Phân loại và phương pháp giải bài tập cân bằng axit bazơ (đơn axit đơn bazơ)

Loại thứ hai là phản ứng trao đổi bao gồmz Phản ứng axit - bazơ trao đổi proton Phản ứng tạo phức trao đổi phối tử Phản ứng tạo thành hợp chất ít tan Phản ứng axit – bazơ có vai trò rất

TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM HÀ NỘI 2

KHOA: HÓA HỌC -

NGUYỄN THỊ KIM THUY

PHÂN LOẠI VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TẬP

CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ (ĐƠN AXIT – ĐƠN BAZƠ)

MỤC LỤC

MỞ ĐẦU 1

CHƯƠNG 1: TỔNG QUAN 3

1.1.TRẠNG THÁI CÁC CHẤT ĐIỆN LI TRONG DUNG DỊCH 3 1.1.1 Sự điện li và chất điện li 3

1.1.2 Độ điện li và hằng số điện li 3

1.1.2.1 Độ điên li 3

1.1.2.2 Hằng số điện li 4

1.1.3 Phân loại chất điện li 4

1.1.3.1 Chất điện li mạnh và chất điện li yếu4 1.1.3.2 Biểu diễn trạng thái chất điện li trong dung dịch 4

1.1.4 Dự đoán tính chiều hướng phản ứng trong dung dịch chất điện li 5

1.2 CÁC ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HÓA HỌC ÁP DỤNG CHO CÁC HỆ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI 5

1.2.1 Định luật hợp thức (tỉ lượng) 5

1.2.1.1 Tọa độ phản ứng 5

1.2.1.2 Tọa độ cực đại 6

1.2.2 Định luật bảo toàn vật chất 6

1.2.2.1 Quy ước biểu diễn nồng độ 6

1.2.2.2 Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu (BTNĐ) 7

1.2.2.3 Định luật bảo toàn điện tích (BTĐT) 8

1.2.3 Định luật tác dụng khối lượng (ĐLTDKL) 9

1.3 ĐÁNH GIÁ GẦN ĐÚNG THÀNH PHẦN CÂN BẰNG TRONG DUNG

DỊCH 11

1.4 CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ 13

1.4.1 Các axit và bazơ 13

1.4.1.1 Định nghĩa 13

1.4.1.2 Phản ứng axit – bazơ trong nước 14

1.4.2 Định luật bảo toàn proton 15

1.4.3 Dung dịch các đơn axit và đơn bazơ 16

1.4.3.1 Axit mạnh 16

1.4.3.2 Bazơ mạnh 17

1.4.3.3 Đơn axit yếu 18

1.4.3.4 Đơn bazơ yếu 18

1.4.4 Đa axit và đa bazơ 18

1.4.4.1 Đa axit 18

1.4.4.2 Đa bazơ 19

1.4.5 Các chất điện li lưỡng tính 19

1.4.6 Dung dịch đệm 21

1.4.7 Cân bằng tạo phức hiđroxo trong dung dịch nước của các ion kim loại 22 1.4.8 Các chất chỉ thị axit – bazơ 23

1.5 CÁC PHƯƠNG PHÁP SỬ DỤNG KHI GIẢI BÀI TẬP VỀ CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ 26

1.5.1 Phương pháp tổng quát giải phương trình bậc cao 26

1.5.2 Phương pháp giải lặp 28

1.5.3 Phương pháp giản đồ logarit nồng độ 28

1.5.4 Phương pháp chuyển dịch lần lượt các phản ứng 32

CHƯƠNG 2: KẾT QUẢ NGHIÊN CỨU VẬN DỤNG LÝ THUYẾT CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ GIẢI BÀI TẬP PHẦN CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CÁC ĐƠN AXIT VÀ ĐƠN BAZƠ 35

2.1.Cân bằng trong dung dịch chứa đơn axit (đơn bazơ) mạnh hoặc yếu35

2.2.Cân bằng trong dung dịch chứa hỗn hợp axit (bazơ) mạnh và axit (bazơ) yếu

47

2.3 Cân bằng trong dung dịch chứa hỗn hợp các đơn axit (bazơ) yếu 54 2.4 Cân bằng trong dung dịch chứa axit yếu và bazơ liên hợp với nó 62 2.5 Cân bằng trong dung dịch tạo phức hiđroxo của cation kim loại 65

CHƯƠNG 3: KẾT LUẬN VÀ ĐỀ NGHỊ 68

TÀI LIỆU THAM KHẢO 69

LỜI CẢM ƠN

Trước hết, em xin bày tỏ lòng chân thành và biết ơn sâu sắc tới cô giáo Vũ

Thị Kim Thoa, Khoa Hoá học, Truờng Đại học sư phạm Hà Nội 2 đã tận tình

chỉ bảo, giúp đỡ em trong suốt quá trình thực hiện và hoàn thiện khoá luận tốt nghiệp

Em xin bày tỏ lòng biết ơn tới hiệu trưởng Truờng Đại học sư phạm Hà Nội 2 và các thầy cô giáo trong Khoa Hoá học, Trường Đại học sư phạm Hà Nội

2 đã tạo điều kiện cho em được sử dụng các tài liệu trên thư viện để hoàn thành khoá luận tốt nghiệp

Em xin được gửi lời cảm ơn tới các thầy cô trong Khoa Hoá học, Trường Đại học sư phạm Hà Nội 2 đã cung cấp cho em những kiến thức cơ bản trong quá trình học tập để em có thể hoàn thành được khoá luận này

Em xin gửi lời cảm ơn tới bố mẹ, những người thân, bạn bè đã ủng hộ, động viên em trong suốt thời gian vừa qua

Khóa luận tốt nghiệp được thực hiện trong thời gian ngắn nên không tránh khỏi một số sai sót Vì vậy, em rất mong nhận được sự góp ý, chỉ bảo của các thầy cô giáo và các bạn sinh viên

Hà Nội, Tháng 5 năm 2011

Sinh Viên

Nguyễn Thị Kim Thuy

Loại thứ hai là phản ứng trao đổi bao gồmz

Phản ứng axit - bazơ (trao đổi proton)

Phản ứng tạo phức (trao đổi phối tử)

Phản ứng tạo thành hợp chất ít tan

Phản ứng axit – bazơ có vai trò rất lớn, chiếm một vị trí quan trọng trong chương trình Hoá học phổ thông và đặc biệt là đối với chương trình hoá học phân tích trong các trường Cao Đẳng và Đại học

Trong các tài liệu hiện hành chủ yếu là cho học sinh ôn luyện thi Đại học và Cao Đẳng, các tài liệu này quá nhiều song không có sự thống nhất một lý thuyết chuẩn mực mà nặng về bài tập tính toán gây cho học sinh lối học thụ động,

không có tính sáng tạo và kém tư duy về hoá học Bên cạnh những tài liệu này các tài liệu dành cho học sinh giỏi, học sinh chuyên còn ít và đặc biệt tài liệu dành cho thi học sinh giỏi Quốc gia, Quốc tế thực sự là quá ít

Về nội dung kiến thức các loại phản ứng trong các tài liệu hiện hành chủ yếu đề cập nhiều về phản ứng tạo thành hợp chất ít tan Còn phản ứng axit – bazơ cũng gặp nhiều nhưng phần lớn các tài liệu đưa ra một cách chưa đầy đủ Chưa

có nhiều bài tập liên quan đến phần các dung dịch tạo phức hiđroxo của các ion kim loại, phần dung dịch hỗn hợp các axit yếu và bazơ liên hợp,vvv….Chưa có nhiều bài tập gắn kết nội dung phản ứng của axit – bazơ với các phản ứng oxi hoá - khử, phản ứng của hợp chất ít tan, phản ứng tạo phức nên khó bồi dưỡng cho học sinh năng lực tư duy tổng hợp để giải quyết các bài tập trong các kỳ thi

học sinh giỏi Quốc gia cũng như Quốc tế Mặt khác, chưa có tài liệu nào đưa ra

sự phân loại và phương pháp giải các dạng bài tập về phản ứng axit – bazơ để làm tài liệu tham khảo cho giáo viên khi giảng dạy chương trình chuyên hoá và học sinh khi chuẩn bị kỳ thi học sinh giỏi Quốc gia và Quốc tế

Chính vì những lý do trên đây, chúng tôi đã chọn đề tài: “Phân loại và

phương pháp giải bài tập cân bằng axit – bazơ (đơn axit – đơn bazơ)”

Mục tiêu của đề tài này là hệ thống được các nội dung cơ bản về thuyết cân

bằng axit – bazơ, qua đó phân loại và đưa ra các phương pháp giải bài tập minh hoạ lý thuyết, bài tập nâng cao; làm phương pháp, phương tiện để có thể thúc đẩy việc dạy tốt và học tốt

Đề tài được thực hiện theo các phương pháp sau:

Nghiên cứu lý thuyết về phản ứng của axit – bazơ, sự vận dụng lý thuyết vào các bài tập cụ thể

Điều tra thu thập các tài liệu có liên quan đến phản ứng axit – bazơ

Phân tích có chọn lọc các bài tập trong một số tài liệu tham khảo và một số bài đề xuất thêm để phân loại, đánh giá các bài tập về phản ứng axit – bazơ

CHƯƠNG 1: TỔNG QUAN

1.1 TRẠNG THÁI CÁC CHẤT ĐIỆN LI TRONG DUNG DỊCH

li thành các ion được gọi là chất điện li, và quá trình phân li thành ion được gọi là

quá trình điện li

1.1.2 Độ điện li và hằng số điện li

1.1.2.1 Độ điện li

Độ điện li  là tỉ số giữa số mol n của chất đã phân li thành ion với tổng

số mol n o của chất tan trong dung dịch:

0

n n

 = 0 đối với chất không điện li

 = 1 đối với chất điện li hoàn toàn

1.1.2.2 Hằng số điện li

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho cân bằng (1.2) ta có:

Ở đây [i] chỉ nồng độ của cấu tử i trong dung dịch ở trạng thái cân bằng

Kc là hằng số điện li nồng độ, phụ thuộc vào bản chất của chất điện li, vào dung môi, vào nhiệt độ Trong dung dịch loãng, Kc không phụ thuộc vào nồng độ chất điện li

1.1.3 Phân loại chất điện li

1.1.3.1 Chất điện li mạnh và chất điện li yếu

Trong dung dịch nước, các chất điện li mạnh gồm:

Một số axit vô cơ: HCl, HBr, HI, HSCN, HNO3, HClO4…

Các bazơ kiềm và kiềm thổ: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2

Hầu hết các muối tan trừ HgCl2

Các chất còn lại thuộc loại chất điện li yếu hoặc trung bình Nước là chất điện li vô cùng yếu

1.1.3.2 Biểu diễn trạng thái chất điện li trong dung dịch

Trong dung dịch nước, các chất điện li mạnh phân li hoàn toàn thành ion (biểu diễn: ); các chất điện li yếu phân li một phần (biểu diễn: )

Trạng thái ban đầu: Chỉ trạng thái các chất trước khi xảy ra phản ứng hóa học, hoặc trước khi có cân bằng

Trạng thái cần bằng chỉ trạng thái tồn tại của các chất khi hệ đã thiết lập cân bằng

1.1.4 Dự đoán tính chiều hướng phản ứng trong dung dịch chất điện li

Nguyên tắc chung: Bản chất phản ứng giữa các chất điện li là phản ứng

giữa các ion Về nguyên tắc, khi tham gia phản ứng, các ion kết hợp với nhau (hoặc tương tác với nhau) để tạo thành các sản phẩm kết hợp mới tương ứng với giá trị xác định của hằng số cân bằng K của phản ứng Nếu K rất lớn thì phản ứng được coi là xảy ra hoàn toàn Nếu K vô cùng bé thì coi như phản ứng không

Các sản phẩm ít tan hơn các chất ban đầu

Các sản phẩm oxi hóa – khử khác với trạng thái ban đầu

Khi viết phương phản ứng ion cần tuân theo quy ước:

Các chất điện li mạnh viết dưới dạng ion

Các chất điện li yếu viết dưới dạng phân tử

Các chất rắn, các chất khí viết dưới dạng phân tử (hoặc nguyên tử)

1.2 CÁC ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HÓA HỌC ÁP DỤNG CHO CÁC

HỆ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI

i

C x





 (1.6)

Độ biến đổi số mol n i hoặc độ biến đổi nồng độ C i của mỗi chất tham gia phản ứng

i

C x



 với i < 0 (1.10)

1.2.1.3 Thành phần giới hạn (TPGH)

Là thành phần hỗn hợp sau khi phản ứng xảy ra đạt tọa độ cực đại

1.2.2 Định luật bảo toàn vật chất

1.2.2.1 Quy ước biểu diễn nồng độ

Nồng độ gốc: Nồng độ chất trước khi đưa vào hỗn hợp phản ứng (Co mol/l )

Nồng độ ban đầu: Nồng độ chất trong hỗn hợp trước khi xảy ra phản ứng

(Co mol/l)

Nồng độ cân bằng: Nồng độ chất sau khi hệ đạt tới cân bằng ([i])

Nồng độ mol: Biểu diễn số mol chất trong 1 lit dung dịch hoặc số mmol

trong 1 ml dung dịch (C mol/l)

Nồng độ %: Biểu diễn số gam chất tan trong 100g dung dịch ( w

w

 )

1.2.2.2 Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu (BTNĐ)

Nồng độ ban đầu của một cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử đó khi cân bằng

1

CrO Cr

O Cr C

4

CrO trong dung dịch K2CrO4

nồng độ C mol/l, biết rằng trong dung dịch crom tồn tại dưới các dạng





7 2 3

     





 CrO42 2Cr2O72 Cr3C

1.2.2.3 Định luật bảo toàn điện tích (BTĐT)

Tổng điện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của các caiton

 i  i

 =0 (1.12)

Zi là điện tích (âm hoặc dương) của cấu tử i có nồng độ cân bằng [i]

Trong dung dịch có mặt các ion H+; OH- (của nước); ClO4-, K+ CrO42-, HCrO4,CrO72-

2CO 2Na CO Na

O H

CO2 2

3  

HCO3 OH

O H HCO3  2 H2CO3(H2OCO2)Biểu thức BTĐT:          

Đối với cân bằng: aA + bB cC + dD K(a) (1.13)

K(a) =   

   

(i): Chỉ hoạt độ của chất i; K(a): Hằng số cân bằng nhiệt động;

(i) = [i].f i ; f i là hệ số hoạt độ của i

Ví dụ: 1 Cân bằng axit – bazơ

Cân bằng phân li của axit

HA H+

+ A-   

HA

A H

K a





Ka là hằng số phân li axit (hay gọi tắt là hằng số axit)

Cân bằng phân li của bazơ

B + H2O HB+ + OH-   

 B

OH HB

.

) (

NH AgNH

NH Ag

FeOH

.

3 2 1



Fe3+ + 2OH- Fe(OH)2+  

2 2

.

) (

OH Fe

2 là hằng số tạo thành tổng hợp của các phức chất FeOH2+ và Fe(OH)2+

3 Cân bằng tạo hợp chất ít tan

AgCl Ag+

+ Cl- K s Ag .Cl

Ks là tích số tan của AgCl

4 Cân bằng phân bố

I2(nước) I2(benzen)  

 nuoc

benzen D

I

I K

2

2



KD là hằng số phân bố của I2 giữa benzen và nước

5 Cân bằng oxi hoá - khử

O H Fe Mn

Fe H

MnO4 8   5 2  2 5 3  4 2

  

    8 2  5 4

5 3 2

Fe Mn K

Qui ước trạng thái tiêu chuẩn:

Trong các dung dịch loãng hoạt độ của các phân tử dung môi bằng 1

Hoạt độ của các chất rắn nguyên chất hoặc các chất lỏng nguyên chất ở trạng thái cân bằng với dung dịch có hoạt độ bằng đơn vị

Hoạt độ của các chất khí ở trạng thái cân bằng với dung dịch bằng áp suất riêng phần của khí

Trong các dung dịch vô cùng loãng, hoạt độ của các ion và của các phân tử chất tan đều bằng nồng độ cân bằng

Trong các dung dịch không quá loãng có thể đánh giá gần đúng hệ số của các ion theo phương trình Đơbai-Hucken (DH) hoặc phương trình Đêvit:

 (Zi điện tích của ion i) (1.17)

Đối với các phép tính gần đúng thì có thể coi các giá trị hệ số hoạt độ đều bằng 1 và hằng số cân bằng nhiệt động K(a) được coi như là hằng số cân bằng nồng độ K

Mô tả đầy đủ các cân bằng có thể xảy ra

So sánh các hằng số cân bằng, nồng độ của các cấu tử để loại bỏ các cân bằng phụ

Trong trường hợp đơn giản khi hệ chỉ có một cân bằng duy nhất thì có thể đánh giá gần đúng chiều hướng phản ứng dựa vào hằng số cân bằng K Phản ứng xảy ra mạnh theo chiều thuận nếu K càng lớn và ngược lại Trong trường hợp cần thiết có thể đánh giá định lượng bằng cách đánh giá nồng độ cân bằng của các chất phản ứng dựa vào biểu thức ĐLTDKL

Nếu hệ có một số cân bằng xảy ra đồng thời thì phải thiết lập phương trình liên hệ giữa đại lượng cần xác định với các dữ kiện đã cho dựa vào việc tổ hợp các biểu thức định luật bảo toàn vật chất với các biểu thức ĐLTDKL áp dụng cho các cân bằng

Tính gần đúng khi hệ chỉ có một cân bằng chủ yếu

Trong trường hợp đơn giản thường gặp khi hệ chỉ có một cân bằng duy nhất thì có thể tổ hợp ĐLBTNĐ với ĐLTDKL để tính nồng độ cân bằng của các cấu

tử

Chẳng hạn, trong dung dịch MX C mol/l chỉ có cân bằng:

MX Mn+

+ Xn- K (1.19) Theo ĐLBTNĐ đối với MX ta có:

1.4 CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ

1.4.1 Các axit và bazơ

1.4.1.1 Định nghĩa

Theo (Arrhenius) Areniut, axit là những chất có khả năng phân li trong dung dịch thành cation hiđro (H+), còn bazơ là những chất có khả năng phân li trong dung dịch thành anion hiđroxit (OH-)

Theo Bronsted và Lowry (Bronstet và Lauri), axit là những chất có khả năng nhường proton, còn bazơ là những chất có khả năng nhận proton

Cũng như electron, proton không thể tồn tại ở mức độ rõ rệt dưới trạng thái

tự do Bởi vậy, một axit chỉ có thể nhường proton khi có mặt của một bazơ có khả năng tiếp nhận proton đó, và khi đã nhường proton thì axit sẽ chuyển thành dạng bazơ liên hợp với nó Cũng vậy, một bazơ thu proton sẽ chuyển thành dạng axit liên hợp tương ứng

Có thể mô tả sơ đồ của phản ứng axit – bazơ như sau:

A1 B1 + p+ K1 Axit 1 bazơ liên hợp 1 proton

1.4.1.2 Phản ứng axit – bazơ trong nước

Nước là chất điện li yếu, lưỡng tính, vừa thể hiện tính axit, vừa thể hiện tính bazơ:

Axit: H2O p+ + OHBazơ: H2O + p+ H3O+Tổng hợp: 2 H2O H3O+ + OH- Kw (1.22)

-Có thể biểu diễn dưới dạng đơn giản:

H2O H+ + OH- Kw (1.23) Khi cho một axit vào nước thì nó sẽ nhường proton cho nước và tạo ra ion

H3O+

Ví dụ: HCl + H2O  H3O+ + Cl –

Hoặc viết đơn giản HCl  H+ + Cl –

Sự tích lũy lượng lớn ion H+ so với OH- làm cho dung dịch có phản ứng axit

Khi cho một bazơ vào nước thì nó sẽ thu proton của nước tạo ra một lượng tương đương OH-

Ví dụ: NH3 + H2O 4



 + OHNồng độ ion OH- lớn hơn nồng độ ion H+ có trong dung dịch tạo ra phản ứng bazơ của dung dịch

-Như vậy trong bất kì dung dịch nước nào cũng đều có mặt cả H+ và OH-

Để đặc trưng thống nhất tính axit – bazơ của dung dịch, người ta dùng chỉ

số hoạt độ ion hiđro (pH), tức là âm logarit của hoạt độ ion hiđro: pH = lg(H+) hoặc pH = - lg[H+] (đối với các dung dịch loãng)

-Trong dung dịch axit: [ H+ ] > 1,0.10-7 M; pH < 7,0; pOH > 7,0

Trong dung dịch bazơ: [ H+ ] < 1,0.10-7 M; pH > 7,0; pOH < 7,0

Trong môi trường trung tính: [ H+ ] = [ OH- ] = 1,0.10-7 M; pH = 7,0

1.4.2 Định luật bảo toàn proton

Nếu chọn một trạng thái nào đó của dung dịch làm chuẩn hay còn gọi là mức không (MK) (hoặc gọi là trạng thái quy chiếu) thì tổng nồng độ proton mà các cấu tử ở mức không giải phóng ra bằng tổng nồng độ proton mà các cấu tử thu vào để đạt đến trạng thái cân bằng

Hay nói cách khác: Nồng độ cân bằng của proton có trong dung dịch bằng hiệu giữa tổng nồng độ proton giải phóng ra và tổng nồng độ proton thu vào từ mức không

MK có thể là trạng thái ban đầu, trạng thái giới hạn hoặc một trạng thái tùy chọn nào đó Nhưng thường chọn trạng thái trong đó nồng độ của cấu tử chiếm

ưu thế làm MK để việc tính toán nhanh lặp hơn

HCl  H+ + ClNaHSO4  Na+ + HSO4- HSO4- H+ + SO42-

-H2O H+

+ OH- MK: HCl, HSO4-, H2O  ĐKP:         





 OH Na NH4H

-4 2 4

2O 2C O HC

OH H

1.4.3 Dung dịch các đơn axit và đơn bazơ

1.4.3.1 Axit mạnh

Axit mạnh (kí hiệu là HY) là những chất trong dung dịch có khả năng nhường hoàn toàn proton cho nước:

HY+ H2O  H3O+ + Y- (1.24) Trong dung dịch [HY]0 và [Y-] = CHY

Cân bằng (1.24) thường được viết dưới dạng đơn giản:

HY  H+ + Y- (1.25) Trong dung dịch, ngoài quá trình (1.24) còn có quá trình phân li của nước:

H2O H+ + OH- (1.26) Như vậy có hai quá trình cho proton và chọn mức không là HY, H2O thì phương trình ĐKP có dạng:

[H+] = [OH-] + [Y-] (1.27) Hoặc: [H+] = [OH-] + CHY (1.28)

Sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra làm chuyển dịch cân bằng (1.25) sang trái và [OH-] < 10-7 vì vậy, trong trường hợp CHY >> 10-7 thì có thể coi:

[H+] = CHY (1.29) Nghĩa là, trong dung dịch sự phân li của HY là chiếm ưu thế, còn sự phân li của H2O xảy ra không đáng kể

1.4.3.2 Bazơ mạnh

Trong dung dịch bazơ mạnh XOH có các quá trình:

Cân bằng ion hóa của nước

H2O H+ + OH- (1.30) Cân bằng thu proton của XOH

XOH + H+X+ + H2O (1.31)

Tổ hợp (1.28) và (1.29):

XOH + H2O  X+ (H2O) + OH- (1.32) Một cách đơn giản có thể viết các quá trình xảy ra trong dung dịch bazơ

mạnh:

XOH  X+ + OH- (1.33)

H2O H+ + OH- (1.34) Với MK: XOH, H2O  ĐKP:   H  OHC X OHC XOH

Hoặc: [OH-] = [H+]+ CXOH

Ở đây do sự có mặt của OH- giải phóng ra từ (1.33) mà cân bằng phân li

của nước (1.34) chuyển dịch sang trái và [H+] << 10-7

Vì vậy, nếu CXOH >> 10-7 thì: [OH-] = CXOH (1.36)

Nghĩa là nồng độ OH- trong dung dịch bằng nồng độ của bazơ mạnh

1.4.3.3 Đơn axit yếu

Đơn axit yếu (kí hiệu HA) là những chất trong dung dịch có khả năng

nhường một phần proton cho nước và dung dịch có phản ứng axit Độ mạnh của

các đơn axit yếu được đặc trưng bởi hằng số phân li axit Ka hoặc chỉ số hằng số

phân li axit pKa = - lgKa Giá trị Ka càng lớn hay pKa càng bé thì axit càng mạnh

Trong dung dịch axit HA xảy ra các quá trình sau:

HA H+ + A- Ka (1.37)

H2O H+ + OH- Kw (1.38) Nếu Ka CHA >> Kw thì có thể tính thành phần của hệ theo cân bằng (1.37)

Nếu Ka CHA  Kw thì phải kể đến sự phân li của nước

1.4.3.4 Đơn bazơ yếu

Đơn bazơ yếu (kí hiệu A-) là những chất mà trong dung dịch, một phần của

chúng có khả năng thu proton của nước và dung dịch có phản ứng bazơ

Độ mạnh của các bazơ yếu phụ thuộc vào hằng số bazơ Kb = Kw/ Ka hoặc

chỉ số hằng số bazơ pKb = - lgKb = pKw – pKa ( với Ka là hằng số phân li của axit

liên hợp) Khi Kb càng lớn hoặc pKb càng bé thì bazơ càng mạnh Như vậy khi

axit liên hợp càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại

Trong dung dịch đơn bazơ A- có các cân bằng:

H2O H+ + OH- Kw (1.39)

A- + H2O HA + OH- Kb = Kw/ Ka (1.40) Tương tự, nếu Kb.CA_ >> Kw thì có thể tính cân bằng theo (1.40) Trường hợp

tương tự nếu Kb.CA_  Kw thì phải tính đến quá trình phân li của H2O

1.4.4 Đa axit và đa bazơ

Và có thể coi đa axit như một hỗn hợp gồm nhiều đơn axit

Đối với đa số các đa axit nhất là đối với các axit vô cơ thì Ka1 >> Ka2 >>

Ka3 >> … >> Kan, nghĩa là sự phân li của đa axit xảy ra mạnh nhất ở nấc đầu và

sau đó giảm dần ở các nấc tiếp theo Điều này dễ hiểu vì một phân tử không

mang điện mất proton dễ hơn một anion, và một anion một điện tích mất proton

dễ hơn anion hai điện tích, vv…

Nếu Ka1 >> Ka2 >> Ka3 >> … >> Kan ta có thể coi đa axit như một đơn

axit và tính cân bằng theo nấc phân li thứ nhất của axit đó

1.4.4.2 Đa bazơ

Trong dung dịch đa bazơ có khả năng thu proton từng nấc của nước Quá trình proton hóa của đa bazơ xảy ra ngược với quá trình phân li của đa axit tương

2 Các amino axit: Trong phân tử có mặt đồng thời nhóm amin (có tính

bazơ) và nhóm cacboxyl (có tính axit)

Ví dụ: dung dịch phenylalanin

3 Các muối axit được tạo thành do sự trung hòa không hoàn toàn các đa

axit hoặc đa bazơ

Ví dụ: NaHCO3, do CO2 bị trung hòa bằng NaOH (hoặc Na2CO3 bị trung hòa bằng HCl) hết nấc 1

CO2+NaOH NaHCO3 + H2O (1.49)

Hoặc Na2CO3 + HCl NaHCO3 + NaCl (1.50)

4 Muối của axit yếu và bazơ yếu: ví dụ muối NH4CN là chất điện li lưỡng tính

NH4CN  NH4 + CN

-NH4 H+ + NH3 (tính axit) (1.51)

H2O H+ + OH- (1.52)

CN- + H+ HCN (tính bazơ) (1.53) Trong trường hợp tổng quát để tính đến cân bằng trong dung dịch chất điện

li lưỡng tính NaHA cần kể đến các cân bằng sau:

NaHA  Na+ + HA

-HA- H+ + A2- Ka2 (1.54)

H2O H+ + OH- Kw (1.55)

HA- + H+ H2A K11 (1.56) ĐKP với mức không là HA-, H2O:

h = [H+] = [OH-] + [A2-] – [H2A] (1.57) Sau khi tổ hợp cần thiết ta có:

Dung dịch đệm là những dung dịch có khả năng điều chỉnh sao cho pH của

hệ ít thay đổi khi đưa vào hệ một lượng không lớn axit mạnh hay bazơ mạnh Dung dịch đệm thường là hỗn hợp một axit yếu và bazơ liên hợp (ví dụ HCOOH

và HCOO-, HCO3và CO32) hoặc có thể là dung dịch muối axit của các đa axit như NaHCO3, kali hiđrophtalat, hay là muối của axit yếu hay bazơ yếu (NH4CN,

NH4CH3COO)

Đối với hệ đệm gồm axit yếu HA (Ca M) và bazơ liên hợp A- (Cb M):

HA H+ + A- Ka

H2O H+ + OH- K w Nếu [H+], [OH-] << Ca, Cb và K w << Ka Ca, thì ta có công thức tính gần đúng pH của dung dịch đệm như sau (công thức Henderson – Hasselbalch):

     

b

a a a

C

C K A

HA K

H    (1.60)

a b

C C a

pK

pH  lg (1.61)

Để đặc trưng cho khả năng đệm của một hệ đệm, người ta dùng khái niệm đệm năng  Đệm năng là số mol bazơ mạnh db (hoặc axit mạnh da) cần cho vào một lít dung dịch đệm để làm tăng (hoặc giảm) pH một đơn vị

dpH dpH

(1.62) (Dấu âm chỉ pH giảm khi thêm axit)

 càng lớn thì hệ có khả năng đệm càng lớn  phụ thuộc vào tổng nồng độ các axit và bazơ liên hợp (dùng để pha hệ đệm) và phụ thuộc vào tỉ lệ nồng độ giữa chúng Đệm năng của hệ gồm đơn axit yếu (Ca) và bazơ liên hợp (Cb) được tính theo biểu thức:

w 2

Trong dung dịch nước, các ion kim loại tồn tại ở dạng hiđrat là những axit

có khả năng cho proton và tạo ra các phức hiđroxo kim loại (đặc tính axit của các ion kim loại phụ thuộc vào bản chất và điện tích của chúng):

Trong trường hợp các quá trình tạo phức hiđroxo xảy ra với mức độ tương đương nhau thì có thể tính lặp theo ĐKP như đối với các hỗn hợp các đơn axit yếu hoặc như đối với các hệ đa axit thông thường

có liên quan tới hiệu ứng muối, hiệu ứng dung môi và hiệu ứng nhiệt độ

Có 3 loại chất chỉ thị thông dụng nhất (phtalein, sunfophtalein, và các hợp chất azo) và được dùng trong một phạm vi pH khá rộng) Các phản ứng màu của

3 loại chỉ thị trên có tầm quan trọng rất lớn trong phân tích hoá học

Các phtalein (ví dụ phenolphtalein)

C

OH HO

CO O

C

OH HO

OH COOH

OH COO -

Lacton,không màu Không màu

Không màu Quinonphenolat đỏ-tím

OH

-H+

H2O -H2O

-N=N SO3

-(CH3)2N

Ion lưỡng tính hay ion lưỡng cực về tính chất giống một axit cation (nếu không kể ảnh hưởng của điện tích âm ở tương đối xa) Mặt khác, về quan điểm hiệu ứng muối thì tuỳ theo lực ion mà tính chất của ion lưỡng cực sẽ giống với tính chất của một phân tử trung tính hoặc của 2 ion đơn hoá trị

Cân bằng tại thời điểm chuyển màu

Có thể biểu diễn cân bằng dưới dạng axit InA và dạng bazơ InB của chất chỉ thị In bằng sơ đồ

In

In H

In

f a In

In H

f In

Hằng số cân bằng biểu kiến ,

1.5.1 Phương pháp tổng quát giải phương trình bậc cao

Phương pháp tổng quát giải phương trình bậc cao là phương pháp sử dụng điều kiện proton để giải quyết bài toán Với phương pháp này ta có thể áp dụng

để giải hầu hết các bài toán một cách chính xác

(nồng độ tương ứng Ci và hằng số điện li axit Kai )và axit mạnh (HY) nồng độ C0

Các quá trình:

HY → H+ + Y-

HAi H+ + Ai- Kai

H2O H+ + OH- Kw

Trong trường hợp các cân bằng là tương đương nhau và nồng độ HY không quá lớn ta dùng định luật bảo toàn proton với mức không là HAi, H2O

[H+] = [OH-] + ∑[Ai-] + C0Suy ra h = + ∑ + C0

Ta có thể chuyển phương trình trên thành phương trình bậc cao (bậc n+2)

giải phương trình để tìm giá trị của h

Chú ý: Khi bậc n+2 quá lớn gây khó khăn cho việc giải phương trình ta có thể

tính gần đúng theo phương pháp lặp

Đối với hỗn hợp n axit ta chuyển phương trình bậc cao thành phương trình bậc 2 khuyết:

với [HAi] =

Sử dụng 2 phương trình trên để giải lặp tìm giá trị gần đúng của h

Đối với hỗn hợp n bazơ ta chuyển phương trình bậc cao thành phương trình bậc 2 khuyết:

với [Bi] =

Sử dụng 2 phương trình trên để giải lặp tìm giá trị gần đúng của x

Ví dụ 2 : Tính pH trong dung dịch axit xitric H3A 0,4M

HA HA3 Ka3 = 10-6,396 (3)

O

H2 H  OH K w  10 14 (4)

Do Ka1  Ka2  Ka3 nên phải kể đến cả 3 cân bằng (1) (2) và (3) Ở đây chỉ

có thể bỏ qua sự phân ly của nước vì K1.C >> K w ĐKP với mức không là H3A

và H2O

           

2A 2HA 3A H

OH H

h

      

2A 2HA 3A H

h

3 3 2 1 2 3 2 1 1 3

1 2 1 3

3 3

.

.

.

3 3 3

a a a a

a a

A H A H A H

K K K h K K h K h

h C

C A H

1.5.2 Phương pháp giải lặp

Phương pháp này cũng sử dụng ĐKP để tính toán Việc tổ hợp thành phương trình bậc cao ta đưa về phương trình bậc 2 khuyết đối với h

Sau đó tính lặp gần đúng liên tục cho đến khi thu được kết quả hội tụ

Ví dụ: Từ (5) ta đưa về phương trình bậc 2 khuyết sau:

3 3 2 1 1 3 2 1 3

H3A1 0 , 383

Tính gần đúng bước 2:

Thay H3A1 0 , 383 , h1 = 10-1,76 vào (*) để tính giá trị h2 chính xác hơn:

h2 = 10-1,77 Thay h2 = 10-1,77 vào (6) để tính H3A2

H3A2  0 , 383 H3A1

Kết quả lặp lại Vậy [H+] = 10-1,77 ; pH = 1,77

1.5.3 Phương pháp giản đồ logarit nồng độ

Trong các hệ axit – bazơ, giản đồ logarit nồng độ là đồ thị tập hợp các đường biểu diễn sự biến thiên của logarit nồng độ các ion và phân tử theo biến thiên chủ yếu là pH vào cùng một hệ toạ độ để tiện so sánh, nhằm bỏ bớt những nồng độ nhỏ bên cạnh các nồng độ lớn để cho việc tính pH trở nên đơn giản hơn, hay nói cách khác nhằm xác định các dạng tồn tại chủ yếu trong hệ nghiên cứu Như vậy, đối với hệ axit – bazơ thì GLC sẽ là đồ thị sự phụ thuộc lgC – pH Trục tung biểu diễn giá trị lgC, trục hoành biểu diễn giá trị pH

 Các bước xác định pH bằng GLC:

Bước 1: Xác định thành phần giới hạn của hệ (nếu cần) – là thành phần của hệ sau khi tương tác hoá học xảy ra, hay nói cách khác là thành phần ứng với tọa độ cực đại của phản ứng

Bước 2: Vẽ giản đồ GLC

Bước 3: Mô tả các cân bằng xảy ra trong hệ

Bước 4: Thiết lập phương trình bảo toàn proton

Bước 5: Từ giản đồ so sánh các dạng để loại bỏ bớt những nồng độ nhỏ bên cạnh các nồng độ lớn để cho điều kiện proton trở nên đơn giản hơn (trong trường hợp các đường biểu diễn lg[i] nằm cách xa nhau, khi đó chúng ta không cần vẽ đường tổng) Ngược lại, trong trường hợp các đường biểu diễn nằm rất gần nhau, lúc đó cần thiết phải xây dựng các đường tổng

Bước 6: Kết hợp điều kiện proton và GLC để xác định pH của hệ

Bước 7: Từ giao điểm xác định pH của hệ, dựng đường thẳng vuông góc với trục hoành Đường thẳng này cắt các đường lg[i] ở đâu thì tung độ các điểm cắt

sẽ cho biết lg[i] tương ứng

Vì lg[H+] = – pH nên đường lg[H+] là đường thẳng có độ dốc –1

lg[OH-] = lgKw – lg[H+] = lgKw + pH nên đường lg[OH-] là đường thẳng

có độ dốc +1

Vì tích hệ số góc hai đường này bằng –1 nên hai đường lg[H+] và lg[OH-] vuông góc với nhau và cắt nhau tại điểm có toạ độ thoả mãn phương trình lg[H+]

= lg[OH-], tức là điểm có hoành độ bằng tung độ = 7

Tổ hợp định luật bảo toàn nồng độ ban đầu và định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho các cân bằng ta có:

Tổng quát: [Hn-iAi-] = C0 = C0

Trong đó h = [H+]; ka0 = 1 và [Hn-nAn-] = [An-]

Xét sự phụ thuộc của lg[H n-i A i- ] theo pH:

1/ Đối với dạng H n A, từ (1) cho thấy:

Trong khoảng pH < pKa1, có thể coi h >> Ka1 >> Ka2 >>…>> Kan →

αHnA ≈ 1 suy ra [HnA] ≈ C0 suy ra lg[HnA] ≈ lgC0 suy ra đường lg[HnA] là đường

Tại điểm pH = pKa1, [HnA] = [Hn-1A- ] = , khi đó:

lg[HnA] = lg[Hn-1A- ] = lgC0 – 0,3 Suy ra hai đường lg[HnA] và lg[H

n-1A- ] giao nhau tại điểm có hoành độ pH = pKa1 và tung độ lgC0 – 0,3 Tương tự, tại điểm pH = pKa2, [Hn-1 A- ] = [Hn-2A2- ] = , khi đó:

lg[Hn-1A-] = lg[Hn-2A2- ] = lgC0 – 0,3 suy ra hai đường lg[Hn-1A-] và lg[H

n-2A2- ] giao nhau tại điểm có hoành độ pH = pKa2 và tung độ lgC0 – 0,3.v.v…Các điểm Si có toạ độ (pKai, lgC0) gọi là các điểm hệ Đa axit n chức sẽ

có n điểm hệ Si Tại mỗi điểm hệ Si (pH = pKai) thì [Hn-i+1A(i+1)- ] =

[Hn-I Ai- ] ≈ , tức là các đường lg[Hn+i-1A(i+1)- ] và lg[Hn-iAi- ] giao nhau tại điểm

hệ Si là 0,3 đơn vị

2/ Đối với dạng A n- thì ngược lại:

Từ (2) cho thấy: Trong khoảng pH > pKan thì lg[An- ] ≈ lgC0, khi đó đường lg[An- ] là đường nằm ngang Trong khoảng pKan > pH > pKan-1 , đường lg[An- ] có độ dốc +1 Cứ như vậy, đi theo chiều pH giảm dần, trong mỗi khoảng tiếp theo, độ dốc của đường lg[An- ] lại tăng thêm 1 đơn vị Và trong khoảng pH

< pKa1 thì đường lg[An- ] có độ dốc +n

3/ Các dạng khác được khảo sát hoàn toàn tương tự

1.5.4 Phương pháp chuyển dịch lần lượt các phản ứng

Chuyển dịch lần lượt các phản ứng là phương pháp tính gần đúng theo từng phản ứng riêng lẻ, liên tục

Giả sử ta có cân bằng sau:

Đặt f(x) = lgQ(x) – lgK = 0

Khi Q(x) → K hay f(x) → 0 thì Cj →[Aj]

Hàm f(x) đồng biến vì đạo hàm của nó dương:

Vì vậy: Khi x → xmin thì lim f(x) → + ∞

Khi x → xmax thì lim f(x) → – ∞

Do đó trong khu vực thực tế mà ta quan tâm: xmin < x < xmax thì phương trình (1.35) hoặc (1.36) chỉ có một nghiệm

Có thể sử dụng phương pháp Newton cho phép hiệu chỉnh ∆x:

∆x = – = 2,303 (2)

Các bước tiến hành theo phương pháp chuyển dịch phản ứng

Bước 1: Xét các điều kiện ban đầu : Các chất có mặt trong hệ và nồng độ của chúng

Bước 2: Liệt kê các phản ứng hoá học, ghi các hằng số cân bằng của từng phản ứng

Bước 3: Xác định thành phần giới hạn

Bước 4: Dựa vào kinh nghiệm, trực giác và tính thử để suy đoán xem nồng

độ cân bằng của cấu tử nào lớn nhất, bé nhất Từ đó tiến hành tổ hợp các phản ứng sao cho phần tử tham gia trong một số phản ứng phải có mặt với nồng độ