Giáo án Hóa học Lớp 11 - Chương trình học kì 1

Tiết 1 ÔN TẬP ĐẦU NĂM I. Mục tiêu bài học Kiến thức: Củng cố kiến thức lý thuyết đại cương nguyên tử, liên kết hóa học, định luật tuần hoàn, phản ứng oxi hoá khử, tốc độ phản ứng hoá học. Kỹ năng Làm các dạng bài tập và cân bằng phản ứng oxi hoá khử. II.Chuẩn bị Giáo viên Hệ thống hoá các kiến thức chương trình lớp 10. Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK) Học sinh Xem lại các kiên thức đã học. III. Phương pháp giảng dạy Sử dụng phương pháp đàm thoại so sánh, tổng hợp. IV.Tiến trình lên lớp Ổn định lớp Nội dung ôn tập Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng Hoạt động 1 Nguyên tử Cấu tạo ? Đặc điểm của các loại hạt ? Đồng vị ? Biểu thức tính khối lượng nguyên tử trung bình ? Thí dụ tính khối lượng nguyên tử trung bình của Clo biết clo có 2 đồng vị là chiếm 75,77% và chiếm 24,23% tổng số nguyên tử. Hoạt động 2 Cấu hình electron nguyên tử ? Thí dụ Viết cấu hình electron nguyên tử 19K, 20Ca, 26Fe, 35Br. Hướng dẫn học sinh viết phân bố năng lượng rồi chuyển sang cấu hình electron nguyên tử. Hoạt động 3 Định luật tuần hoàn Nội dung ? Sự biến đổi tính chất kim loại, phi kim, độ âm điện, bán kính nguyên tử trong một chu kì, trong một phân nhóm chính ? Thí dụ so sánh tính chất của đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho. Hoạt động 4 Liên kết hoá học Phân loại liên kết hoá học ? Mối quan hệ giữa hiệu độ âm điện và liên kết hoá học ? Mối quan hệ giữa liên kết hoá học và một số tính chất vật lí ? Hoạt động 5 Phản ứng oxi hoá khử Khái niệm ? Đặc điểm của phản ứng oxi hoá khử ? Lập phương trình oxi hoá khử ? Phân loại phản ứng hoá học. Hoạt động 6 Lý thuyết về phản ứng hoá học Tốc độ phản ứng hoá học ? Những yếu tố ảnh hưởng tốc độ phản ứng ? Cân bằng hoá học ? Nguyên lý chuyển dịch cân bằng hoá học. + Vỏ : các electron điện tích 1-. + Hạt nhân : proton điện tích 1+ và nơtron không mang điện. Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau số nơtron. Cấu hình electron nguyên tử là sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau. Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử. Trong một chu kỳ theo chiều tăng điện tích hạt nhân bán kính nguyên tử giảm dần, độ âm điện tăng dần, tính kim loại giảm dần tính phi kim tăng dần. Trong một phân nhóm chính theo chiều tăng điện tích hạt nhân bán kính nguyên tử tăng dần, độ âm điện giảm dần, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần. Liên kết hoá học được chia thành 2 loại cơ bản là liên kết cộng hoá trị và liên kết ion. Liên kết cộng được phân làm hai loại là liên kết cộng hoá trị có cực và không cực. Liên kết ion hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu. Liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự góp chung cặp electron. Những chất có bản chất gần giống nhau dễ tan trong nhau. Phản ứng là phản ứng có sự nhường và nhận electron giữa các chất tham gia. Đặc điểm là sự cho và nhận xảy ra đồng thời. Σe cho = Σe nhận. Tốc độ phản ứng hóa học là độ biên thiên nồng độ các chất trong phản ứng hoá học trong một đơn vị thời gian. Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng hóa học khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch. Nguyên lí chuyển dịch cân bằng “Khi thay đổi một trong các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động của ảnh hưởng đó”. I. Cấu tạo nguyên tử 1. Nguyên tử + Vỏ : các electron điện tích 1-. + Hạt nhân : proton điện tích 1+ và nơtron không mang điện. 2. Đồng vị Thí dụ: ≈ 35,5 3. Cấu hình electron nguyên tử Thí dụ 19K E : 1s22s22p63s23p64s1 Ch : 1s22s22p63s23p64s1 20Ca E : 1s22s22p63s23p64s2 Ch : 1s22s22p63s23p64s2 26Fe E : 1s22s22p63s23p64s23d6 Ch : 1s22s22p63s23p63d64s2 35Br E : 1s22s22p63s23p64s23d104p5 Ch : 1s22s22p63s23p63d104s24p5 II. Định luật tuần hoàn 1. Nội dung Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử. 2. Sự biến đổi tính chất Thí dụ so sánh tính chất của đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho. 7N : 1s22s22p3 15P : 1s22s22p63s23p3 Chúng thuộc nhóm VA Bán kính nguyên tử N < P Độ âm điện N > P Tính phi kim N > P Hiđroxit HNO3 có tính axit mạnh hơn H3PO4 III. Liên kết hoá học 1. Liên kết ion hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu 2. Liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự góp chung cặp electron 3. Mối quan hệ giữa hiệu độ âm điện và loại liên kết hoá học Hiệu độ âm điện (rχ) Loại liên kết 0<rχ< 0,4 Liên kết CHT không cực. 0,4<rχ<1,7 Liên kết CHT có cực. rχ ≥ 1,7 Liên kết ion. IV. Phản ứng oxi hoá khử 1. Khái niệm 2. Đặc điểm phản ứng oxi hóa khử Đặc điểm là sự cho và nhận xảy ra đồng thời. Σe cho = Σe nhận. 3. Lập phương trình oxi hoá khử Thí dụ Cân bằng các phản ứng sau theo phương pháp thăng bằng electron a. KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O b. K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O V. Lý thuyết phản ứng hoá học 1. Tốc độ phản ứng hoá học 2. Cân bằng hoá học 3. Nguyên lí chuyển dịch cân bằng Nguyên lí chuyển dịch cân bằng “Khi thay đổi một trong các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động của ảnh hưởng đó”. Thí dụ Cho cân bằng như sau : N2(k) + 3H2(k) D 2NH3(k) rH<0. Áp dụng những biện pháp nào để tăng hiệu suất phản ứng ? Dặn dò Xem lại các nội dung đã ôn tập. Xem lại các kiến thức về oxi, lưu huỳnh, halogen. Tiết 2 ÔN TẬP ĐẦU NĂM I. Mục tiêu bài học Kiến thức: Củng cố các kiến thức về đơn chất halogen, oxi, lưu huỳnh và các hợp chất của chúng. Kỹ năng: vận dụng kiên thức lý thuyết để làm một số dạng bài tập cơ bản. II. Phương pháp giảng dạy Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề. III. Chuẩn bị Giáo viên Dụng cụ và hoá chất thí nghiệm đo độ dẫn điện. Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK) Học sinh Xem lại hiện tượng dẫn điện đã học trong chương trình vật lý lớp 7. IV.Tiến trình lên lớp Ổn định lớp Bài mới Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng Hoạt động 1 Đơn chất halogen Cấu hình electron ngoài cùng của nhóm halogen ? Từ cấu hình suy ra tính chất hoá học cơ bản ? So sánh tính chất hoá học cơ bản từ Flo đến Iot ? Cho thí dụ chứng minh sự biên thiên đó ? Điều chế ? Hoạt động 2 Hợp chất của halogen Halogen hiđric Tính chất của các halogen hiđric biến đổi như thế nào từ F đến I. HF có tính chất nào đáng chú ý ? Điều chế ? Hợp chất có oxi của clo ? Tính chất hóa học cơ bản ? Nguyên nhân ? Hoạt động 3 Oxi - Ozon Tính chất hoá học cơ bản ? nguyên nhân ? So sánh tính oxi hoá của oxi với ozon ? cho thí dụ minh hoạ ? Điều chế oxi ? Hoạt động 4 Lưu huỳnh Tính chất hoá học cơ bản của lưu huỳnh ? giải thích So sánh tính oxi hoá của lưu huỳnh với oxi và với clo ? Hoạt động 5 Hợp chất lưu huỳnh Tính chất hoá học cơ bản của các hợp chất lưu huỳnh ? Mối quan hệ giữa tính oxi hoá -khử và mức oxi hoá. Chú ý tính oxi hoá khử còn phụ thuộc vào nhiều yếu tố khác. Dự đoán này mang tính chất lý thuyết. Hoạt động 6 Bài tập 1 Hoạt động 7 Bài tập 2 Hoạt động 8 Bài tập 3 -1 0 X : ns2np5 X+1e → X Tính oxi hoá mạnh. Tính oxi hoá giảm dần từ Flo đến Iot Phản ứng với hiđro. Điều kiện phản ứng từ flo đến iot ngày càng khó khăn. Từ HF đến HI tính axit tăng dần. HF là axit yếu còn HCl, HCl, HI là những axit mạnh. Từ HF đến HI tính khử tăng dần, HF không thể hiện tính khử, còn từ HCl đến HI tính khử tăng từ yếu đến mạnh. Nước javen và clorua vôi. Tính oxi hoá mạnh, do có chứa clo có mức oxi hóa +1 nên nó có tính oxi hoá mạnh. Tính oxi hoá mạnh do nguyên tử oxi có 6 e lớp ngoài cùng và độ âm điện lớn nên nó có tính oxi hoá mạnh. Tính oxi hoá của ozon mạnh hơn oxi Ag + O2 → không xảy ra. Ag + O3 → Ag2O + O2 Trong phòng thí nghiệm Phân huỷ những hợp chất giàu oxi và kém bền nhiệt như KMnO4, KClO3, H2O2, KNO3,... Trong công nghiệp : điện phân nước có xúc tác hoặc chưng cất phân đoan không khí lỏng đã làm sạch. Lưu huỳnh vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử, do lưu huỳnh có mức oxi hoá trung gian trong các mức oxi hoá của nó. Chất có mức oxi hoá trung gian trong các mức oxi hoá của nó thì sẽ vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử. Nếu mức oxi hoá thấp nhất thì nó sẽ có tính khử, nếu ở mức cao nhất thì nó sẽ có tính oxi hoá. I. Halogen 1. Đơn chất -1 0 X : ns2np5 X+1e → X Tính oxi hoá mạnh. Tính oxi hoá giảm dần từ Flo đến Iot. 2. Halogen hiđric HF<<HCl<HBr<HI chiều tăng tính axit. HF có tính chất ăn mòn thuỷ tinh. 4HF+ SiO2→ SiF4+ 2H2O II. Oxi - Lưu huỳnh 1. Đơn chất a. Oxi - ozon Tính oxi hoá mạnh - Điều chế + Trong phòng thí nghiệm Phân huỷ những hợp chất giàu oxi và kém bền nhiệt như KMnO4, KClO3, H2O2, KNO3,... + trong công nghiệp b. Lưu huỳnh Lưu huỳnh vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử. 2. Hợp chất lưu huỳnh Hiđro sunfua Lưu huỳnh đioxit. Axit sunfuric đặc và loãng. III. Bài tập Bài 1 Tính thể tích xút 0,5M cần dùng để trung hoà 50ml axit sunfuric 0,2 M. Bài 2 Đốt cháy hoàn toàn 3,52g bột lưu huỳnh rồi sục toàn bộ sản phẩm cháy qua 200g dung dịch KOH 6,44%. Muối nào được tạo thành và khối lượng là bao nhiêu ? Bài 3 Cho 12 gam hỗn hợp bột đồng và sắt vào dung dịch axit sunfuric đặc, sau phản ứng thu được duy nhất 5,6 lít SO2 (đktc). Tính % khối lượng mỗi kim loại trong hỗn hợp đầu. Dặn dò Xem lại các nội dung đã ôn tập. Chuẩn bị nội dung bài “Sự điện li”. Tiết 3 § 1 SỰ ĐIỆN LI I. Mục tiêu bài học Kiến thức Biết được các khái niệm về sự điện li, chất điện li. Hiểu nguyên nhân về tính dẫn điện của dung dịch chất điện li. Hiểu được cơ chế của quá trình điện li. Kỹ năng Rèn luyện kĩ năng thực hành quan sát, so sánh. Rèn luyện kĩ năng lập luận logic. II. Chuẩn bị Giáo viên Dụng cụ và hoá chất thí nghiệm đo độ dẫn điện. Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK) Học sinh Xem lại hiện tượng dẫn điện đã học trong chương trình vật lý lớp 7. III. Phương pháp giảng dạy Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề. IV.Tiến trình lên lớp Ổn định lớp Bài mới Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng Hoạt động 1 Hiện tượng điện li. GV lắp hệ thống thí nghiệm như hình vẽ SGK và làm thí nghiệm biểu diễn. Hoạt động 2 Nguyên nhân dẫn điện của dung dịch axit, bazơ, muối. Tại sao các dung dịch muối axit, bazơ muối dẫn được điện ? Biểu diễn sự phân li của axit bazơ muối theo phương trình điện li. Hướng dẫn cách gọi tên một số ion. GV đưa ra một số axit bazơ, muối quen thuộc để học sinh biểu diễn sự phân li và gọi tên các ion tạo thành. Hoạt động 3 Thí nghiệm GV mô tả thí nghiệm 2 của dung dịch HCl và CH3COOH ở SGK và cho HS nhận xét và rút ra kết luận. Hoạt động 4 GV gợi ý để HS rút ra các khái niệm chất điện li mạnh. GV nhắc lại đặc điểm cấu tạo của tinh thể NaCl là tinh thể ion, các ion âm và dương phân bố đều đặn tại các nút mạng. GV khi cho tinh thể NaCl vào nước thì có hiện tượng gì xảy ra? GV kết luận dưới tác dụng của các phân tử nước phân cực. Các ion Na+ và ion Cl- tách ra khỏi tinh thể đi vào dung dịch. Hoạt động 5 GV lấy thí dụ CH3COOH để phân tích rồi giúp HS rút ra định nghĩa, đồng thời giáo viên cũng cung cấp cho HS cách biểu diễn trong phương trình điện li của chất điện li yếu Đặc điểm của quá trình điện li yếu ? Chúng cũng tuân theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng. Kết luận: - Dung dịch axit, bazơ muối dẫn điện. Các chất rắn khan: NaCl, NaOH và một số dung dịch rượu đường không dẫn điện. Các axit, bazơ, muối khi tan trong nước phân li ra các ion làm cho dung dịch của chúng dẫn điện. Vận dụng kiến thức về dòng điện để giải thích Do trong dung dịch có các tiểu phân mang điện tích gọi là các ion. Các ion này do các phân tử axit bazơ muối khi tan trong nước phân li ra. Dung dịch HCl dẫn điện tốt hơn dung dịch dung dịch CH3COOH cùng nồng độ. Dựa vào mức độ dẫn điện của dung dịch chất điện li người ta chia thành chất điện li mạnh chất điện li yếu. - Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước các phân tử hoà tan đều phân li ra ion. Quá trình điện li của NaCl được biểu diễn bằng phương trình: NaCl → Na+ + Cl- - Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần phân li ra ion, phần còn lại tồn tại ở dạng phân tử trong dung dịch. quá trình thuận nghịch trong chất điện li yếu cũng tương tự như một cân bằng hoá học. I. Hiện tượng điện li 1. Thí nghiệm SGK 2. Nguyên nhân tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ, muối trong nước - Quá trình 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. Thí dụ NaCl → Na+ + Cl- HCl → H+ + Cl- NaOH → Na+ + OH- II. Phân loại chất điện li 1. Thí nghiệm SGK - Nhận xét ở cùng nồng độ thì HCl dẫn điện nhiều hơn CH3COOH. 2. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu a. Chất điện li mạnh - Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước các phân tử hoà tan đều phân li ra ion. NaCl → Na+ + Cl- Chất điện li mạnh bao gồm Các axit mạnh như HNO3, H2SO4, HClO4, HClO3, HCl, HBr, HI, HMnO4... Các bazơ mạnh như NaOH, Ba(OH)2... Hầu hết các muối. b. Chất điện li yếu - Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần phân li ra ion, phần còn lại tồn tại ở dạng phân tử trong dung dịch. Thí dụ CH3COOH D CH3COO- + H+ - Chất điện li yếu gồm axit có độ mạnh trung bình và yếu: CH3COOH, HCN, H2S, HClO, HNO2, H3PO4... bazơ yếu Mg(OH)2, Bi(OH)3... Một số muối của thuỷ ngân như Hg(CN)2, HgCl2... Củng cố Sự điện li, chất điện li là gì ? Thế nào là chất điện li mạnh, điện li yếu ? Cho thí dụ và viết phản ứng minh hoạ. Dặn dò Làm bài tập SGK và SBT . Chuẩn bị nội dung bài tiếp theo. Tiết 4 § 2 AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI I. Mục tiêu bài học Kiến thức - Biết khái niệm axit, bazơ theo thuyết Areniut. - Biết được sự điện li của axit, bazơ và muối trong nước. Kỹ năng - Rèn luyện kỹ năng viết phương trình điện li của các chất điện li. - Phân biệt được các loại chất và làm các dạng bài tập cơ bản. II. Phương pháp giảng dạy - Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề. III. Chuẩn bị Giáo viên - Nội dung kiến thức. Học sinh - Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà. IV. Tiến trình lên lớp Ổn định lớp Kiểm tra bài cũ - Sự điện li là gì ? Chất điện li là gì ? - Thế nào là chất điện li yếu, điện li mạnh. Bài mới Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng Hoạt động 1 GV yêu cầu học sinh nhắc lại khái niệm axit ở lớp dưới. Theo khái niệm vừa học axit thuộc loại gì ? Yêu cầu học sinh cho một vài thí dụ về axit và viết phương trình điện li. Nhận xét gì về sự điện li của axit. Axit là gì ? Tính chất chung của axit do ion nào tạo nên ? Hoạt động 2 Vậy những axit như H2SO4, H3PO4 điện li như thế nào ? Chúng được gọi là axit gì? Chú ý cho học sinh rõ axit sunfuric là điaxit, nấc thứ nhất điện li mạnh, nấc thứ hai điện li yếu. Yêu cầu HS viết một số phương trình điện li của một số axit HClO, HNO2, HClO4. Hoạt động 3 Yêu cầu HS nhắc lại khái niệm bazơ ở lớp dưới, cho vài thí dụ về bazơ và viết phương trình điện li. Nhận xét gì về sự điện li của bazơ có chứa ion nào ? Vậy tính chất chung của bazơ là tính chất của ion nào ? Cho học sinh cho một vài thí dụ khác và viết phương trinh điện li. Chú ý nhắc lại cách gọi tên các cation, anion và yêu cầu học sinh gọi tên các cation và anion. Hoạt động 4 GV làm thí nghiệm biểu diễn Zn(OH)2 + dd HCl. và thí nghiệm Zn(OH)2 + dd NaOH. HS quan sát và đưa ra khái niệm dựa vào khái niệm axit, bazơ ở trên. Cung cấp cho HS một số hiđroxit lưỡng tính hay gặp như Al(OH)3, Cr(OH)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2 và yêu cầu viết phương trình điện li. Chú ý dạng axit của các hiđroxit lưỡng tính. H2ZnO2, HAlO2.H2O, H2PbO2. Axit là những hợp chất gồm có nguyên tử hiđro liên kết với gốc axit. Axit là chất điện li. HCl, HNO3, H2SO4. HCl → H+ + Cl- HNO3 → H+ + NO3- H2SO4 → H+ + HSO4- Sự điện li của axit tạo ra cation H+. Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+. Tính chất chung của axit là tính chất của ion H+. H2SO4 → H+ + HSO4- HSO4- D H+ + SO42-. H3PO4 D H+ + H2PO4- H2PO4- D H+ + HPO42- H2PO4- D H+ + PO43- Những axit phân li nhiều nấc ra nhiều cation H+ gọi là đa axit. HClO D H+ + ClO HNO2 D H+ + NO2- HClO4 → H+ + ClO4- Bazơ là những hợp chất gồm cation kim loại liên kết với nhóm OH. NaOH, Ca(OH)2, KOH. NaOH → Na+ + OH- KOH → K+ + OH- Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- Sự điện li của bazơ tạo ra anion OH-. Tính chất chung của bazơ là tính chất của anion OH-. Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH- LiOH → Li+ + OH- Sr(OH)2 → Sr2+ + 2OH- HS quan sát thí nghiệm biểu diễn và nhận xét sự điện li của Zn(OH)2. Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit vừa có thể phân li như bazơ. Pb(OH)2 D Pb2+ + 2OH- Pb(OH)2 D PbO22- + 2H+ Sn(OH)2 D Sn2+ + 2OH- Sn(OH)2 D SnO22- + 2H+ Al(OH)3 D Al3+ + 3OH- Al(OH)3 D AlO2- + H+ + H2O I. Axit 1. Định nghĩa HCl → H+ + Cl- HNO3 → H+ + NO3- H2SO4 → H+ + HSO4- CH3COOH D H+ + CH3COO- - Theo thuyết Areniut axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+. 2. Axit nhiều nấc H3PO4 D H+ + H2PO4- H2PO4- D H+ + HPO42- HPO4- D H+ + PO43- - Những axit phân li nhiều nấc ra nhiều cation H+ gọi là axit nhiều nấc, những axit chỉ phân li một nấc gọi là axit một nấc. II. Bazơ NaOH → Na+ + OH- KOH → K+ + OH- Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- - Theo thuyết Areniut bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH-. III. Hiđroxit lưỡng tính -Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit vừa có thể phân li như bazơ. Zn(OH)2 D Zn2+ + 2OH- Zn(OH)2 D ZnO22- + 2H+ Tất cả các hiđroxit lưỡng tính đều là chất ít tan trong nước và điện li yếu. 4. Củng cố Theo thuyết Areniut axit, bazơ là gì ? Hiđroxit lưỡng tính là gì ? Tính nồng độ ion H+ của dung dịch HCl 0,1M, CH3COOH 0,1M. Tính nồng độ ion OH- của dung dịch NaOH 0,1M. 5. Dặn dò Làm các bài tập 1; 2a,b,d; 3; 4; 5 trang 10 SGK. Làm các bài tập 1.8; 1.9; 1.10; 1.11 (1,2,3,6,7) trang 4 SBT. Chuẩn bị nội dung bài học tiếp theo. Tiết 5 § 2 AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI I. Mục tiêu bài học Kiến thức Biết khái niệm axit, bazơ theo thuyết Areniut. Biết được sự điện li của axit, bazơ và muối trong nước. Kỹ năng Rèn luyện kỹ năng viết phương trình điện li của các chất điện li. Phân biệt được các loại chất và làm các dạng bài tập cơ bản. II. Phương pháp giảng dạy Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề. III. Chuẩn bị Giáo viên Chuẩn bị nội dung kiến thức. Học sinh Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà. IV. Tiến trình lên lớp Ổn định lớp Kiểm tra bài cũ Theo thuyết Areniut axit, bazơ là gì ? Hiđroxit