Tóm Tắt Lý Thuyết Hóa Học Lớp 11.pdf (Hóa Học 11) | Tải Miễn Phí

Trang chủ Tìm kiếm Trang chủ Tìm kiếm Tóm tắt lý thuyết Hóa học lớp 11 pdf 34 1 MB 1k 2.3k 4.8 ( 10 lượt) Xem tài liệu Nhấn vào bên dưới để tải tài liệu Tải về Đang chuẩn bị: 60 Bắt đầu tải xuống Đang xem trước 10 trên tổng 34 trang, để tải xuống xem đầy đủ hãy nhấn vào bên trên Chủ đề liên quan Hóa học 11 Lý thuyết Hóa học Hóa học cơ bản kiến thức hóa học chất điện ly dung dịch axit Hoá học Đại cương

Nội dung

Tóm tắt lý thuyết Hóa học lớp 11 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Chương I : I. SỰ ĐIỆN LI Dung dịch. 1. Khái niệm a. Thí dụ: Hoà tan HCl vào nước thu được dung dịch axit HCl Hoà tan NaCl vào nước thu được dung dịch NaCl Hoà tan đường vào nước thu được dung dịch nước đường. Hoà tan nóng chảy Ag vào Au thu được dung dịch rắn Ag – Au Không khí là dung dịch gồm có N2,O2,CO2, các khí hiếm ... b. Khài niệm: Dung dịch là hỗn hợp đồng nhất của hai hay nhiều cấu tử (thành phần). 2. Biểu diễn thành phần dung dịch – nồng độ. a. Nồng độ phần trăm: Khối lượng chất tan trong 100gam dung dịch . C% = mct .100 (1) mdd trong đó mct : khối lượng chất tan mdd: khối lượng dung dịch mct = n.M và mdd = D.V = mdm + mct b. Nồng độ mol/lit: Số mol chất tan trong 1 lít dung dịch . CM = n (2) ( n số mol chất tan , V thể tích dung dịch- lít) Vdd c. Nồng độ molan: Số mol chất tan có trong 1kg dung môi. Cm = n (3) ( n số mol chất tan ,mdm khối lượng dung môi -kg ) mdm d. Độ tan : Số gam chất tan có thể tan tối đa trong 100g dung môi. S mct .100 (4) (m hối lượng chất tan ,mdm khối lượng dm -g ) mdm 3. Tích số tan: Xét cân bằng AnBm nAm+ + mBn- (*) Ta có tích số tan T = [Am+]n.[Bn-]m. Nếu tích nồng độ các ion < tích số tan thì trong dung dịch không xuất hiện kết tủa. Nếu tích nồng độ các ion = tích số tan thì thu dung dịch bão hoà.. Nếu tích nồng độ các ion > tích số tan thì trong dung dịch bắt đầu xuất hiện kết tủa. - Mối liê hệ giữa tích số tan và độ tan xét cân bằng (*) T = nn.mm.Sn+m II. Sự điện li. 1. Chất điện li. Trang 1 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 a. Thí nghiệm: Tính dẫn điện của các nước nguyên chất, dung dịch NaCl, dung dịch nước đường, dung dịch ancol etylic. * giải thích tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ, muối. * vai trò của dung môi nước. b. Khái niệm: + Chất khi tan trong nước tạo dung dịch dẫn điện được gọi là chất điện li. Thí dụ : các axit, bazơ, muối là các chất điện li. + Chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện được gọi là chất không điện li. Thí dụ: đường , rượu, ete... c. Sự điện li * Quá trình phân li thành các ion khi chất điện li tan trong nước hoặc nóng chảy được gọi là sự điện li. * Sự điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li. * Trong ptđl tổng điện tích các cation = tổng điện tích các anion * Tổng quát : Axit  H+ + anion gốc axit. Bazơ  Cation kim loại ( hoặc NH4+ ) + OHMuối  Cation kim loại ( hoặc NH4 + ) + anion gốc axit Thí dụ : HCl  H+ + ClHCOOH H+ + HCOO- NaOH  Na+ + OHNaCl  Na+ + ClCH3COONa Na+ + CH3COO- 2. Độ điện li, phân loại chất điện li, hằng số