Đề cương ôn tập môn Hóa học 11

CHƯƠNG 1. SỰ ĐIỆN LI
A. LÝ THUYẾT 
I. DUNG DỊCH
1) Khái niệm
Dung dịch là một hệ đồng thể bao gồm dung môi, chất tan và sản phẩm của sự tương tác giữa chúng
	– Dung môi quan trọng và phổ biến nhất là nước 
	– Chất tan có thể là chất rắn , chất khí hoặc chất lỏng 	 
– Dung dịch có thể chỉ chứa một loại chất tan, cũng có thể chứa nhiều loại chất tan (dung dịch hỗn hợp)
	– Tên của chất tan được lấy làm tên của dung dịch (trừ trường hợp chất tan là kim loại kiềm, 	kiềm thổ hoặc oxit kim loại mà khi hòa tan vào nước cho ta dung dịch bazơ)
2) Độ tan (S)
	Độ tan của một chất là số gam chất đó hòa tan tối đa trong 100 gam nước (dung môi): 
– Độ tan của một chất phụ thuộc chủ yếu vào nhiệt độ, áp suất (với chất khí) vào bản chất của chất tan và dung môi
	– Độ tan của đa số các chất rắn tăng khi nhiệt độ tăng. Độ tan của chất khí tăng khi nhiệt độ 	giảm hoặc áp suất tăng
	– Theo quy ước, ở nếu: 
	 chất không tan
	 chất ít tan
	chất dễ tan hoặc tan nhiều
	Có thể tóm tắt tính tan của một số hợp chất vô cơ thông thường như sau:
	*Axit: Các axit thường gặp tan hết trừ 
*Bazơ: Chỉ có các hidroxit của kim loại kiềm, bari tan tốt, tan tốt, và tan vừa, các hidroxit kim loại khác không tan
	*Muối: 
	– Các muối nitrat tan hết
	– Các muối clorua, bromua, iotua đa số tan tốt, chỉ có các muối với ít tan	
Đặc biệt các muối chì tan nhiều trong nước nóng, màu đỏ không tan trong nước nhưng tan trong 	KI thành 
	– Các muối sunfat tan tốt trừ và không tan, ít tan
– Các muối cacbonat, sunfat, photphat trung hòa: tất cả đều ít tan, trừ các muối của kim loại kiềm, ; các muối axit (hidrocacbonat, hidrosunfat, hidrophotphat) tan tốt, riêng ít tan
	Chú ý: 
a) Lợi dụng độ tan khác nhau, người ta có thể tách các chất khỏi nhau bằng phương pháp kết tinh phân đoạn: chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh trước khi cô cạn dung dịch. Thí dụ, khi điện phân sản xuất NaOH, dung dịch thu được còn lẫn NaCl: do độ tan của NaCl nhỏ hơn NaOH nên khi cô cạn dung dịch (làm cho nước bay hơi), NaCl sẽ kết tinh trước. Lặp lại nhiều lần sẽ tách được NaCl và thu được dung dịch chỉ chứa NaOH
b) Lợi dụng độ tan khác nhau trong các dung môi khác nhau, người ta có thể làm giảm độ tan của một chất nào đó trong nước. Thí dụ: tan được trong nước nhưng nếu thêm ancol etylic vào có thể làm kết tủa hết 
3) Dung dịch bão hòa, chữa bão hòa và quá bão hòa
a) Dung dịch bão hòa là dung dịch không thể hòa tan thêm chất tan ở một nhiệt độ nhất định, nghĩa là lượng chất tan đã đạt tới giá trị độ tan: 
b) Dung dịch chưa bão hòa là dung dịch còn có thể hòa tan thêm chất tan, nghĩa là lượng chất tan chưa đạt tới giá trị độ tan: 
	Trong thực tế các dung dịch thường gặp đều là dung dịch chưa bão hòa
c) Dung dịch quá bão hòa là dung dịch có lượng chất tan vượt quá giá trị độ tan ở nhiệt độ đó: 
Dung dịch quá bão hòa thường xảy ra khi ta hòa tan chất tan ở nhiệt độ cao sau đó làm nguội từ từ
Dung dịch quá bão hòa là một hệ kém bền, khi để nguội, lượng chất tan dư sẽ tách ra khỏi dung dịch dưới dạng chất kết tinh 
4) Các hiđrat và tinh thể ngậm nước
Khi hòa tan, các phân tử hoặc ion chất tan liên kết với các phân tử dung môi tạo thành các sonvat và quá trình đó gọi là sự sonvat hóa; khi dung môi là nước, đó là các hiđrat và sự hiđrat hóa
Đối với các ion, sự hiđrat hóa là do lực hút tĩnh điện giữa các ion và phân tử nước phân cực. Ví dụ, trường hợp đặc biệt đối với ion là tạo thành ion hiđroxoni :
Đối với các chất tan dạng phân tử thì sự tạo thành hiđrat cũng do tương tác tĩnh điện. Nhiều hiđrat không bền, khi cô cạn dung dịch bị mất nước, nhưng cũng có những hiđrat rất bền nên khi cô cạn dung dịch ta thu được các hiđrat tinh thể gọi là tinh thể ngậm nước và nước trong phân tử đó gọi là nước kết tinh. Công thức phân tử một số muối đơn và kép ngậm nước thường gặp: 
Điểm lí thú là nhiều muối khan và tinh thể ngậm nước có màu khác nhau, chẳng hạn khan có màu trắng nhưng có màu xanh; khan màu xanh còn lại có màu hồng; màu hồng nhạt nhưng có màu lục còn lại có màu tím. Lợi dụng sự đổi màu đó ta có thể nhận biết được hơi ẩm (nước) trong xăng, dầu và trong chất làm khô (silicagel)
Chú ý: Khi hòa tan tinh thể ngậm nước vào nước thì nước kết tinh sẽ tham gia vào thành phần dung môi, do đó lượng chất tan lúc này chính là lượng muối khan (không ngậm nước). Điều này cần được đặc biệt chú ý khi tính nồng độ của dung dịch tạo thành trong trường hợp hòa tan tinh thể ngậm nước
5) Nhiệt hòa tan
Sự hòa tan một chất rắn vào một chất lỏng gồm hai quá trình: phá vỡ mạng lưới tinh thể hoặc tách thành các phân tử riêng biệt. Quá trình này đòi hỏi cung cấp năng lượng tức là thu nhiệt ; quá trình thứ hai là các phân tử hoặc ion đã tách ra tiến lại gần các phân tử nước (quá trình hiđrat hóa), quá trình này tỏa nhiệt 
Như vậy, tùy theo hoặc lớn hơn mà quá trình hòa tan là thu nhiệt hay tỏa nhiệt. Các muối amoni khi hòa tan thu nhiệt rất mạnh làm cho môi trường trở nên khá lạnh, ngược lại, quá trình hòa tan KOH, NaOH lại tỏa nhiệt rất lớn. Khi hòa tan axit đặc vào nước, do tạo thành các hiđrat, nên lượng nhiệt tỏa ra rất lớn (vì vậy khi pha loãng axit đặc, nhất thiết phải thêm từ từ axit vào nước, tránh làm ngược lại)
	Vậy: Lượng nhiệt thu vào hay tỏa ra khi hòa tan 1 mol chất gọi là nhiệt hòa tan chất đó
	Ví dụ: Nhiệt hòa tan ở của là còn KOH là 
6) Nồng độ dung dịch
Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị hàm lượng chất tan trong đơn vị thể tích hoặc đơn vị khối lượng của dung dịch
	– Dung dịch chứa chất tan với lượng có thể so sánh được với lượng dung môi ta gọi là dung 	dịch đặc
– Dung dịch chứa chất tan với lượng không thể so sánh được với lượng dung môi ta gọi là dung dịch loãng
	Dưới đây là các cách biểu thị nồng độ dung dịch thường gặp nhất
6.1 Nồng độ phần trăm (khối lượng): Kí hiệu , là số gam chất tan có trong 100g dung dịch. Ta có: 
	Một số chú ý khi dùng công thức :
	a) Khối lượng chất tan và khối lượng dung dịch phải có cùng đơn vị về khối lượng
	b) Trong một dung dịch: 
c) Khi hòa tan chất tan vào nước hoặc khi trộn 2 dung dịch với nhau mà có phản ứng hóa học xảy ra thì ta phải xác định lại thành phần của dung dịch sau phản ứng và nhớ loại trừ các khí thoát ra hay lượng kết tủa xuất hiện trong phản ứng khỏi dung dịch:
d) Đa số các chất khi hòa tan vào nước thì khối lượng không đổi, chẳng hạn như NaCl, HCl, nhưng cũng có những chất khi hòa tan vào nước thì lượng chất tan thu được giảm (ví dụ hòa tan a gam vào nước thì ) hoặc tăng (đối với trường hợp chất đem hòa tan tác dụng với nước tạo thành chất mới, ví dụ hòa tan a gam vào nước thì nên )
e) Nếu chất tan trong dung dịch được tạo thành từ nhiều nguồn khác nhau thì lượng chất tan của dung dịch bằng tổng khối lượng chất tan của mỗi nguồn
	Ví dụ: Hòa tan a gam tinh thể và b gam dung dịch thì 
f) Khi hòa tan dung dịch có nhiều chất tan (dung dịch hỗn hợp) thì lượng được tính riêng cho từng chất còn là chung cho tất cả các chất
6.2 Nồng độ thể tích: 
Nếu chất tan là chất lỏng, ngoài nồng độ về khối lượng, người ta còn dùng nồng độ về thể tích, cũng kí hiệu là được biểu diễn bằng số ml chất tan trong 100ml dung dịch
Độ rượu: Chính là thể tích dung dịch ancol. Ví dụ dung dịch cồn (ancol etylic) nghĩa là trong 100 ml dung dịch ancol có 90 ml 
6.3 Nồng độ mol biểu thị số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch. 
Nếu đề bài cho khối lượng dung dịch thì từ công thức ta suy ra thể tích dung dịch: (d là khối lượng riêng của dung dịch, )
6.4 Mối quan hệ giữa và :
	Từ , và ta dễ dàng suy ra: 
	Trong đó: 	d – Khối lượng riêng của dung dịch 
	M – Khối lượng mol chất tan 
6.5 Mối quan hệ giữa độ tan (S) và nồng độ dung dịch bão hòa
II. SỰ ĐIỆN LI 
1) Định nghĩa: Là quá trình phân li chất điện li thành các ion dưới tác dụng của các phân tử dung môi lưỡng cực hoặc khi chất điện li nóng chảy dưới tác dụng của nhiệt
	Các ion dương gọi là CATION, các ion âm gọi là ANION
	Quá trình điện li được biểu diễn bằng phương trình gọi là phương trình điện li
2) Chất điện li mạnh – Chất điện li yếu – Chất không điện li
2.1. Chất điện li mạnh là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành các ion, quá trình điện li là quá trình một chiều (trong phương trình điện li dùng dấu )
	Ví dụ: 
	Những chất điện li mạnh bao gồm: 
	– Hầu hết các muối tan
	– Các axit mạnh: 
	– Các bazơ mạnh: Bazơ của kim loại kiềm, bari, canxi,
2.2. Chất điện li yếu là những chất trong dung dịch nước chỉ điện li một phần thành ion còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là quá trình thuận nghịch (trong phương trình điện li dùng dấu )
	Ví dụ: 
	Những chất điện li yếu gồm:
	– Các axit yếu: 
	– Các bazơ yếu: dung dịch và các hidroxit không tan
2.3. Chất không điện li là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không điện li thành các ion. Chúng 	có thể là chất rắn như glucozơ , chất lỏng như 
	Chú ý: Đối với chất điện li nhiều nấc sẽ phân li thành nhiều nấc
3) Độ điện li 
Độ điện li cho biết phần trăm chất tan phân li thành ion và được biểu diễn bằng tỉ số nồng độ mol của phần chất tan phân li thành ion và nồng độ ban đầu của chất điện li : 
Chú ý: Độ điện li phụ thuộc vào bản chất của chất tan, vào nhiệt độ và nồng độ của dung dịch. Dung dịch càng loãng thì càng lớn
4) Hằng số điện li (hằng số cân bằng) K
Để đánh giá khả năng phân li của chất, ngoài độ điện li người ta còn dùng hằng số điện li K được định nghĩa theo công thức: 
Trong đó và là nồng độ mol của các ion và phần MA còn lại tại thời điểm cân bằng
Đối với một chất tan nhất định thì K là một hằng số chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất dung môi
	– Nếu MA là axit K gọi là hằng số axit, kí hiệu 
	– Nếu MA là bazơ K gọi là hằng số bazơ, kí hiệu 
	– Nếu MA là phức chất K gọi là hằng số không bền , kí hiệu 
	Chú ý: Đối với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số điện li riêng
	Ví dụ: Axit cacbonic: 	
	Khi đó: 	
5) Mối quan hệ giữa và K
	Từ (1.7) và (1.8) ta có công thức liên hệ giữa và K: 
	Vì 
	Vì nên theo khi càng nhỏ (dung dịch càng loãng) thì độ điện li càng lớn.
6) Sự điện li của nước – pH của dung dịch 
	a) Sự điện li của nước
	Nước là chất điện li yếu: hay viết đơn giản: 
Tích số nồng độ các ion và trong nước nguyên chất hoặc trong dung dịch nước không quá đặc ở mỗi nhiệt độ là một hằng số gọi là tích số ion của nước (kí hiệu ): 
	Ở ta có: 	 
	Từ ta suy ra: 
	– Môi trường axit: 	 và 
	– Môi trường bazơ:	 và 	
	– Môi trường trung tính:	
b) pH dung dịch: Là chỉ số để đo nồng độ (đặc, loãng) của dung dịch axit hay bazơ khi nồng độ của dung dịch nhỏ hơn 0,1M. Công thức tính: 
	Nếu 
	Logarit hóa hai vế ta có trong một dung dịch: 
	Từ suy ra: 
	– Trong môi trường axit: 
	– Trong môi trường bazơ: 
	– Trong môi trường trung tính: 
	c) Cách tính pH của một dung dịch
	1. Đối với dung dịch axit mạnh 
	Từ (axit) 
	2. Đối với dung dịch bazơ mạnh 
	Từ (bazơ) 
	3. Đối với dung dịch axit yếu 
	Xét axit yếu 
	 và 
	Vì HA là một đơn axit nên hơn nữa lại là một axit yếu nên 	. Vậy ta có: 
	Lấy logarit hai vế: 
	4. Đối với bazơ yếu : 
	Xét đơn bazơ yếu 
	 và 
	Tương tự như trường hợp axit yếu, ta dễ dàng suy ra: 
	Trong đó là nồng độ mol ban đầu của dung dịch axit bazơ
	5. Với dung dịch đệm
	Cho dung dịch đệm của axit yếu . Khi đó:
	Vì axit yếu 
	Trường hợp đệm của bazơ yếu nồng độ và muối của nó nồng độ thì ta có: 
	Chú ý: 
	a) Giá trị lg của các số tự nhiên: 
N
2
3
4
5
6
7
8
9
lgN
0,3
0,48
0,6
0,7
0,78
0,85
0,9
0,95
b) Đối với các chất điện li yếu, vì nên và công thức được hiểu gần đúng:
7) Thuyết axit – bazơ Areniuyt
	– Axit là những chất khi tan trong nước phân li ra cation .
	– Bazơ là những chất khi tan trong nước phân li ra anion 
Những hạn chế: 
	1. Phạm vi áp dụng của thuyết này là hẹp vì chỉ đúng cho dung môi là nước
	2. Không nêu lên được vai trò của dung môi: 
	Thực ra: 
3. Thuyết này coi cation tồn tại độc lập trong dung dịch là không đúng thực tế bởi vì dung môi nước là những phân tử lưỡng cực, ion là một hạt proton kích thước vô cùng nhỏ và mang điện tích dương nên không thể đứng độc lập cạnh phân tử khổng lồ và lưỡng cực
4. Thuyết này không giải thích được các trường hợp là bazơ mà trong phân tử lại không có nhóm OH như và do quan niệm phản ứng trung hòa là phản ứng trong đó: 
	Nên không giải thích được phản ứng axit – bazơ sau: 	
8) Thuyết axit – bazơ của Bronsted
– Axit tiểu phân (phân tử hoặc ion) có khả năng cho proton để biến thành bazơ liên hợp. Axit càng mạnh thì bazơ liên hợp càng yếu và ngược lại
– Bazơ là tiểu phân (phân tử hoặc ion) có khả năng nhận proton để biến thành axit liên hợp. Bazơ càng mạnh thì axit liên hợp càng yếu và ngược lại
	Ví dụ 1: 
Trong phản ứng này có 2 cặp axit – bazơ liên hợp, đó là và . Vì HCl là axit rất mạnh nên là bazơ rất yếu (yếu đến nỗi không thể hiện tính bazơ, là trung tính). Do đó phản ứng không xảy ra theo chiều ngược lại
	Ví dụ 2: 
	Hai cặp axit – bazơ liên hợp là và 
	Từ định nghĩa về axit – bazơ của Bronsted ở trên cho phép ta mở rộng phạm vi axit – bazơ
8.1. Axit có thể là: 	
	a) Phân tử trung hòa: 
	b) Cation: 	
	c) Anion: 
8.2 Bazơ có thể là: 
	a) Phân tử trung hòa: 
	b) Cation:
	c) Anion: 
8.3 Chất lưỡng tính: là chất vừa có khả năng nhường và nhận proton 
	Ví dụ: 	
8.4. Chất trung tính: Là những chất không có khả năng nhường và cũng không có khả năng nhận proton. Chất trung tính bao gồm: 
	– Cation kim loại mạnh: 
	– Anion gốc axit mạnh: 	
9) Giải thích độ mạnh của axit – bazơ
Độ mạnh của axit, bazơ được đánh giá qua khả năng nhường hoặc nhận proton , điều đó tùy thuộc vào dung môi và độ bền của các liên kết. Vì ta chỉ giới hạn xét dung môi là nên độ mạnh axit, bazơ chỉ còn phụ thuộc vào độ bền các liên kết
9.1. Axit
	1) Axit không có oxi (axit hidrit): 
Lực axit tùy thuộc vào độ bền liên kết (đo bằng năng lượng liên kết E ). Năng lượng liên kết càng nhỏ, càng dễ nhường làm cho tính axit càng tăng
Ví dụ: Tính axit của các axit hidric của nguyên tố halogen (phân nhóm chính nhóm VII) tăng dần theo thứ tự từ trên xuống: 
	Năng lượng liên kết E :
	2) Axit có oxi (oxiaxit): hay 
Lực axit tùy thuộc vào sự phân cực của liên kết : liên kết phân cực càng mạnh, càng kém bền, dễ đứt để giải phóng nên tính axit càng mạnh. Sự phân cực của liên kết :
	a) : axit rất yếu 
	b) : axit rất yếu 
	c) : axit mạnh 
	d) : axit rất mạnh 
9.2. Bazơ
Lực bazơ nói chung tùy thuộc độ âm điện của kim loại, tính kim loại giảm thì độ âm điện tăng nên tính bazơ giảm
	Xét hidroxit kim loại M, hóa trị n: 
Kim loại M có khuynh hướng nhường electron, tương đương với lực đẩy electron mạnh, làm giảm sự phân cực liên kết , khó phân li theo kiểu axit. Hơn nữa liên kết không bền nên dễ dàng giải phóng ion làm cho dung dịch bazơ
Vì vậy, tính kim loại càng mạnh, khả năng nhường electron càng lớn, sự đứt liên kết càng nhỏ tính bazơ càng mạnh
	Ví dụ: 
Chú ý: Để định lượng độ mạnh yếu của một dung dịch axit – bazơ người ta dùng khái niệm (xem chương 2)
10) Muối – Sự thủy phân của muối
Muối là sản phẩm của sự trung hòa một axit bằng một bazơ. Khi hòa tan với nước các muối sẽ phân li thành các ion bị hidrat hóa.
1. Nếu ion muối là những anion và cation tung tính (muối tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh) thì quá trình phân li chỉ dừng lại ở các ion bị hidrat hóa và pH của dung dịch không thay đổi 
	 (hay đơn giản )
2. Nếu ion của muối là những anion và cation axit, bazơ hoặc lưỡng tính thì chúng sẽ tương tác với dung môi để tạo ra sản phẩm là chất kết tủa, bay hơi hoặc điện li yếu. Quá trình này gọi là sự thủy phân của muối. Trong các trường hợp này pH của dung dịch sẽ thay đổi. Từ đó ta thấy chỉ có các loại muối sau đây mới bị thủy phân:
	a) Muối của axit yếu bazơ mạnh 
	 (bazơ) (trung tính)
	b) Muối của axit mạnh bazơ yếu
	 (axit) (trung tính)
	c) Muối của axit yếu và bazơ yếu:
	 (bazơ) (axit) 
	Để kết luận pH của môi trường ta phải dựa vào các hằng số của hai phản ứng trên, nếu: 
11) Các phản ứng trao đổi xảy ra trong dung dịch
	11.1. Phản ứng trao đổi ion
1) Khái niệm: Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là phản ứng xảy ra do sự trao đổi ion giữa các chất điện li để tạp thành chất mới, trong đó, số oxi hóa của chúng trước và sau phản ứng không đổi (do không có sự trao đổi electron giữa các chất phản ứng)
Phản ứng trao đổi ion bao gồm: Muối tác dụng axit, muối tác dụng bazơ, muối tác dụng với muối và axit tác dụng với bazơ. (xét riêng gọi là phản ứng axit – bazơ)
	Sơ đồ tổng quát: 
	2) Điều kiện phản ứng trao đổi ion xảy ra hoàn toàn
	Do phản ứng trao đổi ion xảy ra theo chiều: nhiều ion ít ion
	Nên để phản ứng xảy ra hoàn toàn: 
	a) Điều kiện cần: Các chất tham gia phản ứng phải tan, điện li mạnh.
b) Điều kiện đủ: Một trong các sản phẩm phải là chất kết tủa, chất bay hơi hoặc chất điện li yếu
	Một số ví dụ: 
	 (điện li yếu)
	 (khan) (đặc, nóng)
	 không xảy ra
c) Xét một số trường hợp phức tạp: Nếu trong số các chất tham gia có chất khó tan hoặc điện li 	yếu thì đối với chương trình phổ thông thường xảy ra 4 trường hợp sau:
	– Phản ứng xảy ra do quan hệ đẩy: axit (bazơ) mạnh hơn đẩy axit (bazơ) yếu hơn khỏi dung 	dịch muối: 
	Khó tan điện li yếu (mạnh hơn )
	– Hợp chất ít tan chuyển thành khó tan
	 (ít tan)	 (khó tan)
	 không xảy ra
	– điện li yếu cho kết tủa các hidroxit khó tan:
	 Điện li yếu
	– điện li yếu cho kết tủa sunfua kim loại nặng (Cu, Zn, Ag)
	Điện li yếu
Ngoài 4 trường hợp xảy ra ở trên, các trường hợp khác phải căn cứ vào độ tan và hằng số phân li của các chất mới có thể cho kết luận đúng đắn
	Chú ý: 
1. Phản ứng giữa một số muối tan dung dịch có thể là phản ứng oxi hóa – khử. Vì dụ muối có tính oxi hóa mạnh, gặp muối có tín khử mạnh như thì xảy ra phản ứng oxi hóa – khử (không phải là phản ứng trao đổi ion)
	2. Một số chất kết tủa có khả năng tạo phức chất tan
a) Bạc clorua và các hidroxit của đồng, bạc, kẽm không tan trong nước nhưng tan được trong amoniac dư do tạo thành phức chất tan: 
	Ví dụ: 	 
	b) Đối với và thì có thể tạo phức ion xyanua:
	 Xanh Prusse
	 Xanh Turnbull
c) có thể tạo phức với ion halogenua: dùng để giải thích cơ chế phản ứng thế trên vòng benzen
11.2 Phản ứng axit – bazơ
Phản ứng axit – bazơ là phản ứng tong đó có sự cho nhận proton (trường hợp đặc biệt của phản ứng trao đổi ion)
	Ví dụ: 	 
Nếu tính axit và tính bazơ càng mạnh thì phản ứng thực hiện càng dễ và càng đến cùng. Do đó muốn phản ứng xảy ra thuận lợi thì ít nhất phải có một thành phần là mạnh
	 (không xảy ra hoàn toàn)
	Không xảy ra
	Chú ý: Phản ứng giữa axit mạnh và bazơ mạnh còn gọi là phản ứng trung hòa
B. BÀI TẬP
Bài tập cơ bản
Sự điện li
1) Trong số các chất sau, chất nào là chất điện li: H2S, SO2, Cl2, H2SO4, CH4, NaHCO3, Ca(OH)2, HF, C6H6, CaClO?
2) Trong số các chất sau, chất nào là chất điện li: H2O, SO2, Br2, H2SO4,CH2Cl, NaHSO4, Ba(OH)2, HI, C2H2, KClO?
3) Viết phương trình điện li của các chất sau đây (nếu có): HCl, HNO3, H2SO4, H2S, H2CO3, KOH, Ba(OH)2,NH4OH, NaCl, K2SO4, Na2S, Al2(SO4)3, NH4NO3,(NH4)2SO4, NaHCO3, NaHSO4, H2O, Pb(OH)2, Fe(OH)3, AgCl, CaCO3, Ba(H2PO4)2, K2HPO4?
4) Viết phương trình phân tử, phương trình ion thu gọn, của các phản ứng sau (nếu có):
a) H2SO4 +NaOH	b) HClO + Ba(OH)2
c) pHCl + Fe(OH)2	d) H2SO4 + Mg(OH)2
e) HNO3 + CuO	f) H2SO4 + Al2O3
g) FeO + HCl	h) Fe2O3 + HNO3
l) Fe3O4 + H2SO4	j) CO2 dư + NaOH
k) CO2 + NaOH dư	l) CO2 Ba(OH)2 (2 trường hợp CO2 dư và Ba(OH)2 dư)
m) Fe2(SO4)3 + NaOH	n) CuSO4 + KOH
o) NH4Cl + Ca(OH)2	p) (NH4)2SO4 + Ba(OH)2
q) MgCl2 + KNO3	r) NH4Cl + AgNO3
s) Na2CO3 + Ca(NO3)2 	t) K2CO3 + NaCl
5) Viết phương trình phân tử của các phương trình ion thu gọn sau
a) Pb2+ + → PbSO4	b) Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2
c) S2- + 2H+ → H2S	d) Ba2+ + → BaCO3
e) Ca2+ + → Ca3(PO4)2	f) 2H+ + → CO2 + H2O
6) Viết phương trình hóa học (dạng ion thu gọn và phân tử) của phản ứng trao đổi ion trong dung dịch tạo thành kết tủa: Mg3(PO4)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2, AlCl, BaSO4, CaCO3.
7) Tính nồng độ mol của các ion:
a) 3 (l) dung dịch có hòa tan 0,6 (mol) Na2CO3.
b) 2 (l) dung dịch có hòa tan 4,48 (l) khí HCl (đktc).
c) Trộn 250 (ml) dung dịch CuCl2 ) 0,15M với 100 (ml) dung dịch KCl ) 0,5M.
d) Trộn 200 (ml) NaNO3 0,5M với 300 (ml)