Đề cương ôn tập học kỳ I môn hóa lớp 11Tổng hợp kiến thức cần nắm vững, các dạng bài tập và câu hỏi có khả năng xuất hiện trong đề thi HK1 Hóa học 11 sắp tới ĐỀ CƯƠNG ÔN TẬP HỌC KÌ I CHƯƠNG I: SỰ ĐIỆN LI 1. Sự điện li - Sự điện li là quá trình phân li của các chất ra ion. Ví dụ: HCl → H+ + Cl- - Phân loại chất điện li: +) Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, tất cả phân tử hòa tan đều phân li ra ion. Trong phương trình điện li, dùng mũi tên 1 chiều. Chú ý: Các chất điện li mạnh thường là: Axit mạnh (HCl, HNO3, H2SO4, HClO4…), bazơ mạnh (NaOH, (BaOH)2, KOH, Ca(OH)2,..) và hầu hết muối tan Ví dụ: NaOH → Na+ + OH- +) Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có 1 phần số phân tử hòa tan phân li ra ion. Trong phương trình điện li, dùng mũi tên 2 chiều Chú ý: Các chất điện li yếu thường là: Axit yếu, bazơ yếu và muối không tan. Ví dụ: HCOOH \(\rightleftarrows \) H+ + HCOO- 2. Axit, bazơ a) Theo thuyết A-rê-ni-ut - Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+. Ví dụ: HCl, H2SO4,… - Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH-. Ví dụ: NaOH, Ba(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. Ví dụ: Zn(OH)2 \(\rightleftarrows \) Zn2+ + 2OH- : phân li kiểu bazơ Zn(OH)2 \(\rightleftarrows \) ZnO2- + 2H+ : phân li kiểu axit b) Theo thuyết Bron-stêt - Axit là chất (phân tử, ion) khi tan trong nước phân li ra cation H+ (proton). - Bazơ là chất (phân tử, ion) nhận proton. - Chất lưỡng tính là chất (phân tử, ion) vừa có thể nhường proton, vừa có thể nhận proton. - Chất trung tính là chất không thể nhường hoặc nhận proton. 3. Muối a) Định nghĩa: Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc NH4+) và anion gốc axit. b) Phân loại - Muối trung hòa là muối mà anion gốc axit không còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ - Muối axit là muối mà anion gốc axit vẫn còn hiđro có khả năng phản li ra ion H+ 4. Tích số ion của nước. pH và môi trường của dung dịch a) Tích số ion của nước Ở 25oC: \({{K}_{{{H}_{2}}O}}=[{{\text{H}}^{+}}].[O{{H}^{-}}]={{10}^{-14}}\) b) pH của dung dịch Để đánh giá độ axit và độ kiềm của dung dịch, người ta dùng pH với quy ước: [H+] = 10-pH hay pH = -log[H+] - Môi trường axit: pH < 7 - Môi trường trung tính: pH = 7 - Môi trường bazơ: pH > 7 Thang pH thường dùng có giá trị từ 1 đến 14 ***- Các dung dịch có pH< 7 ngoài dung dịch axit còn có muối tạo từ kim loại yếu và gốc axit mạnh ví dụ: FeCl2; CuSO4…. - Các dung dịch có pH >7 ngoài dung dịch bazơ còn có muối tạo từ kim loại mạnh và gốc axit yếu ví dụ: HCOONa; K2CO3… - Các dung dịch có pH = 7 ngoài nước còn có muối tạo từ axit mạnh và bazơ mạnh ví dụ: NaCl, K2SO4,.. 5. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li - Phản ứng trao dổi ion trong dung dịch các chất diện li chỉ xảy ra khi thỏa mãn một trong các điều kiện sau: + tạo thành chất kết tủa + tạo thành chất khí + tạo thành chất điện li yếu CHƯƠNG 2: NITO – PHOTPHO A. NITƠ - Cấu hình electron N (Z = 7): 1s22s22p3 => Vị trí ô thứ 7, chu kì 2 nhóm VA trong bảng tuần hoàn. - Số oxi hóa có thể có : -3; 0; +1; +2; +3; +4; +5 1. Cấu tạo và tính chất: - Cấu tạo: N≡N → N2 rất bền - Ở