Đề kiểm tra 45 phút Hóa 11 Chương 1: Cân bằng hóa học

Phân tử NaOH không có trong dung dịch NaOH do phân li hoàn toàn.

H₂O nhường H⁺ cho S²⁻ để tạo thành HS⁻ nên H₂O đóng vai trò acid theo thuyết Bronsted – Lowry. 

Khi phản ứng đạt đến trạng thái cân bằng thì nồng độ các chất trong hệ không thay đổi.

n_HCl = 0,4.0,75 = 0,03 mol;

n_Ba(OH)2 = 0,16.0,08 = 0,0128 mol

n_KOH = 0,16.0,04 = 0,0064 mol

Σn_OH- = 2.n_Ba(OH)2 + n_KOH = 2.0,0128 + 0,0064 = 0,032 (mol)

H⁺ + OH^- → H₂O 

0,03  →  0,03

Dựa vào tỉ lệ ta có thể thấy OH- dư,

⇒ n_{OH- dư} = n_{OH- ban đầu} - n_{OH- phản ứng} = 0,032 - 0,03 = 0,002 mol 

Nồng độ OH- là :

pH = 14 + log[OH^-] = 14 + (-2) = 12

n_NaOH = n_OH = 0,25.V (mol)

n_H⁺ = n_HCl + 2n_H2SO4 = 0,05.0,1 + 0,05.2.0,05 = 0,01 (mol)

pH = 2 ⇒ [H⁺] = 10^-2 M 

Gọi thể tích dung dịch NaOH cần thêm là V (ml):

   H⁺   +   OH^-        H₂O

0,25V 0,25V

Sau phản ứng:

⇒ V = 0,0365 l = 36,5 ml 

Từ phản ứng: H₂(g) + I₂(g) ⇄ 2HI(g)

Ta có hằng số cân bằng:

Gọi a là nồng độ của I₂ đã phản ứng, theo (1) ta có:

[I₂] khi đạt tới cân bằng là:

[H₂] khi đạt tới cân bằng là:

[HI] sinh ra là 2a

Vậy ta có:

⇔ a = 0,1375

Suy ra [HI] = 2a = 0,27

Áp dụng định luật bảo toàn điện tích:

  2.0,05 + 0,15.1 = 0,1.1 + 2x

x = 0,075 mol 

Các dung dịch acid, base, muối dẫn điện được là do ion trái dấu.

Biểu thức hằng số cân bằng của phản ứng là:

 Dung dịch có pH < 7 là Fe(NO₃)₂

n_BaSO4 = 11,65 : 233 = 0,05 mol;

Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓

n_NH3 = 4,958 : 24,79 = 0,2 mol

NH₄⁺ + OH⁻ → NH₃ + H₂O

0,2  ←                    0,2 mol

⇒ n_NH4⁺ = 0,2 mol

n_SO4^2- = n_(NH4)2SO4 = 0,05 mol

n_NH4+ tạo muối sulfate = 2.n_(NH4)2SO4= 0,1 mol

⇒ n_NH4+ tạo muối nitrate = n_NH4NO3 = 0,2 − 0,1 = 0,1 mol

Áp dụng định luật bảo toàn điện tích cho dung dịch X:

Nồng độ mol mỗi muối trong dung dịch X là:

C_{M (NH4)2SO4} = 0,05 : 0,1 = 0,5M.

C_M(NH4NO3) = 0,1 : 0,1 = 1M.

Khi hoà tan một dung dịch acid vào nước ở 25^oC thu được dung dịch có môi trường acid 

⇒ [H⁺] > [OH^–].

Khi pha loãng dung dịch acid HCl có pH = x ta thu được dung dịch mới có pH > x.

Khi giảm nhiệt độ cân bằng chuyển dịch theo chiều tăng nhiệt độ tức là chiều tỏa nhiệt

⇒ Chiều nghịch do phản ứng thuận là phản ứng thu nhiệt ⇒ Khi tăng nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận.

Khi tăng áp suất ⇒ Cân bằng chuyển dịch theo chiều giảm áp suất tức là chiều giảm số phân tử khí ⇒ Chiều nghịch.

Khi tăng nồng độ khí CO₂ ⇒ Cân bằng chuyển dịch theo chiều giảm nồng độ khí CO₂ ⇒ Chiều nghịch.

Các dung dịch HCl; H₂SO₄; CH₃COOH có cùng giá trị pH [H⁺] trong các dung dịch là như nhau (đặt là a M)

Ta có:

HCl H⁺ + Cl^-

  a    a          M

H₂SO₄ 2H⁺ + SO₄^2-

  0,5a    a                M

CH₃COOH CH₃COO^- + H⁺

       a                               a  M

Do CH₃COOH là chất điện li yếu nên nồng độ ban đầu của CH₃COOH > a (M).

Vậy nồng độ mol của H₂SO₄ < HCl < CH₃COOH.

Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li ra ion.

Phương trình điện li

H₂SO₄ ⇔ 2H+ + SO₄^2-

NaCl → Na+ + Cl-

KNO₃→ 2K+ + NO₃-

Ba(NO₃)₂ → Ba²⁺ + 2NO₃-.

Khi tăng nồng độ SO₃ cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm bớt SO₃ (chiều nghịch).

Acid yếu không phân li hoàn toàn trong nước (H₂S).

Chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch dẫn điện là KCl

C_{M N2O4} = 0,6 M

                 N₂O₄(g) 2NO₂(g)

Ban đầu:   0,6                  0

Phản ứng: 0,35      →     0,7

Cân bằng:  0,25             0,7

 Công thức tính pH là pH = -lg[H⁺].

Muối là những hợp chất khi tan trong nước chỉ phân li ra cation kim loại và anion gốc acid" (Sai)

Vì Muối là những hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH₄+) và anion gốc acid.

Phản ứng một chiều là phản ứng luôn xảy ra hoàn toàn.

Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, hầu hết các phân tử chất tan đều phân li ra ion.

Các chất điện li mạnh thường gặp là:

Các acid mạnh: HCl, HNO₃, ...

Các base mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, ...

Hầu hết các muối.

Vậy chất điện li mạnh là NaCl

Δ_rH⁰ 298 = -92 kJ < 0 ⇒ chiều thuận tỏa nhiệt, chiều nghịch thu nhiệt.

(1) Khi tăng nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch theo chiều làm giảm nhiệt độ (thu nhiệt) ⇒ chiều nghịch.

(2) Khi tăng áp suất thì cân bằng chuyển dịch theo chiều làm giảm áp suất ⇒ giảm số mol khí ⇒ chiều thuận.

(3) Khi thêm xúc tác ⇒ cân bằng không chuyển dịch vì xúc tác không ảnh hưởng đến cân bằng.

(4) Khi giảm nhiệt độ cân bằng chuyển dịch theo chiều tăng nhiệt độ (tỏa nhiệt) ⇒ chiều thuận.

(5) Khi lấy NH₃ ra khỏi hệ thì cân bằng chuyển dịch theo chiều làm tăng NH₃ ⇒ chiều thuận

pH tăng thì nồng độ OH^- trong dung dịch tăng nồng độ acid giảm.

pH < 7 là môi trường acid quỳ hóa đỏ.

pH > 7 là môi trường base quỳ hóa xanh.

n_HCl = 0,02.1 = 0,02 mol 

n_H2SO4 = 0,02.0,5 = 0,01 mol  

=> n_H+ = 0,02 + 2.0,01 = 0,04 mol

Phương trình ion:

H⁺ + OH^- → H₂O 

Theo phương trình ta có:

n_NaOH = n_OH- = n_H+ = 0,04 mol

⇒ V_NaOH= 0,04: 1 = 0,04 lít = 40 ml.

Nếu pH = 7 được gọi là nồng độ pH trung tính.

Nếu pH < 7 thì dung dịch có tính acid.

Nếu pH > 7 dung dịch có tính kiềm (base)

Trong phản ứng trên, H₂O là chất cho H⁺, do đó H₂O là acid. 

 pH < 7 ứng với môi trường acid, muối FeCl₃ là muối chứa cation kim loại trung bình bị thủy phân tạo môi trường acid

Fe³⁺ + H₂O ⇌ Fe(OH)²⁺ + H⁺

Dung dịch chuẩn là những dung dịch đã biết nồng độ chính xác, thường dùng để xác định nồng độ các dung dịch khác.

Khi chuẩn độ, người ta thêm từ từ dung dịch đựng trong burette vào dung dịch đựng trong bình tam giác.

Yếu tố không ảnh hưởng đến cân bằng hóa học là chất xúc tác, diện tích bề mặt.

H⁺ + OH^- → H₂O

0,02 → 0,02

⇒ x = n_OH− _{ban đầu}= 2.n_H+ = 2.0,02 = 0,04 mol

Áp dụng bảo toàn điện tích

2n_Ba²⁺ + n_Na⁺ = n_NO3⁻ + n_OH⁻

⇒ 2.0,02 + y = 0,01 + 0,04

⇒ y = 0,01

m_{chất rắn} = 0,02.137 + 0,01.62 + 0,04.17 + 0,01.23 = 4,27 gam