Đang tải... (xem toàn văn)
Kiến thức cần có thi THPTQG môn Hoá đyyslhxjlxxjjlxhlxlhxllyydylsyldxduluusyhsduullhcwllwlqcjcjlvjvcjelhlclcchelhcleechhlechlehcljcelcjeljvjllejvlcjdlvjelcjldcjl jdel jdl jdl jldcjl hdlchldhcldh ldhclcjdlvjeejvsuwclchlshcwlwhclhcwspschwlhdlchlshclshclwhcedlchslhclshclehcdlchdwlhlceechlschwlhcelchslhcdwlchsjcpehclhcswlchswlchclehclehclchdlhcsdlh. Slh swlchswl hlsh lcdhwchsdpdchelchehcphcspchsp hslh lechp
TĨM TẮT KIẾN THỨC ƠN THI TNTHPT 2023 MƠN HĨA HỌC GV: DƯƠNG MINH TÚ DANH MỤC CÁC CHUYÊN ĐỀ LỚP 11 12 CHUYÊN ĐỀ Chuyên đề 1: Khái niệm công thức thường dùng Chuyên đề 2: Sự điện li Chuyên đề 3: Nitơ – photpho – cacbon – silic Chuyên đề 4: Đại cương hóa hữu – hiđrocacbon Chuyên đề 5: Ancol – phenol – anđehit – axitcacboxylic Chuyên đề 6: Este – chất béo Chuyên đề 7: Cacbohiđrat Chuyên đề 8: Amin – amino axit – protein Chuyên đề 9: Polime Chuyên đề 10: Tổng hợp hóa hữu Chuyên đề 11: Đại cương kim loại Chuyên đề 12: Kim loại kiềm – kim loại kiềm thổ – nhôm Chuyên đề 13: Sắt – crom số kim loại khác Chuyên đề 14: Nhận biết – Hóa học với mơi trường Chun đề 15: Tổng hợp hóa vơ Trang TRANG 14 21 29 32 34 38 40 44 48 53 56 60 CHUYÊN ĐỀ 1: KHÁI NIỆM CƠ BẢN VÀ CÔNG THỨC THƯỜNG DÙNG Một số khái niệm hóa học Nguyên tử Nguyên tố Đơn chất Hợp chất Phân tử - Vô nhỏ, - Tập hợp - Chỉ gồm - Gồm hay - Đại diện cho trung hòa điện (P = nguyên tử có nguyên tố nhiều nguyên tố chất, gồm E) số proton nguyên tử liên kết với Nguyên tử khối: H = 1, He = 4, C = 12, N = 14, O= 16, F = 19, Na = 23, Mg = 24, Al = 27, P = 31, S = 32, K = 39, Ca = 40, Cr = 52, Mn = 55, Fe = 56, Cu = 64, Zn = 65, Ag = 108, Ba = 137 Hóa trị - cơng thức hóa học Kim loại Phi kim Nhóm nguyên tố OH, NO3 (nitrat), NO2 Hóa trị I Li, Na, K, Ag, … H, F, Cl, Br, I (nitrit), NH4 (amoni), HSO3, HSO4 SO4 (sunfat), SO3 Hóa trị II Cịn lại (Ca, Ba, Mg, Zn,…) O (sunfit), CO3 (cacbonat), HPO4 Hóa trị III Al, Au PO4 (photphat) Nhiều hóa Fe (II, III); Cu (I, II); Sn (II, C (II, IV); N (I, II, III, trị IV); Pb (II, IV), Cr (II, III, VI) IV, V); S (II, IV, VI) Công thức sử dụng giải tốn Hóa học (a) Cơng thức tính số mol Khối lượng chất Thể tích khí Nồng độ mol m M Cơng thức n= Ý nghĩa m: khối lượng chất (g) M: khối lượng mol (g/mol) (b) Nồng độ dung dịch Nồng độ mol Công thức Ý nghĩa CM = n V CM: nồng độ mol dd (mol/l hay M) V: thể tích dung dịch (l) n= V 22, n: số mol V: thể tích khí đktc (l) n = CM V CM: nồng độ mol dd (mol/l hay M) V: thể tích dung dịch (l) Nồng độ phần trăm C% = mct 100% mdd mct: khối lượng chất tan (g) mdd: khối lượng dung dịch (g) (c) Tỉ khối khí A so với khí B d A/B = Khối lượng riêng D= mdd Vdd D: khối lượng riêng dd (g/ml) Vdd: thể tích dung dịch (ml) MA , MA, MB khối lượng mol A B MB Dãy hoạt động hóa học kim loại K Ba Ca Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Hg Ag Pt Au Khi Bà Con Nào May Áo Záp Sắt Nên Sang Phố Hỏi Cửa Hàng Á Phi Âu (1) Dãy hoạt động hóa học xếp theo chiều giảm dần tính kim loại (2) Các kim loại đứng trước Mg phản ứng với nước điều kiện thường (3) Các kim loại trước H tác dụng với axit HCl, H2SO4 loãng (4) Từ Mg trở đi, kim loại mạnh đẩy kim loại yếu khỏi muối Một số định luật bảo toàn Trang ĐLBT khối lượng m chÊt ph¶n øng = ms¶ n phÈm ĐLBT electron n e nhêng Tính chất hóa học chất KIM LOẠI (1) PƯ với phi kim - Với oxi ⟶ Oxit kim loại VD: 2Cu + O2 ⟶ 2CuO - Với phi kim khác ⟶ Muối VD: Fe + Cl2 ⟶ FeCl3 (2) PƯ với axit ⟶ Muối + H2 VD: Fe + 2HCl ⟶ FeCl2 + H2 (3) PƯ với nước ⟶ Bazơ + H2 VD: 2Na + 2H2O ⟶ 2NaOH + H2 (4) PƯ với dung dịch muối VD: Fe + CuSO4 ⟶ Cu + FeSO4 (5) PƯ với dung dịch kiềm VD: 2Al + 2NaOH + 2H2O ⟶ 2NaAlO2 + 3H2 OXIT BAZƠ (1) PƯ với nước ⟶ Bazơ VD: Na2O + H2O ⟶ 2NaOH (2) PƯ với oxit axit ⟶ Muối VD: CaO + CO2 ⟶ CaCO3 (3) PƯ với axit ⟶ Muối + H2O VD: CuO + 2HCl ⟶ 2CuCl2 + H2O AXIT (1) Đổi màu q tím ⟶ đỏ (2) PƯ với axit - HCl/ H2SO4 loãng + KL ⟶ Muối + H2 - HNO3/H2SO4 đặc ⟶ Muối + sp khử + H2O (3) PƯ với oxit bazơ ⟶ Muối + H2O (4) PƯ với bazơ ⟶ Muối + H2O (5) PƯ với muối ⟶ Muối + axit = n e nhËn ĐLBT điện tích n ®iƯn tÝch(+) = n ®iƯn tÝch(-) PHI KIM (1) PƯ kim loại ⟶ Muối/ Oxit (2) PƯ với O2 ⟶ Oxit phi kim VD: C + O2 ⟶ CO2 (3) PƯ với H2 ⟶ Khí VD: C + 2H2 ⟶ CH4 (4) C, H2 + Oxit KL ⟶ KL + CO, H2O VD: H2 + CuO ⟶ Cu + H2O MUỐI (1) PƯ kim loại ⟶ Muối + KL (2) PƯ với axit ⟶ Muối + axit (3) PƯ với bazơ ⟶ Muối + bazơ (4) PƯ với muối ⟶ muối OXIT AXIT (1) PƯ với nước ⟶ Axit VD: SO3 + H2O ⟶ H2SO4 (2) PƯ với oxit bazơ ⟶ Muối VD: CaO + CO2 ⟶ CaCO3 (3) PƯ với bazơ ⟶ Muối + H2O VD: CO2 + 2NaOH⟶Na2CO3+ H2O BAZƠ (1) Đổi màu q tím ⟶ xanh, phenolphtalein ⟶ hồng (2) PƯ với oxit axit ⟶ Muối + H2O (3) PƯ với axit ⟶ Muối + H2O (4) PƯ với muối ⟶ Muối + bazơ (5) Bị nhiệt phân ⟶ Oxit KL + H2O Trang CHUYÊN ĐỀ 2: SỰ ĐIỆN LI A – LÝ THUYẾT I SỰ ĐIỆN LI – PHƯƠNG TRÌNH ĐIỆN LI Sự điện li - Chất điện li chất tan nước (hoặc nóng chảy) phân li ion Dung dịch chất điện li dẫn điện Chất điện li bao gồm: Axit, bazơ muối - Sự điện li trình phân li chất nước ion Phân loại - Phân loại chất điện li Chất điện li mạnh Chất điện li yếu Chất không điện li - Axit mạnh: HNO3, H2SO4, - Axit yếu: H2S, HF, CH3COOH, - Không phải axit, bazơ, muối: HClO4, HCl, HBr, HI, … H2SO3, H2CO3, HClO, HNO2 … SO2, Cl2, C6H12O6 (glucozơ), - Bazơ mạnh: NaOH, KOH, - Bazơ yếu: Mg(OH)2, Al(OH)3, … C12H22O11 (saccarozơ), C2H5OH Ca(OH)2, Ba(OH)2, … - H2O (rượu etylic), … - Hầu hết muối Phương trình điện li ⎯⎯ → ” - Chất điện li mạnh dùng “ ⎯⎯ → ”; chất điện li yếu dùng “ ⎯ ⎯ - Axit → H+ + anion gốc axit; Bazơ → Cation KL + OH-; Muối → Cation KL + anion gốc axit II SỰ ĐIỆN LI CỦA H2O Ph CỦA DUNG DỊCH Tích số ion nước: Ở 25 oC, dung dịch lỗng ta ln có: K H2O = [OH-].[H+] = 10-14 [H+] = [OH-] = 10-7M: Mơi trường trung tính (pH = 7) [H+] > [OH-] hay [H+] > 10-7M: Môi trường axit (pH < 7) [H+] < [OH-] hay [H+] < 10-7M: Môi trường bazơ (pH > 7) pH pOH - Ph Poh số đánh giá mức độ axit hay bazơ dung dịch lỗng (có nồng độ < 0,1M) - Biểu thức tính: pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-]; pH + pOH = 14 - pH môi trường dung dịch: III AXIT – BAZƠ – MUỐI Các quan điểm axit - bazơ Quan điểm A-rê-ni-ut Quan điểm Bronstêt Axit: chất tan nước phân li H+ Axit: chất nhường proton (H+) Bazơ: chất tan nước phân li OH- Bazơ: chất nhận proton Hiđroxit lưỡng tính: chất tan nước vừa Chất lưỡng tính: chất vừa có khả nhường, phân li H+, vừa phân li OH- vừa có khả nhận proton Axit – bazơ – chất lưỡng tính theo Bronstet Trang Axit Bazơ (nhường proton hay H+) (nhường proton hay H+) - Axit cũ: HCl, HNO3, H2SO4, … - Bazơ cũ: NaOH, KOH, … - Cation kim loại bazơ yếu: - Gốc axit axit yếu không Mg2+, Al3+, Fe2+, … NH4+ H: CO32-, SO32-, S2-, … - Gốc axit axit mạnh: HSO4 Chất lưỡng tính (Vừa nhường, vừa nhận H+) - Oxit, hiđroxit lưỡng tính: Al2O3, Al(OH)3, ZnO, … - Gốc axit axit trung bình yếu H: HCO3-, HSO3-, HS-, H2PO4-, HPO42-, … - Muối tạo thành từ axit yếu bazơ yếu (NH4)2CO3, … - H2O Muối: hợp chất tan nước phân li cation kim loại (hoặc NH4+) anion gốc axit Muối trung hòa Muối axit Muối khác - Gốc axit khơng cịn H có khả - Gốc axit cịn H có khả - Muối ngậm nước: CuSO4.5H2O; + phân li H phân li H+ K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O, … VD: NaCl, K2SO4, BaCO3, … VD: NaHCO3, KHSO4, … - Muối hỗn tạp: CaOCl2, … Một số muối có khả tham gia phản ứng thủy phân tạo môi trường axit bazơ - Muối tạo axit mạnh + bazơ yếu thủy phân cho môi trường axit: AlCl3, Fe(NO3)2, NH4Cl … - Muối tạo axit yếu + bazơ mạnh thủy phân cho môi trường bazơ: Na2CO3, K2SO3, … - Muối tạo axit mạnh + bazơ mạnh không bị thủy phân, môi trường trung tính: NaCl, HNO3, … - Muối tạo axit yếu + bazơ yếu thủy phân cho môi trường axit bazơ tùy trường hợp IV PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION Phản ứng trao đổi ion dung dịch - Bản chất phản ứng trao đổi dung dịch phản ứng ion - Các ion dung dịch phản ứng với chúng kết hợp với tạo thành chất sau: chất kết tủa chất điện li yếu chất khí Phương trình ion thu gọn - Phương trình ion rút gọn cho biết chất phản ứng trao đổi ion dung dịch - Cách viết phương trình ion rút gọn: Các chất điện li mạnh phân li thành ion Các chất kết tủa, chất điện li yếu, chất khí, kim loại, phi kim, oxit giữ nguyên Lược bỏ ion giống trước sau phản ứng (theo số lượng) QUI TẮC XÁC ĐỊNH HỢP CHẤT TAN – CHẤT KẾT TỦA Tất hợp chất chứa Na+, K+, NH4+ tan Tất hợp chất chứa NO3- tan Hợp Hầu hết muối axit tan chất tan Hầu hết muối halogen (Cl-, Br-, I-) tan trừ muối Ag+ Pb2+ Đa số muối chứa SO42- tan trừ muối Ca2+, Ba2+, Pb2+ Ag+ Đa số bazơ không tan trừ số bazơ LiOH, NaOH, KOH, Ba(OH)2, Hợp Ca(OH)2 chất kết Đa số muối chứa SO32-, CO32-, PO43- không tan trừ muối Na+, K+, NH4+ tủa Đa số muối chứa S2- kết tủa trừ muối kim loại mạnh Zn B – CÁC DẠNG BÀI TẬP DẠNG 1: BÀI TOÁN VỀ pH CỦA DUNG DỊCH LÝ THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI Tích số ion nước: Ở 25 C, dung dịch lỗng ta ln có: K H2O = [OH-].[H+] = 10-14 o pH pOH: pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-]; pH + pOH = 14 Các bước tính pH dung dịch B1: Tính [H+] [OH-] dung dịch B2: Tính pH = -lg[H+] pOH = -lg[OH] ⇒ pH = 14 – pOH Pha loãng dung dịch Trang - Khi pha loãng dung dịch axit 10a lần pH tăng a đơn vị - Khi pha loãng dung dịch bazơ 10a lần pH giảm a đơn vị DẠNG 2: BÀI TỐN MUỐI NHƠM TÁC DỤNG VỚI DUNG DỊCH KIỀM LÝ THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI - Khi nhỏ từ từ dung dịch kiềm (OH-) vào muối nhơm (Al3+) ban đầu phản ứng tạo kết tủa, sau OH- dư kết tủa bị hịa tan: PTHH: (1) Al3+ + 3OH- → Al(OH)3↓ (2) Al(OH)3 + OH- → AlO2- + 2H2O - Bài toán đồ thị: Dáng đồ thị: Tam giác lệch phải Khi phản ứng thu lượng kết tủa nhỏ lượng kết tủa cực đại có giá trị OH n − = 3n thỏa mãn OH n OH− max = 4n Al3+ − n DẠNG 3: BÀI TỐN SỬ DỤNG ĐỊNH LUẬT BẢO TỒN ĐIỆN TÍCH LÝ THUYẾT VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI - Định luật bảo tồn điện tích: Tổng điện tích dung dịch - Hệ áp dụng: n ®tÝch(+) = n ®tÝch(-) (mol điện tích = số mol x điện tích) - Một dung dịch tồn ion dung dịch không phản ứng với thỏa mãn định luật bảo toàn điện tích - Định luật BTKL: mmuối = m ion - Khi đun nóng cạn muối HCO3- muối HCO3- bị nhiệt phân: t → CO32- + CO2 + H2O 2HCO3- ⎯⎯ ⇒ Khi tính khối lượng muối thay khối lượng HCO3- khối lượng CO32- o Trang CHUYÊN ĐỀ 3: NITƠ – PHOTPHO – CACBON – SILIC A NITƠ VÀ HỢP CHẤT I Khái quát nhóm nitơ - Thuộc nhóm VA bảng tuần hoàn gồm nguyên tố: N, P, As, Sb, Bi - Cấu hình electron ns2np3 - Số oxi hóa hợp chất: -3, +3, +5 Riêng nitơ cịn có +1, +2, +4 II Nitơ hợp chất Tính chất vật lí NH3: Khí, mùi khai, tan tốt nước N2: Khí khơng màu, nhẹ khơng khí N2O: Khí khơng màu, nặng khơng khí NO: Khí khơng màu, dễ hóa nâu ngồi khơng khí ⎯⎯ → HNO2 + HNO3 NO2: Khí màu nâu đỏ, tan nước tạo thành axit: 2NO2 + H2O ⎯ ⎯ HNO3: Chất lỏng khơng màu, để khơng khí có màu vàng nhạt Tính chất hóa học Nitơ (N2) Amoniac (NH3) Tính oxi hóa Tính bazơ Tính khử Tính khử Khả tạo phức + Muối amoni (NH4 ) Muối nitrat (NO3-) Tác dụng với bazơ Tính oxi hóa MT axit Bị nhiệt phân Bị nhiệt phân Axit nitric (HNO3) Điều chế to Tính axit → N2 + H2O N2: NH4NO2 ⎯⎯ Tính oxi hóa + NH3: NH4 + OH → NH3 + H2O HNO3: → Na2SO4 + HNO3 NaNO3(r) + H2SO4 (đ) ⎯⎯ to + O2 + O2 NO2 + O2 NH3 ⎯⎯⎯ → NO ⎯⎯⎯ → NO2 ⎯⎯⎯⎯ → HNO3 B PHOTPHO VÀ HỢP CHẤT I Photpho Khái quát photpho hợp chất Tính chất hóa học photpho (a) Tính oxi hóa: Tác dụng với chất khử kim loại → photphua kim loại (b) Tính khử: Tác dụng với chất oxi hóa O2, Cl2, S, … hợp chất có tính oxi hóa: HNO3, H2SO4 đặc, KNO3, KClO3, … Trạng thái tự nhiên điều chế Trang - Có quặng photphorit: Ca3(PO4)2 quặng apatit: 3Ca3(PO4)2.CaF2 t → 3CaSiO3 + 2P + 5CO - Điều chế: Ca3(PO4)2 + 3SiO2 + 5C ⎯⎯ II Axit photphoric muối photphat Tính chất hóa học axit photphoric - Axit photphoric axit ba nấc, có độ mạnh trung bình - Khi tác dụng với dung dịch kiềm tạo thành loại muối: o T= n OH− T≤1 1