BÀI THỰC HÀNH SỐ 1 : PHẢN ỨNG OXI HĨ A– KHỬ
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
4.3. Thí nghiệm 3: Tính chất lưỡng tính của Al(OH)3
Rĩt vào 2 ống nghiệm, mỗi ống khoảng 3 ml dung dịch AlCl3 rồi nhỏ dung dịch NH3 dư vào sẽ thu được kết tủa Al(OH)3.
Nhỏ dung dịch H2SO4 lỗng vào một ống, lắc nhẹ. Quan sát hiện tượng.
Nhỏ dung dịch NaOH vào ống kia, lắc nhẹ. Quan sát hiện tượng.
Viết phương trình hĩa học của các phản ứng và giải thích hiện tượng.
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
5.1. Tại sao chỉ nên cho một mẩu natri bằng hạt gạo vào ống nghiệm.
5.2. Tại sao thế điện cực của Al3+/Al nhỏ hơn H2O/H2, nhưng những vật bằng nhơm dù ở nhiệt độ nào cũng khơng xảy ra phản ứng?
5.3. Tại sao khi thêm vài giọt dung dịch NH4NO3 thì Mg lại phản ứng mạnh hơn
với nước?
5.4. Cĩ thể dùng NaOH thay cho NH4OH để điều chế Al(OH)3 được khơng? Nếu
được, cách tiến hành như thế nào?
Hình 2.22: Al và NaOH
Hình 2.23: Hĩa chất thử tính lưỡng tính
BÀI THỰC HÀNH SỐ 10:
TÍNH CHẤT HĨA HỌC CỦA SẮT, ĐỒNG VÀ HỢP CHẤT CỦA SẮT, CROM 1. MỤC TIÊU
- Củng cố tính chất hĩa học của sắt, crom, đồng và các hợp chất của chúng. - Rèn luyện kĩ năng quan sát, ghi chép và giải thích các hiện tượng.
2. KIẾN THỨC GIÁO KHOA 2.1. CROM - Tính chất hĩa học
2.1.1. Tác dụng với phi kim
Ở nhiệt độ cao crom được khử nhiều phi kim. 4Cr + 3O2 2Cr2O3
2.1.2. Tác dụng với nước
Ta cĩ: E0Cr3/Cr 0,74V E0H2O/H2 0,41V
Nhưng trong thực tế crom khơng tác dụng với nước do cĩ màng oxit bảo vệ.
2.1.3. Tác dụng với axit
Trong dung dịch HCl, H2SO4 lỗng nĩng, màng oxit bị phá hủy. Cr + 2HCl CrCl2 + H2
Crom khơng tác dụng với HNO3 và H2SO4 đặc, nguội.
2.2. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA CROM
2.2.1. Hợp chất Crom
2.2.1.1. Crom(II) oxit, CrO
- Tác dụng với axit: tạo muối crom(II) và nước.
CrO + 2HCl CrCl2 + H2O
- CrO cĩ tính khử:
Trong khơng khí CrO dễ bị oxi hĩa thành crom(III) oxit Cr2O3
2.2.1.2. Crom(II) hiđroxit, Cr(OH)2
* Tính chất hĩa học
to
- Cr(OH)2 cĩ tính khử: dễ bị oxi hĩa trong khơng khí
4Cr(OH)2 + O2 + 2H2O 4Cr(OH)3
- Tác dụng với axit: tạo muối crom(II) và nước.
Cr(OH)2 + 2HCl CrCl2 + 2H2O
* Điều chế:
Cr(OH)2 được điều chế từ muối crom(II) và dung dịch kiềm (khơng cĩ khơng khí). CrCl2 + 2NaOH Cr(OH)2 + 2NaCl
2.2.1.3. Muối crom(II)
Muối crom(II) cĩ tính khử mạnh. 2CrCl2 + Cl2 2CrCl3
2.2.2. Hợp chất Crom(III)
2.2.2.1. Crom(III) oxit, Cr2O3
Là một oxit lưỡng tính tan trong axit và kiềm đặc.
