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

Đối với nước tinh khiết: 

[H⁺] = [OH^-] = 10^-7(mol/L).

Vì pH = 13 nên OH- dư

→ n_{OH− ban đầu} = 0,4.0,1 + 0,2.0,5 = 0,14 mol

có n_OH− = n_Na + n_K + 2n_Ba

Áp dụng bảo toàn electron

n_Na + n_K + 2n_Ba= 2n_O + 0,04.2 → n_O = 0,03 mol

Theo đề bài ta có: %m_O = 16.n_O : m = 0,075

→ m = 6,4 gam.

∑n_H+ = 2.n_H2SO4 + n_HCl = 2.0,2.0,05 + 0,2.0,1= 0,04 (mol)

∑n_OH− = n_NaOH + 2n_Ba(OH)2 = 0,2.0,2 + 2.0,2.0,1 = 0,08 (mol)

H⁺ + OH^- → H₂O

0,04 → 0,04

Vậy OH dư ⇒ n_OH^- dư = 0,08 – 0,04 = 0,04 (mol)

⇒ [OH^-] = n : V = 0,04 : 0,4 = 0,1 M

pH = 14 + log[OH^-] = 14 + (-1) = 13

pH = –log[H+] = –log(10^–11) = 11

 Ta có: 

n_H+ = 2.n_H2SO4 = 2. 0,05.0,2 = 0,02 mol

n_OH- = n_NaOH = 0,06.0,3 = 0,018 mol

Bản chất của phản ứng trung hòa là:

H⁺ + OH- H₂O 

0,018 ← 0,018

So sánh n_H+ > n_OH- ⇒ H⁺ dư 

⇒ n_H+ _dư = n_H+ _{ban đầu} - n_H+ _{phản ứng} = 0,02 - 0,018 = 0,002 mol

Tổng thể tích dung dịch là: 200 + 300 = 500 ml = 0,5 lít.

⇒ [H+] = 0,002:0,5 = 0,004 

⇒ pH = -lg(0,004) = 2,4

Phương trình ion rút gọn

(1) SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄

(2) SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄

(3) SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄

(4) 2H⁺ + SO₄^2- + BaSO₃ → BaSO₄ + SO₂ + H₂O

(5) 2NH₄⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2OH^- → BaSO₄ + 2NH₃ + 2H₂O

(6) SO₄^2- + Ba²⁺ → BaSO₄

⇒ Các phản ứng có cùng phương trình ion rút gọn là: (1), (2), (3), (6).

Bảo toàn điện tích ta có:

0,2.1 + 0,1.2 + 0,05.2 = 0,15.1 + 1.x

→ x = 0,35.

Phương trình điện li viết đúng là: KOH → K⁺ + OH^-

CuSO₄ khi phân li trong nước tạo thành 2 ion là: Cu²⁺ và SO₄^2-.

CH₃OH là chất không điện li.

CH₃COOH là acid yếu, phân li không hoàn toàn trong nước, khi biểu diễn phương trình điện li sử dụng mũi tên "".

Xét các đáp án thấy có dung dịch NaOH và Ba(OH)₂ là dung dịch có pH >7. Tuy nhiên tác dụng với dung dịch K₂SO₄ tạo kết tủa chỉ có Ba(OH)₂ thỏa mãn:

Ba(OH)₂ + K₂SO₄ → BaSO₄ + 2KOH.

MgCl₂ là chất điện li nên khi hòa tan vào nước sẽ tạo ra các ion. 

 Phương trình điện li: MgCl₂ (s) Mg²⁺ (aq)+ 2Cl⁻ (aq)

Phản ứng thuận nghịch là phản ứng xảy ra theo 2 chiều ngược nhau là chiều thuận và chiều nghịch và được biểu diễn bằng hai nửa mũi tên ngược chiều ⇌. 

HNO₃ là acid nên dung dịch có pH <7.

Dung dịch acid càng yếu thì pH càng cao.

Độ mạnh của acid giảm dần theo dãy sau: HI > HBr > HCl > HF.

HCl là acid mạnh phân li hoàn toàn

HCl → Cl^- + H⁺

0,1 → 0,1

=> [H+] = 0,1 => b = -log ([H⁺]) - 1

CH₃COOH là acid yếu nên phân li 1 phần

=> [H+] < 0,1 => a = -log ([H⁺]) > 1.

Dung dịch nước chanh vắt có môi trường acid.

Muối tạo thành khi chuẩn độ dung dịch NaOH bằng dung dịch HCl là sodium chloride

[H⁺] = 10^-3

              HCOOH HCOO^- + H⁺

Ban đầu: 0,007                      10^-3

Điện li   : 10^-3

n_{SO2 phản ứng} = 0,777 – 0,52 = 0,257 (mol)

          2SO₃(g) ⇄ 2SO₂(g) + O₂(g)

Bđ:   0,777

P/ư:  0,257 →    0,1285 →  0,257

Cb:   0,52           0,1285      0,257

Hằng số cân bằng:

 Ta có:

K_w = [H⁺][OH^–] = 10^–14

⇒ pH = -lg[2,5.10^–4] ≈ 3,6

n_NaOH = 0,017.0,12 = 0,00204 (mol)

Phương trình phản ứng 

HCl + NaOH → NaCl + H₂O (1)

Theo phương trình (1): n_HCl = n_NaOH = 0,00204 mol

Nồng độ mol của dung dịch HCl là: 0,00204:0,02 = 0,102 (M)

a) 2SO₂(g) + O₂(g) ⇌ 2SO₃(g)

Nếu tăng áp suất và giữ nguyên nhiệt độ, cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thuận, tức chiều làm giảm áp suất (hay chiều làm giảm số mol khí).

b) CO(g) + H₂O(g) ⇌ H₂(g) + CO₂(g)

c) H₂(g) + I₂(g) ⇌ 2HI(g)

Nếu tăng áp suất và giữ nguyên nhiệt độ, cân bằng sẽ không chuyển dịch, do đối với phản ứng thuận nghịch có tổng hệ số tỉ lượng của các chất khí ở hai vế của phương trình hoá học bằng nhau thì trạng thái cân bằng của hệ không bị chuyển dịch khi thay đổi áp suất chung của hệ.

(d) CaCO₃(s) ⇌ CaO(s) + CO₂ (g)

Nếu tăng áp suất và giữ nguyên nhiệt độ, cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch , tức chiều làm giảm áp suất (hay chiều làm giảm số mol khí). 

OH^- và Mg²⁺ không thể tồn tại trong dung dịch do sẽ tạo thành Mg(OH)₂ là chất không tan.

Dung dịch HCl 0,1M có pH = 1

Dung dịch CH₃COOH 0,1M có pH > 1.

Dung dịch KCl 0,1M có pH = 7

Dung dịch KOH 0,01M có pH = 12

Acid mạnh có khả năng nhường được nhiều H⁺ hơn acid yếu do phân li hoàn toàn trong nước. 

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

pH càng nhỏ thì nồng độ H⁺ càng cao.

Nồng độ của dung dịch A sau khi pha loãng là: 1.0,1 = 0,1M.

⇒ [H⁺] = 0,1M ⇒ pH = -log[H⁺] = 1

⇒ pH của dung dịch sau khi pha loãng là 1,0.

Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hoá học là: nồng độ, nhiệt độ và áp suất.

Axit 1 nấc là axit trong dung dịch chỉ phân li một nấc ra ion H⁺.

CH₃COOH ⇄ H⁺ + CH₃COO⁻

                   N₂(g) + 3H₂(g) 2NH₃

Ban đầu:     0,3        0,7

Phản ứng:   x           3x               2x

Kết thúc:   0,3 – x   0,7 –3x        2x

Tổng số nồng độ sau phản ứng: 0,3 – x + 0,7 – 3x + 2x = 1 – 2x

H₂ chiếm 50% thể tích hỗn hợp thu được:

⇒ [NH₃] = 0,2 [H₂] = 0,7 – 0,3 = 0,4 [N₂] = 0,2 

NaOH là chất điện li mạnh nên phân li hoàn toàn ⇒ Tổng nồng độ ion là 0,2M

CaCl₂ là chất điện li mạnh nên phân li hoàn toàn ⇒Tổng nồng độ ion là 0,3M

H₂S là chất điện li yếu nên phân li không hoàn toàn ⇒ Tổng nồng độ ion nhỏ hơn 0,3M

HF là chất điện li yếu nên phân li không hoàn toàn ⇒ Tổng nồng độ ion nhỏ hơn 0,2M

Trong các dung dịch trên thì dung dịch CaCl₂ là dung dịch dẫn điện tốt nhất.

Phản ứng hóa học sau: Br₂ (g) + H₂ (g) 2HBr (g)

Biểu thức hằng số cân bằng (K_C)

Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần tử chất tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại ở dạng phân tử trong dung dịch.

Những chất điện li yếu gồm base yếu, acid yếu

Các chất điện li yếu: H₂S, CH₃COOH, HClO

Hình ảnh mô tả phương pháp chuẩn độ trong hóa học.

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