Hóa 11 tóm tắt kiến thức chương sự điện li ( có bài tập cơ bản và đáp án )

CHƯƠNG I-SỰ ĐIỆN LI
I. SỰ ĐIỆN LI
1. KIẾN THỨC CƠ BẢN
1.1 Chất điện li
1.2 Sự điện li
1.3 Chất điện li mạnh, chất điện li yếu
a. Chất điện li mạnh:
+ Axit: HI, HNO3, HCl, HBr, HClO4, H2SO4.....
+ Bazo: NaOH. KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2......
+ Muối: Đa số các muối tan
b. Chất điện li yếu:
+ Axit: HNO2, HF, HClO, HClO2, H2S, H2SiO3, H3PO4, CH3COOH, H2SO3....
+ Bazo: NH4OH, M(OH)n ↓ ( Với M là kim loại )
+ Muối: Các muối ít tan
1.4 Độ điện li và hằng số điện li
2. BÀI TẬP ÁP DỤNG
Bài 1: Viết phương trình điện li của các chất sau đây trong nước
a/ H2SO4, HClO, NaOH, Ba(OH)2, Fe2(SO4)3, Al(NO3)3
b/ HClO (axit yếu ), KClO3, (NH4)2SO4, NaHCO3, K2SO3, Na3PO4, CaBr2, Na2CO3
c/ H3PO4, H2S, H2CO3, H2SO3
Bài 2: Tính nồng độ mol/lit các ion trong mỗi dung dịch sau:
a/ 100 ml dung dịch chứa 4,62 gam Al(NO3)3
b./0,2 lít dung dịch có chứa 11,7 gam NaCl
3. BÀI TẬP SGK
--Bài 5, 7 trang 10
II. AXIT-BAZO-MUỐI
1. KIẾN THỨC CƠ BẢN


1.1 Định nghĩa
a. Axit –bazo thuyết A-RÊ-NI-UT và theo thuyết BRON-STET

b. Phân loại axit một nấc, axit nhiều nấc.
c. Hidroxit lưỡng tính
-Theo A-Rê-Ni-Ut: Hidroxit lưỡng tính khi tan trong nước, vừa có thể phân li như axit,
vừa có thể phân li như bazo

Al(OH)3
Al(OH)3


→
¬



AlO 2−


→
¬



+ H+

+ H2O hoặc (Al(OH)3


→
¬




AlO 2−

+ H3O+ )

Al3+ + 3OH-

-Theo Bron-stet: Hidroxit lưỡng tính có thể nhường hoặc nhận proton

Al(OH)3 + OH-

Al(OH)3 + 3H

+


→
¬



→
¬



AlO 2−

Al3+

+ 2H2O

+ 3H2O

d. Hằng số phân li axit, hằng số phân li bazo
2. BÀI TẬP ÁP DỤNG
CO32−

Bài 1: Viết phương trình phản ứng chứng tỏ
tính

O3−

và S2- là một bazo và HC

và HS- là chất lưỡng

Bài 2: Tính nồng độ mol của ion H+ trong dung dichj HCOOH 0,1M. Cho hằng số phân li axit
Ka=1.78.10-4
Bài 3: Tính nồng độ mol của ion OH- trong dung dịch NH3 0,01M. Cho hằng số phân li bazo
Kb=1,80.10-5
3. BÀI TẬP SGK
--Bài 7,8,9,10 trang 16
III. SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC .pH. CHỈ THỊ AXIT-BAZO
1. KIẾN THỨC CƠ BẢN
K=
1.1. Hằng số điện li của nước:

[ H + ][OH − ]

[ H 2 O]


1.2 Tích số ion của nước: KH2O =[H+]. [OH-]=10-14
1.3 Độ pH: NÕu [H+]= 10-aM

→

pH=a

pH = 7: Môi trường trung tính
pH <7: Môi trường axit
pH >7: Môi trường bazo
Ngoài ra cũng có thể định nghĩa pH qua biểu thức toán học : pH = -lg[H+]
2. BÀI TẬP ÁP DỤNG
Bài 1: Tính pH của mỗi dung dịch sau:
a/ HNO3 0,04M
b/ H2SO4 0,01M + HCl 0,05M
c/ NaOH 0,001M
d/ KOH 0,1M + Ba(OH)2 0,2M
Bài 2: Cho dung dịch H2SO4 có pH =2. Tính nồng độ mol/lit của H+ và H2SO4
Bài 3: Trộn 300ml dung dịch HNO3 với 200ml dung dịch NaOH 1,5M. Tính pH của dung dịch
thu được
Bài 4: Trộn 100ml dung dịch Ba(OH)2 0,06M với 400ml dung dịch HCl 0,02M. Tính pH của
dung dịch tạo thành
Bài 5: Một dung dịch có [OH-] =2.10-3M. Tính pH của dung dịch
3 BÀI TẬP SGK
-Bài 3,4,5, 10 trang 20

-Bài 2,3,4,5,6,10 trang 23

IV. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI
1. KIẾN THỨC CƠ BẢN
1.1 Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion
1.2 Cách viết phương trình ion rút gọn của phản ứng trao đổi ion
1.3 Sự thủy phân của muối
2. BÀI TẬP ÁP DỤNG
Bài 1: Viết phương trình phân tử và ion thu gọn của các phản ứng sau ( nếu có ) xảy ra trong
dung dịch các cặp chất sau
a/ FeCl3 + NaOH
c/ NaHCO3 và HCl
e/ KNO3 + NaCl
g/ NaHCO3 + NaOH
k/ Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2

b/ Zn(OH)2 + HNO3
d/ (CH3COO)2Ca và HCl
h/ NaH2PO4 + HCl
i/ Ca(HCCO3)2 + HCl
l/ FeS(r) + HCl


3. BÀI TẬP SGK
- Bài 2 trang 28

-Bài 1 trang 30

- Bài 11 trang 29

-Bài 10 trang 31