Thiết kế tạo hình sơ đồ chuỗi phản ứng hóa phi kim trong chương trình hóa học phổ thông (2018)

LUẬN VĂN SIÊU CẤP CHANNEL

vectorstock.com/8635874

Ths Nguyễn Thanh Tú eBook Collection DẠY KÈM QUY NHƠN DISSERTATION PHÁT TRIỂN NỘI DUNG

Thiết kế tạo hình sơ đồ chuỗi phản ứng hóa phi kim trong chương trình hóa học phổ thông (2018) PDF VERSION | 2018 EDITION ORDER NOW / CHUYỂN GIAO QUA EMAIL TAILIEUCHUANTHAMKHAO@GMAIL.COM Tài liệu chuẩn tham khảo Phát triển kênh bởi Ths Nguyễn Thanh Tú Đơn vị tài trợ / phát hành / chia sẻ học thuật : Nguyen Thanh Tu Group Hỗ trợ trực tuyến Fb www.facebook.com/DayKemQuyNhon Mobi/Zalo 0905779594

TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC ******

ĐÀO THU HÀ

THIẾT KẾ TẠO HÌNH SƠ ĐỒ CHUỖI PHẢN ỨNG HÓA PHI KIM TRONG CHƢƠNG TRÌNH HÓA HỌC PHỔ THÔNG

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC Chuyên ngành : Hóa Vô cơ

Hà Nội, 2018

TRƢỜNG ĐẠI HỌC SƢ PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC ******

ĐÀO THU HÀ

THIẾT KẾ TẠO HÌNH SƠ ĐỒ CHUỖI PHẢN ỨNG HÓA PHI KIM TRONG CHƢƠNG TRÌNH HÓA HỌC PHỔ THÔNG

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC Chuyên ngành : Hóa Vô cơ

Cán bộ hƣớng dẫn

ThS. LÊ ĐÌNH TUẤN

Hà Nội, 2018

LỜI CẢM ƠN Sau một khoảng thời gian tìm tòi, nghiên cứu, khoá luận tốt nghiệp với đề tài: “Thiết kế tạo hình sơ đồ chuỗi phản ứng hoá phi kim trong chƣơng trình hóa 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 – ThS. Lê Đình Tuấn - Khoa Hóa học - Trƣờng Đại học Sƣ phạm Hà Nội 2, 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.

Mặc dù bản thân em đã hết sức cố gắng song thời gian và kinh nghiệm bản thân còn nhiều hạn chế nên 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 để đề tài của em đƣợc hoàn thiện hơn!

Em xin chân thành cảm ơn!

Hà Nội, tháng 05 năm 2018 Sinh viên

Đào Thu Hà

DANH MỤC CÁC CHỮ VIẾT TẮT

GV

Giáo viên

HS

Học sinh

Nxb

Nhà xuất bản

THPT

Trung học phổ thông

VD

Ví dụ

MỤC LỤC LỜI CẢM ƠN DANH MỤC CÁC CHỮ VIẾT TẮT MỤC LỤC MỞ ĐẦU ....................................................................................................... 1 1. Lý do chọn đề tài ........................................................................................ 1 2. Mục tiêu nghiên cứu ................................................................................... 2 3. Nhiệm vụ nghiên cứu ................................................................................. 2 4. Phạm vi nghiên cứu .................................................................................... 2 5. Giả thuyết khoa học .................................................................................... 3 CHƢƠNG 1. TỔNG QUAN .......................................................................... 4 1.1. Sơ đồ chuỗi phản ứng .............................................................................. 4 1.1.1. Khái niệm sơ đồ chuỗi phản ứng .......................................................... 4 1.1.2. Sơ đồ chuỗi phản ứng - công cụ cho dạy học tích cực .......................... 4 1.1.3. Nguyên tắc thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng ............................................ 5 1.1.4. Phƣơng pháp thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng ......................................... 6 1.2. Tóm lƣợc lý thuyết hóa phi kim trong chƣơng trình hóa học phổ thông ... 7 1.2.1. Nhóm Halogen ..................................................................................... 7 1.2.1.1. Clo ..................................................................................................... 7 1.2.1.2. Axit clohiđric ..................................................................................... 8 1.2.1.3. Hợp chất có oxi của Clo .................................................................... 9 1.2.1.4. Flo ................................................................................................... 10 1.2.1.5. Brom ............................................................................................... 11 1.2.1.6. Iot .................................................................................................... 12 1.2.2. Nhóm Oxi – Lƣu huỳnh ...................................................................... 13 1.2.2.1. Oxi .................................................................................................. 13 1.2.2.2. Ozon và hiđro peoxit ....................................................................... 14 1.2.2.3. Lƣu huỳnh ....................................................................................... 15 1.2.2.4. Hiđrua sunfua .................................................................................. 16

1.2.2.5. Hợp chất có oxi của lƣu huỳnh ........................................................ 17 1.2.3. Nhóm Nitơ - Photpho ......................................................................... 20 1.2.3.1. Nitơ ................................................................................................. 20 1.2.3.2. Amoniac và muối amoni .................................................................. 22 1.2.3.3. Axit nitric và muối nitrat ................................................................. 24 1.2.3.4. Photpho ........................................................................................... 28 1.2.3.5. Axit photphoric và muối photphat ................................................... 29 1.2.4. Nhóm Cacbon ..................................................................................... 31 1.2.4.1. Cacbon ............................................................................................ 31 1.2.4.2. Hợp chất của Cacbon ....................................................................... 32 1.2.4.3. Silic và hợp chất của Silic ................................................................ 35 CHƢƠNG 2. THIẾT KẾ SƠ ĐỒ CHUỖI PHẢN ỨNG ............................... 37 2.1. Cách thức thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng ............................................... 37 2.2. Sử dụng phần mềm Microsoft Word để thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng .. 38 CHƢƠNG 3. KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU VÀ THẢO LUẬN ....................... 44 3.1. Một số tính năng của sơ đồ chuỗi phản ứng ........................................... 44 3.1.1. Tính khái quát..................................................................................... 44 3.1.2. Tính hệ thống ..................................................................................... 45 3.1.3. Tính trực quan .................................................................................... 45 3.1.4. Tính tâm lí lĩnh hội ............................................................................. 45 3.1.5. Tính linh hoạt ..................................................................................... 46 3.2. Phƣơng thức sử dụng sơ đồ chuỗi phản ứng .......................................... 46 3.2.1. Xây dựng sơ đồ chuỗi phản ứng cho một nội dung bài học ................. 46 3.2.2. Xây dựng sơ đồ chuỗi phản ứng cho nội dung ôn tập, tổng kết kiến thức ..................................................................................................................... 47 KẾT LUẬN VÀ KHUYẾN NGHỊ ............................................................... 49 TÀI LIỆU THAM KHẢO ............................................................................ 50 PHỤ LỤC ...................................................... Error! Bookmark not defined.

MỞ ĐẦU 1. Lý do chọn đề tài Định hƣớng đổi mới phƣơng pháp dạy học đã đƣợc xác định trong Nghị quyết Trung ƣơng 2 khóa VIII (Tháng 12 – 1996) và đƣợc chế hóa trong Luật Giáo dục (2005). Luật Giáo dục, điều 28.2 đã chỉ rõ “Phƣơng pháp giáo dục phổ thông phát huy tính tích cực, tự giác, chủ động, sáng tạo của học sinh; phù hợp với đặc điểm của từng lớp học, môn học; bồi dƣỡng phƣơng pháp tự học, khả năng làm việc theo nhóm, rèn luyện kĩ năng vận dụng kiến thức vào thực tiễn, tác động đến tình cảm, đem lại niềm vui, hứng thú học tập cho học sinh”. Mục đích cuối cùng của đổi mới phƣơng pháp dạy học ở trƣờng Trung học phổ thông (THPT) là thay đổi lối dạy học truyền thụ một chiều sang dạy học theo “Phƣơng pháp dạy học tích cực”. Qua đó, giúp học sinh (HS) phát huy tính tích cực, tự giác, chủ động, sáng tạo; rèn luyện thói quen, kỹ năng tự học, tinh thần hợp tác, kỹ năng vận dụng kiến thức vào những tình huống khác nhau trong hoạt động thực tiễn; tạo niềm tin, niềm vui, hứng thú học tập.

Làm cho “học” là quá trình kiến tạo, HS tìm tòi, khám phá, phát hiện, luyện tập, khái thác và xử lý thông tin, tự mình hình thành hiểu biết, năng lực và phẩm chất.

Hóa học là môn khoa học vừa lý thuyết vừa thực nghiệm với nhiều kiến thức trừu tƣợng và đƣợc ứng dụng rộng rãi trong đời sống. Từ trƣớc đến nay, đa số HS cho rằng Hóa học là môn học khó và khô khan. Nhiều học sinh cảm thấy việc ghi nhớ phƣơng trình hóa học gặp nhiều khó khăn bởi ở THPT khối lƣợng kiến thức và số lƣợng phƣơng trình hóa học rất nhiều. Mà trong chƣơng trình đa số các bài tập trong hệ thống bài tập hóa học đều có liên quan đến phƣơng trình hóa học. Các em đã phải vất vả để ghi nhớ kiến thức nhƣng kết quả mang lại chƣa cao, các em thƣờng học bài nào biết bài đấy, học phần sau đã quên phần trƣớc và không biết liên kết các kiến thức lại với nhau, không biết vận dụng các kiến thức đã học trƣớc đó vào những phần sau. Nguyên

1

nhân chính là do các em chƣa tìm ra phƣơng pháp học tập phù hợp, chƣa có phƣơng pháp ghi nhớ kiến thức một cách hiệu quả. Từ đó dễ gây tâm lý chán nản, buông xuôi dẫn đến lỗ hổng kiến thức ngày càng rộng hơn và đến một lúc nào đó không thể lấp đƣợc.

Một trong các phƣơng pháp để giúp HS ghi nhớ, hệ thống hóa các phƣơng trình hóa học là sử dụng chuỗi phản ứng. Tuy nhiên, thực tế với những chuỗi phản ứng đơn điệu dày đặc sự chuyển hóa giữa các chất không gây đƣợc cho các em hứng thú lĩnh hội kiến thức, làm cho hiệu quả đạt đƣợc chƣa cao. Do vậy để tạo hứng thú giúp HS phát huy tính tích cực trong học tập môn Hóa học em đã lựa chọn đề tài: ““Thiết kế tạo hình sơ đồ chuỗi phản ứng hoá phi kim trong chương trình hóa học phổ thông”. Với đề tài này, em hy vọng sẽ góp phần nâng cao việc giảng dạy lý thuyết hoá vô cơ phần các nguyên tố phi kim, giúp cho HS có nền tảng kiến thức hoá học vững chắc và rèn kỹ năng viết phƣơng trình hoá học của phản ứng.

2. Mục tiêu nghiên cứu Thiết lập cách ghi nhớ tính chất hóa học của một số đơn chất, hợp chất vô cơ trong chƣơng trình phổ thông bằng các chuỗi phản ứng, đồng thời sự sắp xếp của các chuỗi này tạo thành các hình ảnh sinh động, sáng tạo nhằm kích thích hứng thú học tập cho học sinh.

3. Nhiệm vụ nghiên cứu - Xây dựng các sơ đồ chuỗi phản ứng - Thiết kế tạo hình các sơ đồ chuỗi phản ứng 4. Phạm vi nghiên cứu Chƣơng trình Hóa hữu cơ phổ thông: Một số chất vô cơ thuộc phần phi kim: các đơn chất và các hợp chất (axit, bazơ, muối,…) của Halogen, Oxi – Lƣu huỳnh, Nitơ – Photpho, Cacbon-Silic (các chất này liên quan đến chƣơng trình Hoá học lớp 10, 11 THPT) đƣợc sử dụng để thiết kế sơ đồ hoá phản ứng.

2

5. Giả thuyết khoa học Nếu thiết kế và sử dụng sơ đồ chuỗi phản ứng một cách hiệu quả sẽ có tác dụng nâng cao chất lƣợng học tập, giúp ngƣời học dễ nhớ, tổng hợp đƣợc các kiến thức đã học, nắm vững kiến thức, phát triển hứng thú, óc sáng tạo, phát huy tính tích cực, tự giác trong quá trình học.

3

CHƢƠNG 1. TỔNG QUAN 1.1. Sơ đồ chuỗi phản ứng 1.1.1. Khái niệm sơ đồ chuỗi phản ứng Sơ đồ chuỗi phản ứng là chuỗi các phản ứng thể hiện sự chuyển hóa giữa các đơn chất và hợp chất. Chuỗi phản ứng là một công cụ hữu ích trong dạy học, chúng giúp ngƣời dạy lẫn ngƣời học có thể hệ thống hóa kiến thức, tăng cƣờng khả năng ghi nhớ.

1.1.2. Sơ đồ chuỗi phản ứng - công cụ cho dạy học tích cực  Nhìn thấy “bức tranh tổng thể” của chương học Sơ đồ chuỗi phản ứng giúp HS có cái nhìn tổng thể về sự chuyển hóa, mối liên hệ giữa các đơn chất và hợp chất.  Giải quyết tốt các vấn đề Sơ đồ chuỗi phản ứng giúp HS phát hiện và giải quyết vấn đề một cách nhanh chóng, từ đó chiếm lĩnh tri thức khoa học, phát triển đƣợc tƣ duy và hình thành thế giới quan khoa học, từ đó giáo viên dễ dàng điều khiển đƣợc quá trình nhận thức của HS và giúp cho HS có thể phát huy khả năng nhớ nhanh và hiểu bài.  Chuyển tải thông tin bài học hiệu quả Chuỗi phản ứng có thể chuyển tải một lƣợng kiến thức lớn của chƣơng học qua một vài sơ đồ chuỗi phản ứng.  Kích hoạt trí sáng tạo, hỗ trợ trí nhớ Với chuỗi phản ứng, những phƣơng pháp ghi nhớ đƣợc phát huy hết tác dụng, cụ thể hơn chuỗi phản ứng có tác dụng xâu chuỗi, hệ thống sự chuyển hóa giữa các chất. Chuỗi phản ứng đƣợc thiết kế bằng những hình ảnh đầy sáng tạo, sinh động và đẹp mắt. Do đó, việc ghi nhớ kiến thức trở nên hứng thú, dễ dàng.

4

 Tiết kiệm thời gian, tạo hứng thú học tập Chuỗi phản ứng giúp dễ nhớ, nhớ lâu bởi kiến thức đƣợc tóm tắt ngắn gọn dƣới dạng các sơ đồ. Do vậy, chuỗi phản ứng giúp các em ôn tập, hệ thống hóa kiến thức một cách sinh động và hiệu quả nhất. Chuỗi phản ứng cũng giúp rèn luyện khả năng vận dụng kiến thức.

1.1.3. Nguyên tắc thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng Việc thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng hóa học dùng trong dạy học cần đảm bảo các nguyên tắc sau:  Nguyên tắc 1: Chuỗi phản ứng thiết kế phải đảm bảo bám sát mục tiêu và nội dung bài học Sơ đồ chuỗi phản ứng phải thể hiện đƣợc mục tiêu kiến thức, kĩ năng của nội dung bài học, qua đó HS có một số kiến thức cơ bản, vận dụng đƣợc vào giải quyết các vấn đề giải bài tập  Nguyên tắc 2: Đảm bảo tính chính xác, khoa học và thực tiễn Khi thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng, việc sử dụng các công thức, phƣơng trình phải đảm bảo chính xác, khoa học.  Nguyên tắc 3: Đảm bảo tính hệ thống, khắc sâu kiến thức trọng tâm Với sơ đồ chuỗi các phản ứng, kiến thức trọng tâm đƣợc thể hiện qua các phƣơng trình một cách rõ ràng tạo nên một hệ thống toàn vẹn về những kiến thức, kĩ năng mà HS cần nắm vững về chủ đề bài học.  Nguyên tắc 4: Đảm bảo tính sư phạm và tính đặc trưng của bộ môn Khi thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng phải lựa chọn nội dung kiến thức phù hợp với đặc điểm lứa tuổi và trình độ của HS.  Nguyên tắc 5: Đảm bảo khả năng phát triển tư duy cho HS Khi tự thiết kế và hoàn thành sơ đồ chuỗi phản ứng HS sẽ đƣợc rèn luyện kĩ năng thu thập và xử lí thông tin, phát triển trí nhớ, trí tƣởng tƣợng, tƣ duy logic và tƣ duy sáng tạo.

5

 Nguyên tắc 6: Đảm bảo tính thẩm mĩ và nghệ thuật Hình thức thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng phải sinh động, sáng tạo, có thể kết hợp hài hòa các màu sắc, hình ảnh đặc trƣng thể hiện tính thẩm mĩ, năng khiếu nghệ thuật, cá tính và nét độc đáo của ngƣời xây dựng.

1.1.4. Phương pháp thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng Sơ đồ chuỗi phản ứng tạo ra một “bức tranh tổng thể” mô tả nội dung mối liên hệ, chuyển hóa giữa các chất một cách đầy đủ và rõ ràng.

Việc thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng có thể đƣợc thực hiện thủ công trên một tờ giấy hoặc sử dụng phần mềm.

Các phần mềm có thể sử dụng để thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng: Word, ChemDraw Ultra,…  Phần mềm Microsoft Word  Ƣu điểm  Dễ dàng cài đặt  Giao diện quen thuộc  Thao tác dễ dàng  Nhƣợc điểm  Tiểu tiết, mất thời gian  Không vẽ đƣợc hình vẽ phức tạp  Phần mềm ChemDraw Ultra  Ƣu điểm  Vẽ đƣợc nhiều loại hình, từ đơn giản đến phức tạp.  Hình vẽ đẹp, đƣờng nét cân xứng.  Nhƣợc điểm  Cài đặt và thao tác khó khăn

6

1.2. Tóm lƣợc lý thuyết hóa phi kim trong chƣơng trình hóa học phổ thông 1.2.1. Nhóm Halogen 1.2.1.1. Clo * Tính chất hóa học: Clo là phi kim hoạt động mạnh - Tác dụng với kim loại: Clo oxi hóa đƣợc hầu hết các kim loại .

0

0

+1

-1

+3

-1

2 Na + Cl2   2 Na Cl 0

0

2Fe + 3Cl2   2FeCl3 0

0

+2

-1

Cu + Cl2   Cu Cl2

- Tác dụng với hiđro 0

0

+1 -1

H 2 (k) + Cl2 (k)   2HCl(k) - Tác dụng với nƣớc: 0

-1

Cl2 + H 2O

HCl

+1

+

Axit clohiđric

HClO Axit hipoclorơ

Axit hipoclorơ có tính oxi hóa mạnh, nó phá hủy các chất màu, vì thế clo ẩm có tác dụng tẩy màu - Tác dụng với dung dịch kiềm, kiềm thổ + Với dung dịch kiềm đậm đặc, nóng 70 C 3Cl2 + 6KOH    KClO3 + 5KCl + 3H 2O o

+ Với dung dịch kiềm loãng, nguội

Cl2 + 2NaOH   NaCl + NaClO + H2O 2Cl2 + 2Ca(OH)2   CaCl2 + Ca(ClO)2 + H2O Cl2 + Ca(OH)2 r¾n   CaOCl 2 + H2O - Tác dụng với muối của các halogen khác: Halogen mạnh hơn đẩy halogen yếu hơn ra khỏi dung dịch muối của nó

Cl2 + 2NaBr   2NaCl + Br2 7

Cl2 + 2KI   2KCl + I 2 - Tác dụng với một số chất khử khác: 0

+4

-1

+6

Cl2 + H 2O + SO2   HCl + H 2 SO4 0

+2

+3

Cl2 + 2FeCl2   2FeCl3 0

0

+5

-1

5Cl2 +Br 2 +6H 2O   2HBr O3 +10HCl * Điều chế - Trong phòng thí nghiệm: + Nguyên tắc: Oxi hóa ion Cl- thành Cl2 + Phƣơng pháp: Dùng chất oxi hóa mạnh oxi hóa HCl đặc t MnO2 + 4H2O   MnCl2 + 2H2O + Cl2  o

2KMnO4 + 16HCl   2KCl + 2MnCl2 + 8H2O + 5Cl2 

2KClO3 + 6HCl   KCl + 3H2O + 3Cl2  - Trong công nghiệp: Phƣơng pháp điện phân ñpcmn 2NaCl + 2H2O   H2 

+

Cl2  + 2NaOH

1.2.1.2. Axit clohiđric * Tính chất hóa học - Axit clohiđric là một axit mạnh, có đầy đủ tính chất của một axit: phản ứng với kim loại (trƣớc H trong dãy điện hóa), oxit kim loại, bazơ, oxit bazơ, muối của axit yếu hơn.

Fe + 2HCl   FeCl2 + H2 

CuO + 2HCl   CuCl2 + H2O Mg(OH)2 + 2HCl   MgCl2 + 2H2O CaCO3 + 2HCl   CaCl2 + H2O + CO2  - Tính khử của HCl: +6

-1

+3

0

K 2 Cr2 O7 + 14HCl   2KCl + 2Cr Cl3 + 7H 2O + 3Cl2  8

+4

-1

+2

0

Mn O2 + 4HCl   Mn Cl2 + 2H 2O + Cl2 

2HCl + CaOCl2  CaCl2 + Cl 2  + H2O * Điều chế - Trong phòng thí nghiệm: <250 C NaCl + H2SO4   NaHSO4 + HCl  o

>400 C 2NaCl + H2SO4   Na 2SO4 + 2HCl  o

- Trong công nghiệp: a/s H2 + Cl2   2HCl

1.2.1.3. Hợp chất có oxi của Clo Nƣớc Gia-ven, clorua vôi, muối clorat: * Nƣớc Gia-ven - Điều chế: 0

2NaOH + Cl2  

-1

Na Cl

+1

+

Natri clorua 

Na ClO

+

H 2O

 natri hipoclorit

Nöôùc Gia-ven

- Là muối của một axit rất yếu, natri hipoclorit trong nƣớc Gia-ven dễ tác dụng với cacbon đioxit của không khí tạo thành axit hipoclorơ.

NaClO + CO2 + H2O   NaHCO3 + HClO - Do có tính oxi hóa mạnh, axit hipoclorơ có khả năng sát trùng, tẩy trắng sợi, vải, giấy,... * Clorua vôi - Khi cho khí clo tác dụng với vôi tôi hoặc sữa vôi ở 30oC, ta thu đƣợc clorua vôi:

Ca(OH)2 + Cl 2

  CaOCl 2 + H 2O clorua v«i

9

- Công thức cấu tạo của Clorua vôi là :

Ca

O

- Clorua vôi là chất bột màu trắng , tác dụng với axit HCl giải phóng khí clo

CaOCl2 + 2HCl   CaCl2 + Cl2  + H2O - Trong không khí ẩm, clorua vôi tác dụng với cacbon đioxit sinh ra axit hipoclorơ

2CaOCl2 + CO2 + H2O   CaCO3 + CaCl2 + 2HClO * Muối clorat - Điều chế: Cho khí clo tác dụng với dung dịch kiềm nóng t 3Cl2 + 6KOH   5KCl + KClO3 + 3H 2O o

Kaliclorat còn đƣợc điều chế bằng cách điện phân dung dịch KCl 25% ở nhiệt độ 70-75oC. - Tính chất : + Muối clorat bị nhiệt phân theo 2 hƣớng: t Không có xúc tác: 2KClO3   2KCl + 3O2 o

t  KCl + 3KClO4 Có xúc tác: 4KClO3  MnO o

2

+ Muối clorat đƣợc dùng làm thuốc nổ, diêm, điều chế O2,…

2KClO3 + 2S + C   2KCl + 2SO2  + CO2 

6P + 5KClO3   3P2O5 + 5KCl 1.2.1.4. Flo * Tính chất - Flo là chất oxi hóa cực mạnh, oxi hóa đƣợc cả vàng và platin.

- Tác dụng với hầu hết phi kim trừ oxi và nitơ.

- F2 bốc cháy với H2 trong bóng tối

H2 (k) + F2 (k)   2HF(k) - F2 giải phóng đƣợc O2 từ H2O 10

2F2 + 2H2O   4HF + O2 

* Một số hợp chất của flo - Hiđro florua và axit flohiđric Vì phản ứng của flo với hiđro quá mãnh liệt nên phƣơng pháp duy nhất để điều chế hiđro florua là cho canxi florua tác dụng với axit sunfuric đặc ở 250oC: CaF2 + H2SO4 ®Æc   CaSO4 + 2HF

Tính chất đặc biệt của axit flohiđric là tác dụng với silic đioxit:

SiO2 + 4HF   SiF4 + 2H2O Silic tetraflorua - Hợp chất của flo với oxi Oxi florua (OF2) đƣợc điều chế bằng cách cho flo qua dung dịch NaOH loãng (khoảng 2%) và lạnh:

2F2 + 2NaOH   2NaF + H2O + OF2 1.2.1.5. Brom * Tính chất - Với hiđro, brom có phản ứng khi đun nóng (không gây nổ), phản ứng cũng tỏa nhiệt nhƣng ít hơn so với phản ứng của clo 0

0

+1

H2(k) + Br 2(k)

-1

2HBr (k)

- Brom oxi hóa đƣợc ion I  0

-1

-1

0

Br2 + 2Na I   2Na Br + I 2 - Brom tác dụng với nƣớc tƣơng tự clo nhƣng khó khăn hơn 0

-1

Br2 + H 2O

+1

H Br + H Br O

- Brom thể hiện tính khử khi tác dụng với chất oxi hóa mạnh 0

0

+5

-1

Br2 + 5Cl2 + 6H2O   2HBr O3 + 10HCl Axit bromic * Một số hợp chất của brom 11

- Hiđro bromua và axit bromhiđric + Để điều chế hiđro bromua, ngƣời ta thủy phân photpho tribromua

Br2 + 5Cl2 + 6H2O   2HBrO3 + 10HCl + Tính khử của HBr: -1

+6

0

+4

2HBr + H 2 SO4   Br2 + SO2  + 2H 2O + Dung dịch HBr không màu, để lâu trong không khí trở nên có màu vàng nâu vì bị oxi hóa (dung dịch HF và HCl không có phản ứng này): -1

0

0

-2

4H Br + O2   Br2 + 2H 2 O - Hợp chất chứa oxi của brom 0

+ Axit hipobromơ (HBrO): Br2 + H 2O

-1

+1

H Br + H Br O

+ Axit bromic (HBrO3) đƣợc điều chế bằng cách dùng nƣớc clo oxi hóa brom.

Brom cũng tạo đƣợc axit pebromic (HBrO4).

1.2.1.6. Iot * Tính chất - Iot cũng là một chất oxi hóa mạnh nhƣng kém brom. Nó oxi hóa đƣợc nhiều kim loại nhƣng phản ứng chỉ xảy ra khi đun nóng hoặc có chất xúc tác.

0

+3 -1

xt,H O 3I2 + 2Al   2Al I 3 2

Chú ý: Fe khi phản ứng với I2 không tạo ra đƣợc Fe(III) mà I2 chỉ có thể oxi hóa Fe thành Fe(II) do tính oxi hóa của I2 yếu hơn tính oxi hóa của Br2, Cl2 0

0

+2 -1

xt,H O I2 + 2Fe   2Fe I 2 2

- Iot chỉ oxi hóa đƣợc hiđro ở nhiệt độ cao và có mặt chất xúc tác, là phản ứng thu nhiệt: 0

0

H 2 (k) + I2 (r)

+1 +1

2H I (k) ; H  51,88kJ

* Một số hợp chất của iot - Hiđro iotua và axit iothiđric

12

+1 +1

0

0

+ Hiđro iotua (HI) kém bền với nhiệt: 2H I   H2 + I2 + Hiđro iotua có tính khử mạnh, mạnh hơn cả hiđro bromua. HI có thể khử axit sunfuric đặc thành H2S, khử muối sắt (III) thành muối sắt (II): -1

+6

-2

0

2H I + H 2 SO4   H 2 S + 4I 2 + 4H 2O -1

+3

+2

0

2H I + 2FeCl3   2FeCl2 + I 2 + 2HCl - Một số hợp chất khác: Khi cho dung dịch muối iotua tác dụng với clo hoặc brom, iotua bị oxi hóa: -1

0

-1

0

-1

0

-1

0

2Na I + Cl2   2Na Cl + I 2 2Na I + Br2   2Na Br + I 2 1.2.2. Nhóm Oxi – Lưu huỳnh 1.2.2.1. Oxi * Tính chất hóa học a) Tác dụng với hầu hết kim loại (trừ Au, Pt) t 4Na + O2   2Na 2O o

t 2Mg + O2   2MgO o

b) Tác dụng với phi kim (trừ halogen) t 4P + 5O2   2P2O5 o

t S + O2   SO2 o

c) Tác dụng với hợp chất t C2H5OH + 3O2   2CO2 + 3H 2O o

t 2H2S + 3O2   2SO2 + 3H2O o

* Điều chế khí oxi - Trong phòng thí nghiệm: Khí oxi đƣợc điều chế bằng cách đun nóng những hợp chất giàu oxi và dễ bị phân hủy ở nhiệt độ cao nhƣ KMnO4 và KClO3

13

t 2KMnO4   K 2MnO4 + MnO2 + O2  o

t 2KClO3   2KCl + 3O2  o

xuùc taùc MnO 2H2O2   2H2O + O2  2

- Trong công nghiệp: Oxi đƣợc sản xuất từ không khí và từ nƣớc + Chƣng cất phân đoạn không khí lỏng + Điện phân nƣớc (nƣớc có hòa tan chất điện li, nhƣ H2SO4 hoặc NaOH để tăng tính dẫn điện của nƣớc) Ñieän phaân H2O   H2 + O2

1.2.2.2. Ozon và hiđro peoxit * Tính chất hóa học của ozon - O3 có trên tầng cao khí quyển và đƣợc tạo thành theo phản ứng UV 3O2   2O3

- O3 là một trong những chất có tính oxi hóa rất mạnh và mạnh hơn O2.

- O3 oxi hóa hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt). Ở điều kiện bình thƣờng, O2 không oxi hóa đƣợc Ag, nhƣng O3 oxi hóa đƣợc Ag thành Ag2O

2Ag + O3   Ag 2O + O2  - O3 tác dụng dung dịch KI 2KI + O3 + H2O   I2 + 2KOH + O2 

* Tính chất hóa học của hiđro peoxit - H2O2 dễ bị phân hủy khi có mặt chất xúc tác MnO 2H2O2   2H2O + O2  2

- H2O2 vừa có tính oxi hóa, vừa có tính khử. + Tính oxi hóa -1

+3

-2

+5

H2 O2 + K NO2   H 2 O + K NO3 -1

-1

0

-2

H2 O2 + 2K I   I 2 + 2K OH + Tính khử 14

+1

-1

0

0

Ag 2 O + H2 O2   2Ag + H 2O + O2 +1

+7

+2

0

5H2 O2 + 2K Mn O4 + 3H2SO4   2MnSO4 + 5O2  + K 2SO4 + 8H2O 1.2.2.3. Lưu huỳnh * Tính chất hóa học của lƣu huỳnh - Lƣu huỳnh tác dụng với kim loại và hiđro + Lƣu huỳnh tác dụng cùng lúc với nhiều kim loại và hiđro ở nhiệt độ cao, sản phẩm là muối sunfua hoặc hiđro sunfua 0

0

+3

-2

2Al + 3S   Al2 S3 0

0

+1 -2

H2 + S   H2 S + Lƣu huỳnh tác dụng với thủy ngân ở nhiệt độ thƣờng tạo muối thủy ngân (II) sunfua: 0

0

+2 -2

Hg + S   HgS to

- Lƣu huỳnh tác dụng với phi kim + Ở nhiệt độ thích hợp, lƣu huỳnh tác dụng đƣợc với một số phi kim nhƣ oxi, clo, flo: 0

0

+4 -2

S + O2   S O2 0

0

+6 -1

S + 3F2   S F6

+ Trong những phản ứng với phi kim, số oxi hóa của nguyên tố S tăng từ 0 đến +4 hoặc +6, S thể hiện tính khử. * Sản xuất lƣu huỳnh - Khai thác lƣu huỳnh bằng phƣơng pháp Frasch - Sản xuất lƣu huỳnh từ hợp chất + Đốt H2S trong điều kiện thiếu không khí: t 2H2S + O2   2H2O + S o

+ Dùng H2S khử SO2: 15

t 2H2S + SO2   2H2O + 3S o

1.2.2.4. Hiđrua sunfua * Tính chất hóa học - Tính axit yếu + Hiđro sunfua tan trong nƣớc tạo thành dung dịch axit rất yếu, có tên là axit sunfuhiđric (H2S). + Axit sunfuhiđric tác dụng với kiềm tạo nên hai loại muối: muối trung hòa (Na2S) và muối axit (NaHS).

H2S + 2NaOH   Na 2S +H2O H2S + NaOH   NaHS +H2O - Tính khử mạnh + Dung dịch axit sunfuhiđric tiếp xúc với không khí, nó dần trở nên vẩn đục màu vàng.

-2

0

0

t 2H2 S + O2   2H 2O + 2S  o

+ Ở nhiệt độ cao, H2S cháy trong không khí với ngọn lửa màu xanh nhạt -2

0

+4

t 2H2 S + 2O2   2H 2O + 2 S O2 o

+ Clo có thể oxi hóa H2S thành H2SO4 -2

0

+6

-1

t 2H2 S + 4Cl2   4H 2O + 4H 2 S O4 + 8HCl o

- Trong phòng thí nghiệm điều chế bằng phản ứng sau:

FeS + 2HCl   FeCl2 + H2S  * Tính chất của muối sunfua - Ngoại trừ muối sunfua của kim loại nhóm IA, IIA (trừ Be), amoni (VD: Na2S, K2S, BaS, (NH4)2S) tan,các muối sunfua còn lại đều ít tan trong nƣớc.

Do đó, có thể dùng muối Pb2+, Cu2+ để phát hiện H2S.

Pb2+ + H2S   PbS  + 2H+

16

- Một số muối sunfua không tan có màu đặc trƣng: CdS màu vàng; CuS, FeS, Ag2S,… màu đen, ZnS màu trắng, MnS màu hồng.

- Nhận biết H2S và sunfua tan thƣờng dùng thuốc thử: (CH3COOH)2Pb, Pb(NO3)2, CdSO4 (tạo PbS đen, CdS vàng).

- Muối sunfua (S2-) và hiđrosunfua (HS-) tan đƣợc trong nƣớc đều bị thủy phân.

Na 2S + H2O

NaOH + NaHS

Al2S3 + 6H2O

2Al(OH)3 + 3H2S

1.2.2.5. Hợp chất có oxi của lưu huỳnh * Tính chất hóa học của lƣu huỳnh đioxit - Lƣu huỳnh đioxit là oxit axit + SO2 tan trong nƣớc tạo thành dung dịch axit sunfurơ SO2 + H2O

H2SO3

H2SO3 là axit yếu (mạnh hơn axit sunfuhiđric) và không bền, dễ bị phân hủy tạo thành SO2 và H2O. + SO2 tác dụng với dung dịch bazơ tạo nên 2 loại muối: muối trung hòa (Na2SO3) và muối axit (NaHSO3)

SO2 + NaOH   NaHSO3 SO2 + 2NaOH   Na 2SO3 +H2O - Lƣu huỳnh đioxit vừa là chất khử và vừa là chất oxi hóa + Lƣu huỳnh đioxit là chất khử khi tác dụng với những chất oxi hóa mạnh nhƣ halogen, kali pemanganat,… +4

0

-1

+6

S O2 + Br 2 + 2H2O   2HBr + H 2 S O4 +4

+7

+6

+6

5S O2 + 2K Mn O4 + 2H2O   K 2 S O4 + 2Mn S O4 + 2H2SO4 + Lƣu huỳnh đioxit là chất oxi hóa khi tác dụng với chất khử mạnh nhƣ H2S, Mg,…

17

+4

-2

0

S O2 + 2H2 S   3S + 2H 2O

+4

0

0

+2

S O2 + 2Mg   S + 2MgO

* Điều chế lƣu huỳnh đioxit - Trong phòng thí nghiệm

Na 2SO3 + H2SO4   Na 2SO4 + H2O + SO2  - Trong công nghiệp + Đốt cháy lƣu huỳnh + Đốt quặng sunfua kim loại, nhƣ pirit sắt (FeS2) t 4FeS2 + 11O2   2Fe2O3 + 8SO2  o

* Tính chất hóa học của lƣu huỳnh trioxit - Lƣu huỳnh trioxit là oxit axit, tác dụng rất mạnh với nƣớc tạo thành axit sunfuric và tỏa nhiều nhiệt

SO3 + H2O   H2SO4 - Ngoài ra, SO3 tác dụng với oxit bazơ, bazơ tạo thành muối sunfat.

- Trong công nghiệp, SO3 đƣợc điều chế bằng cách oxi hóa SO2 ở nhiệt độ cao (450oC - 500oC) có chất xúc tác (V2O5)

2SO2 + O2

V2O5 1500 C

2SO3

* Tính chất hóa học của axit sunfuric - Tính chất của axit sunfuric loãng: Tính axit mạnh. + Làm quì tím hoá đỏ + Tác dụng với muối (điều kiện: sản phẩm kết tủa hoặc bay hơi) H2SO4 + Na 2CO3   Na 2SO4 + H2O + CO2 

+ Tác dụng với oxit bazơ hoặc bazơ → muối + H2O H2SO4 + FeO   FeSO4 + H2O H2SO4 + Fe(OH)2   FeSO4 + H2O

+ Tác dụng kim loại trƣớc hiđro: 18

H2SO4 + Fe   FeSO4 + H2 

- Tính chất của axit sunfuric đặc: + Tính oxi hóa mạnh Axit sunfuric đặc và nóng có tính oxi hóa rất mạnh, nó oxi hóa đƣợc hầu hết các kim loại (trừ Au, Pt), nhiều phi kim nhƣ C, S, P và nhiều hợp chất. +6

0

+3

+4

6H2 S O4 + 2Fe   Fe2 (SO4 )3 + 6H2O + 3S O2 +6

0

+6

+4

2H2 S O4 + Cu   Cu S O4 + 2H 2O + S O2 +6

0

+6

0

+4

+4

2H2 S O4 + C   CO2  + 2 S O2 + 2H 2O +4

2H2 S O4 + S   3S O2 + 2H 2O +6

0

+5

+4

5H2 S O4 + 2P   2H3 P O4 + 5S O2  + 2H 2O +6

-1

0

+4

2H2 S O4 + 2H I   I 2 + S O2 + 2H 2O +6

-2

+4

3H2 S O4 + 2H2 S   4 S O2 + 4H 2O Axit sunfuric đặc nguội làm một số kim loại nhƣ Fe, Al, Cr,… bị thụ động hóa. + Tính háo nƣớc: Axit H2SO4 đặc chiếm nƣớc kết tinh của nhiều muối hiđrat (muối ngậm nƣớc) hoặc chiếm các nguyên tố H và O (thành phần của nƣớc) trong nhiều hợp chất 2 4 ®Æc CuSO4 .5H2O   CuSO4 + 5H2O

H SO

* Sản xuất axit sunfuric - Sản xuất SO2: + Thiêu quặng pirit sắt (FeS2): t 4FeS2 + 11O2   2Fe2O3 + 8SO2  o

+ Đốt cháy lƣu huỳnh: t S + O2   SO2 o

- Sản xuất SO3: 19

Oxi hóa SO2 ở nhiệt độ 450oC - 500oC với chất xúc tác là V2O5 V2O5 , 450 C  2SO2 + O2  2SO3 o

- Sản xuất H2SO4: Khí SO3 đi từ dƣới lên đỉnh tháp, H2SO4 chảy từ đỉnh tháp xuống dƣới.

Dùng H2SO4 98% hấp thụ SO3 đƣợc oleum H2SO4.nSO3

H2SO4 + nSO3   H2SO4 .nSO3 Sau đó dùng lƣợng nƣớc thích hợp pha loãng oleum, đƣợc H2SO4 đặc

H2SO4 .nSO3 + nH2O   (n+1)H 2SO4 * Muối sunfat và nhận biết ion sunfat - Muối sunfat + Muối sunfat là muối của axit sunfuric. Có hai loại muối sunfat: + Muối trung hòa (muối sunfat) chứa ion sunfat SO42-. Phần lớn muối sunfat đều tan, trừ BaSO4, CaSO4, PbSO4,… không tan + Muối axit (muối hiđro sunfat) chứa ion hiđrosunfat HSO4  - Nhận biết ion sunfat Sử dụng muối tan của Bari trong môi trƣờng axit (H2SO4) tạo kết tủa trắng:

H2SO4(dd) + BaCl2(dd)   BaSO4 (r) + 2HCl(dd) Na 2SO4(dd) + BaCl2(dd)   BaSO4 (r) + 2NaCl(dd) 1.2.3. Nhóm Nitơ - Photpho 1.2.3.1. Nitơ * Tính chất hóa học a) Tính oxi hóa - Tác dụng với hiđro: 450 C   2 N H3 , H  92kJ / mol N 2 + 3H 2   Fe,P o

cao

- Tác dụng với kim loại: 20

Ở nhiệt độ thƣờng nitơ chỉ tác dụng với kim loại liti, tạo thành liti nitrua:

6Li + N 2   2Li3 N Ở nhiệt độ cao, nitơ tác dụng với một số kim loại nhƣ Ca, Mg, Al,…

3Mg + N2   Mg3 N2 2Al + N2   2AlN Trong các phản ứng với hiđro và kim loại, số oxi hóa của nitơ giảm: nitơ thể hiện tính oxi hóa. b) Tính khử Tác dụng với oxi: 0

+2

3000 C   2 NO (khí không màu); H  180kJ / mol N2 + O2   o

+2

+4

  2 NO2 (khí màu nâu đỏ) 2 NO + O2   N2 +

2 tia löûa ñieän   2NO O3   3

Chú ý: Các oxit khác của nitơ nhƣ N2O, N2O3, N2O5 không điều chế đƣợc từ phản ứng trực tiếp giữa nitơ và oxi. * Điều chế a) Trong công nghiệp: Nitơ đƣợc sản xuất bằng phƣơng pháp chƣng cất phân đoạn không khí lỏng, N2 bay ra trƣớc đƣợc nén vào bình thép. a) Trong phòng thí nghiệm Đun nóng dung dịch bão hòa muối amoni nitrit.

NH4 NO2   N2  + 2H2O  N2  + NaCl + 2H2O hay NH4Cl + NaNO2  Một số phản ứng đặc biệt khác: 350 C NH 4 NO2   N2  + o

1 O2 + 2H 2O 2

21

t N x O y + yCu   yCuO + o

x N2  2

t (NH4 )2Cr2O7   Cr2O3 + N2  + 4H2O o

y z y t t Cx H yOz N t + (x+ + )O2   xCO2  + H 2O + N 2  4 2 2 2 o

1.2.3.2. Amoniac và muối amoni Amoniac (NH3) * Tính chất hóa học a) Tính bazơ yếu - Tác dụng với nƣớc

NH3 + H2O

NH4+ + OH-

- Tác dụng với axit

2NH3 + H2SO4   (NH4 )2SO4

NH3(k) + HCl(k)   NH4Cl(r) Phản ứng này cũng đƣợc sử dụng để nhận ra khí amoniac.

- Dung dịch amoniac phản ứng với 1 số cation kim loại (Ag+, Cu2+, Zn2+ ) tạo ion phức:

  Ag(NH3 )2  Ví dụ: Ag + + 2NH3 

+

Cu 2+ + 4NH3   Cu(NH3 )4 

2+

Zn 2+ + 4NH3    Zn(NH3 )4 

2+

b) Khả năng tạo phức Dung dịch amoniac có khả năng hòa tan hiđroxit hay muối ít tan của một số kim loại, tạo thành các dung dịch phức chất.

Cu(OH)2 + 4NH3   Cu(NH3 ) 4 (OH) 2 (màu xanh thẫm)

AgCl + 2NH3    Ag(NH3 )2 Cl

22

c) Tính khử - Tác dụng với oxi -3

0

4 NH3 + 3O2   2 N 2  + 6H 2O Khi đốt amoniac trong oxi không khí có mặt xúc tác là hợp kim platin và iriđi ở 850 - 900oC thì tạo ra khí NO và nƣớc: -3

+2

4 NH3 + 5O2   4 NO  + 6H 2O - Tác dụng với clo: -3

0

2 NH3 + 3Cl2   N 2  + 6HCl (1) NH3 sinh ra phản ứng với HCl tạo thành “khói” trắng NH4Cl nên (1) đƣợc viết: 0

8NH3 + 3Cl2   N 2  + 6NH 4Cl - Tác dụng với một số oxit kim loại.

-3

0

to

2 N H3 + 3CuO  3Cu + N 2  + 3H 2O

Phản ứng xảy ra tƣơng tự chì oxit và sắt oxit. * Điều chế a) Trong phòng thí nghiệm: - Khí amoniac đƣợc điều chế bằng cách cho muối amoni tác dụng với dung dịch kiềm đặc, nóng

2NH4Cl + Ca(OH)2   CaCl2 + 2NH3  + 2H2O - Thủy phân muối nitrua:

Ca 3 N2 + 3H2O   3Ca(OH)2  + 2NH3  AlN + 3H2O   Al(OH)3  + NH3  b) Trong công nghiệp: Amoniac đƣợc tổng hợp từ khí nitơ và khí hiđro theo phản ứng:

N2(k) + 3H2(k)

Fe,t o Pcao

2NH3(k) ,

ΔH= -92kJ/mol

23

Muối amoni * Tính chất hóa học a) Phản ứng trao đổi ion Dung dịch đậm đặc của muối amoni tác dụng với dung dịch kiềm khi đun nóng sẽ cho khí NH3 bay ra.

NH+4 + OH-   NH3  + H2O VD: (NH4 )2SO4 + 2NaOH   Na 2SO4 + 2NH3  + 2H2O

NH4Cl + KOH   KCl + NH3  + H2O b) Phản ứng nhiệt phân - Muối amoni tạo bởi axit không có tính oxi hóa khi đun nóng bị phân hủy thành amoniac và axit t NH4Cl(r)   NH3(k) + HCl(k) o

Đó là hiện tƣợng thăng hoa giả của NH4Cl, ngƣời ta dựa vào phản ứng trên để điều chế lựu đạn khói. t (NH4 )2CO3   NH3   NH4HCO3 o

t NH4HCO3   NH3  + CO2  + H2O o

- Muối amoni tạo bởi axit có tính oxi hóa nhƣ axit nitrơ, axit nitric khi bị nhiệt phân cho ra N2 hoặc N2O (đinitơ oxit) và nƣớc. t  N2  + 2H2O VD: NH4 NO2  o

210 C NH4 NO3   N2O  + 2H 2O o

1.2.3.3. Axit nitric và muối nitrat Axit nitric (HNO3) * Tính chất hóa học a) Tính axit - Dung dịch HNO3 làm quỳ tím hóa đỏ.

- Tác dụng với oxit bazơ, bazơ, muối:

24

CuO + 2HNO3   Cu(NO3 )2 + H2O Cu(OH)2 + 2HNO3   Cu(NO3 )2 + H2O CaCO3 + 2HNO3   Ca(NO3 )2 + CO2  + H2O - HNO3 rất loãng và lạnh phản ứng với kim loại tạo muối nitrat (kim loại ở mức oxi hóa thấp) và H2

Fe + 2HNO3   Fe(NO3 )2 + H2 b) Tính oxi hóa - Tác dụng với kim loại + Khi tác dụng với những kim loại có tính khử yếu nhƣ Cu, Ag,.. HNO3 đặc bị khử đến NO2, còn HNO3 loãng bị khử đến NO Cu + 4HNO3ñaëc   Cu(NO3 )2 + 2NO2  + 2H2O

3Cu + 8HNO3 loãng   3Cu(NO3 )2 + 2NO  + 4H 2O

+ Khi tác dụng với những kim loại có tính khử mạnh hơn nhƣ Mg, Zn, Al,…

HNO3 loãng bị khử đến N2O hoặc N2, và HNO3 rất loãng bị khử đến NH3 (ở dạng NH4NO3): 8Al + 30HNO3 loãng   8Al(NO3 )3 + 3N 2O  + 15H2O 5Mg + 12HNO3 loãng   5Mg(NO3 )2 + N2  + 6H2O 4Zn + 10HNO3 loãng   4Zn(NO3 )2 + NH4 NO3 + 3H2O

Al, Fe, Cr bị thụ động hóa trong dung dịch HNO3 đặc, nguội.

Hỗn hợp gồm một thể tích HNO3 đặc và 3 thể tích HCl đặc đƣợc gọi là nƣớc cƣờng toan. Nó có thể hòa tan vàng hay platin theo phản ứng:

Au + HNO3 + 3HCl   AuCl3 + NO  + 2H2O - Tác dụng với phi kim: Axit nitric đặc có thể tác dụng đƣợc với các phi kim nhƣ C, S, P,….Khi đó, các phi kim bị oxi hóa đến mức oxi hóa cao, còn HNO3 bị khử đến NO2 hoặc NO tùy theo nồng độ của axit.

25

C + 4HNO3 ®Æc   CO2  + 4NO2  + 2H 2O

S + 6HNO3 đaëc   H2SO4 + 6NO2  + 2H2O

3I2 + 10HNO3   6HIO3 + 10NO  + 2H2O - Tác dụng với hợp chất Các hợp chất nhƣ H2S, HI, SO2, FeO, muối sắt (II),… bị oxi hóa bởi dung dịch HNO3. +2

+3

3FeO + 10HNO3   3Fe(NO3 )3 + NO  + 5H2O +5

-1

+5

+2

2H NO3 + H I   H I O3 + 2 NO  + H2O -2

0

3H2 S + 2HNO3 loãng   3S + 2NO  + 4H 2O +2 -2

+5

+3

+3

+6

+2

3FeS + 12H N O3   Fe(NO3 )3 + Fe2 (SO4 )3 + 9 N O  + 6H2O Nhiều hợp chất hữu cơ nhƣ giấy, vải, dầu thông, … bốc cháy khi tiếp xúc với HNO3 đặc. * Điều chế a) Trong phòng thí nghiệm: Phƣơng pháp diêm tiêu (không điều chế đƣợc HNO3 nguyên chất) t KNO3 r¾n + H2SO4 ®Æc   KHSO4 + HNO3 o

t NaNO3 raén + H2SO4 ñacë   NaHSO4 + HNO3 o

b) Trong công nghiệp: Gồm 3 giai đoạn: - Giai đoạn 1: Oxi hóa amoniac bằng oxi không khí trong thiết bị tiếp xúc ở nhiệt độ 850 - 900oC, có mặt chất xúc tác là hợp kim platin (Pt) và iriđi (Ir). t 4NH3 + 5O2   4NO + 6H2O o

- Giai đoạn 2: Oxi hóa NO thành NO2

2NO + O2   2NO2 - Giai đoạn 3: Chuyển hóa NO2 thành HNO3 26

4NO2 + 2H2O + O2   4HNO3 Muối nitrat (HNO3) * Tính chất hóa học a) Sự thủy phân Muối nitrat của kim loại kiềm, kiềm thổ thì không bị thủy phân, còn muối của các kim loại khác bị thủy phân tạo môi trƣờng axit.

Fe(NO3 )3 + 2H2O

 Fe(OH)

2+

+ 2H2O

Fe(OH)

2+

+ H3O+ + 3NO3-

Fe(OH) 

+

2

+ H3O+

b) Phản ứng trao đổi

Pb(NO3 )2 + K 2SO4   PbSO4  + 2KNO3 Ba(NO3 )2 + H2SO4   BaSO4  + 2HNO3 Fe(NO3 )3 + 3KOH   Fe(OH)3   3KNO3 c) Bị nhiệt phân hủy - Nhiệt phân muối nitrat của kim loại trƣớc Mg: tạo thành muối nitrit và khí O2

1 t KNO3   KNO2 + O2  2 o

t  2BaO + 4NO2  + O2  Riêng: Ba(NO3 )2  o

- Nhiệt phân muối nitrat của kim loại từ Mg  Cu: tạo thành oxit kim loại + NO2 + O2 t Cu(NO3 )2   CuO + 2NO2  + o

1 O2  2

t 4Fe(NO3 )3   2Fe2O3 + 12NO2  + 3O2  o

t  2Fe2O3 + 8NO2  + O2  Chú ý: 4Fe(NO3 )2  o

- Nhiệt phân muối nitrat của kim loại sau Cu: tạo thành kim loại + NO2 + O2 t AgNO3   Ag + NO2  + o

1 O2  2 27

* Nhận biết ion NO3a) Môi trường axit Cho bột Cu tác dụng với hỗn hợp NaNO3 và H2SO4 sẽ có khí màu nâu đỏ bay ra và dung dịch màu xanh.

3Cu + 8NaNO3 + 4H2SO4 loãng   3Cu(NO3 )2 + 2NO  + 4Na 2SO4 + 4H2O Phƣơng trình ion rút gọn:

3Cu + 8H+ + 2NO3-   3Cu 2+ + 2NO  + 4H 2O 2NO + O2   2NO2  (nâu đỏ) b) Môi trường bazơ Khi cho Zn, Al, Be,… vào hỗn hợp NaNO3 và NaOH sẽ có khí mùi khai bay ra.

NaNO3 + 4Zn + 7NaOH   4Na 2 ZnO2 + NH3  + 2H2O 1.2.3.4. Photpho * Tính chất hóa học a) Tính oxi hóa Photpho chỉ thể hiện rõ rệt tính oxi hóa khi tác dụng với một số kim loại hoạt động mạnh (K, Na, Ca, Mg,..) tạo ra photphua kim loại.

0

-3

t 2P + 3Ca   Ca 3 P2 o

(canxi photphua)

3Zn + 2P   Zn 3P2 (kẽm photphua - thuốc chuột) b) Tính khử - Tác dụng với oxi: 0

+3

 2P2 O3 Thiếu oxi: 4P + 3O2  0

+5

 2P2 O5 Dƣ oxi: 4P + 5O2  - Tác dụng với clo:

28

0

+3

Thiếu clo: 2P + 3Cl2   2PCl3 0

+5

Dƣ clo: 2P + 5Cl2   2PCl5 - Tác dụng với hợp chất:

6P + 5K 2Cr2O7   5K 2O + 5Cr2O3 + 3P2O5 6P + 5KClO3   5KCl + 3P2O5 3P + 5HNO3 + 2H2O   3H3PO4 + 5NO  * Điều chế Trong công nghiệp, photpho đƣợc sản xuất bằng cách nung hỗn hợp quặng photphorit, cát và than cốc ở 12000C trong lò điện:

Ca 3 (PO4 )2 + 3SiO2 + 5C   3CaSiO3 + 2P + 5CO Hơi photpho thoát ra đƣợc ngƣng tụ khi làm lạnh, thu đƣợc photpho ở dạng rắn 1.2.3.5. Axit photphoric và muối photphat * Tính chất hóa học của axit photphoric a) Tính oxi hóa – khử: Khác với nitơ, photpho ở mức oxi hóa +5 bền hơn. Do vậy, axit photphoric khó bị khử, không có tính oxi hóa nhƣ axit nitric. b) Tác dụng bởi nhiệt: 200-250 C 2H3PO4   H4P2O7 + H2O 0

(axit điphotphoric) Tiếp tục đun nóng đến khoảng 400-500oC, có phản ứng:

H4P2O7   2HPO3 + H2O (axit metaphotphoric) Các axit HPO3, H4P2O7 lại có thể kết hợp với nƣớc để tạo ra axit H3PO4 c) Tính axit Axit H3PO4 là axit ba lần axit (axit ba nấc), có độ mạnh trung bình.

29

  H + + H 2PO-4 , K1= 7,6.10-3 Nấc 1: H3PO4     H + + HPO42- , K2= 6,2.10-8 Nấc 2: H2 PO-4     H+ + PO3-4 , K3= 4,4.10-3 Nấc 3: HPO2-4  

Dung dịch H3PO4 có những tính chất chung của axit, nhƣ làm đổi màu quỳ tím thành đỏ; tác dụng với oxit bazơ hoặc bazơ tùy theo lƣợng chất tác dụng mà axit photphoric tạo ra muối trung hòa, muối axit hoặc hỗn hợp muối:

H3PO4 + NaOH   NaH2PO4 + H2O H3PO4 + 2NaOH   Na 2HPO4 + 2H2O

H3PO4 + 3NaOH   Na 3PO4 + 3H2O * Điều chế a) Trong phòng thí nghiệm: Axit photphoric tinh khiết đƣợc điều chế bằng cách dùng HNO3 30% oxi hóa photpho:

3P + 5HNO3 + 2H2O   3H3PO4 + 5NO b) Trong công nghiệp: - Phƣơng pháp chiết:

Ca 3 (PO4 )2 + 3H2SO4   3CaSO4  + 2H3PO4 - Phƣơng pháp nhiệt: t 4P + 5O2   2P2O5 o

P2O5 + 3H2O   2H3PO4 * Muối photphat a) Tính tan - Tất cả muối đihiđrophotphat đều tan trong nƣớc.

- Các muối photphat đều không tan trong nƣớc trừ Na3PO4, K3PO4 và (NH4)3PO4 là tan tốt b) Phản ứng thủy phân

30

Các muối photphat tan (trừ muối amoni) bị thủy phân trong dung dịch và làm quỳ tím hóa xanh:   Na 2HPO4 + NaOH Na 3PO4 + H2O     HPO42- + OHPO3-4 + H2O  

* Nhận biết ion photphat Thuốc thử để nhận biết ion photphat (PO43-) là dung dịch bạc nitrat

3Ag + + PO3-4   Ag3PO4  (màu vàng) 1.2.4. Nhóm Cacbon 1.2.4.1. Cacbon * Tính chất hóa học a) Tính khử - Tác dụng với oxi: 0

+4

t C + O2   CO2 ; H  393,3kJ / mol o

- Tác dụng với hợp chất: Tác dụng với oxit: 0

+2

t Fe2O3 + 3C   2Fe + 3CO  o

0

+2

CO2 + C   2CO  0

+2

t SiO2 + 2C   2CO  + Si o

Nếu dư cacbon, sẽ tạo cacbua: t 3Fe + C   Fe3C (xementit) o

t Si + C   SiC (silic cacbua, cứng gần bằng kim cƣơng) o

Đặc biệt với CaO và Al2O3 thì: 0

+2

CaO + 3C   CaC2 + CO  2000 C 2Al2O3 + 9C   Al4C3 + 6CO  o

- Tác dụng với chất oxi hóa: 31

t C + H2SO4   CO2  + 2SO2  + 2H 2O o

t C + 4HNO3   CO2  + 4NO2  + 2H2O o

t C + 3KNO3   KNO2  + CO2  + o

1 O2  2

Ở nhiệt độ cao, cacbon tác dụng với hơi H2O: 1000 C C + H2O   CO  + H2  (hỗn hợp khí than) o

Hay C + 2H2O   CO2  + 2H2  b) Tính oxi hóa: - Tác dụng với hiđro: 0

-4

C + 2H 2   CH 4 500o C Ni

- Tác dụng với kim loại: 0

-1

2C + Ca   Ca C2 0

-4

3C + 4Al   Al4 C3 1.2.4.2. Hợp chất của Cacbon * Tính chất hóa học của cacbon monooxit (CO) - CO gọi là oxit không tạo muối (hay oxit trơ) - Tác dụng với oxi (chất khử mạnh)

2CO + O2   2CO2 (cháy với ngọn lửa màu lam nhạt và tỏa nhiệt) - Khử đƣợc oxit kim loại (oxit của kim loại đứng sau Al): +CO +CO +CO Fe2O3    Fe3O4    FeO    Fe t t t o

o

o

 I2 + 5CO2  - Phản ứng định lƣợng CO: 5CO + I2O5  - Phản ứng định tính CO:

CO + H2O + PbCl2   Pb  + 2HCl + CO2  - Tham gia phản ứng kết hợp:

32

hv CO + Cl2   COCl2

Photgen( rất độc) 50 C 4CO + Ni    Ni(CO)4 o

Cacbonil niken t CO + Fe  Fe(CO)5 CaO o

Cacbonil sắt 200 C CO + NaOH   HCOONa 15atm o

* Điều chế - Trong công nghiệp: Cho hơi H2O qua than nung nóng đỏ 1050 C   CO  + H 2  C + H2O   0

Dẫn CO2 qua than nung đỏ: t CO2 + C   2CO  o

- Trong phòng thí nghiệm: H SO HCOOH   CO  + H2O t 2

4

o

* Tính chất hóa học của cacbon đioxit và axit cacbonic - Tan trong nƣớc tạo thành dung dịch axit cacbonic   H2CO3 CO2 + H2O  

- Tác dụng với kim loại hoạt động mạnh ở nhiệt độ cao: t CO2 + 2Mg   2MgO + C o

Chú ý: Không dùng khí CO2 để dập tắt đám cháy của nhôm hoặc magie - CO2 là oxit axit nên tác dụng đƣợc với bazơ và oxit bazơ t CO2 + BaO   BaCO3 o

CO2 + 2NaOH   Na 2CO3 + H2O

CO2 + CaCO3 + H2O   Ca(HCO3 ) 2 - Khí CO2 khô kết hợp với amoniac lỏng tạo thành urê: 33

CO2 + 2NH3   (NH2 )2CO + H2O * Điều chế - Trong công nghiệp: Nung đá vôi ở 1000oC: 1000 C CaCO3   CaO + CO2  o

Đốt cháy hoàn toàn than cốc: t C + O2   CO2  o

- Trong phòng thí nghiệm:

CaCO3 + 2HCl   CaCl2 + CO2  + H2O Dùng dung dịch NaHCO3 để giữ lại khí HCl bị kéo theo và dùng H2SO4 đặc để làm khô khí CO2. * Muối cacbonat a) Tính tan trong nước Tất cả các muối cacbonat (trung hòa) đều không tan, trừ muối của kim loại kiềm và muối amoni là tan.

Tất cả các muối hiđrocacbonat đều tan. b) Tác dụng với axit

NaHCO3 + HCl   NaCl + CO2  + H2O HCO3- + H+   H2O + CO2  Na 2CO3 + 2HCl   2NaCl + CO2  + H2O

CO32- + 2H+   H2O + CO2  c) Tác dụng với dung dịch kiềm.

Ca(HCO3 )2 + Ca(OH)2   2CaCO3  + 2H2O Ca(HCO3 )2 + 2NaOH   CaCO3   Na 2CO3 + H2O d) Phản ứng nhiệt phân. t MgCO3   MgO + CO2  o

34

t Ca(HCO3 )2   CaCO3  + CO2  + H2O o

t 2NaHCO3   Na 2CO3 + CO2  + H2O o

1.2.4.3. Silic và hợp chất của Silic * Tính chất hóa học của silic a) Tính khử Tác dụng với phi kim.

2F2 + Si   SiF4 400-600 C 2Cl2 + Si   SiCl4 0

400-600 C O2 + Si   SiO2 0

Nếu ở nhiệt độ rất cao t cao 3Si + 2N2   Si3 N4 o

Tác dụng với hợp chất

Si + 2NaOH + H2O   Na 2SiO3 + H 2 

3Si  4HNO3 + 18HF   3H2SiF6 + 4NO  + 8H2O Các axit khác không hòa tan Si. b) Tính oxi hóa:

2Mg + Si   Mg 2Si * Điều chế - Trong phòng thí nghiệm:

SiO2 + 2Mg   Si + 2MgO - Trong công nghiệp: 1800 C SiO2 + 2C   Si + 2CO  o

t 3SiO2 + 2CaC2   3Si + 2CaO + 4CO  o

SiCl4 + 2Zn   Si + 2ZnCl2 t SiH4   Si + 2H2 o

35

* Hợp chất silic - Silic đioxit (SiO2) Silic đioxit là oxit axit, tan dần trong kiềm đặc, nhƣng tan dễ trong kiềm nóng chảy tạo silicat.

SiO2 + 2NaOH   Na 2SiO3 + H2O

SiO2 + 2Na 2CO3   Na 2SiO3 + H2O SiO2 tan trong axit flohiđric:

SiO2 + 4HF   SiF4  + 2H2O Chú ý: Phản ứng này dùng để khắc chữ và hình trên thủy tinh - Axit silixic và muối silicat  Axit silixic (H2SiO3) + Là axit kết tủa keo, khi đun nóng dễ mất nƣớc. t H2SiO3   SiO2 + H2O o

+ Axit silixic là axit rất yếu, yếu hơn cả axit cacbonic

Na 2SiO3 + CO2 + H2O   H2SiO3 + Na 2CO3  Muối silicat + Muối silicat của kim loại kiềm tan đƣợc trong nƣớc + Dung dịch đặc của Na2SiO3 và K2SiO3 gọi là thủy tinh lỏng, đƣợc dùng để chế tạo keo dán thủy tinh và sứ.

36

CHƢƠNG 2. THIẾT KẾ SƠ ĐỒ CHUỖI PHẢN ỨNG 2.1. Cách thức thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng Thiết kế một sơ đồ chuỗi phản ứng đƣợc thực hiện theo 5 bƣớc sau : Bƣớc 1: Trang bị kiến thức

Bƣớc 2: Kiến thức cần củng cố

Bƣớc 3: Chuyển hóa giữa các chất

Bƣớc 4: Ý tƣởng tạo hình

Bƣớc 5: Thiết kế tạo hình

 Bƣớc 1: Trang bị kiến thức Để thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng dễ dàng và chính xác, ngƣời thiết kế cần nghiên cứu thật kỹ những tài liệu liên quan nhằm trang bị vốn kiến thức nhất định.  Bƣớc 2: Xác định kiến thức cần củng cố Để việc thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng có hiệu quả, trƣớc khi thiết kế cần xác định mục tiêu kiến thức cần đạt, đối tƣợng học sinh…

VD: Khi thiết kế bài dạy bài “Axit photphoric và muối photphat” (Chƣơng 2 - Hóa học 11), GV muốn thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng để củng cố

37

bài học vào cuối tiết dạy. Nhƣ vậy, kiến thức cần đạt là tính chất hoá học của axit axit photphoric và muối photphat và đối tƣợng học sinh là mọi đối tƣợng.  Bƣớc 3: Xác định sự chuyển hóa giữa các chất - Từ P   P2O3, P2O5, PCl5, H3PO4 - Từ P2O5   H3PO4, M3(PO4)x, M2(HPO4)x, M(H2PO4)x - Từ H3PO4   M3(PO4)x, M2(HPO4)x, M(H2PO4)x - Từ M3(PO4)x   H3PO4, M2(HPO4)x, M(H2PO4)x - Từ M2(HPO4)x   H3PO4, M3(PO4)x, M(H2PO4)x - Từ M(H2PO4)x   H3PO4, M2(HPO4)x, M3(PO4)x Qua sự chuyển hóa ta lập đƣợc chuỗi dạng: P  P2O5  H3PO4  CaHPO4  Ca(H2PO4)2  Ca3(PO4)2 P  Zn3P2  PH3  P2O5  NaH2PO4  Na2HPO4  Ca3(PO4)2  Bƣớc 4: Lên ý tƣởng tạo hình phù hợp Với phần kiến thức này, số lƣợng phƣơng trình không nhiều, sự chuyển hóa giữa các chất không quá phức tạp nên ta có thể thiết kế vào các hình đơn giản nhƣ: quả táo, trái tim…  Bƣớc 5: Thiết kế tạo hình Khi đã có ý tƣởng hình thiết kế, ta lựa chọn, sắp xếp các chuỗi phản ứng theo hình đã chọn. Sau đó có thể vẽ ra giấy hoặc dùng phần mềm (hƣớng dẫn mục 2.2).

Trong quá trình thiết kế tạo hình, có thể phát sinh tình huống nhƣ thừa, thiếu phƣơng trình. Khi đó, ta quay lại bƣớc 3 tiếp tục khai thác sự chuyển hóa các chất chƣa đƣợc sử dụng để hoàn thiện tạo hình.

2.2. Sử dụng phần mềm Microsoft Word để thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng Phần mềm Microsoft Word với những ƣu điểm đã kể, dễ dàng sử dụng cho mọi đối tƣợng (giáo viên, học sinh). Do vậy, em đã lựa chọn phần mềm để thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng.

38

Sau khi xây dựng đƣợc chuỗi phản ứng dựa trên ý tƣởng tạo hình, ta tiến hành thiết kế trên phần mềm Microsoft Word theo các bƣớc sau: ❖ Bƣớc 1: Khởi động phần mềm Microsoft Word Nhấn chuột vào Start/Program/Microsoft Word hoặc double click vào biểu tƣợng

trên màn hình Desktop.

Sau khi khởi động phần mềm Microsoft Word, màn hình hiện lên giao diện nhƣ sau:

❖ Bƣớc 2: Vẽ mũi tên biểu thị sự chuyển hóa giữa các chất: Vào InsertShapesChọn kiểu dáng mũi tên phù hợp với tạo hình

39

Vẽ, sắp xếp các đƣờng mũi tên sao cho phù hợp với ý tƣởng tạo hình ban đầu. Mỗi mũi tên biểu thị cho 1 sơ đồ phản ứng cần viết.

❖ Bƣớc 3: Đánh công thức các chất trong chuỗi phản ứng Vào InsertShapesText Box

40

Mỗi 1 Text Box đánh công thức hóa học của 1 chất.

❖ Bƣớc 4: Đánh số phản ứng Để thuận tiện cho việc thực hiện sơ đồ chuyển hóa, ta đánh số ở mỗi mũi tên: Tƣơng tự công thức hóa học, mỗi số ta đánh vào 1 Text Box rồi di chuyển đến giữa mũi tên

41

❖ Bƣớc 5: Group Để thuận tiện cho việc di chuyển và cố định vị trí hình ảnh, sau khi đánh xong ta gộp các đối tƣợng nhờ tính năng Group.

Click chọn tất cả Text Box các công thức hóa học và mũi tên, giữ phím Ctrl để chọn nhiều thành phần một lúc.

Vào Fomat  GroupGroup

 Bƣớc 6: Xuất file  Lƣu : Cần phải lƣu sơ đồ chuỗi phản ứng lại trƣớc khi thoát khỏi Microsoft Word 42

 Cách 1: Chọn File/Save.

 Cách 2: Ctrl+S  In ấn Có thể in ra sơ đồ chuỗi phản ứng bằng cách chọn công cụ in. Để định dạng trang in và các tùy biến khi in, vào File/Print/Page Setup. Cửa sổ Page Setup mở ra và chúng ta có thể lựa chọn kích thƣớc trang in, định dạng khổ giấy, loại máy in… cho phù hợp.

43

CHƢƠNG 3. KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU VÀ THẢO LUẬN 3.1. Một số tính năng của sơ đồ chuỗi phản ứng Sử dụng sơ đồ chuỗi phản ứng trong học tập là phƣơng pháp có tính khái quát cao giúp giáo viên hệ thống kiến thức, tìm ra các mối liên hệ kiến thức một cách trực quan. Sau quá trình thiết kế các sơ đồ chuỗi phản ứng em nhận thấy rằng việc sử dụng sơ đồ chuỗi phản ứng trong quá trình dạy và học hóa học phổ thông sẽ đem lại hiệu quả nhờ các tính năng sau: 3.1.1. Tính khái quát Các phƣơng trình đƣợc chọn lọc đƣa vào sơ đồ chuỗi phản ứng là cơ bản nhất, quan trọng nhất của các bài, các chƣơng. Các sơ đồ sẽ mô tả đầy đủ các tính chất hóa học cụ thể của các đơn chất, các hợp chất cũng nhƣ sự tƣơng tác, chuyển hóa giữa chúng. Khi nhìn vào đó, chúng ta sẽ thấy đƣợc một bức tranh tổng thể các kiến thức cần ghi nhớ, cần khắc sâu.

VD: Qua sơ đồ chuỗi phản ứng về Photpho: (9) (8)

(7)

(10) (11)

(1) (2)

(12)

(13) (3)

(14)

(4) (15) (5) (6)

(16)

Hình 1: Sơ đồ chuỗi phản ứng của Photpho 44

- Tính chất của Photpho + Tính khử: P tác dụng với phi kim (O2, Cl2) + Tính oxi hóa: P tác dụng kim loại (Zn) - Tính chất của axit photphoric: Tính axit H3PO4 tác dụng với kiềm tạo muối axit, muối trung hòa 3.1.2. Tính hệ thống Các sơ đồ chuỗi phản ứng đều đƣợc xây dựng dựa trên việc đã hệ thống hóa kiến thức, đi từ đơn chất đến hợp chất, từ tính chất đơn giản đến tính chất phức tạp, từ nhóm chất này đến nhóm chất khác,… nên sẽ tạo ra một hệ thống chỉnh thể, có tính logic, liên kết cao,...

VD: Khi thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng về “Photpho”, nhìn vào sơ đồ chuỗi phản ứng chúng ta có thấy mối liên hệ, sự chuyển hóa giữa P, oxit, axit tƣơng ứng và muối của nó.

P  P2O5  H3PO4  CaHPO4  Ca(H2PO4)2  Ca3(PO4)2 3.1.3. Tính trực quan Thay cho những chuỗi phản ứng khô khan, cứng nhắc thông thƣờng, một chuỗi phản ứng với tạo hình sinh động, bắt mắt, gắn liền với các sự kiện, các chủ đề hay các vật dụng thông dụng trong cuộc sống sẽ kích thích thị giác, mang đến tính trực quan cho ngƣời nhìn.

VD: Photpho là khoáng chất có hàm lƣợng cao thứ hai trong cơ thể con ngƣời và táo là một trong những thực phẩm cung cấp photpho. Qua sơ đồ chuỗi phản ứng về photpho với tạo hình quả táo (Hình 1), HS có thêm thông tin gắn với thực tiễn, cần có chế độ dinh dƣỡng phù hợp để có 1 cơ thể khỏe mạnh.

3.1.4. Tính tâm lí lĩnh hội Với những sơ đồ chuỗi phản ứng đƣợc tạo thành những hình ảnh thú vị sẽ kích thích hứng thú học tập, giúp học sinh phát huy tính tích cực, chủ động trong học tập. Cũng nhờ đó, học sinh sẽ dễ nhớ, sẽ có động lực để luyện tập,

45

để viết các phƣơng trình hóa học, thực hiện các chuỗi phản ứng… Học sinh sẽ dễ dàng nắm bắt đƣợc các kiến thức quan trọng, các phƣơng trình thiết yếu, cũng nhƣ nắm đƣợc mối quan hệ logic, sự chuyển hóa “lằng nhằng” giữa các chất, nhóm chất. Đồng thời, việc sử dụng sơ đồ dạng hình cũng sẽ kích thích đƣợc sự sáng tạo của học sinh, mang đến những góc nhìn mới mẻ, những chuyển biến tích cực trong nhận thức.

VD: Qua sơ đồ chuỗi phản ứng về photpho (hình 1), với tạo hình sáng tạo sẽ kích thích hứng thú học tập của HS, các em dễ dàng nắm đƣợc tính chất hóa học của photpho và axit photphoric và viết đƣợc các phƣơng trình thiết yếu.

3.1.5. Tính linh hoạt Với sơ đồ chuỗi phản ứng, giáo viên có thể chuẩn bị các tình huống dự phòng tránh việc tổ chức tiết học không đúng giờ. Ngoài ra GV có thể tận dụng các giờ sinh hoạt với những chủ điểm đặc biệt (ví dụ 20/10, 08/03) có thế cho HS thực hiện 1 sơ đồ chuỗi phản ứng liên quan (nhƣ hình bông hoa, hình trái tim,…) kết hợp với các phƣơng thức giải trí (VD: thi theo đội có phần thƣởng). Khi đó học sinh vui chơi mà vẫn lĩnh hội đƣợc kiến thức.

3.2. Phƣơng thức sử dụng sơ đồ chuỗi phản ứng 3.2.1. Xây dựng sơ đồ chuỗi phản ứng cho một nội dung bài học Mục đích: - GV giúp HS củng cố kiến thức của bài học một cách nhanh chóng, HS nhìn ngay thấy mối liên hệ, sự chuyển hóa của đơn chất và hợp chất trong bài học.

Từ đó, HS hiểu bài và ghi nhớ kiến thức dễ dàng hơn.

- Nhằm chuyển tải một lƣợng thông tin lớn của bài học một cách hiệu quả.

Dƣới đây là minh họa sơ đồ chuỗi phản ứng sử dụng trong bài “Axit photphoric và muối photphat” (Hóa học lớp 11):

46

(9) (8)

(7)

(10) (11)

(1) (2)

(12)

(13) (3)

(14) (4)

(15) (5) (6)

(16)

3.2.2. Xây dựng sơ đồ chuỗi phản ứng cho nội dung ôn tập, tổng kết kiến thức Mục đích: - Giúp cho HS có cái nhìn tổng quát với mối liên hệ, sự chuyển hóa giữa nhiều đơn chất và hợp chất trong một sơ đồ chuỗi phản ứng, HS ghi nhớ đƣợc các phản ứng trọng một cách nhanh chóng, dễ dàng.

- Khi làm các bài tập, HS dễ dàng viết phƣơng trình phản ứng hóa học xảy ra để thực hiện tính toán.

- Qua những dấu hiệu đặc trƣng của phản ứng HS có thể làm bài tập nhận biết một số chất một cách dễ dàng.

47

- Giúp HS dễ dàng hơn khi làm các bài tập trắc nghiệm liên quan đến việc đếm các nhận định đúng hoặc sai…

Dƣới đây là minh họa sơ đồ chuỗi phản ứng sử dụng trong chƣơng nhóm Halogen (Hoá học lớp 10)

(5) (4) (1) (20)

(6)

(2) (7) (3)

(8 )

(19)

(18) (10)

(17) (11) (13)

(16)

(12)

(14)

(15)

48

(9)

KẾT LUẬN VÀ KHUYẾN NGHỊ * Kết luận Từ mục đích và nhiệm vụ của đề tài nghiên cứu, trong quá trình hoàn thành khóa luận, em đã giải quyết các vấn đề sau: - Đƣa ra đƣợc phƣơng thức và quy trình để thiết kế sơ đồ chuỗi phản ứng hệ thống hóa các phƣơng trình hóa học hóa phi kim trong chƣơng trình hóa học phổ thông. Từ đó có thể nhân rộng cách thức hệ thống hóa trong cả chƣơng trình học.

- Thiết kế đƣợc 10 sơ đồ chuỗi phản ứng hóa phi kim: + Sơ đồ chuỗi phản ứng nhóm Halogen (2 sơ đồ) + Sơ đồ chuỗi phản ứng nhóm Oxi – Lƣu huỳnh (2 sơ đồ) + Sơ đồ chuỗi phản ứng nhóm Nitơ – Photpho (3 sơ đồ) + Sơ đồ chuỗi phản ứng nhóm Cacbon – Silic (1 sơ đồ) + Sơ đồ hoá chuỗi phản ứng tổng hợp (2 sơ đồ) Áp dụng sơ đồ hoá phản ứng vào giảng dạy giúp HS nắm chắc kiến thức, hiểu sâu, nhớ lâu, vận dụng một cách linh hoạt chính xác vào làm bài tập nên đạt đƣợc kết quả cao. Vì vậy, việc vận dụng sơ đồ hoá phản ứng vào giảng dạy phổ thông có ý nghĩa to lớn trong việc nâng cao chất lƣợng giảng dạy, đem lại hiệu quả học tập cao cho HS. * Khuyến nghị Để công tác giảng dạy của GV và quá trình lĩnh hội kiến thức của HS đạt hiệu quả cao, em mong muốn trong thời gian tới sẽ tạo đƣợc nhiều sơ đồ chuỗi phản ứng phần kim loại và sơ đồ chuỗi phản ứng tổng hợp kiến thức hóa học phổ thông.

49

TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Huỳnh Văn Út, Sơ đồ và chuỗi phản ứng Hóa học vô cơ, Nxb Đại học Quốc gia Hà Nội 2. Ngô Ngọc An (2005), Giúp trí nhớ chuỗi phản ứng hoá học, Nxb Đại học Sƣ phạm, Hà Nội.

3. Quan Hán Thành (2009), Ôn tập và hệ thống hóa nhanh giáo khoa hóa vô cơ. Sơ đồ phản ứng hóa học, Nxb Đại học Quốc gia TP Hồ Chí Minh.

4. TS Cao Cự Giác (2010), Bài tập lý thuyết và thực nghiệm hoá học – Tập 1 – Hoá học vô cơ, Nxb Giáo dục Việt Nam. 5. Võ Trƣờng Huy (2006), Chuỗi và sơ đồ phản ứng hoá học hữu cơ – vô cơ, Nxb Thanh Hoá.

6. Hoàng Nhâm (2002), Hóa học vô cơ - Tập 1, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

7. Hoàng Nhâm (2003), Hóa học vô cơ - Tập 2, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

8. Hoàng Nhâm (2004), Hóa học vô cơ - Tập 3, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

9. Tạp chí của Hội hoá học Việt Nam (2008), hoá học và ứng dụng, Xí nghiệp in Bộ quốc phòng, Hà Nội.

10. Sách giáo khoa Hoá học 10, 11, 12, Nxb Giáo dục, Hà Nội.

50

PHỤ LỤC 1. Sơ đồ hoá phản ứng nhóm Halogen  Sơ đồ 1 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng

(5) (4) (1) (20)

(6)

(2) (7)

(3)

(8 )

(19)

(18)

(10)

(17) (11) (13)

(16)

(12)

(14) (15)

b) Đáp án

1. 2FeCl3 + Fe   3FeCl2 ®pdd 2. FeCl2   Fe + Cl2 

51

(9)

o

100 C 3. 3Cl2 + 6KOH   KClO3 + 5KCl + 3H2O

4. Cl2 + 2K   KCl ®pdd 5. 2KCl + 2H2O   2KOH + H2  + Cl 2 

6. 2KOH + Cl2   KClO + KCl + H2O o

t 7. 3KClO   KClO3 + 2KCl o

t 8. 4KClO3   KCl + 3KClO4 ®pnc 9. 2KCl   2K + Cl2  o

t 10. 3Cl2 + 2Fe   2FeCl3

11. 2FeCl3 + 6NaOH   2Fe(OH)3  + 6NaCl

12. 2Fe(OH)3 + 6HCl   2FeCl3  + H2O 13. 2FeCl3 + 6AgNO3   6AgCl  + 2Fe(NO3 )3 ®pnc 14. 2AgCl   2Ag  + Cl2 

15. Cl2 + 2NaOH   NaClO + NaCl + H2O 16. NaClO + CO2 + H2O   NaHCO3 + HClO 17. NaHCO3 + HCl   NaCl + CO2  + H2O ®pdd 18. 2NaCl + 2H2O   H2  + 2NaOH + Cl2  m¯ng ng¨n

a/s 19. H2 + Cl2   2HCl

20. HCl + NaOH   NaCl + H2O 21. Cl2 + 2NaBr   2NaCl + Br2

22. Br2 + 2HI   I2 + 2HBr 23. I2 + 5Cl2 + 6H2O  10HCl + 2HIO3

24. MnO2 + 4HCl   Cl2  + 2MnCl2 + 2H2O  Sơ đồ 2

a) Sơ đồ chuỗi phản ứng Br2 HCl

Cl2

(6) FeCl3

NaClO I2

(2)

HBr

(3)

H2S

(9)

(13)

HI (23) Cl2

NaCl

(21)

HCl (27)

NaClO

AgCl

(34) HClO

(33)

(32)

CO2

CaCO3

(19)

(31) Ca(ClO) 2

Cl2 (36)

b) Đáp án

1. Cl2 + 2NaBr   2NaCl + Br2 2. Br2 + 5Cl2 + 6H2O  10HCl + 2HBrO3 t 3. 3NaClO   2NaCl + NaClO3 o

®pnc 4. 2NaCl   Cl2  2Na

5. Cl2 + 2NaOH   NaClO + NaCl + H 2O

7. 2FeCl3 + 2HI   I2 + 2FeCl2 + 2HCl 8. I2 + H2S   2HI + S  9. S + H2   H2S

NaClO (17)

(18)

Cl2

HCl (35)

o

(16)

NaCl

(28)

t 6. 3Cl2 + 2Fe   2FeCl3

SO2

(20)

(29) Cl2

(25)

NaOH

(30) NaClO

Ag

(14)

HBr

(22)

(26) (24)

(10)

(15)

(12)

CaCl2

(11)

NaCl

S

(8)

HCl

(4)

(5)

(7)

HCl

Cl2

(1)

KClO3 (37)

KClO4

(38)

HClO4

(39)

Cl2O7

10. H2S + Br2   2HBr + S  11. 2HBr + Cl2   2HCl + Br2 t 12. I2 + H2   2HI o

13. HI + Br2   HBr + I2 14. SO2 + Br2 + H2O   2HBr + H 2SO4 t 15. H2S + 3O2  SO2  + H2O o

16. 2NaOH + Cl2   NaClO + NaCl + H2O 17. NaClO + 2HCl  Cl2  + NaCl + H2O a/s 18. Cl2 + H2   2HCl

19. HCl + NaOH   NaCl + H2O ®pdd 20. 2NaCl + 2H2O  2NaOH + H2  + Cl2 

21. 2NaOH + Cl2   NaCl + NaClO + H2O ®pnc 22. 2NaCl   Cl2  + 2Na t 23. Cl2 + Ca   CaCl2 o

24. CaCl2 + 2AgNO3   AgCl  + Ca(NO3 )2 a/s 25. 2AgCl   2Ag + Cl2 

26. Cl2 + H2O2   2HCl + O2  27. 4HCl + MnO2   Cl2  + MnCl2 + 2H2O

28. Ca(ClO)2 + 4HCl®Æc   2Cl2  + CaCl2 + 2H2O 29. Cl2 + 2NaOH   NaClO + NaCl + H2O t 30. 3NaClO   2NaCl + NaClO3 o

31. Ca(ClO)2 + CO2 + H2O   CaCO3  + 2HClO t 32. CaCO3   CaO + CO2  o

33. CO2 + NaClO + H2O   HClO + NaHCO3 34. HClO + NaOH   NaClO + H2O 35. Cl2 + H2S   2HCl + S  70 C 36. 3Cl2 + 6KOH   KClO3 + 5KCl + 3H 2O o

t cao 37. 4KClO3  3KClO4 + KCl o

t 38. KClO4 r¾n + H2SO4 ®Æc   HClO4  + KHSO4 o

P2O5 39. 2HClO4   Cl2O7 + H2O to

2. Sơ đồ chuỗi phản ứng nhóm Oxi-Lƣu huỳnh  Sơ đồ 1 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng (27)

(30)

(24)

(22)

(31)

(28)

(26)

(23)

(29)

(32) (34)

(25 )

(21)

(33)

(20)

(11)

(19)

(18)

(14) (15) (1)

(12)

(17)

(13) (16)

(2)

(3) (7)

(8)

(6) (4) (5)

b) Đáp án

(10)

(9)

t 1. O2 + 4Na   2Na 2 O o

2. Na 2O + H2O   2NaOH ®p 3. 4NaOHnãng ch°y   O2  + 4Na + 2H2O phãng ®iÖn 4. 3O2   2O3

5. O3 + 2KI + H2O  O2  + I 2 + 2KOH t 6. 2O2 + 3Fe   Fe 3 O4 o

t 7. Fe 3 O4 + 4CO  3Fe + 4CO2  o

8. Fe + 2HCl   FeCl2 + H2  t 9. 2H2 + O2   2H 2 O o

®p 10. 2H2O   O2  + 2H2 

11. CO2 + CaO   CaCO3  12. CaCO 3 + 2HCl   CaCl2 + H2O + CO2  13. CaCl 2 + 2AgNO3   Ca(NO3 )2 + 2AgCl  t 14. Ca(NO3 )2   O2  + Ca(NO2 )2 o

t 15. O2 + S   SO2  o

16. SO 2 + Br2 + 2H2O   H 2SO4 + 2HBr

17. H2SO 4 lo±ng + Fe   FeSO4 + H2 

18. 2FeSO4 + 2H2SO4 ®Æc   Fe2 (SO4 )3 + SO2   2H2O t 19. O2 + H2S  SO2  + H2O o

t 20. SO2 + 2H2S  3S  + 2H2O o

t 21. S + H2   H2S  o

22. H2S + 4Cl2 + 4H2O   H2SO4 + 8HCl 23. Fe2O3 + 3H2SO 4   Fe2 (SO4 )3 + 3H 2O

150 C 24. Fe2 (SO4 )3  3SO3 + Fe2O3 o

25. 2SO2 + O2

N2O3 ,150oC

2SO3

26. SO3 + KOH   KHSO4 27. KHSO4 + NaHSO3  SO2  + K 2SO4 + Na 2SO4 + H2O 28. 5SO 2 + 2KMnO4 + 2H2O   2H2SO4 + K 2SO4 + 2MnSO4 29. SO3 + H2O   H2SO4

30. H2SO 4 + Na 2S   H 2S  + Na 2SO4 31. H2S + 2FeCl3  S  + 2FeCl2 + 2HCl 32. SO 3 + KOH   KHSO4 33. 2KHSO4 + K 2CO 3   CO2  + 2K 2SO4 + H2O t 34. 2H2SO 4 + C   CO2  + 2SO2  + 2H 2O o

a/s 35. 6CO2 + 6H2O  C6H12O6 + 6O2 

 Sơ đồ 2 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng

S (1)

SO2

(5)

S

(4)

SO2

(18) Al2S3

(2)

(19)

SO3

H2S

(3)

(20)

H2SO4

SO2

(21)

(22)

H2SO4

S (23)

(6) H2SO4

FeS (24)

(7)

(25) CuSO4

H 2S (8)

(26) KHS

Cu

(9)

(27) Cu(NO3)2

K2S

SO2

(14) (15) (10)

HNO3 (13)

SO2 NO2

(11)

(12) S

b) Đáp án: t 1. S + O2  SO2  o

V2O5 2. 2SO2 + O2   2SO3 150oC

(28)

O2 (16)

H2S SO2

(29)

(17) S

3. SO3 + H2O   H2SO4 t 4. Cu + 2H2SO4 ®Æc   CuSO4 + SO2   2H2O o

5. 2H2S + SO2  3S  + 2H2O t 6. Fe + S   FeS o

7. FeS + 2HCl   FeCl2 + H2S 8. H2S + KOH   KHS + H2O 9. KHS + KOH   K 2S + H2O t 10. 2K 2S + 3O2   2SO2  + 2K 2O o

t 11. SO2 + 2Mg  S  + 2MgO o

t 12. 3S + 6HNO3 ®Æc   H2SO4 + 6NO2  + 2H2O o

13. 4NO2 + O2 + 2H2O   4HNO3

14. 3Cu + 8HNO3 lo±ng  3Cu(NO3 )2 + 2NO + 4H2O t 15. 2Cu(NO3 )2   2CuO + 4NO2  + O2  o

t 16. S + O2  SO2  o

500 C 17. SO2  2CO   2CO2  S  boxit o

t 18. Fe + S   FeS o

19. FeS + 2HCl   FeCl2 + H2S  20. H2S + H2SO4  S  + SO2  + 2H 2O 21. SO2 + Br2 + H 2O   2HBr + H 2SO4 22. H2S + Cl2  S  + 2HCl t 23. S + 2HNO3 lo±ng   H2SO4 + 2NO o

24. CuO + H2SO4  CuSO4 + H 2O 25. CuSO4 + H2S  CuS  + H 2SO4

26. CuSO4 + Fe   Cu + FeSO4 t 27. Cu + 2H2SO4 ®Æc   CuSO4 + SO2 + 2H2O o

28. SO2 + 6HI   H2S + 3I 2 + 2H 2O 29. H2S + I2  S  + 2HI

3. Sơ đồ chuỗi phản ứng nhóm Nitơ – Photphocho  Sơ đồ 1 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng

(9) (8) (7) (1)

(10) (11)

(2)

(12)

(13) (3)

(14) (4) (15) (5)

(6)

b) Đáp án:

(16)

t 1. 4P + 3O2   2P2O3 o

t 2. 4P + 5O2   2P2O5 o

3. P2O5 + 3H2O   2H3PO4 4. 3Ca(OH)2 + 2H3PO4   Ca 3 (PO4 )2 + 6H 2O 5. Ca 3 (PO4 )2 + H3PO4  CaHPO4 + H 2O 6. 2CaHPO4 + Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2 + 2H2O t 7. 2P + 5Cl2   2PCl5 o

t 8. PCl5 + 4H2O   H3PO4 + 5HCl o

lß ®iÖn 10. Ca3 (PO4 )2 + 3SiO2 + 5C  3CaSiO3 + 2P + 5CO  1500oC

t 11. 2P + 3Zn   Zn 3P2 o

t 12. Zn 3P2 + 6H2O  3Zn(OH)2 + 2PH3  o

150 C 13. 2PH3 + 4O2   P2O5 + 3H 2O o

14. P2O5 + 2NaOH + H2O   2NaH2PO4 15. NaH2PO4 + NaOH   Na 2HPO4 + H2O 16. 6Na 2HPO4 + 3Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2 + 4Na 3PO4 + 6H2O

 Sơ đồ 2 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng

(3)

(2)

(14)

(26)

(25)

(24)

(33) (4)

(13)

(5)

(1)

(12)

(32) (34)

(16)

(15)

(23)

(27)

(37)

(17)

(28)

(18)

(22)

(35) (6) (36) (19)

(21) (20)

(11)

(10)

(7) (8)

(9 )

(29) (38)

(31)

b) Đáp án:

1. N2 + 3H2

t o ,p,xt

2NH3

Pt 2. 4NH3 + 5O2   4NO  + 6H 2O 750oC

3. 2NO + O2   2NO2  4. 4NO2 + O2 + 2H2O   4HNO3

5. 2HNO3 + CaCO3   Ca(NO3 )2 + CO2  + H2O 6. Ca(OH)2 + 2HNO3   Ca(NO3 ) 2 + 2H 2O 7. Ca 3 N2 + 6H2O  3Ca(OH) 2 + 2NH3  8. Ca 3 N2 + 6HCl  3CaCl2 + 2NH3

9. CaCl2 + (NH4 )2SO4   2NH4Cl + CaSO4 10. NH3 + HCl   NH4Cl t 11. NH4HCO3   NH3  + CO2  + H 2O o

(30)

t 12. (NH4 )2CO3   NH 4HCO3 + NH3  o

13. (NH2 )2CO + 2H2O  (NH 4 ) 2CO3 t ,p 14. 2NH3 + CO2  (NH 2 ) 2CO + H 2O o

t   2NO 15. N2 + O2   o

16. 8HNO3 + 3Cu  3Cu(NO3 )2 + 2NO  + 4H2O t 17. 2Cu(NO3 )2   2CuO + 2NO2  + 3O2  o

t 18. 3CuO + 2NH3   N2  + 3Cu + 6H 2O o

t 19. N 2 + 3Ca   Ca 3 N 2 o

20. NH4Cl + NaNO2   N2  + NaCl + 2H2O

21. 2NH3

600oC

N2 + 3H2

22. NH4HCO3 + HCl   NH4Cl + H2O + CO2  t 23. 2NH4Cl + Ca(OH)2   CaCl2 +2NH3  + 2H2O o

24. NH3 + H3PO4   NH4H2PO4 t 25. NH4H2PO4   H3PO4 + NH3 o

26. H3PO4 + Ca(OH)2   Ca(H2PO4 )2 + H2O 27. Ca(H2PO4 )2 + Ca(OH)2   2CaHPO4 + 2H2O

28. 2P2O5 + 4Ca(OH)2   4CaHPO4 + 2H2O t 29. 4P + 5O2   2P2O5 o

t 30. 2P + 3Ca   Ca 3P2 o

31. Ca 3P2 + 6HCl  3CaCl2 + 2PH3 

32. H3PO4 + 3Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2 + 3H2O 33. Ca(H2PO4 )2 + 2Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2 + 4H2O 34. 2CaHPO4 + Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2 + 2H2O

35. P2O5 + 3Ca(OH)2  Ca 3 (PO4 )2 + 3H 2O lß ®iÖn 36. Ca 3 (PO4 )2 + 3SiO2 + 5C  3CaSiO3 + 2P + 5CO 1500o C

37. 3Ca(NO3 )2 + 2H3PO4  Ca 3 (PO4 )2 + 6HNO3

38. Ca 3P2 + H2O  Ca(OH) 2 + PH3  39. 3P + 5HNO3 + 2H2O  3H3PO4 + 5NO 

 Sơ đồ 3 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng

(1)

(3)

(15)

(2)

(36)

(16) (23)

(37)

(24) (25)

(4) (5) (6)

(7)

(8)

(17)

(14)

(20) (13)

(10)11 (9)

(12)

(18)

(19)

(21)

(26 (22) ) (28) (27)

(30)

(29) (31)

(35)

(38)

(34)

(39)

(33) (32)

(40)

b) Đáp án: 1. Al(NO3 )3 + 3NaOH   Al(OH)3 + 3NaNO3 2. Al(OH)3 + 3HNO3   Al(NO3 )3 + 3H2O t 3. 2Al(OH)3   Al2O3 + 3H2O o

®pnc 4. Al2O3   4Al + 3O2

t 5. 4Al + 3O2   Al2O 3 o

6. 8Al + 30HNO3 lo±ng  8Al(NO 3 )3 + 3N2O + 15H2O t 7. NH4 NO3   N2O + 2H2O o

t 8. NH4Cl + AgNO3   NH4 NO3 + AgCl  o

9. NH3 + HCl   NH 4Cl t 10. NH4Cl + KOH   NH3  + KCl + H 2O o

t 11. 2NH3 + 3CuO  3Cu + N 2 + 3H 2O o

t ,p,xt   2NH3 12. N 2 + 3H 2   o

t 13. NH4 NO2   N2 + 2H2O o

14. NaNO2 + NH4Cl   NaCl + NH4 NO2 t 15. 2NaNO3   NaNO2 + O2 o

t 16. Ba(NO3 )2 + Na 2SO4   2NaNO3 + BaSO4  o

17. 4NO2 + 2Ba(OH)2   Ba(NO3 )2 + Ba(NO2 )2 + 2H2O

18. 2NO + O2   2NO2 t 19. 4NH3 + 5O2   4NO + 6H2O o

20. 4NO2 + O2 + 2H2O   4HNO3 t 21. Fe + 6HNO3 ®Æc   Fe(NO 3 )3 + 3NO2  + 3H2O o

t 22. P + 5HNO3   H3PO4 + 5NO2 + H 2O o

t 23. H3PO4 + NaOH   NaH 2PO4 + H 2O o

t 24. NaH2PO4 + HCl   NaCl + H3PO4 o

25. NaH2PO4 + NaOH   Na 2HPO4 + H2O 26. Na 2HPO4 + H3PO4   2NaH 2PO4 27. Na 2HPO4 + NaOH   Na 3PO4 + H 2O 28. 2Na 3PO4 + H3PO4  3Na 2HPO4

29. Na 3PO4 + 3AgNO3   Ag3PO4  + 3NaNO3 30. Ag3PO4 + 3HCl  3AgCl  + H3PO4 31. Ag3PO4 + 3HNO3  3AgNO3 + H3PO4 32. 2H3PO4 + 3Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2  + 6H2O

33. 2CaHPO4 +Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2  + 2H2O 34. Ca(H2PO4 )2 + Ca(OH)2   2CaHPO4 + 2H2O 35. P2O5 + Ca(OH)2 + H2O  Ca(H 2PO4 ) 2 t 36. 4P + 5O2 (d­)   2P2O5 o

t 37. 2P + 3Mg   Mg3P2 o

38. Mg3P2 + 6HCl  3MgCl2 + 2PH3  t 39. 2PH3 + 4O2   P2O5 + 3H2O o

t 40. P2O5 + 3Ca(OH)2   Ca 3 (PO4 )2  + 3H2O o

4. Sơ đồ chuỗi phản ứng nhóm Cacbon – Silic  Sơ đồ 1 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng:

(19)

(20) (1) (18) (22)

(21)

(2) (17)

(3) (16) (27)

(4)

(15)

(28) (31) (5)

(23)

(26)

(30) (14)

(24)

(29)

(32)

(25)

(6)

(13) (7) (12)

(8)

(9)

(11) (10)

b) Đáp án 900 C 1. SiO2 + 2Mg  Si + 2MgO o

t 2. Si + O2  SiO2 o

t 3. SiO2 + 2NaOH   Na 2SiO3 + H 2O o

4. Na 2SiO3 + CO2 + H2O   Na 2CO3 + H2SiO3  5. Na 2CO3 + 2HCl   CO2  + 2NaCl + H 2O

6. CO2 + 2NaOH   Na 2CO3 + H 2O 7. Na 2CO3 + CO2 + H2O   2NaHCO3 8. 2NaHCO3 + Ca(OH)2   CaCO3   Na 2CO3 + 2H2O t 9. CaCO3   CO2  + CaO o

10. CO2 + NH3 + H2O   NH4HCO3 11. NH4HCO3 + NaCl   NaHCO3 + NH4Cl t 12. 2NaHCO3   Na 2CO3 + CO2  + H 2O o

13. Na 2CO3 + FeCl2   FeCO3 + 2NaCl t 14. FeCO3   CO2  + FeO o

t 15. CO2 + 2Mg   C + 2MgO o

t 16. 2C + SiO2  Si + 2CO  o

t 17. Si + 2NaOH + H2O   Na 2SiO3 + 2H 2  o

t 18. Na 2SiO3 + 2HCl   H2SiO3  + 2NaCl o

t 19. H2SiO3  SiO2 + H 2O o

t 20. CO + CuO   CO2  + Cu o

t 21. CO2 + 2H2   C + 2H2O o

lß ®iÖn 22. 9C + 2Al2O3  6CO + Al 4C 3 t o >2000oC

23. (NH2 )2CO + 2H2O  (NH4 )2CO3 t 24. (NH4 )2CO3   NH4HCO3 + NH3  o

25. NH4HCO3 + HCl  CO2  + NH4Cl + H2O 26. 2CO2 + Ca(OH)2  Ca(HCO3 )2 27. Ca(HCO3 )2 + H2SO4   2CO2  + CaSO4 + 2H2O t ,p 28. CO2 + NH3  (NH2 )2CO + H 2O o

29. NH4HCO3 + 2NaOH   Na 2CO3 + NH3  + 2H2O 30. Na 2CO3 + 2AgNO3   Ag 2CO3  + 2NaNO3 t 31. Ag 2CO3   CO2  + Ag 2O o

32. CO2 + NH3 + H2O   NH4HCO3

5. Sơ đồ hoá phản ứng tổng hợp  Sơ đồ 1 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng (4) (3)

(5)

(16)

(17)

(23) (22)

(6) (2)

(15)

(21)

(24)

(18)

(7) (14)

(1) (8)

(9)

(19)

(20)

(25) (10)

(11)

(3) (26)

(27)

(28)

(29)

(30)

(12)

(13)

b) Đáp án 1. S + 6HNO3 ®Æc  6NO2  + H2SO4 + 2H2O 2. NO2 + SO2  SO3 + NO

3. 2NO + 2H2S   N2  + 2S  + 2H 2O t o ,p,xt

4. N2 + 3H2 5. 2NH3

600oC

2NH3

N2 + 3H 2

t 6. 2H2 + O2   2H2O o

7. 2H2O + 4NO2 + O2   4HNO3 8. S + C + 2KNO3  3CO2  + N2  + K 2S t 9. CO2 + C   2CO o

500 C 10. 2CO + SO2  S  + 2CO2 boxit o

t 11. S + 2HNO3 lo±ng   2NO  + H2SO4 o

12. 2NO + O2   2NO2  13. 4NO2 + O2 + 2H2O   4HNO3 t 14. 3C + 2KClO3   2KCl + 3CO2  o

t 15. 2Cl2 + CH4   C + 4HCl o

CuCl2 16. O2 + 4HCl   2Cl2  + 2H2O to t 17. O2 + C   CO2  o

t 18. CO2 + 2H2   C + 2H2O o

t 19. C + 4HNO3 ®Æc   4NO2  + CO2  + 2H2O o

20. 3P + 5HNO3 + 2H2O  5NO  + 3H3PO4 lß ®iÖn 21. 3SiO2 + 5C + Ca3 (PO4 )2   2P + 5CO + 3CaSiO3 1500oC

400-600 C 22. O2 + Si  SiO2 o

t 23. O2 + S  SO2 o

t 24. SO2 + CO   CO2  + S o

t 25. CO + O2   CO2 o

t 26. S + H2   H2S  o

27. H2S + H2SO 4  SO2  + S  + 2H 2O 28. SO2 + 6HI  3I 2 + H 2S + 2H 2O 29. 3I2 + 10HNO3  10NO   6HIO3 + 2H 2O 30. 4NO + 3O2 + 2H 2O   4HNO3

 Sơ đồ 2 a) Sơ đồ chuỗi phản ứng:

(30) (29) (31) (32)

(28)

(33) (34)

(12)

(35)

(27) (14) (13)

(11) (10)

(15)(26)

(36) Fe(NO3)3

(16) (25)

(9)

(37)

(17)

(8) (39) (38)

(24)

(18) (19)

(7 (40) ) (1)

(21) (20)

(2)

(23)

(6) (22) (5)

(3) (4)

b) Đáp án 1. 2HCl + Na2SO3   SO2  + 2NaCl + H2O o

500 C 2. SO2 + 2CO   2CO2  + S  boxit

3. 2CO2 + Ca(OH)2   Ca(HCO3 )2

4. Ca(HCO3 )2  2HCl   CaCl2  2CO2  2H2O ®pnc 5. CaCl2   Cl2   Ca

6. Cl2 +H2S   S   2HCl o

t 7. S + Zn   ZnS

8. ZnS + 2HCl   H2S + ZnCl2

9. H2S + 6HNO3 ®Æc   CaCl2 + 2CO2  + 2H2O 10. 4NO2 + O2 + 2H2O   4HNO3 11. 2HNO3 + CuO   Cu(NO3 ) 2 + H 2O t 12. 2Cu(NO3 )2   O2  + 4NO2  + 2CuO o

13. O3 + 2Ag   O2  + Ag 2O phãng ®iÖn 14. 3O2   2O3

15. O3 + 2KI + H2O   I 2 + O2  + 2KOH

16. I2 + H2S   S  + 2HI 17. S + C + 2KNO3  3CO2  + N2  + K 2S t 18. CO2 + 2Mg   C + 2MgO o

1800 C 19. 2C + SiO2  Si + 2CO  o

t 20. Si + O2  SiO2 o

1800 C 21. SiO2 + 2C  Si + 2CO  o

1100 C 22. 6SiO2 + CaCO3 + Na 2CO3   2CO2  + Na 2O.CaO.6SiO2 o

23. CO2 + Na 2CO3 + H2O   2NaHCO3 24. NaOH + CO2   NaHCO3 ®pdd 25. 2NaCl + 2H2O   2NaOH + H2  + Cl 2 

26. Cl2 + 2NaOH   NaCl + NaClO + H2O ®pnc 27. FeCl2   Cl2  + Fe

28. Cu + 2FeCl3  2FeCl 2 + CuCl 2

29. CuSO4 + Fe   Cu + FeSO4 30. H2SO4 + CuO  CuSO4 + H 2O 31. 5SO 2 + 2KMnO4 + 2H2O   2H2SO4 + K 2SO4 + 2MnSO4 32. Na 2SO3 + H2SO4  SO2  + Na 2SO4 + H2O t 33. 3S + 6NaOH   Na 2SO3 + 2Na 2S + 3H 2O o

34. O2 + H2S   2S  + 2H2O t 35. KNO3   O2  + KNO2 o

36. Fe(NO3 )3 + KOH   Fe(OH)3  + 3KNO3

37. FeCl3 + 3AgNO3   Fe(NO3 )3 + 3AgCl  o

t 38. 2FeCl2 + Cl2  3FeCl3

39. 2FeCl3 + Fe  3FeCl2 40. Fe + 2HCl   FeCl2 + H2 