Bao Cao Thuc Hanh Dai Hoc Dai Hoc Full

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

- 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 m1, có thể tích là V thu được ở trên

theo phương trình khí lý tưởng.

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


Lắp dụng cụ như hình vẽ. Trộn kĩ KClO3 và MnO2 cho vào ống nghiệm, ghi khối lượng m1

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:

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:

- Tính

- Tính khối lượng phân tử của oxi

- Tính sai số phần trăm

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:

- Chiều cao cột nước h = 175 mm

- Nhiệt độ T = 3040K, f = 33,69 mmHg, Pkk = 727 mmHg

- Tính

- Tính khối lượng phân tử của oxi

Khối lượng nguyên tử Mg = ĐMg.n = 11,843.2 = 23,686(g)

- Tính sai số phần trăm

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 2800C, 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 2800C 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

(160+18n)g 18ng

1,153g 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

(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.


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

Trộn A6 với naphtalen và sorbitol

* A6 trộn naphtalen:

Lần 1: t = 85,90C; Lần 2: t = 870C; Lần 3: t = 87,40C

* A6 trộn sorbitol

Lần 1: t = 880C; Lần 2: t = 930C; Lần 3: t = 940C

=> A6 là sorbitol

Kết quả của điểm nóng chảy chất B6:

Lần 1: t = 1340C; Lần 2: t = 1310C; Lần 3: t = 1320C

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

* B6 trộn acid acetysalicilic


* B6 trộn acid maleic


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.


Phản ứng giữa natri thiosunfat và acid clohidric xảy ra theo phương trình

Na2S2O3 + 2HCl → 2NaCl + S + SO2 + H2O

- Cho 25 ml dung dịch Na2S2O3 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 Na2S2O3 mỗi lần pha thêm nước vào

để được 25 ml dung dịch.

Lập bảng kết quả:

STT CM VHCl Vchung t(s)

1 25 ml 0 5C 5 ml 30 ml 12 0,08332 20 ml 5 ml 4C 5 ml 30 ml 12,2 0,08193 15 ml 10 ml 3C 5 ml 30 ml 14,1 0,07094 10 ml 15 ml 2C 5 ml 30 ml 27 0,03705 5 ml 20 ml 1C 5 ml 30 ml 63 0,0159

Nhận xét: nồng độ giảm → t (s) tăng. Tốc độ phản ứng giảm và ngược lại.

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.


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 VHCl Vchung t0C t(s)

1 5 ml 20 ml 5 ml 30 ml 30 82 0,01222 5 ml 20 ml 5 ml 30 ml 40 47 0,021283 5 ml 20 ml 5 ml 30 ml 50 22,4 0,04464 5 ml 20 ml 5 ml 30 ml 60 18,9 0,05295 5 ml 20 ml 5 ml 30 ml 70 11 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 FeCl3, dung dịch bão hòa KSCN, dung dịch Na2S2O3, dung

dịch CuSO4.


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 FeCl3 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 Na2S2O3. 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 Na2S2O3 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

Lần 1: Cho 1 ml dung dịch H2O2 20% quan sát sự phân hủy

Lần 2: Cho thêm vào dung dịch vài mảnh MnO2 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 MnO2 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

So sánh màu của dung dịch trong 3 ống với ống 1

STT Màu của dung dịch1 Làm mẫu so sánh Đỏ máu nhạt2 Cho thêm FeCl3 Đỏ máu đậm hơn ống 13 Cho thêm KSCN Đỏ máu ít hơn ống 24 Cho thêm KCl Nhạt hơn ống 1

VI. Thí nghiệm 6: Ảnh hưởng của nhiệt độ đến sự chuyển dịch cân bằng của NO2

Nâu, hắc độc 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%

- Khối lượng dung dịch NaCl 20% cần dùng

- 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

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.


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

trang 10

- Chọn điểm tương đương: có dư 1 giọt dung dịch NaOH, làm hồng dung dịch có chứa

phenolphtalein.


* 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



=> VNaOH = 9,5 ml

c. Tính kết quả:

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: chất khử; H2SO4: chất oxi hóa

trang 11

* H2SO4đ + kim loại

Lấy giấy quỳ tím nhúng nước vắt trên thành ống nghiệm. Khí SO2 làm đỏ giấy quỳ tím

SO2 + H2O → H2SO3

* HNO3loãng, nóng + Cu

(nâu, hắc độc)

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

Kết tủa vàng đục do tạo ra lưu huỳnh

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

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

khử oxi hóa

2Cl- - 2e → Cl02

Mn+4 + 2e → Mn+2

trang 12

khử

oxi hóa

oxh 2ē khử

khử 2ē oxh

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

chất khử

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:

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

tím nâu đen


3 S+4 - 2 ē → S+6 chất khử

* Môi trường bazơ


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 + KOHtrang 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 + Cl2

0 → 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

khử oxi hóa

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

đen trắng

S-2 - 8ē → S+6 khử

2O-1 + 2ē → 2O2-2 oxi hóa

khử 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, H2O, 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

C2H5OH 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+, 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 pH < 7 pH = 7 pH >7

phenolphtalein Không màu Không màu Hồng tím

Metyl da cam Đỏ hồng Da cam Vàng

Quỳ tím Đỏ Tím 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.

(1)

(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.

(1)

(2)

Dùng phenolphtalein

Lấy ống nghiệm sạch, cho vào dung dịch NH3, 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; PbI2↓, CdS↓

trắng 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

môi trường trung tính không làm

đổi màu quỳ tím

* Na2CO3:

Na2CO3 → 2Na+ + CO32-

trang 16

→ môi trường bazơ: làm xanh quỳ tím

* AlCl3:

AlCl3 → Al3+ + 3Cl-

→ môi trường axit làm đỏ hồng giấy quỳ tím

* KCl:

KCl → K+ + Cl-

→ môi trường trung tính

* (NH4)2CO3:

→ 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:

trang 17

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.


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


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

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.


2.2 Hiện tượng – giải thích: Nhúng quỳ tím vào hóa đỏ. Nhúng đũa thủy tinh vào NH3 đặc có

khói trắng.

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

Phản ứng phụ:

3.2 Hiện tượng – giải thích: mất màu nước brom

3.3 Hiện tượng – giải thích: Sục khí etilen vào làm mất màu thuốc tím

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

3.6 Hiện tượng – giải thích: màu KMnO4 nhạt dần và xuất hiện màu đen

3.7 Hiện tượng – giải thích: xuất hiện màu vàng xám

CaC2 + H2O → CH ≡ CH + Ca(OH)2


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


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

b. 2Fe + 3Br2 → 2FeBr3

5.1 Hiện tượng – giải thích: Những giọt chất lỏng ở ống 2 là etyl bromua

H2SO4 + KBr → HBr + KHSO4

Sản phẩm phụ:

5.2 Hiện tượng – giải thích: có ngọn lửa xanh


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

trang 21

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.

C6H6 + Br2 → C6H5Br + HBr



Phần 1: xuất hiện kết tủa trắng

Phần 2: kết tủa đen (bạc)

Phần 3: xuất hiện màu xanh do ion MnO42-


6.2 Hiện tượng – giải thích: Có khí H2 thoát ra, đốt nghe tiếng nổ nhỏ

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

Cho acid fucsinsunfurơ vào ống nghiệm sẽ có màu hồng tím.


trang 22

bột Fe

bột Fe

ancol bậc 1 dễ bị oxi hóa bởi dung dịch KMnO4 trong môi trường axit. Sản phẩm sinh ra là

andehit, sau đó thành acid tương ứng

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.

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).


xanh

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

6.7 Hiện tượng – giải thích: Khi đun nóng mạnh, kalihidrosunfat KHSO4 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 K2SO4 và 5 – 6 giọt

H2SO4 đặc, sau đó mới nhỏ glixerin vào hỗn hợp. Glixerin bị loại nước nhờ K2S2O7 tạo ra

nhiều sản phẩm, trong đó có acrolein CH2=CH– CH=O (andehit acrilic).

trang 23

Acrolein có mùi hắc, tác dụng với axit fucsinsunfurơ cho sản phẩm cộng có màu hồng.


Trước tiên ancol phản ứng với H2SO4 đặc

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

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

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.

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 FeCl3 tạo ra các phenolat phức

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.


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.

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

Khi cho axit nitric vào sẽ xảy ra phản ứng nitro hóa vào vị trí ortho và thay thế hai nhóm

sunfo bằng 2 nhóm nitro


phenolphtalein

Axit H2SO4 đặc (hoặc ZnCl2 khan) là chất tách nước trong phản ứng ngưng tụ phenolphtalein

được tạo ra ở dạng tinh thể không màu.

Trong môi trường bazơ phenolphtalein không màu chuyển thành anion có màu đỏ thẩm (do

có cấu tạo quinoit và hệ liên hợp trong toàn phân tử)

Khi cho dư bazơ anion OH- kết hợp với nguyên tử cacbon chứa liên kết đôi (ngoài vòng

thơm) tạo ra anion (III) không màu (do mất cấu tạo quinoit và không còn hệ liên hợp trong

toàn bộ phân tử.

Khi axit hóa từ từ, những biến đổi về màu sẽ xảy ra theo trật tự ngược lại.


HgO + H2SO4 → HgSO4 + H2Otrang 26

Chất xúc tác HgSO4 cộng vào liên kết ba của axetilen tạo ra sản phẩm trung gian ít tan, Sản

phẩm này phản ứng với nước cho axetadehit.


Axeton được chưng cất sang ống nghiệm hứng, làm tăng thể tích dung dịch.

Nhận ra axeton nhờ phản ứng tạo ra iodofom (kết tủa vàng). Nhận ra sản phẩm phụ là

Na2CO3.

Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O


Fucsin (I) là dẫn xuất của triphenylmetan có màu đỏ, vì trong phân tử có cấu tạo quinoit. Khi

cộng với axit sunfurơ và anhidricsunfurơ, fucsin tạo ra axit fucsin sunfurơ (II) không màu, vì

không còn cấu tạo quinoit trong phân tử.

Andehit cộng với axit fucsin sunfurơ tạo ra sản phẩm (III) có cấu tạo quinoit trong phân tử,

do đó sản phẩm lại xuất hiện màu. Sắc thái của màu phụ thuộc cấu tạo của andehit. Thí dụ

fomandehit cho sản phẩm có màu tím, axetandehit cho sản phẩm có màu tím hồng.

trang 27

Khi cho dư axit vô cơ vào dung dịch có màu thì cả fucsin cũng như sản phẩm cộng của

andehit với axit fucsinsunfurơ đều mất màu, trừ trường hợp sản phẩm cộng của andehit

fomic. Nguyên nhân của sự mất màu là do đã xảy ra quá trình phân giải sản phẩm cộng của

andehit với axit fucsin sunfurơ, nhóm amino được giải phóng vào tạo muối với axit. Sự tạo

muối ở hai hoặc ba nhóm amino của fucsin dẫn tới hiện tượng mất màu do mạch liên hợp bị

phá vỡ. Riêng trường hợp fomandehit còn giữ được màu do sản phẩm cộng với axit fucsin

sunfurơ bền vững hơn. Vì vậy phản ứng màu của axit fucsin sunfurơ với andehit. Sau đó cho

thêm axit vô cơ mạch cũng cho phép phân biệt fomadehit với các andehit khác.

Phản ứng với axit fucsin sunfurơ khá nhạy và đặc trưng cho các andehit.


AgNO3 + 3NH3 + H2O → [Ag(NH3)2]OH + NH4NO3

Phản ứng xảy ra nhanh, đặc trưng cho andehit nên được dùng để nhận biết andehit.

7.5 Hiện tượng – giải thích: Quan sát hiện tượng biến đổi từ màu xanh nhạt sang màu vàng

rồi màu đỏ.

CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

màu xanh da trời

vàng

đỏ


trang 28

Thuốc thử feling tan trong nước, dễ phản ứng với andehit


(kết tủa)

Sản phẩm dễ tan trong nước, chỉ kết tủa dưới dạng tinh thể trong dung dịch bão hòa NaHSO3.

Metyletylxeton có phản ứng, dietylxeton không phản ứng vì hai gốc C2H5 có thể tích lớn gây

ra hiện tượng che khuất nhóm cacbonyl.


Dinitrophenylhidrazin khó tan trong nước, ở dạng muối dễ tan hơn. Trong nước, muối bị thủy

phân cho 2,4dinitrophenylhidrazin và HCl (HCl còn là chất xúc tác cho phản ứng)


2C6H5CH=O + KOH → C6H5COOK + C6H5CH2OH

C6H5COOK + HCl → C6H5COOH + KCl

Rượu bezylic bị oxi hóa thành andehit benzoic, sau đó thành axit benzoic. Hòa tan

andehitbenzoic, rượu benzylic và hạn chế độ tan của kalibenzoat.


* Axit axetic làm đỏ metyl da cam, làm hồng quỳ xanh không làm thay đổi màu của

phenolphtalein.

2CH3COOH + Mg → Mg(CH3COO)2 + H2 cháy với ngọn lửa xanh

trang 29

2CH3COOH + CuO → Cu(CH3COO)2 + H2O sẽ có màu xanh xuất hiện

2CH3COOH + Na2CO3 → 2CH3COONa + CO2 + H2O

Đưa ngọn lửa lại gần miệng ống nghiệm ngọn lửa sẽ tắt trong ống nghiệm có hiện tượng sủi

bọt do tạo ra CO2


HCOOH + NaOH → HCOONa + H2O


Axit oxalic có tính khử, nó bị oxi hóa hoàn toàn bởi dung dịch KMnO4 trong môi trường axit.


a. nước brom mất màu


Sắt (III) clorua phản ứng với natri axetat cho sắt (III) axetat. Muối axetat vừa sinh ra lập tức

bị thủy phân không hoàn toàn, tạo ra hợp chất phức tan có màu đỏ sẩm

[Fe3(OH)2(CH3COO)6]+Cl- (sắt bazơ hexaaxetat clorua). Khi đun nóng phản ứng thủy phân

xảy ra tiếp, ion sắt được tách ra hoàn toàn ở dạng kết tủa Fe(CH3COO)2OH (sắt bazơ axetat).

3CH3COONa + FeCl3 → Fe(CH3COO)3 + 3NaCl

Fe(CH3COO)3 + H2O → Fe(CH3COO)2OH + CH3COOH

Phản ứng thủy phân sắt (III) axetat được dùng để nhận biết anion axetat và để tách bỏ ion sắt

(III) ra khỏi dung dịch. Anion fomiat (HCOO-) và anion propionat cũng có các phản ứng

tương tự với sắt (III) clorua.


Để làm rõ vai trò xúc tác của axit trong phản ứng este hóa chỉ cho axit sunfuric vào ống 1,

ống 2 so sánh.


trang 30


Khi không có chất xúc, phản ứng thủy phân este coi như không xảy ra. Trong môi trường axit

phản ứng thủy phân este xảy ra chậm, phản ứng thuận nghịch.

Trong môi trường kiềm, phản ứng thủy phân xảy ra nhanh nhất, phản ứng một chiều


Phản ứng theo cơ chế cộng nucleophin AN, tính nucleophin của tác nhân giảm theo thứ tự

sau: OH- > C2H5OH > H2O

Ngoài etylaxetat còn có axit axetic. Axit axetic hòa tan este, do vậy phải trung hòa axit axetic

để este thành lớp.


Chất béo không tan trong dung dịch kiềm, Glixerin tan trong nước, các muối natri của các

axit béo cao (xà phòng) tạo dung dịch keo trong nước. Nước muối hạn chế độ tan của xà

phòng, tăng tỉ khối, dung dịch nổi lên.


ống 1: không tan dầu thực vật nổi lên

ống 2: tan tạo nhũ tương do xà phòng làm giảm sức căng bề mặt của giọt dầu.


2C17H35COONa + CaCl2 → (C17H35COO)2Ca + 2NaCl

2C15H31COONa + Pb(CH3COO)2 → Pb(C15H31COO)2 + 2CH3COONa

2C15H31COONa + CuSO4 → Cu(C15H31COO)2 + Na2SO4

ống 1: muối canxi của các axit béo cao không tan nổi lên mặt dung dịch.

ống 2: tương tự

trang 31

ống 3: tương tự


Khi đun nóng với dung dịch axit vô cơ mạnh, các axit béo cao được tách ra từ xà phòng, tạo

thành lớp dầu nổi lên trên. Khi để nguội chúng đông đặc thành khối.




a. Các amin có tính bazơ, trong nước chúng tạo ra các ankylamoni hidroxit, vì vậy làm hồng

phenolphtalein

CH3NH2 + H2O → [CH3N+H3]OH-

b. Đồng sunfat phản ứng với dung dịch amin. Đầu tiên tạo ra kết tủa xanh của Cu(OH)2

2[CH3N+H3]OH- + CuSO4 → Cu(OH)2 + [CH3N+H3]2SO42-

Khi có dư amin, kết tủa Cu(OH)2 bị hòa tan, vì tạo ra hợp chất phức tan màu xanh tím.

4[CH3N+H3]OH- + Cu(OH)2 → [Cu(CH3NH2)4](OH)2 + 4H2O

c. Muối sắt (III) phản ứng với dung dịch amin cho kết tủa Fe(OH)3 màu nâu.

3[CH3N+H3]OH- + FeCl3 → Fe(OH)3 + 3[CH3NH3)+Cl-

d. Khi có dư kiềm, các amin bậc nhất (amin mạch hở, vòng thơm) phản ứng với clorofom tạo

ra isonitrin

Isonitrin bị thủy phân trong môi trường axit

e. Metylamin phản ứng với khí HCl tạo ra muối rắn metylamoniclorua, một phần muối này

khuếch tán ra như sương mù

CH3NH2 + HCl → [CH3 – N+H3]Cl-

g. Khi phản ứng với axit nitrơ, các amin bậc nhất mạch hở tạo ra ancol tương ứng và giải

phóng ra nitơ

NaNO2 + CH3COOH → HNO2 + CH3COONa

CH3NH2 + HNO2 → CH3OH + N2 + H2O


trang 32

Trong phòng thí nghiệm, anilin được điều chế bằng phương pháp khử nitro benzen nhờ hỗn

hợp khử Fe và HCl hoặc Sn và HCl.

2C6H5NO2 + 3Sn + 4HCl → 2[C6H5N+H3]Cl- + 3SnCl4 + 4H2O

phenyl amoni clorua

Anilin sinh ra ở dạng muối phenyl amoni clorua, để tách anilin ra cần kiềm hóa

[C6H5N+H3]Cl- + NaOH → C6H5NH2 + NaCl + H2O

Cần cho dư kiềm để phân tách muối kép SnCl4.2C6H5NH2.2HCl và để chuyển thiết hidroxit

thành stanat.


Anilin có tính bazơ yếu, không làm xanh giấy quỳ đỏ ít tan trong nươc tạo thành nhũ tương

khi lắc với nước. Khi phản ứng với dung dịch axit HCl, nhũ tương của anilin chuyển thành

chất lỏng đồng nhất (do tạo ra muối tan trong nước)

C6H5NH2 + HCl → C6H5NH3Cl

Khi phản ứng với bazơ mạnh, anilin bị đẩy ra khỏi muối của nó.

C6H5NH3Cl + NaOH → C6H5NH2 + NaCl + H2O

Dung dịch trở lại dạng nhũ tương đục

Tương tự như trên khi cho anilin phản ứng với dung dịch axit sunfuric

C6H5NH2 + H2SO4 → C6H5N+H3HSO4-

C6H5N+H3HSO4- + 2NaOH → C6H5NH2 + Na2SO4 + H2O


Anilin rất dễ bị oxi hóa và tạo ra sản phẩm có màu. Sản phẩm của phản ứng oxi hóa bởi

anilin bởi kali bicromat là “đen anilin”


Anilin rất dễ tham gia phản ứng brom hóa. Phản ứng xảy ra ngay trong dung dịch loãng,

không cần xúc tác tạo ra 2,4,6-tribrom anilin


Trước hết anilin phản ứng với axit sunfuric cho muối hidro sunfat anilin (I). Khi đun nóng,

muối (I) bị tách nước tạo ra axit phenyl sunfamic (II). Đun nóng tiếp sẽ xảy ra hiện tượng

chuyển vị nội phân tử. Ở nhiệt độ 1800C nhóm sunfo chuyển tới vị trí para, tạo ra chủ yếu

axit sunfanilic (III)

C6H5NH2 + H2SO4 → C6H5N+H3HSO4-

trang 33

(I)

(II)

C6H5 – NH – SO3H → p – HO3S – C6H4 – NH2

Ở nhiệt độ thấp hơn 1800C còn tạo ra đồng phân ortho


NaNO2 + HCl → HNO2 + NaCl

C6H5NH2 + HCl → C6H5N+H3Cl-

Muối điazoni của các axit mạnh đều không màu, thường dễ tan trong nước, không bị thủy

phân ở nhiệt độ thấp. Giấy iot hồ tinh bột được dùng để nhận biết sự kết thúc phản ứng điazo

hóa. Iot được giải phóng ra từ kaliiotua khi đã dư axit nitrơ

2KI + 4HNO2 → I2 + 2NO + 2KNO2 + 2H2O

Iod tạo phức xanh đen với hồ tinh bột.


trang 34

Documents

Bao Cao Thuc Hanh Dai Hoc Dai Hoc Full