TỔNG HỢP CÁC CHUYÊN ĐỀ HÓA HỌC VÀ CÁC ĐỀ THI HỌC SINH GIỎI

Phơng pháp bảo toàn khối lợng: *Nguyên tắc của phơng pháp này là: “ Tổng khối lợng các chất tham gia phản ứng bằng tổng khối lợng của các chất tạo thành sau phản ứng .”.. - Nhợc điểm: Đố

Các phơng pháp giải toán hóa học thờng gặp trong phần kim loại

Các nhà hóa học đã tổng kết một số phơng pháp giải bài tập hóa học sau đây:

1 Phơng pháp bảo toàn khối lợng

2 Phơng pháp tăng giảm khối lợng

3 Phơng pháp bảo toàn electeron

4 Phơng pháp dùng các giá trị trung bình (khối lợng mol trung bình, số nguyên tử C, Htrung bình, hóa trị trung bình…).)

và hệ thống một số bài tập tơng tự

1 Phơng pháp bảo toàn khối lợng:

*Nguyên tắc của phơng pháp này là: “ Tổng khối lợng các chất tham gia phản ứng bằng

tổng khối lợng của các chất tạo thành sau phản ứng ”

*Chú ý: Không tính khối lợngcủa phần không tham gia phản ứng.

*Ví dụ: Cho một luồng khí CO đi qua ống chứa m gam hỗn hợp X gồm Fe, FeO và Fe2O3nung nóng Sau khi kết thúc thí nghiệm, thu đợc 64 g chất rắn A trong ống sứ và 11,2 lít khí B

Nh vậy, chất rắn A có thể gồm 4 chất: Fe, FeO, Fe2O3, Fe3O4 hoặc ít hơn Khí B có thể là hỗnhợp của CO2 và CO

nB = 22,4

2 , 11 = 0,5 mol

Gọi x là số mol của CO2 thì số mol của CO là (0,5-x).

- Ưu điểm: Đợc sử dụng rộng trong rất nhiều thể loại toán.

- Nhợc điểm: Đối với những bài toán có nhiều phơng trình phản ứng xảy ra thì đối với học

sinh có thể không nhìn ra đợc mối quan hệ về số mol các chất trong nhiều phơng trình đểchuyển thành khối lợng rồi áp dụng định luật bảo toàn khối lợng

2 Phơng pháp tăng giảm khối lợng :

* Nguyên tắc của phơng pháp này là: “ Khi chuyển từ chất A thành chất B (có thể qua

nhiều giai đoạn trung gian), khối lợng tăng hay giảm bao nhiêu gam (thờng tính theo một mol) và dựa vào khối lợng thay đổi ta tính đợc số mol chất đã tham gia phản ứng hoặc ng-

ợc lại ”

* Ví dụ : Hòa tan 2,84 gam hỗn hợp 2 muối cacbonat của 2 kim loại thuộc phân nhóm chính

nhóm II và thuộc 2 chu kỳ liên tiếp bằng dung dịch HCl d ta thu đợc dung dịch A và khí B Côcạn dung dịch A thì thu đợc 3,17 gam muối khan

a) Tính thể tích khí ở đktc?

b) Xác định tên của 2 kim loại?

Lời giải:

Gọi X, Y là ký hiệu 2 kim loại Ta có phơng trình phản ứng hóa học sau:

XCO3 + 2HCl = XCl2 + CO2 + H2OYCO3 + 2HCl = YCl2 + CO2 + H2O

2,84g 3,17g 0,03.44 0,03.18

Cứ 1 mol muối cacbonat chuyển thành 1 mol muối clorua: khối lợng tăng 71- 60 = 11g

 x mol muối cacbonat chuyển thành x mol muối clorua: khối lợng tăng 3,17 - 2,84 = 0,33 g

2 kim loại thuộc phân nhóm chính nhóm II, ở 2 chu kì liên tiếp thì đó là Mg(24) vàCa(40).

* Nhận xét về phơng pháp :

- Ưu điểm: Dùng cho nhiều loại bài tập( vô cơ- đại cơng- hữu cơ).Tránh đợc việc lập nhiều

ph-ơng trình trong hệ phph-ơng trình, sẽ không phải giải những hệ phph-ơng trình phức tạp

- Nhợc điểm: Khó tìm ra mối quan hệ giữa các chất đối với những học sinh không có trình độ

t duy về hóa học tối thiểu

3. Phơng pháp bảo toàn electron:

*Nguyên tắc của phơng pháp này: “ Tổng số electron mà các chất khử cho phải bằng

tổng số electron mà các chất oxi hóa nhận ”

*Ví dụ :

Hòa tan hoàn toàn 19,2 gam Cu bằng dung dịch HNO3 Tất cả lợng khí NO thu đợc

đem oxi hóa thành NO2 rồi chuyển hết thành HNO3 Tính thể tích khí O2 ở đktc đã thamgia vào quá trình trên

- Ưu điểm : Khi có nhiều chất oxi hóa, nhiều chất khử, có nhiều quá trình hóa học, qua nhiều

giai đoạn thì ta chỉ cần xác định đúng trạng thái đầu và trạng thái cuối của các chất oxi hóa vàchất khử, mà không cần xác định chất trung gian, thậm chí không cần quan tâm đến việc viết

và cân bằng các phơng trình phản ứng Phơng pháp này đặc biệt lý thú đối với các bài toán cầnphải biện luận nhiều trờng hợp xảy ra

- Nhợc điểm:

+ Chỉ áp dụng cho hệ phơng trình oxi hóa – khử

+ Thờng chỉ dùng để giải bài toán vô cơ

4.Phơng pháp dùng các giá trị trung bình :

- Khối lợng mol trung bình

- Số nguyên tử (C, H ) trung bình.…).

- Số nhóm chức trung bình

- Hóa trị trung bình…)

Trong phần kim loại chủ yếu sử dụng phơng pháp khối lợng mol trung bình (M)

*Nguyên tắc: Khối lợng mol trung bình là (M)

M1 ( giá trị nhỏ) < M < M2 ( giá trị lớn)

*Ví dụ : Hai kim loại kiềm M và M’ nằm trong 2 chu kì kế tiếp nhau trong bảng hệ thống tuầnhoàn Hòa tan một ít hỗn hợp của M và M’ trong nớc đợc dung dịch A và 0,336 lít H2 ở đktc.Cho HCl d vào trong dung dịch A và cô cạn đợc 2,075 g muối khan Xác định tên 2 kim loại

Ưu điểm : là 1 phơng pháp giúp giải nhanh các bài toán vô cơ và hữu cơ loại hỗn hợp 2 hay

nhiều chất Đối với vô cơ là những bài nh xác định các kim loại, tính % số mol…)

5.Phơng pháp tách công thức phân tử:

Ví dụ : Oxi hóa không hoàn toàn 10,08 gam một phoi bào sắt thu đợc m gam chất rắn gồm

4 chất Thả hỗn hợp rắn vào dung dịch HNO3d thu đợc 2,24 lít khí (đktc) không màu hóanâu ngoài không khí Tính khối lợng của hỗn hợp rắn

Lời giải

Hỗn hợp 4 chất rắn gồm Fe d , FeO, Fe2O3 và Fe3O4

Fe3O4 là hỗn hợp của FeO và Fe2O3 Vì vậy ta có thể coi hỗn hợp rắn gồm Fe d, Fe2O3 vàFeO

Đặt x, y, z lần lợt là số mol của FeO, Fe2O3 và Fe d

18 , 0 2

z x

z y x

- Ưu điểm : Để bớt số lợng ẩn trong việc lập hệ phơng trình ta dùng phơng pháp

này sẽ giúp cho việc giải phơng trình đại số bớt khó khăn

- Nhợc điểm: Phơng pháp này dùng chủ yếu trong việc tách CTPT của các chất

hữu cơ, chỉ sử dụng trong một số ít bài vô cơ

6 Các phơng pháp khác:

*Phơng pháp ghép ẩn số:

- 1số bài toán thiếu điều kiện làm cho bài toán có dạng vô định hoặc không giải

đợc Phơng pháp ghép ẩn số là một trong những phơng pháp đơn giản để giảicác bài toán đó

- Nhợc điểm: Phơng pháp ghép ẩn số chỉ là một thủ thuật của toán học, không

mang tính chất hóa học

*Phơng pháp tự chọn lợng chất:

Có một số bài toán ngời ta cho lợng chất dới dạng giá trị tổng quát hoặc không nói đếnlợng chất Trong những trờng hợp này, tốt nhất ta lựa chọn một giá trị nh thế nào để choviệc giải bài toán trở thành đơn giản nhất

Có một vài cách chọn giá trị tự do:

- Lợng chất tham gia phản ứng là 1 mol

- Lợng chất tham gia phản ứng theo số liệu của đầu bài

*Phơng pháp biện luận

*Phơng pháp suy luận…

Tuy nhiên dù áp dụng bất cứ phơng pháp nào, chúng ta cũng phải nắm thật vững kiếnthức giáo khoa hóa học Bởi vì không thể giải đợc bài toán nếu không biết chắc những phảnứng nào có thể xảy ra hay không xảy ra, và nếu xảy ra thì tạo sản phẩm gì…)

I.2.Các ví dụ

Ví dụ 1: Cho 19,2 gam Cu tác dụng hết với HNO3, tất cả lợng khí NO sinh ra đem oxi hóathành NO2 rồi sục vào H2O cùng với dòng khí O2 để chuyển hết thành HNO3 Tính thể tíchO2(đktc) đã tham gia vào quá trình trên

Cách1: Phơng pháp thông thờng ( Học sinh quen làm ) :

Đối với bài này các phản ứng có thể viết dễ dàng, do đó có thể giải theo cách thông ờng, truyền thống là:

4NO2 + O2 + 2H2O  4HNO3 mol: 0,2 0,05

nO2

= 0,1+ 0,05 = 0,15 mol Vo2 = 0,15 22,4 = 3,36 (l)

Cách2: Phơng pháp bảo toàn e:

Ta có nhận xét rằng:

- Bài toán không yêu cầu viết các phơng trình phản ứng xảy ra

- Các phản ứng đều thuộc loại phản ứng oxi hóa - khử, tức là có sự trao đổi electron

- Sự biến đổi số oxi hóa của nitơ trong quá trình là : N5 

- Cách 1 tuy không dài, nhng việc viết và cân bằng các phơng trình phản ứng mất nhiều thờigian Hơn nữa nếu cân bằng nhầm 1 phơng trình nào đó sẽ dẫn đến kết quả sai , vì cách đó sửdụng tỷ lệ của phơng trình.

Ví dụ 2: Oxi hóa không hoàn toàn 10,08 gam một phoi bào sắt thu đợc m(g) chất rắn gồm 4

chất Thả hỗn hợp rắn vào dung dịch HNO3 d  2,24 lít khí (đktc) không màu hóa nâu ngoàikhông khí Tính khối lợng hỗn hợp rắn

2y 2

3 y

y 3Fe + 2O2 = Fe3O4

= 0,18 (1)

- Cách làm này sẽ không thể áp dụng phổ biến cho các bài khác, chỉ áp dụng cho từngbài.

- Khi giải học sinh sẽ lúng túng trong việc giải hệ phơng trình

Cách 2: Sử dụng phơng pháp bảo toàn electron:

3 2

O Fe

O Fe

FeO Fedu



 



 3

đúng trạng thái đầu và cuối

- Bài toán không yêu cầu viết phơng trình phản ứng, do đó cách này nhanh, ngắn và thểhiện rõ đợc bản chất hóa học

Cách 3: Sử dụng định luật bảo toàn khối lợng :

mR = mmuối + m NO + m H O

2 – m HNO3

2 FexOy + (2x – 2 y ) = 3xFe(NO3)3 + (3x – 2 y )NO + ( 6x – y )H2O

Nhận xét : Cách này học sinh dễ hiểu, dễ áp dụng nhng có nhợc điểm là khó cân bằng phơng

trình phản ứng

H2SO4 loãng thì thu đợc khí NO và H2 có thể tích bằng nhau (đo ở cùng điều kiện to, áp suất).Biết khối lợng muối nitrat thu đợc bằng 159,21% khối lợng muối sunfat Xác định R

Cách1: Cách giải thông thờng mà học sinh quen làm:

Gọi n là hóa trị của kim loại R:

3R + 4n HNO3 = 3 R(NO3)n + n NO + 2n H2O (1)

Tỉ lệ electron nhận là 3/2  tỉ lệ electron cho cũng phải là 3/2, tức tơng ứng với R sẽ nhờng 3

e và 2e  Hóa trị của R trong 2 trờng hợp là 3 và 2; 2 muối là R(NO3)3và RSO4

Nếu hòa tan 1 mol R suy ra : 96 1,5921 56( )

362

Fe R

Nhận xét : Rõ ràng cách 2 ngắn gọn hơn cách 1 và thể hiện rõ bản chất hóa học hơn Tuy

nhiên có thể học sinh vẫn dùng cách 1 vì đó là cách thông dụng học sinh đã quen làm

Đề ra kì này: các bài tập áp dụng các phơng pháp trên

Bài 1: Trong một bình kín chứa O2, ngời ta thực hiện phản ứng đốt cháy 5,6 g Fe thì thu

đ-ợc 7,36 gam hỗn hợp 3 chất là Fe, Fe2O3 và Fe3O4 Hòa tan hoàn toàn lợng hỗn hợp đóbằng dung dịch HNO3 thu đợc V lít hỗn hợp khí A gồm NO và NO2 có tỉ khối so với H2bằng 19

a) Tính V ở đktc

b) Cho 1 bình kín dung tích không đổi là 4lít chứa 640 ml H2O, phần khí trong bình chứa20%O2 còn lại là N2(đktc) Bơm tất cả hỗn hợp khí A vào bình lắc kỹ cho đến khi phảnứng xong thu đợc dung dịch X Tính C% của dung dịch X?

ĐS: a) 0,896 lít

b) 0,6589 %

Bài 2: 1) Thêm a gam O2 vào 1 bình chứa 15,8 gam hỗn hợp Al, Mg, Fe và đốt thu đợcchất rắn A có khối lợng 19 gam Lấy A hòa tan vào dung dịch HNO3 loãng d Tính thể tíchkhí NO sinh ra biết lợng muối tạo thành có tổng khối lợng là 96,4 gam

2) Hòa tan m gam Al vào HNO3 d thoát ra 8,96 lít hỗn hợp khí NO2 và NO ở đktc có d/H2 = 21 Nếu hòa tan m gam Al vào dung dịch H2SO4 vừa đủ, sau đó bay hơi dung dịch thu

đợc 66,6 gam chất kết tinh D Hãy tính m và xác định công thức của D

ĐS : m = 5,4 gam; Al 2 (SO 4 ) 3 18H 2 O

a.Hóa vô cơ

đại cơng về lí thuyết của các

quá trình hoá học

I- Nhiệt động lực học hoá học

I.1 Nguyên lí I- Nhiệt hoá học

1.1- Nguyên lí I ( Định luật bảo toàn năng lợng )

Năng lợng không tự nhiên sinh ra, không tự nhiên mất đi mà chỉ biến đổi từ dạng này sangdạng khác

Biểu thức: U = Q – A ( 1 )

U hàm nội năng;

U là biến thiên nội năng của hệ trong một quá trình biến đổi

U là hàm trạng thái ( chỉ phụ thuộc vào trạng thái đầu và trạng thái cuối

không phụ thuộc vào cách thực hiện phản ứng)

Q là nhiệt kèm theo quá trình trên

A là công kèm theo quá tình trên mà hệ trải qua

- Quá trình xảy ra đẳng áp: P = const

a) Định luật Hess : Nhiệt của phản ứng hoá học chỉ phụ thuộc vào bản chất và trạng thái của

các chất đầu và cuối, không phụ thuộc vào cách tiến hành phản ứng, nghĩa là không phụ thuộcvào số lợng và đặc trng của các giai đoạn trung gian

b) Từ nguyên lí I : U, H là các hàm trạng thái nên U, H không phụ thuộc vào cách tiến hành quá trình mà chỉ phụ thuộc vào trạng thái chất đầu và chất cuối  Nội dung nguyên lí I

là nội dung của định luật Hess

- Nếu phản ứng thuận có hiệu ứng nhiệt H thì phản ứng nghịch có hiệu ứng nhiệt là -H

- Hiệu ứng nhiệt của một chu trình bằng không

VD1: Hãy xác định nhiệt của quá trình oxi hoá C(r) thành CO(k), biết thực nghiệm thu đợc

C(r) + O2(k) = CO2(k) H1 = -393,365 (kJ/mol)CO(k) + 1/2 O2(k) = CO2(k) H2 = - 282,7189 (kJ/mol)Giải: Thiết lập chu trình phản ứng dựa theo nội dung của định luật Hess

C(r)     H x COk H1

C(r) + 1/2 O2(k) = CO(k) ; Hx = H1 -H2 = - 110,4176 (kJ)

Bài tập:

Bài 1: Xác định H của phản ứng: S (r) + 3/2O2(k) = SO3(k) ; H1 = ?

Biết : S(r) + O2(k) = SO2(k) ; H2 = - 297 (kcal/mol)

SO2(k) + 1/2O2(k) = SO3 (k) ; H3 = -98,2 (kcal/mol)

Tính entanpi (nhiệt tạo thành) của N2H4, N2O

ĐS:1) Nhiệt tạo thành của N2H4 tức là nhiệt của phản ứng

N2 + 2H2 = N2H4 (5) ;H5 = 1/4[ -( H1+H4) + H3 + 3H2]

= 50,75 (kJ/mol)

2) Nhiệt tạo thành N2O tức là hiệu ứng nhiệt của phản ứng

N2 + 1/2O2 = N2O (6) ; H6 = H5 + H4 -H2 = 81,75 (kJ/mol)

1.3- Các cách tính nhiệt của phản ứng hoá học

a) Tính nhiệt của phản ứng hoá học từ nhiệt sinh

- Nhiệt sinh ( nhiệt hình thành ) của một hợp chất là nhiệt của phản ứng tạo ra 1 mol hợp chất

đó từ các đơn chất ở trạng thái ở trạng thái bền nhất hay thờng gặp nhất của những nguyên tố

tự do của hợp chất trong những điều kiện đã cho về nhiệt độ và áp suất

Qui ớc:

- Nhiệt sinh tiêu chuẩn:H0 S 298 là nhiệt sinh của chất ở 298K (25 0C), P = 1 atm

- Sinh nhiệt tiêu chuẩn của các đơn chất ở trạng thái tiêu chuẩn bằng không

Quy tắc : Nhiệt của một phản ứng bằng tổng nhiệt sinh của các chất cuối trừ tổng nhiệt sinh

của các chất đầu

0 j

H - 





n i

i

1 0

0 là nhiệt tạo thành của các chất tham gia phản ứng

H0 p thay đổi theo nhiệt độ không nhiều lắm, nhiều trờng hợp coi nh không đổi.

VD2: Hãy xác định nhiệt của phản ứng sau:

4FeCO3 tt + O2 k = 2Fe2O3 tt + 4 CO2 k Biết nhiệt sinh tiêu chuẩn H0 S 298 của các chất trong phơng trình phản ứng đó nh sau:Chất CO2 k FeCO3 tt Fe2O3 tt O2 k

a)Khi 1 mol rợu CH3OH cháy ở 298K và ở thể tích cố định theo phản ứng :

CH3OH(l) + 3/2 O2 (k) = CO2(k) + 2 H2O(l)

giải phóng ra một lợng nhiệt là 173,65 kcal/mol Tính Hp

b) Biết nhiệt sinh tiêu chuẩn của H2O(l) và CO2(k) tơng ứng là -68,32 và -94,05 kcal/mol Tính sinh nhiệt tiêu chuẩn của CH3OH(l)

b) Tính nhiệt của phản ứng từ nhiệt cháy ( thiêu nhiệt )

- Định nghĩa: Thiêu nhiệt của một chất là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy một mol chất

đó bằng oxi ở điều kiện tiêu chuẩn để tạo thành các oxit bền

VD: hiệu ứng nhiệt của phản ứng:

CH4 (k) + 2O2(k) = CO2(k) + 2H2O(l) ; H0 298 = -212,7 (kcal/mol)

đợc gọi là thiêu nhiệt của CH4 (k)

- ứng dụng: Có thể tính hiệu ứng nhiệt của một phản ứng khi biết thiêu nhiệt của các chất phản ứng và các sản phẩm

0 j

0 j

H là nhiệt cháy của các chất sản phẩm







n i

i

1

0

là nhiệt cháy của các chất tham gia phản ứng

VD3: Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng : 2CH4  C2H2 + 3H2

Biết nhiệt cháy của các chất nh sau:

CH4 + O2  CO2 + 2H2O ; HC 1 = -803 (kJ/mol)C2H2 + 5/2 O2  2CO2 + H2O ; HC 2 = -1257 (kJ/mol)H2 + 1/2 O2  H2O(hơi) ; HC 3 = - 394 (kJ/mol)

H0 p = 2HC 1 - HC 2 - 3HC 3 = 377 (kJ/mol)

Bài tập:

Bài 1: Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng

C2H5OH (l) + CH3COOH(l) = CH3COOC2H5 (l) + H2O(l)

Cho biết thiêu nhiệt của các chất nh sau:

C2H5OH(l) ; Htn1= - 326,7 (kcal/mol)

CH3COOH(l) ; Htn2 = -208,2 (kcal/mol)

CH3COOC2H5 (l) ; Htn3 = -545,9 (kcal/mol)

ĐS:

c) Nhiệt chuyển pha

- Các quá trình chuyển pha thờng gặp là:

+ Sự nóng chảy, sự hoá rắn

+ Sự bay hơi, sự ngng tụ

+ Sự thăng hoa

+ Sự chuyển dạng thù hình

Các quá trình chuyển pha cũng thờng kèm theo hiệu ứng nhiệt, gọi là nhiệt chuyển pha

VD: Xác định nhiệt chuyển pha của quá trình:

C(graphit)  C(kim cơng) ; H1 = ?

Biết :

Cgraphit + O2 (k) = CO2 (k) ; H2 = -94,052 (kcal/mol)

Ckim cơng + O2 (k) = CO2 (k) ; H3 = -94,505 (kcal/mol)

Năng lợng liên kết là năng lợng cần cung cấp để phá vỡ 1 liên kết để tạo thành các nguyên tử

ở thể khí

Ta thấy: nhiệt phân li = tổng năng lợng liên kết hoá học của tất cả các kiên kết trong phân tử của nó

VD: tính năng lợng liên kết của liên kết C-H trong phân tử CH4 biết :

- Sinh nhiệt tiêu chuẩn của CH4: H0 S, 298, CH4 = -98 (kcal/mol)

- Nhiệt phân li của H2: Hpl,H2 = 104,2 (kcal/mol)

- Nhiệt thăng hoa của C: Hth, C = 172 (kcal/mol)

Giải: Viết các phơng trình biểu diễn mối liên quan giữa các phơng trình có liên quan

Bài 1: Tính sinh nhiệt chuẩn của As(III)oxit tinh thể Biết:

a) As2O3 (r ) + 3H2O = 2 H3AsO3 (dd) ; H1 = 7,55 (kcal/mol)

b) AsCl3 (r ) + 3 H2Ol = H3AsO3 (dung dịch) + 3 HCl(dd) ; H2 = 17,58 (kcal/mol)

c) As( r ) + 3/2 Cl2 (k) = AsCl3 ( r ) ; H3 = -71,39 (kcal/mol)

d) HCl(k) + aq = HCl (dd) ; H4 = -17,31 (kcal/mol)

e) 1/2H2 (k) + 1/2 Cl2 (k) = HCl (k) ; H5 = - 22,24 (kcal/mol)

f) H2(k) + 1/2 O2(k) = H2O (l) ; H6 = -68,3 (kcal/mol)

Bài 2: Nhiệt phân li của hiđro là 104 (kcal/mol)

- Nhiệt phân li của oxi là 118 (kcal/mol)

- Sinh nhiệt của nớc lỏng là - 68,3 (kcal/mol)

- Nhiệt bay hơi của nớc là 10,5 (kcal/mol)

Xác định năng lợng liên kết của O-H trong phân tử nớc

Bài 3: Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng :

Bài 4: Tính năng lợng mạng lới tinh thể của BaCl2, từ 2 loại dữ kiện sau

a) Sinh nhiệt của BaCl2 tinh thể: -205,6 (kcal/mol)

- Nhiệt phân li của Clo: 57 (kcal/mol)

- Nhiệt thăng hoa của Ba kim loại : 46 (kcal/mol)

- Thế ion hoá thứ nhất của Ba: 119,8 (kcal/mol)

- Thế ion hoá thứ hai của Ba: 230,0 (kcal/mol)

- ái lực với electron của Cl: -88,5 (kcal/mol)

b) – Nhiệt hoà tan của BaCl2 : -2,43 (kcal/mol)

- Nhiệt hiđrat hoá của ion Ba2+: -321,22 (kcal/mol)

- Nhiệt hiđrat hoá của ion Cl- : - 86,755 (kcal/mol

II- Nguyên lí II Entropi

II.1- Nguyên lí II:

Nhiệt không thể truyền từ vật lạnh sang vật nóng hơn

II.2- Entropi

1- Quá trình tự diễn biến

- Nhiệt từ vật nóng truyền sang vật lạnh hơn chứ không có quá trình ngợc lại

- Nớc hoa từ lọ có thể tự bay khắp phòng còn quá trình ngợc lại thì không tự diễn ra

2- Entropi

Các hệ trong tự nhiên luôn có xu hớng chuyển từ trạng thái trật tự sang trạng thái vô trật tự hơn Sự vô trật tự của một hệ phụ thuộc vào thành phần, nhiệt độ và áp suất của hệ

Để đánh giá sự tự diễn biến của của một quá trình ta dùng khái niệm mới là Entropi và

kí hiệu là S S là một hàm trạng thái

Nếu sự vô trật tự càng lớn thì S càng cao

Biến thiên entropi S của hệ và của môi trờng xung quanh tăng lên

S tổng = S hệ + S mtxq > 0 thì quá trình là tự diễn biến

Qnc = Hnc = 6003,734(J/mol)Vậy S nc =

VD: Tính biến thiên entropi của phản ứng

CaCO3 (r) = CaO(r) + CO2 (k)

Biết S0 298,(cal/mol.K) 22,16 9,5 51,06

S0 298,p = 51,06 + 9,5 – 22.16 = 38,4 (cal/mol.K)

Biến thiên entropi dơng Phản ứng t diễn biến về phơng diện entropi

* Chú ý : Entropi S của từng chất thay đổi theo nhiệt độ thì khá nhiều nhng Sp thì không thay đổi nhiều lắm

III- Năng lợng tự do Gipxơ ( Thế đẳng áp-đẳng nhiệt)

Thế nhiệt động là hàm của T, P Nó là một hàm trạng thái Hàm G(T,P) là thế nhiệt

động hay năng lợng tự do Gipxơ

* Nhận xét: Hai yếu tố entanpi và entropi là hai yếu tố đồng thời tác động lên hệ nhng theo hai chiều ngợc nhau: Về phơng diện hoá học, entanpi giảm khi các nguyên tử kết hợp vớinhau để tạo thành các phân tử với các liên kết bèn vững nhng entropi lại giảm gỉm vì độ hỗn loạn của hệ giảm

Ngợc lại, khi entropi tăng, yếu tố entropi là thuận lợi cho sự diễn biến của quá trình thì

hệ lại hấp thụ năng lợng để phá vỡ liên kết của các phân tử, do đó entanpi của hệ tăng lên

Nói cách khác, trong mỗi qúa trình luôn luôn có sự cạnh tranh giữa 2 yếu tố : yếu tố entanpi ( giảm năng lợng) và yếu tố entropi ( tăng mức độ hỗn loạn) Trong cuộc cạnh tranh này yếu tố nào mạnh hơn sẽ quyết định chiều hớng của quá trình

Đại lợng thế đẳng áp- đẳng nhiệt là sự thống nhất giữa 2 yếu tố entanpi và entropi

1) ở T, P không đổi ( đẳng nhiệt, đẳng áp) biến thiên của hàm G là G là tiêu chuẩn về cân bằng và tự diễn biến

G = 0 Quá trình đạt tới trạng thái cân bằng

VD6 : Xác định chiều tự diễn biến của phản ứng sau ở 298K

CuO r + Cr  Cur + COk

Vậy phản ứng có thể tự diễn biến

* Chú ý: Nếu đối với quá trình thuận G < 0 ( tự diến biến) thì đối với quá trình nghịch ( không tự diễn biến) G>0 Khi G = 0 thì quá trình có thể diến ra theo cả hai chiều ngợc nhau ( phản ứng cân bằng)

Bài 1: Đối với phản ứng CaCO3 (r) = CaO( r ) + CO2 (k)

H0 298 (kcal/mol) -288,5 -151,9 -94

S0 298 (cal/mol.K) 22,16 9,5 51,06

Xác định chiều phản ứng ở 298K Xác định nhiệt độ ở đó CaCO3 bắt đầu bị phân huỷ

ĐS: Gthuận > 0 phản ứng tự diến biến theo chiều nghịch

T > 1109,4 K thì phản ứng tự diễn biến theo chiều CaCO3 bị phân huỷ

Bài 2 : Đối với phản ứng

H2Ok + Cr  COk + H2 k

ở 600K G0 = 12,18 (kcal/mol)

ở 700K G0 = 8,14 (kcal/mol)

Tính giá trị trung bình của biến thiên entropi trong khoảng nhiệt độ này

ở nhiệt độ nào thì phản ứng này xảy ra đợc? Coi H0, S0 không thay đổi theo

nhiệt độ

H0 = - 36 420 (cal/mol) ; S0 = 40,4 (cal/mol.T)

T = 901K thì phản ứng bắt đầu diễn ra theo chiều thuận

Bài 3: Cho H0 298 (cal/mol) S0 298 (cal/mol.K)

Bài 5: Cho phản ứng Fe2O3(r) + 3H2 (k) = 2Fe + 3 H2O(k)

Biết ở điều kiện chuẩn G0 p = 13,036 (kcal/mol) và ở nhiệt độ cao hơn 678K, hiđro bắt đầu khử đợc oxit sắt, entropi và entanpi của phản ứng coi nh không phụ thuộc vào nhiệt độ Tính

3) 3CO(k) + Fe2O3( r ) = 3 CO2 (k) + 2 Fe( r ) -6,09 +3,0

4) CO(k) + 3 Fe2O3( r ) = CO2(k) + 2Fe3O4 ( r ) - 12,83 + 9,4

5) CO(k) + Fe3O4 (r) = CO2 ( k) + 3 FeO( r ) + 8,67 + 10,10

6) CO(k) + FeO ( r) = Fe ( r ) + CO2 ( k ) - 3, 83 - 3,41

Tính G0 298 của các phản ứng

3C ( r ) + 2Fe2O3 ( r ) = 3CO2(k) + 2Fe ( r )

2C ( r ) + Fe3O4 ( r ) = 2CO2 (k) + 3Fe (r )

C ( r ) + 2FeO (r ) = CO2 ( k) + 2Fe ( r)

ở 4000C, 6500C, 7000C- 8000C sẽ xảy ra các phản ứng khử các oxit Fe nào bằng CO, C

Phản ứng oxi hoá khử

I- Số oxi hoá

Số oxi hoá của một nguyên tố trong một chất là một số đại số biểu diễn điện tích củanguyên tử trong phân tử của chất, nếu giả thiết chỉ có liên kết ion; nghĩa là các electron liênkết mỗi cặp nguyên tử đợc coi nh chuyển hẳn sang nguyên tử có độ âm điện cao hơn

- Với đơn chất, số oxi hoá luôn bằng 0

- Với hợp chất ion, đợc cấu tạo từ các ion một nguyên tử, số oxi hoá bằng điện tích củaion đó

- Trong hợp chất, tổng số oxi hoá của nguyên tử các nguyên tố luôn bằng 0

- Với hợp chất cộng hoá trị, hợp chất ion phức tạp thì cách tính số oxi hoá nh sau:+ Các nguyên tố thuộc phân nhóm chính

* Số oxi hoá dơng cao nhất của nguyên tử các nguyên tố bằng số chỉ của phânnhóm chính hay bằng số e tối đa mà nguyên tử nguyên tố đó có thể "cho" đi

* Số oxi hoá âm: Thờng chỉ gặp ở các nguyên tử nguyên tố phân nhóm chínhnhóm IV, V, VI, VII Số oxi hoá âm = Số electron mà nguyên tử đó nhận vào cho đạt cấu hìnhbát tử ( 8 electron)

Có thể tóm tắt số oxi hoá của các nguyên tố trong bảng sau:

* Chú ý:

Với Hiđro: Trong các hợp chất chủ yếu là số oxi hoá +1 (trừ hợp chất với kim loại là

có số oxi hoá -1)

Với oxi: Thờng có số oxi hoá -2 (trừ trong: peoxit: -1, supeoxit: 1/2, trong F2O:+2)

Với hợp chất hữu cơ: chủ yếu phải xác định số oxi hoá của C: có 2 cách

+ Xác định số oxi hoá trung bình của C: tính tổng số oxi hoá của các nguyên tử

nguyên tố khác rồi lấy tổng đó chia cho số nguyên tử C có trong hợp chất hữu cơ đó

+ Xác định số oxi hoá của từng nguyên tử C dựa vào công thức cấu tạo : Tính

cho từng nhóm nguyên tử của C liên kết với các nguyên tố khác, coi nh mỗi nguyên tử C ở liênkết C – C là độc lập với nhau

VD: Xác định số oxi hoá của các nguyên tố trong các hợp chất và ion sau:

x

1) MnO2 : vì O có độ âm điện > Mn  O đóng vai trò là chất nhận e  số oxi hoá của O là -2  x +2.(-2) = 0  x = +4

y

2) NO3- : tơng tự O có số oxi hoá là: -2  y + 3 (-2) = -1  y = +5

3) SO3: số oxi hoá của O : -2, S : +4

4) C2H6O : số oxi hoá trung bình của C: -2

Với công thức cấu tạo : CH3-O-CH3 thì mỗi nguyên tử C có số oxi hoá: -2

Vơi công thức cấu tạo : CH3 – CH2 – O-H: C (CH3-) = -3

C (-CH2OH) = -1

 Quan hệ giữa số oxi hoá và hoá trị của nguyên tố

- Hoá trị gắn liền với liên kết hoá học

- Số oxi hoá gắn liền với sự chuyển dịch electron

 nhiều khi số oxi hoá không trùng với hoá trịVD: trong CH3Cl : C có hoá trị 4, số oxi hoá -2

- Nhiều trờng hợp, đặc biệt là các hợp chất của kim loại, giá trị tuyệt đối của số oxi hoá vàhoá trị thờng bằng nhau

II- phản ứng oxi hoá - khử

1 Sự oxi hoá - sự khử ( quá trình oxi hoá , quá trình khử )

Sự oxi hoá : là quá trình nhờng electron của nguyên tử nguyên tố: số oxi hoá tăng

Sự khử: là quá trình nhận electron của nguyên tử nguyên tố: số oxi hoá tăng

2 Chất oxi hoá, chất khử

Chất có nguyên tố nhận electron là chất oxi hoá

Chất có nguyên tố nhờng electron là chất khử

3 Phơng pháp cân bằng phản ứng oxi hoá - khử bằng phơng pháp thăng bằng electron

Đối với HS ở các lớp không Chuyên chủ yếu sử dụng phơng pháp thăng bằng electron

Các bớc tiến hành:

Bớc 1: Xác định chất oxi hoá, chất khử.

+ Xác định số oxi hoá của tất cả nguyên tố trong các chất để biết nguyên tố nào biến

đổi số oxi hoá

+ Suy ra chất oxi hoá, chất khử

Cu

Cu  và H02 2H1

 Cu2+ (CuO) là chất oxi hoá, H2 là chất khử

Bớc 2: Tính số e mỗi phân tử chất oxi hoá nhận và mỗi phân tử chất khử mất.

Bớc 3: Tìm hệ số của chất oxi hoá và chất khử theo định luật bảo toàn e:Tổng số e mà

chất khử cho phải bằng tổng số e mà chất oxi hoá nhận

( tìm bội số chung nhỏ nhất của số e cho và nhận trong mỗi quá trình)

cân bằng cha thêm hệ số thích hợp đối với các chất để cân bằng 2 vế

* Phân loại phản ứng oxi hoá - khử

a) Các chất có mặt trong phản ứng đều tham gia phản ứng oxi hoá - khử.

Na + S  Na2S

Al + HCl  AlCl3 + H2

b) Không phải tất cả các chất có mặt trong phản ứng đều tham gia phản ứng oxi hoá - khử

( có chất đóng vai trò là môi trờng phản ứng )

Al + NaOH + H2O  NaAlO2 + H2 (môi trờng: NaOH )KMnO4 + FeSO4 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + Fe2(SO4)3 + H2O( môi trờng: H2SO4)

KCl(r) + KMnO4(r) + H2SO4 (đặc) K2SO4 + MnSO4 + Cl2 + H2O( môi trờng: H2SO4 )

c) Trong một phản ứng một nguyên tố vừa đóng vai trò là chất oxi hoá vừa đóng vai trò là

chất khử : phản ứng tự oxi hoá - khử.

HCl + HClO3  Cl2 + H2OH2S + SO2  S + H2O

e) Trong một phân tử hợp chất vừa có nguyên tố đóng vai trò là chất oxi hoá, vừa có nguyên tố đóng vai trò là chất khử: phản ứng oxi hoá - khử nội phân tử

t0KMnO4  K2MnO4 + MnO2 + O2

t0KClO4  KCl + O2

f) Trong phản ứng có nhiều hơn 2 nguyên tố thay đổi số oxi hoá.

t0FeS + O2  Fe2O3 + SO2FeSO3 + K2Cr2O7 + H2SO4 Fe2(SO4)3+K2SO4 + Cr2(SO4)3 + H2O

g) Phản ứng oxi hoá - khử có hệ số bằng chữ

Nguyên tắc : cần xác định đúng sự tăng giảm số oxi hoá.

FexOy+ HNO3  Fe(NO3)3 + NO + H2O

Bài 1: Xác định phản ứng nào là phản ứng oxi hoá - khử Cân bằng các phản ứng đó Xác định

chất oxi hoá, chất khử, cân bằng theo phơng pháp thăng bằng e

1)Fe3O4 + HCl  FeCl2 + FeCl3+ H2O

2)Fe3O4 + H2SO4đặc,nóng  Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O

3) MnO2 + HBr  MnBr2 + Br2 + H2O

4) SO3 + H2O  H2SO4

5) SO2 + H2O + Cl2  HCl + H2SO4

6) N2O5 + H2O  HNO3

7) NO2 + H2O  HNO3 + HNO2

8) Cu + HNO3  Cu(NO3)2+ N2O + H2O

9) KMnO4 + K2SO3 + H2O  K2SO4 + MnO2 + KOH

10) KMnO4 + K2SO3 + KOH  K2SO4 + K2MnO4 + H2O

11) KMnO4 + K2SO3 + H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + H2O

12) FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2

13) Zn + HNO3  Zn(NO3)2 + NxOy + H2O

Bài 2: Hoàn thành các phơng trình phản ứng sau và cân bằng theo phơng pháp thăng bằng electron

1) FeSO4 + K2Cr2O7 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + ? + ?

2) FeCl2 + Br2  ? + ?

3) FeCl2 + H2SO4 đặc nóng  FeCl3 + Fe2(SO4)3 + SO2 + H2O

4) NO2 + H2O  HNO3 + NO + H2O

5) FeS2 + HNO3  ? + H2SO4 + NO + H2O

6) HCl + ?  CrCl3 + KCl + ? + ?

7) FeSO3 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + K2SO4 + MnSO4 + H2O

8) H2S + HNO3  H2SO4 + NO2 + H2O

9) Mg + HNO3  Mg(NO3)2 + N2 + N2O + H2O

10) Al + HNO3  Al(NO3)3 + NxOy + H2O

11) Mg + HNO3  ? + NH4NO3 + H2O

Bài 3: Viết và cân bằng các phơng trình phản ứng trong các trờng hợp sau:

a) Hoà tan kim loại M trong dung dịch HNO3 thu đợc một muối nitrat, khí NxOy và nớc

b) Kim loại M lỡng tính tác dụng với dung dịch NaOH, Ba(OH)2

c) oxit sắt tác dụng với dung dịch HNO3 thu đợc khí NO

d) oxit sắt tác dụng với dung dịch HNO3 thu đợc hỗn hợp khí NO và N2O theo tỉ lệ thể tích là1:2

e) KClO3 + NH3  KNO3 + KCl + Cl2 + H2O

f) KClO3 + NH3  KNO3 + KCl + N2 + HCl + H2O

g) KClO3 + NH3  KNO3 + KCl + N2 + NH4Cl + H2O

toán phản ứng oxi hoá khử

Cơ sở lí thuyết: Định luật bảo toàn electron

Bản chất của toàn bộ quá trình phản ứng oxi hoá khử: tổng e của chất khử cho luônbằng tổng số electron của chất oxi hoá nhận.

VD1 : Cho 5,6 gam bột Fe tác dụng với O2 thu đợc 7,36 gam hỗn hợp X gồm 3 chất: Fe,Fe3O4, Fe2O3 Hoà tan X trong HNO3 d thu đợc V lit khí NO duy nhất (đktc) Tính V

Nếu giải theo phơng pháp thông thờng thì ta phải đặt ít nhất 3 ẩn số trong các phơng trìnhtrên HS phải thực hiện nhiều phép biến đổi toán học Mà không thấy đợc bản chất của các

Số gam O2 tham gia phản ứng là: 7,36 – 5,6 = 1,76 (g)  nO2 = 0,055 (mol)

Gọi x là số mol NO sinh ra ( x > 0)

Số e mà Fe cho = Số mol e mà O2 nhận + Số mol e mà N+5 nhận

 3.0,1 = 4.0,055 + 3.x

 x = 0,08/3

V = 22,4.0,08/3 = 0,6 (lit)

Bài 1: Hoà tan hoàn toàn một khối lợng m gam FexOy bằng dung dịch H2SO4 đặc, nóng ta thu

đợc khí A và dung dịch B Cho khí A hấp thụ hoàn toàn bởi dung dịch NaOH d tạo ra 12,6gam muối Mặt khác nếu cô cạn dung dịch A thì thu đợc 120 gam muối khan Xác định côngthức của sắt oxit Tính m

Dung dịch A có muối Fe2(SO4)3, khí B là: SO2

SO2 + 2NaOH = Na2SO3 + H2O

Số mol muối Na2SO3 tạo thành là: nNa2SO3 = 0,1 (mol)  nSO2 = 0,1(mol)

nFe2(SO4)3 = 0,3 (mol) Theo định luật bảo toàn e: Số e mà FexOy cho = số e mà S+6 nhận

Bài 2: Hoà tan hoàn toàn 1,805 gam một hỗn hợp gồm Fe và một kim loại A có hoá trị n duy

nhất bằng dung dịch HCl thu đợc 1,064 lit khí H2, còn khi hoà tan 1,805 hỗn hợp trên bằngdung dịch HNO3 loãng, d thì thu đợc 0,896 lit khí NO duy nhất Hãy xác định kim loại A vàtính % khối lợng của mỗi kim loại trong hỗn hợp Biết các thể tích khí đều đo ở đktc

Giải:

Gọi số mol của Fe, A trong hỗn hợp lần lợt là: x, y ( x, y > 0 )

Có khối lợng của Fe và A là: 56x + MA y = 1,805 (g) (1)

Số mol H2 sinh ra là: 0,0475 (mol)

Số mol NO sinh ra là: 0,04 (mol)

Các phản ứng xảy ra là: Fe + 2HCl = FeCl2 + H2

2A + 2nHCl = 2ACln + nH2

Fe + 4HNO3 = Fe(NO3)3 + NO + H2O

3A + 4nHNO3 = 3A(NO3)n + nNO + 2nH2O

Lấy (3) - (2) suy ra: x = 0,025 (mol)

Thế vào (3): n.y = 0,045 (mol)  y = 0,045/n

Thế vào (1): 56.0,025 + 0,045.MA/n = 1,805  MA = 9n

n 1 2 3 4

MA 9 18 27 36

Cặp giá trị n = 3, MA = 27 thoả mãn

 A là Al, nAl = 0,015 (mol)

hỗn hợp khí gồm NO, N2O (đktc)

a) Tính thể tích HNO3 đã dùng

b) Tính tỉ khối của hỗn hợp khí so với H2

c) Tính nồng độ của dung dịch thu đợc

Giải:

nAl= 0,08 (mol)

Số mol hỗn hợp khí sinh ra là: n = 0,055 (mol)

Gọi a, b lần lợt là số mol NO, N2O tạo thành : a + b =0,055 (mol) (1) (a, b>0)

Giải hệ đợc a = 0,04 (mol); b = 0,015 (mol)

Vậy tỉ lệ số mol giữa NO và N 2 O là 8:3

Phơng trình phản ứng

16Al + 62HNO 3 = 16Al(NO 3 ) 3 + 3N 2 O + 8NO + 31H 2 O

Số mol HNO3 cần dùng là: 0,08.62/16 = 0,31 (mol)

CM = 0,31 (M)

Tỉ khối của hỗn hợp khí so với H 2 là: 16,9

Bài 4: Cho hỗn hợp gồm 2 kim loại Al, Fe với số mol của Al, Fe lần lợt là: 0,03 và 0,05 mol

tác dụng với 100 ml dung dịch chứa AgNO3 và Cu(NO3)2, khuấy kĩ tới phản ứng hoàn toàn.Sau phản ứng thu đợc dung dịch A và 8,12 gam chất rắn B gồm 3 kim loại

Hoà tan chất rắn B bằng dung dịch HCl d thấy bay ra 0,672 lit khí H2 (đktc)

Tính nồng độ mol của AgNO3 và Cu(NO3)2 trong dung dịch ban đầu của chúng Biết hiệu suấtcác phản ứng là 100%

ĐS: nAgNO3 = 0,03 mol, nCu(NO3

) 2 = 0,05 (mol)

Bài 5: Khi hoà tan hoàn toàn 2,16 gam kim loại M trong dung dịch HNO3 loãng thu đợc604,8 ml hỗn hợp khí E chứa N2, N2O có tỉ khối hơi đối với H2 là 18,45 Xác định kim loại M

ĐS: Al

Bài 6: Hoà tan hoàn toàn 1,805 gam một hỗn hợp gồm Fe và một kim loại A hoá trị n duy

nhất bằng dung dịch HCl thu đợc 1,064 lit khí H2, còn khi hoà tan 1,805 gam hỗn hợp trênbằng dung dịch HNO3 loãng, d thì thu đợc 0,896 lit khí NO duy nhất Hãy xác định kim loại

A và tính % khối lợng của mỗi kim loại trong hỗn hợp Biết các thể tích khí đo ở đktc

ĐS: Al, n =3, nAl = 0,015 mol; nFe+ = 0,025 mol

Bài 7: Cho x lit khí CO (đktc) đi qua ống sứ đựng a gam Fe2O3 đốt nóng Giả sử lúc đó chỉxảy ra phản ứng khử Fe2O3  Fe Sau một thời gian thu đợc hỗn hợp khí Y, có tỉ khối so với

He là 8,5 và chất rắn Z Nếu hoà tan chất rắn Z thấy tốn hết 50 ml dung dịch H2SO4 0,5M; cònnếu dùng dung dịch HNO3 thì thu đợc một muối sắt duy nhất có khối lợng nhiều hơn chất rắn

Z là 3,48 gam

a) Tính % thể tích các khí trong hỗn hợp Y

b) Tính x và a

(đktc) , dung dịch A và một chất không tan B Để oxi hoá hỗn hợp các sản phẩm còn trongbình, phải cho thêm vào đó 20,2 gam KNO3 Sau khi phản ứng xảy ra hoàn toàn ngời ta thu đ-

ợc một khí không màu hoá nâu ngoài không khí và một dung dịch C Để trung hoà lợng axit

d trong dung dịch ngời ta cần 200 ml dung dịch NaOH 2M

a) Tính khối lợng các kim loại và thể tích khí không màu

b) Tính nồng độ mol/l của dung dịch H2SO4

b hóa hữu cơ

Dung dịch của các chất điện li

I- Sự điện li của các axit, bazơ và muối trong dung dịch

2 Hằng số điện li

K =    

m n n m

B A

HPO42-  H+ + PO43- ; K3 = 1,3 10-12

H3PO4  3H+ + PO43- ; K = K1 K2 K3

K phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất của chất điện li

* Mối liên hệ giữa K và 

. m m n 1 m n

n n C m

Với chất điện li yếu :  << 1

K = m n n m C mn mn



.

- với dung dịch axit: H+ đợc tạo thành từ 2 nguồn: sự phân li của H2O và axit nên [H+] > 10-7

- với dung dịch bazơ: OH-đợc tạo thành từ 2 nguồn: sự phân li của H2O và bazơ nên [OH-] >

pH là đại lợng đơn giản đặc trng cho tính chất axit – bazơ của các dung dịch

II- Một số quan điểm hiện đại về axit và bazơ

A- Thuyết proton của Bronstet

a) Định nghĩa

- Axit là phần tử có khả năng cho proton

- Tơng tự, khi bazơ B nhận proton nó tạo thành BH+

B + H+  BH+

BH+  B + H+

BH+ gọi là axit liên hợp của bazơ B

Các cặp HA/A - và BH + /B gọi là cặp axit-bazơ liên hợp, trong đó HA và BH + là dạng axit còn

A - và B là dạng bazơ của cặp axit tơng ứng

- Phản ứng giữa dung dịch axit và dung dịch bazơ

HA + B  BH+ + A Axit 1 bazơ 2 axit 2 bazơ 1

-Phản ứng xảy ra theo chiều từ trái sang phải khi axit 1 mạnh hơn axit 2 và bazơ 2 mạnh hơn bazơ 1

VD: NH3 + CH3COOH  CH3COO- + NH4

- Vai trò của nớc trong các dung dịch axit và bazơ

+ Với axit

HA + H2O  H3O+ + A Axit 1 bazơ 2 axit 2 bazơ 1

-Các cặp axit và bazơ liên hợp là HA/A-; H3O+/H2O

KHA =    

HA

A O

( hằng số axit )

+ Với bazơ:

B + H2O  BH+ + OH Bazơ 1 axit 2 axit 1 bazơ 2

-Các cặp axit và bazơ liên hợp là BH+/B và H2O/OH

-* Kết luận: trong quan hệ với các axit H 2 O đóng vai trò là một bazơ, trong quan hệ với các bazơ nớc đóng vai trò là một axit  nớc là một chất lỡng tính

Trong nớc nguyên chất có quá trình phân li

2H2O  H3O+ + OH

-KH2O = [H3O+] [OH-] = 10-14

- Đối với một cặp axit và bazơ liên hợp:

HA + H2O  H3O+ + AKHA =   

-HA

A O

3

A- + H2O  HA + OH [OH-].[HA]

-KB(A- = [A-]

 KHA K(A- = [H3O+].[OH-] = KwVậy với mọi cặp axit – bazơ liên hợp đều có : pKa + pKb = pKw = 14

* Nhận xét: Nếu axit càng mạnh thì bazơ liên hợp càng yếu và ngợc lại

B- Thuyết electron của Lewis

a) Định nghĩa

+ Axit là những phần tử có khả năng nhận cặp electron

+ Bazơ là những phần tử có khả năng cho cặp electron

* Ưu điểm : có tính khái quát cao, nó bao trùm một phạm vi rộng lớn

* Nhợc điểm: Không cho phép đánh giá định lợng đợc độ mạnh yếu của các axit-bazơ

III- Tính pH của một số dung dịch

1 Với dung dịch axit

a) Với dung dịch axit mạnh

-Các axit mạnh điện li hoàn toàn trong dung dịch

HnX + nH2O = nH3O+ + X

-Ban đầu C 0 0

[ ] 0 nC C

[H3O+] = nC  pH = -lgnC

b) Với dung dịch axit yếu

Độ điện li  bé, nồng độ [H3O+] do axit phân li bé  không bỏ qua đợc nồng độ [H3O+]

do axit phân li ra

Phải xét tất cả các cân bằng tồn tại trong dung dịch

HA + H2O  H3O+ + A- Ka = [H3O+].[A-]/[HA] (1)

H2O + H2O  H3O+ + OH- KH2 O = [H3O +].[OH-] (2)

- Theo định luật bảo toàn khối lợng:

- Giá trị pH thờng chỉ lấy 1 số lẻ sau dấu phẩy

- Với đa axit yếu, nấc phân li sau yếu hơn mức phân li trớc rất nhiều, nên thờng coi chúng là những đơn axit chỉ tính đến nấc phân li thứ nhất

VD: Tính pH của dung dịch NH3 0,01M cho pKNH4 = 9,24

Vì NH3 là bazơ liên hợp của NH4 nên: pKb = 14 – pKNH4 = 14 – 9,23 = 4,77

 pH = 10,6VD2: Tính pH của dung dịch CH3COONa Cho pKa = 4,75

ĐS: pH = 8,9

3 Dung dịch hỗn hợp: Axit và bazơ liên hợp của axit đó hay bazơ và axit

liên hợp của bazơ đó Dung dịch đệm

a) VD1: dung dịch chứa đồng thời 1 axit yếu HA nồng độ Ca và bazơ liên hợp A - của nó dới dạng muối nồng độ Cm = Cb

HA + H2O  H3O+ + A- KHA

-[ ] CHA-x x CA- + x

) (

) (

x C

x C x

* Nếu  << 1 ( axit điện li yếu)  x << CHA, CA-

 KHA = x.CA/ CHA  x = KHA CHA/CA  pH = - pKa – lg (CHA/CA-)

b) VD2: Với dung dịch hỗn hợp bazơ yếu và muối của nó với axit mạnh B và BH+

tơng tự : pOH = pKBH+ - lg (CBH+ / CB)  pH = 14- pKBH+ + lg (CBH+ / CB)

* Nhận xét: Vậy pH của các dung dịch hỗn hợp phụ thuộc vào tỉ lệ nồng độ của dạng axit và bazơ của

cặp axit-bazơ tơng ứng.Nếu thay đổi tỉ lệ này ta thu đợc các dung dịch có pH khác nhau

c) Dung dịch đệm

- Giảm sự biến động pH của dung dịch khi thêm axit và bazơ vào dung dịch

VD: dung dịch hỗn hợp gồm CH3COOH 0,1 M và NaCH3COO 0,1 M pH của dung dịch này là 4,75

Nếu thêm HCl (k) vào dung dịch này sao cho nồng độ của HCl đạt đến 0,01 M thì pH của dung dịch là bao nhiêu ?

Giải

Khi cho HCl vào dung dịch nồng độ H3O+ tăng Cân bằng

CH3OOH + H2O  H3O+ + CH3COO

-sẽ chuyển dịch về bên trái

Giả sử toàn bộ lợng H3O+ thêm vào kết hợp với CH3COO- để tạo thành CH3COOH, ta có:

[CH3COOH] = 0,11 (M) [CH3COO-] = 0,09 (M)

 pH = 4,83

d) Kết luận:

Các hệ dung dịch đệm HA/A- gọi là các hệ đệm axit dùng để điều chỉnh pH trong vùng <7Các dung dịch đệm BH+/B gọi là các hệ đệm bazơ dùng để điều chỉnh pH trong vùng > 7

* Vai trò của dung dịch đệm:

- Duy trì pH đối với những phản ứng hoá học nhất định

- Các phản ứng sinh hóa trong cơ thể chỉ đợc thực hiện khi đợc duy trì trong một giới hạn nhất định ( rất hẹp )

VD: pH máu ( 7-7,9 )

pH nớc bọt ( 6,8 )

pH dạ dày ( 2,6 – 1,8 )

Tích số tan

I- Tích số tan

- Hoà tan dần dần một chất rắn vào nớc đến một lúc nào đó chất rắn không thể tan thêm

đ-ợc nữa, tức đạt tới giá trị độ tan và dung dịch thu đđ-ợc lúc đó gọi là dung dịch bão hoà

- Khi dung dịch đã bão hoà, nếu thêm tiếp chất tan vào thì giữa chất tan và các phân tử chất đó trong dung dịch thiết lập một cân bằng hoá học : có bao nhiêu phân tử chất tan vào dungdịch trong một đơn vị thời gian thì có bấy nhiêu phân tử chất tan kết tủa trên bề mặt chất rắn

* Với chất điện li kiểu AnBm ta có cân bằng:

AmBn  mAn+ + nBHằng số cân bằng đợc biểu diễn bằng biểu thức:

[An+]m [Bm-]n

K = [AmBn]

Vì AnBm là chất rắn nên ta coi [AnBm] là đơn vị nhập vào với hằng số K thu đợc một hằng số mới gọi là tích số tan T

K.[AnBm] = [Am+]n [Bn+]m = T

trong biểu thức tính tích số tan, tất cả nồng độ các ion đều biểu diễn theo mol/l

II- Tính tích số tan theo độ tan của một chất: S ( mol/l)

* Chú ý: Khi tích nồng độ các ion thành phần kết tủa bằng tích số tan ta có dung dịch bão

hoà, nếu lớn hơn tích số tan sẽ tạo thành kết tủa, còn nếu tích số đó nhỏ hơn tích số tan sẽ không có kết tủa

của PbSO4 = 2.10-8 Hỏi có bao nhiêu gam PbSO4 kết tủa và nồng độ của các ion còn lại trongdung dịch sau phản ứng Nếu nồng độ ban đầu của dung dịch Na2SO4 là 0,1 M thì nồng độ

Pb2+ trong dung dịch sau phản ứng là bao nhiêu?

ĐS: mPbSO4 = 0,617 (g)

[SO2 

4 ] = [Pb2+] = 1,4.10-4 (M)[Pb2+] = 5.10-7 (mol/l)

III- Những yếu tố ảnh hởng tới độ tan của kết tủa

1 ảnh hởng của ion chung

- Ion chung là ion có trong thành phần của kết tủa Nếu thêm ion chung vào dung dịch bão hoà của kết tủa đó, tích số ion sẽ lớn hơn tích số tan cân bằng sẽ chuyển dịch về phía tạo thêm kết tủa, do đó làm giảm độ tan của nó

VD: Tính độ tan của PbSO4 trong nớc nguyên chất:

PbSO4  Pb2+ + SO4

2-Ta có độ tan của PbSO4 là : S = T PbSO4 = 1 , 6 10  8 = 1,26 10-4 (M)

- Độ tan của PbSO4 trong dung dịch Na2SO4 10-2M

Gọi độ tan của PbSO4 trong dung dịch là S thì

Na2SO4 = 2Na+ + SO4

2-10-2 10-2PbSO4  Pb2+ + SO42-Ban đầu S 0 10-2

2 ảnh hởng của pH đến độ tan của kết tủa

Độ tan của kết tủa sẽ tăng lên nếu các ion sinh ra có tham gia các phản ứng phụ với các chất lạ có mặt trong dung dịch Để phản ánh đợc các ảnh hởng của các phản ứng phụ ng-

ời ta dùng tích số tan điều kiện (T')

Phơng pháp tính tích số tan điều kiện và độ tan S của kết tủa trong điều kiện có xảy ra phản ứng phụ của ion với H+:

AnBm   nAm+ + mBn- T A n B m Giả sử Am+ không tham gia phản ứng phụ, chỉ có Bn- tham gia phản ứng với ion H+

Bn- + H+  HB 1-n K1-1

HB1-n + H+  H2B2-n K2-1

2

.

.

K K

K K

H B

4 ảnh hởng của kích thớc các hạt kết tủa

- Các hạt kết tủa càng nhỏ thì khả năng hoà tan càng dễ

Ngoài ra độ tan của một chất còn phụ thuộc vào mạng lới tinh thể của chất đó đợc sứp xếp nh thế nào

5 ảnh hởng của các chất trong dung dịch có thể tạo phức với cation kim loại

của chất kết tủa

VD: Kết tủa AnBm trong dung dịch có ion A có khả năng tạo phức với chất tạo phức L có trong dung dịch:

[A'] là nồng độ tất cả các dạng tồn tại của A trừ trong kết tủa thì:

[A'] = nS = [A] + [AL] + [AL2] + …) + [ALn]

Tính nồng độ của các dạng phức của A theo [A]

[AL] =  1 [L].[A]

[AL2] = 2 [A].[L]2 (  2 = k1.k2 )

n m n

T



) (

VD: Tính độ tan của AgCl trong dung dịch NH3 luôn đợc duy trì là 10-3 mol/l Biết TAgCl = 10- 10

1 = 103,2, 2 = 107, TAg2O = 10-15,4

Giải:

AgCl  Ag+ + Cl- TAgCl2Ag+ + H2O  Ag2O + 2H+ Ag+ = 10-13,6

Ag+ + NH3  AgNH3 1

Ag+ + 2NH3  Ag(NH3)2 2Gọi [Ag+'] là tổng nồng độ của các dạng tồn tại của Ag+

IV Kết tủa phân đoạn

Nếu trong dung dịch có chứa hai hay nhiều ion có khả năng tạo đợc kết tủa với cùng một ion khác, nhng các kết tủa hình thành có độ tan khác nhau nhiều thì khi thêm ion có khả năng tạo kết tủa với các ion trong dung dịch vào thì các kết tủa lần lợt đợc hình thành Hiện t-ợng tạo thành lần lợt các kết tủa trong dung dịch đựơc gọi là kết tủa phân đoạn

Nếu cho thuốc thử A vào dung dịch có chứa hai ion kim loại M và N ( để đơn giản ta không ghi điện tích các ion) cùng tạo đợc MA và NA

M + A  MA  (1)

N + A  NA  (2)

Thì thứ tự xuất hiện các kết tủa phụ thuộc quan hệ giữa nồng độ của các thuốc thử và tích số tan của các kết tủa

Giả thiết CM = C1, CN = C2; T (MA) = T1; TNA = T2 thì

+ điều kiện để có kết tủa MA xuất hiện là:

CA(1) C1 ≥ T1  CA(1) ≥ T1/C1 (*)+ điều kiện để có kết tủa NA xuất hiện là:

CA(2) C2 ≥ T2  CA(2) ≥ T2/C2 (**)Nếu CA(1) < CA(2) kết tủa MA sẽ xuất hiện trớc Sau đó, khi nồng độ M giảm xuống

đến một mức nào đó thì cả hai kết tủa cùng xuất hiện khi thêm thuốc thử A

1

M T

 [M] còn lại là: [M] = C2

2

1

T T

Nếu [M] ≤ 1/1000 CM thì có thể coi M đã đợc kết tủa hoàn toàn

VD1: Trong một dung dịch có chứa các ion I- 0,01 M, ion Cl- 1M Biết TAgI = 10-16, TAgCl = 10-10 Có thể kết tủa lần lợt các ion I- và Cl- bằng Ag+ đợc không?

Giải:

Trong dung dịch xảy ra các quá trình:

AgNO3 = Ag+ + NO3KCl = K+ + Cl-

-KI = K+ + I

-Ag+ + I-  AgI  TAgI = 10-16

Ag+ + Cl-  AgCl  TAgCl = 10-10Phản ứng xảy ra trong cùng một dung dịch nên: [Ag+] là chung cho cả 2 quá trình

Vậy: TAgI = [Ag+].[I-] = 10-16

TAgCl = [Ag+].[Cl-] = 10-10

 [I-]/[Cl-] = 10-16/10-10 = 10-6  [I-] = 10-6.[Cl-]

 khi nồng độ của [I-] > 10-6.[Cl-] thì AgI tiếp tục kết tủa còn kết tủa AgCl cha xuất hiện Chỉ

đến khi [I-] = 10-6.[Cl-] thì mới bắt đầu xuất hiện kết tủa AgCl

Khi bắt đầu xuất hiện kết tủa AgCl thì nồng độ của I- là : [I-] = 10-6 1 = 10-6 (M)

 [I-] / CI_ = 10-6/10-2 = 10-4 < 10-3  có thể coi I- bị kết tủa hết thì mới có AgCl xuất hiện

TAg2 CrO4 = [Ag+]2.[CrO42-] = 10-12

Khi thêm AgNO3 vào thì Ag2CrO4 bắt đầu kết tủa khi:

[Cl-]2 = [CrO42-].T2 AgCl/ TAg 2 CrO4 = 10-2 10-20/10-12 = 10-10  [Cl-] = 10-5 M

 [Cl-]/CCl_ = 10-3  có thể coi khi Ag2CrO4 bắt đầu kết tủa thì ion Cl- đã kết tủa hết rồi

* Nhận xét: Khi trong dung dịch có 2 hay nhiều ion A, B, C,…) cùng tạo kết tủa với ion trái dấu M thì ion nào đòi hỏi nồng độ ion M nhỏ nhất để đạt tới giá trị tích số tan của nó thì ion

đó kết tủa đầu tiên

Phản ứng tạo phức

I- Phức chất

Phức chất đợc tạo thành từ các ion kim loại kết hợp với các ion hoặc phân tử khác Chúng có khả năng tồn tại trong dung dịch, đồng thời có khả năng phân li thành các cấu tử tạothành phức

Về thành phần cấu tạo, một phân tử phức chất bao gồm 2 phần:

1- Cầu nội : gồm có chất tạo phức và phối tử Số phối tử trong cầu nội gọi là số phối trí của

phức chất Cầu nội đợc viết trong dấu móc vuông

a) Chất tạo phức có thể là ion hay nguyên tử và đợc gọi là nguyên tử trung tâm

- Cầu nội của phức chất có thể là cation

- Phối tử có thể là anion: F-, Cl-, I-, OH-, CN-, SCN-, NO2-, S2O32-, EDTA, …)

- Phối tử có thể là phân tử: H2O, NH3, CO, NO, piriđin, etylenđiamin, …)

Dựa vào số phối trí mà một phối tử có thể tạo thành xung quanh nguyên tử trung tâm mà có thể chia phối tử thành phối tử một càng và phối tử nhiều càng

+ Phối tử một càng chỉ có thể tạo một liên kết phối trí với nguyên tử trung tâm

H2C – N-H H-N – CH2

H H

2- Cầu ngoại là phần ion đối nằm ngoài liên kết với cầu nội

3-Độ bền của phức phụ thuộc vào bản chất của nguyên tử trung tâm và phối tử

VD: Các phức chất của ion kim loại với halogenua có độ bền tăng dần từ Cl- đến ICác phức chất của các ion kim loại hoá trị cao thờng bền hơn các phức chất tơng ứng của ion

-có số oxi hoá thấp hơn

VD:Phức của Fe(III) bền hơn nhiều so với phức chất của Fe(II)

- Độ bền của phức chất còn thay đổi theo bản chất của dung môi

VD: Phức [Co(SCN)4] 2- ở trong nớc kém bền nhng trong dung môi nớc + axeton hoặc trong rợu iso amilic lại bền

- Tính chất của các dung dịch chứa các cation kim loại bị thay đổi khi có mặt chất tạo phức vì

có thể tạo thành những phức chất khá bền:

VD: Dung dịch muối Fe3+ có môi trờng axit do sự tạo phức hiđroxo với nớc

Fe3+ + 2HOH  FeOH2+ + H3O+Khi thêm NaF vào thì: Fe3+ + 3F-  FeF3 là phức bền

 Làm cân bằng tạo phức hiđroxo chuyển dịch theo chiều nghịch  độ axit giảm

4- Tên gọi của phức chất

Gồm tên của cầu nội và cầu ngoại

a) Tên gọi của cầu nội gồm có: số phối tử + tên phối tử là anion+số phối tử và tên của phối tử

là phân tử trung hoà, tên của nguyên tử trung tâm và hoá trị

* Số phối tử:

- để chỉ số phối tử một càng nguời ta dùng các tiếp đầu ngữ: đi, tri,…)

- để chỉ số phối tử nhiều càng ngời ta thờng dùng các tiếp đầu ngữ: bis, tris, tetrakis, pentakis,

…)

* Tên phối tử:

- Nếu phối tử là anion, ngời ta lấy tên của anion và thêm đuôi o ;

F : Floro Cl: cloro Br: Bromo I: Iođo NO2-: nitro SO32-: sunfito S2O32-: tiosunfato C2O42-:oxalato CO32-: cacbonato OH-: hiđroxo CN-: xiano SCN-: tioxianato

- Nếu phối tử là phân tử trung hoà, ngời ta lấy tên của phân tử đó:

C2H4: etilen C5H5N: pyriđin CH3NH2: metylamin

H2N-CH2CH2-NH2: etylenđiamin C6H6: benzen

- Một số phối tử trung hoà đợc đặt tên riêng:

* Tên nguyên tử trung tâm và hoá trị:

- Nếu nguyên tử trung tâm ở trong cation phức, ngời ta lấy tên của nguyên tử đó kèm

theo số La Mã viết trong dấu ngoặc đơn để chỉ hoá trị hay số oxi hoá khi cần

- Nếu nguyên tử trung tâm ở trong anion phức, ta lấy tên của nguyên tử đó kèm theo

đuôi – và kèm theo số La Mã viết trong dấu ngoặc đơn để chỉ hoá trị hay số oxi hoá, nếu at phức chất là axit thì thay đuôi –at bằng đuôi – ic

VD:

[Co(NH3)6]Cl3 : hexaammincoban(III) clorua

[Cr(NH3)6]Cl3: hexaammincrom(III) clorua

[Co(H2O)5Cl]Cl2: cloropentaaquacoban(III)clorua

[Cu(H2N-CH2-CH2-NH2)2]SO4: bisetylenđiamin đồng(II) sunfat

Na2[Zn(OH)4]: natri tetrahiđroxozincat

K4[Fe(CN)6] : kali hexaxianoferat(II)

K3[Fe(CN)6] : kali hexaxianoferat(III)

H2[SiF6]: axit hexaflorosilicic

II- Hằng số bền và hằng số không bền của phức chất

Trong dung dịch, phức chất có cân bằng thuận nghịch: phân li và tạo thành phức chất

MnLm  nM + mLHằng số cân bằng đối với quá trình phân li phức thì gọi là hằng số không bền (K) của phức, trong cân bằng trên thì:

m n

L M

L M

Hằng số cân bằng đối với quá trình tạo phức chất thì gọi là hằng số bền () của phức, trong cân bằng thì:

 =  

   n m

m n

L M

L M

Vậy hằng số bền  là nghịch đảo của hằng số không bền K

VD: [Cd(NH3)4] 2+  Cd2+ + 4 NH3

-1 = K = 2,5.10-7Hằng số không bền càng nhỏ thì hằng số bền càng lớn tức là phức càng bền hay phức phân li càng ít

Cũng giống nh các đa axit, đa bazơ, đối với các phức có nhiều phối tử thì quá trình hình thành hay phân li của phức cũng xảy ra từng nấc

VD: Phức [Zn(NH3)4] 2+ xảy ra 4 cân bằng sau:

Zn2+ + NH3  [Zn(NH3)]2+ k1= 102,18 =  1[Zn(NH3)]2+ + NH3  [Zn(NH3)2]2+ k 2 = 101,25[Zn(NH3)2 ]2+ + NH3  [Zn(NH3)3]2+ k 3 = 102,31[Zn(NH3)3]2+ + NH3  [Zn(NH3)4]2+ k 4 = 101,96

Để tiện cho tính toán, thờng dùng hằng số bền tổng cộng của nhiều cân bằng trên

VD1: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch phức [Ag(CN)2] có nồng độ 0,1

M Biết hằng số bền tổng cộng của phức là 1021

Giải:

Trong dung dịch có cân bằng tổng cộng:

Ag(CN)2-  Ag+ + 2CNNồng độ ban đầu ( C: mol/l) 0,1 0 0

-Nồng độ cân bằng ([ ]) 0,1-x x 2x

Ta có: 2 =  

   2

2

)(







CN Ag

CN Ag

= 34

1 , 0

1 Tính hằng số tạo thành tổng hợp của các phức chất

2 Tính nồng độ các dạng phức chất trong dung dịch nếu biết

* Nhận xét: Kết quả trên cho thấy nồng độ các dạng phức khác nhau là tơng đơng nhau, mặc

dầu ở đây nồng độ phối tử lớn hơn nồng độ ion kim loại vì hằng số cân bằng của các phức chênh lệch nhau không nhiều

10 3







Giả sử x<< 10-3   =

998 , 0

10

x = 107,24  x = 10-10,24 (M) << 10-3 (M)

Ag+ + NH3  AgNH3 k1 = 103,32k1 =  

Vậy nồng độ Ag+ còn lại là rất nhỏ  sự tạo phức coi nh là hoàn toàn và phức chủ yếu

là Ag(NH3)2 còn phức đơn là không đáng kể

màu đỏ của phức xuất hiện hay không ? Biết rằng mắt ta chỉ thấy màu đỏ rõ khi nồng độ của phức FeSCN2+ vợt quá 7.10-6 M

NH4SCN = NH4 + SCN

- CSCN = CNH4SCN= 0,011,03.0,03= 2,9.10-4 (M)

CFe3 = CFeCl3=

03 , 1

1 01 , 0

y

).

0967 , 0 (

10 9 ,

= 2,8.10-6 (M) = 10-5,55 (M) << 2,9.10-4 (M)

Vậy [FeSCN2+] = 2,9.10-4 (M) >> 7.10-6 (M)  Vậy ta có thể nhìn thấy rõ ràng màu đỏ của phức chất

III- Các yếu tố ảnh hởng đến sự tạo thành phức chất

Những yếu tố làm thay đổi nồng độ của ion trung tâm và phối tử ( pH của dung dịch,

sự có mặt của các chất tạo phức phụ, chất không tan, …).) đều ảnh hởng đến độ bền của phức

Để phản ánh đợc ảnh hởng của các yếu tố phụ tới cân bằng tạo phức, ngời ta sử dụng hằng số bền điều kiện ( biểu kiến ) của phức

1 ảnh hởng của pH tới độ bền của phức

VD1: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch ban đầu chứa Mg2+ 10-2 M và EDTA 2.10-2 M trong các môi trờng có pH là: 3; 7; 11

Biết:

MgY2  = 108,7; MgOH = 102,58 và H4Y có pK1 = 2,0; pK2 = 2,67; pK3 = 6,27; pK4 = 10,95

Giải:

Cân bằng tạo phức: Mg2+ + Y4-  MgY

2-Ngoài phản ứng tạo phức, trong dung dịch còn xảy ra các phản ứng phụ sau:

* Phản ứng giữa ion Mg 2+ với ion OH

-Mg2+ + OH-  MgOH+ MgOH+ = 102,58

* Phản ứng giữa ion Y 4- với ion H +

Y4- + H+  HY3- K4-1 = 1010,95

HY3- + H+  H2Y2- K3-1 = 106,27H2Y2- + H+  H3Y3- K2-1 = 102,67H3Y3- + H+  H4Y K1-1 = 102

* Phản ứng phân li của nớc: H2O  H+ + OH- Kw = 10-14 –> bỏ qua cân bằng của nớc

Gọi [Mg 2+ ]' là nồng độ của tất cả các dạng tồn tại của ion Mg2+ không nằm trong phức chất