Chương v( bổ sung)

Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM CHƯƠNG V: DUNG DỊCH ĐIỆN LY MỤC TIÊU Định nghĩa tính tốn loại nồng độ quan trọng : C%, CM, CN Nhận biết axit – bazơ theo Bronsted Tính tốn pH dung dịch chất điện ly (axit, bazơ, muối ) Giải thích chế tác dụng tính pH hệ đệm Định nghĩa tích số tan chất điện ly mạnh khó tan nêu mối quan hệ đại lượng với độ tan I KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH I.1 Các hệ phân tán dung dịch Các hệ phân tán hệ có chất phân tán vào chất khác (môi trường phân tán) dạng có kích thước nhỏ bé Dựa vào kích thước hạt chất phân tán người ta chia thành: - Hệ phân tán phân tử - ion hay gọi dung dịch thực Kích thước hạt cỡ phân tử hay ion, nghĩa có đường kính nhỏ 10-7cm Ví dụ: dung dịch muối, axit, bazơ… - Hệ phân tán keo hay cịn gọi dung dịch keo Kích thước hạt nằm khoảng l0-5 đến 107 cm Ví dụ: hồ tinh bột, gelatin, keo axit, sương mù - Hạt phân tán thơ có hai dạng huyền phù (chất phân tán dạng rắn môi trường phân tán dạng lỏng) nhũ tương (chất phân tán dạng lỏng môi trường phân tán dạng lỏng) Kích thước hạt lớn 10-5cm Ví dụ: nước sông chứa hạt phù sa (huyền phù); sữa (nhũ tương) I.2 Định nghĩa phân loại dung dịch Dung dịch hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà thành phần chúng thay đổi giới hạn rộng Từ định nghĩa này, ta phân biệt ba loại dung dịch:  Dung dịch rắn: hợp kim  Dung dịch khí: khơng khí  Dung dịch lỏng: dung dịch có chất tan dạng rắn dung dịch đường, dung dịch muối dung dịch có chất tan dạng lỏng dung dịch rượu etilic nước Tùy theo chất chất tan, người ta phân chia thành:  Dung dịch không điện ly: Chất tan diện dung dịch dạng phân tử Ví dụ: dung dịch đường…  Dung dịch điện ly: Trong dung dịch có mặt phân tử ion Ví dụ: dung dịch muối, axit bazơ… nước Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM II NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH II.1.Nồng độ phần trăm (C%) Nồng độ phần trăm theo khối lượng nồng độ biểu thị số gam chất tan 100 gam dung dịch II.2.Nồng độ mol/l (CM) Nồng độ mol/l nồng độ biểu thị số mol chất tan lít dung dịch Ký hiệu M II.3 Nồng độ đương lượng gam (N hay CN) Nồng độ đương lượng gam nồng độ biểu thị số đương lượng gam chất tan lít dung dịch - Số đương lượng gam chất tan = m , với m: khối lượng chất tan Đ: đương lương gam chất Đ tan - Nồng độ đương lượng gam gọi độ nguyên chuẩn nên ký hiệu N Ví dụ: Dung dịch HCl 1N dung dịch lít dung dịch có chứa đương lượng gam hay 36,5g HCl II.3.1 Đương lượng gam của đơn chất (Đ) Đương lượng gam chất lượng chất tính bằng gam tác dụng vừa đủ với g nguyên tử hidro g nguyên tử oxy - Đương lượng gam chất phụ thuộc vào phản ứng mà tham gia vào Ví dụ 1: Trong phản ứng: Mg + ½ O2  MgO 16 g O phản ứng vừa đủ với 24 g Mg Thì g O phản ứng vừa đủ với 12 g Mg 24 = 12 gam Ví dụ 2: Tính đương lượng Cl phản ứng: H2 + Cl2  2HCl g H phản ứng vừa đủ với 71g Cl g H phản ứng vừa đủ với 35,5 g Cl  ĐCl = 35,5g  Đương lượng gam đơn chất khối lượng mol nguyên tử (A) chia cho hóa trị (n):  Đương lượng Mg: ĐMg = Đ= 𝐴 𝑛 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM II.3.2 Đương lượng gam của hợp chất tham gia phản ứng trao đổi - Đương lượng gam axit HnA khối lượng mol chia cho số proton mà phân tử chất tham gia phản ứng - Đương lượng gam bazơ M(OH)n khối lượng mol chia cho số nhóm hidroxyl mà phân tử chất tham gia phản ứng Ví dụ 3: Trong phản ứng: a/ H2SO4 + NaOH  Na2SO4 + H2O 98 40 ĐH SO4 = = 40 g  49 g ; ĐNaOH = b/ H2SO4 + NaOH  NaHSO4 + H2O 98 ĐH SO4 =  98g - Đương lượng gam muối khối lượng mol chia cho tổng điện tích dương âm phân tử chất tham gia phản ứng 152 400 ĐFe2 ( SO4 )3  ĐFeSO4   66,66g  76g Ví dụ 4: - Đương lượng gam hợp chất phản ứng oxy hóa khử: khối lượng mol chia cho số electron mà phân tử chất cho nhận Ví dụ 5: KMnO4 + KNO2 + 3H2SO4  K2SO4 + MnSO4 + KNO3 + 3H2O Với biến đổi mức oxy hóa: Mn7+ + 5e  Mn2+ N3+ - 2e  N5+ Đương lượng gam oxy hóa - khử chúng là: M KnO4 158 ĐKMnO4    31,6 g 5 M KNO2 85 ĐKNO2    42,5 g 2 Ví dụ 6:: Hòa tan 4,9 g H2SO4 vào nước thu lít dung dịch axit Tính nồng độ đương lượng gam dung dịch axit? 98 ĐH SO4   49g m 4,9  0,1 đlg Số đương lượng gam axit =  Đ 49 0,1  0,05N Nồng độ đương lương gam: C N  Nồng độ đương lượng gam sử dụng rộng rãi hóa học, đặc biệt hóa phân tích Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM II.3.3 Định luật đượng lượng “Các chất hóa học (đơn chất hay hợp chất) phản ứng với theo số đương lượng chúng bằng nhau” Ví dụ 7: Nếu VA lít dung dịch chất A có nồng độ NA phản ứng vừa đủ với VB lít dung dịch chất B có nồng độ NB Khi ta có: VA.NA = VB.NB , biểu thức tốn học định luật đương lượng sử dụng hóa phân tích để xác định nồng độ chất tan dung dịch II.4 Nồng độ molan (m hay Cm) Nồng độ molan biểu thị số mol chất tan 1000g dung mơi Ví dụ 8: Dung dịch glucozơ 0,5 m dung dịch gồm 0,5 mol glucozơ (90 g) 1000g nước II.5 Nồng độ phần mol Nồng độ phần mol chất i tính tỷ số số mol chất tổng số mol tất chất tạo nên dung dịch II.6 Độ tan (S) Độ tan chất dung môi được xác định bằng nồng độ bão hịa chất Do biểu diễn độ tan phương pháp biểu diễn nồng độ Đối với chất tan chất rắn lỏng người ta thường hay biểu diễn độ tan số gam chất tan bão hịa có 100 gam dung mơi Nói chung độ tan chất phụ thuộc vào chất chất tan, chất dung môi điều kiện (nhiệt độ áp suất) lúc hòa tan Ở điều kiện thường (P = 1atm, t0 =250C) 100 gam nước hòa tan 10 gam chất (S > 10 gam) chất gọi chất dễ tan, S < 1gam gọi chất tan hay khó tan, hòa tan 0,01 gam ( S < 0,01gam) coi chất thực tế khơng tan III TÍNH CHẤT CỦA DUNG DỊCH LỖNG CHỨA CHẤT TAN KHƠNG ĐIỆN LY, KHÔNG BAY HƠI III.1 Áp suất của dung dịch - Áp suất chất lỏng áp suất gây nên phân tử mặt thống chất lỏng Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nông Lâm HCM - Áp suất bão hòa áp suất tạo mặt thống q trình bay đạt tới trạng thái cân - Áp suất tăng tăng nhiệt độ chất lỏng - Ở nhiệt độ, áp suất bão hịa dung dịch ln nhỏ áp suất bão hịa dung mơi ngun chất Do mặt thống dung dịch có phân tử chất tan dung môi, làm cho số phân tử dung môi bay từ dung dịch đơn vị thời gian đơn vị diện tích nhỏ nhiều so với từ dung mơi ngun chất Hình V.1 Dung mơi dung dịch III.2 Nhiệt độ sôi của dung dịch (chất tan không bay hơi, không điện ly) - Nhiệt độ sôi chất lỏng nhiệt độ áp suất bão hịa áp suất khí Ví dụ: Nước sơi 1000C nhiệt độ áp suất bão hịa áp suất khí atm - Trong suốt trình sôi, nhiệt độ sôi chất lỏng không đổi, lúc nhiệt lượng cung cấp đã tiêu tốn cho q trình bay Mỗi chất lỏng có nhiệt độ sôi xác định Nếu áp suất thay đổi, nhiệt độ sơi thay đổi theo, áp suất môi trường nhỏ, nhiệt độ sôi chất lỏng giảm - Vì áp suất bão hịa dung môi tinh khiết lớn áp suất bão hòa dung dịch, nên áp suất bên ngồi, nhiệt độ sơi dung dịch ln ln cao nhiệt độ sôi dung môi tinh khiết - Theo Raoult: Δtos = tos,dd - tos,dm = Ks.Cm Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM Với - Δtos: độ tăng nhiệt độ sôi dung dịch so với dung môi tinh khiết - tos,dd: nhiệt độ sôi dung dịch - KS: số nghiệm sôi dung dịch phụ thuộc vào nhiệt độ chất dung môi - Cm: nồng độ molan dung dịch III.3 Nhiệt độ đông đặc của dung dịch (chất tan không bay hơi) - Nhiệt độ đơng đặc dung dịch nhiệt độ áp suất bão hòa pha lỏng bằng áp suất bão hòa pha rắn Tại nhiệt độ, áp suất bão hòa dung dịch ln nhỏ áp suất bão hịa dung mơi, nên 0oC, dung dịch có nồng độ C1 có áp suất bão hịa pha lỏng cịn lớn áp suất bão hòa pha rắn (Hình V.2) Muốn có áp suất ta phải kéo dài đường C1, đến điểm E (giao điểm đường C1 đường OB) Lúc nhiệt độ đông đặc dung dịch tđ thấp 00C Với dung dịch có nồng độ đậm đặc C2 chẳng hạn, đến điểm I áp suất dung dịch lớn áp suất bão hòa pha rắn Muốn có áp suất pha lỏng áp suất pha rắn, phải kéo đường C2 gặp đường OB điểm F Tại điểm F dung dịch có nhiệt độ đơng đặc t’đ < tđ Cứ dung dịch đậm đặc nhiệt độ đông đặc thấp Gọi Δtođ = tđ – t’đ độ giảm nhiệt độ đông đặc dung dịch so với dung môi nguyên chất, ta thấy phụ thuộc nồng độ molan dung dịch: III.4 Định luật Raoult (1886) Độ tăng nhiệt độ sôi hay độ hạ nhiệt độ đông đặc dung dịch so với dung môi nguyên chất tỉ lệ với nồng độ molan dung dịch: Δtos = Ks.Cm Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM Δtođ = Kđ.Cm Biểu thức dùng để xác định khối lượng mol phân tử chất tan (phương pháp nghiệm sôi phương pháp nghiệm lạnh) Khi đặt C = m M , m lượng chất tan 1000g dung môi, M khối lượng mol phân tử chất tan, ta có: Δto = K m M Ví dụ: Hịa tan 10 g chất A (không điện ly) 100 g nước Dung dịch thu đơng đặc nhiệt độ - 2,120C Tính khối lượng mol phân tử chất A (Kđ,nước = 1,86) Giải: Trong 1000 g nước có 100 g chất A Δtođ = – (-2,12) = 2,120 𝑀 100 𝑀 = 𝐾đ = 1,86 = 87,7𝑔 ∆𝑡đ 2,12 III.5 Hiện tượng thẩm thấu áp suất thẩm thấu III.5.1 Hiện tượng thẩm thấu Bình thuỷ tinh A, có gắn ống mao quản đựng dung dịch đường (Hình V.3) Đáy bình A bịt màng bán thẩm màng cho phân tử dung môi qua cịn phân tử chất tan bị giữ lại Nhúng bình A vào chậu nước nguyên chất, để lâu ta thấy mực nước bình dâng dần lên đến đạt đên độ cao h so với mặt thống dừng lại Người ta cho dung dịch đường nước tiếp xúc với qua màng bán thẩm, có nước từ phía chậu khuếch tán qua màng vào dung dịch làm cho thể tích dung dịch tăng, nên dâng lên ống mao quản Thực nước khuếch tán chiều: từ chậu vào dung dịch từ dung dịch chậu Nhưng nồng độ nước chậu lớn nồng độ nước dung dịch nên tốc độ khuếch tán nước từ chậu vào dung dịch lớn tốc độ di chuyển nước từ dung dịch chậu Điều làm cho dung dịch ngày loãng nên cột dung dịch bình A dâng lên đến nồng độ nước dung dịch gần nồng độ nước chậu mực dung dịch khơng dâng lên Đó lúc đơn vị thời gian có phân tử nước vào bình A có nhiêu phân tử nước từ phía dung dịch bình A chậu Hiện tượng khuếch tán dung môi vào dung dịch dung dịch tiếp xúc với dung môi qua màng bán thẩm gọi tượng thẩm thấu Hiện tượng thẩm thấu xảy hai dung dịch có nồng độ khác tiếp xúc với qua màng bán thẩm Dung môi từ phía dung dịch lỗng vào dung dịch đậm đặc Khi hai dung dịch có nồng độ bằng tượng dừng lại III.5.2 Áp suất thẩm thấu - Áp suất thẩm thấu áp suất gây nên tượng thẩm thấu Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM Cột dung dịch có độ cao h ống mao quản thí nghiệm gây áp suất thủy tĩnh tác dụng lên màng bán thẩm lực tác dụng ngăn cản thẩm thấu dung môi vào dung dịch áp suất thẩm thấu - Vậy: Áp suất thẩm thấu dung dịch áp suất thủy tĩnh gây cột dung dịch lên màng bán thẩm làm ngừng tượng thẩm thấu từ dung môi vào dung dịch - Áp suất thẩm thấu (ký hiệu π) phụ thuộc vào nồng độ dung dịch nhiệt độ theo định luật Van’t Hoff Áp suất thẩm thấu dung dịch tỷ lệ thuận với nồng độ nhiệt độ dung dịch 𝜋 = CRT Với: R số khí lý tưởng; C nồng độ mol/l dung dịch Ví dụ: Xác định khối lượng mol phân tử hemoglobin biết dung dịch 80g hemoglobin/lít có áp suất thẩm thấu 0,026 atm 40C 80 Giải: Gọi MH khối lượng mol phân tử hemoglobin ta có: 𝐶 = 𝑀 𝐻 80 𝜋 = 𝐶𝑅𝑇 = 𝑀 0,082.277 = 0,026 => MH = 70g 𝐻 Hiện tượng thẩm thấu có ý nghĩa sinh học quan trọng màng tế bào màng thẩm thấu:  Nhờ có tượng thẩm thấu nước vận chuyển từ rễ lên  Dịch hồng cầu có áp suất thẩm thấu 7,4 – 7,5 atm Vì để tránh tượng vỡ teo hồng cầu người ta thường sử dụng dung dịch đẳng trương (có áp suất áp suất thẩm thấu máu) để đưa vào thể III.6 Nhiệt độ sôi, nhiệt độ đông đặc áp suất thẩm thấu của dung dịch điện ly Khi nghiên cứu dung dịch loãng chất tan khác nước người ta nhận thấy dung dịch axit, bazơ muối có hai đặc điểm khác biệt so với dung dịch chất tan phân bố dạng phân tử đường, glyxerin Đặc điểm thứ dung dịch axit, bazơ muối nước không tuân theo định luật Raoul, Van’t Hoff áp suất thẩm thấu (𝜋′), độ tăng nhiệt độ sôi độ hạ nhiệt độ đông đặc (Δt’) Thực vậy, đại lượng 𝜋 ′ , Δt’của dung dịch đo thực nghiệm ln lớn Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM so với tính tốn theo định luật Nhà bác học Van’t Hoff nhận thấy muốn áp dụng định luật nói vào dung dịch axit, bazơ muối nước phải thêm vào cơng thức chúng hệ số điều chỉnh i đó, nghĩa là: 𝜋′ = i.CRT = i 𝜋 Δt’= i.KCm = i Δt Ở 𝜋′, Δt’ đại lượng đo thực nghiệm 𝜋, Δt đại lượng tính theo định luật Raoult, Vant’ Hoff i – gọi hệ số đẳng trương hay hệ số Vant’ Hoff bằng: 𝜋′ ∆𝑡′ 𝑖= = 𝜋 ∆𝑡 Đặc điểm thứ hai dung dịch axit, bazơ muối nước có tính dẫn điện thân muối rắn nguyên chất, bazơ rắn nguyên chất, axit ngun chất, nước ngun chất khơng dẫn điện Tính dẫn điện chúng khác với tính dẫn điện dây dẫn kim loại thường đặc trưng độ dẫn điện riêng hay độ dẫn điện đương lượng IV SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY IV.1 Khái niệm - Sự điện ly phân ly thành ion chất tan dung dịch (hay nóng chảy) - Chất phân ly thành ion dung dịch (hay nóng chảy) gọi chất điện ly - Dung dịch điện ly dung dịch chứa chất điện ly Tùy thuộc khả phân ly chất điện ly dung dịch, người ta phân chia thành chất điện ly mạnh điện ly yếu  Chất điện ly mạnh chất có khả phân ly hoàn toàn thành ion dung dịch, thường hợp chất có liên kết ion hay liên kết cộng hóa trị phân cực mạnh Ví dụ 1: - Tất muối vô hầu hết muối hữu như: KNO3  K+ + NO3CH3COONa  Na+ + CH3COORNH4Cl  RNH3+ + Cl- Một số axit bazơ vô mạnh như: H2SO4  2H+ +SO42NaOH  Na++OH-  Chất điện ly yếu chất phân ly khơng hồn tồn dung dịch, thường Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM chất có liên kết cộng hóa trị phân cực yếu hay liên kết cho nhận Ví dụ 2: - Một số axit bazơ vơ yếu như: HNO2  H+ + NO2- H2CO3  H+ + HCO3- NH4OH  NH4+ + OH- Hầu hết axit bazơ hữu như: CH3COOH  H+ + CH3COORNH2 + H2O  RNH3+ + OHIV.2 Hằng số điện ly Đối với chất điện ly yếu, trình điện ly chúng dung dịch thực q trình thuận nghịch, nghĩa dung dịch có cân động phân tử ion phân ly Chẳng hạn hòa tan chất điện ly yếu AB vào nước có cân điện ly: AB  A+ + BHằng số cân bằng trình phân ly chất điện ly yếu:  K phụ thuộc vào chất chất điện ly, dung môi nhiệt độ  K lớn khả phân ly nhiều - Nếu AB axit yếu K gọi số điện ly axit, ký hiệu Ka Ví dụ: HCOOH  H+ + HCOO+ 𝐾𝑎 = − [𝐻 ].[𝐻𝐶𝑂𝑂 ] [𝐻𝐶𝑂𝑂𝐻] - Nếu AB bazơ yếu K gọi số điện ly bazơ, ký hiệu Kb Ví dụ: NH4OH  NH4+ + OH+ [𝑁𝐻4 ] [𝑂𝐻− ] 𝐾𝑏 = [𝑁𝐻4 𝑂𝐻] IV.3 Độ điện ly IV.3.1 Khái niệm - Khả phân ly chất điện ly dung dịch đánh giá qua đại lượng gọi 10 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM độ điện ly dung dịch, ký hiệu  - Độ điện ly tỉ số phân tử phân ly thành ion (n) tổng số phân tử hòa tan dung dịch (n0) nghĩa là:  n no  Đối với dung dịch chất khơng điện ly, ví dụ: dung dịch đường…  =  Đối với dung dịch chất điện ly mạnh, phân ly hoàn toàn dung dịch  = => Như vậy, độ điện ly có giá trị từ đến :    - Ngoài độ điện ly cịn biểu diễn đơn vị % Ví dụ 1: Dung dịch axit HF nước nồng độ 0,1N 250C có độ điện ly  = 0,09 hay 9%, điều có nghĩa 100 phân tử axit hịa tan nước có phân tử đã phân ly thành ion - Tuy nhiên thực tế chất điện ly mạnh, độ điện ly thường nhỏ (nó dung dịch pha lỗng vơ cùng) - Do để tiện so sánh người ta quy ước dung dịch nước 0,1N:    Chất điện ly mạnh chất có  > 30%, Chất điện ly yếu chất có  < 3%, Chất điện ly trung bình chất có 3% <  < 30% IV.3.2 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly - Bản chất chất tan dung môi: Dung mơi phân cực điện ly thành ion xảy mạnh, độ điện ly tăng - Nồng độ dung dịch: Khi nồng độ chất điện ly thay đổi độ điện ly phải thay đổi: độ điện ly tăng nồng độ dung dịch giảm ngược lại độ điện ly giảm nồng độ dung dịch tăng Điều giải thích tăng nồng độ chất điện ly dẫn đến tăng tương tác ion nghĩa tăng q trình phân tử hóa Tóm lại độ điện ly tăng lên pha loãng dung dịch tiến 11 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM gần đến pha loãng vô dung dịch - Nhiệt độ: Đa số trình điện ly thường kèm theo thu nhiệt Do tăng nhiệt độ, độ điện ly tăng: AB  A+ + B- , H > IV.4 Mối liên hệ số điện ly độ điện ly Định luật pha loãng Giữa số điện ly độ điện ly có mối liên quan định lượng chặt chẽ Để thiết lập mối liên quan xét cân điện ly đơn giản sau Xét phản ứng: AB Ban đầu C Lúc cân C- C   => Hằng số điện ly chất AB là: A+ C B0 C +  A   B     K   AB   Giả sử nồng độ ban đầu chất điện ly AB C độ điện ly nồng độ  sau cân thiết lập nồng độ ion A+, B- C  , AB (C- C  ) Từ thay giá trị nồng độ cân vào biểu thức K ta được: K  C.C C2   C  C C(1  ) Hay K C 2 (*) 1 Đối với trường hợp  Khi nồng độ giảm, nghĩa pha loãng dung dịch, độ điện ly tăng lên Phương trình (**) thu biểu diễn định luật pha loãng nhà bác học Đức Ostwald Nó cho phép tính số K biết độ điện ly  nồng độ ngược lại tính độ điện ly  nồng độ khác biết K Ví dụ 1: Hằng số điện ly HNO2 Ka= 5.10-4 Hỏi dung dịch có nồng độ để độ điện ly 5% ? 𝐾 5.10−4 𝐶= 2= = 0,2𝑀 𝛼 25.10−4 IV.5 Sự điện ly của nước – Tích số ion của nước – pH Nước chất điện ly yếu, phương trình phân ly nước: H2O  H+ + OHHằng số điện ly nước 250C: K  [ H  ].[ OH  ]  1,8.1016 [ H 2O ] 12 Bộ môn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM H O  1000  55,5mol / lit 18 Kn = K [H2O] = [H+][OH-] = 1,8.10-16.55,5 = 10-14 (Kn gọi tích số ion nước) Kn = [H+].[OH-] = 10-14 Như nước 250C : [H+] = [OH-] = 10-7 mol/lit Tóm lại, nước nguyên chất dung dịch nước ln ln có mặt ion H+ OH- tích số nồng độ chúng nhiệt độ định đại lượng khơng đổi, nồng độ ion H+ tăng lên nồng độ ion OH- phải giảm xuống ngược lại Để đặc trưng cho độ axit, bazơ hay trung tính dung dịch người ta biểu diễn bằng đại lượng thuận lợi là: Cũng với quan điểm thuận lợi tính tốn, nhiều người ta sử dụng biểu thức tích số ion nước dạng logarit: Kn = [H+].[OH-] = 10-14 -lgKn = -lg[H+] – lg[OH-] = -lg10-14 (Đặt –lgKn = pKn) -lgKn = -lg[H+] – lg[OH-] = -lg10-14 (Đặt –lgKn = pKn) pKn = pH + pOH =14 pH + pOH =14 Biểu thức cho phép tính pH biết pOH ngược lại Chẳng hạn pH = pH = 14 - = Dựa vào pH, môi trường dung dịch (ở 250C) quy định sau:    pH = 7: mơi trường trung tính pH > 7: môi trường bazơ pH < 7: môi trường axit IV.6 Chất thị màu pH Các chất thị màu pH thường axit hay bazơ hữu yếu mà dạng phân tử dạng ion có màu khác Một chất thị màu pH axit dung dịch có cân phân ly: 13 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM Bảng.V.1: Sự thay đổi màu số chất thị màu Màu dạng phân tử Màu dạng ion HInd không màu đỏ đỏ xanh vàng Indhồng xanh vàng xanh Phenolphtalein Quỳ tím Metyl da cam Bromothymol Khoảng đổi màu pH – 10 5–8 3,1 - 4,5 6,2 - 7,6 Đại lượng đặc trưng chất thị pH khoảng đổi màu chất thị Đó khoảng pH mà chất thị bắt đầu chuyển từ màu sang hoàn toàn màu khác ( từ màu phân tử sang màu ion) Ví dụ: Với metyl da cam thì: pH < 3,1  dung dịch có màu đỏ (màu dạng phân tử) pH > 4,5  dung dịch có màu vàng (màu dạng ion) Nếu nhỏ metyl da cam vào dung dịch CH3COOH có pH = 2,5 thấy xuất màu đỏ Ngồi cơng dụng để xác định pH dung dịch, chất thị màu sử dụng nhiều phép thể tích định phân để xác định điểm tương đương trình chuẩn độ IV.7 Thuyết proton axit bazơ của Bronsted (1923) IV.7.1 Định nghĩa Theo Bronsted: - Axit chất nhường proton, bazơ chất nhận proton  CH3COOH phóng thích H+ axit, cịn CH3COO- nhận proton H+nên  CH3COOH / CH3COO- gọi cặp axit – bazơ liên hợp bazơ Hay tổng quát ta có: HA ↔ H+ + A  Axit HA phân ly proton H+ bazơ A- HA/A- gọi cặp axi t- bazơ liên hợp IV.7.2 Sự điện ly của axit bazơ nước - Trong thực tế proton tồn dạng tự do: axit nhường proton có bazơ nhận nó, cịn bazơ nhận proton trở thành axit Ví dụ: CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO- (1) NH3 + H2O ↔ NH4+ + OH- 14 (2) Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM Trong phản ứng (1), H2O nhận proton CH3COOH phóng thích nên H2O bazơ cịn CH3COOH axit  Trong phản ứng (2), H2O phóng thích proton H+ nên axit NH3 thu nhận proton nên NH3 bazơ  - Trong hai phản ứng trên, nước chất vừa có tính axit vừa có tính bazơ nước gọi chất lưỡng tính - Độ mạnh axit bazơ đặc trưng số điện ly chúng, số điện ly Ka, Kb lớn tính axit hay bazơ mạnh Tuy nhiên để đơn giản người ta viết: HA ↔ H+ + ABOH ↔ B+ + OH- - Để thuận lợi người ta dùng đại lượng pKa pKb với quy ước: pKa = - lgKa pKb = - lgKb Giữa Ka , Kb hay pKa pKb cặp axit – bazơ liên hợp có mối liên hệ sau đây: Ka Kb = 10-14 Hay: pKa + pKb = 14 Ví dụ : - Đối với cặp axit- bazơ liên hợp CH3COOH / CH3COO- : − + CH3COOH ↔ H + CH3COO  𝐾𝑎 = + - [𝐻 ].[𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂 ] [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻] - Sự điện ly bazơ liên hợp: [𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻].[𝑂𝐻− ] CH3COO- + H2O ⇋ CH3COOH + OH-  𝐾𝑏 = [𝐶𝐻 𝐶𝑂𝑂− ]  Ka.Kb = [H+].[OH-] = Knước = 10-14 Hay: pKa + pKb = 14 V TÍNH pH CỦA DUNG DỊCH V.1 Tính pH của dung dịch axit đơn bậc V.1.1 pH của dung dịch axit mạnh - Nồng độ ban đầu axit HA C mol/lit Phương trình điện li: HA → H+ + A- ta có pH = -lg [C] Ví dụ 1: Tính pH dung dịch axit HCl 0,1M: HCl  H+ + Cl0,1 0,1 Ta có [H+] = 0,1M => Do đó: pH = - lg 0,1 = 15 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nông Lâm HCM V.1.2 pH của dung dịch axit yếu - Nồng độ ban đầu HA C mol/lit, độ điện ly  𝛼= [𝐻 + ] ⇒ [𝐻 + ] = 𝐶 ∝ 𝐶 Phương trình điện ly: ↔ HA Ban đầu: C Lúc phản ứng: C  H+ A- + 0 C  C  Vì [H+] = C  nên pH = -lg C   Ka Với dung dịch loãng: pH = −lgC √ C 1 = −lg(K a C)2 = (−lgK a − lgC) = (pK a − lgC) Ví dụ 2: Tính pH dung dịch CH3COOH 0,1 M? Cho Ka = 1,8.10-5 Áp dụng cơng thức tính pH, ta có pH  ( lg1,8.105  lg 0,1)  2,87 V.2 Tính pH của dung dịch bazơ đơn bậc V.2.1 Tính pH của dung dịch bazơ mạnh Nồng độ ban đầu BOH C mol/lit Phương trình điện ly bazơ: BOH → B+ + OH[OH-] = C  pOH = - lgC  pH = 14 + lgC Ví dụ 3: Tính pH dung dịch Ba(OH)2 0,005 M ? Phương trình điện ly Ba(OH)2 dung dịch sau: Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH- 0,005 0,01 Theo phương trình điện ly: [OH-] = 0,01 M => pOH = - lg10-2 =  pH = 14 - = 12 16 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM V.2.2 Tính pH của dung dịch bazơ yếu - Nồng độ ban đầu BOH C (mol/lit), độ điện ly BOH  Phương trình điện ly: Ban đầu: Lúc phản ứng: BOH ↔ B+ C + OH- C  C  C  - Vì [OH-] = C  nên pOH = -lg[OH-] Chứng minh tương tự axit yếu, ta có:  Với dung dịch loãng: pOH = (pK b − lgC) mà pH = 14 - pOH Vậy ta có: 𝟏 𝐩𝐇 = 𝟏𝟒 − 𝟐 (𝐩𝐊 𝐛 – 𝐥𝐠𝐂) Ví dụ 4: Tính pH dung dịch NH4OH 0,1M cho Kb = 1,75.10-5 Áp dụng cơng thức tính pH, ta có pH = 14 – ½ (-lg1,75.10-5 - lg0,1) = 11,12 V.2.3 Hằng số điện ly của axit hay bazơ yếu nhiều nấc - Đối với chất điện ly ví dụ H3PO4, H2CO3, Pb(OH)2, điện ly dung dịch gồm nhiều nấc nấc có giá trị số điện ly K tương ứng Ví dụ 5: H3PO4 ↔ H+ + H2PO42H2PO4- ↔ H+ + HPO42HPO42- ↔ H+ + PO43- K1 K2 K3 - Hằng số điện ly K1 lớn gấp hàng chục ngàn lần so với K2, K3 tính tốn thơng thường người ta ý đến nấc thứ Ví dụ 6: Tính pH dung dịch H2CO3 0,1M Trong dung dịch có cân điện ly sau đây: H2CO3 ↔ H+ + HCO3K1 = 4,3.10-7, pK1= 6,37 + 2HCO3 ↔ H + CO3 K2 = 5,6.10-11, pK2 = 10,26 + Vì K1 >> K2, nên coi [H ] HCO3 phân ly không đáng kể so với [H+] nấc thứ H2CO3 phân ly Khi áp dụng cơng thức tính pH dung dịch axit yếu nấc, ta có: pH = ½ (pK1 – lgC) = ½(6,37 – lg10-1) = 3,68 V.3 pH của dung dịch muối Phản ứng trao đổi xảy thành phần chất tan dung môi gọi dung mơi phân Trường hợp dung mơi nước dung môi phân gọi thủy phân Nhiều chất khác bị thủy phân, ví dụ muối, protein, este Thường gặp hóa học vô thủy phân muối tức phản ứng trao đổi ion muối với nước làm cho cân ion hóa muối bị chuyển dịch Dung dịch muối thực chất dung dịch axit hay bazơ theo Bronsted 17 Bộ môn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM V.3.1 Muối tạo axit mạnh bazơ yếu (NH4Cl, Zn(NO3)2, Al2(SO4)3, NH4NO3 ) Ví dụ 1: NH4Cl  NH4+ + ClIon NH4+ axit nên dung dịch phân ly theo phản ứng: NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ Vì pH dung dịch muối tính theo cơng thức: 𝐩𝐇 = 𝟏 (𝐩𝐊 𝐚 − 𝐥𝐠𝐂) 𝟐 Ví dụ 2: Tính pH dung dịch NH4Cl 0,1M, biết pKNH3 = 4,76? Giải: NH4Cl  NH4+ + ClNH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+ Ta có pKa + pKb = 14 ⇒ pKa = 14 – pKb = 14 – 4,76 = 9,24 ⇒ pH = ½ (9,24 – lg 0,1) = 5,12 V.3.2 Muối tạo axit yếu bazơ mạnh (các muối CH3COONa, K2CO3, Na3PO4 ) - Trong trường hợp anion A- bị thủy phân, dung dịch thu có mơi trường kiềm Phương trình thủy phân : A- + H2O ↔ HA + OH- Ion A- bazơ nên dung dịch, pH tính theo cơng thức: 𝟏 𝐩𝐇 = 𝟏𝟒 − 𝟐 (𝐩𝐊 𝐛 – 𝐥𝐠𝐂) Ví dụ 3: Tính pH dung dịch CH3COONa 0,1M, biết pKCH3COOH = 4,74 Giải: CH3COONa  Na+ + CH3COOCH3COO- + H2O ↔ CH3COOH + OHpKb = 14 – 4,74 = 9,26  pH = 14 - ½(9,26 – lg0,1) = 8,87 V.3.3 Muối tạo thành axit yếu bazơ yếu - Các muối tạo axit yếu CH3COOH, H2CO3, HCN, HNO2 bazơ yếu NH4OH, Al(OH)3 ví dụ muối CH3COONH4, ký hiệu BA Cả anion cation bị thủy phân: B+ + A- + H2O ↔ BOH + HA Đối với dung dịch muối tạo axit yếu bazơ yếu pH không phụ thuộc vào nồng độ muối mà phụ thuộc vào pKa pKb axit bazơ tạo muối - Để tới cơng thức tính pH muối ta lấy ví dụ muối NH4NO2 Trong dung dịch muối ta có cân bằng sau đây: NH4+ + NO2- ↔ NH3 + HNO2 Và tồn cặp axit – bazơ liên hợp: NH4+/NH3 HNO2/NO2- có hằng số điện ly axit tương ứng Ka,1 Ka,2 NH4+ + H2O ↔ NH3 + H3O+, Ka,1 18 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM HNO2 + H2O ↔ NO2- + H3O+ , Ka,2 𝐾𝑎,1 = [𝐻3 𝑂 + ].[𝑁𝐻3 ] [𝑁𝐻4+ ] Ta có: 𝐾𝑎,1 𝐾𝑎,2 = 𝐾𝑎,2 = [𝐻3 𝑂 + ].[𝑁𝑂2− ] [𝐻𝑁𝑂2 ] [𝑁𝐻 ].[𝑁𝑂2− ] [𝐻3 𝑂+ ]2 +3 [𝑁𝐻4 ].[𝐻𝑁𝑂2 ] Theo phản ứng cân bằng ta có: [NH3] = [HNO2] [NH4+] = [NO2-] Hay: [H+]2 = 𝐾𝑎,1 𝐾𝑎,2  𝑝𝐻 = (𝑝𝐾𝑎,1 + 𝑝𝐾𝑎,2 ) Nếu thay 𝑝𝐾𝑎,1 = 14 − 𝑝𝐾𝑁𝐻3 (𝑝𝐾𝑁𝐻3 pKb bazơ tạo muối NH4NO2), ta có: 𝑝𝐻 = (14 − 𝑝𝐾𝑏 + 𝑝𝐾𝑎 ) Hoặc: 𝑝𝐻 = + (𝑝𝐾𝑎 − 𝑝𝐾𝑏 ) Ví dụ 4: Tính pH dung dịch NH4NO2 biết pKNH3 = 4,76 pKHNO2 = 3,4 pH = + (3,4 − 4,76) = 6,32 => Vậy muối NH4NO2 thủy phân cho mơi trường axit Ví dụ 5: Tính pH dung dịch NH4CN biết pKNH3 = 4,76 pKHCN = 9,31 pH = + (9,31 − 4,76) = 9,27 => Vậy muối NH4CN thủy phân cho môi trường bazơ V.4 Dung dịch đệm V.4.1 Định nghĩa Dung dịch đệm dung dịch có pH thay đổi khơng đáng kể thêm vào axit mạnh bazơ mạnh pha loãng dung dịch V.4.2 Thành phần của dung dịch đệm chế tác dụng đệm - Có hai loại hệ đệm:  Hệ đệm axit gồm axit yếu muối axit với bazơ mạnh Hệ đệm có tác dụng giữ cho pH mơi trường nhỏ Ví dụ: Hệ đệm axit gồm: CH3COOH CH3COONa  Hệ đệm bazơ gồm bazơ yếu muối bazơ với axit mạnh Hệ đệm có tác dụng giữ cho pH mơi trường lớn Ví dụ: Hệ đệm bazơ gồm: NH4OH NH4Cl - Cơ chế tác dụng đệm: Ta xét hệ đệm: CH3COOH CH3COONa Trong dung dịch chất điện ly sau: Nếu thêm axit mạnh vào hệ, có phản ứng: CH3COO- + H+ → CH3COOH Nếu thêm bazơ mạnh vào hệ, có phản ứng: CH3COOH + OH- → CH3COO- + H2O Trong hai trường hợp nồng độ H+ OH- thêm vào giảm pH dung dịch thay đổi khơng đáng kể 19 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM Khả đệm dung dịch đệm gọi đệm dung Đệm dung dung dịch đệm xác định số đương lượng gam axit mạnh bazơ mạnh phải thêm vào lít dung dịch để pH thay đổi đơn vị Đệm dung lớn khả đệm dung dịch đệm cao ngược lại V.4.3 Cách tính pH của dung dịch đệm - Hệ đệm axit: Giả sử hệ đệm hỗn hợp axit yếu có dạng HA nồng độ Ca (mol/lit) muối NaA có nồng độ Cm (mol/lit) Trong dung dịch có cân sau: HA ↔ H+ + ANaA → Na+ + AHằng số điện li HA bằng: Ka  A   H       H A  Vì NaA điện li hồn tồn nên [A-] = Cm HA axit yếu, số mol phân ly không đáng kể nên coi nồng độ lúc cân : - Ca: nồng độ ban đầu axit - Cm: nồng độ muối - Hệ đệm bazơ: gồm bazơ yếu dạng BOH có nồng độ đầu Cb muối Ví dụ 1: BCl có nồng độ Cm lập cơng thức tính pH sau: BOH ↔ B+ + OHBCl ↔ B+ + ClTa có: Kb  [B  ][OH  ] [BOH ] Vì BOH bazơ yếu BCl điện li hồn tồn nên ta có: [B+] = Cm ; [BOH] = Cb Nên: BOH  C OH    K b   Kb b   Cm B     - Cb: nồng độ ban đầu bazơ - Cm: nồng độ muối Ví dụ 2: Tính pH hệ đệm gồm: 100 ml CH3COOH 0,1M 50 ml CH3COONa 0,4M Cho pKa = 4,76 0,05.0,4 pH = 4,76 + lg = 5,06 0,1.0,1 20 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM V.4.4 Hệ đệm thể người Trong thể người, máu thường xuyên có pH = 7,3 → 7,4 Mặt khác q trình hơ hấp khơng hồn tồn thải hết khí CO2 CO2 làm cho tính axit máu tăng lên khơng ngừng Tuy tính chất đệm máu (do phân tử hemoglobin) nên việc tích tụ CO2 q trình thải axit lactic không làm thay đổi pH máu Nếu tác dụng pH máu giảm gây nên nhiều chứng bệnh máu Ngoài hemoglobin, máu cịn có hợp chất khác có tác dụng đệm như:  Hệ đệm phosphat: H2PO4- ↔ H+ + HPO42- tế bào chất  Hệ đệm bicacbonat: H2CO3 ↔ H+ + HCO3- máu 𝐻2 𝑂 𝐶𝑂2 ↔ 𝐶𝑂2 ↔ 𝐻2 𝐶𝑂3 ↔ 𝐻 + + 𝐻𝐶𝑂3− phế nang hòa tan máu Trong dày động vật có hỗn hợp gồm nhiều chất tạo thành, hệ đệm có dung lượng đệm cao có khả trì pH khoảng 1- làm cho tiêu hóa thức ăn thuận lợi Nếu khơng có tính đệm dày tăng độ axit lên thường xuyên thức ăn đưa vào phân hủy thức ăn sinh axit VI DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LY MẠNH KHÓ TAN – TÍCH SỐ TAN Trong chất điện ly có chất dễ tan chất khó tan Khi hịa tan chất điện ly khó tan vào nước tính tan nhỏ bé chúng mà dung dịch bão hịa có nồng độ loãng Vì dung dịch nước bão hịa chất điện ly khó tan có cân dị thể chất điện ly trạng thái rắn ion hịa tan Ví dụ: Đối với AgCl: AgCl(rắn) ↔ Ag+ + ClHằng số cân q trình gọi tích số tan AgCl ký hiệu TAgCl: TAgCl = [Ag+]bh.[Cl-]bh Tổng quát, chất điện ly mạnh khó tan AmBn: AmBn(rắn) ↔ mAn+ + nBmTa có: 𝑚 𝑇𝐴𝑚𝐵𝑛 = [𝐴𝑛+ ] [𝐵 𝑚− 𝑛 ] Vậy: Tích số tan chất điện ly mạnh khó tan tích số nồng độ ion với số mũ bằng hệ số tỷ lượng phân tử ứng với dung dịch bão hịa chất Vì số cân nên tích số tan phụ thuộc vào chất chất tan nhiệt độ VI.1 Tích số tan độ tan của chất điện ly khó tan Từ đặc điểm nêu thấy tích số tan đại lượng đặc trưng cho tính tan chất điện ly khó tan: Tại nhiệt độ định, chất có tích số tan bé tan Điều thấy rõ qua bảng, trình bày tích số tan độ tan chất điện ly khó tan nước 250C Bảng V.2: Tích số tan T độ tan S số chất điện ly khó tan nước 250C Chất T 21 S (g/100g nước) Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM 2,2.10-5 1,6.10-10 1,6.10-9 2,4.10-5 1,1.10-10 1,8.10-14 1,4.10-36 1,6.10-14 PbCl2 AgCl SrCO3 CaSO4 BaSO4 PbCrO4 CuS Fe(OH)2 0,48 1,6.10-4 6,8.10-4 0,1 2,4.10-4 4,3.10-4 1,01.10-18 6,2.10-5 Từ đại lượng tích số tan tính độ tan chất điện ly khó tan Thực vậy, gọi S độ tan tính theo mol/lit chất điện ly AmBn nước theo phương trình điện ly: Ví dụ 1: Xác định độ tan S (mol/l) Zn(OH)2 nước 250C, cho biết tích số tan nhiệt độ 4,5.10-17 Trước hết cần phải viết phương trình điện ly Zn(OH)2: Zn(OH)2 (r) ↔ Zn2+ + 2OHS S 2S TZn(OH)2 = [Zn2=].[OH-]2 = 4S3 => S  T Ngồi ra, áp dụng cơng thức để tính độ tan Dựa vào kết điện ly (m = 1, n = 2) tính độ tan Zn(OH)2 : S  1 TZn(OH )2 11.22  4, 5.1017  2, 2.106 mol / lit - Ngược lại biết độ tan chất điện ly khó tan tính được tích số tan Ví dụ 2: Độ tan CaSO4 nước 200C 1,5.10-2 mol/lit Tính tích số tan CaSO4? Giải: Dựa vào phương trình điện ly CaSO4 CaSO4(r)  Ca2+ + SO42S S S 22 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nơng Lâm HCM VI.2 Ảnh hưởng ion chung Khi thêm chất điện ly có ion tên vào dung dịch chất điện ly khó tan, nồng độ chất điện ly tăng mạnh nên theo nguyên lý chuyển dịch cân cân dung dịch chất khó tan chuyển dịch theo chiều làm giảm độ tan chất khó tan Ví dụ 3: Tính độ tan AgCl nước nguyên chất dung dịch NaCl 1M So sánh độ tan Biết TAgCl = 10-10 Giải: Phương trình kết tủa – hòa tan của: AgCl(r) ↔ Ag+ + ClS S S + -10  S = 10-5 M TAgCl = [Ag ].[Cl ] = S = 10 - Gọi S’ độ tan AgCl dung dịch NaCl 1M Phương trình kết tủa – hịa tan của: AgCl(r) ↔ Ag+(dd) + Cl-(dd) Trước hòa tan : 1M Khi hòa tan AgCl: S’ S’ 1+ S’ + -10 TAgCl = [Ag ].[Cl ] = S’ (1 + S’) ≈ S’ = 10 M => Vậy : S’ = 10-5S VI.3 Điều kiện hòa tan kết tủa chất điện ly khó tan Từ khái niệm tích số tan người ta rút điều kiện hịa tan hay kết tủa chất điện ly khó tan dung dịch Một chất kết tủa tích số nồng độ ion dung dịch lớn tích số tan ngược lại tan tích số nồng độ ion chưa đạt đến tích số tan Tổng quát : Xét chất khó tan AmBn - Nếu tích số nồng độ ion dung dịch : [An+] m.[Bm-] n < TA m Bn  Chất chưa kết tủa - Nếu tích số nồng độ ion dung dịch : [An+] m.[Bm-] n ≥ TA m Bn  Chất (bắt đầu) kết tủa Ví dụ 4: Kết tủa PbI2 có tạo thành khơng trộn thể tích dung dịch Pb(NO3)2 0,01M KI 0,01M Nếu pha loãng dung dịch KI 100 lần trộn có kết tủa không ? Biết T = 9,8.10-9 Giải: Phản ứng hóa học: PbI2 (rắn) ↔ Pb2+ + ISau trộn lẫn: [Pb2+] = [I-] = 0,005M Xét tích số nồng độ ion: [Pb2+].[I-]2 = 1,25.10-7 > T Vì có kết tủa PbI2 tạo thành Nồng độ KI sau pha loãng 100 lần 10-4M Sau trộn lẫn: [Pb2+] = 0,005 M [I-] = 5.10-5M [Pb2+].[I-]2 = 1,25.10-11 < T => Vì khơng có kết tủa PbI2 VII PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY 23 Bộ mơn Hóa Học Đại Học Nông Lâm HCM Phản ứng trao đổi ion phản ứng xảy ion dung dịch chất điện ly sau phản ứng nguyên tố thay đổi số oxy hóa khơng có ion thay đổi điện tích - Một phản ứng trao đổi chất điện ly dung dịch xảy thỏa mãn ba điều kiện sau đây:  Một sản phẩm chất kết tủa  Một sản phẩm chất điện ly yếu  Một sản phẩm chất bay - Ngược lại, khơng có điều kiện tn theo thực tế phản ứng khơng xảy Ví dụ 1: Phản ứng tạo thành chất khó tan: Pb(NO3)2 + Na2SO4 ↔ PbSO4 ↓ + NaNO3 Phương trình ion thu gọn: Pb2+ + SO42- ↔ PbSO4 ↓ Kết tủa PbSO4 tạo thành tách khỏi dung dịch làm cho nồng độ ion Pb2+ ion SO42- vế phải giảm xuống, theo nguyên lý Le Chatelier cân phải dịch chuyển mạnh theo chiều thuận, nghĩa phản ứng diễn đến Ví dụ 2: Phản ứng tạo thành chất điện ly yếu: KCN + HNO3 ↔ HCN + KNO3 Phương trình ion thu gọn: H+ + CN- ↔ HCN Ví dụ 3: Phản ứng tạo thành chất bay hơi: Na2S + HCl ↔ 2NaCl + H2S↑ Phương trình ion thu gọn: 2H+ + S2-  H2S↑ Có phản ứng trao đổi ion, hai vế phương trình phản ứng có mặt chất điện ly yếu, chất khó tan chất dễ bay hơi, trường hợp phản ứng diễn theo chiều mà chất điện ly yếu, chất khó tan chất dễ bay có hằng số điện ly tích số tan bé Ví dụ 4: Xét cân bằng: AgI↓ + NaCl ⇋ AgCl↓ + NaI, cân diễn theo chiều nghịch, tích số tan AgI ( T = 10-16) bé tích số tan AgCl (T = 10-10) Ví dụ 5: Cân phản ứng sau diễn theo chiều nào: Cl-CH2COOH + CH3COONa ↔ CH3COOH + Cl-CH2COONa Vì axit Cl-CH2COOH mạnh axit CH3COOH, Ka (CH3COOH) < Ka (ClCH2COOH) nên cân phản ứng chuyển dịch theo chiều thuận 24