TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM hóa vô cơ04

TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠNhóm : 06 Tên sinh viên: Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015 Bài 8: kim loại nhóm IB Tóm tắt lý thuyết: Tính chất hóa học của đồng: Đồng có tính khử yếu: Tác

TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ

Nhóm : 06

Tên sinh viên:

Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015

Bài 8: kim loại nhóm IB

Tóm tắt lý thuyết:

Tính chất hóa học của đồng:

Đồng có tính khử yếu:

Tác dụng với phi kim

Tác dụng với axit

Tác dụng với dung dịch muối

Tính chất hóa học của bạc:

Ag có tính khử yếu.

Ag không phản ứng trực tiếp với oxi, không bị oxi hóa trong không khí.

Ag phản ứng trực tiếp với lưu huỳnh:

Ag phản ứng với Cl2, P ở nhiệt độ cao.

Ag không tác dụng với HCl, H2SO4 loãng, nhưng tác dụng với axit có tính oxi hóa mạnh như HNO3 hoặc H2SO4 đặc

nóng.

Ag không tan trong nước cường thủy

Ag có màu đen khi tiếp xúc với không khí hoặc nước có mặt H2S.

Ag phản ứng với dd KCN khi có mặt Oxi vì tạo ra phức chất

Thí

nghiệm

Mục đích thí nghiệm

Mô tả tóm tắt thí nghiệm

Hiện tượng xảy

Tính toán Phương trình

Chú thích Lý

thuyết Thực tế

TN 1 Cân 2g CuO cho vào

chén sứ + 15ml H2SO4

4N dư 20% Đun nhẹ,

Hiện tượng : Mẫu CuO

- Màu đen là màu của CuO

CuO + H2SO4    CuSO4 + H2O

khuấy đều Lọc, dung dịch qua lọc cô cạn đến khi xuất hiện váng tinh thể Để yên cho kết tinh ở nhiệt độ phòng Lọc tinh thể bằng phễu lọc chân không

tan tạo dung dịch màu xanh lam kết tinh tạo thành tinh thể có màu xanh lớn dần

- Cu2+ tạo phức [Cu(H2O)6]2+ làm dd

có màu xanh Tinh thể tạo thành:

CuSO4.5H2O

CuSO4 + 5H2O   CuSO4.5H2O Hiệu suất phản ứng :

4 5 2

CuO

lt CuSO H O CuO

m

M

100%

pu

lt

m H m

Kết luận : dung dịch CuSO4 có màu xanh, khi nồng độ vượt quá mức bão hòa sẽ kết tinh thành các tinh thể màu xanh

TN 2

Cho vào 3 ống nghiệm mỗi ống 0.5ml dd CuSO4

5M + vài giọt NaOH 2M

Tạo kết tủa màu lam

 Ống 1: đun nóng

Xuất hiện tủa màu đen

CuSO4 + 2NaOH   Cu(OH)2  + Na2SO4

Cu(OH)2 →  CuO + H2O

 Ống 2: thêm Tủa tan

tạo dd Cu(OH)2 + 2HCl

   CuCl2 + 2H2O

HCl đậm đặc màu xanh

lục CuCl2 2Cl CuCl  42

 Ống 3: cho lượng dư NaOH

40 %, đun nhẹ

Tủa tan tạo dung dịch màu xanh tím

Cu(OH)2 + 2NaOH   Na2[Cu(OH)4]

Kết luận : Cu(OH)2 không tan trong nước, mất nước khi đun nóng và có tính lưỡng tính ( yếu)

TN3

Cân 0.1g Cu cho vào

dd CuCl2 2M + 1ml HCl 2M Đun nóng khoảng 3 phút Để nguội, thêm nước.

Xuất hiện kết tủa trắng đục

Tủa tan tạo dung dịch màu xanh rêu

Dung dịch

có màu xanh lam

và xuất hiện tủa trắng

Cu + CuCl2    2CuCl

CuCl + Cl     [CuCl2]

-[CuCl2]- có màu đen trong nền lam nên tạo dd màu rêu

[CuCl2]- không bền bị thủy phân [CuCl2]-    Cl- + CuCl  trắng

Kết luận : Cu2+ có tính oxi hóa yếu HCl làm môi trường phản ứng

TN4

Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch CuCl2 và

5 giọt HCHO 40% Đun sôi Thêm vào 1ml dung dịch NaOH đậm đặc

Khi đun xuất hiện khí có mùi xốc

là HCHO

Xuất hiện kết tủa đỏ gạch.

Cu2+ + HCHO + H2O   Cu+ + HCOOH +

H+ 2Cu+ + 2OH   Cu2(OH)2 vàng

Cu2(OH)2    Cu2O + H2O

Kết luận : Cu2+ có tính oxi hóa yếu tác dụng với HCHO có tính khử tạo thành kết tủa đỏ gạch

Lấy 2 ống nghiệm

 Ống 1 : 5ml dd CuSO4 0.5M + vài giọt KI Đun nhẹ

Xuất hiện kết tủa vàng.

Hơi tím xuất hiện làm xanh

hồ tinh bột

Dung dịch có màu nâu.

2

Cu 

+ I     CuI2 CuI2 không bền:

CuI2    CuI vàng + I2.

Hơi tím xuất hiện là I2 dung dịch có màu nâu

do tạo phức

KI + I2   

KI3

 Ống 2 : 5 giọt AgNO3 0.1M + vài giọt KI Đun nhẹ

Xuất hiện tủa vàng

Tủa vàng không biến đổi.

Ag+ + I     AgI (vàng)

TN6

Lấy 4 ống nghiệm : Ống 1 và 2 : 5 giọt CuSO4 0.5M + vài giọt NaOH

 Ống 1 : thử tủa với HNO3

Ống 1 và 2: Xuất hiện kết tủa màu lam

Ống 1:

Tủa tan tạo dung dịch màu xanh lá

Ống 2:

Tủa màu lam là của Cu(OH)2.

Cu(OH)2 + 2HNO3    Cu(NO3)2 (màu xanh) + 2H2O

Cu(OH)2 + 4NH4OH   [Cu(NH3)4](OH)2( xanh đậm) +4H2O

 Ống 2 : thử tủa với

NH4OH 2M

Ống 3 và 4 : 5 giọt

AgNO3 0.1M + vài

giọt NaOH Ly tâm

 Ống 3 : thử tủa với

HNO3

 Ống 4 : thử tủa với

NH4OH 2M

Tủa tan chậm tạo dung dịch màu xanh đậm

Ống 3 và

4 : Xuất hiện tủa màu xám

ống 3: tủa tan tạo dung dịch không màu

ống 4: tủa tan tạo dung dịch không màu

AgNO3 + NaOH   AgOH + NaNO3(AgOH không bền) 2AgOH   Ag2O + H2O

Ag2O + HNO3    AgNO3 + H2O

Ag2O + 4NH4OH   2[Ag(NH3)2]OH + 3H2O

Kết luận: Các kim loại IB có tính lưỡng tính

yếu, dễ tạo phức bền với dd ammoniac

Cho vào 3 ống nghiệm mỗI ống 5 giọt AgNO3

0.1M

 Ống 1 : Thêm 10 giọt NaCl 0.1M Thêm từng giọt đến dư

NH4OH

Xuất hiện tủa trắng.Tủ

a tan tạo

dd không màu.

Ag+ + Cl   AgCl (trắng) AgCl + NH4OH   [Ag(NH3)2]Cl + H2O

 Ống 2 : Thêm 10 giọt NaBr 0.1M Thêm từng giọt đến dư

NH4OH

Xuất hiện tủa vàng nhạt

Tủa tan một phần.

Ag+ + Br    

AgBr (vàng nhạt) AgBr + NH4OH   [Ag(NH3)2]Br + H2O

 Ống 3 : Thêm 10 giọt NaI 0.1M Thêm từng giọt đến dư NH4OH

Xuất hiện tủa vàng

Tủa gần như không tan.

Ag+ + I    AgI (vàng)

Kết luận : Màu của tủa đậm dần từ Clo đến

Iốt Độ tan trong dãy AgCl, AgBr, AgI giảm dần do bán kính anion tăng, khả năng bị phân cực tăng

TN8 phản ứng tráng gương:

Cho vào ống nghiệm 5 giọt AgNO3 0.1M, cho

thành ống nghiệm

AgNO3 + NH4OH   AgOH + NH4NO3

2AgOH   Ag2O + H2O

từng giọt NH4OH 10%.Thêm 5 giọt dd HCHO 40% , đun nóng

có kết tủa trắng bạc tạo thành.

Ag2O + 4NH4OH   2[Ag(NH3)2](OH) +

3H2O

4[Ag(NH3)2](OH) + HCHO   4Ag + (NH4)2CO3 + 6NH3 + 2H2O

Trả lởi câu hỏi:

Câu 1:

Kim loại IA và IB đều có cơ cấu 1 electron ở lớp ngoài cùng mà tính chất lại rất khác nhau do hiệu ứng chắn của các nguyên tố nhóm IB kém hơn IA do đó làm tăng năng lượng ion hóa thứ nhất của các nguyên tố nhóm IB vì vậy kim loại IB kém hoạt động hơn kim loại IA

Câu 2:

Điều chế Cu kim loại từ quặng malakit CuCO3.Cu(OH)2

CuCO3.Cu(OH)2   CuO + CO2 + H2O

CuO + C   Cu + CO

TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ

Nhóm : 06

Tên sinh viên:

Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015

Bài 9: kim loại nhóm IIB

I Tóm tắt lý thuyết:

Cả ba nguyên tố đều có lớp vỏ (n - 1)d 10 ns 2 , chúng có các obital d đã điền đủ 10 e- nên cấu

hình (n - 1)d 10 tương đối bền

Các nguyên tố nhóm IIB kém hoạt động hoá học hơn nhiều so với các nguyên tố nhóm

IIA, do vỏ 18e trong nguyên tử Zn, Cd, Hg chắn các electron s với hạt nhân kém hiệu quả hơn

so với vỏ 8e bền của khí hiếm trong nguyên tử các nguyên tố IIA Hợp chất của 3 kim loại IIB đều độc, nhất là thuỷ ngân Hoạt tính hoá học của các nguyên tố IIB giảm dần khi khối lượng nguyên tử tăng Zn và Cd

tương đối hoạt động còn Hg khá trơ.

Cả 3 kim loại đều không phản ứng với H2

Cả 3 kim loại đều phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh và các nguyên tố không kim

loại như P, Se

Hg và Cd không phản ứng với dung dịch kiềm nhưng Zn có thể tan dễ dàng trong dung

dịch kiềm giải phóng hiđro.

Ngoài ra kẽm còn có thể tan ngay cả trong dung dịch NH3 Zn còn có thể tan trong dung dịch muối NH4+ đặc do quá trình thuỷ phân muối NH4+ tạo sản phẩm phá huỷ màng bảo vệ.

Zn và Cd phản ứng mạnh hơn với các axit có oxi hoá như Zn có thể khử dung dịch HNO3

rất loãng đến ion NH4+

II Báo cáo

nghiệm

Mục đích thí nghiệm

Mô tả tóm tắt thí nghiệm

Hiện tượng xảy ra

Giải thích Tính toán Phương trình

Chú thích Lý

thuyết Thực tế

TN 1

Lấy 1ml dd H2SO4 10%

cho vào ống nghiệm, cho vào đó một hạt kẽm kim loại

Khi cho thêm 2 giọt dd CuSO4 0,1M

Ta thấy hạt kẽm tan ra có bọt khí xuất hiện bám quanh hạt kẽm, phản ứng xảy ra chậm

Zn + H2SO4    ZnSO4 + H2 Khí hydro thoát ra bám quanh hạt kẽm làm giảm diện tích tiếp xúc giữa kẽm và acid nên phản ứng chậm

Khi cho CuSO4 vào thì Zn sẽ tác dụng với CuSO4 tạo đồng bám trên bề mặt hạt kẽm

Zn + CuSO4    ZnSO4 + Cu

Khi đó hạt kẽm thành một pin điện hóa Trong đó, Cu đóng vai trò là cực âm nên H+ nhận điện tử chuyển thành khí hydro thoát ra ở Cu Chính vì vậy không gây cản trở sự tiếp xúc giữa Zn và H2SO4 nên phản ứng xảy ra nhanh

Kết luận : kẽm có tính khử, nó

đẩy kim loại hoạt động yếu hơn

ra khỏi muối của nó

ta thấy khí thoát ra nhiều hơn, phản ứng nhanh hơn, có tủa đỏ tạo thành

TN2 Làm sạch bề mặt kẽm

bằng cách cho tác dụng với HCl đặc trước Sau

đó cho kẽm lần lượt tác dụng với các chất sau trong điều kiện đun nóng

H2O:

không có hiện tượng gì xảy ra.

H2SO4 loãng:

có bọt khí quanh hạt kẽm, tạo dung dịch không màu.

H2SO4

đặc: thấy

có sủi bọt khí Khi đun nóng phản ứng nhanh hơn

và có khí mùi sốc

HNO3

loãng: sủi bọt khí không màu hóa nâu trong không khí, phản

Theo lý thuyết thì kẽm tác dụng được với nước tạo hydroxit kẽm nhưng trên thực tế thì kẽm

bị bao phủ bởi một lớp oxit ZnO bền ngăn cản sự tiếp xúc của Zn với nước Do đó phản ứng không xảy ra

Zn + H2SO4 loãng    ZnSO4 +

H2

Zn + H2SO4 đđ

o t

  ZnSO4 +

SO2 + H2O 5Zn+12HNO3 loãng   

5Zn(NO3)2 +N2+ 6H2O Zn+4HNO3 đặc    Zn(NO3)2

+ NO2 +H2O

Zn + 2H2O + OH-   

[Zn(OH)4]2- + H2

Do dd đặc nên làm cho dd khuếch tán chậm nên phản ứng xảy ra chậm

Zn+4NH3+2H2O   [Zn(NH3)4](OH)2 + H2

Zn + H2O   Zn(OH)2 +

H2 Zn(OH)2+4NH4Cl t o [Zn(N

H3)4](OH)2+4HCl

Zn + H2O   Zn(OH)2 +

H2 Zn(OH)2 + ZnCl2

o t

 

ứng diễn

ra chậm

và tỏa

nhiệt

HNO3

đặc: phản

ứng diễn

ra mãnh

liệt, tỏa

nhiệt

mạnh, có

khí màu

nâu bay

ra

NaOH

loãng:

miếng

kẽm trắng

hơn và có

bọt khí

trên bề

mặt hạt

kẽm, có

tạo các

hạt rắn

nhỏ màu

đen

NaOH

đặc: xuất

hiện bọt

khí li ti

nhưng rất

ít

Zn[Zn(OH)2Cl2]

Kết luận : Zn là kim loại

lưỡng tính có khả năng phản ứng với acid và bazơ cho khí hydro bay ra Zn tạo phức được với dd NH3 và NH4Cl bão hòa

NH4OH đặc: có xuất hiện những bọt khí li ti nhưng rất ít

NH4Cl bão hòa:

khi để nguội không thấy hiện tượng gì

Còn khi đun nóng phản ứng xảy ra rất chậm, có bọt khí li

ti bám quanh miếng kẽm

ZnCl2 bão hòa, đun nóng: có rất ít bọt khí thoát ra

TN3 Lấy vào 2 ống nghiệm,

mỗi ống 5 giọt dung dịch mỗi loại lần lượt là: Zn2+,

Cd2+, Thêm từng giọt dd

•Ống nghiệm chứa

Zn2+ + 2OH-    Zn(OH)2 Zn(OH)2 + NaOH  

Na2ZnO2 +2H2O

NaOH 2N đến khi tạo

thành kết tủa Zn2+:

xuất hiện kết tủa màu trắng.

Khi cho

dư NaOH ta thấy kết tủa tan ra.

Khi cho HCl vào thì tủa cũng tan

và tan nhanh hơn trong NaOH dư.

•Ống nghiệm chứa Cd2+:

xuất hiện kết tủa màu trắng.

Khi cho

Zn(OH)2 + 2HCl   ZnCl2 +

H2O

Cd2+ + 2 OH   Cd(OH)2 Cd(OH)2 + 2HCl   CdCl2 +

H2O

KẾT LUẬN: Zn(OH)2 thể hiện tính lưỡng tính và tính lưỡng tính giảm từ Zn đến Hg.C ác hydroxit của kim loại IIB có độ bền giảm khi đi từ Zn đến Hg

dư NaOH vào thì tủa vẫn không tan.

Khi cho HCl vào thì tủa tan nhưng chậm.

vào 3 ống nghiệm, mỗi ống 4 giọt dung dịch muối:

• Ống 1: ZnCl2 0,5M.

• Ống 2: CdCl2 0,5M.

- Thêm từng giọt NH4OH đậm đặc đến dư.

•Ống 1:

xuất hiện kết tủa trắng, cho dư NH4OH thì tủa tan tạo

dd không màu.

•Ống 2:

xuất hiện kết tủa trắng, cho dư NH4OH thì tủa

ZnCl2 + 2NH4OH   Zn(OH)2 + 2NH4Cl Zn(OH)2 + 4NH4OH   [Zn(NH3)4](OH)2 + H2O CdCl2 + 2NH4OH   Cd(OH)2 + 2NH4Cl Cd(OH)2 + 4NH4OH   [Cd(NH3)4](OH)2 + H2O

Kết luận : Từ Zn đến Hg thì khả năng tạo phức amiacat giảm dần

tan tạo

dd không màu.

III Trả lởi câu hỏi

TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ

Nhóm : 06

Tên sinh viên:

Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015

Bài 7: halogen

I Tóm tắt lý thuyết:

Clo:

Nguyên tắc điều chế Clo : oxi hóa Cl- thành Cl2

a.Trong phòng thí nghiệm

Dùng HCl đặc tác dụng với các chất oxi hóa mạnh (MnO2,KMnO4,KClO3,K2Cr2O7, ) MnO2+4HCl -> MnCl2+Cl2+H2O (đun nóng)

2KMnO4+16HCl ->2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O (nhiệt độ thường)

KClO3+6HCl ->KCl+3Cl2+3H2O (nhiệt độ thường)

K2Cr2O7+14HCl ->2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O

Tính chất vật lí

Là chất khí ở điều kiện bình thường, màu vàng lục,mùi xốc, nặng hơn không khí 2,5 lần.

Dưới áp suất thường hoá lỏng ở -33,60C và hoá rắn ở -101,00C; clo rất dễ hoá lỏng ở áp suất cao.

an vừa phải trong nước, tan nhiều trong dung môi hữu cơ nhất là hexan và cacbon tetraclorua Khí clo rất độc,nó phá hoại niêm mạc đường hô hấp.

Tính chất hoá học

Clo có độ âm điện lớn (3,16) chỉ đứng sau flo (3,98) và oxi (3,44) vì vậy trong hợp chất với các nguyên tố này clo có số oxh dương (+1, +3, +5, +7) còn trong hợp chất với các nguyên tố khác clo có số oxi hoá âm (-1).

Là phi kim rất hoạt động, là chất oxi hoá rất mạnh, tuy nhiên trong 1 số phản ứng clo cũng thể hiện tính khử.

Tác dụng với kim loại

Tác dụng với Hidro

Tác dụng với nước và dung dịch kiềm

Tác dụng với muối của các halogen khác

Tác dụng với các chất khử khác

II Trả lời câu hỏi:

Câu 3:

Tính oxy hóa khử của nguyên tử hay phân tử halogen khác với ion halogen là:

 Tính oxy hóa của nguyên tử hay phân tử thấp hơn ion dương halogen.

 Tính khử của nguyên tử hay phân tử halogen cao hơn ion âm.

 Trạng thái đơn chất thì halogen thể hiện tính oxy hóa là chủ yếu và tính chất này giảm từ flo đến iode.

• Flo chỉ thể hiện tính oxy hóa.

• Clo chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với Flo.

• Brôm và Iốt vừa thể hiện tính oxy hóa vừa thể hiện tín khử.

Giải thích:

Do halogen có 7 electron ở lớp ngoài cùng nên có khuynh hướng nhận 1 electron để đạt cấu hình bền vững của khí trơ nên chúng thể hiện tính oxy hóa.

Từ Flo đến Iốt bán kính nguyên tử tăng làm hiệu ứng chắn và làm giảm hiệu ứng xâm nhập của các electron bên ngoài, tức là làm giảm khả năng nhận electron Vì vậy, tính oxy hóa cũng giảm.

Câu 4:

Nguyên tắc điều chế HCl:

Trong công nghiệp: tổng hợp trực tiếp từ H2 và Cl2 là những sản phẩm thu được trong quá trình điện phân dung dịch NaCl Người ta dùng điện đốt cháy dòng khí Clo trong dòng khí H2

dư (hoặc ngược lại) rồi dùng nước để hấp thụ khí HCl.

H2 + Cl2  2HCl

Trong phòng thí nghiệm: dùng acid mạnh khó bay hơi đẩy muối của nó.

H 2SO4 +NaCl NaHSO4 +HCl  NaHSO4 +HCl

HCl H 2O HCl(dd)

Câu 5:

Nước Clo và nước Javen đều có tính tẩy màu vì chúng đều là hợp chất có số oxy hóa dương của Clo nên là những chất có tính oxy hóa rất mạnh Mặt khác, do trong nước Clo và nước Javen có chứa ClO- nên dễ thủy phân tạo oxy nguyên tử có tính tẩy rửa cao.

Nước Clo và nước Javen có cùng nồng độ thì nước Clo có tính tẩy màu mạnh hơn do hydro và natri có cùng số oxy hóa là +1 nhưng hydro có bàn kính nguyên tử nhỏ hơn natri nên có khả năng phân cực hóa mạnh hơn natri Chính vì vậy mà tính oxy hóa của HclO lớn hơn