Các định luật hóa học và cân bằng axit bazo

Một số định luật cơ sở hóa học 1.1 Định luật thành phần không đổiĐinh luật: một hợp chất dù được điều chế bằng cách nào đi nữa bao giờ cũng có thành phần xác định và không đổi... 1.2 Đ

CHÀO MỪNG THẦY VÀ CÁC BẠN

ĐẾN VỚI BÀI THUYẾT TRÌNH

CỦA NHÓM 1

1

Hoàng Xuân Ái Huỳnh Quốc Minh

Vũ Duy Hải Nguyễn Thanh Bình Nguyễn Ngọc Linh Trương Minh Hiếu

Lê Trúc Hòa

Lê Thị Vân Anh

THÀNH VIÊN

2

CHỦ ĐỀ:

CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH AXIT- BAZƠ

3

1 MỘT SỐ ĐỊNH LUẬT

CƠ SỞ CỦA HÓA HỌC

2 PHƯƠNG PHÁP TÍNH TOÁN CÂN BẰNG ION

3 CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH AXIT – BAZƠ

01

NỘI DUNG

4

1 Một số định luật cơ sở hóa học 1.1 Định luật thành phần không đổi

Đinh luật: một hợp chất dù được điều chế bằng cách nào đi nữa bao

giờ cũng có thành phần xác định và không đổi.

Ví dụ: NaCl: có 39,34% Natri và 60,66% Clo

5

1.2 Định luật bảo toàn khối lượng

Định luật: Tổng khối lượng các sản phẩm thu được bằng tổng khối

lượng các chất ban đầu đã tác dụng.

A + B = C + D

mA + mB = mC + mD

1.3 Định luật đương lượng

Trong các phản ứng hóa học “các nguyên tố kết hợp với nhau hoặc thay thế nhau theo các khối lượng tỷ lệ với đương lượng của chúng”

Biểu thức của định luật đương lượng

  6

1.4 Đương lượng gam

Đương lượng gam của một chất hay hợp chất là lượng chất đó được tính bằng gam có trị số bằng đương lượng của nó.

Mối liên hệ số gam và đương lượng gam

Số đương lượng gam =

2 Phương pháp cân bằng ion

Phương pháp cân bằng ion – electron:

• Phạm vi áp dụng: đối với các quá trình xảy ra trong dung dịch, có sự tham

gia của môi trường (H2O, dung dịch axit hoặc bazơ tham gia)

Các bước tiến hành:

Bước 1: Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các nửa

phản ứng oxi hóa – khử

Bước 2: Cân bằng các bán phản ứng:

Cân bằng số nguyên tử mỗi nguyên tố ở hai vế:

Thêm H+ hay

OH-Thêm H2O để cân bằng số nguyên tử hiđroKiểm soát số nguyên tử oxi ở 2 vế (phải bằng nhau)

Cân bằng điện tích: thêm electron vào mỗi nửa phản ứng để cân bằng điện tích

10

Bước 3: Cân bằng electron: nhân hệ số để:

Tổng số electron cho = tổng số electron nhận

Bước 4: Cộng các nửa phản ứng ta có phương trình ion thu gọn.

Bước 5: chuyển phương trình dạng ion thu gọn thành phương trình ion đầy đu

Ví dụ: Cân bằng phương trình phản ứng:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O

11

Bước 1: Cu + H+ + NO3- → Cu2+ + 2NO3- + NO + H2O

Cu → Cu2+ + 2e NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O

Bước 3: Cân bằng electron:

3 Phương pháp chuẩn độ axit – bazơ

3.1 Khái niệm – nguyên tắc

 Khái niệm axit – bazơ

• Theo Svate Arrhenius:

 Axit là chất có khả năng phân ly cho H+ khi hòa tan vào nước.

 Bazơ là chất có khả năng phân ly cho OH- khi hòa tan vào nước.

• Theo Jonhannes K.Bronsted và Thomas Lowry:

 Axit là chất có khả năng cho proton H+

 Bazơ là chất có khả năng nhận proton H+

VD: NH3 + HCl  NH4Cl

 NH3 là bazơ

 HCl là axit

13

 Nguyên tắc:

Dùng dung dịch kiềm đã biết chính xác nồng độ làm dung dịch chuẩn để chuẩn độ dung dịch axit hoặc dùng dung dịch axit mạnh đã biết chính xác nồng độ để chuẩn độ dung dịch bazơ Thực chất các phản ứng chuẩn độ là phản ứng trung hòa

Ví dụ:

HCl + NaOH → NaCl + H2O

Để nhận ra điểm tương đương thì ta dùng chất chỉ thị (axit hữu cơ hoặc bazơ hữu cơ yếu)

14

Tên chất chỉ thị Khoảng pH đổi màu Màu dạng

axit-dạng bazơ

Metyl da cam 3,1-4,4 đỏ - vàng

phenolphtalein 8,3-10,0 không màu - đỏ

Bảng 3.1 Khoảng pH đổi màu của 3 chất chỉ thị thường

được sử dụng nhiều trong chuẩn độ axit - bazơ.

15

ĐIỂM TƯƠNG

ĐƯƠNG

Chất chuẩn tác dụng vừa hết với chất cần phân tích

ĐIỂM CUỐI

Thời điểm kết thúc quá trình chuån độ

CHỈ SỐ ĐỊNH

PHÂN pT

Chỉ số pT của chất chỉ thị là giá trị mà tại đó chất chỉ thị đổi màu rõ nhất

Thường ngừng chuẩn độ tại pH = pT

16

Sự thay đổi màu sắc của một số chỉ thị acid – bazo 17

3.2 Những định luật cơ bản tính toán cân bằng trong dung dịch axit – bazơ

3.2.1 Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu

Định luật: Nồng độ ban đầu của một cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của

cấu tử đó có mặt trong dung dịch.

Ví dụ 1: Cho dd KH2PO4 nồng độ C (mol/lit) Viết biểu thức bảo toàn nồng độ ban đầu?

Các quá trình điện ly xảy ra trong dd:

KH2PO4  K+ +

H2PO4-H2O  H+ + OH- H2PO4-  H+ + HPO42- H2PO4-  2H+ + PO43- H2PO4- + H+  H3PO4 Biểu thức BTNĐBĐ đối với H2PO4-

C = [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] + [PO43-]

18

3.2.2 Định luật bảo toàn điện tích

ĐLBTĐT được phát biểu dựa trên nguyên tắc các dung dịch có tính trung hòa

về điện: Tổng điện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của

các cation.

Trong đó: i là nồng độ của ion i lúc cân bằng

Zi là điện tích của ion

•  

19

3.3 Các trường hợp chuẩn độ axit – bazơ

3.3.1 Chuẩn độ đơn axit mạnh bằng đơn bazơ mạnh

Chuẩn độ V0 mL acid mạnh HA (C0) bằng NaOH (C)

HA + NaOH = NaA + H2OMức độ định phân : F =

F = 0 pH = - lgC0 Chưa thêm BOH

0 < F < 1 [H+]=(1-F) trước điểm tương đương

Công thức tính pH trong quá trình chuẩn độ

21

Ví dụ : Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml dung dịch HCl 0,1 M bằng NaOH 0,1 M

22

0 2 4 6 8 10 12 14

pH

Ta thấy bước nhảy pH của đường chuẩn độ acid –bazo (∆pHđp) : là khoảng

3.3.2 Chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh

Chuẩn độ V0 mL bazo mạnh BOH (C0) bằng HCl (C)

BOH + HCl = BCl + H2O Mức độ định phân : F =

Công thức tính pH trong quá trình chuẩn độ :

24

Đường chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh - Chọn chỉ thị

25

Chuẩn độ V0 mL đơn acid yếu HA (C0, Ka) bằng NaOH (C)

      HA + NaOH = NaA + H2OMức độ định phân : F = 

Ví dụ : Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml dung dịch CH3COOH

0,1 M bằng NaOH 0,1 M Cho : pKCH3COOH = 4,75

pH

3.3.4 Chuẩn độ đơn bazơ yếu bằng axit mạnh :

Chuẩn độ V0 mL đơn baz yếu NaA (C0, Kb) bằng HCl (C)

NaA + HCl = HA + NaClMức độ định phân : F =

Công thức tính pH trong quá trình chuẩn độ

Ví dụ : Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml dung dịch NH4OH 0,1 M

0 0.5 1 1.5 2 F pH

3.3.5 Chuẩn độ đa axit yếu bằng bazơ mạnh :

Chuẩn độ V0 mL đa acid yếu H3A (C0 ; Ka1, Ka2, Ka3) bằng NaOH (C) (Giả thiết : Ka1 >> Ka2 >> Ka3)

Phản ứng chuẩn độ :

Nấc 1 : H3A + NaOH = NaH2A + H2O

Nấc 2 : NaH2A + NaOH = Na2HA + H2O

Nấc 3 : Na2HA + NaOH = Na3A + H2OGọi V là thể tích NaOH (ml) nhỏ vào ở thời điểm nào đó trong quá trình chuẩn độMức độ định phân : F =

•

30

Phân ly H3PO4

•H3PO4  H+ + H2PO4- Ka1 = 7,6.10-3

•H2PO4-  H+ + HPO4- Ka2 = 6,2.10-8

•HPO42-  H+ + PO43- Ka3 = 4,2.10-13

31

Tính pH ở các ĐTĐ :

Thời điểm

dung dịch

Công thức tính pH

ĐTĐ1 1 Muối acid NaH2A pH = ½ (pKa1 + pKa2)

ĐTĐ2 2 Muối acid Na2HA pH = ½ (pKa2 + pKa3)

ĐTĐ3 3 Muối trung hòa Na3A

= Đa baz yếu

C

C K

K OH

a

O H

[

Dạng đường chuẩn độ H3PO4 bằng NaOH :

33

Ví dụ:

Chuẩn độ 20,00 mL dung dịch H3PO4 bằng NaOH 0,1 M với chỉ thị Metyl

da cam thì tiêu tốn hết 17,40 ml NaOH Cho biết sự thay đổi màu sắc dung dịch ở ĐTĐ và tính nồng độ H3PO4 trong dung dịch

3.3.6 Chuẩn độ đa baz yếu bằng acid mạnh :

Chuẩn độ V0 mL dung dịch đa baz yếu Na3A (C0) bằng HCl (C).

Gọi : Ka1, Ka2, Ka3 là các hằng số acid của đa acid yếu H3A (Giả thiết : Ka1 >> Ka2 >> Ka3)

•Phản ứng chuẩn độ : Nấc 1 : Na3A + HCl = Na2HA + NaCl Nấc 2 : Na2HA + HCl = NaH2A + NaCl Nấc 3 : NaH2A + HCl = H3A + NaCl Gọi V là thể tích HCl (ml) nhỏ vào ở thời điểm nào đó trong quá trình chuẩn độ và F là mức độ định phân

Mức độ định phân : F =

•

35

Tính pH ở các ĐTĐ :

Thời điểm

F Bản chất

dung dịch

Công thức tính pH

ĐTĐ1 1 Muối acid Na2HA pH = ½ (pKa2 + pKa3)

ĐTĐ2 2 Muối acid NaH2A pH = ½ (pKa1 + pKa2)

ĐTĐ3 3 Đa acid yếu H3A

C

C K

0

0 1

3]

[

Dạng đường chuẩn độ Na2CO3 bằng HCl :

37

Ví dụ:

Lấy 20,00 mL dung dịch hỗn hợp NaOH + Na2CO3 cho vào bình nón

-Thêm vài giọt Phenolphtalein rồi chuẩn độ bằng HCl 0,1 N đến khi dung dịch mất màu hồng thì tiêu tốn hết 32,48 ml HCl

- Thêm vài giọt Metyl da cam vào dung dịch trên rồi chuẩn độ tiếp tục đến lúc dung dịch chuyển từ vàng sang đỏ cam thì hết 10,26 ml HCl 0,1 N

a) Viết các p/ứ xảy ra trong quá trình chuẩn độ

b) Tính nồng độ NaOH và Na2CO3 trong hỗn hợp phân tích

38

Giải :

a)Phản ứng chuẩn độ :

DD mất màu hồng (1) : NaOH + HCl = NaCl + H2O

Na2CO3 + HCl = NaHCO3 + NaCl

DD từ vàng  đỏ cam (2) : NaHCO3 + HCl = H2O + CO2 + NaCl b) (VN)Na2CO3 = (VN)HCl (2)

 (VN)NaOH = [VHCl (1) – VHCl (2)].NHCl

39

N V

N

V N

pt

HCl CO

00,20

1,0.26,10)

N V

V N

pt

HCl HCl

HCl

00,20

1,0)

26,1048

,30(]

3.3.7 Dung dịch của các hỗn hợp axit – bazơ

• Trong dung dịch axit mạnh HY nồng độ Cl mol/1 và axit yếu HA có nồng độ

c2 mol/1 có các quá trình sau:

Phân li của axit mạnh HY: HY = H+ + lon hóa của nước: H20 = H+ + OH' Kw Phân li của axit yếu HA: HA = H+ + A- Ka

Y-• Ta có thể tính nồng độ ion H+ dựa vào cân bàng (4.25) có kể đến sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra:

HA = H+ + A-

C C2 C1

40

 Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu

Trong dung dịch có quá trình phân li hoàn toàn của bazo mạnh (XOH) cân bằng phân li của nước, quá trình proton hóa của bazo yếu A-:

XOH = X+ +

OH-H2O = H+ + OH- Kw

A- + H2O = HA + OH- Kb

• Ta có thể đánh giá nồng độ OH- dựa vào cân bàng (4.30) có tính đến

sự có của nồng độ OH- do XOH phân li ra, với Coh- = Cxoh = Cl và CA- = C2

A- + H2O = HA + OH- Kb =

C C2C1Kw

  41

3.3.8 Đa Axit

• Các đa acid gồm: H3PO4, H2CO3, H2S,…

• Xét trường hợp sau: Tính pH và nồng độ ion S2- trong dung dịch H2S

0,010M

• Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

H2S HS- + H+ (1) Ka1 =10-7,02HS- 2H+ + S2- (2) Ka2 =10-12,9H2O H+ + OH- (3) Kw =10-14

  42

3.4 Dung dịch điệm - Ðệm năng

Ứng dụng quan trọng nhất của dung dịch axit-bazơ có chứa ion chung

là dùng để đệm

Dung dịch đệm được định nghĩa là dung dịch có khả năng chống lại sự thay đổi của pH khi thêm vào dung dịch một lượng nhỏ H+ hay OH-

43