lưỡng tính là gì ? Tính nồng độ các ion trong dung dịch HCl 1M, và Ba(OH)2 0,4M. Bài mới: Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng Hoạt động 1 Yêu cầu HS nhắc lại định nghĩa muối ở THCS. Cho một vài thí dụ và viết phương trình điện li. Chú ý nhắc lại cách gọi tên các muối. Vậy muối là gì ? muối axit, muối trung hoà ? Hoạt đông 2 Sự điện li của muối trong nước như thế nào ? Cho thí dụ và viết phương trình điện li. Chú ý hướng dẫn HS cách viết phương trình điện li. Muối là hợp chất gồm cation kim loại liên kết với anion gốc axit. NaCl, NaHSO4, KNO3, KMnO4. NaCl → Na+ + Cl- KNO3 → K+ + NO3- NaHSO4 → Na+ + HSO4- KMnO4 → Na+ + MnO4- Vậy muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4+) và anion gốc axit. Nếu anion gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ thì gọi là muối axit ngược lại thì gọi là muối trung hoà. Hầu hết các muối khi tan trong nước đều phân li hoàn toàn trừ một số muối như HgCl2, Hg(CN)2. NaHCO3, NaHS, KNO3, K3PO4, Na2CO3. KNO3 → K+ + NO3- K3PO4 → 3K+ + PO43- NaHCO3 → Na+ + HCO3- HCO3- D H+ + CO32- NaHS → Na+ + HS- HS- D H+ + S2- Na2CO3 → Na+ + CO32- IV. Muối 1. Định nghĩa NaCl → Na+ + Cl- KNO3 → K+ + NO3- NaHSO4 → Na+ + HSO4- KMnO4 → Na+ + MnO4- Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4+) và anion gốc axit. 2. Sự điện li của muối trong nước - Hầu hết các muối khi tan trong nước đều phân li hoàn toàn trừ một số muối như HgCl2, Hg(CN)2. - Sự điện li của muối trung hoà. KNO3 → K+ + NO3- K3PO4 → 3K+ + PO43- Na2CO3 → Na+ + CO32- (NH4)2SO4 → 2NH4+ + SO42- - Sự điện li của muối axit. NaHCO3 → Na+ + HCO3- HCO3- D H+ + CO32- NaHS → Na+ + HS- HS- D H+ + S2- Củng cố Yêu cầu học sinh viết phương trình điện li của các muối sau: (NH4)2HPO4, KH2PO4, Na2HPO4. Tính nồng độ các ion trong dung dịch Mg(NO3)2 1M. Có V1 lít H2SO4 2M và V2 lít NaOH 1,2M. Tìm mối quan hệ giữa V1 và V2 để: phản ứng giữa chúng chỉ tạo ra muối trung hoà. phản ứng giữa chúng chỉ tạo ra muối axit. phản ứng giữa chúng vừa tạo ra muối axit vừa tạo ra muối trung hoà. Dặn dò - Làm bài tập trong SGK và SBT. - Chuẩn bị nội dung bài học tiếp theo. Tiết 6 § 3 SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC - pH. CHẤT CHỈ THỊ AXIT - BAZƠ I. Mục tiêu bài học Kiến thức Biết được sự điện li của nước, khái niệm pH. Biết đánh giá độ axit, bazơ và màu sắc của một số chất chỉ thị. Ý nghĩa tích số ion của nước. Kỹ năng Rèn luyện kỹ năng viết phương trình điện li. Tính pH của một số dung dịch và làm các dạng bài tập cơ bản. II. Phương pháp giảng dạy Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề. III. Chuẩn bị Giáo viên Chuẩn bị nội dung kiến thức. Học sinh Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà. IV. Tiến trình lên lớp Ổn định lớp Kiểm tra bài cũ Viết phương trình điện li của các muối sau : NaCl, CH3COONa, K2SO4, NaHCO3. Tính nồng độ các ion trong dung dịch HNO3 0,5M. Bài mới Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng Hoạt động 1 GV cung cấp thông tin cho HS biết nước là chất điện li rất yếu. Hoạt động 2 Nhận xét gì về nồng độ của các ion trong nước nguyên chất ? Vậy môi trường trung tính là gì ? Từ thực nghiệm người ta thấy tích số của = 10-14 là một số không đổi. Số này gọi là tích số ion của nước. Tích số ion của nước phụ thuộc vào những yếu tố nào ? Hoạt động 3 Ý nghĩa tích số ion của nước *. Môi trường axit Tính nồng độ của dung dịch HCl 1,0.10-3M. Kết luận gì về môi trường axit ? *. Môi trường kiềm. Tính nồng độ của dung dịch NaOH 1,0.10-5 M Hoạt động 4 Khái niệm về pH Để đánh giá độ axit, bazơ của môi trường người ta đưa ra khái niệm pH. pH trong các môi trường như thế nào ? Chất chỉ thị axit - bazơ là gì ? Đặc điểm của chỉ thị ? Những chỉ thị nào hay dùng trong phòng thí nghiệm ? Để xác định chính xác giá trị pH của dung dịch người ta làm cách nào ? Sự điện li của nước H2O D H+ + OH- Nồng độ ion H+ và OH- bằng nhau. Vậy môi trường trung tính là môi trường có = = 1,0.10-14 Tích số = được gọi là tích số ion của nước. Tích số này là hằng số ở nhiệt độ xác định, ở 25oC tích số này bằng 1,0.10-14 . Một cách gần đúng, có thể coi giá trị tích số ion của nước là hằng số trong cả dung dịch loãng của các chất khác nhau. Tích số ion của nước phụ thuộc vào nhiệt độ dung dịch. Dựa vào phương trình điện li HCl → H+ + Cl- = 1,0.10-14 = = 1,0.10-11M. Môi trường axit là môi trường trong đó > hay > 1,0.10-7M Dựa vào phương trình điện li NaOH → Na+ + OH- = 1,0.10-14 = = 1,0.10-9M Môi trường kiềm là môi trường trong đó < hay < 1,0.10-7 M = 1,0.10-pHM. Nếu = 1,0.10-aM thì pH = a Môi trường axit pH < 7 Môi trường kiềm pH > 7 Môi trường trung tính pH = 7 Chất chỉ thị axit - bazơ là chất có màu sắc biến đổi phụ thuộc vào pH của dung dịch. Chất chỉ thị axit - bazơ chỉ cho biết giá trị gần đúng giá trị pH. Quỳ tím và phenolphtalein. Để xác định chính xác giá trị pH của dung dịch người ta dùng máy đo pH. I. Nước là chất điện li rất yếu 1. Sự điện li của nước H2O D H+ + OH- 2. Tích số ion của nước - Môi trường trung tính là môi trường có = = 1,0.10-14 Tích số = được gọi là tích số ion của nước. Tích số này là hằng số ở nhiệt độ xác định, ở 25oC tích số này bằng 1,0.10-14 . Một cách gần đúng, có thể coi giá trị tích số ion của nước là hằng số trong cả dung dịch loãng của các chất khác nhau. Tích số ion của nước phụ thuộc vào nhiệt độ của dung dịch. 3. Ý nghĩa tích số ion của nước a. Môi trường axit Tính nồng độ của dung dịch HCl 1,0.10-3M. HCl → H+ + Cl- = 1,0.10-14 = = 1,0.10-11M. Môi trường axit là môi trường trong đó > hay > 1,0.10-7M b. Môi trường kiềm Tính nồng độ của dung dịch NaOH 1,0.10-5 M NaOH → Na+ + OH- = 1,0.10-14 = = 1,0.10-9M Môi trường kiềm là môi trường trong đó < hay < 1,0.10-7 M IV. Khái niệm về pH 1. Chất chỉ thị axit - bazơ = 1,0.10-pHM. Nếu = 1,0.10-aM thì pH = a Môi trường axit pH < 7 Môi trường kiềm pH > 7 Môi trường trung tính pH = 7 2. Chất chỉ thị axit - bazơ - Chất chỉ thị axit - bazơ là chất có màu sắc biến đổi phụ thuộc vào pH của dung dịch. Củng cố Làm bài tập 4 và 6 trang 14 SGK. Dặn dò Làm bài tập SGK và bài tập SBT. Chuẩn bị nội dung bài học tiếp theo. Tiết 7 § 4 PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI