit, bazơ, lưỡng tính và trung tính. Ÿ Biết viết phương trình điện li của các muối. Ÿ Dựa vào hằng số phân li axit, hằng số phân li bazơ để tính nồng độ ion H+ và OH- trong dung dịch. 3. Về thái độ tình cảm Ÿ Có được hiểu biết khoa học đúng về dung dịch axit, bazơ, muối. II - Chuẩn bị Ÿ Dụng cụ : ống nghiệm. Ÿ Hoá chất : Dung dịch NaOH, muối kẽm (ZnCl2 hoặc ZnSO4), dung dịch : HCl, NH3, quỳ tím. III - Gợi ý tổ chức hoạt động dạy học I - axit, bazơ theo thuyết A-rê-ni-ut 1. Đinh nghĩa Hoạt động 1 HS đã được biết khái niệm về axit, bazơ ở các lớp dưới vì vậy GV cho HS nhắc lại các khái niệm đó. Lấy thí dụ. HS : Axit là hợp chất phân tử có 1 hay nhiều nguyên tử hiđro kết hợp với gốc axit. Thí dụ : HCl, HNO3, H2SO4, H3PO4... Bazơ là hợp chất phân tử có nguyên tử kim loại kết hợp với một hay nhiều nhóm hiđroxit, thí dụ : NaOH, KOH, Ba(OH)2, Fe(OH)3. GV : Các axit, bazơ là những chất điện li. Hãy viết phương trình điện li của các axit, bazơ đó. GV yêu cầu 2 HS lên bảng mỗi em viết ba phương trình điện li của 3 axit hoặc 3 bazơ. Nhận xét về các ion do axit và bazơ phân li ra. Kết luận : Theo thuyết điện li hay theo A-rê-ni-ut, axit là chất khi tan trong nước phân li ra ion H+, bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH-. 2. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc Hoạt động 2 GV : Dựa vào phương trình điện li HS đã viết trên bảng, cho HS nhận xét về số ion H+ được phân li ra từ mỗi phân tử axit. Yêu cầu HS : Lấy một số thí dụ về axit một nấc và axit nhiều nấc Ÿ Axit một nấc : HCl, CH3COOH, HNO3... Ÿ Axit nhiều nấc : H2S, H2CO3, H2SO3 ... Các axit nhiều nấc phân li lần lượt theo từng nấc. Thí dụ : Axit photphoric là axit ba nấc, nó phân li theo 3 nấc : H3PO4 € H+ + H2PO4- € H+ + HPO42- € H+ + Tổng cộng : H3PO4 € 3H+ + GV nhấn mạnh : Axit mà một phân tử chỉ phân li một nấc ra ion H+ là axit một nấc. Axit mà một phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ là axit nhiều nấc. Bằng cách dẫn dắt như trên HS sẽ có được khái niệm về bazơ một nấc và bazơ nhiều nấc. GV cần lưu ý rằng đối với axit mạnh nhiều nấc và bazơ mạnh nhiều nấc thì chỉ có nấc thứ nhất điện li hoàn toàn. 3. Hiđroxit lưỡng tính Hoạt động 3 GV làm thí nghiệm, HS quan sát và nhận xét. Nhỏ từ từ từng giọt dung dịch kiềm vào dung dịch muối kẽm cho đến khi kết tủa không xuất hiện thêm nữa. - Chia kết tủa đó thành hai phần ở hai ống nghiệm. Ÿ ống thứ nhất cho thêm vài giọt axit. Ÿ ống thứ hai tiếp tục nhỏ kiềm vào. Quan sát thấy kết tủa cả hai ống đều tan ra. GV : Zn(OH)2 vừa phản ứng với axit, vừa phản ứng được với bazơ đó là hiđroxit lưỡng tính. Theo A-rê-ni-ut : Zn(OH)2 vừa phân li theo kiểu axit vừa phân li theo kiểu bazơ. Phân li theo kiểu bazơ : Zn(OH)2 € Zn2+ + 2OH- Phân li theo kiểu axit : Zn(OH)2 € 2H+ + ZnO22- Có thể viết dạng axit của Zn(OH)2 là : H2ZnO2. GV : Một số hiđroxit lưỡng tính thường gặp là Al(OH)3, Cr(OH)3 chúng đều ít tan trong nước. Tính axit và tính bazơ của chúng đều yếu. Có thể dừng tiết thứ nhất ở đây. II - Khái niệm về axit và bazơ theo thuyết BROn-stêt Hoạt động 4 GV đưa ra tình huống : Cho HS quan sát dung dịch amoniac. Nhúng một mẩu giấy chỉ thị axit bazơ vào dung dich amoniac. Dựa vào sự đổi màu của giấy chỉ thị, HS kết luận dung dịch amoniac có tính bazơ. GV viết công thức phân tử amoniac lên bảng : Theo thuyết A-rê-ni-ut, amoniac không thể là bazơ được vì phân tử không chứa nhóm hiđroxit nên khi tan trong nước không thể phân li ra ion OH- được, nhưng thực tế dung dịch amoniac có tính chất của dung dịch bazơ. Điều này được giải thích dựa vào thuyết axit - bazơ của Bron-stêt. Theo thuyết Bron-stêt, khi tan vào nước phân tử NH3 tương tác với phân tử nước sinh ra ion OH-: NH3 + H2O đ NH4+ + OH- (1) Dung dịch amoniac có ion OH- nên có tính bazơ. Amoniac nhận proton từ nước nên có tính bazơ. Tương tự như vậy, khi hoà tan khí hiđro clorua vào nước : HCl + H2O đ H3O+ + Cl- (2) HCl nhường proton cho nước nên HCl là axit. Vậy : Theo Bron-stêt, bazơ là chất nhận proton ; axit là chất nhường proton. Yêu cầu HS nhận xét : theo Bron-stêt, vai trò của nước trong hai trường hợp trên là gì ? HS : (1) : H2O nhường proton cho NH3 nên là axit. (2) : H2O nhận proton từ HCl nên là bazơ. GV : Như vậy H2O là chất lưỡng tính. GV ra bài tập : Dựa vào thuyết axit - bazơ của Bron-stêt, hãy chứng minh ion là chất lưỡng tính. HS : + H2O € H3O+ + Trong phản ứng này, nhường proton nên là axit. + H2O € H2CO3 + OH- Trong phản ứng này, nhận proton nên là bazơ. Vậy là chất lưỡng tính. Ÿ GV tổng kết : Theo Bron-stêt : - Axit là chất nhường proton, bazơ là chất nhận proton. - Chất lưỡng tính là chất vừa có khả năng nhận proton và vừa có khả năng nhường proton. - Axit và bazơ có thể là phân tử hoặc ion. GV bổ sung : Những chất là axit, bazơ theo A-rê-ni-ut thì theo Bron-stêt vẫn là axit, bazơ. Ÿ Thuyết axit - bazơ của Bron-stêt tổng quát hơn. III - Hằng số phân li axit và bazơ Hoạt động 5 GV : Yêu cầu HS viết phương trình điện li và viết biểu thức hằng số phân li của axit yếu : CH3COOH. GV : Ka là hằng số phân li axit, chỉ phụ phuộc vào nhiệt độ. Ka càng nhỏ lực axit càng yếu. Bằng cách tương tự hãy viết hằng số phân li bazơ của cân bằng : NH3 + H2O € NH4+ + OH- HS : Kc = đ Kc[H2O] = = Kb GV : Do dung dịch loãng, [ H2O] coi như không đổi nên đặt : Kb = Kc.[H2O] gọi là hằng số phân li bazơ. Kết luận : Ka, Kb là hằng số phụ thuộc vào nhiệt độ. Ka càng nhỏ lực axit càng yếu, Kb càng nhỏ lực bazơ càng yếu. IV - Muối Hoạt động 6 GV : Nghiên cứu SGK hãy cho biết muối là gì ? Hãy kể tên một số muối thường gặp ? Cho biết tính chất chủ yếu của muối. HS : Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li thành cation kim loại hoặc cation và anion gốc axit. Ÿ Muối thường gặp : + Muối