TRƯỜNG ĐẠI HỌC LẠC HỒNG KHOA DƯỢC GIÁO TRÌNH THỰC TẬP HÓA VÔ CƠ Bộ môn Hóa – Năm 2013 Lưu hành nội bộ MỤC LỤC Bài 1. GIỚI THIỆU VÀ CÁCH SỬ DỤNG MỘT SỐ DỤNG CỤ ......................... 1 Bài 2. TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC ................................... 6 Bài 3. PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID - BAZ ........................................... 100 . CHUẨN ĐỘ THEO PHƯƠNG PHÁP OXY HÓA - KHỬ ...................... 133 . PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ PHỨC CHẤT (COMPLEXON) ............. 155 Bài 6. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IA, IIA ............................................... 19 Bài 7. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IIIA, IVA, VA ............................................. 211 Bài 8. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIA, VIIA ....................................... 244 Bài 9. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIB, VIIB ......................................... 27 Bài 10. CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIIB (Fe, Co, Ni) ....................................... 29 Bài 11. CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IB VÀ IIB ....................................... 32 Bài 1 GIỚI THIỆU VÀ CÁCH SỬ DỤNG MỘT SỐ DỤNG CỤ MỤC TIÊU Giới thiệu cho sinh viên biết hình dáng, tên gọi, tính năng và nguyên tắc sử dụng một số dụng cụ thông thường trong phòng thí nghiệm. 1. DỤNG CỤ THỦY TINH ĐO THỂ TÍCH 1.1. Dụng cụ có độ chính xác thấp 1.1.1. Ống đong Hình trụ có chân đế rộng, trên có khắc độ theo thể tích gồm các cỡ 10, 15, 20, 2 , … 100, 200 ml. Dùng để lấy thể tích không cần độ chính xác cao, lấy chất lỏng nguy hiểm, chất lỏng độc. Cách sử dụng: Một tay cầm lấy ống đong, một tay cầm lấy lọ chất lỏng, nghiêng ống đong cho chất lỏng chảy từ từ theo thành ống cho đến thể tích cần lấy, cầm thẳng ống đong lại đưa mực chất lỏng lên ngang tầm mắt v đọc thể tích. 1.1.2. Dụng cụ khác - Ly có chân khắc độ dùng pha chế hóa chất có độ chính xác thấp. - Ly có mỏ khắc độ (becher): dùng pha chế hoặc thực hiện phản ứng vớ lượng hóa chất lớn. 1.2. Dụng cụ có độ chính xác cao 1.2.1. Pipet Hình trụ, ở giữa phình to, có 2 vạch ở 2 đầu hoặc 1 vạch ở đầu trên. Thường có nhiều cỡ: 1, 2, 3, , 10, 20, 2 ml, dùng để lấy thể tích nhất định chính xác được ghi trên pipet. 1 Cách sử dụng: Trước khi rút một dung dịch phả lưu ý số thể tích ghi trên pipet, loại mấy vạch, quan sát các vạch ch a độ, lưu ý loại pipet yêu cầu thổi giọt cuối cùng. Nhúng đầu pipet vào dung dịch ngập khoảng 2/3 dung dịch, nếu dung dịch không độc thì có thể dùng miệng khô để hút, nếu dung dịch độc thì phải dùng quả bóp cao su. Khi hút mực chất lỏng dâng lên khỏi vạch thể tích cần lấy, dùng ngón trỏ khô để bịt miệng pipet lại, rồi nới thật nhẹ ngón tay để đ ều chỉnh mực chất lỏng đúng thể tích cần lấy, rồi ấn chặt ngón trỏ lại. Vị trí mặt thoáng phả đặt ngang tầm mắt, mực chất lỏng được xác định tùy loại dung dịch: Nếu mặt thoáng chất lỏng không m u, đọc thể tích là tiếp tuyến với mặt cong lõm. Nếu chất lỏng có màu sậm thì đọc thể tích ở mặt thoáng trên. Cách cho dung dịch chảy ra khỏ p pet: Để pipet thẳng đứng đầu dưới tựa vào thành bình, nhẹ tay ấn để dung dịch chảy ra từ từ, nếu muốn ngưng ở vạch nào thì ấn chặt ngón trỏ lại. 1.2.2. Bình định mức Loại bình có cổ d , đáy bằng, trên có khắc vạch ứng với một thể tích nhất định, thể tích ghi trên mỗ bình thường là: 25, 50, 200, 250, 500, 1000, 2000 ml. ình định mức dùng để pha chế một dung dịch có nồng độ biết trước và một thể tích xác định, hoặc dùng để lấy một thể tích lớn có độ chính xác cao. Cách sử dụng: Pha chất rắn khó tan: Hòa tan chất rắn vớ lượng tối thiểu dung môi trong becher, khuấy cho tan, sau đó cho từ từ v o bình định mức. Tráng becher với một ít dung môi (nhiều lần) để lôi kéo hết các hoá chất v o bình định mức, rồi thêm dung mô đến gần vạch ngang. Dùng pipet them từng giọt để dung mô đến vạch quy định, đậy nút kín, dốc ngược xuôi nhiều lần để hóa chất tan dần. Pha hóa chất dễ tan: cho ngay hóa chất v o bình định mức rồi thêm dung môi (không quá nửa bình) lắc cẩn thận cho tan, sau đó thêm dung mô đến vạch quy định. Pha loãng dung dịch có nồng độ biết trước bằng cách cho lượng chính xác dung dịch vào bình rồi thêm dung mô cho đúng vạch quy định. Cách rót chất lỏng v o bình v đổ ra khỏi bình giống như ống đong. 1.2.3. Ống chuẩn độ (buret) Là ống hình trụ, nhỏ, d , thường có thể tích 2 ml, đầu dưới nhọn có khóa, trên thân có khắc độ gồm các cỡ 10, 25, 50 ml. 2 uret được dùng trong chuẩn độ thể tích để xác định một dung dịch chưa b ết nồng độ. Cách sử dụng: Gắn buret lên g á đỡ, xoay mặt số ra ngo để có thể đọc được thể tích. Khóa phả được đ ều chỉnh bằng tay trái, dùng hai ngón trái và trỏ cầm khóa, các ngón còn lại phân bố xung quanh để kéo khóa vào trong. Tránh đầy khóa tuột ra ngoài. Cách đọc thể tích giống như đã trình b y trong dụng cụ ống đong. 2. DỤNG CỤ THỦY TINH DÙNG TRONG PHA CHẾ - Ly có mỏ, ly có chân không khắc độ. - Lọ hình nón (bình tam giác, erlen mayer). - Bình cầu các loại. - Phễu lọc các loại. - Đũa khuấy. 3. CÁC LOẠI DỤNG CỤ KHÁC - Chén nung, bát, chày, cối. - ình đo tỷ trọng, tỷ trọng kế. - Nhiệt kế. - Bình lắng gạn (bình chiết). - Bình hút ẩm (bình làm khô). - Bình kipp. - Bình rửa khí (bình wolff). 4. MÁY ĐO pH Máy đo pH l một thiết bị g úp chúng ta đo chính xác pH (tức nồng độ H+) của các dung dịch. Kết quả được hiển thị trên màn hình hoặc được nối kết với máy vi tính và máy in. 4.1. Lý thuyết pH l đạ lượng đặc trưng cho mô trường của một dung dịch, nó được tính: pH = -lgaH+ với dung dịch đủ loãng thì pH = -lg[H+]. Kh xác định pH dung dịch bằng máy đo, đ ện cực nhúng vào dung dịch thông thường là một đ ện cực kép thủy tinh. Mỗ đ ện cực thủy tinh gồm 3 bộ phận: 3 - Đ ện cực đo: dây platin phủ Ag – AgCl nhúng trong dung dịch HCl, màng thủy tinh cho phép ion qua lại: Pt  Ag (r), AgCl (r)  H+ , Cl- dd (ao)  H+ thủy tinh  H+ ddX (aH+) Đ ện cực này là anod: Ag (r) + Cl- (ao) + H+ (ao) – e = AgCl (r) + H+(aH+) - Đ ện cực so sánh: đ ện cực calomen: Kim loại thủy ngân (Hg) trộn với calomen Hg2Cl2 trong dung dịch KCl, đ ện cực này là catod: ½Hg2Cl2 (r) + e = Hg + Cl- (dd) - Bộ cảm ứng nhiệt: nhờ bộ phận này mà ta biết được nhiệt độ dung dịch cần đo. Sức đ ện động của mạch được xác định qua biểu thức. E = Eo – lnaH+ = Eo + (2.303RT/F)pH 4.2. Ráp và bảo quản điện cực - Tháo bao bảo vệ đ ện cực. Trong lần đầu tiên dùng đ ện cực, cần ngâm qua đêm đ ện cực trong dung dịch KCl. - Cắm một đầu đ ện cực thủy tinh vào nối input thuộc ổ nối. - Súc tráng đ ện cực bằng nước cất hoặc bằng một mẫu dung dịch cần đo. - Đặt đ ện cực vào dung dịch KCl. 4.3. Chuẩn hóa điện cực - Nhúng đ ện cực vào dung dịch đệm số 1, khuấy dung dịch. - Nhấn rồi nhả nút pH/mV cho tới khi màn hình xuất hiện mode đo pH. - Nhấn nút Setup, màn hình xuất hiện Clear Buffer (nhấp nháy). Nhấn nút Enter để xóa toàn bộ đệm cũ v chọn đệm mới. - Nhấn nút Standardize, máy nhận ra đệm và làm cho biểu tượng đệm nhấp nháy. Khi tín hiệu ổn định hoặc khi nhấn nút Enter l đệm đã được nạp. - Màn hình biểu thị % “độ dốc” của đ ện cực. - Để nạp đệm thứ ha , nhúng đ ện cực vào dung dịch đệm thứ hai và nhấn nút Standardize lần nữa. Máy nhận ra đệm và hiển thị biểu tượng đệm 1 v đệm 2. - Máy thực hiện kiểm tra đ ện cực. Màn hình hiển thị Good Electronode (độ dốc từ 90% đến 100%) hay Electronode Error cho biết cực không làm việc chính xác. - Đặt đ ện cực v o đệm số 3 và nhấn nút Standardize. Màn hình hiển thị 3 biểu tượng đệm. 4 - Sau khi nạp từng đệm, biểu tượng Standardize biến mất và xuất hiện biểu tượng Measuring. 4.4. Đo pH - Súc, tráng đ ện cực. Nhúng đ ện cực vào dung dịch mẫu, khuấy đều - Nhấn nút pH/mV cho đến khi màn hình hiện mode đo pH - Khi tín hiệu ổn định, biểu tượng S xuất hiện. Ghi kết quả. Chú ý: đ ện cực phả được ngâm trong dung dịch, nếu không biểu tượng Electrode Error xuất hiện. 5 Bài 2 TỐC ĐỘ PHẢN ỨNG VÀ CÂN BẰNG HÓA HỌC MỤC TIÊU 1. Khảo sát sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ, nhiệt độ. 2. Khảo sát sự dịch chuyển cân bằng hóa học. 1. CƠ SỞ LÝ THUYẾT 1.1. Tốc độ phản ứng Tốc độ phản ứng được đo bằng biến đổi nồng độ các chất tác dụng, hoặc các chất sản phẩm phản ứng trong một đơn vị thời gian. mA + m ↔ pC + qD Nồng độ của A ở thờ đ ểm t1 là C1 Nồng độ của A ở thờ đ ểm t2 là C2 Kh đó tốc độ trung bình của phản ứng trong khoảng thờ g an ∆t = t2 + t1 là: V C2  C1 C  2 t2  t1 t Và tốc độ thực V của phản ứng (kh ∆t → 0) l : V  dC dt t: thời gian C: nồng độ mol/l Tốc độ phản ứng phụ thuộc vào bản chất các chất tác dụng, nồng độ của chúng, đ ều kiện thực hiện phản ứng (nhiệt độ, áp suất, ánh sáng, xúc tác, …). 1.1.1. Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ các chất tác dụng V = k.CAm.CBn CA: nồng độ chất A CB: nồng độ chất B 6 K: hằng số tốc độ phản ứng phụ thuộc to (ở mỗi to sẽ có một hằng số k nhất định) Tốc độ phản ứng tỷ lệ thuận với tích nồng độ các chất tác dụng với lũy thừa bằng hệ số hợp phức. 1.1.2. Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nhiệt độ được xác định theo phương trình Arrhénius d ln k E  dT RT 2 Trong đó lnk v T l h m đồng biến, tức nhiệt độ tăng thì hằng số tốc độ phản ứng k tăng nên tốc độ phản ứng tăng. 1.2. Cân bằng hóa học Đa số các phản ứng hóa học là phản ứng thuận nghịch mA + m ↔ pC + pD Tốc độ phản ứng thuận Vth = kth.[A]m.[B]n Tốc độ phản ứng nghịch Vng =kng.[C]p[D]q Khi Vth = Vng thì phản ứng ở trạng thái cân bằng k th [C ] p [ D] q  K cb   const k ng [ A]m [ B]n Vậy, khi cân bằng đã được thiết lập thì tỷ số tích nồng độ các chất sản phẩm trên tích số nồng độ các chất tác dụng được lũy thừa theo hệ số hợp thức là một hằng số. Kh thay đổi nhiệt độ, nồng độ, áp suất,… sẽ làm cân bằng chuyển dịch theo nguyên lý Le Chatelier: ”Nếu ta thay đổi một trong những đ ều kiện ở đó cân bằng được thiết lập (ví dụ: nhiệt độ, áp suất, nồng độ) thì cân bằng chuyển dịch về phía nào làm giảm sự tác động đó”. 2. THỰC H NH 2.1. Tốc độ phản ứng phụ thuộc vào nồng độ chất tác dụng Phản ứng của natrithiosulfat với acid sulfuric: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3 H2S2O3 = H2O + SO2 + S 7 Tiến hành: - Chuẩn bị 3 ống nghiệm giống nhau đánh số thứ tự 1, 2, 3. + Từ buret lấy 4 ml dung dịch Na2S2O3 1M cho vào ống nghiệm 1. + Từ buret lấy 2 ml dung dịch Na2S2O3 1M + 2 ml H2O cho vào ống nghiệm 2. + Từ buret lấy 1 ml dung dịch Na2S2O3 1M + 3 ml H2O cho vào ống nghiệm 3. + Từ buret lấy 1 ml dung dịch H2SO4 1M cho vào ống nghiệm khác. - Đổ nhanh ống nghiệm chứa H2SO4 vào ống nghiệm 1. Bấm đồng hồ xuất phát, theo dõi dung dịch phản ứng đến khi thấy màu trắng đục xuất hiện thì bấm ngưng. Đọc thời gian phản ứng. L m tương tự cho ống 2 và 3. Kết quả thu được ghi theo bảng sau: Ống nghiệm Na2S2O3 H2O H2SO4 ml ml ml Nồng độ tương đối của Na2S2O3 1 4 0 1 1 2 2 2 1 0,5 3 1 3 1 0,5 Thời gian phản ứng Tốc độ biểu kiến Nhận xét V = 1/t 2.2. Tốc độ phản ứng phụ thuộc nhiệt độ Phản ứng của natrithiosulfat với acid sulfuric: Na2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2S2O3 H2S2O3 = H2O + SO2 + S Tiến hành: - Chuẩn bị 2 becher 250 ml giống nhau. + Từ buret lấy 5 ml dung dịch Na2S2O3 1M cho vào becher 1 rồi thêm nước đến vạch 100 ml. + Từ buret lấy 5 ml dung dịch H2SO4 1M cho vào becher 2 rồi thêm nước đến vạch 100 ml. - Đặt cả becher vào bếp cách thủy cùng lúc. Dùng nhiệt kế cắm vào 1 trong 2 becher, theo dõi nhiệt kế đến nhiệt độ cần khảo sát thì lấy becher 2 đổ vào becher 1 và bấm đồng hồ. Khi thấy xuất hiện dung dịch đục thì bấm ngưng. Đọc thời gian xảy ra phản ứng. 8 Kết quả ghi theo bảng sau: Thí nghiệm Nhiệt độ (°C) 1 60 2 45 3 t°p Thời gian phản ứng (s) Tốc độ biểu kiến v = 1/t Xây dựng đồ thị sự phụ thuộc tốc độ phản ứng vào nhiệt độ. - Trục hoành là trục nhiệt độ. - Trục tung là trục tốc độ biểu kiến của phản ứng. Nhận xét về sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nồng độ, nhiệt độ. 2.3. Sự chuyển dịch cân bằng Phản ứng giữa sắt (III) clorur và kalithiocyanat: FeCl3 + 6KSCN ↔ K3[Fe(SCN)6] + 3KCl Đỏ máu Tiến hành: - Chuẩn bị 1 pipet 10 ml, 1 becher, 4 ống nghiệm. - Dùng pipet cho vào becher 5 ml dung dịch FeCl3 0,0025M và 5 ml dung dịch KSCN 0,002M. - Hỗn hợp dung dịch thu được cho vào 4 ống nghiệm, mỗi ống 2 ml, đánh số thứ tự 1, 2, 3, 4. + Ống 1: thêm vào 1 – 2 giọt dung dịch FeCl3 bão hòa. + Ống 2: thêm vào 1 – 2 giọt dung dịch KSCN bão hòa. + Ống 3: thêm vào nột ít tinh thể KCl. + Ống : để nguyên. - Dùng đũa khuấy đều các ống 1, 2, 3. - So sánh màu của các ống nghiệm, giải thích. - Quan sát màu ống nghiệm 1 và 2, giải thích. 9 Bài 3 PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ ACID – BAZO MỤC TIÊU 1. Xác định nồng độ đương lượng dung dịch HCl. 2. Xác định nồng độ đương lượng dung dịch NaOH. 1. CƠ SỞ LÝ THUYẾT Để xác định nồng độ của một dung dịch baz (ac d) người ta dung chất chuẩn là dung dịch ac d (baz) đã b ết nồng độ. Chẳng hạn, chuẩn độ dung dịch HCl bằng dung dịch Na2B4O2; chuẩn độ NaOH bằng dung dịch HCl, … Trong quá trình chuẩn độ người ta dung chỉ thị để phát hiện đ ểm cuối chuẩn độ. Nguyên tắc chọn chỉ thị sao chop T = pHcuối nằm trong khoảng bước nhảy pH. Sau đây l g á trị pT của một số chỉ thị thường dung trong thực tập. Chỉ thị Metyl cam Metyl đỏ Phenolphtalein Khoảng pH đổi màu 3,1 Đỏ 4,4 Đỏ 8,0 – 4,4 vàng – 6,2 vàng – 9,8 Không màu tím pT 4,0 Cam 5,5 Cam 9,0 Ứng với mỗi phản ứng có một khoảng bước nhảy pH riêng. Vì vậy, khi chuẩn độ nên chọn chỉ thị cho phù hợp. Chẳng hạn, khi chuẩn độ acid mạnh bằng baz yếu thì khoảng bước nhảy pH là: 4 – 6,2; còn khi chuẩn độ acid mạnh bằng baz mạnh thì khoảng bước nhảy pH là: 4,3 – 9,7. Nồng độ ac d (baz) được xác định dựa vào nồng độ đương lượng: 10 VA.NA = VB.NB VA , NA : thể tích, nồng độ đương lượng của acid VB , NB : thể tích, nồng độ đương lượng của baz 2. THỰC HÀNH 2.1. Xác định nồng độ của dung dịch HCl (HX) Dung dịch chuẩn: Na2B4O7 0,1N Chỉ thị: metyl đỏ Phản ứng: Na2B4O7 + 2HCl + 5H2O = 2NaCl + 4H3BO3 Tiến hành: - Hút chính xác 10 ml dung dịch Na2B4O7 bằng pipet cho vào erlen (bình tam giác) 250 ml, them 1 – 2 giọt metyl đỏ (dung dịch có màu vàng). - Cho từ từ từng giọt dung dịch HCl từ buret xuống erlen, vừa cho vừa lắc đến khi chỉ 1 giọt HCl làm dung dịch chuyển sang đỏ tím bền thì dừng lạ . Đọc thể tích trên buret. - Tiến h nh tương tự ít nhất 3 lần, lấy kết quả trung bình. Kết quả giữa các lần chuẩn độ không được sai lệch quá ± 0,1 ml. Kết quả: V HCl  N HCl  V1  V2  V3 (ml) 3 N Na 2 B4O7 .VNa 2 B4O7 V HCl (N ) 2.2. Xác định nồng độ của dung dịch NaOH Dung dịch chuẩn: HCl vừa xác định nồng độ Chỉ thị: phenolphthalein Phản ứng: HCl + NaOH = NaCl + H2O Tiến hành: - Hút chính xác 10 ml dung dịch NaOH bằng pipet cho vào erlen 250 ml, thêm 1 – 2 giọt phenolphthalein (dung dịch có màu tím). 11 - Cho từ từ từng giọt dung dịch HCl từ buret xuống, lắc đều đến khi chỉ 1 giọt HCl làm mất màu hoàn toàn thì dừng lạ . Đọc thể tích trên buret. Tiến h nh tương tự ít nhất 3 lần, lấy kết quả trung bình. Kết quả: V HCl  V1  V2  V3 (ml) 3 N Na OH  N HCl .V ' HCl (N ) V Na OH 12 ài CHUẨN ĐỘ TH O PHƯƠNG PHÁP OXY HÓA – KHỬ MỤC TIÊU 1. Xác định nồng độ đương lượng ung ịch n 4. 2. Xác định hàm lượng gam của chất khử H2C2O4. . 1. NGUYÊN TẮC CHUNG Phương pháp oxy hóa khử dựa trên cơ sở sử dụng các phản ứng oxy hóa khử. Để làm dung dịch chuẩn ngườ ta thường sử dụng các dung dịch chất oxy hóa (KMnO4, I2, K2Cr2O7, Ce(SO4)2, KBrO3, NH4VO3…) v dung dịch các chất khử (TiCl3, VSO4, SnCl2,…). Chuẩn độ chất oxy hóa bằng chất khử, chuẩn độ chất khử bằng chất oxy hóa. Trong quá trình chuẩn độ, đ ện thế oxy hóa khử của hệ biến đổi. Đ ện thế oxy hóa khử của hệ phụ thuộc vào nồng độ (hoạt độ) của các chất theo phương trình sau: E  Eo  0,059 aox lg n akh Nếu thay đổ nồng độ của các chất oxy hóa v các chất khử thì sẽ l m thay đổ đ ện thế oxy hóa khử. 2. THỰC HÀNH 2.1. Xác định nồng độ chính xác của KMnO4 theo H2C2O4.2H2O 2.1.1. Nguyên tắc Chuẩn độ dung dịch H2C2O4 0,05N trong mô trường H2SO4 khoảng 6N đến khi xuất hiện màu hồng nhạt bền vững. Phản ứng chuẩn độ tổng cộng: 2MnO 4 + 5 C2O42- + 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O Thực ra trong g a đoạn trung g an tạo ra Mn3+ v do đó tạo ra phức oxalat của Mn3+: Mn(C2O4)n3-2n. Sau đó: 13 Mn(C2O4)n3-2n = Mn2+ + 2nCO2 Mặt khác, sản phẩm Mn2+ là xúc tác cho quá trình này. Vì vậy, phản ứng chuẩn độ xảy ra nhanh dần (đặc đ ểm của phản ứng tự xúc tác). Tuy nhiên, vẫn cần đun nóng đến khoảng 80 - 90oC để l m tăng tốc độ phản ứng. 2.1.2. Thực hành - Hút chính xác 10,00 ml dung dịch acid oxalic 0,05N cho vào erlen 250 ml, thêm 10ml H2SO4 6N và 50 ml nước cất. Đun nóng đến 80 - 90oC (không đun sô để ngăn ngừa sự phân hủy acid oxalic). Chuẩn độ bằng cách cho từng giọt dung dịch KMnO4 để cho màu hồng kịp biến mất mới cho tiếp. Đ ểm cuối chuẩn độ là lúc xuất hiện màu hồng nhạt bền vững. - Làm 3 lần, lấy kết quả trung bình V KMnO4  V1  V2  V3 (ml) 3 - Tính toán: N KMnO4  N H 2C2O4 .VH 2C2O4 VKMnO4 (N ) 2.2. Xác định hàm lượng của acid oxalic 2.2.1. Nguyên tắc Giống ở phần 1 2.2.2. Thực hành - Hút 10,00ml dung dịch acid oxalic cần xác định h m lượng cho vào erlen 250ml. Lấy 10ml H2SO4 6N v 0ml nước cất cho v o erlen trên. Đun nóng đến 80 – 90 oC. Chuẩn độ bằng dung dịch KMnO4. - Làm 3 lần, lấy kết quả trung bình. V ' KMnO4  V1  V2  V3 (ml) 3 - Tính toán: H m lượng của acid oxalic trong 10ml dung dịch được tính theo công thức: m N KMnO4 .V ' KMnO4 1000 14 .E ( g ) với E = 63,033 Bài 5 PHƯƠNG PHÁP CHUẨN ĐỘ PHỨC CH T (COMPLEXON) MỤC TIÊU Xác định hàm lượng Ca2+, Mg2+. 1. CƠ SỞ LÝ THUYẾT “Complexon” l tên gọi chung cho tất cả các chất hữu cơ có chứa 1 hoặc nhiều nhóm amino – dicarboxylic. EDTA (Etylenediamintetraacetic) là một complexon đ ển hình có công thức như sau: Trong cấu trúc của phân tử complexon, các nguyên tử n tơ v các nguyên tử oxy của nhóm carboxylic là những nguyên tử đóng va trò l gand có khả năng tạo nối phức với ion kim loại. Khi có sự tạo phức thì các nguyên tử ligand này mất proton. Phức chất tạo thành gọi là phức chelat (có nghĩa l “c ng cua”) vì on k m loại ít nhất cũng tạo ra 2 nối hóa học với 2 nguyên tử ligand khác nhau của phân tử complexon. Trong thực tế, ví dụ EDTA có thể tạo ra 6 nối hóa học với 1 ion kim loại (4 nối với 4 oxy ligand và 2 nối vớ 2 n tơ l gand). Công thức chung của phức kim loại với EDTA là MYz-4, ngoại trừ trường hợp phức của kim loại kiềm như Na+, Li+ và phức của Ag+. Lưu ý: Kí hiệu EDTA có thể hiểu là H4Y hoặc Na2H2Y. Tên thương mại của Na2H2Y l complexon III (để phân biệt với H4Y là complexon II), chelaton 3, Trilon (để phân biệt với H4Y là Trilon A). 15 2. CHỈ THỊ MÀU KIM LOẠI NET – MUR 2.1. Chỉ thị màu kim loại ricrom T đen (N T) Chỉ thị NET có công thức H3In: đỏ đỏ chàm cam H3In H2In- HIn2- In3- pKa1 = ? pKa2 = 6,3 pKa3 = 11,6 Thực tế, trong khoảng pH = 7 – 11, chỉ thị NET tồn tại ở dạng HIn2- và dung dịch có màu chàm. Các phức của ion kim loại với chỉ thị NET thường có m u đỏ, vì thế các phép chuẩn độ complexon với chỉ thị NET đều được tiến hành trong khoảng pH = 7 – 11 để sự chuyển m u có tính tương phản. Phản ứng chỉ thị (chuyển màu ở đ ểm cuối chuẩn độ) MIn- + Y’ = MY2- + Đỏ nho In’ xanh chàm (chủ yếu HIn2- tại pH 10) Với M2+ = Mg2+, Ca2+, Zn2+ pKMgIn = 7,0; pKCaIn = 5,4; pKZnIn = 12,9 Tại pH 10 đệm amoniac có thể tính gần đúng: pK’MgIn = 5,4 pK’CaIn = 3,8 pK’MgY = 8,24 pK’CaY = 10,24 16 Vậy nó chung pK’ MY > pK’MIn (phức MIn kém bền hơn phức MY). Khi cho dư 1 g ọt dung dịch complexon III, màu sẽ biến đổi từ đỏ nho sang xanh chàm. Tuy nhiên khoảng đổi màu khá rộng nên ngoài các màu trên ta còn thấy màu trung gian giữa đỏ nho và xanh chàm (gọi là màu nhớt chàm). Nếu phép chuẩn độ dừng ở m u trung g an thì pM’ cuối = pK’MIn, nếu phép chuẩn độ dừng ở màu xanh chàm rõ rệt thì pM’cuối = pK’MIn+1. 2.2. Chỉ thị Murexid (MUR) Chỉ thị MUR có công thức H4In-: Tím hồng tím chàm H4In- H3In2- H2In3- pKa2 = 9,2 pKa3 = 10,9 Phức CaH2In- m u đỏ; pKCaH2In = 5,0 Phức CuH2In- màu cam; pKCuH2In = 15,0 2.3. Cơ chế Phản ứng chuẩn độ: Mn+ + H2Y2- MY(4-n)- + 2H+ (n < 4) Phản ứng chung (ở pH của dung dịch đệm) M’ + In’ MIn Có màu của phức M’ + MIn + Y’ MY Y’ MY + In’ Màu của chất chỉ thị 3. THỰC H NH 3.1. Xác định Mg2+ 17 Chuẩn độ một thể tích chính xác muối Mg2+ bằng dung dịch complexon III 0,01M trong đệm amoniac pH = 10 với chỉ thị NET. Dùng pipet hút 10ml dung dịch có chứa Mg2+ cho vào erlen 250 ml, thêm 2 ml đệm pH = 10, 20 mg chỉ thị NET, chuẩn độ bằng complexon III 0,01M cho đến khi màu chuyển từ đỏ nho sang chớm xanh chàm (màu trung gian). Ghi Vy, l m tương tự 3 lần và lấy kết quả trung bình. Kết quả H m lượng Mg2+ được tính trong 10 ml dung dịch mẫu: mMg 2  NY .VY .E 2 ( g ) 1000 Mg 3.2. Xác định Ca2+ Trong nước ở pH = 9 – 11 murexid có màu tím, chỉ thị này dễ tạo phức với ion Ca cho phức m u đỏ. 2+ Dùng pipet hút 10,00 ml dung dịch có chứa Ca2+ cho vào erlen 250 ml, thêm 2 ml NaOH 2M và khoảng 20 mg chỉ thị murexid, chuẩn độ bằng complexon III 0,01M cho đến khi màu chuyển từ đỏ sang tím. Thực hiện thí nghiệm 3 lần, lấy kết quả trung bình. Kết quả H m lượng Ca2+ được tính trong 10 ml dung dịch mẫu: mCa 2  N Y .VY .E 2 ( g ) với ECa  20 1000 Ca 2 3.3. Xác định hỗn hợp Ca2+ và Mg2+ Chuẩn độ một thể tích chính xác dung dịch Ca2+ và Mg2+ bằng dung dịch complexon III 0,01M trong đệm amoniac pH = 10 với chỉ thị NET. Dùng pipet hút 10,00 ml dung dịch Ca2+ và Mg2+ cho vào erlen 250 ml, thêm 2 ml đệm pH = 10 và 20 mg chỉ thị màu NET. Chuẩn độ bằng complexon III 0,01M cho đến khi màu chuyển từ đỏ nho sang xanh chàm. Ghi VY, thực hiện thí nghiệm 3 lần, lấy kết quả trung bình. Trong đ ều kiện đó các on Ca2+ và Mg2+ đồng thờ được chuẩn độ vì đ ều kiện: pK’MgY > pK’MgIn v pK’CaY > pK’CaIn. Sự có mặt Mg2+ làm cho sự chuyển màu càng rõ rệt. Kết quả 1 ml dung dịch complexon III 0,02N tương đương với 0,02 mEq Ca2+ (Mg2+). 18 Bài 6 CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IA, IIA 1. THỰC HÀNH 1.1. Sự thủy phân của một số muối: - Dùng 4 ống nghiệm sạch, cho vào mỗi ống khoảng đầu tăm t nh thể: + Ống 1: KNO3 + Ống 2: KCl + Ống 3: K2CO3 + Ống 4: Na2S - Thêm nước cất vào hòa tan, thử pH của dung dịch bằng giấy pH. Nhận xét, giải thích, viết phương trình phản ứng. 1.2. Tính tan của các muối kim loại kiềm - Dùng 2 ống nghiệm + Ống 1: Cho khoảng đầu tăm bột acid salicylic. + Ống 2: Cho khoảng đầu tăm bột muối natri salicylat. - Thêm vào mỗi ống 15 giọt nước cất. Quan sát khả năng tan của tinh thể trong 2 ống nghiệm. 1.3. Tính tan của muối trung tính và muối acid của natri - Dùng 2 ống nghiệm: + Ống 1: Cho khoảng đầu tăm NaHCO3. + Ống 2: Cho khoảng đầu tăm Na2CO3. - Thêm vào 10 giọt nước cất, quan sát khả năng tan của cả 2 muối. Nhận xét. 1.4. Tính tan của Mg(OH)2 - Dùng 2 ống nghiệm, mỗi ống 10 giọt MgCl2 2M. + Ống 1: Thêm 5 giọt NaOH 2M. + Ống 2: Thêm 5 giọt NH4OH 2M. 19 - So sánh lượng tủa trong 2 ống. Thêm vào ống 2 khoảng 10 giọt NH4Cl. Quan sát, giải thích, viết phương trình phản ứng (giữ lại ống n y để làm tiếp phản ứng sau). 1.5. Định tính ion Mg2+. - Ống nghiệm đã l m phản ứng 4, cho tiếp 3 giọt dung dịch NaH2PO4 0,5M. - Quan sát và viết phương trình phản ứng. - Chế tạo hydroxit kim loại kiềm thổ: - Cho vào 3 ống nghiệm: + Ống 1: Cho 10 giọt dung dịch CaCl2 0,5M. + Ống 2: Cho 10 giọt dung dịch SrCl2 0,5M. + Ống 3: Cho 10 g ọt dung dịch aCl2 0,5M. - Thêm vào mỗi ống 3 giọt NaOH 2M (không lẫn cacbonat). So sánh lượng tủa ở mỗi ống, giải thích. 2. CÂU HỎI – BÀI TẬP 1. Thêm vào kết tủa Mg(OH)2 đã ngh ền nhỏ: a. Một lượng kiềm dư. b. Dung dịch (NH4)2SO4. c. Dung dịch Na2SO4. d. Dung dịch HCl. Trường hợp nào xảy ra phản ứng. Viết phương trình phản ứng đó. 2. Ho n th nh sơ đồ biến đổi sau: Na  NaCl  NaOH  Na2CO3  NaHCO3 3. Hãy tách riêng các chất trong các dung dịch sau: a. NH4Cl và NaCl. b. NaOH và NaCl. c. Na2CO3 và NaCl. 20 Bài 7 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM IIIA, IVA, VA 1. THỰC HÀNH 1.1. Chế tạo và tính chất của acid boric Dùng 1 ống nghiệm cho sẵn 5 giọt nước cất, cho tiếp khoảng hạt đậu tinh thể Na2B4O7, đun nóng cho tan v thử pH của dung dịch, cho tiếp 5 giọt HCl đậm đặc, làm lạnh ống nghiệm trong becher chứa nước lạnh. Quan sát hiện tượng và viết phương trình phản ứng. 1.2. Tính chất của nhôm và hydroxid nhôm Al(OH)3 - Cho khoảng đầu tăm bột Al vào 2 ống nghiệm: + Ống 1: chứa sẵn 10 giọt HCl 2M. + Ống 2: chứa sẵn 10 giọt NaOH (giữ ống 2 lại). - Đun nhẹ, quan sát, viết phương trình phản ứng. Ch a đô kết tủa ở ống nghiệm 2 sang 1 ống nghiệm khác. + Ống 1: nhỏ tiếp từ từ NaOH 2M. + Ống 2: nhỏ tiếp từ từ HCl 2M. - Quan sát, viết phương trình phản ứng, kết luận về tính chất của Al(OH)3. 1.3. Tính khử của Sn(II) - Cho vào ống nghiệm lớn 5 giọt Bi(NO)3 0,5M. Thêm vào 10 giọt NaOH đặc, thêm tiếp 3 giọt SnCl2 0,5M. - Quan sát, viết phương trình phản ứng. 1.4. Tính tan của Pb(II) - Dùng 2 ống nghiệm, cho vào mỗi ống 5 giọt dung dịch Pb2+. + Ống 1: cho tiếp 10 giọt HCl 2M. + Ống 2: cho từng giọt KI 0,1M. - Gạn rửa lấy tủa, cho tiếp vào mỗi ống 10 giọt nước, đun nóng, để nguội từ từ. - Quan sát hiện tượng xảy ra và kết luận độ tan của Pb2+. 1.5. Tính khử của Pb(II) 21 Cho vào ống nghiệm 5 giọt Pb(II). Cho tiếp 3 giọt NaOH đặc, cho từ từ H2O2 3% vào. Quan sát, viết phương trình phản ứng. 1.6. Tính chất của As(III) Cho vào ống nghiệm 3 giọt dung dịch As(III) 0,1M, thêm tiếp vài giọt iod 1%. Nhận xét, viết phương trình phản ứng. 1.7. Tính chất của HNO3 (Làm trong tủ hút) - Dùng 5 ống nghiệm: + Ống 1, 2, 3: cho 10 giọt HNO3 đặc + Ống 4, 5: cho 10 giọt HNO3 2M + Ống 1, 2, 3: cho lần lượt bột S, 1 mảnh Zn, vỏ b o đồng. + Ống 4, 5: cho lần lượt 1 mảnh Zn, vỏ b o đồng - Quan sát ở nhiệt độ phòng, sau đó đun nóng, cho t ếp vào ống 1 vài giọt CaCl2 0,5M. Viết phương trình phản ứng. 1.8. Tính chất của HNO2 - Dùng 2 ống nghiệm + Ống 1: cho vào 3 giọt KI 0,1M. + Ống 2: cho vào 5 giọt KMnO4 0,05M. - Acid hóa cả 2 ống nghiệm trên bằng H2SO4 2M, thêm tiếp vào mỗi ống 3 giọt NaNO2 0,1M, đun nhẹ. - Quan sát, viết phương trình phản ứng. 1.9. Tính chất của As(V) - Cho vào ống nghiệm 3 giọt dung dịch KI 0,1M, acid hóa bằng 3 giọt HCl 2M, cho tiếp vào 3 giọt dung dịch As(V) 0,1M. - Quan sát và viết phương trình phản ứng. 1.10. Sự thủy phân của muối Sb(III) và Bi(III) - Ống 1: cho vào khoảng đầu tăm t nh thể SbCl3. - Ống 2: cho vào khoảng đầu tăm t nh thể Bi(NO3)3. (Nếu tinh thể bị chảy nước thì lấy 1 giọt muối chảy nước) - Thêm vào cả 2 ống 10 giọt nước cất. - Quan sát và viết phương trình phản ứng. 22 2. CÂU HỎI – BÀI TẬP 1. Hãy viết các phương trình của dãy biến đổi sau: a. B2O3 → H O2 → Na2B4O7 → H3BO3 → Na2B4O7 → Na O2 b. Al + KMnO4 + H2SO4 = 2. Ho n th nh sơ đồ biến đổi sau: Al → Al2S3 → Al(OH)3 → Al2O3 ↑ Al2O3 ← Al(OH)3 ← Al2(SO)3 ← NaAlO2 3. Hãy cho biết phương pháp tách CO v CO2 từ hỗn hợp 2 chất trên. 4. Hoàn thành các phản ứng sau: SnCl4 + Zn = SnCl2 + KNO2 + HCl = KI + Pb3O4 + H2SO4 = 23 Bài 8 CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIA, VIIA 1. THỰC HÀNH 1.1. Tính chất nước oxy già (hydroperoxid) Lấy vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch H2O2 3%, cho vào khoảng đầu tăm t nh thể MnO2. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch H2O2 3%, acid hóa bằng 3 giọt dung dịch H2SO4 2M, cho tiếp 2 giọt KI 0,1M. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. Tiến h nh như phản ứng b nhưng thay KI bằng 2 giọt dung dịch KMnO4 0,05M. Giải thích tính chất của H2O2 trong 3 phản ứng trên. 1.2. Tính khử hợp chất S(II) Cho vào ống nghiệm 3 giọt dung dịch KMnO4 0,05M, acid hóa bằng 2 giọt dung dịch H2SO4 2M, thêm từ từ dung dịch Na2S 1M. Quan sát hiện tượng và viết phương trình phản ứng. 1.3. Chế tạo sulfur kim loại - Chuẩn bị 3 ống nghiệm: + Ống 1: cho 5 giọt dung dịch Pb(CH3COO)2 0,1M. + Ống 2: cho 5 giọt dung dịch SbCl3 0,1M. + Ống 3: cho 5 giọt dung dịch SnCl2 0,1M. - Cho tiếp vào mỗi ống từng giọt Na2S 1M. - Quan sát màu của kết tủa và viết phương trình phản ứng. 1.4. Tính khử của hợp chất S(IV) Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch KMnO4 0,01M, acid hóa bằng 3 giọt dung dịch H2SO4 2M, sau đó cho từ từ dung dịch Na2SO3 0,5M vào. 24 Nhận xét sự thay đổi màu của dung dịch và viết phương trình phản ứng. 1.5. Tính oxy hóa của hợp chất S(IV) Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch Na2SO3 0,5M và 2 giọt dung dịch H2SO4 2M. Sau đó thêm từng giọt dung dịch Na2S 1M. Kết luận về tính chất của S(IV) ở 2 thí nghiệm 4 và 5. 1.6. Tính chất của ion thiosulfat Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch Na2S2O3 0,1M, nhỏ tiếp vào 3 giọt iod 0,1M. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. 1.7. Tính chất của H2S2O3 Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch Na2S2O3 0,1M, thêm tiếp 3 giọt dung dịch HCl 2M, đợi một lúc để phản ứng xảy ra. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. 1.8. So sánh tính khử của hydro halogenur - Cho vào ống nghiệm, mỗi ống lần lượt 10 giọt dung dịch NaCl, NaBr, NaI có nồng độ 0,5 M. Nhỏ tiếp vào mỗi ống vài giọt dung dịch H2SO4 2M, để một lát, quan sát. - Nếu phản ứng xảy ra không rõ thì thay bằng vài giọt H2SO4 đặc, cho tiếp vào ống chưa đổi màu 2 giọt KMnO4 0,05M. - Quan sát, viết phương trình phản ứng và so sánh tính khử của dãy. 2. CÂU HỎI – BÀI TẬP 1. Hoàn thành các phản ứng sau: S + H2SO4 + KMnO4 = MnSO4 + Cl2 + H2O2 = O2 + MnO + H2O2 = MnO2 + H2O + 2. Nêu các phương pháp đ ều chế O2. So sánh từng phương pháp. 3. Tính chất của H2O2 được ứng dụng trong ng nh Dược như thế nào? 4. Có thể dùng H2O2 đặc, NaOH rắn để làm khô khí Cl2 được đ ều chế từ MnO2 và HCl đặc không? 5. Hoàn thành các phản ứng sau: 25 HCl + PbO2 = Cl2 + KOH + Cl2 = HCl + KClO3 = 6. Chất lượng nước Javel tốt hay xấu khi cho khí Cl2 lội qua dung dịch kiềm nóng, tại sao? 7. Hoàn thành các phản ứng sau: KIO3 + Cl2 + KOH = KClO3 + KI + 6 H+ = S + NaOH = 26 Bài 9 CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIB, VIIB 1. THỰC HÀNH 1.1. Tính chất của hợp chất Cr(VI) Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch K2Cr2O7 0,5M, thêm tiếp 2 giọt dung dịch H2SO4 2M, cho tiếp 5 giọt KI 0, M. Đun nóng trong tủ hút. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. 1.2. Tính lưỡng tính của Cr(III) hydroxid Cho vào ống nghiệm 5 giọt Cr2(SO4)3 0,5M, thêm 1 giọt NaOH 2M, ch a đô kết tủa sang ống nghiệm 2. - Ống 1: cho HCl dư. - Ống 2: cho tiếp một lượng NaOH dư (g ữ lại ống n y để làm tiếp phản ứng sau). 1.3. Tính khử của Cr(III) hydroxid Lấy ống 2 của thí nghiệm 1.2, cho tiếp 5 giọt dung dịch H2O2 3% đun nóng. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. 1.4. Tính chất của Cr(VI) Cho vào ống nghiệm 5 giọt K2CrO4 bão hòa, làm lạnh và cho từ từ H2SO4 đặc đến khi tủa hoàn toàn, gạn lấy kết tủa và cho tiếp vài giọt C2H5OH. Quan sát và viết phương trình phản ứng. 1.5. Phản ứng chuyển hóa CrO42- và Cr2O72Cho vào ống nghiệm 5 giọt K2CrO4 0,5M, làm lạnh và thêm tiếp 2 giọt HCl đặc, quan sát m u. Sau đó thêm t ếp 2 giọt NaOH đặc. Nhận xét sự đổi màu và viết phương trình phản ứng. 1.6. Tính chất của Mn(II) Cho vào ống nghiệm một ít tinh thể PbO2, và 1 giọt dung dịch MnSO4 0,5M, acid hóa bằng 10 giọt dung dịch HNO3 2M, đun kỹ. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. 1.7. Tính chất của hợp chất Mn(IV) 27 Cho vào ống nghiệm một ít tinh thể MnO2, acid hóa bằng 2 giọt H2SO4 2M, cho tiếp 10 giọt H2C2O4 0,5M. Nhận xét và viết phương trình phản ứng. 1.8. Điều chế thuốc tím Cho vào ống nghiệm khô một ít tinh thể MnO2, cho tiếp một lượng KOH khô, đun nóng cho đến khi hỗn hợp có màu xanh lá cây (K2MnO4), chờ cho nguộ , sau đó acid hóa bằng dung dịch CH3COOH 0,5M. Nhận xét và viết phương trình phản ứng qua các g a đoạn. 1.9. Tính chất của KMnO4 - Ống 1: cho 3 giọt H2SO4 2M. - Ống 2: cho 3 giọt NaOH đặc. - Ống 3: cho 3 giọt nước. Thêm vào mỗi ống 3 giọt KMnO4 0,005M và 3 giọt Na2SO3 0,5M. Quan sát hiện tượng xảy ra trong 3 ống nghiệm và viết phương trình phản ứng. 1.10.Khả năng phản ứng của Mn(II) Cho vào ống nghiệm 1 giọt MnSO4 0,5M, thêm từ từ NH4OH 2M. Quan sát hiện tượng. Cho tiếp vào ống nghiệm vài giọt dung dịch KCN 2M. Quan sát hiện tượng và viết phương trình phản ứng. Nhận xét khả năng tạo phức của Mn(II). 2. CÂU HỎI – BÀI TẬP 2.1. Hãy giải thích tính oxy hóa khử, độ bền của dãy oxid sau: MnO2 → Mn2O3 → MnO3 → Mn2O7. 2.2. Hãy giải thích tính acid – base của dãy mangan hydroxid sau: Mn(OH)2, Mn(OH)3, Mn(OH)4, H2MnO4, HMnO4. 2.3. Hoàn thành và cân bằng phản ứng sau: MnO2 + H2O2 + H2SO4 = KMnO4 + H2SO4 + H2S = KMnO4 + Na2S2O3 + H2SO4 = 28 Bài 10 CÁC NGUYÊN TỐ NHÓM VIIIB (Fe, Co, Ni) 1. THỰC HÀNH 1.1. Chế tạo và tính chất của Fe(II), Fe(III) hydroxid Ống 1: cho vào 10 giọt FeSO4 0,5M. Ống 2: cho vào 10 giọt FeCl3 0,5M. Cho từ từ NaOH 2M vào 2 ống nghiệm trên. Quan sát khả năng kết tủa trong 2 ống. Ghi nhận sự đổi màu theo thời gian (nếu có). Giải thích, viết phương trình phản ứng. 1.2. Tính khử của Fe(II) Ống 1: cho 5 giọt FeSO4 0,5M, acid hóa bằng 3 giọt H2SO4 2M, thêm 3 giọt KMnO4 0,05M. Quan sát hiện tượng, viết phương trình phản ứng. Ống 2: Thay KMnO4 bằng cách nhỏ từ từ theo thành ống nghiêm 5 giọt HNO3 đặc, quan sát mặt phân cách giữa 2 dung dịch, giải thích, viết phương trình phản ứng. 1.3. Khả năng tạo phức của Fe(II) Cho vào 2 ống nghiệm 5 giọt FeSO4 0,5M + Ống 1: cho 5 giọt NH4OH 2M. + Ống 2: cho 5 giọt KCN 0,5M. Viết phương trình phản ứng. So sánh độ bền của 2 sản phẩm tạo thành. 1.4. Khả năng tạo phức của Fe(III) Cho vào 2 ống nghiệm 5 giọt FeCl3 0,5M + Ống 1: cho 5 giọt KCN 0,5M. + Ống 2: cho 5 giọt KSCN 0,5M. Quan sát hiện tượng, viết phương trình phản ứng. (Giữ lại sản phẩm của ống 2 để so sánh với thí nghiệm 1.5) 1.5. So sánh sự khác nhau giữa ion đơn giản và phức chất Dùng ống nghiệm cho vào 5 giọt K3[Fe(CN)6] và 3 giọt KSCN 0,5M. Quan sát hiện tượng, so sánh với ống 2 của thí nghiệm 4. Giải thích? Dùng 2 ống nghiệm: 29 - Ống 1: cho 5 giọt FeCl3 0,5M + 3 giọt FeSO4 0,5M. - Ống 2: cho 5 giọt K3[Fe(CN)6] + 3 giọt FeSO4 0,5M. Quan sát hiện tượng, viết phương trình phản ứng, giải thích? Cho 5 giọt K4[Fe(CN)6] + 3 giọt FeCl3 0,5M vào ống nghiệm. Quan sát hiện tượng, so sánh với ống 2 của thí nghiệm b, giải thích. Viết phương trình phản ứng. 1.6. Phản ứng thủy phân Cho từng giọt Na2CO3 20% vào ống nghiệm chứa 10 giọt FeCl3 0, M cho đến khi tạo kết tủa. Chứng minh tủa là Fe(OH)3 và có khí CO2 bay ra. 1.7. Chế tạo và tính chất của Co(OH)2 Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch CoCl2 0,5M. Thêm tiếp 5 giọt NaOH 2M. Chia kết tủa làm 2 và thử tính lưỡng tính vớ HCl 2M v NaOH đặc, đun nhẹ nếu phản ứng không rõ. Mô tả hiện tượng, viết phương trình phản ứng. 1.8. Chế tạo và tính chất của Ni(OH)2 Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch NiCl2 0,5M. Thêm tiếp 5 giọt NaOH 2M. Chia kết tủa làm 2 và thử tính lưỡng tính vớ HCl 2M v NaOH đặc, đun nhẹ nếu phản ứng không rõ. Mô tả hiện tượng, viết phương trình phản ứng. 1.9. Khả năng tạo phức của Co(II), Ni(II) Dùng 2 ống nghiệm: - Ống 1: cho 5 giọt CoCl2 0,5M. - Ống 2: cho 5 giọt NiCl2 0,5M. Cho vào cả 2 ống từng giọt KCN 2M cho đến khi tan kết tủa. Quan sát và viết phương trình phản ứng. Cho vào ống nghiệm 5 giọt CoCl2 0,5M. Cho tiếp 5 giọt NH4OH 2M. Quan sát màu sản phẩm, sau đó để lại trong không khí xem sự đổi màu của dung dịch. Giải thích, viết phương trình phản ứng. 2. CÂU HỎI – BÀI TẬP 2.1. So sánh độ bền và tính oxy hóa khử của Fe2+ và Fe3+ trong hợp chất đơn chất và phức chất. 2.2. So sánh tương tự như trên đối với Co(II) và Co(III) 2.3. Hãy giả thích độ bền của ion phức sau: 30 [Fe(CN)6]3- + e = [Fe(CN)6]4- E0 = 0,36V [Fe(H2O)6]3+ + e = [Fe(H2O)6]2+ E0 = 0,77V 31 Bài 11 CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM IB VÀ IIB 1. THỰC HÀNH 1.1. Khảo sát độ tan của bạc halogenur Cho vào 3 ống nghiệm lần lượt 5 giọt KCl 0,5M, 5 giọt KBr 0,5M, 5 giọt KI 0, M. Sau đó cho v o mỗi ống 5 giọt AgNO3 0,1M. Quan sát m u v so sánh lượng tủa trong 3 ống nghiệm (giữ lạ để làm phản ứng tiếp). 1.2. Khả năng tạo phức của Ag(I) Ch a đô lượng tủa của 3 ống nghiệm trên. 3 ống đầu cho từng giọt NH4OH 2M đến khi tủa tan. 3 ống còn lại thêm từng giọt KCN 2M. Viết phương trình phản ứng. 1.3. Chế tạo phức đồng (I) clorur Cho một mảnh vỏ b o đồng vào ống nghiệm chứa 10 giọt dung dịch CuCl2 bão hòa và 5 giọt HCl đặc. Đun sô kỹ, để nguội, lấy vỏ b o đồng dư ra, thêm v o một ít nước cất, quan sát sự trầm hiện của CuCl, gạn lấy tủa, thêm 5 giọt KCN. Viết phương trình phản ứng xảy ra. 1. . Điều chế phức đồng (II) Cho vào ống nghiệm 5 giọt CuSO4 0,5M, thêm 5 giọt dung dịch NH4OH 2M cho tới khi tủa tan. Viết phương trình phản ứng. 1.5. Tính lưỡng tính của Zn Cho vào ống nghiệm 10 giọt NaOH, thêm vào khoảng đầu tăm bột Zn. Viết phương trình phản ứng. Thử lưỡng tính với HCl và NaOH 2M. 1.6. Phản ứng tạo phức của Zn(II) Cho vào ống nghiệm 5 giọt ZnCl2 0,5M, nhỏ từ từ dung dịch NH4OH 2M cho đến khi tủa tan. Viết phương trình phản ứng. 1.7. Phản ứng tạo phức của Cd(II) Tiến h nh như thí ngh ệm 1.6 nhưng thay ZnCl2bằng CdSO4 0,5M. 32 1.8. Sự thủy phân của muối Cd(II) Cho 5 giọt CdSO4 0,5M, thêm từng giọt Na2CO3 20% cho tới khi có tủa. Viết phương trình phản ứng. 1.9. So sánh độ bền của phức Chuẩn bị 2 ống nghiệm, mỗi ống chứa 2 giọt dung dịch AgNO3 0,5M và 2 giọt NaCl 0,5M. - Ống 1: thêm từng giọt NH4OH 2 % đến tủa tan. - Ống 2: thêm từng giọt Na2S2O3 1M đến tủa tan. Sau đó thêm v o mỗi ống 2 giọt KBr 0,5M. Quan sát lượng tủa ở 2 ống và giải thích. Biết rằng: Kcb [Ag(NH3)]+ = 6,8.10-8 - Kcb [Ag(S2O3)2]-3 = 6.10-22 - TAgBr = 3,3.10-13 2. CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP 2.1. Hãy cho biết 3 thuốc thử có thể hòa tan Cu2Cl2? 2.2. Đ ều gì sẽ xảy ra khi cho: CuCl2 + NH4OH (dư) = … ZnCl2 + NaOH (dư) = … Hg + NaOH = … 2.3. Dựa vào hằng số bền của phức, hãy so sánh độ bền của 2 dãy phức sau a. [ZnCl4]2- ; [CdCl4]2- ; [HgCl4]2b. [ZnI4]2- ; [CdI4]2- ; [HgI4]2- 33 [...]... chất oxy hóa bằng chất khử, chuẩn độ chất khử bằng chất oxy hóa Trong quá trình chuẩn độ, đ ện thế oxy hóa khử của hệ biến đổi Đ ện thế oxy hóa khử của hệ phụ thuộc vào nồng độ (hoạt độ) của các chất theo phương trình sau: E  Eo  0,059 aox lg n akh Nếu thay đổ nồng độ của các chất oxy hóa v các chất khử thì sẽ l m thay đổ đ ện thế oxy hóa khử 2 THỰC HÀNH 2.1 Xác định nồng độ chính xác của KMnO4 theo... PHÁP OXY HÓA – KHỬ MỤC TIÊU 1 Xác định nồng độ đương lượng ung ịch n 4 2 Xác định hàm lượng gam của chất khử H2C2O4 1 NGUYÊN TẮC CHUNG Phương pháp oxy hóa khử dựa trên cơ sở sử dụng các phản ứng oxy hóa khử Để làm dung dịch chuẩn ngườ ta thường sử dụng các dung dịch chất oxy hóa (KMnO4, I2, K2Cr2O7, Ce(SO4)2, KBrO3, NH4VO3…) v dung dịch các chất khử (TiCl3, VSO4, SnCl2,…) Chuẩn độ chất oxy hóa bằng... màu và viết phương trình phản ứng 1.6 Tính chất của Mn(II) Cho vào ống nghiệm một ít tinh thể PbO2, và 1 giọt dung dịch MnSO4 0,5M, acid hóa bằng 10 giọt dung dịch HNO3 2M, đun kỹ Nhận xét và viết phương trình phản ứng 1.7 Tính chất của hợp chất Mn(IV) 27 Cho vào ống nghiệm một ít tinh thể MnO2, acid hóa bằng 2 giọt H2SO4 2M, cho tiếp 10 giọt H2C2O4 0,5M Nhận xét và viết phương trình phản ứng 1.8 Điều... 0,1M - Quan sát và viết phương trình phản ứng 1.10 Sự thủy phân của muối Sb(III) và Bi(III) - Ống 1: cho vào khoảng đầu tăm t nh thể SbCl3 - Ống 2: cho vào khoảng đầu tăm t nh thể Bi(NO3)3 (Nếu tinh thể bị chảy nước thì lấy 1 giọt muối chảy nước) - Thêm vào cả 2 ống 10 giọt nước cất - Quan sát và viết phương trình phản ứng 22 2 CÂU HỎI – BÀI TẬP 1 Hãy viết các phương trình của dãy biến đổi sau: a B2O3... = 23 Bài 8 CÁC NGUYÊN TỐ PHÂN NHÓM VIA, VIIA 1 THỰC HÀNH 1.1 Tính chất nước oxy già (hydroperoxid) Lấy vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch H2O2 3%, cho vào khoảng đầu tăm t nh thể MnO2 Nhận xét và viết phương trình phản ứng Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch H2O2 3%, acid hóa bằng 3 giọt dung dịch H2SO4 2M, cho tiếp 2 giọt KI 0,1M Nhận xét và viết phương trình phản ứng Tiến h nh như phản ứng b nhưng thay... vài giọt CaCl2 0,5M Viết phương trình phản ứng 1.8 Tính chất của HNO2 - Dùng 2 ống nghiệm + Ống 1: cho vào 3 giọt KI 0,1M + Ống 2: cho vào 5 giọt KMnO4 0,05M - Acid hóa cả 2 ống nghiệm trên bằng H2SO4 2M, thêm tiếp vào mỗi ống 3 giọt NaNO2 0,1M, đun nhẹ - Quan sát, viết phương trình phản ứng 1.9 Tính chất của As(V) - Cho vào ống nghiệm 3 giọt dung dịch KI 0,1M, acid hóa bằng 3 giọt HCl 2M, cho tiếp... vào cả 2 ống từng giọt KCN 2M cho đến khi tan kết tủa Quan sát và viết phương trình phản ứng Cho vào ống nghiệm 5 giọt CoCl2 0,5M Cho tiếp 5 giọt NH4OH 2M Quan sát màu sản phẩm, sau đó để lại trong không khí xem sự đổi màu của dung dịch Giải thích, viết phương trình phản ứng 2 CÂU HỎI – BÀI TẬP 2.1 So sánh độ bền và tính oxy hóa khử của Fe2+ và Fe3+ trong hợp chất đơn chất và phức chất 2.2 So sánh tương... lũy thừa bằng hệ số hợp phức 1.1.2 Sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào nhiệt độ được xác định theo phương trình Arrhénius d ln k E  dT RT 2 Trong đó lnk v T l h m đồng biến, tức nhiệt độ tăng thì hằng số tốc độ phản ứng k tăng nên tốc độ phản ứng tăng 1.2 Cân bằng hóa học Đa số các phản ứng hóa học là phản ứng thuận nghịch mA + m ↔ pC + pD Tốc độ phản ứng thuận Vth = kth.[A]m.[B]n Tốc độ phản ứng... 16H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 8H2O Thực ra trong g a đoạn trung g an tạo ra Mn3+ v do đó tạo ra phức oxalat của Mn3+: Mn(C2O4)n3-2n Sau đó: 13 Mn(C2O4)n3-2n = Mn2+ + 2nCO2 Mặt khác, sản phẩm Mn2+ là xúc tác cho quá trình này Vì vậy, phản ứng chuẩn độ xảy ra nhanh dần (đặc đ ểm của phản ứng tự xúc tác) Tuy nhiên, vẫn cần đun nóng đến khoảng 80 - 90oC để l m tăng tốc độ phản ứng 2.1.2 Thực hành - Hút chính xác... phức thì các nguyên tử ligand này mất proton Phức chất tạo thành gọi là phức chelat (có nghĩa l “c ng cua”) vì on k m loại ít nhất cũng tạo ra 2 nối hóa học với 2 nguyên tử ligand khác nhau của phân tử complexon Trong thực tế, ví dụ EDTA có thể tạo ra 6 nối hóa học với 1 ion kim loại (4 nối với 4 oxy ligand và 2 nối vớ 2 n tơ l gand) Công thức chung của phức kim loại với EDTA là MYz-4, ngoại trừ trường ... oxy hóa (KMnO4, I2, K2Cr2O7, Ce(SO4)2, KBrO3, NH4VO3…) v dung dịch chất khử (TiCl3, VSO4, SnCl2,…) Chuẩn độ chất oxy hóa chất khử, chuẩn độ chất khử chất oxy hóa Trong trình chuẩn độ, đ ện oxy hóa. .. Đ ện oxy hóa khử hệ phụ thuộc vào nồng độ (hoạt độ) chất theo phương trình sau: E  Eo  0,059 aox lg n akh Nếu thay đổ nồng độ chất oxy hóa v chất khử l m thay đổ đ ện oxy hóa khử THỰC HÀNH... đ ều chỉnh tay trái, dùng hai ngón trái trỏ cầm khóa, ngón lại phân bố xung quanh để kéo khóa vào Tránh đầy khóa tuột Cách đọc thể tích giống trình b y dụng cụ ống đong DỤNG CỤ THỦY TINH DÙNG