Xây dựng, tổng hợp các bài tập về axit bazơ trong chương trình giáo dục đại học ngành sư phạm hoá học

2.Mục đích nghiên cứu Tập hợp và hệ thống những kiến thức cơ bản liên quan đến cân bằng axit – bazơ trong hóa học phân tích.. Xây dựng một số bài tập về cân bằng axit – bazơ trong dung

LỜI CẢM ƠN

Em xin chân thành cảm ơn quý thầy cô giáo trường Đại học Quảng Bình, khoa Khoa học tự nhiên, tổ bộ môn hóa họcđã giúp đỡ, tạo mọi điều kiện thuận lợi cho em trong suốt quá trình học tập và nghiên cứu

Em xin bày tỏ lòng biết ơn sâu sắc đến thầy giáo Trần Đức Sỹ đã tận tình giảng dạy và giúp đỡ em trong quá trình học tập, nghiên cứu, tạo điều kiện thuận lợi để em hoàn thành khóa luận tốt nghiệp

Tuy đã rất cố gắng, nhưng chắc chắn bài làm của em còn có rất nhiều thiếu sót

Em rất mong nhận được sự góp ý của quý thầy cô và các bạn để khóa luận được hoàn chỉnh và đạt kết quả mong muốn

Em xin chân thành cảm ơn!

Quảng Bình, tháng 05 năm 2015

Tác giả

Nguyễn Thị Hiền

MỤC LỤC

A MỞ ĐẦU 5

1 Lí do chọn đề tài 5

2 Mục đích nghiên cứu 5

3 Đối tượng và phạm vi nghiên cứu 5

4 Phương pháp nghiên cứu 5

5 Khả năng áp dụng của đề tài 5

6 Cấu trúc đề tài 6

B NỘI DUNG 7

CHƯƠNG I: LÝ THUYẾT VỀ AXIT – BAZƠ VÀ PHÂN LOẠI BÀI TẬP AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH 7

I Các axit – bazơ 7

1 Định nghĩa 7

1.1 Một số thuyết axit – bazơ trước Arêniuyt 7

1.2 Thuyết axit – bazơ của Arêniuyts (thuyết axit – bazơ cổ điển) 7

1.3 Thuyết proton về axit – bazơ của Bronstet – Laury 7

1.4 Thuyết electron về axit – bazơ của Lơuyts 8

1.5 Các thuyết axit – bazơ khác 8

2 Phản ứng axit - bazơ trong nước 9

2.1 Sự điện li của nước 9

2.2 Phản ứng axit – bazơ trong nước 9

II Định luật bảo toàn proton 10

III Dung dịch của các đơn axit và đơn bazơ 11

1.Axit mạnh 11

2.Bazơ mạnh 12

3 Đơn axit yếu 12

4 Đơn bazơ yếu 14

5 Hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ 15

5.1 Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu 15

5.2 Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu 16

5.3 Phân số nồng độ 17

5.4 Hỗn hợp các đơn axit 18

5.5 Hỗn hợp các đơn bazơ 18

5.6 Hỗn hợp các axit yếu và bazơ liên hợp 19

IV Đa axit và đa bazơ 20

1.Đa axit 20

2 Đa bazơ 20

V Các chất điện li lưỡng tính 21

VI Dung dịch đệm 23

1.Thành phần và tính chất của dung dịch đệm 23

2.Đệmnăng 23

3.Hệsốphaloãng 24

4 Ứngdụngcủacácdungdịchđệm 24

VII Cân bằng tạo phức hiđroxo trong dung dịch nước của các ion kim loại 25

1.Kháiniệm Error! Bookmark not defined CHƯƠNG 2: VẬN DỤNG LÝ THUYẾT ĐỂ XÂY DỰNG VÀ GIẢI BÀI TẬP VỀ CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH 26

