Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Hệ thống kiến thức cho học sinh yếu kém môn Hoá học với 10 nội dung căn bản

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:51

Thêm vào BST

Báo xấu

26
lượt xem 4
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Mục đích của đề tài "Hệ thống kiến thức cho học sinh yếu kém môn Hoá học với 10 nội dung căn bản" nhằm hệ thống lại các kiến thức căn bản nhất của hoá học với cách thức ghi nhớ tinh gọn nhất cho học sinh.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Sáng kiến kinh nghiệm THPT: Hệ thống kiến thức cho học sinh yếu kém môn Hoá học với 10 nội dung căn bản

SỞ GD & ĐT NGHỆ AN ---------- SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM TÊN ĐỀ TÀI HỆ THỐNG KIẾN THỨC CHO HỌC SINH YẾU KÉM MÔN HOÁ HỌC VỚI 10 NỘI DUNG CĂN BẢN LĨNH VỰC: HOÁ HỌC  Năm: 2021 - 2022 
SỞ GD & ĐT NGHỆ AN TRƯỜNG THPT ĐÔ LƯƠNG 1 ---------- SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM TÊN ĐỀ TÀI HỆ THỐNG KIẾN THỨC CHO HỌC SINH YẾU KÉM MÔN HOÁ HỌC VỚI 10 NỘI DUNG CĂN BẢN LĨNH VỰC: HOÁ HỌC Họ và tên: Nguyễn Phương Kháng Chức vụ: Phó HT trường Đô Lương 1 Môn: Hoá Học tổ Khoa học tự nhiên  Năm: 2021 - 2022 
MỤC LỤC CÁC MỤC TRANG Phần 1. MỞ ĐẦU 1 Phần 2. NỘI DUNG NGHIÊN CỨU 2 1. Cơ sở lý luận. 2 2. Cơ sở thực tiễn. 2 3. Nội dung nghiên cứu. 2 3.1. Xây dựng hệ thống kiến thức căn bản 2 3.1.1. Nội dung 1: Hoá trị và danh pháp hợp chất vô cơ 2 3.1.2. Nội dung 2: Bảng tính tan 5 3.1.3. Nội dung 3: Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – 7 khử 3.1.4. Nội dung 4: Phương pháp viết phương trình ion thu gọn 9 3.1.5. Nội dung 5: Dãy hoạt động hoá học của kim loại 12 3.1.6. Nội dung 6: Quy luật xảy ra các phản ứng phổ biến 14 3.1.7. Nội dung 7: Các công thức và phương pháp tính toán dựa 21 vào phương trình hoá học. 3.1.8. Nội dung 8: Giới thiệu một số phương pháp cơ bản giải bài 27 tập hoá học. 3.1.9. Nội dung 9: Hệ thống bài tập luyện tập 32 3.1.10. Nội dung 10: Hệ thống các bài kiểm tra để rèn luyện đánh 40 giá 3.2. Thực nghiệm sư phạm 49 PHẦN 3. KẾT LUẬN 49
PHẦN 1. MỞ ĐẦU 1. Lý do chọn đề tài Hoá học là bộ môn khoa học tự nhiên, các kiến thức nặng về tính thực nghiệm và tính logic. Để một học sinh tiếp thu được kiến thức của môn Hoá học cần có một nền tảng kiến thức vững chắc, có tính gắn kết và đòi hỏi học sinh phải nhớ một lượng kiến thức căn bản khá nhiều. Những học sinh có được nền tảng kiến thức vững chắc thì môn Hoá học là môn các em rất đam mê, vì kiến thức Hoá học giàu tính thực nghiệm, gắn liền với kiến thức thực tiễn quanh ta… Hiện nay rất nhiều trường trên địa bàn tỉnh Nghệ An học sinh theo ban KHTN rất ít, có những trường không có hoặc chiếm chưa đến 30% so với toàn trường, đây là thực trạng đáng buồn cho ban KHTN trong đó có bộ môn Hoá học. Thực trạng này không phản ánh đúng nhu cầu xã hội, vì nhu cầu xã hội về nghề nghiệp thì kiến thức liên quan đến KHTN chiếm chủ yếu. Nguyên nhân xảy ra tình trạng trên thì có nhiều, nhưng nguyên nhân căn bản là ban KHTN học sinh khó học, khó tiếp thu, đòi hỏi một kiến thức nền vững chắc, trong lúc đó ban KHXH thì dễ học, dễ tiếp thu hơn và không đòi hỏi kiến thức nền quá lớn như KHTN. Thực trạng về môn Hoá học cho thấy môn Hoá học học sinh hầu hết bị hổng kiến thức căn bản rất nhiều, hầu hết ở THCS các em cơ bản tập trung mạnh cho 3 môn Toán, Văn, Anh để thi chuyển cấp, các em chưa chú trọng cho môn Hoá học dẫn tới các em bị hổng môn Hoá từ lớp 8 và 9. Khi lên THPT các em rất khó tiếp thu môn Hoá khi kiến thức nền tảng THCS các em bị hổng