2.2.2.2. Crom(III) hiđroxit, Cr(OH)3
* Tính chất hĩa học: Cr(OH)3 là hiđroxit lưỡng tính
- Tác dụng với axit:
Cr(OH)3 + 3HCl CrCl3 + 3H2O
- Tác dụng với bazơ:
Cr(OH)3 + NaOH Na[Cr(OH)4] ( hay NaCrO2.2H2O) * Điều chế:
Cr(OH)3 được điều chế từ muối crom(III) và dung dịch kiềm. CrCl3 + 3NaOH Cr(OH)3 + 3NaCl
2.2.2.3. Muối crom(III)
Muối crom(III) cĩ tính oxi hĩa và tính khử.
- Trong mơi trường axit: muối crom(III) cĩ tính oxi hĩa.
2Cr (dd) + Zn 2Cr(dd) + Zn (dd)
- Trong mơi trường kiềm: muối crom(III) cĩ tính khử.
2Cr (dd) + 3Br2 + 16OH 2CrO42 (dd) + 6Br (dd) + 8H2O
+3 0 +2 +2
2.2.3. Hợp chất Crom(VI)
2.2.3.1. Crom(VI) oxit, CrO3
- CrO3 là chất rắn màu đỏ thẫm.
- CrO3 cĩ tính oxi hĩa rất mạnh. Một số chất như S, P, C, NH3, C2H5OH,… bốc cháy khi tiếp xúc với CrO3.
2CrO3 + 2NH3 Cr2O3 + N2 + 3H2O
- CrO3 là một oxit axit, tác dụng với nước tạo hỗn hợp axit cromic H2CrO4 và axit đicromic H2Cr2O7:
CrO3 + H2O H2CrO4 2CrO3 + H2O H2Cr2O7
2.2.3.2. Muối cromat và đicromat
- Muối cromat như natri cromat Na2CrO4 và kali cromat K2CrO4, cĩ màu vàng của ion cromat CrO2
4 .
- Muối đicromat như natri đicromat Na2Cr2O7 và kali đicromat K2Cr2O7, cĩ màu da cam của ion đicromat Cr2O2
7 .
- Muối cromat và đicromat cĩ tính oxi hĩa mạnh.
K2Cr2O7 + 6FeSO4 +7H2SO4 Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 Cr2(SO4)3 + 4K2SO4 + 3I2 + 7H2O
- Trong mơi trường thích hợp, muối cromat và đicromat chuyển hĩa lẫn nhau theo cân bằng:
2CrO2
4 + 2H+ Cr2O2
7 + H2O (màu vàng) (màu da cam)
2.3. SẮT
2.3.1. Tính chất hĩa học
Sắt cĩ tính khử trung bình. Fe cĩ thể bị oxi hĩa tạo Fe2+ hoặc Fe3+
2.3.1.1. Tác dụng với phi kim
Fe + S FeS 3Fe + 2O2 Fe3O4 2Fe + 3Cl2 2FeCl3 +6 +2 +3 +3 +6 -1 +3 0 to to to
2.3.1.2. Tác dụng với axit
- Fe tác dụng với dung dịch axit HCl hoặc H2SO4 lỗng, Fe bị oxi hĩa thành Fe2+. Fe + 2HCl FeCl2 + H2
- Fe tác dụng với axit cĩ tính oxi hĩa mạnh như HNO3 và H2SO4 đặc nĩng, Fe bị oxi hĩa thành Fe3+.
Fe + 4HNO3 (lỗng) Fe(NO3)3 + 2H2O + NO 2Fe + 6H2SO4 (đặc) Fe2(SO4)3 + 6H2O + 3SO2 - Khi tác dụng với HNO3 và H2SO4 đặc, nguội Fe trở nên thụ động.
2.3.1.3. Tác dụng với dung dịch muối
Sắt khử những ion kim loại đứng sau nĩ trong dãy điện hĩa. Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu
2.3.1.4. Tác dụng với nước
Ở nhiệt độ cao, sắt khử được hơi nước.
3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 Fe + H2O FeO + H2
2.3.2. Trạng thái tự nhiên
- Quặng hematit đỏ chứa Fe2O3 khan. - Quặng hematit nâu chứa Fe2O3.nH2O. - Quặng manhetit chứa Fe3O4.
- Quặng xiđerit chứa FeCO3. - Quặng pirit sắt chứa FeS2.
2.4. MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA SẮT
2.4.1. Hợp chất sắt(II)
2.4.1.1. Tính chất hĩa học của hợp chất sắt(II)
* Hợp chất sắt(II) cĩ tính khử
Khi tác dụng với chất oxi hĩa, các hợp chất sắt(II) bị oxi hĩa thành hợp chất sắt(III). Fe2+ Fe3+ + 1e
Ví dụ: 3FeO + 10HNO3 3Fe(NO3)3 + 5H2O + NO
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 to < 570oC
2FeCl2 + Cl2 2FeCl3 lục nhạt vàng nâu * Oxit và hiđroxit sắt(II) cĩ tính bazơ
Oxit và hiđroxit sắt(II) tác dụng với dung dịch axit như HCl, H2SO4 lỗng tạo muối sắt(II).
FeO + 2HCl FeCl2 + H2O
Fe(OH)2 + H2SO4 (lỗng) FeSO4 + 2H2O
2.4.1.2. Điều chế một số hợp chất sắt(II)
* Sắt(II) oxit
- Phân hủy sắt(II) hiđroxit ở nhiệt độ cao (khơng cĩ oxi). Fe(OH)2 FeO + H2O
- Khử sắt(III) oxit:
Fe2O3 + CO 2FeO + CO2 * Sắt(II) hiđroxit
- Trao đổi ion của dung dịch sắt(II) với dung dịch bazơ khơng cĩ khơng khí. FeCl2 + 2NaOH Fe(OH)2 + 2NaCl
Fe2+ + 2OH Fe(OH)2 * Muối sắt(II)
- Sắt hoặc các hợp chất sắt(II) như FeO, Fe(OH)2,… tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 lỗng (khơng cĩ oxi).
FeO + 2HCl FeCl2 + H2O - Từ muối sắt(III):
Fe + 2FeCl3 3FeCl2
2.4.2. Hợp chất sắt(III)
2.4.2.1. Tính chất hĩa học của hợp chất sắt(III)
* Hợp chất sắt(III) cĩ tính oxi hĩa
Tính chất hĩa học chung của sắt(III) là tính oxi hĩa. Fe3+ + 1e Fe2+
Fe3+ + 3e Fe to
Ví dụ: Fe + 2FeCl3 3FeCl2
2FeCl3 + 2KI 2FeCl2 + 2KCl + I2 * Oxit và hiđroxit sắt(III) cĩ tính bazơ
Ví dụ: Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O Fe(OH)3 + 3HCl FeCl3 + 3H2O
2.4.2.2. Điều chế một số hợp chất sắt(III)
* Sắt(III) oxit
Được điều chế từ sự phân hủy sắt(III) hiđroxit ở nhiệt độ cao:
2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O * Sắt(III) hiđroxit
- Phản ứng trao đổi ion của dung dịch muối sắt(III) với bazơ: FeCl3 + 3NaOH Fe(OH)3 + 3NaCl
- Phản ứng oxi hĩa sắt(II) hiđroxit:
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O 4Fe(OH)3 * Muối sắt(III)
- Phản ứng của sắt với các chất oxi hĩa mạnh như Cl2, HNO3, H2SO4 đặc, nĩng. 2Fe + 6H2SO4 đặc, nĩng Fe2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O - Phản ứng của các hợp chất sắt(III) với axit:
Fe2O3 + 6HCl 2FeCl3 + 3H2O
2.5. ĐỒNG VÀ MỘT SỐ HỢP CHẤT CỦA ĐỒNG
2.5.1. Đồng
2.5.1.1. Tính chất hĩa học
* Tác dụng với phi kim - Khi đốt nĩng đồng:
2Cu + O2 2CuO
- Nếu đốt Cu ở nhiệt độ cao (800 – 1000oC) CuO + Cu Cu2O
- Đồng tác dụng với Cl2, Br2, S,…ở nhiệt độ thường hoặc đun nĩng: to
to
Cu + Cl2 CuCl2 Cu + S CuS * Tác dụng với axit
- Đồng khơng tác dụng với dung dich HCl, H2SO4 lỗng. Tuy nhiên, trong khơng khí Cu bị oxi hĩa thành muối Cu(II).
2Cu + 4HCl + O2 2CuCl2 + 2H2O - Đồng bị oxi hĩa dễ dàng trong H2SO4 đặc nĩng và HNO3 Cu + 2H2SO4 (đặc) CuSO4 + SO2 + 2H2O Cu + 4HNO3 (đặc) Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O 3Cu + 8HNO3 (lỗng) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O
* Tác dụng với dung dịch muối
Đồng khử các ion của các kim loại đứng sau nĩ trong dãy điện hĩa ở trong dung dịch muối.
Ví dụ: Cu + 2AgNO3 Cu(NO3)2 + 2Ag
2.5.2. Một số hợp chất của đồng
2.5.2.1. Đồng(II) oxit, CuO
- CuO là chất rắn, màu đen.
- CuO được điều chế bằng cách nhiệt phân các hợp chất Cu(OH)2, Cu(NO3)2, CuCO3.Cu(OH)2 …
2Cu(NO3)2 2CuO + 4NO2 + O2 CuCO3.Cu(OH)2 2CuO + CO2 + H2O - CuO cĩ tính oxi hĩa:
CuO + CO Cu + CO2
2.5.2.2. Đồng(II) hiđroxit, Cu(OH)2
- Là chất rắn, màu xanh.
- Được điều chế từ dung dịch muối đồng(II) và dung dịch bazơ. - Cĩ tính bazơ, khơng tan trong nước nhưng tan trong axit.
- Tan dễ dàng trong dung dịch NH3 tạo nước Svayde màu xanh lam. Cu(OH)2 + 4NH3 [Cu(NH3)4](OH)2
to
to
to
2.5.2.3. Đồng(II) sunfat, CuSO4
- Là chất rắn, màu trắng.
- Muối hiđrat CuSO4.5H2O màu xanh.
3. DỤNG CỤ VÀ HĨA CHẤT 3.1. Dụng cụ
Ống nghiệm Giấy nhám
Ống hút nhỏ giọt Đèn cồn
Giá đỡ ống nghiệm Que diêm
3.2. Hĩa chất
Đinh sắt Dung dịch K2Cr2O7
Dung dịch HCl Đồng miếng
Dung dịch NaOH Dung dịch H2SO4 đặc
Dung dịch H2SO4 lỗng
4. THỰC HÀNH
4.1. Thí nghiệm 1: Điều chế FeCl2
Cho đinh sắt đã được đánh thật sạch vào ống nghiệm.
Rĩt tiếp vào ống nghiệm 3 – 4 ml dung dịch HCl., đun nĩng nhẹ. Nhận xét màu của dung dịch mới tạo thành khi phản ứng gần kết thúc. Viết phương trình hĩa học của phản ứng.
4.2. Thí nghiệm 2: Điều chế Fe(OH)2
Lấy dung dịch FeCl2 vừa điều chế được ở thí nghiệm 1 cho tác dụng với dung dịch NaOH theo trình tự:
- Đun sơi 4 – 5 ml dung dịch NaOH trong ống nghiệm để đẩy hết khí oxi hịa tan trong dung dịch.
- Rĩt nhanh 2 – 3 ml dung dịch FeCl2 vào dung dịch NaOH.
Quan sát màu của kết tủa vừa thu được. Giữ kết tủa này đến cuối buổi thí nghiệm để quan sát tiếp. Viết phương trình hĩa học của phản ứng.
4.3. Thí nghiệm 3: Thử tính oxi hĩa của K2Cr2O7
Cho một đinh sắt đã cạo sạch gỉ vào ống nghiệm chứa 4 – 5 ml dung dịch H2SO4 lỗng, thu được dung dịch FeSO4.
Nhỏ dần từng giọt dung dịch K2Cr2O7 vào dung dịch FeSO4 vừa điều chế được, lắc ống nghiệm. Quan sát hiện tượng xảy ra.
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
5.1. Giải thích sự đổi màu của kết tủa ở thí nghiệm 2?
5.2. Các ion Cr2O72- và CrO42- bền trong mơi trường nào? Giải thích nguyên nhân.
Hình 2.25: NaOH và FeCl2
CHƯƠNG III: KẾT QUẢ THỰC HÀNH VÀ THẢO LUẬN 1. BÀI THỰC HÀNH SỐ 1 1. BÀI THỰC HÀNH SỐ 1
1.1. Thí nghiệm 1: Phản ứng giữa kim loại và dung dịch axit
Hiện tượng: Viên Zn tan dần, đồng thời xuất hiện bọt khí.
Giải thích: Do thế oxi hĩa khử của cặp Zn2+/Zn = -0,76V âm hơn thế oxi hĩa khử của H+/H2 = 0V nên Zn dễ dàng đẩy H2 ra khỏi dung dịch axit.
Phương trình xảy ra: Zn + H2SO4 → ZnSO4 + H2
1.2. Thí nghiệm 2: Phản ứng giữa kim loại và dung dịch muối
Hiện tượng: Xuất hiện chất rắn màu đỏ bám trên đinh sắt, đồng thời màu của dung dịch nhạt dần.
Hình 3.1: Zn tan trongaxit H2SO4
Giải thích: Do thế oxi hĩa khử của cặp Fe2+/Fe = -0,44V âm hơn thế oxi hĩa khử của Cu2+/Cu = +0,34V nên Fe dễ dàng đẩy Cu ra khỏi dung dịch muối. Cu màu đỏ sinh ra bám trên đinh sắt.
Phương trình phản ứng: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
1.3. Trả lời câu hỏi thảo luận
1.3.1. Phản ứng giữa Zn và axit H2SO4 lỗng thuộc loại phản ứng oxi hĩa khử.
Vai trị của từng chất trong phản ứng: Chất khử: Zn
Chất oxi hĩa: H2SO4
Nếu thay Zn bằng kim loại Cu thì phản ứng khơng xảy ra do thế oxi hĩa khử của cặp Cu2+/Cu = +0,34V dương hơn thế oxi hĩa khử của H+/H2.
1.3.2. Hiện tượng: Xuất hiện chất rắn màu đỏ bám trên đinh sắt, đồng thời màu của
dung dịch nhạt dần.
Giải thích: Do thế oxi hĩa khử của cặp Fe2+/Fe = -0,44V âm hơn thế oxi hĩa khử của Cu2+/Cu = +0,34V nên Fe dễ dàng đẩy Cu ra khỏi dung dịch muối. Cu màu đỏ sinh ra bám trên đinh sắt.
Phương trình phản ứng: Fe + CuSO4 → FeSO4 + Cu
2. BÀI THỰC HÀNH SỐ 2
2.1. Thí nghiệm 1: Điều chế khí clo. Tính tẩy màu của khí clo ẩm của khí clo ẩm
Hiện tượng: Khí sinh ra được dẫn vào bình
Drexen, sau một thời gian giấy màu ẩm bị mất màu. Giải thích: Khí Clo sinh ra do xảy ra phản ứng:
MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O Dẫn khí Clo vào bình Drexen chứa nước tạo thành hỗn hợp axit clohiđric và axit hipoclorơ:
Cl2 + H2O HCl + HClO
Do sinh ra HClO là chất oxi hĩa mạnh nên nước clo cĩ tính tẩy màu, làm cho giấy màu ẩm bị mất màu.
Hình 3.3: Giấy màu ẩm
2NaCl + H2SO4 to Na2SO4 + 2HCl
2.2. Thí nghiệm 2: Điều chế axit clohiđric
Hiện tượng: Khí sinh ra mãnh liệt ở ống nghiệm 1, được dẫn qua ống nghiệm
2, khi nhúng mẩu giấy quỳ tím vào thì quỳ tím chuyển sang màu đỏ.
Giải thích: Khi cho NaCl rắn tác dụng với H2SO4 đặc sinh ra khí HCl (khí
hiđrosunfua).
Khí hiđrosunfua tan trong nước tạo thành dung dịch axit clohiđric nên làm quỳ tím chuyển sang màu đỏ.
2.3. Trả lời câu hỏi thảo luận
2.3.1. Các phương trình phản ứng điều chế Clo:
2KMnO4 + 16HCl 2KCl + 2MnCl2 + 5Cl2+ 8H2O KClO3 + 6HCl KCl + 3Cl2 + 3H2O
MnO2 + 4HCl MnCl2 + Cl2 + 2H2O CaOCl2 + 2HCl CaCl2 + Cl2 + H2O
2.3.2. Nếu dùng giấy màu khơ, thì khí clo khơng làm mất màu giấy màu.
Thành phần của nước clo gồm: H2O, Cl2, HCl, HClO.
2.3.3. Khi đun nĩng, khí clo sinh ra làm tăng áp suấtt trong bình. Khi lấy đèn cồn ra,
nhiệt độ hạ xuống thể tích khí trong bình co lại đồng thời phản ứng chậm lại rồi dừng hẳn làm áp suất trong bình giảm đột ngột, nên nước tràn sang bình cầu.
2.3.4. Dung dịch NaOH trong cốc cĩ tác dụng hấp thụ clo sinh ra do clo tan trong
NaOH, nếu clo sinh ra khơng được hấp thụ sẽ gây độc cho con người và ơ nhiễm mơi trường.
Cl2 + 2NaOH NaCl + NaClO + 2H2O
2.3.5. Nếu dùng HF đặc khơng điều chế được F2 và F2 cĩ tính oxi hĩa rất mạnh sẽ
phân hủy nước.
2F2 + 2H2O 4HF + O2
Cĩ thể dùng HBr đặc để điều chế Br2: 4HBr + MnO2 MnBr2 + Br2 + 2H2O
2.3.6. Dung dịch hiđroclorua cĩ tính axit là vì HCl khí là chất cĩ liên kết cộng hĩa trị
phân cực, nên dễ dàng tan trong dung mơi phan cực là nước tạo thành dung dịch, đồng thời nĩ bị điện ly hồn tồn thành các ion: HCl + H2O → H3O+ + Cl-
HCl bị điện ly cho ra ion H3O+ nên dung dịch cĩ tính axit.
2.3.7. Trong phịng thí nghiệm, hiđroclorua được điều chế bằng cách đun nĩng hỗn
hợp NaCl khan và H2SO4 đậm đặc (phương pháp sunfat):
NaCl(r) + H2SO4 (đặc) NaHSO4 + HCl(k)
NaCl(r) + H2SO4 (đặc) Na2SO4 + HCl(k)
Nếu dùng H2SO4 lỗng và NaCl lỗng ta khơng thu được khí hiđroclorua vì khơng thỏa mãn điều kiện phản ứng trao đổi trong dung dịch các chất điện ly.
3. BÀI THỰC HÀNH SỐ 3
3.1. Thí nghiệm 1: Tính oxi hĩa của oxi
Hiện tượng: Đoạn dây thép xoắn cháy mãnh liệt trong bình đựng khí oxi.
Giải thích: Do oxi là chất oxi hĩa mạnh, nên oxi cĩ thể oxi hĩa hầu hết các
kim loại (trừ Au, Pt…) tạo thành oxit.
Phương trình phản ứng hĩa học xảy ra: 3Fe + 2O2 Fe3O4
Vai trị của từng chất trong phản ứng: Chất khử: Fe , Chất oxi hĩa: O2
< 2500C
> 4000C
3.2. Thí nghiệm 2: Sự biến đổi trạng thái của lưu huỳnh theo nhiệt độ