Đề cương ôn tập học kỳ I môn hóa lớp 11

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  \(\rightleftarrows \) ZnO^2- + 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 25^oC: \({{K}_{{{H}_{2}}O}}=[{{\text{H}}^{+}}].[O{{H}^{-}}]={{10}^{-14}}\)

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)

NH_3(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:
Cho muối amoni tác dụng với dung dịch bazơ

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)

\(\overset{0}{\mathop{Cu}}\,\) + 4HNO_3(đặc) → \(\overset{+2}{\mathop{Cu}}\,{{\left( N{{O}_{3}} \right)}_{2}}\) + 2NO₂↑ + 2H₂O

\(\overset{0}{\mathop{Fe}}\,\text{ }\) + 4HNO_3(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:

NaNO_{3(tinh thể)} + H₂SO_4(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:  2AgNO_{3\(\xrightarrow{{{t}^{o}}}\)} 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\(\overset{0}{\mathop{P}}\,\)+ 3Cl_2(thiếu) \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}2\overset{+3}{\mathop{P}}\,C{{l}_{3}}\)

2\(\overset{0}{\mathop{P}}\,\)+ 5Cl_2(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 + 3H₂SO_4(đặc) \(\xrightarrow{{{t}^{0}}}\) 3CaSO₄↓ + 2H₃PO₄

H. MUỐI PHOTPHAT (PO₄^3-)

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⁺ + PO₄^3- → Ag₃PO_{4màu 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

 III. Hợp chất

dapandethi.vn