Hoá 11 giữa kì 1: Cân bằng hoá học, pH, Nitrogen, Sulfur - Học flashcard

Chuẩn độ acid - base: nguyên tắc và các khái niệm (dung dịch chuẩn, điểm tương đương)

Nguyên tắc: xác định nồng độ dung dịch acid (hoặc base) bằng dung dịch base (hoặc acid) đã biết chính xác nồng độ (dung dịch chuẩn). Dụng cụ: burette chứa NaOH, bình tam giác chứa HCl và chỉ thị. Điểm tương đương: acid và base phản ứng vừa đủ, n(H+) = n(OH-). Với phenolphthalein: kết thúc khi dung dịch từ không màu sang hồng bền khoảng 20 giây; nếu thêm NaOH dư thì màu hồng. HCl + NaOH -> NaCl + H2O là phản ứng trung hoà.

Đất chua và cách cải tạo; từ pH tính [OH-]

Đất chua: pH < 6,5, môi trường acid, ảnh hưởng xấu tới dinh dưỡng và rễ cây. Ví dụ pH = 4,52 thì [H+] = 10^-4,52, [OH-] = 10^-14/10^-4,52 = 3,31.10^-10 M. Tăng pH bằng vôi sống CaO, tro thực vật K2CO3 (base). Không dùng chất làm đất chua hơn: P2O5, phèn chua KAl(SO4)2.12H2O (Al3+ thuỷ phân tạo H+); phân đạm ammonium NH4Cl cũng làm acid hoá đất nên cần cân nhắc.

Làm bài đúng sai về chất trong dãy: ammonium nitrate, đạm, ammophos - lưu ý lỗi dễ sai

- Các phân đạm chứa muối ammonium không cùng công thức và hàm lượng nitrogen (NH4NO3 35%, (NH4)2SO4 khoảng 21%, NH4Cl khoảng 26%). - Hàm lượng N cao (82,35% ở NH3) làm phân đạm tốt, nhưng thực tế phần lớn NH3 phản ứng với acid để thành muối làm phân. - Không thể kết luận có NH4+ nếu chỉ hoà tan vào nước; muốn khẳng định không có NH4+ cần thử đúng quy trình. - Cần dùng phân vừa đủ với nhu cầu cây trồng để hạn chế ô nhiễm.

Ứng dụng của SO2 và tác hại

Ứng dụng: sản xuất sulfuric acid; tẩy trắng bột giấy; diệt trùng nước sinh hoạt; diệt nấm mốc trong bảo quản dược liệu và sản phẩm mây tre đan. Tác hại: mưa acid, ô nhiễm không khí (không phải nguyên nhân chính gây hiệu ứng nhà kính, đó là CO2). Nguồn phát thải: đốt nhiên liệu hoá thạch chứa sulfur, luyện quặng sulfide (hoạt động của con người). Giảm SO2: xử lí khí thải công nghiệp trước khi thải ra môi trường.

Tính chất hoá học của SO2 và ví dụ

SO2 vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử; là oxide acid. Tính oxi hoá (với chất khử mạnh): SO2 + 2H2S -> 3S + 2H2O (vẩn đục màu vàng). Tính khử: SO2 + 2Cl2 + 2H2O -> H2SO4 + 4HCl (làm mất màu). Oxide acid: SO2 + Ba(OH)2 -> BaSO3 + H2O; SO2 + H2O H2SO3. SO2 tan trong nước tạo dung dịch làm quỳ tím hoá đỏ; làm mất màu, tẩy trắng bột gỗ, làm đục nước vôi trong, khử trùng, diệt nấm mốc.

Số oxi hoá của sulfur và tính oxi hoá - khử: S, SO2

Số oxi hoá: -2 (H2S), 0 (S), +4 (SO2), +6 (H2SO4). S ở số oxi hoá trung gian (0, +4) vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử; -2 chỉ khử, +6 chỉ oxi hoá. S là chất khử khi tác dụng với O2, HNO3 đặc (S + O2 -> SO2; S + 6HNO3 -> H2SO4 + 6NO2 + 2H2O). S là chất oxi hoá với kim loại và H2 (Hg + S -> HgS, Fe + S -> FeS). Kim loại như Fe, Hg, Al... + S thì S là chất oxi hoá.

Sulfur: dạng tồn tại, tính chất vật lí, ứng dụng

Lưu huỳnh (điêm sinh): tinh thể phân tử S8, rắn, màu vàng ở điều kiện thường, không tan trong nước, tan trong benzene. Thạch cao sống: CaSO4.2H2O (sản xuất xi măng, phấn viết bảng). Phần lớn S dùng sản xuất sulfuric acid; còn lưu hoá cao su, thuốc diệt nấm, thuốc chữa bệnh ngoài da. CuSO4.5H2O là phèn xanh, MgSO4, BaSO4 là chất khác.

Mưa acid: nguồn gốc nitrogen oxide và sulfur dioxide

NOx: từ giao thông và đốt nhiên liệu trong công nghiệp (nhiệt độ cao N2 + O2). SO2: từ đốt nhiên liệu hoá thạch chứa sulfur và luyện quặng sulfide. Chúng chuyển hoá trong khí quyển thành HNO3 và H2SO4 hoà tan trong nước mưa gây mưa acid. Hai acid chủ yếu: HNO3 và H2SO4.

Nitric acid HNO3: cấu tạo, tính chất, ứng dụng

Phân tử có liên kết cộng hoá trị và liên kết cho - nhận (phối trí) N->O. Là acid mạnh và chất oxi hoá mạnh (nên dùng để phá mẫu quặng, xác định hàm lượng kim loại). Chỉ thể hiện tính acid với base, oxide base không có tính khử: Ba(OH)2, Fe2O3 + HNO3 -> Fe(NO3)3 + H2O. Còn thể hiện tính oxi hoá với chất khử: Cu, C, FeO...

Ứng dụng của ammonia và muối ammonium

NH3: sản xuất phân đạm (phần lớn dùng phản ứng với acid), sản xuất HNO3, chất làm lạnh trong công nghiệp (sinh hàn). NH4HCO3: làm bột nở, tạo độ xốp cho bánh (bị nhiệt phân tạo khí). NH4Cl: pin, chất phụ gia; muối ammonium: phân bón hoá học, thuốc long đờm, bổ sung chất điện li. Ammophos: phân chứa nitrogen và phosphorus (từ NH4+ và PO4 3-). Ammonium nitrate: phân đạm rất giàu N (35%). Tổng hợp NH3 là thuận nghịch nên hiệu suất không đạt 100%.

Nhiệt phân muối ammonium: muối nào cho NH3?

Muối của acid không có tính oxi hoá (NH4Cl, (NH4)2CO3, NH4HCO3, (NH4)2SO4) khi nhiệt phân tạo NH3. NH4Cl -> NH3 + HCl ; NH4HCO3 -> NH3 + CO2 + H2O. Muối có anion oxi hoá (NH4NO3, NH4NO2) tạo N2O, N2... không tạo NH3. Không phải muối ammonium nào nhiệt phân cũng có NH3.

Muối ammonium: tính chất, nhận biết ion NH4+

Là tinh thể ion màu trắng, tan tốt trong nước, phân li hoàn toàn thành NH4+ và anion. Nhận biết NH4+: cho dung dịch kiềm (NaOH) rồi đun nóng nhẹ, thoát khí NH3 mùi khai làm quỳ tím ẩm hoá xanh. PT ion: NH4+ + OH- -> NH3 (khí) + H2O. Không thể kết luận có NH4+ chỉ bằng hoà tan vào nước. Khi thử khí không được ngửi trực tiếp, đưa giấy quỳ ẩm lại gần miệng ống nghiệm.

Cấu tạo và tính chất vật lí của NH3

Phân tử NH3: hình chóp tam giác, N còn một cặp electron chưa liên kết, liên kết N-H phân cực. Khí không màu, mùi khai, nhẹ hơn không khí, tan rất tốt trong nước, dễ hoá lỏng. Có tính base yếu (nhận H+), có tính khử. Ví dụ: NH3 + HCl -> NH4Cl, 8NH3 + 3Cl2 -> N2 + 6NH4Cl (NH3 là chất khử/base tuỳ phản ứng). Sản xuất HNO3: oxi hoá NH3 (Ostwald), 4NH3 + 5O2 -> 4NO + 6H2O.

Tính oxi hoá - khử của N2; phản ứng N2 + O2 trong cơn dông

N2 vừa có tính oxi hoá (số oxi hoá 0 giảm xuống -3, ví dụ N2 + 3H2 2NH3) vừa có tính khử (tăng lên +2). N2 + O2 2NO ở nhiệt độ cao hoặc tia lửa điện (cơn mưa dông): N2 là chất khử, sản phẩm trực tiếp là NO (không màu, hoá nâu đỏ NO2 trong không khí). Tổng hợp NH3: N2 là chất oxi hoá.

Nitrogen đơn chất: trạng thái tự nhiên và vì sao kém hoạt động ở nhiệt độ thường?

Có nhiều trong không khí (khoảng 78% thể tích); dạng hợp chất có trong khoáng như diêm tiêu Chile NaNO3 (sodium nitrate), và trong protein. Phân tử N2 có liên kết ba N≡N bền vững, nên trơ ở nhiệt độ thường. Vì bền nhiệt, N2 dùng tạo khí quyển trơ.

Công thức tính nồng độ khi chuẩn độ HCl bằng NaOH (cùng hệ số 1:1)

C(HCl).V(HCl) = C(NaOH).V(NaOH) Bước 1: tính V trung bình của các lần chuẩn độ (lấy trung bình cộng). Bước 2: C(NaOH) = C(HCl).V(HCl)/V(NaOH). Ví dụ: 10 mL HCl 0,1M, V NaOH TB = 16 mL thì C = 0,1x10/16 = 0,0625M. Ví dụ khác: 20 mL HCl 0,01M, V TB của 19,85; 19,95; 19,96 là khoảng 19,92 mL nên C = 0,01x20/19,92, khoảng 0,01M.

Trạng thái cân bằng hoá học là gì? Quan hệ giữa v thuận và v nghịch?

Là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch (v_t = v_n khác 0). Đây là cân bằng động: phản ứng vẫn xảy ra theo cả hai chiều, nhưng nồng độ các chất không đổi theo thời gian.

Thuỷ phân ion Al3+, Fe3+ trong nước: môi trường và phương trình

Al3+ + H2O Al(OH)2+ + H+ ; Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H+ Sinh ra H+ nên dung dịch có môi trường acid (pH < 7), Al3+ và Fe3+ là cation acid, không phải base. Khi cho tác dụng với CO3 2- thì CO3 2- (base) trung hoà H+, thuỷ phân hai bên thúc đẩy nhau tạo kết tủa hydroxide và khí CO2. Có thể dùng Na2CO3 để giảm tính acid của đất chứa Al3+, Fe3+.

Mưa acid có pH 4,5 so với mưa thường pH 5,7: so sánh nồng độ H+ và OH-

[H+] = 10^-pH nên mưa bị ô nhiễm có [H+] = 10^-4,5 lớn hơn 10^-5,7. Vì [H+] tăng nên [OH-] giảm. Chú ý: pH thấp hơn nghĩa là [H+] cao hơn, acid hơn.

Công thức tính pH. Liên hệ [H+], [OH-], pH, pOH ở 25 độ C.

pH = -log[H+]; pOH = -log[OH-] [H+].[OH-] = 10^-14 ; pH + pOH = 14. pH 7: base (quỳ hoá xanh, phenolphthalein hồng). Ví dụ: NaOH 0,025M: pOH = -log0,025 = 1,6 nên pH = 12,4. pH = 11 thì [H+] = 10^-11 M, quỳ hoá xanh. Chỉ pH = 7 ở 25 độ C, nhiệt độ khác thì khác.

Phân loại acid/base Bronsted của các ion: NH4+, Zn2+, Fe3+, Al3+, CH3COO-, CO3 2-, SO3 2-, S2-, PO4 3-

Acid: NH4+, Zn2+, Fe3+, Al3+ (cation kim loại hoặc NH4+ thuỷ phân tạo H+, môi trường acid). Base: CH3COO-, CO3 2-, SO3 2-, S2-, PO4 3- (anion gốc acid yếu, nhận H+ từ nước). Không tính Na+, Cl-, SO4 2- vào nhóm này. Đề: dãy HCl, CH3COOH, NH4+, Zn2+, Fe3+ có 5 acid; dãy CH3COO-, NH3, CO3 2-, SO3 2-, S2-, PO4 3- có 6 base.

Thuyết Bronsted - Lowry: định nghĩa acid, base

Acid: chất cho proton (H+). Base: chất nhận proton (H+). Ví dụ: NH3 + H2O NH4+ + OH-: NH3 là base, H2O là acid (chiều thuận); NH4+ là acid, OH- là base (chiều nghịch). CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+: CH3COOH là acid, H2O là base. H2S + H2O HS- + H3O+: acid chiều thuận là H2S; chiều nghịch là H3O+.

Đếm chất điện li trong dãy: NaCl, CH3COOH, KMnO4, KAl(SO4)2.12H2O, C12H22O11, CuSO4, CO2, C6H6

Chất điện li: NaCl, CH3COOH, KMnO4, KAl(SO4)2.12H2O, CuSO4 nên có 5 chất. C12H22O11 (saccharose) và C6H6 (benzene) không điện li. CO2 tan tạo H2CO3 nhưng tự CO2 không phân li ra ion, không tính là chất điện li.

Chất điện li là gì? Phân biệt điện li mạnh và điện li yếu.

Chất điện li: chất khi tan trong nước phân li thành ion nên dẫn điện. Điện li mạnh: phân li hoàn toàn (muối tan, acid mạnh như HCl, HNO3, H2SO4, HClO3; base mạnh như NaOH, KOH, Ba(OH)2). Điện li yếu: phân li một phần, thuận nghịch (CH3COOH, HF, H2S, NH3, H2O). Không điện li: glucose, saccharose, C2H5OH, benzene, CH4, Cl2.

Phản ứng 2NO2 (nâu đỏ) N2O4 (không màu): hạ nhiệt độ thấy màu nhạt đi. Phản ứng thuận toả hay thu nhiệt?

Màu nhạt đi nghĩa là NO2 giảm, cân bằng dịch sang phải khi hạ nhiệt độ. Hạ nhiệt độ làm cân bằng dịch theo chiều toả nhiệt, nên phản ứng thuận toả nhiệt (Delta_r H < 0). Mẹo: nóng thì màu đậm hơn, lạnh thì nhạt hơn.

Với 2SO2 + O2 2SO3, Delta_r H = -198,4 kJ: những biện pháp nào làm cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch?

Thuận: toả nhiệt, giảm số mol khí (3 mol thành 2 mol). Chiều nghịch khi: tăng nhiệt độ, giảm áp suất chung, tăng nồng độ SO3. Giảm nhiệt độ, tăng áp suất, giảm nồng độ SO3 thì dịch chiều thuận; xúc tác V2O5 không chuyển dịch. Ví dụ đề: các biện pháp (2) và (3) nên đáp án là 2.

Phản ứng toả nhiệt hay thu nhiệt thì biết bằng dấu của biến thiên enthalpy nào?

Delta_r H298 0: phản ứng thu nhiệt (tăng nhiệt độ thì cân bằng dịch sang phải). Ví dụ: N2 + O2 2NO có Delta_r H > 0, tăng nhiệt độ thì thuận lợi tạo NO.

Nguyên lí Le Chatelier: các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng và chiều chuyển dịch

Các yếu tố: nồng độ, nhiệt độ, áp suất (với chất khí). Cân bằng chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi. - Tăng nồng độ một chất: cân bằng dịch theo chiều làm giảm chất đó; giảm nồng độ thì ngược lại. - Tăng áp suất: dịch về phía có ít mol khí hơn; giảm áp suất: về phía nhiều mol khí hơn. - Tăng nhiệt độ: dịch theo chiều thu nhiệt; giảm nhiệt độ: theo chiều toả nhiệt. - Xúc tác: không chuyển dịch.

KC phụ thuộc vào yếu tố nào? Chất xúc tác có làm chuyển dịch cân bằng không?

KC chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ (với một phản ứng cụ thể), không phụ thuộc nồng độ, áp suất, chất xúc tác. Chất xúc tác chỉ làm cân bằng đạt nhanh hơn, không làm chuyển dịch cân bằng.

Viết biểu thức hằng số cân bằng KC của aA + bB cC + dD. Chất nào không có mặt?

KC = [C]^c . [D]^d / ([A]^a . [B]^b) Sản phẩm ở tử, chất phản ứng ở mẫu, mũ là hệ số cân bằng. Chất rắn (và dung môi) không viết vào biểu thức. Ví dụ: C(s) + 2H2(g) CH4(g): KC = [CH4]/[H2]^2. H2 + I2 2HI: KC = [HI]^2/([H2].[I2]).

Phản ứng thuận nghịch là gì? Cho ví dụ.

Phản ứng xảy ra theo hai chiều ngược nhau trong cùng điều kiện, viết bằng mũi tên hai chiều. Ví dụ: 2SO2 + O2 2SO3 ; N2 + 3H2 2NH3. Phản ứng một chiều (Mg + 2HCl, nhiệt phân KClO3...) thì không phải thuận nghịch.