CHƯƠNG ĐỐI TƯỢNG NHIỆM VỤ HĨA HỌC PHÂN TÍCH VÀ MỐI LIÊN HỆ VỚI VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG 1.1 Đối tượng, nhiệm vụ hóa học phân tích Hóa phân tích mơn ngành hóa học nghiên cứu thành phần cấu tạo hàm lượng thành phần mẫu khảo sát Hóa phân tích thường chia thành hóa phân tích định tính hóa phân tích định lượng Nhờ phân tích định tính, ta xác định chất hay mẫu phân tích gồm nguyên tố nào, ion, nhóm nguyên tử phân tử phần tử tham gia vào phản ứng phân tích Phân tích định lượng cho ta khả xác định hàm lượng hợp phần riêng lẻ mẫu phân tích Khi tiến hành phân tích nên phân tích định tính trước sau chọn phương pháp phân tích định lượng phù hợp Nhiệm vụ chủ yếu hóa học phân tích sau: - Phát triển hồn thiện lý thuyết phương pháp phân tích hóa học hóa lý sở khoa học, nghiên cứu, hoàn thiện thủ thuật, phương pháp nghiên cứu, kể phương pháp tự động hóa - Nghiên cứu phương pháp tách chất khỏi hỗn hợp phức tạp sau định lượng chúng, nghiên cứu phương pháp làm giàu vi cấu tử - Nghiên cứu hồn thiện phương pháp phân tích hợp chất tự nhiên môi trường xung quanh, vật liệu kĩ thuật… - Giúp đỡ ngành khoa học kĩ thuật khác dùng phân tích hóa học để kiểm tra trình nghiên cứu - Xây dựng phương pháp tự động phân tích, kiểm tra trình kỹ thuật trực tiếp trường, điều khiển q trình cách ứng dụng máy tính để điều khiển hoạt động máy móc phân tích với phần mềm thích hợp - Đối với trường trung học phổ thơng, hóa học phân tích làm cho học sinh nắm vững cách tự giác có hệ thống kiện điển hình, khái niệm, định luật lí thuyết áp dụng hiểu biết vào việc học tập, lao động thực tiễn sống - Hóa học phân tích làm cho học sinh lĩnh hội kiến thức nguyên tắc khoa học sản xuất hoá học, ứng dụng hố học ngành sản xuất quốc phịng - Hóa học phân tích làm cho học sinh rèn kĩ có tính chất kĩ thuật tổng hợp hố học cân, đong, pha chế, mơ tả, ghi chép, tra cứu, … - Hóa học phân tích có vai trị lớn việc rèn luyện ý thức bảo vệ môi trường, khai thác tài nguyên môi trường phục vụ cho phát triển, cơng nghiệp hố đại hố đất nước Như hóa học phân tích mơn học cung cấp cho HS vốn hiểu biết hố học phân tích mức độ trung học tương đối hồn chỉnh, có tính chất kĩ thuật tổng hợp để sở đó, sau tốt nghiệp PT tham gia có hiệu vào công lao động, bảo vệ tổ quốc tiếp tục học thêm 1.2 Nội dung chủ yếu hóa học phân tích trường phổ thơng Hố phân tích trường phổ thơng chủ yếu phần: phân tích định tính, phân tích định lượng phân tích cơng cụ 1.2.1 phân tích định tính Có từ lớp đến lớp 12 thơng qua tập nhận biết, tách riêng, điều chế Chương điện li nội dung quan trọng lớp 11 1.2.2 Phân tích định lượng Trãi dài từ chương trình lớp đến lớp 12 thơng qua bài tập xác định hàm lượng, tính %, tính hiệu suất, xác định cơng thức phân tử, tính tốn đại lượng có kiện… 1.2.3 Phân tích cơng cụ Chủ yếu tập trung chương trình 12 điện phân dãy điện hóa 1.3 Mối quan hệ hóa học phân tích hóa học trường phổ thơng Hố học phân tích có quan hệ mật thiết với chương trình hố học phổ thơng, cụ thể phân tích định tính tảng tập nhận biết, tách riêng, điều chế, xác định thành phần chất, dung dịch, hỗn hợp…Phân tích định luợng sở để làm tập mang tính chất định luợng, xác định hàm lượng chất CHƯƠNG LÝ THUYẾT CÂN BẰNG ION TRONG GIẢNG DẠY Ở PHỔ THÔNG 2.1 Chất điện li chất bị ion hóa dung dịch tạo mơi trường dẫn điện 2.1.1 Chất điện li mạnh Các chất điện li mạnh bị ion hóa hồn tồn, đa số muối tan, kiềm axit mạnh, muối không tan chất điện li mạnh 2.1.2 Chất điện li yếu Các chất điện li yếu bị ion hóa phần, axit yếu , bazơ yếu phức chất chất điện li yếu H2SO4 bị ion hóa hồn tồn thành HSO4- H3O+ chất điện li mạnh Trong HSO4- chất điện li yếu phân li phần (K2 = 10-2) Để đặc trưng cho khả phân li chất dung dịch, người ta dùng hai đại lượng: độ điện li α số điện li K ( số cân ) Độ điện li α chất phụ thuộc vào nhiệt độ, chất nồng độ chất điện li dung dịch Độ điện li α số cân có mối liên hệ với qua hệ thức sau ( Chỉ xét chất điện li yếu nấc ) K= Cα 1-α ( C : Nồng độ ban đầu chất tan ) 2.2 Lí thuyết ARRHENIUS axit-bazơ Axit chất phân tử có chứa hiđro phân li nước tạo thành ion H+ anion Bazơ chất có chứa nhóm hiđroxil phân li nước tạo ion OH- cation Thuyết cho phép hệ thống hóa axit bazơ, giải thích tính chất chung axit bazơ ( phản ứng trung hòa, làm đổi màu chất thị màu,…), nghiên cứu sở định lượng lý thuyết axit bazơ Tuy nhiên thuyết mắc phải số nhược điểm sau: - Tính chất axit bazơ xét dung môi nước - Không đánh giá dung mơi q trình phân li - Một số phản ứng có chất axit- bazơ thuyết khơng giải thích như: NH3(Khí) + HCl(khí)  NH4Cl(rắn) Phản ứng NH3 lỏng: NaNH2 + NH4Cl  NaCl + NH3 Để khắc phục nhược điểm BRONSTED - LOWRRY đưa lý thuyết axit-bazơ 2.3 Lí thuyết BRONSTED - LOWRRY phản ứng axit-bazơ 2.3.1 Các định nghĩa Axit: chất có khả nhường proton (H+) Vậy axit phân tử trung hòa hay ion mang điện tích Ví dụ: HCl, NH4+, Al3+, Fe3+ Bazơ: chất có khả nhận proton (H+) Vậy bazơ phân tử trung hịa hay ion mang điện tích Ví dụ: NaOH, CH3COO-, CO32-, F3 Chất lưỡng tính: chất vừa có khả nhường proton H+ vừa có khả nhận proton H+ Ví dụ: HCO3-, H2PO4-, HPO424 Cặp axit-bazơ liên hợp: cặp chất axit-bazơ khác 1ion H+ Mỗi axit sau cho proton trở thành bazơ gọi bazơ liên hợp với axit Mỗi bazơ sau nhận proton trở thành axit gọi axit liên hợp với bazơ Ví dụ: CH3COOH/CH3COO- ; NH4+ /NH3 Một cặp-axit bazơ liên hợp biểu diễn hệ thức sau: Axit  Bazơ + H+ Phản ứng axit-bazơ : Là phản ứng có cho nhận proton H+ Vậy để có phản ứng axit-bazơ tối thiểu phải có cặp axit-bazơ liên hợp Proton khơng có khả tồn trạng thái độc lập nước nên phân li axit bazơ nước xem tương tác hóa học nước với axit bazơ + H2 O  Bazơ + H3 O+ Bazơ + H2 O  Axit + HO- CH3COOH + H2 O  CH3COO- + H3 O+ NH4+ + H2 O  NH3 + H3 O+ HPO42- + H2 O  PO43- + H3 O+ NH3 + H2 O  NH4+ + OH- Axit Thí dụ: CH3COO- + H2 O  CH3COOH + OH- CN- + H2 O  HCN + OH- Theo quan niệm cổ điển NH4+ khơng phải axit CN- bazơ mà cation anion muối thủy phân, theo định nghĩa Bronsted NH4+ axit CN- bazơ phản ứng thuỷ phân phản ứng axít NH4+ hay bazơ CN- với nước Tùy theo chất dung mơi, chất thể tính axít hay bazơ Trong chương đề cập chủ yếu đến phản ứng axít hay bazơ dung mơi nước 2.3.2 Hằng số axít Ka Hằng số bazơ Kb Cường độ axít Hằng số axít Ka Nước dung mơi lưỡng tính cho nhận proton Một axit hòa tan nước nhường proton cho nước theo phản ứng: A + H2 O  B + H3 O+ (a) Trong A axit, B bazơ liên hợp với A, axit mạnh tức nhường proton cho nước nhiều, cân (a) chuyển dịch sang bên phải nhiều nên số cân cân lớn  B  H O    K=  A  H O + Trong lít nước có 1000/18 = 55,5 mol/l, dung dịch lỗng coi nồng độ H2O không đổi 55,5 mol, ta viết:  B  H O  K H O = A  +   =K (2.1) a Trong Ka gọi số axit biểu thị cường độ axít, Ka lớn axit mạnh Người ta xác định số axit cho axit liệt kê bảng tra hay sổ tay hóa học Có axít mà phân tử chứa hai hay nhiều hai proton tách nước Những axit gọi đa axit Trong dung dịch nước, phân tử đa axít phân li theo nhiều nấc nấc cho proton Ứng với nấc có số axít Thí dụ: axít H2CO3 phân li theo hai nấc có hai số axít Ka1 Ka2 H2CO3  HCO3- + H+ HCO3- CO32-  + H+  H +   HCO3     =10-6,4 K a1 =  H 2CO3  2 H +  CO     =10-10,3 K a2 =  HCO    Đối với đa axit sau nấc phân li phân tử trở thành anion mang điện tích âm anion giữ H+ cịn lại chặt chẽ hơn, cân phân li nấc xảy mạnh nấc hai, nấc hai mạnh nấc ba,…do đa axít Ka1 >> Ka2 >> Ka3… Cường độ bazơ Hằng số bazơ Kb Một bazơ mạnh hòa tan nước nhận proton nước nhiều, số cân cân lớn, biểu diễn: B +  H2 O A + OH- (a)  A  OH    K=  B H O - Trong dung dịch loãng, nồng độ H2O coi khơng đổi nên viết:  A  OH    =K K  H O =  B - b (2.2) Kb gọi số bazơ biểu thị cường độ bazơ, Kb lớn tính bazơ mạnh Người ta xác định số bazơ cho bazơ liệt kê bảng tra, sổ tay hóa học Trong thực tế, để tiện cho việc tính tốn biểu diễn đồ thị người ta hay dùng đại lượng thay thế, chuyển đổi sau: pKa = - lgKa pKb = - lgKb pK H O  lgK H O pH = - lg[H+] pOH = - lg[OH-] Quan hệ số Ka số Kb cặp axit- bazơ liên hợp Từ hai hệ thức (2.1) (2.2) ta có phương trình Ka.Kb = [B].[H3O+ ].[A].[OH- ]/[A].[B] Ka.Kb = [H3O+ ].[OH- ] pKa + pKb = p K H = KH O (2.3) = 14 (ở 250C) 2O Như tích số số axit số bazơ cặp axit-bazơ liên hợp tích số ion nước Vì tích số ion nước số nên: số axít Ka lớn, nghĩa axit A cành mạnh số Kb bazơ nhỏ nghĩa bazơ yếu Ví dụ: HCl số axit mạnh Ka = +  bazơ liên hợp Cl- bazơ vơ yếu có Kb = 0, thường coi trung tính HCN axit yếu có Ka= 10-4,6 bazơ liên hợp CN- thể tính bazơ, đặc trưng số bazơ: Kb = 10-14/Ka = 10-14/10-4,6 = 10-9,4 2.3.3 Tính pH dung dịch axit , bazơ, muối 2.3.3.1 Cơng thức tổng qt để tính nồng độ ion H+ cho dung dịch hỗn hợp axit bazơ liên hợp Giả sử hòa tan vào nước axit HA có nồng độ ban đầu CA bazơ liên hợp với (A-) muối NaA có nồng độ CB Trong dung dịch có hai cân bằng: HA  H+ + A- H2 O  H+ + OH- Và phương trình phân li hồn tồn muối NaA Na+ + A- NaA  từ hai phương trình ta viết : [H+].[A-]/[HA] = Ka (a) [H+].[OH-] = K H 2O (b) Áp dụng định luật bảo toàn khối lượng ion A- có hệ thức: [HA] + [A-] = CA + CB (c) Áp dụng định luật bảo tồn điện tích dung dịch nên ta có: [A-] + [OH-] = [H+] + [Na+] (d) Muối NaA phân li hoàn toàn nên: [Na+] = CB (e) từ phương trình a, b, c, d, e ta có: + CA -  H +  + OH -       H  =K a   CB +  H +  + OH -      (2.4) Cơng thức (2.4) thiết lập sau: từ phương trình (a) ta có:  HA  H +  =K a   A    (a’) Trong [HA] nồng độ cân HA Nồng độ nồng độ ban đầu HA(CA) trừ nồng độ [H+] HA phân li ra, nồng độ lại nồng độ H+ chung dung dịch [H+] trừ nồng độ H+ nước phân li ra, mặt khác nồng độ H+ nước phân li nồng độ OH-, vậy: [HA] = CA – ([H+] - [OH-]) = CA – [H+] + [OH-] (f) Còn nồng độ cân [A-] nồng độ A- NaA phân li (CB) cộng với nồng độ A- HA phân li ra, mặt khác nồng độ nồng độ H+ HA phân li ra, mà nồng độ H+ HA phân li nồng độ H+ chung dung dịch trừ nồng độ OH-, vậy: [A-] = CB + [H+] - [OH-] (g) Thay [HA] [A- ] vào (a’) ta công thức (2.4) : C A -  H +  +  OH -      +  H  =K a   C B +  H +  - OH -      Cơng thức tổng qt sử dụng để tính pH dung dịch axit, bazơ hay muối Tuy nhiên trường hợp cụ thể ta lại đơn giản bớt thành phần để tính gần cho đơn giản với độ xác chấp nhận Dưới ta xem xét cách tính pH cho trường hợp theo việc sử dụng công thức 2.3.3.2 pH dung dịch đơn axit mạnh HA có nồng độ CA HA axit mạnh nên nước coi phân li hoàn toàn: HA  H+ + A- Ka =  từ cơng thức (2.4) ta có:   H +  C B +  H +  - OH -         H  + OH  =     Ka + -  Vì Ka = ; [H+ ] (CB + [H+ ] - [OH- ]  Nên CA - [H+ ] - [OH- ] = rút [H+ ] = CA + [OH- ] (2.5) cơng thức (2.5) suy từ cơng thức (f), HA phân li hồn tồn nên [HA] = 0, từ cơng thức (f) ta có CA - [H+ ] - [OH- ] = => [H+ ] = CA + [OH- ] Công thức (2.5) bao gồm H+ axit HA phân li H+ nước phân li [H+ ] = CA + KH O =>  H +  -C A  H +  -K H O =0 +     H    (2.5’) Khi nồng độ axit HA lớn 10-7M H+ nước phân li khơng đáng kể, tức bỏ qua phân li nước, nghĩa H+ dung dịch H+ HA phân li Khi CA = [H+] pH = -lg[H+] = - lgCA Ví dụ: Tính pH dung dịch HCl 1M 5.10-3M - Đối với dung dịch HCl nồng độ 1M ta có pH = - lg1 = - Đối với dung dịch HCl5.10-3M pH = - lg(5.10-3) = 2,3 Khi nồng độ axit CA ≤ 10-7M phải tính pH từ phương trình (2.5) hay (2.5’) Giải phương trình bậc hai này, nghiệm, ta lấy nghiệm dương Ví dụ: Tính pH dung dịch HCl 10-8M Nếu bỏ qua H+ nước phân li pH dung dịch Điều khơng đúng, ta phải dùng cơng thức (2.5’) để tính pH, pH dung dịch là: [H+]2 – 10-8 [H+ ] – 10-14 = Giải phương trình tính [H+ ] = 10-6,9 suy pH = 6,9 Nếu CA pH = 14 – pOH = 14 + lgCB Ví dụ: Tính pH dung dịch NaOH 0,1M [OH-] = 10-1 => pOH = -lg[OH-] = => pH = 14 – pOH = 14 -1 =13 Nếu CB ≤ 10-7 phải tính pH theo cơng thức (2.6’) Nếu CB 7,0 b) Khi muối trung hoà tạo cation bazơ yếu anion gốc axit mạnh tan nước cation bazơ yếu bị thuỷ phân,mơi trường dd có tính axit (pH 10-7 → pH < + 10-7 pH Hoạt động 2:GV thiết kế phiếu học tập để - Môi trường bazơ: [ H ] < + →-7 > - Mơi trường trung tính:[ H ] = 10 → pH = củng cố kiến thức cần nhớ sau: d, Chất thị màu: quỳ tím, phenolphtalein Câu 1:Điều kiện xảy pư trao đổi ion dd chất điện li gì?Cho vd tương ứng a)Tạo thành chất kết tủa b)Tạo thành chất điện li yếu c) Tạo thành chất khí Câu 2:Pư thuỷ phân muối gì?Những trường hợp xảy pư thuỷ phân? Câu 3:PT ion rút gọn có ý nghĩa gì?Nêu cách viết PT ion rút gọn ? Hoạt động 3: Bài 1: viết biểu thức tính số phân li II Bài tập: Bài 1: axit Ka số phân li bazơ Kb H  ClO  axit bazơ sau: HClO, BrO , HNO2, NO2   a, HClO  H+ + ClO-, Ka =  - Gọi HS tính, HS cịn lại làm vào tập HClO  sau nhận xét làm bạn   b, BrO + H2O  HBrO + OH - Các 2, 3, 4, 7, 8, Hs làm trắc nghiệm HBrO OH  theo nhóm Kb = Bài 2: Đối với dd axit yếu HNO2 0,10M, BrO  bỏ qua điện li nước đánh giá c, HNO2 + H2O H3O+ + NO2sau ?  H 3O  NO2 A pH < 1,00; B pH > 1,00 Ka = HNO2  C.[ H+] > [ NO2-]; D [ H+] < [ NO2-] HNO2 + OHBài 3: Đối với dd axit yếu HNO3 0,10M, d, NO2 + H2O bỏ qua điện li nước đánh giá HNO2  OH  Kb =  sau ? NO2 B pH < 1,00; B pH > 1,00 C.[ H+] = [ NO3-]; D [ H+] > [ NO3-] Bài 2: A, D Bài 3: A, C Bài 4: Độ điện li  axit yếu tăng theo độ Bài 4: C pha lỗng dd Khi giá trị số phân Bài 7: B li axit Ka Bài 8: C A tăng; B, giảm; Bài 9: C C, khơng đổi; D tăng, Bài 5: a, Tính pH: giảm Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 Bài 5: a, Hoà tan hoàn toàn 2,4 g Mg 0,1 0,2 100,0 ml dd HCl 3,0 M Tính pH dd thu 2, nMg = = 0,1 ( mol ) 24 b, Tính pH dd thu sau trộn 40,0 nHCl = 0,1 = 0,3 (mol) ml dd HCl 0,50M với 60,0 ml dd NaOH DD thu gồm: MgCl2: 0,1 (mol); HCl 0,50M + dư 0,1 (mol) Bài 10: Tính nồng độ mol ion H dd [ HCl] dư = 0,1/ 0,1 = (M) = [ H+] HNO2 0,10M, biết số phân li axit         153       HNO2 Ka = 4,0.10-4 Bài 5, 10 làm theo nhóm ( nhóm lẻ làm 5, nhóm chẵn làm 10 ), sau gọi đại diện lên trình bày, nhóm khác bổ sung Hoạt động 4:GV chọn tập thích hợp để củng cố kiến thức cần nắm vững pH = - lg [ H+] = - lg = b, nHCl = 0,5 0,04 = 0,02 ( mol ) = [ H+] nNaOH = 0,5 0,06 = 0,03 ( mol ) = [ OH-] H+ + OH- → H2O 0,02 0,02 nOH- dư = 0,03 – 0,02 = 0,01 (mol ) [ OH-] dư = 0,01/ 0,1 = 0,1M pOH = - lg[ OH-] = - lg 0,1 = → pH = 14 – = 13 Bài 10: HNO2 H+ + NO2Bđ 0,1M p/ứ x x x Sau p/ứ ( 0,1 – x) x x x Ta có: Ka = = 4.10-4 0,1  x → x = 6,3 10-3 = [ H+] Bài 1.Củng cố viết Pt ion rút gọn: SGK /Trang 30.Cho HS lên bảng viết.GV kiểm tra lại Chú ý:Các Pt sau: d) SO32- + H2O  HSO3- + OHe) Cu2+ + H2O  Cu(OH)+ + H+ g)Ca2+ + HCO3- + OH-  CaCO3  + H2O Bài 2.B Bài 3.Các PTHH xảy ra: SO32- + H2O2  SO42- + H2O SO42- + Ba2+  BaSO4  Bài 4.Cho HS nêu cách làm ,cách nhận biết, PTHH ion: Muối ăn :Dùng dd Ag+ Giấm :Dùng đá vôi CaCO3 Bột nở : Dùng dd kiềm OH- Phèn chua : Hoà tan vào nước xuất kết tủa trắng:Al3+ + 3H2O  Al(OH)3  + 3H+ Muối iot:Dùng H2O2,hồ tinh bột Bài 5.Kim loại M Ba Bài 6,7,8 Củng cố pư thuỷ phân muối,xác định môi trường 6D,7C,8D Bài 9.HS tự làm Bài 10 GV hướng dẫn HS làm 4.Dặn dò:-BTVN SBT -Xem trước nội dung cách tiến hành TN Rút kinh nghiệm: -154 Ngày soạn: 17/9/2012 Tiết :12 BÀI THỰC HÀNH SỐ I.Mục tiêu: A Chuẩn kiến thức kỹ Kiến thức Biết mục đích, cách tiến hành kĩ thuật thực thí nghiệm cụ thể :  Tác dụng dung dịch HCl, CH3COOH, NaOH, NH3 với chất thị màu  Phản ứng trao đổi ion dung dịch chất điện li : + Dung dịch Na2CO3 với CaCl2 + Dung dịch HCl kết tủa tạo thành + CH3COOH với dung dịch NaOH có phenolphtalein + Dung dịch CuSO4 tác dụng từ từ với dung dịch NH3 dư Kĩ  Sử dụng dụng cụ, hoá chất tiến hành thành cơng, an tồn thí nghiệm  Quan sát tượng thí nghiệm, giải thích rút nhận xét  Viết tường trình thí nghiệm B Trọng tâm  Tính axit – bazơ ;  Phản ứng trao đổi ion dung dịch chất điện li C Hướng dẫn thực  Hướng dẫn HS thao tác TN như: + Rót chất lỏng vào ống nghiệm + Nhỏ giọt chất lỏng vào ống nghiệm công tơ hút + Nhỏ giọt chất lỏng lên giấy thị công tơ hút + Lắc ống nghiệm + Gạn chất lỏng khỏi ống nghiệm để giữ lại kết tủa  Hướng dẫn HS quan sát tượng xảy nhận xét Thí nghiệm Tính axit - bazơ a) màu giấy thị có pH = b) + Dung dịch NH4Cl 0,1 M: khoảng pH = 2,37 + Dung dịch CH3COONa 0,1 M: khoảng pH = 11,63 + Dung dịch NaOH 0,1 M: có pH = 13 Thí nghiệm Phản ứng trao đổi ion dung dịch chất điện li a) có vẩn đục CaCO3: Ca2+ + CO   CaCO3  b) kết tủa tan  dung dịch dần: CaCO3 + 2H+  Ca2++ CO2 + H2O c) + Dung dịch chuyển màu hồng   + Dung dịch màu hồng: H3O+ + OH  2H2O  d) kết tủa tan dần  dung dịch dần Zn2+ + 2OH  Zn(OH)2 Zn(OH)2 + 2OH  Zn(OH) 2 II.Chuẩn bị: *Giáo viên : Chia hs thành nhóm - Chuẩn bị dụng cụ hoá chất cho nhóm 155 - Mỗi nhóm gồm *Dụng cụ: 1/Đũa thuỷ tinh(2) 2/Ống hút nhỏ giọt(4) 3/Bộ giá ống nghiệm (1) *Hoá chất: 1/Giấy đo độ pH 2/dd HCl 0,1M(1lọ) 3/dd CaCl2 đặc (1lọ) 4/Kẹp ống nghiệm (1) 4/ dd CH3COOH 5/Ống nghiệm (6) 5/ddNaOH 0,1M(1lọ) 0,1M(1lọ) 6/ d.d NH3 7/dd Na2CO3 đặc * Học sinh: (1lọ) -Xem trước nội dung thực hành -Chuẩn bị trước mẫu tường trình thí nghiệm(cột 1,2làm trước nhà) III.Tổ chức hoạt động thực hành: Ổn định chỗ ngồi Hoạt động Hoạt động giáo viên * Hoạt động 1: GV:-Hướng dẫn hs xếp vị trí theo nhóm -Các em nhóm thay làm thí nghiệm nhóm quan sát - Tiến hành hết thí nghiệm ghi lại tượng xong giải thích viết PT sau: -Hướng dẫn hs cách kẹp ống nghiệm lấy hoá chất.Chúý lấyhoá chấtđúng hướng dẫn :về lượng chất thứ tự chất -Sau thí nghiệm xong rửa dụng cụ sẽ,sắp xếp lai cẩn thận trước dùng Hoạt động 2: Theo dõi hs làm thí nghiệm Hoạt động học sinh Tiến hành thí nghiệm Thí nghiệm1:Tính Axit-Bazơ - Nhỏ dd HCl lên giấy pH -so sánh màu mẫu giấy với giấy chuẩn để biết giá trị pH (pH=1) tính Axit mạnh - Nhỏ dd NH4Cl lên mẫu giấy pH.So sánh màu  Axit yếu - Nhỏ dd CH3COONa lên mẫu giấy pH.So sánh màu  tính bazơ yếu *Nhỏ dd NaOH lên mẫu giấy pH.So sánh  pH  13 tính Ba zơ mạnh Thí nghiệm 2: Phản ứng trao đổi dd chất điện li Mẫu Tường Trình a/Cho 2ml dd CaCl2 đặt vào ống nghiệm Sau nhỏ thêm 2ml dd Na2CO3 dặc vào Xuất kết tủa trắng b/Cho dd HCl vào tiếp , kết tủa tan có GV hướng dẫn cho HS làm thí nghiệm 2d bọt khí Cho ZnSO4 vào trước sau cho từ từ c/ nhỏ từ từ ff vàodd NaOH Nhận xét màu d.dịch NaOH vào gạn d.dịch phía trên, thu d.d kết tủa Sau cho tiếp d.dịch NaOH đến dư Nhỏ từ từ d.d HCl loãng vào ống nghiệm kết tủa tan lại ,vừa nhỏ vừa lắc màu d/ Điều chế kết tủa Zn(OH)2 d.dịch ZnSO4 d.dịch NaOH vào đến dư Quan sát tượng xảy Viết phương trình hố học phản ứng xảy dạng phân tử ion rút gọn GV:Nhận xét:- Đánh giá thực hành -Ý thức tổ chức kỷ luật -Kĩ thực hành-thí nghiệm 156 -Thu mẫu tường trình Dặn dị củng cố Rút kinh nghiệm: - Ngày soạn: 20/9/2012 Tiết :13 KIỂM TRA TIẾT A/ Mục tiêu kiểm tra: - Kiểm tra kiến thức HS - Đánh giá, xếp loại trình độ tiếpthu kiến thức HS - Rèn luyện tư duy, kỹ vận dụng trình bày B/ Phương pháp: Kiểm tra C/ Chuẩn bị: 1/ GV : - Ra đề (tuỳ trình độ HS lớp) - Lên đáp án biểu điểm: Trắc nghiệm 20 câu x 0,25 đ = điểm Tự luận: điểm 2/ HS: Ôn tập kiến thức chương I : Sự điện li D/ Nội dung đề đáp án A Trắc nghiệm (4 điểm) Bài 1: Trong số dung dịch có nồng độ mol sau đây, dung dịch có độ dẫn điện nhỏ nhất: A NaCl B CH3COONa C CH3COOH D Na2SO4 Bài 2: Nhỏ giọt quỳ tím vào dung dịch HCl, dung dịch chuyển sang màu đỏ Nhỏ từ từ dung dịch NaOH dư vào dung dịch có màu đỏ : A Màu đỏ dd không thay đổi B Màu đỏ dd nhạt dần hẳn C Màu đỏ nhạt dần , hẳn chuyển sang màu xanh D Màu đỏ dd đậm thêm dần Bài 3: Những cặp chất sau tồn dung dịch A NaCl AgNO3 B H2SO4 NaNO3 C KOH FeCl3 D NaHCO3 NaOH Bài 4: Các tập hợp ion sau đồng thời tồn dung dịch A Cu2+ , Na+ , OH- , NO3C CO32- , Na+ , OH- , Ba2+ B Fe3+ , K+ , OH- , NH4+ D Cu2+ , Fe3+ , NO3- , Cl- Bài 5: trộn 300ml dung dịch MgCl2 0,5M với 200ml dung dịch NaCl 1M nồng độ Ion Cl  dung dịch là: A 2M B 1,5M C 1,75M D.1M 157 Bài 6: cho 150ml dung dịch HCl 2M tác dụng với 150ml dung dịch NaOH 1.8M dung dịch sau phản ứng có pH : A 1,5 B 0.5 C D Bài 7:Một dung dịch có chứa cation Fe2+ (0,1mol ) l; Al3+ (0,2 mol ) anion Cl- (xmol) SO42- ( y mol) cô cạn dung dịch thu 46,9g muối khan Trị số x y : A 0,3 0,2 B 0,2 0,3 C 0,1 0,2 D 0,2 0,1 Bài 8: Cần dùng thể tích H2O (V2) so với thể tích ban đầu (V1) để pha lỗng dung dịch có pH = , thành dung dịch có pH = A V2 = 9V1 B V2 = 3V1 C V2 = V1 D V1 = 3V2 + -9 Bài 9: Dung dịch X có [H ] = 2012 M Nếu cho vài giọt phenolphtalein vào dung dịch X dung dịch có màu ? A màu xanh B màu hồng C màu vàng D không màu Câu 2012: Dãy chất sau gồm chất điện li mạnh A CaCO3, NH4Cl, HCl, Ca(OH)2 B H2SO4, CH3COONa, HF, NaOH C C2H5OH, Na2SO4, HNO3, Al(OH)3 D H3PO4, Ba(OH)2, Fe2(SO4)3, H2S B Tự luận (6 điểm) Câu 1: Viết phương trình phân tử ion rút gọn phản ứng xảy (nếu có) cho dd NaOH dư vào dung dịch FeCl3, HCl, (NH4)2SO4, Ba(HCO3)2, ZnCl2 Câu 2: Cho 20120 ml dung dịch AlCl3 1M vào 350ml dung dịch NaOH 1M Các phản ứng xảy hồn tồn Tính khối lượng kết tủa thu sau phản ứng Câu 3: Trộn 300 ml dung dịch có chứa NaOH 0,05 mol/l Ba(OH)2 0,05 mol/l với 200 ml dung dịch có chứa K2SO4 0,01mol/l H2SO4 0,1 mol/l, sau phản ứng thu m gam kết tủa 500 ml dung dịch C Hãy tính a) Nồng độ mol/l ion dung dịch C b) pH dung dịch C c) Giá trị m (Coi H2SO4 điện li hoàn toàn hai nấc) Cho nguyên tử khối nguyên tố: Na = 23, Ba = 137, S = 32, O = 16, K = 39, H = Giải A Trắc nghiệm (mỗi câu 0,4 đ) STT Câu Câu Câu Câu Câu Câu Câu Câu Câu Câu 2012 Đáp án C C B D D D B A B A B Tự luận Câu (2 đ): Phương trình phân tử ion rút gon: (mỗi PT 0,4 đ) + 3NaOH + FeCl3  Fe(OH)3 + 3NaCl  3+ 3OH + Fe  Fe(OH)3  + NaOH + HCl  NaCl + H2O  + OH + H  H2O  + 2NaOH + (NH4)2SO4  Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O  + OH + NH4  NH3 + H2O  + 2NaOH + Ba(HCO3)2  BaCO3 + Na2CO3 + 2H2O  2+ 2OH + Ba + 2HCO3  BaCO3 + CO32- + 2H2O  + 2NaOH + ZnCl2  Zn(OH)2 + 2NaCl  2+ 2OH + Zn  Zn(OH)2  Zn(OH)2 + 2NaOH  Na2ZnO2 + 2H2O  Zn(OH)2 + 2OH  ZnO22- + 2H2O  158 0,25 đ Câu (2 đ): nAl 3  0,1 mol , nOH   0,35 mol bd pư spu bd pư spu mAl (OH )3 3OH- + Al3+  Al(OH)3  0,35 0,1 0,3 0,1 0,1 0,05 0,1 Al(OH)3 + OH-  AlO2 - + 2H2O  0,1 0,05 0,05 0,05 0,05  0, 05.78  3,9 gam 0,25 đ (mol) (mol) (mol) 0,5 đ 0,25 đ (mol) (mol) (mol) 0,5 đ 0,25 đ Câu 3: dd 1: nNa   0, 015 mol , nBa 2  0, 015mol , nOH   0, 045mol dd 2: nK   0, 004mol , nH   0, 04mol , nSO2  0, 022mol 0,25 đ H+ + OH-  H2O  bđ 0,04 0,045 pư 0,04 0,04 spư 0,005 (mol) (mol) (mol) 0,25 đ SO42- + Ba2+  BaSO4  bđ 0,022 0,015 pư 0,015 0,015 0,015 spư 0,007 0,015 a) [Na+] = 0,015/0,5=0,03M [K+] = 0,004/0,5=0,008M [OH-] = 0,005/0,5=0,01M [SO42-] = 0,007/0,5=0,014M b) pH = 0,25 đ c) m = 0,015.233=3,495 gam 159 (mol) (mol) (mol) 0,5 đ 0,5 đ 0,25 đ MỤC LỤC CHƯƠNG 1: ĐỐI TƯỢNG NHIỆM VỤ HĨA HỌC PHÂN TÍCH VÀ MỐI LIÊN HỆ VỚI VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG 1.1 Đối tượng, nhiệm vụ hóa học phân tích 1.2 Nội dung chủ yếu hóa học trường phổ thơng 1.2.1 phân tích định tính 1.2.2 Phân tích định lượng 1.2.3 Phân tích cơng cụ 1.3 Mối quan hệ hóa học phân tích hóa học trường phổ thơng CHƯƠNG 2: LÝ THUYẾT CÂN BẰNG ION TRONG GIẢNG DẠY Ở PHỔ THÔNG 2.1 Chất điện li 2.1.1 Chất điện li mạnh 2.1.2 Chất điện li yếu 2.2 Lí thuyết ARRHENIUS axit-bazơ 2.3 Lí thuyết BRONSTED - LOWRRY phản ứng axit-bazơ 2.3.1 Các định nghĩa 2.3.2 Hằng số axít Ka Hằng số bazơ Kb 2.3.3 Tính pH dung dịch axit , bazơ, muối 2.3.4 Dung dịch đệm 17 2.4 Cân tạo kết tủa 19 2.4.1 Điều kiện tạo thành kết tủa – Tích số tan 19 2.4.2 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan kết tủa 21 2.4.3 Kết tủa phân đoạn 24 2.3 Vị trí phản ứng ion giảng dạy trường ĐHSP trường phổ thông 25 2.3.1 Tác dụng chủ đạo lý thuyết cân ion giảng dạy hóa học phân tích trường ĐHSP 25 2.3.2 Vị trí phản ứng ion giảng dạy trường phổ thông 25 2.4 Vận dụng lý thuyết cân ion vào việc giảng dạy hóa học phổ thơng 26 2.4.1 Dự đoán, chất phản ứng dung dịch chất điện li 26 2.4.2 Một số vấn đề lí thuyết tập quan trọng học sinh phổ thông cần nắm vững chương 26 CHƯƠNG VAI TRỊ CỦA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH TRONG VIỆC GIẢNG DẠY HĨA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THƠNG 40 3.1 Những nguyên lí phân tích định tính 40 3.1.1 Phản ứng phân tích 40 3.1.2 Phân tích theo phương pháp khơ phương pháp ướt 40 3.2 Tác dụng tập nhận biết chất 41 3.3 Mối liên hệ phân tích định tính với việc nhận biết chất 41 3.3.1 Phân tích hệ thống 41 3.3.2 Phân tích định tính cation nhóm I Ag+, Hg22+, Pb2+ 43 3.3.3 Phân tích định tính cation nhóm II Ba2+, Sr2+, Ca2+ 44 3.3.4 Phân tích định tính cation nhóm III Al3+, Sn4+, Sn2+, Zn2+, As5+, Cr3+ 46 3.3.5 Phân tích cation nhóm IV Fe2+, Fe3+, Sb3+, Sb5+, Mn2+, Bi3+, Mg2+ 48 3.3.6 Phân tích cation nhóm V Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+ 50 3.3.7 Phân tích Anion 51 3.4 Các loại phản ứng thường dùng để nhận biết chất 55 3.4.1 Một số loại thuốc thử phản ứng liên quan hóa hữu 55 10/ Vơi sữa: 57 3.4.2 Một số loại thuốc thử phản ứng liên quan hóa vô 58 58 3.5 Các loại tập nhận biết phương pháp xây dựng loại tập 60 160 3.5.1 Bài tập nhận biết sử dụng thuốc thử tùy ý 60 3.5.2 Bài tập sử dụng thuốc thử giới hạn 61 3.5.3 Bài tập không sử dụng thuốc thử 62 3.5.4 Bài tập nhận biết chất, ion hỗn hợp 63 5.5.5 Bài tập nhận biết hữu 64 3.5.6 Bài tập Tách riêng 64 CHƯƠNG 4: VAI TRỊ PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG HOÁ HỌC 67 4.1 Các phương pháp định lượng hoá học 67 4.1.1 Phân tích khối lượng 67 4.1.2 Phân tích thể tích 67 4.2 Vận dụng phương pháp phân tích khối lượng để xây dựng tập trường phổ thông 70 4.2.1 Phần vô 70 4.2.2 Phần hữu 76 4.3 Vận dụng phương pháp phân tích thể tích để xây dựng tập trường phổ thông 82 Chươnng VAI TRỊ CỦA PHÂN TÍCH CƠNG CỤ 85 5.1 Phân tích điện phân khối lượng 85 5.1.1 Định luật điện phân 85 3.2 Điện phân hủy 86 5.2 Phân tích điện 93 5.2.1 Đặc điểm chung phương pháp phân tích đo điện 93 5.2.2 Thế điện cực 94 2.2.2 Điện cực so sánh 95 5.2.3 Phương pháp đo điện 97 PHỤ LỤC 1: MỘT SỐ BÀI TẬP TRONG ĐỀ THI HỌC SINH GIỎI 101 PHỤ LỤC 2: MỘT SỐ GIÁO ÁN 121 TÀI LIỆU THAM KHẢO Error! Bookmark not defined 161 162 ... trình 12 điện phân dãy điện hóa 1.3 Mối quan hệ hóa học phân tích hóa học trường phổ thơng Hố học phân tích có quan hệ mật thiết với chương trình hố học phổ thơng, cụ thể phân tích định tính... PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH TRONG VIỆC GIẢNG DẠY HĨA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THƠNG 3.1 Những nguyên lí phân tích định tính Hóa học phân tích định tính phận phân tích hóa học, bao gồm sở lí thuyết phương pháp... thành phần định tính đối tượng phân tích Nhiệm vụ phân tích định tính đề phương pháp, xác định thành phần định tính đối tượng phân tích tức trả lời câu hỏi đối tượng phân tích chất gồm ngun tố