nên các em hoang mang và không biết bắt đầu học từ đâu và học như thế nào, vì thế nhiều em khi học môn Hoá sẽ có cảm giác chán nản, nên lựa chọn của các em là tránh né môn Hoá như lựa chọn các khối A1, D, C…. Thực trạng này rất thiệt thòi cho các em và cho chính những người giáo viên trực tiếp giảng dạy môn Hoá học. Vì vậy tôi mạnh dạn chọn đề tài “Hệ thống kiến thức cho học sinh yếu kém môn Hoá học với 10 nội dung căn bản” để giảng dạy và góp phần giúp đỡ giáo viên và học sinh khác trong học tập và giảng dạy học sinh yếu kém môn Hoá học. Với kinh nghiệm giảng dạy nhiều năm tôi khẳng định tính mới và tính cấp thiết của đề tài. Đề tài sẽ có tác dụng thiết thực cho những học sinh yếu kém và trung bình, qua đó sẽ làm cho các em thích thú, yêu, tự tin và có động lực hơn khi học tập môn Hoá học. 2. Mục đính, nhiệm vụ của đề tài Mục đích của đề tài là hệ thống lại các kiến thức căn bản nhất của hoá học với cách thức ghi nhớ tinh gọn nhất cho học sinh. Nhiệm vụ của đề tài là nâng cao được kiến thức, kỹ năng, thái độ của học sinh yếu kém môn Hoá học. 3. Đối tượng nghiên cứu Đối tượng nghiên cứu của đề tài là những học sinh yếu kém môn hoá học 1
4. Những đóng góp của đề tài Thiết kế được hệ thống kiến thức căn bản nhất của môn Hoá học cho học sinh Học sinh yếu kém môn Hoá học tiến bộ hơn hẳn so với những học sinh không tiếp cận với đề tài. PHẦN 2. NỘI DUNG NGHIÊN CỨU 1. Cơ sở lý luận. Cơ sở lý luận của đề tài “Hệ thống kiến thức cho học sinh yếu kém môn Hoá học với 10 nội dung căn bản” trong đó các kiến thức cơ bản được tóm tắt từ SGK lớp 8 và lớp 9 THCS và có phối hợp thêm một số kiến thức cơ bản của THPT. 2. Cơ sở thực tiễn. Thực trạng học sinh bị mất gốc hay hổng gần như hoàn toàn kiến thức nền, cơ bản của Hoá học rất nhiều. 3. Nội dung nghiên cứu. 3.1. Xây dựng hệ thống kiến thức căn bản 3.1.1. Nội dung 1: Hoá trị và danh pháp hợp chất vô cơ * Ý nghĩa: Khi học sinh nắm được nội dung này thì sẽ có cơ sở để viết đúng công thức phân tử của các chất và gọi tên được các hợp chất đó. 3.1.1.1. Hoá trị a) Khái niệm về hoá trị và ý nghĩa của hoá trị - Trong hợp chất cộng hoá trị: Hoá trị của một nguyên tố được xác định bằng số liên kết của nguyên tử nguyên tố đó trong phân tử và được gọi là cộng hoá trị của nguyên tố đó. - Trong hợp chất ion: Hoá trị của một nguyên tố bằng điện tích của ion và được gọi là điện hoá trị của nguyên tố đó. - Ý nghĩa của hoá trị: Hoá trị của nguyên tố dùng để thành lập công thức phân tử và xác định công thức cấu tạo b) Cách ghi nhớ về hoá trị + Đối với nguyên tố: Yêu cầu học sinh học thuộc bài ca hoá trị Kali (K), iốt (I) , hidrô (H) Natri (Na) với bạc (Ag) , clo (Cl) một loài Là hoá trị ( I ) ai ơi Nhớ ghi cho kỹ khỏi hoài phân vân 2
Magiê (Mg) ,chì (Pb), kẽm (Zn), thuỷ ngân (Hg) Ôxi (O) , đồng(Cu), thiếc (Sn) thêm phần bari (Ba) Cuối cùng thêm chữ canxi (Ca) Hoá trị II đó có gì khó khăn ! Nhôm kia (Al) hoá trị III lần Ghi sâu trí nhớ khi cần có ngay Cácbon (C) ,silic(Si) này đây Có hoá trị IV không ngày nào quên Sắt (Fe) kia lắm lúc hay phiền II , III lên xuống thất phiền lắm thay Nitơ (N) rắc rối nhất đời I , II , III , IV khi thời lên V Lưu huỳnh ( S) lắm lúc chơi khăm Xuống II lên VI khi nằm thứ IV Phốt pho (P) nói đến không dư Có ai hỏi đến ,thì ừ rằng V Em ơi cố gắng học chăm Bài ca hoá trị suốt năm cần dùng + Đối với nhóm nguyên tố: * Nhóm amoni (NH4+) có hoá trị 1 * Nhóm hiđroxit (OH-) có hoá trị 1 * Hoá trị của gốc axit được tính bằng số nguyên tử H bị mất từ axit tương ứng c) Luyện tập về hoá trị Câu 1. Ứng với mỗi loại hợp chất sau lấy 5 hợp chất thoả mãn - Oxit - Hiđroxit - Axit - Muối Câu 2. Viết công thức cấu tạo và cho biết hoá trị của các nguyên tố: CO2, HNO3, CH4, C2H4, C2H2, NO2. 3.1.1.1. Danh pháp 3
