bài giảng hóa phân tích trong trường phổ thông

- Xây dựng phương pháp tự động phân tích, kiểm tra các quá trình kỹ thuật ngay trực tiếp trong hiện trường, điều khiển các quá trình đó bằng cách ứng dụng máy tính để điều khiển sự hoạt

CHƯƠNG 1 ĐỐI TƯỢNG NHIỆM VỤ HÓA HỌC PHÂN TÍCH VÀ MỐI LIÊN HỆ VỚI VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG

1.1 Đối tượng, nhiệm vụ của hóa học phân tích

Hóa phân tích là bộ môn của ngành hóa học nghiên cứu về thành phần cấu tạo và hàm lượng các thành phần của những mẫu khảo sát Hóa phân tích thường được chia thành hóa phân tích định tính và hóa phân tích định lượng

Nhờ phân tích định tính, ta xác định được chất hay mẫu phân tích gồm những nguyên tố nào, những ion, những nhóm nguyên tử hoặc phân tử nào hoặc các phần tử nào tham gia vào phản ứng phân tích

Phân tích định lượng cho ta khả năng xác định hàm lượng của các hợp phần riêng lẻ trong mẫu phân tích Khi tiến hành phân tích nên phân tích định tính trước sau

đó chọn phương pháp phân tích định lượng phù hợp

Nhiệm vụ chủ yếu của hóa học phân tích như sau:

- Phát triển và hoàn thiện lý thuyết về các phương pháp phân tích hóa học và hóa

lý trên cơ sở khoa học, nghiên cứu, hoàn thiện các thủ thuật, các phương pháp nghiên cứu, kể cả phương pháp tự động hóa

- Nghiên cứu các phương pháp tách chất ra khỏi hỗn hợp phức tạp sau đó định lượng chúng, nghiên cứu các phương pháp làm giàu vi cấu tử

- Nghiên cứu và hoàn thiện các phương pháp phân tích các hợp chất tự nhiên của môi trường xung quanh, các vật liệu kĩ thuật…

- Giúp đỡ các ngành khoa học kĩ thuật khác nhau dùng phân tích hóa học để kiểm tra các quá trình nghiên cứu

- Xây dựng phương pháp tự động phân tích, kiểm tra các quá trình kỹ thuật ngay trực tiếp trong hiện trường, điều khiển các quá trình đó bằng cách ứng dụng máy tính để điều khiển sự hoạt động của các máy móc phân tích với những phần mềm thích hợp

- Đối với trường trung học phổ thông, hóa học phân tích làm cho học sinh nắm vững một cách tự giác và có hệ thống những sự kiện điển hình, những khái niệm, những định luật và lí thuyết cơ bản và áp dụng những hiểu biết đó vào việc học tập, lao động

và thực tiễn cuộc sống

- Hóa học phân tích làm cho học sinh lĩnh hội được kiến thức về các nguyên tắc

- Hóa học phân tích làm cho học sinh rèn kĩ năng có tính chất kĩ thuật tổng hợp

về hoá học như cân, đong, pha chế, mô tả, ghi chép, tra cứu, …

- Hóa học phân tích có vai trò lớn trong việc rèn luyện ý thức bảo vệ môi trường, khai thác tài nguyên môi trường phục vụ cho sự phát triển, công nghiệp hoá và hiện đại hoá đất nước

Như vậy hóa học phân tích là một môn học cung cấp cho HS một vốn hiểu biết

về hoá học phân tích ở mức độ trung học và tương đối hoàn chỉnh, có tính chất kĩ thuật tổng hợp để trên cơ sở đó, sau khi tốt nghiệp PT có thể tham gia có hiệu quả vào công cuộc lao động, bảo vệ tổ quốc hoặc tiếp tục học thêm

1.2 Nội dung chủ yếu của hóa học phân tích ở trường phổ thông

Hoá phân tích ở trường phổ thông chủ yếu cũng 3 phần: phân tích định tính, phân tích định lượng và phân tích công cụ

1.2.3 Phân tích công cụ

Chủ yếu tập trung ở chương trình 12 bài điện phân và dãy điện hóa

1.3 Mối quan hệ giữa hóa học phân tích và hóa học ở trường phổ thông

Hoá học phân tích có quan hệ mật thiết với chương trình hoá học phổ thông, cụ thể phân tích định tính là nền tảng của các bài tập nhận biết, tách riêng, điều chế, xác định thành phần của chất, dung dịch, hỗn hợp…Phân tích định luợng là cơ sở để làm các bài tập mang tính chất định luợng, xác định hàm lượng các chất

CHƯƠNG 2

LÝ THUYẾT CÂN BẰNG ION TRONG GIẢNG DẠY Ở PHỔ THÔNG 2.1 Chất điện li là các chất bị ion hóa trong dung dịch tạo ra môi trường dẫn điện 2.1.1 Chất điện li mạnh

Các chất điện li mạnh bị ion hóa hoàn toàn, đa số các muối tan, kiềm và axit mạnh, muối không tan đều là chất điện li mạnh

là chất điện li yếu vì nó chỉ phân li một phần (K2 = 10-2)

Để đặc trưng cho khả năng phân li của các chất trong dung dịch, người ta dùng hai đại lượng: độ điện li α và hằng số điện li K ( hằng số cân bằng ) Độ điện li α của một chất phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất và nồng độ của chất điện li trong dung dịch

Độ điện li α và hằng số cân bằng có mối liên hệ với nhau qua hệ thức sau ( Chỉ xét chất điện li yếu 1 nấc )

2CαK=

1-α ( C : Nồng độ ban đầu của chất tan )

2.2 Lí thuyết ARRHENIUS về axit-bazơ

Axit là chất trong phân tử có chứa hiđro và phân li trong nước tạo thành ion H+

Tuy nhiên thuyết này còn mắc phải một số nhược điểm sau:

- Tính chất axit bazơ chỉ được xét trong dung môi nước

- Không đánh giá được dung môi trong quá trình phân li

- Một số phản ứng có bản chất axit- bazơ nhưng thuyết này không giải thích được như:

1 Axit: là chất có khả năng nhường proton (H+).

Vậy axit có thể là các phân tử trung hòa hay các ion mang điện tích

Ví dụ: HCl, NH4

+, Al3+, Fe3+

2 Bazơ: là chất có khả năng nhận proton (H+)

Vậy bazơ có thể là các phân tử trung hòa hay các ion mang điện tích

Ví dụ: NaOH, CH3COO-, CO3

, F-

3 Chất lưỡng tính: là những chất vừa có khả năng nhường proton H+ vừa có khả năng nhận proton H+

Ví dụ: HCO3

, H2PO4

, HPO4

-2-

4 Cặp axit-bazơ liên hợp: là cặp chất axit-bazơ khác nhau ở 1ion H+ Mỗi một axit sau khi cho một proton trở thành bazơ gọi là bazơ liên hợp với axit đó Mỗi một bazơ sau khi nhận một proton trở thành axit gọi là axit liên hợp với bazơ đó

Ví dụ: CH3COOH/CH3COO- ; NH4+ /NH3

Một cặp-axit bazơ liên hợp có thể biểu diễn bằng hệ thức sau:

Axit  Bazơ + H+

5 Phản ứng axit-bazơ : Là phản ứng trong đó có sự cho và nhận proton H+ Vậy

để có phản ứng axit-bazơ thì tối thiểu phải có 2 cặp axit-bazơ liên hợp

Proton không có khả năng tồn tại ở trạng thái độc lập trong nước nên sự phân li của các axit và bazơ trong nước được xem như tương tác hóa học của nước với axit và bazơ

Axit + H2O  Bazơ + H3O+Bazơ + H2O  Axit + HO-Thí dụ:

CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+

NH4 + + H2O  NH3 + H3O+HPO42- + H2O  PO43- + H3O+

CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH

-Theo quan niệm cổ điển thì NH4

+ không phải là axit và CN- không phải là bazơ

mà là cation và anion của các muối thủy phân, nhưng theo định nghĩa của Bronsted thì

NH4

+

là axit và CN- là bazơ và phản ứng thuỷ phân chính là phản ứng của axít NH4

+ hay bazơ CN- với nước

Tùy theo bản chất của dung môi, một chất có thể thể hiện tính axít hay bazơ Trong chương này chúng ta đề cập chủ yếu đến các phản ứng axít hay bazơ trong dung môi là nước

 

  

