Bài toán cho ion tạo thành dung dịch nào năm 2024
Đánh giá hoạt động quản lý nhà nước về nông nghiệp trên địa bàn huyện Vĩnh Thạnh, tỉnh Bình ĐịnhCô Phương - Đánh giá hoạt động quản lý nhà nước về nông nghiệp trên địa bàn huyện Vĩnh Thạnh, Show
Related documents
Preview textTÍNH TOÁN CÂN BẰNG ION TRONG TRONG DUNG DỊCH Nguyễn Thị Hồng Vân Trưêng THPT Chuyên Trần Phú-Hải phòng
1. Tọa độ phản ứng (ξ, x ) chung cho mọi chất phản ứngniξ=i; iiCx
[ i] nξ max min i 0oi ;[ i] max min i 0C iox
Đối với phản ứng tổng quát: aA + bB dD + eE Khi đạt đến trạng thái cân bằng thì ta có biểu thức định luật tác dung khối lượng (ĐLTDKL): d e a b (D) (E) K (A) (B) K: Hằng số cân bằng nhiệt động Nếu chấp nhận gần đúng các giá trị hệ số hoạt độ bằng đơn vị (chỉ đúng trong dung dịch vô cùng loóng) thì: c d e a b [D] [E] K K [A] [B] Kc : Hằng số cân bằng nồng độ
: Hằng số axit
: Hằng số bazơ
(AgNH ) (Ag )(NH ) k AgNH3+ + NH 3 Ag(NH 3 )2+
(Ag(NH ) )(AgNH )(NH )k k 1 , k 2 là hằng số tạo thành từng nấc của các phức chất AgNH3+ và Ag(NH 3 )2+ Ag+ + NH 3 AgNH3+
(AgNH ) (Ag )(NH ) DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALAg+ + 2NH 3 Ag(NH 3 )2+
(Ag(NH ) ) (Ag )(NH ) β 1 , β 2 là hằng số tạo thành tổng hợp của các phức chất AgNH3+ và Ag(NH 3 )2+ ) c. Cân bằng tạo hợp chất ít tan (kết tủa) AgCl Ag+ + Cl - Ks = (Ag+ )(Cl - ): tích số tan của AgCl
Ta có Ka. Kb = K H O 2 (Với K H O 2 = [OH-].[H+ ] và ở 25o C KH O 2 = 10 -14 )II. Định luật bảo toàn proton 2. Phát biểu: “Nếu ta chọn một trạng thái nào đó của dung dịch làm chuẩn (thưêng gọi là mức không) 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.” 2. Ví dụ: Viết biểu thức ĐKP đối với dung dịch CH 3 COOH C 1 mol/l và CH 3 COONa C 2 mol/l. CH 3 COONa CH 3 COO- + Na+ Mức không: CH 3 COOH (C 1 ), H 2 O Cân bằng: H 2 O H+ + OH- Kw (1) CH 3 COOH H+ + CH 3 COO- Ka (2) C 1 C 2 Biểu thức ĐKP: [H+ ] = [OH-] + [CH 3 COO-] – C 2 III. Phân số nồng độ (αi) là tỉ số nồng độ cân bằng của cấu tử i với tổng nồng độ các dạng có mặt của i ở trong dung dịch. Đối với cân bằng: HA H+ + A- Ka + HA + a [H ] α [H ]+K và A- + a a K α [H ]+K ; ( αHA αA - 1 ) Đối với dung dịch của một axit nhất định thì α là hàm của pH. Khi pH tăng thì αHA giảm dần, ngược lại α A-tăng dần (pH càng tăng, HA phân li càng nhiều)III. Cân bằng axit – bazơ 3. Dung dịch các đơn axit và đơn bazơ 3.1. Dung dịch của đơn axit mạnh DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIAL
A- + H 2 O HA + OH- Kb C Cb Ca [ ] (Cb – x) Ca + x x Khi x = [OH- ] << Ca , Cb thì [OH-] = x = b b a KCC pOH = pKb - b a lgCC
[H+ ] = [OH-] + [A- ] – Cb h= K H O 2 Ka [HA] b h h C Kết quả tính theo phương trình gần đúng: h 2 Cb h (K H O 2 Ka Ca) 0 [H+ ] = h
H 3 A H+ + H 2 A- Ka H 2 A- H+ + HA2- Ka HA2- H+ + A3- Ka Đối với đa số các đa axit nhất là đối với các axit vô cơ thì Ka1 >> Ka2 >> Ka3 ..., 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. Nếu Ka1 >> Ka2 >> Ka3 ta có thể coi đa axit như 1 đơn axit và tính cân bằng theo nấc phân li thứ nhất của axit đó. 3.3. Đa bazơ Phân tử đa bazơ có khả năng nhận một số proton. Quá trình proton hóa của đa bazơ là ngược với quá trình phân li của đa axit tương ứng. Vì vậy, ứng với điaxit ta có đibazơ, ứng với triaxit là tribazơ,..à ta có sơ đồ tương ứng sau đây: Phân li của triaxit Proton hóa của tribazơ H 3 A H+ + H 2 A- Ka1 A3- + H 2 O HA2- + OH- K b1 =K H O 2 .K-1aH 2 A- H+ + HA2- Ka2 HA2-+ H 2 O H 2 A- + OH- 2 - K b2 =KH O .KaHA2- H+ + A3- Ka3 H 2 A-+ H 2 O H 3 A + OH- K b3 =KH O 2 .K-1aKhi Ka1 >> Ka2 >> Ka3 , vì vậy Kb1 >> Kb2 >> Kb3. Như vậy sự proton hóa của nấc 1 là chiếm ưu thế và ta có tính cân bằng của đa bazơ như một đơn bazơ 3. Các chất điện li lưìng tính Các chất vừa có tính axit (cho proton) vừa có tính bazơ (thu proton) được gọi là các chất lưìng tính. Thuộc loại này gồm có: Các hiđroxit của một số kim loại (nhôm, crom, kẽm, chì,...) Các aminoaxxit là những chất điện li lưìng tính do sự có mặt đồng thêi trong phân tử các nhóm amin có tính bazơ và nhóm cacboxyl có tính axit. Các muối axit là các muối mà anion gốc axit còn khả năng phân li proton. Ví dụ: NaH 2 PO 4 , NaHCO 3 ,... Trong trưêng hợp tổng quát đối với muối axit NaHA trong dung dịch có các cân bằng: NaHA → Na+ + HA- H 2 O H+ + OH- KH O 2 (1) HA- H+ + A2- Ka2 (2) HA- + H+ H 2 A Ka1-1 (3) HA- vừa là axit (2), vừa là bazơ (3), vì vậy muối axit NaHA là hợp chất lưìng tính. DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALĐể đánh giá định hướng pH của dung dịch có thể so sánh Ka2 (2) với Kb2 được tổ hợp từ các cân bằng (1) và (3): HA- + H 2 O H 2 A + OH- H O 2 b a K K K Nếu Ka2 >Kb2 thì pH<7, ngược lại nếu Kb2 > Ka2 thì pH > 7 Muối của axit và bazơ yếu. Ví dụ: CH 3 COONH 4 (muối của CH 3 COOH và NH 3 ) cho ta cation axit NH4+ (cho proton) và anion bazơ CH 3 COO- (nhận proton): CH 3 COONH 4 → NH4+ + CH 3 COO- H 2 O H+ + OH- KH O 2NH4+ NH 3 + H+ Ka CH 3 COO-+H+ CH 3 COOH - KaPhương trình ĐKP: [H+] = [OH- ] + [A2-] – [H 2 A] + H O 2 -1 - + + a2 + a K [HA][H ]= +K - K [HA ][H ][H ] [H ] hay 2
Trong đa số trưêng hợp HA- phân li yếu nên có thể coi gần đúng [HA-] ≈ C NaHA = C, vì vậy biểu thức trên trở thành:
K K[H ]=1 KCCTrong trưêng hợp K H O 2 <
pH= pKa1 +pKa2
<< C a , C b ) ta có thể áp dụng biểu thức gần đúng: a b a pH=pK lg CC *Bản chất tác dụng đệm được thể hiện ở chỗ: khi thêm vào hệ một lượng axit mạnh thì bazơ liên hợp A sẽ thu proton để tạo ra một lượng tương đối nhỏ HA so với lượng HA có sẵn, do đó pH giảm không nhiều. Còn nếu thêm vào hệ một lượng bazơ mạnh nó sẽ bị HA trung hòa tạo ra một lượng tương đương bazơ yếu A, lượng này tương đối nhỏ so với lượng A có sẵn, vì vậy pH tăng không đáng kể. I. Các axit và bazơ I. Các định nghĩa về axit – bazơ I.1. Định nghĩa theo thuyết điện li của Arrhenius
DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALNhư vậy trong bất kì dung dịch nước nào cũng đều có mặt cả H+ và OH - ( từ cân bằng tự phân proton của H 2 O ) 3. Để đặc trưng cho tính axit- bazơ của dung dịch ngưêi ta dùng khái niệm pH – chỉ số hoạt độ ion hidro pH = - lg (H+ ) (I.2) với dung dịch vô cùng loóng thì pH = - lg [H+ ] (I.2) → [H+ ] = 10-pH (I.2) Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho cân bằng (I.2) ta có (H+ )(OH-) = K w ( coi (H 2 O) = 1 ) Trong các dung dịch loóng có thể biểu diễn gần đúng tích số ion của nước [H+ ][OH-] = K w = 1,0-4 (I.2) Lấy logarit 2 vế của (I.2) và đổi dấu ta có :
Theo (I.2) ta có [OH- ] = 14 1, 0 1, 0 11 0. M pH = -lg[H+ ] = -lg 0,0010 = 3, pOH = 14 – pH = 14 – 3 = 11 II. Định luật bảo toàn proton ( điều kiện proton ) Định luật bảo toàn proton là một trưêng hợp riêng của định luật bảo toàn nồng độ áp dụng cho các hệ axit – bazơ. Nội dung định luật như sau: 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 Mức không có thể là trạng thái ban đầu, trạng thái giới hạn hoặc tổng một trạng thái tùy chọn nào đó. Nhưng thưêng chọn trạng thái trong đó nồng độ của cấu tử chiếm ưu thế làm MK để việc tính toán nhanh lặp hơn VD: Viết biểu thức điều kiện proton đối với các dung dịch sau: a) dung dịch CH 2 ClCOOH b) dung dịch HCl + NaHSO 4 c) dung dịch NaOH + NH 3 d) dung dịch CH 3 COOH C 1 M + CH 3 COONa C 2 M Giải a) CH 2 ClCOOH CH 2 ClCOO- + H+ H 2 O H+ + OH- MK: CH 2 ClCOOH và H 2 O → ĐKP: [H+ ] = [CH 2 ClCOO-] + [OH-] b) HCl → H+ + Cl - NaHSO 4 → Na+ + HSO- 4
DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALH 2 O H+ + OH- MK: HCl, HSO- 4 , H 2 O → ĐKP: [H+ ] = [OH - ] + [Cl-] + [ SO2- 4 ] c) NaOH → Na+ + OH- H 2 O H+ + OH- NH 3 + H+ NH+ 4 MK: NaOH, NH 3 , H 2 O → ĐKP: [H+ ] = [OH - ] – [Na+ ] – [ NH + 4 ] d) CH 3 COONa → CH 3 COO- + Na+ C 2 CH 3 COOH CH 3 COO- + H+ CH 3 COO- + H+ CH 3 COOH H 2 O H+ + OH- MK: CH 3 COOH C 1 M và H 2 O → ĐKP: [H+ ] = [OH - ] + [CH 3 COO-] – C 2 (II) Nếu chọn MK là CH 3 COO- C 2 M và H 2 O → ĐKP: [H+ ] = [OH - ] - [CH 3 COOH] + C 1 (II) Với hai MK khác nhau thu được hai phương trình bảo toàn proton có dạng khác nhau, nhưng có thể chứng minh được hai biểu thức đó chỉ là một phương trình liên hệ. Thật vauyjm từ định luật bảo toàn nồng độ đầu ta có [CH 3 COOH] + [CH 3 COO-] = C 1 + C 2 → [CH 3 COO-] – C 2 = C 1 - [CH 3 COOH] (II) Thay (3) vào (1) sẽ được biểu thức (2) III. Dung dịch các đơn axit và đơn bazơ III Axit mạnh và bazơ mạnh III.1. Axit mạnh
DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALNếu Ka .CHA >> K w thì có thể tính thành phần của hệ theo cân bằng (III) Nếu Ka .CHA ≈ Kw thì phải kể đến sự phân li của nước VD: Đánh giá pH của dung dịch HCOOH 0,10M HCOOH H+ + HCOO- Ka = 1,78-4 (III) H 2 O H+ + OH- Kw = 10-14 (III) Ta có Ka .C = 1,78-5 >> Kw, vậy cân bằng (II.2) là chủ yếu HCOOH H+ + HCOO- Ka = 1,78- C 0, [ ] 0,10 – x x x Ta có: 2 1, 78 4 4, 22 3 0, x x x Vậy [H+ ] = 4,22 -3 ; pH = 2, III.2. Đơn bazơ yếu
x x x Vậy [OH - ] = x = 4,73-4 → pOH = 3,32; pH = 10, III.2. Phân số nồng độ (α )
Ta có - HA [HA] [HA]HA [HA]+[A ] C hay [HA] = CHA.α HATương tự [A-] = C HA. αA- Dĩ nhiên αHA + α A-= 1 DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALỞ đây α A-=Ka /(Ka + [H+ ]); α HA = [H+ ]/(Ka + [H+ ]) III. Hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ III.3. Hỗn hợp axit mạnh HY C 1 M và axit yếu HA C 2 M Trong dung dịch có các quá trình HY → H+ + Y- (III) HA H+ + A- Ka (III) H 2 O H+ + OH- Kw (III) Do sự có mặt của axit mạnh HY, trong đa số trưêng hợp dung dịch có phản ứng axit nên có thể bỏ qua sự phân li của nước và thành phần dung dịch được tính theo định luật tác dụng khối lượng cho cân bằng (III), trong đó có kể đến sự có mặt của nồng độ ion H+ do axit mạnh phân li ra HA H+ + A- Ka C C 2 C 1 [ ] C 2 – x C 1 + x x Ta có 1 2 ( ) a C x x K C x VD: tính pH của hỗn hợp gồm HCl 2,00-4 M và NH 4 Cl 1,00-2 M Giải: HCl → H+ + Cl - + + NH 4 NH +H 3 Ka H 2 O H+ + OH- Kw Vì + + 4 -4 - CH =C HCl =2 >>10 và K .Ca NH >>K w do đó cớ thể bỏ qua sự phân li của nước và tính theo cân bằng : + NH 4 NH 3 + H
C 10 -2 2- [ ] 10-2 – x x 2-4 + x Ta có 4 9,24 8 2 (2 )10 2,88.10 a x x K x x Vậy [H+ ] = 2 -4 + 2,88-8 2-4 M → pH = 3, III.3. Hỗn hợp bazơ mạnh XOH C 1 M và các bazơ yếu A- C 2 M Trong hệ xảy ra các quá trình sau XOH → X+ + OH - (III) A- + H 2 O HA + OH- K b = Kw/Ka (III) H 2 O H+ + OH- Kw (III) Tương tự như trên, do sự có mặt của bazơ mạnh XOH nên có thể coi quá trình phân li của nước là không đáng kể, do đó việc tính cân bằng dựa trên cân bằng (III) có kể đến nồng độ của ion OH- C 1 M do XOH phân li ra A- + H 2 O HA + OH- Kb = Kw/Ka C C 2 C 1 [ ] C 2 – x x C 1 + x Ta có 1 w 1 2 ( ) a. C x x K K C x VD: Tính pH trong dung dịch gồm NaOH 1,0-4 M và NaNO 2 0,10M Giải: NaNO 2 → Na+ + NO- 2 NaOH → Na+ + OH- H 2 O H+ + OH- Kw - NO 2 + H 2 O HNO 2 + OH
DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIAL3 + 3
h h K [HCN] 1 = 7 4 4 9,35 7 o 3, 24.10 10 [HCN]10 3, 24. 7
Kết quả lặp lại. Vậy h = 3,24-7 → pH = 6, III.3. Hỗn hợp các đơn bazơ A 1 - C 1 M và A - 2 C 2 M Các quá trình - A 1 + H 2 O HA 1 + OH
hay 1 - w 1 - 1+Ka1 [A ]+K 1 a2 [A ] 2 K h (III) Để tính gần đúng có thể chấp nhận [A ]-i = C i và sau đó kiểm tra lại [A ]-i theo biểu thức - [A ]=C .i i. ai i i ai KC K h III.3. Hỗn hợp các axit yếu HA Ca M và bazơ liên hợp A- C b M Trong dung dịch ngoài can bằng phân li của nước còn có cân bằng HA H+ + A- Ka (III) A- + H 2 O HA + OH- Kb (III) Nếu giá trị [H+ ] = a - a a - b [HA] CK. K >[A ] C (dung dịch có phản ứng axit) thì việc đánh giá cân bằng hệ được tính theo (III) Nếu a a - b CK (môi trưêng bazơ) thì tính toán cân bằng dựa vào (III). Trong trưêng hợp a a - b CK 10C thì phải kể đến sự phân li của nước và tính theo ĐKP h = [H+ ] = [OH-] + [A - ] – C b hoặc h = [OH-] – [HA] + C a (III) Trong trưêng hợp C a , C b >> h, Kw/h và Ka , Kb không quá bé thì có thể tính gần đúng pH của hỗn hợp đơn axit (Ca ) và bazơ liên hợp (C b ): pH = pKa + lg b a CC(III) IV. Dung dịch các đa axit và đa bazơ IV. 1. Đa axit
DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALTrong trưêng hợp Ka1 >> Ka2 >> Ka3 >> ... >> Kan thì có thể coi sự phân li của đa axit xảy ra chủ yếu ở nấc 1 và có thể tính cân bằng theo định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho nấc phân li thứ nhất của đa axit Hn A H+ + Hn-1 A- Ka [ ] C – x x x Giải phương trình: 2 a 1 x K C x sẽ cho [H+ ] = x, từ đó tính được nồng độ các cấu tử khác
h = [H+ ] = [OH-] + n n i -i w -i n-i n aj i=1 i=1 j= K i[H A ]= + ih [H A]. K h (III)Từ đó có thể tổ hợp thành phương trình bậc cao hoặc bậc 2 khuyết đối với h, ví dụ đưa về phương trình bậc 2 khuyết: n i 1-i w n aj i=1 j= h= K + ih [H A]. K (III)IV. 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 ứng: An- + H 2 O HA(n-1)- + OH- Kb1 = Kw/Kan (III) HA(n-1)- + H 2 O H 2 A (n-2)- + OH- Kb2 = Kw/Kan-1 (III) ........................................... Hn-1 A- + H 2 O Hn A + OH- Kbn = Kw/Ka1 (III) Tương tự trong trưêng hợp Kb1 >> Kb2 >> ... >> Kbn , nghĩa là quá trình proton hóa nấc 1 (III) của đa bazơ chiếm ưu thế, khi đó có thể đánh giá thành phần cân bằng của đa bazơ như một đơn bazơ: An- + H 2 O HA(n-1)- + OH- Kb1 = Kw/Kan [ ] C – x x x Giải phương trình: 2 b 1 x K C x sẽ cho phép đánh giá thành phần cân bằng của hệ Ngược lại, nếu Kb1 ≈ ... ≈ Kbn thì không thể áp dụng định luật tác dụng khối lượng để tính gần đúng theo một cân bằng, mà phải sử dụng ĐKP để tính lặp hoặc có thể tổ hợp đưa về phương trình bậc cao một ẩn đối với [H+ ] IV. Phân số nồng độ của các phân tử đa axit và đa bazơ
2 2 2 1 1 2 H A a a a h h hK K K (IV) 1 2 1 1 2 .. a HA a a a K h h h K K K (IV) 2 2 1 2 1 1 2 .. a a A a a a K K h h K K K (IV)
1 2 1 1 2 1 ... n n H A n n n n a a a ai i h h K h K K h K (IV) DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIAL
[H+ ] = a - a a b [HA] CK K[A ] C (V) pH = a lg b a C pK C (V)
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 db da dpH dpH (V)(Dấu âm chỉ pH giảm khi thêm axit) β càng lớn thì hệ có khả năng đệm càng lớn, β phụ thuộc vào tổng nồng độ các axit và bazơ liên hợp (dùng để phá vì hệ đệm) và phụ thuộc vào tỉ lệ nồng độ giữa chúng. Đệm năng của hệ gồm đơn axit yếu (C a ) và bazơ liên hợp (C b ) được tính theo biểu thức a w 2 a C .h K β=2,3. + +h (K +h) h (V) Với h = [H+ ] và C = Ca + C b VII. Cân bằng tạo phức hidroxo của các ion kim loại
jMn+ + iH 2 O M (OH)j (nj-i)+i +iH+ * ijvới (nj-i)+ +
β = [M ] Trong trưêng hợp đơn giản khi trong dung dịch chỉ có một quá trình tạo phức hidroxo hoặc các quá trình tạo phức hidroxo xảy ra với mức độ chênh lệch nhau nhiều thì có thể tính gần đúng theo định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho một cân bằng chính như đối với các hệ đơn axit yếu Trong trưêng hợp các quá trình tạo phức hidroxo 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 thưêng. VIII. Các chất chỉ thị axit – bazơ
Dạng axit Dạng bazơ Metyl da cam 3,1 – 4,4 Đỏ Vàng Quỳ 5,0 – 8,0 Đỏ xanh DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIALPhenolphtalein 8,2 – 10,0 Không màu Đỏ Metyl đỏ 4,2 – 6,3 Đỏ vàng IX. Một số ví dụ tổng hợp VD1: Tính pH của dung dịch C 6 H 5 COOH 0,1M. Cho pKa = 4, Giải: C 6 H 5 COOH C 6 H 5 COO- + H+ Ka [ ] 0,1 – x x x 2 10 4,2 2, 48 3 0, x x x → pH = 2, VD2: Tính số gam của NH 4 NO 3 cần thêm vào 1 lít dung dịch NH 3 0,1M để pH thay đổi 0,16 đơn vị pH ( V = const ) Giải: Dễ dàng tính được dung dịch ban đầu có pH = 2, Khi cho thêm NH 3 thì pH tăng lên → dung dịch sau phản ứng có pH = 3, Gọi a là khối lượng NH 4 NO 3 cần thêm vào Trong dung dịch có các cân bằng H 2 O H+ + OH- NH 3 + H 2 O NH +OH+ 4 - Có Kb. CNH 3 = 10-4,76 .0,1>>Kw → tính pH theo cân bằng NH 3 + H 2 O NH + 4 + OH- Kb = 10-4, [ ] 0,1 – x x + 80 a x → 10-4,75 =( )800, a x x x , với x = 10-3, → a = 0,078g VD3: Dung dịch A có NH 3 và HCOONa 0,2M, pHA = 10, a) CNH 3 =? b) NH 3 ? HCOO? c) Tính thể tích dung dịch HCl 0,25M cần thêm vaof100ml dung dịch để được dung dịch có pH = 4 cho pKa ( NH + 4 ) = 9,24; pKa (HCOOH) = 3, Giải a) Trong dung dịch A có các cân bằng sau: NH 3 + H 2 O NH +OH+ 4 - (1) Kb1 = 10-4, HCOO- + H 2 O HCOOH + OH- (2) Kb2 = 10-10, H 2 O H+ + OH- (3) Kw Có Kb1 >> Kb2 >> Kw nên cân bằng (1) là chủ yếu NH 3 + H 2 O NH +OH+ 4 - Kb1 = 10-4, [ ] Co – x x x → 2 4, 3, 100, 05110 o o x C x C M x DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIAL3 2 2 4 3 2 2 4 NH H C O HA NH HA H C O n =0,09,04=0,0036 mol n =0,01,1=0,001 mol n =0,01,1=0,001 mol 0,04 0,1. C = =0,036 M;C =C = =0,01 M 100 100 Nhận xét: khi cho bazơ yếu vào axit yếu phải tính xem phản ứng có hoàn toàn hay không ( K > 10 2 ) Các phản ứng: (1) NH 3 + H C O 2 2 4 NH + 4 + HC O 2 - 4 K 1 = 107,99 >> 10 2 C 0 0,036 0, C 0,026 _ (2) NH 3 + HC O 2 - 4 NH + 4 + C O 2 2- 4 K 2 = 104,97 >> 10 2 C 0 0,026 0,01 0, C 0,016 _ 0,02 0, (3) NH 3 + HA NH + 4 + A- K 3 = 10 4,48 > 102 C 0 0,016 0,01 0, C 0,006 _ 0,03 0, TPGH: 3 4 2 2 4 0, 010, 0060, 030, 01A MNH MNH MC O M Mô tả cân bằng: +) quá trình cho proton: + + -9, 4 3 a + - - 2 w NH H +NH (1) K =H O H +OH (2) K = +) quá trình nhận proton + + -4, 3 2 4 b
(6) K b2=10-12, So sánh: CNH + 4 .K >>Ka w bỏ qua cân bằng (2) 3 2 42 2 & 039; K Cb. NH K Cb. A K b 1 .C C O K b 2 .CHC O→ bỏ qua cân bằng (4), (5), (6)Vậy cân bằng (1), (2), (3) quyết định pH của hệ Hệ đệm là NH 3 , NH+ 4 pH = 9,24+ lg(0,006/0,03) = 8, Kiểm tra lại: [H+ ] = 10-8,54 << [OH-] = 10-5,46 << C a , Cb → thỏa món VD5: Tính F trong dung dịch A gồm Nà 0,025M và HCl 0,005 M. Tính pHA, cho biết pKa = 3, Giải:
DẠY KÈM QUY NHƠN OFFICIAL
3, 0 x(0,02+x) 10 10 3, 79 0,005-x [HF] 0, 005 10 0, F C 0, 025 x pH
Ag+ + 2NH 3 Ag(NH ) 3 2 β 2 = k 1 k 2 = 107,24 (2)Theo (1) [Ag(NH 3 )+ ] = β 1 [Ag+ ] [NH 3 ] = 103,23 .10-6 . 10-1 = 2,1. 10-4 M Theo (2) [ Ag(NH ) 3 2 ] = β 2 [Ag+ ] [NH 3 ] 2 = 107,24 .10-6 . 10-2 = 0,17 M2.1. Trưêng hợp phối tử rất dư so với ion trung tâm (C L>>CM ) Tùy trưêng hợp cụ thể có thể chấp nhận các điều kiện gần đúng: - Coi phức tạo thành có số phối trí cao nhất (vì CL>>CM ); - Coi nồng độ cân bằng cảu phối tử bằng nồng độ ban đầu ([L] ≈ CL ) Ví dụ: Tính cân bằng trong dung dịch Cd(NO 3 ) 2 0,01M và HCl 1M Các cân bằng: HCl → H+ + Cl - Cd(NO 3 ) 2 → Cd2+ + 2NO3- 0, Cd 2+ + Cl - CdCl + lgβ 1 = 1,95 (1) Cd 2+ + 2Cl - CdCl 2 lgβ 2 = 2,49 (2) Cd 2+ + 3Cl - CdCl3- lgβ 3 = 2,34 (3) Cd 2+ + 4Cl - CdCl42- lgβ 4 = 1,64 (4) Xét các điều kiện gần đúng: Môi trưêng axit, có thể bỏ qua sự tạo phức hiđroxo của ion Cd2+ - CCl - CCd2+, các giá trị lgβ không quá lớn và không chênh lệch nhau nhiều. Do đó, có thể coi [Cl ] CClnhưng không thể coi một dạng phức nào là chiếm ưu thế (β 1 ≈ β 2 ≈ β 3 ≈ β 4 ). Tính gần đúng. Phép tính phải kể sự có mặt cảu tất các dạng phức cloro của Cd2+ Áp dụng ĐLBTNĐ ban đầu đối với ion Cd2+ ta có: |