SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO NAM ĐỊNH
TRƯỜNG PTTH NGUYỄN KHUYẾN

*************

MÔN HÓA HỌC

Giáo viên

: Trần Thùy

Linh
Trường THPT : Nguyễn Khuyến
Năm học
: 2014 - 2015

I. ĐẶT VẤN ĐỀ:
1


Trong thời đại khoa học thông tin ngày nay đòi
hỏi con người phải có một trình độ khoa học nhất
định. Vì vậy mục tiêu của giáo dục đào tạo là bồi
dưỡng con người trở thành lao động có tư duy sáng
tạo và xử lí thông tin một cách nhanh chóng, chính
xác và khoa học. Để đạt được điều đó hơn bao giờ hết
chúng ta cần phải chú ý nâng cao chất lượng học tập
của học sinh ở trường phổ thông.
Môn Hoá Học ở trường phổ thông có một vị trí và
ý nghĩa rất quan trọng đối với việc giáo dục thế hệ
trẻ. Bước đầu hình thành cho học sinh những khái

2


năng lực tư duy sáng tạo, năng lực giải quyết vấn
đề.
Nghị quyết hội nghị lần thứ II Ban chấp hành
Trung ương Đảng Cộng sản Việt Nam (khoá VIII, 1997)
tiếp tục khẳng định: “Phải đổi mới phương pháp giáo
dục đào tạo, khắc phục lối truyền thụ một chiều, rèn
luyện thành nếp tư duy sáng tạo của người học. Từng
bước áp dụng các phương pháp tiên tiến và phương
tiện hiện đại vào quá trình dạy học, bảo đảm điều
kiện và thời gian tự học, tự nghiên cứu cho học
sinh, nhất là sinh viên đại học”.
Các quan điểm trên đây đã được pháp chế hoá
trong luật giáo dục (2005). Điều 28.2 viết: “Phương
pháp giáo dục phổ thông phải 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 dưỡng
phương pháp tự học, 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”.
III. CƠ SỞ THỰC TIỄN:
Bài tập Hoá học hữu cơ là một bài tập khó đặc
biệt là bài tập lập công thức phân tử hợp chất hữu
cơ cho học sinh trung học cơ sở. Thế nhưng, trong
nội dung của chương trình học không có một tiết học
riêng giới thiệu về cách lập công thức phân tử hợp
chất hữu cơ. Do đó việc nhận dạng, định hướng và tìm
ra phương pháp giải là một vấn đề hết sức khó khăn

tiết học tự chọn trong các chương trình bám sát dành
cho học sinh trung bình, yếu và trong các giờ học
nâng cao dành cho học sinh khá, giỏi.
VI. KẾT LUẬN:
Hoá học đặc biệt là hoá học hữu cơ là một môn
học khó đối với học sinh trung học cơ sở. Nội dung
bài tập nhiều dạng nhưng không có một bài học về
phương pháp cụ thể đó là một khó khăn rất lớn đối
với học sinh. Với những trăn trở đó qua thực tế
nhiều năm giảng dạy và tìm hiểu tư liệu tôi đã rút
ra một số phương pháp giải bài toán lập công thức
phân tử hợp chất hữu cơ, định hướng, nhận dạng tìm
ra cách giải một cách nhanh nhất để giúp học sinh
không còn cảm thấy khó khăn khi học hoá hữu cơ.
Để thực hiện tốt đề tài này cần có tiết học tự
chọn với các mức độ bám sát dành cho học sinh trung
bình và yếu và nâng cao dành cho học sinh khá, giỏi
thì đề tài sẽ đạt được hiệu quả cao hơn. Đề tài này
cũng có thể áp dụng trong việc bồi dưỡng học sinh
giỏi.
Đề tài này được viết và được áp dụng cho
nhiều đối tượng học sinh nên khi áp dụng đề tài tuỳ
vào đối tượng học sinh giáo viên chọn lọc các trường
hợp để giảng dạy cho phù hợp.
Do thời gian giảng dạy chưa nhiều, tư liệu còn
thiếu thốn cho nên đề tài không tránh khỏi những
thiếu sót, rất mong bạn đọc góp ý để đề tài ngày một
hoàn thiện hơn.
4



Cơ sở lí luận

1

3

Cơ sở thực tiễn

2

4

Nội dung nghiên cứu

2

5

Kết quả nghiên cứu

19

6

Kết luận

19

7


phân tử khối

PTK

M

phân tử khối trung bình

to

nhiệt độ

o
t nc

nhiệt độ nóng chảy

t so

nhiệt độ sôi

m

khối lượng

n

số mol



kim loại

KL

công thức phân tử

CTPT

công thức cấu tạo

CTCT

ĐẠI CƯƠNG VỀ KIM LOẠI
A. KIẾN THỨC CƠ BẢN
7


I. TÍNH CHẤT HOÁ HỌC CỦA KIM LOẠI
Các eclectron hoá trị của nguyên tử kim loại liên kết yếu với hạt nhân
nguyên tử, do đó kim loại dễ nhường electron để tạo thành ion dương (cation
kim loại).
M



M n +

ne


với H2O ở điều kiện thường.
- Mg và Al thực tế coi như không tác dụng với H2O do phản ứng sinhh ra
Mg(OH)2 và Al(OH)3 bám trên bề mặt kim loại tạo ra lớp màng ngăn cách
kim loại với nước.
8


- Một số kim loại đứng sau Al tác dụng được với H2O ở nhiệt độ cao:
xM(Mn, Zn, Cr, Fe) + yH2O
Fe + H2O
3Fe + 4H2O

>
570oC

200 500oC

MxOy + yH2

FeO + H2



ZnSO4 + SO2 + H2O
to

3Zn + 4H2SO4(đặc)

3ZnSO 4 + S + 4H2O
4ZnSO 4 + H2S + 4H2O

4Zn + 5H2SO4(đặc)
- Với dung dịch HNO3 loãng:

 Kim loại tác dụng với dung dịch HNO3 loãng thường tạo ra muối nitrat
trong đó kim loại có số oxi hoá cao, NO và H2O.
Ví dụ: 3Sn + 8HNO3  3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Sn tác dụng với dung dịch HNO3 rất loãng tạo ra NH3(NH4NO3):
4Sn + 10HNO3  4Sn(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
- Với dung dịch HNO3 đặc:
 Kim loại tác dụng với dung dịch HNO3 đăc, nóng tạo muối nitrat trong
đó kim loại có số oxi hoá cao, NO2 và H2O.
Ví dụ: Pb + 4HNO3  Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Kết luận: Khi kim loại tác dụng với các axit có tính oxi hoá mạnh thì sản
phẩm của phản ứng phụ thuộc vào tính khử của kim loại, nồng độ của axit và
nhiệt độ của phản ứng. Trong phản ứng này, axit là chất oxi hoá, số oxi hoá
của nguyên tố trung tâm đã giảm. Ví dụ:
6

H2 S O4
5

H2 S O3

thành nguyên tử kim loại, ngược lại nguyên tử kim loại có thể nhường
electron để trở thành cation kim loại.
Ví dụ: Ag+ + 1e  Ag
Mn+ + ne  M
Chất oxi hoá

Chất khử

Như vậy, dạng oxi hoá nhận electron chuyển thành dạng khử tương ứng
và ngược lại dạng khử nhường electron chuyển thành dạng oxi hoá tương
ứng.
Chất oxi hoá và chất khử của cùng một nguyên tố kim loại tạo nên cặp
oxi hoá - khử. Ở thí dụ trên ta có các cặp oxi hoá - khử sau:
Ag+/Ag; Cu2+/Cu; Mn+/M
2. Pin điện hoá
Nhúng thanh kẽm vào dung dịch CuSO4 sẽ xảy ra phản ứng:
Zn + CuSO4 → ZnSO4 + Cu
Trong phản ứng trên, nguyên tử kẽm bị oxi hoá thành cation Zn2+ tan vào
dung dịch, đồng thời cation Cu2+ bị khử thành đồng kim loại bám trên thanh
kẽm.
2e

Zn

+ Cu2+  Zn2+ + Cu

Như vậy, đã xảy ra phản ứng oxi hoá - khử giữa Zn và Cu2+. Năng lượng
của phản ứng hoá học chuyển thành nhiệt năng.
Thực nghiệm:
● Nhúng thanh kẽm vào cốc đựng dung dịch ZnSO41M

3. Thế điện cực chuẩn của kim loại
12


Để so sánh thế điện cực của các kim loại khác nhau, người ta xác định
thế điện cực của các kim loại đó so với thế điện cực hiđro chuẩn.
a) Thế điện cực hiđro chuẩn
Điện cực hiđro chuẩn gồm một bản platin hấp phụ khí H2 ở áp suất 1 atm
nhúng ở trong dung dịch chứa ion H+ có nồng độ 1M. Như vậy, điện cực
hiđro chuẩn là cặp oxi hoá - khử H+/H2.
Người ta quy ước thế điện cực hiđro chuẩn của cặp oxi hoá - khử H+/H2
là 0,00 V và kí hiệu là E oH



/ H2

= 0,00 V.

b) Thế điện cực chuẩn của kim loại
Thế điện cực chuẩn của kim loại là thế ở điện cực kim loại nhúng trong
dung dịch ion kim loại đó có nồng độ 1M.
 Khi nối một điện cực gồm thanh Zn nhúng trong dung dịch chứa ion
Zn2+ 1M với điện cực hiđro chuẩn, kim vôn kế cho biết kẽm là điện cực âm,
điện cực hiđro là điện cực dương và hiệu thế giữa hai điện cực đó là 0,76 V.
Trong pin điện hoá Zn - H2, kẽm nhường electron và electron này qua
dây dẫn đến bản platin, ion H+ ở điện cực hiđro nhận electron từ bản platin
biến thành nguyên tử H rồi 2 nguyên tử H kết hợp với nhau thành phân tử H2.
Zn + 2H+  Zn2+ + H2
 Khi nối một điện cực Ag nhúng trong dung dịch chứa ion Ag+ 1M với

= -0,76 V



/ Ag

= +0,80 V

Tương tự như vậy, người ta xác định thế điện cực chuẩn của các kim loại khác
THẾ ĐIỆN CỰC CHUẨN CỦA MỘT SỐ KIM LOẠI Ở 25OC
Điện cực

Eo (V)

Điện cực

Eo (V)

K+/K

- 2,93

Ni2+/Ni

- 0,23

Ba2+/Ba

- 2,90


- 1,66

Cu2+/Cu

+ 0,34

Mn2+/Mn

- 1,19

Hg+/Hg

+ 0,798

Zn2+/Zn

- 0,76

Ag+/Ag

+ 0,80

Cr3+/Cr

- 0,74

Hg2+/Hg

+ 0,85


ứng:
1. Phản ứng có thể tự xảy ra được khi hiệu thế điện cực chuẩn Eo>0.
2. Eo càng dương (có trị số càng lớn) phản ứng xảy ra càng dễ dàng. Cụ
thể là:
- Kim loại có thế điện cực chuẩn nhỏ đẩy được kim loại có thế điện cực
chuẩn lớn hơn ra khỏi dung dịch muối.
- Kim loại có thế điện cực chuẩn càng âm thì có tính khử càng mạnh và
ion của kim loại đó có tính oxi hoá càng yếu.
- Kim loại có thế điện cực chuẩn càng dương có tính khử càng yếu và ion
của kim loại đó có tính oxi hoá càng mạnh.
- Kim loại có thế điện cực chuẩn càng âm càng dễ đẩy khí H2 ra khỏi
axit.
- Các kim loại có thế điện cực chuẩn dương không tác dụng với axit giải
phóng H2.
5. Suất điện động chuẩn của pin điện hoá
Suất điện động chuẩn của pin điện hoá bằng thế điện cực chuẩn của cực
dương trừ đi thế điện cực chuẩn của cực âm. Suất điện động của pin điện hoá
luôn luôn là một số dương.

Ví dụ:
15


()

()

()

()

Biểu diễn sự điện phân bằng sơ đồ:
16


Catot (-)

NaCl

Anot (+)

2Na+ + 2e  2Na

2Cl   Cl2 + 2e

đpnc

Phương trình điện phân: 2NaCl

2Na + Cl2

b) Điện phân dung dịch
 Điện cực trơ (graphit, platin)
Ví dụ: Điện phân dung dịch NiSO4.
Catot (-)

NiSO4

Anot (+)

Ni2+, H2O

Trong sự điện phân này ta đã dùng anot tan.
- Phương trình điện phân: Ni(r) + Ni2+(dd)  Ni2+ (dd) + Ni (r)
Catot

Anot

Sự điện phân dung dịch NiSO4 được coi là sự chuyển dời kim loại Ni từ
anot sang catot.
Phương pháp điện phân với anot tan được dùng để tinh chế kim loại (như
tinh chế vàng, bạc) hay mạ điện. Ví dụ để có vàng 99,99% (vàng 4 số 9)
người ta điện phân dung dịch muối của vàng với anot tan là vàng thô.
17


4. Định luật Faradday
Dựa vào công thức biểu diễn định luật Farađay, ta có thể xác định được
khối lượng chất thu được ở các điện cực

m =

AIt
nF

m - Khối lượng chất thu được ở điện cực (gam)
A - Khối lượng mol nguyên tử của chất thu được ở điện cực
I - Cường độ dòng điện (ampe)
t - Thời gian điện phân (giây)
n - Số electron mà nguyên tử hoặc ion đã cho hoặc nhận
F - Hằng số Farađay (F = 965000)
Ví dụ: Tính khối lượng Na thu được ở catot khi điện phân NaCl nóng

Ví dụ:

2ZnS + 3O2

to
o

t

18

2ZnO + 2SO2


ZnO + C

Zn + CO

Phương pháp nhiệt luyện được dùng rộng rãi trong công nghiệp để điều
chế những kim loại có độ hạot động hoá học trung bình.
b) Phương pháp thuỷ luyện
Dùng những dung môi thích hợp như dung dịch NaOH, H2SO4, NaCN,
… để hoà tan kim loại hoặc hợp chất của kim loại và tách ra khỏi phần không
tan có trong quặng. Sau đó, khử những ion kim loại này bằng kim loại có tính
khử mạnh như Fe, Zn, …
Ví dụ: Để điều chế bạc, người ta nghiền nhỏ quặng bạc sunfua Ag2S rồi
xử lí bằng dung dịch natri xianua NaCN, lọc được dung dịch muối phức bạc:
Ag2S + 4NaCN  2Na[Ag(CN)2] + Na2S
Sau đó, dùng kim loại Zn khử ion Ag+ trong phức:
2Na[Ag(CN)2] + Zn  Na2[Zn(CN)4] + 2ag


đối chiếu bảng tuần hoàn

tên

kim loại
 Tìm khoảng xác định của M: a < M < b

1.Tính chất kim loại
2. Bảng tuần hoàn

tên

kim loại
 Lập hàm M = f (n), trong đó n = 1, 2, 3, 4 (hoá trị của kim loại)
đối chiếu bảng tuần hoàn

giá trị M chấp nhận  tên kim loại.

 Xác định tên kim loại kế tiếp trong một chu kì hoặc một nhóm thông
qua giá trị M  tên hai kim loại
 Nếu không xác định được chính xác giá trị của M , có thể xác định
khoảng biến thiên của M :
a< M
.100%  8,86%  13,29%  M là Li
28,8  2,8

20


2Li + 2H2O  2LiOH + H2
x

0,5x

R + 2H2O  R(OH)2 + H2
y

y

Ta có hệ:
7 x  Ry  28,


0,5 x  y  0,3
2,8  7 x .100  2,8  28,8.13,29


 x  0,2

 y  0,2  R là Ba
R  137




 0,5x = 0,225  x = 0,45 mol  M =
 M

1

15,15
= 33,66
0,45

= 23 (Na) < M < M2 = 39 (K)

2. Dạng bài tập kim loại tác dụng với nước và dung dịch kiềm
Phương pháp giải:
a) Khi bài toán cho hỗn hợp nhiều kim loại tác dụng với nước hay dung
dịch kiềm cần lưu ý:
21


 Chỉ có kim loại kiềm, Ca, Ba mới tan trong nước ở nhiệt độ thường:
2Na + 2H2O  2NaOH + H2 
Ba + 2H2O  Ba(OH)2 + H2 
 Chỉ có Be, Zn, Pb, Al, Cr mới tan trong dung dịch kiềm.
Zn + 2OH   ZnO 22  + H2
Be + 2OH   BeO 22  + H2 
Al + OH  + H2O  AlO 2 +

3
H2 
2

2B + 2nH2O  2Bn+ + 2nOH  + nH2 
 B là kim loại có hiđroxit lưỡng tính, khi đó:
2A + 2H2O  2A+ + 2OH  + H2 

22


B + (4 - n)OH  + (n - 2)H2O  BO n2  4 +

n
H2 
2

d) Nếu bài toán cho nhiều kim loại tan trực tiếp vào nước tạo dung dịch
kiềm và sau đó lấy dung dịch kiềm tác dụng với dung dịch hỗn hợp axit thì để
đơn giản ta nên viết các phương trìnhphản ứng xảy ra dưới dạng ion thu gọn.
Ví dụ1: Có hốn hợp X gồm chất rắn Mg, Al, Al2O3. Cho 9 gam hỗn hợp
X tác dụng với dung dịch NaOH dư, kết thúc phản ứng thu được 3,36 lít H2
(đktc). Nếu cũng cho một lượng hỗn hợp như trên tan hoàn toàn trong dung
dịch HCl dư sinh ra 7,84 lít H2 (đktc). Số gam Al2O3 trong hỗn hợp ban đầu là
A. 0,15 gam

B. 2,55 gam

C. 2,85 gam

D. 1,5 gam

Suy luận:
 X + NaOH dư: Mg không phản ứng

Phần 2: Cho tác dụng với dung dịch NaOH dư, giải phóng ra 7,84 lít (đktc) khí H2.
23


Hoà tan hoàn toàn phần 3 trong dung dịch HCl dư, thấy giải phóng ra V
lít H2 (đktc). Giá trị của V là
A. 4,48

B. 7,84

C. 10,08

D. 12,32

Suy luận:
 Phần 1 + H2O dư: Vì nH 2 phần 2 > nH 2 phần 1  Al còn dư, OH  hết
Na + H2O  Na+ + OH  +

1
H2 
2

x

0,5x

x

2Al + 2H2O + 2OH   2AlO 2 + 3H2 
x

= 0,35  y = 0,2 mol
22,4

1
.39,9  (23.0,1  0,2.27)
= 3
 0,1 mol
56

 Phần 3 + HCl dư:
2Na + 2HCl  2NaCl + H2 
0,1

0,05

2Al + 6HCl  2ALCl3 + 3H2 
0,2

0,3

Fe + 2HCl  FeCl2 + H2 
24


0,1

0,1

 VH 2 = (0,05 + 0,3 + 0,1). 22,4 = 10,08 lít  đáp án C
Ví dụ 3: Hoà tan hoàn toàn 18,3 gam hỗn hợp 2 kim loại Na và M (hoá

n
H2 
2

y

0,5ny

(n - 2)y

 nOH  dư = x – (n - 2)y; nH 2 = 0,5x + 0,5ny = 0,2  x + ny = 0,4 (1)
OH  + H+  H2O
0,1  0,1


1
[x - (n - 2)y] = 0,1  x - ny + 2y = 0,2  y = -0,1 mol < 0 (loại)
2

 M tác dụng trực tiếp với H2O  M chỉ có thể là Ba  đáp án B.

3. Dạng bài tập kim loại tác dụng với dung dịch axit:
Dạng 1: Bài tập về 1 kim loại + 1 axit
Loại bài tập này tương đối đơn giản, khi giải cần lưu ý:
25