Giáo án môn Hóa học 11 - Tiết 1 đến tiết 10

Ngày soạn: 14/ 08/ 09.
Tiết 1: 
ÔN TẬP ĐẦU NĂM (Tiết 1)
Líp B1 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B2 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B3 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B4 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
1. MỤC TIÊU:
a) Về kiến thức:
- Củng cố kiến thức lý thuyết đại cương nguyên tử, liên kết hóa học, định luật tuần hoàn, phản ứng oxi hoá khử, tốc độ phản ứng hoá học.
b) Về kĩ năng:
- Làm các dạng bài tập và cân bằng phản ứng oxi hoá khử.
c) Về thái độ:
- Có ý thức chuẩn bị bài trước khi đến lớp.
- Hăng hái phát biểu xây dựng bài.
2. CHUẨN BỊ CỦA GV VÀ HS:
a) Chuẩn bị của giáo viên:
- Hệ thống hoá các kiến thức chương trình lớp 10.
- Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK)
b) Chuẩn bị của học sinh:
Xem lại các kiên thức đã học. 
3. TIẾN TRÌNH BÀI GIẢNG:
a) Kiểm tra bài cũ:
Không kiểm tra
b) Nội dung bài mới:
HOẠT ĐỘNG CỦA THẦY
HOẠT ĐỘNG CỦA HỌC SINH
Hoạt động 1 Nguyên tử
Cấu tạo ? Đặc điểm của các loại hạt ?
Đồng vị ? Biểu thức tính khối lượng nguyên tử trung bình ? 
+ Vỏ : các electron điện tích 1-.
+ Hạt nhân : proton điện tích 1+ và nơtron không mang điện.
Đồng vị là những nguyên tử có cùng số proton nhưng khác nhau số nơtron.
Thí dụ tính khối lượng nguyên tử trung bình của Clo biết clo có 2 đồng vị là chiếm 75,77% và chiếm 24,23% tổng số nguyên tử.
Hoạt động 2
Cấu hình electron nguyên tử ? Thí dụ 
Viết cấu hình electron nguyên tử 19K, 20Ca, 26Fe, 35Br.
Hướng dẫn học sinh viết phân bố năng lượng rồi chuyển sang cấu hình electron nguyên tử.
Cấu hình electron nguyên tử là sự phân bố electron trên các phân lớp thuộc các lớp khác nhau.
Hoạt động 3 Định luật tuần hoàn
Nội dung ?
Sự biến đổi tính chất kim loại, phi kim, độ âm điện, bán kính nguyên tử trong một chu kì, trong một phân nhóm chính ?
 Thí dụ so sánh tính chất của đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho.
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử.
Trong một chu kỳ theo chiều tăng điện tích hạt nhân bán kính nguyên tử giảm dần, độ âm điện tăng dần, tính kim loại giảm dần tính phi kim tăng dần.
Trong một phân nhóm chính theo chiều tăng điện tích hạt nhân bán kính nguyên tử tăng dần, độ âm điện giảm dần, tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
Hoạt động 4 Liên kết hoá học
Phân loại liên kết hoá học ? Mối quan hệ giữa hiệu độ âm điện và liên kết hoá học ?
Mối quan hệ giữa liên kết hoá học và một số tính chất vật lí ?
Liên kết hoá học được chia thành 2 loại cơ bản là liên kết cộng hoá trị và liên kết ion. Liên kết cộng được phân làm hai loại là liên kết cộng hoá trị có cực và không cực.
Liên kết ion hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
Liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự góp chung cặp electron.
Những chất có bản chất gần giống nhau dễ tan trong nhau.
Hoạt động 5 Phản ứng oxi hoá khử
Khái niệm ? Đặc điểm của phản ứng oxi hoá khử ?
Lập phương trình oxi hoá khử ? 
Phân loại phản ứng hoá học.
Phản ứng là phản ứng có sự nhường và nhận electron giữa các chất tham gia.
Đặc điểm là sự cho và nhận xảy ra đồng thời.
Σe cho = Σe nhận.
Hoạt động 6 Lý thuyết về phản ứng hoá học
Tốc độ phản ứng hoá học ? Những yếu tố ảnh hưởng tốc độ phản ứng ? Cân bằng hoá học ?
Nguyên lý chuyển dịch cân bằng hoá học.
Tốc độ phản ứng hóa học là độ biên thiên nồng độ các chất trong phản ứng hoá học trong một đơn vị thời gian.
Cân bằng hoá học là trạng thái của phản ứng hóa học khi tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.
Nguyên lí chuyển dịch cân bằng “Khi thay đổi một trong các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động của ảnh hưởng đó”.
. Cấu tạo nguyên tử
1. Nguyên tử
+ Vỏ : các electron điện tích 1-.
+ Hạt nhân : proton điện tích 1+ và nơtron không mang điện.
2. Đồng vị 
Thí dụ:
≈ 35,5
3. Cấu hình electron nguyên tử
Thí dụ 
19K 
E : 1s22s22p63s23p64s1
Ch : 1s22s22p63s23p64s1
20Ca
E : 1s22s22p63s23p64s2
Ch : 1s22s22p63s23p64s2
26Fe
E : 1s22s22p63s23p64s23d6
Ch : 1s22s22p63s23p63d64s2
35Br 
E :
1s22s22p63s23p64s23d104p5
Ch :
1s22s22p63s23p63d104s24p5
II. Định luật tuần hoàn
1. Nội dung
Tính chất của các nguyên tố và đơn chất cũng như thành phần và tính chất của các hợp chất tạo nên từ các nguyên tố đó biến thiên tuần hoàn theo chiều tăng điện tích hạt nhân nguyên tử.
2. Sự biến đổi tính chất
Thí dụ so sánh tính chất của đơn chất và hợp chất của nitơ và photpho.
7N : 1s22s22p3
15P : 1s22s22p63s23p3
Chúng thuộc nhóm VA
Bán kính nguyên tử N < P
Độ âm điện N > P
Tính phi kim N > P
Hiđroxit HNO3 có tính axit mạnh hơn H3PO4
III. Liên kết hoá học
1. Liên kết ion hình thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu
2. Liên kết cộng hoá trị được hình thành do sự góp chung cặp electron
3. Mối quan hệ giữa hiệu độ âm điện và loại liên kết hoá học
Hiệu độ âm điện (rχ)
Loại liên kết
0<rχ< 0,4
Liên kết CHT không cực.
0,4<rχ<1,7
Liên kết CHT có cực.
rχ ≥ 1,7
Liên kết ion.
IV. Phản ứng oxi hoá khử
1. Khái niệm
2. Đặc điểm phản ứng oxi hóa khử
Đặc điểm là sự cho và nhận xảy ra đồng thời.
Σe cho = Σe nhận.
3. Lập phương trình oxi hoá khử
Thí dụ 
Cân bằng các phản ứng sau theo phương pháp thăng bằng electron
a. KMnO4 + HCl → KCl + MnCl2 + Cl2 + H2O
b. K2Cr2O7 + HCl → KCl + CrCl3 + Cl2 + H2O
V. Lý thuyết phản ứng hoá học
1. Tốc độ phản ứng hoá học
2. Cân bằng hoá học
3. Nguyên lí chuyển dịch cân bằng
Nguyên lí chuyển dịch cân bằng “Khi thay đổi một trong các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm tác động của ảnh hưởng đó”.
Thí dụ 
Cho cân bằng như sau :
N2(k) + 3H2(k) D 2NH3(k)
rH<0.
Áp dụng những biện pháp nào để tăng hiệu suất phản ứng ?
c) Củng cố, luyện tập:
Xem lại các nội dung đã ôn tập.
d) Hướng dẫn học sinh tự học ở nhà:
Xem lại các kiến thức về oxi, lưu huỳnh, halogen.
Ngày soạn: 14/ 08/ 09.
Tiết 2: 
ÔN TẬP ĐẦU NĂM (Tiết 2)
Líp B1 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B2 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B3 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B4 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
1. MỤC TIÊU:
a) Về kiến thức:
Củng cố các kiến thức về đơn chất halogen, oxi, lưu huỳnh và các hợp chất của chúng.
b) Về kĩ năng:
Vận dụng kiến thức lý thuyết để làm một số dạng bài tập cơ bản.
c) Về thái độ:
- Có ý thức chuẩn bị bài trước khi đến lớp.
- Hăng hái phát biểu xây dựng bài.
2. CHUẨN BỊ CỦA GV VÀ HS:
a) Chuẩn bị của giáo viên:
b) Chuẩn bị của học sinh:
+ Đọc trước bài mới ở nhà. 
3. TIẾN TRÌNH BÀI GIẢNG:
a) Kiểm tra bài cũ:
Không kiểm tra
b) Nội dung bài mới:
HOẠT ĐỘNG CỦA THẦY
HOẠT ĐỘNG CỦA HỌC SINH
Hoạt động 1 Đơn chất halogen
Cấu hình electron ngoài cùng của nhóm halogen ? Từ cấu hình suy ra tính chất hoá học cơ bản ?
So sánh tính chất hoá học cơ bản từ Flo đến Iot ?
Cho thí dụ chứng minh sự biên thiên đó ?
Điều chế ?
-1
0
X : ns2np5
 X+1e → X
Tính oxi hoá mạnh.
Tính oxi hoá giảm dần từ Flo đến Iot
Phản ứng với hiđro. Điều kiện phản ứng từ flo đến iot ngày càng khó khăn.
Hoạt động 2 Hợp chất của halogen
Halogen hiđric
Tính chất của các halogen hiđric biến đổi như thế nào từ F đến I.
HF có tính chất nào đáng chú ý ?
Điều chế ?
Hợp chất có oxi của clo ? Tính chất hóa học cơ bản ? Nguyên nhân ? 
Từ HF đến HI tính axit tăng dần. HF là axit yếu còn HCl, HCl, HI là những axit mạnh.
Từ HF đến HI tính khử tăng dần, HF không thể hiện tính khử, còn từ HCl đến HI tính khử tăng từ yếu đến mạnh.
Nước javen và clorua vôi.
Tính oxi hoá mạnh, do có chứa clo có mức oxi hóa +1 nên nó có tính oxi hoá mạnh.
Hoạt động 3 Oxi - Ozon
Tính chất hoá học cơ bản ? nguyên nhân ? So sánh tính oxi hoá của oxi với ozon ? cho thí dụ minh hoạ ?
Điều chế oxi ?
Tính oxi hoá mạnh do nguyên tử oxi có 6 e lớp ngoài cùng và độ âm điện lớn nên nó có tính oxi hoá mạnh.
Tính oxi hoá của ozon mạnh hơn oxi
Ag + O2 → không xảy ra.
Ag + O3 → Ag2O + O2
Trong phòng thí nghiệm 
Phân huỷ những hợp chất giàu oxi và kém bền nhiệt như KMnO4, KClO3, H2O2, KNO3,...
Trong công nghiệp : điện phân nước có xúc tác hoặc chưng cất phân đoan không khí lỏng đã làm sạch.
Hoạt động 4 Lưu huỳnh
Tính chất hoá học cơ bản của lưu huỳnh ? giải thích
So sánh tính oxi hoá của lưu huỳnh với oxi và với clo ?
Lưu huỳnh vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử, do lưu huỳnh có mức oxi hoá trung gian trong các mức oxi hoá của nó.
Hoạt động 5 Hợp chất lưu huỳnh
Tính chất hoá học cơ bản của các hợp chất lưu huỳnh ? Mối quan hệ giữa tính oxi hoá -khử và mức oxi hoá.
Chú ý tính oxi hoá khử còn phụ thuộc vào nhiều yếu tố khác. Dự đoán này mang tính chất lý thuyết.
Chất có mức oxi hoá trung gian trong các mức oxi hoá của nó thì sẽ vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.
Nếu mức oxi hoá thấp nhất thì nó sẽ có tính khử, nếu ở mức cao nhất thì nó sẽ có tính oxi hoá.
Hoạt động 6 Bài tập 1
Hoạt động 7 Bài tập 2
Hoạt động 8 Bài tập 3
I. Halogen
1. Đơn chất
-1
0
X : ns2np5
 X+1e → X
Tính oxi hoá mạnh.
Tính oxi hoá giảm dần từ Flo đến Iot.
2. Halogen hiđric
HF<<HCl<HBr<HI
chiều tăng tính axit.
HF có tính chất ăn mòn thuỷ tinh.
4HF+ SiO2→ SiF4+ 2H2O
II. Oxi - Lưu huỳnh
1. Đơn chất
a. Oxi - ozon
Tính oxi hoá mạnh
- Điều chế
+ Trong phòng thí nghiệm 
Phân huỷ những hợp chất giàu oxi và kém bền nhiệt như KMnO4, KClO3, H2O2, KNO3,...
+ trong công nghiệp
b. Lưu huỳnh
Lưu huỳnh vừa có tính oxi hoá vừa có tính khử.
2. Hợp chất lưu huỳnh
Hiđro sunfua
Lưu huỳnh đioxit.
Axit sunfuric đặc và loãng.
III. Bài tập
Bài 1 Tính thể tích xút 0,5M cần dùng để trung hoà 50ml axit sunfuric 0,2 M.
Bài 2 Đốt cháy hoàn toàn 3,52g bột lưu huỳnh rồi sục toàn bộ sản phẩm cháy qua 200g dung dịch KOH 6,44%. Muối nào được tạo thành và khối lượng là bao nhiêu ?
Bài 3 Cho 12 gam hỗn hợp bột đồng và sắt vào dung dịch axit sunfuric đặc, sau phản ứng thu được duy nhất 5,6 lít SO2 (đktc). Tính % khối lượng mỗi kim loại trong hỗn hợp đầu.
c) Củng cố, luyện tập:
Xem lại các nội dung đã ôn tập.
d) Hướng dẫn học sinh tự học ở nhà:
Chuẩn bị nội dung bài “Sự điện li”.
Ngày soạn: 15/ 08/ 09.
Chương 1: 
SỰ ĐIỆN LI
Tiết 3: 
Bài 1
SỰ ĐIỆN LI
Líp B1 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B2 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B3 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè..................	v¾ng................
Líp B4 TiÕt................Ngµy d¹y.................SÜ sè........ ... ỂM):
01
03
05
02
04
06
	B/ TỰ LUẬN (7 ĐIỂM):
Câu 1:
a) Nhận biết (2 điểm):
Cho phenolphtalein vào 7 mẫu thử, phân chúng thành 2 nhóm:
Nhóm 1: Làm phenolphtalein chuyển sang màu hồng là NaOH à Ta nhận biết được NaOH.
Nhóm 2: Phenolphtalein không chuyển màu là: Zn(NO3)2, KCl, Pb(NO3)2, AlCl3, AgNO3, Mg(NO3)2.
0.25
Sau đó dùng NaOH cho vào 6 mẫu thử còn lại:
0.25
Mẫu thử nào tạo kết tủa màu đen Ag2O là AgNO3.
0.25
Mẫu thử nào tạo kết tủa màu trắng, không tan trong NaOH dư là Mg(NO3)2:
Mg(NO3)2 + 2NaOH à Mg(OH)2 + 2HNO3.
0.25
Dung dịch NaCl không có hiện tượng gì à Nhận ra được NaCl
0.25
3 dung dịch còn lại đều tạo kết tủa trắng, tan trong NaOH dư.
Dùng dung dịch AgNO3 cho vào 3 dung dịch còn lại:
Nếu dung dịch nào có kết tủa trắng là AlCl3:
AlCl3 + 3AgNO3 à 3AgCl + Al(NO3)3.
0.25
Dùng NaCl cho vào hai dung dịch còn lại, dung dịch nào tạo kết tủa trắng là Pb(NO3)2:
Pb(NO3)2 + NaCl à PbCl2 + NaNO3.
0.25
à Dung dịch còn lại là Zn(NO3)2.
0.25
b)Viết phương trình phân tử và phương trình ion rút gọn của các phản ứng trao đổi ion sau (nếu có): (1 điểm)
B1)
FeCl3 + 3NaOH à Fe(OH)3 + 3NaCl
Fe3+ + 3OH- à Fe(OH)3
0.25
B2)
H2SO4 + Ba(OH)2 à BaSO4 + 2H2O
2H+ + + Ba2+ + 2OH- à BaSO4 + 2H2O
0.25
B3
 (NH4)2CO3 + 2HCl à2NH4Cl + CO2+ H2O
2 + + 2H+ + 2Cl- à 2 + 2Cl- + CO2+ H2O
 + 2H+à CO2+ H2O
0.25
B4
MgSO4 + Cu(NO3)2 à Không xảy ra
0.25
c) Viết phương trình điện li của K2SO4, NaHS, Pb(OH)2: (1 điểm)
C1
K2SO4 à 2K+ + 
0.25
C2
NaHS à Na+ + HS-
HS- à H+ + S2-.
0.25
C3
Pb(OH)2 à Pb2+ + 2OH-.
H2PbO2 à 2H+ + PbO
0.5
Câu 2: (3 điểm)
= 0,12 mol; (sau cùng) = 78/78 = 0,1 mol
Trường hợp 1: NaOH hết, AlCl3 hết hay còn dư:
0.25
PTPU: 
AlCl3 + 3NaOH à Al(OH)3 + 3NaCl (1)
 0,1 0,1 0,1
0.25
Vậy x = = 1,5M
0.5
Trường hợp 2: NaOH còn dư, AlCl3 hết.
0.25
PTPU: 
AlCl3 + 3NaOH à Al(OH)3 + 3NaCl (2a)
 0,12 0,36 0,12
0.25
Do NaOH còn dư:
Al(OH)3 + NaOH à Na[Al(OH)4] (2b)(*)
 a a a 
0.25
(còn lại) = 0,12 – a = 0,1mol
à a = 0,02 mol
0.25
Suy ra nNaOH = 0,36 + a = 0,36 + 0,02 = 0,38 mol
0.5
Vậy x = = 1,9M
0.5
ĐỀ H11 - 2
C©u 1 : 
Để phân biệt 4 lọ mất nhãn riêng biệt chứa bốn dung dịch BaCl2, FeCl3, MgCl2, AlCl3 có thể chỉ cần dùng một thuốc thử duy nhất là:
A.
Quì tím
B.
Dung dịch NH3 dư
C.
Na kim loại
D.
Dung dịch Na2CO3
C©u 2 : 
Phát biểu nào sau đây là sai?
A.
Dung dịch muối CH3COOK có pH > 7
B.
Dung dịch muối NaHCO3 có pH < 7
C.
Dung dịch muối NH4Cl có pH < 7
D.
Dung dịch muối Na2SO4 có pH =7
C©u 3 : 
Dãy gồm các chất vừa tác dụng với dung dịch HCl, vừa tác dụng với dung dịch NaOH là:
A.
Cr(OH)3, Al2O3, Zn(OH)2.
B.
Al2O3, Pb(OH)2, Fe2O3.
C.
Al(OH)3, Al2O3, KHSO4.
D.
Cr(OH)3, ZnO, Na2CO3.
C©u 4 : 
Muối nào khi tan vào nước tạo thành dung dịch làm quì tím hóa xanh?
A.
K2CO3 và KHSO4
B.
KHSO4
C.
K2CO3
D.
NaCl
C©u 5 : 
Dung dịch nào dưới đây làm quì tím chuyển đổi màu xanh
A.
Dung dịch natri aluminat
B.
Dung dịch AlCl3
C.
Dung dịch phèn chua Kal(SO4)2.H2O
D.
Dung dịch K2SO4
C©u 6 : 
Dãy ion nào sau đây không thể tồn tại trong cùng một dung dịch :
A.
Ba2+, Al3+, NO-3, Cl-
B.
NH4+, K+, PO43-, CO32-
C.
K+, Zn2+, Cl-, Br-
D.
Ag+, Al3+, PO43-, Cl-
ĐỀ H11 - 3
C©u 1 : 
Phát biểu nào sau đây là sai?
A.
Dung dịch muối NaHCO3 có pH < 7
B.
Dung dịch muối NH4Cl có pH < 7
C.
Dung dịch muối CH3COOK có pH > 7
D.
Dung dịch muối Na2SO4 có pH =7
C©u 2 : 
Muối nào khi tan vào nước tạo thành dung dịch làm quì tím hóa xanh?
A.
K2CO3
B.
KHSO4
C.
K2CO3 và KHSO4
D.
NaCl
C©u 3 : 
Dãy ion nào sau đây không thể tồn tại trong cùng một dung dịch :
A.
Ba2+, Al3+, NO-3, Cl-
B.
K+, Zn2+, Cl-, Br-
C.
NH4+, K+, PO43-, CO32-
D.
Ag+, Al3+, PO43-, Cl-
C©u 4 : 
Dãy gồm các chất vừa tác dụng với dung dịch HCl, vừa tác dụng với dung dịch NaOH là:
A.
Al(OH)3, Al2O3, KHSO4.
B.
Cr(OH)3, Al2O3, Zn(OH)2.