điện li a. Độ điện li: Độ điện li  ( anpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li thành ion và tổng số phân tử ban đầu. Biểu thức :   n' C '  (5) n0 C 0 ( n' số mol bị phân li thành ion ; no số mol ban đầu C' nồng độ mol/l bị phân li , Co nồng độ mol/l ban đầu) Giá trị 0    1 hoặc có thể tính theo đơn vị % ( .100) Độ điện phụ thuộc vào các yếu tố : - nồng độ chất tan : tỉ lệ nghịch - nhiệt độ của dung dịch b. Phân loại chất điện li: Dựa theo độ điện li ta phân thành 2 loại chất điện li + Chất điện li mạnh : Là chất khi tan trong nươc phân li hoàn toàn thành ion. Trang 2 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11  = 1 và ptđl biểu diễn bằng mũi tên một chiều  + Chất điện li yếu : Là chất khi tan trong nước phân li một phần thành ion. 0 <  < 1 và ptđl được biểu diễn mũi tên 2 chiều + Thí dụ : NaNO3  Na+ + NO3Na+ + HCOO- HCOONa c. Cân bằng điện li - Hằng số điện li. Đối với các chất điện li yếu trong dung dịch xuất hiện cân bằng hoá học được gọi là cân bằng điện li đây là cân bằng động Thí dụ : A + + X – (*) AX khi tốc độ thuận bằng tốc độ nghịch trong dung dịch xuất hiện cân bằng điện li. Hằng số điện li xét đối với cân bằng (*) được xác định. A . X  (6)  K  AX  Thí dụ : Đối với axit axetic CH3COOH. H+ + CH3COO- CH3COOH H . CH COO  = 2.10  Ta có : K  3 -5 CH 3COOH  (ở 25oC) hằng số điện li chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ. Mối liên hệ giữa hằng số điện li và độ điện li  Xét cân bằng (*) , giả sử nồng độ ban đầu là Co và độ điện li A+ AX X – (*) + Ban đầu Co Phân li  Co  Co  Co Cbằng (1-  )Co  Co  Co Ta có : K A . X   C  .C O  2 C O  (7) (1   )C O 1    AX  O Như vậy khi biết K và Co ta có thể xác định được độ điện li và ngược lại. Đối với trường hợp chất điện li quá yếu có thể xem 1-  = 1. do đó công thức (7) có thể viết lại thành  2  [ ion ] =  Co = K K hoặc   (8) CO CO ( cách tính gần đúng ) K.C + Thí dụ : Tính nồng độ ion H trong dung dịch CH3 COOH 0,2M biết hằng số điện li của axit đó là 2.10-5. ( đáp số : 2.10-3 mol/l) III. Axit, bazơ, muối. Trang 3 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 1. Định nghĩa theo Arêniut a. Axit: Là chất khi tan trong nước phân li cho ion H+ HCl  H+ + Cl- Thí dụ : H+ + HCOO- HCOOH b. Bazơ: Là chất khi tan trong nước phân li cho ion OHNaOH  Na+ + OH- Thí dụ : c. Hiđrôxit lưỡng tính: Là những hiđrôxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit vừa có thể phân li như bazơ. Thí dụ : Zn(OH)2 Phân li theo kiểu bazơ : Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH- Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2 2H+ + ZnO22- Các chất Al(OH)3 ;Zn(OH)2 ; Pb(OH)2 ; Sn(OH)2 ; Cr(OH)3 ; Cu(OH)2 d. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc Axit nhiều nấc: Những axit khi tan trong nước phân li nhiều nấc cho ion H+. Thí dụ : H3PO4 , H2S.( viết p.t.đ.l) Bazơ nhiều nấc: Những bazơ khi tan trong nước phân li nhiều nấc cho ion OH.. Thí dụ : Mg(OH)2; Al(OH)3 ( viết p.t.đ.l) 2. Định nghĩa theo Brônxtet a. Axit là chất nhường prôtôn (H+); bazơ là chất nhận prôtôn (H+) biểu diễn : Axit  Bazơ + H+ Thí du 1ï : CH3COOH + H2O axit bazơ + Thí dụ 2: NH3 bazơ Thí dụ 3: H3O+ + CH3COOaxit axit bazơ HCO3- + H2O bazơ bazơ NH4 + + OH- H2O HCO3- + H2O axit (1) axit (2) axit bazơ H3O+ + CO32- axit bazơ H2CO3 + OH- axit (3) (4) bazơ theo (3) và (4) HCO3-, H2O vừa có khả năng cho và nhận prôtôn nên chúng được gọi là chất lưỡng tính. Những chất không cho hoặc không nhận prôtôn được gọi là chất trung tính. 3. Muối, muối trung hoà , muối axit a. Muối:Là hợp chất khi tan trong nước phân li cho cation kim loại ( hoặc NH4+) và anion gốc axit. Trang 4 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 NaCl  Na+ + Cl- Thí dụ : Na+ + CH3COO- CH3COONa b. Muối axit, muối trung hoà. Muối có anion gốc axit không còn khả năng phân li cho ion H+ được gọi là muối trung hoà . Thí dụ : NaCl , (NH4)2SO4, Na2CO3 ... Muối có anion gốc axit còn khả năng phân li cho ion H+ được gọi là muối axit . Thí dụ : NaHCO3;NaH2PO4; NaHSO4... Muối có nhóm –OH có thể thay thế bằng gốc axit được gọi là muối bazơ . Thí dụ : Mg(OH)Cl ; Fe(OH)2Cl... Ngoài ra còn kể đến một số muối kép như : HCl.NaCl ; KCl.MgCl.6H2O; K2SO4.Al2(SO4)3... Muối phức : [Ag(NH3)2]Cl ; [Cu(NH3)4]SO4... * sự điện li của muối : Hầu hết các muối (kể cả muối kép) khi tan trong nước phân li hoàn toàn thành cation kim loại (NH4+) và anion gốc axit . K2SO4  2K+ + SO42- Thí dụ : NaCl.KCl  K+ + Na+ + 2ClNaHSO3  Na+ + HSO3H+ + SO32- HSO3- [Ag(NH3)2]Cl  [Ag(NH3)2]+ + Cl[Ag(NH3)2]+ Ag+ + 2NH3 4. Hằng số axit, hằng số bazơ a. Hằng số axit: Sự điện li của các axit yếu trong nước là quá trình thuận nghịch. Thí du ï : CH3COOH H+ + CH3COO- CH3COOH + H2O H3O+ + CH3COO- (1) (2) Vì nồng độ của nước được coi như hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của nước trong biểu thức xác định hằng số H . CH COO   Ka =  3 CH 3COOH  ( Ka hằng số phân li axit ) Đối với axit nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li ở các nấc khác nhau. Hằng số phân li axit chỉ phụ thuôc vào bản chất axit và nhiệt độ. Nếu giá trị Ka càng nhỏ thì lực axit của nó càng yếu ( hay tính axit càng yếu ) Thí dụ : ở 25oC CH3COOH Ka = 1,75.10-5 ;HClO Ka = 5.10-8 . b. Hằng số bazơ: Sự điện li của các bazơ yếu trong nước là quá trình thuận nghịch. Thí du ï : NH3 + H2O NH4+ + OH- (3) Trang 5 Kb = Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 NH .OH  ( hằng số phân li bazơ )   4 NH 3 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- (4) CH COOH . OH  ( hằng số phân li bazơ ) CH 3COO   Kb = 3  Vì nồng độ của nước được coi như hằng số nên ta có thể bỏ qua nồng độ của nước trong biểu thức xác định hằng số phân li axit, hay bazơ. Đối với bazơ nhiều nấc sẽ có nhiều hằng số phân li ở các nấc khác nhau. Hằng số phân li bazơ chỉ phụ thuôc vào bản chất bazơ và nhiệt độ. Nếu giá trị Kb càng nhỏ thì lực bazơ cúa nó càng yếu ( hay tính bazơ càng yếu ) Mối liên hệ giữa hằng số Ka và Kb Ka = IV. 10-14 và ngược lại hay Ka.Kb = 10 -14 Kb pH của dung dịch, chất chỉ thị màu. a. Sự điện li và tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước. Nước là chất điện li rất yếu, ở nhiệt độ thường cứ 555triệu phân tử nước có 1 phân tử bị phân li thành ion. H+ + OH- (1) H2O H . OH   K  Từ (1) ta có K =  H 2 O   H2O    = K. H 2 O  = H  . OH  Tích số ion của nước.  ở 25oC ta có KH2O = H  . OH  = 10-14 . Tuy nhiên có thể sử dụng ở khoảng nhiệt độ khác. Hay có thể coi giá trị tích số ion của nước là hằng số trong dung dịch loãng của các chất khác nhau.     Theo (1) ta có : H  . = OH   10 14  10 7 M     - Môi trường trung tính là môi trường có H  . = OH   10 14  10 7 M - ý nghĩa của tích số ion của nước để xác định môi trường của dung dịch Môi trường trung tính : Môi trường axit: Môi trường bazơ: H . = 10 H . > 10 H . < 10  -7 M  -7 M  -7 M b. Khái niệm về độ pH, độ pH trong các môi trường. Để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm người ta dùng đại lượng độ pH.       Nếu H  . = 10-a  pH = a hay H  . = 10  pH hoặc pH = -lg H  . Thí dụ : H . =10 H . =10  -1 Môi trường axit.  -7 Môi trường trung tính. M  pH = 1 M  pH =7 Trang 6 H . =10 M  pH =12 Môi trường bazơ. Thuật biến đổi nếu H . = b.10  pH = a – lgb (sử dụng máy tính ) Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 -12   -a Thang pH thường dùng có giá trị từ 1 đến 14 ( do tích số ion của nước ) Ngoài ra người ta còn sử dụng pOH , pKa, pKb.. pOH = - lg [OH-] và pH + pOH =14  pH = 14 - pOH c. Chất chỉ thị màu: Quỳ tím, phenolphtalein, giấy chỉ thị vạn năng. Thông thường đối với quỳ tím trong các môi trường. axit: màu đỏbazơ: màu xanh trung tính : màu tím Đối với phenolphtalein: pH < 8,3 Không màu pH >= 8,3 :Màu hồng d. Cách xác định độ pH của các dung dịch . Đối với axit mạnh, bazơ mạnh: Nếu nồng độ của axit hay bazơ khá lớn thì bỏ qua sự điện li của nước, nếu nồng độ rất loãng ( < hoặc = 10 -7) cần chú ý đến sự phân li của nước. H2O H+ + OH- Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch HCl 0,01M ptđl : HCl  H+ + Cl-   do đó H  . = [HCl] = 10-2  pH = 2 Thí dụ 2: Tính pH của dung dịch NaOH 0,01M ptđl : NaOH  Na+ + OHTa có [OH-] = [NaOH]=10 -2  pOH = 2  pH = 14- 2 = 12 Thí dụ 3: Xác định độ pH của dung dịch H2SO4 0,01M. ptđl: H2SO4  2H+ + SO42- 0,01M 0,02M H . =0,02 = 2.10  -2  pH = -lg 2.10-2 = 2 – lg2 Thí dụ 4: Tính pH của dung dịch HCl 10-7M. Do nồng độ của axit rất loãng nên phải xét đến sự phân li của nước ptđl: HCl H2O  H+ + ClH+ + OH- phương trình trung hoà điện ta có [H+] = [Cl-] + [OH-] = 10-7 + 10 14 H   Hay : [H+]2 – 10-7[H+] -10-14 = 0 , giải phương trình ta có [H+] = 1,62.10-7  pH = -lg1,62.10-7 = 6,79. Lưu ý : Trang 7 Tóm tăt lý thuyết hoá học 11 Dung dịch axit dù loãng đến đâu thì pH < 7. Bazơ có loãng đến đâu thì cũng có pH > 7. Đối với axit yếu, bazơ yếu. Muốn xác định pH của dung dịch axit yếu hay bazơ yếu ta phải dựa vào hằng số axit hay hằng số bazơ cũng như phải chú ý đến sự phân li của nước khi nồng độ chất rất loãng. Công thức tính pH gần đúng của một dung dịch axit yếu pH = 1 1 ( pKa – lg CM) đối với bazơ yếu : pOH = ( pKb – lg CM) 2 2 với pKa = - lgKa và pKb = -lgKb . Thí dụ 1: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M, biết Ka = 2.10 -5 Cách 1: Ta có cân bằng : [bđ] 0,1M [pư] xM xM xM [cb] (0,1-x)M xM xM CH COO . H  =  Ta có : Ka = CH3COO- + H+ CH3COOH  3 CH 3COOH  giả sử x