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,

• HÀNG HÓA VÀ LIÊN HỆ ĐẾN SỰ PHÁT TRIỂN CỦA ĐIỆN THOẠI Ở VN
• BÀI TẬP GIỮA KÌ [nhóm I]- Những vấn đề cập nhật về Lịch sử Việt Nam
• On tap mon Tthcm đáp án - những câu trắc nghiệm , mình tìm đc và tổng hợp lại
• 1 de-cuong-triet-de-cuong-triet

Related documents

• HDIQ. Cao cấp - toán IQ dành cho trẻ 4-12 tuổi
• 20 cau hoi ki nang giao tiep
• Chủ đề XÂY DỰNG MÔ HÌNH Logistics – VẬN TẢI HÀNG HÓA QUỐC TẾ
• Sách hay về cuộc sống
• Câu hỏi TN Lý luận chính trị dành cho các bạn sinh viên
• Tài liệu bồi dưỡng HSG Lịch sử 9

Preview text

TÍNH TOÁN CÂN BẰNG ION TRONG TRONG DUNG DỊCH

Nguyễn Thị Hồng Vân Trưêng THPT Chuyên Trần Phú-Hải phòng

1. Các định luật cơ bản của hóa học áp dụng cho các hệ trong dung dịch chất điện li. I. Định luật hợp thức [tỉ lượng]: được sử dụng để tính thành phần của các cấu tử theo hệ số hợp thức của phương trình phản ứng.

1. Tọa độ phản ứng [ξ, x ] chung cho mọi chất phản ứng

ni

ξ=

i





; i i C x



 

1. Tọa độ cực đại chỉ mức độ hoàn toàn của phản ứng.

[ i]

n ξ max min i 0 o i 



      

 ;

[ i]

max min i 0 C io x 



      



1. Thành phần giới hạn [TPGH] chỉ thành phần hỗn hợp sau khi phản ứng đó xảy ra với tọa độ cực đại. Chỉ xác định TPGH khi phản ứng được coi là xảy ra hoàn toàn. II. Định luật bảo toàn vật chất
2. Định luật bảo toàn nồng độ: “Nồng độ ban đầu của một cấu tử bằng tổng nồng độ của các dạng tồn tại của cấu tử đó có mặt trong dung dịch.”
3. Định luật bảo toàn điện tích: “Tổng điện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của các cation” III. Định luật tác dụng khối lượng
4. Biểu thức

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

1. Biểu diễn định luật tác dụng khối lượng đối với một số dạng cân bằng thưêng gặp a. Cân bằng axit – bazơ
   • Cân bằng phân li của axit HA  H+ + A-
2. * a [H ][A ]K[HA]

 : Hằng số axit

• Cân bằng phân li của bazơ B + H 2 O  HB+ + OH-
• * b [HB ][OH ]K[B]

 : Hằng số bazơ

1. Cân bằng tạo phức Ag+ + NH 3  AgNH3+

• 3 1 + 3

[AgNH ] [Ag ][NH ]

k 

AgNH3+ + NH 3  Ag[NH 3 ]2+

• 3 2 2 + 3 3

[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+

• 3 1 + 3

[AgNH ] [Ag ][NH ]

 

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

Ag+ + 2NH 3  Ag[NH 3 ]2+

• 3 2 2 + 2 3

[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

1. Tổ hợp cân bằng a. Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch: Hằng số cân bằng nghịch bằng giá trị nghịch đảo hằng số của quá trình thuận b. Cộng cân bằng: Hằng số của cân bằng tổ hợp khi cộng các cân bằng với nhau bằng tích các hằng số của các cân bằng riêng lẻ c. Nhân cân bằng với một thừa số: Khi nhân một cân bằng với một thừa số n thì hằng số cân bằng tổ hợp bằng hằng số của cân bằng gốc lũy thừa n lần [hay logarit của hằng số cân bằng tổ hợp bằng n lần logarit của hằng số cân bằng gốc]. B. Cân bằng axit – bazơ I. Các axit – bazơ
2. Định nghĩa: Theo thuyết proton của Bronstet và Lauri thì axit là những chất có khả năng nhưêng proton, còn bazơ là những chất có khả năng thu proton. Khi axit cho proton thì tạo ra bazơ liên hợp và ngược lại. Hai quá trình cho, nhận proton luôn đi song song với nhau. Vì vậy phản ứng axit – bazơ liên quan tới 2 cặp axit – bazơ.
3. Phản ứng axit – bazơ trong dung dịch Trong dung dịch nước, phản ứng axit – bazơ được mô tả theo sơ đồ: Axit HA + H 2 O  H 3 O+ + A- Ka Bazơ A- + H 2 O  HA + OH- Kb Các cặp axit/bazơ liên quan: HA/A-, H 3 O+ /H 2 O và H 2 O/OH- [Để đơn giản thưêng dùng H+ thay cho H 3 O+ ]

