ly thuyet hoa dinh

TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HĨA H C 12 D&3H Ch−¬ng ĐạI CƯƠNG Về KIM LOạI I Kiến thức trọng tâm a) Tính chất chung kim loại Ôn lại phần liên kết kim loại kiểu mạng tinh thĨ kim lo¹i (líp 10) – Kim lo¹i chØ thĨ tính khử phản ứng hóa học : M → Mn+ + ne b) Pin ®iƯn hãa HiĨu rõ trình oxi hóa - khử xảy điện cực pin điện hóa c) Thế điện cực chuẩn dÃy điện hóa - Từ điện cùc hi®ro chuÈn : E o + / H = 0,00 V Giá trị điện cực H chuẩn kim loại Eo n+ / M M DÃy điện hóa chuẩn theo chiều Eo tăng dần : Tính oxi hóa tăng dần Mg2+ Al3+ Mn2+ Zn2+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Au3+ -(axit) Mg Al Mn Zn Fe Ni Sn Pb (H) Cu Fe2+ Ag Au Tính khử giảm dần - ý nghĩa dÃy điện hóa : cation cặp oxi hóa - khử điện cực chuẩn lớn oxi hóa kim loại cặp điện cực chuẩn nhỏ Trong chất đangxét: Chất oxi hoá mạnh oxi hoá chất khử mạnh nhất, sinh chất oxi hoá yếu chất khử yếu (quy tắc ) Cu2+ Ag+ Cu Ag TÝnh st ®iƯn ®éng chn cđa pin ®iƯn hãa : E o = E o dơng E o âm pin cùc cùc o o o ( C¸ch nhí : lấy E có giá trị lớn trừ cho E có giá trị nhỏ E pin > 0) c) Ăn mòn kim loại Phân biệt : D&3H TRNG T KIN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HĨA H C 12 – ¡n mßn hãa häc : không phát sinh dòng điện Ăn mòn điện hóa học : phát sinh dòng điện + Điều kiện để có ăn mòn điện hóa + Cơ chế ăn mòn điện hóa Cách chống ăn mòn kim loại : bảo vệ bề mặt bảo vệ điện hóa e) Điện phân Nắm vững thứ tự oxi hóa - khử điện cực : Khả nhận electron tăng dần catot : + 2+ + 2+ 3+ 2+ 3+ 2+ 2+ 2+ + 2+ K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Pb H Cu Fe – Khả nhờng electron tăng dần anot : 3+ + Ag Au 3+ − SO2 − NO3 CO3 − H O O2 − OH − Cl − Br − I − anot tan Chó ý : + Trong dung dịch nớc, ion gốc axit có oxi không bị điện phân + Nếu anot làm kim loại (trừ Pt) kim loại làm anot nhờng electron (điện phân anot tan) + Phân biệt dấu điện cực : Bình điện phân : catot cực ; anot cực + Trong pin điện hãa : catot lµ cùc + ; anot lµ cùc AIt Vận dụng công thức : m = để tính khối lợng chất sinh nF điện cực f) Điều chế kim loại Chọn phơng pháp điều chế kim loại thích hợp K Ca Na Mg Al Zn Cr Fe Ni Sn Pb Cu Hg Ag Hg Pt Au Điện phân nóng chảy Nhiệt luyện, thủy luyện, điện phân dung dịch Kĩ Nắm vững phơng pháp giải tập kim loại nh : phân tử khối trung bình, định luật bảo toàn electron – TÝnh st ®iƯn ®éng cđa pin ®iƯn hãa – áp dụng quy tắc để xét chiều thứ tù cđa ph¶n øng oxi hãa - khư – Gi¶i tập điện phân TRNG T KIN THC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H II Bài tập áp dụng A Trắc nghiệm khách quan Các kim loại dÃy sau có khả tác dụng víi n−íc ë nhiƯt ®é th−êng ? A Na, Ca, Li, Ba B Na, Ca, Be, Li C Na, Ca, Mg, Be D Na, Be, Li, Ba Nhận định sau ? A Các kim loại có số electron lớp B Các nguyên tố nhóm B kim loại C Các nguyên tố có 1, electron kim loại D Các nguyên tố nhóm IA, IIA, IIIA (không kể hiđro) kim loại Kim loại dẫn đợc điện nhờ có A ion dơng kim loại electron B cấu tạo mạng tinh thể kim loại C electron tự D ion dơng ion âm 2+ 2+ 2+ + Từ cặp oxi hoá - khử sau : Zn /Zn, Mg /Mg, Cu /Cu vµ Ag /Ag, sè pin điện hoá lập đợc tối đa A B C D Điện phân trình A oxi hóa khử xảy bề mặt điện cực dới tác dụng dòng điện chiều ion B phân hủy chất bề mặt điện cực dới tác dụng dòng điện chiều C oxi hóa khử ion hay phân tử xảy bề mặt điện cực nhờ dòng điện chiều D phân li chất thành ion dới tác dụng dòng điện chiều Trong trình điện phân dung dịch Pb(NO3)2 với điện cực trơ, ion Pb di chuyển A cực dơng bị oxi hoá B cực dơng bị khử C cực âm bị oxi hoá D cực âm bị khử 2+ TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HĨA H C 12 D&3H T¸c dụng cầu muối pin điện hóa A cho c¸c mi ë hai cèc pha trén víi B cho anion cation di chuyển qua lại C cho dòng electron di chuyển từ cực âm đến cực dơng D cân nồng độ muối hai cốc So sánh pin điện hóa ăn mòn kim loại, điều sau không ? A Tên điện cực giống : catot cực âm anot cực dơng B Pin điện hóa phát sinh dòng điện, ăn mòn kim loại không phát sinh dòng điện C Kim loại có tính khử mạnh cực âm D Chất có tính khử mạnh bị ăn mòn Cho chất Cu, Fe, Ag dung dịch HCl, CuSO4, FeCl2, FeCl3 Số cặp chất có phản ứng với A B C D 10 Cho CO d qua hỗn hợp gồm CuO, Al2O3, MgO Sau phản ứng kết thúc chất rắn thu đợc lµ A Al, Cu, MgO C Cu, Al, Mg 11 12 B Cu, Al2O3, MgO D Mg, Cu, Al2O3 Nhóng đồng kim loại vào 200 ml dung dịch AgNO3 0,1M Sau mét thêi gian lÊy ®ång khỏi dung dịch thấy khối lợng đồng tăng lên 0,76 gam Nồng độ dung dịch AgNO3 sau phản øng lµ A 0,05M B 0,075M C 0,025M D 0,0375M DÃy gồm kim loại điều chế phơng pháp điện phân dung dịch muối A Al, Fe, Cr B Fe, Cu, Ag 13 C Mg, Zn, Cu D Sr, Ag, Au DÃy gồm kim loại điều chế phơng pháp thủy luyện A Al, Fe, Cr B Hg, Cu, Ag 14 C Mg, Zn, Cu D Sr, Ag, Au D·y gåm c¸c kim loại điều chế phơng pháp nhiệt lun lµ A Al, Fe, Cr B Zn, Cu, Sn C Mg, Zn, Cu D Sr, Ag, Au TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 15 D&3H D·y gåm kim loại điều chế phơng pháp điện phân nóng chảy A Al, Fe, Cr B K, Ba, Al C Mg, Zn, Cu D Sr, Ag, Au B Tr¾c nghiƯm tù ln a) Viết cấu hình electron chung nguyên tử ion nguyên tố nhóm IA, IIA b) Viết cấu hình electron nguyên tử nguyên tố kim loại Fe, Cu ion chúng c) So sánh số electron lớp ion kim loại nhóm A nhóm B Sắp xếp theo chiều tăng dần : a) Bán kính nguyên tử : Na ; Mg ; K ; Ba b) TÝnh dÉn ®iƯn vµ nhiƯt cđa : Ag ; Cu ; Al ; Fe c) Khối lợng riêng : Li, Al, Fe, Os d) Nhiệt độ nóng chảy : Hg ; Cr ; W e) TÝnh cøng cña Na ; Mg ; Cr ; Cu Cho điện cực chuẩn sau : E o + / Pb = – 0,13 V ; E o + / Fe = (– 0,44 V) ; E o + / Ag = 0,80 V Ag Pb Fe a) TÝnh st ®iƯn ®éng cặp pin đợc hình thành từ cặp oxi hãa khư trªn b) Cho bét Fe vào dung dịch chứa hỗn hợp Pb(NO3)2 AgNO3 Phản ứng oxi hóa - khử xảy phản ứng ? Ag + Zn 2+ Fe2+ Cu 2+ Fe3+ Cho trËt tù d·y ®iƯn hãa : Zn Fe Cu Ag Fe2+ Khi cho hỗn hợp Zn Fe vào dung dịch chứa hỗn hợp AgNO3 Cu(NO3)2 Sau phản ứng ngời ta thu đợc kim loại HÃy viết phản ứng oxi hóa - khử lần lợt xảy HÃy nêu giải thích tợng thí nghiệm : a) Cho đinh sắt vào dung dịch HCl b) Cho Cu vào dung dịch HCl c) Kẹp chặt đồng vào đinh sắt cho vào dung dịch HCl TRNG T KIN THC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H HÃy giải thích vai trò thiếc kẽm, chúng đợc tráng lên đồ vật sắt để chống ăn mòn kim loại Chọn phơng pháp thích hợp để điều chế kim loại từ chất : CaCl2, Al2O3, NaOH, Fe3O4, CuO, Ag2S Nªu mét sè vÝ dơ vỊ øng dơng điện phân việc điều chế số kim loại, phi kim, hợp chất, tinh chế kim loại, mạ điện Mỗi ứng dụng viết phơng trình hóa học xảy (nếu có) Điện phân dung dịch chứa hỗn hợp CuSO4 H2SO4 với điện cực trơ, cờng độ dòng 5A, thời gian 9650 giây Sau ngừng điện phân, dung dịch màu xanh, tính khối lợng chất sinh điện cực 10 Cho 1,93 gam hỗn hợp gồm Fe Al vào dung dịch chứa hỗn hợp Cu(NO3)2 0,03 mol AgNO3 Sau phản ứng hoàn toàn thu đợc 6,44 gam kim loại Tính khối lợng Fe Al có hỗn hợp đầu Điện phân dung dịch muối sunfat kim loại điện cực trơ với cờng độ dòng 3A Sau 1930 giây thấy khối lợng catot tăng 1,92 gam Khối lợng dung dịch sau phản ứng tăng hay giảm gam ? 11 12 Cho hỗn hợp gồm 9,75 gam Zn 5,6 gam Fe vào dung dịch HNO3 loÃng khuấy kĩ Sau phản ứng hoàn toàn thu đợc 1,12 lít khí N2 (sản phẩm khử đo đktc) Tính tổng khối lợng muối dung dịch sau phản ứng III Hớng dẫn giải Đáp án A Trắc nghiệm khách quan Câu ĐA A B C D A D B B C 10 B 11 A B Tr¾c nghiƯm tù ln a) CÊu h×nh electron cđa : + Nhãm IA : [khÝ hiÕm] ns → R : [khÝ hiÕm] 2+ Nhãm IIA : [khÝ hiÕm] ns → R : [khÝ hiÕm] b) CÊu h×nh electron cđa : 12 B 13 B 14 B 15 B TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 Cu : [khÝ hiÕm] d 10 4s Fe 2+ : [khÝ hiÕm] 3d Fe Fe : [khÝ hiÕm] 3d 4s 3+ : [khÝ hiÕm] 3d D&3H + Cu : [khÝ hiÕm] 3d 10 2+ → Cu : [khí hiếm] 3d c) Các ion kim loại nhóm A có electron lớp cùng, ion kim loại nhóm B electron lớp Sắp xếp theo chiều tăng dần : a) Bán kÝnh nguyªn tư : Mg < Na < K< Ba b) Tính dẫn điện nhiệt : Fe < Al < Cu < Ag c) Khối lợng riêng : Li < Al < Fe < Os d) NhiƯt ®é nãng ch¶y : Hg < Cr < W e) TÝnh cøng : Na < Mg < Fe < Cr a) SuÊt ®iƯn ®éng cđa c¸c pin : Pin Fe-Pb : E o = E o + / Pb – E o + / Fe = – 0,13V – (– 0,44 V) = pin Pb Fe 0,31V Pin Fe-Ag : E o = E o + / Ag – E o + / Fe = 0,80 V – (– 0,44 V) = 1,24V pin Ag Fe Pin Pb-Ag : E o = E o + / Ag – E o + / Pb = 0,80 V – (– 0,13 V) = 0,93V pin Ag Pb b) St ®iƯn động pin Fe-Ag lớn nên phản ứng oxi hóa - khử xảy + 2+ : Fe + 2Ag → Fe + 2Ag Tr−íc tiªn : + 2+ Zn + 2Ag → Zn + 2Ag 2+ → Zn2+ + Cu 2+ → Fe2+ + Cu + 2+ NÕu cßn Zn : Zn + Cu Fe + Cu + Nếu hết Zn Ag : Fe + 2Ag → Fe + 2Ag + (Ag không d nên phản ứng : Fe vµ Fe + Cu 2+ → Fe 2+ 2+ + + Ag → Fe + Cu + NÕu hÕt Zn hết Ag có phản ứng : 2+ 2+ Fe + Cu → Fe + Cu a) Cho đinh sắt vào dung dịch HCl : Hiện tợng : Đinh sắt mòn dần có bọt khí bay 3+ + Ag) TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 2+ D&3H + Giải thích : Thế điện cực chuẩn cặp Fe /Fe < 2H / H2 nên có ph¶n øng + Fe + 2H → Fe b) Cho Cu vào dung dịch HCl Hiện tợng : không cã ph¶n øng x¶y 2+ + H2 2+ + Giải thích : Thế điện cực chuẩn cặp Cu /Cu > 2H / H2 nên phản ứng c) Kẹp chặt đồng vào đinh sắt cho vào dung dịch HCl Hiện tợng : Đinh sắt mòn dần có bọt khí bay đinh sắt lẫn đồng Giải thích : Lá đồng tiếp xúc với đinh sắt tạo cặp pin điện hoá Zn-Cu đợc nhúng vào dung dịch HCl nên xảy ăn mòn điện hoá : Cực âm Zn : Zn Zn 2+ + 2e + Cực dơng Cu : 2H + 2e → H2 ⇒ cã bät khÝ bay Cu Đồng thời xảy ăn mòn hoá học : + 2+ Fe + 2H → Fe + H2 ⇒ cã bät khÝ bay đinh sắt Vai trò chống ăn mòn kim loại thiếc kẽm : Thiếc kẽm tự nhiên đợc bao phủ lớp oxit mỏng bền, kín nên tráng lên vật sắt chúng có tác dụng bảo vệ bề mặt không cho không khí, nớc thấm qua Khi bị xây sát sâu đến lớp sắt phía : + Đối với Zn : hình thành pin điện hoá Zn Fe 2+ Kẽm có tính khử mạnh Fe nên : Zn Zn + 2e Zn bị ăn mòn Zn hết đồ vật sắt bị ăn mòn Nên Zn vừa bảo vệ bề mặt vừa bảo vệ điện hoá + Đối với Sn : hình thành pin điện hoá Fe - Sn Sn có tính khử yếu Fe Nên : Fe Fe2+ + 2e Vì Fe bị ăn mòn nhanh Sn Nên Sn có vai trò bảo vệ bề mặt Phơng pháp thích hợp để điều chế kim loại từ chất : CaCl2, Al2O3, NaOH, Fe3O4, CuO, Ag2S – §iỊu chÕ Ca cách điện phân nóng chảy CaCl2 đpnc CaCl2 Ca + Cl2 Điều chế Al cách điện phân nóng chảy Al2O3 TRNG T KIN THC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H O2 §iỊu chÕ Na cách điện phân nóng chảy NaOH đpnc Al2O3 2Al + → ®pnc 4NaOH  4Na + O2 + 2H2O Điều chế Fe Cu cách khử Fe3O4, CuO víi CO : to Fe3O4 + 4CO  3Fe + 4CO2 → to → CuO + CO  Cu + CO2 Điều chế Ag từ Ag2S phơng ph¸p thđy lun : Ag2S + 4NaCN → 2Na[Ag(CN)2] + Na2S 2Na[Ag(CN)2] + Zn → Na2[Zn(CN)4] + 2Ag – §iỊu chÕ mét sè kim lo¹i nh− : kim lo¹i kiềm, kim loại kiềm thổ, nhôm VD : đpnc 2NaCl  2Na + Cl2 → ®pnc 2Al2O3  4Al + 3O2 → – §iỊu chÕ mét sè phi kim nh : H2,O2, F2, Cl2 đp có vách ngăn VD : 2NaCl + H2O  2NaOH + H2 + Cl2 H SO 2H2O  2H2 + O2 đp Điều chế số hợp chất : NaOH, H2O2, NaClO, KClO3 đp không vách ngăn VD : NaCl + H2O  NaClO + H2 → ®p không vách ngăn 80 C KCl + 3H2O KClO3 + 3H2 → o – Tinh chÕ mét sè kim lo¹i : Cu, Pb, Zn, Fe, Ag, Au Sư dụng phong pháp điện phân anot tan Ngời ta dùng kim loại cần tinh chế để làm anot Khi trình điện phân xảy ra, kim loại cần tinh chÕ sÏ chuyÓn tõ anot sang catot VD : §Ĩ cã vµng tinh khiÕt, ta dïng anot tan lµ vàng thô, vàng anot chuyển sang catot nên vàng thu đợc có độ tinh khiết cao Mạ kim loại : Sử dụng phơng pháp điện phân anot tan + Catot vật cần mạ + Để mạ kim loại anot làm kim loại ®ã TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H VD : Để mạ bạc thìa sắt catot thìa anot làm bạc Sau điện phân thìa đợc phủ lớp bạc 2+ + Tại catot : Cu H Sau ngừng điện phân, dung dịch màu xanh catot có 2+ phản ứng : Cu + 2e → Cu 64.5.9650 Khèi l−ỵng Cu = = 16 (gam) 2.96500 T¹i anot : SO2− vµ H2O + 10 ChØ cã H2O tham gia ®iƯn ph©n : 2H2O → 4H + O2 + 4e 32.5.9650 = (gam) Khèi l−ỵng O2 = 4.96500 Sau phản ứng kim loại phải Cu Ag 2+ + + Vì Cu có tính oxi hóa yếu Ag nên Ag phản ứng hết míi ®Õn Cu ⇒ n Ag = n Ag+ = 0, 03mol ⇒ m Ag = 0, 03 × 108 = 5, 24 (gam) mCu tạo thành = 6,44 – 5,24 = 3,2 (gam) ⇒ nCu = 0,05 mol 2+ Sau phản ứng có Cu nên dung dịch t¹o Fe : 2+ Fe a → Fe + 2e 2a Al b → Al Ag 0,03 + + 1e 0,03 2+ + 3+ + 3e 3b → Ag 0,03 2e Cu 0,1 0,05 Theo định luật bảo toµn electron : 2a + 3b = 0,1 + 0,03 = 0,13 65a + 27b = 2,11 Giải hệ phơng trình a = 0,02 Khối lợng Fe = 0,02.56= 1,12 (gam) ⇒ Khèi l−ỵng cđa Al = 1,93 – 1,12 = 0,81 (gam) Cu 11 ®p 2R2(SO4)n + 2nH2O  4R + nO2 + 2nH2SO4 → (1) (2) 2+ TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H Na[Cr(OH)4] + CO2 → Cr(OH)3 + NaHCO3 Cr(OH)3 + 3HCl → CrCl3 + 3H2O 2CrCl3 + 3Cl2 + 16KOH → 2K2CrO4 + 12KCl + 8H2O 2K2CrO4 + H2SO4 → K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 → 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + Cr2(SO4)3 + 7H2O Cr2(SO4)3 + Zn → 2CrSO4 + ZnSO4 CrSO4 + 2NaOH → Cr(OH)2 + Na2SO4 to 4Cr(OH)2 + O2  2Cr2O3 + 4H2O → b) Fe + 2HCl → FeCl2 + H2 FeCl2 + 2NaOH → Fe(OH)2 + 2NaCl to Fe(OH)2  FeO + H2O → 3FeO + 10HNO3 → 3Fe(NO3)3 + NO + 5H2O Fe(NO3)3 + 3NaOH → Fe(OH)3 + 3NaNO3 to 2Fe(OH)3  Fe2O3 + 3H2O → to 3Fe2O3 + CO  2Fe3O4 + CO2 → to Fe3O4 + CO  3FeO + CO2 → FeO + H2SO4 → FeSO4 + H2O FeSO4 + Ba(NO3) → Fe(NO3) + BaSO4 to 4Fe(NO3)2  2Fe2O3 + 8NO2 + O2 → to Fe2O3 + 2Al  2Fe + Al2O3 → c) to → Cu + CuO  Cu2O 3Cu2O + 14HNO3 → 6Cu(NO3)2 + 2NO + 7H2O Cu(NO3)2 + 2NaOH → Cu(OH)2 + 2NaNO3 Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 [Cu(NH3)4](OH)2 + 3H2SO4 → CuSO4 + 2(NH4)2SO4 + 2H2O CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2 + Na2SO4 TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 to D&3H CH3CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH  CH3COONa + Cu2O + 3H2O → to Cu2O + CO  Cu + CO2 → 2Cu + 2H2S + O2 → 2CuS + 2H2O to → 2CuS + 3O2  2CuO + 2SO2 CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O CuCl2 + Fe → Cu + FeCl2 a) CÊu hình electron X [Ar] 3d 4s X chu k× (v× cã líp electron) X thc nhóm VIB (nguyên tố d, có electron hóa trị) b) C«ng thøc oxit bËc cao nhÊt : XO3 Công thức hiđroxit tơng ứng : H2XO4 Các phơng trình hãa häc ®iỊu chÕ Fe to C + O2  CO2 → to CO2 + C  2CO → to 4FeS + 7O2  2Fe2O3 + 4SO2 → to Fe2O3 + 3CO  2Fe + 3CO2 → + a) ChØ cã Fe ph¶n øng : Fe + 2H → Fe b) Fe, Cu ph¶n øng : Fe + 2Fe 3+ → 3Fe 3+ 2+ + H2 2+ Cu + 2Fe → 2Fe c) Fe, Cu ph¶n øng : 2+ + 2+ 2+ + + Cu 2+ Fe + 2Ag → Fe + 2Ag Cu + 2Ag → Cu + 2Ag + Nếu d Ag có thêm phản ứng : 2+ + 3+ Fe + Ag → Fe + Ag d) Fe, Cu, Ag phản ứng : + – Fe + 4H + NO3 → Fe 3+ + NO + 2H2O – 2+ 3Cu + 8H + 2NO3 → 3Cu + 2NO + 4H2O + – + 3Ag + 4H + NO3 → 3Ag + NO + 2H2O + TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H a) Hiện tợng : có kết tủa trắng xanh xuất sau hóa thành nâu đỏ kết tủa không tan NH3 d− FeCl2 + 2NH3 + 2H2O → Fe(OH)2↓ + 2NH4Cl (tr¾ng xanh) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 (nâu đỏ) b) Hiện tợng : có kết tđa keo xanh xt hiƯn sau ®ã tan NH3 d, dung dịch tạo thành có màu xanh lam CuSO4 + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2↓ + (NH4)2SO4 (keo xanh) Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4](OH)2 (xanh lam) c) HiƯn t−ỵng : có kết tủa keo trắng xuất sau tan mét phÇn NH3 d− Al2(SO4)3 + 6NH3 + 6H2O → 2Al(OH)3↓ + 3(NH4)2SO4 (keo tr¾ng) ZnSO4 + 2NH3 + 2H2O Zn(OH)2 + (NH4)2SO4 (keo trắng) NH3 bazơ yếu nên không phản ứng với Al(OH)3 NH3 tạo phøc chÊt tan víi Zn(OH)2 nªn kÕt tđa tan mét phÇn Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4](OH)2 TrÝch mÉu thư cho phản ứng với dung dịch NaOH loÃng, có khí bay hỗn hợp Fe Zn Zn + 2NaOH + 2H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2 Cho mÉu thử lại phản ứng với kiềm đặc, có khí bay hỗn hợp Fe Sn Sn + 2H2O + 2NaOH (đặc) Na2[Sn(OH)4] + H2 Cho mẫu thử lại vào dung dịch HNO3 đặc nguội, có khí màu nâu đỏ bay hỗn hợp Fe Ag : Ag + HNO3 (đặc nguội) AgNO3 + NO2 + H2O (nâu đỏ) Mẫu thử lại Fe Cr bị thụ động hóa với HNO3 đặc, nguội Đề không yêu cầu viết phản ứng nên ta dùng sơ đồ : TRNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 +HCl +NaOH +O , t o +HCl +NaOH D&3H +O , t o 2Fe  2FeCl  2Fe(OH)2  Fe2 O3 → → → a a/2 2Cr  2CrCl  2Cr(OH)2  Cr2 O3 → → → b b/2 56a + 52b = 5,4 gam (1) 80a + 76b = 7,8 gam (2) Giải hệ phơng trình ta có : a = b = 0,05 mol m Fe = 0, 05 × 56 = 2,8 gam ⇒ % m Fe = 2,8 × 100 = 51,85% 5, %mCr = 100 51,85 = 48,15% Số mol hỗn hợp khí = 0,15 mol 5, Phân tử khối trung bình cña khÝ : M = = 34, 67 0,15 Khí không màu hóa nâu NO (M = 30) < 34,67 phân tử khối khí không màu lại > 34,67 phải N2O n + n N 2O = 0,15 mol  n = 0,1 mol Ta cã :  NO ⇒  n NO = 0, 05 mol 30.n NO + 44.n N 2O = 5, gam  N 2O  2+ + 2e 2x 3+ + 3e 3y Zn x → Zn x Cr y → Cr y + 3e 0,3 +5 N +5 → +2 N (NO) 0,1 +1 8e → 2N (N2O) 0,4 0,05 ⇒ 2x + 3y = 0,7 mol (1) vµ 65x + 52y = 18,2 gam (2) Giải hệ phơng trình ta có : x = 0,2 mol vµ y = 0,1 mol 2N + mZn = 0,2.65 = 13 (gam) ; mCr = 0,1.52 = 5,2 (gam) TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H D&3H TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HĨA H C 12 Ch−¬ng PHÂN BIệT MộT Số CHấT VÔ CƠ I Kiến thức trọng tâm Nhận biết ion vô a) Nhận biết cation + + Đốt dung dịch chứa cation Na K lửa không màu → ngän + + lưa nhm mµu vµng lµ Na , màu tím K + NH4 + OH (®un nãng) → khÝ NH3 (dïng quú tÝm thÊm n−íc ®Ĩ thư hay ngưi cã mïi khai) – Ba 2+ + CrO2 − → BaCrO4 : mµu vàng tơi không tan CH3COOH loÃng (còn CaCrO4 tan CH3COOH lo·ng) – Ca 2+ + C O2 CaC2O4 : màu trắng không tan CH3COOH loÃng 2+ (nếu dung dịch có Ba Pb 3+ 2+ 3+ phải loại ion tr−íc) 2+ – C¸c cation Al , Cr , Zn , Be – OH d− 3+ * Cr OH − 2+ – : t¹o kÕt tđa víi OH OH − –  Cr(OH)3  [Cr(OH)4] → → sau ®ã tan + H O + OH − 2 → Cr2 O2 vàng tơi * Al OH − OH + NH + − 3+  Al(OH)3  [Al(OH)4]– → Al(OH)3↓+ NH3 → → 2+  Zn(OH)2 [Zn(NH3)4]2+ : không màu * Zn Fe OH − 3+ + NH OH −  Fe(OH)3 : đỏ nâu 3+ Đặc biệt : Fe + 3SCN – Fe 2+ 2OH Fe(SCN)3 dung dÞch có màu đỏ máu +O +H O 2 