Chuyên đề Phương pháp giải bài tập hiđroxit lưỡng tính

www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation

Page | 1

CHUYÊN ĐỀ: PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI

TẬPHIĐROXIT LƯỠNG TÍNH

A. CƠ SỞ LÝ THUYẾT

I. Khái niệm về hiđroxit lưỡng tính

1. Theo thuyết A-re-ni-ut

Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa có thể phân li như bazơ.

Ví dụ: Zn(OH)2

- Phân li theo kiểu bazơ: Zn(OH)2  Zn2+ + 2OH-

- Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2   2H+ +

2 2 ZnO 

2. Theo thuyết Bron-stet

Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit vừa có thể nhận H+, vừa có thể nhường H+.

Ví dụ: Zn(OH)2

- Khả năng nhận H+: Zn(OH)2 + 2H3O+   Zn2+ + 4H2O

- Khả năng nhường H+: Zn(OH)2 + 4H2O   [Zn(OH)4]2- + 2H3O+

Tóm lại: Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit vừa có khả năng phản ứng với axit, vừa có khả năng phản ứng với bazơ.

Ví dụ: Zn(OH)2.

Zn(OH)2 + 2HCl  ZnCl2 + 2H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH  Na2ZnO2 + 2H2O hoặc Zn(OH)2 + 2NaOH  Na2[Zn(OH)4]

3. Một số hiđroxit lưỡng tính thường gặp

Dạng bazơ Dạng axit

ThuVienDeThi.com

www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation

Page | 2

Hiđroxit kim loại hóa trị 2 M(OH)2 H2MO2

Zn(OH)2 H2ZnO2

Sn(OH)2 H2SnO2

Pb(OH)2 H2PbO2

Be(OH)2 H2BeO2

Hiđroxit kim loại hóa trị 3 M(OH)3 HMO2.H2O

Al(OH)3 HAlO2.H2O

Cr(OH)3 HCrO2.H2O

II. Các dạng toán thường gặp

1. Dạng 1: Thêm dung dịch bazơ (OH-) vào dung dịch muối Al3+ hoặc Zn2+

a. Dung dịch muối Al3+

Hiện tượng: Đầu tiên có kết tủa trắng Al(OH)3 xuất hiện, sau đó kết tủa tan dần khi OH- dư:

Al3+ + 3OH-  Al(OH)3 (1)

Al(OH)3 + OH-  Al(OH)4- hoặc Al(OH)3 + OH-  AlO2- + 2H2O (2)

Al3+ + 4OH-  Al(OH)4- hoặc Al3+ + 4OH-  AlO2- + 2H2O (3)

Đặt

3

OH

Al

n T n



 

Al(OH)3 Al(OH)4- hoặc AlO2-

3 4

Nhận xét:

- T = 3 => OH n = 3

3 Al n : Lượng kết tủa cực đại tính theo (1)

- T  4 => OH n  4

3 Al n : Lượng kết tủa cực tiểu tính theo (3)

ThuVienDeThi.com

www.facebook.com/trungtamluyenthiuce Copyright by UCE Corporation

Page | 3

- T < 4 => OH n < 4

3 Al n : Điều kiện có kết tủa

Nếu 3 Al(OH) n

<

3 Al n : ứng với mỗi giá trị 3 Al(OH) n

có thể có tương ứng 2 giá trị OH n khác nhau.

+ Trường hợp 1: Kết tủa ứng với giá trị cực đại, chỉ xảy ra phản ứng (1): OH n = 3 3 Al(OH) n

(Lượng OH- tiêu tốn ít nhất).

+ Trường hợp 2: Kết tủa còn lại sau khi bị hòa tan một phần, xảy ra phản ứng (1) và (2):

OH OH (1) OH (2) n n n       (lượng OH- tiêu tốn nhiều nhất).

CÁC CÁCH GIẢI:

1. Cách giải thông thường (theo phương trình ion).

Al3+ + 3OH-  Al(OH)3

Al(OH)3 + OH-  Al(OH)4- hoặc Al(OH)3 + OH-  AlO2- + 2H2O

2. Sử dụng sơ đồ và áp dụng bảo toàn nguyên tố với Al và OH-

Al3+ + OH-  Al(OH)3 + Al(OH)4- hoặc Al3+ + OH-  Al(OH)3 + AlO2- + H2O

- Bảo toàn nguyên tố Al:

3 Al n =

3 4 Al(OH) Al(OH) n n  

- Bảo toàn nhóm OH-: OH n =

3 4 Al(OH) Al(OH) 3n 4n  

3. Theo công thức tính nhanh:

- Lượng OH- tiêu tốn ít nhất:

3 Al(OH) OH (min) n 3n  

- Lượng OH- tiêu tốn nhiều nhất:

3 3 Al(OH) OH (max) Al n 4n n    

Chú ý: Nếu cho NaOH vào hỗn hợp gồm (muối Al3+ và axit H+) thì cộng thêm số mol H+ và 2 công thức trên, tức là:

ThuVienDeThi.com