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

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

• Nếu pH>>7 thì cân bằng mô tả đúng hiện tượng [khi dung dịch có phản ứng bazơ], và có thể tính pH là:

A- + H 2 O  HA + OH- Kb C Cb Ca [ ] [Cb – x] Ca + x x

Khi x = [OH- ] 1]. Nếu n = 2 ta có điaxit, n = 3 là triaxit,..ự phân li của các đa axit diễn ra theo từng nấc. Ví dụ, sự phân li của triaxit H 3 A:

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-1a

H 2 A-  H+ + HA2- Ka2 HA2-+ H 2 O  H 2 A- + OH- 2 -

K b2 =KH O .Ka

HA2-  H+ + A3- Ka3 H 2 A-+ H 2 O  H 3 A + OH- K b3 =KH O 2 .K-1a

Khi 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.

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

Để 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 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 2

NH4+  NH 3 + H+ Ka CH 3 COO-+H+  CH 3 COOH -

Ka

Phương 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

• H O a -1 - a K K [HA ][H ]=1 K [HA ]

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:

• H O 2 a

  a

K K [H ]= 1 K C C  

Trong trưêng hợp K H O 2 1 thì biểu thức trở thành đơn giản:

• [H ]= K Ka1 a2 hay

pH= pKa1 +pKa 2

1. Dung dịch đệm *Dung dịch đệm là những dung dịch có khả năng điều chỉnh sao cho pH của hệ ít thay đổi bất kể quá trình hóa học có giải phóng hay thu nhận proton. Dung dịch đệm là hỗn hợp của một axit yếu HA và bazơ liên hợp A. Ví dụ: CH 3 COOH + CH 3 COO-; HCOOH + HCOO - ; NH4+ + NH 3 ; HCO3- + CO32-; H 2 PO4- + HPO42-,... *Công thức tính gần đúng pH của dung dịch đệm: Đối với hệ đệm HA [Ca ] + A [Cb ] nếu các điều kiện gần đúng thỏa món [pH>>7 hoặc 7, pOH < +] Trong môi trưêng trung tính: [H+ ] = [OH-] = 1,0-7 M, pH = 7 Bài tập áp dụng: Tính [OH-], pH, pOH đối với dung dịch axit có nồng độ [H+ ] = 0,0010M [coi hệ số hoạt độ các cấu tử bằng 1] Giải

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

• * 2- HSO 4 H +SO 4

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

H 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

• Axit mạnh [kí hiệu là HY] là những chất trong dung dịch có khả năng nhưêng hoàn toàn proton cho nước HY + H 2 O → H 3 O+ + Y- Cân bằng trên thưêng được viết dưới dạng đơn giản HY → H+ + Y-
• Các axit mạnh thưêng gặp là: HCl, HBr, HI, HSCN, HClO 3 , HBrO 3 , HNO 3 , H 2 SO 4 [nấc 1], HClO 4 , HMnO 4 ...
• Trong dung dịch nước ngoài quá trình phân li của HY còn có quá trình phân li của nước, tuy nhiên xảy ra không đáng kể VD1: Tính [H+ ], [OH - ], pH của dung dịch HNO 3 0,10M Giải: HNO 3 → H+ + NO- 3 0,10 0, H 2 O  H+ + OH- Vì CH  = 0,10 >> 1,0-7 → [H+ ] ≈ CH  = 0,10 M → pH = -lg[H+ ] = -lg[0,10]. Vậy pH = 1,00; pOH = 14 – 1 = 13, → [OH-] = 1,0-13 M VD2: trộn 15,00 ml dung dịch HCl có pH = 3,00 với 25,00 ml dung dịch NaOH có pH = 10,00. Hỏi dung dịch thu được có phản ứng axit hay bazơ Giải: Trong dung dịch HCl có pH = 3,00 thì [H+ ] = [OH - ] + Co, HCl → Co, HCl = [H+ ] – [OH-] = 10-3 – 10-14 /10-3 = 1,0-3 M

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

Nếu 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

• Đơn bazơ yếu [kí hiệu là A- ] là những chất mà trong dung dịch, một phần của chúng có khả năng thu proton của nước và dung dịch có phản ứng bazơ
• Độ mạnh của các bazơ yếu phụ thuộc vào hằng số bazơ Kb = Kw/Ka hoặc chỉ số hằng số bazơ pKb = -lgKb = pKw – pKa [ với Ka là hằng số phân li của axit liên hợp]. Khi Kb càng lớn hoặc pKb càng bé thì bazơ càng yếu và ngược lại Trong dung dịch đơn bazơ A- có các cân bằng H 2 O  H+ + OH- K w [III] A- + H 2 O  HA + OH- K b = Kw/Ka [III] Tương tự như đơn axit yếu Nếu Kb. C A- >> Kw thì có thể tính thành phần của hệ theo cân bằng [III] Nếu Ka. CA - ≈ Kw thì phải kể đến sự phân li của nước VD: Tính pH của dung dịch NaCN 0,010M Giải: NaCN → Na+ + CN- CN- + H 2 O  HCN + OH- Kb [III] H 2 O  H+ + OH- Kw [III] Có Kb = Kw/Ka = 10-14 /10-9,35 = 10-4, Kb. CA - = 10-4,65 .10-2 >> Kw → tính cân bằng theo [III] CN- + H 2 O  HCN + OH- Kb = 10-4, C 0, [ ] 0,010 – x x x 2 10 4,65 4, 73 4 0, 010

x x x

    

Vậy [OH - ] = x = 4,73-4 → pOH = 3,32; pH = 10, III.2. Phân số nồng độ [α ]

• Trong dung dịch axit, bazơ phân số nồng độ α là tỉ số giữa nồng độ cân bằng của cấu tử i với tổng nồng độ các dạng có mặt của i ở trong dung dịch VD đối với cân bằng: HA  H+ + A- Ka

Ta có - HA

[HA] [HA]HA [HA]+[A ] C

   hay [HA] = CHA.α HA

Tương tự [A-] = C HA. αA- Dĩ nhiên αHA + α A-= 1

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

Ở 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

• Ka = 10-9,

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

• Kb = 10-14 /10-3,29 = 10-10,

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

3 + 3

• [CH NH ]=C 3 3 CH NH a

h h K

[HCN] 1 =

7 4 4 9,35 7 o

3, 24.10 10 [HCN]10 3, 24.

        7

• -3 3 + 3 3 1 7 10,6 3 3 0 3, 24.[CH NH ] =2 2 [CH NH ]3, 24 10

       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

• Kb1 [III]
• A 2 + H 2 O  HA 2 + OH
• Kb2 [III] H 2 O  H+ + OH- Kw [III] Việc tính toán cân bằng đối với hỗn hợp các đơn bazơ được tiến hành tương tự như đối với các đơn axit Nếu Kb1 .C 1 >> Kb2 .C 2 >> Kw thì thành phần cân bằng của hệ có thể được tính theo [III] Nếu Kb1 .C 1 ≈ Kb2 .C 2 ≈ Kw thì phải tính lặp theo ĐKP h = [H+ ] = [OH-] – [HA 1 ] – [HA 2 ]

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 > 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

• Trong dung dịch đa axit Hn A có khả năng phân li theo từng nấc: Hn A  H+ + Hn-1 A- Ka1 [III] Hn-1 A-  H+ + Hn-2 A2- Ka2 [III] ................................... HA[n-1]  H+ + An- Kan [III] Và có thể coi đa axit như một hỗn hợp gồm nhiều đơn axit

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

Trong 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

• Nếu Ka1 ≈ Ka2 ≈ Ka3 ≈ ... ≈ Kan , nghĩa là sự phân li của đa axit xảy ra ở các nấc là tương đương nhau, do đó không thể tính gần đúng theo một cân bằng nào, mà phải tổ hợp thành phương trình bậc cao hoặc phải tính lặp gần đúng liên tục theo ĐKP với mức không là Hn A và H 2 O: [H+ ] = [OH-] + [Hn-1 A-] + 2[Hn-2 A2-] + ... + n[An- ] [III]

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

• Đối với axit H 2 A:

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]

• Đối với axit Hn A:

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]

D

Ạ

Y KÈM QUY NH

Ơ

N OFFICIAL

• Đối với hệ đệm gồm axit yếu HA [C a M] và bazơ liên hợp A- [Cb M] HA  H+ + A- Ka H 2 O  H+ + OH- Kw Nếu [H+ ], [OH-] 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

  

  

       

  D

  Ạ

  Y KÈM QUY NH

  Ơ

  N OFFICIAL

  3 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

  • * &

    039; -9, 2 b 2- - - -9, 2 4 2 2 4 b

  • * 2 4 2 2 2 4 NH +H O H + NH [3] K =A +H O HA+OH [4] K =C O +H O HC O +OH [5] K =HC O +H O H C O +OH

   [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 >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: