Đang tải... (xem toàn văn)
Tính axit hay bazơ của dung dịch có ảnh hưởng rất lớn đến các quá trình xảy ra trong dung dịch như khả năng tạo phức của ion kim loại, phản ứng oxi hóa – khử, khả năng bị thuỷ phân của [r]
(1)MỤC LỤC
MỤC LỤC
Phần MỞ ĐẦU
Phần CƠ SỞ LÝ THUYẾT
1.1.Khái niệm axit-bazơ
1.1.1 Thuyết axit-bazơ Bronsted Lowry
1.1.2 Thuyết axit-bazơ Lewis
1.1.3 Thang pH pOH
1.2.Vấn đề chung chất điện li dung dịch
1.2.1 Chất điện li điện li
1.2.2.Độ điện li số điện li
1.2.2.1.Độ điện li
1.2.2.2 Hằng số điện li
1.2.3 Phân loại chất điện li
1.2.3.1 Chất điện li mạnh chất điện li yếu
1.2.3.2 Biểu diễn trạng thái chất điện li dung dịch
1.3.Những định luật để tính tốn cân dung dịch axit – bazơ
1.3.1.Định luật bảo toàn vật chất
1.3.1.1Định luật bảo toàn nồng độ
1.3.1.2.Định luật bảo tồn điện tích 10
1.3.2 Định luật tác dụng khối lượng 10
1.3.3.Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton) 12
1.4.Cân dung dịch axit – bazơ 13
1.4.1.Dung dịch đơn axit – bazơ 13
1.4.1.1.Đơn axit mạnh 13
1.4.1.2.Đơn bazơ mạnh 13
1.4.1.3.Đơn axit yếu 15
1.4.1.4.Đơn bazơ yếu 16
1.4.2.Dung dịch hỗn hợp axit – bazơ 18
1.4.2.1.Hỗn hợp axit mạnh axit yếu 18
1.4.2.2.Hỗn hợp bazơ mạnh bazơ yếu 19
1.4.2.3.Hỗn hợp đơn axit 20
(2)1.4.2.5.Hỗn hợp đơn axit yếu bazơ liên hợp 22
1.4.3.Dung dịch đa axit – bazơ 24
1.4.3.1.Đa axit 24
1.4.3.2.Đa bazơ 25
Phần PHƯƠNG PHÁP ĐỒ THỊ LOGARIT GIẢI BÀI TỐN pH 26
2.1.Tính tốn cân dung dịch axit 26
2.1.1.Dung dịch đơn axit mạnh 26
2.1.2.Dung dịch đơn axit yếu 27
2.1.3.Hỗn hợp axit mạnh axit yếu 29
2.1.4.Hỗn hợp đơn axit 30
2.1.5.Đa axit 32
2.2.Tính tốn cân dung dịch bazơ 35
2.2 Dung dịch đơn bazơ mạnh 35
2.2.2.Dung dịch đơn bazơ yếu 36
2.2.3 Hỗn hợp bazơ mạnh bazơ yếu 38
2.2.4 Hỗn hợp đơn bazơ 39
2.2.5 Đa bazơ 41
2.3 Hỗn hợp đơn axit yếu bazơ liên hợp 43
Phần KẾT LUẬN 46
TÀI LIỆU THAM KHẢO 47
Phần MỞ ĐẦU
(3)hoặc bazơ, là: H2SO4, CaO, NH3, NaOH, H3PO4 HNO3 Phản ứng axit – bazơ phản ứng quan trọng mặt nghiên cứu lý thuyết mặt ứng dụng hóa học vào thực tiễn
Phần lớn phản ứng hóa học diễn dung dịch nước, dung dịch nước thành phần dung dịch ln có diện ion H+ OH- Sự có mặt thường xuyên hai ion thành phần dung dịch gây ảnh hưởng trực tiếp gián tiếp đến cân khác dung dịch
Tính axit hay bazơ dung dịch có ảnh hưởng lớn đến trình xảy dung dịch khả tạo phức ion kim loại, phản ứng oxi hóa – khử, khả bị thuỷ phân ion kim loại …
Do đó, việc tính tốn cân dung dịch axit – bazơ giữ vai trị quan trọng khơng hóa phân tích mà với hóa học nói chung Tuy nhiên việc tính tốn cân dung dịch axit – bazơ phức tạp dung dịch có nhiều cân xảy để chọn cân chủ yếu khó khăn
Trên sở nhóm 13 định chọn đề tài Cân axit bazơ trong dung dịch – phương pháp đồ thị logarit giải toán pH.
Trong phạm vi nghiên cứu đề tài này, nhiệm vụ đặt là:
- Nghiên cứu thuật toán, lập chương trình tính vẽ xác giản đồ logarit nồng độ ion dung dịch axit – bazơ
- Dựa vào giản đồ phương trình điều kiện proton tính tốn cân xảy dung dịch axit – bazơ (loại bỏ phương trình cân phụ khơng ảnh hưởng nhiều đến tính axit bazơ dung dịch)
(4)1.1.1 Thuyết axit-bazơ Bronsted Lowry:
Người đưa định nghĩa axit bazơ gần gũi với quan điểm đại Svate Arrhénius (1859 - 1927) Dựa khảo sát thực nghiệm chất điện li, ông cho rằng:
- Axit chất có khả phân li cho H+ hịa tan vào nước. - Bazơ chất có khả phân li cho OH- hòa tan vào nước.
