View
540
Download
5
Category
Preview:
Citation preview
Bài 4. KIM LOẠI NHÓM IB (Cu- Ag-Au)
I. GIỚI THIỆU
1. 1. Đặc trưng nguyên tử
Nhóm IB bao gồm các nguyên tố: đồng (Cu), bạc (Ag) và vàng (Au). Dứơi đây là một số đặc
điểm của nguyên tố:
Nguyên tố
(E)
Số thứ tự
nguyên tử
Cấu hình
electron
nguyên tử
Năng lượng ion hóa
(eV)
Bán kính
nguyên tử
(A0)I1 I2 I3
Cu 29 3d104s1 7,72 20,29 36,90 1,28
Ag 47 4d105s1 7,57 21,50 34,82 1,44
Au 79 5d106s1 9,22 20,50 30,50 1,44
Cả ba nguyên tố phân nhóm đồng đều có 1 electron ở lớp ngoài cùng ns1 (giống
các kim loại kiềm), ở lớp thứ 2 kể từ ngoài vào có 18 electron, tương ứng cấu hình: (n-
1)s2 (n-1)p6 (n-1)d10ns1.
Lớp 18 electron chưa hoàn toàn bền và ở cách xa nhân do sự xâm nhập của
electron ns, nên có khả năng cho đi một số những electron đó. Vì thế các nguyên tố
này thể hiện không những số oxy hóa dương +1, mà còn có các trạng thái +2, +3.
Cu đặc trưng nhất là trạng thái +2, Ag là +1, Au là +3. trạng thái oxy hoá +1 của
Ag rất bền là do cấu hình 4d10 của Ag tương đối bền (cấu hình này đã có ở Pd đứng
trước Ag).
Các nguyên tử Cu, Ag, Au có electron ngoài cùng nằm gần nhân hơn so với các nguyên tử kim
loại kiềm tương ứng trong cùng chu kỳ:
X Rk () X Rk ()
Cu 1,28 K 2,36
Ag 1,44 Rb 2,53
Au 1,44 Cs 2,74
Vì thế electron ở lớp ngoài cùng của chúng khó mất hơn so với kim loại kiềm.
Do khó mất electron nên chúng khó bị oxy hóa (nhưng ngược lại, các ion của chúng lại
rất dễ bị khử) và chúng là những kim loại kém hoạt động. Chúng không phân hủy
nước, các hydroxyt của chúng là các bazơ tương đối yếu.
Tính kim loại giảm dần từ Cu đến Au, khả năng tạo phức tăng dần.
1.2. Đơn chất
1.2.1. Tính chất vật lý
Cu, Ag, Au là những kim loại. Ở trạng thái tự do Cu có màu đỏ, Ag màu trắng và
Au màu vàng.
Các hằng số hoá lý:
Nguyên tố Cu Ag Au
I1 (eV) 7,72 7,57 9,22
d (g/cm3) 8,96 10,5 19,3
tnc (oC) 1083 961 1063
ts (oC) 2543 2167 2880
Độ dẫn nhiệt và độ dẫn điện của Cu, Ag, Au vượt xa các kim loại khác. Chúng dễ
kéo dài và dễ dát mỏng, đặc biệt là Au (lg vàng kéo được sợi dài 3km, lá vàng có thể
dát mỏng đến 0,0001 mm).
Cu, Ag, Au dễ tạo nên các hợp kim với nhau và với các kim loại khác, đặc biệt là
Cu. Các hợp kim quan trọng là bronzơ (90% Cu, 40% Sn), đồng đen (90%Cu, 10%
Zn), đồng thau (60% Cu, 40% Zn), manganin (85% Cu, 2% Mn, 3% Ni), mayso (80%
Cu, 20% Ni)…
1.2.2. Tính chất hoá học
Cu, Ag, Au đều kém hoạt động hóa học và độ hoạt động giảm dần từ Cu đến Au.
Trong không khí Ag, Au không bị biến đổi. Trong không khí khô, Cu kết hợp
trực tiếp với O2 tạo nên một lớp mỏng oxyt trên bề mặt, còn trong không khí ẩm có
chứa CO2 thì trên bề mặt Cu tạo thành một lớp muối cacbonat bazơ màu xanh
Cu(OH)2CuCO3. 2Cu + O2 = 2CuO
Cu + CO2 + H2O Cu(OH)2CuCO3
Khi đốt nóng với oxy, Cu tạo thành CuO và Cu2O, còn Ag, Au tuy không kết hợp
với oxy, nhưng ở nhiệt độ cao chúng có thể hấp thụ một lượng khá lớn oxy.
Với halogen, Cu kết hợp dễ dàng, Ag kết hợp chậm ở nhiệt độ thường, Au chỉ
phản ứng với halogen khô khi đun nóng:
M + X MCl2 (AgCl, AuCl3)
Với lưu huỳnh, Cu và Ag kết hợp trực tiếp, còn với H2, N2, C, cả ba nguyên tố
không tác dụng: Cu + S = CuS
Riêng Ag bị đen lại trong không khí có chứa H2S do sự tạo thành Ag2S màu đen:
2Ag + 2H2S + O2 = 2Ag2S + 2H2O
Trong dãy điện thế cả ba nguyên tố đều đứng sau hydro (Cu đứng sát H2, Au
đứng xa hơn), nên trong dung dịch HCl, H2SO4 loãng, chúng chỉ tan khi có mặt chất
oxy hóa. Ví dụ: khi có không khí Cu bị hòa tan theo phản ứng:
2Cu + 4HCl + O2 = 2CuCl + 2H2O
Trong các axit có tính oxy hóa (HNO3, H2SO4 đặc nóng), Ag, Cu tan dễ dàng. Au
chỉ tan trong dung dịch HCl đặc bão hòa Clo hoặc trong dung dịch cường thủy do tác
dụng của Clo nguyên tử:
Au + HNO3 + 3HCl = AuCl3 + NO + 2H2O
Au + 3Cl + HCl = H[AuCl4]
1.3. Các hợp chất ở số oxy hoá (+1)
Trạng thái oxy hóa +1 đặc trưng đối với Ag, ít bền đối với Cu, Au. Trong các
tương tác ion X+ có thể đóng vai trò là chất nhận (kiểu ) hoặc chất cho cặp electron
(kiểu ), trong đó khả năng tương tác cho () tăng dần từ Cu+ đến Au+.
Các oxyt X2O đều là chất rắn: Cu2O màu đỏ, Ag2O màu nâu sẫm, Au2O màu tím
xám. Chúng ít tan trong nước nên phải điều chế các hydroxit XOH bằng cách cho
muối X+ tác dụng với dung dịch NaOH. Các XOH khi vừa điều chế thường mất nước
để biến thành X2O, ví dụ:
2AgNO3 + 2NaOH = 2NaNO3 + Ag2O + H2O
Cu2O được điều chế bằng cách nấu nóng Cu(OH)2 hoặc một hỗn hợp dung dịch
muối Cu2+ trong kiềm với một chất khử không quá mạnh như andehyt focmic, glucozơ,
thuốc felinh…
Các XOH nói trên không bền, bị phân hủy ngay khi tạo thành (là do tác động
phân cực mạnh của các ion X+). X2O thể hiện tính bazơ trung bình, ví dụ: Ag2O làm
giấy qùy hóa xanh rõ rệt (chứng tỏ có ion OH- khi Ag2O kết hợp với nước.
Tuy nhiên các oxyt X2O tan được một ít trong dung dịch kiềm đặc:
Cu2O + 2NaOH = 2Na[Cu(OH)2]
Các muối của Ag (+I), Cu (+I) không tan trong nước, ở trạng thái ẩm, chúng
không bền nên bị phân hủy:
3AuCl (r) = AuCl3 + 2Au (r)
Các muối Cu+ và Au+ dễ bị oxy hóa (ngay cả bằng oxy không khí) chuyển thành
các muối Cu2+ và Au3+, ví dụ:
4CuCl (r) + O2 + 4HCl = 4CuCl2 + 2H2O
Quan trọng là các muối Ag+: AgNO3 là muối tan của bạc, các muối halogenua
AgCl, AgI, AgBr không tan trong nước, được dùng trong nhiếp ảnh.
Các muối Ag+ hoặc nhanh hoặc chậm đều bị phân hủy khi có ánh sáng tác dụng,
giải phóng Ag kim loại. Bởi vậy phải cất giữ chúng cũng như các dung dịch của chúng
trong các bình thủy tinh màu sẫm và để trong chỗ tối.
1.4. Các hợp chất ở số oxy hoá (+2)
Trạng thái oxy hóa +2 chỉ đặc trưng đối với Cu. Các hợp chất Cu (+2) bền hơn
Cu (+1).
Các hợp chất Cu (+2) thường gặp: CuO, Cu(OH)2, các muối khác nhau.
1.4.1. CuO :
Là chất bột màu đen, thu được khi đốt nóng Cu trong không khí hay nhiệt phân
hydroxyt hoặc muối tương ứng.
2Cu + O2 = 2CuO
Cu(OH)2 CuO + H2O
CuO không tan trong nướcKhi đun nóng đến 800oC nó phân hủy cho Cu2O VO2.
CuO + 2HCl = CuCl2 + H2O
4CuO = 2Cu2O + O2
Trong khí quyển hydro, ngay ở 250oC, CuO bị khử dễ dàng:
CuO + H2 = Cu + H2O
1.4.2. Hydroxyt Cu(OH)2
đều chế bằng cách cho dung dịch kiềm tác dụng với muối Cu2+. nó là chất kết tủa
màu lam (ở pH = 5,5), không tan trong nước.
CuCl2 + 2NaOH = Cu(OH)2 + 2NaCl
Cu(OH)2 là hydroxyt luỡng tính, cả 2 tính đều yếu nhưng tính axit yếu hơn tính
bazơ. Khi tan trong axit Cu(OH)2 tạo nên muối Cu2+:
Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O
Cu(OH)2 + 2NaOH = Na2[Cu(OH)4] + 2H2O
Cu(OH)2 cũng tan trong dung dịch amoniac tạo dung dịch màu xanh đậm của
phức [Cu(NH3)4](OH)2:
Cu(OH)2 + 4NH4OH = [Cu(NH3)4](OH)2 + 4H2O
1.5. Các hợp chất ở số oxy hoá (+3)
Trạng thái oxy hóa +3 đặc trưng nhất đối với Au có phối trí 4. Các hợp chất đơn
giản của Au (+3) thường gặp là Au2O3,Au(OH)3, AuHal3.
1.5.1. Au2O3
Được điều chế bằng cách đun nóng nhẹ (100oC) hydroxyt Au(OH)3:
Nó là chất rắn màu nâu đen, không tan trong nước, bi phân hủy thành Au và O2 ở
160oC.
Au2O3 Au + O2
Au(OH)3 là kết tủa màu hung đỏ, tạo thành khi cho kiềm tác dụng lên dung dịch
AuCl3 đặc.
AuCl3đ + NaOH = Au(OH)3 + NaCl
Au(OH)3 cũng như Au2O3 có tính lưỡng tính, nhưng chức axit mạnh hơn chức
bazơ KOH + Au(OH)3 = K[Au(OH)4]
1.5.2. Các muối Au3+
được điều chế bằng cách hịa tan Au(OH)3 trong các axit mạnh. Chúng dễ có
khuynh hướng tạo phức,
HCl + AuCl3 = H[AuCl4]
Hay: Au(OH)3 + 4HNO3 = H[Au(NO3)4] + 3H2O
Tất cả các muối của Au (+3) đều dễ bị nhiệt phân hủy, cho vàng kim loại
1.6. Trạng thái tự nhiên và điều chế
Đồng thường gặp trong thiên nhiên dưới dạng khoáng chất sunfua l cancopirit
(CuFeS2), canzin (Cu2S), đôi khi dưới dạng hợp chất với O2 như quặng cuprit (Cu2O) v
malasit (3Cu(OH)2.CuCO3). Ở nước ta quặng đồng có ở vùng Lạng Sơn.
Khoáng chất sunfua của Ag là argetit (Ag2S), nó thường lẫn với các quặng sunfua
của Pb, Cu, Zn. Khống chất của vàng l calaverit (AuTe2). Vàng hay gặp dưới dạng tự
do, có lẫn trong nham thạch hoặc trong cát.
Điều chế:
Đồng thường được diều chế bằng phương pháp hỏa luyện:
Nếu là quặng oxyt: CuO + C = Cu + CO
Nếu quăng sunfua, ví dụ từ cancopirit:
2FeS + 3O2 = 2FeO + 2SO2
2FeO + 2SiO2 = 2FeSiO3 (tách ra ở dạng xỉ)
2Cu2S + 3O2 = 2Cu2O + 2SO2
2Cu2O + 3Cu2S = 6Cu + SO2
Ag thường thu được trong quá trình luyện quặng đồng và chì có lẫn bạc,
Au tự sinh có trong đất cát thường được tách riêng bằng phương pháp đi bằng
nước. Phương pháp tốt nhất để tách vàng là phương pháp xyanua:
2Au + 4NaCN + H2O + ½ O2 = 2Na[Au(CN)2] + 2NaOH
2Na[Au(CN)2] + Zn = 2Au + Na2[Zn(CN)4]
Cuối cùng chế hoá vàng tạp bằng H2SO4 loãng (để hòa tan Zn), hoặc bằng hỏa
luyện sẽ thu được Au.
II. THỰC HÀNH
II.1. Thí nghiệm 1: Điều chế CuSO4.5H2O
II.1.1. Dụng cụ và hóa chất
Dụng cụ:
Beaker (1)
Muỗng thủy tinh(1)
Phễu lọc và giấy lọc
Bình nón
Bếp từ.
Hóa chất:
Bột CuO
Dung dịch H2SO4 2M
II.1.2. Tiến hành
Cân 2g CuO bột cho vào beaker nhỏ, khối lượng cân m = 2.0078g.
Từ khối lượng CuO đã cân, dựa vào phương trình phản ứng tính ra lượng H2SO4
cần dùng, từ số mol của CuO.
Số mol của CuO n = m/M = 2.0078/ 80 = 0.02590 mol
Phương trình phản ứng:
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
Số mol của H2SO4 cần dùng là n = 0.02590 + 0.02590*(20/100) =
0.031096
Thể tích dung dịch H2SO4 cần dùng là
V = n/CM = 0.031096/2 = 0.015548 l = 15.5 ml
Dùng lượng dư H2SO4 để đảm bảo bột CuO phản ứng hoàn toàn.
Dùng pipet thủy tinh hút 15.5ml H2SO4 cho vào beaker đựng CuO, đặt lên bếp điện
đun nhẹ, vừa đun vừa khuấy đều cho đến khi tan hết bột CuO, nếu còn một ít đồng
đỏ thì đem lọc, lấy dung dịch qua lọc. Cô cạn dung dịch qua lọc cho đế khi xuất
hiện một vài tinh thể (khi cô không được khuấy vì nếu khuấy sẽ ảnh hưởng quá
trình bão hòa của dung dịch, như thế sẽ ảnh hưởng đến sự kết tinh của dung dịch).
Đem dung dịch đã cô xuống để cho kết tinh tự nhiên ở nhiệt độ phòng. Lọc hút tinh
thể bằng phễu lọc chân không (không được tráng beaker bằng nước vì CuSO4 và
hợp chất ion có thể tan trong nước, nếu ta tráng beaker bằng nước sẽ làm tan mất
một phần tinh thể).
II.1.3. Kết quả
Sản phẩm sau khi kết tinh là tinh thể CuSO4. 5H2O.
II.2. Thí nghiệm 2: Tính chất của Cu(OH)2
II.2.1. Dụng cụ và hóa chất
Dụng cụ:
- 3 ống nghiệm
- Pipet hút.
- Bếp điện.
Hóa chất:
- Dung dịch CuSO4 0.5M
- Dung dịch NaOH 2M
II.2.2. Tiến hành thí nghiệm
Dùng viết marker đánh dấu 3 ống nghiệm và cho vào cả 3 ống mỗi ống
0.5ml dung dịch CuSO4 0.5M, quan sát thấy cả ba ống lúc đầu đều có màu
xanh nước biển của CuSO4, tiếp đó lần lượt cho vào 3 ống mỗi ống vài giọt
NaOH, dung dịch xuất hiện kết tủa dạng keo màu xanh nhạt(pale blue).
- Ống 1: đem đun trên ngọn lửa đèn cồn cho đến khi sôi.
- Ống 2: Thêm HCl đặc cẩn thận vừa đun vừa lắc đều.
- Ống 3: thêm dung dịch NaOH 40%. Đun nhẹ. Nhưng do không có
NaOH nên không thực hiện thí nghiệm này.
II.2.3. Kết quả và nhận xét
Khi cho NaOH vào dung dịch CuSO4, phản ứng xày ra tạo kết tủa:
CuSO4 + NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
(Xanh nhạt)
Hình 1. Màu của Cu(OH)2
Ống 1: khi đun trên ngọn lửa đèn cồn, dung dịch từ kết tủa dạng keo chuyển
sang kết tủa màu đen do Cu(OH)2 chuyển hóa thành CuO, dung dịch trong
suốt.
Phương trình phản ứng:
to
Cu(OH)2 CuO + H2O
Ống 2: khi thêm HCl đặc vào, kết tủa màu xanh dạng keo tan ra và dung dịch có màu xanh ngọc(xanh lá nhạt) là do CuCl2 được tạo thành.
Phương trình phản ứng:
Cu(OH)2 + HCl CuCl2 + H2O
Hình 2. Màu của CuCl2
Đồng là một hydroxit lưỡng tính, nhưng tính axit yếu hơn tính bazo, do điều kiện
phòng thí nghiệm không đủ hóa chất nên ta không thấy được tính axit của nó khi tác
dụng với bazo NaOH 40%.
II.3. Thí nghiệm 5
II.3.1. Dụng cụ và hóa chất
Dụng cụ:
- 2 ống nghiệm
- Pipet hút
Hóa chất:
- Dung dịch CuSO4 0.5M
- Dung dịch AgNO3 0.1M
- Dung dịch KI 1M
II.3.2. Tiến hành
Dùng viết marker đánh dấu hai ống nghiệm.
- Ống 1: cho khoảng 5ml dung dịch CuSO4 0.5M vào.
- Ống 2: cho vài giọt AgNO3 0.1M
Cho vào cả hai ống từng giọt dung dịch KI 1M
Quan sát màu của dung dịch rồi sau đó đem đun nóng trên ngọn lửa đèn cồn
II.3.3. Kết quả và nhận xét
- Ống 1: khi ta cho từng giọt KI vào CuSO4, xuất hiện kết tủa màu nâu,
khi đun có khí màu tím thoát ra.
Phương trình phản ứng:
CuSO4 + KI CuI2 + K2SO4
Theo lý thuyết thì CuI là chất rắn có màu trắng nhưng khi thực nghiệm thì lại
quan sát được kết tủa màu nâu. Có lẽ là do lượng tạp chất trong đó, vì màu sắc của CuI
cũng phụ thuộc vào độ tinh khiết của nó.
Hình 3. Màu của CuI
Khi đun nóng CuI2 lập tức chuyển sang CuI và giải phóng khí I2, vậy khí thoát ra
chính là khí iôt.
CuI2 CuI + I2
Ống 2: cho vài giọt KI vài AgNO3, quan sát hiện tượng ta thấy xuất hiện kết
tủa màu vàng của AgI.
Phương trình phản ứng:
KI + AgNO3 KNO3 + AgI
Hình 4. AgI
Kết tủa này khi đun không thấy hiện tượng xảy ra do AgI là một chất rắn rất
bền, rất khó tan trong nước (3*10-7 g/ 100ml nước ở 20oC).
II.4. Thí nghiệm 6
II.4.1. Dụng cụ và hóa chất
Dụng cụ
- 2 ống nghiệm
- Pipet hút
Hóa chất
- Dung dịch CuSO4 0.5M
- Dung dịch AgNO3 0.1M
- Dung dịch NaOH 2M
- Axit HNO3
- Dung dịch NH4OH
II.4.2. Tiến hành thí nghiệm
Đánh dấu hai ống nghiệm bằng viết marker.
- Ống 1: cho vào 5 giọt CuSO4 0.5M
- Ống 2: cho vào 5 giọt AgNO3 0.1M
Cho vào mỗi ống từng giọt NaOH 2M, sau đó ghi nhận màu kết tủa.
Sau đó lấy kết tủa ở hai ống mỗi ống chia đôi kết tủa ra
- Thử kết tủa với axit HNO3.
- Tiếp tục thử tác dụng của kết tủa với NH4OH 2M.
II.4.3. Kết quả và nhận xét
Quan sát hiện tượng ta thấy:
- Ống 1: xuất hiện kết tủa màu xanh nhạt của Cu(OH)2
Phương trình phản ứng:
CuSO4 + NaOH Cu(OH)2 + Na2SO4
Phần kết tủa này dược chia ra làm hai cho tác dụng với HNO3 thì tạo ra
muối Cu(NO3)2 và đồng thời quan sát thấy khói bốc lên, lý do là vì axit HNO3 là một
axit mạnh và có tính oxi hóa cao, khi được cho vào dung dịch có nước thì nó xuất hiện
khói tương tự như axit HCl đậm đặc.
Phương trình phản ứng:
Cu(OH)2 + HNO3 Cu(NO3)2 + H2O
Phần còn lại cho tác dụng với NH4OH 2M thì kết tủa tan ra dung dịch từ
màu xanh lơ chuyển sang xanh đậm. Lý do là có sự hình thành của phức [Cu(NH3)4]2+,
có màu xanh đậm.
Cu(OH)2 + 4NH4OH [Cu(NH3)4](OH)2 +4H2O
- Ống 2: xuất hiện kết tủa màu nâu sẫm do sự hình thành cùa Ag2O
2AgNO3 + 2 NaOH Ag2O + H2O + 2NaNO3
(Nâu sẫm)
Phản ứng đầu tiên sinh ra AgOH trước nhưng nó không bền lập tức bị phân hủy
ngay tạo thành Ag2O kết tủa màu xám và H2O. Đây cũng là phản ứng điều chế Ag2O.
Lý do mà các oxit kim loại nhóm IB không bền là do tác động phân cực mạnh
của các ion Ag+, nó còn thể hiện tính bazo trung bình, Ag2O làm quỳ ẩm hóa xanh
chứng tỏ có ion OH- khi Ag2O kết hợp với nước.
Lấy kết tủa chia ra làm hai, phần thứ nhất cho HNO3 vào, phần thứ hai cho
NH4OH đậm đặc vào, quan sát được:
Cà hai phần đều tan ra và dung dịch trong suốt.
Nhận xét: các oxit của kim loại nhóm IB đều có khả năng tan trong dung dịch
axit và bazo.
II.5. Thí nghiệm 7
II.5.1. Dụng cụ và hóa chất
Dụng cụ:
- Ống nghiệm
- Pipet
Hóa chất:
- Dung dịch AgNO3 0.1M
- Dung dịch KCl 1M
- Dung dịch KI 0.1M
- Dung dịch NH4OH 2M
II.5.2. Tiến hành thí nghiệm
Dùng viết marker đánh dấu hai ống nghiệm. Cả hai ống nghiệm đều được
nhỏ vào 5 giọt AgNO3.
- Ống 1: cho 10 giọt dung dịch KCl 1M.
- Ống 2: cho 10 giọt KI
Quan sát hiện tượng.
Sau đó thêm từng giọt dung dịch NH4OH 2M đến dư.
II.5.3. Kết quả
Đối với cả hai ống nghiệm khi cho KCl và KI vào thì thấy xuất hiện kết tủa
màu trắng của AgCl, màu vàng nhạt của AgI.
Phương trình phản ứng
AgNO3 + KCl AgCl + KNO3
(Trắng)
AgNO3 + KI AgI + KNO3
(vàng nhạt)
Sau khi thêm dung dịch NH4OH vào thì kết tủa trắng của AgCl tan ra, còn
kết tủa vàng nhạt của AgI thì lại không tan.
Nhận xét:
Khi đi từ AgCl đến AgI, độ tan của kết tủa giảm dần.
II.6. Thí nghiệm 8: Phản ứng tráng gương
II.6.1. Dụng cụ và hóa chất
Dụng cụ:
Ống nghiệm
Đèn cồn
Đồ kẹp ống nghiệm
Pipet
Hóa chất:
Dung dịch AgNO3 0.1M
Dung dịch NH4OH 10%
Dung dịch formadehyde 40%
II.6.2. Tiến hành thí nghiệm
Nhỏ vào ống nghiệm 5 giọt AgNO3 0.1M rồi lại nhỏ thêm 5 giọt dung dịch
NH4OH 10%, quan sát thấy xuất hiện kết tủa màu nâu sẫm của Ag2O
Phương trình phản ứng
2AgNO3 + 2 NaOH Ag2O + H2O + 2NaNO3
Sau đó ta cho vào ống nghiệm 5 giọt formandehyde 40% , đun trên ngọn lửa
đèn cồn.
Chú ý: dùng kẹp kẹp ống nghiệm và hơ trên ngọn lửa cho đều tay, tránh để
đáy ống nghiệm một chỗ trên ngọn lửa vì như vậy sẽ làm bể ống nghiệm.
Khi nhiệt độ lên khoàng 50oC, ta thấy có hiện tượng bạc bám lên thành ống
nghiệm, ánh bạc rất sáng.
Phương trình phản ứng
Ag2O + HCHO NH3 HCOOH + 2 Ag
II.6.3. Nhận xét
Ngoài những tính chất vừa khảo sát ở trên, Ag+ còn có một tính chất đặc
biệt nữa, đó chính là tính oxi hóa. Phản ứng trên được gọi là phản ứng tráng
gương vì khi kim loại bạc vừa sinh ra bám lên thành chất nền tạo nên bề mặt
sáng ánh kim trông như một tấm gương.
Recommended