TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ Nhóm : 06 Tên sinh viên: Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015 Bài 8: kim loại nhóm IB Tóm tắt lý thuyết: Tính chất hóa học của đồng: Đồng có tính khử yếu: Tác dụng với phi kim Tác dụng với axit Tác dụng với dung dịch muối Tính chất hóa học của bạc: Ag có tính khử yếu. Ag không phản ứng trực tiếp với oxi, không bị oxi hóa trong không khí. Ag phản ứng trực tiếp với lưu huỳnh: Ag phản ứng với Cl2, P ở nhiệt độ cao. Ag không tác dụng với HCl, H2SO4 loãng, nhưng tác dụng với axit có tính oxi hóa mạnh như HNO3 hoặc H2SO4 đặc nóng. Ag không tan trong nước cường thủy Ag có màu đen khi tiếp xúc với không khí hoặc nước có mặt H2S. Ag phản ứng với dd KCN khi có mặt Oxi vì tạo ra phức chất Thí nghiệm Mục đích thí nghiệm Mô tả tóm tắt thí nghiệm Hiện tượng xảy ra Lý thuyết Thực tế Giải thích Tính toán Phương trình . Cân 2g CuO cho vào chén sứ + 15ml H2SO4 4N dư 20%. Đun nhẹ, khuấy đều. Lọc, dung dịch qua lọc cô cạn đến khi xuất hiện váng tinh thể. Để yên cho kết tinh ở nhiệt độ phòng. Lọc tinh thể bằng phễu lọc chân không. Hiện tượng : Mẫu CuO tan tạo dung dịch màu xanh lam kết tinh tạo thành tinh thể có màu xanh lớn dần. - Màu đen là màu của CuO.  → CuO + H2SO4 - CuSO4 + H2O Cu2+ tạo phức [Cu(H2O)6]2+ làm dd có màu xanh. Tinh thể tạo thành: CuSO4.5H2O.  → CuSO4 + 5H2O CuSO4.5H2O Hiệu suất phản ứng : mlt = TN 1 H= mCuO × M CuSO4 .5 H 2O M CuO m pu mlt × 100% Kết luận : dung dịch CuSO4 có màu xanh, khi nồng độ vượt quá mức bão hòa sẽ kết tinh thành các tinh thể màu xanh. TN 2 Cho vào 3 ống nghiệm Tạo kết mỗi ống 0.5ml dd CuSO4 tủa màu 5M + vài giọt NaOH 2M. lam • Ống 1: nóng. đun Xuất hiện tủa màu  → CuSO4 + 2NaOH  → Cu(OH)2 → Cu(OH)2  + Na2SO4 CuO + H2O. đen. • • Ống 2: thêm Tủa tan tạo dd HCl đậm đặc màu xanh lục. Ống 3: cho Tủa tan lượng dư NaOH tạo dung dịch màu 40 %, đun nhẹ. xanh tím.  → Cu(OH)2 + 2HCl CuCl2 + 2H2O. CuCl 2 + 2Cl −  → [ CuCl 4 ] 2−  → Cu(OH)2 + 2NaOH Na2[Cu(OH)4] Kết luận : Cu(OH)2 không tan trong nước, mất nước khi đun nóng và có tính lưỡng tính ( yếu). Cân 0.1g Cu cho vào dd CuCl2 2M + 1ml HCl 2M. Đun nóng khoảng 3 phút. Để nguội, thêm nước. TN3 TN4 Cho vào ống nghiệm 5 giọt dung dịch CuCl2 và 5 giọt HCHO 40%. Đun sôi. Thêm vào 1ml dung Xuất hiện kết tủa trắng đục. Tủa tan tạo dung dịch màu xanh rêu. Dung dịch có màu xanh lam và xuất hiện tủa trắng. Khi đun xuất hiện khí có mùi xốc  → Cu + CuCl2 2CuCl → Cl −  CuCl + [CuCl2]- [CuCl2]- có màu đen trong nền lam nên tạo dd màu rêu. [CuCl2]- không bền bị thủy phân. [CuCl2] -  → Cl- + CuCl  trắng. Kết luận : Cu2+ có tính oxi hóa yếu. HCl làm môi trường phản ứng. 2+  → Cu + HCHO + H2O H+. Cu+ + HCOOH + dịch NaOH đậm đặc. Lấy 2 ống nghiệm. • TN5 • Ống 1 : 5ml dd CuSO4 0.5M + vài giọt KI. Đun nhẹ. là HCHO. Xuất hiện kết tủa đỏ gạch. Xuất hiện kết tủa vàng. Hơi tím xuất hiện làm xanh hồ tinh bột. Dung dịch có màu nâu. Xuất Ống 2 : 5 giọt AgNO3 0.1M + vài hiện tủa giọt KI. Đun nhẹ. vàng. Tủa vàng không biến đổi. + 2Cu + → 2OH −  Cu2(OH)2 vàng.  → Cu2(OH)2 Cu2O + H2O. Kết luận : Cu2+ có tính oxi hóa yếu tác dụng với HCHO có tính khử tạo thành kết tủa đỏ gạch. Cu 2+ + → I −  CuI2. CuI2 không bền:  → CuI2 CuI vàng + I2. Hơi tím xuất hiện là I2 dung dịch có màu nâu do tạo phức KI + I2 + Ag +  → ¬   → I −  KI3 AgI (vàng). Lấy 4 ống nghiệm : TN6 Ống 1 và 2 : 5 giọt CuSO4 0.5M + vài giọt NaOH. • Ống 1 : thử tủa với HNO3. Ống 1 và 2: Xuất hiện kết tủa màu lam. Ống 1: Tủa tan tạo dung dịch màu xanh lá. Ống 2: Tủa màu lam là của Cu(OH)2.  → Cu(OH)2 + 2HNO3 xanh) + 2H2O. Cu(NO3)2 (màu  → Cu(OH)2 + 4NH4OH xanh đậm) +4H2O. [Cu(NH3)4](OH)2( • Ống 2 : thử tủa với NH4OH 2M. Ống 3 và 4 : 5 giọt AgNO3 0.1M + vài giọt NaOH. Ly tâm. • Ống 3 : thử tủa với HNO3. • Ống 4 : thử tủa với NH4OH 2M. Tủa tan chậm tạo dung dịch màu xanh đậm. Ống 3 và 4 : Xuất hiện tủa màu xám. ống 3: tủa tan tạo dung dịch không màu. ống 4: tủa tan tạo dung dịch không màu.  → AgNO3 + NaOH AgOH + NaNO3(AgOH không bền)  → 2AgOH Ag2O + H2O  → Ag2O + HNO3 AgNO3 + H2O.  → Ag2O + 4NH4OH 3H2O. 2[Ag(NH3)2]OH + Kết luận: Các kim loại IB có tính lưỡng tính yếu, dễ tạo phức bền với dd ammoniac. Cho vào 3 ống nghiệm mỗI ống 5 giọt AgNO3 0.1M. • • TN7 • TN8 Xuất hiện tủa trắng.Tủ a tan tạo dd không màu. Ống 2 : Thêm 10 giọt Xuất hiện tủa NaBr 0.1M. Thêm từng giọt đến dư vàng NH4OH. nhạt. Tủa tan một phần. Ống 3 : Thêm 10 giọt Xuất NaI 0.1M. Thêm từng hiện tủa giọt đến dư NH4OH. vàng. Tủa gần như không tan. Ống 1 : Thêm 10 giọt NaCl 0.1M. Thêm từng giọt đến dư NH4OH. phản ứng tráng gương: Cho vào ống nghiệm 5 giọt AgNO3 0.1M, cho thành ống nghiệm + Ag + → Cl −  AgCl (trắng)  → AgCl + NH4OH + Ag + → Br −  [Ag(NH3)2]Cl + H2O. AgBr (vàng nhạt)  → AgBr + NH4OH + Ag + → I −  [Ag(NH3)2]Br + H2O. AgI (vàng). Kết luận : Màu của tủa đậm dần từ Clo đến Iốt. Độ tan trong dãy AgCl, AgBr, AgI giảm dần do bán kính anion tăng, khả năng bị phân cực tăng.  → AgNO3 + NH4OH AgOH + NH4NO3. từng giọt NH4OH 10%.Thêm 5 giọt dd HCHO 40% , đun nóng. có kết tủa trắng bạc tạo thành.  → 2AgOH Ag2O + H2O.  → Ag2O + 4NH4OH 2[Ag(NH3)2](OH) + 3H2O.  → 4[Ag(NH3)2](OH) + HCHO (NH4)2CO3 + 6NH3 + 2H2O. Trả lởi câu hỏi: Câu 1: Kim loại IA và IB đều có cơ cấu 1 electron ở lớp ngoài cùng mà tính chất lại rất khác nhau do hiệu ứng chắn của các nguyên tố nhóm IB kém hơn IA do đó làm tăng năng lượng ion hóa thứ nhất của các nguyên tố nhóm IB vì vậy kim loại IB kém hoạt động hơn kim loại IA. Câu 2: Điều chế Cu kim loại từ quặng malakit CuCO3.Cu(OH)2.  → CuCO3.Cu(OH)2  → CuO + C Cu + CO. CuO + CO2 + H2O. 4Ag + TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ Nhóm : 06 Tên sinh viên: Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015 Bài 9: kim loại nhóm IIB I. Tóm tắt lý thuyết: Cả ba nguyên tố đều có lớp vỏ (n - 1)d10ns2, chúng có các obital d đã điền đủ 10 e- nên cấu hình (n - 1)d10 tương đối bền Các nguyên tố nhóm IIB kém hoạt động hoá học hơn nhiều so với các nguyên tố nhóm IIA, do vỏ 18e trong nguyên tử Zn, Cd, Hg chắn các electron s với hạt nhân kém hiệu quả hơn so với vỏ 8e bền của khí hiếm trong nguyên tử các nguyên tố IIA. Hợp chất của 3 kim loại IIB đều độc, nhất là thuỷ ngân. Hoạt tính hoá học của các nguyên tố IIB giảm dần khi khối lượng nguyên tử tăng. Zn và Cd tương đối hoạt động còn Hg khá trơ. Cả 3 kim loại đều không phản ứng với H2 Cả 3 kim loại đều phản ứng trực tiếp với halogen, lưu huỳnh và các nguyên tố không kim loại như P, Se.. Hg và Cd không phản ứng với dung dịch kiềm nhưng Zn có thể tan dễ dàng trong dung dịch kiềm giải phóng hiđro. Ngoài ra kẽm còn có thể tan ngay cả trong dung dịch NH3. Zn còn có thể tan trong dung dịch muối NH4+ đặc do quá trình thuỷ phân muối NH4+ tạo sản phẩm phá huỷ màng bảo vệ. Zn và Cd phản ứng mạnh hơn với các axit có oxi hoá như Zn có thể khử dung dịch HNO3 rất loãng đến ion NH4+ II. Báo cáo Hiện tượng xảy ra Thí Mục đích nghiệm thí nghiệm TN 1 Mô tả tóm tắt thí nghiệm . Lấy 1ml dd H2SO4 10% cho vào ống nghiệm, cho vào đó một hạt kẽm kim loại. Khi cho thêm 2 giọt dd CuSO4 0,1M Lý thuyết Ta thấy hạt kẽm tan ra có bọt khí xuất hiện bám quanh hạt kẽm, phản ứng xảy ra chậm Thực tế Giải thích Tính toán Phương trình  → Zn + H2SO4 H2h ZnSO4 + Khí hydro thoát ra bám quanh hạt kẽm làm giảm diện tích tiếp xúc giữa kẽm và acid nên phản ứng chậm. Khi cho CuSO4 vào thì Zn sẽ tác dụng với CuSO4 tạo đồng bám trên bề mặt hạt kẽm  → ta thấy khí thoát ra nhiều hơn, phản ứng nhanh hơn, có tủa đỏ tạo thành. Zn + CuSO4 Cui ZnSO4 + Khi đó hạt kẽm thành một pin điện hóa. Trong đó, Cu đóng vai trò là cực âm nên H+ nhận điện tử chuyển thành khí hydro thoát ra ở Cu. Chính vì vậy không gây cản trở sự tiếp xúc giữa Zn và H2SO4 nên phản ứng xảy ra nhanh. Kết luận : kẽm có tính khử, nó đẩy kim loại hoạt động yếu hơn ra khỏi muối của nó. Chú thích TN2 Làm sạch bề mặt kẽm bằng cách cho tác dụng với HCl đặc trước. Sau đó cho kẽm lần lượt tác dụng với các chất sau trong điều kiện đun nóng H2O: không có hiện tượng gì xảy ra. H2SO4 loãng: có bọt khí quanh hạt kẽm, tạo dung dịch không màu. Theo lý thuyết thì kẽm tác dụng được với nước tạo hydroxit kẽm nhưng trên thực tế thì kẽm bị bao phủ bởi một lớp oxit ZnO bền ngăn cản sự tiếp xúc của Zn với nước. Do đó phản ứng không xảy ra. H2SO4 đặc: thấy có sủi bọt khí. Khi đun nóng phản ứng nhanh hơn và có khí Zn+4HNO3 đặc + NO2h +H2O  → Zn + H2SO4 loãng H2h ZnSO4 + o Zn + H2SO4 đđ SO2 h+ H2O t  → ZnSO4 +  → 5Zn+12HNO3 loãng 5Zn(NO3)2 +N2h+ 6H2O  → Zn(NO3)2 -  → Zn + 2H2O + OH [Zn(OH)4]2- + H2h Do dd đặc nên làm cho dd khuếch tán chậm nên phản ứng mùi sốc. HNO3 loãng: sủi bọt khí không màu hóa nâu trong không khí, phản ứng diễn ra chậm và tỏa nhiệt. HNO3 đặc: phản ứng diễn ra mãnh liệt, tỏa nhiệt mạnh, có khí màu nâu bay ra. NaOH loãng: miếng kẽm trắng hơn và có bọt khí trên bề mặt hạt kẽm, có tạo các xảy ra chậm.  → Zn+4NH3+2H2O [Zn(NH3)4](OH)2 + H2h  → Zn + H2O H2h Zn(OH)2i + o Zn(OH)2+4NH4Cl H3)4](OH)2+4HCl  → Zn + H2O H2h t  → [Zn(N Zn(OH)2i + o Zn(OH)2 + ZnCl2 Zn[Zn(OH)2Cl2] t  → Kết luận : Zn là kim loại lưỡng tính có khả năng phản ứng với acid và bazơ cho khí hydro bay ra. Zn tạo phức được với dd NH3 và NH4Cl bão hòa hạt rắn nhỏ màu đen. NaOH đặc: xuất hiện bọt khí li ti nhưng rất ít. NH4OH đặc: có xuất hiện những bọt khí li ti nhưng rất ít. NH4Cl bão hòa: khi để nguội không thấy hiện tượng gì. Còn khi đun nóng phản ứng xảy ra rất chậm, có bọt khí li ti bám quanh miếng kẽm. ZnCl2 bão hòa, đun nóng: có rất ít bọt khí thoát ra. TN3 Lấy vào 2 ống nghiệm, mỗi ống 5 giọt dung dịch mỗi loại lần lượt là: Zn2+, Cd2+, Thêm từng giọt dd NaOH 2N đến khi tạo thành kết tủa. •Ống nghiệm chứa Zn2+: xuất hiện kết tủa màu trắng. Khi cho dư NaOH ta thấy kết tủa tan ra. Khi cho HCl vào thì tủa cũng tan và tan nhanh hơn trong NaOH 2+ Zn + 2OH -  → Zn(OH)2i  → Zn(OH)2 + NaOH Na2ZnO2 +2H2O  → Zn(OH)2 + 2HCl H2O Cd2+ + 2 ZnCl2 + → OH −  Cd(OH)2i  → Cd(OH)2 + 2HCl H2O CdCl2 + KẾT LUẬN: Zn(OH)2 thể hiện tính lưỡng tính và tính lưỡng tính giảm từ Zn đến Hg.C ác hydroxit của kim loại IIB có độ bền giảm khi đi từ Zn đến Hg. TN4 Lần lượt cho vào 3 ống nghiệm, mỗi ống 4 giọt dung dịch muối: • Ống 1: ZnCl2 0,5M. • Ống 2: CdCl2 dư. •Ống nghiệm chứa Cd2+: xuất hiện kết tủa màu trắng. Khi cho dư NaOH vào thì tủa vẫn không tan. Khi cho HCl vào thì tủa tan nhưng chậm. •Ống 1: xuất hiện kết tủa trắng, cho dư NH4OH thì tủa tan tạo  → ZnCl2 + 2NH4OH Zn(OH)2i + 2NH4Cl  → Zn(OH)2 + 4NH4OH [Zn(NH3)4](OH)2 + H2O  → CdCl2 + 2NH4OH Cd(OH)2i + 2NH4Cl 0,5M. Thêm từng giọt NH4OH đậm đặc đến dư. III. dd không màu. •Ống 2: xuất hiện kết tủa trắng, cho dư NH4OH thì tủa tan tạo dd không màu.  → Cd(OH)2 + 4NH4OH [Cd(NH3)4](OH)2 + H2O Kết luận : Từ Zn đến Hg thì khả năng tạo phức amiacat giảm dần. Trả lởi câu hỏi TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ Nhóm : 06 Tên sinh viên: Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015 Bài 7: halogen I. Tóm tắt lý thuyết: Clo: Nguyên tắc điều chế Clo : oxi hóa Cl- thành Cl2 a.Trong phòng thí nghiệm Dùng HCl đặc tác dụng với các chất oxi hóa mạnh (MnO2,KMnO4,KClO3,K2Cr2O7,...) MnO2+4HCl---> MnCl2+Cl2+H2O (đun nóng) 2KMnO4+16HCl--->2KCl+2MnCl2+5Cl2+8H2O (nhiệt độ thường) KClO3+6HCl--->KCl+3Cl2+3H2O (nhiệt độ thường) K2Cr2O7+14HCl--->2KCl+2CrCl3+3Cl2+7H2O Tính chất vật lí Là chất khí ở điều kiện bình thường, màu vàng lục,mùi xốc, nặng hơn không khí 2,5 lần. Dưới áp suất thường hoá lỏng ở -33,60C và hoá rắn ở -101,00C; clo rất dễ hoá lỏng ở áp suất cao. an vừa phải trong nước, tan nhiều trong dung môi hữu cơ nhất là hexan và cacbon tetraclorua. Khí clo rất độc,nó phá hoại niêm mạc đường hô hấp. Tính chất hoá học Clo có độ âm điện lớn (3,16) chỉ đứng sau flo (3,98) và oxi (3,44) vì vậy trong hợp chất với các nguyên tố này clo có số oxh dương (+1, +3, +5, +7) còn trong hợp chất với các nguyên tố khác clo có số oxi hoá âm (-1). Là phi kim rất hoạt động, là chất oxi hoá rất mạnh, tuy nhiên trong 1 số phản ứng clo cũng thể hiện tính khử. Tác dụng với kim loại Tác dụng với Hidro Tác dụng với nước và dung dịch kiềm Tác dụng với muối của các halogen khác Tác dụng với các chất khử khác II. Trả lời câu hỏi: • • • Câu 3: Tính oxy hóa khử của nguyên tử hay phân tử halogen khác với ion halogen là: Tính oxy hóa của nguyên tử hay phân tử thấp hơn ion dương halogen. Tính khử của nguyên tử hay phân tử halogen cao hơn ion âm. Trạng thái đơn chất thì halogen thể hiện tính oxy hóa là chủ yếu và tính chất này giảm từ flo đến iode. • Flo chỉ thể hiện tính oxy hóa. • Clo chỉ thể hiện tính khử khi tác dụng với Flo. • Brôm và Iốt vừa thể hiện tính oxy hóa vừa thể hiện tín khử. Giải thích:  Do halogen có 7 electron ở lớp ngoài cùng nên có khuynh hướng nhận 1 electron để đạt cấu hình bền vững của khí trơ nên chúng thể hiện tính oxy hóa.  