hóa 11 cb có phần trọng tâm

Tiết 1 ÔN TẬP ĐẦU NĂM
I. Mục tiêu bài học
1. 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.
2. Kỹ năng
- Làm các dạng bài tập và cân bằng phản ứng oxi hoá khử.
II.Chuẩn bị
1. Giáo viên
Hệ thống hoá các kiến thức chương trình lớp 10.
Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK)
2. 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
1. Ổn định lớp
2. 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
Cl
35
17
chiếm 75,77% và

Cl
37
17
chiếm 24,23% tổng
số nguyên tử.
Hoạt động 2
Cấu hình electron nguyên tử
? Thí dụ
Viết cấu hình electron
nguyên tử
19
K,
20
Ca,
26
Fe,
35
Br.
Hướng dẫn học sinh viết
phân bố năng lượng rồi
+ 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.
100
b.Ya.X
A
+

=
Cấu hình electron nguyên tử là sự
phân bố electron trên các phân
lớp thuộc các lớp khác nhau.
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
100
b.Ya.X
A
+
=
Thí dụ:
100
24,23.3775,77.35
A
(Cl)
+
=
≈ 35,5
3. Cấu hình electron nguyên tử
Thí dụ
19
K
E : 1s
2
2s

2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
Ch : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
20
Ca
E : 1s
2
2s
2
2p
6
3s

2
3p
6
4s
2
Ch : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
26
Fe
E : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s

2
3d
6
Ch : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
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 ?
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
35
Br
E :
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p

5
Ch :
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2
4p
5
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.

7
N : 1s
2
2s
2
2p
3
15
P : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
3
Chúng thuộc nhóm V
A
Bán kính nguyên tử N < P
Độ âm điện N > P
Tính phi kim N > P
Hiđroxit HNO
3
có tính axit mạnh
hơn H
3
PO
4

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 (χ)
Loại liên kết
0<χ< 0,4
Liên kết
CHT không
cực.
0,4<χ<1,7
Liên kết
CHT có cực.
χ ≥ 1,7 Liên kết ion.
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.
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”.
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. KMnO
4
+ HCl → KCl + MnCl
2
+
Cl
2
+ H
2
O
b. K
2
Cr
2
O
7
+ HCl → KCl + CrCl
3
+
Cl
2
+ H
2
O
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 :
N
2(k)
+ 3H
2(k)
 2NH
3(k)
H<0.
Áp dụng những biện pháp nào để
tăng hiệu suất phản ứng ?
3. 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 :
Khái niệm về sự điện li, chất điện li, chất điện li mạnh, chất điện li yếu, cân bằng điện li.
Kĩ năng
− Quan sát thí nghiệm, rút ra được kết luận về tính dẫn điện của dung dịch chất điện li.
− Phân biệt được chất điện li, chất không điện li, chất điện li mạnh, chất điện li yếu.
− Viết được phương trình điện li của chất điện li mạnh, chất điện li yếu.
Trọng tâm
− Bản chất tính dẫn điện của chất điện li (nguyên nhân và cơ chế đơn giản)

− Viết phương trình điện li của một số chất.
II. Chuẩn bị
3. Giáo viên
- Dụng cụ và hoá chất thí nghiệm đo độ dẫn điện.
- Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK)
4. 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
1. Ổn định lớp
2. 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
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
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
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 CH
3
COOH

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 CH
3
COOH 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.
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.
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
CH
3
COOH.
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 HNO
3
,
H
2
SO
4
, HClO
4
, HClO
3
, HCl,
HBr, HI, HMnO
4
...
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
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
- Chất điện li yếu gồm
axit có độ mạnh trung bình và
yếu: CH
3
COOH, HCN, H
2
S,
HClO, HNO
2
, H
3
PO
4
...
bazơ yếu Mg(OH)
2
, Bi(OH)
3

...
Một số muối của thuỷ ngân
như Hg(CN)
2
, HgCl
2
...
3. 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.
4. 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 được :
− Định nghĩa : axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính và muối theo thuyết A-rê-ni-ut.
− Axit một nấc, axit nhiều nấc, muối trung hoà, muối axit.
Kĩ năng
− Phân tích một số thí dụ về axit, bazơ, muối cụ thể, rút ra định nghĩa.
− Nhận biết được một chất cụ thể là axit, bazơ, muối, hiđroxit lưỡng tính, muối trung hoà, muối
axit theo định nghĩa.
− Viết được phương trình điện li của các axit, bazơ, muối, hiđroxit lưỡng tính cụ thể.
− Tính nồng độ mol ion trong dung dịch chất điện li mạnh.
B. Trọng tâm
− Viết được phương trình điện li của axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính theo A-re-ni-ut
− Phân biệt được muối trung hòa và muối axit theo thuyết điện li
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề.

III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Nội dung kiến thức.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Kiểm tra bài cũ
- Sự điện li là gì ? Chất điện li là gì ?
- Thế nào là chất điện li yếu, điện li mạnh.
3. 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.
Axit là những hợp chất gồm có
nguyên tử hiđro liên kết với
I. Axit
1. Định nghĩa
HCl → H
+
+ Cl
-
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 H
2
SO
4
,
H
3
PO
4
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, HNO
2
, HClO
4
.
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
gốc axit.
Axit là chất điện li.
HCl, HNO
3
, H
2
SO
4
.
HCl → H
+

+ Cl
-
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
H
2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
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
+
.

H
2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
HSO
4
-

 H
+
+ SO
4
2-
.
H
3
PO
4
 H
+
+ H
2
PO
4
-

H
2
PO
4
-
 H
+
+ HPO
4
2-
H
2
PO
4
-
 H
+
+ PO
4
3-

Những axit phân li nhiều nấc
ra nhiều cation H
+

gọi là đa
axit.
HClO  H
+

+ ClO
HNO
2
 H
+
+ NO
2
-
HClO
4
→ H
+
+ ClO
4
-
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
→ Ca
2+
+ 2OH
-
Sự điện li của bazơ tạo ra
anion OH
-
. Tính chất chung
của bazơ là tính chất của anion
OH
-
.
Ba(OH)
2
→ Ba
2+
+ 2OH
-
LiOH → Li
+
+ OH
-
Sr(OH)
2
→ Sr
2+
+ 2OH
-
HNO

3
→ H
+
+ NO
3
-
H
2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
CH
3
COOH  H
+
+ CH
3
COO
-
- Theo thuyết Areniut axit là chất
khi tan trong nước phân li ra cation
H
+
.

2. Axit nhiều nấc

H
3
PO
4
 H
+
+ H
2
PO
4
-

H
2
PO
4
-
 H
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
-
 H
+
+ PO
4
3-

- 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
→ Ca
2+
+ 2OH
-
- Theo thuyết Areniut bazơ là chất
khi tan trong nước phân li ra anion
OH
-
.
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.
H
2
ZnO
2
, HAlO
2
.H
2
O, H
2
PbO
2
.
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
 Pb
2+
+ 2OH
-
Pb(OH)
2
 PbO
2
2-
+ 2H
+
Sn(OH)
2
 Sn
2+
+ 2OH
-
Sn(OH)
2
 SnO

2
2-
+ 2H
+
Al(OH)
3
 Al
3+
+ 3OH
-
Al(OH)
3
 AlO
2
-
+ H
+
+ H
2
O
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
 Zn
2+
+ 2OH

-
Zn(OH)
2
 ZnO
2
2-
+ 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, CH
3
COOH 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
1. Kiến thức
- Biết khái niệm axit, bazơ theo thuyết Areniut.
- Biết được sự điện li của axit, bazơ và muối trong nước.
2. 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
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. 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.
3. 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, NaHSO
4
, KNO
3
,
KMnO
4
.
NaCl → Na
+
+ Cl
-
KNO
3
→ K
+
+ NO
3
-
NaHSO
4
→ Na
+
+ HSO
4

-
KMnO
4
→ Na
+
+ MnO
4
-
Vậy muối là hợp chất khi tan
trong nước phân li ra cation
kim loại (hoặc cation NH
4
+
) 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 HgCl
2
,
Hg(CN)
2
.

NaHCO
3
, NaHS, KNO
3
,
K
3
PO
4
, Na
2
CO
3
.
KNO
3
→ K
+
+ NO
3
-
K
3
PO
4
→ 3K
+
+ PO
4
3-

NaHCO
3
→ Na
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
 H
+
+ CO
3
2-
NaHS → Na
+
+ HS
-
HS
-
 H
+
+ S
2-
Na
2
CO
3
→ Na

+
+ CO
3
2-

IV. Muối
1. Định nghĩa
NaCl → Na
+
+ Cl
-
KNO
3
→ K
+
+ NO
3
-
NaHSO
4
→ Na
+
+ HSO
4
-
KMnO
4
→ Na
+
+ MnO

4
-
Muối là hợp chất khi tan trong
nước phân li ra cation kim loại
(hoặc cation NH
4
+
) 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
HgCl
2
, Hg(CN)
2
.
- Sự điện li của muối trung
hoà.
KNO
3
→ K
+
+ NO
3
-
K
3

PO
4
→ 3K
+
+ PO
4
3-
Na
2
CO
3
→ Na
+
+ CO
3
2-

(NH
4
)
2
SO
4
→ 2NH
4
+
+ SO
4
2-

- Sự điện li của muối axit.
NaHCO
3
→ Na
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
 H
+
+ CO
3
2-
NaHS → Na
+
+ HS
-
HS
-
 H
+
+ S
2-
4. Củng cố
1. Yêu cầu học sinh viết phương trình điện li của các muối sau: (NH
4
)

2
HPO
4
, KH
2
PO
4
,
Na
2
HPO
4
.
2. Tính nồng độ các ion trong dung dịch Mg(NO
3
)
2
1M.
3. Có V
1
lít H
2
SO
4
2M và V
2
lít NaOH 1,2M. Tìm mối quan hệ giữa V
1
và V
2

để:
a. phản ứng giữa chúng chỉ tạo ra muối trung hoà.
b. phản ứng giữa chúng chỉ tạo ra muối axit.
c. phản ứng giữa chúng vừa tạo ra muối axit vừa tạo ra muối trung hoà.
5. 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:
- Tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước.
- Khái niệm về pH, định nghĩa môi trường axit, môi trường trung tính và môi trường kiềm.
- Chất chỉ thị axit - bazơ : quỳ tím, phenolphtalein và giấy chỉ thị vạn năng
Kĩ năng
- Tính pH của dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh.
- Xác định được môi trường của dung dịch bằng cách sử dụng giấy chỉ thị vạn năng, giấy quỳ tím
hoặc dung dịch phenolphtalein.
B. Trọng tâm
- Đánh giá độ axit và độ kiềm của các dung dịch theo nồng độ ion H
+
và pH
-Xác định được môi trường của dung dịch dựa vào màu của giấy chỉ thị vạn năng,giấy quỳ và
dung dịch phenolphtalein
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.

2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Kiểm tra bài cũ
- Viết phương trình điện li của các muối sau : NaCl, CH
3
COONa, K
2
SO
4
, NaHCO
3
.
- Tính nồng độ các ion trong dung dịch HNO
3
0,5M.
3. 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
Sự điện li của nước
H
2
O  H
+
+ OH
-
I. Nước là chất điện li rất

yếu
1. Sự điện li của nước
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
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 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
[ ]
-

OH
của dung
dịch HCl 1,0.10
-3
M.
Kết luận gì về môi trường
axit ?
*. Môi trường kiềm.
Tính nồng độ
[ ]
+
H
của dung
dịch NaOH 1,0.10
-5
M
Nồng độ ion H
+
và OH
-
bằng
nhau.
Vậy môi trường trung tính là
môi trường có
[ ]
+
H
=
[ ]
-

OH
=
1,0.10
-14
Tích số
O
2
H
K
=
[ ]
+
H
[ ]
-
OH

được gọi là tích số ion của nước.
Tích số này là hằng số ở nhiệt
độ xác định, ở 25
o
C 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
-
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
3
14
10.0,1
10.0,1
−

−
= 1,0.10
-11
M.
Môi trường axit là môi trường
trong đó
[ ]
+
H
>
[ ]
-
OH
hay
[ ]
+
H
>
1,0.10
-7
M
Dựa vào phương trình điện li
NaOH → Na
+
+ OH
-
[ ]
+
H
[ ]

-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
−
−
+
=⇒
OH
10.0,1
H
14
=
5
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-9
M
Môi trường kiềm là môi trường
trong đó
[ ]
+
H
<

[ ]
-
OH
hay
[ ]
+
H
<
1,0.10
-7
M
H
2
O  H
+
+ OH
-
2. Tích số ion của nước
- Môi trường trung tính là môi
trường có
[ ]
+
H
=
[ ]
-
OH
=
1,0.10
-14

Tích số
O
2
H
K
=
[ ]
+
H
[ ]
-
OH

được gọi là tích số ion của
nước. Tích số này là hằng số ở
nhiệt độ xác định, ở 25
o
C 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
[ ]
-
OH
của dung
dịch HCl 1,0.10
-3
M.
HCl → H
+
+ Cl
-
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-

=
3
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-11
M.
Môi trường axit là môi trường
trong đó
[ ]
+
H
>
[ ]
-
OH
hay
[ ]
+
H
>
1,0.10
-7
M
b. Môi trường kiềm
Tính nồng độ
[ ]

+
H
của dung
dịch NaOH 1,0.10
-5
M
NaOH → Na
+
+ OH
-
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
−
−
+
=⇒
OH
10.0,1
H
14
=
5

14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-9
M
Môi trường kiềm là môi trường
trong đó
[ ]
+
H
<
[ ]
-
OH
hay
[ ]
+
H
<
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 ?
[ ]
+
H
= 1,0.10
-pH
M. Nếu
[ ]
+
H
=
1,0.10
-a
M 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.

