bao cao thuc hanh dai hoc dai hoc

BÁO CÁO THỰC HÀNH HÓA ĐẠI CƯƠNG
Bài 1 Điều chế baricarbonat
1. Mục đích: biết điều chế và lọc lấy kết tủa
2. Dụng cụ –hóa chất:
- Dụng cụ: ống nghiệm, ống hút, phễu có giấy lọc, bình tia, cốc nhỏ…
- Hóa chất: dung dịch BaCl2, Na2CO3, AgNO3, H2O, CaO…
3. Cách tiến hành:
BaCl2 + Na2CO3 → BaCO3 + 2NaCl
- Lấy 30 giọt dung dịch Na2CO3 cho vào ống nghiệm, nhỏ từ từ khoảng 40 giọt dung dịch
Na2CO3 vào lọc lấy kết tủa. Đổ kết tủa lên phễu lọc, rửa lại bằng bình cầu tia 2 – 3 lần. Thử
nước rửa xem còn ion Cl- không bằng dung dịch AgNO3, nếu còn ion Cl- thì sẽ thấy kết tủa
Ag+ + Cl- → AgCl trắng
- Hòa tan 1 muỗng nhỏ vôi bột vào 20 ml nước, khuấy đều dùng giấy lọc để tách nước vôi ra
khỏi hỗn hợp.
CaO + H2O → Ca(OH)2
Bài 2 Xác định khối lượng phân tử oxi. Xác định đương lượng của magie theo hidro. Xác
định khối lượng nguyên tử của magie
I. Xác định khối lượng phân tử oxi
1. Mục đích:
- Tính được phân tử khối của oxi dựa vào thực nghiệm và phương trình khí lý tưởng
M=

m.RT
PV

- Đo thể tích V của khí hidro được giải phóng ở nhiệt độ t và áp suất p khi ta cho một lượng
m gam Mg tác dụng với acid dư. Tính khối lượng hidro m 1, có thể tích là V thu được ở trên
theo phương trình khí lý tưởng.
PV =

m1.RT

M

2. Dụng cụ - Hóa chất:
- 1 ống nghiệm, 1 ống đo khí, 1 ống dẫn khí, 1 chậu nước, 1 đèn cồn, giá, cặp sắt.
- 0,2 gam KClO3, 0,04 gam MnO2, magie, dung dịch H2SO4 2M
3. Cách tiến hành:
Lắp dụng cụ như hình vẽ. Trộn kĩ KClO 3 và MnO2 cho vào ống nghiệm, ghi khối lượng m 1
của hỗn hợp. Cho nước vào ống đo úp ngược lên chậu thủy tinh đựng nước. Nút thật kín và
dùng collodion để tráng khí các chổ nối và xung quanh nút.

trang 1


Đun nhẹ ống nghiệm, sau đó để toàn bộ ngọn đèn ngang chổ hóa chất, phản ứng sẽ xảy ra
như sau:
MnO2
2KClO3 
→ 2KCl + 3O 2
t0

Khi phản ứng xong, tháo ống nghiệm ra và tắt đèn cồn

Ghi thể tích và chiều cao h của cột nước. Để ống nghiệm thật nguội, dùng cân phân tích cân
ghi khối lượng m2.
4. Các số liệu thu được:
- Khối lượng trước phản ứng: m1 = 34,1537 g
- Khối lượng sau phản ứng: m2 = 33,7475 g
- Chiều cao cột nước: h = 285mm
- Thể tích khí oxi đo được: 342 ml
- Khối lượng khí oxi: m = |m2 – m1| = 0,4062 g

- Nhiệt độ thí nghiệm: 310C → T = 3040K
- Áp suất khí quyển: Pkk = 728 mm Hg
- Áp suất hơi nước bão hòa f ở nhiệt độ T = 3040K = 33,69
5. Tính toán:
h
285
+ f ) = 728 − (
+ 33, 69) = 673,35 mm Hg
- Tính Poxi = Pkk − (
13, 6
13, 6
- Tính khối lượng phân tử của oxi
MO =
2

0, 4062.62400.304
= 33, 46( g )
342.673,35

- Tính sai số phần trăm
M ly thuyet − M thuc nghiem
32 − 33, 46
x100% =
x100% = 4,56%
M ly thuyet
32
II. Xác định đương lượng của magie theo hidro
Tiến trình thí nghiệm: lắp dụng cụ như thí nghiệm xác định khối lượng phân tử oxi. Chú ý lấy
lượng dung dịch acid H2SO4 2M dư để tác dụng hết lượng Mg đem thí nghiệm. Không cho

trang 2


dung dịch acid dính vào thành ống nghiệm và khéo léo đặt Mg trên thành ống, không cho Mg
tiếp xúc dung dịch acid trước khi nút chặt ống dẫn khí.
Tính toán:
- Khối lượng Mg: m = 147,9 mg
- Thể tích hidro: VH2 = 175 ml
- Chiều cao cột nước h = 175 mm
- Nhiệt độ T = 3040K, f = 33,69 mmHg, Pkk = 727 mmHg
h
150
+ f ) = 727 − (
+ 33, 69) = 682, 28 mm Hg
- Tính Phidro = Pkk − (
13, 6
13, 6
- Tính khối lượng phân tử của oxi
MH =
2

ÐMg =

M.PV 2.682, 28.175
=
= 0, 012588( g )
RT
62400.304

m Mg .Ð H

mH

2

2

=

147,9.1, 008
= 11,843( g )
0, 012588

Khối lượng nguyên tử Mg = ĐMg.n = 11,843.2 = 23,686(g)
- Tính sai số phần trăm
M ly thuyet − M thuc nghiem
24 − 23, 686
x100% =
x100% = 1,308%
M ly thuyet
24

Bài 4 Xác định nước kết tinh trong sulfat đồng và clorur cobalt
1. Mục đích:
- Ứng dụng một số kĩ thuật cơ bản trong phòng thí nghiệm đã học, đặc biệt bài sử dụng cân
- Bước đầu làm quen với một bài thực hành có tính chất nghiên cứu, tập giải quyết một vấn
đề trọn vẹn, đòi hỏi cả kĩ năng thực hành lẫn tính toán.
- Có khái niệm cụ thể, trực tiếp về một muối hidrat và xác định số phân tử nước kết tinh trong
một phân tử.
- Tìm n trong CuSO4.nH2O và CoCl2.nH2O bằng thực nghiệm
2. Dụng cụ - Hóa chất

Bếp đun cách cát, chén sứ chịu nóng, kẹp, nhiệt kế đến 280 0C, cân, bình hút ẩm, hóa chất
CuSO4nH2O, CoCl2.nH2O
3. Cách tiến hành
a. CuSO4.nH2O
* Nguyên tắc:
- CuSO4.nH2O kết tinh thành những tinh thể màu xanh, mất nước ở nhiệt độ 258,4 0C biến
thành CuSO4 khan không màu.
trang 3


- Dựa trên tính bền nhiệt và tính chất vật lý (màu sắc) của CuSO 4.nH2O người ta cho nhiệt
phân, làm khan nước một lượng muối hidrat và căn cứ vào số hụt khối lượng tính số phân tử
H2O có trong 1 phân tử muối ngậm nước
* Tiến hành:
- Chuẩn bị một chén sứ chịu nhiệt, sạch, có khối lượng xác định và độ chính xác đến 0,01g.
Cân chén m1 = 27,6247g
- Dùng thìa sứ lấy tinh thể CuSO4.nH2O cho vào chén sứ và cân.
Cân chén có CuSO4.nH2O m2 = 28,7777g
Tính khối lượng muối trong chén:
m = m2 – m1 = 28,7777 – 27,6247 = 1,153g
- Đặt chén sứ có chứa muối lên bếp cách cát sao cho ngập ¾ chiều cao chén vào trong cát.
Bên cạnh chổ đặt chén, cắm 1 nhiệt kế có chiều sâu ngang với đáy chén để theo dõi nhiệt độ.
- Đun nóng bếp cách cát và theo dõi, giữ nhiệt độ khoảng 2200C – 2240C.
- Quan sát sự thay đổi màu sắc của muối ở trong chén
- Không để nhiệt độ lên cao vì trên 280 0C có thể xảy ra phản ứng phân hủy một phần thành
muối bazơ có màu xám
2CuSO4.nH2O → Cu(OH)2SO4 + SO3 + (n – 1)H2O
- Sulfat đồng ngậm nước kết tinh có màu xanh lơ sẽ nhạt dần cùng với sự mất dần nước. Đến
lúc mất nước hoàn toàn trở thành màu trắng thì ngưng đun.
- Dùng cặp sắt gắp chén nung đặt vào bình hút ẩm cho nguội. Cân lại trên cân kĩ thuật với sai

số 0,01g. Ghi khối lượng chén và muối khan m3 = 28,3623
Cân lần 1: m3 = 28,3838 g
Cân lần 2: m3 = 28,3658 g
Cân lần 3: m3 = 28,3623 g
* Tính toán:
- Khối lượng muối CuSO4.nH2O
m = m2 – m1 = 28,7777 – 27,6247 = 1,153g
- Khối lượng muối CuSO4 khan:
m' = m3 – m1 = 28,3623 – 27,6247 = 0,7376g
- Khối lượng nước trong CuSO4.nH2O
m'′ = m – m′ = 1,153 – 0,7376 = 0,4154g
0

t
CuSO .nH O 
→ CuSO + nH O
4
2
4
2

(160+18n)g
1,153g

18ng
0,4154g

→n=5
Công thức hóa học CuSO4.5H2O
trang 4

b. CoCl2.nH2O
- Muôi CoCl2 khan là chất bột màu xanh lơ, hấp thụ mạnh hơi nước tạo ra CoCl2.nH2O
Tn/c = 7220C.
Muối CoCl2.nH2O bị mất nước kèm theo sự thay đổi màu sắc rõ rệt: từ màu hồng chuyển
thành xanh lơ ở nhiệt độ 1400C.
Cách tiến hành thí nghiệm và tính toán như CuSO4.nH2O
Tính toán:
- Cân chén + đũa: m1 = 36,1907g
- Cân chén + đũa + CoCl2.nH2O: m2 = 37,1963g
→ Khối lượng CoCl2.nH2O
m = m2 – m1 = 37,1963 – 36, 1907 = 1,0056g
- Khối lượng CoCl2 khan sau khi nung (m′)
Cân lần 1: m3 = 36,7501g
Cân lần 2: m3 = 36,7452 g
Cân lần 3: m3 = 36,7430 g
Do đó m′ = m3 – m1 = 36,7430 – 36,1907 = 0,5523 g
Khối lượng nước trong CoCl2.nH2O
m′′ = m - m′ = 1,0056 – 0,5523 = 0,4533 g
0

t
CoCl .nH O 
→ nH O + CoCl
2
2
2
2

(130+18n)g

18ng

1,0056g

0,4533g

→ n = 5,93 = 6
Công thức hóa học: CoCl2.6H2O
Bài 5 Điểm nóng chảy và điểm nóng chảy hỗn hợp
1. Mục đích: Xác định nhiệt độ nóng chảy của một hợp chất nguyên chất và để nhận biết một
hợp chất mới bằng phương pháp điểm nóng chảy hỗn hợp
2. Dụng cụ - Hóa chất:
- Máy Gallen Kamp để đo điểm nóng chảy
- Hóa chất: sorbitol, naphtalen, A6, B6, nicotinamid, acid acetysalicilic (aspirin), acid maleic.
3. Cách tiến hành:
a. Chuẩn bị mẫu đo
- Cho một lượng nhỏ A6, B6 lên 2 mặt kính đồng hồ rồi dùng muỗng nghiền nhuyễn thành
bột. Cho mẫu bột này vào đáy ống mao dẫn (6 ống) chừng 4 – 5 mm là được.
- Trộn lượng bột còn lại với hợp chất được chọn khác để tạo hỗn hợp với chất khảo sát lên
mặt kín đồng hồ, nghiền và trộn đều rồi cho hỗn hợp vào ống mao dẫn.
trang 5


b. Thực hiện:
- Mẫu khảo sát A6, B6
- Chuẩn bị 3 ống mao dẫn của chất khảo sát A nguyên chất. Đầu tiên đo Tnc sơ khởi của A 6
(đo 3 lần). Sau đó chọn 2 hợp chất trong danh sách trên có nhiệt độ nóng chảy gần với
khoảng Tnc của A6 nhất.

- Chuẩn bị các mẫu hỗn hợp của A với hợp chất được chọn cho vào ống mao dẫn, cắm ống
vào máy, đo nhiệt độ.
Kết quả: điểm nóng chảy của chất A6
Lần 1: t = 880C; Lần 2: t = 92,20C; Lần 3: t = 88,40C
t TB =

88+92,2+88,4
=89,50 C
3

Trộn A6 với naphtalen và sorbitol
* A6 trộn naphtalen:
Lần 1: t = 85,90C; Lần 2: t = 870C; Lần 3: t = 87,40C
t TB =

85,9+87+87,4
=86,77 0 C
3

* A6 trộn sorbitol
Lần 1: t = 880C; Lần 2: t = 930C; Lần 3: t = 940C
t TB =

88+93+94
=920 C
3

=> A6 là sorbitol
Kết quả của điểm nóng chảy chất B6:
Lần 1: t = 1340C; Lần 2: t = 1310C; Lần 3: t = 1320C

t TB =

134+131+132
=132,30 C
3

Trộn B6 lần lượt với nicotinamid, acid acetysalicilic, acid maleic
* B6 trộn nicotinamid
Lần 1: t = 118,30C; Lần 2: t = 118,40C; Lần 3: t = 1190C
t TB =

118,3+118,4+119
=118,550C
3

* B6 trộn acid acetysalicilic
Lần 1: t = 124,40C; Lần 2: t = 124,50C; Lần 3: t = 1270C
t TB =

124,4+124,5+127
=125,30C
3

* B6 trộn acid maleic
Lần 1: t = 133,80C; Lần 2: t = 131,50C; Lần 3: t = 1340C
t TB =

133,8+131,5+134
=133,10 C
3

trang 6


=> B6 là acid maleic vì nhiệt độ nóng chảy của hỗn hợp gần giống với nhiệt độ của B6
Bài 7 Tốc độ phản ứng – cân bằng hóa học
I. Thí nghiệm 1: Ảnh hưởng của nồng độ các chất tham gia phản ứng đến tốc độ phản ứng
trong hệ đồng thể.
1. Dụng cụ: Lọ tam giác 50 ml, ống đo 25 ml, cốc thủy tinh 50 ml, đồng hồ bấm giờ, 1 tờ
giấy trắng.
2. Hóa chất: acid clohidric 2M, dung dịch natri thiosunfat 40 g/l khoảng 1003cm.
3. Cách tiến hành:
Phản ứng giữa natri thiosunfat và acid clohidric xảy ra theo phương trình
Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + S + SO2 + H2O
- Cho 25 ml dung dịch Na 2S2O3 vào lọ tam giác. Thêm vào đó 5 ml dung dịch HCl đồng thời
bấm đồng hồ. Lắc đều lọ rồi để lên tờ giấy trắng trên có ghi 1 dấu chữ thập. Nhìn qua lọ theo
phương thẳng đứng, khi nào thấy chữ thập vừa biến mất thí bấm đồng hồ dừng lại.
- Lặp lại thí nghiệm trên với 20, 15, 10, 5 ml dung dịch Na 2S2O3 mỗi lần pha thêm nước vào
để được 25 ml dung dịch.
Lập bảng kết quả:

STT
1
2
3
4
5

VNa S O
2 2 3
25 ml

20 ml
15 ml
10 ml
5 ml

VH O
2

CM

VHCl

Vchung

t(s)

0
5 ml
10 ml
15 ml
20 ml

5C
4C
3C
2C
1C

5 ml
5 ml

5 ml
5 ml
5 ml

30 ml
30 ml
30 ml
30 ml
30 ml

12
12,2
14,1
27
63

1
v = ( s −1 )
t
0,0833
0,0819
0,0709
0,0370
0,0159

Nhận xét: nồng độ giảm → t (s) tăng. Tốc độ phản ứng giảm và ngược lại.
v = k .C Na

2 S2O3

2
.CHCl

k: được gọi là hằng số tốc độ phản ứng
k phụ thuộc vào chất tham gia và nhiệt độ, không phụ thuộc vào nồng độ.
Giải thích: do nồng độ của Na2S2O3 giảm nên vận tốc phản ứng giảm.

trang 7


II. Thí nghiệm 2: Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng trong hệ đồng thể
1. Dụng cụ: Lọ tam giác 50 ml, ống đong 25 ml, lọ bese 50 ml, đồng hồ bấm, nhiệt kế từ
-100C – 1100C, đèn cồn, giá đun, lưới đun, tờ giấy trắng.
2. Hóa chất: acid clohidric 2M, dung dịch Na2S2O3 40 g/l.
3. Cách tiến hành:
Cho vào lọ tam giác 5 ml dung dịch Na2S2O3 thêm vào 20 ml nước, đun nhẹ, nếu cần để đạt
đến nhiệt độ 300C (nếu nhiệt độ phòng trên 300C thì ta lấy ngay nhiệt độ đó). Thêm vào 5 ml
dung dịch HCl 2M, ghi lấy nhiệt độ của hỗn hợp đồng thời bấm đồng hồ và lắc hỗn hợp. Ghi
thời gian dấu chữ thập trên tờ giấy biến mất như thí nghiệm 1
- Lập lại thí nghiệm ở các nhiệt độ 400C, 500C, 600C, 700C
Lưu ý phải đun nóng dung dịch Na2S2O3 trước khi cho acid HCl vào
Bảng kết quả:

STT
1
2
3
4
5

VNa S O
2 2 3
5 ml
5 ml
5 ml
5 ml
5 ml

VH O
2

VHCl

Vchung

t0C

t(s)

20 ml
20 ml
20 ml
20 ml
20 ml

5 ml
5 ml
5 ml
5 ml
5 ml

30 ml
30 ml
30 ml
30 ml
30 ml

30
40
50
60
70

82
47
22,4
18,9
11

1
v = ( s −1 )
t
0,0122
0,02128
0,0446
0,0529
0,0009

Nhận xét: khi tăng nhiệt độ thì vận tốc của phản ứng tăng.

III. Thí nghiệm 3 Ảnh hưởng của chất xúc tác đến tốc độ phản ứng trong hệ đồng thể; nghiên
cứu ảnh hưởng xúc tác của ion Cu2+ trong phản ứng giữa Fe(SCN)3 và Na2S2O3
2Fe(SCN)3 + 2Na2S2O3 → Na2S4O3 + 2NaSCN + 2Fe(SCN)2
1. Dụng cụ: cốc bese, 100 ml, ống đong 25 ml, 2 ống nghiệm, đồng hồ bấm giờ.
2. Hóa chất: Dung dịch bão hòa FeCl 3, dung dịch bão hòa KSCN, dung dịch Na 2S2O3, dung
dịch CuSO4.
3. Cách tiến hành:
Chuẩn bị dung dịch Fe(SCN) 3: lấy 1 cốc đựng sẵn 20 ml nước, sau đó nhỏ vào cốc 2 giọt
dung dịch bão hòa FeCl 3 và KSCN, dung dịch sẽ có màu đỏ. Cho vào 2 ống nghiệm mỗi ống
5 ml dung dịch Fe(SCN)3 vừa pha chế.
trang 8


- Ống nghiệm 1: Cho vào 3 ml dung dịch Na 2S2O3. Dùng đồng hồ bấm theo dõi thời gian từ
khi cho dung dịch Na2S2O3 vào cho đến khi mất màu dung dịch Fe(SCN)3 (thời gian: 52 giây)
- Ống nghiệm 2: Cũng cho 3 ml dung dịch Na 2S2O3 và thêm 3 giọt muối Cu2+ (dung dịch
CuSO4) (thời gian: 35 giây)
Nhận xét: tốc độ phản ứng của ống nghiệm 2 lớn hơn tốc độ phản ứng ở ống nghiệm 1 =>
Cu2+ là chất xúc tác dương vì nó làm tăng tốc độ phản ứng.
IV. Thí nghiệm 4: Ảnh hưởng của chất xúc tác đến tốc độ phản ứng trong hệ dị thể: phản ứng
phân hủy H2O2
MnO

2
H O 
xt → [O] + H 2O + Q(cal)
2 2

Lần 1: Cho 1 ml dung dịch H2O2 20% quan sát sự phân hủy
Lần 2: Cho thêm vào dung dịch vài mảnh MnO 2 theo dõi sự tiếp diễn của phản ứng, thử khí

thoát ra là khí oxi.
Kết luận: Tốc độ phản ứng lần 2 mạnh hơn lần 1 rất nhiều => vai trò của MnO 2 là chất xúc
tác dương.
V. Thí nghiệm 5: Ảnh hưởng của nồng độ đến sự chuyển dịch cân bằng: nghiên cứu sự
chuyển dịch cân bằng của phản ứng thuận nghịch giữa sắt (III) clorua và kali sulfoxyanua
Cho vào cốc đựng 20 ml nước. Quan sát hiện tượng và nhận xét màu của dung dịch thu được
- Chia dung dịch Fe(SCN)3 vào 4 ống nghiệm
Ống 1: làm màu mẫu để so sánh
Ống 2: + 3 giọt dung dịch FeCl3
Ống 3: + 3 giọt dung dịch KSCN
Ống 4: + 1 ít tinh thể KCl

→ Fe(SCN) + 3KCl
FeCl + 3KSCN ¬


3
3
So sánh màu của dung dịch trong 3 ống với ống 1
STT
1
2
3
4

Làm mẫu so sánh
Cho thêm FeCl3
Cho thêm KSCN
Cho thêm KCl

Màu của dung dịch
Đỏ máu nhạt
Đỏ máu đậm hơn ống 1
Đỏ máu ít hơn ống 2
Nhạt hơn ống 1

VI. Thí nghiệm 6: Ảnh hưởng của nhiệt độ đến sự chuyển dịch cân bằng của NO2
NO

2


→
¬



Nâu, hắc độc

N O + Q(cal)
2 4
dạng dinic, không màu

- Tăng nhiệt độ: sậm hơn ban đầu → NO2 nhiều (thu nhiệt)
- Giảm nhiệt độ: lợt màu hơn → dinic nhiều hơn (tỏa nhiệt)

trang 9


Bài 8 Nồng độ dung dịch

1. Mục đích: Sử dụng một số kỹ thuật cơ bản trong phòng thí nghiệm để tập pha chế một số
dung dịch và xác định nồng độ của dung dịch bằng phép thể tích định phân.
1. Thí nghiệm 1: pha dung dịch có nồng độ xác định từ dung dịch có nồng độ đậm đặc +
nước. Pha 250 ml dung dịch NaCl 7% (d = 1,05) từ dung dịch có nồng độ 20% (d = 1,15)
a. Tính toán: Tính thể tích dung dịch NaCl 20% cần thiết để pha 250 ml dung dịch NaCl 7%
- Khối lượng dung dịch NaCl 7% cần chuẩn bị: 250 x 1,05 = 262,5 g
- Khối lượng NaCl 7% chứa trong 250 ml dung dịch NaCl 7%
262,5x7
= 18,375( g )
100
- Khối lượng dung dịch NaCl 20% cần dùng
91,875
= 79,8 ≈ 80ml
1,15
- Thể tích nước cần dùng 250 – 80 = 170 ml
b. Tiến hành thí nghiệm:
Đổ 80 ml dung dịch NaCl 20% vào ống đong, thêm nước vào đến vạch 250 ml, lắc đều được
250 ml dung dịch NaCl 7%
- Kiểm tra: dùng Baume kế
d=

145
145
=
= 1, 05
145 − n 145 − 7

2. Thí nghiệm 2: Pha dung dịch có nồng độ xác định từ chất rắn và nước.
Pha 100 ml dung dịch NaOH 0,1N từ NaOH rắn và H2O
a. Tính toán:

Dung dịch NaOH 0,1N: Trong 1000 ml dung dịch NaOH 0,1N có chứa 0,1x40 = 4g NaOH
rắn. Vậy trong 100 ml cần 0,4 g NaOH rắn.
b. Tiến hành thí nghiệm:
Dùng chén cân có nắp đậy, cân 0,4 g NaOH rắn
Cho 0,4 g NaOH rắn vào bình định mức 100 ml, thêm nước cất vào cho đến vạch. Đậy nút,
lắc kĩ ta được 100 ml dung dịch NaOH 0,1N
3. Thí nghiệm 3: Chuẩn độ dung dịch bằng phương pháp thể tích định phân (chỉ độ axit-bazơ)
a. Nguyên tắc:
Dựa vào phản ứng trung hòa giữa axit và bazơ cho môi trường trung tính pH = 7
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Nb.Vb
Na.Va
=
= Nb.Vb = Na.Va
1000
1000
⇒ Nb =

Na.Va
Vb
trang 10


- Chọn điểm tương đương: có dư 1 giọt dung dịch NaOH, làm hồng dung dịch có chứa
phenolphtalein.
b. Tiến hành thí nghiệm:
* Chuẩn bị burette: rửa burette bằng nước thường sau đó tráng lại bằng nước cất, tráng sơ
bằng dung dịch NaOH (ở thí nghiệm 2)
Cho dung dịch NaOH (ở thí nghiệm 2) vào burette đến vạch 0.
* Chuẩn bị dung dịch màu mẫu: dùng pipette 10 ml lấy 20 ml nước cất cho vào lọ tam giác +

1 giọt dung dịch NaOH (thí nghiệm 2) + 1 giọt phenolphtalein.
* Chuẩn bị dung dịch HCl 0,1N: Dùng pipette 5 ml lấy 5 ml HCl 2N cho vào bình định mức
100 ml. Sau đó thêm nước cất đến vạch bình, đậy nút, lắc kỹ được 100 ml dung dịch HCl
0,1N.
* Chuẩn bị dung dịch HCl 0,1N đem chuẩn độ: lấy 3 lọ tam giác, mỗi lọ lấy 10 ml dung dịch
HCl 0,1N (dùng pipette 10 ml) + 1 giọt phenolphtalein. Cho dung dịch NaOH (thí nghiệm 2)
trên burette chảy vào lọ tam giác (10 ml dung dịch HCl 0,1N + 1 giọt phenolphtalein)
Thể tích NaOH lần 1: 9,4 ml
Thể tích NaOH lần 2: 9,5 ml
Thể tích NaOH lần 3: 9,6 ml
=> VNaOH = 9,5 ml
c. Tính kết quả:
N

NaOH

=

N

.V
HCl HCl = 0,1.10 = 0,105N
VNaOH
9,5

Kết quả chưa chính xác do sai số khi lấy NaOH rắn, do đó nồng độ NaOH dung dịch có sai số
=> NNaOH > 0,1N.
Bài 12 Phản ứng oxi hóa khử
I. Mục đích:
- Nắm vững khái niệm chất oxi hóa, chất khử

- Chứng minh tính chất oxi hóa khử của đơn chất, hợp chất
- Cách thiết lập và cân bằng phản ứng oxi hóa khử
- Ảnh hưởng của môi trường đến tính oxi hóa khử
II. Thực hành
1. Thí nghiệm 1: Các nguyên tử, phân tử, ion là những chất oxi hóa.
a. Phản ứng giữa kim loại với acid:
Zn

0
+2
ZnSO4 + H2

+1
+ H2SO4
2e

0

Zn: chất khử; H2SO4: chất oxi hóa
Cu + H2SO4

X
trang 11


* H2SO4đ + kim loại
+6

0

Zn + H2SO4
2e

t

0

+2

+4

ZnSO4 + SO2 + H2O

Lấy giấy quỳ tím nhúng nước vắt trên thành ống nghiệm. Khí SO2 làm đỏ giấy quỳ tím
SO2 + H2O → H2SO3
* HNO3loãng, nóng + Cu
0

Cu

+5

+2

+ HNO3
2e

Cu(NO3)2

+2

+ NO + H2O
1/2 O2
NO2
(nâu, hắc độc)

3 Cu0 - 2e = Cu+2
2 N+5 +3e = N+2

khử
oxi hóa

Qua các thí nghiệm trên:

H2SO4 đặc nóng có tính oxi hóa mạnh
HNO3 loãng nóng có tính oxi hóa mạnh
H2SO4 loãng không có tính oxi hóa
Zn hoạt động mạnh hơn Cu

b. Á kim với hợp chất
Br20 + H2S-2
oxh

2ē

S0 + 2HBr-1

khử

Kết tủa vàng đục do tạo ra lưu huỳnh

c. Kim loại hoạt động với dung dịch muối của kim loại kém hoạt động
Fe0
khử

+ Cu+2SO4
2ē

Fe+2SO4 + Cu0

oxh

2. Thí nghiệm 2: Phản ứng oxi hóa khử trong đó có sự tham gia của chất oxi hóa hay khử liên
kết tạo muối
a. Tác dụng HClđ + MnO2
4HCl-1d + Mn+4O 2
khử

t0

Mn+2Cl2 + Cl02 + H2O

oxi hóa
2Cl- - 2e → Cl02
Mn+4 + 2e → Mn+2
trang 12


Cần 4 phân tử HCl: 2 phân tử HCl (chất khử); 2 phân tử HCl tham gia liên kết tạo muối
MnCl2 có kết tủa màu gì?
Thử khí thoát ra: giấy lọc tẩm KI sau đó cho hồ tinh bột vào giấy.

Cl2 + 2KI → 2KCl + I2 (hồ tinh bột → xanh)
b. Sự oxi hóa FeS bằng HNO3
+2 -2

FeS + 4HNO3

t0
sôi

0

Fe(NO3)3 + NO + S + 2H2O
1/2O2
NO2

Fe +2 − 1e → Fe +3 
 chất khử
S −2 − 2e → S 0 
N +5 + 3e → N +2 chất oxi hóa
Cần có 4 phân tử HNO3: 1 phân tử HNO3 chất oxi hóa; 3 phân tử HNO3 tạo muối
3. Thí nghiệm 3: Vai trò của môi trường pH trong phản ứng oxi hóa khử
Tính oxi hóa của KMnO4 trong các môi trường khác nhau
Mn+7: tím; Mn+6: xanh lục; Mn+4: nâu đen; Mn+2: hồng rất nhạt (không màu)
* Môi trường acid:
+4

+7

KMnO4 + Na2SO3 + H2SO4

+2

Na2SO4 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

Màu tím của dung dịch mất đi
2

Mn+7 + 5ē → Mn+2 chất oxi hóa

5

S+4 - 2 ē → S+6 chất khử

* Môi trường trung tính
+4

+7

KMnO4 + Na2SO3 + H2O
tím

+6

+4

MnO2 + Na2SO4 + KOH
nâu đen

2

Mn+7 + 3ē → Mn+4 chất oxi hóa

3

S+4 - 2 ē → S+6 chất khử

* Môi trường bazơ
+4

+7

KMnO4 + Na2SO3 + NaOH

+6

+6

Na2SO4 + K2MnO4 + Na2MnO4 + H2O

2

Mn+7 + 1ē → Mn+6 chất oxi hóa

1

S+4 - 2 ē → S+6 chất khử

Kết luận:
- Trong môi trường acid thể hiện tính oxi hóa cao nhất
- Trung bình trong môi trường trung tính

- Trong môi trường kiềm xanh lục tự biến mất do không bền vì nó tự oxi hóa khử
K2MnO4 + H2O → MnO2↓ + KMnO4 + KOH
trang 13


4. Thí nghiệm 4: Tính chất oxi hóa khử của 1 nguyên tố (trong đơn chất, hợp chất)
a. Tính chất oxi hóa khử của iod
* I20 + 2H2O + Cl20 → 2HI+5O3 + HCl-1
I20 – 2x5 ē → 2I+5 tính oxi hóa
* I20 + H2S → S↓ + 2HCl-1
I20 + 2 ē → 2I-1 tính oxi hóa
Tính oxi hóa khử
KI-1 + H2SO4 + H2S-2

X

+7

khử

0

+2

KI-1 + H2SO4 + KMnO4

MnSO4 + I2

+K2SO4 + H2O

oxi hóa

b. Tính chất oxi hóa khử của H2O2 (Pb2+ + S2- → PbS↓đen)
+6

H2O2-1 + PbS-2

PbSO4 + H2O-2

đen

trắng

S-2 - 8ē → S+6 khử
2O-1 + 2ē → 2O2-2 oxi hóa
+7

-1

+2

H2O2 + KMnO4 + H2SO4
khử

0

MnSO4 + O2 + K2SO4 + H2O

oxi hóa

Bài 9 Dung dịch các chất điện ly
I. Mục đích:
- Quá trình điện ly, độ dẫn điện của dung dịch các chất điện ly yếu, mạnh, cân bằng của các
chất điện ly yếu, sự điện phân.
- Tính acid, bazơ, pH và chất chỉ thị màu, dung dịch đệm.
- Phản ứng trao đổi trong dung dịch các chất điện ly (phản ứng ion, trung hòa, thủy phân của
các muối). Điều kiện để phản ứng xảy ra hoàn toàn.
1. Thí nghiệm 1: Chứng minh độ dẫn điện của dung dịch các chất điện ly
- Cho lần lượt H2O, C2H5OH vào 2 cốc, cắm điện cực vào đèn không sáng, H 2O, C2H5OH
không dẫn điện.
- Cho tiếp dung dịch NaCl, NH3, NaOH, HAc, HCl vào 5 cốc, cắm điện cực vào cốc đèn
sáng.
Giá trị dòng điện:

NaCl 115 mA
NH3

110 mA

NaOH 115 mA
HAc

113 mA
trang 14


HCl

115 mA


→ H + + OH- (C
H O ¬
= C - = 10-7 , pH = 7)


+
2
OH
H

→ H O + + OH 2H O ¬


2
3

→ H O + + ClHCl + H O ¬


2
3

→ H O + + AcHAc + H O ¬


2
3
NaOH 
→ Na + + OH

→ NH + + OH NH + H O ¬


3
2
4
NaCl 
→ Na + + ClC2H5OH không phân ly
2. Thí nghiệm 2: So sánh độ hoạt động của các axit
ống 1: 2HCl + Zn → ZnCl2 + H2
ống 2: 2CH3COOH + Zn → (CH3COO)2Zn + H2
ống 3: 2HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O
ống 4: CH3COOH + CaCO3 → (CH3COO)2Ca + CO2 + H2O
Kết luận: axit HCl hoạt động mạnh hơn CH3COOH
3. Thí nghiệm 3: Sự chuyển dịch ion, điện phân dung dịch KI
Cho dung dịch KI vào ống nghiệm hình chữ U, thêm vào phenolphtalein, một vài giọt hồ tinh
bột, gắn 2 điện cực vào nguồn điện 1 chiều.

→ H + + OHH O ¬


2

→ K + + IKI ¬


(-): H+, K+

2H+ + 2e = H2 có màu hồng xuất hiện

(+): OH-, I-

2I- - 2e = I2

màu xanh đen

4. Thí nghiệm 4: Môi trường của dung dịch và các chất chỉ thị màu
Chất chỉ thị
phenolphtalein
Metyl da cam
Quỳ tím

pH < 7
Không màu
Đỏ hồng
Đỏ

pH = 7
Không màu
Da cam
Tím

pH >7
Hồng tím
Vàng
Xanh

5. Thí nghiệm 5: Sự chuyển dịch cân bằng điện ly của chất điện ly yếu:
1. Ảnh hưởng của muối acid yếu đến sự điện ly của acid yếu đó.


→ H O + + AcHAc + H O ¬


2
3

(1)

NaAc 
→ Na + + Ac-

(2)

trang 15


Cho vào ống nghiệm CH3COOH, nhỏ 1 giọt metyl da cam chia dung dịch làm 2 phần, ống 1
so sánh, ống 2 cho NaAc
2. Ảnh hưởng của muối bazơ yếu đến sự điện ly của bazơ yếu đó.

→ NH + + OH NH + H O ¬


3
2
4

(1)

NH Cl 

→ NH + + Cl4
4

(2)

Dùng phenolphtalein
Lấy ống nghiệm sạch, cho vào dung dịch NH 3, cho vào 1 giọt phenolphtalein chia làm 2 phần
bằng nhau:
ống 1: so sánh; ống 2: cho vào tinh thể NH4Cl
Kết luận: ống 2 có màu lợt hơn ống 1
6. Thí nghiệm 6: Phản ứng trong dung dịch chất điện ly, phản ứng phân ly trao đổi
1. Điều chế Al(OH)3, tính chất lưỡng tính của Al(OH)3
AlCl3 + NH3dd → Al(OH)3↓ + NH4Cl
nhầy trắng
Lấy Al(OH)3 chia làm 2 ống nghiệm
ống 1: 2Al(OH)3 + 6HCl → 2AlCl3 + 6H2O
ống 2: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O
2. Điều chế acid yếu
ống 1: Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O
ống 2: Na2CO3 + 2HAc → 2NaAc + CO2 + H2O
3. Điều chế chất khó tan
PbSO4, BaSO4;
trắng

PbI2↓,

CdS↓

vàng chanh vàng nghệ

Pb2+ + SO42- → PbSO4↓
Ba2+ + SO42- → BaSO4↓
Pb2+ + 2I- → PbI2↓
Cd2+ + S2- → CdS↓
7. Thí nghiệm 7: Phản ứng thủy phân các muối
1. Môi trường của phản ứng thủy phân các muối

→ H + + OH- (C
H O ¬
= C - = 10-7 , pH = 7) môi trường trung tính không làm


+
2
OH
H
đổi màu quỳ tím
* Na2CO3:

→ H + + OHH O ¬


2
Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

C +< C OH
H
trang 16

→ môi trường bazơ: làm xanh quỳ tím
* AlCl3:

→ H + + OHH O ¬


2
AlCl3 → Al3+ + 3Cl-

C +> C OH
H

→ môi trường axit làm đỏ hồng giấy quỳ tím

→ Al (OH ) 2+
Al3+ + OH − ¬


* KCl:

→ H + + OHH O ¬


2
KCl → K+ + Cl-

C + = C - = 10−7
OH
H

→ môi trường trung tính
* (NH4)2CO3:

→ H + + OHH O ¬


2

→ 2 NH + + CO 2−
( NH ) CO ¬

4 2 3 
4
3

→ HCO −
H + + CO 2− ¬


3
3

→ NH + H O
NH + + OH − ¬


4
3
2
K a ( H CO ) < K ( M CO )

2 3
b 2 3
→ môi trường bazơ yếu → xanh quỳ tím
Bài 10 Đo pH của dung dịch bằng pH meter
1. Mục đích: Đo pH của các dung dịch
2. Tiến hành:
a. Dùng giấy pH vạn năng:
Nhỏ 1 – 2 giọt dung dịch H2SO4 lên một mẫu giấy đo pH H2SO4 0,1M có pH khoảng 1 – 2
NaOH 0,1M có pH khoảng 10 – 12
b. Dùng pH kế:
H2SO4 0,1M có pH = 1,67
NaOH 0,1M có pH = 10,92
Bài 11 Dung dịch đệm
1. Cơ sở:
pH = pKa + lg

[muôi]
[acid ]
trang 17


pKa = − lg Ka
2. Tiến hành thí nghiệm:
- Dùng một ống đong hình trụ đong 40 ml dung dịch đệm acetat 0,1M vào trong từng 2 cốc
100 ml. Rửa và rót đầy buret bằng dung dịch NaOH 0,1M. Tương tự, rửa và rót đầy burette
thứ 2 bằng dung dịch HCl 0,1M
Bước 1: Dùng dung dịch đệm acetat 0,1M để chuẩn hóa pH meter cho đến pH = 4,37. Đưa
cốc vào và mở khóa burette để thêm dung dịch HCl 0,1M, vừa thêm vừa khuấy cho đến khi
pH thay đổi 1 đơn vị. pH = 3,36, thể tích dung dịch HCl đã dùng = 18 ml
Bước 2: Chuẩn hóa pH meter đến pH = 4,39. Đưa cốc thứ 2 vào và mở khóa burette để thêm

dung dịch NaOH 0,1M; vừa thêm vừa khuấy cho đến khi pH = thể tích dung dịch NaOH đã
dùng =

ml

* Pha dung dịch đệm acetat 0,01M
- Dùng pipette hút 10 ml dung dịch đệm acetat 0,1M vào bình định mức 100 ml. Thêm nước
cất cho đến vạch, đậy nút, lắc kĩ.
- Dùng ống đong hình trụ đong 40 ml dung dịch đệm 0,01M vào 2 cốc. Lặp lại các thao tác
trên.
Ghi giá trị
pH của dung dịch 4,38 cho dung dịch HCl vào pH = 3,37, VHCl = 2 ml
pH của dung dịch đệm 4,40 cho dung dịch NaOH vào, pH = 5,40, VNaOH = 1,7 ml
pH của nước = 6,32 cho 1 giọt dung dịch HCl 0,1M, pH = 5,60, 1 giọt NaOH, pH = 8,34
Nhận xét: Nồng độ acetat không thay đổi trước và sau khi pha.
- Khả năng đệm của hệ tốt.

PHẦN BỔ SUNG CỦA CÁC BÀI THÍ NGHIỆM HÓA HỮU CƠ
1.1 Hiện tượng – giải thích:
- Có màu đen còn bezen cháy có khói đen
C12H22O11 + 12O2 → 12CO2 + 11H2O
C6H6 + 15/2O2 → 6CO2 + 3H2O
* kinh nghiệm thu được: nên làm với lượng nhỏ.
1.2 Hiện tượng – giải thích:
Có xuất hiện đồng màu đỏ, CuSO4 màu trắng chuyển sang xanh.
C12H22O11 + 24CuO → 12CO2 + 11H2O + 24Cu
* kinh nghiệm thu được: không cho nhiều CuO quá, CuSO4 phải khan.

trang 18

1.3 Hiện tượng – giải thích:
Na + [C] + [N] → NaCN
2NaCN + FeSO4 → Na2SO4 + Fe(CN)2
NaOH + Fe(CN)2 → Na4[Fe(CN)6] + 2Fe(OH)2
4FeCl3 + 3Na4[Fe(CN)6] → Fe4[Fe(CN)6]3 + 12NaCl
kết tủa xanh da trời
1.4 Hiện tượng – giải thích: có kết tủa đen
Na + [S] → Na2S
Na2S + Pb(ONa)2 + 2H2O → PbS↓ + 4NaOH
Na2S + 2HCl → H2S + 2NaCl
1.5 Hiện tượng – giải thích: Khi đun nóng, đồng (II) oxit được tạo ra trên bề mặt sợi dây
đồng. Hợp chất hữu cơ bị oxi hóa bởi CuO
0

t
2CHCl + 5CuO 
→ CuCl + 4CuCl + 2CO + H O
3
2
2
2

Các muối đồng halogen bay hơi ở nhiệt độ cao cho màu xanh đặc trưng.
Chú ý: là một số hợp chất hữu cơ chứa nitơ khi thử bằng phương pháp trên cũng cho màu
xanh.
2.1 Hiện tượng – giải thích:
CaO
CH COONa + NaOH 
→ CH + Na CO

3
4
2 3
t0

CH

0

4

t
+ O 
→ CO + H O
2
2
2

2.2 Hiện tượng – giải thích: Nhúng quỳ tím vào hóa đỏ. Nhúng đũa thủy tinh vào NH 3 đặc có
khói trắng.
CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH3 + Br2

CH3 CH2 CH2 CH2 CH2 CH2 + HBr
Br

HBr + NH3 → NH4Br
2.3 Hiện tượng – giải thích: Cho vào ống nghiệm 1 – 2 ml n-hexan, cho KMnO 4 vào (không
mất màu thuốc tím). Nhỏ thêm vài giọt Na2CO3 làm môi trường. Ở nhiệt độ phòng không xảy
ra phản ứng.
2.4, 2.5 Hiện tượng – giải thích: cả 2 phản ứng khó xảy ra.

3.1 Hiện tượng – giải thích: cháy có ngọn lửa xanh, trong chén sứ có lớp muội than

trang 19


C2H5OH

H2SO4 d_
t0

C2H4 + 3O2

C2H4 + H2O (C2H5OH + H2SO4

t0

2CO2 + 2H2O (C2H5OSO3H

1700C

C2H5OSO3H + H2O)
C2H4 + H2SO4)

Phản ứng phụ:
C2H5OH

+

t0

2H2SO4

2C

+

2SO2

+

5H2O

3.2 Hiện tượng – giải thích: mất màu nước brom
CH2 CH2 + Br2

CH2 CH2
Br

Br

3.3 Hiện tượng – giải thích: Sục khí etilen vào làm mất màu thuốc tím
3CH2 CH2 + 2KMnO4 + 4H2O

3HOC H2 CH2OH + 2MnO2 + 2KOH

3.4 Hiện tượng – giải thích: Khí C2H2 cháy ngọn lửa xanh, có muội than
C2H2 + 5/2O2 → 2CO2 + H2O
3.5 Hiện tượng – giải thích: mất màu brom
CH2 CH2 + 2Br2

CH CH
Br2 Br2

3.6 Hiện tượng – giải thích: màu KMnO4 nhạt dần và xuất hiện màu đen
3CH CH + 8KMnO4

3KCOOC COOK + 8MnO2 + 2KOH + 2H2O

3.7 Hiện tượng – giải thích: xuất hiện màu vàng xám
CaC2 + H2O → CH ≡ CH + Ca(OH)2
NH
3 AgC ≡ CAg + H O
HC ≡ CH + Ag O →
2
2
4.1 Hiện tượng – giải thích:
ống 1: cho 0,5 ml bezen, ống 2: cho 0,5 ml toluen (chia mỗi ống làm 2 phần)
phần 1: đối chứng
phần 2: đun nhẹ
ống 1: không mất màu
ống 2: mất màu
C6H6 + KMnO4

X

C6H6 - CH3 + 6KMnO4 + 9H2SO4

5C6H5COOH + 6MnSO4 + 3K2SO4 + 4H2O

4.2 Hiện tượng – giải thích:

a. ống 1: cho 1 ml bazen + 1 ml dung dịch brom
ống 2: cho 1 ml toluen + 1 ml dung dịch brom
chia làm 2 phần: phần 1 so sánh; phần 2 đun
trang 20


phần 1: không mất màu
phần 2: mất màu, có khói HBr bay ra
+ Br2

X

CH3
+ Br2

CH3

Br
+ HBr

b. 2Fe + 3Br2 → 2FeBr3
FeBr
3 → C H Br + HBr
C H + Br 
6 6
2
6 5
5.1 Hiện tượng – giải thích: Những giọt chất lỏng ở ống 2 là etyl bromua
H2SO4 + KBr → HBr + KHSO4


→ C H Br + H O
C H5OH + HBr ¬


6
2 5
2
Sản phẩm phụ:
H SO
2 4d → C H OC H + H O
2C H5OH 
2
2 5 2 5
2
H SO

2 4d→ CH =CH + H O
C H5OH 
2
2
2
2
t0

C H5OH + 2H SO 
→ 2C + 2SO + 5H O
2
2 4d
2
2

t 0 → Br + SO + 2H O
2HBr + 2H SO 
2 4d
2
2
2
5.2 Hiện tượng – giải thích: có ngọn lửa xanh
t 0 → HCl + NaHSO
NaCl(r) + 2H SO 
2 4d
4

→ C H Cl + H O
C H5OH + HCl ¬


2
2 5
2
5.3 Hiện tượng – giải thích:
a. nhiệt độ có kết tủa vàng, làm lạnh kết tủa vàng nhạt
I2 + 2NaOH → NaI + NaOI + H2O
CH3CH2OH + NaOI → CH3CH=O + NaI + H2O
CH3CH=O + 3I2 → CI3 – CH=O + HI
CI3 – CHO + NaOH → CHI3 + HCOONa
b. Dung dịch có màu I2
lắc nhẹ màu chuyển sang trắng sữa
CH3 C CH3 + 3I2
O

CI3 C CH3
O

trang 21


CI3 C CH3 + NaOH

CHI3 + CH3COONa

O

bột Fe
C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr
5.5 Hiện tượng – giải thích: Lấy dây đồng quấn lò xo đốt nóng đỏ nhúng vào dung dịch
brombenzen sau đó đốt dây đồng thấy có ngọn lửa màu xanh.
bột Fe
C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr
5.6 Hiện tượng – giải thích:
CH3 CH2

CH2 CH2 + HCl

Cl
5.7 Hiện tượng – giải thích:
0

t
CHCl + 4NaOH 
→ HCOONa + 3NaCl + 2H O

3
2

Phần 1: xuất hiện kết tủa trắng
0

t
HCOONa + 2[Ag(NH ) ]OH 
→ NaHCO3 + 2Ag + 4NH 3 + H O
3 2
2

Phần 2: kết tủa đen (bạc)
Phần 3: xuất hiện màu xanh do ion MnO420

t
HCOONa + 2KMnO + 3NaOH 
→ Na CO + K MnO + Na MnO + 2H O
4
2 3
2
4
2
4
2

6.1 Hiện tượng – giải thích:
CuSO .5H O
4
2

t0
→
¬  CuSO

4

C H5OH + CuSO + 5H O
2
4
2

+ 5H O ↑
2

→C

H OH + CuSO .5H O
2 5
4
2

6.2 Hiện tượng – giải thích: Có khí H2 thoát ra, đốt nghe tiếng nổ nhỏ
2C H5OH + 2Na
2
2H + O
2
2



→ 2C


→ 2H

C H5ONa + H O
2
2

2

H OH + H
2 5
2

O


→C

H OH + NaOH
2 5

Dung dịch có môi trường kiềm, làm phenolphtalein hóa đỏ.
6.3 Hiện tượng – giải thích: Khi đun nóng, CuO tạo ra trên bề mặt sợi dây đồng
2Cu + O2 → 2CuO
Đồng (II) oxit nung nóng đã oxi hóa ancol thành andehit tương ứng
0

t

CH -CH OH + CuO 
→ CH -CH=O + H O + Cu
3
2
3
2

Cho acid fucsinsunfurơ vào ống nghiệm sẽ có màu hồng tím.
6.4 Hiện tượng – giải thích:
trang 22


ancol bậc 1 dễ bị oxi hóa bởi dung dịch KMnO 4 trong môi trường axit. Sản phẩm sinh ra là
andehit, sau đó thành acid tương ứng
5CH CH OH+2KMnO +3H SO 
→ 5CH CH=O+K SO +2MnSO +8H O
3 2
4
2 4
3
2 4
4
2
CH CHO + H O 
→ CH COOH
3
2
3
6.5 Hiện tượng – giải thích: ancol bậc 3 dễ dàng phản ứng với thuốc thử Luca cho dẫn xuất
halogen. Trong ống nghiệm chứa ancol tert-butylic xuất hiện giọt dầu (tertbutylclorua) ở đáy

ống nghiệm.
ZnCl

2→ (CH ) C-Cl + H O
(CH ) COH + HCl 
33
33
2

Trong phản ứng này ancol thể hiện tính bazơ. Tính bazơ giảm từ ancol bậc 3 đến bậc 1.
ống nghiệm chứa ancol iso propylic hơi đục, ống nghiệm chứa ancol n-propylic trong suốt
(không phản ứng với Luca).
6.6 Hiện tượng – giải thích:
H
CH2 OH
CH2 OH

CH2 O

+ Cu(OH)2

CH2 O

Cu

O CH2
O CH2

+ H2O

H
xanh
H
CH2 OH

CH2 O

CH

CH

OH + Cu(OH)2

CH2 OH

O CH2

OH Cu

CH2 O

CH OH

+ H2O

O CH2

H
Hợp chất phức tạo ra có màu xanh thẩm, tan trong dung dịch, bị axit phân giải
H

CH2 O
CH2 O

Cu

O CH2
O CH2

+ 2HCl

2HOCH2 CH2 OH + CuCl2

H
6.7 Hiện tượng – giải thích: Khi đun nóng mạnh, kalihidrosunfat KHSO 4 biến thành
kalipirosunfat K2S2O7 có khả năng hút nước. Có thể điều chế kalihidrosunfat ngay trong thí
nghiệm bằng cách trộn trong ống nghiệm khô khoảng 0,5 – 0,6 gam muối K 2SO4 và 5 – 6 giọt
H2SO4 đặc, sau đó mới nhỏ glixerin vào hỗn hợp. Glixerin bị loại nước nhờ K 2S2O7 tạo ra
nhiều sản phẩm, trong đó có acrolein CH2=CH– CH=O (andehit acrilic).
0

t
2KHSO 
→ K S O7 +H O
4
2 2
2

trang 23

K S O

2 2 7
CH OH − CHOH − CH OH →
→
−2 KHSO4 [CH 2OH − CH = CHOH ] 
2
2
K S O

2 2 7
CH OH − CH − CH = O →
−2 KHSO4 CH 2 = CH − CH = O
2
2

Acrolein có mùi hắc, tác dụng với axit fucsinsunfurơ cho sản phẩm cộng có màu hồng.
6.8 Hiện tượng – giải thích:
H SO d

2 4 → C H OC H + H O
C H5OH + C H 5OH 
2
2
2 5 2 5
2
130−1400 C

Trước tiên ancol phản ứng với H2SO4 đặc


→ C H OSO H + H O
C H5OH + HOSO H ¬


2
3
2 5
3
2
axit etylsunfuric
ở trạng thái tự do, các axit ankylsunfuric là chất lỏng sánh, dễ tan trong nước.
Sau đó, khi đun nóng tới nhiệt độ 130 – 1400C, ancol lấy dư tác dụng với axit etylsunfuric,
tạo ra ete
C H5OSO H + HOC H 5 
→ C H 5OC H 5 + H SO
2
3
2
2
2
2 4
Đietylete cháy cho ngọn lửa sáng hơn ngọn lửa của ancol etylic, vì hàm lượng C của ete cao
hơn ancol.
6.9 Hiện tượng – giải thích: Khi để lâu trong không khí, đặc biệt có mặt ánh sáng, đetyl ete bị
oxi hóa bởi oxi không khí tạo ra hidropeoxit của ete
CH3 CH2 O CH2 CH3 + O2

CH3 CH O CH2 CH3
O O H

Do ảnh hưởng của hidropeoxit nên hỗn hợp còn chứa cả những sản phẩm khác của quá trình
oxi hóa tiếp theo. Các hợp chất peoxit là những chất oxi hóa mạnh, rất dễ nổ, thường là
nguyên nhân các vụ nổ khi dùng ete chưa loại bỏ peoxit. Vì vậy khi dùng ete cần thử sự có
mặt của peoxit, sau đó tìm cách loại chúng. Peoxit trong ete được loại bằng cách lắc với dung
dịch FeSO4 đặc, chiết, làm khô và chưng cất để lấy ete sạch.
CH3 CH O CH2 CH3 + 2KI + H2SO4

CH3 CH O CH2 CH3 + I2 + K2SO4 + H2O

O O H

OH

Iot tan vào ete làm lớp ete nhuốm màu vàng. Nếu có mặt hồ tinh bột dung dịch xuất hiện màu
xanh đen.
6.10 Hiện tượng – giải thích: phenol có tính axit yếu, yếu hơn các axit vô cơ và yếu hơn cả
H2CO3.
C6H5OH + NaOH → C6H5ONa + H2O
(ít tan)

(tan trong nước)

C6H5ONa + HCl → C6H5OH + NaCl
C6H5ONa + CO2 + H2O → C6H5OH + NaHCO3
trang 24


6.11 Hiện tượng – giải thích: Các phenol phản ứng với FeCl 3 tạo ra các phenolat phức

→[ Fe(OAr ) ]3− + 6 H + + 3Cl −

6 ArOH + FeCl ¬

3 
6
Hợp chất phức của phenol có màu tím, của m-crezol cho màu tím đỏ, của p-crezol có màu
xanh tối. Phản ứng rất nhạy nên dùng để nhận biết phenol
Đối với các phenol đa chức như pirocatexin, rezoxin, hidroquinon và pirogalol cũng cho phản
ứng màu với sắt (III) clorua. Pirocatexin cho màu xanh lá cây, rezoxin cho màu tím,
hidroquinon lúc đầu cho màu xanh lá cây rồi chuyển nhanh thành màu vàng, pirogalol cho
màu đỏ.
Có sự biến đổi màu trong trường hợp hidroquinon là do sắt (III) clorua đã oxi hóa
hidroquinon thành quinon và tạo ra hợp chất trung gian là quinhidron (gồm 1 phân tử hidro
quinon liên kết với nhau bởi liên kết hidro và sự chuyển dịch một phần electron π từ vòng
benzen của hidro quinon sang quinon). Màu xanh chỉ nhận thấy rõ khi vừa nhỏ dung dịch
FeCl3 vào dung dịch hidro quinon. Màu xanh càng rõ khi thí nghiệm với dung dịch bão hòa
hidro quinon và nồng độ FeCl3 càng nhỏ.
Thêm rượu hoặc HCl vào hỗn hợp làm cân bằng chuyển dịch sang trái nên màu dung dịch
mất dần.
6.12 Hiện tượng – giải thích:
OH

OH
Br

Br

+ 3Br2

+ 3HBr
Br

kết tủa trắng

Khi cho dư nước brom, kết tủa trắng của tribromphenol bị brom hóa tiếp, tạo ra kết tủa vàng
của 2,4,4,6-tetrabromxiclohexadienon.
OH
Br

O
Br

Br

Br

+ HOBr
Br

+ H2O
Br

Br
vàng

6.13 Hiện tượng – giải thích: Khi điều chế axit picric từ phenol cần thực hiện phản ứng sunfo
hóa trước để giảm khả năng hoạt động của nhân thơm và giảm khả năng dễ bị oxi hóa của
phenol

trang 25