Sễ GD & ẹT BèNH PHC
Trung Tõm GDTX Tnh

Giaựo vieõn : NGUYN HU QUYN
Naờm hoùc: 2010 -2011
Ngày Soạn: 14/8/2010 Tuần:1
Ngày Dạy: 18/8/2010 Tiết: 1
ÔN TẬP ĐẦU NĂM
I. Mục tiêu bài học
1. 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.
2. Kỹ năng
- Làm các dạng bài tập và cân bằng phản ứng oxi hoá khử.
II.Chuẩn bị
1. Giáo viên
Hệ thống hoá các kiến thức chương trình lớp 10.
Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK)
2. Học sinh Xem lại các kiên thức đã học.
III. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại so sánh, tổng hợp.
IV.Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Nội dung ôn tập
Hoạt động của giáo
viên
Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1
Nguyên tử
Cấu tạo ? Đặc điểm của
các loại hạt ?

Đồng vị ? Biểu thức
tính khối lượng nguyên
tử trung bình ?
Thí dụ tính khối lượng
nguyên tử trung bình
của Clo biết clo có 2
đồng vị là
Cl
35
17
chiếm
75,77% và
Cl
37
17
chiếm
24,23% tổng số nguyên
tử.
Hoạt động 2
Cấu hình electron
+Vỏ:các electron điện tích1-
+ 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.
100
b.Ya.X
A

+
=
Cấu hình electron nguyên tử
I. 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
100
b.Ya.X
A
+
=
Thí dụ:
100
24,23.3775,77.35
A
(Cl)
+
=
≈ 35,5
3. Cấu hình electron nguyên tử
Thí dụ
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
2
nguyên tử ? Thí dụ
Viết cấu hình electron
nguyên tử
19

K,
20
Ca,
26
Fe,
35
Br.
Hướng dẫn học sinh
viết phân bố năng
lượng rồi chuyển sang
cấu hình electron
nguyên tử.
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.
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 ?
là sự phân bố electron trên
các phân lớp thuộc các lớp
khác nhau.
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.
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.
19
K
E : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1
Ch : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
1

20
Ca
E : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
Ch : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
26
Fe
E : 1s
2

2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
6
Ch : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
6
4s
2
35
Br
E :
1s

2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
4s
2
3d
10
4p
5
Ch :
1s
2
2s
2
2p
6
3s
2
3p
6
3d
10
4s
2

4p
5
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.
7
N : 1s
2
2s
2
2p
3
15
P : 1s
2
2s
2
2p
6
3s
2

3p
3
Chúng thuộc nhóm V
A
Bán kính nguyên tử N < P
Độ âm điện N > P
Tính phi kim N > P
Hiđroxit HNO
3
có tính axit mạnh
hơn H
3
PO
4
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
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
3
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.
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.
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.
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.
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”.
Hiệu độ âm
điện (χ)
Loại liên kết
0<χ< 0,4
Liên kết
CHT không
cực.
0,4<χ<1,7
Liên kết
CHT có cực.
χ ≥ 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. KMnO
4
+ HCl → KCl + MnCl
2

+ Cl
2
+ H
2
O
b. K
2
Cr
2
O
7
+ HCl → KCl + CrCl
3

+ Cl
2
+ H
2
O

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 :
N
2(k)
+ 3H
2(k)
 2NH
3(k)
H<0.
Áp dụng những biện pháp nào để
tăng hiệu suất phản ứng ?
V. Dặn dò
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
4
- Xem lại các nội dung đã ôn tập.
- Xem lại các kiến thức về oxi, lưu huỳnh, halogen.
VI. Nhận Xét.
Ngày Soạn: 14/8/2010 Tuần:1
Ngày Dạy: 19/8/2010 Tiết: 2
ÔN TẬP ĐẦU NĂM

(Tiếp theo)
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức :
- Củng cố các kiến thức về đơn chất halogen, oxi, lưu huỳnh và các hợp chất của chúng.
2. Kỹ năng :
- vận dụng kiên thức lý thuyết để làm một số dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên Dụng cụ và hoá chất thí nghiệm đo độ dẫn điện.
Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK)
2. Học sinh Xem lại hiện tượng dẫn điện đã học trong chương trình vật lý lớp 7.
IV.Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
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 ?
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 ?
X : ns
2
np
5
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.
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.
I. Halogen
1. Đơn chất
X : ns
2
np

5
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+ SiO
2
→ SiF
4
+ 2H
2
O
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
5
-1
0
-1
0
Hợp chất có oxi của clo ?
Tính chất hóa học cơ bản ?
Ngun nhân ?
Hoạt động 3
Oxi - Ozon
Tính chất hố học cơ bản ?
ngun nhân ? So sánh tính

oxi hố của oxi với ozon ?
cho thí dụ minh hoạ ?
Điều chế oxi ?
Hoạt động 4
Lưu huỳnh
Tính chất hố học cơ bản
của lưu huỳnh ? giải thích
So sánh tính oxi hố của lưu
huỳnh với oxi và với clo ?
Hoạt động 5
Hợp chất lưu huỳnh
Tính chất hố học cơ bản
của các hợp chất lưu
huỳnh ? Mối quan hệ giữa
tính oxi hố -khử và mức
oxi hố.
Chú ý tính oxi hố khử còn
phụ thuộc vào nhiều yếu tố
khác. Dự đốn này mang
tính chất lý thuyết.
Hoạt động 6
Bài tập 1
Nước javen và clorua vơi.
Tính oxi hố mạnh, do có
chứa clo có mức oxi hóa +1
nên nó có tính oxi hố
mạnh.
Tính oxi hố mạnh do
ngun tử oxi có 6 e lớp
ngồi cùng và độ âm điện

lớn nên nó có tính oxi hố
mạnh.
Tính oxi hố của ozon mạnh
hơn oxi
Ag + O
2
→ khơng xảy ra.
Ag + O
3
→ Ag
2
O + O
2
Trong phòng thí nghiệm
Phân huỷ những hợp chất
giàu oxi và kém bền nhiệt
như KMnO
4
, KClO
3
, H
2
O
2
,
KNO
3
,
Trong cơng nghiệp : điện
phân nước có xúc tác hoặc

chưng cất phân đoan khơng
khí lỏng đã làm sạch.
Lưu huỳnh vừa có tính oxi
hố vừa có tính khử, do lưu
huỳnh có mức oxi hố trung
gian trong các mức oxi hố
của nó.
Chất có mức oxi hố trung
gian trong các mức oxi hố
của nó thì sẽ vừa có tính oxi
hố vừa có tính khử.
Nếu mức oxi hố thấp nhất
thì nó sẽ có tính khử, nếu ở
mức cao nhất thì nó sẽ có
tính oxi hố.
II. Oxi - Lưu huỳnh
1. Đơn chất
a. Oxi - ozon
Tính oxi hố mạnh
- Điều chế
+ Trong phòng thí nghiệm
Phân huỷ những hợp chất
giàu oxi và kém bền nhiệt
như KMnO
4
, KClO
3
, H
2
O

2
,
KNO
3
,
+ trong cơng nghiệp
b. Lưu huỳnh
Lưu huỳnh vừa có tính oxi
hố vừa có tính khử.
2. Hợp chất lưu huỳnh
Hiđro sunfua
Lưu huỳnh đioxit.
Axit sunfuric đặc và lỗng.
III. Bài tập
Bài 1 Tính thể tích xút 0,5M
cần dùng để trung hồ 50ml
axit sunfuric 0,2 M.
GV: Nguyễn Hữu Quyền
6
Hoạt động 7
Bài tập 2
Hoạt động 8
Bài tập 3
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.
V. Dặn dò
- Xem lại các nội dung đã ôn tập.
- Chuẩn bị nội dung bài “Sự điện li”.
VI. Nhận Xét.
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
7
Ngày Soạn:20/8/2010 Tuân: 2
Ngày Dạy: 25/8/2010 Tiêt: 3
§ 1 SỰ ĐIỆN LI
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Biết được các khái niệm về sự điện li, chất điện li.
- Hiểu nguyên nhân về tính dẫn điện của dung dịch chất điện li.
- Hiểu được cơ chế của quá trình điện li.
2. Kỹ năng
- Rèn luyện kĩ năng thực hành quan sát, so sánh.
- Rèn luyện kĩ năng lập luận logic.
II. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Dụng cụ và hoá chất thí nghiệm đo độ dẫn điện.
- Tranh vẽ ( Hình 1.1 SGK)
2. Học sinh
- Xem lại hiện tượng dẫn điện đã học trong chương trình vật lý lớp 7.

III. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề.
IV.Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1
Hiện tượng điện li.
GV lắp hệ thống thí nghiệm
như hình vẽ SGK và làm thí
nghiệm biểu diễn.
Hoạt động 2
Nguyên nhân dẫn điện của
dung dịch axit, bazơ, muối.
Tại sao các dung dịch muối
axit, bazơ muối dẫn được
điện ?
Biểu diễn sự phân li của axit
bazơ muối theo phương
trình điện li. Hướng dẫn
cách gọi tên một số ion.
GV đưa ra một số axit bazơ,
muối quen thuộc để học
sinh biểu diễn sự phân li và
Kết luận: - Dung dịch axit,
bazơ muối dẫn điện.
Các chất rắn khan: NaCl,
NaOH và một số dung dịch
rượu đường không dẫn điện.
Các axit, bazơ, muối khi tan

trong nước phân li ra các
ion làm cho dung dịch của
chúng dẫn điện.
Vận dụng kiến thức về dòng
điện để giải thích
Do trong dung dịch có các
tiểu phân mang điện tích gọi
là các ion. Các ion này do
các phân tử axit bazơ muối
I. Hiện tượng điện li
1. Thí nghiệm SGK
2. Nguyên nhân tính dẫn
điện của các dung dịch axit,
bazơ, muối trong nước
- Quá trình phân li các chất
trong nước ra ion gọi là sự
điện li.
- Những chất tan trong nước
phân li ra ion gọi là chất
điện li.
- Sự điện li được biểu diễn
bằng phương trình điện li.
Thí dụ
NaCl → Na
+
+ Cl
-
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
8
gọi tên các ion tạo thành.

Hoạt động 3
Thí nghiệm
GV mô tả thí nghiệm 2 của
dung dịch HCl và
CH
3
COOH ở SGK và cho
HS nhận xét và rút ra kết
luận.
Hoạt động 4
GV gợi ý để HS rút ra các
khái niệm chất điện li mạnh.
GV nhắc lại đặc điểm cấu
tạo của tinh thể NaCl là tinh
thể ion, các ion âm và
dương phân bố đều đặn tại
các nút mạng.
GV khi cho tinh thể NaCl
vào nước thì có hiện tượng
gì xảy ra?
GV kết luận dưới tác dụng
của các phân tử nước phân
cực. Các ion Na
+
và ion Cl
-

tách ra khỏi tinh thể đi vào
dung dịch.
Hoạt động 5

GV lấy thí dụ CH
3
COOH để
phân tích rồi giúp HS rút ra
định nghĩa, đồng thời giáo
viên cũng cung cấp cho HS
cách biểu diễn trong
phương trình điện li của
chất điện li yếu
Đặc điểm của quá trình điện
li yếu ? Chúng cũng tuân
theo nguyên lí chuyển dịch
cân bằng.
khi tan trong nước phân li
ra.
Dung dịch HCl dẫn điện tốt
hơn dung dịch dung dịch
CH3COOH cùng nồng độ.
Dựa vào mức độ dẫn điện
của dung dịch chất điện li
người ta chia thành chất
điện li mạnh chất điện li
yếu.
- Chất điện li mạnh là chất
khi tan trong nước các phân
tử hoà tan đều phân li ra
ion.
Quá trình điện li của NaCl
được biểu diễn bằng
phương trình:

NaCl → Na
+
+ Cl
-
- Chất điện li yếu là chất khi
tan trong nước chỉ có một
phần phân li ra ion, phần
còn lại tồn tại ở dạng phân
tử trong dung dịch.
quá trình thuận nghịch trong
chất điện li yếu cũng tương
tự như một cân bằng hoá
học.
HCl → H
+
+ Cl
-
NaOH → Na
+
+ OH
-
II. Phân loại chất điện li
1. Thí nghiệm SGK
- Nhận xét ở cùng nồng độ
thì HCl dẫn điện nhiều hơn
CH
3
COOH.
2. Chất điện li mạnh và chất
điện li yếu

a. Chất điện li mạnh
- Chất điện li mạnh là chất
khi tan trong nước các phân
tử hoà tan đều phân li ra
ion.
NaCl → Na
+
+ Cl
-
Chất
điện li mạnh bao gồm
Các axit mạnh như HNO
3
,
H
2
SO
4
, HClO
4
, HClO
3
, HCl,
HBr, HI, HMnO
4

Các bazơ mạnh như NaOH,
Ba(OH)
2


Hầu hết các muối.
b. Chất điện li yếu
- Chất điện li yếu là chất khi
tan trong nước chỉ có một
phần phân li ra ion, phần
còn lại tồn tại ở dạng phân
tử trong dung dịch.
Thí dụ
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+
H
+
- Chất điện li yếu gồm
axit có độ mạnh trung bình
và yếu: CH
3
COOH, HCN,
H
2
S, HClO, HNO
2
, H
3
PO
4


bazơ yếu Mg(OH)
2
,
Bi(OH)
3

Một số muối của thuỷ ngân
như Hg(CN)
2
, HgCl
2

3. Củng cố
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
9
- Sự điện li, chất điện li là gì ? Thế nào là chất điện li mạnh, điện li yếu ? Cho thí dụ và viết
phản ứng minh hoạ.
4. Dặn dò
- Làm bài tập SGK và SBT .
- Chuẩn bị nội dung bài tiếp theo.
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
10
Ngày Soạn:20/8/2010 Tuần: 2
Ngày Dạy: 26/8/2010 Tiết: 4
§ 2 AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Biết khái niệm axit, bazơ theo thuyết Areniut.
- Biết được sự điện li của axit, bazơ và muối trong nước.

2. Kỹ năng
- Rèn luyện kỹ năng viết phương trình điện li của các chất điện li.
- Phân biệt được các loại chất và làm các dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Nội dung kiến thức.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Kiểm tra bài cũ
- Sự điện li là gì ? Chất điện li là gì ?
- Thế nào là chất điện li yếu, điện li mạnh.
3. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1
GV yêu cầu học sinh nhắc
lại khái niệm axit ở lớp
dưới.
Theo khái niệm vừa học
axit thuộc loại gì ?
Yêu cầu học sinh cho một
vài thí dụ về axit và viết
phương trình điện li.
Nhận xét gì về sự điện li
của axit.
Axit là gì ? Tính chất chung
của axit do ion nào tạo nên?

Hoạt động 2
Vậy những axit như H
2
SO
4
,
H
3
PO
4
điện li như thế nào ?
Chúng được gọi là axit gì?
Chú ý cho học sinh rõ axit
Axit là những hợp chất gồm
có nguyên tử hiđro liên kết
với gốc axit.
Axit là chất điện li.
HCl, HNO
3
, H
2
SO
4
.
HCl → H
+
+ Cl
-
HNO
3

→ H
+
+ NO
3
-
H
2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
Sự điện li của axit tạo ra
cation H
+
.
Axit là chất khi tan trong
nước phân li ra cation H
+
.
Tính chất chung của axit là
tính chất của ion H
+
.
H
2
SO
4

→ H
+
+ HSO
4
-
HSO
4
-

 H
+
+ SO
4
2-
.
I. Axit
1. Định nghĩa
HCl → H
+
+ Cl
-
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
H
2

SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
CH
3
COOH  H
+
+
CH
3
COO
-
- Theo thuyết Areniut axit là
chất khi tan trong nước phân
li ra cation H
+
.
2. Axit nhiều nấc
H
3
PO
4
 H
+
+ H
2

PO
4
-
H
2
PO
4
-
 H
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
-
 H
+
+ PO
4
3-
- Những axit phân li nhiều
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
11
sunfuric là điaxit, nấc thứ
nhất điện li mạnh, nấc thứ
hai điện li yếu.
Yêu cầu HS viết một số
phương trình điện li của một
số axit HClO, HNO

2
,
HClO
4
.
Hoạt động 3
Yêu cầu HS nhắc lại khái
niệm bazơ ở lớp dưới, cho
vài thí dụ về bazơ và viết
phương trình điện li.
Nhận xét gì về sự điện li
của bazơ có chứa ion nào ?
Vậy tính chất chung của
bazơ là tính chất của ion
nào ?
Cho học sinh cho một vài
thí dụ khác và viết phương
trinh điện li.
Chú ý nhắc lại cách gọi tên
các cation, anion và yêu cầu
học sinh gọi tên các cation
và anion.
Hoạt động 4
GV làm thí nghiệm biểu
diễn Zn(OH)
2
+ dd HCl.
và thí nghiệm Zn(OH)
2
+ dd

NaOH. HS quan sát và đưa
ra khái niệm dựa vào khái
niệm axit, bazơ ở trên.
Cung cấp cho HS một số
hiđroxit lưỡng tính hay gặp
như Al(OH)
3
, Cr(OH)
3
,
Pb(OH)
2
, Sn(OH)
2
và yêu
cầu viết phương trình điện
li.
Chú ý dạng axit của các
hiđroxit lưỡng tính.
H
2
ZnO
2
, HAlO
2
.H
2
O,
H
2

PbO
2
.
Hoạt động 5
H
3
PO
4
 H
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO
4
-
 H
+
+ HPO
4
2-
H
2
PO
4
-

 H
+
+ PO
4
3-
Những axit phân li nhiều
nấc ra nhiều cation H
+

gọi là
đa axit.
HClO  H
+
+ ClO
HNO
2
 H
+
+ NO
2
-
HClO
4
→ H
+
+ ClO
4
-
Bazơ là những hợp chất
gồm cation kim loại liên kết

với nhóm OH.
NaOH, Ca(OH)
2
, KOH.
NaOH → Na
+
+ OH
-
KOH → K
+
+ OH
-
Ca(OH)
2
→ Ca
2+
+ 2OH
-
Sự điện li của bazơ tạo ra
anion OH
-
. Tính chất chung
của bazơ là tính chất của
anion OH
-
.
Ba(OH)
2
→ Ba
2+

+ 2OH
-
LiOH → Li
+
+ OH
-
Sr(OH)
2
→ Sr
2+
+ 2OH
-
HS quan sát thí nghiệm biểu
diễn và nhận xét sự điện li
của Zn(OH)
2
.
Hiđroxit lưỡng tính là
hiđroxit khi tan trong nước
vừa có thể phân li như axit
vừa có thể phân li như bazơ.
Pb(OH)
2
 Pb
2+
+ 2OH
-
Pb(OH)
2
 PbO

2
2-
+ 2H
+
Sn(OH)
2
 Sn
2+
+ 2OH
-
Sn(OH)
2
 SnO
2
2-
+ 2H
+
Al(OH)
3
 Al
3+
+ 3OH
-
Al(OH)
3
 AlO
2
-
+ H
+

+ H
2
O
nấc ra nhiều cation H
+

gọi là
axit nhiều nấc, những axit
chỉ phân li một nấc gọi là
axit một nấc.
II. Bazơ
NaOH → Na
+
+ OH
-
KOH → K
+
+ OH
-
Ca(OH)
2
→ Ca
2+
+ 2OH
-
- Theo thuyết Areniut bazơ
là chất khi tan trong nước
phân li ra anion OH
-
.

III. Hiđroxit lưỡng tính
-Hiđroxit lưỡng tính là
hiđroxit khi tan trong nước
vừa có thể phân li như axit
vừa có thể phân li như bazơ.
Zn(OH)
2
 Zn
2+
+ 2OH
-
Zn(OH)
2
 ZnO
2
2-
+ 2H
+
Tất cả các hiđroxit lưỡng
tính đều là chất ít tan trong
nước và điện li yếu.
IV. Muối
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
12
Yêu cầu HS nhắc lại định
nghĩa muối ở THCS. Cho
một vài thí dụ và viết
phương trình điện li.
Chú ý nhắc lại cách gọi tên
các muối.

Vậy muối là gì ? muối axit,
muối trung hoà ?
Hoạt đông 6
Sự điện li của muối trong
nước như thế nào ?
Cho thí dụ và viết phương
trình điện li.
Chú ý hướng dẫn HS cách
viết phương trình điện li.
Muối là hợp chất gồm
cation kim loại liên kết với
anion gốc axit.
NaCl, NaHSO
4
, KNO
3
,
KMnO
4
.
NaCl → Na
+
+ Cl
-
KNO
3
→ K
+
+ NO
3

-
NaHSO
4
→ Na
+
+ HSO
4
-
KMnO
4
→ Na
+
+ MnO
4
-
Vậy muối là hợp chất khi
tan trong nước phân li ra
cation kim loại (hoặc cation
NH
4
+
) và anion gốc axit.
Nếu anion gốc axit vẫn còn
hiđro có khả năng phân li ra
ion H
+
thì gọi là muối axit
ngược lại thì gọi là muối
trung hoà.
Hầu hết các muối khi tan

trong nước đều phân li hoàn
toàn trừ một số muối như
HgCl
2
, Hg(CN)
2
.
NaHCO
3
, NaHS, KNO
3
,
K
3
PO
4
, Na
2
CO
3
.
KNO
3
→ K
+
+ NO
3
-
K
3

PO
4
→ 3K
+
+ PO
4
3-
NaHCO
3
→ Na
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
 H
+
+ CO
3
2-
NaHS → Na
+
+ HS
-
HS
-
 H
+

+ S
2-
Na
2
CO
3
→ Na
+
+ CO
3
2-
1. Định nghĩa
NaCl → Na
+
+ Cl
-
KNO
3
→ K
+
+ NO
3
-
NaHSO
4
→ Na
+
+ HSO
4
-

KMnO
4
→ Na
+
+ MnO
4
-
Muối là hợp chất khi tan
trong nước phân li ra cation
kim loại (hoặc cation NH
4
+
)
và anion gốc axit.
2. Sự điện li của muối trong
nước
- Hầu hết các muối khi tan
trong nước đều phân li hoàn
toàn trừ một số muối như
HgCl
2
, Hg(CN)
2
.
- Sự điện li của muối trung
hoà.
KNO
3
→ K
+

+ NO
3
-
K
3
PO
4
→ 3K
+
+ PO
4
3-
Na
2
CO
3
→ Na
+
+ CO
3
2-
(NH
4
)
2
SO
4
→ 2NH
4
+

+ SO
4
2-
- Sự điện li của muối axit.
NaHCO
3
→ Na
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
 H
+
+ CO
3
2-
NaHS → Na
+
+ HS
-
HS
-
 H
+
+ S
2-
4. Củng cố

- Theo thuyết Areniut axit, bazơ là gì ? Hiđroxit lưỡng tính là gì ?
- Tính nồng độ ion H
+
của dung dịch HCl 0,1M, CH
3
COOH 0,1M.
- Tính nồng độ ion OH
-
của dung dịch NaOH 0,1M.
- Yêu cầu học sinh viết phương trình điện li của các muối sau: (NH
4
)
2
HPO
4
,
KH
2
PO
4
, Na
2
HPO
4
.
- Tính nồng độ các ion trong dung dịch Mg(NO
3
)
2
1M.

5. Dặn dò
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
13
- Làm bài tập trong SGK và SBT.
- Chuẩn bị nội dung bài học tiếp theo.
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
14
Ngày Soạn:27/8/2010 Tuần: 3
Ngày Dạy: 1/9/2010 Tiết: 5
§ 3 SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC - pH.
CHẤT CHỈ THỊ AXIT - BAZƠ
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Biết được sự điện li của nước, khái niệm pH.
- Biết đánh giá độ axit, bazơ và màu sắc của một số chất chỉ thị.
- Ý nghĩa tích số ion của nước.
2. Kỹ năng
- Rèn luyện kỹ năng viết phương trình điện li.
- Tính pH của một số dung dịch và làm các dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Kiểm tra bài cũ
- Viết phương trình điện li của các muối sau : NaCl, CH

3
COONa, K
2
SO
4
, NaHCO
3
.
- Tính nồng độ các ion trong dung dịch HNO
3
0,5M.
3. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1
GV cung cấp thông tin cho
HS biết nước là chất điện li
rất yếu.
Hoạt động 2
Nhận xét gì về nồng độ của
các ion trong nước nguyên
chất ?
Vậy môi trường trung tính
là gì ?
Từ thực nghiệm người ta
thấy tích số của
[ ]
+
H
[ ]
-

OH
=
10
-14
là một số không đổi.
Số này gọi là tích số ion của
nước.
Sự điện li của nước
H
2
O  H
+
+ OH
-
Nồng độ ion H
+
và OH
-

bằng nhau.
Vậy môi trường trung
tính là môi
trường có
[ ]
+
H
=
[ ]
-
OH

=1,0.10
-14
Tích số
O
2
H
K
=
[ ]
+
H
[ ]
-
OH

được gọi là tích số ion
của nước. Tích số này là
I. Nước là chất điện li rất
yếu
1. Sự điện li của nước
H
2
O  H
+
+ OH
-
2. Tích số ion của nước
- Môi trường trung tính là
môi trường có
[ ]

+
H
=
[ ]
-
OH
=1,0.10
-14
Tích số
O
2
H
K
=
[ ]
+
H
[ ]
-
OH

được gọi là tích số ion của
nước. Tích số này là hằng số
ở nhiệt độ xác định, ở 25
o
C
tích số này bằng 1,0.10
-14
.
Một cách gần đúng, có thể

GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
15
Tích số ion của nước phụ
thuộcvào những yếu tố nào?
Hoạt động 3
Ý nghĩa tích số ion của
nước
*. Môi trường axit
Tính nồng độ
[ ]
-
OH
của
dung dịch HCl 1,0.10
-3
M.
Kết luận gì về môi trường
axit ?
*. Môi trường kiềm.
Tính nồng độ
[ ]
+
H
của dung
dịch NaOH 1,0.10
-5
M
Hoạt động 4
Khái niệm về pH
Để đánh giá độ axit, bazơ

hằng số ở nhiệt độ xác
định, ở 25
o
C tích số này
bằng 1,0.10
-14
. Một cách
gần đúng, có thể coi giá
trị tích số ion của nước là
hằng số trong cả dung
dịch loãng của các chất
khác nhau.
Tích số ion của nước phụ
thuộc vào nhiệt độ dung
dịch.
Dựa vào phương trình
điện li
HCl → H
+
+ Cl
-
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]

[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
3
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-11
M.
Môi trường axit là môi
trường trong đó
[ ]
+
H
>
[ ]
-
OH
hay
[ ]

+
H
>1,0.10
-7
M
Dựa vào phương trình
điện li
NaOH → Na
+
+ OH
-
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
−
−
+
=⇒
OH
10.0,1
H
14
=

5
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-9
M
Môi trường kiềm là môi
trường trong đó
[ ]
+
H
<
[ ]
-
OH
hay
[ ]
+
H
<1.10
-7
M
[ ]
+
H
=1,0.10
-pH

M. Nếu
[ ]
+
H
=1,0.10
-a
M thì pH = a
coi giá trị tích số ion của
nước là hằng số trong cả
dung dịch loãng của các chất
khác nhau.
Tích số ion của nước phụ
thuộc vào nhiệt độ của dung
dịch.
3. Ý nghĩa tích số ion của
nước
a. Môi trường axit
Tính nồng độ
[ ]
-
OH
của dung
dịch HCl 1,0.10
-3
M.
HCl → H
+
+ Cl
-
[ ]

+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
3
14
10.0,1
10.0,1
−
−
=
1,0.10
-11
M.
Môi trường axit là môi
trường trong đó

[ ]
+
H
>
[ ]
-
OH
hay
[ ]
+
H
>
1,0.10
-7
M
b. Môi trường kiềm
Tính nồng độ
[ ]
+
H
của dung
dịch NaOH 1,0.10
-5
M
NaOH → Na
+
+ OH
-
[ ]
+

H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
−
−
+
=⇒
OH
10.0,1
H
14
=
5
14
10.0,1
10.0,1
−
−
=
1,0.10
-9
M
Môi trường kiềm là môi
trường trong đó
[ ]

+
H
<
[ ]
-
OH
hay
[ ]
+
H
<1,0.10
-7
M
IV. Khái niệm về pH
1. Chất chỉ thị axit - bazơ
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
16
của môi trường người ta
đưa ra khái niệm pH.
pH trong các môi trường
như thế nào ?
Chất chỉ thị axit-bazơ là gì ?
Đặc điểm của chỉ thị ?
Những chỉ thị nào hay dùng
trong phòng thí nghiệm ?
Để xác định chính xác giá
trị pH của dung dịch người
ta làm cách nào ?
Môi trường axit pH < 7
Môi trường kiềm pH > 7

Môi trường trung tính pH
= 7
Chất chỉ thị axit - bazơ là
chất có màu sắc biến đổi
phụ thuộc vào pH của
dung dịch.
Chất chỉ thị axit - bazơ
chỉ cho biết giá trị gần
đúng giá trị pH.
Quỳ tím và
phenolphtalein.
Để xác định chính xác
giá trị pH của dung dịch
người ta dùng máy đo
pH.
[ ]
+
H
= 1,0.10
-pH
M. Nếu
[ ]
+
H
=
1,0.10
-a
M thì pH = a
Môi trường axit pH < 7
Môi trường kiềm pH > 7

Môi trường trung tính pH= 7
2. Chất chỉ thị axit - bazơ
- Chất chỉ thị axit - bazơ là
chất có màu sắc biến đổi phụ
thuộc vào pH của dung dịch.
4. Củng cố
- Làm bài tập 4 và 6 trang 14 SGK.
5. Dặn dò
- Làm bài tập SGK và bài tập SBT.
- Chuẩn bị nội dung bài học tiếp theo.
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
17
Ngày Soạn: 27/8/2010 Tuần: 3
Ngày Dạy : 2/9/2010 Tiết: 6
§ 4 PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG
DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Biết điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi giữa các chất điện li trong dung dịch.
- Hiểu rõ bản chất của phản ứng trao đổi xảy ra trong dung dịch của các chất điện li.
2. Kỹ năng
- Rèn luyện kỹ năng viết phương trình phản ứng trao đổi giữa các chất điện li.
- Kỹ năng viết phương trình ion rút gọn.
- Vận dụng kiến thức để dự đoán chiều hướng của phản ứng trao đổi giữa các chất điện li
và làm một số dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với phương tiện trực quan.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.

- Hoá chất và dụng cụ làm thí nghiệm biểu diễn.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Kiểm tra bài cũ
- Tính pH của dung dịch KOH 0,001M và pH của dung dịch HNO
3
0,1M.
3. Bài mới
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1
Phản ứng tạo thành chất kết
tủa
GV làm thí nghiệm biểu
diễn phản ứng giữa dung
dịch Na
2
SO
4
và dung dịch
BaCl
2
.
Giải thích ?
GV hướng dẫn cho học sinh
các bước viết một phương
trình in rút gọn.
Quan sát và viết phương
trình phản ứng.

Na
2
SO
4
+ BaCl
2
→ BaSO
4

+ 2NaCl
Natri sunfat và bari clorua
đều dễ tan và phân li hoàn
toàn.
Na
2
SO
4
→ 2Na
+
+ SO
4
2-
BaCl
2
→ Ba
2+
+ 2Cl
-
Trong số 4 ion chỉ có Ba
2+

và SO
4
2-
kết hợp đực với
nhau tạo thành sản phẩm ít
tan.
Ba
2+
+ SO
4
2-
→ BaSO
4

I. Điều kiện xảy ra phản
ứng trao đổi ion trong
dung dịch các chất điện li
1. Phản ứng tạo thành chất
kết tủa
Thí nghiệm : trộn 2 dung
dịch Na
2
SO
4
và BaCl
2
.
Phản ứng
Na
2

SO
4
+ BaCl
2
→ BaSO
4

+ 2NaCl
Phương trình ion rút gọn
Ba
2+
+ SO
4
2-
→ BaSO
4

GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
18
Từ phương trình ion rút gọn
yêu cầu học sinh cho một
thí dụ phản ứng trao đổi của
một cặp chất khác cũng cho
sản phẩm là BaSO
4
. Rút ra
bản chất của phản ứng trong
trường hợp này.
Hoạt động 2
Phản ứng tạo thành chất

điện li yếu.
*. Phản ứng tạo thành nước.
GV làm thí nghiệm biểu
diễn: cho từ từ dung dịch
HCl vào dung dịch NaOH
(có chứa phenolphtalein)
cùng nồng độ.
Yêu cầu HS quan sát và viết
phản ứng. Giải thích.
Yêu cầu học sinh viết phản
ứng giữa Mg(OH)
2
với dung
dịch HCl.
Rút ra bản chất phản ứng.
*. Phản ứng tạo thành axit
yếu.
GV làm thí nghiệm biểu
diễn cho từ từ dung dịch
HCl vào dung dịch
CH
3
COONa.
GV hướng dẫn HS ngửi mùi
sản phẩm.
Phản ứng có sự kết hợp giữa
các ion tạo thành một sản
phẩm kết tủa.
HS quan sát và viết phương
trình phản ứng, phương

trình ion rút gọn.
HCl + NaOH → NaCl +
H
2
O
HCl → H
+
+ Cl
-
NaOH → Na
+
+ OH
-
Phương trình ion rút gọn.
H
+
+ OH
-
→ H
2
O
Mg(OH)
2
+ 2HCl → MgCl
2

+ H
2
O
Mg(OH)

2
+ 2H
+
→ Mg
2+
+
H
2
O
Phản ứng xảy ra do có sự
kết hợp của 2 ion H
+
và OH
-
tạo thành chất điện li yếu.
Phản ứng xảy ra
HCl + CH
3
COONa → NaCl
+ CH
3
COOH
HCl → H
+
+ Cl
-
CH
3
COONa → CH
3

COO
-
+
Na
+
H
+
+ CH
3
COO
-
→
CH
3
COOH
Phản ứng có sự kết hợp của
2 ion H
+
và CH
3
COO
-
tạo
thành CH
3
COOH là chất
điện li yếu.
Phản ứng có sự kết hợp giữa
các ion tạo thành một sản
phẩm kết tủa.

2. Phản ứng tạo thành chất
điện li yếu
a. Phản ứng tạo thành nước
Thí nghiệm
HCl + NaOH → NaCl +
H
2
O
Phương trình ion rút gọn
H
+
+ OH
-
→ H
2
O
Phản ứng xảy ra do có sự
kết hợp của 2 ion H
+
và OH
-
tạo thành chất điện li yếu.
b. Phản ứng tạo thành axit
yếu
Thí nghiệm
HCl + CH
3
COONa → NaCl
+ CH
3

COOH
Phương trình ion rút gọn
H
+
+ CH
3
COO
-
→
CH
3
COOH
Phản ứng có sự kết hợp của
2 ion H
+
và CH
3
COO
-
tạo
thành CH
3
COOH là chất
điện li yếu
4. Củng cố
- Làm bài tập 4 trang 20 SGK.
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
19
5. Dặn dò
- Làm bài tập SGK và bài tập 1.24 đến 1.36 SBT.

GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
20
Ngày Soạn:3/9/2010 Tuần: 4
Ngày Dạy: 8/9/2010 Tiết: 7
§ 4 PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG
DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI (Tiếp Theo)
I. Mục tiêu bài học
3. Kiến thức
- Biết điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi giữa các chất điện li trong dung dịch.
- Hiểu rõ bản chất của phản ứng trao đổi xảy ra trong dung dịch của các chất điện li.
4. Kỹ năng
- Rèn luyện kỹ năng viết phương trình phản ứng trao đổi giữa các chất điện li.
- Kỹ năng viết phương trình ion rút gọn.
- Vận dụng kiến thức để dự đoán chiều hướng của phản ứng trao đổi giữa các chất điện li
và làm một số dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với phương tiện trực quan.
III. Chuẩn bị
3. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức.
- Hoá chất và dụng cụ làm thí nghiệm biểu diễn.
4. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung bài học ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
6. Ổn định lớp
7. Kiểm tra bài cũ
- Tính pH của dung dịch KOH 0,001M và pH của dung dịch HNO
3
0,1M.
8. Bài mới

Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 3
Phản ứng tạo thành chất khí
GV làm thí nghiệm biểu
diễn rót dung dịch HCl vào
dung dịch Na
2
CO
3
.
HS quan sát viết phản ứng
xảy ra.
Bản chất của phản ứng
Hoạt động 4
Kết luận
HS quan sát và viết phản
ứng.
2HCl + Na
2
CO
3
→ 2NaCl +
H
2
O + CO
2

HCl → H
+
+ Cl

-
Na
2
CO
3

→ Na
+
+ CO
3
2-
2H
+
+CO
3
2-
→ H
2
O + CO
2

Phản ứng có sự kết hợp của
2 ion H
+
và ion CO
3
2-
tạo thành sản phẩm khí là
CO
2


Bản chất của phản ứng trao
3. Phản ứng tạo thành chất
khí
Thí nghiệm:
2HCl + Na
2
CO
3
→ 2NaCl +
H
2
O + CO
2

Phương trình ion rút gọn
2H
+
+CO
3
2-
→ H
2
O + CO
2

Phản ứng có sự kết hợp của
2 ion H
+
và ion CO

3
2-
tạo thành sản phẩm khí là
CO
2
IV. Kết luận
1. Phản ứng xảy ra trong
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
21
Bản chất của phản ứng xảy
ra giữa các chất điện li trong
dung dịch là gì ?
Khi nào thì phản ứng tảo
đổi ion giữa các chất điện li
trong dung dịch xảy ra ?
Phản ứng trao đổi xảy ra khi
một số ion trong dung dịch
kết hợp được với nhau làm
giảm nồng độ ion của
chúng.
đổi trong dung dịch các chất
điện li là phản ứng giữa các
ion.
Điều kiện xảy ra phản ứng
trao đổi ion trong dung dịch
các chất điện li là sản phẩm
tạo thành có ít nhất một
trong các chất sau:
- chất kết tủa.
- chất điện li yếu.

- chất khí.
dung dịch các chất điện li là
phản ứng giữa các ion.
2. Phản ứng tao đổi trong
dung dịch các chất điện li
chỉ xảy ra khi các ion kết
hợp được với nhau tạo
thành một trong các chất sau
:
- chất kết tủa.
- chất điện li yếu.
- chất khí.
9. Củng cố
- Làm bài tập 5 trang 20 SGK.
10.Dặn dò
- Chuẩn bị bài tập tiết sau luyện tập chương.
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
22
Ngày Soạn: 3/9/2010 Tuần: 4
Ngày Dạy: 9/9/2010 Tiết: 8
§ 5 LUYỆN TẬP AXIT - BAZƠ - MUỐI.
PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION
TRONG DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI
I. Mục tiêu bài học
1. Kiến thức
- Củng cố các kiến thức về axit, bazơ, muối và khái niệm pH của dung dịch.
- Củng cố kiến thức về phản ứng trao đổi ion xảy ra trong dung dịch chất điện li.
2. Kỹ năng
- Rèn luyện kỹ năng viết phương trình phản ứng trao đổi giữa các chất điện li dạng đầy đủ
và dạng ion thu gọn.

- Vận dụng kiến thức để dự đoán chiều hướng của phản ứng trao đổi giữa các chất điện li và
làm một số dạng bài tập cơ bản.
II. Phương pháp giảng dạy
- Sử dụng phương pháp đàm thoại nêu vấn đề kết hợp với hệ thống bài tập.
III. Chuẩn bị
1. Giáo viên
- Chuẩn bị nội dung kiến thức và bài tập.
2. Học sinh
- Cần chuẩn bị trước nội dung luyện tập ở nhà.
IV. Tiến trình lên lớp
1. Ổn định lớp
2. Nội dung luyện tập
Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh Nội dung ghi bảng
Hoạt động 1
Axit - bazơ muối
Yêu cầu học sinh nhắc lại
các khái niệm axit, bazơ,
muối theo quan điểm
Areniut.
Axit ? Bazơ ? Hiđroxit
lưỡng tính ?
Muối và sự phân li của nó ?
Axit là chất khi tan trong
nước phân li ra ion H+.
Bazơ là chất khi tan trong
nước phân li ra ion OH
Hiđroxit lưỡng tính là chất
khi tan trong nước vừa có
thể phân li theo kiểu axit,
vừa có thể phân li theo kiểu

bazơ.
Hầu hết các muối khi tan
trong nước phân li hoàn
toàn thành cation kim loại
(hoặc NH4+) và anion gốc
axit.
Nếu gốc axit còn chứa hiđro
axit thì nó sẽ tiếp tục phân li
I. Kiến thức cần nắm vững
1. Axit là chất khi tan trong
nước phân li ra ion H+.
2. Bazơ là chất khi tan trong
nước phân li ra ion OH
3. Hiđroxit lưỡng tính là
chất khi tan trong nước vừa
có thể phân li theo kiểu axit,
vừa có thể phân li theo kiểu
bazơ.
4. Hầu hết các muối khi tan
trong nước phân li hoàn
toàn thành cation kim loại
(hoặc NH4+) và anion gốc
axit.
Nếu gốc axit còn chứa hiđro
axit thì nó sẽ tiếp tục phân li
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
23
Hoạt động 2
Làm bài tập áp dụng
Yêu cầu học sinh làm bài

tập 1 trang 22 SGK.
Hoạt động 3
Sự điên li của nước. pH của
dung dịch.
Sự điện li của nước ? Tích
số ion của nước ?
Giá trị pH trong các môi
trường ?
Chỉ thị? Một số chỉ thị
haydùng ?
Hoạt động 4
Bài tập áp dụng làm bài tập
2 và 3 trang 22 sách giáo
khoa.
yếu ra cation H+ và anion
gốc axit.
Bài tập 1 trang 22 SGK
K
2
S → 2K
+
+S
2-
Na
2
HPO
4
→2Na
+
+ HPO

4
2-
HPO
4
2-
H+ + PO
4
3-
NaH
2
PO
4
→Na
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO
4
-
H+ + HPO
4
2-
HPO
4
2-

H+ + PO
4
3-
Pb(OH)
2
Pb
2+
+ 2OH
-
PB(OH)
2
2H
+
+ PbO
2
2-
HBrO H
+
+ BrO
-
HF  H+ F
-
HClO
4
→H
+
+ ClO
4
-
Nước là chất điện li rất yếu.

Tích số ion của nước là
O
2
H
K
=
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
.
Có thể coi giá trị này không
đổi trong các dung dịch
khác nhau.
Giá trị
[ ]
+
H
và pH đặc trưng
cho các môi trường:
Môi trường axit:
[ ]
+
H
>
1,0.10

-7
hoặc pH < 7
Môi trường kiềm:
[ ]
+
H
<1,0.10
-7
hoặc pH > 7
Môi trường trung tính:
[ ]
+
H
=
1,0.10
-7
hoặc pH = 7.
Chỉ thị là chất có màu sắc
biến đổi theo pH của môi
trường.
Bài 2/22 SGK
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]

[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
2
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-12
M.
pH = 2.
Bài 3/22 SGK
pH = 9
yếu ra cation H+ và anion
gốc axit.
Bài tập 1 trang 22 SGK
K
2
S → 2K
+
+S

2-
Na
2
HPO
4
→2Na
+
+ HPO
4
2-
HPO
4
2-
H+ + PO
4
3-
NaH
2
PO
4
→Na
+
+ H
2
PO
4
-
H
2
PO

4
-
H+ + HPO
4
2-
HPO
4
2-
H+ + PO
4
3-
Pb(OH)
2
Pb
2+
+ 2OH
-
PB(OH)
2
2H
+
+ PbO
2
2-
HBrO H
+
+ BrO
-
HF  H+ F
-

HClO
4
→H
+
+ ClO
4
-
5. Tích số ion của nước là
O
2
H
K
=
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
.
Có thể coi giá trị này không
đổi trong các dung dịch
khác nhau.
- Giá trị
[ ]
+
H
và pH đặc

trưng cho các môi trường:
Môi trường axit:
[ ]
+
H
>
1,0.10
-7
hoặc pH < 7
Môi trường kiềm:
[ ]
+
H
<1,0.10
-7
hoặc pH > 7
Môi trường trung tính:
[ ]
+
H
=
1,0.10
-7
hoặc pH = 7.
- Chỉ thị: quỳ,
phenolphtalein, chỉ thị vạn
năng,
Bài tập 2/22 SGK
[ ]
+

H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
2
14
10.0,1
10.0,1
−
−
= 1,0.10
-12
M.
pH = 2.
Bài 3/22 SGK
pH = 9
⇒

[ ]
+
H
= 1,0.10
-9
M.
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
24
Hoạt động 5
Phản ứng trao đổi ion trong
dung dịch chất điện li
Điều kiện xảy ra phản ứng
trao đổi ion trong dung dịch
chất điện li ?
Bản chất của phản ứng trao
đổi ion trong dung dịch các
chất điện li ?
Làm bài tập 5 trang 23
SGK.
Ý nghĩa của phương trình
ion rút gọn.
Cách biểu diễn phương
trình ion rút gọn.
Hoạt động 6
bài tập áp dụng
Làm bài tập 4.
⇒
[ ]
+
H

= 1,0.10
-9
M.
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-
=
9
14
10.0,1
10.0,1
−
−
=1,0.10
-5

M.
- Phản ứng trao đổi ion
trung dung dịch các chất
điện li chỉ xảy ra khi các ion
kết hợp được với nhau tạo
thành ít nhất một trong các
chất sau:
+ Chất kết tủa.
+ Chất điện li yếu.
+ Chất khí.
Bản chất của phản ứng trao
đổi ion trong dung dịch các
chất điện li là sự kết hợp các
ion tạo thành chất kết tủa,
khí, điện li yếu hay nói cách
khác một số ion kết hợp
được với nhau làm giảm
nồng độ ion của chúng. (bài
tập 5 sgk)
Cách biểu diễn: trong
phương trình ion rút gọn
người ta loại bỏ những ion
không tham gia phản ứng
còn những chất kết tủa, điện
li yếu, chất khí được giữ
nguyên dưới dạng phân tử.
Bài tập 4
a. Na
2
CO

3
+ Ca(NO
3
)
2
→
CaCO
3
↓ + 2NaNO
3
CO
3
2-
+ Ca
2+
→CaCO
3
↓
b. FeSO
4
+ 2NaOH→
Fe(OH)
2
↓ + Na
2
SO
4
Fe
2+
+ 2OH

-
→Fe(OH)
2
↓
c. NaHCO
3
+ HCl → NaCl
+ H
2
O + CO
2
↑
[ ]
+
H
[ ]
-
OH
= 1,0.10
-14
[ ]
[ ]
+
−
=⇒
H
10.0,1
OH
14
-

=
9
14
10.0,1
10.0,1
−
−
=1,0.10
-5
M.
6. Phản ứng trao đổi ion
trung dung dịch các chất
điện li chỉ xảy ra khi các ion
kết hợp được với nhau tạo
thành ít nhất một trong các
chất sau:
 Chất kết tủa.
 Chất điện li yếu.
 Chất khí.
9. Phương trình ion rút gọn
cho biết bản chất của phản
ứng trong dung dịch các
chất điện li.
Trong phương trình ion rút
gọn người ta loại bỏ những
ion không tham gia phản
ứng còn những chất kết tủa,
điện li yếu, chất khí được
giữ nguyên dưới dạng phân
tử.

Bài tập 4
a. Na
2
CO
3
+ Ca(NO
3
)
2
→
CaCO
3
↓ + 2NaNO
3
CO
3
2-
+ Ca
2+
→CaCO
3
↓
b. FeSO
4
+ 2NaOH→
Fe(OH)
2
↓ + Na
2
SO

4
Fe
2+
+ 2OH
-
→Fe(OH)
2
↓
c. NaHCO
3
+ HCl NaCl +
H
2
O + CO
2
↑
HCO
3
-
+ H
+
→H
2
O + CO
2
↑
GV: Nguyeãn Höõu Quyeàn
25