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

⇒ pH = 1.

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.

pH = –log[H+] = –log(10^–11) = 11

Phản ứng xảy ra:

H⁺ + OH⁻ → H₂O

Ta có HCl có pH = 1 => [H⁺] = 0,1 mol 

→ n_H+ = 0,1.0,1 = 0,01 mol

n_KOH = 0,1.0,1= 0,01 mol;

n_NaOH = 0,1.a = 0,1a mol

→ n_OH− = n_NaOH + n_KOH = 0,01 + 0,1a mol

Vì dung dịch sau phản ứng có pH = 12 nên kiềm dư

[OH⁻dư] = 10^−pOH= 10⁻² = 0,01 

→ n_OH−dư = 0,01.0,2 = 0,002 = 0,01 + 0,1a − 0,01

→ a = 0,02.

n_H2 = 0,896/22,4 = 0,04 mol

Gọi số mol của Na và Ca lần lượt là x, y mol.

Ta có: 23x + 40y = 1,72 (1)

Na + H₂O → NaOH + H₂

x                         → mol

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

y                   → y → y mol

⇒ + y = 0,04 (2)

Từ (1), (2) ta có:

x = 0,04 và y = 0,02

OH^- + H⁺ → H₂O

n_OH- = n_NaOH + 2.n_Ca(OH)2 = 0,04 + 0,02.2 = 0,08 mol

[OH^-] = 0,08 : 0,8 = 0,1M

Ta có: [H⁺][OH^-] = 10^-14

⇒ [H⁺] = 10^-13

⇒ pH = -log[10^-13] = 13

Theo thuyết Brønsted – Lowry, acid là chất có khả năng cho proton H⁺.

⇒ Acid là HCl.

 NaCl phân li hoàn toàn trong nước thành các ion nên là chất điện li mạnh.

Trạng thái cân bằng của phản ứng thuận nghịch là trạng thái mà tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.

Ion HCO₃^– trong nước vừa có thể cho proton (H⁺), vừa có thể nhận proton nên gọi là chất lưỡng tính.

HCO₃^– + H₂O H₃O⁺ + CO₃^2–

HCO₃^– + H₂O H₂CO₃ + OH^–

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

Dung dịch K₂CO₃ tác dụng được với dung dịch 

MgCl₂ tạo kết tủa

Mg²⁺ + CO₃^2–→ MgCO₃ ↓

 Độ chua của đất gây ra bởi acid ⇒ pH của “đất chua” có giá trị nhỏ hơn 7.

NaOH rắn không có sự phân li ra các ion trái dấu (hạt mang điện) nên không dẫn được điện.

 Theo định luật bảo toàn điện tích ta có:

0,1.2 + 0,15.1 = 1.0,1 + 2.x

⇒ x = 0,125

Khối lượng chất tan có trong dung dịch Y là:

m = m_Mg²⁺ + m_K⁺ + m_NO3^- + m_SO4^2-

0,1.24 + 0,15.39 + 0,1.62 + 0,125.96 = 26,45 gam.

Cân bằng hóa học có thể bị ảnh hưởng bởi nhiệt độ, nồng độ và áp suất.

n_H2(KTC)= 0,08 (mol)

⇒ n_HCl = 2n_H2= 0,16(mol)

⇒ n_Cl− = 0,16 (mol)

⇒ 2.nO2−(trong oxide) = 1.nCl−(trong muối)

⇒2.n_O²⁻(trong oxide) = 1.0,16 => nO2−(trong oxide) = 0,08 (mol)

Áp dụng định luật bảo toàn khối lượng cho phản ứng ở phần 2:

m_oxide = m_KL + m_O

⇒ 2,84= mKL + 0,08.16

⇒ m_KL= 1,56 (g) =1,56 

⇒ m_X =2.1,56 = 3,12 (g)

Nếu một phản ứng thuận nghịch có K_C rất lớn so với 1 thì phản ứng thuận diễn ra thuận lợi hơn.

Nhận định đúng là: Phản ứng thuận nghịch diễn ra đồng thời theo cả 2 chiều: thuận và nghịch.

 n_NaOH =0,01 mol

Cho dung dịch A tác dụng với NaOH ta được phương trình phản ứng:

HCO₃^- + OH- → CO₃^2- + H₂O 

n_HCO3- = n_OH- = 0,01x = 0,01 ⇒ x = 1

n_HCl = 0,01 mol

Khi cho A tác dụng với HCl ta được phương trình sau:

H⁺ + HCO₃- → CO₂ + H₂O

2H⁺ + CO₃^2- → CO₂ + H₂O

n_H⁺ = n_HCO3- + 2n_CO32- 

0,01 = 0,005 x + 2.0,005 y ⇒ y = 0,5.

Biểu thức tính hằng số cân bằng K_C của phản ứng là 

Ba(NO₃)₂ là chất điện li mạnh nên điện li hoàn toàn.

     Ba(NO₃)₂ → Ba²⁺ + 2NO₃^–

M: 0,01         →              0,02

⇒ Nồng độ mol ion NO₃^– trong 100 mL dung dịch Ba(NO₃) 0,01 M là 0,02 M.

Khi tăng áp suất cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch, tức chiều làm giảm áp suất (hay chiều làm giảm số mol khí). 

Vậy cân bằng c và d 

(c) CaCO₃(s) CaO(s) + CO₂(g)

(d) 2Fe₂O₃(s) + 3C(s) 4Fe(s) + 3CO₂(g)

 Phương trình phản ứng:

	N2 (g)+	3H2 (g)		2NH3 (g)
Ban đầu	x	y
Phản ứng	1←	3	←	2
Cân bằng	2	3		2

Dựa vào phản ứng ta có:

[N₂] _{ban đầu} = 2 + 1 = 3M.

Chất xúc tác không làm thay đổi cân bằng hóa học.

Chất điện li yếu là chất phân li một phần trong nước.

Các chất điện li yếu là: H₂S, H₃PO₄, CH₃COOH, Cu(OH)₂.

n_HCl = 0,3.2 = 0,6 mol

Gọi x là thể tích nước cất

Ta có:

⇒ x = 0,5 lít = 500 mL.

Trộn 300 ml dung dịch Y (chứa y mol OH^-) với 200 ml HCl 0,2M và H₂SO₄ 0,15M

n_H+ = n_HCl + 2n_HNO3 = 0,2.0,2 + 0,2.0,15 = 0,07 mol

pH = 2 ⇒ [H⁺] dư = 0,01 mol

⇒ n_{H+ dư} = 0,01.0,5 = 0,005 mol

→ [OH⁻] trong Y = n_H+ _{phản ứng} = 0,07 - 0,005 = 0,065 mol

300 ml dung dịch Y chứa 0,065 mol OH- 

Hòa tan m gam hỗn hợp X {Na, K, Ba, O (x mol)} + H₂O → Y {Na⁺, K⁺, Ba²⁺, OH^-: 0,065 mol} + H₂ (n_H2 = 0,37185 : 24,79 = 0,015 mol)

Bảo toàn electron: n_Na + n_K + 2n_Ba = 2n_O + 2n_H2

⇒ n_Na + n_K + 2n_Ba = 2x + 2.0,015 (1)

Bảo toàn điện tích ta có: n_Na+ + n_K+ + 2n_Ba²⁺ = n_OH^- ⇒  n_Na + n_K + 2n_Ba = 0,065 (2)

Từ (1) và (2) ⇒ 2x + 2.0,015 = 0,065 ⇒ x =  0,0175  mol

⇒ m_O = 0,0175.16 = 0,28 gam ⇒ m_X = 0,28 : 10 .100 = 2,8 gam

C₂H₅OH (ethanol) không phải chất điện li vì khi tan trong nước không phân li thành các ion.

NH₃ + H₂O ⇄ NH₄⁺ + OH⁻

⇒ Dung dịch ammonia có NH₄⁺, OH⁻, NH₃.

Khi tiến hành chuẩn độ acid HCl bằng NaOH, thì pH của dung dịch tăng dần, chuyển từ vùng acid sang vùng kiềm.

 Theo thuyết Brønsted-Lowry về acid - base, những chất có khả năng cho proton (H+) là acid

Công thức đúng: pH = –lg[H⁺].

Môi trường base có pH lớn hớn 7.

[CO] = 0,2 M; [H₂O] = 0,3 M

Gọi [CO]_pư = a M

⇒ Tại cân bằng: [CO] = 0,2 – a; [H₂O] = 0,3 – a; [CO₂] = a; [H₂] = a

⇒ a = 0,12

⇒ [CO] = 0,08 M; [H₂O] = 0,18 M.

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.