Thiết lập sơ đồ phản ứng trong hoá học vô cơ phần các nguyên tố phi kim và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông

Khoá luận tốt nghiệp
TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HOÁ HỌC
======☼♦♦♦☼======

TRẦN THỊ VÂN ANH

THIẾT LẬP SƠ ĐỒ PHẢN ỨNG TRONG
HOÁ HỌC VÔ CƠ PHẦN CÁC
NGUYÊN TỐ PHI KIM VÀ ỨNG
DỤNG TRONG GIẢNG DẠY HOÁ HỌC
PHỔ THÔNG

KHOÁ LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hoá vô cơ
Ngƣời hƣớng dẫn khoa học
NGUYỄN VĂN QUANG

HÀ NỘI – 2010

Trần Thị Vân Anh – K32B – Khoa Hoá

1


TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HOÁ HỌC
======☼♦♦♦☼======

TRẦN THỊ VÂN ANH

THIẾT LẬP SƠ ĐỒ PHẢN ỨNG TRONG
HOÁ HỌC VÔ CƠ PHẦN CÁC
NGUYÊN TỐ PHI KIM VÀ ỨNG DỤNG
TRONG GIẢNG DẠY HOÁ HỌC PHỔ
THÔNG

KHOÁ LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hoá vô cơ

HÀ NỘI – 2010


LỜI CẢM ƠN
Sau một khoảng thời gian tìm tòi, nghiên cứu, khoá luận tốt nghiệp với
đề tài: “Thiết lập sơ đồ phản ứng trong hoá học vô cơ phần các nguyên tố
phi kim và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông”, đã đƣợc hoàn
thành. Ngoài sự cố gắng nỗ lực của bản thân, em nhận đƣợc sự khích lệ, giúp
đỡ rất nhiều từ phía nhà trƣờng, thầy cô, gia đình và bạn bè.
Trƣớc hết, em xin bày tỏ lòng biết ơn chân thành và sâu sắc tới thầy
Nguyễn Văn Quang, đã tận tình hƣớng dẫn em trong suốt quá trình xây dựng
và hoàn thiện khoá luận.
Em xin cảm ơn các thầy cô giáo trong khoa hoá học Trƣờng Đại Học
Sƣ Phạm Hà Nội 2 đã truyền đạt những kiến thức quý báu cho chúng em
trong suốt quá trình học tập.
Và đặc biệt, em xin cảm ơn các thầy cô và các em học sinh Trƣờng
THPT Văn Giang – Hƣng Yên đã tạo điều kiện cho em hoàn thành đề tài này.
Mặc dù bản thân em đã hết sức cố gắng nhƣng việc thực hiện khoá luận
không tránh khỏi những thiếu sót. Vì vậy, em kính mong nhận đƣợc những ý
kiến đóng góp quý báu của các thầy cô giáo và bạn bè!
Em xin chân thành cảm ơn!

Hà Nội, ngày 5 tháng 5 năm 2010
Sinh viên
Trần Thị Vân Anh


LỜI CAM ĐOAN
Tôi xin cam đoan khoá luận này là kết quả nghiên cứu của bản thân tôi.
Những kết quả thu đƣợc là hoàn chân thực và chƣa có một đề án nghiên cứu
nào. Nếu sai tôi xin hoàn toàn chịu trách nhiệm.

Sinh viên
Trần Thị Vân Anh


MỤC LỤC
Trang
MỞĐẦU…………………………………………………………….………...1
CHƢƠNG 1: TỔNG QUAN………………………………….…………… 2
1.1. Tính chất hoá học của halogen……………...……...……………...2
1.2. Tính chất hoá học của oxi – lƣu huỳnh……………….…………..7
1.3. Tính chất hoá học của nitơ – photpho…………………................14
1.4. Vị trí các kiến thức về nhóm Halogen, Oxi- Lƣu huỳnh, NitơPhotpho trong chƣơng trình hoá học phổ thông……………………….…….21
CHƢƠNG 2: PHƢƠNG PHÁP VÀ ĐỐI TƢỢNG NGHIÊN
CỨU………...22
2.1. Phƣơng pháp nghiên cứu……………………………...……….…22
2.2. Mục đích nghiên cứu……………………………………..……....23
2.3. Đối tƣợng nghiên cứu………………………………………….…23
2.4. Nhiệm vụ nghiên cứu…………………………..…...…………....23
CHƢƠNG 3: KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU VÀ THẢO LUẬN…….………...24
3.1. Sơ đồ hoá phản ứng của nhóm

Halogen………………………….24
3.2. Sơ đồ hoá phản ứng của Oxi – Lƣu huỳnh……………..………...34
3.3. Sơ đồ hoá phản ứng của Nitơ – Photpho. ……………...…….......42
3.4. Vận dụng sơ đồ hoá phản ứng vô cơ vào giảng dạy hoá học vô cơ ở
trƣờng phổ thông…………………………………..…………...……….…...49
KẾT LUẬN………………………………………………………….…

53

TÀI LIỆU THAM KHẢO……………………………………..…………. 55
PHỤ LỤC……………………………………………………….…………...56
ĐỀ LỚP 10 KIỂM TRA HOÁ (đề gốc) và đáp án………………………….56
ĐỀ LỚP 11 KIỂM TRA HOÁ (đề gốc) và đáp án……………....….............59


DANH MỤC VIẾT TẮT
đpnc: điện phân nóng chảy
r: rắn
xt: xúc tác
dd: dung dịch
o

t : nhiệt độ
đpdd m.n.x: điện phân dung dịch màng ngăn xốp
tt: tinh thể
SGK: sách giáo khoa
THPT: Trung Học Phổ Thông
bh: bão hòa
tr: trắng
nc: nóng chảy

CB: cơ bản
TN: tự nhiên
đ.n: đặc nóng


MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài
Hoá học là môn khoa học nghiên cứu về chất, sự biến đổi của chất. Nó
vừa có tính lý thuyết, vừa có tính thực nghiệm và đƣợc ứng dụng rộng rãi
trong đời sống, sản xuất. Hai mảng lý thuyết chủ đạo của hoá học là Vô cơ và
Hữu cơ. Mỗi mảng đi nghiên cứu sâu về một vấn đề nhất định. Tuy nhiên, hai
mảng này lại không tách rời mà luôn có sự liên quan thống nhất với nhau. Vì
vậy, các lý thuyết hoá học nói chung và cả lý thuyết vô cơ nói riêng đều có sự
móc xích liên quan lẫn nhau, muốn tiếp thu kiến thức mới phải dựa trên nền
tảng kiến thức đã biết. Vì vậy, việc ôn tập, củng cố và khắc sâu kiến thức cho
học sinh là một trong những nhiệm vụ rất quan trọng của ngƣời giáo viên. Là
một giáo viên tƣơng lai, tôi cần phải làm nhƣ thế nào?
Có rất nhiều phƣơng pháp khác nhau giúp cho việc ôn tập và củng cố
kiến thức cho học sinh. Trong đó, việc sử dụng “Sơ đồ phản ứng” là công cụ
đơn giản và hữu hiệu giúp cho ngƣời học củng cố, ôn tập và kiểm tra kiến
thức đã tiếp thu.
Với lý do trên tôi đã chọn đề tài:
“Thiết lập sơ đồ phản ứng trong hoá học vô cơ phần các nguyên tố
phi kim và ứng dụng trong giảng dạy hoá học phổ thông”.
Với đề tài này, tôi hy vọng sẽ góp phần nâng cao việc giảng dạy lý
thuyết hoá vô cơ, giúp cho học sinh có nền tảng kiến thức hoá học vững chắc
và rèn kỹ năng viết phƣơng trình hoá học của phản ứng.
2. Nội dung nghiên cứu
Thiết lập sơ đồ phản ứng cho nhóm Halogen, Oxi – Lƣu huỳnh, Nitơ –
Photpho.

Vận dụng sơ đồ hoá phản ứng trong giảng dạy hoá học ở phổ thông và
thử nghiệm sƣ phạm.


CHƢƠNG 1: TỔNG QUAN
1.1. Tính chất hoá học của Halogen (X2)
Tính chất hoá học điển hình là tính oxi hóa mạnh, hoạt tính đó giảm dần
từ flo đến iot.
1.1.1. Tác dụng với đơn chất


Tác dụng với kim loại
2M

+ nX2 to 2MX

n

3Cl2 +


Tác dụng với phi kim
+ Tác dụng với H2 :

2Fe to 2FeCl
 3
H2


X2

2HX




Khả năng phản ứng giảm dần từ F đến I.
H 2  F2 
H2 Br

2

H 2  Cl2 a
H2  I
s


o

2HBr
3


50


C


800o C

2

   Pt 2HI

+ Tác dụng với phi kim khác nhƣ: P, S, … (halogen không phản
ứng trực tiếp với O2, N2, C).

2P +

5Cl2

2PCl5
1.1.2. Tác dụng với hợp chất


Tác dụng với nƣớc
+ Flo tác dụng mãnh liệt với nƣớc giải phóng oxi.
2F2  2H2O




4HF

O2 



+ Clo, brom, iot phản ứng với nƣớc theo thứ tự giảm dần.
X2

H2O   HX  HXO


 Tác dụng với dung dịch kiềm

X2
3X2

+ 2NaOH lạnh, nguội NaX
+ NaXO +H2O

3
2
2
2
+ 6NaOH to  5NaX +
NaXO
+
3H O (X: Cl ; Br )


3I2

+ 6NaOH  5NaI +
NaIO3
+
3H2O

 Tác dụng với muối của các halogen khác

Halogen mạnh đẩy halogen yếu hơn ra khỏi dung dịch muối của
nó. Cl2

+

2NaCl

2NaBr



+

Br2

 Tác dụng với chất khử khác
Br2

+ SO2 +
+ H2SO4

2H2O  2HBr

 Tác dụng với hợp chất hữu cơ
X2

+ CnH2n+2
HX



CnH2n+1X +

1.1.3. Tính khử của các Halogen
F2: không thể hiện tính khử.
Cl2, Br2, I2: có tính khử nhƣng tính khử tăng dần từ clo
đến iot. 5Cl2 + Br2

+

6H2O



2HBrO3

+ 10HCl
Iot còn có khả năng tạo ra những hợp chất trong đó Iot ở dạng cation.
I2

+

AgNO3

AgI +


INO3 (Kém bền) 3INO3



I2 +

I(NO3)3
1.1.4. Điều chế các Halogen


Điều chế flo (F2) (phƣơng pháp duy nhất)
2MFn(rắn)

đpnc 2M +
nF2 

Trong công nghiệp thƣờng dùng hỗn hợp KF + 3HF


Điều chế clo (Cl2)


+ Trong phòng thí nghiệm: Cho axit clohiđric tác dụng với những chất
oxi hoá mạnh nhƣ: KMnO4, MnO2, KClO3, ...
2KMnO4(rắn) + 16HCl(đặc) 2KCl +
2MnCl2 + 5Cl2 + 8H2O
+ Trong công nghiệp: điện phân dung dịch muối ăn.
đp
2NaCl + 2H2O 
m.n.x

2NaOH + Cl2 + H2 



Điều chế Br2, I2: Cl2 vừa đủ + 2NaBr 
2NaCl
+
Br2
Cl2 vừa đủ + 2NaI

 2NaCl
+ I2
1.1.5. Một số hợp chất của Halogen
1.1.5.1. Hiđrohalogenua và axit Halogenhiđric (HX)
- Khí hiđrohalogenua (HX) khô không có tính axit
- Khí hiđrohologenua tan vào trong nƣớc tạo thành dung dịch có tính
axit và đƣợc gọi là axit halogenhiđric
HX + H2O

+
  H3O + X

Tính axit tăng theo dãy axit:


HF

<

HCl

< HBr < HI

Tính chất hoá học của axit halogenhiđric
-

Làm đổi màu chỉ thị: Làm quỳ tím chuyển sang màu đỏ

-

Tác dụng với bazơ

HCl + NaOH 

NaCl+H2O

(Riêng 2HF +NaOH 
+
H2O)
-

NaHF2

Tác dụng với oxit bazơ

2HCl + CuO 
H 2O

CuCl2

+

- Tác dụng với kim loại đứng trƣớc Hiđro trong dãy hoạt động hóa

học Fe +

2HCl



FeCl2 +

H2 
-

Tác dụng với muối tạo ra muối mới và axit mới

CaCO3 + 2HCl 
CO2  +
H2O
Ngoài ra SiO2 + 4HF
2H2O

CaCl2

+

 SiF4 +


Nếu HF dƣ SiF4 + 2HF

(Axit Hexaflosilixic)

 H2SiF6

- Tính khử: HF không thể hiện tính khử, HCl chỉ thể hiện tính khử khi
tác dụng với những chất oxi hoá mạnh, còn HBr và nhất là HI có tính khử
mạnh
MnO2 +

4HCl

t

2
2
2 Cl + 2H O

o MnCl
+


 Br2 +

2HBrk + H2SO4đ
+ 2H2O
8HIk + H2SO4đ
+ 4H2O




4I2

SO2

+

H2S

Điều chế
-

250
C
Điều chế HF: CaF2 + H2SO4đ 

4

o 
Điều chế HCl
CaSO + 2HF 

+ Phƣơng pháp sunfat
NaClr + H2SO4đ
2NaClr + H2SO4đ



 250o C  NaHSO
HCl 


4

C

2

400

o

+

4

+

Na SO

2HCl

+ Phƣơng pháp tổng hợp
to

H2 + Cl2 

2HCl

- Điều chế HBr, HI: Dùng phƣơng pháp thuỷ phân muối bromua
và iotua của Photpho PX3 + 3H2O 

H3PO3 +
Axit Hipohalogenơ (HXO)

1.1.5.2.


Axit HFO
-

-



3HX

Ở nhiệt độ thƣờng:
2HF

2HFO 
+
O2

Tác dụng với nƣớc: HFO + H2O 
HF
+ H2O2

Các axit HXO (X: Cl, Br, I) chỉ tồn tại trong dung dịch

loãng, dễ bị phân huỷ:
+

HXO HX
O

Riêng HIO còn phân ly theo kiểu bazơ
HIO








+
-10

I + OH với KB=3.10



  2X + XO3

Muối Hipohalogenit
-

-

Trong môi trƣờng kiềm: 3XO

-

ClO phân huỷ nhanh ở 75 C

-

0

Ở nhiệt độ thƣờng: Cl2 + 2KOH 
KCl
+
KClO
+ H 2O


Khi đun nóng:

3Cl2 + 6KOH



t

 o 5KCl +
KClO
+ 3H2 O

3

o

- BrO phân huỷ chậm ở 0 C, phân huỷ nhanh ở nhiệt độ thƣờng


- IO phân huỷ ở tất cả các nhiệt độ
3I2 + 6KOH 5KI
+ 3H2O

+

KIO3

Axit Hipohalogenơ và muối hipohalogenit đều là những chất oxi hoá
mạnh, tính oxi hoá giảm dần từ clo đến iot


3 ClO + 2NH3 

Cl +
3H2O
1.1.5.3.


N2 +

3

Axit Halogenơ (HXO2)
Ngƣời ta chỉ biết đến axit clorơ HClO2
Axit clorơ là hợp chất không bền, chỉ tồn tại trong dung dịch và

phân huỷ một phần:

4HClO2

2ClO2 + HClO3 + HCl + H2O
Axit clorơ có độ axit trung bình, có hằng số phân ly là K  10


2

Muối Clorit bền hơn axit clorơ
NaClO2 đƣợc điều chế: 2ClO2 + Na2O2

2NaClO2 +

O2 Khi đun

3NaClO2 

nóng:

NaCl

+ 2NaClO3

Điều chế: Ba(ClO2)2 + H2SO4 
2HClO2
+ BaSO4 
Huyền phù

1.1.5.4.

Axit Halogenic (HXO3)



Axit HXO3 là những axit mạnh một nấc lực axit giảm dần từ Cl đến I



Cả 3 axit HXO3 (HClO3, HBrO3, HIO3) đều là chất oxi hoá mạnh tính

oxi hoá giảm từ clo đến iot.


-

Tác dụng với S, P, As, SO2

4HClO3 + 5S 
+ 2H2O


2Cl2 +

Giấy hay bông bốc cháy ngay khi tiếp xúc với dd HClO3 40%

Điều chế: cho Halogenat tác dụng với axit H2SO4

5SO2

Ba(ClO3)2 + H2SO4 
+ BaSO4 ¯

2HClO3

Riêng HIO3: 3I2 + 10HNO3

6HIO3 + 10NO
+ 2H2O
Muối halogenat bền hơn axit tƣơng ứng trong môi trƣờng trung tính,



nhƣng muối halogenat có tính oxi hoá yếu hơn axit
Các muối halogenat đều không bền với nhiệt dễ bị phân huỷ tạo oxi
2KClO3



400 2 C
 
o
2KCl

2NH4ClO3

1.1.5.5.

90

+

C


o
 N + Cl +O

2
2
4H2 O

3O
+

2

Axit Pehalogenic: HClO4, HIO4
HClO4: axit pecloric là axit mạnh nhất
Axit pecloric khan là chất oxi hoá mạnh trong khi đó ở dung dịch loãng

hầu nhƣ không có tính oxi hoá. Nhƣng trong môi trƣờng axit mạnh:
ClO + 8H+ + 8e   
  
4

Cl

+ 4H2O



1.2. Tính chất hoá học của Oxi – Lƣu huỳnh
16

1.2.1. Tính chất hoá học của Oxi ( 8 O )
Oxi là nguyên tố phi kim hoạt động, có tính oxi hoá mạnh.
 Tác dụng với kim loại: Oxi phản ứng với hầu hết các kim loại (trừ Au,
Pt...)

to

4Na + O2 2Na2O

 Tác dụng với phi kim
to

4P + 5 O2 2P2O5
 Tác dụng với hợp chất
2H2S + 3O2

to

4NH3 + 5O2


1.2.2. Điều chế Oxi



2SO2 +

t

o

Pt

6H O

4NO
+
2

2H2O


 Trong phòng thí nghiệm: bằng phản ứng phân huỷ những hợp chất oxi,
kém bền với nhiệt nhƣ KMnO4, KClO3, H2O2...
2H2O2 MnO2 
+
O2 

2H2O

 Trong công nghiệp
-

Đi từ không khí: Chƣng cất phân đoạn không khí lỏng thu đƣợc khí
o

Oxi ở -183 C
2H2O ¾ ¾ ¾®p¾ ¾¾®2H  + O
H SO hoÆc NaOH
2
2

1.2.3. Các hợp chất của Oxi
-

Đi từ nƣớc:

2

4

 Ozon (O3)
-

Tính chất hoá học

Ozon là một chất có tính oxi hoá mạnh, mạnh hơn Oxi.
+ Ozon oxi hoá hầu hết các kim loại (trừ
Au, Pt) 2Ag +

O3



Ag2O

+ O2 
+ Tác dụng với hợp chất
PbS + 4O3


 PbSO4

+

4O2

O3 phá huỷ nhanh chóng cao su, nhiều chất hữu cơ khác nhƣ ancol...
+ O3 có tính oxi hoá rất mạnh trong môi trƣờng axit cũng nhƣ
môi trƣờng bazơ:

2KI + O3 + H2O
I2  +

2KOH + O2 

- Ở trên tầng cao của khí quyển:
 Nƣớc (H2O)
-



3O2  

 2O3
U

V

Tính chất hoá học

H2O là hợp chất có khả năng phản ứng kết hợp với nhiều oxit của các
nguyên tố và với các muối, tƣơng tác đƣợc với nhiều nguyên tố.


Nƣớc vừa có tính oxi hoá vừa có tính
khử. 2Na

+

2H2O


+ H2 

2NaOH


0

Bột Mg và Al đang cháy sẽ tiếp tục cháy trong hơi nƣớc ở 100 C, các
o

kim loại nhƣ Fe, Zn, Ni,... phản ứng thuận nghịch với nƣớc ở t cao

Nƣớc còn là chất xúc tác: 2NO + O2 ¾ h¾¬i H¾2O® 2NO
2
 Hiđropeoxit (H2O2)
- H2O2 là hợp chất ít bền, dễ bị phân huỷ, phân huỷ nhanh khi có xúc
tác.
2H2O2 xt MnO2 
+
O2 

2H2O

- Dung dịch lỏng H2O2 có tính axit mạnh hơn nƣớc
H2O2 + H2O

+
  H3O + HO2

H2O2 + Ba(OH)2


+

2H2O BaO2 +

BaO2
H2SO4


BaSO4 +

H2O2

- H2O2 vừa có tính oxi hoá vừa có tính
khử. H2O2

+

KNO2

 H2O
+ KNO3
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4
 2MnSO4+ 5O2 +K2SO4 +8H2O
- Điều chế
Trong công nghiệp: H2O2 đƣợc điều chế bằng phƣơng pháp điện phân
và phƣơng pháp antraquinol.
Trong phòng thí nghiệm:
H2SO4 + BaO2
H2 O2



1.2.4. Tính chất hoá học của Lƣu huỳnh

BaSO4  +


Lƣu huỳnh là một nguyên tố tƣơng đối hoạt động, đặc biệt là khi đun
nóng.
 Lƣu huỳnh thể hiện tính oxi hoá khi tác dụng với H2 và kim loại.

300o C

So tà phƣơng + H 2     H S
2
o

-

Với H2:

-

Với kim loại: Hg + S

o

2

S

2

1

o


2

KJ)( H = -20,08



Hg


 Lƣu huỳnh thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hoá
-

Với những nguyên tố phi kim hoạt động nhƣ clo, flo, oxi,...
S

o

+ O

o

o

t
2

4

H = -297 KJ



 S

2

O2
- Với những chất oxi hoá nhƣ KNO3, KClO3, K2Cr2O7, HNO3,
H2SO4đ,…

2KClO3 + 3S  2KCl +
3SO2

 Lƣu huỳnh không tan trong nƣớc nhƣng có thể tan trong dung dịch
kiềm hoặc trong kiềm nóng chảy.
3S + 6NaOH  2Na2S
Na2SO3
+
3H2O

+

Lƣu huỳnh tan trong dung dịch sunfua và dung dịch sunfit.
S

2

+ nS


2
 S

SO

n

2

+ S


2

S2O3

3

1.2.5. Sản xuất Lƣu huỳnh
 Khai thác lƣu huỳnh: trong lòng đất.
 Sản xuất lƣu huỳnh từ hợp chất
-

Đốt H2S trong điều kiện thiếu không khí
to

2H2S + O2 
Dùng H2S khử SO2:

2H2S +
SO2

2S

+

to


3S + 2H2O

0

- Ngoài ra, ở nhiệt độ 600 C trong các lò hầm.
to

FeS2 
1.2.6. Các hợp chất của Lƣu huỳnh
1.2.6.1. Đihiđrosunfua (H2S)


Tính chất hoá học

2H2O

FeS +

S


-

Tính axit yếu

H2S + H2O    H O  + HS 
 
3


2
HS + H O  
HO + S
K
 
2
3
- Tính khử mạnh

K1 = 10

-7

= 10-14
2