D. QUI TRÌNH CHO MỘT BÀI THÍ NGHIỆM
2. RÚT RA KẾT LUẬN CẦN THIẾT
Giáo viên yêu cầu học sinh căn cứ vào mục tiêu ban đầu trước khi làm thí nghiệm để đánh giá cơng việc đã làm.
Chú ý: Các thí nghiệm hĩa học cĩ thể là thí nghiệm định tính hay định lượng. Các thí nghiệm định tính thì khơng nên quá tiết kiệm nguyên liệu, sẽ khĩ quan sát kết quả. Các thí nghiệm định lượng thì cần chính xác hàm lượng các chất làm thí nghiệm mới cĩ kết quả.
Tĩm tắt quy trình một bài thực hành
Bước 1: Xác định mục tiêu. Yêu cầu của bước này là học sinh phải nhận thức được và phát biểu rõ mục tiêu (trả lời câu hỏi: để làm gì ?)
Bước 2: Kiểm tra kiến thức cơ sở và kiểm tra sự chuẩn bị thực hành (trả lời câu hỏi: cĩ làm được khơng ?).
Bước 3: Xác định nội dung thực hành (trả lời câu hỏi: làm như thế nào ?)
Bước 4: Tiến hành các hoạt động thực hành (trả lời câu hỏi: quan sát thấy gì? thu được kết quả ra sao ?).
Bước 5: Giải thích và trình bày kết quả, rút ra kết luận (trả lời câu hỏi: tại sao? Mục tiêu đã hồn thành hay chưa ?).
CHƯƠNG II: THỰC HÀNH
BÀI THỰC HÀNH SỐ 1: PHẢN ỨNG OXI HĨA – KHỬ [9] 1. MỤC TIÊU
- Rèn luyện kĩ năng thực hành hĩa học: Thao tác và quan sát các hiện tượng xảy ra trong khi làm thí nghiệm.
- Vận dụng kiến thức đã học để giải thích các hiện tượng xảy ra trong các phản ứng oxi hĩa – khử.
2. KIẾN THỨC GIÁO KHOA 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử 2.1. Phản ứng oxi hĩa – khử
Phản ứng oxi hĩa khử là phản ứng cĩ sự thay đổi số oxi hĩa của các nguyên tố tham gia vào thành phần phân tử của của các chất trong hệ phản ứng.
Trong một phản ứng oxi hĩa – khử luơn luơn cĩ hai quá trình song hành là sự oxi hĩa và sự khử, trong đĩ:
- Sự oxi hĩa (quá trình oxi hĩa) một chất là làm cho chất đĩ nhường electron hay làm tăng số oxi hĩa của chất đĩ.
- Sự khử (quá trình khử) một chất là làm cho chất đĩ nhận electron hay làm giảm số oxi hĩa của chất đĩ.
Chất khử là chất nhường electron hay là chất cĩ số oxi hĩa tăng sau phản ứng. Chất khử cịn được gọi là chất bị oxi hĩa.
Chất oxi hĩa là chất nhận electron hay là chất cĩ số oxi hĩa giảm sau phản ứng. Chất oxi hĩa cịn được gọi là chất bị khử.
2.2. Lập phương trình hĩa học của phản ứng oxi hĩa - khử
Để lập phương trình hĩa học của phản ứng oxi hĩa - khử, ta cần biết cơng thức hĩa học của các chất tham gia và tạo thành, cịn việc lựa chọn hệ số thích hợp đặt trước cơng thức các chất trong phương trình hĩa học cĩ thể thực hiện bằng nhiều phương pháp khác nhau. Một trong những phương pháp đĩ là phương pháp thăng bằng electron.
2.2.1. Nguyên tắc
Tổng số electron do chất khử nhường phải đúng bằng tổng số electron mà chất oxi hĩa nhận e.
2.2.2. Các bước lập phương trình hĩa học theo phương pháp thăng bằng electron
Bước 1 : Xác định số oxi hĩa của những nguyên tố cĩ số oxi hĩa thay đổi.
Bước 2 : Viết quá trình oxi hĩa và quá trình khử, cân bằng mỗi quá trình.
Bước 3 : Tìm hệ số thích hợp sao cho tổng số electron do chất khử nhường bằng tổng số electron mà chất oxi hĩa nhận.