C.
Al2O3, Pb(OH)2, Fe2O3.
D.
Cr(OH)3, ZnO, Na2CO3.
C©u 5 : 
Để phân biệt 4 lọ mất nhãn riêng biệt chứa bốn dung dịch BaCl2, FeCl3, MgCl2, AlCl3 có thể chỉ cần dùng một thuốc thử duy nhất là:
A.
Na kim loại
B.
Quì tím
C.
Dung dịch NH3 dư
D.
Dung dịch Na2CO3
C©u 6 : 
Dung dịch nào dưới đây làm quì tím chuyển đổi màu xanh
A.
Dung dịch AlCl3
B.
Dung dịch phèn chua Kal(SO4)2.H2O
C.
Dung dịch natri aluminat
D.
Dung dịch K2SO4
ĐỀ H11 - 4
C©u 1 : 
Dung dịch nào dưới đây làm quì tím chuyển đổi màu xanh
A.
Dung dịch phèn chua Kal(SO4)2.H2O
B.
Dung dịch K2SO4
C.
Dung dịch AlCl3
D.
Dung dịch natri aluminat
C©u 2 : 
Phát biểu nào sau đây là sai?
A.
Dung dịch muối NaHCO3 có pH < 7
B.
Dung dịch muối NH4Cl có pH < 7
C.
Dung dịch muối CH3COOK có pH > 7
D.
Dung dịch muối Na2SO4 có pH =7
C©u 3 : 
Muối nào khi tan vào nước tạo thành dung dịch làm quì tím hóa xanh?
A.
KHSO4
B.
K2CO3
C.
K2CO3 và KHSO4
D.
NaCl
C©u 4 : 
Dãy ion nào sau đây không thể tồn tại trong cùng một dung dịch :
A.
K+, Zn2+, Cl-, Br-
B.
Ag+, Al3+, PO43-, Cl-
C.
NH4+, K+, PO43-, CO32-
D.
Ba2+, Al3+, NO-3, Cl-
C©u 5 : 
Dãy gồm các chất vừa tác dụng với dung dịch HCl, vừa tác dụng với dung dịch NaOH là:
A.
Al(OH)3, Al2O3, KHSO4.
B.
Cr(OH)3, Al2O3, Zn(OH)2.
C.
Al2O3, Pb(OH)2, Fe2O3.
D.
Cr(OH)3, ZnO, Na2CO3.
C©u 6 : 
Để phân biệt 4 lọ mất nhãn riêng biệt chứa bốn dung dịch BaCl2, FeCl3, MgCl2, AlCl3 có thể chỉ cần dùng một thuốc thử duy nhất là:
A.
Dung dịch NH3 dư
B.
Quì tím
C.
Na kim loại
D.
Dung dịch Na2CO3
B/ TỰ LUẬN:	
ĐỀ H11 – 1 VÀ H11 -3
Câu 1:
a) Chỉ dùng thêm một thuốc thử bên ngoài là phenolphtalein, hãy phân biệt 7 dung dịch sau: Zn(NO3)2, KCl, Pb(NO3)2, NaOH, AlCl3, AgNO3, Mg(NO3)2.
	b) Viết phương trình phân tử và phương trình ion rút gọn của các phản ứng trao đổi ion sau (nếu có):
 FeCl3 + NaOH à 
H2SO4 + Ba(OH)2 à 
 (NH4)2CO3 + HCl à
MgSO4 + Cu(NO3)2 à 
	c) Viết phương trình điện li của K2SO4, NaHS, Pb(OH)2.
Câu 2:
	Cho 120ml dung dịch AlCl3 1M tác dụng với 200ml dung dịch NaOH x(M) thu 7,8 gam kết tủa. Tính trị số x.
ĐỀ H11 – 2 VÀ H11 -4
Câu 1:
a) Chỉ dùng thêm một thuốc thử bên ngoài là quì tím, hãy phân biệt 6 dung dịch sau: NaOH, HCl, BaCl2, NaCl, Ba(OH)2, H2SO4.
	b) Viết phương trình phân tử và phương trình ion rút gọn của các phản ứng trao đổi ion sau (nếu có):
 FeCl2 + Ba(OH)2 à 
H2SO4 + Pb(NO3)2 à 
 (NH4)2SO3 + HNO3 à
Mg3(PO4)2 + CuCl2 à 
	c) Viết phương trình điện li của K3(PO4), NaHSO4, Cr(OH)3.
Câu 2:
Chia 23,4 gam Al(OH)3 thành 2 phần bằng nhau:
Phần 1: Cho tác dụng với 150ml dung dịch H2SO4 1,5M.
Phần 2: Cho tác dụng với 150ml dung dịch NaOH 1,5M.
So sánh khối lượng muối tạo thành trong hai trường hợp.
ĐÁP ÁN HÓA HỌC 11 CB LẦN I
A/ TRẮC NGHIỆM KHÁCH QUAN (03 ĐIỂM):
ĐỀ H11 - 1
01
03
05
02
04
06
ĐỀ H11 - 2
01
03
05
02
04
06
ĐỀ H11 - 3
01
03
05
02
04
06
ĐỀ H11 - 4
01
03
05
02
04
06
B/ TRẮC NGHIỆM TỰ LUẬN (7 ĐIỂM):
ĐỀ H11 - 1 VÀ H11 - 3
Câu 1:
a) Nhận biết (2 điểm):
Cho phenolphtalein vào 7 mẫu thử, phân chúng thành 2 nhóm:
Nhóm 1: Làm phenolphtalein chuyển sang màu hồng là NaOH à Ta nhận biết được NaOH.
Nhóm 2: Phenolphtalein không chuyển màu là: Zn(NO3)2, KCl, Pb(NO3)2, AlCl3, AgNO3, Mg(NO3)2.
0.25
Sau đó dùng NaOH cho vào 6 mẫu thử còn lại:
0.25
Mẫu thử nào tạo kết tủa màu đen Ag2O là AgNO3.
0.25
Mẫu thử nào tạo kết tủa màu trắng, không tan trong NaOH dư là Mg(NO3)2:
Mg(NO3)2 + 2NaOH à Mg(OH)2 + 2HNO3.
0.25
Dung dịch NaCl không có hiện tượng gì à Nhận ra được NaCl
0.25
3 dung dịch còn lại đều tạo kết tủa trắng, tan trong NaOH dư.
Dùng dung dịch AgNO3 cho vào 3 dung dịch còn lại:
Nếu dung dịch nào có kết tủa trắng là AlCl3:
AlCl3 + 3AgNO3 à 3AgCl + Al(NO3)3.
0.25
Dùng NaCl cho vào hai dung dịch còn lại, dung dịch nào tạo kết tủa trắng là Pb(NO3)2:
Pb(NO3)2 + NaCl à PbCl2 + NaNO3.
0.25
à Dung dịch còn lại là Zn(NO3)2.
0.25
b)Viết phương trình phân tử và phương trình ion rút gọn của các phản ứng trao đổi ion sau (nếu có): (1 điểm)
B1)
FeCl3 + 3NaOH à Fe(OH)3 + 3NaCl
Fe3+ + 3OH- à Fe(OH)3
0.25
B2)
H2SO4 + Ba(OH)2 à BaSO4 + 2H2O
2H+ + + Ba2+ + 2OH- à BaSO4 + 2H2O
0.25
B3
 (NH4)2CO3 + 2HCl à2NH4Cl + CO2+ H2O
2 + + 2H+ + 2Cl- à 2 + 2Cl- + CO2+ H2O
 + 2H+à CO2+ H2O
0.25
B4
MgSO4 + Cu(NO3)2 à Không xảy ra
0.25
c) Viết phương trình điện li của K2SO4, NaHS, Pb(OH)2: (1 điểm)
C1
K2SO4 à 2K+ + 
0.25
C2
NaHS à Na+ + HS-
HS- à H+ + S2-.
0.25
C3
Pb(OH)2 à Pb2+ + 2OH-.
H2PbO2 à 2H+ + PbO
0.5
Câu 2: (3 điểm)
= 0,12 mol; (sau cùng) = 78/78 = 0,1 mol
Trường hợp 1: NaOH hết, AlCl3 hết hay còn dư:
0.25
PTPU: 
AlCl3 + 3NaOH à Al(OH)3 + 3NaCl (1)
 0,1 0,1 0,1
0.25
Vậy x = = 1,5M
0.5
Trường hợp 2: NaOH còn dư, AlCl3 hết.