1,0.10
-7
M
IV. Khái niệm về pH
1. Chất chỉ thị axit - bazơ
[ ]
+
H
= 1,0.10
-pH
M. Nếu
[ ]
+
H
= 1,0.10
-a
M 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.
4. Củng cố
- Làm bài tập 4 và 6 trang 14 SGK.
5. 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
I. Mục tiêu bài học
Kiến thức:
Hiểu được:
- Bản chất của phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion.
- Để xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li phải có ít nhất một trong các
điều kiện: + Tạo thành chất kết tủa.
+ Tạo thành chất điện li yếu.
+ Tạo thành chất khí.
Kĩ năng:
- Quan sát hiện tượng thí nghiệm để biết có phản ứng hóa học xảy ra.
- Dự đoán kết quả phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li.
- Viết được phương trình ion đầy đủ và rút gọn.
- Tính khối lượng kết tủa hoặc thể tích khí sau phản ứng; tính % khối lượng các chất trong hỗn
hợp; tính nồng độ mol ion thu được sau phản ứng.
Trọng tâm:
- Hiểu được bản chất , điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện ly và
viết được phương trình ion rút gọn của các phản ứng.
- Vận dụng vào việc giải các bài toán tính khối lượng và thể tích của các sản phẩm thu được, tính
nồng độ mol ion thu được sau phản ứng.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với phương tiện trực quan.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.
- Hoá chất và dụng cụ làm thí nghiệm biểu diễn.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp

2. Kiểm tra bài cũ
- Tính pH của dung dịch KOH 0,001M và pH của dung dịch HNO
3
0,1M.
3. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1 Phản ứng tạo
thành chất kết tủa
GV làm thí nghiệm biểu diễn
phản ứng giữa dung dịch
Na
2
SO
4
và dung dịch BaCl
2
.
Giải thích ?
GV hướng dẫn cho học sinh
các bước viết một phương
trình in rút gọn.
Từ phương trình ion rút gọn
yêu cầu học sinh cho một thí
dụ phản ứng trao đổi của một
cặp chất khác cũng cho sản
phẩm là BaSO
4
. Rút ra bản
chất của phản ứng trong
trường hợp này.

Quan sát và viết phương trình
phản ứng.
Na
2
SO
4
+ BaCl
2
→ BaSO
4
 +
2NaCl
Natri sunfat và bari clorua đều dễ
tan và phân li hoàn toàn.
Na
2
SO
4
→ 2Na
+
+ SO
4
2-
BaCl
2
→ Ba
2+
+ 2Cl
-
Trong số 4 ion chỉ có Ba

2+
và SO
4
2-
kết hợp đực với nhau tạo
thành sản phẩm ít tan.
Ba
2+
+ SO
4
2-
→ BaSO
4

Phản ứng có sự kết hợp giữa các
ion tạo thành một sản phẩm kết
tủa.
I. Điều kiện xảy ra phản
ứng trao đổi ion trong
dung dịch các chất điện li
1. Phản ứng tạo thành chất
kết tủa
Thí nghiệm : trộn 2 dung
dịch Na
2
SO
4
và BaCl
2
.

Phản ứng
Na
2
SO
4
+ BaCl
2
→ BaSO
4

+ 2NaCl
Phương trình ion rút gọn
Ba
2+
+ SO
4
2-
→ BaSO
4

Phản ứng có sự kết hợp giữa
Hoạt động 2 Phản ứng tạo
thành chất điện li yếu.
*. Phản ứng tạo thành nước.
GV làm thí nghiệm biểu diễn:
cho từ từ dung dịch HCl vào
dung dịch NaOH (có chứa
phenolphtalein) cùng nồng độ.
Yêu cầu HS quan sát và viết
phản ứng. Giải thích.

Yêu cầu học sinh viết phản
ứng giữa Mg(OH)
2
với dung
dịch HCl.
Rút ra bản chất phản ứng.
*. Phản ứng tạo thành axit yếu.
GV làm thí nghiệm biểu diễn
cho từ từ dung dịch HCl vào
dung dịch CH
3
COONa.
GV hướng dẫn HS ngửi mùi
sản phẩm.
Hoạt động 3 Phản ứng tạo
thành chất khí
GV làm thí nghiệm biểu diễn
rót dung dịch HCl vào dung
dịch Na
2
CO
3
.
HS quan sát viết phản ứng xảy
ra.
Bản chất của phản ứng
Hoạt động 4 Kết luận
Bản chất của phản ứng xảy ra
giữa các chất điện li trong
HS quan sát và viết phương trình

phản ứng, phương trình ion rút
gọn.
HCl + NaOH → NaCl + H
2
O
HCl → H
+
+ Cl
-
NaOH → Na
+
+ OH
-
Phương trình ion rút gọn.
H
+
+ OH
-
→ H
2
O
Mg(OH)
2
+ 2HCl → MgCl
2
+ H
2
O
Mg(OH)
2

+ 2H
+
→ Mg
2+
+ H
2
O
Phản ứng xảy ra do có sự kết hợp
của 2 ion H
+
và OH
-
tạo thành chất
điện li yếu.
Phản ứng xảy ra
HCl + CH
3
COONa → NaCl +
CH
3
COOH
HCl → H
+
+ Cl
-
CH
3
COONa → CH
3
COO

-
+ Na
+

H
+
+ CH
3
COO
-
→ CH
3
COOH
Phản ứng có sự kết hợp của 2 ion
H
+
và CH
3
COO
-
tạo thành
CH
3
COOH là chất điện li yếu.
HS quan sát và viết phản ứng.
2HCl + Na
2
CO
3
→ 2NaCl + H

2
O
+ CO
2

HCl → H
+
+ Cl
-
Na
2
CO
3

→ Na
+
+ CO
3
2-
2H
+
+ CO
3
2-
→ H
2
O + CO
2

Phản ứng có sự kết hợp của 2 ion

H
+
và ion CO
3
2-
tạo thành sản phẩm khí là CO
2

Bản chất của phản ứng trao đổi
trong dung dịch các chất điện li là
phản ứng giữa các ion.
Điều kiện xảy ra phản ứng trao
đổi ion trong dung dịch các chất
điện li là sản phẩm tạo thành có ít
nhất một trong các chất sau:
- chất kết tủa.
- chất điện li yếu.
- chất khí.
các ion tạo thành một sản
phẩm kết tủa.
2. Phản ứng tạo thành chất
điện li yếu
a. Phản ứng tạo thành nước
Thí nghiệm
HCl + NaOH → NaCl + H
2
O
Phương trình ion rút gọn
H
+

+ OH
-
→ H
2
O
Phản ứng xảy ra do có sự kết
hợp của 2 ion H
+
và OH
-
tạo
thành chất điện li yếu.
b. Phản ứng tạo thành axit
yếu
Thí nghiệm
HCl + CH
3
COONa → NaCl
+ CH
3
COOH
Phương trình ion rút gọn
H
+
+ CH
3
COO
-
→
CH

3
COOH
Phản ứng có sự kết hợp của 2
ion H
+
và CH
3
COO
-
tạo
thành CH
3
COOH là chất điện
li yếu
3. Phản ứng tạo thành chất
khí
Thí nghiệm:
2HCl + Na
2
CO
3
→ 2NaCl +
H
2
O + CO
2

Phương trình ion rút gọn
2H
+

+ CO
3
2-
→ H
2
O + CO
2

Phản ứng có sự kết hợp của 2
ion H
+
và ion CO
3
2-
tạo thành sản phẩm khí là
CO
2
IV. Kết luận
1. Phản ứng xảy ra trong
dung dịch các chất điện li là
phản ứng giữa các ion.
dung dịch là gì ?
Khi nào thì phản ứng tảo đổi
ion giữa các chất điện li trong
dung dịch xảy ra ?
Phản ứng trao đổi xảy ra khi
một số ion trong dung dịch kết
hợp được với nhau làm giảm
nồng độ ion của chúng.
2. Phản ứng tao đổi trong

dung dịch các chất điện li chỉ
xảy ra khi các ion kết hợp
được với nhau tạo thành một
trong các chất sau :
- chất kết tủa.
- chất điện li yếu.
- chất khí.
4. Củng cố
- Làm bài tập 4 và 5 trang 20 SGK.
5. Dặn dò
- Làm bài tập SGK và bài tập 1.24 đến 1.36 SBT.
- Chuẩn bị bài tập tiết sau luyện tập chương.
Tiết 8 § 5 LUYỆN TẬP AXIT - BAZƠ - MUỐI.
PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION
TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI
I. Mục tiêu bài học
Kiến thức
Biết được :
Mục đích, cách tiến hành và kĩ thuật thực hiện các thí nghiệm :
− Tác dụng của các dung dịch HCl, CH
3
COOH, NaOH, NH
3
với chất chỉ thị màu.
− Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li : AgNO
3
với NaCl, HCl với NaHCO
3
,
CH

3
COOH với NaOH.
Kĩ năng
− Sử dụng dụng cụ, hoá chất để tiến hành được thành công, an toàn các thí nghiệm trên.
− Quan sát hiện tượng thí nghiệm, giải thích và rút ra nhận xét.
− Viết tường trình thí nghiệm.
B. Trọng tâm
− Tính axit – bazơ ;
− Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với hệ thống bài tập.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức và bài tập.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung luyện tập ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Nội dung luyện tập
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1 Axit - bazơ
muối
Yêu cầu học sinh nhắc
lại các khái niệm axit,
bazơ, muối theo quan
điểm Areniut.
Axit ? Bazơ ? Hiđroxit
lưỡng tính ?
Muối và sự phân li của
nó ?

Hoạt động 2 Làm bài
tập áp dụng
Yêu cầu học sinh làm bài
tập 1 trang 22 SGK.
Hoạt động 3 Sự điên li
của nước. pH của dung
dịch.
Sự điện li của nước ?
Tích số ion của nước ?
Giá trị pH trong các môi
trường ?
Axit là chất khi tan trong nước
phân li ra ion H+.
Bazơ là chất khi tan trong nước
phân li ra ion OH-.
Hiđroxit lưỡng tính là chất khi
tan trong nước vừa có thể phân
li theo kiểu axit, vừa có thể phân
li theo kiểu bazơ.
Hầu hết các muối khi tan trong
nước phân li hoàn toàn thành
cation kim loại (hoặc NH4+) và
anion gốc axit.
Nếu gốc axit còn chứa hiđro axit
thì nó sẽ tiếp tục phân li yếu ra
cation H+ và anion gốc axit.
Bài tập 1 trang 22 SGK
K
2
S → 2K

+
+S
2-
Na
2
HPO
4
→2Na
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-
H+ + PO
4
3-
NaH
2
PO
4
→Na
+
+ H
2
PO
4
-
H

2
PO
4
-
H+ + HPO
4
2-
HPO
4
2-
H+ + PO
4
3-
Pb(OH)
2
Pb
2+
+ 2OH
-
PB(OH)
2
2H
+
+ PbO
2
2-
HBrO H
+
+ BrO
-

HF  H+ F
-
HClO
4
→H
+
+ ClO
4
-
Nước là chất điện li rất yếu.
Tích số ion của nước là
O
2
H
K
=
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
. Có thể
coi giá trị này không đổi trong
các dung dịch khác nhau.
Giá trị
[ ]
+

H
và pH đặc trưng
cho các môi trường:
Môi trường axit:
[ ]
+
H
> 1,0.10
-7
hoặc pH < 7
Môi trường kiềm:
[ ]
+
H
<1,0.10
-7
hoặc pH > 7
Môi trường trung tính:
[ ]
+
H
=
1,0.10
-7
hoặc pH = 7.
I. Kiến thức cần nắm vững
1. Axit là chất khi tan trong nước
phân li ra ion H+.
2. Bazơ là chất khi tan trong nước
phân li ra ion OH-.

3. Hiđroxit lưỡng tính là chất khi
tan trong nước vừa có thể phân li
theo kiểu axit, vừa có thể phân li
theo kiểu bazơ.
4. Hầu hết các muối khi tan trong
nước phân li hoàn toàn thành
cation kim loại (hoặc NH4+) và
anion gốc axit.
Nếu gốc axit còn chứa hiđro axit
thì nó sẽ tiếp tục phân li yếu ra
cation H+ và anion gốc axit.
Bài tập 1 trang 22 SGK
K
2
S → 2K
+
+S
2-
Na
2
HPO
4
→2Na
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-

H+ + PO
4
3-
NaH
2
PO
4
→Na
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO
4
-
H+ + HPO
4
2-
HPO
4
2-
H+ + PO
4
3-
Pb(OH)
2

Pb
2+
+ 2OH
-
PB(OH)
2
2H
+
+ PbO
2
2-
HBrO H
+
+ BrO
-
HF  H+ F
-
HClO
4
→H
+
+ ClO
4
-
5. Tích số ion của nước là
O
2
H
K
=

[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
. Có thể coi
giá trị này không đổi trong các
dung dịch khác nhau.
6. Giá trị
[ ]
+
H
và pH đặc trưng
cho các môi trường:
Môi trường axit:
[ ]
+
H
> 1,0.10
-7

hoặc pH < 7
Môi trường kiềm:
[ ]
+
H
<1,0.10

-7
hoặc pH > 7
Môi trường trung tính:
[ ]
+
H
=
1,0.10
-7
hoặc pH = 7.
7. Chỉ thị: quỳ, phenolphtalein,
chỉ thị vạn năng, ....
Bài tập 2/22 SGK
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
Chỉ thị ? Một số chỉ thị
hay dùng ?
Hoạt động 4 Bài tập áp
dụng làm bài tập 2 và 3
trang 22 sách giáo khoa.
Hoạt động 5 Phản ứng
trao đổi ion trong dung
dịch chất điện li
Điều kiện xảy ra phản

ứng trao đổi ion trong
dung dịch chất điện li ?
Bản chất của phản ứng
trao đổi ion trong dung
dịch các chất điện li ?
Làm bài tập 5 trang 23
SGK.
Ý nghĩa của phương
trình ion rút gọn.
Cách biểu diễn phương
trình ion rút gọn.
Chỉ thị là chất có màu sắc biến
đổi theo pH của môi trường.
Bài 2/22 SGK
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH

14
-
=
2
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-12
M.
pH = 2.
Bài 3/22 SGK
pH = 9
⇒
[ ]
+
H
= 1,0.10
-9
M.
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14

[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
9
14
10.0,1
10.0,1
−
−
=1,0.10
-5
M.
- Phản ứng trao đổi ion trung
dung dịch các chất điện li chỉ
xảy ra khi các ion kết hợp được
với nhau tạo thành ít nhất một
trong các chất sau:
+ Chất kết tủa.
+ Chất điện li yếu.
+ Chất khí.
Bản chất của phản ứng trao đổi
ion trong dung dịch các chất

điện li là sự kết hợp các ion tạo
thành chất kết tủa, khí, điện li
yếu hay nói cách khác một số
ion kết hợp được với nhau làm
giảm nồng độ ion của chúng.
(bài tập 5 sgk)
Cách biểu diễn: trong phương
trình ion rút gọn người ta loại bỏ
những ion không tham gia phản
ứng còn những chất kết tủa, điện
li yếu, chất khí được giữ nguyên
dưới dạng phân tử.
Bài tập 4
a. Na
2
CO
3
+ Ca(NO
3
)
2
→
CaCO
3
↓ + 2NaNO
3
CO
3
2-
+ Ca

2+
→CaCO
3
↓
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
2
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-12
M.
pH = 2.
Bài 3/22 SGK
pH = 9
⇒
[ ]
+

H
= 1,0.10
-9
M.
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
9
14
10.0,1
10.0,1
−
−
=1,0.10

-5
M.
8. Phản ứng trao đổi ion trung
dung dịch các chất điện li chỉ xảy
ra khi các ion kết hợp được với
nhau tạo thành ít nhất một trong
các chất sau:
 Chất kết tủa.
 Chất điện li yếu.
 Chất khí.
9. Phương trình ion rút gọn cho
biết bản chất của phản ứng trong
dung dịch các chất điện li.
Trong phương trình ion rút gọn
người ta loại bỏ những ion không
tham gia phản ứng còn những chất
kết tủa, điện li yếu, chất khí được
giữ nguyên dưới dạng phân tử.
Bài tập 4
a. Na
2
CO
3
+ Ca(NO
3
)
2
→ CaCO
3
↓

+ 2NaNO
3
CO
3
2-
+ Ca
2+
→CaCO
3
↓
b. FeSO
4
+ 2NaOH→ Fe(OH)
2
↓ +
Na
2
SO
4
Hoạt động 6 bài tập áp
dụng
Làm bài tập 4.
Hoạt động 7 làm bài
tập 6 trang 23 SGK
GV hướng dẫn viết
phương trình ion rút gọn
của CdS.
Hoạt động 8 làm bài tập
7 trang 23 SGK.
GV hướng dẫn học sinh

dạng bài tập này.
b, c tương tự về nhà làm.
b. FeSO
4
+ 2NaOH→ Fe(OH)
2
↓
+ Na
2
SO
4
Fe
2+
+ 2OH
-
→Fe(OH)
2
↓
c. NaHCO
3
+ HCl → NaCl +
H
2
O + CO
2
↑
HCO
3
-
+ H

+
→H
2
O + CO
2
↑
d. NaHCO
3
+ NaOH → Na
2
CO
3
+H
2
O
HCO
3
-
+ OH
-
→ CO
3
2-
+ H
2
O
e. K
2
CO
3

+ NaCl →không xảy
ra.
g. Pb(OH)
2
(r) + HNO
3
Pb(NO
3
)
2
+ 2H
2
O
Pb(OH)
2
+ 2H
+
→ Pb
2+
+ 2H
2
O
h. Pb(OH)
2
(r) + 2NaOH →
Na
2
PbO
2
+ 2H

2
O
Pb(OH)
2
+ 2OH
-
→ PbO
2
2-
i. CuSO
4
+ Na
2
S → CuS↓ +
Na
2
SO
4
Cu
2+
S
2-
→ CuS↓
Bài tập 6
Cd
2+
+ S
2-
→ CdS↓
Chọn đáp án B.

Bài tập 7
a. Cr
3+
+ 3OH
-
→ Cr(OH)
3
↓
Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3NaOH → Cr(OH)
3
↓ + Na
2
SO
4
Fe
2+
+ 2OH
-
→Fe(OH)
2
↓
c. NaHCO
3
+ HCl NaCl + H

2
O +
CO
2
↑
HCO
3
-
+ H
+
→H
2
O + CO
2
↑
d. NaHCO
3
+ NaOH → Na
2
CO
3
+H
2
O
HCO
3
-
+ OH
-
→ CO

3
2-
+ H
2
O
e. K
2
CO
3
+ NaCl →không xảy ra.
g. Pb(OH)
2
(r) + HNO
3
Pb(NO
3
)
2
+
2H
2
O
Pb(OH)
2
+ 2H
+
→ Pb
2+
+ 2H
2

O
h. Pb(OH)
2
(r) + 2NaOH →
Na
2
PbO
2
+ 2H
2
O
Pb(OH)
2
+ 2OH
-
→ PbO
2
2-
i. CuSO
4
+ Na
2
S → CuS↓ +
Na
2
SO
4
Cu
2+
S

2-
→ CuS↓
Bài tập 6
Cd
2+
+ S
2-
→ CdS↓
Chọn đáp án B.
Bài tập 7
a. Cr
3+
+ 3OH
-
→ Cr(OH)
3
↓
Cr
2
(SO
4
)
3
+ 3NaOH → Cr(OH)
3
↓
+ Na
2
SO
4

3. Dặn dò
- Chuẩn bị nội dung báo cáo bài thực hành 1
Tiết 10 § ÔN TẬP CHƯƠNG I
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Củng cố các kiến thức về sự điện li, axit, bazơ, muối, hiđroxit lưỡng tính theo quan điểm
Areniut.
2. Kỹ năng
- Rèn luyện kỹ năng viết phương trình phản ứng trao đổi giữa các chất điện li.
- Kỹ năng viết phương trình ion rút gọn.
- Vận dụng kiến thức để dự đoán chiều hướng của phản ứng trao đổi giữa các chất điện li và
làm một số dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với hệ thống bài tập.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.
- Hoá chất và dụng cụ làm thí nghiệm biểu diễn.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài tập trong sách giáo khoa và sách bài tập.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Nội dung ôn tập chương
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1 Bài tập điện li
Bài tập 1
Bài tập 2
Bài tập 3
Hoạt động 2 Bài tập pH của
dung dịch

Bài 1.15 ; 1.16 ; 1.17 ; 1.21
SBT
Chọn đáp án C
Vì dung dịch có nồng độ ion
lớn nhất.
NaClO
4
→ Na
+
+ ClO
4
-
0,02M 0,02M 0,02M
HBr → H
+

+ Br
-
0,05M 0,05M 0,05M
KOH → K
+
+ OH
-
0,01M 0,01M 0,01M
KMnO
4
→ K
+
+ MnO
4

-
0,015M 0,015M 0,015M
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
0,01M 0,01M 0,01M
HNO
2
→ H
+
+ NO
2
-
0,01M <0,01M <0,01M
Đáp án B
Bài tập 4 (1.15 SBT)
chọn đáp án B.
Bài tập 5 (1.16 SBT)
chọn đáp án C.
Bài tập 6 (1.17 SBT)
chọn đáp án B.
Bài tập 7. (1.21 SBT)
HCl → H
+
+ Cl
-

Bài tập 1 (1.3 trang 3 SBT)
Đáp án C.
Bài tập 2 (1.6 trang 4 SBT)
NaClO
4
→ Na
+
+ ClO
4
-
0,02M 0,02M 0,02M
HBr → H
+

+ Br
-
0,05M 0,05M 0,05M
KOH → K
+
+ OH
-
0,01M 0,01M 0,01M
KMnO
4
→ K
+
+ MnO
4
-
0,015M 0,015M 0,015M

Bài tập 3 (1.10 trang 4 SBT)
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
0,01M 0,01M 0,01M
HNO
2
→ H
+
+ NO
2
-
0,01M <0,01M <0,01M
Đáp án B
Bài tập 4 (1.15 SBT)
chọn đáp án B.
Bài tập 5 (1.16 SBT)
chọn đáp án C.
Bài tập 6 (1.17 SBT)
chọn đáp án B.
Bài tập 7 (1.21 SBT)
HCl → H
+
+ Cl
-
Ban đầu

Hoạt động 3 Bài tập phản
ứng trao đổi
Bài 1.32 ; 1.36 SBT
hướng dẫn học sinh làm bài
tập dạng ion thu gọn.
Ban đầu
[ ]
+
H
= 0,40M.
để pH = 1M thì
[ ]
+
H
=0,1
1
M
V
n
C
1
=
2
M
V
n
C
2
=
1

1
1
2
M
M
V
VV
V
V
C
C
2
1
+
==⇒
Thay số vào V = 750 (ml)
Bài tập 8 (1.32 SBT)
Ba
2+
+ SO
4
2-
→ BaSO
4
↓
n
BaSO4
= 0,008 mol
từ phản ứng
n

BaCl2
= n
Ba2+
= n
BaSO4
= 0,008
mol
m
BaCl2
= 0,008.208 =1,664g
⇒
mH
2
O = 0,288g.
Vậy công thức muối là
0,008:0,016=1:2
BaCl
2
.2H
2
O
Bài tập 9 (1.36 SBT)
Ag
+
+ Cl
-
→ AgCl↓
Từ các giả thiết ta có hệ




=+
=+
1,913y)143,5(x
0,88774,5y58,5x
y = 6,71.10
-3
M.
m
KCl
= 0,5g
%m
KCl
= 54,6
%m
NaCl
= 43,6
[ ]
+
H
= 0,40M.
để pH = 1M thì
[ ]
+
H
=0,1
1
M
V
n

C
1
=
2
M
V
n
C
2
=
1
1
1
2
M
M
V
VV
V
V
C
C
2
1
+
==⇒
Thay số vào V = 750 (ml)
Bài tập 8 (1.32 SBT)
Ba
2+

+ SO
4
2-
→ BaSO
4
↓
n
BaSO4
= 0,008 mol
từ phản ứng
n
BaCl2
= n
Ba2+
= n
BaSO4
= 0,008 mol
m
BaCl2
= 0,008.208 =1,664g
⇒
mH
2
O = 0,288g.
Vậy công thức muối là
0,008:0,016=1:2
BaCl
2
.2H
2

O.
Bài tập 9 (1.36 SBT)
Ag
+
+ Cl
-
→ AgCl↓
Từ các giả thiết ta có hệ



=+
=+
1,913y)143,5(x
0,88774,5y58,5x
y = 6,71.10
-3
M.
m
KCl
= 0,5g
%m
KCl
= 54,6
%m
NaCl
= 43,6
1. Dặn dò
- Xem lại các nội dung lí thuyết và bài tập ở chương một để kiểm tra một tiết.
Tiết 11 § KIỂM TRA MỘT TIẾT

BÀI KIỂM TRA SỐ 1
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Củng cố kiến thức về sự điện li, axit, bazơ, muối và hiđroxit lưỡng tính.
- pH của dung dịch, phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li.
2. Kỹ năng
- Rèn luyện kỹ năng viết phương trình phản ứng trao đổi giữa các chất điện li dạng phân tử, ion
và ion thu gọn.
- Vận dụng kiến thức để dự đoán chiều hướng của phản ứng trao đổi giữa các chất điện li và
làm một số dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng câu hỏi trắc nghiệm nhiều lựa chọn.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung đề kiểm tra đánh giá.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung đã học chương I để kiểm tra.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Nội dung kiểm tra: Chương 1
Tiết 12 § 7 NITƠ
I. Mục tiêu bài học
Kiến thức
Biết được:
- Vị trí trong bảng tuần hoàn , cấu hình electron nguyên tử của nguyên tố nitơ.
- Cấu tạo phân tử, tính chất vật lí (trạng thái, màu, mùi, tỉ khối, tính tan), ứng dụng chính, trạng
thái tự nhiên; điều chế nitơ trong phòng thí nghiệm và trong công nghiệp
Hiểu được:
- Phân tử nitơ rất bền do có liên kết ba, nên nitơ khá trơ ở nhiệt độ thường, nhưng hoạt động hơn
ở nhiệt độ cao.

- Tính chất hoá học đặc trưng của nitơ: tính oxi hoá (tác dụng với kim loại mạnh, với hiđro),
ngoài ra nitơ còn có tính khử (tác dụng với oxi).
Kĩ năng
- Dự đoán tính chất, kiểm tra dự đoán và kết luận về tính chất hoá học của nitơ.
- Viết các PTHH minh hoạ tính chất hoá học.
- Tính thể tích khí nitơ ở đktc trong phản ứng hoá học; tính % thể tích nitơ trong hỗn hợp khí.
B. Trọng tâm:
- Cấu tạo của phân tử nitơ
- Tính oxi hoá và tính khử của nitơ
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với phương tiện trực quan.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.
- Hoá chất và dụng cụ làm thí nghiệm biểu diễn.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1 Vị trí và cấu
hình của nitơ.
GV cung cấp số thứ tự của
nitơ. Yêu cầu học sinh viết
cấu hình và xác định vị trí
của nitơ trong bảng hệ thống
tuần hoàn.
Viết công thức cấu tạo của
phân tử nitơ dựa vào qui tắc

bát tử. Từ cấu tạo dự đoán
tính tan trong nước.
Cho biết độ âm điện và các
mức oxi hoá của nitơ.
Dự đoán tính chất hoá học
của nitơ.
Hoạt động 2 Tính chất vật lí
Từ thực tế hãy cho biết trạng
thái màu sắc, mùi vị của nitơ
trong tự nhiên.
Độc tính của khi nitơ.
Từ cấu tạo phân tử hãy giải
thích tính tan của nitơ trong
nước.
Hoạt động 3 Tính chất hoá
học.
Từ các mức oxi hoá có thể
có của nitơ hãy dự đoán tính
chất hoá học của nitơ ? Khi
nào thì thể hiện tính oxi hoá
và khi nào thì thể hiện tính
1s
2
2s
2
2p
3
Nitơ thuộc chu kì 3 nhóm
V
A

.
Cấu tạo phân tử nitơ
N
≡
N
Nitơ là chất khí không màu,
không mùi, không
vị, không độc.
Ít tan trong nước do nitơ là
phân tử không phân cực.
Nitơ có mức oxi hoá trung
gian nên nó vừa có tính oxi
hoá vừa có tính khử.
Tính oxi hoá thể hiện khi
tác dụng với chất khử, tính
I. Vị trí và cấu hình electron
nguyên tử
- Cấu hình electron nguyên tử :
1s
2
2s
2
2p
3
- Nitơ thuộc chu kì 3 nhóm V
A
.
- Cấu tạo phân tử nitơ
N
≡

N.
- Độ âm điện 3,04 chỉ kém oxi, flo.
II. Tính chất vật lí
- Không độc, ít tan trong nước.
- Không duy trì sự sống.
III. Tính chất hoá học
Các mức oxi hoá của nitơ
-3 0 +1 +2 +3 +4 +5
Tính OXH Tính Khử
Td với CK Td với COX
khử ?
Tại sao nitơ kém hoạt động
ở nhiệt độ thấp ?
Hoạt động 4 Tính oxi hoá
Tính oxi hoá của nitơ biểu
hiện như thế nào ? Cho thí
dụ minh họa.
Chú ý hướng dẫn cách gọi
tên muối nitrua.
Phản ứng này để làm gì
trong phòng thí nghiệm ?
Nitơ đóng vai trò gì trong
các phản ứng này ?
Hoạt động 5 Tính khử
Tính khử biểu hiện như thế
nào ? cho thí dụ minh hoạ.
Khí NO không màu sẽ
nhanh chóng bị oxi hoá cho
sản phẩm màu nâu đỏ.
Hoạt động 6 Ứng dụng

Yêu cầu học sinh cho biết
các ứng dụng của nitơ dựa
vào hiểu biết của mình. GV
cung cấp thêm một số thông
tin ứng dụng của nitơ.
Hoạt động 7 Trạng thái tự
nhiên
Nitơ tồn tại ở những dạng
nào ?
Hoạt động 8 Điều chế
Nhắc lại kiến thức cũ. Nitơ
trong công nghiệp được sản
xuất cùng với oxi.
Trong phòng thí nghiệm nitơ
được điều chế bằng cách nào
?
khử thể hiện khi tác dụng
với chất oxi hoá.
Nitơ kém hoạt động hoá học
ở nhiệt độ thường là do nó
có liên kết ba bền, chỉ ở
nhiệt độ cao nó mới hoạt
động hoá học mạnh.
Tác dụng với chất khử như
kim loại, hiđro.
Tác dụng với kim loại hoạt
động mạnh như Ca, Mg, Al.
Mg + N
2

 →
o
t
Mg
3
N
2
Tạo môi trường chân không.
N
2
+ 3H
2

 →
xtp,,t
o
2NH
3
Nitơ đóng vai trò là chất oxi
hoá.
Nitơ thể hiện tính khử khi
tác dụng với chất oxi hoá
mạnh hơn.
N
2
+ O
2

 →
o

t
2NO
NO + O
2
→ 2NO
2
Nitơ dùng để sản xuất phân
đạm.
Thuốc nổ, tạo môi trường
trơ.
Nitơ tồn tại ở dạng tự do
trong không khí, trong hợp
chất diêm tiêu, trong cơ thể
sinh vật.
Sản xuất trong công nghiệp
bằng phương pháp chưng
phân đoạn không khí lỏng.
Nitơ trong phòng thí nghiệm
được điều chế bằng cách
đun nóng nhẹ dung dịch
1. Tính oxi hoá
a. Tác dụng với kim loại
- Tác dụng với các kim loại hoạt
động mạnh.
Mg + N
2