Bước 4 : Đặt hệ số của chất oxi hĩa và chất khử vào sơ đồ phản ứng. Hồn thành phương trình hĩa học.
2.3. Ý nghĩa của phản ứng oxi hĩa – khử
Phản ứng oxi hĩa – khử là một trong những quá trình quan trọng nhất của thiên nhiên. Sự hơ hấp, quá trình thực vật hấp thụ khí cacbonic giải phĩng oxi, sự trao đổi chất và hàng loạt quá trình sinh học khác đều cĩ cơ sở là các phản ứng oxi hĩa – khử.
Sự đốt cháy nhiên liệu trong các động cơ, các quá trình điện phân, các phản ứng xảy ra trong pin và trong ăcquy đều bao gồm sự oxi hĩa và sự khử. Hàng ngày quá trình sản xuất như luyện kim, chế tạo hĩa chất, chất dẻo, dược phẩm, phân bĩn hĩa học,…đều khơng thực hiện được nếu thiếu các phản ứng oxi hĩa – khử.
3. DỤNG CỤ VÀ HĨA CHẤT 3.1.Dụng cụ 3.1.Dụng cụ 3.1.Dụng cụ 3.1.Dụng cụ 3.1.Dụng cụ 3.1.Dụng cụ 3.1.Dụng cụ 3.1.Dụng cụ Giá để ống nghiệm Ống hút Kẹp ống nghiệm Ống nghiệm 3.2.Hĩa chất
Dung dịch H2SO4 1M Dung dịch FeSO4
Zn viên Đinh sắt
Dung dịch CuSO4 Dung dịch KMnO4
4. THỰC HÀNH
4.1. Thí nghiệm 1: Phản ứng giữa kim loại và dung dịch axit
Rĩt vào ống nghiệm khoảng 2 ml dung dịch axit sunfuric lỗng rồi cho tiếp vào ống nghiệm một viên kẽm nhỏ. Quan sát hiện tượng xảy ra.
Giải thích hiện tượng. Viết phương trình hĩa học của phản ứng và cho biết vai trị của từng chất trong phản ứng.
4.2. Thí nghiệm 2: Phản ứng giữa kim loại và dung dịch muối
Rĩt vào ống nghiệm khoảng 2 ml dung dịch CuSO4 lỗng. Cho vào ống nghiệm một đinh sắt đã được làm sạch bề mặt.
Để yên ống nghiệm khoảng 10 phút. Quan sát hiện tượng xảy ra.
Giải thích hiện tượng. Viết phương trình hĩa học của phản ứng và cho biết vai trị của từng chất trong phản ứng.
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
5.1. Ở thí nghiệm 1, phản ứng giữa Zn và axit H2SO4 lỗng thuộc loại phản ứng gì? Cho biết vai trị của từng chất trong phản ứng. Nếu thay kim loại Zn bằng kim loại Cu Cho biết vai trị của từng chất trong phản ứng. Nếu thay kim loại Zn bằng kim loại Cu thì phản ứng cĩ xảy ra hay khơng? Tại sao?
5.2. Mơ tả và giải thích hiện tượng xảy ra khi cho đinh sắt vào dung dịch CuSO4 lỗng? Viết phương trình hĩa học của phản ứng.
BÀI THỰC HÀNH SỐ 2:
TÍNH CHÁT HĨA HỌC CỦA KHÍ CLO VÀ HỢP CHẤT CỦA CLO [9] 1. MỤC TIÊU
- Rèn luyện kĩ năng quan sát hiện tượng, thao tác thực hành thí nghiệm sao cho an tồn và hiệu quả.
- Củng cố kiến thức về clo và hợp chất của clo.
2. KIẾN THỨC GIÁO KHOA 2.1.Clo
2.1.1. Tính chất vật lý
Ở điều kiện thường, clo cĩ khí màu vàng lục, mùi xốc, rất độc, nĩ phá hoại niêm mạc của đường hơ hấp.
Khí clo nặng gấp 2,5 lần khơng khí 2,5) 29 71
(d và tan trong nước.
Ở 20oC, một thể tích nước hịa tan 2,5 thể tích khí clo. Dung dịch của khí clo trong nước cịn gọi là nước clo cĩ màu vàng nhạt.
Khí clo tan nhiều trong dung mơi hữu cơ như benzen, etanol, hexan,…
2.1.2. Tính chất hĩa học
Nguyên tử clo cĩ độ âm điện lớn (3,16), chỉ đứng sau nguyên tử flo (3,98) và nguyên tử oxi (3,44). Vì vậy, trong các hợp chất với các nguyên tố này, clo cĩ số oxi hĩa dương (+1, +3, +5, +7), cịn trong các trường hợp khác, clo cĩ số oxi hĩa âm (-1).
Khi tham gia phản ứng, nguyên tử clo dễ nhận 1 electron để thành ion clorua Cl-. Vì vậy, tính chất hĩa học cơ bản của clo là tính oxi hĩa mạnh, thể hiện qua các phản ứng sau:
2.1.2.1. Tác dụng với kim loại
Khí clo oxi hĩa trực tiếp được hầu hết các kim loại tạo ra muối clorua, phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thường hoặc khơng cao lắm, tốc độ nhanh, tỏa nhiều nhiệt.
Thí dụ: 2Na + Cl2 2NaCl Cu + Cl2 CuCl2 2Fe + 3Cl2 2FeCl3
2.1.2.2. Tác dụng với hiđro
Ở nhiệt độ thường và trong bĩng tối, clo oxi hĩa chậm hiđro. Nhưng nếu được chiếu sáng mạnh hoặc hơ nĩng, phản ứng xảy ra nhanh. Nếu tỉ lệ số mol H2 : Cl2 = 1 : 1thì hỗn hợp sẽ nổ mạnh:
H02 (k) + Cl02 (k) 2HCl (k)
+1 -1
2.1.2.3. Tác dụng với nước và dung dịch kiềm
Khi tan vào nước, một phần clo tác dụng chậm với nước theo phản ứng thuận nghịch.
Cl02 + H2O HCl + HClO-1 +1
Axit hipoclorơ cĩ tính oxi hĩa rất mạnh, nĩ phá hủy các chất màu, vì thế clo ẩm cĩ tác dụng tẩy màu.
Với dung dịch kiềm, clo phản ứng dễ dàng hơn tạo thành dung dịch hỗn hợp muối của các axit HCl và HClO:
Cl02 + 2NaOH NaCl + NaClO + H-1 +1 2O
Trong các phản ứng trên, nguyên tố clo vừa là chất oxi hĩa, vừa là chất khử. Đĩ là những phản ứng tự oxi hĩa – khử.
2.1.2.4. Tác dụng với muối của các halogen khác
Clo khơng oxi hĩa được ion F- trong các muối florua nhưng oxi hĩa dễ dàng ion Br- trong dung dịch muối bromua và ion I- trong dung dịch muối iotua:
Cl02 + 2NaBr 2NaCl + Br-1 2
-1 0
Cl02 + 2NaI 2NaCl + I-1 2
-1 0
Điều này chứng minh trong nhĩm halogen, tính oxi hĩa của clo mạnh hơn brom và iot. 2.1.2.5. Tác dụng với các chất khử khác Thí dụ: Cl2 + 2H2O + SO2 2HCl + H2SO4 0 +4 -1 +6 Cl2 + 2FeCl2 2FeCl3 0 +2 +3 -1
2.1.3. Điều chế
Nguyên tắc điều chế khí clo là oxi hĩa ion Cl- thành Cl2
2.1.3.1. Trong phịng thí nghiệm
Clo được điều chế từ axit clohiđric đặc. Để oxi hĩa ion Cl-, cần chất oxi hĩa mạnh như MnO2, KMnO4, KClO3,…
MnO2 + 4HCl MnOt 2 + 2H2O + Cl2 o
2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2
Nếu chất oxi hĩa là MnO2 thì cần phải đun nĩng, cịn chất oxi hĩa là KMnO4 hoặc KClO3 phản ứng xảy ra ở nhiệt độ thường.
2.1.3.2. Trong cơng nghiệp
Sản xuất khí clo bằng cách điện phân dung dịch bão hịa muối ăn trong nước. Thùng điện phân cĩ màng ngăn cách 2 điện cực để khí clo khơng tiếp xúc với dung dịch NaOH.
Phương trình điện phân cĩ thể viết như sau:
2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2
2.2. Hiđroclorua, axit clohiđric
2.2.1. Tính chất vật lí
Hiđro clorua là khí khơng màu, mùi xốc, nặng hơn khơng khí 1,26 29
5 , 36
(d ). Khí HCl tan rất nhiều trong nước, một thể tích nước cĩ thể hịa tan gần 500 thể tích khí HCl.
Khí HCl tan vào nước tạo thành dung dịch axit clohiđric. Đĩ là chất lỏng khơng màu, mùi xốc. Dung dịch HCl đặc nhất (20oC) đạt tới nồng độ 37% và cĩ khối lượng riêng D = 1,19 g/cm3.
2.2.2. Tính chất hĩa học
Axit HCl là axit mạnh, cĩ đầy đủ tính chất hĩa học chung của axit: làm quỳ tím hĩa đỏ, tác dụng với kim loại đứng trước hiđro trong dãy hoạt động hĩa học, tác dụng với oxit bazơ, bazơ, muối. Thí dụ:
Fe + 2HCl FeCl 2 + H2 CuO + 2HCl CuCl2 + H2O
đpdd cĩ màng ngăn
Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
Axit HCl cĩ tính khử do phân tử HCl khi tác dụng với chất oxi hĩa mạnh, thí dụ: MnO+4 2 + 4HCl MnCl-1 +2 2 + Cl02 + 2H2O
2.2.3. Điều chế
2.2.3.1. Trong phịng thí nghiệm
Cĩ thể điều chế khí HCl bằng cách cho tinh thể NaCl tác dụng với axit H2SO4 đặc và đun nĩng (phương pháp sunfat) rồi hấp thụ vào nước để thu được dung dịch HCl:
NaCl + H2SO4 NaHSO4 + HCl NaCl + H2SO4 HCl + Na2SO4
2.2.3.2. Trong cơng nghiệp
Phương pháp sunfat: từ NaCl và H2SO4 đặc.
Phương pháp tổng hợp: từ khí H2 và Cl2.
Clo hĩa các chất hữu cơ.
2.3. Muối Clorua
Muối clorua là muối của axit clohiđric.
Đa số muối clorua dễ tan trong nước, một vài muối clorua hầu như khơng tan: AgCl, PbCl2, CuCl, Hg2Cl2 (riêng PbCl2 tan khá nhiều trong nước nĩng). Một số muối clorua dễ bay hơi ở nhiệt độ cao như CuCl2, FeCl3,…
Nhận biết ion clorua: Thuốc thử dùng để nhận biết ion clorua là dung dịch AgNO3. Hiện tượng: thấy xuất hiện kết tủa trắng AgCl, kết tủa này khơng tan trong axit mạnh.
NaCl + AgNO3 AgCl + NaNO3 HCl + AgNO3 AgCl + HNO3
2.4. Nước Gia–ven
Là dung dịch thu được khi cho khí clo qua dung dịch NaOH: Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + H2O
< 2500C > 4000C
NaClO là muối của axit yếu, trong khơng khí tác dụng với khí CO2 tạo dung dịch axit hipoclorơ kém bền và cĩ tính oxi hĩa mạnh:
NaClO + CO2 + H2O NaHCO3 + HClO
Vì vậy, nước Gia-ven cĩ tính oxi hĩa mạnh. NaClO là chất oxi hĩa mạnh, khi đun sơi dung dịch NaClO đặc:
3. DỤNG CỤ VÀ HĨA CHẤT 3.1. Dụng cụ
Bình cầu cĩ nhánh Ống dẫn khí bằng cao su
Ống nghiệm Cốc thủy tinh
Bình Drexen Đèn cồn
Giá để ống nghiệm Ống hút
Giấy màu Bơng gịn
3.2. Hĩa chất
4. THỰC HÀNH
4.1. Thí nghiệm 1: Điều chế khí clo. Tính tẩy màu của khí clo ẩm
Cho vào bình cầu cĩ nhánh một ít bột MnO2. Rĩt vào phễu nhỏ giọt dung dịch HCl đậm đặc.
Nối bình cầu cĩ nhánh với ống dẫn khí vào bình Drexen chứa nước (khoảng nữa bình). Nối phần cịn lại của bình Drexen với ống dẫn khí vào cốc chứa dung dịch NaOH.
Cho vào bình Drexen chứa nước mẫu giấy màu.
Bột MnO2 H2SO4 đậm đặc
HCl đậm đặc Nước cất
Tinh thể NaCl Dd NaOH
2NaClO 2NaCl + Ot 2 o
Mở khĩa phễu nhỏ giọt cho dung dịch HCl chảy từ từ từng giọt xuống tác dụng với MnO2.
Dùng đèn cồn đun nhẹ bình cầu.
Quan sát, mơ tả và giải thích các hiện tượng xảy ra.
4.2. Thí nghiệm 2: Điều chế axit clohiđric
Cho vào ống nghiệm (1) một ít muối ăn rồi rĩt dung dịch H2SO4 đặc vào đủ để thấm ướt lớp muối ăn.
Rĩt khoảng 8 ml nước cất vào ống nghiệm (2) và lắp dụng cụ như hình vẽ. Đun cẩn thận ống nghiệm (1), nếu thấy sủi bọt mạnh thì ngừng đun.
Quan sát hiện tượng, viết phương trình hĩa học của phản ứng điều chế axit clohiđric.
Nhúng mẩu giấy quỳ tím vào dung dịch trong ống (2). Quan sát hiện tượng xảy ra.
Hình 2.3: Sơ đồ điều chế khí Clo
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
5.1. Viết phương trình phản ứng điều chế khí clo từ KMnO4, KClO3, MnO2, CaOCl2 với dung dịch HCl đặc.
5.2. Trong thí ngiệm 1, ta dùng giấy màu khơ được khơng? Tại sao? Cho biết thành phần hĩa học của nước clo?
5.3. Giải thích tại sao khi lấy đèn cồn ra thì nước bị tràn sang bình cầu?
5.4. Dung dịch NaOH trong cốc cĩ tác dụng gì đối với thí nghiệm 1?
5.5. Nếu thay dung dịch HCl đặc bằng dung dịch HF đặc hay HBr đặc thì ta cĩ thu được khí F2 hoặc Br2 khơng? Tại sao?
5.6. Tại sao dung dịch hiđroclorua cĩ tính axit?
5.7. Trong phịng thí nghiệm, hiđroclorua được điều chế bằng cách nào? Nếu dùng dung dịch H2SO4 lỗng và NaCl lỗng cĩ tạo ra hiđroclorua được khơng?
BÀI THỰC HÀNH SỐ 3:
TÍNH CHẤT CỦA OXI, LƯU HUỲNH [9] 1. MỤC TIÊU
- Rèn luyện các thao tác thí nghiệm an tồn, chính xác. - Tiến hành thí nghiệm để chứng minh được:
Oxi và lưu huỳnh là những đơn chất phi kim cĩ tính oxi hĩa mạnh. Ngồi tính oxi hĩa, lưu huỳnh cịn cĩ tính khử.
Lưu huỳnh cĩ thể biến đổi trạng thái theo nhiệt độ.
2. KIẾN THỨC GIÁO KHOA 2.1. Oxi
2.1.1. Cấu tạo phân tử Oxi
Nguyên tử oxi cĩ cấu hình electron 1s22s22p4, lớp ngồi cùng cĩ 2 electron độc thân. Hai nguyên tử O liên kết cộng hĩa trị khơng cực, tạo thành phân tử O2. Cơng thức cấu tạo của phân tử oxi cĩ thể viết là:
O O
2.1.2. Tính chất vật lý
Oxi là chất khí khơng màu, khơng mùi, nặng hơn khơng khí 1,1) 29 32
(d . Dưới áp suất khí quyển, oxi hĩa lỏng ở nhiệt độ -183oC.
Khí oxi ít tan trong nước (100 ml nước ở 20oC và 1 atm hịa tan được 3,1 ml khí oxi. Độ tan S = 0,0043 g/100 g H2O).
2.1.3. Trạng thái tự nhiên
Oxi trong khơng khí là sản phẩm của quá trình quang hợp. Nhờ sự quang hợp của cây xanh mà lượng khí oxi trong khơng khí hầu như khơng đổi:
6CO2 + 6H2O C6H12O6 + 6O2