Báo cáo thực hành hóa vô cơ

TRƯỜNG ĐẠI HỌC TÂY ĐÔ
LỚP ĐẠI HỌC DƯỢC 11

BÁO CÁO THỰC HÀNH
HÓA ĐẠI CƯƠNG VÔ CƠ

Nhóm 5

Năm 2017

1


Bài 2

PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH
ĐỊNH LƯỢNG ACID – BASE ĐỂ XÁC ĐỊNH NỒNG ĐỘ
ACETIC ACID LOÃNG
I.

NGUYÊN TẮC CHUNG
Phản ứng chuần độ trong bài thực hành:
NaOH + CH3COOH  CH3COONa + H2O
Tại thời điểm tương đương:
C

NaOH

.V

NaOH

=C

CH3COOH

.V

CH3COOH

Nhận ra điểm tương đương bằng chất chỉ thị là phenolphtalein, chuyển từ
không màu sang màu hồng nhạt.
II.

HÓA CHẤT – DỤNG CỤ THÍ NGHIỆM
1. Hóa chất
Các dung dịch:
NaOH 0.1N

CH3COOH loãng (giấm ăn)

chất chỉ thị Phenolphthalein.

2. Dụng cụ

III.

1 pipet bầu 10 mL

1 becher(cốc) 50 Ml

3 erlen (bình nón) cổ rộng

1 buret 25 Ml

1 becher 100 mL

TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
1. Dùng cốc 50 mL chuyển dung dịch chuẩn độ NaOH 0,1N lên buret, rồi điều
chỉnh đúng vạch 0 (chú ý không để bọt khí hoặc khoảng không xuất hiện ở
phía dưới khóa điều chỉnh tốc độ dòng).
2. Lấy chính xác 10 mL dung dịch mẫu vào erlen (bằng pipet).
3. Thêm tiếp vào erlen 2 giọt phenolphthalein, ta thấy dung dịch không màu.
4. Điều chỉnh dung dịch trên buret chảy xuống bình nón thật chậm và thực
hiện thao tác lắc erlen sao cho dung dịch bên trong xoáy tròn đều cho đến
khi có màu hồng rất nhạt bền trong 30 giây thì dừng chuẩn độ.
5. Đọc lại giá trị VNaOH đã sử dụng trên buret.
6. Lặp lại thí nghiệm 3 lần, lấy kết quả trung bình.
Ghi lại số liệu rồi tính nồng độ đương lượng của dung dịch acid acetic.
Tính nồng độ P(g/L) của axit theo công thức:
2


(1)
VNaOH là giá trị trung bình khi đã chuẩn độ (đơn vị lít).
Biểu diễn kết quả dưới dạng 4 chữ số sau dấu phẩy, ghi sai số kèm theo là giá
trị ± trên buret.
IV.

KẾT QUẢ THÍ NGHIỆM
V1

9,9 ml

V2
10 ml

V3
9,9 ml

Vtb
9,9333 ml
= 9,9333.10-3 l

Vtb = ml
Nồng độ đương lượng của dung dịch acid acetic:

→ = = 0,0993 N
Nồng độ P(g/L) của acid acetic:
= 5,96 (g/L)

V.

CÂU HỎI LƯỢNG GIÁ
1. Thiết lập biểu thức (1)
Trả Lời:
Tại điểm tương đương:

→
→

(CN = )

→

(N = )

3


→
với
→
Thay số vào ta có biểu thức (1) :

2. Cho 20ml dung dịch H2SO4 0,1N vào bình nón. Thể tích trên buret là bao
nhiêu khi ta dùng chất chuẩn là dung dịch NaOH 0,15N? Tính nồng độ
mol/L của dung dịch acid đã cho.
Trả Lời:
2NaOH + H2SO4 → Na2SO4 + 2H2O
Tại điểm tương đương:

→

=

Nồng độ mol/L :
CN = ℽ .CM →

CM = =

3. Vì sao ta chọn chất chỉ thị trong bài thực hành này là Phenolphthalein?

Trả lời :
Phenolphthalein chuyển sang không màu trong các dung dịch có tính
axit và màu hồng trong các dung dịch bazơ.
Do đó khi ta cho phenolphthalein vào erlen chứa CH3COOH ta thấy
dung dịch không màu.
Tại thời điểm tương đương thì một lượng rất nhỏ bazơ sẽ làm
phenolphthalein chuyển sang màu hồng.

4


BÀI 3

PHƯƠNG PHÁP PHÂN TÍCH THỂ TÍCH
ĐỊNH LƯỢNG OXY HÓA – KHỬ ĐỂ XÁC ĐỊNH NỒNG
ĐỘ Fe2+ BẰNG DUNG DỊCH CHUẨN KMnO4 0,1N
I.

NGUYÊN TẮC CHUNG
Phản ứng hóa học khi định lượng FeSO4 bằng dung dịch KMnO4 :
5Fe2+ +

MnO4−

+

8H+

→

5Fe3+ +

Mn2+ +

4H2O

Trong đó:
Fe2+ nhường 1 electron; MnO4 – nhận 5 electron
II.

HÓA CHẤT – DỤNG CỤ THÍ NGHIỆM
1. Hóa chất:


Dung dịch FeSO4 x N



Dung dịch KMnO4 0,1N



Dung dịch H2SO4 4N



Nước cất

2. Dụng cụ:

III.

1 becher 100 mL

1 pipet bầu 10 mL

1 becher 50 mL

1 buret 25mL

3 erlen (bình nón)

1 ống đong 5mL

1 ống nhỏ giọt

1 ống đong 25mL

TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
Bước 1: Hút 10 mL dung dịch mẫu (chứa Fe2+) cho vào erlen.

Bước 2: Thêm 3 mL (bằng ống đong) bằng dung dịch H2SO4, 20 mL
nước cất vào erlen. Dung dịch lúc này không có màu (hoặc hơi ngã vàng).
Bước 3: Dùng becher (50mL) lấy và rót dung dịch KMnO4 0,1N cho lên
buret.
Bước 4: (Định lượng) Nhỏ từng giọt dung dịch KMnO4 0,1N trên buret
thật chậm vào erlen đến khi dung dịch trong erlen chuyển sang màu hồng trắng
nhạt, bền trong khoảng 30 giây thì ngưng. Đọc kết quả trên buret.
Lưu ý: Lặp lại thí nghiệm tối thiểu 3 lần để lấy kết quả trung bình.
Công thức áp dụng để tính toán:

 Tính nồng độ đương lượng:

Cox.Vox = Ckh.Vkh
5


Với

Ckh: nồng độ axit Fe2+ cần xác định
Vkh: thể tích mẫu đã lấy
Cox: nồng độ dung dịch KMnO4 làm chất chuẩn
Vox: kết quả lấy được từ việc xác định trên buret

 Tính nồng độ g/L:

(2)

Với γ là số electron của Fe2+ trao đổi đối với 1 mol.
Biểu diễn kết quả dưới dạng bốn chữ số sau dấu phẩy, ghi sai số kèm theo là
giá trị ± trên buret.
IV.

KẾT QUẢ THÍ NGHIỆM
V1
9,2 ml

V2
9,4 ml

V3

9,4 ml

Vtb
9,3333 ml
= 9,3333.10-3 l

Vtb = ml
Nồng độ đương lượng của FeSO4

→
Nồng độ P(g/L) của FeSO4

=
V.

CÂU HỎI LƯỢNG GIÁ
1. Thiết lập biểu thức (2)
Trả lời:
Ta có :

P

FeSO4

= E

P

FeSO4 =

FeSO4

. C

FeSO4

Và :
→

.

C

FeSO4

2. Cho 10ml dung dịch FeSO4 0,1N vào bình nón. Thể tích trên buret là bao
nhiêu khi ta dung chất chuẩn là dung dịch KMnO4 0,015N? Tính nồng độ
mol/L của dung dịch chuẩn KMnO4.
6


Trả lời:
Ta có :
→
Nồng độ mol/L của dung dịch chuẩn KMnO4:

3. Vì sao phải cho thêm dung dịch H2SO4 4N vào phản ứng? Có thể thay thế
H2SO4đặc cho H2SO4 4N được không, vì sao?
KMnO4 là chất oxy hóa mạnh và khả năng oxy hóa phụ thuộc mạnh vào
môi trường

Mn có số oxi hóa +7 cao nhất nên nó sẽ có xu hướng giảm.
*Trong môi trường axit : Mn(+7) ---------> Mn(+2)
*Trong môi trường trung tính ( như H2O) : Mn(+7) ---------> Mn(+4)
( MnO2 kết tủa đen)
*Trong môi trường bazơ (cái này ít gặp) dung dịch kiềm mạnh và dư chất
khử, MnO4- bị khử về MnO4 (2-)
Vì vậy ta cho thêm dung dịch H2SO4 4N vào phản ứng để tạo môi trương
axít cho phản ứng, để Mn(+7) ---------> Mn(+2).
 Không thể thay thế H2SO4đặc cho H2SO4 4N được vì H2SO4đặc có tính oxy
hóa mạnh, và rất háo nước. Khi cho H2SO4đặc vào phản ứng này sẽ tạo ra
muối (kim loại có số oxy hóa cao nhất) và khí SO2 , H2O
4.

7


BÀI 4

VẬN TỐC PHẢN ỨNG – CÂN BẰNG HÓA HỌC
I.

NGUYÊN TẮC CHUNG
(Bài giảng thực hành hóa đại cương vô cơ)

II.

HÓA CHẤT – DỤNG CỤ THÍ NGHIỆM.
1. Hóa chất:
Các dung dịch:
Na2S2O3 0,2N

H2SO4 0,2M
H2C2O4 0,1N
MnSO4 0,2M
K2CrO4 0,1M
K2Cr2O7 0,2%
Lá Magie (Mg).

KMnO4 0,05N
H2SO4 1M
NaOH 1M

2. Dụng cụ:
3 pipet 2 ml

3 pipet thẳng 5 ml

10 ống nghiệm

1 giá đỡ ống nghiệm

3 ống nhỏ giọt

1 bình điều nhiệt

1 cân kỹ thuật

4 becher ( cốc) 100ml

1 cây kéo

1 becher 250 ml

1 đồng hồ bấm giây

III. TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM:
1. Thí nghiệm 1: Ảnh hưởng của nồng độ chất phản ứng đến tốc độ phản
ứng trong hệ đồng thể.
- Lấy 3 ml dung dịch H2SO4 0,2M bằng pipet cho vào 3 ống nghiệm (ký hiệu
a, b và c).
- Lấy 3 ống nghiệm khác (đánh số 1, 2, 3):
+ Ống 1: cho vào 1 ml dung dịch Na2S2O3 0,2M, 2 ml nước cất bằng pipet.
+ Ống 2: cho vào 2 ml dung dịch Na2S2O3 0,2M , 1 ml nước cất bằng pipet.
+ Ống 3: cho vào 3 ml dung dịch Na2S2O3 0,2M bằng pipet.
- Đổ nhanh dung dịch H2SO4 ống nghiệm a đã chuẩn bị vào ống nghiêm 1, lắc
đều. ( Tính thời gian bằng đồng hồ bấm giây từ lúc mới đổ axit vào đến lúc có kết
tủa đục sữa).
- Làm tương tự cho ống nghiệm b vào 2, c vào 3.
Kết quả thí nghiệm:
STT

1

Thể tích
H2SO4

Na2S2O3

3ml

1ml

H2 O
2ml

Tổng
6ml

Tỉ lệ nồng độ
Δt
Na2S2O3
V= 1/Δt
(s)
C1:C2:C3

Tỷ lệ tốc độ
phản ứng
V 1 : V2 : V3

1
8


2

3ml

2ml

1ml

6ml

2

3

3ml

3ml

0ml

6ml

3

Nhận xét và giải thích:
*Nhận xét: Ta thấy ống nghiệm 3 xuất hện kết tủa trắng đục nhanh hơn ống
nghiệm 2 và ống nghiệm  điều này cho thấy tốc độc phản ứng trong ống
nghiệm 3> tốc độc phản ứng trong ống nghiệm 2 > tốc độ phản ứng trong ống
nghiệm 1.
* Giải thích:
Ở nhiệt độ không đổi, vận tốc của phản ứng tỷ lệ với tích nồng độ của các chất
phản ứng được lũy thừa lên với số mũ bằng hệ số li lượng tương ứng trong giai
đoạn chuyển hóa cơ sở.
Na2S2O3 + H2SO4  Na2SO4 + SO2 + S + H2O
Ta có V= K[Na2SO4][ H2SO4 ]
Ta thấy: nồng độ Na2S2O3 tăng dần từ ống nghiệm 1 dến 3 -> số va chạm hệ
quả tăng ( điều kiện để Na2S2O3 v H2SO4 tác dụng với nhau) => tốc độ phản
ứng xảy ra ở ống 3 nhanh hơn 2 và 1.

2. Thí nghiệm 2: Ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng.
Thực hiện phản ứng ôxi hóa axit oxalic bằng dung dịch KMnO 4 trong môi
trường axit:
- Lấy 2 ml dung dịch KMnO4 0,05N vào ống nghiệm 1; 2 ml dung dịch
H2C2O4 0,1N và 2 ml dung dịch H2SO4 0,2M vào ống nghiệm 2 ( bằng pipet).
- Đổ dung dịch từ ống 2 vào ống 1. Dùng đồng hồ bấm giây tính thời gian từ
lúc trộn đến lúc dung dịch mất màu hoàn toàn ( ghi lại nhiệt độ phòng).
- Tiến hành thí nghiệm tương tự ở các nhiệt độ 40 oC và 50oC trong bình điều
nhiệt.
Lưu ý:
+ Trước khi trộn 2 dung dịch, ta ngâm các ống nghiệm đựng các chất trong
bình điều nhiệt khoảng 5 phút.
+ Sau khi trộn các ống nghiệm vẫn giữ chúng ở trong bình điều nhiệt.
Kết quả thí nghiệm:
STT
1
2
3

Nhiệt độ phản
ứng
Nhiệt độ phòng
40oC
50OC

Thời gian
Δt
(s)
358
236

77

Tốc độ phản ứng
V=
1/Δt
0,002
0,004
0,012

Hệ số nhiệt độ
γ
γ = K50/K40
=0,012/0,004
=3
9


Nhận xét và giải thích:
 Nhận xét:
Khi ở nhiệt độ 50oC thì dung dịch trong ống nghiệm mất màu nhanh hơn khi ở
nhiệt độ 40 oC và nhanh hơn khi ở nhiệt độ phòng.
 Giải thích:
Theo qui tắc Wan’t Hoff cứ tăng nhiệt độ lên 10oC thì phản ứng tăng lên từ 2-4
lần.
3. Thí nghiệm 3: Ảnh hưởng của chất xúc tác đồng thể đến phản ứng.
Chuẩn bị 2 ống nghiệm:
- Lấy vào ống nghiệm 1 lần lượt 2 ml dung dịch H 2C2O4 0,1N và 2 ml dung
dịch H2SO40,2M ( bằng pipet). Làm tương tự cho ống nghiệm 2.
- Thêm vào ống nghiệm 1: 1 – 2 giọt dung dịch MnSO4
- Cho tiếp vào 2 ống nghiệm, mỗi ống 1 ml dung dịch KMnO 4 0,05N ( bằng

pipet). Theo dõi thời gian từ lúc trộn đến khi dung dịch mất màu hoàn toàn.
Kết quả thí nghiệm:

1

1ml

2ml

2ml

2 giọt

8’10’’

V = 1/
Δt
0,002

2

1ml

2ml

2ml

0

16’2’’

0,001

Stt

Dd MnSO4

Δt

Nhận xét và giải thích:
 Nhận xét: ta thấy ống nghiệm 1 mất màu hoàn toàn nhanh hơn ống 2.
 Giải thích:
Do khi cho 2 giọt MnSO4 vào dung dịch thì thời gian phản ứng ở ống 1 xảy ra
nhanh hơn ống 2. MnSO4 có vai trò là chất xúc tác nên tốc độ phản ứng tăng.
4. Thí nghiệm 4: Ảnh hưởng của diện tích bề mặt tiếp xúc đến tốc độ phản
ứng của hệ dị thể.
- Lấy vào 2 ống nghiệm, mỗi ống 5 ml dung dịch H2SO4 1M (bằng pipet).
- Cân đúng 0,05 g mỗi lá Mg, cân hai lá như thế.
- Cắt nhỏ thành nhiều mảnh nhỏ đối với một trong hai lá Mg, cho ống nghiệm
1 lá Mg nguyên, vào ống 2 những mảnh Mg đã được cắt.
Quan sát và so sánh tốc độ phản ứng ở 2 ống nghiệm (theo dõi thời gian từ đầu
cho đến khi phản ứng kết thúc).
Kết quả thí nghiệm:

10


Ở ống nghiệm (2) miếng Mg được cắt nhỏ => diện tích tiếp xúc với chất phản
ứng sẽ lớn hơn miếng Mg ở ống nghiệm (1) . Diện tích tiếp cúc lớn dẫn đến tốc độ
phản ứng nhanh hơn.

5. Thí nghiệm 5: Ảnh hưởng của nồng độ đến sự chuyển dịch cân bằng.
Trong dung dịch, muối của crom ( VI ) có cân bằng:
2CrO42-

+

2H+

(màu vàng)

Cr2O72-

+

H2 O

(màu da cam)

Lấy 4 ống nghiệm:
- Ống 1 và 2: lấy 1 ml dung dịch K2CrO4 0,1M vào mỗi ống ( bằng pipet).
- Ống 3 và 4: lấy 1 ml dung dịch K2Cr2O7 0,2% vào mỗi ống ( bằng pipet).
Ống 1 và 3 dùng để so sánh.
- Với ống 2, cho tiếp 5 giọt dung dịch H2SO4 1M. so sánh màu với 1 và 3.
- Với ống 4, cho tiếp 5 giọt dung dịch NaOH 1M. so sánh màu với ống 1 và
3.
Kết quả thí nghiệm và giải thích sự thay đổi màu sắc:
 Nhận xét:
- ống nghiệm (2) từ màu vàng nhạt chuyển sang vàng da cam. Màu ống (2)
đậm hơn ống (1) và (3).
- ống nghiệm (4) từ màu da cam chuyển sang vàng đậm. ( màu ống (4) đậm

hơn (1) và nhạt hơn (3).
 Giải thích:
- Khi cho tiếp 5 giọt dd H2SO4 1M vào ông nghiệm (2) thì nồng độ H+ tăng,
phản ứng xảy ra theo chiều thuận, để làm giảm nộng độ lúc này ống nghiệm
(2) chuyển từ màu vang sang da cam.
- Với ống nghiệm (4) thì khi nhỏ 5 giọt NaOH 1M làm ống nghiệm tăng nồng
độ OH- , phản ứng xảy ra làm giảm nồng độ OH- nên ống (4) chuyển từ
vàng -> vàng đậm.

IV. CÂU HỎI LƯỢNG GIÁ
1. Hãy viết các phương trình phản ứng đã xảy ra ờ thí nghiệm 1,2,3 và 4
Trả lời:
TN1: Na2S2O3 + H2SO4  Na2SO4 + SO2 + S + H2O
TN2: 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4  2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O
TN3: 2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4  2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O
TN4: Mg + H2SO4  MgSO4 + H2
11


2. Tại sao xem tốc độ phản ứng bằng nghịch đảo của khoàng thời gian phản
ứng? Quan niệm như vậy có ảnh hưởng đến kết quả thí nghiệm không?
Trả lời:
Tốc độ phản ứng hóa học là đại lượng đặc trưng cho sự nhanh hay chậm của
phản ứng và được xác định bằng độ biến thiên nồng độ của chất trong một đơn vị
thời gian.
- Các biểu thức tính tốc độ của phản ứng:
Δv = ΔC/Δt (1)
ΔC: độ biến thiên nồng độ của chất (lấy trị tuyệt đối)
Δt: khoảng thời gian xảy ra sự biến thiên nồng độ.
Với phản ứng: xA + yB → sản phẩm thì:

v = k.[A]x.[B]y

*Trong các thí nghiệm trên, các chất tham gia phản ứng thí nghiệm đều có giá trị
biến thiên nồng độ là như nhau. Nên quan niệm này không ảnh hưởng đến kết quả
thí nghiệm.

12


Bài 5

CHUẨN ĐỘ THEO PHƯƠNG PHÁP COMPLEXON
ĐỊNH LƯỢNG DUNG DỊCH Ca2+ VÀ Mg2+
I.

NGUYÊN TẮC CHUNG

Phương pháp chuẩn độ complexon hay còn gọi là chuẩn độ tạo phức là
phương pháp sử dụng tính chất tạo phức bền của cation kim loại với các phối tử
tạo phức bền có sử dụng thuốc tạo phức mang màu để nhận ra điểm tương đương.
EDTA ở dạng muối natri của axit etylen diamin tetraacetic, kí hiệu:
Na2H2Y (còn gọi là trilon B) tạo phức với Ca2+ và Mg2+ :
H2Y2-

+

Ca2+

H2Y2-

+

Mg2+

CaY2- +

2H+

MgY2- + 2H+

Chất chỉ thị dùng để xác định điểm tương đương là Eriocom black T và Murexit.
II.

HÓA CHẤT - DỤNG CỤ THÍ NGHIỆM :
1. Hóa chất :


Mẫu phân tích (dung dịch)



Dung dịch EDTA 0,01M



Dung dịch đệm ammoniac (pH = 9 ÷ 10)



Dung dịch NaOH 1M



Chất chỉ thị: Eriocrom blac T 1% và Murexit 1%

2. Dụng cụ :

III.

1 pipet bầu 50mL

1 beccher (cốc) 50mL

1 buret 25mL

3 erlen (bình nón) cổ rộng

1 becher 100mL

1 ống đong 5mL

2 ống nhỏ giọt

1 ống đong 25mL

TIẾN HÀNH VÀ KẾT QUẢ THÍ NGHIỆM

Cần xác định hàm lượng tổng của Ca 2+ và Mg2+, với chất chỉ thị Eriocrom
black T, sau đó xác định hàm lượng Ca 2+, với chất chỉ thị Murexit. Suy ra hàm
lượng của Mg2+.

1. Xác định hàm lượng tổng :
Bước 1: Hút 50 mL mẫu phân tích cho vào erlen
Bước 2: Thêm 3 mL dung dịch đệm và 1 ít chất chỉ thị Eriocom black T,
Dung dịch lúc này co màu tím sẫm như rượu vang
13


Bước 3: Dùng becher lấy và rót dung dịch EDTA cho lên buret
Bước 4: (Định lượng) Nhỏ từng giọt dung dịch EDTA trên buret thật chậm
vào erlen đến khi dung dịch trong erlen chuyển sang màu xanh dương rõ rệt, bền
trong khoảng 30 giây thì ngưng. Đọc kết quả trên buret.
Lưu ý: Lặp lại thí nghiệm tối thiểu 3 lần để lấy kết quả trung bình (Vtb1).
 Kết quả thí nghiệm:
V1
18,2 ml

V2
18 ml

V3
18,1 ml

Vtb1
18,1 ml
= 0,0181 L

Vtb1 = ml
2. Xác định lượng Ca2+:
Bước 1: Hút 50mL mẫu phân tích cho vào erlen
Bước 2: Thêm 3mL dung dịch NaOH và 1 ít chất chỉ thị Murexit. Dung

dịch lúc này có màu hồng.
Bước 3: Dùng becher lấy và rót dung dịch EDTA cho lên buret.
Bước 4: (Định lượng) Nhỏ từng giọt dung dịch EDTA trên buret thật chậm
vào erlen đến khi dung dịch trong erlen chuyển sang màu tím, bền trong khoảng
30 giây thì ngưng. Đọc kết quả trên buret.
CÔNG THỨC ÁP DỤNG ĐỂ TÍNH TOÁN:
*Hàm lượng Ca2+:

C% = 0,008.Vtb2 (g/L)

*Hàm lượng của Mg2+:

C% = 0,0048 (Vtb1 – Vtb2) (g/L )

(*)
(**)

 Kết quả thí nghiệm:
V1
9,7 ml

V2
9,8 ml

V3
9,7 ml

Vtb2
9,7333 ml
= 9,7333.10-3 L

Vtb2 = ml
- Hàm lượng Ca2+
C% = 0,008.Vtb2 = 0,008.9,7333.10-3 = 0,078. 10-3 (g/L)
14


- Hàm lượng Mg2+
C% = 0,0048.(Vtb1 – Vtb2)
= 0,0048.(18,1 - 9,7333).10-3 = 0,040. 10-3 (g/L)
IV.

CÂU HỎI LƯỢNG GIÁ
1. Thiết lập biểu thức (*)và (**)
(*) Xét phản ứng :
H2Y2+ Ca2+
Ta có :
→
Số mol Ca2+ có trong 1L dung dịch :
Hàm lượng Ca2+ (g/L)
C(g/L) =
(**) Xét phản ứng :
H2Y2+ Ca2+
H2Y2+ Mg2+

CaY2- +

2H+

CaY2- +

MgY2- +

2H+
2H+

→
Số mol Mg2+ có trong 1L dung dịch :
Hàm lượng Mg2+ (g/L)
C(g/L) =
2. Viết công thức cấu tạo của phức chất tạo thành của Ca2+, Mg2+ với EDTA
−OOCH2
C

CH2

N

CH2

CH2
C
O
−OOCH2
C

CH2

N

C

O

N

CH2COO
−

O
CH2

CH2

CH2
Mg

O

CH2COO
−

CH2
Ca

O

N

C

C
O

O

O
15


16


BÀI 6

ĐIỀU CHẾ KHÍ ÔXI VÀ KHẢO SÁT TÍNH CHẤT HÓA
HỌC CỦA CÁC NGUYÊN TỐ KIM LOẠI VÀ PHI KIM
ĐIỂN HÌNH
I.

NGUYÊN TẮC CHUNG
Các nguyên tố thuộc nhóm A nằm ở nhóm VI có tính phi kim là chủ
yếu. Đại diện cho nhóm này là ôxi và lưu huỳnh. Khí ôxi có tính phi kim
mạnh hơn lưu huỳnh nên đại đa số trường hợp nó bị khử , còn lưu huỳnh
vừa có thể bị khử vừa có thể bị ôxi hóa. Kim loại có tính khử là chủ yếu.
Bán phản ứng tổng quát:
A

+

ye

Ay-

A
O2
S
Na
Ca

–
+
+
–
–

ze
4e
2e
1e
2e

Az+
2O2S2Na+
Ca2+

S
S

–
–

4e
6e

S+4
S+6

Hoặc là
Nếu là O2
Nếu là S
Nếu là Na
Nếu là Ca
Hoặc

Khí oxi được điều chế bằng phương pháp đẩy nước: vì O2 rất ít tan
trong nước nên O2 sinh ra sẽ đẩy nước trong bình và chiếm chổ của
nước.
II.

HÓA CHẤT – DỤNG CỤ THÍ NGHIỆM
1. Hóa chất :
+
+
+
+
+
+

KMnO4 rắn, KCLO3 rắn
Bột S, bột P

Than gỗ, than hoạt tính
Canxi hạt, Natri mảnh
Nước cất, dung dịch H2SO4 2N, phenophtalein.
Dây thép.

17


2. Dụng cụ:
1. Dao bằng thép: 1 cái.
2. Bình có nắp nhám: 4 cái.
3. Cối (không lấy chày): 1 cái.
4. Kéo: 1cây.
5. Hộp quẹt diêm: 1 hộp
6. Đèn cồn: 2 cái.
7. Kiềng ba chân: 1 cái.
8. Lưới amiang: 1 miếng.
9. Ống nghiệm lớn: 2 ống.
10.Đũa thủy tinh: 1 cây.
11.Chậu thủy tinh: 1 cái.
12.Bình tam giác có nhánh có lắp hệ thống ống nhựa: 1 cái.
13.Môi (cong) đồng: 2 cái.
14.Ống đong 5 ml: 1 cái.
15.Ống nhỏ giọt: 1 cái.
III. TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
1. Điều chế khí ôxi:
Thí nghiệm 1: Chuẩn bị 3 bình nón có nút nhám. Ta điều chế O2 bằng
phương pháp đẩy nước:
+ Cân 12 gam KMnO4 rắn cho hết vào bình cầu có nhánh.
+ Lắp đặt hệ thống dẫn khí vào phần nhánh, đậy kín bình cầu bằng

nút nhựa rồi đặt bình cầu lên kiền (3 chân).
+ Lấy chậu thủy tinh cho vào đó lượng nước chiếm 2/3 thể tích chậu.
Lấy vào bình nón đầy nước rồi úp ngược vào chậu.
+ Hơ nóng đều bình cầu rồi nung nóng đồng thời làm ngập đầu kia
của dây dẫn khí và thấy có 5-6 bong bóng bay ra thì bỏ, sau đó lấy tất cả
bong bóng khí vào bình nón sao cho khoảng không là lớn nhất, đóng nắp
bình nón rồi lấy ra ngoài. Ta nhanh chóng thay thế bằng 2 bình còn lại để
lấy được 4 bình khí O2.
Phương trình phản ứng :
2KMnO4

t
0

K2MnO4 + MnO2 + O2 ↑

2. Khảo sát tính ôxi hóa của O2 và tính khử của S.
a. Thí nghiệm 2: O2 ôxi hóa Cacbon (than).


+ Lấy 1 mẫu than gỗ dài khoảng 2 cm, đường kính trung bình bằng
chiếc đũa ăn, được buột bằng dây thép nhỏ.
+ Đốt nóng mẫu than bên ngoài không khí rồi nhanh tay đưa mẫu
than đó vào bình khí O2 (bình 1).
* Quan sát thí nghiệm ta thấy:
Khi cho than hồng vào bình ta thấy than cháy mãnh liệt lên sau
đó giảm dần rối tắt hẳn kèm theo là khói trắng bốc lên.
C + O2

t

0

CO2↑

b. Thí nghiệm 3: O2 ôxi hóa lưu huỳnh (làm trong tủ hút).
+ Lấy 1 it lưu huỳnh bột bằng cái môi cong (cái muỗng cong).
+ Đun nóng lưu huỳnh bột ngoài không khí rồi cho ngay vào bình khí
O2 ( bình 3).
* Quan sát thí nghiệm ta thấy:
Lưu huỳnh cháy trong không khí với ngọn lửa nhỏ, màu xanh
nhạt; cháy trong khí oxi mãnh liệt hơn, tạo thành khí lưu huỳnh đioxit
SO2 (còn gọi là khí sunfurơ) và rất ít lưu huỳnh trioxit (SO3). Chất
rắn màu vàng Lưu huỳnh (S) dần chuyển sang thể hơi.
S + O2

t
0

SO2↑

c. Thí nghiệm 4: S khử kali clorat (KClO3)
+ Lấy 1 thìa bột S trộn với 1 thìa KClO3 trong cối nhỏ (sạch và khô).
Trộn đều.
+ Đun nóng đũa thủy tinh rồi nhanh chóng gâm sâu vào hỗn hợp trên
(làm trong tủ hút)
* Quan sát thí nghiệm ta thấy:
Khi cho đầu đũa thủy tinh được đun nóng gâm vào hỗn hợp, ta
thấy hỗn hợp bùng cháy và có khói bốc lên, kèm theo mùi hắt.
2KClO3 + 3S

t
0

2KCl + 3SO2↑

3. Khảo sát tính chất của kim loại nhóm A.
a. Thí nghiệm 5: Natri khử nước ở nhiệt độ thường.
+ Chuẩn bị ống nghiệm chứa khoảng 2/3 thể tích là nước cất.
+ Cắt 1 mẫu natri (bằng hạt tiêu nhỏ) rồi cho vào ống nghiệm trên.
Quan sát thí nghiệm đến khi kết thúc.
+ Nhỏ tiếp vài giọt phenolphthalein vào ống nghiệm.
* Quan sát thí nghiệm ta thấy:


Khi cho Natri vào nước ta thấy mẩu Natri cháy mạnh mẽ kèm
theo tỏa nhiệt.
Khi cho tiếp phenolthalein vào ta thấy nước chuyển sang màu
hồng.
Nguyên nhân do chất chỉ thị màu phenolthalein phản ứng với
bazo (NaOH) → chuyển màu hồng
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2O
b. Thí nghiệm 6: Natri phản ứng với khí ôxi.
+ Cắt một mẫu natri bằng mẫu natri ở thí nghiệm 5. Nung chảy natri
trên ngọn lửa đèn cồn.
+ Đưa nhanh mẫu natri đã nung vào bình khí ôxi (bình số 3).
* Quan sát thí nghiệm ta thấy
Khi cho mẫu Natri vào oxi ta thấy mẫu Natri cháy bùng lên rồi
tắt hẳn.
4Na + O2

t
0

2Na2O

c. Thí nghiệm 7: Canxi phản ứng với dung dịch axit.
+ Lấy 1 ống nghiệm, rót vào ống nghiệm 5 ml dung dịch H2SO4 2N.
+ Cho 1 hạt canxi vào ống nghiệm trên.
* Quan sát thí nghiệm ta thấy:
Khi cho mẫu Canxi vào dung dịch H2SO4 ta thấy xảy ra hiện
tượng sủi bọt khí.
Ca + H2SO4 → CaSO4 + H2↑