 →
o
t

Mg
3
N
2
magie nitrua
b. Tác dụng với hiđro
N
2
+ 3H
2

 →
xtp,,t
o
2NH
3
2. Tính khử
N
2
+ O
2

 →
o
t
2NO
nitơ monoxit
(không màu)
NO + O
2

→ 2NO
2
(màu nâu đỏ)
IV. Ứng dụng SGK
V. Trạng thái tự nhiên
- Dạng tự do.
- Dạng hợp chất.
VI. Điều chế
1. Trong công nghiệp
- Chưng phân đoạn không khí lỏng.
2. Trong phòng thí nghiệm
NH
4
NO
2
 →
o
t
N
2
+ 2H
2
O
0
0 -3
0 -3
-3
0
-30
0

+2
0
+2
+2
+4
NH
4
NO
2
.
Hoặc hỗn hợp dung dịch 2
muối là NH
4
Cl và NaNO
2
.
NH
4
Cl +NaNO
2

 →
o
t
N
2
+
NaCl + 2H
2
O

3. Củng cố
- Tính chất hoá học cơ bản của nitơ là gì ? Giải thích nguyên nhân, cho thí dụ minh hoạ.
4. Dặn dò
- Làm bài tâp SGK và SBT.
- Chuẩn bị nội dung bài tiếp theo.
Tiết 13 § 8 AMONIAC VÀ MUỐI AMONI
I. Mục tiêu bài học
Kiến thức
Biết được:
- Cấu tạo phân tử, tính chất vật lí (tính tan, tỉ khối, màu, mùi), ứng dụng chính, cách điều chế
amoniac trong phòng thí nghiệm và trong công nghiệp .
Hiểu được:
- Tính chất hoá học của amoniac: Tính bazơ yếu ( tác dụng với nước, dung dịch muối, axit) và
tính khử (tác dụng với oxi, clo).
Kĩ năng
- Dự đoán tính chất hóa học, kiểm tra bằng thí nghiệm và kết luận được tính chất hoá học của
amoniac.
- Quan sát thí nghiệm hoặc hình ảnh..., rút ra được nhận xét về tính chất vật lí và hóa học của
amoniac.
- Viết được các PTHH dạng phân tử hoặc ion rút gọn.
- Phân biệt được amoniac với một số khí đã biết bằng phương pháp hoá học.
- Tính thể tích khí amoniac sản xuất được ở đktc theo hiệu suất.phản ứng
B. Trọng tâm:
- Cấu tạo phân tử amoniac
- Amoniac là một bazơ yếu có đầy đủ tính chất của một bazơ ngoài ra còn có tính khử.
- được amoniac với một số khí khác,
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với phương tiện trực quan.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên

- Chuẩn bị nội dung kiến thức.
- Hoá chất và dụng cụ làm thí nghiệm biểu diễn.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Kiểm tra bài cũ
- Nêu tính chất hoá học cơ bản của nitơ và giải thích vì sao nó co những tính chất đó.
3. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1 cấu tạo phân A. AMONIAC NH
3
tử
Dựa vào cấu hình của nitơ
hãy giải thích sự tạo thành
phân tử amoniac.
GV bổ sung NH
3
có cấu tạo
hình tháp và có 1 cặp
electron chưa tham gia liên
kết.
Phân tử amoniac phân cực
hay không phân cực. Từ đó
dự đoán tính tan của
amoniac trong nước.
Hoạt động 2 Tính chất vật
lý
GV làm thí nghiệm biểu
diễn khí NH

3
tan trong nước.
Tại sao nước phun vào ?
Tại sao dung dịch từ không
màu chuyển sang màu
hồng ?
GV cung cấp thêm thông tin
về độ tan của NH
3
.
Hoạt động 3 Tính bazơ yếu
Từ thí nghiệm tính tan yêu
cầu học sinh viết phương
trình điện li của NH
3
trong
nước dựa vào thuyết
Areniut.
Ngoài ra bazơ còn có những
phản ứng nào khác ? Cho thí
dụ minh hoạ và viết phương
trình phản ứng, phương trình
ion rút gọn.
Hoạt động 4 Tính khử
Xác định số oxi hoá của nitơ
trong phân tử NH
3
. Dự đoán
tính chất oxi hoá khử của
NH

3
?
Tính khử thể hiện khi nào ?
Cho thí dụ minh hoạ.
Yêu cầu học sinh xác định
số oxi hoá và vai trò của
NH
3
trong các phản ứng
.Cân bằng phản ứng theo
Nitơ có 5 e ngoài cùng nó
còn thiếu 3 e nên sẽ tạo 3
liên kết cộng hoá trị với
hiđro.
Phân tử amoniac phân cực
mạnh.
NH
3
dễ tan trong nước.
HS quan sát thí nghiệm và
giải thích.
Do NH
3
tan nhiều trong
nước làm áp suất chênh lệch
làm cho nước phun vào
bình.
Dung dịch NH
3
làm

phenolphtalein không màu
chuyển sang hồng chứng tỏ
nó có tính bazơ.
Tác dụng với nước
NH
3
+ H
2
O  NH
4
+
+ OH
-
Dung dịch có OH
-
nên làm
phenolphtalein đổi màu.
Tác dụng với dung dịch
muối.
AlCl
3
+ 3NH
3
+ 3H
2
O →
Al(OH)
3
 + 3NH
4

Cl
Al
3+
+ 3NH
3
+ 3H
2
O →
Al(OH)
3
 + 3NH
4
+
Nitơ có số oxi hoá -3 thấp
nhất nên nó chỉ có tính khử.
Tính khử thể hiện khi tác
dụng với chất oxi hoá như
oxi, halogen.
Tác dụng với oxi
I. Cấu tạo phân tử
N
H
H
H
hoặc
H N
H
H
II. Tính chất vật lý
- Amoniac là chất khí, không màu,

mùi khai xốc và tan rất nhiều trong
nước.
III. Tính chất hoá học
1. Tính bazơ yếu
a. Tác dụng với nước
NH
3
+ H
2
O  NH
4
+
+ OH
-
b. Tác dụng với dung dịch muối
AlCl
3
+ 3NH
3
+ 3H
2
O → Al(OH)
3

+ 3NH
4
Cl
Al
3+
+ 3NH

3
+ 3H
2
O → Al(OH)
3
 +
3NH
4
+
c. Tác dụng với axit
NH
3
+ HCl → NH
4
Cl
NH
3
+ H
2
SO
4
→ (NH
4
)
2
SO
4
2. Tính khử
a. Tác dụng với oxi
4NH

3
+ 3O
2

 →
o
t
2N
2
+ 6H
2
O
b. Tác dụng với clo
-3 0
-3 0