BÀI THỰC HÀNH SỐ 1 : PHẢN ỨNG OXI HĨ A– KHỬ
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
4.2. Thí nghiệm 2: Phản ứng của axit axetic với quỳ tím, natri cacbonat
4.2.1. Phản ứng của axit axetic với quỳ tím
Nhúng đầu đũa thủy tinh vào dung dịch axit axetic 10%.
Sau đĩ chấm vào mẩu giấy quỳ tím. Nhận xét sự thay đổi màu của giấy quỳ tím.
4.2.2. Phản ứng của axit axetic với natri cacbonat
Rĩt 1 – 2 ml dung dịch axit axetic đậm đặc vào ống nghiệm đựng 1 – 2 ml dung dịch Na2CO3 đặc. Đưa que diêm đang cháy vào miệng ống nghiệm.
Quan sát hiện tượng và viết phương trình hĩa học xảy ra.
5. CÂU HỎI THẢO LUẬN
5.1. Tại sao ở thí nghiệm 1 cần rửa thật sạch ống nghiệm bằng nước xà phịng hoặc
dung dịch NaOH đun nĩng? Viết tất cả các phương trình phản ứng.
5.2. Thí nghiệm 2 chứng minh điều gì? Thay Na2CO3 bằng CaCO3 ta cĩ thu được
hiện tượng tương tự khơng?
Hình 2.19: Quỳ tím và axit axetic
BÀI THỰC HÀNH SỐ 9:
TÍNH CHẤT CỦA NATRI, MAGIE, NHƠM VÀ HỢP CHẤT CỦA CHÚNG [11] 1. MỤC TIÊU
- Hiểu các hiện tượng xảy ra trong các ống nghiệm.
- Rèn luyện kĩ năng thực hành: Lấy hĩa chất, đun nĩng, lắp dụng cụ thí nghiệm,…
2. KIẾN THỨC GIÁO KHOA 2.1. KIM LOẠI KIỀM
2.1.1. Tính chất hĩa học
2.1.1.1. Tác dụng với phi kim
Ví dụ: 2Na + O2 (khơ) Na2O2 (r)
4Na + O2 2Na2O (r)
2.1.1.2. Tác dụng với axit
Dạng tổng quát: 2M + 2H+ 2M+ + H2
Ví dụ: 2Li + 2HCl 2LiCl + H2
2.1.1.3. Tác dụng với nước
Dạng tổng quát: 2M + 2H2O 2MOH (dd) + H2
2.1.2. Điều chế
Điều chế kim loại kiềm bằng cách khử ion của chúng: M+ + e M
2.2. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA KIM LOẠI KIỀM
2.2.1. Natri hiđroxit, NaOH
2.2.1.1. Tính chất
- Natri hiđroxit là chất rắn, tan nhiều trong nước, là một bazơ mạnh. - Tác dụng với axit, oxit axit tạo muối và nước.
- Tác dụng với một số dung dịch muối tạo ra bazơ khơng tan.
Ví dụ: NaOH(dd) Na+(dd) + OH(dd) NaOH + HCl NaCl + H2O 2NaOH + CO2 Na2CO3 + H2O
2NaOH(dd) + CuSO4 (dd) Na2SO4(dd) + Cu(OH)2 (r) to
2.2.1.2. Điều chế
Điều chế NaOH bằng cách điện phân dung dịch NaCl cĩ màng ngăn. 2NaCl + 2H2O H2 + Cl2 + 2NaOH
2.2.2. Natri hiđrocacbonat và natri cacbonat
2.2.2.1. Natri hiđrocacbonat, NaHCO3
* Tính chất
- Bị nhiệt phân: 2 NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2 - Tính lưỡng tính: NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2 NaHCO3 + NaOH Na2CO3 + H2O
2.2.2.2. Natri cacbonat, Na2CO3
* Tính chất
- Natri cacbonat dễ tan trong nước.
- Tác dụng với axit: Na2CO3 + 2HCl 2NaCl + H2O + CO2
2.3. KIM LOẠI KIỀM THỔ
2.3.1. Tính chất hĩa học
2.3.1.1. Tác dụng với phi kim
Ví dụ: 2Mg + O2 2MgO 2.3.1.2. Tác dụng với axit Ví dụ: Ca + 2HCl CaCl2 + H2 2.3.1.3. Tác dụng với nước Ví dụ: Ca + 2H2O Ca(OH)2 + H2 2.3.2. Điều chế
Phương pháp điều chế kim loại kiềm thổ là điện phân muối nĩng chảy của chúng.
Ví dụ: CaCl2 Ca + Cl2 2.4. NHƠM
2.4.1. Tính chất hĩa học
2.4.1.1. Tác dụng với phi kim
4Al + 3O2 2Al2O3 điện phân cĩ vách ngăn
to
đpnc
Nhơm tự bốc cháy khi tác dụng với clo: 2Al + 3Cl2 2AlCl3
2.4.1.2. Tác dụng với axit
2Al + 6HCl 2AlCl3 + 3H2
Al + 4HNO3 lỗng Al(NO3)3 + NO + 2H2O 2Al + 6H2SO4 đặc Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
Nhơm khơng tác dụng với H2SO4 và HNO3 đặc, nguội. Do các axit này oxi hĩa bề mặt Al tạo lớp màng oxit cĩ tính trơ, làm cho nhơm thụ động. Nhơm bị thụ động sẽ khơng tác dụng với dung dịch HCl, H2SO4 lỗng.
2.4.1.3. Tác dụng với oxit kim loại (phản ứng nhiệt nhơm)
Ở nhiệt độ cao, Al khử được nhiều oxit kim loại như Fe2O3, Cr2O3,…thành kim loại tự do.
Ví dụ: 2Al + Fe2O3 Al2O3 + 2Fe
2.4.1.4. Tác dụng với nước
Al + 6H2O 2Al(OH)3 + 3H2
Phản ứng trên nhanh chĩng dừng lại vì lớp Al(OH)3 khơng tan trong nước ngăn cản khơng cho nhơm tiếp xúc với nước.
2.4.1.5. Tác dụng với dung dịch kiềm
2Al + 2NaOH + 6H2O 2Na[Al(OH)4] (dd) + 3H2
2.4.2. Sản xuất
Trong cơng nghiệp, nhơm được sản xuất từ quặng boxit, gồm 2 cơng đoạn: Cơng đoạn tinh chế quặng boxit
Trong boxit thành phần chính là Al2O3.2H2O và các tạp chất như SiO2 và Fe2O3. Bằng phương pháp hĩa học lấy Al2O3 nguyên chất.
Cơng đoạn điện phân Al2O3 nĩng chảy
- Điện phân nĩng chảy hỗn hợp Al2O3 và criolit (Na3AlF6). - Phương trình điện phân Al2O3 nĩng chảy:
2Al2O3 4Al + 3O2
Trong quá trình điện phân nĩng chảy nhơm oxit Al2O3, người ta trộn nĩ với một ít criolit sẽ làm giảm nhiệt độ nĩng chảy của nhơm oxit, vừa tiết kiệm năng lượng đồng thời tạo ra chất lỏng cĩ tính dẫn điện tốt hơn Al2O3 nĩng chảy, mặt khác hỗn hợp
to to to
điện li này cĩ khối lượng riêng nhỏ hơn nhơm, nổi lên trên và ngăn cản nhơm nĩng chảy khơng bị oxi hĩa trong khơng khí.
2.5. MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA NHƠM
2.5.1. Nhơm oxit
2.5.1.1. Tính chất hĩa học
* Tính bền
Al2O3 cĩ nhiệt độ nĩng chảy rất cao (2050oC) và khĩ bị khử thành kim loại Al.
* Tính lưỡng tính
- Tác dụng được với axit: Al2O3 thể hiện tính bazơ Al2O3 + 6HCl 2AlCl3 + 3H2O Al2O3 + 6H+ 2Al3+ + 3H2O - Tác dụng với bazơ: Al2O3 thể hiện tính axit
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O 2Na[Al(OH)4] Al2O3 + 2OH + 3H2O 2[Al(OH)4]
2.5.2. Nhơm hiđroxit
2.5.2.1. Tính chất hĩa học
* Tính khơng bền với nhiệt
2Al(OH)3 Al2O3 + 3H2O * Tính lưỡng tính
- Tác dụng được với axit: Al(OH)3 thể hiện tính bazơ Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3H2O - Tác dụng với bazơ: Al(OH)3 thể hiện tính axit
Al(OH)3 + NaOH Na[Al(OH)4] Al(OH)3 + OH [Al(OH)4]
2.5.3. Nhơm sunfat
Cơng thức hĩa học của muối sunfat kép kali và nhơm ngậm nước (phèn chua): K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hoặc KAl(SO4)2.12H2O.
Nếu thay K+ bằng Li+, Na+, NH4 ta được muối kép khác gọi là phèn nhơm. to
2.5.4. Cách nhận biết ion Al3+ trong dung dịch
+ Thuốc thử: dùng dung dịch NaOH đến dư để nhận biết ion Al3+
+ Hiện tượng: Cĩ kết tủa keo màu trắng xuất hiện rồi tan trong NaOH dư.
Al3+ + 3OH Al(OH)3
Al(OH)3 + OH (dư) [Al(OH)4]
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
Dung dịch phelphtalein Mẩu nhơm
Nước cất Dung dịch NaOH lỗng
Mẩu natri Dung dịch AlCl3
Mẩu magie Dung dịch H2SO4 lỗng
4. THỰC HÀNH
4.1. Thí nghiệm 1: So sánh khả năng phản ứng của Na, Mg, Al với nước
Rĩt nước vào ống nghiệm thứ nhất (khoảng ¾ ống), thêm vài giọt dung dịch phenolphthalein, đặt vào giá ống nghiệm. Cho vào ống nghiệm một mẩu natri nhỏ bằng hạt gạo.
Rĩt vào ống nghiệm thứ hai và thứ ba khoảng 5 ml nước, thêm vài giọt dung dịch phenolphthalein, đặt vào giá ống nghiệm.
Cho vào ống thứ hai một mẩu kim loại Mg.
Cho vào ống thứ ba một mẩu kim loại Al (đã được làm sạch bề mặt).
Hình 2.21: Hĩa chất so sánh khả năng
Đun nĩng ống nghiệm thứ hai và ống nghiệm thứ ba.
Nhận xét mức độ phản ứng ở 3 ống nghiệm. Viết phương trình hĩa học của các phản ứng xảy ra.
4.2. Thí nghiệm 2: Nhơm tác dụng với dung dịch kiềm
Rĩt 2 – 3 ml dung dịch NaOH lỗng vào ống nghiệm.
Cho vào đĩ một mẩu nhơm (đã được làm sạch bề mặt).
Đun nĩng nhẹ để phản ứng xảy ra mạnh hơn. Quan sát bọt khí thốt ra.
Viết phương trình hĩa học của các phản ứng.
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