điều kiện thường N2 là chất khí không màu, không mùi, không vị, không duy trì sự cháy, sự hô hấp. - Nhiệt độ thường, N2 khá trơ về mặt hóa học. - Nhiệt độ cao, N2 vừa thể hiện tính oxi hóa vừa thể hiện tính khử. + Tính oxi hóa: \(\overset{0}{\mathop{{{N}_{2}}}}\,+3Mg\xrightarrow{{{t}^{0}}}M{{g}_{3}}\overset{-3}{\mathop{{{N}_{2}}}}\,\) + Tính khử: \(\overset{0}{\mathop{{{N}_{2}}}}\,+{{O}_{2}}\xrightarrow{{{t}^{0}},xt}2\overset{+2}{\mathop{N}}\,O\) 2. Điều chế: - Trong công nghiệp: chưng cất phân đoạn không khí lỏng. - Trong PTN: NH4Cl + NaNO2 \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}\) NaCl + N2↑+ 2H2O B. AMONIAC (NH3) 1. Tính chất vật lý: - Chất khí không màu, có mùi khai và sốc, nhẹ hơn không khí - Tan rất nhiều trong nước tạo thành dung dịch NH3 không thu bằng phương pháp dời chỗ của nước. 2. Tính chất hóa học: - Tính bazơ yếu: NH3 + H2O \(\rightleftarrows \) NH4+ +OH- (NH3 làm quỳ ẩm chuyển sang màu xanh) NH3(k) + HCl(k) → NH4Cl(r) 3NH3 + 3H2O + AlCl3 → 3NH4Cl + Al(OH)3 - Tính khử: \(2\overset{-3}{\mathop{\text{ }N}}\,{{H}_{3}}+3C{{l}_{2}}\to \overset{0}{\mathop{{{N}_{2}}}}\,+6HCl\) \(2\overset{-3}{\mathop{\text{ }N}}\,{{H}_{3}}+3CuO\to \overset{0}{\mathop{{{N}_{2}}}}\,+3{{H}_{2}}O+3Cu\) 4. Điều chế: 2NH4Cl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2NH3↑ + 2H2O C. MUỐI AMONI (NH4Cl, NH4NO3, (NH4)2SO4…) - Tác dụng với dung dịch kiềm NH4+ + OH- → NH3 + H2O (phản ứng này dùng để nhận biết ion NH4+ ) - Phản ứng nhiệt phân: Các muối amoni dễ bị nhiệt phân +) Muối amoni mà gốc axit không còn khả năng oxi hóa nhiệt phân tạo NH3 : (NH4)2CO3 \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}\) 2NH3 + CO2 + H2O +) Muối amoni mà gốc axit có khả năng oxi hóa nhiệt phân tạo N2 hoặc N2O: \(\overset{-3}{\mathop{N}}\,{{H}_{4}}N{{O}_{2}}\xrightarrow{{{t}^{0}}}\overset{0}{\mathop{{{N}_{2}}}}\,+2{{H}_{2}}O\) \(\overset{-3}{\mathop{N}}\,{{H}_{4}}N{{O}_{3}}\xrightarrow{{{t}^{0}}}\overset{+1}{\mathop{{{N}_{2}}}}\,O+2{{H}_{2}}O\) D. AXIT NITRIC (HNO3) 1. Tính axit mạnh: - Làm đỏ quỳ tím. - Tác dụng với bazơ, oxit bazơ, muối 2. Tính oxi hóa mạnh: HNO3 oxi hóa hầu hết các kim loại kể cả những kim loại đứng sau H như Cu, Ag (trừ Pt, Au), oxi hóa kim loại lên số oxi hóa dương cao nhất, oxi hóa nhiều phi kim và hợp chất. Sản phẩm khử: thông thường là NO ngoài ra còn có thể là \(N{O_2}\), N2, N2O, (NH4NO3) \(\overset{0}{\mathop{Cu}}\,\) + 4HNO3(đặc) → \(\overset{+2}{\mathop{Cu}}\,{{\left( N{{O}_{3}} \right)}_{2}}\) + 2NO2↑ + 2H2O \(\overset{0}{\mathop{Fe}}\,\text{ }\) + 4HNO3(loãng) →\(\overset{+3}{\mathop{Fe}}\,{{(N{{O}_{3}})}_{3}}\) + NO↑ + 2H2O * Fe, Al, Cr thụ động với HNO3 đặc, nguội. 3. Điều chế: - Trong PTN: NaNO3(tinh thể) + H2SO4(đặc) → NaHSO4 + HNO3 - Trong công nghiệp: \(N{{H}_{3}}\xrightarrow{+{{O}_{2}}}NO\xrightarrow{+{{O}_{2}}}N{{O}_{2}}\xrightarrow{+{{O}_{2}}+{{H}_{2}}O}HN{{O}_{3}}\) E. MUỐI NITRAT ( Chứa ion NO3-) 1. Tính chất hóa học - Dễ bị phân hủy bởi nhiệt Nhóm I nhiệt phân tạo muối nitrơ và O2: Ví dụ: 2KNO3 2KNO2 + O2↑ Nhóm II nhiệt phân tạo oxit, NO2 và O2: Ví dụ: 2Cu(NO3)2 \(\xrightarrow{{{t}^{o}}}\) 2CuO + 4NO2 ↑+ O2↑ Nhóm III nhiệt phân tạo kim loại, NO2 và O2: Ví dụ: 2AgNO3\(\xrightarrow{{{t}^{o}}}\) 2Ag + 2NO2 ↑+ O2↑ - Nhận biết ion NO3- : sử dụng: Cu + H2SO4 (hoặc HCl) 3Cu +8 H+ + 2NO3- → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O (xuất hiện dd xanh lam và khí không màu hóa nâu) 2. Ứng dụng: - Thuốc nổ đen(thuốc nổ có khói): KNO3 + S +C F. PHOTPHO 1. Tính chất vật lí - Photpho trắng: Rất độc, gây bỏng nặng khi rơi vào da, ở nhiệt độ thường phát quang màu lục nhạt trong bóng tối, bốc cháy trong không khí ở nhiệt độ > 400C - Photpho đỏ: Là chất bột màu đỏ, dễ hút ẩm và chảy rữa, cấu trúc polime → khó nóng chảy và khó bay hơi hơn photpho trắng, không tan trong các dung môi thông thường, bền trong không khí ở nhiệt độ thường, bốc cháy ở nhiệt độ > 2500C P trắng \(\xrightarrow{{{250}^{0}}C}\) P đỏ 2. Tính chất hóa học Photpho hoạt động hóa học mạnh hơn nitơ - Tính oxi hóa: P + kim loại hoạt động → photphua kim loại VD: \(\overset{0}{\mathop{P}}\,+Ca\xrightarrow{{{t}^{0}}}C{{a}_{3}}\overset{-3}{\mathop{P}}\,(Canxiphotphua)\) - Tính khử:
P + halogen: 2\(\overset{0}{\mathop{P}}\,\)+ 3Cl2(thiếu) \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}2\overset{+3}{\mathop{P}}\,C{{l}_{3}}\) 2\(\overset{0}{\mathop{P}}\,\)+ 5Cl2(thiếu) \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}2\overset{+5}{\mathop{P}}\,C{{l}_{5}}\) 3. Ứng dụng: - Sản xuất axit photphoric - Sản xuất diêm, bom, đạn… 4. Trạng thái tự nhiên: - Dạng muối photphoric như apatit 3Ca3(PO4)2.CaF2, photphorit Ca3(PO4)2 5. Sản xuất: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C \(\xrightarrow{{{120}^{0}}}\).3CaSiO3 + 2P + 5CO G. AXIT PHOTPHORIC (H3PO4) 1. Tính chất vật lí - Là chất rắn dạng tinh thể, trong suốt, không màu, rất háo nước => dễ chảy rữa - Axit photphoric thường dùng là dung dịch đặc, sánh 2. Tính chất hóa học: - Tính oxi hóa – khử: Photpho có mức oxi hóa +5 bền hơn nitơ => axit H3PO4 khó bị khử => không có tính oxi hóa như axit HNO3 - Tính axit: + Axit H3PO4 là axit ba lần axit, có độ mạnh trung bình => Có đầy đủ tính chất chung của axit + Tác dụng với bazơ: Sản phẩm tạo thành phụ thuộc vào x Đặt \(x=\frac{{{n}_{NaOH}}}{{{n}_{{{H}_{3}}P{{O}_{4}}}}}\)
3. Điều chế - Trong phòng thí nghiệm: P + 5HNO3(đặc) \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}\) H3PO4 + 5NO2 ↑ + H2O - Trong công nghiệp: Ca3(PO4)2 + 3H2SO4(đặc) \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}\) 3CaSO4↓ + 2H3PO4 H. MUỐI PHOTPHAT (PO43-) 1. Tính tan: - Tất cả các muối đihiđrophotphat đều tan trong nước - Muối photphat trung hòa và muối hiđrophotphat: trừ muối Na+, K+, NH4+ là dễ tan, còn lại đều không tan hoặc ít tan trong nước. 2. Nhận biết ion photphat: Dùng thuốc thử AgNO3 : 3Ag+ + PO43- → Ag3PO4màu vàng 3. PHÂN BÓN HÓA HỌC Phân đạm: Độ dinh dưỡng = %N Phân lân: Độ dinh dưỡng = %P2O5 Phân kali: Độ dinh dưỡng = %K2O CHƯƠNG 3: CACBON – SILIC I. Nhóm Cacbon: - Vị trí: nhóm IVA; thành phần: C, Si, Ge, Sn, Pb - Cấu hình e: ns2np2 - Các tính chất biến đổi có quy luật của đơn chất và hợp chất: C → Pb II. Đơn chất
 Chia sẻ Bình luận
Tham Gia Group Dành Cho 2K8 Chia Sẻ, Trao Đổi Tài Liệu Miễn Phí
|
- Tính oxi hóa yếu:
