Lý thuyết và bài tập Hóa học Lớp 11 cơ bản và nâng cao - Trường THPT Nguyễn Chí Thanh

Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 1 LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP HÓA HỌC 11 CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO I. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI Mục tiêu xuyên suốt của người giáo viên trong giảng dạy Hóa học là giúp học sinh nắm vững được tính chất, cách điều chế của các chất cũng như vận dụng lý thuyết đã học vào việc triển khai các bài tập Hóa học. Tuy nhiên lượng lý thuyết trong SGK quá nhiều, bài tập còn hạn chế nên học sinh khó có thể nắm vững được phần lý thuyết trọng tâm và vận dụng thành thạo để giải các bài tập khó. Mặt khác, Hóa học lớp 11 chiếm một lượng kiến thức rất lớn trong các kỳ thi quốc gia (nhất là kỳ thi tuyển sinh vào đại học - cao đẳng). Xuất phát từ những thực tế đó và một số kinh nghiện trong giảng dạy bộ môn hóa học, tôi thấy để có chất lượng giáo dục bộ môn hóa học cao, người giáo viên ngoài phát huy tốt các phương pháp dạy học tích cực, bài tập SGK thì giáo viên cần bổ sung thêm các bài tập hóa học nâng cao (nhất là đề thi đại học trong các năm) nhằm phát huy tính tích cực, sáng tạo của học sinh, tạo niềm tin, niềm vui, hứng thú trong học tập bộ môn. Từ những lí do đó tôi chọn đề tài: LÝ THUYẾT VÀ BÀI TẬP HÓA HỌC 11 CƠ BẢN VÀ NÂNG BAO, áp dụng cho chương trình hóa học lớp 11 chương trình SGK 11 cơ bản. II. MỤC ĐÍCH NGHIÊN CỨU Xây dựng hệ thống bài tập hóa học 11 từ dể đến khó phù hợp với học sinh Trường THPT Nguyễn Chí Thanh. III. ĐỐI TƯỢNG VÀ PHẠM VI NGHIÊN CỨU III.1. ĐỐI TƯỢNG Học sinh trường THPT Nguyễn Chí Thanh. III.2. PHẠM VI - Hệ thống lý thuyết hóa học lớp 11 theo chương trình SGK lớp 11 cơ bản. - Hệ thống các bài tập SGK lớp 11, các bài tập ở sách tham khảo và các câu hỏi trong đề thi đại học từ 2007 - 2011. IV. GIẢ THUYẾT KHOA HỌC Nếu vận dụng tốt hệ thống lý thuyết và các bài tập từ cơ bản đến nâng cao sẽ giúp học sinh nắm vững lý thuyết và triển khai được các bài tập khó trong các sách tham khảo và các đề thi đại học trong các năm qua. V. PHƯƠNG PHÁP NGHIÊN CỨU Nghiên cứu SGK hóa học lớp 11, sách tham khảo và các đề thi đại học trong các năm từ 2007 - 2011. Nghiên cứu thực trạng dạy - học hóa học lớp 11 ở Trường THPT Nguyễn Chí Thanh. Liệt kê lý thuyết trọng tâm, bài tập ở SGK lớp 11, các bài tập sách tham khảo và các đề thi đại học trong những năm từ 2007 - 2011. VI. CẤU TRÚC ĐỀ TÀI 1. Phần lý thuyết trọng tâm các chương (bám sát SGK) 2. Phần hướng dẫn giải các dạng bài tập thường gặp (có ví dụ) 3. Phần bài tập tự giải a. Phần bài tập cơ bản b. Phần bài tập nâng cao Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 2 CHUYÊN ĐỀ I. CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI A. PHẦN LÝ THUYẾT TRỌNG TÂM I. SỰ ĐIỆN LI - Sự điện li là quá trình các chất tan trong nước ra ion. - Chất điện li mạnh: là chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li ra ion. + Những chất điện li mạnh: Các axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4 . . .các bazơ mạnh: KOH, NaOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 . . .và hầu hết các muối. HCl → H+ + Cl - Ba(OH)2 → Ba 2+ + 2OH - - Chất điện li yếu: là chất khi tan trong nước chỉ có một số phần tử hòa tan phân li ra ion, phần tử còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch. + Những chất điện li yếu: Là các axit yếu: CH3COOH, HClO, HF, H2Scác bazơ yếu: Mg(OH)2, Al(OH)3 . . . CH3COOH  CH3COO - + H + II. AXIT - BAZƠ - MUỐI 1. Axit - Theo A-re-ni-ut: Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+. HCl → H+ + Cl - - Axit một nấc: phân li một nấc ra ion H+: HCl, HNO3, CH3COOH . . . - Axit nhiều nấc: phân li nhiều nấc ra ion H+: H3PO4 . . . 2. Bazơ - Theo A-re-ni-ut: Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion H+. NaOH → Na+ + OH - 3. Hidroxit lưỡng tính - Hidroxit lưỡng tính là hidroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa có thể phân li như bazơ. Thí dụ: Zn(OH)2 là hidroxit lưỡng tính Phân li theo kiểu bazơ: Zn(OH)2  Zn 2+ + 2OH - Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2  2- 2ZnO + 2H + 4. Muối - Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation +4NH ) và anion là gốc axit. - Thí dụ: NH4NO3 → + 4NH + - 3NO NaHCO3 → Na + + -3HCO III. SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC. pH. CHẤT CHỈ THỊ AXIT - BAZƠ - Tích số ion của nước là 2 + - -14 H OK =[H ].[OH ] =1,0.10 (ở 25 0C). Một cách gần đúng, có thể coi giá trị của tích số này là hằng số cả trong dung dịch loãng của các chất khác nhau. - Các giá trị [H+] và pH đặc trưng cho các môi trường Môi trường trung tính: [H+] = 1,0.10-7M hoặc pH = 7 Môi trường axit: [H+] > 1,0.10-7M hoặc pH < 7 Môi trường kiềm: [H+] 7 IV. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI 1. Điều kiện xãy ra phản ứng - Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li chỉ xãy ra khi các ion kết hợp lại với nhau tạo thành ít nhất một trong các chất sau: + Chất kết tủa: BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl Ba 2+ + 2-4SO → BaSO4↓ + Chất bay hơi: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2↑ + H2O 2-3CO + 2H + → CO2↑ + H2O Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 3 + Chất điện li yếu: CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl CH3COO - + H + → CH3COOH 2. Bản chất phản ứng - Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion. B. PHẦN HƯỚNG DẪN GIẢI I. Các công thức liên quan khi giải bài tập của chương 1. Các PT ion thu gọn thường gặp - H+ + OH- H2O - - - - - Và các PT ion thu khác liên quan. Nên khi giải toán dựa vào PT ion thu gọn, các em cần đưa ra được PT ion thu gọn để việc giải bài tập hóa học được nhanh hơn. 2. Các CT thường gặp khi giải bài tập chương sự điện li - [H + ] = 10 -a (mol/l) → a = pH - pH = -lg[H + ] - [H + ].[OH - ] = 10 -14 -14 + - 10 [H ]= [OH ]  3. Định luật bảo toàn điện tích II. Bài tập vận dụng Ví dụ 1: Trộn 100 ml dung dịch HNO3 0.1M với 100 ml dung dịch H2SO4 0.05M thu được dung dịch A. a. Tính nồng độ các ion trong A. b. Tính pH của dung dịch A. c. Tính thể tích dung dịch NaOH 0.1M để trung hòa dung dịch A. Giải a. 3HNO n = 0.1*0.1 = 0.01 (mol) ; 2 4H SO n = 0.1*0.05 = 0.005 (mol)    2 2 4 3 3 2 44 3 H SO HNO HNO H SOSO NO H n = n = 0.005 (mol); n = n = 0.01 (mol); n = n + 2n = 0.02 (mol) 2 3 4 0.01 0.005 0.02 [NO ] = = 0.05(M); [SO ] = = 0.025(M); [H ] = = 0.1(M) 0.2 0.2 0.2    b. 1 0.02 [H ] = = 0.1(M) = 10 (M) pH = 1 0.2    c. Câu c ta có thể làm theo hai cách khác nhau: * Cách 1: Đây là cách mà chúng ta hay làm nhất từ trước đến nay đó là viết PTHH rồi tính toán dựa vào PTHH. HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O 0.01 0.01 H2SO4 + 2NaOH  Na2SO4 + 2H2O 0.005 0.01  NaOH NaOH M n 0.02 V = = = 0.2 (lit) C 0.1 * Cách 2: Ngoài cách giải trên, ta có thể vận dụng cách giải dựa vào PT ion thu gọn để giải. Đây là cách giải chủ yếu mà ta sử dụng khi giải các dạng bài tập về axit - bazơ củng như các dạng bài tập khác khi sử dụng PT ion thu gọn.  2 2 4 4 Ba + SO BaSO    4 3 2 NH + OH NH + H O    2 3 3 3 2 2 H + CO HCO H + HCO CO + H O           n n M + nOH M(OH)    §iÖn tÝch d­¬ng §iÖn tÝch ©m  Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 4 Bản chất của hai phản ứng trên là: H + + OH -  H2O 0.02  0.02  NaOH NaOHOH 0.02 n = n = 0.02 (mol) V = = 0.2 (lit) 0.1   Ví dụ 2: Dung dịch X chứa NaOH 0.1M, KOH 0.1M và Ba(OH)2 0.1M. Tính thể tích dung dịch HNO3 0.2M để trung hòa 100 ml dung dịch X. Giải Bài này ta có thể giải bằng các cách khác nhau, tuy nhiên ta đang học dựa vào PT ion thu gọn để giải bài tập, nên TÔI sẽ hướng dẫn giải dựa vào PT ion thu gọn. 2NaOH KOH Ba(OH) n = 0.1*0.1 = 0.01 (mol); n = 0.1*0.1 = 0.01 (mol); n = 0.1*0.1 = 0.01 (mol)  2NaOH KOH Ba(OH)OH n = n + n + 2n = 0.04 (mol) Bản chất của các phản ứng này là H + + OH -  H2O 0.04  0.04 3 3 HNO HNO M n 0.04 V = = = 0.2 (lit) C 0.2 Ví dụ 3: Cho dung dịch X chứa a mol Ba2+; b mol H+; c mol -3NO và d mol Cl -. Tìm mối liên hệ giữa a, b, c và d. Giải Dựa vào định luật bảo toàn điện tích ta có: 2a + b = c + d Ví dụ 4 (CĐA-07): Một dung dịch chứa 0,02 mol Cu2+, 0,03 mol K+ , x mol Cl- và y mol 2-4SO . Tổng khối lượng muối tan có trong dung dịch là 5,435 gam. Xác định giá trị của x và y. Giải Theo bài ra ta có hệ phương trình: 2 0,02.2 0,03 0,03 35,5 96 0,02.64 0,03.39 5,435 0,02 x y x x y y              C. PHẦN BÀI TẬP TỰ GIẢI I. PHẦN BÀI TẬP CƠ BẢN Câu 1. Viết PT điện li của các chất sau: a. HNO3, Ba(OH)2, NaOH, H2SO4, Ca(OH)2, Na2CO3, BaCl2, NaHCO3, H2S. b. CuSO4, Na2SO4 , Fe2(SO4)3, NaHPO4, Mg(OH)2, CH3COOH, H3PO4, HF. Câu 2. Viết PT phân tử và ion rút gọn của các phản ứng (nếu có) khi trộn lẫn các chất sau: a. dd HNO3 và CaCO3 b. dd KOH và dd FeCl3 c. dd H2SO4 và dd NaOH d. dd Ca(NO3)2 và dd Na2CO3 e. dd NaOH và Al(OH)3 f. dd Al2(SO4)3 và dd NaOHvừa đủ g. dd NaOH và Zn(OH)2 h. FeS và dd HCl i. dd CuSO4 và dd H2S k. dd NaOH và NaHCO3 l. dd NaHCO3 và HCl m. Ca(HCO3)2 và HCl Câu 3. Nhận biết dung dịch các chất sau bằng phương pháp hóa học. a. NH4NO3, (NH4)2CO3, Na2SO4, NaCl. b. NaOH, NaCl, Na2SO4, NaNO3 c. NaOH, H2SO4, BaCl2, Na2SO4, NaNO3 (chỉ dùng thêm quỳ tím). Câu 4. Viết phương trình phân tử ứng với phương trình ion thu gọn của các phản ứng sau a. 2+ 2-3 3Ba + CO BaCO  b. + - 4 3 2NH + OH NH + H O  c. S 2- + 2H +  H2S↑ d. Fe 3+ + 3OH -  Fe(OH)3↓ e. Ag + + Cl -  AgCl↓ f. H+ + OH-  H2O Câu 5. Viết PT dạng phân tử và ion rút gọn của các phản ứng trong dd theo sơ đồ sau: a. Pb(NO3)2 + ?  PbCl2↓ + ? b. FeCl3 + ?  Fe(OH)3 + ? Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 5 c. BaCl2 + ?  BaSO4↓ + ? d. HCl + ?  ? + CO2↑ + H2O e. NH4NO3 + ?  ? + NH3↑ + H2O f. H2SO4 + ?  ? + H2O Câu 6. Tính nồng độ các ion trong các dung dịch sau a. dd NaOH 0,1M b. dd BaCl2 0,2 M c. dd Ba(OH)2 0,1M Câu 7. Hòa tan 20 gam NaOH vào 500 ml nước thu được dung dịch A. a. Tính nồng độ các ion trong dung dịch A. b. Tính thể tích dung dịch HCl 2M để trung hòa dung dịch A. Câu 8. Trộn 100 ml dung dịch NaOH 2M với 200 ml dung dịch KOH 0,5M thu được dung dịch C. a. Tính nồng độ các ion trong dung dịch C. b. Trung hòa dung dịch C bằng 300 ml dung dịch H2SO4 CM. Tính CM. Câu 9. Trộn 100 ml dung dịch HCl 1M với 100 ml dung dịch H2SO4 0,5M thu được dung dịch D. a. Tính nồng độ các ion trong dung dịch D. b. Cho dung dịch D tác dụng với dung dịch BaCl2 dư thu được m gam kết tủa. Tính m. Câu 10. Tính pH của các dung dịch sau a. NaOH 0,001M b. HCl 0,001M c. Ca(OH)2 0,0005M d. H2SO4 0,0005M Câu 11. Trộn 200 ml dung dịch NaOH 0,1M với 300 ml dung dịch HCl 0,2M thu được dung dịch A. a. Tính nồng độ các ion trong dung dịch A. b. Tính pH của dung dịch A. Câu 12. Trộn 100 ml dung dịch NaOH 0.1M với 100 ml dung dịch KOH 0.1M thu được dung dịch D. a. Tính nồng độ các ion trong dung dịch D. b. Tính pH của dung dịch D. c. Trung hòa dung dịch D bằng dung dịch H2SO4 1M. Tính thể tích dung dịch H2SO4 1M cần dùng. Câu 13. Hỗn hợp dung dịch X gồm NaOH 0.1M và KOH 0.1M. Trộn 100 ml dung dịch X với 100 ml dung dịch H2SO4 0.2M thu được dung dịch A. a. Tính nồng độ các ion trong dung dịch A. b. Tính pH của dung dịch A. Câu 14. Dung dịch X chứa 0.01 mol Fe3+, 0.02 mol 4 NH , 0.02 mol 2 4 SO  và x mol 3 NO . a. Tính x. b. Trộn dung dịnh X với 100 ml dung dịch Ba(OH)2 0.3 M thu được m gam kết tủa và V lít khí (đktc). Tính m và V. Câu 15. Trộn 100 ml dung dịch FeCl3 0.1M với 500 ml dung dịch NaOH 0.1 M thu được dung dịch D và m gam kết tủa. a. Tính nồng độ các ion trong D. b. Tính m. Câu 16. Trộn 50,0ml dd NaOH 0,40M với 50,0 ml dd HCl 0,20M được dd A. Tính pH của dd A Câu 17. Trộn lẫn 100ml dd HCl 0,03M với 100 ml dd NaOH 0,01M được dd A. a. Tính pH của dd A. b. Tính thể tích dd Ba(OH)2 1M đủ để trung hòa dd A Câu 18. Trộn lẫn 100ml dd K2CO3 0,5M với 100ml dd CaCl2 0,1M. a. Tính khối lượng kết tủa thu được. b. Tính CM các ion trong dd sau phản ứng. Câu 19. Trộn 50ml dung dịch HCl với 50ml dung dịch NaOH có pH = 13 thu được dung dịch X có pH = 2. Số mol của dung dịch HCl ban đầu là bao nhiêu? Câu 20. Chia 19,8 gam Zn(OH)2 thành hai phần bằng nhau: a. Cho 150 ml dung dịch H2SO4 1M vào phần một. Tính khối lượng muối tạo thành. b. Cho 150 ml dung dịch NaOH 1M vào phần hai. Tính khối lượng muối tạo thành. Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 6 Câu 21. Cho 100 ml dung dịch hỗn hợp A gồm H2SO4 0,015M; HCl 0,03M; HNO3 0,04M. Tính thể tích dung dịch NaOH 0,2M để trung hòa hết 200ml dung dịch A. Câu 22. Cho 100 ml dung dịch hỗn hợp X gồm Ba(OH)2 0.015M; NaOH 0.03 M; KOH 0.04M. Tính thể tích dung dịch HCl 0.2M để trung hòa dung dịch X. Câu 23. Cho dung dịch A gồm 2 chất HCl và H2SO4. Trung hoà 1000 ml dung dịch A thì cần 400ml dung dịch NaOH 0,5M. Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,95 gam muối. a. Tính nồng độ mol/l của các ion trong dung dịch A. b. Tính pH của dung dịch A. Câu 24. Cho 200 ml dung dịch gồm MgCl2 0,3M; AlCl3 0,45M; và HCl 0,55M tác dụng hoàn toàn với V lít dung dịch C gồm NaOH 0,02M và Ba(OH)2 0,01M. Hãy tính thể tích V để được kết tủa lớn nhất và lượng kết tủa nhỏ nhất? Tính lượng kết tủa đó? Câu 25. Trộn 250 ml dung dịch hỗn hợp gồm HCl 0,08 mol/l và H2SO4 0,01 mol/l với 250 ml dung dịch NaOH a mol/l, thu được 500 ml dung dịch có pH = 12. Tính a. Câu 26. Để trung hòa 500 ml dung dịch X chứa hỗn hợp HCl 0,1M và H2SO4 0,3M cần bao nhiêu ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,3M và Ba(OH)2 0,2M? II. PHẦN BÀI TẬP NÂNG CAO Câu 1. Trộn 250 ml dd hỗn hợp HCl 0,08 mol/l và H2SO4 0,01 mol/l với 250 ml dd Ba(OH)2 có nồng độ x mol/l thu được m gam kết tủa và 500 ml dd có pH = 12. Hãy tím m và x. Giả sử Ba(OH)2 điện li hoàn toàn cả hai nấc. Câu 2. Trộn 300 ml dd hỗn hợp NaOH 0,1 mol/l và Ba(OH)2 0,025 mol/l với 200 ml dd H2SO4 có nồng độ x mol/l thu được m gam kết tủa và 500 ml dd có pH=2. Hãy tím m và x. Giả sử H2SO4 điện li hoàn toàn cả hai nấc. Câu 3. Dung dịch X chứa hỗn hợp KOH và Ba(OH)2 có nồng độ tương ứng là 0,2M và 0,1M. Dung dịch Y chứa hỗn hợp H2SO4 và HCl có nồng độ lần lượt là 0,25M và 0,75M. Tính thể tích dung dịch X cần để trung hòa vừa đủ 40 ml dung dịch Y. Câu 4. Dung dịch A gồm 5 ion: Mg2+, Ca2+, Ba2+, 0,1 mol Cl- và 0,2 mol - 3NO . Thêm từ từ dung dịch K2CO3 1M vào dung dịch A đến khi lượng kết tủa lớn nhất. Tính thể tích dung dịch K2CO3 cần dùng. Câu 5 (A-2010). Dung dịch X có chứa: 0,07 mol Na+; 0,02 mol 2 4 SO  và x mol OH . Dung dịch Y có chứa 4 ClO , 3 NO và y mol H +; tổng số mol 4 ClO và 3 NO là 0,04. Trộn X và Y được 100 ml dung dịch Z. Tính pH của dung dịch Z (bỏ qua sự điện li của H2O). Đáp án: pH = 1 Câu 6 (A-2010). Nhỏ từ từ từng giọt đến hết 30 ml dung dịch HCl 1M vào 100 ml dung dịch chứa Na2CO3 0,2M và NaHCO3 0,2M, sau phản ứng thu được V lít khí CO2 (đktc). Tính V. Đáp án: V = 0,01.22,4 = 0,224 (lít) Câu 7 (B-07). Trộn 100 ml dung dịch (gồm Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M) với 400 ml dung dịch (gồm H2SO4 0,0375M và HCl 0,0125M), thu được dung dịch X. Tính pH của dung dịch X. Đáp án: pH = 2 Câu 8 (B-08). Trộn 100 ml dung dịch có pH = 1 gồm HCl và HNO3 với 100 ml dung dịch NaOH nồng độ a (mol/l) thu được 200 ml dung dịch có pH = 12. Xác định giá trị của a (biết trong mọi dung dịch [H+][OH-] = 10-14). Đáp án: Giá trị a: 0,12 Câu 9 (CĐA-07). Một dung dịch chứa 0,02 mol Cu2+, 0,03 mol K+ , x mol Cl- và y mol 2- 4SO . Tổng khối lượng muối tan có trong dung dịch là 5,435 gam. Xác định giá trị của x và y. Đáp án: 0,03; 0,02x y  Câu 10 (CĐA-08). Dung dịch X chứa các ion: Fe3+, 2-4SO , + 4NH , Cl - . Chia dung dịch X thành hai phần bằng nhau: - Phần một tác dụng với lượng dư dung dịch NaOH, đun nóng thu được 0,672 lít khí (ở đktc) và 1,07 gam kết tủa; - Phần hai tác dụng với lượng dư dung dịch BaCl2, thu được 4,66 gam kết tủa. Tính tổng khối lượng các muối khan thu được khi cô cạn dung dịch X (quá trình cô cạn chỉ có nước bay hơi). Đáp án: Khối lượng muối trong X: 7,46 (gam) Câu 11 (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 được m gam kết tủa và V lít khí (đktc). Xác định giá trị Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 7 của V và m. Đáp án: m = 19,7 (gam), V = 0,2*22,4 = 4,48 (lít) Câu 12 (B-2011). Dung dịch X gồm 0,1 mol H+, z mol Al3+, t mol - 3NO và 0,02 mol 2- 4SO . Cho 120 ml dung dịch Y gồm KOH 1,2M và Ba(OH)2 0,1M vào X, sau khi các phản ứng kết thúc, thu được 3,732 gam kết tủa. Tính giá trị của z, t. Đáp án: z = 0,020 và t = 0,120. CHUYÊN ĐỀ II. NITƠ - PHOTPHO A. PHẦN LÝ THUYẾT TRỌNG TÂM I. NITƠ 1. Vị trí - cấu hình electron nguyên tử - Vị tí: Nitơ ở ô thứ 7, chu kỳ 2, nhóm VA của bảng tuần hoàn. - Cấu hình electron: 1s22s22p3. - Công thức cấu tạo của phân tử: N≡N. 2. Tính chất hóa học - Ở nhiệt độ thường, nitơ trơ về mặt hóa học, nhưng ở nhiệt độ cao nitơ trở nên hoạt động. - Trong các phản ứng hóa học nitơ vừa thể hiện tính oxi hóa vừa thể hiện tính khử. Tuy nhiên tính oxi hóa vẫn là chủ yếu. a. Tính oxi hóa (tác dụng với kim loại, H2,) 0 0 -3 t 2 3 23Mg + N Mg N (magie nitrua) 00 -3t ,p 2 2 3 xt N +3H 2N H b. Tính khử 00 +2t 2 2N + O 2NO  Khí NO sinh ra kết hợp ngay với O2 không khí tạo ra NO2 +2 +4 2 22NO + O 2NO 2. Điều chế a. Trong công nghiệp - Nitơ được điều chế bằng cách chưng cất phân đoạn không khí lỏng. b. Trong phòng thí nghiệm - Đun nóng nhẹ dung dịch bảo hòa muối amoni nitrit NH4NO3 0t N2↑ + 2H2O - Hoặc NH4Cl + NaNO2 0t N2↑ + NaCl + 2H2O II. AMONIAC - MUỐI AMONI 1. Amoniac a. Cấu tạo phân tử - Tính chất vật lý - Cấu tạo phân tử - Tính chất vật lý: NH3 là một chất khí, tan nhiều trong nước cho môi trường kiềm yếu. b. Tính chất hóa học * Tính bazơ yếu - Tác dụng với nước + - 3 2 4NH + H O NH + OH  Trong dung dịch amoniac là bazơ yếu. Có thể làm quỳ tím hóa xanh. Dùng để nhận biết NH3. - Tác dụng với dung dịch muối AlCl3 + 3NH3 + 3H2O → Al(OH)3↓ + 3NH4Cl - Tác dụng với axit NH3 + HCl → NH4Cl (khói trắng) Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 8 * Tính khử 2   0 0 -3 0 t 3 2 2 2 -3 t 3 2 2 4 N H + 3O 2 N + 6H O 4 N H + 5O 4 N O + 6H O 0 -3 0 t 3 2 22N H + 3Cl N + 6HCl Đồng thời NH3 kết hợp ngay với HCl tạo thành khói trắng. c. Điều chế * Trong phòng thí nghiệm 2NH4Cl + Ca(OH)2 0t CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O * Trong công nghiệp 0t ,xt,p 2 2 3N (k) + 3H (k) 2NH (k)  ∆H<0 - Các điều kiện áp dụng để sản xuất amoniac trong công nghiệp là + Nhiệt độ: 450 - 5000C + Áp suất cao: 200 - 300atm + Chất xúc tác: sắt kim loại trộn thêm Al2O3, K2O 2. Muối amoni a. Định nghĩa - Tính chất vật lý - Là chất tinh thể ion, gồm cation amoni +4NH và anion gốc axit - Tất cả đều tan trong nước và điện li hoàn toàn thành ion. b. Tính chất hóa học * Tác dụng với dung dịch kiềm (NH4)2SO4 + 2NaOH 0t 2NH3↑ + 2H2O + Na2SO4 NH4 + + OH - → NH3↑ + H2O - Phản ứng này để nhận biết ion amoni và điều chế amoniac. * Phản ứng nhiệt phân NH4Cl 0t NH3 (k) + HCl (k) (NH4)2CO3 0t NH3 (k) + NH4HCO3 (r) NH4HCO3 0t NH3 (k) + CO2 (k) + H2O (k) NH4NO2 0t N2 + 2H2O NH4NO3 0t N2O + 2H2O III. AXIT NITRIC 1. Cấu tạo phân tử - Tính chất vật lý a. Cấu tạo phân tử - Trong hợp chất HNO3, nguyên tố nitơ có số oxi hoá cao nhất là +5. b. Tính chất vật lý - Axit nitric tinh khiết là chất lỏng không màu, bốc khói mạnh trong không khí ẩm. Axit nitric không bền lắm: khi đun nóng bị phân huỷ một phần theo phương trình: 4HNO3  4NO2 + O2 + 2H2O - Axit nitric tan trong nước theo bất kì tỉ lệ nào. Trên thực tế thường dùng loại axit đặc có nồng độ 68%, D = 1,40 g/cm3. 2. Tính chất hóa học a. Tính axit - Axit nitric là một axit mạnh. Có đầy đủ tính chất của một axit. CuO + 2HNO3  Cu(NO3)2 + H2O Ca(OH)2 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + 2H2O CaCO3 + 2HNO3  Ca(NO3)2 + CO2 + H2O Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 9 b. Tính oxi hoá - Axit nitric là một trong những axit có tính oxi hoá mạnh. Tuỳ thuộc vào nồng độ của axit và bản chất của chất khử mà HNO3 có thể bị khử đến một số sản phẩm khác nhau của nitơ. * Với kim loại - Khi tác dụng với kim loại có tính khử yếu như Cu, Pb, Ag,... HNO3 đặc bị khử đến NO2, còn HNO3 loãng bị khử đến NO. Thí dụ: 0 +5 +2 +4 3 3 2 2 2Cu+ 4HNO (®Æc) Cu(NO ) + 2NO + 2H O 0 +5 +2 +2 3 3 2 23Cu+8HNO (lo·ng) 3Cu(NO ) + 2NO+ 4H O - Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh như Mg, Zn, Al,... HNO3 loãng có thể bị khử đến +1 2N O , o 2N hoặc -3 4 3NH NO . - Fe, Al bị thụ động hoá trong dung dịch HNO3 đặc, nguội. * Với phi kim        0 5 6 4 3 2 4 2 2 S 6HNO (®Æc) H SO 6NO 2H O * Với hợp chất      2 5 6 4 2 3 2 4 2 2 H S + 6H N O (®Æc) H S O + 6 N O + 3H O 3. Điều chế a. Trong phòng thí nghiệm NaNO3(r) + H2SO4(đặc)  HNO3 + NaHSO4 b. Trong công nghiệp - HNO3 được sản xuất từ amoniac. Quá trình sản xuất gồm ba giai đoạn : + Giai đoạn 1: Oxi hóa NH3 bằng oxi không khí tạo thành NO 4NH3 + 5O2  0t 4NO + 6H2O + Giai đoạn 2: Oxi hoá NO thành NO2. 2NO + O2  2NO2 + Giai đoạn 3: Chuyển hoá NO2 thành HNO3. 4NO2 + 2H2O + O2  4HNO3. IV. MUỐI NITRAT - Muối nitrat là muối của axit nitric. Thí dụ, natri nitrat (NaNO3), đồng (II) nitrat (Cu(NO3)2),... 1. Tính chất vật lí - Tất cả các muối nitrat đều tan nhiều trong nước và là chất điện li mạnh. + -3 3NaNO Na + NO 2. Tính chất hoá học - Muối nitrat của các kim loại hoạt động mạnh (kali, natri, canxi, ...) bị phân huỷ thành muối nitrit và oxi: Thí dụ: 2KNO3 ot  2KNO2 + O2 - Muối nitrat của kẽm, sắt, chì, đồng,... bị phân huỷ thành oxit kim loại tương ứng, NO2 và O2: Thí dụ: 2Cu(NO3)2 ot  2CuO + 4NO2 + O2 - Muối nitrat của bạc, vàng, thuỷ ngân,... bị phân huỷ thành kim loại tương ứng, khí NO2 và O2. Thí dụ: 2AgNO3 ot  2Ag + 2NO2 + O2 3. Nhận biết ion nitrat - Để nhận ra ion  3 NO , người ta đun nóng nhẹ dung dịch chứa  3 NO với Cu và H2SO4 loãng: 3Cu + 8H + +  3 2NO  3Cu2+ + 2NO + 4H2O (xanh) (không màu) 2NO + O2  2NO (nâu đỏ) Phản ứng tạo dung dịch màu xanh và khí màu nâu đỏ thoát ra. Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 10 V. PHOTPHO 1. Vị trí - Cấu hình electron nguyên tử a. Vị trí: Ô thứ 15, nhóm VA, chu kỳ 3 trong bảng tuần hoàn. b. Cấu hình electron: 1s22s22p63s23p3. 2. Tính chất vật lý - Photpho có hai dạng thù hình: Photpho trắng và photpho đỏ. Tùy vào điều kiện mà P(t) có thể chuyển thành P (đ) và ngược lại. - P (t) kém bền hơn photpho đỏ. Do vậy để bảo quản P (t) người ta ngâm vào nước. 3. Tính chất hóa học - Trong các hợp chất, photpho có các số oxi hóa -3, +3, +5. - Trong các phản ứng hóa học photpho thể hiện tính oxi hóa hoặc tính khử. a. Tính oxi hóa 0 0 -3 t 3 22P + 3Ca Ca P (canxi photphua) b. Tính khử * Tác dụng với oxi - Thiếu oxi: 0 0 +3 t 2 2 34P + 3O 2P O - Dư oxi: 0 0 +5 t 2 2 54P+ 5O 2P O * Tác dụng với Clo - Thiếu clo: 0 0 +3 t 2 32P+3Cl 2 P Cl - Dư clo: 0 0 +5 t 2 52P+ 5Cl 2 P Cl 4. Trạng thái tự nhiên - Trong tự nhiên photpho không tồn tại dưới dạng tự do. Hai khoáng vật quan trọng của photpho là: photphorit Ca3(PO4)2 và apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2. VI. AXIT PHOTPHORIC - MUỐI PHOTPHAT 1. Axit photphoric a. Tính chất hóa học - Là một axit ba nấc, có độ mạnh trung bình. Có đầy đủ tính chất hóa học của một axit. + -3 4 2 4H PO H + H PO  - + 2-2 4 4H PO H + HPO  2- + 3-4 4HPO H + PO  - Khi tác dụng với dung dịch kiềm, tùy theo lượng chất mà tạo ra các muối khác nhau. H3PO4 + NaOH → NaH2PO4 + H2O H3PO4 + 2NaOH → Na2HPO4 + 2H2O H3PO4 + 3NaOH → Na3PO4 + 3H2O b. Điều chế * Trong phòng thí nghiệm P + 5HNO3 → H3PO4 + 5NO2 + H2O * Trong công nghiệp - Cho axit sunfuric đặc tác dụng với quặng apatit hoặc photphoric Ca3(PO4)2 + 3H2SO4 (đặc) 0t 2H3PO4 + 3CaSO4↓ - Để sản xuất axit photphoric với độ tinh khiết và nồng độ cao hơn người ta điều chế từ P 4P + 5O2 0t 2P2O5 P2O5 + 3H2O  2H3PO4 2. Muối photphat a. Định nghĩa - Muối photphat là muối của axit photphoric. - Muối photphat được chia thành 3 loại Muối đihiđrophotphat : NaH2PO4, NH4H2PO4, Ca(H2PO4)2 Muối hiđrophotphat : Na2HPO4, (NH4)2HPO4, CaHPO4 Trường THPT Nguyễn Chí Thanh GV: Nguyễn Phú Hoạt Page 11 Muối photphat : Na3PO4, (NH4)3PO4, Ca3(PO4)2 b. Nhận biết ion photphat - Thuốc thử: dung dịch AgNO3 - Hiện tượng: Xuất hiện kết tủa màu vàng + 3- 4 3 43Ag + PO Ag PO  (màu vàng) VII. PHÂN BÓN HÓA HỌC - P