I.Axit mạnh và bazơ mạnh 26

II.Đơn axit yếu và đơn bazơ yếu 32

III.Hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ 38

IV.Đa axit và đa bazơ 46

V.Các chất điện li lưỡng tính 50

VI.Dung dịch đệm 52

VII Cân bằng tạo phức hiđroxo của các ion kim loại 55

C KẾT LUẬN 59

TÀI LIỆU THAM KHẢO 60

A.MỞ ĐẦU 1.Lí do chọn đề tài

Phản ứng axit - bazơ có vai trò lớn, chiếm một vị trí quan trọng trong chương trình hoá học phổ thông và đặc biệt là đối với chương trình hoá học phân tích trong các trường đại học, cao đẳng

Lý thuyết và bài tập về phản ứng axit - bazơ là những kiến thức khó đối với sinh viên đại học, cao đẳng Đặc biệt, một số bài tập đưa ra vẫn thiếu bài giải chi tiết, hoặc không rõ ràng khi tính đến các quá trình phụ, nên sinh viên khi học gặp nhiều khó khăn

Phản ứng axit – bazơ là một trong những nội dung quan trọng của học phân “Hóa học phân tích định tính”, luôn tạo sức hấp dẫn đối với học sinh, sinh viên nói chung và sinh viên chuyên ngành nói riêng Đã có một số tác giả quan tâm nghiên cứu sử dụng bài tập Hóa học phân tích để phục vụ công tác giảng dạy ở nhà trường trung học phổ thông cũng như các trường Đại học, Cao đẳng chính quy Song hệ thống lý thuyết và bài tập phần này cần được tổng kết dưới dạng chuyên đề để đáp ứng nhu cầu tham khảo của học sinh, sinh viên

Chính vì lí do trên, chúng tôi chọn đề tài “Xây dựng, tổng hợp các bài tập về

axit - bazơ trong chương trình giáo dục đại học ngành Sư phạm Hoá học”

2.Mục đích nghiên cứu

Tập hợp và hệ thống những kiến thức cơ bản liên quan đến cân bằng axit – bazơ trong hóa học phân tích

Xây dựng một số bài tập về cân bằng axit – bazơ trong dung dịch

3.Đối tượng và phạm vi nghiên cứu

Lý thuyết và bài tập về cân bằng axit - bazơ trong dung dịch chất điện li

4.Phương pháp nghiên cứu

Tổng hợp những kiến thức liên quan về cơ sở lý thuyết về cân bằng axit - bazơ trong dung dịch

Hệ thống hoá các bài tập có liên quan đến cân bằng axit - bazơ trong dung dịch

5.Khả năng áp dụng của đề tài

Nghiên cứu đề tài hoàn thành sẽ góp thêm tài liệu tham khảo, tài liệu học tập cho sinh viên chuyên ngành hoá học và các sinh viên liên quan đến ngành hoá học ởtrường đại học, cao đẳng

+ Đối tượng và phạm vi nghiên cứu

+ Phương pháp nghiên cứu

+ Khả năng áp dụng của đề tài

B.NỘI DUNG CHƯƠNG I: LÝ THUYẾT VỀ AXIT – BAZƠ VÀ PHÂN LOẠI BÀI TẬP

AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH I.CÁC AXIT, BAZƠ

1.1 Một số thuyết axit – bazơ trước Arêniuyt

- Thuyết oxi về axit của Lavoadiê

Trước một số lớn các chất tạo thành do sự cháy trong oxi và chúng có tính chất axit trong dung dịch, Lavoadiê cho rằng oxi là nguyên tố mang tính chất axit Theo ông thì:

Axit = oxi + gốc axit

- Thuyết hiđrô về axit

Dựa trên những dữ kiện của hóa học hữu cơ, nhà bác học Đức Livic cho rằng: Không phải bất kì nguyên tử hiđrô nào trong phân tử đều mang tính axit mà chỉ những nguyên tử hiđrô có thể thay bằng kim loại mới mang tính axit

1.2 Thuyết axit – bazơ của Arêniuyts (thuyết axit – bazơ cổ điển)

Dựa vào thuyết điện li của mình, Arêniuyts đã nêu lên định nghĩa mới về axit bazơ gần gũi với quan điểm hiện đại như sau:

- Axit là những chất chứa hiđrô và trong dung dịch nước phân li cho ion hiđrô (H+)

1.3 Thuyết proton về axit – bazơ của Bronstet – Laury

Theo lí thuyết proton của Bronxtet và Laury (Bronste và Lowry) thì axit là những chất có khả năng nhường proton, còn bazơ là những chất có khả năng thu proton

Ví dụ 2:AxitHSO ⇋ H + SO

BazơNH + H O ⇋ NH + OH

Cũng như electron, proton không thể tồn tại ở một mức độ rõ rệt dưới trạng thái tự

do Bởi vậy, một axit chỉ có thể nhường proton khi đã có mặt của một bazơ có khả năng tiếp nhận proton đó, và khi đã nhường proton thì axit sẽ chuyển thành dạng bazơ liên hợp với nó Cũng vậy, một bazơ thu proton sẽ chuyển thành dạng axit liên hợp

Như vậy (1) là tổ hợp của hai nửa phản ứng và liên quan đến hai cặp axit bazơ

A1/B1 và A2/B2 Thông thường một trong hai cấu tử A1 hoặc B2 có nồng độ chiếm ưu thế và đóng vai trò dung môi

Cường độ của một axit không những phụ thuộc vào bản chất của axit mà còn phụ thuộc bản chất của dung môi

Axit càng mạnh thì bazơ liên hợp càng yếu và ngược lại

1.4.Thuyết electron về axit – bazơ của Lơuyts

của bazơ nhường cho axit để tạo liên kết phối trí

1.5 Các thuyết axit – bazơ khác

Ngoài các thuyết trên, còn có các thuyết khác:

- Thuyết về các hệ dung môi của E.S Frăngcơlanh

- Thuyết hóa học về axit – bazơ của Powphâphe và Vecni người Thụy Sỹ và Đức

- Thuyết không proton của Uxanovich

- Thuyết axit – bazơ của Maliken

- Thuyết axit – bazơIdomailôp

Những thuyết này không có tính chất định lượng và không có nhiều ý nghĩa thực tiễn

Trong các thuyết về axit – bazơ thì thuyết Bronstet – Laury đã đạt được những thành tựu lớn lao và dễ hiểu đối với học sinh các trường trung học, sinh viên các trường đaị học cao đẳng nên được sử dụng nhiều trong chương trình Và tất cả những nghiên cứu sau này của tôi lấy thuyết Bronstet – Laury làm cơ sở

2 Phản ứng axit - bazơ trong nước [1,7]

2.1 Sự điện li của nước

Nước là chất điên li yếu và phân li theo phươnng trình:

của nước (gọi tắt là tích số ion của nước) và kí hiệu là K6

K+.[H O = K6 = [H O ].[OH ] = 1,0 × 10 (ở 25/C)

phân li

[H O ] = [OH ] = :1,0 × 10 = 1,0 × 10 < mol/l (ở 25/C) Nước nguyên chất có nồng độ là 55,5 mol/L, khi cân bằng chỉ có một phần 555 triệu (

333 × / =) phân tử H O phân li thành ion

2.2 Phản ứng axit – bazơ trong nước

Nước là chất điện li yếu, lưỡng tính, vừa thể hiện tính axit, vừa thể hiện tính bazơ:

Axit H O ⇋ p + OH Bazơ H O +p ⇋ H O Tổng hợp 2H O ⇋ H O + OH

Có thể biểu diễn đơn giản dưới dạng:

H O ⇋ H + OH Khichomộtaxitvàonướcthìnósẽ nhườngprotonchonướcvà tạora ionH3O+

Như vậy trong bất kì dung dịch nước nào cũng đều có mặt cả OH và H+

Để đặc trưng thống nhất tính axit - bazơ của dung dịch người ta dùng chỉ số hoạt

độ ion hiđro pH, tức là âm logarit của hoạt độ ion hiđro:

pH = -lg(H+ ) hoặc pH = -lg[H+] (đối với dung dịch loãng) Trong dung dịch axit [H+] >1,0.10-7, pH<7,0; pOH > 7,0

Trong dung dịch bazơ [H+] < 1,0.10-7, pH >7,0; pOH < 7,0

Trong môi trường trung tính [H+] = [OH-] =1,0.10-7, pH = 7,0

II ĐỊNHLUẬTBẢOTOÀN PROTON [4,7]

trạngtháiquychiếuhaylà mứckhông)thìtổngnồngđộprotonmàcáccấutử ởmứckhônggiảiphóngra bằngtổngnồngđộprotonmàcáccấutửthuvàođể đạttớitrạngtháicânbằng

Hay ởmứckhông: [H+] = (Σ[H+]i)cho - (Σ[H+]i)nhận

tháitùychọn

Ví dụ 5

Viết biểu thức ĐKP đối với nước nguyên chất

-Cân bằng duy nhất trong nước

Các axit mạnh thường gặp là: HCl, HBr, HI, HSCN, HClO3, HBrO3, HNO3,

H2SO4, (nấc 1), HClO4, HMnO4, vv

Cân bằng (2)thường được viết ở dạng cơ bản:

HY → H + Y (3) Trong dung dịch còn có sự phân li của nước:

H O ⇋ H + OH (4) Như vậy có hai quá trình cho proton, và phương trình ĐKP có dạng:

H = OH + Y

Sự có mặt của ion [H+] do HY phân li ra làm chuyển dịch cân bằng (4) sang trái và [OH-] < 10-7 Vì vậy trong trường hợp CHY >> 10-7 thì có thể coi:

[H+] = CHYnghĩa là, trong dung dịch sự phân li của HY là chiếm ưu thế, còn sự phân li của H2O xảy ra không đáng kể

2 Bazơ mạnh [4,7]

Sr(OH)2, Ba(OH)2 (nấc 1)

Trong dung dịch bazơ mạnh XOH có các quá trình:

- Cân bằng ion hoá của nước

H O ⇋ H + OH (5)

- Cân bằng thu proton của XOH:

XOH + H O → X (H O) + OH (6) Một cách đơn giản có thể viết các quá trình xảy ra trong dung dịch bazơ mạnh:

3 Đơn axit yếu [7]

Các axit yếu phân li một phần và dung dịch có phản ứng axit Độ mạnh của các axit được đặc trưng bằng hằng số phân li axit Ka hoặc chỉ số hằng số phân li pKa = -lgKa

Dĩ nhiên Ka càng lớn hay pKa càng bé thì axit càng mạnh

Các axit yếu có thể tồn tại ở dạng phân tử, cation hoặc anion Ví dụ:

Axit phân tử: HCN ⇋ H + CN Ka=10-9,35; pKa = 9,35

Axit cation: NH ⇋ H + NH Ka=10-9,24; pKa = 9,24

Axit anion: HSO ⇋ H + SO Ka=10-1,99; pKa = 1,99

Trường hợp tổng quát trong dung dịch đơn axit yếu HA có các quá trình sau:

HA ⇋ H + A Ka (12)

Theo ĐLTDKL áp dụng cho (12) ta có:

E

E = Ka (coi fi = 1)(13) hay [H+] A = Ka.[HA] (14)

Tích số ion của hai quá trình (11) và (12):

G

H G= Ka(15) Giải phương trình (15) cho phép đánh giá x hay [H+], A

Trong trường hợp Kw≈ Ka.CHAthì phải kể đến cân bằng phân li của nước Việc tính gần đúng được thực hiện theo phương trình ĐKP

4 Đơn bazơ yếu [1,7]

Một phần các đơn bazơ yếu thu proton và dung dịch của chúng có phản ứng bazơ Các bazơ yếu có thể tồn tại ở dạng phân tử, anion hoặc cation:

Bazơ cation: CaOH+ ⇋Ca2+ + OH+

Độ mạnh của các bazơ yếu phụ thuộc vào hằng số bazơ Kb hoặc chỉ số hằng số bazơ pKb = -lgKb

Hằng số Kb được tổ hợp từ hằng số phân li của nước và hằng số phân li của axit tương ứng

Đối với bazơ A :

Trong trường hợp tích số ion Kwcủa nước rất bé so với tích số ion của bazơ ( HA OH = Kb A ≈Kb.CE ):

Kw <<Kb.CE (19) Thì ta có thể tính cân bằng chỉ theo (16)

C C [] C- x x x

5 Hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ [7]

5.1 Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu

Trong dung dịch axit mạnh HY nồng độ C1 mol/l và axit yếu HA nồng độ C2 mol/l

có các quá trình sau:

Ion hoá của nước: H O ⇋ H + OH Kw (22)

Phân li của axit yếu: HA ⇋ H + A Ka (23)

Ở đây CHA = C2; CH+ =CHY =C1

Trong đa số trường hợp do sự có mặt của các axit HY và HA nên sự phân li của nước xảy ra không đáng kể Ta có thể tính nồng độ ion H+ dựa vào cân bằng (23) có kể đến sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra (21):

x = H = Ka.H

H (25)

5.2 Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu

Trong dung dịch có quá trình phân li hoàn toàn của bazơ mạnh (XOH), cân bằng phân li của nước, quá trình proton hoá của bazơ yếu (A ):

XOH→ X + OH (26)

H O ⇋ H + OH (27)

A + H O ⇋ HA + OH (28)

Có thể coi quá trình phân li của nước xảy ra không đáng kể do sự có mặt của nồng

độ OH sinh ra từ hai quá trình (26) và (28)

Ta có thể đánh giá nồng độ OH dựa vào cân bằng (28)có tính đến sự có mặt của nồng độ OH do XOH phân li ra, với C = CXOH =C1 và CE = C2

A + H O ⇋ HA + OH Ka = I

P

C C2 C1 [] C2-x x C1 + x G(H G)

H G = Kb

Với x<< C1 và x<< C2 ta có giá trị gần đúng:

x = Kb.H

H (29)

5.3.Phân số nồng độ

Trong dung dịch của các đơn axit và đơn bazơ luôn có mặt đồng thời của hai dạng của cặp axit - bazơ liên hợp HA/A Nồng độ của cả hai dạng biến đổi tuỳ theo tổng nồng độ axit ( hoặc bazơ), pKa và theo pH

Để tiện đánh giá quan hệ định lượng này,người ta dùng đại lượng phân số nồng độ

[HA] = αHA.CHA (34)

Từ (30) ta có:

A = KF HA

H+ (35) [HA]=Ka-1.[A ].[H+] (36)

Đối với dung dịch của một axit nhất định thì α là hàm của pH Khi pH tăng thì

αHA giảm dần, ngược lại αE tăng dần (pH càng tăng, HA phân li càng nhiều)

Trong trường hợp khi Ka1.C E ≈ Ka2.C E ≈ Ka3.C E thì biểu thức ĐKP áp dụng cho hệ sẽ là:

H = OH + A + A + A (45) Sau khi tổ hợp cần thiết với chú ý [H+] >> OH ta có:

Việc tính cân bằng các đơn bazơ cũng tương tự như hỗn hợp các đơn axit

Trong dung dịch NaA1 C1M; NaA2 C2M

A + H O ⇋ HA + OH Kb1(49)

A + H O ⇋ HA + OH Kb2(50) Nếu Kb1.C1 >>Kb2.C2 >>Kw thì phép tính được thực hiện theo cân bằng (49)

Nếu Kb1.C1 ≈ Kb2.C2 >> Kw thì phải tính theo ĐKP:

5.6 Hỗn hợp các axit yếu và bazơ liên hợp

Xét dung dịch đơn axit HA(Ca) và bazơ liên hợp (Cb)

Trong dung dịch có các cân bằng:

bvà ta có công thức gần đúng tính pH:

pH = pKa + lgH c

HP(56)

Nếu pH >>7 thì cân bằng (55) mô tả đúng hiện tượng và có thể dựa vào đó để tính pH:

C CbCa

[ ] (Cb - x)(Ca + x) x Khi x = OH << Ca, Cb thì OH = x =Kb.H c

H P

Và pOH = pKb- lg Hc

H P(57) Thay pOH = 14 - pH và pKb = 14 - pKavào (57) ta lại có phương trình tính pH như (56) Phương trình (56) được gọi là phương trình Henderson - Hasselbalch hay được dùng trong các tài liệu sinh học và sinh hoá để tính pH của các dung dịch đệm Chú ý rằng phương trình chỉ đúng khi pH khác nhiều với 7,0 và khi [H+], OH << Ca, Cb

IV.ĐA AXIT VÀ ĐA BAZƠ

1 Đa axit [4,7]

Phân tử của các đa axit có khả năng phân li cho n proton( n>1) Nếu n = 2 ta có điaxit, n = 3 triaxit… Sự phân li của các đa axit diễn ra theo từng nấc Ví dụ sự phân li của triaxit H3A:H A ⇋ H A + H Ka1

Đối với đa số các 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 Điều này dễ hiểu vì một phân tử không mang điện mất proton dễ hơn anion, và anion một điện tích mất proton dĩ nhiên là tương đối dễ hơn anion hai điện tích Nếu Ka1 >> Ka2 >> Ka3 ta cóthể coi đa axit như một đơn axit và tính cân bằng theo nấc phân li thứ nhất của axit đó

2.Đa bazơ

Phân tử đa bazơ có khẳ năng nhận một số proton Quá trình proton hoá của đa bazơ ngược với quá trình phân li đa axit tương ứng Vì vậy, ứng với điaxit ta có đibazơ, ứng với triaxit ta có tribazơ và ta có sơ đồ tương ứng sau đây:

Phân li của triaxit Proton hoá của bazơ

HA ⇋ A + H Ka3 H A + H O ⇋ H A + OH Kb3 = Kw K-1a1

Khi Ka1 >> Ka2 >> Ka3 thì K-1a1 <<K-1a2<< K-1a3, vì vậy Kb1>>Kb2>>Kb3 Như vậy

sự proton hoá của nấc 1 là chiếm ưu thế và ta có thể tính cân bằng của đabazơ như một đơn bazơ

A + H O ⇋ HA + OH Kb1 = Kw K-1a3

CC [] C-x x x

HA vừa là axit (59), vừa là bazơ (60), vì vậy muối axit NaHA là hợp chất lưỡng tính Để đánh giá định hướng pH của dung dịch có thể so sánh Ka2 (59) với Kb2 được tổ hợp từ các cân bằng (58) và (60):

P

Nếu Ka2> Kb2thì dung dịch có phản ứng axit, ngược lại nếu Kb2>Ka2 thì pH>7

- Muối của axit và bazơ yếu:Các muối của axit yếu và bazơ yếu cũng là chất điện

li lưỡng tính, vì các ion của chúng cũng có khả năng cho proton và thu proton

Chẳng hạn, CH3COONH4 ( muối của CH3COOH và NH3 ) cho ta cation axit

NH (cho proton) và anion bazơ CH COO ( nhận proton):

CH COONH →NH + CH COO

H O ⇋ H + OH Kw

CH3COO- + H+ ⇋ CH3COOH K-1a2 (bazơ)

Để tính cân bằng trong dung dịch các hợp chất lưỡng tính cần kể đến cả hai loại cân bằng cho và thu proton Đối với muối NaHA với mức không HA ta có hai quá trình cho proton (58) và (59) và quá trình thu proton (60)

K-1a1.C >> 1 hay Ka1<<C (66) thì biểu thức (64) trở thành biểu thức đơn giản:

[H+] =:KF KF (67) hay pH =f P f P (68)

VI DUNG DỊCH ĐỆM [7]

1 Thành phần và tính chất của dung dịch đệm

Nhiều phản ứng hoá học, sinh hoá xảy ra thuận lợi ở pH nhất định Để duy trì pH thích hợp không đổi, người ta phải tiến hành phản ứng hoá học trong môi trường đệm Như vậy, dung dịch đệm là những dung dịch có khả năng điều chỉnh sao cho pH của

hệ ít thay đổi bất kể quá trình hoá học có giải phóng hay thu nhận ion hiđro

- Thànhphần:

biếnđổidpHđơnvị pH, dấu(-)chỉpHgiảmkhithêmaxit

Nhậnxét:Khiβcàng lớnthìhệcókhảnăngđệm càng lớn.Giátrịđệm năngphụ

nồngđộgiữachúng

βmax=0,576.C (C=Ca+Cb)

3.Hệsốphaloãng

- Thựctế khiphaloãngthìlựcioncủadungdịchthayđổi, hệsố hoạtđộcủacácchất thayđổi, dođópHcũngthayđổiítnhiều

Ví dụ 10:TáchBa2+ra khỏiSr2+dướidạngkếttủaBaCrO4cầnduytrì pHtrongkhu vực

- Phảnứngsinhhóa:phụthuộcrấtmạnhvàopH

+Cáchệ đệmcó pHxácđịnhnàyphải“trơ”về mặthóahọc

+Cáccấutửcủahệ đệmphảitantốttrongnướcvà khôngđượcthẩmthấuquacác màngtế bào

cùngvớikếttủahiđroxitkimloại

-Nhiềuionkimloạiđa hóatrị tạođượccácphứchiđroxonhiềunhân:

CHƯƠNG 2: VẬN DỤNG LÝ THUYẾTĐỂ XÂY DỰNG VÀ GIẢI BÀI TẬP VỀ

CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH

I AXIT MẠNH VÀ BAZƠ MẠNH

Bài 1.Tính pH, pOH và H , OH của dung dịch HCl 1,0.10-2 M

Giải Trong dung dịch có các quá trình sau:

HCl →H + Cl 1,0.10-2

Bài 3 Tính pH trong các dung dịch sau:

a, Thêm 1,00 ml dung dịch HNO3 1,0.10-3M vào 1000 ml nước

b,Thêm 10,00 ml nước vào dung dịch HNO31,0.10-2M vào 40,00 ml NaOH 2,0.10-2M sau đó pha loãng 100 lần

Giải

a, Sau khi thêm dung dịch HNO3 ta có nồng độ

CHNO3= ,/ /

/// ≈ 10-6 M

Ta thấy C J ≈ 10-7, nên không thể bỏ qua sự phân li của nước

Trong dung dịch tồn tại các cân bằng:

Sau khi pha loãng 100 lần CNaOH = 1,4.10-4 M

Trong dung dịch tồn tại các cân bằng:

NaOH → Na + OH 1,4.10-4

H O ⇋ H + OH Kw = 10-14

C 1,4.10-4

[]x 1,4.10-4 + x

Áp dụng ĐLTDKL ta có phương trình:

x.(1,4.10-4 + x ) = 10-14 Giải phương trình ta được x = 7,14.10-11 = [H+]

→ pH ≈ 10,14

Bài 4 Tính pH của dung dịch NaOH 1,2.10-7M

Giải

Vì CNaOH =1,2.10-7 ≈ 10-7, nên không thể bỏ qua sự phân li của nước

Trong dung dịch tồn tại những cân bằng:

NaOH → Na + OH 1,2.10-7

Bài 5.Tính nồng độ % (P) của dung dịch NaOH (d =1,12 g/ml) để khi trộn 20,00 ml

dung dịch này với 140,00 ml dung dịch HNO3 có pH = 3,0 sẽ thu được hỗn hợp có pH bằng 12,5

Giải Dung dịch HNO 3 cópH = 3 →[H+] = 1,0.10-3M

Bài 6.Tính pH trong dung dịch khi hòa tan 0,4 gam NaOH trong 1lít nước (bỏ qua

sự thay đổi thể tích khi hòa tan)

Giải

Trong dung dịch tồn tại các cân bằng:

Do đó tính toán theo cân bằng: