bảng nhận biết ion trong hoá học - Pdf 25

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang
ÔN TẬP HÓA VÔ CƠ
( HẸN T 5- 28/2 – CHƯƠNG I )
BẢNG NHẬN BIẾT ION
Ion ( + )( Cation )
Cần nhận biết
Thuốc thử Dấu hiệu nhận biết Phản ứng
H
+
- Qùy tím ẩm
- Phênolphatalin hồng
Hóa đỏ ( hồng )
Chuyển sang không màu
NH
4
+
Dung dịch OH
-
( NaOH ) Tạo mùi khai NH
4
+
+ OH
-
→ NH
3
↑ + H
2
O
Ag
+
- dd OH

↓ xanh lam
Ni
2+
- dd OH
-
Tạo ↓ xanh táo Ni
2+
+ 2OH
-
→ Ni(OH)
2
↓ xanh táo
Mg
2+
- dd OH
-
dư Tạo ↓ keo trắng Mg
2+
+ 2OH
-
→ Mg(OH)
2
↓ keo trắng
Fe
2+
- dd OH
-
dư Tạo ↓ trắng xanh rồi chuyển sang nâu
đỏ khi có không khí.
Fe

dư Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư Be
2+
+ 2OH
-
→ Be(OH)
2
↓ keo trắng
Be(OH)
2
+ 2OH
-
→
−2
2
BeO
+ 2H
2
O
Zn
2+
- dd OH
-
dư Tạo ↓ keo trắng tan trong kiềm dư Zn
2+
+ 2OH
-
→ Zn(OH)
2
↓ keo trắng
Zn(OH)

2
O
Cr
3+
Cr
2+
- dd OH
-
dư Tạo ↓ xám xanh tan trong kiềm dư
Tạo ↓ nâu Cr
2+
+ OH
-
→ Cr(OH)
2
↓
Cr
3+
+ 3OH
-
→ Cr(OH)
3
↓ xám xanh
Cr(OH)
3
+ OH
-
→
−
2

+
−2
3
CO
→ CaCO
3
↓
Ba
2+
- Dùng dây Pt nhúng vào dd rồi
đốt với ngọn lửa không màu
- dd
−2
4
SO
( dd Na
2
SO
4
)
Ngọn lửa có màu lục hơi vàng
↓ trắng không tan được trong mọi axit

Ba
2+
+
−2
4
SO
→ BaSO

Tạo bọt khí ( SO
2
↑)
làm mất màu dd Br
2

hay mất màu dd thuốc tím KMnO
4

−2
3
SO
+ 2H
++
→ H
2
O + SO
2
↑
SO
2
+ H
2
O + Br
2
→ H
2
SO
4
+ HBr

↑
Muối S
2-
, HS
-
Dd H
+
Tạo bọt khí ( H
2
S ↑) có mùi trứng thối
S
2-
+ 2H
+
→ H
2
S↑
Muối Silicat
−2
3
SiO
Dd H
+
Tạo ↓ ( H
2
SiO
3
↓ )
−2
3

Dd Ag
+
( AgNO
3
) Tạo ↓ trắng ( AgCl )
Cl
-
+ Ag
+
→ AgCl↓
Nguyễn Hoàng Sơn ( http://thaynsthcol.violet.vn )
1
Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang
Muối Bromua Br
-
- Dd Ag
+
( AgNO
3
)
- Cl
2
Tạo kết tủa vàng nhạt ( AgBr )
- Tạo dd màu nâu ( do hình thành Br
2
)
Br
-
+ Ag
+

+ Cl
2
→I
2
( xám xẫm )

+ 2Cl
-
Muối Photphat
−3
4
PO
Dd Ag
+
( dd AgNO
3
) Tạo ↓ vàng
−3
4
PO
+ 3Ag
+
→ Ag
3
PO
4
↓
Muối Nitrat
−
3

O
3
, ZnO, BeO, Cr
2
O
3
, PbO ): tác dụng với dd kiềm ( NaOH ), oxit kim loại tan
trong dung dịch kiềm là oxit lưỡng tính.
- Với kim loại hay oxit kim loại thì có thể chuyển thành muối tan rồi được nhận biết qua ion của nó.
- Zn, Al có thể dùng HNO
3
đặc nguội để nhận biết như sau. Kim loại không tan trong HNO
3
đặc, nguội
→ đó là Al hay chuyển thành muối rồi tác dụng dd NH
3
, muối cho kết tủa rồi tan dần trong dd NH
3
→
Zn
Bảng điện hóa: Tính oxi hóa của Ion kim loại tăng dần
Li
+
K
+
Ba
2+
Ca
2+
Na

2+
Au
3+
Li K Ba Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb H
2
Cu Fe
2+
Ag Hg Pt Au
Tính khử của kim loại giảm dần
Kim loại có tính khử càng mạnh ↔ Ion kim loại có tính oxi hóa càng yếu
Chiều phản ứng oxi hóa khử:

HÓA TÍNH CHUNG CỦA KIM LOẠI
Kim loại kiềm: Li Na K Rb Cs Fr ( IA )
Kim loại kiềm thổ: Be Mg Ca Sr Ba Ra ( IIA )
Kim loại lưỡng tính: Be Zn Al…
Kim loại phân nhóm phụ: Cu ( IB ) Zn ( IIB ) Fe( VIIIB )…
I. Đặc điểm về cấu tạo nguyên tử kim loại :
- Bán kính nguyên tử hơi lớn so với nguyên tử phi kim.
- Số e hóa trị ít ( 1 → 3) so với phi kim.
- Lực liên kết các e với hạt nhân tương đối yếu, nên năng lượng cần tách e khỏi nguyên tử kim loại nhỏ
( năng lượng ion hóa nhỏ )
II. Tính chất hóa học chung của kim loại:
- Tính chất hóa học chung của kim loại là tính khử ( dễ bị oxi hóa )

1. Tác dụng với phi kim:
KL bị oxi hóa được thành cation. Phi kim bị khử thành anion
4Al + 3O
2

2+
+ H
2
↑
Nguyễn Hoàng Sơn ( http://thaynsthcol.violet.vn )
2
M – ne = M
n+
Ví dụ:
Cu
2+
+ Zn → Cu + Zn
2+
( chất oh mạnh ) ( Ch. khử mạnh ) ( Ch . khử yếu ) ( Ch .oxi hóa yếu )
Ch. khử mạnh 1 + Ch .oxi hóa mạnh 1 → Ch .khử yếu + Ch oxi hóa yếu
Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang
Fe + 2HCl → FeCl
2
+ H
2
↑
b) Dung dịch HNO
3
, H
2
SO
4

đặc, t
o

SO
4
đặc → M
2
(SO
4
)
n
+ H
2
O +
H
2
S
Trừ Pt, Au hầu hết khử được N
+5
, S
+6
đến mức oxi hóa thấp hơn.
Cu +
3
5
4 ONH
+
→ Cu(NO
3
)
2
+ 2H
2

- Fe + 2FeCl
3
→ 3FeCl
2
- AgNO
3
+ Fe(NO
3
)
2
→ Fe(NO
3
)
3
+ Ag↓
- Ag + FeCl
3
→ không xảy ra
Giải thích: Cu
2+
Fe
3+
Fe
3+
Ag
+

Cu Fe
2+
Quy tắc Anpha

4
→ Na
2
SO
4
+ H
2
↑
* 3. Tác dụng với H
2
O:
Nguyễn Hoàng Sơn ( http://thaynsthcol.violet.vn )
3
Fe
Cu + Fe
3+
→ Fe
2+
+ …

( hay thi TNPT + ĐH )
Cu
2+
+ Fe
2+
→ Fe
3+
…
Ag
+

III. Điều chế kim loại kiềm:
Nguyên tắc: Khử ion KL kiềm → KL kiềm
Điện phân nóng chảy có màng ngăn muối halogenua hay hiđroxit tương ứng.
1. Điện phân muối NaCl:
NaCl → Na
+
+ Cl
-
Catot ( - ): 2Na
+
+ 2e → 2Na
Anot ( + ): 2Cl
-
+ 2e → Cl
2
↑
2NaCl
 →
vnđpnc,
4Na + Cl
2
↑
2. Điện phân NaOH:
NaOH = Na
+
+ OH
-
Catot ( - ) 4Na
+
+ 4e → 4Na ( nóng chảy )

2
O
OH
-
+ H
+
→ H
2
O
*** 2. Tác dụng với oxit axit:
- Tỉ lệ số mol
2
CO
NaOH
n
n
( Nếu KOH cũng lập tỉ lệ như NaOH )
1 2
2
CO
NaOH
n
n
≤ 1 1<
2
CO
NaOH
n
n
< 2

→ NaHCO
3
NaOH + CO
2
→ NaHCO
3
NaOH + CO
2
→ Na
2
CO
3

a a
2NaOH + CO
2
→ Na
2
CO
3

2b b
Ta có: a + 2b =
NaOH
n
a + b =
2
CO
n
3. Tác dụng với dung dịch muối:

↑ + Cl
2
↑ + 2NaOH
Anot ( + ) Catot ( - )
2Cl
-
- 2e → Cl
2
↑ 2H
2
O + 2e → H
2
+ 2OH
2Na
+
+ 2OH
-
= 2NaOH
KIM LOẠI PHÂN NHÓM CHÍNH NHÓM II
I. Vị trí của kim loại phân nhóm chính nhóm II trong hệ thống tuần hoàn.
Be, Mg , Ca , Strontri (Sr ), Ba , Rađi (Ra )
Be: lưỡng tính Ca, Sr, Ba : kim loại kiềm thổ
→ Đứng liền sau kim loại kiềm ( trừ chu kì I )
II. Tính chất hóa học của kim loại PNC nhóm II.
- Là những nguyên tố nhóm s, có 2 e hóa trị ( s
2
)
- KL PNC II có bán kính nguyên tử hơi lớn → là chất khử mạnh trong hợp chất có số oxi hóa + 2.
M – 2e → M
2+

2
SO
4
→ MSO
4
+ H
2
↑
b) Tác dụng HNO
3
; H
2
SO
4
đđ; t
0
(Axit oxi hóa )
4M + 10HNO
3
→ 4M(NO
3
)
2
+3H
2
O + NH
4
NO
3
2M + 2H

Điều chế: Điện phân nóng chảy muối halogenua của chúng

MỘT SỐ HỢP CHẤT QUAN TRỌNG CỦA Ca
I. Canxi oxit: ( oxit bazơ )
1. Tác dụng với H
2
O
CaO + H
2
O → Ca(OH)
2
+ Q
2. Tác dụng với axit, oxit tạo muối.
Nguyễn Hoàng Sơn ( http://thaynsthcol.violet.vn )
5

22
XMMX
đpnc
+→
( X: là nguyên tố halogenua )
Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang
CaO + 2HCl → CaCl
2
+ H
2
O
CaO + CO
2
→ CaCO

2
+ CO
2
→ CaCO
3
↓ + H
2
O
- Dung dịch Ca(OH)
2
tác dụng với dung dịch muối khác.
Ca(OH)
2
+ Na
2
CO
3
→ CaCO
3
↓ + 2NaOH
Ca
2+
+
−2
3
CO
→ CaCO
3
↓
***

OHCa
n
n
≥1
→ Ca(HCO
3
)
2
→ Ca(HCO
3
)
2
→ CaCO
3
Lấy Ca(OH)
2
tính đặt ẩn số lấy CO
2
tính
PT: Ca(OH)
2
+ 2CO
2
→ Ca(HCO
3
)
2

Ca(OH)
2

2
CO
n
** NaOH tác dụng với H
3
PO
443
POH
NaOH
n
n
TH1:
43
POH
NaOH
n
n
≤ 1 → tạo muối NaH
2
PO
4

P/T: NaOH + H
3
PO
4
→ NaH

HPO
4
+ 2H
2
O

TH3:
43
POH
NaOH
n
n
= 2 → tạo muối Na
2
HPO
4
P/T: 2NaOH + H
3
PO
4
→ Na
2
HPO
4
+ 2H
2
O
Nguyễn Hoàng Sơn ( http://thaynsthcol.violet.vn )
6
Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang

4
→ Na
3
PO
4
+ 3H
2
O
TH5:
43
POH
NaOH
n
n
≥ 3 → Tạo 1 muối Na
3
PO
4
P/T: 3NaOH + H
3
PO
4
→ Na
3
PO
4
+ 3H
2
O
ĐIỆN PHÂN

2+
Sn
2+
Pb
2+
2H
+
Cu
2+
Fe
3+
Ag
+
Hg
2+
Pt
2+
Au
3+
H – OH điện phân Tự điện phân
2H – OH + 2e →H
2
+ 2OH M
n+
+ ne → M
b) Tại Anod: Các anion nhường e
-
( quá trình oxi hóa ) theo thứ tự:
I
-

−2
3
CO

−
3
NO
Cl
-
Br
-

H – OH điện phân Tự điện phân
H –OH -2e = 2H
+
+ ½ O
2
3. Định luật Faraday: Lượng chất thu được ở mỗi điện cực tỉ lệ thuận với tích số cường độ dòng điện và
thời gian điện phân:
I: Cường độ dòng điện ( A ) ; A
X
: Khối lượng mol nguyên tử của X.
t: Thời gian điện phân ( s ); n
X
: Hóa trị của X trong chất đang dùng.
Sự điện ly
1. Chất điện li: là chất phân ly thành ion ( + ) và ion ( - ) khi nóng chảy hoặc ở trạng thái dung dịch.
2. Sự điện li: Là sự phân ly thành ion của chất điện ly ở trạng thái dung dịch hay nóng chảy.
Chất không điện ly: Là chất mà dung dịch không dẫn điện được ( dung dịch rượu, đường )

Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang
- Sự điện ly là quá trình thuận nghịch vì các ion chuyển động tự do trong dung dịch nên có thể va
chạm với nhau và tái tạo lại phân tử chất điện ly.
4. Axit – Baz ( theo Bronsted) :
- Axit là chất có khả năng cho H
+
; Baz là chất có khả năng nhận H
+

Dung dịch axit là dung dịch có chứa ion H
+

Dung dịch Baz là dung dịch có chứa ion OH
-
Hidroxit lưỡng tính là những hidroxit vừa có khả năng cho H
+
, vừa có khả năng nhận H
+
như : Al(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Be(OH)
2

5.pH của dung dịch: Đặc trưng cho nồng độ H
+
của một dung dịch
pH = -lg
[ ]

+ A
-
; pH =
)lg(
2
1
CpK
a
−
+ Độ mạnh axit:
Axit không có Oxi: Phụ thuộc vào năng lượng liên kết H – X
HF < HBr < HCl < HI
Axit có oxi: H
x
XO
y
y – x ≥ 2: axit mạnh ( H
2
SO
4
, HNO
3
…)
y – x ≤ 1: axit yếu ( H
2
CO
3
, H
2
SO

4
, Ca(HPO
4
)
2
, KHS…
- Muối kép: Nhiều cation kim loại kết hợp với 1 gốc axit: Kal(SO
4
)
2
- Muối hỗn hợp: Một loại kim loại kết hợp với các axit khác nhau

Cl
Ca Clorua vôi
O – Cl
7. Tính Axit – Baz của dung dịch muối:
Muối tạo bởi Thủy phân Dung dịch pH
Axit và Baz mạnh Không Trung tính 7
Axit mạnh + Baz yếu Có Tính axit pH < 7
Axit yếu + Baz mạnh Có Tính Baz pH > 7
Axit yếu + Baz yếu Có Tùy quá trình cho hay
nhận H
+
mạnh hơn
pH tùy trường hợp
Nguyễn Hoàng Sơn ( http://thaynsthcol.violet.vn )
8
Cùng học Hóa với thầy Sơn ÔN TẬP Trang
NH
4

COOH + OH
-
(pH > 7)
8. Phản ứng trao đổi ion: Là phản ứng trao đổi giữa các ion của những chất đầu để tạo sản phẩm mới (
không có sự thay đổi số oxi hóa )
Điều kiện:
- Chất tham gia phản ứng phải tan ( trừ khi phản ứng với axit )
- Có sự tạo thành: chất dễ bay hơi, chất kết tủa ( ít tan ); chân phân li yếu hơn
***Nhiệt phân muối nitrat :
Li K Ca Na Ba Mg Al Mn Zn Cr Fe Ni Sn Pb Cu Ag Hg Pt Au
223
ONONO +→
−−

↑+↑+→
−
223
ONOOxitKLNO
↑+↑+→
−
223
ONOKLNO
NaNO
3
→ NaNO
2
+ O
2
↑
Cu(NO

<
00
300t
N
2
O + H
2
O
NH
4
NO
3

 →
>
00
300t
N
2
+ O
2
+ H
2
O
NH
4
NO
3

→

2
2
3
O

NaNO
3

→
0
t
NaNO
2
+ ½ O
2

H
2
O
 →
)(ddNaOHđp
H
2
+ ½ O
2
II. CLO
1. Phản ứng với kim loại:
Mg + Cl
2
→ MgCl

→
0
t
MnCl
2
+ Cl
2
+ 2H
2
O
- HCl có tính khử:
+ 2KMnO
4
+ 16HCl → 2KCl + 2MnCl
2
+ 5Cl
2
+ 8H
2
O
+ K
2
Cr
2
O
7
( Kali dicromat ) + 14 HCl → 2KCl + 2CrCl
3
+ 3Cl
2

2
- H
2
S có tính khử:
+ H
2
S + 4Cl
2
+ 4H
2
O → H
2
SO
4
+ 8HCl
+ 2H
2
S + SO
2
→ 3S + 2H
2
O
- H
2
SO
4
có tính oxi hóa mạnh ( thể hiện khi đặc, nóng )
+ S + H
2
SO

C 2NO
N
2
+ 3H
2
2NH
3

- Điều chế: NH
4
NO
2

→
0
t
N
2
+ 2H
2
O
- NH
3
có tính khử:
+ 2NH
3
+ 3Cl
2
→ N
2

- Các công thức tính số mol, m, V, m
dd

→ Sẽ được trình bày trong các chuyên đề.
Chúc các em thi tốt!
Để ôn tập tốt và xem lại những bài học trước đó. Google: thay Hoang Son ( mục Cùng
LTĐH môn Hóa ), phía dưới là Tuyển tập đề thi ĐH các năm. Google: thcs nguyen van troi
q2 ( có mục Tuyển tập đề thi TNPT các năm )
Thân tặng các công chúa, hoàng tử: Mất niềm tin là mất tất cả.( Tự tin lên )

Nhờ tải bản gốc

Tài liệu, ebook tham khảo khác

bảng nhận biết ion trong hoá học - Pdf 25

Tài liệu, ebook tham khảo khác

Học thêm