trung hoà, + Muối axit, + Muối phức tạp (muối kép, muối phức). Ÿ Tính chất chủ yếu của muối : Tính tan, tính phân li. (GV nên lưu ý rằng những muối được coi là không tan thì thực tế vẫn tan một lượng rất nhỏ. Phần tan rất nhỏ đó điện li). Hoạt động 7 GV chọn một số bài tập hoặc một số ý trong bài tập (SGK) để củng cố bài học. Nếu có điều kiện nên soạn bài tập dưới dạng phiếu học tập để khuyến khích các HS trong lớp tham gia vào hoạt động củng cố bài. IV - hướng dẫn giải bài tập trong SGK Các bài 1, 2, 3 xem SGK. 4. C, D ; 5. B, D ; 6. B, C, D 7. K2CO3 đ 2K+ + CO32- Na2S đ 2Na+ + S2- NaOCl đ Na+ + OCl- Fe(OH)2 € Fe2+ + 2OH- Na2 HPO4 đ 2Na+ + € H+ + NaHS đ Na+ + HS- HS– € H+ + S2- Na3PO4 đ 3Na+ + PO43- Sn(OH)2 € Sn2+ + 2OH- H2SnO2 € 2H+ + 8. HI là axit : HI + H2O € H3O+ + I- Ÿ CH3COO- là bazơ : CH3COO- + H2O € CH3COOH + OH- Ÿ là chất lưỡng tính : + H2O € H3PO4 + OH- + H2O € + H3O+ Ÿ là bazơ : + H2O € + OH- Ÿ là axit : + H2O € NH3 + H3O+ Ÿ NH3 là bazơ : NH3 + H2O € + OH- Ÿ S2- là bazơ : S2- + H2O € HS- + OH- Ÿ là lưỡng tính : + € + OH- € + 9. Ka = hoặc Ka = ; Ka = hoặc Ka = Kb = ; Kb = 10. a) CH3COOH € H+ + CH3COO- Ka = = 1,75.10-5 hay = 1,75.10-5 [H+]<<0,1 vì CH3COOH là axit yếu. Nên : [H+]2 = 1,75.10-5.0,1 [H+] = 1,32.10-3 (M) b) Kb = = = 1,80.10-5 Bài 7 (1 tiết). Sự điện li của nước. ph chất chỉ thị axit – ba zơ I - Mục tiêu bài học 1. Về kiến thức Ÿ Biết được sự điện li của nước. Ÿ Biết được tích số ion của nước và ý nghĩa của đại lượng này. Ÿ Biết được khái niệm về pH và chất chỉ thị axit – bazơ. 2. Về kĩ năng Ÿ Vận dụng tích số ion của nước để xác định nồng độ ion H+ và OH- trong dung dịch. Ÿ Biết đánh giá độ axit, bazơ của dung dịch dựa vào nồng độ H+, OH-, pH, pOH. Ÿ Biết sử dụng một số chất chỉ thị axit, bazơ để xác định tính axit, kiềm của dung dịch. II - Chuẩn bị Ÿ Dung dịch axit loãng (HCl hoặc H2SO4). Ÿ Dung dịch bazơ loãng (NaOH hoặc Ca(OH)2). Ÿ Phenolphtalein. Ÿ Giấy chỉ thị axit - bazơ vạn năng. Tranh vẽ, ảnh chụp, máy đo pH. III - Gợi ý tổ chức hoạt động dạy học I - Nước là chất điện li rất yếu 1. Sự điện li của nước Hoạt động 1 GV nêu vấn đề : Bằng thực nghiệm người ta đã xác nhận rằng nước là chất điện li rất yếu. Hãy biểu diễn quá trình điện li của nước theo thuyết A-rê-ni-ut và theo thuyết Bron-stêt. HS : Theo A-rê-ni-ut : H2O € H+ + OH- (1) Theo Bron-stêt : H2O + H2O € H3O+ + OH- (2) GV bổ sung : Hai cách viết này cho những hệ quả giống nhau. Để đơn giản người ta chọn cách viết thứ nhất. 2. Tích số ion của nước Hoạt động 2 GV : Yêu cầu HS viết biểu thức tính hằng số cân bằng của cân bằng (1) HS : K = GV : Trình bày để HS hiểu được do độ điện li rất yếu nên nồng độ của nước trong biểu thức tính hằng số cân bằng được coi là không đổi. Gộp giá trị này với hằng số cân bằng cũng sẽ là một đại lượng không đổi, kí hiệu là : ta có : = K.[H2O] = [H+].[OH-] là một hằng số ở nhiệt độ xác định, gọi là tích số ion của nước. ở 25oC, = 10-14. GV gợi ý : Dựa vào cân bằng (1) và tích số ion của nước, hãy tìm nồng độ ion H+ và OH-. HS : đưa ra biểu thức [H+] = [OH-] = = 10-7M. GV kết luận : Nước là môi trường trung tính, nên môi trường trung tính là môi trường có [H+] = [OH-] = 10-7M. 3. ý nghĩa tích số ion của nước Hoạt động 3 GV thông báo : Tích số ion của nước là một hằng số đối với cả dung dịch các chất. Vì vậy : nếu biết nồng độ H+ trong dung dịch sẽ biết được nồng độ OH- trong dung dịch đó và ngược lại. [OH-] = Thí dụ : Tính nồng độ [H+] và [OH-] của dung dịch HCl 0,01M. HS : Giải bài toán : Phương trình điện li : HCl đ H+ + Cl- HCl là chất điện li mạnh nên : [H+] = [Cl-] = 0,01 = 10-2(M). Vậy : [OH-] = = 10-12 (M) So sánh hai giá trị [H+] và [OH-] trong dung dịch này thấy : Trong môi trường axit : [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7(M). GV : Tương tự như vậy, hãy tính nồng độ [H+] và [OH-] của dung dịch NaOH 0,01 M. HS : Tính toán và cho kết quả [H+] = 10-12M ; [OH-] = 10-2M. Vậy trong môi trường kiềm [H+]<[OH-] hay [H+]< 10-7M. GV tóm lại : Độ axit, kiềm của dung dịch được đánh giá bằng nồng độ [H+]. Môi trường axit : [H+] > 10-7M. Môi trường trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M. Môi trường kiềm : [H+] < 10-7M. II - Khái niệm về pH. Chất chỉ thị axit - bazơ Hoạt động 4 GV yêu cầu HS nghiên cứu SGK và cho biết pH là gì ? Cho biết dung dịch axit, kiềm, trung tính có pH bằng bao nhiêu ? HS : Ÿ Môi trường axit : pH < 7. Ÿ Môi trường trung tính : pH = 7. Ÿ Môi trường kiềm : pH > 7. GV bổ sung : Để xác định môi trường của dung dịch người ta thường dùng chất chỉ thị như quỳ, phenolphtalein... Vì HS đã được làm quen với chất chỉ thị axit - bazơ nên có thể GV đưa ra yêu cầu : Dùng chất chỉ thị axit - bazơ nhận biết các chất trong 3 ống nghiệm đựng nước, axit, bazơ. Hoặc GV pha các dung dịch có pH khác nhau, dùng chỉ thị axit - bazơ vạn năng để xác định pH của các dung dịch đó. GV bổ sung : Chất chỉ thị axit - bazơ chỉ cho phép xác định được giá trị pH một cách gần đúng. Muốn xác định chính xác pH người ta dùng máy đo pH. (GV cho HS quan sát tranh vẽ, máy pH, có thể giới thiệu qua nguyên lí hoạt động của máy). Hoạt động 5 Căn cứ vào mục tiêu bài học, GV có thể lựa chọn bài tập SGK hoặc biên soạn bài tập tương tự để tổ chức hoạt động củng cố bài học. IV - Hướng dẫn giải bài tập trong SGK 1. (SGK). 2 . (SGK). 3. A. Môi trường của dung dịch là axit. 4. pH = 10 đ [H+] = 10-10 đ [OH-] = = 10-4 Vậy : [NaOH] = 10-4. Lượng NaOH trong 300 ml dung dịch : nNaOH = 10-4 ´ 0,3 mNaOH = 10-4´ 0,3´40 = 12.10-4 (g) Cần 12.10-4 g NaOH để pha được 300 ml dung dịch NaOH có pH = 10. 5. a) CM(HCl) = = 0,1M [H+] = [HCl] = 0,1M đ pH = 1. b) nNaOH = 0,4´0,375 = 0,15 mol nHCl = 0,1´1,000 = 0,1 mol Sau khi trộn NaOH dư đ nNaOH(dư) = 0,15 - 0,1 = 0,