SKKN 2015 Một số dạng bài tập về pH

THỰC TRẠNG - GIẢI PHÁP - Hiện nay, trong chương trình Hóa Học 11 cơ bản có một bài về pH với nội dung rất cơ bản chỉ đưa ra công thức tính pH đơn giản và chỉ một vài bài tập tính pH của

SƠ LƯỢC LÝ LỊCH KHOA HỌC

I THÔNG TIN CHUNG VỀ CÁ NHÂN:

1 Họ và tên: Đặng Thị Cẩm Thúy

2 Ngày tháng năm sinh: 06-03-1984

3 Quê quán: Ấp Bình Tốt A, xã Vĩnh Phú Tây, Phước Long, Bạc Liêu

4 Nơi cư trú: Ấp Long Hậu, thị trấn Phước Long, Phước Long, Bạc Liêu

5 Điện thoại cá nhân: 0919880556

6 Chức vụ: giáo viên

II TRÌNH ĐỘ ĐÀO TẠO:

- Trình độ chuyên môn, nghiệp vụ: Đại học sư phạm

- Năm tốt nghiệp: 2007

- Chuyên ngành đào tạo: cử nhân sư phạm hóa học

Phần 1: ĐẶT VẤN ĐỀ

pH là một dạng kiến thức mới đối với học sinh THPT, các em được biết đến

ở đầu chương trình Hóa Học 11 nhưng chỉ ở mức độ đơn giản Vì vậy có thể các

em gặp phải một số khó khăn Để giúp các em có thêm những kiến thức và kĩ năng làm bài tập về pH hiệu quả hơn nên tôi chọn đề tài “Một số dạng bài tập về pH” nhằm giúp các em có thể làm được các bài tập về pH trong các đề thi đại học, cao đẳng và có thể xem là một trong các chuyên đề ôn luyện học sinh giỏi khối 10, 11,

12 để học sinh và giáo viên tham khảo

Phần 2: GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ

A THỰC TRẠNG - GIẢI PHÁP

- Hiện nay, trong chương trình Hóa Học 11 cơ bản có một bài về pH với nội dung rất cơ bản chỉ đưa ra công thức tính pH đơn giản và chỉ một vài bài tập tính

pH của một dung dịch chất điện li mạnh nên học sinh gặp khó khăn khi gặp các dạng bài tập về pH đa dạng và phức tạp hơn

- Trong chương trình ôn học sinh giỏi vòng tỉnh lớp 10, 11, 12 cũng thường xuyên kiểm tra dạng bài tập tính pH

- Đây cũng là nội dung thường gặp trong các đề thi đại học, cao đẳng và đề thi học sinh giỏi vòng tỉnh

Qua nghiên cứu tài liệu và kinh nghiệm giảng dạy tôi tổng hợp lại một số dạng bài tập về pH và phương pháp giải nhằm có thể giúp học sinh giải quyết các bài tập về pH tốt hơn

B NỘI DUNG

I CƠ SỞ LÍ THUYẾT

1 Các khái niệm axit- bazơ

1.1 Thuyết Arêniut

- Axit là những chất khi tan trong nước phân li ra cation H+

VD: HCl  H+ + Cl

- Bazơ là những chất khi tan trong nước phân li ra anion OH-

-Như vậy, theo thuyết Arêniut khái niệm axit- bazơ gắn liền với dung môi nước

1.2 Thuyết Bronstet

- Axit là chất có khả năng cho proton tạo thành bazơ liên hợp của nó

VD: CH3COOH + H2O  H3O+

+ CH3COO

- Bazơ là chất nhận proton tạo thành axit liên hợp của nó

VD: NH3 + H2O  NH4+ + OH

Nước vừa là axit vừa là bazơ, nên nước là chất lưỡng tính

● Ưu điểm của thuyết Bronstet so với thuyết Arêniut

muối của bazơ mạnh - axit yếu vẫn có tính bazơ

+ Giải thích cho phân tử không có H+ vẫn có tính axit như FeCl3, Al(NO3)3,

+ Giải thích axit – bazơ trong điều kiện không dung môi hoặc dung môi khác nước: VD: NH3 + HCl → NH4Cl

2 Tích số ion của nước

- Trong nước nguyên chất có cân bằng: H2O  H+ + OH-

2

H O

K

Ở 25◦C, nước phân li rất yếu, quy ước:

K H O2 H OH

   

    = 1,0.10-14 K H O

- Đối với nước nguyên chất thì [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 M

3 Khái niệm pH – thang pH

+ Để đánh giá độ axit, độ kiềm của dung dịch, người ta dùng pH với quy ước như sau: [H+] = 10-pH => pH= -lg[H+] ; pOH = - lg[OH-]

10-1 - 10-14

+ Nước nguyên chất: ở 25◦C [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 M=> pH = 7

+ Môi trường bazơ: [OH-] > [ H+] => pH > 7

+ Môi trường axit: [OH-] < [ H+] => pH < 7

4 Cách xác định pH

+ Bước 1: Tìm nồng độ [ H+]

Đối với dung dịch có môi trường kiềm thì ta:

+ Bước 1: Xác định [OH-]

* Chú ý :

1 Biết pH suy ra [ H+] = 10-pH

2 Độ điện li

0 0

C n α= =

C n

+ C, C0 lần lượt là nồng độ phân li và ban đầu

+ n, n0 lần lượt là số mol phân li và số mol ban đầu

+ Chất điện li mạnh thì   1

+ Chất điện li trung bình hoặc yếu thì 0    1

3 Đề bài cho 1 axit tác dụng với nhiều bazơ hoặc 1 bazơ tác dụng nhiều axit thì

ta đưa bài toán về dạng phương trình ion thu gọn để giải

II MỘT SỐ DẠNG BÀI TẬP VỀ pH

Dạng 1: Tính pH của dung dịch axit mạnh, dung dịch bazơ mạnh.

1.1 Axit mạnh: Độ điện li  = 1

Tính naxit  nH +  [H+]  pH= - lg[ H+]

Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch chứa 0,73 gam HCl trong 200 ml

Giải

HCl là axit mạnh nHCl = 0,02 (mol) HCl → H+ + Cl

-0,02 -0,02 (mol)

 [H+] = 0,02/0,2 = 0,1 (M)

 pH = - lg[H+] = 1

1.2 Bazơ mạnh: Độ điện li  = 1

Tính nbazơ  nOH -  [OH-]  [H+]  pH

Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch chứa 0,8 gam NaOH trong 200 ml

Giải

0,02 0,02 (mol)

 [OH-] = 0,02/0,2 = 0,1 (M)

Ta có : [H+].[OH-] = 10-14  [H+] = 10-13  pH = 13

Dạng 2: Tính pH của dung dịch axit, bazơ yếu

2.1 Axit yếu 1 nấc  tính CP.li = CM * α  nH +  [H+]  pH hoặc áp dụng công thức nhanh

pH =  21 (log Ka+ log Ca )= 1

2(pKa - log Ca ) = -log (α.Ca)

Ka : hằng số phân li của axit

Ca : nồng độ mol/l của axit ( Ca 0,01 M )

2.2 Bazơ yếu 1 nấc  tính CP.li = CM * α  nOH -  [OH-]  [H+] 

pH hoặc áp dụng công thức nhanh pH = 14+12 (log Kb + log Cb )

Cb : nồng độ mol/l của bazơ

2.3 Axit yếu nhiều nấc

HnA  H+ + Hn-1A - (1) Ka1

Hn-1A-  H+ + Hn-2A2- (2) Ka2

HAn-1  H+ + An- (n) Kan

- Ta có Ka1 > Ka2 > > Kan

- Tính cân bằng trong dung dịch axit này ta dựa vào cân bằng (1) để tính nồng

độ H+, bỏ qua các cân bằng sau khi Ka1 >> Ka2

2.4 Bazơ yếu nhiều nấc

B(OH)n  OH- + B(OH)n-1 + (1) Kb1

B(OH)n-1 -  OH- + B(OH)n-2 2+ (2) Kb2

B(OH) n-1  OH- + Bn+ (n) Kbn

- Ta có Kb1 > Kb2 > > Kbn

- Tính cân bằng trong dung dịch bazơ này ta dựa vào cân bằng (1) để tính nồng

độ OH- bỏ qua các cân bằng sau khi Kb1 >> Kb2

Ví dụ 3: Dung dịch HNO2 0,1M có hằng số phân li của axit Ka = 4,0.10-4 Tính

pH của dung dịch?

Giải

HNO2 là axit yếu, ta có

HNO2  H+ + NO2-

Bđ 0,1

Đl x x x

Cb 0,1 – x x x

1 , 0









x

x

K a

Giả sử x << 0,1 ta có 0,1 – x = 0,1

Ta có: x2 = 4,0.10-4.0,1  x = 6,3.10-3

 pH = - lg[H+] = - lg(6,3.10-3) = 2,2

Ví dụ 4: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M Biết KCH3COOH = 1,8 10-5

Giải.

pH = -21 (logKa + logCa ) = -21 (log1,8 10-5 + log0,1 ) = 2,87

Ví dụ 5: Dung dịch NH3 0,1M Biết Kb = 1,8.10-5 Tính pH của dung dịch?

Giải

NH3 + H2O  NH4+ + OH

-Bđ : 0,1 0 0

Đli : x x x

CB : 0,1 – x x x

 x2 = 0,1.1,8.10-5 → x = 1,34.10-3 = [OH-]

Ta có : [H+].[OH-] = 10-14 → [H+] = 7,5.10-12 (M)

 pH = - lg[H+] = - lg(7,5.10-12) = 11,13

Hay NH3 là bazơ yếu nên có thể áp dụng công thức giải nhanh

pH = 14+12 (log Kbazơ + log Cbazơ ) = 14 + 12 (log 1,8.10-5 + log 0,1) = 11,13

Ví dụ 6: Tính pH của dd H2S 0,1M Biết H2S có K1=10-7; K2=1,3.10-13

Giải

H2S là axit yếu 2 nấc

2 2

(1) (2)

H S H HS K









K1 >>K2 nên bỏ qua cân bằng (2) nên có thể áp dụng công thức giải nhanh

pH =

2

1

 (log Kaxit + log Caxit ) =

2

1

 (log 10-7 + log 0,1) = 4

Dạng 3: Tính pH của hỗn hợp các dung dịch axit, các dung dịch bazơ

3.1 Hỗn hợp các dung dịch axit: Tính ∑nH+  [H+]  pH

3.2 Hỗn hợp các dung dịch bazơ: Tính ∑n OH -  [OH-]  [H+]  pH

Tuy nhiên cần lưu ý:

● Nếu hỗn hợp gồm axit mạnh và axit yếu

- Khi nồng độ axit mạnh lớn hơn nồng độ axit yếu xem pH của hỗn hợp axit chỉ là pH của axit mạnh

- Nồng độ axit mạnh nhỏ hơn nồng độ axit yếu

HA  H+ + A

-● Nếu hỗn hợp gồm bazơ mạnh và bazơ yếu: tính tương tự dung dịch hỗn hợp

axit mạnh và yếu

Ví dụ 7: a Cho dung dịch A chứa HCl 4.10-4M và H2SO4 3.10-4M

b Cho dung dịch B chứa NaOH 2.10-4M và Ba(OH)2 4.10-4M

Tính pH của dung dịch A và dung dịch B

Giải

a Dung dịch A: là hỗn hợp axit mạnh nên

[H+] = 4.10-4+ 2.3.10-4

= 10-3M  pH = 3

b Dung dịch B: là hỗn hợp bazơ mạnh nên

[OH-] = 2.10-4+ 2.4.10-4

= 10-3M  pOH = 3  pH = 13

Ví dụ 8 : Trộn 10 (ml) dung dịch CH3COOH 0,1M với 10(ml) dung dịch

Giải

C0

( HCl) =

2.10

.10 10 2

2 -2

= 5.10-3 (M)

C0

( CH3COOH) =

2.10

.10 10 2

2 -1

= 5.10-2 (M)

C0( HCl) < C0( CH3COOH)

CH3COOH  H+ + CH3COO-

Bđ 5.10-2 5.10-3

Đl x x x

Cb 5.10-2 – x 5.10-3 + x x

Ka =

) (5.10

x) x(5.10 2

3

x





= 10-4,76 => x= 2,3609.10-3 [H+] = 5.10-3 + 2,3609.10-3 = 7,3609.10-3

Dạng 4: Tính pH trong dung dịch sau khi trộn axit với bazơ

4.1 pH của dung dịch tạo bởi phản ứng của axit mạnh và bazơ mạnh

- Tính số mol H+, OH- ban đầu, so sánh:

+ Nếu bài toán có số mol H+ lớn hơn số mol OH- thì tính [H+] dư và

pH = - lg[H+]dư

-pOH

+ Nếu n H n OH thì pH = 7 , dung dịch có môi trường trung tính

Ví dụ 9: Trộn 100 ml dd KOH 0,01M với 100 ml dd HCl 0,012 M Tính pH

của dung dịch sau khi trộn

Giải

Dung dịch KOH có n OH  0,1.0,01 = 1.10-3 mol

Dung dịch HCl có n H  0,1.0,012 = 1,2.10-3 mol

 n H du 1,2.10-3 - 10-3 = 2.10-4 mol

 [H+] dư = 4 10 3M

1 , 0 1 , 0

10



Ví dụ 10 : Cho 40 ml dd HCl 0,75 M vào 160 ml dd Ba(OH)2 0,08 M, KOH 0,04 M Tính pH của dung dịch thu được

Giải

Dung dịch HCl có: n H  0,75.40.10-3 = 0,03 mol;





16 , 0 04 , 0

002 , 0





4.2 pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit mạnh và bazơ yếu

+ Nếu lượng axit mạnh lớn hơn lượng bazơ yếu thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp axit mạnh - axit yếu

+ Nếu lượng axit nhỏ hơn lượng bazơ thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp dung dịch bazơ yếu và axit yếu – dung dịch đệm

+ Nếu lượng axit bằng lượng bazơ thì tạo ra dung dịch là axit yếu ( liên hợp)

Ví dụ 11: Trộn lẫn 7 ml dung dịch NH3 1M và 3 ml dung dịch HCl 1M thu

NH 1 , 8 10 K

3



Giải

NH3 + H+  NH4+

CB 0,4M 0 0,3M

Vậy dung dịch A gồm các cấu tử chính là NH3 0,4M, NH4+ 0,3M và Cl-

NH3 + H2O  NH4+ + OH- Kb

5

10 8 , 1 ) x 4 , 0 (

x ).

x 3 , 0

(













5

14 [ lg(2,4.10 )] 9, 4

4.3 pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit yếu và bazơ mạnh

+ Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp hai axit yếu

+ Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu

+ Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch bazơ yếu (liên hợp)

Ví dụ 12: Trộn 10ml dung dịch CH3COOH ( pH = 3,5 ) với 10ml dung dịch Ba(OH)2 ( pH = 11,5 ) Tính pH dung dịch thu được Cho KCH 3 COOH = 10-4,76 ;

KCH 3 COO - = 10-9,26

Giải

pH = 3,5  [H+] = 10-3,5M

3,5 3,5 3,5

3,5 3,5 3,5

3,5 2

3,5

(10 )

10

a

CH C H CH C H

C

C

C

 













pH = 11,5  [H+] = 10-11,5M [OH-]=10-2,5 M

Sau khi trộn ta có nồng độ

3

OO

10 6,07.10 3, 035.10

20 10

10 1,58.10

20

CH C H

OH

d 3,035.10 1,58.10

1,58.10 1,58.10 1,58.10

3 3

3

4,76 3

3 4,8

(1,58.10 )

10

1, 455.10

1, 455.10 10

a

M x x K

M x















pH=4,8

4.4 pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit yếu và bazơ yếu

+ Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ yếu thì tạo ra dung dịch 2 axit yếu + Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ thì tạo ra dung dịch hỗn hợp 2 bazơ yếu

+ Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ thì tạo ra dung dịch gần như là trung tính

Dạng 5: Tính pH của dung dịch đệm

Dung dịch đệm là dung dịch chứa một hỗn hợp của axit yếu và bazơ liên hợp với nó hoặc hỗn hợp của bazơ yếu và axit liên hợp với nó Một hỗn hợp như vậy có khả năng chống lại mọi biến đổi pH do một lượng nhỏ của axit, hoặc bazơ được thêm vào hỗn hợp

Ví dụ: dung dịch hỗn hợp của CH3COOH và CH3COO- ; NH4+ và NH3; HCOOH và HCOONa; HCO3- và CO32- , muối axit của đa axit NaHCO3-,

Na2HPO4

m

a

C

C

)

Ca : nồng độ mol/l của axit

Ví dụ 1 3 : Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M và CH3COONa 0,1 M ở

250C Biết KCH3COOH = 1,75 10-5 , bỏ qua sự điện li của H2O

Giải.

Đây là dung dịch đệm của axit yếu và bazơ liên hợp nên áp dụng công thức giải nhanh

pH = - (logKa + log

m

a

C

C

) = - (log1,75 10-5 + log00,,11 ) = 4,76

Dạng 7: Tính pH của dung dịch muối

Muối là sản phẩm của phản ứng giữa một axit và một bazơ Về cấu trúc thì muối là hợp chất ion Muối là những chất điện li mạnh, do đó điện li hoàn toàn trong nước và trong một số trường hợp muối còn phản ứng với cả dung môi nước được gọi là sự thủy phân Sự thủy phân thường làm pH của dung dịch muối khác nhau:

7.1 Muối khi hòa tan không làm thay đổi pH khi hòa tan vào nước

7.2 Muối tạo môi trường bazơ khi hòa tan: tính như cân bằng của bazơ

yếu

đó có sự thủy phân gốc axit yếu sinh ra nồng độ OH- lớn hơn trong nước, nên pH > 7:

Ví dụ: CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- Kb = 5,6 10-10

7.3 Muối tạo môi trường axit khi hòa tan:

Gồm muối tạo bởi axit mạnh và bazơ yếu (NH4Cl, AlCl3, Fe2(SO4)3, )

Chỉ có cation bazơ yếu trở thành axit liên hợp, cho nên tính như cân bằng của axit yếu

Ví dụ: NH4Cl(r) H O2

   NH4+ + Cl-

NH4+ + H2O  NH3 + H3O+

Ka = 5,6 10-1

7.4 Sự thủy phân của muối tạo bởi một axit yếu và một bazơ yếu

Trong trường hợp này cả hai ion cation và anion đều có phản ứng với nước tạo thanh dung dịch muối có tinh axit, bazơ, trung tính tùy thuộc vào lực tương đối của axit yếu và bazơ yếu Để đơn giản ta xét vấn đề một cách định tính:

cation Lúc cân bằng, có nhiều ion OH- hơn ion H3O+

anion

+ Trường hợp K  b K a: dung dịch gần như là trung tính

Ví dụ 1 4 : Đánh giá độ pH của dd NaF 0,3M Biết Ka=7,2.10-4

NaF là muối của bazơ mạnh và axit yếu

2

2 14

10 4

5

0,3

0,3

10 0,14.10 0,3 7, 2.10

b

NaF Na F

F H O HF OH

Bd M

x

K

x

 















Ví dụ 1 5 : Muối Fe3+ thuỷ phân theo phản ứng:

2 ( ) ; 4.10

Fe  H O Fe OH  H K 

Giải.

Fe  H O Fe OH  H K 

Bđ 0,05M

Pư xM xM xM

2

3 4.10 0,05

x

K

x





III CÁC BÀI TẬP TỰ LUYỆN

Bài 1:

0,05M

b Tính pH của dung dịch NaOH, biết 1 lit dung dịch đó có chứa 4 gam NaOH

của dung dịch thu được?

ĐS: a pH=7; 2; 13 b pH=13 c pH=1

Bài 2: Cho 1,44 gam Mg vào 5 lít dung dịch axit HCl có pH =2

a Mg có tan hết trong dung dịch axit hay không ?

b Tính thể tích khí H2 bay ra (đktc)?

c Tính nồng độ mol/ lít của dung dịch sau phản ứng (coi Vdd không đổi)?

ĐS: a Mg dư b 0,56 lít c 5.10 -3 M

Bài 3: Trộn 1 lít dung dịch H2SO4 0,15M với 2 lít dung dịch KOH 0,165M thu được dung dịch E Tính pH của dung dịch E?

ĐS: pH=12

Bài 4: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4 Trung hoà 2 lít dd A cần 400ml dung dịch NaOH 0,5M Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,95 gam muối khan

a Tính nồng độ mol/lít của các axit trong dung dịch A?

b Tính pH của dung dịch A?

ĐS: a 0,05M; 0,025M b pH=1

Bài 5: Độ điện li của axit axetic (CH3COOH ) trong dung dịch CH3COOH 0,1M là 1,34% Tính pH của dung dịch axit này

ĐS: pH=2,87

Bài 6: Cho dung dịch H2SO4 có pH = 2 Thêm 100 ml dung dịch KOH 0,1M vào

100 ml dung dịch trên Tính nồng độ mol / lít và pH của dung dịch thu được?

ĐS: 0,045M; pH=12,6

Bài 7 : Cho dung dịch HCl có pH = 4 Hỏi phải thêm một lượng nước gấp bao

nhiêu lần thể tích dung dịch ban đầu để thu được dung dịch HCl có pH = 5

ĐS: 9 lần

Bài 8: Cho dung dịch NaOH có pH = 12 (dung dịch A) Cần pha loãng bao nhiêu

lần để thu được dung dịch NaOH có pH = 11

ĐS: 10 lần

Bài 9: Trộn 250 ml dung dịch hỗn hợp gồm HCl 0,08 M và H2SO4 0,01M với 250

= 12

Tính m và a

Bài 10: H2CO3 có pKa1 = 6,52; pKa2 = 10,32; tính pH của dd này biết α = 1,74 %

ĐS: pH=4,76