0.25
PTPU: 
AlCl3 + 3NaOH à Al(OH)3 + 3NaCl (2a)
 0,12 0,36 0,12
0.25
Do NaOH còn dư:
Al(OH)3 + NaOH à Na[Al(OH)4] (2b)(*)
 a a a 
0.25
(còn lại) = 0,12 – a = 0,1mol
à a = 0,02 mol
0.25
Suy ra nNaOH = 0,36 + a = 0,36 + 0,02 = 0,38 mol
0.5
Vậy x = = 1,9M
0.5
ĐỀ H11 – 2 VÀ H11 - 4
Câu 1:
a) Chỉ dùng thêm một thuốc thử bên ngoài là quì tím, hãy phân biệt 6 dung dịch sau: NaOH, HCl, BaCl2, NaCl, Ba(OH)2, H2SO4.(2 điểm)
Cho quì tím vào 6 mẫu thử, phân chúng thành 2 nhóm:
Nhóm 1: làm quì tím hóa xanh là NaOH, Ba(OH)2.
Nhóm 2: Làm quì tím hóa đỏ là HCl, H2SO4.
Nhóm 3: Quì tím không chuyển màu là BaCl2, NaCl.
0.25
Lấy từng hóa chất ở nhóm 2 cho vào từng mẫu thử ở nhóm 1:
Nếu mẫu thử nào cho vào nhóm 1 không có hiện tượng gì xảy ra là HCl.
Mẫu thử nào xuất hiện kết tủa trắng là dung dịch Ba(OH)2 và H2SO4
Ba(OH)2 + H2SO4 à BaSO4 + 2H2O
à Mẫu thử còn lại là NaOH.
0.25
0.25
0.25
0.25
Dùng H2SO4 đã nhận biết ở trên cho vào từng mẫu thử ở nhóm 3:
Nếu mẫu thử nào cho kết tủa trắng là BaCl2, mẫu thử còn lai không có hiện tượng gì là NaCl:
BaCl2 + H2SO4 à BaSO4 + 2HCl
0.5
0.25
b) Viết phương trình phân tử và phương trình ion rút gọn của các phản ứng trao đổi ion sau (nếu có): (1 điểm)
B1
FeCl2 + Ba(OH)2 à Fe(OH)2 + BaCl2
Fe2+ + 2Cl- + Ba2+ + 2OH- à Fe(OH)2 + Ba2+ + 2Cl-.
Fe2+ + 2OH- à Fe(OH)2 
0.25
B2
H2SO4 + Pb(NO3)2 à PbSO4 + 2HNO3.
2H+ + + Pb2+ + 2 à PbSO4 + 2H+ + 2.
Pb2+ + à PbSO4 	
0.25
B3
(NH4)2SO3 + 2HNO3 à 2NH4NO3 + SO2 + H2O
2 + + 2H+ + 2 à 2 + 2 + SO2+ H2O
 + 2H+à CO2+ H2O
0.25
B4
Mg3(PO4)2 + CuCl2 à Không xảy ra phản ứng
0.25
c) Viết phương trình điện li của K3(PO4), NaHSO4, Cr(OH)3. (1 điểm)
C1
K3(PO4) à 3K+ + 
0.25
C2
NaHSO4 à Na+ + 
 à H+ + 
0.25
C3
Cr(OH)3 à Cr3+ + 3OH-.
HCrO2.H2O à H+ + + H2O
0.5
Câu 2: (3 điểm)
Số mol nhôm ở mỗi phần là: = 0,15 mol
0.5
Phần 1: 
2Al(OH)3 + 3H2SO4 à Al2(SO4)3 + 6H2O (1)
 0,15 mol = 0,2250,075mol
0.5
à = 0,075342 = 25,65(g)
0.5
Phần 2: 
nNaOH (đem dùng) = = 0,225mol
Al(OH)3 + NaOH à Na[Al(OH)4] (2)
 0,15 0,15 0,15
nNaOH phản ứng = 0,15 mol < nNaOH đem dùng = 0,225mol
0.5
0.5
à = 0,15 118 = 17,7 (g)
0.5
c) Củng cố, luyện tập:
	Về nhà ôn tập lại toàn bộ kiến thức của chương và xem lại bài kiểm tra.
d) Hướng dẫn học sinh tự học ở nhà:
	Chuẩn bị bài nitơ trước khi đến lớp