Bài tập tính pH dung dịch bồi dưỡng HSG

Trường THPT Nguyễn Chí Thanh – Lệ Thủy – Quảng Bình Tài liệu ôn thi HSG ThS Nguyễn Cao Chung 1  0973904885 MỤC LỤC CHƯƠNG 1 MỘT SỐ ĐỊNH LUẬT CƠ SỞ CỦA HÓA HỌC ÁP DỤNG CHO CÁC HỆ ION TRONG DUNG DỊCH[.]

MỤC LỤC

CHƯƠNG 1: MỘT SỐ ĐỊNH LUẬT CƠ SỞ CỦA HÓA HỌC ÁP DỤNG CHO CÁC HỆ

ION TRONG DUNG DỊCH NƯỚC 4

1 Nồng độ gốc, nồng độ ban đầu, nồng độ cân bằng, định luật bảo toàn nồng độ ban đầu 4

1.1 Nồng độ gốc 4

1.2 Nồng độ ban đầu 4

1.3 Nồng độ cân bằng 4

1.4 Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu 4

1.5 Định luật bảo toàn điện tích (ĐLBTĐT) 5

1.6 Định luật tác dụng khối lượng (ĐLTDKL) 5

1.7 Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton) 5

2 Độ điện ly  8

2.1 Khái niệm 8

2.2 Hằng số điện ly (phân ly) K 8

2.3 Quan hệ giữa K và  8

3 Tích số ion của nước 9

4 Mối quan hệ giữa K a và K b 9

5 Phân số nồng độ ( ) 10

5.1 Phân số nồng độ của đơn axit, đa axit 10

5.1.1 Đơn axit 10

5.1.2 Đa axit 10

5.2 Phân số nồng độ của đơn bazơ, đa bazơ 11

5.2.1 Đơn bazơ 11

5.2.2 Đa bazơ 11

6 Các bước tiến hành giải một bài toán cân bằng ion 13

6.1 Giải chính xác 13

6.2 Giải gần đúng 13

CHƯƠNG 2 : CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ 14

1 Tính cân bằng trong các dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh 14

1.1 Tính cân bằng trong dung dịch axit mạnh 14

1.1.1 Phương pháp giải 14

1.1.2 Bài tập vận dụng 14

1.2 Tính cân bằng trong dung dịch bazơ mạnh 16

1.2.1 Phương pháp giải 16

1.2.2 Bài tập vận dụng 16

2 Tính cân bằng trong các dung dịch axit yếu, bazơ yếu đơn chức 18

2.1 Dung dịch đơn Axit yếu đơn chức 18

2.1.1 Phương pháp giải 18

2.1.2 Bài tập vận dụng 19

2.2 Dung dịch đơn Bazơ yếu 22

2.2.1 Phương pháp giải 22

2.2.2 Bài tập vận dụng 23

3 Dung dịch hỗn hợp gồm 1 đơn Axit mạnh và 1 đơn Axit yếu 25

3.1 Phương pháp giải 25

3.2 Bài tập vận dụng 26

4 Dung dịch hỗn hợp gồm 1 đơn Bazơ mạnh và 1 đơn Bazơ yếu 28

4.1 Phương pháp giải 28

4.2 Bài tập áp dụng 29

5 Dung dịch chứa hỗn hợp nhiều đơn Axit yếu 30

5.1 Phương pháp giải 30

5.2 Bài tập vận dụng 32

6 Dung dịch chứa hỗn hợp nhiều đơn Bazơ yếu 39

6.1 Phương pháp giải 39

6.2 Bài tập vận dụng 40

7 Dung dịch các đa Axit 44

7.1 Phương pháp giải 44

7.2 Bài tập vận dụng 47

8 Dung dịch các đa Bazơ 55

8.1 Phương pháp giải 55

8.2 Bài tập vận dụng 57

9 Dung dịch muối Axit 64

9.1 Phương pháp giải 64

9.1.1 Giải chính xác 64

9.1.2 Giải gần đúng 65

9.2 Bài tập vận dụng 71

10 Dung dịch muối Axit yếu và Bazơ yếu 74

10.1 Phương pháp giải 74

10.1.1 Giải chính xác 74

10.1.2 Giải gần đúng 75

11 Tính pH của dung dịch đệm 80

11.1 Phương pháp giải 80

11.2 Bài tập vận dụng 81

CHƯƠNG 3: PHẢN ỨNG PHỨC CHẤT 84

1 Các hằng số đặc trưng cho phức chất 84

1.1 Hằng số không bền từng nấc 84

1.2 Hằng số bền từng nấc 84

1.3 Hằng số bền tổng hợp 84

1.4 Hằng số bền điều kiện 84

1.4.1 Khái niệm 84

1.4.2 Biểu thức 84

2 Tính toán cân bằng tạo phức trong dung dịch 85

2.1 Nồng độ ion trung tâm lớn hơn nhiều so với nồng độ phối tử, hằng số tạo phức ở nấc đầu lớn hơn hằng số tạo phức ở các nấc sau 85

2.2 Nồng độ của phối tử lớn hơn nhiều so với nồng độ của ion trung tâm 86

2.3 Tính theo hằng số bền điều kiện 88

CHƯƠNG 4: CÂN BẰNG OXI HÓA - KHỬ 91

1 Sự phụ thuộc thế theo nồng độ 91

2 Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá - khử 91

3 Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng oxi hoá - khử 95

3.1 Ảnh hưởng của pH 95

3.2 Ảnh hưởng của chất tạo phức 97

3.3 Ảnh hưởng của sự tạo thành hợp chất ít tan 99

3.4 Thế oxi hoá - khử của dung dịch chứa chất oxi hoá và chất khử liên hợp 101

3.5 Tính cân bằng trong các dung dịch chứa chất oxi hoá và chất khử 101

4 Đánh giá cân bằng phản ứng oxi hóa khử dựa vào hằng số cân bằng điều kiện 102

CHƯƠNG 5: PHẢN ỨNG TẠO HỢP CHẤT ÍT TAN 106

1 Các khái niệm 106

1.1 Độ tan 106

1.2 Tích số tan 106

1.3 Quan hệ giữa độ tan và tích số tan 106

1.4 Các khái niệm về dung dịch bão hòa, dung dịch chưa bão hòa và dung dịch quá bão hòa 106

1.5 Tích số tan điều kiện 107

2 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan (S) 108

2.1 Sự có mặt của ion đồng dạng 108

2.2 Ảnh hưởng của pH và chất tạo phức 108

2.2.1 Ảnh hưởng của pH 108

2.2.2 Ảnh hưởng của chất tạo phức 111

3 Kết tủa và các yếu tố ảnh hưởng đến quá trình làm kết tủa 112

3.1 Điều kiện để xuất hiện kết tủa 112

3.2 Sự kết tủa hoàn toàn 114

3.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến quá trình làm kết tủa 114

3.3.1 Ảnh hưởng của lượng dư thuốc thử 114

3.3.2 Ảnh hưởng của pH 116

3.3.3 Ảnh hưởng của chất tạo phức 119

TÀI LIỆU THAM KHẢO 121

CHƯƠNG 1: MỘT SỐ ĐỊNH LUẬT CƠ SỞ CỦA HÓA HỌC ÁP DỤNG CHO CÁC

HỆ ION TRONG DUNG DỊCH NƯỚC

1 Nồng độ gốc, nồng độ ban đầu, nồng độ cân bằng, định luật bảo toàn nồng độ ban đầu

j

C VC

V





1.4 Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu

“ Nồng độ ban đầu của một cấu tử nào đó bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại

của cấu tử đó trong dung dịch tại thời điểm cân bằng’’

Lưu ý: Trong trường hợp khi cấu tử ban đầu tồn tại ở dạng đơn nhân, còn ở trạng thái cân

bằng lại có dạng liên hợp (đa nhân) thì trong biểu thức ĐLBTNĐ ban đầu, nồng độ của dạng

liên hợp phải nhân với hệ số tương ứng

Ví dụ 2: Biểu diễn định luật bảo toàn nồng độ ban đầu đối với ion K+ và CrO42- trong dung dịch K2CrO4 0,1M khi có mặt axit mạnh, biết rằng trong dung dịch crom tồn tại dưới các dạng CrO42-, HCrO4- , Cr2O72-

Ví dụ 3: Biểu diễn định luật bảo toàn nồng độ ban đầu đối với ion Hg2+ và ion Cl- trong dung dịch gồm Hg(NO3)2 0,1M + HCl 0,3M

Các quá trình xảy ra trong hệ

Zi là điện tích (âm hoặc dương) của cấu tử i có nồng độ cân bằng [i]

1.6 Định luật tác dụng khối lượng (ĐLTDKL)

* Đối với cân bằng: aA + bB  cC + dD

1.7 Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton)

Nếu ta chọn một trạng thái nào đó của dung dịch là chuẩn (thường gọi là trạng thái quy chiếu hay 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

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:

(



nhËn j j

(



i, j chỉ các cấu tử có khả năng cho và nhận proton

Trạng thái quy chiếu (mức không) có thể là trạng thái ban đầu, trạng thái giới hạn hay một trạng thái tuỳ chọn Thông thường để tiện cho việc tính gần đúng, người ta thường chọn trạng thái trong đó nồng độ của các cấu tử chiếm ưu thế làm mức không

[OH ] (





cho i i

(



nhËn j j

(



Ví dụ 1: Viết biểu thức điều kiện proton đối với dung dịch gồm NaA C1M và HA C2M (với

HA là một đơn axit yếu)

Lưu ý: Đối với hệ đệm khi chọn mức không ta chỉ chọn một trong hai thành phần của hệ

đệm vào mức không

2

HA , H O hoÆc A  ,  H O 

Điều kiện proton : [H+] = [OH-] + CA- do HA phân ly

 [H+] = [OH-] + [A-] - CA- trong NaA

 [H+] = [OH-] + [A-] - C1

Với [A-] = CA- (do HA phân ly) + CA- (trong NaA) = CA- (1) + [A-](2) = C1 + [A-](2)

Điều kiện proton : [H+] = [OH-] - CHA do A- tạo ra ở (3)

 [H+] = [OH-] - ([HA] - CHA ban đầu)

 [H+] = [OH-] - ([HA] - C2 )

 [H+] = [OH-] - [HA] + C2

Với [HA] = CHA + [HA](3) = C2 + [HA](3)

[HA] nồng độ của HA tại thời điểm cân bằng

Ví dụ 2 : Viết biểu thức điều kiện proton đối với dung dịch HCl + H3PO4

Chọn mức không : HCl, H3PO4, H2O

Các quá trình xảy ra trong hệ

3-Điều kiện proton :

[H+] = [Cl-] + [OH-] + [H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-]

Ví dụ 3 : Viết biểu thức điều kiện proton đối với dung dịch NaOH C1M và Na3PO4 C2M Chọn mức không : NaOH , PO43- , H2O

Các quá trình xảy ra trong hệ

Theo định luật bảo toàn điện tích ta có :

[H+] + [Na+] = [OH-] + [H2PO4-] + 2[HPO42-] + 3[PO43-] (3)

Ta có : [Na+] = C1 + 3C2 (4)

Thay (2) vào (4) ta được :

[Na+] = C1 + 3[PO43-] + 3[HPO42-] + 3[H2PO4-] + 3[H3PO4] thay vào (3) ta được : [H+] = [OH-] - [HPO42-] - 2[H2PO4-] - 3[H3PO4] - C1 chính là (1)

Như vậy : Biểu thức điều kiện proton của dung dịch có thể được tổ hợp từ phương trình của định luật bảo toàn điện tích với phương trình của định luật bảo toàn nồng độ ban đầu

Lưu ý: [OH-] = C1 + [OH-](c) Nồng độ OH- tại thời điểm cân bằng [ ] bằng nồng độ OH

-do NaOH phân ly ra cộng với nồng độ OH- do H2O phân ly ra

2

1 c©n b»ng 1 do NaOH ph©n ly do H O ph©n ly

C x

2 Độ điện ly 

2.1 Khái niệm

Để chỉ mức độ phân li ra ion của chất điện li, người ta dùng khái niệm độ điện li

Độ điện li a (anpha) của chất điện li là tỉ số số phân tử phân li ra ion (n) và tổng số số phân tử hoà tan (no)

o

nn

 

 là đại lượng đặc trưng cho mức độ điện ly của các chất điện ly

0  1

 = 0  đối với các chất không điện ly

 = 1  đối với các chất điện ly mạnh

0 <  <1  đối với các chất điện ly yếu

+  phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất của chất tan, bản chất của dung môi

+  của một chất tăng khi nồng độ của nó trong dung dịch giảm và ngược lại

+ Tất cả các chất đều ít nhiều tan trong nước Thí dụ, ở 25oC độ hoà tan của BaSO4 là 1,0.105 mol/l, của AgCl là 1,2.105 mol/l, của CaCO3 là 6,9.105 mol/l, của Fe(OH)2 là 5,8.106 mol/l

2.2 Hằng số điện ly (phân ly) K

Giả sử khi hòa tan một chất điện ly yếu AmBn vào nước Khi đó trong dung dịch tồn tại cân bằng phân ly sau :



K gọi là hằng số điện ly hay còn gọi là hằng số ion hóa

K phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất của chất của chất điện ly và bản chất của dung môi

Nhận xét : + Nếu C bé (dung dịch loãng) thì  lớn

[H O]



Thực nghiệm đã xác định được rằng, ở nhiệt độ thường cứ 555 triệu phân tử nước thì chỉ

có một phân tử phân li ra ion, nên [H2O] được coi là hằng số Từ đó, đặt :

2

H O

K = K[H2O] = [H+] [OH-] Hằng số

Vì một phân tử H2O phân li ra một ion H+ và một ion OH-, nên trong nước:

[H+] = [OH-] = 1014 = 1,0.10-7 mol/l

Nước là môi trường trung tính, nên có thể định nghĩa môi trường trung tính là môi trường

trong đó [H + ] = [OH - ] = 1,0.10 -7 M

Môi trường axit : [H+] > 1,0.10-7M hay pH < 7

Môi trường trung tính : [H+] = 1,0.10-7M hay pH = 7

Môi trường kiềm : [H+] < 1,0.10-7M hay pH > 7

+ Kí hiệu tích số ion của nước là :

2

K hay W hay K

4 Mối quan hệ giữa Ka và Kb

Xét 1 cặp Axit - Bazơ liên hợp HA và A

Nhận xét : Đối với 1 cặp Axit-Bazơ liên hợp Nếu Ka càng lớn (Axit càng mạnh) thì Kb càng

bé (dạng Bazơ liên hợp càng yếu)

5 Phân số nồng độ ( )

5.1 Phân số nồng độ của đơn axit, đa axit

5.1.1 Đơn axit

- Trong dung dịch axit, bazơ phân số nồng độ i là tỉ số giữa nồng độ cân bằng của cấu tử

i với tổng nồng độ các dạng tồn tại của i ở trong dung dịch

Ví dụ, đối với cân bằng:

C [H ] [H ] + K

h.[HA ][H

K

] (2) hay H2A  A2- + 2H+



a1 a 2

2 2 2

H A

H A

C [H A]

h.[HA ] K  + [HA-] +

a 2 1

h [HA ].K  = [HA-] (

a1 1

h.K + 1 +

a 2 1

C

a1 2

A

H A

C [A ]

h K )-1 (4)

2

2 A

i 1

n A

2 2

x.[HA ] K  + [HA-] +

b 2 1

x [HA ].K  = [HA-] (

b1 1

x.K + 1 +

b 2 1

C

b1 2

H A

A

C [H A]

n bi

+ Mô tả đầy đủ các quá trình có thể xảy ra trong hệ

+ Ghi rõ các dự kiện thực nghiệm đã cho, chọn ẩn số cho bài toán đồng thời đặt điều kiện cho ẩn số nếu có

+ Dựa vào các định luật bảo toàn khối lượng, định luật tác dụng khối lượng thiết lập các phương trình liên hệ giữa các dự kiện đã cho và các ẩn số cần tìm Chú ý số phương trình liên hệ bằng số ẩn số cần tìm

+ Tổ hợp các phương trình liên hệ thành một phương trình duy nhất đối với một ẩn số thích hợp đã chọn Thay các số liệu tương ứng rồi giải để tìm nghiệm của phương trình So sánh nghiệm tìm được với các điều kiện ẩn số đã chọn ở trên để tìm đáp số của bài toán Việc tính toán đầy đủ như trên thường đòi hỏi phải giải các phương trình bậc cao phức tạp, cho nên trong đa số trường hợp có thể tiến hành các phép tính gần đúng trong phạm vi

độ chính xác của các dự kiện về cân bằng

6.2 Giải gần đúng

Nguyên tắc của việc tính gần đúng là tìm cách loại bỏ các quá trình phụ-các quá trình xảy ra với mức độ không đáng kể trong điều kiện bài toán đã cho Cụ thể :

+ Nếu môi trường là Axit hoặc kiềm thì có thể bỏ qua cân bằng phân ly của nước

+ Nếu muối rất ít tan hoặc hợp chất rất ít phân ly mà trong dung dịch lại có dư ion đồng dạng với ion hình thành do kết quả hòa tan hay phân ly thì có thể coi sự hòa tan hay phân ly

là không đáng kể

+ Nếu các cân bằng cùng loại xảy ra đồng thời trong dung dịch thì những cân bằng nào tương ứng với hằng số phân ly quá bé thì có thể loại bỏ chúng so với các quá trình phân ly mạnh hơn Chẳng hạn khi xét các quá trình phân ly từng nấc của các đa axit Nếu K1 >> K2

(K1/K2 ≥ 104) thì có thể bỏ qua nấc phân ly thứ hai so với nấc phân ly thứ nhất

CHƯƠNG 2 : CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ

1 Tính cân bằng trong các dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh

1.1 Tính cân bằng trong dung dịch axit mạnh

-1.1.2 Bài tập vận dụng

Ví dụ 1: Tính pH và nồng độ các cấu tử của dung dịch HCl 5.10-7M

Các quá trình xảy ra trong hệ

W

Vì Ca = CHCl = 5.10-7M ≈ 10-7M nên phải giải chính xác phương trình (4)

Thay các giá trị Ca , W vào (4) ta được: h2 - 5.10-7h - 10-14 = 0

Giải ra ta được : h = 5,193.10-7 = 10-6,285 pH = 6,285

[OH ]  h C 0,193.10 M ; [Cl ]  C 5.10 M

Ví dụ 2: Tính thể tích (ml) dung dịch HClO4 10-4M cần phải lấy để điều chế 1 lít dung dịch này có pH = 6,0

Các quá trình xảy ra trong hệ

Theo định luật bảo toàn điện tích ta có: [H+] = [OH-] + [ClO4-]

Ví dụ 4: Trộn 15,00 ml dung dịch HCl 0,001M với 25,00ml dung dịch NaOH 0,0001M

Tính [H+], [OH-], và pH của dung dịch

C 0,1010 → bỏ qua sự điện li của H2O

Ví dụ 1: Tính pH trong dung dịch NaOH 1,5.10-7M

Các quá trình xảy ra trong hệ

Vì Cb = CNaOH = 1,5.10-7M ≈ 10-7M nên phải giải chính xác phương trình (4)

Thay các giá trị Cb , W vào (4) ta được: x2 - 1,5.10-7x - 10-14 = 0

Giải ra ta được : x = 2.10-7  [H+] = 5.10-8 = 10-7,3  pH = 7,3

Ví dụ 2: Tính pH trong dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 3.10-4M và KOH 5.10-4M

Các quá trình xảy ra trong hệ

 [OH-] - [H+] - [Na+] - [K+] = 0 (4)

Đặt : [OH-] = x  [H+] =

x

W ; [Na+] = CNaOH ; [K+] = CKOH thay vào (4) ta được:

C 0,0210 → bỏ qua sự điện li của H2O

Ví dụ 4: Tính số gam KOH cần hòa tan trong 5,00 lít nước sao cho pH của dung dịch thu

được bằng 11,50 (coi thể tích thay đổi không đáng kể)

Ví dụ 5: Thêm một giọt NaOH (V = 0,03 ml) 0,001M vào 100ml dung dịch NaCl 0,1M

Tính pH, [OH-] của dung dịch thu được

7 NaOH

Ví dụ 6: Tính số gam NaOH phải cho vào hỗn hợp thu được khi thêm 8,00 ml dung dịch

HNO3 0,01M vào nước rồi pha loãng thành 500 ml để pH của dung dịch thu được bằng 7,50 (Coi thể tích thay đổi không đáng kể)

Gọi m là số gam NaOH cần tìm

2 Tính cân bằng trong các dung dịch axit yếu, bazơ yếu đơn chức

2.1 Dung dịch đơn Axit yếu đơn chức

K

 thay vào (4) ta được:

 

a a

KW

a) Nếu KaCa >> W hay (K Ca a

W 100lần) hay Ka.Ca > 10-12 >> W = 10-14 nghĩa là cân bằng cho proton ở (1) xảy ra mạnh hơn nhiều so với (2) Do đó bỏ qua (2) so với (1) và dựa vào (1) để tính

a

2



b) Nếu KaCa ≈ W

- Cách 1: Giải chính xác phương trình bậc 3 (5’)

- Cách 2: Giải theo phương pháp gần đúng liên tục

Theo định luật bảo toàn proton: [H+ ] – [OH-]– [A- ] = 0

Bước 1: Xem [HA]0 = Ca → thay vào (a) ta tính ra h1 thay h1 vào (b) ta tính ra [HA]1

Bước 2: Thay [HA]1 vào (a) ta tính được h2  thay h2 vào (b) ta tính ra [HA]2

Bước 3: Thay [HA]2 vào (a) ta tính được h3  thay h3 vào (b) ta tính ra [HA]3

2.1.2 Bài tập vận dụng

Ví dụ 1: Tính pH trong dung dịch gồm HCN 10-3M Cho biết: KHCN = 10-9,35

Các quá trình xảy ra trong hệ:

HCN  H+ + CN- Ka = 10-9,35 (1)

H2O  H+ + OH- W = 10-14 (2)

Ta có: KHCN.CHCN = KaCa = 10-9,35.10-3 = 10-12,35 W = 10-14 (hay

12,35 14

Ví dụ 2: Tính cân bằng trong dung dịch HAc 2.10-2M Cho biết : KHAc = 10-4,76

Các quá trình xảy ra trong hệ :

Vì pH = 5 → h = [H+] = 10-5 >> [OH-] = 10-9 → có thể bỏ qua cân bằng phân ly của nước

Ví dụ 5: Tính cân bằng và pH trong dung dịch thu được khi trộn 20,00 ml dung dịch NH3

1,5.10-3 M, với 40,00ml dung dịch HCl 7,5.10-4M Cho biết Ka = 10-9,244

Thay h1 vào (b) ta được

CA- = Cb = [A-] + [HA] = [HA] x Kb-1 + [HA] = [HA] (x Kb-1 + 1)

 [HA] = Cb

b

b

Kx

b) Nếu KbCb ≈ W

- Cách 1: Giải chính xác phương trình bậc 3 (5’)

- Cách 2: Giải theo phương pháp gần đúng liên tục

Theo định luật bảo toàn proton: [OH-] - [H+] - [HA] = 0

Bước 1: Xem [A-]0 = Cb → thay vào (a) ta tính ra x1  thay x1 vào (b) ta tính ra [A-]1

Bước 2: Thay [A-]1 vào (a) ta tính được x2 thay x2 vào (b) ta tính ra [A-]2

Bước 3: Thay [A-]2 vào (a) ta tính được x3 thay x3 vào (b) ta tính ra [A-]3

K   = 10-9,24 Các quá trình xảy ra trong hệ:

Ví dụ 3: Tính nồng độ cân bằng các cấu tử và số gam KCN cần lấy để khi hòa tan vào

100,00ml nước thì dung dịch thu được có pH = 11,00 Biết Kb = 10-4,65 (coi thể tích không đổi trong quá trình hòa tan)

Vì pH = 11 → [H+] = 10-11M << 10-7M→ môi trường bazơ, có thể bỏ qua cân bằng phân

ly của nước và tính theo (1)

b

b

x

NH OH

(b)[A ] = C

Ví dụ 5: Thêm 15,00 ml dung dịch H2SO4 0,100M vào 10,00 ml dung dịch NaOH

0,300M Tính cân bằng và pH của dung dịch thu được ? pKa2 =1,99

-K C [A ] =

K +h

h = C Tõ h pH, [HA], [B ]

W [OH ] =

K C [A ]

h pH, [HA], [B ]

W [OH ]

Ví dụ 2: Tính pH và nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch HNO3 0,02M và HNO2 0,01 M Biết Ka = 10-3,29

HNO3

 

HNO2  H+ + NO2- Ka = 10-3,29 (1)

H2O  H+ + OH- W (2)

Ta có: C ≈ C , K C >> W → có thể bỏ qua cân bằng (2)

0

0

Ví dụ 7: Tính pH của hỗn hợp thu được khi trộn 10ml HClO4 0,01M với 990ml HF

1,011.10-3M (có kể đến quá trình tạo phức proton với HF)

Cân bằng: HClO4

 

HF  H+ + F- Ka = 10-3,17

H2O  H+ + OH- W 2HF  H+ + HF2- Ka’ = 10-2,58

Áp dụng phương trình bảo toàn proton với mức không HF, HClO4, H2O:

K[HA ] = C

K +h

pH, [A], [B ]

W[H ]

(b)

Từ (b) giải được [OH-]

b a +

K[HA ]= C

K +h

pH, [A], [B ]

W[H ]

K[HA ] = C

K +h

pH, [A], [B ]

W[H ]

Ví dụ 3: Tính pH của hỗn hợp gồm NaOH 2,00.10-7 M và CH3COONa 5,00.10-7 M Cho biết

Thay: [OH-] = 10-6,1, C = a/2, Cb = 10-5 vào pt trên → a = 1,56.10-6 g

Ví dụ 5: Thêm 2 ml dung dịch NaOH 3.10-4M vào 998ml dung dịch CH3COONa 5.10-4 M Tính pH của hỗn hợp thu được Biết pKa = 4,76

an an n

an

C K[A ] =

K

2

Kh

K

an

Kh

i 1 a

KW

Giải phương trình (c) phương trình bậc (n + 2) đối với h Tìm h

 [OH-] ; pH ; [Ai] ; [HAi] (với i = 1  n)



Giải phương trình (d) phương trình bậc 2 đối với h Tìm h  [HA1] ,[A1-] , [H+]

Để tính [HAi] , [Ai] (với i = 2  n), ta dựa vào cân bằng thứ i với lưu ý: nồng độ ban đầu của ion H+ ở cân bằng i chính bằng nồng độ cân bằng của ion H+ ở cân bằng (1)

Cách 2: Giải theo phương pháp gần đúng liên tục

Áp dụng điều kiện proton với mức không là HA1, HA2,… HAn

a i

a

h K [HA ] K [HA ] + + K [HA ] (2.1)

h [HA ] = C (2.2)

i

n

a a i=1 a

KW

Theo định luật tác dụng khối lượng ta có:

x 10 2

) x 10 235 , 9 ( x

10.2

i 1 a

KC

Cách 2: Giải theo phương pháp gần đúng liên tục

Áp dụng điều kiện proton với mức không : HCOOH , HAc

Theo định luật bảo toàn nồng độ ban đầu ta có:

CHCOOH = C1 = [HCOOH] + [HCOO-]

h

 ; tương tự: [HAc] = C2

2

Kh

h

Giải theo phương pháp gần đúng liên tục dựa vào (a) và (b)

Chấp nhận: [HCOOH]0 = C1 = 2.10-2M ; [HAc]0 = C2 = 10-1M thay vào (a) ta được:

h1 =

10

2 10

 10

10

3

1010

.3,2

10.3,2

3 , 2

10 3 , 2

10 3 , 2

10 3 , 2 10 24 , 2

4,76

4,82 a

14 2

Ví dụ 4: Tính nồng độ các thành phần cân bằng trong dung dịch chứa axit axetic 0,1M có

pKa1=4,76, axit butylic 0,1M (pKa2 = 4,82) ở trạng thái cân bằng

1 2

1 2

1 1

2 2

Chấp nhận [CH COOH] = C3 0 CH COOH3 = 0,1M; [CH CH CH COOH] = C3 2 2 0 CH CH CH COOH3 2 2 = 0,1M

1 2

2 2

1 2

1 1

2 2

9,35 a

10,60

14 2

KW

1 2

1 1

2 2

c0

Ví dụ 8: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,01M

có Ka1 =10-4,76 và CH3CH2COOH 0,05M có Ka2 =10-4,82 ở trạng thái cân bằng

1 2

2 2

K + h

- [HA1] - [HA2]-……… - [HAn] = 0 (b)

Theo định luật bảo toàn nồng độ ban đầu ta có :

CA1- = Cb1 = [A1-] + [HA1] = [HA1] x Kb1-1 + [HA1] = [HA1].(x Kb1-1 + 1)

 [HA1] = Cb1

1

1

Kx

i 1 bi

KW

Giải phương trình (*) phương trình bậc 2 đối với x Tìm x  [HA1] , [A1-] , [OH-]

Để tính [HAi] , [Ai] (với i = 2  n) ; Ta dựa vào cân bằng thứ i với lưu ý: nồng độ ban đầu của ion OH- ở cân bằng i chính bằng nồng độ cân bằng của ion OH- ở cân bằng (1)

i

n

b b i=1 b

Cách 2: Giải theo phương pháp gần đúng liên tục

Áp dụng điều kiện proton mở rộng với mức không là A1-, A2-,… An-

i

n

b b i=1 b

KW

Ví dụ 1: Tính cân bằng trong dung dịch gồm KAc 2.10-1M và KCN 5.10-2M

Cho biết: KHAc = 10-4,76 ; KHCN = 10-9,35

Các quá trình xảy ra trong hệ:

KCN

 

KAc

 