a) Danh pháp của oxit: M2On - Cách 1: Tên M + (HT nếu cần) + oxit (thường dùng cho oxit của kim loại) Vd: MgO magie oxit; Fe2O3 sắt (III) oxit - Cách 2: Tên M + (chỉ số oxi: mono, đi, tri, tetra, penta…) + oxit (thường dùng cho oxit của phi kim) Vd: CO2 cacbon đioxit; SO3 lưu huỳnh trioxit - Cách 3: anhiđrit + tên axit tương ứng (chỉ dùng cho oxit axit) Vd: CO2 anhiđrit cacbonic; SO3 anhiđrit sunfuric - Cách 4: Một số tên thông dụng Vd: Fe3O4 oxit sắt từ; CO2 khí cacbonic; SO2 khí sunfurơ b) Danh pháp bazơ: M(OH)n - Tên M + (HT nếu cần) + hiđroxit Vd: Fe(OH)2 sắt (II) hiđroxit; Al(OH)3 nhôm hiđroxit c) Danh pháp của axit: HnX - Axit không chứa oxi: axit + tên X + hiđric Vd: HCl axit clohiđric; H2S axit sunfuhiđric - Axit chứa oxi: HnXOm + TH1: X chỉ có 1 axit chứa oxi: axit + tên X + ic Vd: H2CO3 axit cacbonic; H2SiO3 axit silicic + TH2: X có 2 axit chứa oxi: * Axit ít oxi hơn: Axit + X + ơ * Axit nhiều oxi hơn: Axit + X + ic Vd: H2SO3 axit sunfurơ; H2SO4 axit sunfuric + TH3: X có 4 axit chứa oxi được gọi theo thứ tự tăng dần oxi như sau: * Axit + hipo + X + ơ * Axit + X + ơ * Axit + X + ic * Axit + per + X + ic Vd: HClO axit hipoclorơ; HClO2 axit clorơ; HClO3 axit cloric; HClO4 axit percloric d) Muối: MnXm - Tên muối = Tên M + (HT nếu cần) + Tên gốc axit 4
- Tên gốc axit: Được gọi bằng tên axit tương ứng nhưng đổi đuôi Đuôi axit Đuôi gốc axit hiđric ua ơ it ic ic Vd: Fe2(SO4)3 sắt (III) sunfat; (NH4)2CO3 amoni cacbonat; Ca(HCO3)2 canxi hiđrocacbonat e) Luyện tập về danh pháp Câu 1. Gọi tên các hợp chất sau - CaO, FeO, Al2O3, CO, CO2, SO2, N2O5, V2O5. - KOH, Fe(OH)3, Cu(OH)2. - HBr, HI, HNO2, HNO3, H3PO4. - FeCl2, KNO2, Ca3(PO4)2, NaClO, BaSO3. Câu 1. Viết công thức phân tử các hợp chất có tên gọi sau: khí sunfurơ, sắt (II) oxit, nitơ đioxit, kẽm hiđroxit, axit clorơ, axit sunfuric, kali perclorat, amoni hiđrocacbonat. 3.1.2. Nội dung 2: Bảng tính tan a) Ý nghĩa Bảng tính tan là một trong những nội dung quan trọng nhất của học sinh khi học môn hoá học. Bảng tính tan cho biết tính tan của các hợp chất. Tính tan của một chất sử dụng nhiều trong điều kiện xảy ra các phản ứng, trong bài tập tách, tinh chế, nhận biết, trong các bài tập tính toán. Để học được môn hoá thì điều tối thiểu học sinh phải nhớ được tính tan của các chất cơ bản, chứ không phải động đến chất nào cũng tra bảng tính tan thì không thể áp dụng được. Vì vậy chỉ cần kiểm tra kiến thức về tính tan của các chất là biết được học trò đó học hoá như thế nào. b) Cách nhớ bảng tính tan - Tính tan của hiđroxit: + Hiđroxit của kim loại kiềm (IA) kiềm thổ (IIA: Ca, Sr, Ba), amoni (NH4+) là tan + Các hiđroxit khác là kết tủa, một số kết tủa có màu đặc trưng như: Fe(OH)2 màu trắng xanh hoá nâu ngoài không khí; Fe(OH)3 màu nâu đỏ, Cu(OH)2 màu xanh lam. - Tính tan của muối: 5
+ Hầu hết muối của kim loại kiềm (IA), amoni (NH4+), nitrat (NO3-), muối axit là tan. + Hầu hết muối halogenua (F-, Cl-, Br-, I-) là tan trừ: AgCl kết tủa trắng; AgBr kết tủa màu vàng nhạt; AgI kết tủa màu vàng đậm. + Hầu hết muối sunfat (SO42-) là tan trừ: BaSO4 kết tủa; CaSO4 ít tan… + Hầu hết muối cacbonat (CO32-), sunfit (SO32-), photphat (PO43-) là kết tủa trừ muối của kim loại kiềm và amoni. + Muối sunfua (S2-) có tính tan tương tự bazơ tương ứng. Riêng CuS và PbS kết tủa đen không tan trong axit mạnh. * Lưu ý: Trong bảng tính tan có một số chất không tồn tại là do chúng bị oxi hoá khử nội phân tử, kém bền hoặc thuỷ phân (thuỷ phân là nguyên nhân chủ yếu) c) Luyện tập bảng tính tan Câu 1. Cho các dung dịch sau: NaOH, H2SO4, NaCl, MgSO4, Ba(NO3)2. Cho các chất phản ứng với nhau từng đôi một, viết phương trình hoá học xảy ra. Câu 2. Cho các chất sau ở trong các lọ riêng biệt mất nhãn, bằng phương pháp hoá học hãy nhận biết a) NaCl, NaNO3, Na2SO4. b) NaCl, BaCl2, MgCl2. c) KNO3, Al(NO3)3, Fe(NO3)2 Câu 3. Trong các phản ứng sau, phản ứng nào xảy ra 1) Cho Cu vào dung dịch HCl 2) Cho BaSO4 vào dung dịch HNO3 3) Cho CaCO3 vào dung dịch HCl 4) Cho Na2SO4 vào dung dịch MgCl2 5) Cho NaOH vào dung dịch Fe2(SO4)3 3.1.3. Nội dung 3: Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử 3.1.3.1. Số oxi hoá a) Ý nghĩa: SOH giúp học sinh trong việc cân bằng phản ứng oxi hoá khử và thực hiện các bài tập cần đến bảo toàn electron. Nếu không nắm được SOH học sinh không thể thực hiện được các nhiệm vụ trên. Mặt khác phản ứng oxi hoá khử chiếm phần lớn trong các phản ứng hoá học, nếu không biết cân bằng phương trình thì mọi tính toán khác đều sai. b) Nguyên tắc xác định SOH 6
- SOH của đơn chất bằng không, tổng số oxi hoá trong một hợp chất bằng không. −1 −1 - SOH của H trong các hợp chất bằng +1 trừ: Na H;Ca H 2 ... +2 −1 −1 - SOH của O trong các hợp chất bằng -2 trừ: O F2 ; Na 2 O2 ; H 2 O 2 ... - SOH của ion đơn nguyên tử bằng điện tích của ion đó, tổng số oxi hoá của ion đa nguyên tử bằng điện tích của ion đó Vd: Xác định SOH của các chất sau: Fe, Cl2, HCl, Fe(OH)2, H2SO4, HNO3, NH4NO3, KMnO4, NaClO, NH4+, NO3-, MnO4-. 3.1.3.2. Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá – khử a) Phương pháp cân bằng phản ứng oxi hoá khử Bước 1. Xác định số oxi hoá của các nguyên tố trong phản ứng để tìm chất oxi hoá và chất khử: 0 +5 +2 +4 Cu + H N O3 → Cu(NO3 ) 2 + N O 2  + H 2O - Chất khử có SOH tăng - Chất oxi hoá có SOH giảm Bước 2. Viết quá trình oxi hoá và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình, và thêm hệ số tổi giản để tổng số electron cho bằng electron nhận 0 +2 1x Cu → Cu + 2e +5 +4 2x N + 1e → N Bước 3. Đặt hệ số của chất oxi hoá và chất khử vào sơ đồ phản ứng, từ đó tính ra hệ số của các chất khác có mặt trong phương trình hoá học. Kiểm tra sự cân bằng số nguyên tử của các nguyên tố ở 2 vế. * Chú ý: Thự tự cân bằng các nguyên tố thường là: Kim loại => Gốc axit => Hiđro => kiểm tra bằng oxi. 0 +5 +2 +4 Cu + 4H N O3 → Cu(NO3 ) 2 + 2N O 2  +2H 2O Vd1: Cân bằng các phản ứng sau bằng cách thăng bằng electron 1. Al + HNO3 → Al(NO3)3 + N2 + H2O 2. Fe + H2SO4 (đặc, nóng) → Fe2(SO4)4 + SO2  + H2O 3. Cl2 + NaOH → NaCl + NaClO + H2O b) Chú ý khi thành lập quá trình oxi hoá – khử * Chú ý 1. Khi thành lập nên lấy theo chỉ số của tác nhân khử và oxi hoá Vd: FexOy + HNO3 ⎯⎯ → Fe(NO3)3 + NO  + H2O o t 7
2y + x +3 3x xFe → xFe + (3x − 2y)e +5 +2 (3x − 2y)x N + 3e → N => 3FexOy + (12x-2y)HNO3 ⎯⎯ → 3xFe(NO3)3 + (3x-2y)NO  + (6x-y)H2O o t * Chú ý 2. Nếu phân tử phức tạp thì có thể thành lập quá trình cho nhận e cho toàn bộ phân tử đó Vd: FeS2 + HNO3 (đặc, nóng) ⎯⎯ → Fe2(SO4)3 + H2SO4 + NO2 + H2O o t 0 +3 +6 1x 2FeS2 → 2Fe + 4 S + 30e +5 +4 30x N + 1e → N => 2FeS2 + 30HNO3 (đặc, nóng) ⎯⎯ → Fe2(SO4)3 + H2SO4 + 30NO2 + 14H2O o t * Chú ý 3. Nếu một tác nhân oxi hoá hoặc khử tạo thành nhiều sản phẩm thì khi thành lập quá trình oxi hoá và khử phải lấy theo tỷ lệ số mol của chúng. Vd: Al + HNO3 ⎯⎯ → Al(NO3)3 + N2  + N2O  + H2O o t Cho biết tỉ lệ mol của N2 và N2O lần lượt là 3:1 0 +3 38x Al → Al + 3e +5 0 +1 3x 8N + 38e → 3 N 2 + N 2 O => 38Al + 138HNO3 ⎯⎯ → 38Al(NO3)3 + 9N2  + 3N2O  + 69H2O o t c) Luyện tập cân bằng phản ứng oxi hoá khử Câu 1. Cân bằng các phản ứng sau bằng phương pháp thăng bằng electron → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O 1. KMnO4 + HCl ⎯⎯ 2. Mg + HNO3 ⎯⎯ → Mg(NO3)2 + NH4NO3 + H2O 3. NH3 + O2 ⎯⎯ → NO + H2O 4. FeO + HNO3 ⎯⎯ → Fe(NO3)3+NO+H2O Câu 2. Cân bằng các phản ứng sau bằng phương pháp thăng bằng electron 1. KClO3 ⎯⎯ → KCl + O2 2. KMnO4 ⎯⎯ → K2MnO4 + O2 + MnO2 3. Cl2 + KOH ⎯⎯ → KCl + KClO3 + H2O 4. Fe3O4 + HNO3 ⎯⎯ → Fe(NO3)3 + NO + H2O Câu 3. Cân bằng các phản ứng sau bằng phương pháp thăng bằng electron 1. FeS2 + O2 ⎯⎯ → Fe2O3 + SO2 8
2. FeS + H2SO4 ⎯⎯ → Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O 3. Al + HNO3 ⎯⎯ → Al(NO3)3 + NO + N2O + H2O ( VNO : VN2O = 3 : 1) → M2(SO4)n + SO2 + H2O 4. M + H2SO4 ⎯⎯ 3.1.4. Nội dung 4: Phương pháp viết phương trình ion thu gọn 3.1.4.1. Sự điện li a) Sự điện li và chất điện li: Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li. Những chất khi tan trong nước phân li ra ion được gọi là những chất điện li. Vậy axit, bazơ và muối là những chất điện li. Sự điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li Vd: NaCl → Na+ + Cl- HCl → H+ + Cl- NaOH → Na+ + OH- b) Chất điện li mạnh và chất điện li yếu - Chất điện li mạnh: Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion. + Những chất điện li mạnh là các axit mạnh như HCl, HNO3, HClO4, H2SO4,… các bazơ mạnh như NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2,… và hầu hết các muối. + Phương trình điện li của chất điện li mạnh, người ta dùng một mũi tên chỉ chiều của quá trình điện li. - Chất điện li yếu: Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hoà tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch. + Những chất điện li yếu là các axit yếu như CH3COOH, HClO, H2S, HF,… các bazơ yếu như Bi(OH)2, Mg(OH)2,… và H2O. + Trong phương trình điện li của chất điện li yếu, người ta dùng hai mũi tên ngược chiều nhau. Vd: CH3COOH CH3COO- + H+ 3.1.4.2. Phương pháp viết phương trình ion thu gọn a) Phương pháp viết phương trình ion thu gọn thông qua phương trình phân tử. Bước 1: Viết phương trình phân tử và cân bằng phương trình Vd: 2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O 9
Bước 2: Chuyển các chất tan trong nước và điện li mạnh (axit mạnh, bazơ tan và muối tan) thành ion 2Na+ + 2OH- + 2H+ + SO42- → 2Na+ + SO42- + 2H2O Bước 3: Giản ước 2 vế của phương trình các ion giống nhau, thu được phương trình ion thu gọn H+ + OH- → H2O Vd: Viết phương trình ion thu gọn của các phản ứng sau 1) Na2SO4 + BaCl2 → BaSO4  + 2NaCl 2) HNO3 + NaOH → NaNO3 + H2O 3) 2HCl + Na2SO3 → 2NaCl + SO2  + H2O 4) Fe2(SO4)3 + 6KOH → 2Fe(OH)3  + 3K2SO4 b) Phương pháp viết trực tiếp phương trình ion thu gọn Bước 1: Chuyển các chất tham gia phản ứng tan trong nước và điện li mạnh thành ion (axit mạnh, bazơ tan và muối tan) Vd: Cho dung dịch X chứa hỗn hợp HCl, H2SO4, HNO3 tác dụng với dung dịch Y chứa hỗn hợp NaOH, KOH, Ba(OH)2.  H+  Na +  −  + K Ta có: dung dịch X chứa  Cl − và dung dịch Y chứa  2+  NO3  Ba SO 4 2 −  OH − Bước 2: Căn cứ vào điều kiện xảy ra các phản ứng oxi hoá khử, trao đổi ion (sản phẩm là chất kết tủa, chất điện li yếu, chất khí) , axit – bazơ, để kết luận các ion nào phản ứng được với nhau, những ion nào phản ứng được với nguyên tử hoặc phân tử. Bước 3: Viết trực tiếp phương trình ion thu gọn * Lưu ý: - Phản ứng xảy ra độc lập hay ưu tiên - Có phản ứng phụ xảy ra hay không. Vd: Ba2+ + SO42- → BaSO4  H+ + OH- → H2O c) Luyện tập viết phương trình ion thu gọn Câu 1. Phương trình điện li nào sau đây không đúng? A. HNO3 → H+ + NO 3− B. K2SO4 → K2+ + SO 24 − 10
C. HSO 3− H+ + SO 32 − D. Mg(OH)2 Mg2+ + 2OH- Câu 2. Cho phương trình phản ứng ở dạng ion thu gọn: CO 32 − + 2H+ → H2O + CO2. Phương trình ion thu gọn trên là của phương trình dạng phân tử nào sau đây A. Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + H2O + CO2 B. CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 C. MgCO3 + 2HCl → MgCl2 + H2O + CO2 D. BaCO3 + 2HCl → BaCl2 + H2O + CO2 Câu 3. Trong dung dịch có thể tồn tại đồng thời các ion: A. Na+, Cu2+, Cl-, OH- B. Na+, Ba2+, Cl-, SO 24 − C. K+, Ba2+, Cl-, OH- D. Ag+, Ba2+, Cl-, OH- Câu 4. Sáu ion: Na+, Pb2+ Ba2+, Cl-, NO 3− , CO 32 − có thể tồn tại dưới dạng 3 dung dịch trong suốt sau? A. NaCl, Pb(NO3)2, BaCO3 B. Na2CO3, BaCl2, Pb(NO3)2 C. BaCO3, PbCl2, Na2CO3 D. Không có dung dịch nào Câu 5. Viết trực tiếp phương trình ion thu gọn khi cho dung dịch X chứa hỗn hợp Na2CO3, K2CO3 vào dung dịch hỗn hợp BaCl2 và Ba(NO3)2. Câu 6. Cho dung dịch hỗn hợp NaOH và Ba(OH)2 vào dung dịch hỗn hợp Al2(SO4)3 và H2SO4 Câu 7. Viết PT phân tử và ion rút gọn của các phản ứng (nếu có) khi trộn lẫn các chất sau: a. dd HNO3 và CaCO3 b. dd KOH và dd FeCl3 c. dd H2SO4 và dd NaOH d. dd Ca(NO3)2 và dd Na2CO3 e. dd NaOH và Al(OH)3 f. dd Al2(SO4)3 và dd NaOHvừa Câu 8. Viết phương trình phân tử ứng với phương trình ion thu gọn của các phản ứng sau a. Ba 2+ + CO32- → BaCO3  b. NH +4 + OH- → NH3  + H 2 O c. S2- + 2H+ → H2S↑ d. Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ Câu 9. Cho 100 ml dung dịch hỗn hợp X gồm Ba(OH)2 0.015M; NaOH 0.03 M; KOH 0.04M. Tính thể tích dung dịch HCl 0.2M để trung hòa dung dịch X. Câu 10. Dung dịch X chứa hỗn hợp KOH và Ba(OH)2 có nồng độ tương ứng là 0,2M và 0,1M. Dung dịch Y chứa hỗn hợp H2SO4 và HCl có nồng độ lần lượt là 0,25M và 0,75M. Tính thể tích dung dịch X cần để trung hòa vừa đủ 40 ml dung dịch Y. 3.1.5. Nội dung 5: Dãy hoạt động hoá học của kim loại 11
a) Dãy hoạt động hoá học của kim loại – Dãy hoạt động hóa học của kim loại là dãy các kim loại được sắp xếp theo chiều giảm dần mức độ hoạt động hóa học của chúng. – Dãy hoạt động hoá học của một số kim loại: K+ Na + Mg2+ Al3+ Zn 2+ Fe2+ Ni 2+ Sn 2+ Pb 2+ 2H + Cu 2+ Ag + Au3+ K Na Mg Al Zn Fe Ni Sn Pb H2 Cu Ag Au Chiều giảm dần tính khử của kim loại. Chiều tăng dần tính oxi hoá của cation kim loại. 3+ 2+ + Chú ý: Cặp oxi hoá – khử Fe đứng sau Cu Cu và trước Ag Ag 2+ Fe – Kim loại mạnh tan trong nước: K, Na, Ca – Kim loại trung bình, KHÔNG tan trong nước: Mg, Al, Zn, Fe, Ni, Sn, Pb – Kim loại yếu, không tan trong nước: Cu, Hg, Ag, Pt, Au • Gợi ý cách học thuộc và dễ nhớ dãy hoạt động hoá học của kim loại – Đối với dãy điện hoá trên các em có thể đọc như sau: Khi (K) Nào (Na) Cần (Ca) Mua (Mg) Áo (Al) Záp (Zn) Sắt (Fe) Nhìn (Ni) Sa ng (Sn) Phố (Pb) Hỏi (H) Cửa (Cu) Hàng (Hg) Á (Ag) Phi (Pt) Âu (Au) b) Ý nghĩa của dãy hoạt động hóa học của kim loại - Tính khử của kim loại giảm dần, tính oxi hoá của các cation kim loại tăng dần - Kim loại đứng trước Mg (K, Ba, Na, Ca) phản ứng được với nước ở nhiệt độ thường. 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ Ba + 2H2O → Ba(OH)2 + H2↑ - Kim loại đứng trước H tác dụng với dung dịch axit (HCl; H2SO4 loãng,….) tạo ra H2 Fe + 2HCl → FeCl2 + H2↑ Cu + 2HCl → không phản ứng (vì Cu đứng sau H) - Kim loại không tan trong nước (từ Mg trở về sau) đẩy được kim loại đứng sau nó ra khỏi dung dịch muối Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu Cu + 2AgNO3 → Cu(NO3)2 + 2Ag * Chú ý: Khi cho Na vào dung dịch CuCl2 thì: ♦ Na phản ứng với nước trước: 12
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ ♦ Sau đó xảy ra phản ứng: CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl c) Bài tập vận dụng dãy điện hoá của kim loại Câu 1. Dãy kim loại nào sau đây được sắp xếp đúng theo chiều hoạt động hóa học tăng dần? A. K, Mg, Cu, Al, Zn, Fe. B. Fe, Cu, K, Mg, Al, Zn. C. Cu, Fe, Zn, Al, Mg, K. D. Zn, K, Mg, Cu, Al, Fe. E. Mg, K, Cu, Al, Fe. Câu 2. Dung dịch ZnSO4 có lẫn tạp chất là CuSO4. Dùng kim loại nào sau đây để làm sạch dung dịch ZnSO4? Giải thích và viết phương trình phản ứng. A. Fe. B. Zn. C. Cu. D. Mg. Câu 4. Viết các phương trình hóa học: a) Điều chế CuSO4 từ Cu. b) Điều chế MgCl2 từ mỗi chất sau: Mg, MgSO4, MgO, MgCO3 (các hóa chất cần thiết coi như có đủ). Câu 5. Hãy cho biết hiện tượng nào xảy ra khi cho: a) Kẽm vào dung dịch đồng clorua. b) Đồng vào dung dịch bạc nitrat. c) Kẽm vào dung dịch magie clorua. d) Nhôm vào dung dịch đồng clorua. Viết các phương trình phản ứng hóa học nếu có. Câu 6. Cho 10,5g hỗn hợp hai kim loại Cu, Zn vào dung dịch H2SO4 loãng dư, người ta thu được 2,24 lít khí (đktc). a) Viết phương trình hóa học. b) Tính khối lượng chất rắn còn lại trong dung dịch sau phản ứng. 3.1.6. Nội dung 6: Quy luật xảy ra các phản ứng phổ biến Phản ứng hoá học là nền tảng kiến thức quan trọng nhất mà yêu cầu học sinh phải nắm vững. Để nhớ lâu và vận dụng được các phương trình phản ứng thì cần nắm phản ứng dưới những quy luật. Để dễ tổng quát kiến thức và dễ nhớ tôi đã hệ thống các phản ứng dưới dạng bảng sau: 13
Kim loại (I) Oxi bazơ (II) Bazơ (III) Muối (IV) Phi kim (1) I.1 II.1 III.1 IV.1 Oxit axit (2) I.2 II.2 III.2 IV.2 Axit (3) I.3 II.3 III.3 IV.3 Muối (4) I.4 II.4 III.4 IV.4 I.1. Kim loại tác dụng với phi kim a) Với O2: M + O2 ⎯⎯ → M2On o t - Điều kiện: M trừ Au, Pt, Ag. - Chú ý:  FeO ✓ Fe + O2 ⎯⎯→ Fe3O 4 ⎯⎯⎯ to O 2 du to → Fe 2 O3  Fe O b) Với halogen: F , Cl , Br 2 3, I 2 2 2 2 2M + nX2 ⎯⎯ → 2MXn o t - Điều kiện: n max + F2 oxi hoá tất cả kim loại + Cl2, Br2, I2 oxi hoá hầu hết kim loại trừ Au, Pt. Riêng Fe + I2 ⎯⎯ → FeI2 0 t c) Với S: 2M + nS ⎯⎯ → M2Sn o t - Điều kiện: M trừ Au, Pt - Chú ý: ✓ Fe + S ⎯⎯→ FeS to ✓ Hg + S → HgS (xảy ra ngay ở nhiệt độ thường => S được dùng để thu gom Hg rơi vãi d) Với N2, P, C, Si. Các phi kim này có tính oxi hoá yếu hơn nên chỉ tác dụng được với những kim loại có tính khử mạnh Vd: 3Mg + N2 ⎯⎯ → Mg3N2 0 t 3Zn + 2P ⎯⎯ → Zn3P2 0 t 4Al + 3C ⎯⎯ → Al4C3 0 t 3Mg + 2Si ⎯⎯ → Mg3Si2 0 t 14
I.2. Kim loại tác dụng với oxit axit * Nhận xét: Phản ứng này không phổ biến, chỉ xẩy ra một số phản ứng đặc biệt như: Mg + CO2 ⎯⎯ → MgO + CO 0 t Mg + SiO2 ⎯⎯ → MgO + Si 0 t I.3. Kim loại tác dụng với axit a) Tác dụng với axit có tính oxi hoá ở H+. 2nM + 2mHnX ⎯⎯→ 2MnXm + mnH2↑ o t Chú ý: - Kim loại đưa về hoá trị thấp nhất. - M đứng trước hiđro trong dãy điện hóa. - Nếu kim loại tác dụng với nước thì khi axit hết kim loại tiếp tục phản ứng với nước. - Nếu hỗn hợp hai kim loại sau phản ứng nếu dư một kim loại thì đó là kim loại có tính khử yếu hơn, nếu dư hai kim loại thì kim loại có tính khử yếu hơn chưa phản ứng. - Nếu hỗn hợp nhiều axit đều có tính oxi hoá ở H+ thì khi đó phản ứng được viết dưới dạng ion thu gọn. 2M + 2mH+ ⎯⎯→ 2Mm+ + mH2↑ o t b) Tác dụng với axit có tác nhân oxi hoá ở gốc axit. H2SO4 (đặc) và HNO3.  NO2    NO  M + HNO3 ⎯⎯ to → M ( NO3 ) n +  N 2O  + H 2O   N2   NH NO  4 3  SO2   M + H 2 SO4 ⎯⎯ → M 2 ( SO4 ) n +  S  + H 2 O o t H2S   Chú ý: - M trừ Au, Pt và đưa về hoá trị cao nhất (n max) - Sản phẩm khử tạo thành tuỳ thuộc vào độ hoạt động của kim loại, nồng độ của axit, và điều kiện của phản ứng. (Thường được cho biết trong các phản ứng hoá học). 15
- Trong một phản ứng có thể tạo một hoặc nhiều sản phẩm khử khác nhau, có thể viết gộp phản ứng khi biết tỉ lệ các sản phẩm khử đó. - Đối với Fe và hợp chất của nó cần chú ý các phản ứng phụ. Fe + 2Fe3+ ⎯⎯ → 3Fe2+ Cu + 2Fe3+ ⎯⎯ → 2Fe2+ + Cu2+ - Al, Fe, Cr không phản ứng với HNO3 và H2SO4 đặc nguội. Hiện tượng này gọi là hiện tượng thụ động hoá của kim loại. - Một dung dịch chứa đồng thời ion H+ và ion NO3- thì dung dịch đó có tính oxi hoá tương đương như axit nitric. Nhưng phương trình phản ứng nhất thiết phải viết dưới dạng ion thu gọn, trong đó ion H+ làm môi trường còn ion NO3- là tác nhân oxi hoá. Ví dụ: 3M + 4nH+ + nNO3- ⎯⎯ → Mn+ + nNO↑ + 2nH2O I.4. Kim loại tác dụng với dung dịch muối a) Kim loại mạnh hơn có thể đẩy được ion của kim loại yếu hơn trong dung dịch muối thành kim loại tự do. b) Hoặc từ Mg trở đi kim loại đứng trước đẩy được kim loại đứng sau ra khỏi dung dịch muối của chúng. Ví dụ: Fe + CuSO4 ⎯⎯ → FeSO4 + Cu Chú ý: - Khi cho hỗn hợp nhiều kim loại tác dụng với dung dịch chứa nhiều cation kim loại, khi đó phản ứng xẩy ra theo thứ tự ưu tiên. Kim loại có tính khử mạnh nhất sẽ ưu tiên phản ứng với cation kim loại có tính oxi hoá mạnh nhất. - Nếu kim loại tác dụng với nước thì khi cho vào dung dịch muối thì kim loại sẽ phản ứng với nước. - Khi cho kim loại đứng trước Fe tác dụng với dung dịch chứa Fe3+, phản ứng xẩy ra theo hai nấc ưu tiên. Ví dụ: Mg + 2Fe3+ ⎯⎯ → Mg2+ + 2Fe2+ (1) Sau (1) nếu Mg dư thì tiếptục có phản ứng (2). Mg + Fe2+ ⎯⎯ → Mg2+ + Fe (2) - Khi cho kim loai từ Fe →Cu tác dụng với dung dịch chứa Fe3+, khi đó chỉ xẩy ra phản ứng khử ion Fe3+ thành ion Fe2+. Ví dụ: Cu + 2Fe3+ ⎯⎯ → 2Fe2+ + Cu2+ - Khi cho Fe phản ứng với dung dịch chứa ion Ag+,khi đó phản ứng xẩy ra theo hai nấc. Fe + 2Ag+ ⎯⎯ → 2Ag + Fe2+ (1) Sau (1) nếu Ag+dư sẽ tiếp tục xẩy ra phản ứng (2) Fe2+ + Ag+ ⎯⎯ → Fe3+ + Ag (2) 16
- Khi nhúng một thanh kim loại vào dung dịch muối, phản ứng xẩy ra sẽ làm khối lượng thanh kim loại thay đổi. Căn cứ vào độ tăng giảm khối lượng này để tính toán. II.1. Oxit bazơ tác dụng với phi kim a) Tổng quát: Ở phản ứng này nên tổng quát luôn trường hợp oxit kim loại tác dụng với chất khử  C  CO2 H  HO  2  2 TQ: M2On +  CO ⎯⎯⎯ t 0 cao →M +  CO 2  NH N + H O  3  2 2 Al  2 3 Al O Vd: 2ZnO + C ⎯⎯⎯ → 2Zn + CO2 o t cao Fe2O3 + 3CO ⎯⎯⎯ → 2Fe + 3CO2 o t cao 3CuO + 2NH3 ⎯⎯⎯ → 3Cu + N2 + 3H2O o t cao Fe2O3 + 2Al ⎯⎯⎯ → 2Fe + Al2O3 o t cao b) Điều kiện: Kim loại sau Al và phản ứng xảy ra ở nhiệt độ cao c) Chú ý: - Phản ứng này được gọi là phương pháp nhiệt luyện điều chế kim loại - Hỗn hợp (Fe2O3 với Al) hoặc (Fe3O4 với Al) được gọi là hỗn hợp tecmit dùng để hàn đường ray II.3. Oxit bazơ tác dụng với oxit axit Oxit bazơ + Oxit axit ⎯⎯ → Muối * Điều kiện: Để phản ứng xảy ra thì ít nhất một oxit phải đủ mạnh Vd: CaO + CO2 ⎯⎯ → CaCO3 II.3. Oxit bazơ tác dụng với axit Oxit bazơ + Axit ⎯⎯ → Muối + H2O TQ: nM2Om + 2mHnX ⎯⎯ → 2MnXm + mnH2O * Điều kiện: Phản ứng hầu hết đều xảy ra, trừ những phản ứng mà axit quá yếu phản ứng chậm hoặc không phản ứng với những oxit bazơ không tan trong nước. Vd: Al2O3 + H2S ⎯⎯ → Không xảy ra Vd: Cho các oxit sau: Na2O, BaO, Fe3O4, Al2O3, CuO tác dụng với H2SO4 loãng, viết phương trình hoá học xảy ra. II.4. Oxit bazơ tác dụng với muối (phản ứng không xảy ra) 17