Fe(OH)2 trắng xanh Fe(OH)3 đỏ nâu → → 2+ hay : Fe lµm mÊt mµu tÝm cđa dung dÞch KMnO4 – Cu Mg 2+ 2+ OH − + NH 2+  Cu(OH)2↓ xanh → [Cu(NH3)4] xanh lam → + NH + OH −  Mg(OH)2↓ → Mg2+ + NH3 → 2+ 2- hay : Mg + HPO4 + NH3 MgNH4PO4 ↓ tr¾ng 2+ Ni OH − + NH  Ni(OH)2↓ xanh lôc → [Ni(NH3)6]2+ mµu xanh → TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H Chó ý : Dung dÞch Fe 3+ Dung dịch Fe màu vàng nâu 2+ màu xanh nhạt Dung dịch Cu 2+ màu xanh da trời Dung dịch Ni 2+ màu xanh b) Nhận biết anion + − NO3 + Cu + H → Cu 2+ (màu xanh) + NO (hóa nâu không khí) Ba + SO2 −  BaSO4 ↓ kh«ng tan axit mạnh SO3 làm màu nâu đỏ dung dịch I2 Cl Ag+ AgCl (không tan axit mạnh, nhng tan NH3) → 2H + Ca(OH) 2 CO3 −  CO2  CaCO3 ↓ tr¾ng → → 2– + 2+ 2+ S t¹o kÕt tđa víi Ag , Cu , Pb , Hg dung dịch axit mạnh 2+ kết tủa không tan Nhận biết chất khí CO2 Màu, mùi không màu, không mùi Thuốc thử đặc trng tợng dd Ca(OH)2 hay Ba(OH)2 d trắng (SO2 cho tợng tơng tự) SO2 Cl2 H2S NH3 NO2 không màu, mùi hắc, làm nhạt màu dd Br2 hay I2 độc vàng lục, mùi hắc, độc dd KI, hồ tinh bột màu xanh tím không màu, mùi trứng Ag+, Cu2+, Pb2+ đen (không tan axit thối, độc mạnh) không màu, mïi khai HCl (k) → NH4Cl (r) : khãi tr¾ng quỳ tím ớt hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng nâu đỏ, mùi hắc, độc Tham khảo : Nhận biết số chất hữu a) Các ancol Na,K R(OH)n H2 → TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 CuO,t o D&3H AgNO / NH 3 RCH2OH  RCHO  Ag↓ → → Riªng CH3CH2OH + 4I2 + 6NaOH → HCOONa + 5NaI + 5H2O + CHI3↓ (CHI3 ↓ có màu vàng sáng) Các ancol đa chức có nhóm OH kề hòa tan Cu(OH)2 tạo phức màu xanh lam b) Các anđehit Cho phản ứng tráng bạc với dung dịch AgNO3/ NH3 Tác dụng với Cu(OH)2 /OH đun nóng tạo Cu2O đỏ gạch Làm màu nớc Br2 c) Các axit cacboxylic Làm quỳ tím hóa đỏ Tạo este (không tan nớc có mùi thơm) với ancol Riêng muối este HCOOH cho phản ứng tráng bạc Riêng muối CH3COOH phản ứng với FeCl3 tạo phức chất màu đỏ d) Các gluxit Glucozơ, fructozơ, mantozơ : + Tạo phức màu xanh lam với Cu(OH)2 nhiệt độ thờng + Tác dụng với Cu(OH)2 đun nóng tạo Cu2O đỏ gạch + Cho phản ứng tráng bạc với dung dịch AgNO3/ NH3 + Glucozơ, mantozơ làm màu nớc Br2 (fructozơ không làm màu nớc Br2) Saccarozơ : Tạo phức màu xanh lam víi Cu(OH)2 ë nhiƯt ®é th−êng Tinh bét : I2 kết hợp với hồ tinh bột tạo sản phẩm màu xanh tím nhiệt độ thờng Kĩ Phân biệt lọ chứa riêng biệt dung dịch chất Nhận biết hỗn hợp ion dung dịch II Bài tập áp dụng A Trắc nghiệm khách quan Để phân biệt dung dịch BaCl2 CaCl2, nên dùng TRNG T KIN THC V GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H A dung dịch Na2CO3 trớc, sau cho thêm CH3COOH loÃng B dung dịch Na2SO4 trớc, sau cho thêm CH3COOH loÃng C dung dịch (NH4)2C2O4 trớc, sau cho thêm CH3COOH loÃng D dung dịch K2CrO4 trớc, sau cho thêm CH3COOH loÃng Thuốc thử dùng để phân biệt dung dịch riêng biệt : Fe(NO3)3, Al(NO3)3 Zn(NO3)2 A dung dịch Na2CO3 C dung dÞch HCl B dung dÞch NH3 D dung dịch Ba(OH)2 Thuốc thử dùng để phân biệt dung dịch riêng biệt : natri axetat, natri phenolat, natri cacbonat A dung dịch NH3 C dung dịch H2SO4 loÃng B dung dÞch Na2SO4 D dung dÞch NaOH lo·ng Để phân biệt ống nghiệm riêng biệt chứa dung dÞch : Na2CO3, H2SO4, HCl, NaCl chØ víi lợt thử, cần dùng A Ba C dung dịch AgNO3 B dung dÞch BaCl2 D dung dÞch Ba(HCO3)2 Hoá chất cần dùng để phân biệt đợc lọ riêng biệt chứa Fe2O3, Fe3O4 A dung dịch HCl B dung dÞch H2SO4 lo·ng D dung dÞch H3PO4 loÃng C dung dịch HNO3 loÃng Phơng pháp phân biệt cặp chất dới ? A Phân biệt khí CO2 SO2 nớc vôi d B Phân biệt hai dung dịch AlCl3 CrCl3 dung dịch NaOH nớc Br2 C Phân biệt AlCl3 ZnCl2 dung dịch NaOH D Phân biệt dung dịch BaCl2 dung dịch CaCl2 Na2CO3 Có dung dịch nhÃn sau : Na2CO3, NaNO3, Na2SiO3, Na[Al(OH)4] NÕu chØ dïng mét thc thư ®Ĩ phân biệt chất ta dùng thuốc thử thuốc thử dới ? A GiÊy quú tÝm B Dung dÞch HCl C Dung dÞch AgNO3 TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H D Cu dung dịch H2SO4 Hoá chất thích hợp để phân biệt dung dịch : NH4Cl, (NH4)2SO4, NaNO3, MgCl2, FeCl2, FeCl3, Al(NO3)3 với lợt thử A dung dÞch Ba(OH)2 B dung dÞch NaOH C n−íc BaCl2 D dung dịch KMnO4 H2SO4 loÃng Để phân biệt hai khí O2 O3, dùng hóa chất sau ? A Dung dịch KI, hå tinh bét B Dung dÞch KI, quú tÝm C Đũa bạc D Bột than 10 Để phân biệt dung dÞch : NH3, NaOH, BaCl2, NaCl cã thĨ dïng A dung dÞch H2SO4 B dung dÞch FeCl3 C CuSO4 D AgNO3 A Trắc nghiệm tự luận Các dung dịch loÃng sau có màu xanh : CuSO4, NiSO4, Cr2(SO4)3, FeSO4 HÃy trình bày phơng pháp nhận biết dung dịch mà không dựa vào màu sắc cation Một dung dịch chứa hỗn hợp ion Ba , Ca , NH + NO3 HÃy trình 2+ 2+ bày cách nhận biết ion dung dịch Viết phơng trình hóa học 2+ 2+ 3+ Dung dịch X chứa hỗn hỵp Cu , Zn , Al , SO2 − HÃy trình bày cách nhận biết ion dung dịch Viết phơng trình hóa học dới dạng ion rút gọn Trình bày cách khác để phân biệt lọ khí CO2 SO2 HÃy chọn hoá chất thích hợp với lợt thử, hÃy phân biệt lọ riêng biệt chứa : a) Các dung dịch : Ba(HCO3)2, Ba(OH)2, Mg(HCO3)2, NH4NO3 b) Các dung dịch loÃng : FeSO4, CuSO4, Al2(SO4)3, Fe2(SO4)3 D&3H TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 HÃy tách oxit hỗn hợp bột gồm : CuO, MgO, Al2O3 III Hớng dẫn giải Đáp án A Trắc nghiệm khách quan Câu Đáp án D B C D C B B A D 10 C Phân biệt hai dung dịch AlCl3 CrCl3 dung dịch NaOH nớc Br2 3+ Na2CO3 Na2SiO3 Na[Al(OH)4] NaNO3 sđi bät khÝ cho tõ tõ ®Õn d− dd HCl – – – kÕt tđa tr¾ng keo kết tủa trắng keo sau tan t−ỵng 2Cr + 3Br2 + 16OH → [Cr(OH)4] + 6Br + 8H2O (vàng tơi) Chọn dung dịch HCl Chọn dung dịch Ba(OH)2 NH4Cl cho từ từ đến d dd Ba(OH)2 (NH4)2SO4 NaNO3 MgCl2 FeCl2 FeCl3 Al(NO3)3 khÝ cã mïi khai khí có mùi không khai kết có tủa tợng trắng kết tủa trắng kết tủa trắng hóa nâu đỏ kết tủa đỏ nâu kết tủa keo trắng sau tan B Trắc nghiệm tự luận Cho dung dịch NaOH từ từ đến d vào mẫu thử : + Mẫu thử tạo kết tủa sau tan lµ Cr2(SO4)3 3+ Cr + 3OH – → Cr(OH)3 ↓ Cr(OH)3 + OH – – → [Cr(OH)4] + MÉu thử có kết tủa trắng xanh sau hóa thành nâu ®á lµ FeSO4 : Fe 2+ – + 2OH → Fe(OH)2↓ (tr¾ng xanh) 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O → 4Fe(OH)3↓ (đỏ nâu) TRNG T KIN THC V GII B TP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H + Hai mẫu thử tạo kết tủa keo xanh không tan lµ CuSO4, NiSO4 Cu 2+ – + 2OH → Cu(OH)2↓ (keo xanh) 2+ – + 2OH → Ni(OH)2↓ (keo xanh) Lọc lấy kết tủa, thêm vài giọt dung dịch NaOH loÃng cho vào ống nghiệm chứa dung dịch CH3CHO đun nhẹ, mẫu thử cho kết tủa đỏ gạch Cu(OH)2 Từ xác định chất ban đầu Ni to CH3CHO + 2Cu(OH)2 + NaOH CH3COONa + Cu2Ođỏ gạch + 3H2O Cho dung dịch NaOH vào mẫu thử đun nhẹ, có khÝ mïi khai bay ⇒ cã NH + to NH + + OH–  NH3 (mïi khai) + H2O Cho ml dung dịch K2CrO4 vào mẫu thử, có kết tủa màu vàng tơi xuất 2+ 2+ hiƯn lµ cã Ba , Ca 2+ Ba + CrO2 − → BaCrO4 ↓ 2+ Ca + CrO2 CaCrO4 Thêm dung dịch CH3COOH d vào lắc kĩ : + BaCrO4 không tan ⇒ cã Ba 2+ + CaCrO4 tan dung dÞch CH3COOH : CaCrO4 + 2CH3COOH → Ca(CH3COO)2 + H2CrO4 Läc bỏ kết tủa, lấy phần nớc lọc cho phản ứng với dung dịch (NH4)2CO3 2+ d, phần nớc lọc tạo kÕt tđa ⇒ cã Ca – L¹i läc bá kết tủa, lấy phần nớc lọc NO3 , cho vào mảnh Cu, thêm H2SO4 đến d (hết khÝ bay ra) råi ®un nãng nhĐ : cã khÝ không màu hóa nâu không khí có NO3 H2SO4 + (NH4)2CO3 → (NH4)2SO4 + CO2 + H2O + − 3Cu + 8H + 2NO3 → Cu 2NO + O2 → 2NO2 2+ + 2NO + 4H2O TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H Cho Ba(NO3)2 vµo mÉu thư, cã kÕt tđa xt hiƯn Läc lÊy kết tủa, cho vào 2+ vài giọt dung dịch HNO3, kÕt tđa kh«ng tan ⇒ cã Ba 2+ Ba + SO2 − → BaSO4 Trong c¸c ion cđa dung dịch có Cu không màu 2+ có màu xanh, ion lại Cho NaOH loÃng d vµo mÉu thư, läc bá kÕt tđa Cu(OH)2 (cã mµu xanh), phần nớc lọc (không màu) chứa [Al(OH)4] vµ [Zn(OH)4] 2+ – 3+ – Cu + 2OH → Cu(OH)2 → Al(OH)3 Al + 3OH – Al(OH)3 + OH 2+ – – → [Al(OH)4] Zn + 2OH → Zn(OH)2 – 2– Zn(OH)2 + 2OH → [Zn(OH)4] Sôc khÝ CO2 d vào nớc lọc, có kết tủa keo trắng Al(OH)3 Zn(OH)2 tạo : [Al(OH)4] + CO2 → Al(OH)3 + HCO3 [Zn(OH)4] 2– − + 2CO2 → Zn(OH)2 + 2HCO3 Läc lÊy kÕt tđa, cho vµo dung dịch NH3 d : có Zn(OH)2 tan, phần 3+ không tan Al(OH)3 có Al 2+ Zn(OH)2 + 4NH3 → [Zn(NH3)4] + 2OH Läc bá phÇn không tan, lấy nớc lọc cho phản ứng với dung dịch HCl d 2+ thu đợc dung dịch có Zn 2+ + 2+ [Zn(NH3)4] + 4H → Zn + 4NH + Cho vài giọt dung dịch NaOH vào dung dịch thu đợc : có kết tủa keo trắng 2+ ⇒ cã Zn 2+ – Zn + 2OH → Zn(OH)2 Ba cách khác để phân biệt lọ khí CO2 SO2 : Cách : Cho khí lội qua bình chứa dung dịch Br2, mẫu thư lµm mÊt mµu Br2 lµ SO2 SO2 + Br2 + 2H2O → 2HBr + H2SO4 TRỌNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H Cách : Cho khí lội qua bình chứa dung dịch H2S, mẫu thử dung dịch hóa đục tạo S không tan SO2 SO2 + H2S S + H2O Cách : Cho khí lội qua bình chứa dung dịch KMnO4, mẫu thử làm màu tím dung dịch SO2 5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O 2H2SO4 + K2SO4 + 2MnSO4 a) Các dung dịch : Ba(HCO3)2, Ba(OH)2, Mg(HCO3)2, NH4NO3 Chọn thuốc thử dung dịch H2SO4 loÃng cho vào mẫu thử : + MÉu thö võa cã khÝ bay võa cã kÕt tủa trắng Ba(HCO3)2 Ba(HCO3)2 + H2SO4 BaSO4 + CO2 + H2O + MÉu thư chØ cã kÕt tđa trắng Ba(OH)2 Ba(OH)2 + H2SO4 BaSO4 + 2H2O + MÉu thư chØ cã khÝ bay lµ Mg(HCO3)2 Mg(HCO3)2 + H2SO4 → MgSO4 + 2CO2 + 2H2O + Mẫu lại tợng NH4NO3 b) Các dung dịch loÃng : FeSO4, CuSO4, Al2(SO4)3, Fe2(SO4)3 Chọn thuốc thử dung dịch NaOH loÃng cho từ từ đến d vào mẫu thử: + Mẫu thử có kết tủa trắng xanh sau hóa thành nâu đỏ FeSO4 : Fe 2+ + 2OH → Fe(OH)2 ↓ tr¾ng xanh 4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 đỏ nâu + Mẫu thử tạo kết tủa nâu đỏ Fe2(SO4)3 Fe 3+ + 3OH Fe(OH)3 nâu đỏ + Mẫu thử có kÕt tđa keo xanh lµ CuSO4 Cu 2+ – + 2OH → Cu(OH)2 keo xanh + MÉu thö cã kÕt tủa keo trắng sau tan Al2(SO4)3 3+ Al + 3OH – → Al(OH)3 ↓ keo tr¾ng – Al(OH)3 + OH – → [Al(OH)4] T¸ch tõng oxit hỗn hợp bột gồm : CuO, MgO, Al2O3 Hòa tan hỗn hợp vào dung dịch NaOH d : TRNG T KIẾN THỨC VÀ GIẢI BÀ TẬP HÓ HỌC TR NG TÂM KI N TH C VÀ GI I BÀI T P HÓA H C 12 D&3H ChØ cã Al2O3 tan, lọc tách riêng phần không tan thổi khí CO2 d− vµo n−íc läc : – – Al2O3 + 2OH + 3H2O → 2[Al(OH)4] – − [Al(OH)4] + CO2 → Al(OH)3 + HCO3 o t 2Al(OH)3  Al2O3 + 3H2O Phần không tan gồm CuO, MgO đem hòa tan hÕt b»ng dung dÞch HCl : + 2+ CuO + 2H → Cu + H2O + MgO + 2H → Mg 2+ + H2O 2+ Cho NH3 d− vµo dung dịch : Mg tạo kết tủa, Cu Mg Cu 2+ 2+ 2+ tạo kết tủa sau tan : + 2NH3 + 2H2O → Mg(OH) + 2NH + + 2NH3 + 2H2O → Cu(OH)2 + 2NH + 2+ – Cu(OH)2 + 4NH3 → [Cu(NH3)4] + 2OH Läc lấy kết tủa nhiệt phân thu đợc MgO : o t Mg(OH)  MgO + H2O → PhÇn nớc lọc cho phản ứng với dung dịch HCl d : [Cu(NH3)4] 2+ + + 4H → Cu 2+ + 2NH + Cho ph¶n øng víi NaOH lo·ng d−, lọc lấy kết tủa nhiệt phân, thu đợc CuO : 2+ – Cu + 2OH t o → Cu(OH)2↓ Cu(OH)2  CuO + H2O →