Hóa 11 nâng cao - chương I

ƠN TẬP ĐẦU NĂM
I. MỤC TIÊU :
1. Kiến thức :
- n lại một số kiến thức cơ bản về hố học .
- n lại cáckiến thức đã học ở lớp 10
* Cấu hình electron , sư phân bố electron vào các obitan .
* Phản ứng oxh khử
* Nhóm halogen .
* Nhóm 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 q trình ơn tập
2. Bài mới :
Hoạt động của thầy Hoạt động của trò
Hoạt động 1 : vào bài
Để chuẩn bò cho kiểm tra chất lượng đầu năm
n 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 đònh 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 ?
I. 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 , I
1
, 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 , I
1
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 .

Hoạt động 3 :
Cho hs làm các bài tập vận dụng
Bài 1 : Viết cấu hình electron , xác đònh vò 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 + HNO
3
→ Al(NO
3
)
3
+ N
2
O + H
2
O
b.Fe
x
O
y
+ HNO
3
→ Fe(NO
3
)
3
+ NO + H
2

O
c.KNO
3
+ S + C → K
2
S + N
2
+ CO
2
d. NaOH + Cl
2
→ NaCl + NaClO
3
+ H
2
O
e. Zn + HNO
3
→ Zn(NO
3
)
2
+ NH
4
NO
3
+ N
2
+ H
2

O
tỉ lệ mol 2 : 3
Bài 3 : Hoàn thành chuỗi phản ứng :
Nước javen
NaCl→Cl
2
→HCl →SO
2
→S→H
2
S
H
2
SO
4
KClO
3
→ O
2
Bài 4 : Bằng phương pháp hoá học nhận biết các
chất sau :
a.NaI , NaBr , NaCl , Na
2
SO
4
b.NaOH , AgNO
3
, BaCl
2
, H

2
SO
4
, HBr
c.Na
2
S , AgNO
3
, BaCl
2
, Pb(NO
3
)
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 ?
II. BÀI TẬP :
Bài 1 : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p

3
- ô :15
- Z=15 : chu kỳ : 3
- nhóm : VA

Z=24 : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
5
4s
1
Z=35 : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d

10
4s
2
4p
3
Z=29 : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
1
Bài 2 :
Học sinh lên bảng làm theo trình tự 4 bước
a. 8Al + 30HNO
3
→ 8Al(NO
3
)
3
+ 3N
2
O + 15H

2
O
b.3Fe
x
O
y
+ (12x-2y) HNO
3
→ 3xFe(NO
3
)
3

+ (3x-2y)NO + (6x-y) H
2
O
c.2 KNO
3
+ S +3 C → K
2
S + N
2
+3 CO
2
d. 6NaOH + 3Cl
2
→ 5NaCl + NaClO
3
+ 3H
2

O
Bài 3 :
1. NaCl + H
2
O → NaOH + Cl
2
+ H
2
2. Cl
2
+ NaOH → NaCl + NaClO
3. Cl
2
+ H
2
→ HCl
4. Cl
2
+ KOH → KCl + KClO
3
+ H
2
O
5. KClO
3
→ KCl + O
2
6. HCl + BaSO
3
→ BaCl + SO

2
+ H
2
O
7. SO
2
+ H
2
S → S + H
2
O
8. S + H
2
→ H
2
S
9. SO
2
+ Cl
2
+ H
2
O → H
2
SO
4
+ HCl
Bài 4 :
Học sinh lên bảng nhận biết các chất
I

-
: AgNO
3
→ kết tủa vàng đậm
Br
-
: AgNO
3
→ kết tủa vàng nhạt
Cl
-
: AgNO
3
→ kết tủa trắng
SO
4
2-
: BaCl
2
→ kết tủa trắng
S
2-
: Pb(NO
3
)
2
→ kết tủa trắng
Lưu ý : nhận biết SO
4
2-

trước Cl
-
Bài 5 :
n
Al

= 0,03 mol
n
S
= 0,025 mol
2Al + 3S → Al
2
S
3
Al dư , phương trình phản ứng tính theo S
Sau phản ứng gồm : Al dư và Al
2
S
3
2Al + 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H
2
Al
2
S
3
+ 6HCl → 2AlCl
3
+ 3H

2
S
n
H2
= 0,0195 mol
n
H2S
= 0,025 mol
Vậy V
khí
= 0,9968 lit
b.
n
NaOH
= 0,12 mol
n
H2S
= 0,025 mol
n
NaOH
/ n
H2S
= 4,8 ⇒ tạo ra muối trung hoà
2NaOH + H
2
S → Na
2
S + H
2
O

Sau phản ứng : m
NaOH
= 0,07 . 40 = 2,8g
M
Na2s
= 1,95 g
M
dd
= 0,85 + 32 = 32,85 g
⇒ C%
NaOH
= 8,52%
C%
Na2S
= 5,9%
3. Bài tập về nhà :
Bài 1 : Một hỗn hợp gồm 8,8g Fe
2
O
3
và 1 kim loại hoá trò 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 H
2
SO
4
đặc nóng thu được
1,68l khí A ( đkc )
a. Tìm kim la 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 đòng 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 Cl
2
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 AgNO
3
20% ( D=1,12 g/ml) cần dùng để kết tủa hết dd A ?
Bài 3 : cho hỗn hợp gồm Mg và AL vào dd H
2
SO
4
loãng thu được 2,24l khí ( đkc ) . Nếu cũng hỗn hợp
đó cho vào dd H
2
SO
4
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 ?
CHƯƠNG I : SỰ ĐIỆN LI
I. MỤC TIÊU CỦA CHƯƠNG :
1. Kiến thức : Cho học sinh hiểu
- Các khái niệm về sự điện li , chất điện li , chất điện li n\mạnh , chất điện li yếu .
- Cơ chế của quá trình điện li
- Khái niệm về axit , bazơ theo Arêniut và Bronsted .
- Sự điện li của nước , ticvh1 số ion của nước .
- Đánh giá độ axit , độ kiềm của dd dựa vào nồng độ của ion H
+

và dựa vào PH của dung dòch .
- Phản ứng trong dd chất điện li .
2. Kỹ năng :
- Rèn luyện kỹ năng thực hành : quan sát nhận xét và đánh giá .
- Viết phương trình ion và ion rút gọn của các phản ứng xảy ra trong dd .
- Dựa vào hằng số phân li axit , hằng số phân li bazơ để tính nồng độ H
+
, OH
-
trong dung dòch .
3. Giáo dục tình cảm , thái độ :
- Tin tưởng vào phương pháp nghiên cứu khoc học bằng thực nghiệm .
- Rèn luyện đức tính cẩn thận , thẩm mó , tỉ mó .
- Có được hiểu bíet khoa học đúng đắn vể dd axit , bazơ , muối .

Ngày soạn : 12/9/2006
Ngày dạy : 20/9/2006
Tiết :7
Bài 4 : 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 dòch 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
dòch 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 dòch .
- Hoá chất : NaCl , NaOH rắn , H
2
O cất , dd : rượu etilic , đường , glyxerol , HCl .
IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG :
1. Kiểm tra : Không có
2. Bài mới :
Hoạt động của thầy Hoạt động của trò Nội dung
Hoạt động 1 : Tại sao có những
dd dẫn điện và có những dd
không dẫn điện ?
Các axit , bazơ , muối hoà tan
trong nước xảy ra những hiện
tượng gì ?
Hoạt động 2 :
Hiện tượng điện li
- Gv lắp hệ thống thí nghiệm như
sgk
Hướng dẫn hs làm thí nghiệm
Hoạt động 3 :
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 :
HNO
3
, Ba(OH)
2
, FeCl
2
…
- HS làm TN biểu diễn
Quan sát , nhận xét và rút ra kết
luận .
* NaOH rắn , NaCl rắn , H
2
O

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 :
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
Ba(OH)
2
→ Ba
2+
+ 2OH
-
FeCl
2
→ Fe
2+
+ 2Cl
-
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 : H
2
O 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
-
Al
2
(SO
4
)
3
→ Al
3+
+ SO
4
2-

Ca(OH)
2
→ Ca
2+
+ 2OH
-
* Ion dương : gọi là cation
Tên = Cation + tên nguyên tố .
* Ion âm : gọi là anion
Tên = Anion + tên gốc axit tương
ưng .
Hoạt động 4 :
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 dòch 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 H
2
O .
Hoạt động 5 :
- 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 bò các phân tử
nước bao vây
→ gọi là hiện tượng hiđrat hoá
Hoạt động 6 :
- Gv nêu vấn đề : 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 .
Đọc tên :
Fe
2+
: ion sắt (II)
Ba

2+
: ion bari
NO
3
-
: ion nitrat
Cl
-
: ion clorua
- Hs lên bảng viết CTCT của
H
2
O .
- Phân tích cấu tạo : lk CHT có
cực , phân tử có dạng góc , độ
phân cực của H
2
O

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 .
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
H
2
O phân cực , những ion Na
+
và
Cl
-
hút về chúng những phân tử
H
2
O

, quá trình tương tác giữa
các phân tử H

2
O 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 H
2
O 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 .
3. Củng cố :
- Bài 2 , 4 / 26 sgk
- Tại sao dưới tác dụng của phân tử HCl , phân tử H
2
O không phân li thành H
+
và OH
-
?
4. Bài tập về nhà :
Bài tập trong sbt .
V. RÚT KINH NGHIỆM :
Ngày soạn : 12/9/2006
Ngày dạy : 20/9/2006
Tiết : 8
Bài5 : 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 dòch .
- Dung dòch : HCl 0,1M , CH
3
COOH 0,1M .
IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG :
1. 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 ?
2. Bài mới :
Hoạt động của thầy Hoạt động của trò Nội dung
Hoạt động 1 : Vào bài
Gv làm thí nghiệm tính dẫn điện
của dd HCl và dd CH
3
COOH .
Tại sao độ sáng của bóng đèn
không giống nhau ?
Hoạt động 2 :
- 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 3 : 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 α?
Hoạt động 4 :
- 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) : HNO
3
, 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 Na
2
CO
3

0,1M
* Dd KNO
3
0,1M
* Dd MgCl
2
0,05M
- 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 CH
3
COOH
→ HCl phân li mạnh hơn
CH
3
COOH .
- Hs dựa vào biểu thức nêu khái
niệm độ điện li .
- Cho biết giá trò của α .
-Hs làm ví dụ :
α = 85/100 = 0,85 hay 85%
- Dựa vào sgk đònh nghóa chất
điện li mạnh .
- Hs cho biết độ điện li α 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
, H
2
SO
4
, Na
2
CO
3
.
- Dựa vào hướing dẫn của gv học
sinh tính nồng độ của các ion :
Na
2
CO
3
→ 2Na
+
+ CO
3
2-
0,1M 0,2M 0,1M
KNO
3
→ K
+

+ NO
3
-
0,1M 0,1M 0,1M
I. Độ điện li :
1. Thí nghiệm :
Sgk
2. Độ điện li :
- Độ điện li α của một chất điện
li là tỉ số của số phân tử phân li
ra ion (n) và tổng số phân tử hoà
tan (n
o
)
α =
o
n
n
với 0 ≤ α ≤ 1
- Khi α = 0 : chất không điện li
Ví dụ : Trong dd CH
3
COOH
0,43M , cứ 100 phân tử hoà tan
chỉ có 2 phân tử phân li ra ion
→ Vậy α = 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 : α = 1 .
Ví dụ : HNO
3
, NaOH , NaCl …
- Phương trình điện li được biểu
diễn bằng mũi tên →
Ví dụ :
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
NaOH → Na
+
+ OH
-
NaCl → Na
+
+ Cl
-
Hoạt động 5
- 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
ˆ ˆ†
‡ ˆˆ
cho biết đó là
quá trình thuận nghòch .
Hoạt động 6 : Cân bằng điện li
- Đặt vấn đề : đặt trưng của quá
trình thuận nghòch là gì ?
Vậy cân bằng điện li là gì ?
- Viết biểu thức tính hằng số
điện li của CH
3
COOH ?
- 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 CH
3
COOH 0,1Mù α = 1,32%
dd CH
3
COOH 0,043M α = 2%
dd CH
3
COOH 0,01M α = 4,11%
MgCl
2

→ Mg
2+
+ 2Cl
-
0,05M 0,05M 0,1M
- Hs đònh nghóa chất điện li yếu
và cho biết α nằm trong khoảng
nào : 0 < α < 1
- Hs nghiên cưú sgk trả lời :
H
2
S , CH
3
COOH , 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 nghòch 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 =

3
3
[ ][ ]
[ ]
H CH COO
CH COOH
+ −
→ K phụ thuộc vào nhiệt độ
Hs nghiên cứu sgk trả lời .
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 < α < 1
- Gồm : các axit yếu , bazơ yếu ,
muối ít tan …
- Trong phương trình điện li dùng
mũi tên
ˆ ˆ†
‡ ˆˆ
Ví dụ :
CH
3
COOH
ˆ ˆ†
‡ ˆˆ
H
+

+ CH
3
COO
-
NH
4
OH
ˆ ˆ†
‡ ˆˆ
NH
4
+
+ OH
-
a. Cân bằng điện li :
- Sự điện li của chất điện li yếu
có đầy đủ đặc trưng của quá tình
thuận nghòch .
- 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. nh hưởng của sự pha loãng
đến độ điện li :
khi pha loãng dung dòch , độ điện
li của các chất tăng .
3.Củng cố : Bài tập 2,3 /sgk
4. Bài tập về nhà : 4,5 /29 sgk

5.1 → 5.6 / sbt
V. RÚT KINH NGHIỆM :
Ngày soạn : 18/9/2006
Ngày dạy : 23/9/2006
Tiết :9
Bài 6 : AXIT – BAZƠ - MUỐI
I. MỤC TIÊU :
1. Kiến thức :
- Biết khái niệm axit , bazơ theo thuyết Arêniut và Bronsted .
- Biết ý nghóa 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 , ZnCl

2
, HCl , NH
3
, quỳ tím .
IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG :
1. Kiểm tra :
* Thế nào là chất điện li mạnh ? chất đòên li yếu ? cho ví dụ ?
* Tính [ion] các ion có trong dd khi hoà tan HA 0,1M vào nước biết α = 1,5% .
2. Bài mới :
Hoạt động của thầy Hoạt động của trò Nội dung
Hoạt động 1 : Vào bài
Đònh nghóa axit ? bazơ ? muối ?
Dựa vào kiến thức đã học .
Hoạt động 2 : Thuyết Arêniut
- Axit có phải là chất điện li
không ?
- Viết phương trình điện li của
các axit sau : HCl , HNO
3
,
H
3
PO
4
, H
2
SO
4
.
-Tính chất chung của axit , bazơ

là do ion nào quyết đònh ?
→ Từ phương trình điện li Gv
hướng dẫn Hs rút ra đònh nghóa
mới về axit , bazơ .
Hoạt động 3 :
- So sánh phương trình điện li
của HCl và H
2
SO
4
?
→ Kết luận về axit một nấc và
axit nhiều nấc .
- Thông báo : các axit phân li lần
lượt theo từng nấc .
- Gv hướng dẫn :
H
2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
HSO
4
-

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ
H
+
+ SO
4
2-
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 .
-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
đònh

- 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 H
2
SO
4
và H
3
PO
4

-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
.
I. Axit , bazơ theo thuyết
Arêniut :
1. Đònh nghóa :
* Axit : Là chất khi tan trong
nước phân li ra cation H
+
Ví dụ :
HCl → H
+
+ Cl
-

CH
3
COOH → H
+
+ CH
3
COO
-
* Bazơ : Là chất khi tan trong
nước phân li ra ion OH
-
.
Ví dụ :
KOH → K
+

+ OH
-

Ba(OH)
2
→ Ba
2+
+ 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 , HNO
3
,
CH
3
COOH …
- Các axit mà một phân tử
phân li nhiều nấc ra ion H
+

gọi là axit nhiều nấc .
Ví dụ : H
3
PO
4
, H
2
CO
3
…
- 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 :
Ca(OH)
2
→ Ca(OH)
+
+ OH
-
Hoạt động 4 :
- Gv làm thí nghiệm :
Nhỏ từ từ dd NaOH vào dd
ZnCl
2
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
→ H
2
ZnO
2
Pb(OH)
2
→ H
2
PbO
2
Al(OH)
3
→ HAlO
2
.H
2
O
-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 .
Ca(OH)
+
→ Ca
2+
+ OH
-
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

ˆ ˆ†
‡ ˆˆ
Zn
2+
+ 2OH
-
Zn(OH)
2

ˆ ˆ†
‡ ˆˆ
Zn
2-
+ 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 .
3. Củng cố : Bài tập 1, 2, 4 / sgk
Ngày soạn : 20/9/2006
Ngày dạy :27/9/2006
Tiết :10
Bài 6 : AXIT – BAZƠ - MUỐI
I. MỤC TIÊU :
Đã trình bày ở tiết 9 .
II. PHƯƠNG PHÁP :
Giải thích , đàm thoại .
III. CHUẨN BỊ :
Hệ thống câu hỏi và bài tập
IV. THIẾT KẾ CÁC HOẠT ĐỘNG :
1. Kiểm tra :

* Đònh nghóa axit , bazơ theo thuyết Arêniut ? cho ví dụ ?
* Thế nào là hiđrôxit lưỡng tính ? viết phương trình điện li của Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Cr(OH)
3
?