Từ Flo đến Iốt bán kính nguyên tử tăng làm hiệu ứng chắn và làm giảm hiệu ứng xâm nhập của các electron bên ngoài, tức là làm giảm khả năng nhận electron. Vì vậy, tính oxy hóa cũng giảm. Câu 4: Nguyên tắc điều chế HCl: Trong công nghiệp: tổng hợp trực tiếp từ H2 và Cl2 là những sản phẩm thu được trong quá trình điện phân dung dịch NaCl. Người ta dùng điện đốt cháy dòng khí Clo trong dòng khí H2 dư (hoặc ngược lại) rồi dùng nước để hấp thụ khí HCl. H2 + Cl2  2HCl Trong phòng thí nghiệm: dùng acid mạnh khó bay hơi đẩy muối của nó. H 2SO4 +NaCl  NaHSO4 +HCl HCl H 2O HCl(dd) Câu 5: Nước Clo và nước Javen đều có tính tẩy màu vì chúng đều là hợp chất có số oxy hóa dương của Clo nên là những chất có tính oxy hóa rất mạnh. Mặt khác, do trong nước Clo và nước Javen có chứa ClO- nên dễ thủy phân tạo oxy nguyên tử có tính tẩy rửa cao. Nước Clo và nước Javen có cùng nồng độ thì nước Clo có tính tẩy màu mạnh hơn do hydro và natri có cùng số oxy hóa là +1 nhưng hydro có bàn kính nguyên tử nhỏ hơn natri nên có khả năng phân cực hóa mạnh hơn natri. Chính vì vậy mà tính oxy hóa của HclO lớn hơn [...]... Kết luận : Từ Zn đến Hg thì khả năng tạo phức amiacat giảm dần Trả lởi câu hỏi TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ Nhóm : 06 Tên sinh viên: Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015 Bài 7: halogen I Tóm tắt lý thuyết: Clo: Nguyên tắc điều chế Clo : oxi hóa Cl- thành Cl2 a.Trong phòng thí nghiệm Dùng HCl đặc tác dụng với các chất oxi hóa mạnh (MnO2,KMnO4,KClO3,K2Cr2O7, ) MnO2+4HCl -> MnCl2+Cl2+H2O (đun nóng) 2KMnO4+16HCl... Trả lời câu hỏi: • • • Câu 3: Tính oxy hóa khử của nguyên tử hay phân tử halogen khác với ion halogen là: Tính oxy hóa của nguyên tử hay phân tử thấp hơn ion dương halogen Tính khử của nguyên tử hay phân tử halogen cao hơn ion âm Trạng thái đơn chất thì halogen thể hiện tính oxy hóa là chủ yếu và tính chất này giảm từ flo đến iode • Flo chỉ thể hiện tính oxy hóa • Clo chỉ thể hiện tính khử khi tác... vừa thể hiện tính oxy hóa vừa thể hiện tín khử Giải thích:  Do halogen có 7 electron ở lớp ngoài cùng nên có khuynh hướng nhận 1 electron để đạt cấu hình bền vững của khí trơ nên chúng thể hiện tính oxy hóa  Từ Flo đến Iốt bán kính nguyên tử tăng làm hiệu ứng chắn và làm giảm hiệu ứng xâm nhập của các electron bên ngoài, tức là làm giảm khả năng nhận electron Vì vậy, tính oxy hóa cũng giảm Câu 4:... phẩm thu được trong quá trình điện phân dung dịch NaCl Người ta dùng điện đốt cháy dòng khí Clo trong dòng khí H2 dư (hoặc ngược lại) rồi dùng nước để hấp thụ khí HCl H2 + Cl2  2HCl Trong phòng thí nghiệm: dùng acid mạnh khó bay hơi đẩy muối của nó H 2SO4 +NaCl  NaHSO4 +HCl HCl H 2O HCl(dd) Câu 5: Nước Clo và nước Javen đều có tính tẩy màu vì chúng đều là hợp chất có số oxy hóa dương của Clo nên là... những chất có tính oxy hóa rất mạnh Mặt khác, do trong nước Clo và nước Javen có chứa ClO- nên dễ thủy phân tạo oxy nguyên tử có tính tẩy rửa cao Nước Clo và nước Javen có cùng nồng độ thì nước Clo có tính tẩy màu mạnh hơn do hydro và natri có cùng số oxy hóa là +1 nhưng hydro có bàn kính nguyên tử nhỏ hơn natri nên có khả năng phân cực hóa mạnh hơn natri Chính vì vậy mà tính oxy hóa của HclO lớn hơn... Zn(OH)2 thể hiện tính lưỡng tính và tính lưỡng tính giảm từ Zn đến Hg.C ác hydroxit của kim loại IIB có độ bền giảm khi đi từ Zn đến Hg TN4 Lần lượt cho vào 3 ống nghiệm, mỗi ống 4 giọt dung dịch muối: • Ống 1: ZnCl2 0,5M • Ống 2: CdCl2 dư •Ống nghiệm chứa Cd2+: xuất hiện kết tủa màu trắng Khi cho dư NaOH vào thì tủa vẫn không tan Khi cho HCl vào thì tủa tan nhưng chậm •Ống 1: xuất hiện kết tủa trắng,... nóng phản ứng xảy ra rất chậm, có bọt khí li ti bám quanh miếng kẽm ZnCl2 bão hòa, đun nóng: có rất ít bọt khí thoát ra TN3 Lấy vào 2 ống nghiệm, mỗi ống 5 giọt dung dịch mỗi loại lần lượt là: Zn2+, Cd2+, Thêm từng giọt dd NaOH 2N đến khi tạo thành kết tủa •Ống nghiệm chứa Zn2+: xuất hiện kết tủa màu trắng Khi cho dư NaOH ta thấy kết tủa tan ra Khi cho HCl vào thì tủa cũng tan và tan nhanh hơn trong... ZnSO4 +  → 5Zn+12HNO3 loãng 5Zn(NO3)2 +N2h+ 6H2O  → Zn(NO3)2 -  → Zn + 2H2O + OH [Zn(OH)4]2- + H2h Do dd đặc nên làm cho dd khuếch tán chậm nên phản ứng mùi sốc HNO3 loãng: sủi bọt khí không màu hóa nâu trong không khí, phản ứng diễn ra chậm và tỏa nhiệt HNO3 đặc: phản ứng diễn ra mãnh liệt, tỏa nhiệt mạnh, có khí màu nâu bay ra NaOH loãng: miếng kẽm trắng hơn và có bọt khí trên bề mặt hạt kẽm, ... Trả lởi câu hỏi TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ Nhóm : 06 Tên sinh viên: Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015 Bài 7: halogen I Tóm tắt lý thuyết: Clo: Nguyên tắc điều chế Clo : oxi hóa Cl- thành Cl2... CuCO3.Cu(OH)2  → CuO + C Cu + CO CuO + CO2 + H2O 4Ag + TƯỜNG TRÌNH THÍ NGHIỆM HÓA VÔ CƠ Nhóm : 06 Tên sinh viên: Ngày làm thí nghiệm: 21/10/2015 Bài 9: kim loại nhóm IIB I Tóm tắt lý thuyết: Cả... trình thuỷ phân muối NH4+ tạo sản phẩm phá huỷ màng bảo vệ Zn Cd phản ứng mạnh với axit có oxi hoá Zn khử dung dịch HNO3 loãng đến ion NH4+ II Báo cáo Hiện tượng xảy Thí Mục đích nghiệm thí nghiệm