+ 3 2

B H OK=

Có những axít mà phân tử chứa hai hay nhiều hơn hai proton có thể tách ra trong nước Những axit đó được gọi là các đa axit Trong dung dịch nước, phân tử các đa axít phân li lần lượt theo nhiều nấc và trong mỗi một nấc cho một proton Ứng với mỗi nấc

có một hằng số axít Thí dụ: axít H2CO3 phân li theo hai nấc và có hai hằng số axít là

K và K

HCO3 -  CO3

2 Cường độ bazơ Hằng số bazơ K b

Một bazơ càng mạnh khi hòa tan trong nước sẽ nhận proton của nước càng nhiều, hằng

số cân bằng của cân bằng càng lớn, được biểu diễn:

Trong thực tế, để tiện cho việc tính toán và biểu diễn bằng đồ thị người ta hay dùng các đại lượng thay thế, chuyển đổi như sau:

3 Quan hệ giữa hằng số K a và hằng số K b của một cặp axit- bazơ liên hợp

Từ hai hệ thức (2.1) và (2.2) ta có phương trình

Ka.Kb = [B].[H3O+ ].[A].[OH- ]/[A].[B]

Ka càng lớn, nghĩa là axit A cành mạnh thì hằng số Kb của bazơ càng nhỏ nghĩa là bazơ

2.3.3 Tính pH của các dung dịch axit , bazơ, muối

2.3.3.1 Công thức tổng quát để tính nồng độ ion H + cho dung dịch hỗn hợp axit và bazơ liên hợp

Giả sử hòa tan vào nước một axit HA có nồng độ ban đầu là CA và bazơ liên hợp với nó (A-) là muối NaA có nồng độ CB Trong dung dịch sẽ có hai cân bằng:

HA  H+ + A

-H2O  H+ + OH-

Và phương trình phân li hoàn toàn của muối NaA

NaA  Na+ + A

-từ hai phương trình trên ta có thể viết :

do nước phân li ra bằng nồng độ OH-, vậy:

[HA] = CA – ([H+] - [OH-]) = CA – [H+] + [OH-] (f)

Còn nồng độ cân bằng [A-] bằng nồng độ của A- do NaA phân li ra (CB) cộng với nồng

độ của A- do HA phân li ra, mặt khác nồng độ này bằng nồng độ H+ do HA phân li ra,

mà nồng độ H+ do HA phân li ra bằng nồng độ H+ chung trong dung dịch trừ đi nồng độ

OH-, vậy:

[A-] = CB + [H+] - [OH-] (g) Thay [HA] và [A- ] vào (a’) ta được công thức (2.4) :

-A +

đây ta xem xét cách tính pH cho các trường hợp theo việc sử dụng công thức này

2.3.3.2 pH của dung dịch đơn axit rất mạnh HA có nồng độ C A

HA là một axit rất mạnh nên trong nước coi như phân li hoàn toàn:

Nên CA - [H+ ] - [OH- ] = 0 rút ra [H+ ] = CA + [OH- ] (2.5)

công thức (2.5) cũng có thể suy ra từ công thức (f), do HA phân li hoàn toàn nên [HA]

= 0, từ công thức (f) ta có CA - [H+ ] - [OH- ] = 0 => [H+ ] = CA + [OH- ] Công thức (2.5) bao gồm cả H+ do axit HA phân li ra và H+ do nước phân li ra

Khi nồng độ axit HA lớn hơn 10-7M thì H+ do nước phân li ra không đáng kể, tức

là có thể bỏ qua sự phân li của nước, nghĩa là H+ trong dung dịch là do H+ của HA phân

li Khi đó

CA = [H+] và pH = -lg[H+] = - lgCA

Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl 1M và 5.10-3M

- Đối với dung dịch HCl nồng độ 1M thì ta có pH = - lg1 = 0

- Đối với dung dịch HCl5.10-3M thì pH = - lg(5.10-3) = 2,3

Khi nồng độ axit CA ≤ 10-7M thì phải tính pH từ phương trình (2.5) hay (2.5’) Giải phương trình bậc hai này, được 2 nghiệm, ta sẽ lấy nghiệm dương

Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl 10-8M

Nếu bỏ qua H+ do nước phân li ra thì pH của dung dịch là 8 Điều này không đúng, ta phải dùng công thức (2.5’) để tính pH, khi đó pH của dung dịch sẽ là:

[H+]2 – 10-8 [H+ ] – 10-14 = 0 Giải phương trình này sẽ tính được [H+ ] = 10-6,9 suy ra pH = 6,9

Nếu CA << 10-7 có thể bỏ qua CA cạnh [OH- ] trong công thức (2.5) và khi đó: [OH- ] = [H+ ] =

2

H O

K , môi trường khi này coi như là trung tính

2.3.4.3 pH của dung dịch đơn bazơ rất mạnh có nồng độ C B

Các đơn bazơ mạnh thường là hiđroxit của các kim loại kiềm, trong nước chúng phân li coi như hoàn toàn theo phương trình:

BOH  B+ + OH- Lập luận tương tự như đối với dung dịch axít mạnh ta có:

CB là nồng độ ban đầu của bazơ Thay giá trị của [OH-] = H O 2

+

KH

Và [H+ ] = H O 2

+

KH

Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaOH 0,1M

[OH-] = 10-1 => pOH = -lg[OH-] = 1 => pH = 14 – pOH = 14 -1 =13

Nếu CB ≤ 10-7 thì phải tính pH theo công thức (2.6’)

Nếu CB << 10-7 có thể bỏ qua CB cạnh [H+] trong công thức (2.6) và khi đó: [OH- ] = [H+ ] =

2

H O

K , môi trường khi này coi như là trung tính

2.3.4.4 pH của dung dịch đơn axit yếu HA có hằng số axít K a và nồng độ ban đầu C A

Trong dung dịch chỉ có axit yếu HA nên nồng độ bazơ liên hợp của nó CB trong công thức (2.4) rất nhỏ, có thể coi bằng không và công thức tính pH của dung dịch axit

yếu là:

-A +

Tuỳ từng trường hợp cụ thể lại có thể đơn giản hoá công thức (2.7) như sau:

- Nếu [OH-] << [H+] nghĩa là có thể bỏ qua sự phân li của nước, tức là bỏ qua nồng độ ion H+ do nước phân li ra, khi đó ta có thể bỏ qua [OH- ] bên cạnh [H+] Công thức (2.7) sẽ được đơn giản còn:

+ A +

Đây là phương trình bậc hai với [H+]

- Nếu coi [H+ ] << CA (tức là axít phân li yếu, nồng độ ion H+ do axit phân li ra nhỏ hơn nồng độ ban đầu của axit) thì phương trình (2.7) sẽ là:

2 +

NH4Cl  NH4

+ + Cl-

NH4 + + H2O  NH3 + H3O+ suy ra NH4

- Nếu nồng độ ban đầu của axit CA nhỏ, hay axit có hằng số Ka tương đối lớn (nghĩa là axít không yếu lắm) thì không thể bỏ qua H+ cạnh CA được Khi đó muốn tính

pH chính xác ta phải dùng công thức (2.7’) Người ta thường quy ước ngưỡng để tính là: nếu axit có Ka< 10-4 hoặc tỉ số (CA / Ka) > 400 thì sử dụng công thức (2.7”)

Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COOH 10-4 M, biết

Nếu CA khá nhỏ để [A- ] << [OH- ] tức là H+ do axit HA phân li ra không đáng

kể so với H+ do nước phân li ra thì H+ trong dung dịch hầu hết do nước phân li ra Do đó: [H+ ] = [OH- ] =

2

H O

K , môi trường khi này coi như là trung tính

2.3.3.5 pH của dung dịch đơn bazơ yếu có hằng số bazơ K b và nồng độ ban đầu C B

Lập luận tương tự như dung dịch đơn axit yếu ở trên, trong dung dịch chỉ có bazơ yếu nên CA trong công thức (2.4) rất nhỏ, coi như bằng không, vậy công thức tính

pH của một dung dịch bazơ yếu là:

OH K

OH K

B a O

   C OH  K C OH 

K K

[OH-]= K b C B  pOH = 0,5pKb– 0,5lgCB và pH = 14 – pOH (2.8”) Nếu nồng độ ban đầu của bazơ CB nhỏ, hay bazơ có hằng số Kb tương đối lớn (nghĩa là bazơ không yếu lắm) thì không thể bỏ qua OH- cạnh CB được Khi đó muốn tính pH chính xác ta phải dùng công thức (2.8’) Người ta thường quy ước ngưỡng để tính là: nếu bazơ có Kb< 10-4 hoặc tỉ số (CB / Kb) > 400 thì sử dụng công thức (2.8”)

Nếu CB khá nhỏ, CB << 10-7 M, thì lại coi như [H+ ] = [OH- ] = K H O

2 hay môi trường khi này là trung tính

Ví dụ: - Tính pH của dung dịch NH3 0,1M, biết Kb = 1,75.10-5

NH3 + H2O  NH4

+ + OH- pOH = 0,5.4,75 – 0,5.lg0,1 = 2,38 + 0,5 = 2,88 và pH = 14 – 2,88 = 11,12

- Tính pH của dung dịch KCN 0,1 M, biết đây là muối của axít yếu HCN

2.3.3.6 pH của dung dịch hỗn hợp đơn axit yếu và bazơ liên hợp với nó

Thiết lập công thức tính pH của dung dịch chứa axit yếu HA với nồng độ ban đầu là CA và bazơ liên hợp với nó là A- ( trong muối NaA có nồng độ ban đầu là CB)

Để tính chính xác pH của dung dịch chứa HA và NaA với nồng độ ban đầu là CA

C

OH H

C K H

B

A

a.Nhưng thường [H+] và [OH-] không đáng kể so với CA và CB vì HA và A- ngăn cản lẫn nhau làm cho chúng ion hoá theo phương trình sau:

HA + H2O  A- + H3O+

A- + H2O  HA+ HONên H3O+ và HO- sinh ra không được nhiều, do đó pH của dung dịch thực tế được tính theo công thức:

- 

B

A a

C

C K

2.3.3.7 pH của dung dịch hỗn hợp axit yếu và bazơ không liên hợp với nó

Giả sử có một hỗn hợp axit HA1có nồng độ CA của hệ HA1/A-1 và bazơ A-2 nồng

độ CB của hệ HA2/A-2, các hằng số axit của hai hệ là K1 và K2

Để tính pH của dung dịch này ta lập phương trình bảo toàn proton xuất phát từ

K

H

1 1 2

Vì với axit HA1 thì HA1  H+ + A-1 nên [HA1] + [A-1] = CA (a)

Và K1 =   

 1

1

1

1

K H

K A

K C

K H

H C HA

K H

K C A

A A

K C m H

K

H

1 1 2

K

H

1 1 2

HCN NH

pH =pK -pK =14-4,76=9,24pH=0,5.(pK +pK )=0,5.(9,21+9,24)=9,23

2.3.3.8 pH của các dung dịch hỗn hợp các đơn axit

 pH của các dung dịch hỗn hợp axit mạnh HA m và axít yếu HA y

Trong dung dịch có các cân bằng sau:

Phản ứng (a) chuyển dịch hoàn toàn về phía bên phải và [H+] do phản ứng này sinh ra làm cho phản ứng ở cân bằng (b) chuyển dịch về phía bên trái tức là làm kìm hãm sự phân li của axit do đó Khi này có thể chia làm các trường hợp:

Trường hợp 1: Nếu nồng độ ban đầu của axít yếu nhỏ hơn, bằng hoặc không lớn hơn nhiều so với nồng độ của axit mạnh, thì pH chỉ do axit mạnh nhất quyết định

Ví dụ: Tính pH của hỗn hợp chứa hai axit HCl và CH3COOH nồng độ mỗi axit tương ứng là 0,1M

Khi này có thể bỏ qua sự phân li của CH3COOH, nồng độ của ion H+ sẽ là 10-1 ion g/l, vì HCl phân li hoàn toàn, nên pH = 1

Trường hợp 2: Nếu nồng độ của axit yếu lớn hơn rất nhiều nồng độ của axit mạnh thì phải kể đến sự phân li của axit yếu

Ví dụ: Tính pH của dung dịch gồm hai axit HCl nồng độ 10-2 M và axit

COOH CH

3

3 hay 10-2 + x = 10-4,75.(1-x)/x

Và giải phương trình tương đương với x2 + (10-2 + 10-4,75) x = 0, bỏ 10-4,75 bên cạnh 10-2 thì phương trình trở thành x2 + 10-2.x – 10-4,75 = 0 Giải phương trình này nghiệm x nhận được là x = 1,3.10-2 từ đó suy ra giá trị pH = 1,64

 pH của các dung dịch hỗn hợp axit yếu HA y1 và HA y2

Trong dung dịch của hỗn hợp này có các cân bằng sau:

HAy1  H+ + A-y1

HAy2  H+ + A-y2

H2O  H+ + OH-

Có 3 trường hợp thường gặp:

Trường hợp 1: Hai axit có hằng số axit và nồng độ gần bằng nhau Khi đó gọi

nồng độ mỗi axit là C, nồng độ H+ do axit HAy1 phân li ra là (x), nồng độ H+ do axit

HAy2 phân li ra là (y), nếu bỏ qua sự phân li của nước thì:

HAy 1  H+ + A-y 1

C – x x + y x

HAy 2  H+ + A-y 2

C – y x + y y

KHAy 1 = x (x + y)/(C-x); KHAy2 = y.(x-y)/(C-y)

Thông thường thì x và y nhỏ hơn C rất nhiều nên có thể bỏ qua chúng bên cạnh

C, khi đó:

KHAy 1 = x (x + y)/C; KHAy 2 = y.(x-y)/C

KHAy 1 + KHAy 2 = (x + y) (x + y)/C = (x+y)2/C [H+] = C.(KHAy 1 + KHAy 2 ) → [H+] =  1 2

y

HA K K

Ví dụ: Tính pH của dung dịch gồm axit meta asenơ HAsO2 có Ka = 6.10-10 và axít xianhiđric HCN có Ka = 7.10-10, biết nồng độ của mỗi axít tương ứng đều bằng 0,2M

Trường hợp 2: Nồng độ các axit xấp xỉ bằng nhau nhưng hằng số axit khác nhau

Trong dung dịch sẽ có các cân bằng sau:

CH3COOH  H+ + CH3COO- (a)

Vì nồng độ của hai axit bằng nhau và hằng số axit của CH3COOH lớn hơn hằng

số axit của HCN rất nhiều (104,45 lần), nên có thể bỏ qua nồng độ H+ do cân bằng (b) sinh ra so với nồng độ H+ do cân bằng (a) sinh ra Như vậy, trên thực tế pH của hỗn hợp chính là pH của dung dịch CH3COOH

Trong trường hợp này có thể tính pH của dung dịch theo công thức (2.7”):

2.3.3.9 pH của các dung dịch đa axit và đa bazơ

Khi hòa tan một đa axit vào nước thì nó phân li theo nhiều nấc và mỗi nấc cho một proton, đặc trưng bởi một hằng số axit tương ứng Đối với các axit thường gặp thì hằng số axit từng nấc khác nhau rất nhiều, hằng số axit của nấc thứ nhất thường lớn hơn rất nhiều hằng số axit nấc sau đó

Ví dụ: - Phương trình phân li của H2CO3 sẽ là:

H2CO3  H+ + HCO3

- với hằng số axit K1 = 10-6,4HCO-3  H+ + CO3

với hằng số axit K2 = 10-10,3

2-Ta thấy: K1/K2 = 10-6,4/10-10,3 = 104

- H3PO4 phân li theo ba nấc có 3 hằng số axit tương ứng có các giá trị là pK1 = 2,12; pK2 = 7,21; pK3 = 12,36 Như vậy đối với axit này, các hằng số phân li trước bao giờ cũng lớn hơn hằng số phân li ngày sau nó khoảng 100 nghìn lần

Đối với các đa axít có các hằng số axit khác nhau rất nhiều, do vậy khi tính pH của dung dịch thì có thể bỏ qua được sự phân li của các nấc sau, chỉ kể tới sự phân li của các nấc thứ nhất, tức là pH của một đơn axit, hoặc là pH của hỗn hợp đơn axít có nồng độ bằng nhau nhưng có hằng số phân li khác nhau

Ví dụ: Tính pH của dung dịch H2S 0,025M Biết K1 = 5,7.10-8 và K2 = 1,2 10-15

Như vậy K1 >> K2 hàng triệu lần, nên khi tính pH của dung dịch ta có thể bỏ qua sự phân li của các nấc hai và nếu bỏ qua sự phân li của nước thì có thể tính pH theo công thức tính pH của đơn axit yếu

Nếu như đa axit có hằng số axit khác nhau nhiều thì các đa bazơ tương ứng cũng

có hằng số bazơ khác nhau nhiều và việc tính toán pH của các dung dịch đa bazơ cũng chỉ tính tới sự phân li của nấc thứ nhất mà thôi, như vậy việc tính pH cũng tiến hành tương tự như tính pH của một đơn bazơ yếu, khi này dùng công thức:

[OH-] = K b.C và pH = 14 - pOH

2.3.4 Dung dịch đệm

Trong thực tiễn phân tích, nhiều phản ứng phân tích chỉ xảy ra tối ưu ở những môi trường pH nhất định Khi này để tạo môi trường pH xác định, người ta sử dụng một loại dung dịch được gọi là dung dịch đệm

Dung dịch đệm là dung dịch hỗn hợp axit yếu và bazơ liên hợp của nó hoặc dung dịch hỗn hợp bazơ yếu và axit liên hợp của nó Những dung dịch này giữ được pH ổn định hoặc hầu như không đổi khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh hoặc bazơ hoặc khi pha loãng

Giá trị pH của dung dịch đệm được tính theo công thức (2.9):

2.3.4.2 Đệm năng ( khả năng đệm của dung dịch đệm )

Đệm năng là khái niệm được sử dụng để biểu thị khả năng của dung dịch đệm chống lại sự thay đổi pH khi thêm axit mạnh hoặc bazơ mạnh vào, ký hiệu bằng chữ β

Có thể định nghĩa đệm năng như sau: Đệm năng của một dung dịch đệm bằng số mol của một bazơ mạnh ( hoặc một axit mạnh ) thêm vào 1 lít dung dịch đệm đó để pH của nó tăng lên ( hoặc giảm đi ) 1 đơn vị

Cũng có thể định nghĩa đệm năng của một dung dịch đệm một cách chính xác dưới dạng phương trình vi phân như sau:

2.3.4.3 Cách pha chế chuẩn bị dung dịch đệm

Trong phân tích định tính cũng như phân tích định lượng, nhất là trong các phương pháp chuẩn độ complexon ( chuẩn độ tạo phức ), thường xuyên phải sử dụng dung dịch hỗn hợp đệm để tạo môi trường pH xác định Khi này ta phải pha chế các

- Lựa chọn các hỗn hợp có pKa gần với giá trị pH yêu cầu

- Tính tỉ số nồng độ CA, CB của 2 dạng cần có trong dung dịch đệm yêu cầu theo biểu thức:

lg(CA/CB) = pKa – pH

Với 1 giá trị nhất định của CA (hoặc CB ) tự lựa chọn, tính nồng độ của CB (hoặc

CA ) còn lại Sau đó dựa vào thể tích của dung dịch đệm cần pha mà ta tính toán lượng cân nguyên chất hay thể tích dung dịch đầu của các thành phần cần lấy cho thể tích của dung dịch đệm cần pha chế

2.4 Cân bằng tạo kết tủa

2.4.1 Điều kiện tạo thành kết tủa – Tích số tan

2.4.1.1 Tích số tan

Tấc cả các chất khó tan đều có tan một phần dù là rất nhỏ

AgCl phân li theo phương trình sau: AgCl rắn  Ag+

Ví dụ: - Tích số tan của chất điện li ít tan AgI là 8,3.10-17 ở 25 0C nghĩa là

Ag I =8,3.10

   

    khi dung dịch bão hoà AgI

- Tích số tan của chất điện li ít tan Ba3(PO4)2 bằng 6,3 10-39 ở 25 0C nghĩa là Ba2+  3 PO43-2=6,03.10-39 khi dung dịch bão hoà Ba3(PO4)2

Để chính xác hơn, chúng ta phải thay các giá trị nồng độ bằng giá trị hoạt độ

2.4.1.2 Điều kiện tạo thành kết tủa

Xét quá trình tạo kết tủa AmBn : mA + nB  AmBn

Khi    m n

B

A < TA m B n dung dịch ở trạng thái này gọi là dung dịch chưa bão hoà,

Khi    A B T A B n m gọi là thì dung dịch bão hòa, nói cách khác, tốc độ hòa tan bằng tốc độ kết tủa

Điều kiện tạo thành kết tủa của chất điện li ít tan là tích số nồng độ của các ion tạo nên chất điện li ít tan đó ( với số mũ thích hợp ) lớn hơn tích số tan của chất điện li

ít tan đó (ở nhiệt độ nhất định)

Quá trình tạo thành và ổn định kết tủa rất phức tạp, bao gồm nhiều giai đoạn, bị ảnh hưởng bởi nhiều yếu tố, chúng ta sẽ nghiên cứu kỹ hơn ở phần sau

2.4.1.3 Độ tan, quan hệ giữa độ tan và tích số tan

Độ tan của một chất là khái niệm cho ta biết khả năng tan của chất đó trong dung môi nhất định Thường ký hiệu bằng chữ S

Người ta thường biểu diễn độ tan bằng số gam chất tan có trong 100g dung môi của dung dịch bão hòa hoặc số gam chất tan có trong 100g dung dịch bão hòa

Độ tan của một chất là nồng độ chất đó trong dung dịch bão hòa

Tích số tan như đã biết, là tích số nồng độ các ion trong dung dịch bão hòa Tích số tan là hằng số không phụ thuộc vào nồng độ ion, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, còn độ tan phụ thuộc vào nhiều yếu tố khác

Độ tan và tích số tan đều là các đại lượng đặc trưng cho dung dịch bão hoà nên

có thể tính tích số tan từ độ tan hoặc ngược lại Quan hệ giữa độ tan và tích số tan của kết tủa AmBn như sau:

m n





Ví dụ 1: Tính độ tan của Ca3(PO4)2 trong nước biết TCa (PO )3 4 2 = 10-32,5

Ca3(PO4)2  3Ca2+ + 2PO4

4 3 2 2

4)(

3 4 2

3 2 3 2 5 ( ) (3 ) (2 ) 3 2

Ca PO

2.4.2 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan của chất ít tan

Độ tan và tích số tan đều là các đại lượng đặc trưng cho kết tủa, độ tan càng nhỏ thì kết tủa càng khó tan, phản ứng phân tích xảy ra càng hoàn toàn Tuy nhiên độ tan của kết tủa ngoài việc phụ thuộc vào bản chất của kết tủa còn phụ thuộc vào các yếu tố khác như sự có mặt của các ion, môi trường pH, do các ion này có thể tác dụng với ion kết tủa do đó ảnh hưởng tới độ tan của kết tủa Sau đây chúng ta xét một số yếu tố ảnh hưởng,

2.4.2.1 Ảnh hưởng của ion chung

Ion chung còn gọi là ion cùng tên, là ion có mặt trong thành phần của kết tủa Sự

có mặt của ion cùng tên trong dung dịch bão hòa của kết tủa làm cho độ tan giảm Bởi

vì theo quy luật tích tan thì tích số nồng độ của các ion của kết tủa trong dung dịch bão hòa luôn luôn là một hằng số ở nhiệt độ nhất định Nếu nồng độ của một trong các ion tăng thì nồng độ của các ion kia phải giảm Ta xem xét cụ thể trong ví dụ sau:

Ví dụ: Tính độ tan của BaSO4 trong dung dịch Na2SO4 0,01M và so sánh với độ tan của nó trong nước Biết TBaSO 1,1.10 10

4



Độ tan của BaSO4 trong nước nguyên chất là: S 1,1.1010 1,05.105M

Trong dung dịch Na2SO4 0,01M: nồng độ ion Ba2+ bằng độ tan S của BaSO4 còn nồng độ của ion SO4

bằng tổng nồng độ của SO4

do BaSO4 và Na2SO4 phân ly ra

Vì độ tan của BaSO4 rất bé, khi có Na2SO4 lại càng bé hơn nên SO4

do BaSO4phân ly ra không đáng kể, vậy có thể coi [SO42-] = 0,01

.1,1

10.05,1

- Trong phương pháp phân tích khối lượng, khi thực hiện phản ứng tạo kết tủa chất cần phân tích bằng một thuốc thử kết tủa nhất định, người ta phải thêm dư lượng thuốc thử kết tủa

- Khi lọc, rửa để thu kết tủa, ta nên rửa bằng nước cất có thêm một lượng ion cùng loại để làm giảm độ tan của kết tủa, tránh cho kết tủa tan trong nước rửa sẽ dẫn đến sai số

2.4.2.2 Ảnh hưởng của ion lạ

Ion lạ là ion không có mặt trong thành phần của kết tủa Các ion lạ làm tăng độ tan cuả kết tủa vì sẽ làm tăng lực ion của dung dịch, nghĩa là làm giảm hệ số hoạt độ f trong biểu thức tích số tan, do đó nồng độ ion của kết tủa sẽ tăng, ảnh hưởng này còn gọi là hiêu ứng muối Ta xem xét cụ thể trong ví dụ sau:

Ví dụ: Tính độ tan của kết tủa AgCl trong dung dịch KNO3 0,1M

Nếu tính đến hệ số hoạt độ: TAgCl = S2.f2

-0,10,1)(0,12

1

; f

T

0,76f

; 88,01,01

1,0.5,0f



Vậy độ tan của AgCl trong nước nguyên chất là: 1,05.10-5 và độ tan của AgCl

trong KNO3 0,1M lớn hơn trong nước nguyên chất: 1,33lÇn

10.05,1

10.4,1

5 5





Từ đó ta thấy độ tan của chất điện li ít tan tăng lên khi thêm vào dung dịch của nó chất điện ly nào đó Điều này cũng được ứng dụng trong phương pháp phân tích khối lượng như sau: Sau khi thực hiện phản ứng tạo kết tủa chất cần phân tích bằng một thuốc thử kết tủa nhất định, người ta không lọc ngay mà để một thời gian nhất định để làm “muồi” kết tủa, nghĩa là cứ để nguyên kết tủa trong dung dịch, đồng thời có thể thêm chất điện

li chứa ion khác loại, khi này các kết tủa tinh thể hạt nhỏ có thể tan ra, nhưng do đã thỏa mãn quy tắc tích số tan nên sẽ lại tạo thành kết tủa, các kết tủa tạo thành sẽ có hạt to hơn, sẽ dễ lọc, rửa và ít nhiễm bẩn hơn Cũng cần chú ý rằng sự làm muồi kết tủa chỉ áp dụng cho loại kết tủa tinh thể

2.4.2.3 Ảnh hưởng của ion H +

Độ tan của kết tủa tạo thành bởi các ion kim loại với anion của gốc axit mạnh như AgCl, AgI, BaSO4 … nói chung ít thay đổi khi pH của dung dịch thay đổi Nhưng đối với các kết tủa là muối của axit yếu như BaCO3, NiS, FeS… thì tan trong dung dịch axit

Nếu có kết tủa MAn mà A-là gốc của axit yếu thì trong dung dịch có cân bằng:

Nếu gọi độ tan của kết tủa MAn là S thì:

HA K

nS K A

nS K S M A T

a

a n

K

H n

T S

Ví dụ : Tính độ tan của CaF2 trong HCl 0,01M nếu KHF = 6.10-4 và

3 2 1 3

2 1 2

1

K

H K

H n

2.4.3 Kết tủa phân đoạn

Nếu trong dung dịch có chứa hai hay nhiều ion có khả năng tạo thành kết tủa với một ion thứ ba, nhưng các kết tủa đó có độ tan khác nhau nhiều, thì khi thêm ion

thứ ba vào dung dịch, các kết tủa lần lượt tạo thành Hiện tượng đó được gọi là sự kết tủa phân đoạn, có ý nghĩa quan trọng trong hóa phân tích

Ví dụ: Nếu thêm dung dịch AgNO3 vào dung dịch chứa hai muối clorua Cl- và iođua I-, khi có đủ Ag+ thì đầu tiên trên AgI kết tủa, kết tủa này có tích số tan TAgI = 10-16

, khi AgI kết tủa hoàn toàn thì AgCl bắt đầu kết tủa, kết tủa này có tích số tan TAgCl =

10-10 Đây chính là hiện tượng kết tủa phân đoạn Ta có thể giải thích hiện tượng đó như sau:

Khi cả hai muối AgCl và AgI cùng kết tủa trong dung dịch thì ta có:

Chia cả hai về của (1), (2) cho nhau ta có:

    10 16 6

1010

/10/I    

Cl

Có nghĩa là khi ion Cl- còn lại trong dung dịch tham gia tạo kết tủa AgCl thì nồng độ ion I- trong dung dịch chỉ còn bằng một phần triệu nồng độ của ion Cl- Như thế khi AgCl bắt đầu kết tủa thì iođua thực tế đã kết tủa hoàn toàn

2.3 Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường ĐHSP và ở trường phổ thông

2.3.1 Tác dụng chủ đạo lý thuyết cân bằng ion trong giảng dạy hóa học phân tích

ở trường ĐHSP

Phát triển tư duy cho sinh viên, phát triển kĩ năng, kĩ xảo cho sinh viên trong việc tính toán và pha chế hóa chất Giúp sinh viên giải thích được một số hiện tượng hóa học

2.3.2 Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường phổ thông

Vị trí chương cân bằng ion trong dung dịch trãi đều từ chương trình lớp 8 đến lớp 12 và tập trung nhiều nhất ở chương 1: ( Sự điện li ) của lớp 11 Đây là chương làm nền tảng để học sinh đi vận dụng giải quyết một số vấn đề khi học đến các bài về chất sau này Qua chương này học sinh nắm được khái niệm về sự điện li, chất điện li mạnh, chất điện li yếu, cân bằng điện li, định nghĩa được axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính và muối theo Bronsted Biết được tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước, khái niệm pH, chất chỉ thị màu Biết được bản chất của phản ứng xảy ra trong dung dịch các

điện li mạnh, chất điện li yếu, chất không điện li, viết được phương trình điện li, nhận biết được một số ion có tính axit, bazơ, trung tính, lưỡng tính theo Bronsted; Tính được nồng độ của các ion trong dung dịch, tính pH, biết được kết quả phản ứng trao đổi ion trong dung dịch, giải được và nhanh một số bài tập liên quan

2.4 Vận dụng lý thuyết cân bằng ion vào việc giảng dạy hóa học phổ thông

2.4.1 Dự đoán, bản chất phản ứng trong dung dịch chất điện li

Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi trong dung dịch chất điện li:

- Phản ứng tạo thành chất kết tủa

- Phản ứng tạo thành chất điện li yếu

- Phản ứng tạo thành chất khí

Bản chất phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là các ion kết hợp với nhau tạo

thành kết tủa, khí, chất điện li yếu nhằm mục đích giảm nồng độ các ion trong dung

Một số bài tập vận dụng:

Câu 1: Viết phương trình phân tử và ion rút gọn :

a/ NaHCO3 + Ba(OH)2 dư 

b/ NaHCO3dư + Ba(OH)2 

c/ NH4

+

+ OH–  NH3 + H2O d/ S2– + 2H+  H2S

e/ PO43– + 3H+  H3PO4

f/ H3O+ + OH–  2H2O

Câu 3: Viết các phương trình hóa học có thể xảy ra khi cho:

a/ dung dịch chứa: NH4+, CO32–, Na+ vào dung dịch chứa: Na+, K+, OH–

b/ dung dịch chứa: Na+, Ba2+, OH– vào dung dịch chứa: H+, Cl–, SO4

2–

c/ dung dịch chứa: NH4

+, H+, SO4

2–

vào dung dịch chứa: Ba2+, Na+, OH– d/ dung dịch chứa: Ba2+,Ca2+, HCO3

– vào dung dịch chứa: Na+, K+, OH–

Câu 4: Trong dung dịch có thể tồn tại đồng thời các ion sau đây được không ? Giải

Câu 5: Có 3 ống nghiệm đựng các dung dịch loãng, mỗi ống nghiệm chứa 2 anion và 2

cation (không trùng lặp giữa các ống nghiệm) Hãy xác định các cation và anion trong từng ống nghiệm, biết chúng gồm các ion sau : NH4; Na+; Ag+; Ba2+; Mg2+; Al3+; Cl–;

Br–; NO3; SO24; PO34; CO23

Câu 6: Kết quả xác định nồng độ mol của các ion trong một dung dịch như sau : Na+ :

Câu 7: Cho 2 dung dịch A và B, mỗi dung dịch chỉ chứa 2 loại cation và 2 loại anion

trong số các ion sau:

K+ (0,15 mol), Mg2+ (0,1 mol), NH4

+ (0,25 mol), H+ (0,2 mol)

Cl– (0,1 mol), SO4

2–

(0,075 mol), NO3

– (0,25 mol), CO3

2–

(0,15 mol) Hãy lập luận để xác định các ion có trong mỗi dung dịch

Câu 8: Một dung dịch có chứa 2 loại cation là Fe2+ (0,1 mol) và Al3+ (0,2 mol) cùng 2 loại anion là Cl– (x mol) và SO4

2–

(y mol) Tính x và y biết rằng khi cô cạn dung dịch

thu được 46,9 gam chất rắn khan

Câu 9: Nêu hiện tượng, giải thích 3 thí nghiệm sau:

TN1: Cho Cu vào dung dịch HCl

TN2: Cho Cu vào dung dịch NaNO3

TN3: Cho Cu vào dung dịch hỗn hợp HCl, NaNO3

Câu 10: Thực hiện hai thí nghiệm:

- Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80ml dung dịch HNO3 1M thoát ra V1 lít NO

- Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80 ml dung dịch HNO3 1M và H2SO4 0,5M thoát ra V2lít NO Biết NO là sản phẩm khử duy nhất, các thể tích khí đo ở dùng điều kiện Tính

V1 và V2

Câu 11: Cho Cu và dung dịch H2SO4 loãng tác dụng với chất X (một loại phân bón hóa học), thấy thoát ra khí không màu hóa nâu trong không khí Mặt khác, khi X tác dụng với dung dịch NaOH thì có khí mùi khai thoát ra, chất X đốt trên ngọn lửa có màu vàng Xác định X

Câu 12: Thêm m gam kali vào 300ml dung dịch chứa Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M thu được dung dịch X Cho từ từ dung dịch X vào 200ml dung dịch Al2(SO4)3 0,1M thu được kết tủa Y Để thu được lượng kết tủa Y lớn nhất thì giá trị của m là bao nhiêu

Câu 13: Cho dung dịch X chứa 0,1 mol Al3+, 0,2 mol Mg2+, 0,2 mol NO3-, x mol Cl-, y mol Cu2+

- Nếu cho dung dịch X tác dụng với dung dịch AgNO3 dư thì thu được 86,1 gam kết tủa

- Nếu cho 850 ml dung dịch NaOH 1M vào dung dịch X tính khối lượng kết tủa thu được

Câu 14: Nung m gam hỗn hợp X gồm 2 muối cacbonat trung tính của 2 kim loại N và

M đều có hóa trị 2 Sau một thời gian thu được 3,36 lít CO2 (điều kiện tiêu chuẩn) và

còn lại hỗn hợp rắn Y Cho Y tác dụng hết với dung dịch HCl dư thu thêm được 3,36 lít CO2 (điều kiện tiêu chuẩn) Phần dung dịch đem cô cạn thu được 32,5 gam muối khan Khối lượng m của hỗn hợp X ban đầu là:

Câu 15: Một dung dịch X không màu chứa duy nhất một hợp chất ion Xác định tên hợp chất, biết rằng khi cho dung dịch NaOH loãng vào X xuất hiện kết tủa, kết tủa này tan trong NaOH dư Thêm bạc axetat vào X tạo kết tủa trắng

A Chì sunfat B Đồng sunfat C Bari nitrat D Nhôm clorua

Câu 15: Cho dung dịch chứa 0,1 mol (NH4)2CO3 tác dụng với dung dịch chứa 34,2 gam Ba(OH)2 Sau phản ứng thu được m gam kết tủa Giá trị của m là

- Phần hai tác dụng với lượng dư dung dịch BaCl2, thu được 4,66 gam kết tủa

Tổng khối lượng các muối khan thu được khi cô cạn dung dịch X là (quá trình cô cạn chỉ có nước bay hơi)

Câu 17 : Cho dãy các chất: NH4Cl, (NH4)2SO4, NaCl, MgCl2, FeCl2, AlCl3 Số chất trong dãy tác dụng với lượng dư dung dịch Ba(OH)2 tạo thành kết tủa là

A hỗn hợp gồm BaSO4 và FeO B hỗn hợp gồm Al2O3 và Fe2O3

gam Ba(OH)2 Sau phản ứng thu được m gam kết tủa Giá trị của m là

Câu 21 : Một dung dịch chứa a mol NaHCO3 và b mol Na2CO3 Khi thêm (a+b) mol CaCl2 hoặc (a+b) mol Ca(OH)2 vào dung dịch đó thì lượng kết tủa thu được trong hai trường hợp có bằng nhau không ?

A Lượng kết tủa trong hai trường hợp có bằng nhau

B Lượng kết tủa trong trường hợp 2 gấp đôi với trường hợp 1

C Trường hợp 1 có b mol kết tủa, trường hợp 2 có (a+b) mol kết tủa

D Trường hợp 1 có a mol kết tủa, trường hợp 2 có (a+b) mol kết tủa

Câu 22 :Thêm x ml dung dịch Na2CO3 0,1M vào dung dịch chứa hỗn hợp: Mg2+, Ba2+,

Ca2+, 0,01 mol HCO3

–, 0,02 mol NO3

– thì thu được lượng kết tủa lớn nhất Giá trị của x

là

VẤN ĐỀ 2: AXIT - BAZƠ – LƯỠNG TÍNH

Câu 1: a Theo định nghĩa về axit-bazơ của BRONSTED các ion: Na +, NH4

Câu 2: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch NaOH 1M vào dung dịch chứa 0,5 mol AlCl3

để được 31,2 gam kết tủa

Câu 3: Cần cho một thể tích dung dịch NaOH 1M lớn nhất là bao nhiêu vào dung dịch

chứa đồng thời 0,6 mol AlCl3 và 0,2 mol HCl để xuất hiện 39 gam kết tủa Giải Lưu

ý rằng trường hợp này cần thêm một lượng NaOH để trung hoà HCl Mặt khác, để tính thể tích dung dịch NaOH lớn nhất nên chỉ cần xét giá trị

Câu 4: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch HCl 1M vào dung dịch chứa 0,7mol

Na[Al(OH)4] để thu được 39 gam kết tủa?

Câu 5: Thể tích dung dịch HCl 1M cực đại cần vào dung dịch chứa đồng thời 0,1mol

NaOH và 0,3 mol Na[Al(OH)4] là bao nhiêu để xuất hiện 15,6 gam kết tủa?

Câu 7: Hấp thụ hết 6,72 lít CO2 (đkc) vào 300 ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,1

M và Ba(OH)2 0,6 M Tính khối lượng kết tủa thu được

n   mol nên n↓= 0,09mol Vậy m↓ = 0,09.197 = 17,73gam

Lưu ý: Tương tự như công thức ở trên, trong truờng hợp này cũng có điều kiện ràng

Câu 9: Cần cho một thể tích dung dịch NaOH 1M lớn nhất là bao nhiêu vào dung dịch

chứa đồng thời 0,6 mol AlCl3 và 0,2 mol HCl để xuất hiện 39gam kết tủa

Câu 10: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch NaOH 1M vào dung dịch chứa 0,5 mol AlCl3

để được 31,2 gam kết tủa

Câu 11: Lưu ý rằng trường hợp này cần thêm một lượng NaOH để trung hoà HCl Mặt

khác, để tính thể tích dung dịch NaOH lớn nhất nên chỉ cần xét giá trị

Câu 12: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch NaOH 1M vào dung dịch chứa 0,5 mol AlCl3

để được 31,2 gam kết tủa

A NaHCO3, ZnO, Mg(OH)2 B NaHCO3, MgO, Ca(HCO3)2

C Mg(OH)2, Al2O3, Ca(HCO3)2 D NaHCO3, Ca(HCO3)2, Al2O3

Câu 14: Phát biểu không đúng là:

A Các hợp chất CrO, Cr(OH)2 tác dụng được với dung dịch HCl còn CrO3 tác dụng được với dung dịch NaOH

B Các hợp chất Cr2O3, Cr(OH)3, CrO, Cr(OH)2 đều có tính chất lưỡng tính

C Hợp chất Cr(II) có tính khử đặc trưng còn hợp chất Cr(VI) có tính oxi hoá mạnh

D Thêm dung dịch kiềm vào muối đicromat, muối này chuyển thành muối cromat

Câu 15: Dãy chất và ion nào sau đây có tính chất trung tính ?

A Cl- , Na+ , Ca(NO ) B Cl- , Na+ , NH +

C NH4+ , Cl- , H2O D ZnO, Al2O3 , Ca(NO3)2

Câu 16: Phát biểu đúng là :

A.Dung dịch HCl 10-8M ở 250C có pH < 7

B Dung dịch muối trung hòa luôn có PH = 7,0

C.Dung dịch muối axit luôn có pH < 7,0

D Nước nguyên chất luôn có pH = 7,0

Câu 17: Thêm m gam K vào 300 ml dung dịch chứa Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M thu được dung dịch X Cho từ từ 200 ml dung dịch Al2(SO4)3 0,1M thu được kết tủa Y

Để thu đuợc lượng kết tủa Y lớn nhất thì giá trị của m là

Câu 18: Thêm 240 ml dung dịch NaOH vào cốc đựng 100 ml dung dịch AlCl3 nồng

độ a mol , khuấy đều tới phản ứng hoàn toàn thấy trong cốc có 0,08 mol kết tủa Thêm vào cốc 100 ml dung dịch NaOH 1M khuấy đều thấy phản ứng xảy ra hoàn toàn thu được 0,06 mol kết tủa Tính nồng độ a

Câu 19: Cho 1,62g nhôm vào 200ml dung dịch HCl 1M sau phản ứng được dung dịch

X Hòa tan hết 8,97g kim loại kiềm M vào dung dịch X thấy tạo thành 2,34g kết tủa Kim loại kiềm M là:

Câu 20: Hấp thụ hoàn toàn 3,584 lít CO2(đktc) vào 2 lít dung dịch Ca(OH)2 0,05M thu kết tủa X và dung dịch Y Khi đó khối lượng của dung dịch Y so với khối lượng của dung dịch Ca(OH)2 sẽ

A Tăng 3,04 gam B Tăng 7,04 gam C Giảm 4 gam D Giảm 3,04 gam

Câu 21: Hấp thụ 4,48 lít CO2 (đkc) vào 0,5 lít NaOH 0,4M và KOH 0,2M Sau phản ứng được dung dịch X Lấy ½ dung dịch X tác dụng với Ba(OH)2 dư tạo m gam kết tủa

m và tổng khối lượng muối khan sau khi cô cạn X lần lượt là:

Câu 22: Lên men m gam glucozơ với hiệu suất 90%, lượng khí CO2 sinh ra hấp thụ hết vào dung dịch nước vôi trong, thu được 10 gam kết tủa Khối lượng dung dịch sau phản ứng giảm 3,4 gam so với khối lượng dung dịch nước vôi trong ban đầu Giá trị của m là

Câu 23: Cho x hoặc y mol CO2 ( y>x ) hấp thụ vào dung dịch có z mol Ba(OH)2 thấy lượng kết tủa sinh ra đều như nhau Quan hệ x, y ,z là :

C KHCO3 và K2CO3 D KHCO3 và Ca(HCO3)2

Câu 26: Hoà tan hoàn toàn 47,4 gam phèn chua KAl(SO4)2.12H2O vào nước, thu được dung dịch X Cho toàn bộ X tác dụng với 200 ml dung dịch Ba(OH)2 1M, sau phản ứng thu được m gam kết tủa Giá trị của m là

Câu 27: Nhỏ từ từ 0,25 lít dung dịch NaOH 1,04M vào dung dịch gồm 0,024 mol

FeCl3; 0,016 mol Al2(SO4)3 và 0,04 mol H2SO4 thu được m gam kết tủa Giá trị của m là

Câu 28: Một dung dịch Y chứa các ion Zn2+, Fe3+,và SO4

2–

Biết rằng dùng hết 350ml dung dịch NaOH 2M thì làm kết tủa hết ion Zn2+ và Fe3+ trong 100mL dung dịch Y Nếu đổ tiếp 200 mL dung dịch NaOH trên vào thì một chất kết tủa tan hết, còn lại một chất kết tủa màu đỏ nâu Tính nồng độ mol mỗi muối trong dung dịch Y

Câu 29: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4 Trung hoà vừa hết 1 lít dung dịch A cần

400 ml dung dịch NaOH 0,5M Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,9 gam muối khan

a) Tính nồng độ mol của các axit có trong dung dịch A

b) Tính pH của dung dịch A

Câu 30: Cho Vml dung dịch NaOH 0,5 M vào 400ml dung dịch AlCl3 0,2M Sau khi phản ứng kết thúc thu được 3,9 gam kết tủa Tính V

Cõu 31: Hoà tan hết 0,81 gam bột nhôm vào 550 mL dung dịch HCl 0,2M thu được

dung dịch A Tính thể tích dung dịch NaOH 0,5 M cần thêm vào dung dịch A để thu được 0,78 gam kết tủa

Cõu 32: Một hỗn hợp A gồm Ba và Al

Cho m gam A tác dụng với H2O dư, thu được 1,344 lít khí, dung dịch B và phần không tan

C Cho 2m gam A tác dụng với dung dịch Ba(OH)2 dư thu được 20,832 lít khí

1 Tính khối lượng của từng kim loại trong m gam A

2 Cho 50 mL dung dịch HCl vào dung dịch B Sau khi phản ứng xong, thu được 0,78

gam kết tủa Xác định nồng độ mol/L của dung dịch HCl

Cõu 33: Trộn 250ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,08M và H2SO4 0,01M với 250ml dung

dịch Ba(OH)2 nồng độ x M thu được m gam kết tủa và 500ml dung dịch cú pH = 12

C

C K

H   hay pH = pK a – lg(C A /C B )

Cõu 1: Cho cỏc dung dịch cú cựng nồng độ: Na2CO3 (1), H2SO4 (2), HCl (3), KNO3

(4) Giỏ trị pH của cỏc dung dịch được sắp xếp theo chiều tăng từ trỏi sang phải là:

Cõu 2: Dung dịch HCl và dung dịch CH3COOH cú cựng nồng độ mol/l, pH của hai

dung dịch tương ứng là x và y Quan hệ giữa x và y là (giả thiết, cứ 100 phõn tử

A y = x - 2 B y = 2x C y = 100x D y = x + 2

Câu 3: Cho m gam hỗn hợp Mg, Al vào 250 ml dung dịch X chứa hỗn hợp axit HCl

1M và axit H2SO4 0,5M, thu được 5,32 lít H2 (ở đktc) và dung dịch Y (coi thể tích dung dịch không đổi) Dung dịch Y có pH là

Câu 4: Trộn 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm H2SO4 0,05M và HCl 0,1M với 100

ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,1M, thu được dung dịch X Dung dịch X có pH là

Câu 5: Trộn lẫn V ml dung dịch NaOH 0,01M với V ml dung dịch HCl 0,03 M được

2V ml dung dịch Y Dung dịch Y có pH là

Câu 6: Trộn V1 ml dung dịch gồm NaOH 0,1M , và Ba(OH)2 0,2 M với V2 ml gồm

H2SO4 0,1 M và HCl 0,2 M thu đựoc dung dịch X có giá trị PH = 13 Tính tỉ số V1 :

V2

Câu 7: Cho m gam hỗn hợp Mg, Al vào 250 ml dung dịch X chứa hỗn hợp axit

HCl 1M và axit H2SO4 0,5M, thu được 5,32 lít H2 (ở đktc) và dung dịch Y (coi thể tích dung dịch không đổi) Dung dịch Y có pH là

Câu 8: Trộn 100 ml dung dịch (gồm Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M) với 400 ml dung dịch (gồm H2SO4 0,0375M và HCl 0,0125M), thu được dung dịch X Giá trị pH của dung dịch X là

Cõu 11: Trộn 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm H2SO4 0,05M và HCl 0,1M với 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,1M, thu được dung dịch X Dung dịch X cú pH là

Cõu 16: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4 Trung hoà vừa hết 1 lớt dung dịch A cần

400 ml dung dịch NaOH 0,5M Cụ cạn dung dịch tạo thành thỡ thu được 12,9 gam muối khan

a) Tớnh nồng độ mol của cỏc axit cú trong dung dịch A

b) Tớnh pH của dung dịch A

Cõu 17: Pha loóng 10 ml dung dịch HCl vào nước thành 250 ml, dung dịch thu được cú

pH = 3 Hóy tớnh nồng độ của HCl trước khi pha loóng và pH của dung dịch đú

Cõu 18: Cho V1 ml dung dịch NaOH cú pH = 13 Pha loóng dung dịch này bằng nước cất để thu được V2 ml dung dịch NaOH cú pH=10 Thể tớch V2 sẽ lớn hơn thể tớch V1bao nhiờu lần ?

Cõu 19: Tính độ điện li α của axit focmic HCOOH Nếu dung dịch HCOOH 0,46% (d = 1g/ml) của axit đó có pH = 3

Cõu 20: Trộn 300 ml dung dịch NaOH 0,1 mol/lit và Ba(OH)2 0,025 mol/l với 200 ml dung dịch H2SO4 nồng độ x mol /lit Thu được m gam kết tủa và 500 ml dung dịch cú

PH = 2 Hóy tớnh m và x Coi H2SO4 điện li hoàn toàn cả hai nấc

Cõu 21: Tớnh pH của dung dịch thu được khi trộn:

b 2,75 lớt dung dịch Ba(OH)2 cú pH = 13 với 2,25 lớt dung dịch HCl cú pH = 1

c những thể tớch bằng nhau của dung dịch HNO3 0,02M và dung dịch NaOH 0,01M

d 50ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,18M và H2SO4 0,08M với 150ml dung dịch hỗn hợp NaOH 0,05 M và Ba(OH)2 0,04M

Cõu 22: Trong hai dung dịch ở cỏc vớ dụ sau đõy, dung dịch nào cú pH lớn hơn? Giải

thớch vắn tắt cho từng trường hợp

a Dung dịch 0,1M của một axit cú K = 1.10–4 và dung dịch 0,1 M của một axit cú K = 4.10–5

b Dung dịch HCl 0,1M và dung dịch HCl 0,01M

c Dung dịch CH3COOH 0,1M và dung dịch HCl 0,1M

Cõu 23: Tớnh pH cỏc dung dịch sau:

a CH3COOH 0,1M (Ka= 1,75.10–5) b NH3 0,1M (Kb = 1,8.10–5)

Cõu 24: Tớnh pH của dung dịch hỗn hợp gồm CH3COOH 1M, CH3COONa 1M biết Ka

= 1,75.10–5 Cho thờm 0,1 mol HCl vào dung dịch trờn thỡ pH thay đổi thế nào

Cõu 25: Tớnh pH của dung dịch hỗn hợp gồm NH4Cl 1M, NH3 1M biết Kb = 1,8.10–5 Cho thờm 0,1 mol HCl vào dung dịch trờn thỡ pH thay đổi thế nào

Cõu 26: Cho dung dịch CH3COOH có pH = 4, biết độ điện li α = 1% Xác định nồng

độ mol /lít của dung dịch axit này

Cõu 27: Trộn 250 ml dung dịch hỗn hợp gồm HCl 0,08 M và H2SO4 0,01M với 250

ml dung dịch NaOH amol/lít thu được 500ml dung dịch có pH = 12 Tính a

Cõu 28: Trộn 3 dung dịch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M với những thể tich bằng nhau được dung dịch A Lấy 300 ml dung dịch A cho tác dụng với một dung dịch

B gồm NaOH 0,2M và KOH 0,29M Tính thể tích dung dịch B cần dùng để sau khi tác

dụng với 300ml dung dịch A được dung dịch có pH = 2

Cõu 29: Cho 40 ml dung dịch HCl 0,75M vào 160 ml dung dịch chứa đồng thời

Ba(OH)2 0,08M và KOH 0,04M Tính pH của dung dịch thu được

Cõu 30: Cho dung dịch NaOH có pH = 13 (dung dịch A)

a Cần pha loãng dung dịch A bao nhiêu lần để thu được dung dịch B có pH = 12?

b Cho 2,14 gam NH4Cl vào một cốc chứa300 ml dung dịch B Đun sôi sau đó để nguội rồi thêm một ít quỳ tím vào cốc Quỳ tím có mầu gì? tại sao?

Cõu 31: A là dung dịch H2SO4 0,5M B là dung dịch NaOH 0,6M Cần trộn VA và VBtheo tỉ lệ nào để được dung dịch có pH = 1 và dung dịch có pH = 13 (giả thiết các chất phân ly hoàn toàn )

Cõu 32: Pha loãng 200 ml dung dịch Ba(OH)2 với 1,3 lít H2O thu được dung dịch có

pH = 12 Tính nồng độ mol/l của dung dịch Ba(OH)2 ban đầu, biết rằng Ba(OH)2 phân li hoàn toàn

Cõu 33: Tính độ điện li α của axit focmic HCOOH trong dung dịch HCOOH

B gồm NaOH 0,2M và KOH 0,29M Tính thể tích dung dịch B cần dùng để sau khi tác

dụng với 300ml dung dịch A được dung dịch có pH = 2

Cõu 36: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4 Trung hoà 2 lít dd A cần 400ml dung dịch NaOH 0,5M Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,95 gam muối khan Tính pH của dung dịch A?

Cõu 37: Nung 6,58 gam Cu(NO3)2 trong bình kín, sau một thời gian thu được 4,96 gam chất rắn và hỗn hợp khí X Hấp thụ hoàn toàn hỗn hợp X vào nước, được 300 ml dung dịch Y viết phương trình phản ứng xảy ra và tính pH của dung dịch Y

Cõu 38: Trộn 3 dung dịch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M với những thể tich bằng nhau được dung dịch A Lấy 300 ml dung dịch A cho tác dụng với một dung dịch

B gồm NaOH 0,2M và KOH 0,29M Tính thể tích dung dịch B cần dùng để sau khi tác dụng với 300ml dung dịch A được dung dịch có pH = 2

Cõu 39: Cho dung dịch NaOH có pH = 13 (dung dịch A)

a Cần pha loãng dung dịch A bao nhiêu lần để thu được dung dịch B có pH = 12?

b Cho 2,14 gam NH4Cl vào một cốc chứa 300 ml dung dịch B Đun sôi sau đó để nguội rồi thêm một ít quỳ tím vào cốc Quỳ tím có mầu gì? tại sao?

Cõu 40: Tớnh pH của dung dịch hỗn hợp gồm NH3 1M, NH4Cl 1M biết Kb = 1,8.105 Cho thờm 0,1 mol HCl vào dung dịch trờn thỡ pH thay đổi thế nào?

CHƯƠNG 3 VAI TRÒ CỦA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH TRONG VIỆC GIẢNG DẠY

HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG 3.1 Những nguyên lí cơ bản của phân tích định tính

Hóa học phân tích định tính là một bộ phận của phân tích hóa học, bao gồm cơ

sở lí thuyết và các phương pháp để xác định thành phần định tính của đối tượng phân tích

Nhiệm vụ của phân tích định tính là đề ra các phương pháp, xác định thành phần định tính của đối tượng phân tích tức là trả lời các câu hỏi đối tượng phân tích là chất gì hoặc gồm những nguyên tố hoặc nhóm nguyên tố, ion nào Hiện nay chúng ta có các phương pháp phân tích bằng công cụ và các phương pháp phân tích hóa học

3.1.1 Phản ứng phân tích

Phản ứng phân tích là phản ứng giữa chất cần phân tích và thuốc thử nào đó dùng để xác định định tính chất đó Yêu cầu đối với phản ứng phân tích định tính là phải có hiệu ứng nhất định như: tạo thành các sản phẩm đặc trưng có màu, mùi đặc biệt hay tạo các chất khí, chất kết tủa, đặc biệt là kết tủa có màu

Ví dụ: Fe3+ + 3SCN- → Fe(SCN)3 đỏ máu

Pb2+ + 2I- → PbI2 vàng tươi

là những phản ứng để nhận biết Fe3+, Pb2+ Các dung dịch chứa SCN -, I - gọi là thuốc thử phân tích

3.1.2 Phân tích theo phương pháp khô và phương pháp ướt

Có hai phương pháp để phân tích định tính gọi là phân tích theo phương pháp khô và phân tích theo phương pháp ướt

Phân tích theo phương pháp khô: Phương pháp phân tích khô thường tiến hành

theo hai cách: phương pháp màu ngọn lửa và phương pháp tạo ngọc màu

Trong phương pháp màu ngọn lửa, chất phân tích thường ở dạng các muối dễ bay hơi như các muối clorua rồi được chuyển lên trên một vòng nhỏ làm bằng Platin Pt và đốt

nó trên một ngọn lửa đèn khí không màu Một số nguyên tố ở nhiệt độ cao tạo nên những ngọn lửa có màu đặc trưng giúp ta nhận ra nguyên tố đó, ví dụ: Na+ cho ngọn lửa màu vàng; K+ cho ngọn lửa màu tím

Trong phương pháp tạo ngọc màu, người ta trộn chất phân tích với những chất chảy thích hợp rồi đem nung ở nhiệt độ cao, khi đó một số kim loại tạo với chất chảy