skkn chuyên đề bồi dưỡng học sinh giỏi cân bẳng hóa học thpt xuân mỹ

Nếu phản ứng xảy ra trong pha khí ta thay nồng độ bởi áp suất riêng phần, ta có KP – hằng số cân bằng biểu thị theo áp suất: i n x - P P ilà áp suất toàn phần của hệ áp suất chung -

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO ĐỒNG NAI TRƯỜNG TRUNG HỌC PHỔ THÔNG XUÂN MỸ

_

Mã số:

SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM

CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI

1 Họ và tên: Hoàng Nguyễn Quỳnh Quyên

2 Ngày tháng năm sinh: 25/08/1981

8 Nhiệm vụ được giao: quản lý

9 Đơn vị công tác: Trường THPT Xuân Mỹ

II TRÌNH ĐỘ ĐÀO TẠO

- Trình độ chuyên môn, nghiệp vụ cao nhất: Cử nhân Sư phạm

- Năm nhận bằng: 2003

- Chuyên ngành đào tạo: Hóa học

III KINH NGHIỆM KHOA HỌC

- Lĩnh vực chuyên môn có kinh nghiệm: giảng dạy môn hóa học

- Số năm có kinh nghiệm: 11 năm

- Các sáng kiến kinh nghiệm đã có trong 5 năm gần đây:

“Hóa học và đời sống” năm học 2012-2013 – Xếp loại khá

Tên SKKN: CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI VỀ CÂN BẰNG HÓA HỌC.

I LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI

Trong thời điểm hiện nay, toàn ngành chú trọng phát triển quy mô, nâng caochất lượng giáo dục, phát triển nguồn nhân lực, đẩy mạnh phong trào thi đua “dạy tốt,học tốt”, thực hiện những nhiệm vụ và giải pháp nhằm đổi mới và phát triển sựnghiệp giáo dục và đào tạo.Tuyển chọn và bồi dưỡng học sinh giỏi là một nhiệm vụđang được quan tâm hàng đầu

Cân bằng hóa học là một nội dung luôn có trong các kỳ thi tuyển sinh Đại học,Cao đẳng và các kỳ thi chọn học sinh giỏi cấp huyện, cấp tỉnh và cấp Quốc gia

Tuy nhiên cân bằng hóa học là một trong những chuyên đề hay và tương đốikhó trong công tác bồi dưỡng học sinh giỏi ở trường trung học phổ thông đối với họcsinh và với cả giáo viên Trong khi đó nguồn tài liệu tham khảo lại không nhiều và đadạng như các chuyên đề khác Lý thuyết về cân bằng hóa học chỉ được đưa vào sáchgiáo khoa phổ thông ở lớp 10 với nội dung đơn giản, không đủ để áp dụng làm bàitập Nhưng các dạng bài tập về cân bằng hóa học lại rất đa dạng, đòi hỏi học sinh phảihiểu rõ về lý thuyết cân bằng hóa học mới có thể giải được

Bản thân tôi khi mới được giao nhiệm vụ bồi dưỡng học sinh giỏi cũng cảmthấy lúng túng và gặp nhiều khó khăn khi giảng dạy cho học sinh về nội dung cânbằng hóa học Và sau nhiều năm làm công tác bồi dưỡng học sinh giỏi, tôi đã thamkhảo các tài liệu cũng như các dạng bài tập về cân bằng hóa học trong các đề thi họcsinh giỏi, từ đó tôi biên soạn chuyên đề “Cân bằng hóa học” để giúp cho các em họcsinh có tài liệu tham khảo cũng như các giáo viên bồi dưỡng học sinh giỏi có nguồnbài tập để rèn luyện cho học sinh

II CƠ SỞ LÝ LUẬN VÀ THỰC TIỄN

2.1 LÍ THUYẾT CƠ BẢN VỀ CÂN BẰNG HÓA HỌC VÀ CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN CÂN BẰNG HÓA HỌC

2.1.1 Phản ứng một chiều và phản ứng thuận nghịch.

- Phản ứng một chiều: là phản ứng mà các chất tham gia phản ứng tác dụng với

nhau tạo thành các sản phẩm, còn các sản phẩm không tác dụng với nhau theo phản ứng ngược để tái tạo các chất ban đầu, nghĩa là phản ứng chỉ xảy ra theo một chiều (trong phương trình phản ứng ta dùng dấu mũi tên )

- Phản ứng thuận nghịch: là phản ứng xảy ra theo hai chiều trái ngược nhau

trong cùng một điều kiện (trong phương trình phản ứng người ta dùng dấu mũi tên )

Ví dụ: Zn CuSO  4  ZnSO 4  Cu

NaOH HCl   NaCl H O  2

CH COOH C H OH 3  2 5  CH COOC H 3 2 5  H O 2

N 2  3H 2  2NH 3

2.1.2 Cân bằng hóa học.

- Trong phản ứng thuận nghịch, các chất tham gia phản ứng tác dụng với nhau

tạo thành các sản phẩm, đồng thời các sản phẩm cũng tác dụng với nhau tạo lại các chất đầu Khi nào lượng các chất tham gia phản ứng mất đi theo phản ứng thuận bằng lượng chúng được tạo thành theo phản ứng nghịch thì ta nói phản ứng đã đạt tới trạng

thái cân bằng hóa học Lúc này thành phần của các chất trong phản ứng (bao gồm các chất tham gia và sản phẩm) không biến đổi nữa Tuy nhiên, đây là một cân bằng

động vì trạng thái cân bằng, hai phản ứng thuận nghịch vẫn xảy ra, nhưng với tốc độ

bằng nhau nên không nhận thấy sự chuyển đổi trong hệ

=> Cân bằng hóa học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản

2.1.3 Điều kiện cân bằng của một phản ứng hóa học.

Xuất phát từ biểu thức G của phản ứng ở điều kiện thí nghiệm(không chuẩn)

c d 0

Tại thờ điểm cân bằng ta có: G= 0

c d 0

KC gọi là hằng số cân bằng biểu thị qua nồng độ mol/l Khác với (2), ở (3) so

với (4) nồng độ các chất trong phản ứng được xét ở trạng thái cân bằng và kí hiệu

trong ngoặc vuông [ ]

Nếu phản ứng xảy ra trong pha khí ta thay nồng độ bởi áp suất riêng phần, ta có

KP – hằng số cân bằng biểu thị theo áp suất:

i

n x

- P P ilà áp suất toàn phần của hệ (áp suất chung)

- xi là nồng độ phân số mol chất i

P a P

 gọi là hoạt áp của khí i Thường chấp nhận Po = 1 atm, khi đó

ai là một hư số có giá trị ai = pi Do đó hằng số cân bằng K là đại lượng không thứ

nguyên Tương tự trong dung dịch ta có hoạt độ ai =

i o

C

C (C0 = 1 atm.l-1)

2.1.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học Nguyên lí chuyển dịch cân bằng Le Chatelier.

2.1.4.1 Sự chuyển dịch cân bằng và các yếu tố ảnh hưởng.

Một hệ cân bằng được giữ nguyên (không bị biến đổi) chỉ khi các thông số trạng thái đặc trưng cho hệ không bị biến đổi Nếu một trong các thông số này bị biến đổi thì cân bằng của hệ bị phá hủy và chuyển sang trạng thái cân bằng khác gọi là sự

chuyển dịch cân bằng Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng là nhiệt độ, áp suất và

nồng độ

- Ảnh hưởng của nhiệt độ: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta tăng nhiệt

độ của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang chiều thu nhiệt, còn khi giảm nhiệt độ của

hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều tỏa nhiệt Thật vậy, từ phương trình cơ bản

+ Nếu phản ứng tỏa nhiệt (0 < 0) thì khi tăng nhiệt độ, hằng số cân bằng K

sẽ giảm => Cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch

+ Nếu phản ứng thu nhiệt (0 > 0) thì khi tăng nhiệt độ, hằng số cân bằng K

sẽ tăng => Cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận

Ví dụ: Xét phản ứng nung vôi là phản ứng thu nhiệt.

3(r) (r) 2(k)

Nếu tăng nhiệt độ của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thuận, ngược lại giảm nhiệt độ xuống thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch Vậy để thu được vôi (CaO) với hiệu suất cao cần thực hiện phản ứng ở nhiệt độ cao

- Ảnh hưởng của áp suất: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta tăng áp

suất của hệ lên thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều giảm áp suất của hệ (có số mol khí ít hơn), ngược lại nếu ta giảm áp suất của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang chiều tăng áp suất (có số mol khí nhiều hơn)

Ví dụ: Xét phản ứng tổng hợp amoniac trong công nghiệp

2(k) 2 (k ) 3(k)

Phản ứng này có số mol khí ở các chất phản ứng là 4 lớn hơn số mol khí ở các chất sản phẩm là 2    n 2 4 2 0 Khi tăng áp suất của hệ cân bằng chuyển dịch sang chiều thuận (chiều giảm số mol khí), có lợi cho sản xuất amoniac Khi giảm

áp suất của hệ xuống cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch (chiều tăng số mol khí), bất lợi cho sự tổng hợp amoniac

Nếu phản ứng có  n 0 (không có chất khí trong phương trình phản ứng hoặc

có với số mol khí chất tham gia va sản phẩm bằng nhau) thì áp suất hầu như không ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng

- Ảnh hưởng của nồng độ: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta tăng nồng

độ của một chất nào đó trong hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều giảm nồng độ chất đó và ngược lại nếu ta giảm nồng độ một chất nào đó trong hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang phía tăng nồng độ của nó lên

Ví dụ: Xét cân bằng: 2SO 2(k)  O 2(k )  2SO 3(k )

Nếu tăng nồng độ SO2 hoặc O2 hoặc giảm nồng độ SO3 xuống thì cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận Do đó trong công nghiệp để điều chế SO3 theo phản ứng trên người ta dùng 1 lượng dư O2 không khí

Có thể tìm được mối quan hệ giữa các yếu tố áp suất hay nồng độ tới sự chuyểndịch cân bằng qua biểu thức sau

Dấu của G được quyết định bởi tỉ số C

(Có thể chứng minh tương tự với KP và Kx)

- Xét bài toán: thêm một khí trơ vào hệ cân bằng trong pha khí Sự có mặt một

khí trơ trong hệ cân bằng làm tăng áp suất chung của hệ, song vị trí cân bằng có thay đổi không tùy thuộc vào điều kiện áp suất và thể tích của hệ có thay đổi hay không

+ Nếu thêm khí trơ V = const  không làm thay đổi trạng thái cân bằng vì áp suất riêng của các khí trong phản ứng không thay đổi

+ Nếu thêm khí trơ ở P = const có thể làm thay đổi trạng thái cân bằng do sự giảm áp suất riêng của các chất khí trong hệ phản ứng

Bảng tóm tắt các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học:

Cân bằng chuyển dịchtheo chiều

Thu nhiệt ( > 0)

2.1.4.2 Nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Sa-tơ-li-e

Ảnh hưởng của nhiệt độ, áp suất và nồng độ đến sự chuyển dịch cân bằng Lơ Sa-tơ-li-e phát biểu thành nguyên lí sau

“Một hệ đang ở trạng thái cân bằng nếu ta biến đổi một trong các thông số

trạng thái của hệ (nhiệt độ, áp suất, nông độ) thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang chiều chống lại sự biến đổi đó”

Chú ý: Các biểu thức (11) và (12) là cơ sở định lượng cho nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-e.

2.2 LÍ THUYẾT VỀ CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI VÀ CÂN BẰNG CÁC CHẤT TRONG PHA KHÍ.

2.2.1 CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY

2.2.1.1 Các định luật cơ bản hóa học áp dụng cho hệ các chất điện li

a Chất điện li, Sự điện li:

Khi hòa tan các chất có lien kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị có cực vào trongdung môi phân cực (nước, rượu) thì do sự tương tác với các phân tử lưỡng cực củadung môi mà các phân tử chất tan sẽ phân li hoàn toàn hoặc một phần thành các ionmang điện tích trái dấu tồn tại dưới dạng ion son vat hóa

Các chất có khả năng phân li thành các ion được gọi là chất điện li

Quá trình phân li ion của các phân tử chất tan gọi là quá trình điên li

Ví dụ: Hòa tan chất điện li MX vào nước:

: là các ion hidrat hóa

Mức độ phân li thành các ion của chất điện li phụ thuộc vào bản chất các chấtdung môi, nhiệt độ v.v…

Ví dụ: TrongH O 2 :CH COOH 3 là chất điện lit trung bình nhưng trong dung dịchaxit HCl thì nó là một chất điện li rất yếu

b Độ điện li và hằng số điện li

- Độ điện li : là tỉ số giữa số mol n của chất đã phân li thành ion với tổng số

mol n0 của chất tan trong dụng dịch:

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho (2) ta có

C

[M ][X ] K

C C

C

Độ điện li tỉ lệ thuận với hằng số phân li K và tỉ lệ nghịch với nồng độ

Chú ý: Trong dung dịch rất loãng thì một chất tan được coi là phân li hoàn

toàn.

Căn cứ vào độ điện li, hằng số điện li, người ta phân biệt ra các chất điện limạnh, điện li yếu

Trong H O 2 các chất điện li mạnh gồm:

+ Một số axít vô cơ: HCl, HBr, HI, HSCN, HNO , 3 …

+ Các bazơ kiềm, kiềm thổ: LiOH, KOH, NaOH, Ba OH 2…

Và hầu hết các muối tan…

Các chất còn lại thuộc loại chất điện li yếu hoặc trung bình

+ H O 2 là chất điện li vô cùng yếu

c Các biểu diễn trạng thái chất điện li trong dung dịch.

- Các chất điện li mạnh phân li hoàn toàn được biểu diễn bằng một mũi tênhướng từ trái sang phải

2 2

2.2.1.2 Dự đoán định tính chiều hướng phản ứng giữa các chất điện li.

a Nguyên tắc chung.

Bản chất phản ứng giữa các chất điện li là phản ứng ion

Về nguyên tắc, khi tham gia phản ứng các ion kết hợp với nhau để tạo thànhcấc sản phẩm kết hợp mới tương ứng với giá trị xác định của hằng số cân bằng K củaphản ứng

Nếu K lớn hơn thì phản ứng được coi là hoàn toàn

Nếu K vô cùng bé thì coi phản ứng không xảy ra

b Các trường hợp không có phản ứng xảy ra.

Khi sản phẩm có thể tạo thành là các chất điện li mạnh thì phản ứng không xảy

ra vì phản ứng kết hợp sẽ phân li hoàn toàn trở lại thành các ion ban đầu

2.2.1.3 Các trường hợp có phản ứng xảy ra.

a Phản ứng tạo thành các sản phẩm ít phân li

- Phản ứng tạo ít nước phân li:

2 2

Định luật bảo toàn nồng độ.

Kí hiệu: C0: (nồng độ gốc) là nồng độ của các chất trước khi đưa vào hỗnhợp phản ứng

C: (nồng độ ban đầu) là nồng độ các chất ở trong hệ trước khiphản ứng xảy ra

[ ]: (nồng độ cân bằng) là nồng độ của các chất sau khi phản ứng

đã xảy ra và hệ đạt tới trạng thái cân bằng

*Định luật: nồng đọ ban đầu của một cấu tử nghiên cứu bằng tổng nồng độ

cân bằng và nồng độ đã phân li hoặc đã tham gia phản ứng hóa học của cấu tử đó.

Chẳng hạn trong dung dịch axít HA:

Ví dụ: Trong dung dịch K CrO 2 4 có các ion K+ , CrO24 

i i

n x v



 hoặc

i i

C x v





Hệ thức này dùng để đánh giá sự biến đổi mol (hoặc nồng độ các chất trongphản ứng).

Ví dụ: Xét phản ứng 1 mol Al và 0,7 mol CuSO 4 tạo thành 0,2 molAl SO 2 4 3

Độ biến đổi mol  n -2.0,2 -3.0,2 3.0,2 1.0,2

Ở đây, tỷ số giữa số mol Al2(SO4)3 tạo thành (0,2) với hệ số hợp thức tươngứng (1) là

0,2

0,2

lượng này với hệ số hợp thức của từng chất sẽ được độ biến đổi mol của các chất cònlại:

Trong một phản ứng khi nồng độ ban đầu của các cấu tử từ khác nhau thì mức

độ phản ứng phụ thuộc vào tỉ số giữa nồng độ ban đầu với hệ số hợp thức của mỗichất Tỉ số có giá trị bé nhất là tọa độ cực đại la xmax

Thành phần giới hạn là thành phần hệ sau khi phản ứng xảy ra tương ứng vớiđiều kiện ban đầu đã cho tức là ứng với tọa độ phản ứng cự đại Thành phần giới hạncũng có thể là thành phần cân bằng, nếu sau phản ứng các cấu tử của hệ không thamgia vào 1 tương tác hóa học nào khác

Định luật tác dụng khối lượng (ĐLTDKL).

Ta có:

b c a

(B) (C) K

(A)



Ở đây kí hiệu () chỉ hoạt độ của các phân tử.

Quy ước: - Hoạt độ chất rắn bằng 1

- Hoạt độ các chất lỏng nguyên chất ở áp suất và nhiệt đọ xác định là1

- Trong dung dịch vô cùng loãng của chất điện li có thể coi hệ số hoạt

độ bằng đơn vị và hoạt độ bằng nồng độ

[B].[C]

K [A]



*Cách biểu diễn định luật tác dụng khối lượng đối với một số dạng cân bằng thường gặp.

+ Cân bằng axít – bazơ

Cân bằng phân li axít:

[HA]

 



Ka: hằng số phân li axítCân bằng phân li bazơ:

3

[AgNH ] K

[Ag(NH ) ] K

[CO ] K

P



Aq: chỉ số CO2 tan trong nướcKhi áp suất riêng phần của khí là 1atm thì hằng số Henry K là nồng độ hòa tankhí

+ Cân bằng trao đổi e của các chất oxi hóa, khử:

Khả năng trao đổi e dưới dạng [OXH] và dạng [K] được đặc trưng bởi điện cựctiêu chuẩn Eo và hằng số cân bằng tương ứng K

o

nE F 2,30RT

K 10 

Ở 25oC

o

nE 0,059

K 10 

*Phương pháp tổ hợp cân bằng: trong thực tế thường liên quan đến các cân

bằng phức tạp được tổ hợp từ các cân bằng riêng lẻ

+ Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch.

Hằng số của cân bằng tổ hợp được khi cộng các cân bằng với nhau bằng tíchcác hằng số của các cân bằng riêng lẻ.

2.2.2 Cân bằng axít – baz

a Để đặc trưng tính thống nhất axít bazơ của dung dịch người ta dung chỉ số

nồng đọ ion hidrô, tức là âm logarit của nồng độ ion hidrô:

pH

Trong dung dịch thì [H+][OH-] = 10-14 và pH + pOH = 14

b Mỗi axít đều có một bazơ lien hợp tương ứng, axít càng mạnh thì bazơ lienhợp càng yếu và ngược lại

c Dung dịch đệm: là 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 ion hidrô hay không.Dung dịch đệm thường là hỗn hợp của mọi axít yếu và bazơ lien hợp hoặc dung dịchcủa muối axít của các đa axít

2.3 CÂN BẰNG CÁC CHẤT TRONG PHA KHÍ

Biểu thức của hằng số cân bằng khi hệ (1) đạt tới trạng thái cân bằng

Một cách gần đúng ta dung áp suất riêng phần pi thao cho hoạt áp fi

P P

Trong đó: pi: áp suất riêng của cấu tử i

Thừa nhận: Các khí là khí lý tưởng

Cũng như trong pha long, khí các chất ở pha khí ta có thể tính hằng số cần bằng

KC hay Kx Các hằng số này đều lien hệ với Kp

Kp = KC (RT) nTrong đó: T là nhiệt độ theo thang kế

22,4 R

273

 n

 : độ biến đổi số mol ( n = nsau - ntrước)

Kp = Kx.P n  Kx = Kp.P  nTrong đó P là áp suất chung của phản ứng đang xét ở thời điểm cân bằng hóahọc được thiết lập

2.4 CÁC DẠNG BÀI TẬP VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI:

2.4.1 Cách đánh giá gần đúng thành phần cân bằng của dung dịch

Phương pháp:

1 Mô tả đầy đủ các cân bằng có thể xảy ra.

2 Thiết lập các phương trình lien hệ giữa các cấu tử có mặt dựa trên các định luật cơ sở của hóa học.

3 Tổ hợp một cách hợp lí các phương trình thu được và giải tìm nghiệm và từ

đó suy ra thành phần cân bằng của dung dịch Lưu ý đến cách giải phương trình khi tìm nghiệm.

Cách giải: Chẳng hạn trong dung dịch MX nồng độ C (mol/l) chỉ có cân bằng

n n

[M ].[X ]

K [MX]

và tính nồng độ cân bằng các phần tử trong dung dịch

Nếu trong dung dịch có đồng thời nhiều quá trình xảy ra thì có thể so sánh cácgiá trị hằng số cân bằng được thiết lập trong cùng điều kiện (lực ion nhiệt độ) Nhưngchỉ có thể so sánh các phản ứng cùng loại

Ví dụ: Cùng phản ứng phân li của đơn axít hay cùng phản ứng hòa tan các kếttủa cùng loại phân tử (nhị tố, tam tố…)

Ví dụ 1: Trong dung dịchHCOOH , HCN có các quá trình

- Tổ hợp để có sự hòa tan AgCl trong NH 3 sau đó tính K cb phản ứng vừa tổ hợp được.

Giải:

Ion Ag+ tạo phức với NH3

3 Sn

Cách 2: Có thể tính trược tiếp từ cân bằng (1)

K rất lớn nên chọn ẩn số vế trái của phương trình phản ứng: C Sn 2   C Fe 3 

Nhưng do hệ số ở Fe3+ lớn hơn (xmax của Fe3+ bé hơn, max

2y = 10-12,5 (thỏa mãn)Vậy [Fe3+] = 10-12,5M; [Fe2+] = 0,010M; [Sn4+] = 5.10-3M; [Sn2+] = 5.10-3M

Trên thực tế coi như phản ứng xảy ra hoàn toàn [Fe3+] 0

2.4.2 Đánh giá chiều hướng của phản ứng trong dung dịch chất điện li.

Ta có biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn Go nF E o

Với n là số electron trao đổi trong phản ứng trên; F = 96500 C;

Ví dụ 1: Đánh giá khả năng phản ứng oxi hóa hóa Cl- trong MnO4- trong môi

o 1MnO /Mn



Do K rất lớn => phản ứng xảy ra hoàn toàn

Ví dụ 3: Đánh giá khả năng phản ứng Cu2+ và I Cho

Không xảy ra theo chiều thuậnTuy nhiên do Cu tạo kết tủa với I 

và phản ứng (1) xảy ra dễ dàng theo chiều thuận

Nếu tổ hợp cân bằng (2) với (1) ta có:

Do K II rất lớn nên phản ứng xảy ra theo chiều thuận

Nhận xét: sự chuyển 1 trong 2 dạng oxh hoặc khử thành hợp chất ít tan với

một thuốc thử phụ làm giảm nồng độ của cấu tử đó vì vậy thế OXH-K thay đổi, do đó chiều phản ứng cũng thay đổi.

Ví dụ 4: Ở 25oC phản ứng sau đây:

a) Các chất lấy ở trạng thái chuẩn

b) Nồng độ của Pb2+, Cr2+ đều bằng 1M, nồng độ Cr3+ bằng 0,01M

0 Pb/Pb

o

Cr /Cr

E    0, 407 VGiải:

a) Suất điên động tiêu chuẩn của phản ứng là:

a) Tại điều kiện [Pb2+]=[Cr2+]=1M; [Cr3+]=0,01M

Ví dụ 5:

1)

b) Xét ở 298oK, hằng số cân bằng Kcb của phản ứng cân bằng là 8,8  củaphản ứng là -13,9Kcal Tính Kcb ở 0oC.

Giả sử  và S không thay đổi theo nhiệt độ Cho G  T S

AsO /AsO

3

[AsO ].[H O ] 0,059

i 1

n

x 

i i

C

x 

Tọa độ cực đại: Trong một phản ứng khi nồng độ ban đầu của các cấu tử khácnhau thì mức độ phản ứng phụ thuộc vào tỉ số giữa nồng độ ban đầu với hệ số hợpthức của mỗi chất Tỉ số có giá trị bé nhất là tọa độ cực đại của phản ứng, xmax

Thành phần giới hạn là thành phần của hệ sau khi phản ứng xảy ra tương ứngvới điều kiện ban đầu đã cho, tức là ứng với tọa độ phản ứng cực đại

Thành phần giới hạn cũng có thể là thành phần cân bằng nếu sau phản ứngchính các cấu tử của hệ không tham gia một tương tác hóa học nào

Ví dụ 1: Tính thành phần giới hạn của hỗn hợp phản ứng gồm:

Thành phần giới hạn:

Ví dụ 2: Cho phản ứng oxi hóa Fe2+ bằng Cr O 2 27 

xảy ra như sau:

Tính thành phần giới hạn của hỗn hợp gồm K2Cr2O7 0,01M, FeSO4 0,054M,

Fe2(SO4)3 0,03M H2SO4 0,5M Coi H2SO4 phản ứng hoàn toàn

K lớn nên đặt ẩn số ở vế trái Tỉ số Fe2+ là bé nhất => đặt [Fe2+]=6y

Ví dụ 2: Tính nồng độ cân bằng của các ion: H+; H PO 2 4 

; HPO24 

; PO34 

của dung dịch H3PO4 0,1M Biết H3PO4 có K1 = 8.10-3; K2 = 6.10-8; K3 = 4.10-13

Giá trị pH của dung dịch 1 đơn axít có nồng độ 0,226% là 2,536

Sauk hi pha loãng gấp đôi thì pH dung dịch là 2,692

a) Tính hằng số phân li của axít

b) Tính nồng độ mol của axít trong dung dịch ban đầu

c) Xác định khối lượng mol phân tử và CTHH của axít hữu cơ biết dung dịchđầu có d = 1g/cm3.

Giải: Gọi C là nồng độ mol cua axít trong dung dịch ban đầu:

C b

Vậy CTHH của M là HCOOH

Ví dụ 4: Cation Fe3+ là axít phản ứng với H2O theo phương trình:

x [Fe ] c x

K



14 w



2.4.5 Dung dịch đệm

Phương pháp : dung dịch đệm có pH tương đối ổn định

Nó là hỗn hợp của một axít yếu HA và bazơ lien hợp A hoặc là dung dịch muốiaxít của các đa axít yếu Khi them vào hệ một lượng axít mạnh thì bazơ lien hợp cómặt A sẽ thu proton tạo ra một lượng tương đương axít yếu HA, lượng này tương đối

bé so với lượng HA đã có sẵn do đó pH giảm xuống không nhiều Còn nếu them vào

hệ một lượng bazơ mạnh thì nó sẽ bị HA trung hòa tạo ra một lượng tương đươngbazơ yếu AXÍT, lượng này tương đối bé so với lượng bazơ A đã có sẵn vì vậy pHtăng lên không đáng kể

Công thức tính pH gần đúng của dung dịch đệm.

Đối với hệ đệm HA (Ca) và A (Cb) có cân bằng:

K C [H ]

(Với các điều kiện thỏa mãn)

Vậy khi thêm 0,001mol HCl vào 1 lít dung dịch đệm NH 3, NH Cl 4 thì pH chỉhiamr 0,01 đơn vị

- Thiết lập biểu thức tích các nồng độ phần tử khác sinh ra trong quá trình phụ trong trường hợp cần thiết phải đánh giá gần đúng pH hoặc nồng độ chất tạo phức.

- Tổ hợp các biểu thức rút ra với biểu thức tích số tan để đánh giá độ tan.

Ví dụ 1:

a) Tính độ tan của BaSO 4 trong dung dịch bảo hòa BaSO 4

9,96 S(BaSO )



7,86 S(PbI )

Hằng số tạo phức hidroxo của Pb2 là B = 10-7,8

a Tính độ tan của HgS trong nước.

b Tính độ tan AgI trong NH 3 0,1M

Với 2S << 1 => S = 104,38

= 4,17.105

M (thỏa mãn)

Vậy độ tan AgI trong NH3 1M là 4,17.10-5M

AgI tan rất ít trong NH3

2.4.7 Sự kết tủa của các chất ít tan từ dung dịch quá bão hòa Kết tủa từng phần, kết tủa hoàn toàn.

Phương pháp: Điều kiện cần để có kết tủa xuất hiện là phải tạo được dung dịch

quá bão hòa, nghĩa là tích số ion vượt quá tích số tan

Đối với kết quả M A  m n :

Điều kiện kết tủa là: C CmM nA  K (M A ) S m n

a Sự kết tủa được coi là hoàn toàn khi nồng độ ion bị kết tủa còn lại trong dungdịch bé đến mức không ảnh hưởng tới các phản ứng khác

Thông thường 106 được coi là giới hạn của sự kết tủa hoàn toàn Sự kết tủahoàn toàn phụ thuộc lượng thuốc thử, pH, chế tạo phức

b Sự kết tủa từng phần: Nếu cho thuốc thử A vào dung dịch chứa 2 ion kimloại M, N tạo được kết tủa MA và NA thì thứ tự xuất hiện kết tủa phụ thuộc quan hệgiữa nồng độ của các thuốc thử và tích số tan của các kết tủa

Giả sử: CM = C1; CN = C2; K S(MA)  K S1 ; K S(NA)  K S2

Điều kiện có kết tủa MA xuất hiện:

S1 A(1)

1

K C

C



Điều kiện có kết tủa NA xuất hiện:

S1 A(2)

2

K C

C



Nếu CA1 < CA2 tức là

S1 1

K

C >

S2 2

K

nồng độ M giảm xuống đến một mức nào đó thì cả hai kết tủa cùng xuất hiện khithem thuốc thử A Lúc kết tủa NA bắt đầu tách ra, ta có:

[A] 

S2 2

K

S2

K [M] và

S1 2 S2

Xác định pH để bắt đầu có kết tủa Fe(OH) 2 và Fe(OH) 3 biết nồng độ 2 ion Fe2+

và Fe3+ là 10-6 M Trong nước ion nào dể cho kết quả kết tủa nhất.**

pH = 14 + lg[OH-] = 3,67 thì có kết tủa Fe(OH) 3

Vậy ở pH = 9,5 thì bắt đầu có 2 kết tủa

Trong nước chỉ cần pH > 3,67 thì Fe(OH) 3 sẽ kết tủa còn Fe(OH) 2 ở pH > 9,5thì kết tủa

Vậy ion Fe3+ dể kết tủa nhất.

Ví dụ 3: Cho H S 2 qua dung dịch chứa Cd2+ 10-3 M; Zn2+ 10-2 M cho đến khibão hòa (C = 0,1 M)

a Có kết tủa CdS, ZnS tách ra không?

Nếu có kết tủa thì kết tủa nào xuất hện trước?

b Khi kết tủa thứ 2 xuất hiện thì nồng độ ion kim loại thứ nhất còn lại baonhiêu?

=> Cả 2 kết tủa đều được tách ra

Nồng độ tối thiểu để tách kết tủa:

b Khi ZnS bắt đầu kết tủa:

2.4.8 Tính nồng độ cân bằng của các phần tử của phức chất.

Việc tính toán cân bằng tạo phức thường rất phức tạp và sự tạo phức thườngxảy ra theo từng nấc, trong đa số trường hợp các hằng số cân bằng từng nấc khônglệch nhau nhiều Hơn nữa kèm theo phản ứng tạo phức luôn luôn xảy ra các quá trình

phụ (tạo phức hidroxo của các ion trung tâm, proton hóa các phối tử bazơ yếu hoặccác phản ứng oxi hóa – khử, phản ứng tạo hợp chất ít tan, phản ứng tạo phức phụ…).

+ Trong trường hợp phối tử rất dư so với ion trung tâm thì có thể chấp nhận các điều kiện gần đúng.

+ Coi phức tạo thành có số phối tử cao nhất.

+ Coi nồng độ cân bằng của phối tử bằng nồng độ ban đầu.

Ví dụ :

Tính cân bằng trong dung dịch AgNO 3 0,010M, NH 3 1,0M, NH NO 4 3 1,0M

9,24 NH



Hằng số tạo phức Ag với NH 3 là   1 103,32,   2 107,2





Vói x << 0,01 ta tính ra x = 6.10-10 (thỏa mãn)

2.4.9 Xác định áp suất riêng phần, nồng độ cân bằng khi hệ đạt tới trạng

thái cân bằng.