Vào thời điểm đó, bước tiến quan trọng việc định lượng axit – bazơ Nhưng thuyết bị giới hạn chỗ giải thích tính axit-bazơ hidro axit hidroxit; khơng nói lên vai trị dung mơi
Một định nghĩa tổng quát đề nghị nhà hóa học Ðan Mạch: Jonhannes K.Bronsted nhà hóa học người Anh: Thomas Lowry Theo thuyết này:
- Axit chất có khả cho proton H+ - Bazơ chất có khả nhận proton H+
Thuyết axit – bazơ Bronsted Lowry bao hàm thuyết axit-bazơ Arrhenius, mở rộng cho dung môi khác nước cho phản ứng xảy trạng thái khí
Ví dụ 1.1: NH3 + HCl → NH4Cl
Trong phản ứng NH3 chất nhận H+, HCl chất cho H+ NH3
là bazơ, HCl axit
1.1.2 Thuyết axit-bazơ Lewis:
Một thuyết tổng quát axit – bazơ G.N.Lewis đưa Theo thuyết Lewis:
- Axit chất có khả nhận thêm hay nhiều cặp electron chất khác để hình thành liên kết cộng hóa trị mới.
- Bazơ chất có khả nhường hay nhiều cặp electron chưa liên kết cho chất khác để tạo thành liên kết cộng hóa trị mới.
Do đó, axit Lewis phải có obitan hóa trị trống để nhận cặp electron, cịn bazơ Lewis phải có đơi electron chưa liên kết Từ ta thấy định nghĩa axit – bazơ Lewis bao hàm định nghĩa Bronsted Lowry
Ví dụ 1.2: H+ + NH
3 → [H3N :→H]+
Trong phản ứng NH3 bazơ chất cho đơi electron, H+ axit
chất nhận đơi elcetron
Giá trị thuyết Lewis axit-bazơ chỗ giải thích phản ứng axit – bazơ theo quan điểm Bronsted Lowry, cịn giải thích số phản ứng axit – bazơ mà thuyết Bronsted Lowry khơng giải thích
(5)BF3 + NH3 → F3B-NH3
BF3 phân tử thiếu electron, xung quanh nguyên tử Bo có electron,
khi phản ứng với NH3, nguyên tử Bo đạt cấu electron BF3 chất có
ái lực mạnh với chất cho electron ñó axit Lewis mạnh
Thuyết axit-bazơ Lewis giải thích thành cơng q trình hydrat hóa ion kim loại
Ví dụ 1.4: Al3+ + 6H
2O → Al(H2O)63+
Al3+ chất nhận electron từ nguyên tử oxi nước axit nước bazơ
Rộng phản ứng oxit axit nước, theo thuyết Lewis phản ứng axit – bazơ, oxit axit chất nhận đôi electron nên axit, nước chất cho đôi electron nên bazơ
1.1.3 Thang pH pOH:
Do nồng độ H+ dung dịch nước thường nhỏ, nên người ta đưa định
nghĩa pH pOH để đánh giá tính axit – bazơ dung dịch cho tiện lợi pH pOH dung dịch định nghĩa sau:
pH = -lg[H+] pOH = -lg[OH-]
Vì: [H+][OH-] = 10-14 ⇒ pH + pOH = 14
- Đối với dung dịch trung tính [H+] = [OH-] nên pH = pOH = 7
- Đối với dung dịch axit [H+] > [OH-] nên pH < pOH
- Đối với dung dịch bazơ [H+] < [OH-] nên pH > pOH
Tương tự thế, người ta định nghĩa pK = - lgK Với K số phân li chất
Giá trị pH dung dịch xác định máy đo pH hay giấy đo pH
1.2 Vấn đề chung chất điện li dung dịch: 1.2.1 Chất điện li điện li.
Khi hòa tan chất có liên kết ion liên kết cộng hóa trị có cực vào dung mơi phân cực (ví dụ: nước, rượu…) tương tác với phân tử lưỡng cực dung môi mà phân tử chất tan phân li hoàn toàn phần thành ion mang điện tích trái dấu, tồn dạng ion sonvat hóa (đối với dung mơi nước ion hiđrat hóa) Các chất có khả phân li thành ion gọi chất điện li, trình phân li gọi trình điện li
Ví dụ 2.1: hịa tan chất điện li MX vào nước
(6)diễn phân li theo sơ đồ đơn giản: MX ⇌ Mn+ + Xn- (2.1)
Với ngầm hiểu Mn+, Xn- ion hiđrat hóa Mức độ phân li thành ion
của chất điện li phụ thuộc vào chất chất điện li chất dung môi
1.2.2 Độ điện li số điện li.
