Khí thải H2S là vấn đề đã được đề cập đến trong nhiều công trình nghiên cứu, xử lý và tài liệu. Khí thải H2S là khí độc hại, không màu sắc nhưng có mùi khó chịu( mùi trứng thối) được đưa vào khí quyển với những lượng rất lớn có nguồn gốc tự nhiên và nhân tạo. Khí H2S xuất hiện trong khí thải của các quá trình tinh chế dầu mỏ, tái sinh sợi hoặc khu vực chế biến thực phẩm, xử lý rác thải. Một phần H2S phát sinh trong tự nhiên bởi quá trình thối rữa của các chất hữu cơ dưới tác dụng của vi khuẩn từ rác thải, cống rãnh, bờ biển, ao tù, hồ nước cạn, kể cả từ các hầm lò khai thác than, các vệt núi lửa. Vấn đề khí thải H2S thực sự trở thành vấn đề mang
PHÂN LOẠI BÀI TẬP pH VÀ CÁCH TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY TRONG NƯỚC GVHD:Th.S Nguyễn Thị Hoàn SVTh: Lê T Lan Anh, Trần Như Thơ, Lê Thị Hồng Vân – ĐHSP Hóa K.52 I MỞ ĐẦU Khái niệm axit, bazơ pH cách tính pH học sinh THPT, sinh viên đại học cao đẳng quan tâm Giá trị pH có nhiều ứng dụng thực tế: việc nuôi trồng thủy sản, nơng nghiệp, xử lí nước thải, nước sinh hoạt Hiện nay, tài liệu vấn đề có nhiều viết rộng nên sinh viên học tập mơn Hóa đại cương vận dụng vào giảng dạy hóa học phổ thơng sau có nhiều khó khó khăn Các tài liệu, giáo trình nêu lên cách tính pH dung dịch riêng biệt chưa đưa hệ thống tập cách giải Vì chúng em chọn đề tài: “Phân loại tập pH cách tính pH dung dịch chất điện li nước” II NỘI DUNG CÁC CƠ SỞ LÝ THUYẾT 1.1 Các khái niệm axit- bazơ, pH 1.1.1 Các thuyết axit - bazơ + Thuyết Arêniut Axit chất tan nước phân li cho ion H+ Bazơ chất tan nước phân li OH - Như vậy, theo thuyết Arêniut khái niệm axit- bazơ gắn liền với dung môi nước + Thuyết Bronstet - Lowry - Axit chất có khả cho proton Axit cho proton tạo thành bazơ liên hợp - Bazơ chất nhận proton Bazơ nhận proton tạo thành axit liên hợp ƒ HCl + H2O H3O+ + ClAxit(1) bazơ(1) axit(2) bazơ(2) NH3 + H2O ƒ NH4+ + OHBazơ(1) axit(1) axit(2) bazơ(2) - Nước vừa axit vừa bazơ, nên nước chất lưỡng tính ● Ưu điểm thuyết Bronstet - Lowry so với thuyết Arêniut + Giải thích cho phân tử khơng có OH- NH3, amin dung dịch muối bazơ mạnh - axit yếu có tính bazơ + Giải thích cho phân tử khơng có H+ có tính axit FeCl3, Al(NO3)3, + Giải thích axit – bazơ đk không dung môi dung môi khác nước NH3 + HCl → NH4Cl + Thuyết Lewis - Axit chất có khả nhận cặp electron Ví dụ: BF3, AlF3, BCl3, AlCl3 - Bazơ chất có khả cho cặp electron Ví dụ: Amin, nước, ancol, ● Thuyết Lewis: Mở rộng thuyết Arêniut thuyết Bronsted - Lowry ● Nhược điểm thuyết Lewis so với thuyết Bronstet thuyết Arêniut Phân tử axit có ngun tử Hiđrơ lại khơng có khả nhận cặp e 1.1.2 Tích số ion nước - Trong nước nguyên chất có cân bằng: H2O + H2O ƒ H3O+ + OH- K Ở 25◦C, nước phân li yếu nên coi CH2O= [H2O] = 5,5 10-2 quy ước: [ ][ ] K H 2O = H O + OH − = 1,0.10-14 K H O gọi tích số ion nước - Đối với nước nguyên chất [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 1.1.3 Khái niệm pH – thang pH + Để đánh giá độ axit, độ kiềm dung dịch, người ta dùng pH với quy ước sau: [H+] = 10-pH => pH= -lg[H+] Có thể mở rộng pOH = - lg[OH-] + Thang pH: Thường dùng từ đến 14, tương ứng với nồng độ ion H+ : 10-1 - 10-14 + Nước nguyên chất: 25◦C [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 => pH = pH > => [OH-] > [ H+] - môi trường bazơ + pH < => [OH ] < [ H ] - môi trường axit + Trong dung mơi nước ln có: pH + pOH = 14 1.2 Cách tính pH dung dịch 1.2.1 Tính pH dung dịch axit mạnh (HCl, H2SO4, HBr, HI ) Quá trình điện ly: HA → H + + A(1) + ƒ H2O H + OH (2) -6 ≈ + + Nếu Ca ≥ 1,0.10 [ H ] >> [OH ] bỏ qua phân li nước, pH = - lg Ca + Nếu Ca < 1,0.10-6 dựa theo cân (2) ta có: [ ] ⇒ H+ = Ca + Ca + 4.K H O 1.2.2 pH dung dịch bazơ mạnh ( NaOH, KOH ) Quá trình: BOH → B+ + OHTa thấy Cb = CB+ = COHƒ H2 O H+ + OHTính tương tự axit mạnh, thay H+ thành OH Từ suy pOH pH 1.2.3 pH dung dịch axit, bazơ yếu đơn chức • pH dung dịch axit yếu đơn chức (CH3COOH, HNO2 ) HA ƒ H+ + A - (1) Ka H2O ƒ H+ + OH- (2) Dựa vào cân ⇒ [ H + ] + K a [ H + ] − [ H + ].( K H O + Ca K a ) − K a K H O = 2 + Tính gần cấp tính gần cấp để có nồng độ H • pH dung dịch bazơ yếu đơn chức Quá trình cân tổ hợp: B + H2O ƒ BH+ + OHTính tốn tương tự axit yếu thay Ka Kb, Ca Cb Tìm pOH suy pH 1.2.4 pH hỗn hợp axit mạnh axit yếu; bazơ mạnh bazơ yếu ● Hỗn hợp axit mạnh axit yếu - Khi nồng độ axit mạnh lớn nồng độ axit yếu xem pH hỗn hợp axit pH axit mạnh - Nồng độ axit mạnh nhỏ nồng độ axit yếu Không thể bỏ qua ion H+ axit yếu Tính pH dung dịch dựa vào cân sau với tham gia nồng độ H+ axit mạnh phân ly HA ƒ H+ + A - ● Hỗn hợp bazơ mạnh bazơ yếu: tính tương tự dung dịch hỗn hợp axit mạnh yếu 1.2.5 Cân dung dịch Axit, bazơ yếu đa chức ● Xét axit yếu đa chức ƒ HnA H+ + Hn-1A - (1) Ka1 Hn-1A- ƒ H+ + Hn-2A2- (2) Ka2 ƒ HAn-1 H+ + An- (n) Kan - Ta có Ka1 > Ka2 > > Kan Tính cân dung dịch axit thường dựa vào cân (1) để tính nồng độ H+, bỏ qua cân sau Ka1 > 1000 Ka2 ● Xét bazơ yếu đa chức B(OH)n ƒ OH- + B(OH)n-1 + (1) Kb1 B(OH)n-1 - ƒ OH- + B(OH)n-2 2+ (2) Kb2 ƒ B(OH) n-1 OH- + Bn+ (n) Kbn - Ta có Kb1 > Kb2 > > Kbn - Tính cân dung dịch bazơ thường dựa vào cân (1) để tính nồng độ OH- bỏ qua cân sau Kb1 >> Kb2 1.2.6 Dung dịch đệm Dung dịch đệm dung dịch chứa hỗn hợp axit yếu bazơ liên hợp với hỗn hợp bazơ yếu axit liên hợp Một hỗn hợp có khả chống lại biến đổi pH lượng nhỏ axit, bazơ thêm vào hỗn hợp Ví dụ: dung dịch hỗn hợp CH 3COOH CH3COO- ; NH4+ NH3; HCOOH HCOONa; HCO3- CO32- , muối axit đa axit NaHCO3-, Na2HPO4 ● Cơng thức tính gần pH dung dịch đệm: pH = pKa - lg Ca Cb 1.2.7 Thuộc tính axit, bazơ muối Muối sản phẩm phản ứng axit bazơ Về cấu trúc muối hợp chất ion Muối chất điện li mạnh, điện li hồn tồn nước số trường hợp muối phản ứng với dung môi Sự thủy phân thường làm pH dung dịch muối khác Cụ thể tượng thủy phân muối • Muối hòa tan khơng làm thay đổi pH hòa tan vào nước Là muối tạo bazơ mạnh axit mạnh NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2, pH = • Muối tạo mơi trường bazơ hòa tan: tính cân bazơ yếu Là muối tạo bazơ mạnh axit yếu CH 3COONa, KF, Na2CO3, KHS, Khi có thủy phân gốc axit yếu sinh nồng độ OH- lớn nước, nên pH > 7: Ví dụ: CH3COO- + H2O ƒ CH3COOH + OH- Kb = 5,6 10-10 •Muối tạo mơi trường axit hòa tan: Gồm muối tạo axit mạnh bazơ yếu (NH4Cl, AlCl3, Fe2(SO4)3, ) Chỉ có cation bazơ yếu trở thành axit liên hợp, tính cân axit yếu Ví dụ: NH4Cl(r) + → NH4aq + Claq + H 2O ƒ NH3 + H3O+ H O NH4+ Ka = 5,6 10-1 • Sự thủy phân muối tạo axit yếu bazơ yếu Trong trường hợp hai ion cation anion có phản ứng với nước tạo dung dịch muối có tinh axit, bazơ, trung tính tùy thuộc vào lực tương đối axit yếu bazơ yếu Để đơn giản ta xét vấn đề cách định tính: + Trường hợp Kb> Ka: dung dịch có tính bazơ anion bị thủy phân mạnh cation Lúc cân bằng, có nhiều ion OH- ion H3O+ + Trường hợp Kb< Ka dung dịch có tính axit cation bị thủy phân mạnh anion + Trường hợp K b ≈ K a : dung dịch gần trung tính PHÂN LOẠI VÀ CÁCH TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH Chúng tơi tạm chia tập tính pH thành loại lớn: Bài tập tính pH dung dịch khơng có phản ứng xảy Bài tập tính pH dung dịch có phản ứng xảy 2.1 Bài tập tính pH dung dịch khơng có phản ứng xảy • Dựa vào lí thuyết nêu, chúng tơi xét loại tập sau: - Tính pH dung dịch axit mạnh - Tính pH dung dịch bazơ mạnh - Tính pH dung dịch axit, bazơ yếu đơn - Tính pH hỗn hợp axit mạnh axit yếu; bazơ mạnh bazơ yếu - Tính pH dung dịch Axit, bazơ yếu đa chức - Tính pH dung dịch đệm - Tính pH dung dịch muối • Một số ví dụ: Câu 2: Tính nồng độ mol /l ion H + 100 ml dung dịch HNO3 1% ( khối lượng riêng D = 1,054 g/ml) Tính pH dung dịch? Ta có: CM = 1.10 1,054 = 0,167 63 ⇒ pH = -lg [H+] = - lg (0,167) = 0,223 Câu 3: Trộn 160 ml dd Ba(OH)2 0,08 M với 140ml dd KOH 0,04 M Thu dd A Tính pH dd ? Giải: Ta có tổng số mol OH- nOH = 0,08.0,16 + 0,04.0,14 = 0,0312 (mol) − [OH- ] = 0,0312 = 0,104 M ⇒ pOH = -log [OH- ] = 0,98 ⇒ pH = 13,021 0,16 + 0,14 Câu 4: Dung dịch HNO2 0,1M có số phân li axit K a = 4,0.10-4 Tính pH dung dịch? Giải: HNO2 ƒ H+ + NO2Ban đầu 0,1 Phản ứng x x x Cân 0,1 – x x x Do đó: K a = x2 = 4,0.10 − 0,1 − x Giả sử x 10-12, nên bỏ qua cân nước Và Ca > 100 nên [H+] = Ka K a C a ⇒ [H+] = 1,8.10 −6.0,1 = 1,34.10 −3 = -lg(1,34.10-3) = 2,87 b Vì Ka.Ca = 1,8.10-5 0,001 = 1,8.10-8 > 10-12, nên bỏ qua cân nước ⇒pH 0,1 < Ca = 55,556 < 100, Ka −5 −5 −5 Nên [H+] = − K a + K a + 4.K a C a = − 1,8.10 + (1,8.10 ) + 4.1.8.10 0,001 2 [H+] = 1,25.10-4 ⇒pH = -lg (1,25.10-4) = 3,9 2.2 Bài tập tính pH thu phản ứng dung dịch 2.2.1 pH dung dịch tạo phản ứng axit mạnh bazơ mạnh • Cách giải: ⇒ - Tính số mol H+, OH- ban đầu, so sánh: + Nếu tốn có số mol H+ lớn số mol OH- tính [H+] dư pH = lg[H+]dư + Nếu toán dư OH- - dung dịch bazơ mạnh pOH = - lg[OH-]dư , pH = 14 pOH + Nếu n H = nOH pH = , dung dịch có mơi trường trung tính + − • Một số ví dụ: Bài 12: Cho 40 ml dd HCl 0,75 M vào 160 ml dd Ba(OH)2 0,08 M, KOH 0,04 M Tính pH dung dịch thu Giải Số mol H+ = 0,75.40.10-3 = 0,03 mol; nOH = 0,16 ( 0,08.2 + 0,04) = 0,032 (mol) − ⇒ nOH − du = 0,032 – 0,03 = 0,002 (mol) ⇒ [OH-] dư = 0,002 = 0,01M 0,04 + 0,16 ⇒ pH = 12 Nên: pOH = Bài 14: Trộn 100 ml dd KOH có pH = 12 với 100 ml dd HCl 0,012 M Tính pH dung dịch sau trộn Giải: pH = 12 ⇒ pOH = 14 – 12 = ⇒[OH-] = 10-2 ⇒ nOH − = 0,1.10-2 = 1.10-3 mol n H + = 0,1.0,012 = 1,2.10-3 mol ⇒ n H + du ⇒ [H+] dư 2.10 −4 = 10 −3 M = 0,1 + 0,1 = 1,2.10-3 - 10-3 = 2.10-4 mol ⇒pH =3 2.2.2 pH dung dịch tạo phản ứng axit mạnh bazơ yếu • Cách giải: + Nếu lượng axit mạnh lớn lượng bazơ yếu tính pH theo cơng thức dung dịch hỗn hợp axit mạnh- axit yếu + Nếu lượng axit nhỏ lượng bazơ tính pH theo công thức dung dịch hỗn hợp dung dịch bazơ yếu axit yếu – dung dịch đệm + Nếu lượng axit lượng bazơ Thì tạo dung dịch axit yếu ( liên hợp) • Ví dụ minh họa 2.2.3 pH dung dịch tạo axit yếu bazơ mạnh • Cách giải: + Nếu lượng axit yếu lớn lượng bazơ mạnh tính pH theo công thức dung dịch hỗn hợp hai axit yếu + Nếu lượng axit yếu lượng bazơ mạnh tính pH theo cơng thức dung dịch hỗn hợp bazơ mạnh bazơ yếu + Nếu lượng axit yếu lượng bazơ mạnh tính pH theo cơng thức dung dịch bazơ yếu (liên hợp) • Ví dụ minh họa 2.2.4 pH dung dịch tạo axit yếu bazơ yếu • Cách giải + Nếu lượng axit yếu lớn lượng bazơ yếu tạo dung dịch axit yếu + Nếu lượng axit yếu lượng bazơ tạo dung dịch hỗn hợp bazơ yếu + Nếu lượng axit yếu lượng bazơ tạo dung dịch gần trung tính • Ví dụ minh họa III KẾT LUẬN Qua nghiên cứu pH dd chất tan điện li nước,chúng làm số việc sau: Tìm hiểu sâu sắc khái niệm axit –bazơ, pH Hệ thống lại cách tính pH loại dd điện li nước mà nhiều giáo trình, tài liệu chưa đề cập đến Phân loại tập tính pH dd thu cho dd axit bazơ phản ứng với cách giải loại tập • Chọn 50 tập pH điển hình, có trình bày lời giải Trong thời gian có hạn, đề tài chúng tơi nhiều hạn chế việc tính pH axit đa chức bazơ đa chức Trong q trình làm đề tài chúng tơi nhận giúp đỡ tận tình giáo, Ths Nguyễn Thị Hoàn IV TÀI LIỆU THAM KHẢO Trần Hiệp Hải (chủ biên) – Vũ Ngọc Ban – Trần Thành Huế Hóa học đại cương 2- Cơ sở lí thuyết q trình hóa học NXB ĐHSP 2003 Nguyễn Tinh Dung Hóa học phân tích, cân ion dung dịch NXBGD, Hà Nội 2000, tái 2001,2002 Nguyễn Tinh Dung Hóa học phân tích, phần I, lí thuyết sở.NXBGD, Hà Nội 1981 Nguyễn Tinh Dung, Bài tập hóa học phân tích,NXBGD, Hà Nội 1982 Các đề thi tuyển sinh đại học, cao đẳng ... a : dung dịch gần trung tính PH N LOẠI VÀ CÁCH TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH Chúng tơi tạm chia tập tính pH thành loại lớn: Bài tập tính pH dung dịch khơng có ph n ứng xảy Bài tập tính pH dung dịch. .. có ph n ứng xảy 2.1 Bài tập tính pH dung dịch khơng có ph n ứng xảy • Dựa vào lí thuyết nêu, chúng tơi xét loại tập sau: - Tính pH dung dịch axit mạnh - Tính pH dung dịch bazơ mạnh - Tính pH dung. .. –bazơ, pH Hệ thống lại cách tính pH loại dd điện li nước mà nhiều giáo trình, tài liệu chưa đề cập đến Ph n loại tập tính pH dd thu cho dd axit bazơ ph n ứng với cách giải loại tập • Chọn 50 tập pH