D. QUI TRÌNH CHO MỘT BÀI THÍ NGHIỆM
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
2.1.4. Tính chất hĩa học
Nguyên tố oxi cĩ độ âm điện lớn (3,44), chỉ đứng sau flo (3,98). Khi tham gia phản ứng, nguyên tử oxi dễ dàng nhận thêm 2e. Do vậy, oxi là nguyên tố phi kim hoạt động, cĩ tính oxi hĩa mạnh. Trong các hợp chất (trừ hợp chất với flo và hợp chất peoxit), nguyên tố oxi cĩ số oxi hĩa là -2.
Oxi tác dụng với hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt,...) và phi kim (trừ halogen). Oxi tác dụng với nhiều hợp chất vơ cơ và hữu cơ.
Quá trình oxi hĩa các chất đều tỏa nhiệt, phản ứng cĩ thể xảy ra nhanh hay chậm khác nhau phụ thuộc vào các điều kiện: nhiệt độ, bản chất và trạng thái của chất.
2.1.4.1. Tác dụng với kim loại
Na và Mg cháy sáng chĩi trong khí oxi, tạo ra oxit. 4Na + O0 02 2Nat +1 -22O
o
2Mg + O0 02 2MgOt +1 -2 o
2.1.4.2. Tác dụng với phi kim
Nhiều phi kim cháy trong khí oxi tạo ra oxit, là những hợp chất liên kết cộng hĩa trị cĩ cực.
4P + 5O0 02 2Pt +5 -22O5 o
S + O0 02 SOto +4 -22
2.1.4.3. Tác dụng với hợp chất
Ở nhiệt độ cao, nhiều hợp chất cháy trong khí oxi tạo ra oxit, là những hợp chất liên kết cộng hĩa trị. C2H5OH + 3O2 2COt 2 + 3H2O o -2 0 +4 -2 -2 2H2-2S + 3O02 2SO+4 2 + 2H2O -2 to 2.2. Lưu huỳnh 2.2.1. Tính chất vật lý
Lưu huỳnh cĩ hai dạng thù hình: Lưu huỳnh tà phương (S) và lưu huỳnh đơn tà (S). Chúng khác nhau về cấu tạo tinh thể và một số tính chất vật lí, nhưng tính chất hĩa học giống nhau.
Hai dạng lưu huỳnh S và S cĩ thể biến đổi qua lại với nhau theo điều kiện nhiệt độ.
Ở nhiệt độ thấp hơn 113oC, S và S là những chất rắn màu vàng. Phân tử lưu huỳnh cĩ 8 nguyên tử liên kết cộng hĩa trị với nhau tạo thành mạch vịng.
Ở nhiệt độ 119oC, S và S đều nĩng chảy thành chất lỏng màu vàng, rất linh động.
Ở nhiệt độ 187oC, lưu huỳnh lỏng trở nên quánh nhớt, cĩ màu nâu đỏ.
Ở nhiệt độ 445oC, lưu huỳnh sơi, các phân tử lưu huỳnh bị phá vỡ thành nhiều phân tử nhỏ bay hơi.
2.2.2. Tính chất hĩa học
Lưu huỳnh là nguyên tố tương đối hoạt động: ở nhiệt độ thường hơi kém hoạt động nhưng khi đun nĩng tương tác với hầu hết nguyên tố trừ các khí hiếm, nitơ, iot, vàng và platin.
Khi tham gia phản ứng hĩa học, lưu huỳnh thể hiện tính oxi hĩa hoặc tính khử.
2.2.2.1. Tác dụng với kim loại hoặc hiđro
Lưu huỳnh tác dụng với kim loại hoặc hiđro ở nhiệt độ cao, sản phẩm là muối sunfua hoặc hiđro sunfua:
2Al + 3S Al0 0 t +3 -22S3 o
H2 + S H2S
0 0 to +1 -2
Lưu huỳnh tác dụng với thủy ngân ở nhiệt độ thường tạo muối thủy ngân (II) sunfua:
Hg + S HgS
0 0 +2 -2
Trong những phản ứng trên, lưu huỳnh thể hiện tính oxi hĩa.
2.2.2.2. Tác dụng với phi kim
Ở nhiệt độ thích hợp, lưu huỳnh tác dụng được với một số phi kim như oxi, flo, clo: S + O2 SOt 2 o 0 0 +4 -2 S + F2 SF6 0 0 to +6 -1
2.2.2.3. Tác dụng với các hợp chất khác
Ngồi ra, lưu huỳnh cịn thể hiện tính khử khi tác dụng với các chất oxi hĩa như KNO3, KClO3, K2Cr2O7, HNO3, H2SO4,…, thí dụ:
2KClO+5 3 + 3S 2KCl + 3SO0 to -1 +4 2
+6 0 +4
2H2SO4 + S 3SO2 + 2H2O
3. DỤNG CỤ VÀ HĨA CHẤT 3.1. Dụng cụ
Bình đựng khí oxi Muỗng lấy hĩa chất
Ống nghiệm Kẹp sắt
Đế sứ Đèn cồn
Giá để ống nghiệm Đũa thủy tinh
3.2. Hĩa chất
Dây thép Bột lưu huỳnh
Khí oxi Bột sắt
4. THỰC HÀNH
4.1. Thí nghiệm 1: Tính oxi hĩa của oxi
Uốn một đoạn dây thép (dây thắng xe đạp) theo hình lị xo.
Cột thêm đoạn than gỗ của que diêm vào, dùng kẹp đốt que diêm trên ngọn lửa đèn cồn.
Đưa nhanh vào bình đựng khí oxi (khơng để dây thép chạm vào thành bình sẽ làm vỡ bình).
Quan sát hiện tượng, viết phương trình hĩa học và xác định vai trỏ của các chất tham gia phản ứng.
4.2. Thí nghiệm 2: Sự biến đổi trạng thái của lưu huỳnh theo nhiệt độ
Đun nĩng một ít bột lưu huỳnh trong ống nghiệm trên ngọn lửa đèn cồn. Nghiêng ống nghiệm để dễ quan sát.
Quan sát sự biến đổi trạng thái của lưu huỳnh theo nhiệt độ.
4.3. Thí nghiệm 3: Tính oxi hĩa của lưu huỳnh
Cho một ít hỗn hợp bột sắt với lưu huỳnh vào đế sứ (tỉ lệ gần bằng S:Fe=4:7), dùng đũa thủy tinh trộn đều hỗn hợp.
Sau đĩ cho hỗn hợp vào đáy ống nghiệm, đun nĩng trên ngọn lửa đèn cồn cho đến khi phản ứng xảy ra.
Quan sát hiện tượng, viết phương trình hĩa học và xác định vai trị các chất tham gia phản ứng.
Hình 2.6: Lưu huỳnh bột
4.4. Thí nghiệm 4: Tính khử của lưu huỳnh
Lấy vào muỗng một lượng nhỏ lưu huỳnh bằng hạt đậu xanh, hơ nĩng chảy trên ngọn lửa đèn cồn.
Khi lưu huỳnh cháy rồi đưa nhanh vào bình đựng khí oxi.Quan sát hiện tượng, viết phương trình hĩa học và xác định vai trị các chất tham gia phản ứng.
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
5.1. Vì sao dây thép xoắn cháy trong khơng khí lại yếu hơn khi cháy trong bình đựng khí oxi?
5.2. Giải thích nguyên nhân gây ra sự thay đổi màu sắc và độ nhớt của lưu huỳnh