PHÚC TRÌNH THỰC HÀNH HÓA ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ

NHỮNG QUY TẮC LÀM VIỆC, DỤNG CỤ, THIẾT BỊ KỸ THUẬT CƠ BẢN PHÒNG THÍ NGHIỆM HÓA ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ

THUẬT CƠ BẢN PHÒNG THÍ NGHIỆM HÓA ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ

Họ và tên sinh viên:

Nhóm thực hành: 1 Tiểu nhóm: 6 Buổi thực hành: 1

Lớp: DH23RHM01 Khóa: 11 Ngày thực hành: 12/12/2023

1.1 BÁO CÁO KẾT QUẢ THỰC HIỆN NỘI QUY PHÒNG THÍ NGHIỆM

1.1.1 Trước khi đến phòng thực hành

1.Sinh viên phải đến phòng thí nghiệm đúng giờ Nếu đến trễ quá 20 phút, cán bộ hướng dẫn có quyền từ chối không cho sinh viên thực hành buổi đó

2 Trước khi vào làm thí nghiệm phải đọc trước bài thí nghiệm, hiểu được nội dung. trình tự tiến hành thí nghiệm Phải có kiến thức tối thiểu cho bài thí nghiệm Nếu trước và trong buổi thực hành, cán bộ hướng dẫn có thể từ chối không cho thực hành

1.1.2 Trong giờ đang thực hành

1 Trong giờ thực hành sinh viên muốn ra ngoài phòng thí nghiệm phải được sự đồng ý của giảng viên, nhận và kiểm tra dụng cụ, hóa chất, nếu phát hiện thiếu dụng cụ, hóa chất, dụng cụ nứt, bể, phải báo ngay cho cán bộ quản lý phòng thí nghiệm

2.Không được ăn, uống hoặc hút thuốc trong phòng thí nghiệm Thức ăn cất trong phòng thí nghiệm có thể bị bám hóa chất độc hại

3 Tuyệt đối không được nếm bất kỳ hóa chất nào, không được hút pipette bằng miệng mà phải dùng quả bóp cao su hoặc bơm trợ pipette

4 Bàn làm việc, dụng cụ, hóa chất dùng cho thí nghiệm phải sạch sẽ và sắp xếp một cách hợp lý Khi làm việc phải giữ yên lặng trật tự, chú ý quan sát, suy nghĩ và ghi chép lại các hiện tượng xảy ra vào số tay phòng thí nghiệm.

5 Phải ghi chép trung thực các số liệu, kết quả do chính mình thực hiện Trong trường hợp nghi ngờ về số liệu, cần kiểm tra lại cách tiến hành thí nghiệm của cán bộ hướng dẫn thực hành.

7 Không được bỏ chất rắn hay giấy vào lavabo (vì sẽ làm nghẹt đường thoát nước) mà phải bỏ vào thùng rác

1 Sinh viên phải dán hình vào phiếu điểm danh Cuối buổi thực hành sinh viên báo lại cho nhân viên phụ trách phòng thí nghiệm đến kiểm tra lại (các dụng cụ, hóa chất, có làm vệ sinh sạch sẽ mà chỗ tiểu nhóm làm, dụng cụ có rửa sạch, các dung dịch hóa chất có sắp xếp ngăn nắp không Chỉ khi nào giảng viên hướng dẫn ký xác nhận trong ô của bảng điểm danh thì mới chứng tỏ sinh viên đã thực hành xong bài đó.

2 Không được phép dự thi cuối khóa nếu thiếu một buổi thực hành Sinh viên phải làm đơn xin phép để được thực hành bù (ở nhóm khác trong đợt thực hành).

1.2 HIỂU BIẾT VỀ AN TOÀN PHÒNG THÍ NGHIỆM

_Để đảm bảo an toàn tuyệt đối, tạo điều kiện làm việc tốt nhất, sinh viên cần tuân thủ nghiêm ngặt các quy định và nguyên tắc an toàn trong phòng thí nghiệm.

1 Không được phép làm việc một mình trong phòng thí nghiệm Không được để hóa chất chạm vào mắt, da và quần áo,

2 Tất cả các hóa chất tại nơi làm việc phải được chứa trong chai lọ có nắp, dán nhãn rõ ràng Với các loại chai có chứa chất độc, ăn mòn, gây cháy nổ, thì không được xách cổ chai mà phải bê cả đáy chai.

3 Khi đun chất lỏng trong ống nghiệm, phải lắc nhẹ, đều và hướng ống nghiệm về phía không người Không được cúi đầu về phía các chất lỏng đang đun sôi hoặc chất rắn đang đun nóng chảy để tránh bị hóa chất bắn vào mặt.

4 Không được nếm và hút các chất độc bằng miệng Khi cần ngửi hóa chất phải để hóa chất ra xa, dùng tay vẫy nhẹ cho hơi bay vào mũi và ngủi nhẹ.

5 Không cho nước vào H2SO4 đậm đặc mà luôn luôn cho acid từ từ vào nước.

6 Không đun thẳng bằng ngọn lửa với các chất lỏng dễ bắt lửa như rượu, ether, acetone , không mồi lửa đèn cồn bằng một đèn cồn khác đang cháy.

7 Phải thực hiện trong tủ hút khi tiến hành các thí nghiệm sử dụng hóa chất như Br2, Cl2, HCl đậm đặc, HNO3 đậm đặc, H2SO4 đậm đặc, Iodine, Lugol, không được đóng quá chặt tủ hút, thò đầu vào tủ, không được tắt máy khi tủ còn chất độc.

8 Phải đọc kỹ nhãn hiệu trước khi lấy các hóa chất ra khỏi chai Khi sử dụng các dung dịch, đặc biệt là các acid, base phải cẩn thận tránh tháo xuống bàn Phải lau và rửa sạch ngay bằng nước những chỗ bị đổ.

9 Không nên đổ lại hóa chất dùng còn dư vào chai đang chứa hóa chất vì có thế làm hư hóa chất và đừng lấy quá số lượng hóa chất đòi hỏi trong thí nghiệm vì đa số các hóa chất đắt tiền.

10 Khi lấy xong các hóa chất trong chai, nên đưa chai về đúng vị trí ban đầu.

Biết sử dụng đúng các hóa chất (vô cơ, hữu cơ), dụng cụ thủy tinh và thiết không những mang lại hiệu quả kinh tế mà quan trọng hơn hết là tránh được các tại nạn nguy hiểm xảy ra Sinh viên phải cẩn thận khi tiến hành thí nghiệm, không được sử dụng các thiết bị, dụng cụ mà chưa biết cách sử dụng

Khi làm việc với các thiết bị dùng điện, sinh viên cần lưu ý một số điểm sau:

- Tay cần phải được lau thật khô, chân cần được mang giày khô và có tính cách điện, chỗ làm việc cũng phải khô.

- Không đặt các thiết bị (máy khuấy từ, cân phân tích, bếp điện, máy sấy, máy li tâm ) ở nơi ẩm thấp gần nguồn nước.

- Cẩn thận khi sử dụng các thiết bị có điện thế cao Phải biết chính xác vị trí đặt cầu dao trong phòng thí nghiệm.

Khi làm việc với các dụng cụ thủy tinh, sinh viên cần lưu ý một số điểm sau:

- Khi cho ống thủy tinh qua nút cao su rất dễ gãy, phải cẩn thận.

- Không được dùng các dụng cụ thủy tinh chưa rửa sạch, các dụng cụ thủy tinh bẩn phải để riêng hoặc rửa ngay sau khi dùng.

- Khi dùng đũa thủy tinh để khuấy chất rắn, phải nhẹ nhàng, đũa dễ bị gãy, có thể gây thương tích,

- Không được cho nước nóng, nước đang sôi vào dụng cụ thủy tinh đang lạnh ở nhiệt độ thường, rất dễ vỡ.

- Dụng cụ loại nào dùng cho việc đó chỉ được đun với dụng cụ thủy tinh chịu nhiệt và dùng cho chân không.

- Không được rửa dụng cụ thủy tinh, nhất là nhiệt kế đang nóng bằng nước lạnh (để nguội mới rửa được).

XÁC ĐỊNH HÀM LƯỢNG ASCORBIC ACID TRONG VITAMIN C

Lớp: DH23RHM01 Khóa: 11 Ngày thực hành:12/12/2023 2.1 NỘI DUNG BÁO CÁO

2.1.1 Pha dung dịch chuẩn 100 ml ascorbic acid 0,1M

Hỗn hợp vitamin C, NH4Fe(SO4)2 và salicylic có màu tím sẫm dần mất màu.

Hỗn hợp từ màu tím sẫm dần mất màu vì acid ascorbic bị oxi hóa thành acid dehydroascorbic, còn ion sắt (III) bị khử thành ion sắt (II) Phương trình phản ứng có thể viết như sau:

Acid salicylic được thêm vào để làm chỉ thị cho phản ứng Khi có ion sắt (III) trong dung dịch, acid salicylic sẽ tạo phức màu tím với ion này Khi ion sắt (III) bị khử hết, màu tím sẽ biến mất.

II Kết quả thực hành:

Kết quả 4 lần thí nghiệm định lượng Erlen 1 Erlen 2 Erlen 3

Khối lượng trung bình 1 viên vitamin C 0.701 g

Thể tích dung dịch NH4Fe(SO4)2.12H2O

Thể tích dung dịch vitamin C (ml) 10 ml

Milimol Fe 3+ trong dung dịch 1 mmol

Thể tích ascorbic acid đọc trên burette (ml) 3.2 ml 3.1 ml 3.1 ml

Milimol ascorbic acid / 0,1 viên vitamin C 0.1867 mol

Trung bình milimol ascorbic acid/viên ? mmol

Trung bình mg vitamin C/viên 328.81 mg

- Tính toán kết quả thí nghiệm:

Số mol Fe 3+ trong dung dịch NH4Fe(SO4)2: n Fe 3+¿ ¿ = 0,1 ( mol L ) x 10 ml = 0,1 ( mmol ml ) x 10 ml = 1mmol

Acid ascorbic + 2Fe 2+  acid dehydroascorbic + 2H + + 2Fe 2+

Tổng số mmol ascorbic acid: Σnascorbic acid = n Fe 3+¿

2 ¿ = 1mmol 2 = 0,5 mmol Σnascorbic acid = nascorbic acid 0,1M (burette) + nascorbic acid (0,1 vitamin C)

⇒ nascorbic acid (0,1 vitamin C) = Σnascorbic acid - nascorbic acid 0,1M (burette)

Trong đó nascorbic acid 0,1M (burette) Số mmol của ascorbic acid 0,1M phản ứng từ burette nascorbic acid (0,1 vitamin C) Số mmol của ascorbic acid trong 0,1 viên vitamin

V´ ascorbic acid 0,1M = V 1+V 3 2+V 3 = 3.2+ 3.1+ 3 3.1 =3.133 ml Khối lượng của ascorbic acid trong vitamin C:

10 x nascorbic acid (0,1 vitamin C) x Mvitamin C (mg) = 10 x 0.1867 x 176.12 = 328.81 mg

2.2.1 Trình bày công thức cấu tạo và công thức phân tử của ascorbic acid?

- Ascorbic acid có công thức cấu tạo là:

- Công thức phân tử của ascorbic acid là: C6H8O6

2.2.2 Cho biết công dụng của chỉ thị salicylic acid? Trình bày nguyên nhân chuyển màu trong quá trình chuẩn độ? Giải thích?

- Salicylic acid được sử dụng làm chất chỉ thị màu trong quá trình chuẩn độ.

- Nguyên nhân chuyển màu:Trong quá trình chuẩn độ, nguyên nhân chuyển màu xảy ra do sự tương tác giữa chỉ thị và dung dịch Ví dụ, salicylic acid được sử dụng làm chỉ thị trong quá trình chuẩn độ Nguyên nhân chuyển màu khi sử dụng salicylic acid là do sự tương tác giữa salicylic acid và các ion trong dung dịch, ví dụ như không cần ion Fe3+ trong dung dịch Khi có sự tương tác này xảy ra, chỉ thị sẽ chuyển màu để chỉ ra sự hoàn thành của quá trình chuẩn độ.

- Giải thích: : trong thí nghiệm trên các ion Fe 3+ phản ứng với salicylic acid để tạo thành dung dịch có phức chất có màu đỏ tím, sẫm Tuy nhiên, trong quá trình chuẩn độ khi không có ion Fe 3+ (do ion Fe 3+ bị chuyển về Fe 2+ ) thì dung dịch sẽ mất màu

2.2.3 Cho biết dung môi để pha chế dung dịch vitamin C? Có thể thay thế bằng dung môi khác được không? Hãy kể tên vài dung môi?

- Dung môi để pha chế dung dịch vitamin C là: nước cất.

- Trong quá trình pha chế dung dịch vitamin C, nước cất thường được sử dụng làm dung môi chính Tuy nhiên, có một số dung môi khác cũng có thể được sử dụng trong các trường hợp cụ thể Ví dụ, propylen glycol có thể được sử dụng như một dung môi đồng tan để giảm sức căng bề mặt của nước, đồng thời giảm độ phân cực của hỗn hợp dung môi, từ đó tăng độ tan của dược chất ít tan Tuy nhiên, việc sử dụng các dung môi khác chất và có thể gây ra các tác dụng phụ không mong muốn.

2.2.4 Tại sao phải cân ba viên vitamin C, sau đó lấy giá trị trung bình để tính ra khối lượng của một viên?

- Phải cân ba viên vitamin C, sau đó lấy giá trị trung bình để tính ra khối lượng của một viên vì một số lý do sau:

1 Đồng nhất khối lượng viên vitamin C:

- Việc sản xuất viên vitamin C có thể không đồng đều, dẫn đến sự khác biệt về khối lượng giữa các viên.

- Bằng cách cân nhiều viên và lấy giá trị trung bình, bạn có thể giảm thiểu ảnh hưởng của sự không đồng nhất này.

- Các cân có thể có sai số, và việc cân nhiều viên giúp giảm thiểu ảnh hưởng của sai số này.

- Lấy giá trị trung bình giúp loại bỏ các sai số cụ thể có thể xuất hiện khi cân từng viên riêng lẻ.

3 Đảm bảo chính xác của chuẩn độ:

- Trong một thí nghiệm chuẩn độ, việc sử dụng lượng chính xác của chất chuẩn (trong trường này là vitamin C) là quan trọng để đảm bảo tính chính xác của kết quả.

-Nếu lượng vitamin C trong mỗi viên không đồng nhất, việc lấy giá trị trung bình từ nhiều viên giúp xác định lượng chất chuẩn một cách chính xác hơn.

4 Minh bạch và lập trình thực nghiệm:

- Việc cân và lấy giá trị trung bình là một phần của quy trình thực nghiệm, giúp tăng tính minh bạch và lập trình thực nghiệm.

2.2.5 Tìm hiểu về nguồn gốc của vitamin C? Nguồn thực phẩm chứa vitamin C? Công dụng của vitamin C?

 - Nguồn gốc của vitamin C: vitamin C còn được biết đến là axit ascorbic, là một loại vitamin tan trong nước có vai trò quan trọng trong nhiều quá trình sinh học Vitamin C không thể được tổng hợp bởi cơ thể người và một số động vật khác, nên chúng ta cần cung cấp nó thông qua thức ăn hoặc bổ sung.

 - Nguồn thực phẩm chứa vitamin C:

1 Trái cây và rau củ:

VD: Cam, chanh, dâu, quả mâm xôi, quả kiwi, dưa hấu, dưa lưới, cà chua, cà rốt, rau bina,rau cải xanh, và nhiều loại trái cây và rau củ khác là những nguồn giàu vitamin C.

VD: Các loại rau như cần tây, rau mùi, cải xoăn, và cải xanh cũng chứa lượng vitamin C đáng kể.

3 Thực phẩm từ đậu nành:

VD: Đậu nành và các sản phẩm từ nó như tofu cũng có chứa một lượng vitamin C nhất định

4 Thực phẩm có chứa vitamin C được bổ sung:

Vd: Một số thực phẩm được bổ sung vitamin C, như viên nang hoặc viên sủi có chứa axit ascorbic, cung cấp nguồn cung nhanh chóng của vitamin này.

1 Chống ô nhiễm và bảo vệ tế bào:

- Vitamin C có khả năng chống ô nhiễm từ tác động của các gốc tự do và các chất ô nhiễm môi trường.Nó giúp bảo vệ tế bào khỏi tổn thương và giúp duy trì sự toàn vẹn của màng tế bào.

2 Hỗ trợ hệ thống miễn dịch:

- Vitamin C tăng cường hệ thống miễn dịch, giúp cơ thể chống lại vi khuẩn, virus và các tác nhân gây bệnh khác.

3 Tăng cường hấp thụ sắt:

Axit ascorbic tăng khả năng hấp thụ sắt không heme từ thức ăn, giúp phòng tránh thiếu máu do thiếu hụt sắt.

4 Tác động chống oxi hóa:

- Vitamin C là một chất chống oxi hóa mạnh mẽ, giúp ngăn chặn sự tổn thương của tế bào do gốc tự do và giữ cho các chất chống oxi hóa khác hoạt động hiệu quả.

5 Hỗ trợ tổn thương và phục hồi cơ bản:

- Vitamin C tham gia vào quá trình tổn thương và phục hồi mô cơ bản, đóng vai trò quan trọng trong quá trình tổn thương và phục hồi của tế bào.

6 Tăng cường sản xuất collagen:

- Collagen là một protein quan trọng giúp duy trì sự đàn hồi của da, mạch máu, xương, và các mô khác Vitamin C đóng vai trò quan trọng trong quá trình sản xuất collagen.

7 Giảm nguy cơ các bệnh nhiễm trùng:

-Vitamin C có thể giảm nguy cơ mắc các bệnh nhiễm trùng như cảm lạnh và viêm họng.

TRƯỜNG ĐẠI HỌC NAM CẦN THƠ BÀI PHÚC TRÌNH

KHOA RHM TH HÓA ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ

BỘ MÔN: HÓA CƠ BẢN

CHUẨN ĐỘ DUNG DỊCH ACID – BASE

Nhóm thực hành: 1 Tiểu nhóm: 6 Buổi thực hành:5

Lớp: DH23RHM01 Khóa: 11 Ngày thực hành: 25/12/2023

3.1.1 Trình bày cách pha chế 250 ml dung dịch NaOH có nồng độ lớn hơn 0,2M

_Lấy cốc 100 ml, sấy thật khô, rồi cân chính xác khoảng 3,0g NaOH tinh khiết trên cân kỹ thuật.

_Hòa tan lượng NaOH trong 50 ml nước cất, dùng đũa thủy tinh khuấy cho tan hết, rồi rót vào bình định mức 250 ml (dùng phễu thủy tinh đễ dễ dàng rót dung dịch từ cốc vào bình định mức), tráng cốc với 20 ml nước cất và vẫn cho vào bình định mức sau đó cho thêm nước cất vào bình cho đến vạch trên cổ bình (khi cho nước cất gần đến vạch thì dùng ống hút nhỏ giọt thêm từ từ để tránh trường hợp thêm lượng nước vượt qua vạch)

_Đậy nút và trộn đều dung dịch (sau khi đậy nút bình định mức, ta dốc ngược, đảo bình định mức) Ta được 250ml dung dịch NaOH có nồng độ > 0,2M.

3.1.2 Trình bày cách pha chế 100 ml dung dịch chuẩn H 2 C 2 O 4 0,1M

_Pha dung dịch Oxalyc axit 0,1M cân chính xác 1,26g H2C2O4.2H2O cho vào cốc

50 ml và hòa tan trong 20 ml nước cất, khuấy đều cho tan hết chuyển dung dịch vào bình định mức 100 ml Tráng cốc với 20 ml nước cất 3 lần và cho vào bình định mức sau đó thêm nước cất vào bình cho đến vạch trên cổ bình (khi cho nước cất gần đến vạch thì dùng ống hút nhỏ giọt thêm từ từ để tránh trường hợp thêm lượng nước vượt qua vạch).

_Đậy nút và trộn đều dung dịch (sau khi đậy nút bình định mức, ta dốc ngược bình định mức) Ta được 100 ml dung dịch chuẩn gốc Oxalyc acid 0,1M Bảo quản trong chai trung tính nâu và để chỗ tránh ánh sáng.

*Lưu ý : chỉ pha dung dịch khi cần dùng đến

3.1.3 Phương pháp chuẩn độ, xác định lại nồng độ dung dịch NaOH

1 Lắp bộ dụng cụ (Burrette, phễu, erlen, giá, kẹp burrette,…).

2 Tráng burrette 1 lần với nước cất, sau đó tráng 1 lần với dung dịch NaOH vừa pha chế ở trên Sau đó, mở khóa burrette cho chất lỏng trong burrette chảy hết vào chậu thủy tinh ( chậu thủy tinh chứa chất thải ở mỗi bài thí nghiệm, chậu này sẽ được đổ bỏ sau khi kết thúc thí nghiệm)

3 Burrette: dùng cốc 50ml rót dung dịch chuẩn độ NaOH > 0,2M lên burrette đến khi qua khỏi vạch số “0” khoảng 3 – 4cm rồi điều chỉnh mặt cong của dung dịch trên burrette về vạch số “0” (Chú ý không để bọt khí hoặc khoảng không xuất hiện ở phía dưới khóa điểu chỉnh tốc độ dòng)

4 Bình tam giác Erlen : chuẩn bị 3 erlen, mỗi erlen được thêm vào các hóa chất sau:

_Lấy chính xác 10 ml dung dịch H2C2O4 đã thêm vào erlen (bằng pipette)

_Thêm khoảng 20 ml nước cất

_Thêm tiếp vào erlen 3 giọt phenolphtalein, ta thấy dung dịch không màu.

5 Tiến hành chuẩn độ : điều chỉnh dung dịch trên burrette chảy xuống erlen thật chậm và thực hiện thao tác lắc erlen sao cho dung dịch bên trong xoáy tròn đều. khi thấy xuất hiện màu hồng nhưng khi lắc erlen thì màu hống mất đi thì cho dung dịch trên burrette nhỏ chậm dần, đến khi chỉ còn một giọt làm cho dung dịch chuyển từ không màu sang màu hồng rất nhạt bền trong 30 giây thì khóa burrette, dùng chuẩn độ.

- Đọc giá trị V1 đã sử dụng trên burrette Lặp lại thí nghiệm thêm ít nhất 2 lần, thể tích dung dịch NaOH được lấy để tính toán kết quả là thể tích trung bình của

Tại thời điểm tương đương ta có :

2 x CH2C2O4 x VH2C2O4(mL) = CNaOH x VNaOH(mL) => CNaOH = 2 x 10 7,3 x 0,1= 0,274 N Lưu ý : thể tích tiêu tốn 3 lần chuẩn độ không được sai lệch quá ± 0,1ml

3.1.4 Pha 200 ml dung dịch chuẩn NaOH 0,2M

Dung dịch đầu (Dung dịch NaOH có nồng độ lớn hơn 0,2M)

{ Co=C NaOH Vo=7,3ml =0,274 ml

Dung dịch sau ( Dung dịch chuẩn NaOH 0,2 cần pha chế)

Tính thể tính dung dịch NaOH có nồng độ lớn hơn 0,2M dùng để pha 100 ml dung dịch chuẩn NaOH 0,2M

Sử dụng burrette 25 ml (NaOH > 0,2M đã được rót lên burrette), lấy V0 mL dung dịch NaOH có nồng độ lớn hơn 0,2M cho vào bình định mức 100 ml và thêm nước cất đến vạch chuẩn, khi đó ta sẽ được dung dịch chuẩn NaOH 0,2M(dung dịch có nồng độ chính xác).

3.1.5 Phân tích hàm lượng chất kháng acid trong viên dược phẩm antacid

1 Tráng burrette 1 lần với nước cất, sau đó tráng 1 lần với dung dịch NaOH vừa pha chế ở trên Sau đó, mở khóa burrette cho chất lỏng trong burrette chảy hết vào chậu thủy tinh ( chậu thủy tinh chứa chất thải ở mỗi bài thí nghiệm, chậu này sẽ được đổ bỏ sau khi kết thúc thí nghiệm)

2 Burrette : dùng cốc 50 ml rót dung dịch chuẩn độ NaOH > 0,2M lên burrette đến khi qua khỏi vạch số “0” khoảng 3 – 4 cm rồi điều chỉnh mặt cong của dung dịch trên burrette về vạch số “0” (Chú ý không để bọt khí hoặc khoảng không xuất hiện ở phía dưới khóa điểu chỉnh tốc độ dòng)

3 Lặp lại quy trình trên với burrette 25 ml (tráng một lần với nước cất và một lần với dung dịch chuẩn HCl 0,2M), sau đó rót đầy dung dịch chuẩn HCl 0,2M đến khi qua vạch số “0” khoảng 3 – 4 cm, rồi điều chỉnh mặt cong của dung dịch trên burrette về vạch số “0”.

4 Lấy hai viên thuốc antacid khác nhau từ người hướng dẫn ghi nhận lại tên của mỗi viên thuốc trên bảng kết quả (1) Cân khối lượng mỗi viên antacid và ghi lại khối lượng chính xác vào bảng kết quả (2) Đặt mỗi viên vào các bình erlen

250 ml riêng biệt (ghi lại nhãn trên bình) Thêm khoảng 10 ml nước vào mỗi bình Sau đó, đem đi khuấy trên bếp khuấy từ từ để phân tán các viên thuốc

5 Thêm chính xác 50 ml HCl 0,2M vào mỗi bình erlen từ burrette Ngoài ra, thêm

1 vài giọt chất chỉ thị thymol xanh Lắc đều để phân tán viên nén (một số thành phần không phản ứng có thể không tan vào dung dịch và sẽ lắng xuống dưới dạng bột mịn dưới đáy bình) Tại thời điểm này, dung dịch phải có màu đỏ (dung dịch thymol xanh ở môi trường acid) Nếu một trong 2 erlen không có màu đỏ, thêm 10mL HCl 0,2M từ burrette đã rót lại và đảm bảo rằng màu đỏ sẽ tồn tại hơn 30s ghi lại tổng thể tích HCl 0,2M được thêm vào mỗi bình trong bảng báo cáo kết quả (3).

3.1.6 Báo cáo các kết quả thí nghiệm

3.2 TRẢ LỜI CÂU HỎI LƯỢNG GIÁ

CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG, CÂN BẰNG HÓA HỌC

Nhóm thực hành: 1 Tiểu nhóm: 6 Buổi Thực Hành: 3

Lớp: DH23RHM01 Khóa: 11 Ngày Thực Hành:19/12/2023

4.1.1 Ảnh hưởng của nồng độ đến tốc độ phản ứng

- Theo định luật tác dụng khối lượng : “Ở nhiệt độ không đổi, tốc độ của phản ứng tỷ lệ với tích nồng độ của các chất phản ứng được lũy thừa lên số mũ bằng hệ số tỷ lượng tương ứng trong giai đoạn chuyển hóa cơ sở”.

- Theo thuyết va chạm, trong quá trình phản ứng, các hạt (nguyên tử, phân tử hoặc ion) luôn chuyển động không ngừng và va chạm với nhau Những va chạm có năng lượng đủ lớn phá vỡ liên kết cũ và hình thành liến kết mới dẫn đến phản ứng hóa học được gọi là va chạm hiệu quả

 khi nồng độ chất phản ứng tăng thì số va chạm giữa các hạt tăng lên, làm số va chạm hiệu quả cũng tăng lên và dẫn đến làm tăng tốc độ phản ứng

4.1.1.3 Hiện tượng, giải thích, phương trình phản ứng

*Hiện tượng: Tạo kết tủa lưu huỳnh màu trắng đục

*Giải thích: Nồng độ N a 2 S 2 O 3 giảm dần từ ống 1 đến ống 3, thời gian phản ứng tăng dần từ ống 1 đến ống 3 Vì sự phân bố các phân tử chuyển động xa nhau hơn, sự va chạm giữa các phân từ xảy ra ít hơn nên thời gian để xảy ra phản ứng xảy ra chậm hơn, tốc độ phản ứng giảm dần theo nồng độ, nồng độ càng thấp khả năng phản ứng càng chậm.

Phương trình: Na2S2O3 + H2SO4→ Na2SO4 + S↓ + SO2↑+ H2O

4.1.2 Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng

- Theo thuyết va chạm khi tăng nhiệt độ, các hạt (phân tử, nguyên tử hoặc các ion) của tác chất được cung cấp thêm năng lượng chúng hoạt động nhiều hơn Khi đó số va chạm hiệu quả giữa các hạt tăng lên dẫn đến dẽ tương tác hóa học, do đó phản ứng sẽ xảy ra nhanh hơn

Hiện tượng: Sau một khoảng thời gian thì KMnO4 bị mất màu tím

Giải thích: Nhiệt độ tăng từ ống 1 đến ống 3, thời gian phản ứng giảm dần từ ống 1 xuống ống 3, các phân tử chuyển động nhanh và va chạm nhiều, động năng tăng, va chạm hiệu quả giữa các hạt tăng dễ tương tác hóa học hơn, làm phản ứng diễn ra với thời gian ngắn hơn và tốc độ tăng theo nhiệt độ Mất màu tím là do trong môi trường acid KMnO4 là chất oxy hóa, nên có số oxy hóa của Mn từ +7 xuống +2.

Phương trình: 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 ↑ + 8H2O

4.1.3 Ảnh hưởng của chất xúc tác đến tốc độ phản ứng

- Ảnh hưởng của chất xúc tác đến tốc độ phản ứng được giải thích dựa vào năng lượng hoạt hóa Đây là năng lượng tối thiếu cần cung cấp cho các hạt (nguyên tử, phân tử hoặc ion), để chuyển cho các hạt từ trạng thái bất hoạt thành hoạt động, để va chạm giữa chúng gây ra phản ứng hóa học.

- Các phản ứng khi có chất xúc tác sẽ xảy ra qua nhiều giai đoạn và mỗi giai đoạn của phản ứng đều có năng lượng hoạt hóa thấp hơn so với phản ứng không có xúc tác Do đó sẽ có nhiều số hạt có đủ năng lượng hoạt hóa, dẫn đến làm tăng tốc độ phản ứng.

- Chất xúc tác không mất đi sau phản ứng (khối lượng và bản chất hóa học của nó không đổi) tuy nhiên, chất xúc tác có thể thay đổi kích thước, hình dạng hạt, độ xốp,…)

Hiện tượng: Mất màu tím của dung dịch kMnO4

Giải thích: Khi có chất xúc tác, thời gian phản ứng giảm dần từ ống 1 xuống ống 3 do MnSO4 làm giảm năng lượng hoạt hóa, phản ứng sẽ xảy ra qua nhiều giai đoạn, mỗi giai đoạn đều có năng lượng hoạt hoá thấp hơn so với phản ứng không xúc tácDo đó số hạt có đủ năng lượng hoạt hoá sẽ nhiều hơn, dẫn đến tốc độ phản ứng tăng Mất màu tím là do trong môi trường acid KMnO4 là chất oxy hóa, nên có số oxy hóa của Mn từ +7 xuống +2.

Phương trình: 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 ↑ + 8H2O

4.1.4 Ảnh hưởng của diện tích tiếp xúc đến tốc độ phản ứng

- Theo thuyết va chạm, khi tăng diện tích bề mặt tiếp xúc, số va chạm giữa các tác chất ban đầu tăng lên, làm tăng số va chạm hiệu quả giữa các hạ (Nguyên tử, phân tử hoặc ion) dẫn đến làm tăng tốc độ phản ứng

Hiện tượng: Cả 2 ống đều có bọt khí thoát ra

Giải thích: Phương trình: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2

So sánh tốc độ phản ứng: Ống 2 xảy ra phản ứng nhanh hơn ống 1 rất nhiều, gần như ngay lập tức, sủi bọt nhiều hơn ống 1

Nhận xét: Khi tăng diện tích tiếp xúc thì tốc độ phản ứng cũng tăng theo Suy ra diện tích tiếp xúc có ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng

4.1.5 Ảnh hưởng của nồng độ đến cân bằng hóa học

- Khi tăng nồng độ một chất trong phản ứng thì cân bằng hóa học bị phá vỡ và chuyển dịch theo chiều làm giảm nồng độ của chất đó và ngược lại.

+ Chiều thuận: nồng độ chất tham gia giảm (do tạo thành sản phẩm), nồng độ chất sản phẩm tăng.

+ Chiều nghịch: nồng độ sản phẩm giảm (do phản ứng ngược tạo thành chất tham gia), nồng độ chất tham gia tăng

-Ống nghiệm 1: Có màu đỏ máu

-Ống nghiệm 2: Màu đỏ máu đậm hơn màu ở ống nghiệm 1

-Ống nghiệm 3: Đỏ máu đậm

-Ống nghiệm 4: Dung dịch có màu vàng nâu

+ Ở ống nghiệm 2, 3: Theo nguyên lý chuyển dịch cân bằng khi tăng nồng độ FeCl3 và KSCN (tác chất) lên thì cân bằng chuyển dịch theo chiều giảm nồng độ tác chất chuyển dịch theo chiều thuận sinh ra sản phẩm nhiều hơn Vì vậy tạo ra nhiều

Fe(SCN); làm cho ống nghiệm 2,3 có màu đỏ máu đậm hơn ống nghiệm 1 Ở ổng 3, dung dịch chuyển sang đỏ máu do Fe + SCN tạo phức K3[Fe(SCN)6].

+ Còn ở ống 4 thì ngược lại, nồng độ NaCl tăng lên cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch làm giảm nồng độ Fe(SCN); giảm vì vậy màu của ống nghiệm 4 nhạt hơn màu ống nghiệm 1.

Phương trình: FeC l 3 + 3KSCN ↔ Fe(SCN¿ 3 + 3KCl

FeC l 3 + 6KSCN → K 3[Fe(SCN¿ 6] + 3KCl

4.1.6 Ảnh hưởng của nhiệt độ đến cân bằng hóa học

CHẤT CHỈ THỊ MÀU – pH – DUNG DỊCH ĐỆM – TÍCH SỐ TAN

Nhóm thực hành: 1 Tiểu nhóm: 6 Buổi thực hành: 3 Lớp: DH23RHM01 Khóa: 11 Ngày thực hành: 19/12/2023 5.1 NỘI DUNG BÁO CÁO

5.1.1 Sự thay đổi màu của chất chỉ thị trong các môi trường

Trong dung dịch các chất chỉ thị màu điện li theo phương trình tổng:

HIn(aq) ↔ H + (aq) + In -(aq) (Dạng acid) (Dạng base) Trong đó: HIn - là chất chỉ thị ban đầu; Ki - là hằng số điện li của chất chỉ thị

Với hằng số: K1 = [H + ] [Ind -] / [HInd] => [H + ] = K1 [HInd] / [Ind -] hay [H + ] = K [màu dạng acid] / [màu dạng base]

Từ đó, ta tính được: pH = pK1 + 1g ([màu dạng acid] / [màu dạng base]) Như vậy, khi cho chất chỉ thị thích hợp, dựa vào việc đổi màu ta có thể tính được pH của dung dịch

Bằng mắt ta chỉ nhận biết được màu sắc của dạng này khi nồng độ của chúng lớn hơn dạng kia khoảng 10 lần hay: pKI – 1 ≤ pH ≤ pKI + 1 Như vậy, khoảng đổi màu của chất chỉ thị tương ứng với pH trên xà mỗi chất chỉ thị sẽ có khoảng đổi màu tương ứng ở ngoài khoảng đổi màu

Khi thay đổi nồng độ dung dịch, màu sắc của chất chỉ thị đậm hoặc nhạt hơn Dựa vào thnag màu chuẩn của chất chỉ thị ở các nồng độ xác định, ta có thể xác định được pH dung dịch bằng cách so màu của dung dịch cần đo pH với chất chỉ thị tương ứng với thang màu chuẩn đã biết nồng độ

-Ống 1: dung dịch từ không màu chuyển thành màu đỏ hồng

-Ống 2: dung dịch từ không màu chuyển thành màu vàng

-Ống 3: dung dịch từ không màu chuyển thành màu vàng cam

-Ống 4: dung dịch không màu

-Ống 5: dung dịch từ không màu chuyển thành màu tím

-Ống 6: dung dịch không màu

*Giải thích: Vì Methyl da cam và Phenolphtalein là chất chỉ thị màu

-Methyl da cam trong môi trường Acid thì dung dịch sẽ chuyển thành màu đỏ hồng, trong môi trường Base sẽ chuyển thành màu vàng cam và trong môi trường Trung tính thì dung dịch không đổi màu.

-Phenolphtalein: Trong môi trường Base sẽ chuyển thành màu đỏ hồng, trong môi trường trung tính và Acid thì dung dịch không đổi màu.

5.1.2 Xác định pH của dung dịch

Khoảng đổi màu của chất chỉ thị tương ứng với pH trên và mỗi chất chỉ thị sẽ có khoảng đổi màu tương ứng Dựa vào thang màu chuẩn của chất chỉ thị ở các nồng độ xác định, ta có thể xác định được pH dung dịch bằng cách so màu của dung dịch cần đo pH với chất chỉ thị tương ứng với thang màu chuẩn đã biết nồng độ.

Hiện tượng: Ống nghiệ m pH dung dịch Giấy pH Máy đo pH

-Ống 1: HCl phân i ra H+ tạo môi trường acid

-Ống 2: CH3COOH phân li ra H+ tạo môi trường acid

-Ống 3: CH3COONa gốc acid yếu, kim loại mạnh tạo môi trường base

-Ống 4: NH4Cl phân li ra Cl- tạo môi trường acid

-Ống 5: NaHCO3 gốc acid yếu, kim loại mạnh môi trường base

-Ống 6: NH4OH phân li ra OH- tạo môi trường base

-Ống 7: NaOH phân li r ra OH- tạo môi trường base

-Ống 2: CH3COOH → CH3COO − + H +¿¿

-Ống 3: CH3COONa → CH3COO +¿¿ + Na −

-Ống 4: NH4Cl → NH4 +¿¿ + Cl −

-Ống 6: NH4OH → NH4 +¿¿ + OH −

5.1.3 pH và dung dịch đệm

Dung dịch đệm là dung dịch có pH thay đổi không đáng kể khi thêm vào đó một ít acid, base hay khi pha loãng chúng

Một hỗn hợp của một acid yếu và base liên hợp của nó thường tạo thành hệ đệm tốt

Hệ đệm có pH thay đổi không đáng kể khi có những thay đổi lớn về độ pH và được giải thích dựa vào nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier

Hệ đệm dung dịch ổn định ở một pH nhất định Điều này phụ thuộc vào bản chất của dung dịch đệm và nồng độ của nó

Công thức tính pH của hệ đệm: pH = pKa + log [A]

Trong đó: pKa = −log(K¿¿a)¿ và Ka là hằng số phản lí của carbomic acid (H2CO3)

- Khi cho 5ml CH3COOH vào 5ml CH3COONa Thì ion H+ của CH3COOH trung hòa hết với ion OH của CH3COONa, khi đó H +¿¿ + OH − → H2O Bây giờ dung dịch đệm còn lại CH3COOH nên làm pH của dung dịch đệm giảm, thể hiện tính acid (pH=5)

- Khi cho HCl vào dung dịch đệm, ion H của HCl tiếp tục làm tăng tính acid của dung dịch đệm nên pH tiếp tục giảm, thể hiện tính acid (pH=3).

- Khi cho NaOH vào dung dịch đệm, ion OH của NaOH phát hóa mạnh mẽ làm tăng tính base của hệ đệm nên pH tăng lên, thể hiện tính base (pH ).

CH3COO - + Na - → CH3COONa

-Khi cho 1ml CH3COOH vào 10ml CH3COONa Thì ion H+ của CH3COOH trung hòa chỉ một phần ion OH của CH3COONa (vì nồng độ CH3COOH cho vào ít hơn nồng độ CH3COONa), khi đó H +¿¿ + OH − → H2O Bây giờ dung dịch đệm còn lại OH dư tác dụng CH3COOH có trong CH3COONa nên làm pH của dung dịch đệm tăng gần về trung tính, thể hiện tính acid yếu (pH=6).

-Khi cho HCl vào dung dịch đệm, ion H +¿¿ của HCl tiếp tục làm tăng tính acid của dung dịch đệm nên pH tiếp tục giảm, thể hiện tính acid (pH =5)

- Khi cho NaOH vào dung dịch đệm, ion OH − của NaOH phát hóa mạnh mẽ làm tăng tính base của hệ đệm nên pH tăng lên, thể hiện tính base (pH =8).

CH3COO - + Na - → CH3COONa

-Khi cho 5ml NH4OH vào 5ml NH4Cl Thì ion OH của NH4OH trung hòa hết với ion

H+ của NH4Cl, khi đó H +¿¿ + OH − H2O Bây giờ dung dịch đệm còn lại NH3 nên làm pH của dung dịch đệm tăng, thể hiện tính base (pH).

-Khi cho HCl vào dung dịch đệm, ion H +¿¿ của HCl phát hóa làm tăng tính acid của dung dịch đệm nên pH giảm, gần về trung tính (pH =9)

-Khi cho NaOH vào dung dịch đệm, ion OH − của NaOH làm tăng tính base của hệ đệm nên pH càng tăng lên, thể hiện tính base mạnh (pH ).

- Khi cho 1ml NH4OH vào 5ml NH4Cl Thì ion OH của NH4OH trung hòa chỉ một phần với ion H +¿¿ của NH4Cl (vì nồng độ NH4OH cho vào ít hơn nồng độ NH4Cl), khi đó H +¿¿ + OH − → H2O Bây giờ dung dịch đệm còn dư H 3 O + ¿¿ tác dụng với NH3 nên làm pH của dung dịch đệm giảm gần về trung tính, thể hiện tính base yếu (pH=8). -Khi cho HCl vào dung dịch đệm, ion H +¿¿ của HCl phát hóa mạnh mẽ làm tăng tính acid của dung dịch đệm nên pH giảm, thể hiện tính acid mạnh (pH =2)

- Khi cho NaOH vào dung dịch đệm, ion OH − của NaOH làm tăng tính base của hệ đệm nên pH càng tăng lên, thể hiện tính base (pH ).

*Sự thay đổi pH khi thêm acid or base

-Nước cất môi trường trung tính nên pH = 7 còn HCl môi trường acid nên pH 7

Sự thủy phân của muối trong dung dịch là quá trình phân tách muối thành các ion dương và ion âm trong nước Khi muối tan trong nước các liên kết ion giữa các ion dương và ion âm trong muối bị phá vỡ, tạo ra các ion riêng lẻ trong dung dịch

– Ống 1: Al2(SO4)3 và 5ml nước

– Ống 2: KCl và 5 ml nước

– Ống 3: K2CO3 và 5 ml nước

– Ống 4: NH4Cl và 5 ml nước

– Ống 5: CH3COONa và 5 ml nước

Sau đó đo PH và thêm vào mỗi ống 2 giọt phenolphtalein và quan sát màu

Hiện tượng Ống nghiệm Muối pH Màu dung dịch sau khi cho phenolphtalein

Môi trường (acid, trung tính hay kiềm)

1 Al2(SO4)3 2 Không màu Acid

2 KCl 7 Không màu Trung tính

3 K2CO3 10 Màu hồng nhạt Base

4 NH4Cl 6 Không màu Acid

5 CH3COONa 8 Màu hồng nhạt Base

_Ống 1: Al2(SO4)3  2Al 3+ + 3SO4 2-

Al 3+ là ion của base yếu, Cl- là ion có tính axit mạnh nên khi điện ly sẽ tạo môi trường acid.

K + và Cl - đều là những ion của acid mạnh và base mạnh nên tạo môi trường trung tính. _Ống 3: K2CO3  2K + + CO3 2-

Môi trường tạo OH- có tính base.

_Ống 4: NH4Cl  NH4 + + Cl -

Môi trường tạo ra H3O + làm cho dung dịch có môi trường acid.

_Ống 5: CH3COONa  CH3COO - + Na +

CH3COO - + HOH  CH3COOH + OH - Môi trường tạo OH có tính base

5.1.5 Cân bằng về độ tan

Bất kỳ quá trình tự nhiên nào đều phụ thuộc vào sự kết tủa hoặc hòa tan của một loại muối ít tan

Một cách tổng quát, đối với một chất điện ly mạnh AmBn:

-Ống 3 tủa trắng nhiều nhất rồi lần lượt tới ống 4, 1, 2

-Ống 5 và 6: Xuất hiện tủa xanh lam, tủa tan tạo phức, phức tan tạo dung dịch xanh lam

Giải thích và Phương trình:

-Nồng độ các chất càng cao thì hiện tượng càng dễ quan sát, các chất dễ phản ứng -Ống 1, 2, 3, 4: CaC l 2 + N a 2 C 2 O 4 → Ca C 2 O 4 + 2NaCl

-Ống 5: CuS O 4 + NaOH → Cu(OH¿ 2↓ + N a 2S O 4

Cu(OH¿ 2 + 2NaOH → N a 2[Cu(OH¿ 4]

N a 2[Cu(OH¿ 4] + 4HCl → 2NaCl + CuC l 2 + 4 H 2O

-Ống 6: CuS O 4 + NaOH → Cu(OH¿ 2↓ + N a 2S O 4

Cu(OH¿ 4 + 4N H 4OH → [Cu(N H 3¿ 4 ](OH¿ 2 + H 2O

[Cu(N H 3¿ 4 ](OH¿ 2 + 6HCl → 4N H 4Cl + CuC l 2 + 2 H 2O

5.2 TRẢ LỜI CÂU HỎI LƯỢNG GIÁ

5.2.1 Tìm hiểu một số chất chỉ thị màu và cho biết màu của chúng thay đổi như thế nào đối với các môi trường tương ứng?

_Chất chỉ thị màu là những hợp chất hữu cơ nhạy cảm với pH tương ứng và được sử dụng phổ biến trong ngành hóa học và các lĩnh vực liên quan đến nó Chúng có khả năng thay đổi màu sắc khi pH của chất phản ứng thay đổi, đó là đặc điểm độc đáo của chúng và được sử dụng để xác định pH hoặc để xác định vị trí của các phản ứng hóa học

Một số chất chỉ thị màu được dùng phổ biến trong hóa học:

 Trong môi trường acid: Màu cam đỏ

 Phạm vi thay đổi màu: 3.1 đến 4.4

 Trong môi trường base: Màu vàng

 Trong môi trường acid: Màu đỏ

 Phạm vi thay đổi màu: 5 đến 8

 Trong môi trường base: Màu xanh

 Trong môi trường acid: Không màu

 Phạm vi thay đổi màu: 8 đến 10

 Trong môi trường base: Màu đỏ

Ngoài ra còn 1 số chất chỉ thị màu trong tự nhiên:

CÁC NGUYÊN TỐ KIM LOẠI

Lớp: DH23RHM01 Khóa: 11 Ngày thực hành: 22/12/2023 6.1 NỘI DUNG BÁO CÁO

6.1.1 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố potassium (K)

-Hợp chất của K tồn tại dưới dạng K +¿ ¿ và thường là muối và các hợp chất này tác dụng được với acid tạo muối mới và acid mới.

-Ống 1: xuất hiện kết tủa trắng (KClO4)

-Ống 2: xuất hiện kết tủa vàng

Giải thích: Muối phản ứng với axit tạo thành muối mới và axit mới Phương trình:

-Ống 1: HClO4 + KCl → KClO4 + HCl

6.1.2 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố magnesium (Mg)

-Hợp chất của Mg tồn tại dưới dạng Mg 2+ ¿¿ và thường là các muối Các hợp chất này tác dụng với những chất có gốc OH − tạo kết tủa trắng Mg(OH)2

-Ống 1, 2, 3: Ban đầu xuất hiện kết tủa trắng, lúc sau vẫn xuất hiện kết tủa trắng

Giải thích bằng phương trình:

-Ống 1: MgC l 2 + 2NaOH → Mg(OH¿ 2 + 2NaCl

MgC l 2 + NH4Cl + Na H 2P O 4 → 2NaCl + MgN H 4P O 4 + 2HCl

-Ống 2: MgC l 2 + 2N H 4OH → Mg(OH¿ 2 + 2N H 4Cl

MgC l 2 + 2N H 3 + Na H 2P O 4 → MgN H 4P O 4↓ + N H 4Cl + NaCl

MgC l 2 + N H 4Cl + Na H 2P O 4 → 2NaCl + MgN H 4P O 4 + 2HCl

MgC l 2 + N H 4Cl + Na H 2P O 4 → MgN H 4P O 4↓ + NaCl + 2HCl

MgC l 2 + N H 4Cl + Na H 2P O 4 → 2NaCl + MgN H 4P O 4 + 2HCl

6.1.3 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố calcium (Ca)

-Hợp chất của Ca tồn tại dưới dạng Ca 2+¿¿ và thường là các muối, Các hợp chất này tác dụng với những chất có gốc CO3 2 − , CrO4 2− , C 2O4 2 − ,OH − , SO4 2− tạo kết tủa

-Ống 2, 3, 4, 5 đều xuất hiện kết tủa màu trắng nhưng ống 4 và 5 xuất hiện rất ít -Ống 1 xuất hiện kết tủa vàng

-CaCl2 phản ứng với K2CrO4, Na2CO3, H2C2O4, đều tạo ra ra chất kết tủa lần lượt là (CaCrO4, CaCO3, CaC2O4)

-CaCl2 phản ứng với NaOH, (H2SO4 + C2H5OH) tạo ra Ca(OH)2 và CaSO4 là một chất tan kém trong nước nên 1 phần tan còn phần còn lại không tan tạo một ít kết tủa trắng Ca(OH)2, CaSO4

-Ống 1: CaCl2 + K2CrO4 → CaCrO4↓ + 2KCl

-Ống 2: CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3↓ + 2NaCl

-Ống 4: CaCl2 + 2NaOH → Ca(OH)2 + 2NaCl

-Ống 5: CaCl2 + H2SO4 + 2C2H5OH → CaSO4 + 2C2H5Cl + 2H2O

6.1.4 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố barium (Ba)

-Hợp chất của Ba tồn tại dưới dạng Ba 2+¿¿ và thường là các muối, Các hợp chất này tác dụng với những chất có gốc CO3 2 − , CrO4 2− , C 2O4 2 − ,OH − , SO4 2− tạo kết tủa

+Ống 1: xảy ra hiện tượng kết tủa trắng là BaSO4

+Ống 2: xuất hiện kết tủa vàng là BaCrO4

+Ống 3: hiện tượng xảy ra là kết tủa trắng BaCO3

+Ống 4: có kết tủa trắng là BaC2O4

+Ống 5: có kết tủa trắng là Ba(OH)2 (rất ít)

+ Ống 1: phản ứng trao đổi giữa ion Ba 2+¿¿ và SO4 2 − Tạo ra kết tủa trắng BaSO4 + Ống 2: phản ứng trao đổi giữa ion Ba2+ và CrO4 2 − Tạo ra kết tủa vàng BaCrO4 + Ống 3: phản ứng trao đổi giữa ion Ba2+ và CO3 2 − Tạo ra kết tủa trắng BaCO3 + Ống 4: phản ứng trao đổi giữa ion Ba2+ và C2O4 2 − Tạo ra kết tủa trắng BaC2O4 + Ống 5: phản ứng trao đổi giữa ion Ba 2+¿¿ và OH Tạo ra base mạnh

-Ống 1: BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

- Ống 2: BaCl2 + K2CrO4 → BaCrO4↓ + 2KCl

- Ống 3: BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3↓ + 2NaCl

(kết tủa trắng)-Ống 5: BaCl2 + NaOH → Ba(OH)2 +NaCl

6.1.5 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố alumium (Al)

6.1.6 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố tin (Sn) và palladium (Pb)

-Hợp chất của Sn và Pb tồn tại dưới dạng Sn2+ và Pb2+ Và các chất này thường là muối.

-Các hợp chất trên có thể tham gia vào phản ứng trao đổi hay oxi hóa khử.

-Khi thêm 10 giọt NaOH vào ống nghiệm thì ống nghiệm xuất hiện kết tủa trắng.Khi cho thêm 5 giọt SnCl2 1M thì chuyển thành kết tủa màu đen.

- Ống 1: Ban đầu xuất hiện kết tủa trắng, khi đun kết tủa tan dần, sau khi đun dung dịch kết tủa lại tạo thành tính thể màu trắng.

- Ống 2: Ban đầu xuất hiện kết tủa màu vàng, khi đun kết tủa tan dần, sau khi đun dung dịch kết tủa | lại tạo thành tinh thể màu vàng.

-Khi cho dung dịch NaOH đặc vào dung dịch Bi(NO3)3 1M đặc tạo thành một phản ứng trao đổi sinh ra base Bi(OH)3 có kết tủa trắng Sau đó cho tiếp dung dịch SnCl2 vào, ta được một phản ứng oxi hóa - khử có quá trình khử từ Bi 3+¿ ¿ +3e→ Bi 0 có kết tủa đen.

+ Ống 1: Khi cho dung dịch HCl 1M vào dung dịch Pb(NO3)2 1M tạo thành phản ứng trao đổi sinh ra PbCl2 có kết tủa trắng Vì tủa PbCl2 không tan ở môi trường bình thường, chỉ tan khi đun nóng vì vậy khi đun PbCl2 tan ra và làm lạnh thì kết tủa lại

+ Ống 2: Khi cho dung dịch KI IM vào dung dịch Pb(NO3)2 1M tạo thành phản ứng trao đổi sinh ra PbI2 có kết tủa vàng Vì tủa Pbl không tan ở môi trường bình₂ không tan ở môi trường bình thường, chỉ tan khi đun nóng vì vậy khi đun Pb I 2 tan ra làm lạnh và kết tủa lại

– Ống 1: Pb(NO3)2 + 2HCl  PbCl2 + 2HNO3.

– Ống 2: Pb(NO3)2 + 2KI  PbI2 + 2KNO3.

6.1.7 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố copper (Cu)

-Hợp chất của Cu tồn tại dưới dạng Cu 2 +¿¿ và thường là các muối, Các hợp chất này tác dụng với những chất có gốc OH − , S 2 − , tạo kết tủa và có khả năng tạo phức.

-Ống 1: dung dịch màu xanh xuất hiện kết tủa màu đen

-Ống 2: dung dịch chuyển từ màu xanh sang màu đỏ

-Ống 3: ban đầu xuất hiện kết tủa màu xanh lam của Cu(OH)2 do phản ứng trao đổi giữa các ion Sau khi thêm HCI vào kết tủa tan tạo dung dịch có màu xanh lam -Ống 4: Ban đầu xuất hiện kết tủa màu xanh lam của Cu(OH)2 do phản ứng trao đổi giữa các ion Sau khi cho NH4OH vào kết tủa tan dần tạo phức màu xanh chàm

-Ống 1: phản ứng trao đổi giữa ion toạ thành kết tủa đen CuS

-Ống 2: phản ứng trao đổi ion tạo kết tủa đen CuS

-Ống 3: Phản ứng trao đổi giữa các ion Cu2+ và OH sẽ tạo thành kết tủa màu xanh

Cu(OH)2 Khi thêm HCI vào xảy ra sự trao đổi ion giữa các chất tạo ra sản phẩm có kết tủa màu xanh lam CuCl2

-Ống 4: Phản ứng trao đổi giữa các ion Cu 2 +¿¿ và OH − sẽ tạo thành kết tủa màu xanh Cu(OH)2Sau khi thêm NH4OH kết tủa tan ra, ion Cu 2 +¿¿ là chất tạo phức mạnh, tạo ra phức có số phối trí 4 [Cu(NH3)4]2 màu xanh chàm đặc trưng của phức đồng (II). Phương trình:

_Ống 1:CuSO4 + Na2S → Na2SO4 + CuS

_Ống 2: 2CuSO4 + K 4¿Fe(CN¿ 6¿ → Cu2[Fe(CN¿ 6¿ + 2K2SO4

CuSO4 + NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Cu(OH)2 + 4NH4OH → [Cu(NH3)4]OH2 + H2O

6.1.8 Tính chất hợp chất tạo bởi nguyên tố zinc (Zn)

-Hợp chất của Zn tồn tại dưới dạng Zn 2 +¿¿ và thường là các muối, Các hợp chất này tác dụng với những chất có gốc OH − , S 2 − và tạo kết tủa

-Ống 1: xuất hiện kết tủa trắng

-Ống 2: lúc đầu xuất hiện kết tủa keo trắng Zn( OH ¿ ¿ 2 Sau đó kết tủa này tan

-Ống 3: lúc đầu xuất hiện kết tủa keo trắng Zn( OH ¿ ¿ 2 Sau đó kết tủa này tan trong base dư

-Ống 4: lú đầu xuất hiện kết tủa keo trắng Zn(OH ) 2 Khi thêm N H 4OH tạo phức tan không màu

-Ống 1: phản ứng trao đổi giữa các ion Zn +2 và S − 2 tạo ra kết tủa ZnS

-Ống 2: Phản ứng trao đổi giữa ion Zn2+ và OH tạo ra kết tủa Sau khi cho HCl kết tủa tan là do phản ứng trung hòa giữa acid và base.

-Ống 3: Phản ứng trao đổi giữ ion Zn 2+¿¿ và OH − tạo ra kết tủa Sau khi cho NaOH kết tủa tan là do Zn(OH)2 là một base lưỡng tính nên kết tủa này tan được trong base dư

-Ống 4: Phản ứng trao đổi giữ ion Zn 2 +¿¿ và OH − tạo ra kết tủa Sau khi thêm NH4OH các ion Zn dễ tạo phức với các phối tử N H 3

_Ống1: ZnCl2 + Na2S → 2NaCl+ ZnS

ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2↓ + 2NaCl

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O

ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2↓ + 2NaCl

Zn(OH)2 + 4NH4OH → [Zn(NH3)4]OH2 + 4H2O

6.1.9 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố chronium (Cr)

-Hợp chất của Cr tồn tại dưới dạng Cr3+ hay Cr6+ và thường là các muối, Cr3+ tác dụng với những chất có gốc OH − tạo kết tủa và có tính khử mạnh Riêng Cr(OH)3 có tính lưỡng tính của Còn Cr6+ thì có tính oxi hóa mạnh.

6.1.9.3 Hiện tượng giải thích phương trình phản ứng

* Tính lưỡng tính của Cr(OH) 3

Hiện tượng và Phương trình:

-Hiện tượng: xuất hiện kết tủa màu xanh rêu sau đó kết tủa tan khi thêm HCl

Lúc đầu : Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4

Lúc sau: kết tủa tan khi thêm HCl: Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O

-Hiện tượng: xuất hiện kết tủa màu xanh rêu, sau đó kết tủa tan khi thêm NaOH

Lúc đầu : Cr2(SO4)3 + 6NaOH → 2Cr(OH)3↓ + 3Na2SO4

Lúc sau: kết tủa tan khi thêm NaOH

Cr(OH)3 + 3NaOH → Na3[Cr(OH)6]

CÁC NGUYÊN TỐ PHI KIM

Nhóm thực hành: 1 Tiểu nhóm: 6 Buổi thực hành:2

Lớp: DH23RHM01 Khóa: 11 Ngày thực hành:16/12/2023 7.1 NỘI DUNG BÁO CÁO

7.1.1 Điều chế và thử tính chất của khí hydrogen

- Trong phòng thí nghiệm, khí hydrogen được điều chế bằng cách cho axit (HCl hoặc H 2S O 4 loãng) tác dụng với kim loại kẽm (hoặc nhôm, sắt,…)

-Hydrogen có tính khử mạnh

-Hydrogen là thành phần quan trọng tạo nên nước ( H 2O)

+ Hiện tượng 1:Khi cho kẽm tác dụng với H2SO4 ta thấy kẽm tan

+ Hiện tượng 2: Bọt khí H2 thoát ra (ít)

+ Hiện tượng 3: Cho CuSO4 vào, đồng (nâu đỏ) bám trên bề mặt kẽm tạo thành hệ pin điện hóa

+ Hiện tượng 4: Hệ Zn - Cu thúc đẩy khí H2 thoát ra nhiều hơn

+ Hiện tượng 5: Khí H2 thoát ra đầu ống, đốt cháy đầu ống nghe tiếng nổ nhẹ

+ Hiện tượng 6: Khi đốt cháy H2 ở đầu ống ta thấy có hơi nước bám đầu ra của ống nghiệm.

+Ở hiện tượng một và 2: đây là phản ứng oxy hóa khử, Zn là một chất khử do số oxy hóa của kẽm tăng từ 0 lên +2 và đồng thời Zn là kim loại mạnh đứng trước hydro trong dãy hoạt động hóa học nên đẩy H₂ ra khỏi axit, tạo thành muối tan ZnSO4.

+Ở hiện tượng 3 và 4: Khi cho CuSO4, thấy có màu nâu đỏ là Cu, cũng là phản ứng trao đổi và Zn là kim loại đứng trước Cu trong dãy điện hóa nên đẩy Cu ra khỏi muối CuSO4 và Cu sau khi ra khỏi muối bám trên bề mặt Zn tạo thành hệ pin điện hóa có cực dương là đồng và cực âm là Zn Hệ pin này thúc đẩy H2 thoát ra nhiều hơn.

Zn+CuS O 4 →ZnS O 4+Cu +Ở hiện tượng 5 và 6: Khí H2 thoát ra nhiều gặp phản ứng đốt cháy ở đầu ra ống nghiệm tạo một tiếng nổ nhẹ, đồng thời sinh ra hơi nước bám trên thành ống nghiệm.

H2O2: chất lỏng không màu, có tính axit mạnh, có nhiều ứng dụng trong nhiều lĩnh vực

(Hydrogen là nguyên tố hóa học quan trọng với nhiều tính chất vật lý và hóa học đặc biệt)

*Tính chất dễ phân huỷ của H 2 O 2

-Hiện tượng: tàn que diêm bùng cháy

-Giải thích: do có khí O 2 thoát ra, khí O 2duy trì sự cháy làm cho que diêm bùng cháy

+ Hiện tượng 1: Cho KI vào H2O2, dung dịch có kết tủa màu tím đen. + Hiện tượng 2: Cho hồ tinh bột vào dung dịch có màu tím đen chuyển sang màu xanh đen.

- Giải thích hiện tượng: Khi H2O2 tác dụng với KI, số oxy hóa của Oxy giảm từ -1 xuống -2 nên H2O2 là một chất oxy hóa, vì vậy có hơi nước sinh raVà KI bị oxy hóa, I có tính khử nên I có số oxy hóa tăng từ -1 lên 0 Vì vậy dung dịch có kết tủa tím đen.

7.1.3Điều chế và thử tính chất boric acid

- Boric acid được điều chế bằng cách cho borax phản ứng với một axit khoáng, ví dụ như HCl.

- Boric acid là một acid yếu nên có khả năng phản ứng với kim loại.

-Boric acid có khả năng làm giấy nghệ chuyển màu.

-Hiện tượng: Sau khi đun nóng và để nguội đo pH= 9 Sau khi cho HCl đặc vào và làm lạnh xuất hiện tinh thể trắng.

-Giải thích: Borac là muối của acid yếu được cấu tạo từ gốc acid yếu và base mạnh, tan trong nước nóng, gốc acid yếu bị thủy phân sinh ra môi trường base nên có pH>7 Sau khí cho HCl đặc vào dung dịch borac bão hòa thì có xuất kiện tinh thể trắng.

*Thử tính chất của boric acid

+Ống 1: làm giấy nghệ đổi từ vàng sang nâu

+Ống 2: có kết tủa màu đen sau khi cho Mg vào boric acid

+Ống 1: Khi axit boric gặp giấy nghệ, axit boric sẽ phản ứng với curcumin trong giấy nghệ Phản ứng này tạo ra một hợp chất mới có màu nâu.

+Ống 2: Boric acid có tính acid yếu tác dụng với bột magie xảy ra phản ứng trung hòa tạo ra Mg(BO2)2 Mg(BO2)2 là một hợp chất không tan trong nước, vì thế khi boric acid tác dụng với bột Mg tạo ra sản phẩm có kết tủa đen.

7.1.4 Tính chất của hợp chất tạo bởi nguyên tố sulfur (S)

Sulfur có khả năng tạo nhiều hợp chất hóa học, khả năng oxi hóa và khử có thể tham gia vào các phản ứng hóa học như cháy và oxi hóa Hợp chất Sulfur cũng có thể tạo thành các liên kết hợp chất với các nguyên tố khác như Oxi, Nito và

7.1.4.3 Hiện tượng giải thích phương trình phản ứng

*Điều chế sunfide (S 2 − ¿ kim loại

+Ống 2: kết tủa trắng xám

+Ống 1: Na là kim loại đứng trước Zn trong dãy hoạt động hóa học Dựa theo phản ứng trao đổi, tạo ra muối ZnS có kết tủa trắng.

+Ống 2: Na là kim loại đứng trước Mn trong dãy hoạt động hóa học Dựa theo phản ứng trao đổi, tạo ra muối MnS có kết tủa trắng xám.

+Ống 3: Na là kim loại đứng trước Pb trong dãy hoạt động hóa học Dựa theo phản ứng trao đổi, tạo ra muối PbS có kết tủa đen.

+Ống 4: Na là kim loại đứng trước Fe trong dãy hoạt động hóa học Dựa theo phản ứng trao đổi, tạo ra muối FeS có kết tủa đen.

- Ống 1: ZnSO4 + Na2S → ZnS↓ + Na2SO4

- Ống 2: MnSO4 + Na2S → MnS↓ + Na2SO4

- Ống 3: Pb(NO3)2 + Na2S → PbS↓ + 2NaNO3

(kết tủa đen) -Ống 4: FeSO4 + Na2S → FeS↓ + Na2SO4

*Tính khử của Sunfide trong acid:

- Hiện tượng: dung dịch bị mất màu tím, có kết tủa trắng đục và xuất hiện mùi trứng thối.

+ Trong môi trường acid H2SO4 thì KMnO4 bị mất màu tím, có số oxy hóa từ Mn+7 về Mn+2

+ Khi cho Na2S vào, Na2S bị oxy hóa tạo ra kết tủa trắng đục của S có số oxy hóa từ -

2KMnO4 + 8H2SO4 + 5Na2S → 5S↓ + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

(kết tủa vàng) + H 2 SO 4 dư tác dụng với N a 2 S sinh ra mùi trứng thối

*Tính khử và tính oxi hóa của Sunfide (VI)

+ Ống 1: dung dịch bị mất màu tím và xuất hiện bọt khí thoát ra ngoài

+ Ống 2: có kết tủa màu trắng đục

+Trong môi trường acid H2SO4 thì KMnO4 bị mất màu tím, có số oxy hóa từ Mn+7 về Mn+2

+ Khi cho Na2SO3 vào, Na2SO3 bị oxy hóa tạo ra khí bay ra, S có số oxy hóa từ -2 sang 0

2KMn O 4 + 8 H 2 SO 4 + 5 Na 2 S → 5S↓ + 2Mn SO 4 + Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 +8 H 2 O

+ H 2 SO 4 dư tác dụng với Na 2 SO 3 có bọt khí S O 2 thoát ra:

Na 2 SO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + H 2 O+ SO 2 ↑ Ống 2

+ Na2SO3 là chất oxy hóa nên S có số oxy hóa từ +3 sang 0, đồng thời Na2S là chất khử nên S có số oxy hóa tăng từ -2 lên 0 vì vậy sinh ra S có kết tủa trắng đục

+ H2SO4 dư xảy ra 2 trường hợp:

TH1: H2SO4 dư kết hợp với Na2S, sinh ra khí H2S có mùi trứng thối

TH2: H2SO4 dư kết hợp với Na2SO3, sinh ra bọt khí SO2

+ Ống 1: có kết tủa màu trắng đục và xuất hiện bọt khí thoát ra

+ Ống 2: mất màu tím của iodine

 Có kết tủa trắng của BaS2O3

 Khi cho HCl vào kết tủa tan

 Có kết tủa màu trắng đục

 Có bọt khí SO2 thoát ra

+ Ống 1: cho Na2S2O3 tác dụng với HCl làm thay đổi số oxy hóa của S, vì Na2S2O3 là chất oxy hóa nên số oxy hóa của S từ +3 về 0, vì vậy sinh ra khí S có kết tủa trắng đục, đồng thời Na2S2O3 mang tính khử sinh ra bọt khí SO2, số oxy hóa S+3 → S+4. + Ống 2: Trong phản ứng giữa Na2S2O3 và I2, Na2S2O3 là chất khử, còn I2 là chất oxi hóa Khi hai chất này phản ứng với nhau, Iº sẽ bị khử thành I − và Na2S2O3 sẽ bị oxi hóa thành Na2S4O6 Hiện tượng chất rắn màu tím đen I2 tan dần trong quá trình phản ứng xảy ra là do sự chuyển đổi từ I2 sang I − , Iº ban đầu có màu tím đen nhưng khi bị khử thành I thì không còn có màu.

+Ống 3: cho Ba(NO3)2 tác dụng với Na2S2O3 đây là phản ứng trao đổi giữa các ion nên tạo ra muối BaS2O3 có kết tủa trắng Khi thêm HCl vào, thấy có xuất hiện trắng đục và có khí SO2 thoát ra, BaS2O3 là chất oxy hóa sinh ra S có kết tủa trắng đục

(S+3 → Sº), đồng thời BaS2O3 cũng mang tính khử, sinh ra bọt khí SO2 (S+3 → S+4).

-Ống 1: Na2S2O3 + HCl→SO2 + S↓ + H2O + 2NaCl

-Ống 3: Ba(NO3)2 + Na2S2O3 → BaS2O3 + 2NaNO3

7.1.5 Tính chất của ion NO 2 – trong môi trường H + (HNO 2 )

- NO 2 − ( NaN O 2 ) trong môi trường acid thể hiện cả tính khử và tính oxi hóa

Tính oxy hóa của ion NO2 trong môi trường H+ (HNO2)

* Hiện tượng, giải thích, phương trình phản ứng

- Hiện tượng: có xuất hiện dung dịch màu vàng nâu, xuất hiện khí hóa nâu ngoài không khí Khi đun, màu nhạt dần và có xuất hiện khí màu tím thoát ra bám trên thành ống nghiệm.

- Giải thích: Khi tác dụng với KI trong môi trường acid, NaNO2 bị khử thành NO (số oxy hóa của N giảm từ +3 → +2), nên có khí hóa nâu thoát ra Dung dịch có màu vàng nâu do I2 tan trong KI tạo thành KI3 Đồng thời KI là chất khử nên khi đun làm sinh ra khí I2 thăng hoa thoát ra mang theo khí màu tím bám trên thành ống nghiệm (I − → I 0 ). -Ống 1: 2NaNO2+ 2KI + 2H2SO4 → Na2SO4 +K2SO4 + 2NO ↑+ I2↑ + 2H2O

Tính khử của ion NO2 trong môi trường H+ (HNO2)

* Hiện tượng, giải thích, phương trình phản ứng.

- Hiện tượng: mất màu tím của dung dịch, sủi bọt khí màu nâu và có mùi xốc.

- Giải thích: Khi tác dụng với KMnO4 trong môi trường acid, Mn từ (+7 về +2) nên làm cho dung dịch bị mất màu tím Đồng thời, NaNO2 mang tính khử tạo thành NaNO3 (N+3 → N+5).

-Ống 2: 5NaNO2 + 3H2SO4 + 2KMnO4 → 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 +3H2O

7.1.6 Tính tan của muối hydrocarbonate, carbonate và chloride

-Muối gốc HCO3 − thường tan ít

-Muối gốc Cl − thường tan

-Muối gốc CO2 2 − có thể tan hoặc không tan

-Ống 4: Tủa tan, sủi bọt khí

-Ống 1, 2, 4: Gốc acid yếu kết hợp với kim loại mạnh tạo môi trường base

-Ống 3: Gốc acid mạnh + Kim loại mạnh tạo môi trường trung tính

-Ống 1, 2, 4: Muối phản ứng với aicd tạo muối mới và acid mới (H2CO3 không bền nên phân hủy thành CO2 và H2O)

-Ống 3: do muối có cùng Ion Cl − với acid nên không xãy ra phản ứng.

7.1.7 Điều chế và khả năng tạo phức của muối halogenide

- Muối halogine có khả năng phản ứng với các muối của Ag tạo kết tủa Các kết tủa này kết hợp với NH4OH tạo ra các phức chất như [Ag(NH3)2]Cl, [Ag(NH3)2]Br,… 7.1.7.2 Tóm tắt thí nghiệm

+Ống 1: khi cho AgN o 3 tác dụng KCl cho kết tủa trắng sau đó cho NH4OH vào thì kết tủa tan ra

+Ống 2: Khi cho AgN o 3 tác dụng KBr cho kết tủa vàng nhạt sau đó cho NH4OH vào kết tủa tan ra

+Ống 3: Khi cho AgN o 3 tác dụng KI cho kết tủa vàng đậm sau đó cho NH4OH vào thì tủa không tan

+Ống 1: AgN o 3 tác dụng KCl cho kết tủa trắng vì Ag +¿¿ +Cl − →AgCl↓ trắng khi cho NH4OH vào thì kết tủa tan và tạo phức [Ag( NH 3 ¿ ¿ 2]Cl

Định dạng
Số trang	84
Dung lượng	1,27 MB