Để đặc trưng định lượng cho phân li chất điện li người ta dựa vào độ điện li α số điện li K
1.2.2.1 Độ điện li α
Là tỷ số số mol (n) chất điện li thành ion với tổng số mol (n0) chất
tan dung dịch:
o n
n
(2.2)
Nếu chia hai số hạng biểu thức (2.2) cho thể tích V dung dịch thì:
chatdienli phânli C C
Ví dụ 2.2: Đối với chất điện li MX phân li theo sơ đồ (2.1) ta có:
Ở đây, [Mn+], [Xn-], nồng độ tương ứng ion Mn+ Xn- MX phân
li
Từ (2.4) ta thấy nồng độ chất phân li tích nồng độ chất điện li với độ điện li
[Mn+] = [Xn-] = αC
MX (2.5)
α có giá trị giao động từ đến 1: α α = chất không điện li
α = chất điện li hoàn toàn 1.2.2.2 Hằng số điện li:
Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho cân (2.1) ta có:
MX X M KC
(2.6)
Ở đây, [i] nồng độ cấu tử i dung dịch trạng thái cân
Kc số điện li nồng độ, phụ thuộc vào chất chất điện li, vào dung môi,
vào nhiệt độ Trong dung dịch lỗng Kc khơng phụ thuộc vào nồng độ chất điện li
Thay (2.5) vào (2.6) ý rằng:
(7)Ta có: KC C C 2 C KC (2.7) Với≪1
C KC
(2.8) Từ biểu thức (2.8) ta thấy:
-Độ điện li tỉ lệ thuận với số phân li K Nếu số phân li lớn chất điện li mạnh, phân li nhiều Nếu K bé chất điện li yếu, phân li
-Độ điện li tỉ lệ nghịch với nồng độ Đối với chất định (K khơng đổi ) dung dịch lỗng chất điện li phân li nhiều
1.2.3 Phân loại chất điện li:
1.2.3.1 Chất điện li mạnh chất điện li yếu:
Căn vào độ điện li số điện li mà người ta qui ước phân biệt chất điện li mạnh chất điện li yếu
- Một số axit vô :HCl, HBr, HI, HSCN, HClO3, HBrO3, HNO3, H2SO4 (Nấc1),
HClO4
- Các bazơ kiềm kiềm thổ: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 (nấc 1)
- Hầu hết muối
Các chất lại thuộc loại chất điện li yếu trung bình H2O chất điện li
vô yếu
1.2.3.2 Biểu diễn trạng thái chất điện li dung dịch: Để cụ thể hóa mức độ phân li chất người ta qui ước:
Các chất điện li mạnh phân li hoàn toàn , đựơc biểu diễn mũi tên hướng từ trái (ghi công thức phân tử chất điện li) sang phải (ghi cơng thức ion tương ứng) Ví dụ: Trong nước phân li Na2SO4, HclO4, NaOH biểu diễn sau:
42
4
2SO 2Na SO
Na
4 H ClO
HClO
Na OH
NaOH
Các chất điện li yếu phân li phần, biểu diễn dấu cân thuận nghịch ( ⇌ ) phân tử không phân li ion chất điện li.Để đặc trưng định lượng người ta ghi thêm giá trị K lgK bên phải cân phân li
Ví dụ 2.3: CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+Ka = 10-4.76 lgKa = -4,76
H2O ⇌ H+ + OH- Kw = 10-14 lgKw = -14
2 3)
(NH
Ag ⇌ Ag+ + 2NH
3 K = 10-7.24 lgK = -7.24
(8)điện li yếu, phân li
1.3 Những định luật để tính tốn cân dung dịch axit – bazơ
1.3.1 Định luật bảo toàn vật chất 1.3.1.1 Định luật bảo toàn nồng độ Qui ước biểu diễn nồng độ dung dịch:
Trong dung dịch chất điện li, nồng độ chất thường biểu diễn theo nồng độ mol Sau số qui ước cách biểu diễn nồng độ:
+ Nồng độ gốc C0: nồng độ chất trước đưa vào hỗn hợp phản ứng. + Nồng độ ban đầu C0: là nồng độ chất hỗn hợp, trước phản ứng xảy ra: i i oi o i V V C
C (3.1)
+ Nồng độ ban đầu C: là nồng độ chất sau phản ứng xảy hoàn toàn (nhưng hệ chưa đạt đến trạng thái cân bằng) Trong trường hợp khơng có phản ứng xảy C C0
+ Nồng độ cân [ ]: nồng độ chất hệ đạt đến trạng thái cân Ví dụ 3.1:Trộn 200ml dung dịch HCl pH =2 với 300ml dung dịch HNO3 pH =3
Ở đây, nồng độ gốc: C0HCl = 10-pH = 10-2M, CoHNO3 = 10-pH = 10-3M
Nồng độ ban đầu: CHCl CHCl M
3
0 4.10
300 200 10 200 M C
CHNO HNO
4
0 6.10
300 200 10 300 3 H Cl
HCl
3
3 H NO
HNO
H2O ⇌ H+ +OH
-Bởi CHCl, CHNO3 >> 10-7 nên bỏ qua phân li nước Nồng độ cấu
tử lúc cân bằng:
[Cl-] = 4.10-3 M, [ NO
3-] = 6.10-4 M
[H+] = [Cl-] + [ NO
3-] = 4,6.10-3 M
H M
K
OH w 2,17.1012
- Định luật bảo toàn nồng độ (ĐLBTNĐ) ban đầu: dạng phổ biến định luật bảo toàn vật chất thường áp dụng để tính tốn cân dung dịch
(9)Ví dụ 3.2: Cho dung dịch KH2PO4 nồng độ C mol/l Viết biểu thức bảo toàn
nồng độ ban đầu
Các trình điện li xảy dung dịch:
Biểu thức ĐLBTNĐ H2 PO4 :
Ví dụ 3.3: Viết biểu thức ĐLBTNĐ dung dịch chứa hỗn hợp hai muối NaHCO3 C1 Na2CO3 C2 M
Các trình điện li xảy dung dịch:
Biểu thức ĐLBTNĐ HCO3- CO32-:
LCO2: Độ tan CO2
1.3.1.2 Định luật bảo tồn điện tích:
ĐLBTĐT phát biểu dựa nguyên tắc dung dịch có tính trung hịa điện: Tổng đ iện tích âm anion phải tổng điện tích dương các cation.
Trong đó, [i] : nồng độ ion i lúc cân Zi : điện tích ion i
Ví dụ 3.4: Viết biểu thức ĐLBTĐT cho dung dịch KH2PO4 nồng độ C mol/l
ví dụ 3.2
Trong dung dịch có ion: K+, H+, H
(10)-Biểu thức ĐLBTĐT:
1.3.2 Định luật tác dụng khối lượng
Đây định luật áp dụng thường xuyên việc tính tốn cân dung dịch
- Phát biểu định luật: Ở trạng thái cân tỉ số tích nồng độ các chất tạo thành sau phản ứng với số mũ thích hợp hệ số tỉ lượng nó, trên tích nồng độ chất phản ứng với lũy thừa thích hợp số nhiệt độ áp suất cho.
- Biểu diễn ĐLTDKL số dạng cân thường gặp: + Cân axit-bazơ:
Cân phân li axit:
Ka số phân li axit (hay gọi tắt số axit)
Cân phân li bazơ:
Kb số phân li bazơ (hay gọi tắt số bazơ)
+ Cân tạo phức:
k1, k2 số tạo thành nấc phức [CuNH3]+ [Cu(NH3)2]+
β1, β2 số tạo thành tổng hợp phức [AgNH3]+, [Ag(NH3)2]+
+ Cân tạo hợp chất tan: T PbCl2 tích số tan PbCl2
- Tổng hợp cân bằng:
(11)riêng lẻ Sau số ví dụ tổng hợp cân bằng: + Biểu diễn cân theo chiều nghịch: Quá trình thuận:
Quá trình nghịch: Áp dụng ĐLTDKL:
Như vậy, hằng số cân nghịch giá trị nghịch đảo số cân bằng thuận.
+ Cộng cân bằng: Cho:
Tính số cân bằng:
Cân (3.4) cân tổng hai cân (3.2) (3.3)
Hằng số cân tổ
hợp khi cộng các cân
bằng với nhau tích
các cân số cân riêng lẻ.
+ Nhân cân với thừa số n ( n= -2, -1, 1, 2, ½,…)
Khi nhân cân với thừa số n tương đương với việc cộng n lần cân Do đó, số cân tổ hợp (hằng số cân nhân với thừa số n) số cân gốc lũy thừa n lần
Ví dụ 3.5: Khi nhân cân (3.2) với thừa số n, ta cân tổ hợp: Hằng số cân kn = K1n
1.3.3 Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton)
Đây trường hợp riêng ĐLBTNĐ ĐLBTĐT áp dụng cho hệ axit-bazơ:
Phát biểu định luật:
(12)thì tổng nồng độ proton cấu tử mức khơng giải phóng tổng nồng độ proton mà cấu tử thu vào để đạt đến trạng thái cân bằng.
Nói cách khác, nồng độ proton dung dịch lúc cân bằng hiệu giữa tổng nồng độ proton giải phóng tổng nồng độ proton thu vào mức không.
Trạng thái chuẩn (mức không) trạng thái tùy chọn (trạng thái ban đầu, trạng thái giới hạn, trạng thái cân bằng, ) Để thuận tiện cho việc tính tốn, người ta thường chọn mức khơng trạng thái nồng độ cấu tử chiếm ưu
Ví dụ 3.6: Viết biểu thức ĐKP cho dung dịch KH2PO4 nồng độ C mol/l ví dụ
3.2
Chọn mức khơng: H2PO4- H2O
Ví dụ 3.7: Viết biểu thức ĐKP cho dung dịch CH3COOH C1M
CH3COONa C2M
Mức không: CH3COOH H2O
ĐKP:
1.4 Cân dung dịch axit – bazơ 1.4.1 Dung dịch đơn axit – bazơ
1.4.1.1 Đơn axit mạnh
(13)Trong dung dịch: [HY] ≈ 0, [Y-] = C HY
Các axit mạnh thường gặp :HCl, HBr, HI, HSCN, HClO3, HbrO3, HNO3, H2SO4
(Nấc 1), HClO4
Cân (4.1) thường viết dạng đơn giản:
Trong dung dịch ngồi q trình phân li (4.2) cịn có q trình phân li nước: Như có hai q trình cho proton phương trình ĐKP có dạng:
Hoặc:
Sự có mặt ion H+ HY phân li làm chuyển dịch cân (4.3) sang trái
và [OH-] < 10-7 Vì vậy, trường hợp C
HY ≫ 10-7 coi [H+] = CHY
Nghĩa là, dung dịch phân li HY chiếm ưu phân li H2O xảy không đáng kể
Trong trường hợp CHY ≈10-7 phải kể đến phân li nước phép tính
được thực đơn giản theo cân phân li nước
Ví dụ 4.1:Tính pH, H+, OH- dung dịch HCl 1,0 10-3 M
Do CHCl ≫ 10-7 ⇒ [H+] = CHCl = 1,0.10-3 → pH = -lg(1,0.10-3) = 3,0
pOH = 14,0 – pH = 14,0 – 3,0 = 11,0 → [OH-] = 1,0.10-11.
1.4.1.2 Đơn bazơ mạnh
Các bazơ mạnh thường gặp:LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2,
Sr(OH)2, Ba(OH)2 (nấc 1)
Trong dung dịch bazơ mạnh XOH có trình : - Cân ion hóa nước:
- Cân thu proton XOH: -Tổ hợp (4.4) (4.5)
(14)Điều kiện proton:
Hoặc:
Ở có mặt OH- giải phóng từ (4.7) mà cân phân li nước (4.8) chuyển dịch sang trái [H+ ] << 10-7 Vì vậy, C
XOH >>10-7 thì:
[OH-] = C
XOH (4.11)
Nghĩa nồng độ OH- dung dịch nồng độ bazơ mạnh
Trong trường hợp CXOH ≈ 10-7 phải kể đến phân li nước
trường hợp axit mạnh
Ví dụ 4.2 : Tính pH, H+, OH-, dung dịch NaOH 1,0 10-4 M
CNaOH ≫ 10-7 nên:
1.4.1.3 Đơn axit yếu
Các axit yếu phân li phần dung dịch có phản ứng axit Độ mạnh axit đặc trưng số phân li axit Ka số số phân li pKa = -lgKa Dĩ nhiên Ka lớn hay pKa bé axit mạnh
(15)Axit phân tử: HCN ⇌ H+ + CN- K
a = 10-9,35 ; pKa = 9,35
Axit cation: NH4+ ⇌ H+ + NH3 Ka = 10-9,24 ; pKa = 9,24
Axit anion: HSO4- ⇌ H+ + SO42- Ka = 10-1,99 ; pKa = 1,99
Trường hợp tổng quát dung dịch đơn axit yếu HA có q trình sau:
Theo định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho (4.13) ta có:
Hay :
Tích số ion hai q trình :
Nếu Kw ≪ Ka.CHA phân li nước xảy khơng đáng kể tính
thành phần cân theo (4.13):
Giải phương trình (4.18)
cho phép đánh giá x tức [H+],
[A-]
Ví dụ 4.3 : Tính pH dung dịch NH4Cl 1,0 10 -4
M
Ở KA.C = 10-4.10-9,24 = 10-13,24 bỏ qua phân li nước
Chọn mức không: NH4+, H2O
(16)Coi ta có giá trị gần [H+]
1.4.1.4 Đơn bazơ yếu
Một phần bazơ yếu thu proton nước dung dịch chúng có phản ứng bazơ Các bazơ yếu tồn dạng phân tử, anion cation:
Bazơ phân tử: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH
-Bazơ cation: CaOH+ ⇌ Ca2+ + OH
-Bazơ anion: CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH
-Độ mạnh bazơ yếu phụ thuộc vào số bazơ Kb số số
bazơ pKb = -lgKb
Hằng số Kb tổ hợp từ số phân li nước số phân li axit
tương ứng
Đối với bazơ A-:
Từ tổ hợp phản ứng ta có:
Như axit HA mạnh (Ka lớn) bazơ tương ứng yếu (Kb bé)
ngược lại
Phản ứng (4.19), đặc trưng cho phản ứng bazơ, phản ánh trình thu proton nước dung dịch bazơ yếu Để giải thích tính bazơ A-theo thuyết Areniut phương trình (4.19) gọi phản ứng thủy phân A-
Như dung dịch bazơ có hai q trình Phân li nước: H2O ⇌ H+ + OH- Kw
Thu proton bazờ: A- + H
2O ⇌ HA + OH
(17)của bazơ ([HA].[OH-] = K
b [A-] ≈ Kb.Ca) Kw << Kb.Ca (4.21)
Thì tính cân theo (4.19):
Có thể tính dễ dàng x từ (4.22)
Trong trường hợp điều kiện (4.21) khơng thỏa mãn, nghĩa phải tính đến cân phân li nước Phép tính gần thực dễ dàng dựa phương trình ĐKP
Ví dụ 4.4 : Tính pH dung dịch NaCN 0,010 M
Kb.CCN- = 10-4,65 10-2 = 10-6,65 >> Kw
Điều kiện (4.21) hồn tồn thỏa mãn.Ta tính cân theo (1)
Vậy [OH-] = x = 4,73.10-4
⇒ pOH = -lg(4,73.10-4) = 3,32 → pH = 10,68
1.4.2 Dung dịch hỗn hợp axit – bazơ 1.4.2.1 Hỗn hợp axit mạnh axit yếu
Trong dung dịch axit mạnh HY nồng độ C1 mol/l axit yếu HA có nồng độ C2
mol/l có q trình sau:
Phân li axit mạnh HY: HY → H+ + Y- (4.23)
Ion hóa nước: H2O ⇌ H+ + OH- Kw (4.24)
Phân li axit yếu HA: HA ⇌H+ + A-K
a (4.25)
Ở : CHA = C2; CH+ = CHY= C1
Trong đa số trường hợp, có mặt axit HY HA nên phân li nước
(18)xảy khơng đáng kể.Ta tính nồng độ ion H+ dựa vào cân (4.25) có kể đến
sự có mặt ion H+ HY phân li (4.23):
Nếu số phân li KHA tương đối bé C1, C2 khơng q nhỏ coi x
≪ C2 ; x ≪ C1 ta đánh giá gần
Ví dụ 4.5 :Trộn 20,00ml HCl 0,0200M với 30,00ml dung dịch CH3COOH 0,150
M tính pH hỗn hợp thu ?
CHCl = 20.0,02/(20+30) = 0,008 (M)
CCH3COOH = 30.0,15/(20+30) = 0,09 (M)
Các cân xảy dung dịch:
Với x ≪ 0,008 ta rút phương trình gần đúng:
Giá trị nhỏ 0,008 không nhiều Nếu coi x ≪ 0,090 : x2 +8.10-3x – 1,566.10-6 =
tính được: x = 1,912.10-4 ≪ 0,090
Vậy x = [CH3COO-] = 1,912.10-4
(19)1.4.2.2 Hỗn hợp bazơ mạnh bazơ yếu
Trong dung dịch có q trình phân li hồn tồn bazơ mạnh (XOH) cân phân li nước, trình proton hóa bazơ yếu A-:
Có thể coi q trình phân li nước xảy khơng đáng kể có mặt nồng độ OH- sinh từ hai trình (4.28) (4.30)
Ta đánh giá nồng độ OH- dựa vào cân (4.30) có tính đến có nồng độ OH- XOH phân li ra, với C
OH- = CXOH = C1 CA- = C2
Với x≪ C1; x ≪ C2 ta có giá trị gần đúng:
Ví dụ 4.6 :Tính pH dung dịch gồm NaOH 1,0 10-4 M NaNO
2 0,10 M
(20)Vậy x = [HNO2] = 10-7,71
[OH-] = 1,0.10-4 + x = 1,0.10-4 + 10-7,71 = 10-4
pOH = 4,0 → pH = 10 1.4.2.3 Hỗn hợp đơn axit
Trong dung dịch chứa đơn axit HA1, HA2, HA3 có cân
Trong trường hợp: Ka1CHA1>> Ka2CHA2 >> Ka3CHA3 >> Kw tính nồng độ
ion H+ theo cân (4.33) dung dịch chứa đơn axit
Trong trường hợp Ka1CHA1≈ Ka2CHA2 ≈ Ka3CHA3 biểu thức ĐKP áp dụng cho hệ
là:
Sau tổ hợp cần thiết với ý [H+] ≫ [OH-]ta có:
Để tính gần coi [HA1] ≈ CHA1= C1; [HA2] ≈ CHA2 = C2; [HA3] ≈ CHA = C3 và:
Để kiểm tra ta tính lại: [HA1] = C1α1; [HA2] = C2α2; [HA3] = C3α3 với:
Ví dụ 4.7 : Tính pH dung dịch CH3COOH C1 = 0,010 M NH4Cl C2 = 0,100M
(21)[H+] = 4,17.10-4M; pH = 3,38
Từ cân (1): 9,24 6,86 38
,
3 10 10
10 10 ,
0
NH << 10-3,38, phân li NH 4+
là không đáng kể axit axetic 1.4.2.4 Hỗn hợp đơn bazơ
Việc tính cân hỗn hợp đơn bazơ tương tự hỗn hợp đơn axit
Trong dung dịch: NaA1 C1M ; NaA2 C2M
Nếu Kb1C1 ≫ Kb2C2 ≫ Kw phép tính thực theo cân (4.40)
Nếu Kb1C1≈ Kb2C2 ≫ Kw phải tính theo ĐKP:
[H+ ] = [OH- ] - [ HA1] - [HA2] (4.42)
Thay [HA1] = Ka1-1[H+][A1-] [HA2] = Ka2-1[H+][A2-] vào (4.42) tổ hợp cần thiết
ta rút ra:
Với giá trị tính gần :
Ví dụ 4.8 : Tính pH dung dịch KCN C1 = 0,100M ( pKa1 = 9,35 ) NH3
(22)Kb1C1 ≈Kb2C2 ≫ Kw Áp dụng (4.44) :
1.4.2.5 Hỗn hợp đơn axit yếu bazơ liên hợp
Xét dung dịch đơn axit HA (Ca mol/l) bazơ liên hợp (Cb mol/l)
Hoặc:
Cân (4.45) mô tả tượng dung dịch có phản ứng axit Nếu pH
≪ tính [H+] theo (4.45):
Trong trường hợp h << Ca, Cb
b a a C C K
h ta có cơng thức gần tính pH:
Nếu pH ≫ cân (4.46) mơ tả tượng dựa vào để tính pH:
Khi x = [OH-] << C
a, Cb [OH-] = x =
a b b
C C
K
a b C C lg pK
pOH b (4.48)
Thay pOH = 14 – pH pKb = 14 – pKa vào (4.48) ta lại có phương trình tính
(23)khi [OH-], [H+] ≪ C a, Cb
Khi bỏ cân phân li nước tính gần theo phương trình ĐKP áp dụng cho hệ HA (Ca), A- (Cb):
Kết tính theo phương trình gần đúng: h2 + C
bh - (K w+ KaCa ) = cho ta
[H+] = h
Ví dụ 4.9:Tính pH hỗn hợp NH4+ C1 = 0,050M NH3 C2 = 0070M pKa =
9,24
Tính gần : 9,38
050 , 070 , lg 9,24
pH ; pOH = 4,62
[OH-] = 10-4,62 ≪ C
a, Cb giá trị pH tính
1.4.3 Dung dịch đa axit – bazơ 1.4.3.1 Đa axit
Phân tử đa axit có khả phân li cho n proton (n>1) Nếu n = ta có điaxit, n= ta có triaxit Sự phân li đa axit diễn theo nấc Ví dụ, phân li triaxit H3A:
Đối với đa số đa axit axit vơ Ka1≫ Ka2 ≫Ka3 ,
nghĩa phân li đa axit xảy mạnh nấc đầu sau giảm dần nấc Điều dễ hiểu phân tử không mang điện proton dễ anion anion điện tích proton dĩ nhiên tương đối dễ anion hai điện tích
Nếu Ka1 ≫ Ka2 ≫ Ka3 ta coi đa axit đơn axit tính cân
theo nấc phân li thứ axit
Ví dụ 4.10 :Tính pH nồng độ ion S2- dung dịch H
2S 0,010M
(24)Vì Ka1 ≫ Ka2≈Kw nên cân (1) chủ yếu
Với x << 0,010 → x= 10-4,51 << 0,010
Vậy [H+] = [HS-] = 10-4,51 → pH = 4,51
Để tính nồng độ ion S2- ta dùng cân có kể đến nồng độ ion
tính từ trước :
Với y ≪ 10-4,51 → y = K
a2 = 10-12,9 ≪ 10-4,51,vậy [S2-] = 10-12,9 giá
trị Ka2, không phụ thuộc nồng độ đa axit
1.4.3.2 Đa bazơ
Phân tử đa bazơ có khả nhận số proton Q trình proton hóa đa bazơ ngược lại với trình phân li đa axit tương ứng Vì ứng với điaxit ta có đibazơ ,ứng với triaxit ta có tribazơ ta có sơ đồ phản ứng sau đây:
Phân li triaxit Proton hóa tribazơ
Khi Ka1 ≫ Ka2 ≫ Ka3thì Ka3-1 ≫ Ka2-1 ≫ Ka1-1 Kb1 ≫ Kb2 ≫
Kb3 Như proton hóa nấc chiếm ưu ta tính cân đa
(25)Ví dụ 4.11:Tính H+, HCO
3-, pH dung dịch Na2CO3 0,10M
Các cân xảy dung dịch:
Kb1 ≫ Kb2 ≫ Kw nên cân (2) chủ yếu
Kết tính cho ta :[HCO3-] = [OH- ] = 4,62.10-3 ; pOH = 2,34 ; pH = 11,66
Phần PHƯƠNG PHÁP ĐỒ THỊ LOGARIT GIẢI BÀI TOÁN Ph 2.1 Tính tốn cân dung dịch axit:
2.1.1 Dung dịch đơn axit mạnh
Các axit mạnh thường gặp là: HCl, HBr, HSCN, HClO3, HBrO3, HNO3, H2SO4,
HClO4, HMnO4 …
Ứng dụng tính pH, H+, OH- dung dịch HCl 1,0 10-3 M
Các cân xảy dung dịch:
Mức không : HCl ; H2O ĐKP : [H+] = [Cl-] + [OH-]
Trong đó:
Lấy logarit thập phân hệ ta :
(26)Dựa vào giản đồ ta thấy vị trí cắt hai đường lg[H+] lg[Cl-] thì
nồng độ OH- bé so với nồng độ Cl- Vậy tính pH dung dịch ta bỏ qua phương trình phân li nước
Từ phương trình điều kiện proton: [H+] = [Cl-] + [OH-]
⇒ [H+] = [Cl-] = 0,001 = 10-3
[OH-] = 10-14 / 10-3 = 10-11
pH = - lgH+] = - lg10-3 =
pOH = 14 – pH = 14 – = 11 2.1.2 Dung dịch đơn axit yếu:
Các axit yếu tồn dạng phân tử ion: HCN, CH3COOH, NH4+, HSO4- …
Các axit điều có số phân li axit (Ka) trình phân li nước
là Xét trường hợp sau:
Tính pH dung dịch NH4Cl 1,0 10-4 M.[4]
Các trình xảy nước:
Chọn mức không: NH4+, H2O
(27)Lấy logarit thập phân hệ Ta được:
Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit sau:
Ta thấy hai đường lg[H+] lg[NH
3] cắt [OH-] đáng kể so với
[NH3] tính pH dung dịch phải tính phương trình phân li nước [H+] = [OH-] + [NH
3]
(28)Vậy h = [H+] = 2,60.10-7 ⇒pH = -lg[H+] = - lg(2,60.10-7) = 6,59
2.1.3 Hỗn hợp axit mạnh axit yếu
Xét trường hợp sau: trộn 20,00ml HCl 0,0200M với 30,00ml dung dịch CH3COOH 0,150 M tính pH hỗn hợp thu
CHCl = 20.0,02/(20+30) = 0,008 (M)
CCH3COOH =30.0,15/(20+30) = 0,09 (M)
Các cân xảy dung dịch:
Chọn mức không: CH3COOH, H2O
ĐKP: [ H+]
2,3 = [OH-] + [ CH3COO-]
[H+] - [Cl-] = [OH-] + [ CH
3COO-]
[H+] = [OH-] + [ CH
3COO-] + [Cl-]
Trong :
(29)Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit sau:
Từ phương trình ĐKP :[Cl-] = const
⇒ pH dung dich phụ thuộc vào (2) (3) Ta thấy vị trí hai đường lg[H+] lg[CH
3COO-] giao nồng độ [OH-]
rất nhỏ so với [ CH3COO-] Vậy tính pH bỏ qua phương trình phân li nước
Từ phương trình ĐKP bỏ qua [OH-] ,Ta được: [H+] = [ CH
(30)Trong Ka = 10-4,76 thay vào ta được:
⇒ h = [H+] = 8,16.10-3
pH = - lg[H+] = - lg(8,16.10-3 ) = 2,09
Vậy pH hỗn hợp gồm 20,00ml HCl 0,0200M 30,00ml dung dịch CH3COOH 0,150 M 2,09
2.1.4 Hỗn hợp đơn axit
Xét trường hợp sau: Tính pH dung dịch CH3COOH C1 = 0,010 M NH4Cl
C2 = 0,100M [4]
Chọn mức không: CH3COOH
ĐKP: [H+] = [OH-] + [ CH
3COO-] + [NH3]
Trong đó:
(31)Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit sau:
Ta thấy lg[CH3COO-] = lg[H+] [OH-] [NH3] nhỏ nhiều so với
[CH3COO-].Vì tính pH dung dịch bỏ qua phương trình (1) (2)
Từ phương trình ĐKP, suy : [H+] = [ CH3COO-]
(32)⇒ h = [H+] = 4,08.10-4
pH = - lg[H+] = - lg(4,08.10-4) = 3,39
Vậy pH dung dịch CH3COOH C1 = 0,010 M NH4Cl C2 = 0,100M 3,39
2.1.5 Đa axit
Các đa axit gồm: H3PO4, H2CO3 H2S
Xét trường hợp sau: tính pH nồng độ ion S2- dung dịch H
2S 0,010M
Các cân xảy dung dịch:
Mức không: H2S , H2O
ĐKP: [H+
] = [OH-
] + [ HS-
] + ½ [S2-]
Trong đó:
(33)Từ kiện ta vẽ đồ thị logarit sau:
Ta thấy vị trí lg[ HS-] = lg[H+] [OH-] [S2-] nhỏ nhiều so với [
(34)Từ phương trình ĐKP, suy : [H+] = [HS-]
Với Ka1 = 10-7,02 ; Ka2 = 10-12,09
⇒ h = [H+] = 3,09.10-5
pH = - lg[H+] = - lg(3,09.10-5) = 4,51
Vậy pH dung dịch H2S 0,010M 4,51
2.2 Tính toán cân dung dịch bazơ: 2.2.1 Dung dịch đơn bazơ mạnh
Các bazơ mạnh thường gặp: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, BaOH)2 (nấc 1)
Xét trường hợp: tính pH, H+, OH-, dung dịch NaOH 1,0 10-4 M [4]
Các cân xảy dung dịch:
Mức không: H2O
ĐKP: [H+] = [OH-] – C NaOH
(35)Lấy logarit thập phân hệ Ta được:
Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit sau:
Ta thấy [H+] nhỏ nhiều so với [Na+].Vậy tính pH dung dịch ta có
thể bỏ qua phương trình phân li nước Từ phương trình ĐKP, suy ra: [H+] + C
NaOH = [OH-]
[OH-] = CNaOH = [Na+] = 10-4
⇒ [H+] = 10-14 /[OH-] = 10-14 /10-4 = 10-10
pH = - lg[H+] = - lg10-10 = 10
2.2.2 Dung dịch đơn bazơ yếu:
Các bazơ yếu gồm: NH3, CaOH+, CH3COO-
Ví dụ: tính pH dung dịch NaCN 0,010 M [4] Các cân xảy dung dịch:
Mức không: H2O
(36)[H+] = [OH-] - [HCN]
Trong đó:
Lấy logarit thập phân hệ Ta được:
Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit sau:
Từ phương trình ĐKP,suy : [H+] + [HCN] = [OH-] (*)
Ta thấy vị trí đường lg[OH-] lg[HCN] cắt [H+] bé so với
(37)nước
Từ (*) ⇒ : [HCN] = [OH-]
Với Ka = 10-9,35 ,ta có:
⇒ [H+] = h = 2,16.10-11
pH = -lg[H+] = -lg(2,16.10-11) = 10,67
Vậy pH dung dịch NaCN 0,010 M 10,67
2.2.3 Hỗn hợp bazơ mạnh bazơ yếu
Xét ví dụ sau: Tính pH dung dịch gồm NaOH 1,0 10-4 M NaNO 0,10
M [4]
Mức không: H2O
ĐKP: [H+] = [OH-] - [HNO2] - CNaOH
(38)Lấy logarit thập phân hệ Ta được:
(39)Từ phương trình ĐKP ,suy ra: [H+] + [HNO
2] + CNaOH = [OH-] (*)
Từ giản đồ ta thấy vị trí lg[Na+] cắt lg[OH-] [H+] [HNO
2] bé so với
[Na+] Vậy tính pH dung dịch bỏ qua phương trình (3) (4).
Từ (*) ⇒ CNaOH = [OH-]
Vậy pH dung dịch NaOH 1,0 10-4 M NaNO
2 0,10 M :
pH = -lg[H+] = -lg(10-10) = 10
2.2.4 Hỗn hợp đơn bazơ:
Xét trường hợp sau: Tính pH dung dịch KCN C1= 0,100M (pKa1 = 9, 35)
NH3 C2 = 0,100M (pKa2 = 9, 24) [4]
Các cân xảy dung dịch:
Mức không: H2O
ĐKP: [H+] = [OH-] - [HCN] - [NH 4+]
(40)Lấy logarit thập phân hệ Ta được:
Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit sau:
Từ phương trình ĐKP,suy ra: [H+] + [HCN] + [NH
(41)Ta thấy lg[HCN] = lg[OH-] [NH4+] gần [HCN] [H+] nhỏ
nhiều so với [HCN].Vậy tính pH dung dịch bỏ qua phương trình phân li nước
Từ (*) ⇒ [HCN] + [NH4+]= [OH-]
Với Ka1 = 10-9,35 Ka2 = 10-9,24, ta thấy Ka1≈ Ka2 >> h ⇒ (Ka1 + h) ≈ Ka1; (Ka2 + h) ≈ Ka2 Thay vào (**) ta được:
⇒ pH = - lg[H+] = - lg(5,0.10-12) = 11,30
Vậy pH dung dịch KCN C1 = 0,100M NH3 C2 = 0,100M 11,30
2.2.5 Đa bazơ
Xét ví dụ: Tính H+ , HCO
3-, pH dung dịch Na2CO3 0,10M [4]
Các cân xảy dung dịch:
Mức không: H2O
ĐKP : [H+] = [OH-] - 2[H2CO3] - [HCO3-]
(42)Lấy logarit thập phân hệ Ta được:
Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit:
Từ phương trình ĐKP ,suy :[H+] + 2[H
(43)Từ giản đồ ta thấy lg[HCO3-] = lg[H+] [H+] 2[H2CO3] nhỏ nhiều so
với [HCO3-].Vậy tính pH dung dịch bỏ qua cân ởphương trình
(3) (4)
(*)⇒ [HCO3-] = [OH-]
Với Ka1 = 10-6,35 ; Ka2 = 10-10,33 ,ta được:
Vậy pH dung dịch Na2CO3 0,10M 11,66
2.3 Hỗn hợp đơn axit yếu bazơ liên hợp
Xét ví dụ: tính pH hỗn hợp NH4+ C1 = 0,050M NH3 C2 = 0,070M
Các cân xảy dung dịch:
ĐKP : [H+] = [OH-] + [NH3] – C2
Trong :
(44)Từ liệu ta vẽ đồ thị logarit sau:
Từ phương trình điều kiện proton ⇒ [H+] + C
2= [OH-] + [NH3] (*)
Từ giản đồ ta thấy lgC2 cắt lg[NH3] [OH-] [H+] nhỏ so với [NH3]
Vậy tính pH dung dịch bỏ qua phương trình phân li nước [OH-] [H+]
(*) ⇒ C2 = [NH3]
(45)[H+] = h = 4,11.10-10
pH = -lg[H+] = -lg(4,11.10-10) = 9,386
Vậy pH hỗn hợp NH4+ C1 = 0,05M NH3 C2 = 0,070M 9,39
(46)Trên sở số liệu tài liệu tham khảo cân dung dịch axit – bazơ, số cân axit, bazơ sử dụng phương pháp đồ thị logarit nhóm chúng em :
- Tính vẽ giản đồ logarit nồng độ
- Áp dụng tính tốn cân dung dịch axit – bazơ Kết cho thấy việc tính tốn trở nên dễ dàng khoa học
Phân cơng nhiệm vụ:
Hồ Thế Lân Tìm tài liệu, đánh máy
(47)TÀI LIỆU THAM KHẢO
3 Nguyễn Duy Ái.Một số phản ứng hóa vơ cơ.NXBGD.Năm 2005
4 Nguyễn Tinh Dung Hố học phân tích Cân ion dung dịch NXB ĐHSP, Hà Nội, 2005
5 Nguyễn Tinh Dung, Đào Thị Phương Diệp Hố học phân tích Câu hỏi và bài tập Cân ion dung dịch Giáo trình cao đẳng sư phạm, NXB ĐHSP, Hà Nội, 2005