Luận văn Phát triển năng lực tư duy sáng tạo cho học sinh giỏi trung học phổ thông qua dạy học bài tập phần điện li hoá học 11

MỤC LỤC

Lời cảm ơn .i

Mục lục.ii

Danh mục các ký hiệu, các chữ viết tắt .vii

Danh mục các bảng .vii

Danh mục các bản đồ, hình vẽ, đồ thị . viii

MỞ ĐẦU .1

1. Lí do chọn đề tài.1

2. Mục đích nghiên cứu .2

3. Nhiệm vụ nghiên cứu .2

4. Khách thể và đối tƣợng nghiên cứu .2

5. Vấn đề nghiên cứu.2

6. Giả thuyết khoa học .3

7. Phạm vi nghiên cứu.3

8. Phƣơng pháp nghiên cứu.3

9. Đóng góp của đề tài.3

10. Cấu trúc của luận văn.4

Chƣơng 1: CƠ SỞ LÝ LUẬN VÀ THỰC TIẾN CỦA ĐỀ TÀI .5

1.1. Lịch sử vấn đề nghiên cứu .5

1.2.Tổng quan về bồi dƣỡng học sinh ở trƣờng phổ thông.6

1.2.1. Bồi dƣỡng học sinh giỏi với việc đào tạo nhân tài cho đất nƣớc.6

1.2.2.Những năng lực, phẩm chất của học sinh giỏi hóa học. .6

1.2.3. Một số biện pháp phát hiện học sinh giỏi hóa học ở trƣờng phổ thông.7

1.2.4.Một số biện pháp bồi dƣỡng học sinh giỏi hóa học ở trƣờng phổ thông .7

1.3. Tƣ duy và tƣ duy sáng tạo trong dạy học hoá học .8

1.3.1. Tƣ duy .8

1.3.1.1.Khái niệm tƣ duy.8

1.3.1.2.Những đặc điểm cơ bản của tƣ duy.8

1.3.1.3.Các thao tác của tƣ duy .9

1.3.2. Tƣ duy sáng tạo .9

1.3.2.1. Khái niệm tƣ duy sáng tạo .9iii

1.3.2.2. Những đặc trƣng cơ bản của tƣ duy sáng tạo.10

1.4. Năng lực tƣ duy sáng tạo.11

1.4.1. Năng lực và sự phát triển năng lực trong dạy học .11

1.4.2. Năng lực tƣ duy sáng tạo.12

1.4.3. Các biểu hiện của năng lực tƣ duy sáng tạo.13

1.4.4. Phƣơng pháp dạy học nhằm phát triển năng lực tƣ duy sáng tạo .14

1.4.5. Kiểm tra, đánh giá năng lực tƣ duy sáng tạo của học sinh .16

1.5. Bài tập và sử dụng bài tập .18

1.5.1. Khái niệm bài tập .18

1.5.2. Phân loại bài tập .18

1.5.3. Sử dụng bài tập nhằm bồi dƣỡng học sinh giỏi .19

1.6. Thực trạng việc rèn luyện và phát triển năng lực tƣ duy sáng tạo ở một số

trƣờng phổ thông.20

1.6.1. Mục đích khảo sát .20

1.6.2. Đối tƣợng khảo sát .20

1.6.3. Nội dung, phƣơng pháp khảo sát .20

1.6.4. Kết quả và đánh giá kết quả khảo sát.20

Tiểu kết chƣơng 1.26

Chƣơng 2: PHÁT TRIỂN NĂNG LỰC TƢ DUY SÁNG TẠO CHO HỌC

SINH GIỎI TRUNG HỌC PHỔ THÔNG QUA DẠY HỌC BÀI TẬP PHẦN

ĐIỆN LI HOÁ HỌC 11 .27

2.1. Vị trí và nội dung cấu trúc phần điện li trong chƣơng trình hoá học phổ thông27

2.1.1.Vị trí phần điện li trong chƣơng trình hoá học phổ thông .27

2.1.2.Nội dung cấu trúc phần điện li trong chƣơng trình hoá học phổ thông .27

2.2.Nguyên tắc và quy trình xây dựnghệ thống bài tập hoá học.27

2.2.1.Nguyên tắc tuyển chọn và xây dựng hệ thống bài tập hoá học.27

2.2.2. Quy trình xây dựng hệ thống bài tập hoá học .28

2.3.Xây dựng tài liệu dạy học phần điện li trong bồi dƣỡng học sinh giỏi.28

2.3.1.Chuyên đề 1: Sự điện li. Các định luật bảo toàn. Pin điện hoá.30

2.3.2. Chuyên đề 2: Axit, bazơ, muối. pH của dung dịch .43

2.3.3.Chuyên đề 3: Dung dịch hợp chất ít tan.51iv

2.4. Một số biện pháp dạy học nhằm rèn luyện và phát triển năng lực tƣ duy sáng

tạo cho học sinh.58

2.4.1.Biện pháp 1: Tập luyện cho học sinh thói quen đặc biệt hoá, khái quát hoá .58

2.4.2. Biện pháp 2: Tập luyện cho học sinh thói quen dò tìm, dự đoán kết luận rồi

dùng phân tích, tổng hợp để kiểm tra lại tính đúng đắn của kết luận .59

2.4.3. Biện pháp 3: Tập luyện cho học sinh biết phân tích tình huống đặt ra dƣới

nhiều góc độ khác nhau, biết cách giải quyết vấn đề bằng nhiều cách khác nhau và

lựa chọn cách giải quyết tối ƣu .61

2.4.4. Biện pháp 4: Tập luyện cho học sinh biết vận dụng phép tƣơng tự.62

2.4.5. Biện pháp 5: Tập luyện cho học sinh biết hệ thống hoá kiến thức và hệ thống

hoá phƣơng pháp.63

2.5. Xây dựng giáo án dạy học phần điện li trong bồi dƣỡng học sinh giỏi .63

2.5.1. Giáo án chuyên đề 1 .63

2.5.2. Giáo án chuyên đề 2.69

2.5.3. Giáo án chuyên đề 3.73

2.6. Xây dựng công cụ đánh giá năng lực tƣ duy sáng tạo của học sinh .76

2.6.1. Bảng kiểm quan sát .76

2.6.2. Phiếu đánh giá sản phẩm.77

2.6.3. Bảng hỏi .77

Tiểu kết chƣơng 2.78

Chƣơng 3: THỰC NGHIỆM SƢ PHẠM.79

3.1. Mục đích thực nghiệm sƣ phạm.79

3.2.Nhiệm vụ thực nghiệm sƣ phạm .79

3.3.Phƣơng pháp và nội dung thực nghiệm sƣ phạm.79

3.3.1. Đối tƣợng và địa bàn thực nghiệm sƣ phạm .79

3.3.2. Nội dung và cách thức tiến hành thực nghiệm sƣ phạm .80

3.4. Kết quả thực nghiệm sƣ phạm.80

3.4.1.Phƣơng pháp xử lí số liệu .80

3.4.2.Kết quả thực nghiệm sƣ phạm .82

3.5.Phân tích, đánh giá kết quả thực nghiệm sƣ phạm .86

3.5.1.Đánh giá thông qua bài kiểm tra .86v

3.5.2.Đánh giá theo bảng kiểm quan sát.87

3.5.3.Đánh giá bằng phiếu đánh giá sản phẩm .89

3.5.4.Đánh giá bằng bảng hỏi.90

Tiểu kết chƣơng 3.91

KẾT LUẬN VÀ KHUYẾN NGHỊ.92

TÀI LIỆU THAM KHẢO .94

PHỤ LỤC.96

Phụ lục 1: Phiếu tìm hiểu ý kiến giáo viên và học sinh

Phụ lục 2: Bảng kiểm quan sát biểu hiện năng lực tƣ duy sáng tạo của học sinh

Phụ lục 3: Phiếu đánh giá sản phẩm của học sinh

Phụ lục 4: Bảng hỏi đánh giá mức độ phát triển năng lực tƣ duy sáng tạo của học sinh

Phụ lục 5:Đề kiểm tra và đáp án thực nghiệm

pdf125 trang | Chia sẻ: phuongchi2019 | Ngày: 02/11/2020 | Lượt xem: 353 | Lượt tải: 0download
Bạn đang xem trước 20 trang tài liệu Luận văn Phát triển năng lực tư duy sáng tạo cho học sinh giỏi trung học phổ thông qua dạy học bài tập phần điện li hoá học 11, để xem tài liệu hoàn chỉnh bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
in đƣợc viết: H2(Pt), 2H p = 1atm| H + 1M ║Cu2+ 1M| Cu. (1) Ở catot xảy ra quá trình khử: Cu2+ + 2e Cu Ở anot xảy ra quá trình oxi hoá : H2 2H + + 2e Phản ứng trong pin xảy ra: H2 + Cu 2+ 2H + + Cu. H2(Pt), 2H p = 1atm| H + 1M ║Mg2+ 1M| Mg. (2) Ở catot xảy ra quá trình khử: Mg2+ + 2e Mg Ở anot xảy ra quá trình oxi hoá : H2 2H + + 2e Phản ứng trong pin xảy ra: H2 + Mg 2+ 2H + + Mg. b) φo Oxh/Kh >φo 2H + /H2 = 0 thì sơ đồ pin không thay đổi và phản ứng trong pin trùng với chiều quy ƣớc. Dựa vào thế tiêu chuẩn đầu bài cho thì pin (1) không thay đổi, pin (2) đƣợc viết lại nhƣ sau: 41 Mg | Mg 2+ 1M║ H+ 1M | H2 (Pt) Ở catot xảy ra quá trình khử: 2H+ + 2e H2 Ở anot xảy ra quá trình oxi hoá : Mg Mg2+ + 2e Phản ứng trong pin xảy ra: Mg + 2H + Mg 2+ + H2. Bài 29. Hãy tính xem phản ứng oxi hoá - khử sau có xảy ra không? Fe + Cd 2+  Fe 2+ + Cd. Biết φo Fe 2+ /Fe = - 0,44V; φo Cd 2+ /Cd = - 0,40V. Hƣớng dẫn Vì φo Cd 2+ /Cd = -0,40V > φo Fe 2+ /Fe = -0,44V nên ta có thể lập 1 pin điện trong đó điện cực Cd/Cd2+ là cực dƣơng ở bên phải, còn điện cực Fe/Fe2+ ở bên trái là cực âm: Fe Fe2+ Cd2+ Cd. E 0 pin = φ 0 (+) - φ 0 (-) = = - 0,4 - (- 0,44) = 0,04 V > 0=>Phản ứng tự xảy ra. c. Mức độ vận dụng cao, sáng tạo Bài 30. Hoàn thành và cân bằng các phản ứng oxi hóa - khử sau bằng phƣơng pháp ion-electron: 1. KMnO4 + NaNO2 + H2SO4 2. FeO + K2Cr2O7 + H2SO4 3. K2Cr2O7 + KI + H2SO4 4. KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 5. KMnO4 + K2SO3+H2O 6. Cu+NaNO3+HCl 7. Al + NaNO3 +NaOH Bài31.Cân bằngphản ứngoxi – hóa khử sau theo phƣơng pháp ion -electron a) KMnO4+ Na2SO3+ H2SO4 MnSO4+ Na2SO4+ K2SO4+ H2O b) FeO+ HNO3 Fe(NO3)3+ NxOy+ H2O Trên cơ sở hệ sốtìm đƣợc, hãy suy luận cho trƣờnghợpFe3O4: Fe3O4+ HNO3 NxOy+ Bài 32. Hoàn toàn 10g hỗn hợp X gồm Mg và Fe bằng ddHCl 2M. Kết thúc thí nghiệm thu đƣợc ddY và 5,6 lít khí H2 (đktc). Để phản ứng taọ kết tủa hoàn toàn với ddY cần vừa đủ 300ml NaOH 2M. Tính thể tích dd HCl đã dùng?           42 ĐS: 0,3 lít Bài 33.Dd X chƣ́a các ion: Ca2+, Na+,HCO3 - và Cl -, trong đó số mol ion Cl- là 0,1. Cho 1/2 dd X phản ƣ́ng với dd NaOH (dƣ), thu đƣơc̣ 2 gam kết tủa . Cho 1/2 dd X còn lại phản ứng với dd Ca (OH)2 (dƣ), thu đƣơc̣ 3 gam kết tủa . Măṭ khác, nếu đun sôi đến caṇ dd X thì thu đƣơc̣ m gam chất rắn khan . Giá trị của m là? ĐS: 8,79 g Bài 34.Một pin đƣợc tạo ra từ 2 điện cực có các cặp oxi hoá - khử tƣơng ứng là Fe 3+ /Fe 2+ với CFe 3+ =1 M; CFe 2+ = 0,1 M và MnO4 - /Mn 2+với CMn 2+ = 10 -4 M; CMnO4 - =10 -2 M; CH + =10 -3 M (axit là H2SO4). Hãy: a) Viết sơ đồ của pin (có giải thích chi tiết). b) Viết phƣơng trình phản ứng xảy ra ở mỗi điện cực và toàn mạch khi pin hoạt động. c) Tính sức điện động E của pin. Cho φ0Fe 3+ /Fe 2+ = 0,771 V; φ0MnO4 - /Mn 2+ =1,507 V. Hƣớng dẫn a) Để viết đƣợc sơ đồ pin ta cần tính thế φox/kh của mỗi điện cực dùng cặp oxi hoá khử tƣơng ứng theo phƣơng trình Nernst. + Cặp Fe3+/Fe2+: Phản ứng: Fe3+ + e Fe 2+ φFe 3+ /Fe 2+ =φ0 Fe 3+ /Fe 2+ - 0,059lg 2 3 [Fe ] [Fe ]   = φ1=0,771- 0,059 log 0,1φ1= 0,83 V + Cặp MnO4 - /Mn 2+: Phản ứng: MnO4 - + 8H + +5e  Mn 2+ + 4H2O 2 4 /MnO Mn    = 2 4 0 /MnO Mn    - 0,059 5 lg 2 8 4 [Mn ] [MnO ].[H ]    = φ2 φ2 = 1,507 - 5 059,0 lg(10 -4 /10 -2 .10 -24 ) = 1,247 V. φ2 = 1,247 V. So sánh φ2>φ1, vậy điện cực cặp MnO4 - /Mn 2+ là cực dƣơng ở bên phải, cực Fe3+/Fe2+ là cực âm ở bên trái. Ta có sơ đồ pin: (-)Pt Fe2+(C), Fe3+(C).aq MnO4 - , Mn 2+ ,H + (C).aq Pt(+). b) Phản ứng cực (+): Xảy ra sự khử: MnO4 - + 8H + +5e  Mn 2+ + 4H2O (1) cực (-): Xảy ra sự oxi hoá: Fe2+ Fe 3+ + e (2) Cộng (1) với (2) với hệ số thích hợp đƣợc phƣơng trình phản ứng chung toàn mạch khi pin hoạt động: 5Fe2+ + MnO4 - + 8H +  5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H2O c) Epin = φ(+) - φ(-) = φ2 - φ1=1,247 - 0,83 = 0,417 V. 43 Bài 35. MnO4 - có thể oxi hoá ion nào trong số các ion Cl-, Br-, I- ở các giá trị pH lần lƣợt bằng 0, 3, 5? Trên cơ sở đó đề nghị một phƣơng pháp nhận biết các ion halogenua có trong hỗn hợp gồm Cl-, Br-, I- . Cho 2 4 0 /MnO Mn    = 1,51V; 2 0 /Cl Cl   = 1,36V; 2 0 /Br Br   = 1,08V và 2 0 /I I   = 0,62V. Hƣớng dẫn MnO4 - + 8H + +5e Mn 2+ + 4H2O 2 4 /MnO Mn    = 2 4 0 /MnO Mn    - n 059,0 lg 2 8 4 [Mn ] [MnO ].[H ]    + pH = 0: 2 4 /MnO Mn    =1,51V > 2 0 /Cl Cl   ; 2 0 /Br Br   ; 2 0 /I I   Nhƣ vậy, MnO4 - oxi hoá đƣợc cả Cl-, Br-, I-. + pH = 3: 2 4 /MnO Mn    =1,23V < 2 0 /Cl Cl   nhƣng lớn hơn 2 0 /Br Br   ; 2 0 /I I   Nhƣ vậy, MnO4 - chỉ oxi hoá đƣợc Br-, I-. + pH = 5: 2 4 /MnO Mn    =1,51V < 2 0 /Cl Cl   ; 2 0 /Br Br   nhƣng lớn hơn 2 0 /I I   Nhƣ vậy, MnO4 - chỉ oxi hoá đƣợc I-. Để nhận biết dd hỗn hợp Cl-, Br-, I- ta có thể dùng dd KMnO4 và dung môi chiết CCl4. Ban đầu tiến hành phản ứng ở pH=5; trong lớp dung môi chiết sẽ có màu tím của iot. Thay lớp dung môi; ở pH=3 sẽ thấy lớp dung môi có màu vàng của brom. Cuối cùng loại lớp dung môi và khử lƣợng KMnO4 dƣ và nhận biết Cl - bằng dd AgNO3. 2.3.2. Chuyên đề 2: Axit, bazơ, muối. pH của dung dịch 2.3.2.1. Hê ̣thống lý thuyết I. Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton: ĐKP) Nếuchọnmộttrạngthái nàođócủadungdịchlàmtrạngtháichuẩn(hay mức không: MK)thìtổngnồngđộprotoncủacáccấutửởmứckhông giảiphóngrabằng tổngnồngđộprotonmàcáccấutửthuvàođểđạtđếntrạngtháicânbằng. Nóicáchkhác,nồngđộ protontrongddlúccânbằngbằnghiệugiữa tổngnồngđộprotongiảiphóngravàtổngnồngđộprotonthuvàoởmứckhông. [H ] [H ] [H ]i i i icho nhan                 (2.1) 44 II. Thuyết axit - bazơ (thuyết Bronsted - Lowry) 1. Thuyết axit - bazơ (thuyết Bronsted - Lowry) Axit là chất có khả năng cho proton trong dung dịch. Bazơ là chất có khả năng nhận proton trong dung dịch. A B-+ H+ Axit Bazơ A và B-là axit và bazơ liên hợp 2. Áp dụng thuyết Bronsted - Lowry vào một số cân bằng ion trong dung dịch - Tích số ion của nƣớc: Kw = [H3O + ] [OH – ] 10–14 - Lực axit: HA + H2O H3O + + A – Axit1 Bazơ2Axit2 Bazơ1 Hằng số axit:            3 a H O A K HA ; pKa = – logKa (2.3) - Lực bazơ: B + H2O  BH + + OH – Bazơ1 Axit2 Axit1 Bazơ2 Hằng số bazơ:   - + b OH BH K = B         ;pKb = – logKb (2.4) III. pH của dung dịch 1. Khái niệm pH Trên thực tế, để đặc trƣng cho phản ứng của môi trƣờng ngƣời ta không dùng nồng độ của ion H+, vì lũy thừa âm không thuận tiện, mà thƣờng sử dụng một đại lƣợng gọi là chỉ số hiđro hay lực hiđro (viết tắt từ chữ Pháp – pouvoir Hydrogène: pH), do Sorensen, ngƣời Đan Mạch đƣa ra năm 1909 với định nghĩa: pH của dung dịch là logarit thập phân của nồng độ ion H+ hay ion hiđroni H3O + . pH = – log[H+] = – log[H3O + ] (2.5) Tƣơng tự, phản ứng của môi trƣờng có thể đƣợc đặc trƣng bằng chỉ số hiđroxyl. pOH = – log [OH–] Do Kw = [H + ].[OH – ] = 10 –14 =>pH + pOH= 14 (2.6) 45 2. Biểu thức tính pH của các dung dic̣h axit, bazơ, muối trong nước Dung dic̣h Giá trị pH Axit mạnh pH = -log[H+] = - logC Axit yếu pH = 1 2 (pKa- logC) Bazơ mạnh pH = 14 + logC Bazơ yếu pH = 14 - 1 2 (pKb - logC) Muối của axit mạnh và bazơ mạnh pH = 7 Muối của axit yếu và bazơ maṇh pH = 7 + 1 2 (pKa + logC) Muối của axit maṇh và bazơ yếu pH = 7- 1 2 (pKb - logC) Muối của axit yếu và bazơ yếu pH = 7 + 1 2 (pKa - pKb) 3. Hỗn hợp đệm Hỗn hợp đệm thƣờng đƣợc tạo ra từ một dd axit yếu và muối của axit yếu hoặc từ dung dịch bazơ yếu và muối bazơ yếu. pH của chúng ít thay đổi khi pha loãng hoặc khi thêm một lƣợng vừa phải axit hoặc bazơ vào dd. Một hỗn hợp đệm gồm axit yếu có nồng độ Ca và một muối của axit yếu có nồng độ Cm thì: CmpH = pK + loga Ca (2.7) Trƣờng hợp hỗn hợp đệm của bazơ yếu nồng độ Cb và muối của nó nồng độ Cm thì: CmpH = 14 - pK - logb Cb (2.8) 2.3.2.2. Hê ̣thống bài tâp̣ a.Mức độ biết hiểu Bài 1.Đểđánhgiáđộmạnhyếucủaaxit,bazơ,ngƣờitadựavào yếu tố là A. Độđiệnli αB.Số lƣợng nguyên tử H hoặc số nhóm OH- C.KhảnăngphânliraionH+,OH-.D. Hằngsốphânliaxit,bazơ(Ka,Kb) Bài 2. Cho các axit sau: (1) H3PO4 (Ka = 7,6.10 -3 ); (2) HClO (Ka = 5.10 -8 ); 46 (3) HSO4 - (Ka = 10 -2 ); (4) CH3COOH (Ka = 1,8.10 -5 ) Dãy chất sắp xếp độ mạnh của các axit theo thứ tự tăng dần là A. (1) < (2) < (4) < (3) B. (4) < (2) < (3) < (1) C.(2) < (4) < (1) < (3) D. (4) < (2) < (1) < (3) Bài 3. Cho dd A là hỗn hợp dd HCl 1M và dd H2SO4 0,5M. Để trung hoà 10 ml dd A cần thể tích dd NaOH là A. 10ml B. 15ml C. 20ml D. 25ml Bài 4. Cho dd chứa 1 mol Ba(OH)2 vào dd chứa 1 mol H2SO4. Dd thu đƣợc sau phản ứng có môi trƣờng là A. Axit B. Bazơ C.Trung tính D. Không xác định Bài 5. Độ điện li  của CH3COOH trong dd 0,01M là 4,25%. Nồng độ ion H + trong dd này là A. 0,425M B. 0,0425M C. 0,85M D. 0,000425M Bài 6.Nhận xét đúng khi nói về 2 phản ứng sau đây là CH3COO - + H2O ⇌ CH3COOH +OH - và NH4 + + H2O ⇌ NH3 + H3O + A.CH3COO - là axit, NH4 + là bazơ B. CH3COO - là bazơ, NH4 + là axit C. CH3COO - là axit, NH4 + là axit D. CH3COO - là bazơ, NH4 + là bazơ Bài 7. Cho các chất và ion sau đây: 1. HCO3 – 2. Na2CO3 3. Al 4. Ca(OH)2 5. HPO4 2– 6. H2O 7. (NH4)2CO3 Theo Bronsted, dãy các chất và ion lƣỡng tính là A.1,5,6,7 B. 1,2,3,6 C. 1,3,6,7 D. 2,4,5,6 Bài 8. Cho các ion sau đây: NH4 + , SO4 2- , HSO4 - , C2H5O - , Al 3+ , CO3 2-. Dãy các ion có tính axit theo Bronsted là A. SO4 2- , HSO4 - , C2H5O - B. NH4 + , Al 3+ , HSO4 - C. Al 3+ , CO3 2- , NH4 + D. CO3 2- , C2H5O - , NH4 + Bài 9. Cho các ion: Na+, CH3COO - , SO4 2- , HCO3 - , CO3 2- , S 2- , HS - , SO3 2- , HSO3 - , NH4 + , Cl - , C6H5O -. Dãy các ion có tính bazơ theo Bronsted là A.C6H5O - , S 2- , CH3COO - , CO3 2- , Na + B.C6H5O - , Cl - , NH4 + , HCO3 - C.HS - , HCO3 - , SO3 2- , SO4 2- , HSO4 - D.CH3COO - , CO3 2- , S 2- , SO3 2- , C6H5O - 47 Bài 10.Trong số các dung dịch: Na2CO3, HCl, CH3COONa, NH4Cl, NaHSO4, C6H5ONa.Dãy chất gồm các dung dịch có pH > 7 là A. Na2CO3, NH4Cl, HCl B.Na2CO3, C6H5ONa, CH3COONa C. NH4Cl, CH3COONa, NaHSO4 D. HCl, C6H5ONa, CH3COONa Bài 11. Thêm 900 ml H2O vào 100 ml dd HCl có pH=2 thu đƣợc dd Xcó pH là A. 3 B. 4 C. 1 D. 2 Bài 12.Viết biểu thức điều kiện proton đối với các dung dịch sau: a) HCOOH b) HCl + NaHSO4 c) NaOH + NH3 Bài 13. Tính pH của các dung dic̣h sau: a) NaOH 0,02M b) H2SO4 0,01M + HCl 0,05M c) H2SO4 0,05M ĐS: a)12,3; b)1,15; c)1 b. Mƣ́c đô ̣vâṇ duṇg * Dạng bài tính [H+]; [OH-] khi biết Ka, Kb Bài 14. a) Tính nồng độ ion H+ của dd CH3COOH 0,1M có Ka = 1,75.10 -5 . b) Tính nồng độ ion OH- của dd NH3 0,1M có Kb = 1,80.10 -5 . (Biết rằng bỏ qua sự điện li của nƣớc). ĐS: a)1,32.10-3 M;b)1,34.10-3 M Bài 15. Tính nồng độ của các ion H3O + , OH - ,HCO3 - vàCO3 2- trong dd H2CO30,50M.Cho biết K1 = 4,2.10 -7 ;K2 = 4,8.10 -11 ĐS: [H3O + ] =[HCO3 - ]=4,6.10 -4 M [CO3 2- ]=4,8.10 -11 M;[OH - ]= 2,17.10 -11 M * Dạng bài pH của dung dịch sau trộn Bài 16. Thêm 1,00 ml dd HCl nồng độ C(M) vào 999 ml NaNO3 thì thu đƣợc dd có pH= 6,70. Tính C? ĐS: 1,49.10-4 (M) Bài 17. Trộn100mldungdịch(gồmBa(OH) 2 0,1MvàNaOH0,1M)với400mldungdịch(gồm H2SO40,0375M và HCl 0,0125M), thu đƣợc dung dịch X. Tìm giá trịpH của dung dịch X? ĐS: 2 * Dạng bài pH của dung dịch axit, bazơ Bài 18. Cho dd axit CH3COOH 0,1M, biết hằng số phân li axit bằng 1,75.10 -5 . Giá 48 trị pH của dd là bao nhiêu? ĐS:5,757 Bài 19.Cho 900 ml dd axit HA 0,01M. Biết pKa của axit HA là 3,3. a) Tính pH của dd HA nói trên? b) Nếu cho 100ml dd HCl 0,01M vào dd HA thì thu đƣợc dd có pH bằng bao nhiêu? ĐS: a)2,7; b)2,6 Bài 20.Cho 100 ml dung dic̣h NH 3 1M có hằng số cân bằng K b = 1,8.10 -5 .Tính pH của dung dịch ?Nếu cho thêm vào dung dic̣h trên 100 ml dung dic̣h NaOH 0,001M thì thu đƣợc dung dịch có pH bằng bao nhiêu? ĐS:11,63; 11,51 Bài 21. Dung dịch axit nitơrơ HNO2 nồng độ 0,495 M có pH = 1,83. a) Xác định [H+] và % axit nitơrơ bị ion hoá trong dung dịch. b) Viết biểu thức hằng số cân bằng và tính giá trị Ka của axit nitơrơ. c) Tính giá trị pH của dung dịch đƣợc tạo ra bằng cách cho 1 gam NaNO2 vào 750 ml dung dịch axit nitơrơ ở trên. ĐS: a)  = 3%; b) Ka= 4,7.10 -4 ; c) 3,54 Bài 22. Xác định pH của dung dịch HNO3 nồng độ 6,3.10 8 M? ĐS:6,86 * Dạng bài pH của dung dịch muối Bài 23. Tính pH củadd Na2CO3 0,01M. Cho: Ka1=10 -6,35 ; Ka2=10 -10,33 ; KW=10 -14 . ĐS: pH = 11,13 Bài 24. Tính pH của dd NaHCO3 2.10 -2 M. Biết Ka1 và Ka2 của H2CO3 lần lƣợt là 4,47.10 -7 và 4,68.10-11. ĐS: 8,34 * Dạng bài pH của dung dịch đệm Bài 25. Ngƣời ta điều chế một dd đệm bằng cách hoà tan 0,02 mol axit propionic và 0,015 mol natripropionat trong nƣớc rồi đƣa thể tích đến 1 lít. a) Tính pH của dd đệm này. b) pH của dd sẽ thay đổi nhƣ thế nào khi thêm 10-5 mol HCl vào 10 ml dd đệm? c) pH của dd sẽ thay đổi nhƣ thế nào khi thêm 10-5 mol NaOH vào 20 ml dd đệm? 49 Biết Ka của axit propionic là 1,34.10 -5 . ĐS: a)4,75; b)4,69; c)4,77 c. Mƣ́c đô ̣vâṇ duṇg cao, sáng tạo Bài 26. a) Dung dịch axit HA nồng độ 0,226% có pH =2,356. Khi pha loãng dung dịch 2 lần thì pH = 2,692. Tính hằng số phân li của axit. b) Từ đó xây dựng biểu thức tổng quát cho bài toán sau: Dung dịch axit một lần axit nồng độ C% có pH =a. Khi pha loãng dung dịch n lần thì pH = b. Lập biểu thức tính hằng số phân li của axit theo a, b, n. Dung dịch axit một lần axit nồng độ C% có pH =a. Khi pha loãng dung dịch n lần thì pH = b. Lập biểu thức tính hằng số phân li của axit theo a, b, n. Hƣớng dẫn a) K = 1,83104 b) HA  H + + A gọi [H+] = x thì x = 10a [ ] C  x x x K = 2x C x  C = 2x x K  (1) khi pha loãng n lần thì [HA] = C n và [H+] = y thì y = 10b K = 2y C y n   C n = 2y y K  (2)  ghép (1) và (2) cho K = 2 2x ny ny x   (3) Hay K = 2 2(10 10 ) 10 10 a b b a n n         Bài 27. Dung dịch X gồm CH3COOH 0,1 M và CH3COONa 0,1 M. a) Tính pH của dung dịch X. b) Tính pH của dung dịch thu đƣợc sau khi: - Thêm 0,001 mol HCl vào 1 lít dung dịch X. - Thêm 0,001 mol NaOH vào 1 lít dung dịch X. Biết rằng: Ka (CH3COOH) = 10 -4,76 ; KW (H2O) = 10 -14 c) Có nhận xét gì về sự biến đổi pH của dung dịch sau khi thêm HCl và NaOH? ĐS: a)4,76; b)4,75; 4,77; c)không đổi 50 Bài 28. Cho dd A gồm: HCl 0,001M; CH3COOH 0,03M; HCN 0,01M. Tính pH và nồng độ các ion của dung dịch A ở trạng thái cân bằng. Biết 3 -4,76 a (CH COOH)K =10 ; -9,35 a (HCN)K =10 . Hƣớng dẫn HCl → H+ + Cl- (1) CH3COOH  CH3COO - + H + (2) HCN  H + + CN - (3) H2O  H + + OH - (4) So sánh (2),(3),(4): 3 3a (CH COOH) CH COOH K .C >> a (HCN) HCNK .C >> wK → Xét cân bằng (2) HCl → H+ + Cl- (1) 0,001M 0,001M 0,001M CH3COOH  CH3COO - + H + (2) C 0 0,03M 0 0,001M [] 0,03-x x 0,001 + x →   - + 3 -4,76 a 3 CH COO H x.(0,001+x) K = = = 10 CH COOH 0,03-x        → x = 3,75.10-4 → pH (A) = - lg(3,75.10 -4 + 0,001) = 2,86 [H + ] = 13,75.10 -4 (M); [CH3COO - ] = 3,75.10 -4 (M); [OH - ] = 7,28.10 -12 (M); [Cl - ] = 0,001 (M); -9,35 - -9HCN -4+ K.C 10 .0,01 CN = = = 3,25.10 (M) 13,75.10H       Bài 29. Tính pH của dd thu đƣợc khi trộn lẫn các dung dịch sau: a) 10ml dd CH3COOH 0,10M với 10ml dd HCl có pH = 4,00. b) 25ml dd CH3COOH có pH = 3,00 với 15ml dd KOH có pH= 11,00. Biết Ka của CH3COOH là 10 -4,76 ĐS: a)3,02; b)3,2 Bài 30. Trộn V lít dd CH3COOH 0,1M vào 100 ml dd CH3COONa 0,1M thu đƣợc dd có pH=4,74. Tính giá trị V, biết Ka của CH3COOH là 1,8.10 -5 . ĐS: 0,101 lít 51 2.3.3. Chuyên đề 3: Dung dịch hợp chất ít tan 2.3.3.1. Hê ̣thống lý thuyết I. Độ tan và tích số tan Trong dung dịch bão hòa trong nƣớc của hợp chất ít tan AmBn có cân bằng AmBn⇌ mA a+ + nB b- (3.1) Đại lƣợng đặc trƣng định lƣợng cho khả năng hòa tan của chất điện li ít tan đƣơc̣ goị là tích số tan của chất điêṇ li ít tan đó. Nếu gọi T là tích số tan thì ta có thể biểu diễn tích số tan bằng biểu thức T = [ A a+ ] m . [B b- ] n (3.2) Cũng nhƣ độ tan, tích số tan phụ thuộc vào bản chất của chất tan, bản chất của dung môi và nhiệt độ. Nồng độ chất tan trong dung dịch bão hòa đƣợc gọi là độ tan s .Khi biết tích số tan của một chất ít tan ta có thể tính đƣơc̣ đô ̣tan của nó . Đối với cân bằng (3.1) đô ̣tan s của chất AmBn là s = [A a+ ] m = [B b- ] n ; Thay [ A a+ ] = ms và [Bb-] = ns vào (3.2) ta có: T = (ms) m . (ns) n Suy ra s = m+n T m.n (3.3) II. Điều kiện xuất hiện kết tủa và hoà tan kết tủa khó tan trong nƣớc 1. Điều kiện kết tủa Trong dung dịch bão hòa trong nƣớc của hợp chất ít tan AmBncó cân bằng: AmBn⇌ mA a+ + nB b- Nếu gọi Q là tích nồng độ các ion trƣớc khi xảy ra phản ứng kết tủa, có biểu thức gần giống biểu thức tích số tan thì tồn tại trƣờng hợp: - Nếu Q> T thì xuất hiện kết tủa, dung dịch quá bão hoà. - Nếu Q = T thì dung dic̣h baõ hòa. - Nếu Q< T thì không có kết tủa, dung dịch chƣa bão hoà. 2. Sự kết tủa hoàn toàn Thông thƣờng, có thể chấp nhận một ion nào đó đƣợc coi là kết tủa hoàn toàn khi nồng độ của ion đó còn lại nhỏ hơn 10-6M. Nó phụ thuộc vào lƣợng thuốc thử, pH, chất tạo phức. 52 3. Hoà tan các kết tủa khó tan trong nước Quá trình hoà tan ngƣợc với quá trình kết tủa. Muốn cho quá trình hoà tan xảy ra cần giảm nồng độ các ion trong dd bão hoà sao cho tích nồng độ các ionnhỏ hơn tích số tan. Thông thƣờng dùng các biện pháp là dùng dd axit hoặc kiềm; thuốc thử tạo phức và oxi hoá - khử. Tóm lại, tích nồng độ các ion trong dd quyết định đến sự hoà tan, kết tủa. 2.3.3.2.Hê ̣thống bài tâp̣ a. Mức độ biết, hiểu Bài 1. Biểu thức đúng để tính độ tan (S) của Ag2CO3 từ tích số tan T của nó là A. S = 3 TB. S = T C. S = 3 T 4 D. S= T Bài 2. Khi có mặt dung dịch NH3 thì độ tan của Zn(OH)2 so với độ tan của nó trong nƣớc sẽ A. Tăng lên B. Giảm xuống C. Không đổi D. Tăng hay giảm còn phụ thuộc vào nồng độ NH3 Bài 3.Trong badd sau: nƣớc nguyên chất; Pb(NO3)2 0,2 M; NaCl 0,1 M dung dịch mà ở đó độ tan của PbCl2 là nhỏ nhất ở 25 0 C là A. Nƣớc nguyên chất B. Pb(NO3)2 0,2M C. NaCl 0,1 M D. Bằng nhau Bài 4. Độ tan của CaCO3 ở 50 0C lớn gấp 3 lần độ tan của nó ở 800C. Điều đó cho thấy quá trình hòa tan CaCO3 A. Thu nhiệt B. Tỏa nhiệt C. Nhiệt không đổi D. Chƣa thể đƣa ra kết luận gì Bài 5. Tích số tan của PbI2 ở 25 0C là 8,7.10-9.Độ tan của PbI2 ở nhiệt độ đó là A.1,296.10 -5 B.1,296.10 -3 C. 1,269.10 -4 D.1,269.10 -6 Bài 6. Độ tan của CaF2 trong nƣớc ở 25 0C bằng 2,14.10-4 M. Tích số tan của nó ở nhiệt độ đó là A. 4,58.10 -8 B. 9,80.10 -12 C. 2,14.10 -4 D. 3,92.10 -11 Bài 7. Biết rằng ở 250C 1 lít nƣớc hòa tan 0,031g Mg(OH)2. Tích số tan của Mg(OH)2 ở nhiệt độ đó là A. 6,1.10 -10 B. 6,9.10 -6 C. 8,9.10 -12 D. 3,5.10 -11 53 b. Mƣ́c đô ̣vâṇ duṇg * Dạng bài tính độ tan, tích số tan Bài 8.Tính tích số tan của AgCl trong dung dịch baõ hòa AgCl biết độ tan của AgCl ở 200C 1,001.10-5M. ĐS: 1,002.10-10 Bài 9. Tính độ tan của AgI a) trong dd bão hoà b) trong dd KI 0,001M ĐS:a)1,0.10 -8 M;b)1,0.10 -3 M Bài 10. Độ tan của CaF2 trong dd NaF 0,01 M bằng bao nhiêu? Biết 2CaF T = 4.10 -11 (bỏ qua sự thủy phân của các ion). ĐS: 4,0.10-7 M * Dạng về điều kiện xuất hiện kết tủa Bài 11.Trộn 1,0ml HCl 0,30M với 1,0ml Pb(NO3)2 0,010M. Có kết tủa tách ra không? Cho tích số tan của PbCl2 là 1,6.10 -5 . ĐS: không có kết tủa PbCl2 Bài 12.Tính pH bắt đầu kết tủa dƣới dạng Fe(OH)2 từ dd Fe(ClO4)2 0,001M. Cho tích số tan của Fe(OH)2 là 10 -15,1 . ĐS: pH > 7,95 Bài 13. Có tạo kết tủa Mg(OH)2hay không khi tiến hành các thí nghiệm sau đây: a) Trộn 10ml dd Mg(NO3)2 2.10 -4 M với 10ml dd NaOH 2.10-4 M. b) Trộn 10ml dd Mg(NO3)22.10 -3 M với 10ml dd NH3 4.10 -3 M. Biết rằng: ; ĐS: a)không; b)có * Dạng về sự kết tủa hoàn toàn Bài 14. Tính pH để kết tủa hoàn toàn Fe(OH)3 biết 3 -37,5 Fe(OH)T =10 . ĐS: pH ≥ 3,5 Bài 15. Tính nồng độ Na2SO4 phải cho vào dd Pb(NO3)2 0,01M để kết tủa hoàn toàn Pb 2+ dƣới dạng PbSO4 (nồng độ Pb 2+ còn lại 10-6 M). Biết pTcủa PbSO4 là 7,82. ĐS: 2,5.10 -2 M 11 Mg(OH) 10T 2  5NH 1,58.10K 3  54 c. Mƣ́c đô ̣vâṇ duṇg cao, sáng tạo Bài 16.Độ tan của H2S trong dung dịch HClO4 0,003M là 0,1mol/l. Nếu thêm vào dung dịch này các ion Mn2+ và Cu2+ sao cho nồng độ của chúng bằng 2.10-4 thì ion nào sẽ kết tủa dƣới dạng sunfua? Biết TMnS = 3.10 -14 , TCuS = 8.10 -37 , SH2 K = 1,3.10 -21 . Hƣớng dẫn [S 2- ]= SH2 K 2 2 ]H[ ]SH[  =1,4.10 -17 [Mn 2+ ].[S 2- ] = 2.10 -4 . 1,4.10 -17 = 2,8. 10 -21 < TMnS nên MnS không kết tủa. [Cu 2+ ].[S 2- ] = 2.10 -4 . 1,4.10 -17 = 2,8. 10 -21 > TCuS nên CuS kết tủa. Bài 17.Trộn 5ml H2C2O4 0,04M với 5ml SrCl2 0,08M. Cho biết hiện tƣợng xảy ra? Biết: 2 4 TSrC O =10 -6,4 ; H2C2O4 có 1aK =10 -1,25 ; 2aK =10 -4,27 . ĐS: có kết tủa SrC2O4 Bài 18. Cho tƣ̀ tƣ̀ dung dic̣h HCl 5.10-4 M vào môṭ cốc thủy tinh chƣ́a sẵn môṭ lƣơṇg chất rắn CaF 2và khuấy đều đến khi toàn bộ lƣợng chất rắn tan hết thu đƣợc dung dic̣h X baõhòa . Xác định nồng độ của Ca 2+, F-có trong dung dịch X . Biết 2CaF T =3,4.10 -11 ; KHF = 7,4.10 -4 . ĐS: [Ca2+] =2,42.10-4M; [F - ] = 2,89.10 -4 M Bài 19. Ngƣời ta dự tính hoà tan 10-3mol Mg(NO3)2 trong 1lít dd NH3 0,5M; để tránh sự tạo thành kết tủa Mg(OH)2 phải thêm vào dd tối thiểu bao nhiêu mol NH4Cl? Cho 3NH K = 1,8.10 -5 ; 2Mg(OH) T = 1,0.10 -11 ĐS: 0,09mol MỘT SỐ BÀI TẬP GẮN VỚI THỰC TIỄN Bài 1. Sự có mặt của CO 23 , HCO  3 , CO2 trong dịch lỏng của cơ thể giúp sự ổn định pH trong máu ngay khi có có sự thêm hoặc bớt nồng độ ion H+ bởi tác động của con ngƣời, ở điều kiện 250C, cho Ka1(H2CO3)= 4,2.10 7 ; Ka2(H2CO3)= 4,7.10 11. Tính [H +] và pH của: a) Dung dịch H2CO3 0,033 M, là dung dịch bão hoà ở 25 0 C. 55 b) Hỗn hợp dung dịch cùng nồng độ của H2CO3 và HCO 3 . c) Hỗn hợp dung dịch cùng nồng độ của HCO  3 , CO 2 3 . d) Dung dịch có [CO 2 3 ] = 0,125M. Hƣớng dẫn a) Dung dịch bão hoà CO2 ở 25 0C với nồng độ 0,033M. H2CO3 (dd) H + (dd) + HCO  3 (dd) Ka1 = 4,2.10 7 Mức độ phân li nấc thứ hai quá bé nên có thể bỏ qua Ka1 = + 3 2 3 [H ][HCO ] [H CO ]  = 2[H ] 0,033  = 4,2.10 7 pH = 3,93. b) Hỗn hợp dung dịch cùng nồng độ của H2CO3 và HCO3  Ka1 = + 3 2 3 [H ][HCO ] [H CO ]  = [H + ] = K1 = 4,7.10 7 pH = 6,33 c) Hỗn hợp dung dịch cùng nồng độ của HCO  3 , CO 2 3 [HCO  3 ] = [CO 2 3 ] HCO  3 (dd) H + (dd) + CO 2 3 (dd) Ka2 = 4,7.10 11 Ka2 = 2 + 3 3 [CO ].[H ] [HCO ]   = [H + ] = 4,7.10 11 pH = 10,32. d) Dung dịch có [CO 2 3 ] = 0,125M. Theo ĐKP, mức không là H2CO3. 2 2 23 w 3 3 3 a2 [H ].[CO ] K [H ] [HCO ] 2[CO ] [OH ] 2[CO ] K [H ]               CO 23 (dd) + H2O(l) HCO  3 (dd) + OH  (dd)Kb = K2 1 .Kw = 2,13.10 4 [ ] 0,125  x x x Kb = 2 14 11 1 10 0,125 4,7.10 x x     = 2,13104 x = 5.103 pH = 14  lg[OH] = 14  lg(5.103) = 11,7. Bài 2. Răng đƣợc bảo vệ bởi lớp men cứng, dày khoảng 2 mm. Lớp men này là hợp chất hiđroxiapatit và đƣợc tạo thành theo phản ứng sau: 2 3 4 5 4 35Ca 3PO OH Ca (PO ) OH       56 Quá trình tạo lớp men này là sự bảo vệ tự nhiên của con ngƣời chống lại bệnh sâu răng. Sau bữa ăn, vi khuẩn trong miệng tấn công các thức ăn còn lại trên răng tạo thành các axit hữu cơ nhƣ axit lactic, axit axetic. a) Hãy giải thích tại sao khi lƣợng axit trong miệng tăng lại có nguy cơ gây sâu răng cao hơn? b) Hãy giải thích tại sao những ngƣời có thói quen ăn trầu lại tốt cho men răng và có tác dụng ngăn ngừa sâu răng? c) Hãy đƣa ra một số biện pháp hợp lí để mọi ngƣời có thể phòng bệnh sâu răng? d) Trong miệng các ion Ca2+, PO4 3- có trong nƣớc bọt tham gia vào việc tạo thành và phân huỷ hiđrox

Các file đính kèm theo tài liệu này:

  • pdf05050002749_8235_2006284.pdf
Tài liệu liên quan