Trong qu¸ tr×nh d¹y häc ch¬ng I Sù ®iÖn li vµ båi dîng häc sinh giái c¸c ®éi tuyÓn . T«i thÊy ®a sè häc sinh thêng rÊt lóng tóng vµ gÆp khã kh¨n trong viÖc gi¶i c¸c bµi tËp c©n b»ng trong dung dÞch c¸c chÊt ®iÖn li ®Æc biÖt lµ bµi tËp vÒ tÝnh pH cña c¸c dung dÞch. Nguyªn nh©n chÝnh lµ do c¸c em cha n¾m v÷ng hoÆc cha n¾m ®îc ph¬ng ph¸p lµm c¸c d¹ng bµi tËp ®ã. XuÊt ph¸t tõ lÝ do trªn, T«i xin ®îc tr×nh bµy mét sè kinh nghiÖm gi¶i bµi to¸n tÝnh pH cña mét sè dung dÞch hay gÆp trong ch¬ng tr×nh hãa häc phæ th«ng . §Ó gióp ®ì mét phÇn khã kh¨n cña c¸c em häc sinh vµ cã thªm tµi liÖu cho c¸c b¹n ®ång nghiÖp trong qu¸ tr×nh gi¶ng d¹y.
Trang 1i lý do chọn đề tài
Trong quá trình dạy học chơng I - Sự điện li và bồi dợng học sinh giỏi các đội tuyển Tôi thấy đa số học sinh thờng rất lúng túng và gặp khó khăn trong việc giải các bài tập cân bằng trong dung dịch các chất điện li đặc biệt là bài tập về tính pH của các dung dịch Nguyên nhân chính là do các em cha nắm vững hoặc cha nắm đợc phơng pháp làm các dạng bài tập đó
Xuất phát từ lí do trên, Tôi xin đợc trình bày một số kinh nghiệm giải bài toán tính pH của một số dung dịch hay gặp trong chơng trình hóa học phổ thông Để giúp đỡ một phần khó khăn của các em học sinh và có thêm tài liệu cho các bạn
đồng nghiệp trong quá trình giảng dạy
II nội dung sáng kiến kinh nghiệm.
1 Cơ sở lí luận.
1.1 Tích số ion của H2O.
Bằng thực nghiệm ngời ta xác định đợc nớc cũng phân li ra ion theo các phơng trình sau:
Theo A-re-ni-ut: H2O € H++ OH
-Theo Bron-stet: H2O + H2O € H3O++ OH
-Tuy nhiên sự phân li ra ion của nớc là rất yếu, ở một nhiệt độ không đổi thì:
[H+][OH-+] = constant
Nếu ở 250C thì [H+][OH-] = 1,0.10-14
Chính vì vậy ngời ta có thể dễ dàng suy ra
Môi trờng axit là môi trờng có [H+] >1,0.10-7mol/l
Môi trờng trung tính là môi trờng có [H+] = 1,0.10-7 mol/l Môi trờng bazơ là môi trờng có [H+] < 1,0.10-7 mol/l
Các dung dung thông thờng có [H+] nằm trong khoảng 0 cho
đến 1,0.10-14 mol/l Việc ghi nhớ tính toán và sử lí các giá trị
mũ âm đôi khi rất bất tiện, để khắc phục vấn đề đó ngời
ta đa ra khái niệm pH của dung dịch
1.2 Khái niệm về pH của dung dịch
* Nếu biểu diễn nồng độ H+ của một dung dịch là 10-a thì giá trị của a đợc gọi là pH của dung dịch đó
* Về mặt toán học thì pH = - lg[H+]
Trang 2* Khi biết giá trị pH của một dung dịch ta có thể biết đợc môi trờng của dung dịch đó là môi trờng gì
Môi trờng axit pH < 7 ⇒ [H+] > 10-7M
Môi trờng trung tính pH = 7 ⇒ [H+] = 10-7M
Môi trờng bazơ pH > 7 ⇒ [H+] < 10-7M
2 Thực trạng vấn đề.
* Hiện tại có rất nhiều sách và tài liệu tham khảo có viết về phơng pháp tính pH của các dung dịch tuy nhiên qua nghiên cứu và giảng dạy tôi thấy về nội dung còn có các hạn chế sau: + Sách viết còn sơ sài, khó hiểu không xúc tích và cô đọng nên học sinh gặp nhiều khó khăn trong quá trình tự đọc
+ Không trọng tâm, không giải quyết đợc các vấn đề học sinh cần tìm tòi Nên học sinh không vận dụng đợc trong thực tiện học tập
+ Vì nội dung kiến thức khó, nên một số giáo viên cha biết cách đa các nội dung thích hợp vào quá trình giảng dạy
3 Các biện pháp để thực hiện vấn đề.
* Đọc và nghiên cứu các tài liệu liên quan đến nội dung
* Trao đổi các vấn đề với đồng nghiệp để cùng giải quyết các vấn đề phát sinh trong quá trình thực hiện
* Từ thực tiễn dạy và học để rút kinh nghiệm sao cho phù hợp với các đối tợng học sinh
* Kiểm tra đánh giá rút kinh nghiệm để có sự điều chỉnh phù hợp
* Nội dung cụ thể nh sau:
3.1 Tớnh pH của dung dịch axit và dung dịch bazơ mạnh:
* Phương phỏp chung:
Cỏc axit mạnh điện li hoàn toàn trong dung dich nờn
HnX →n H+ + X-n
C nC
[H+] = nC ⇒ pH = -lg(nC)
Cỏc bazơ mạnh trong dung dịch chỳng phõn li hoàn toàn
M(OH)n → Mn+ + nOH-
C nC
[OH-] = nC ⇒ pH = 14 + lg[OH-] = 14 + lg(nC)
Trang 3* Một số vớ dụ
0,1M với 400 ml dung dịch gồm H2SO4 0,0375M và HCl 0,0125M, thu đợc dung dịch X Tính pH của dung dịch X
H
ớng dẫn
Ta có: n H+= 0,4.2.0,0375 + 0,4.0,0125 = 0,0375 mol
n OH−= 0,1.2.0,1 + 0,1.0,1 = 0,03 mol
Khi trộn 2 dung dịch xảy ra phản ứng trung hoà dạng ion rút gọn
H+ + OH- → H2O
0,03 0,03
Từ phản ứng ⇒ n H+(du)= 0,0375 – 0,03 = 0,005 mol
[H+] d = 0, 0050,5 = 10-2M
Vậy pH = 2
V
í dụ 2: 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 đợc 5,32 lít
H2 (ở đktc) và dung dịch Y (coi thể tích dung dịch không
đổi) Tớnh pH của dung dịch Y
H
ớng dẫn
Ta có: n H+= 0,25.1 + 0,25.2.0.5 = 0,5 mol
n H2= 5,32: 22,4 = 0,2375 mol
Phơng trình phản ứng:
M + 2nH+ →Mn+ + H2
(du)
H
n + = 2n H2= 0,2375 2 = 0,475 < 0,5 Vậy H+ d = 0,5 - 0,475
= 0,025 mol
Hay [H+] = 0,025 : 0,5 = 10-1 ⇒ pH = 1
3.2 Tớnh pH của dung dịch axit yếu
* Phương phỏp chung.
Xột trường hợp axit HA, nồng độ C
Trang 4Nếu axit HA không quá yếu và nồng độ axit trong dung dịch không quá bé thì
ta có thể bỏ qua sự điện li của H2O
HA + H2O € H3O+ + A-
[ ]0 C 0 0
[ ] C - [H3O+] [H3O+] [H3O+]
Ta có: Ka = [H 3 ][A ]
-[HA]
O+
=
2 3 3
[H ] [H ]
O
+ +
Nếu C >> [H3O+] ⇒ [H3O+] 2 = (ka.C)1/2
Do đó: pH = - 1
2lgka - 1
2lgC = -1
2pka - 1
2lgC
* Một số ví dụ.
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M, biết pKa của CH3COOH bằng 4,75
Giải: CH3COOH € CH3COO- + H+
[ ]0 0,1 0 0
[ ] 0,1 - [H3O+] [H3O+] [H3O+]
Ta có: Ka =
2 3 3
[H ] 0,1 [H ]
O O
+ +
− = 1,75.10—5 Nếu 0,1 >> [H3O+] ⇒ [H3O+] = 1,322.10-3
⇒ pH = - lg[H+] = 2,875
VÝ dô 2: TÝnh pH cña dung dÞch NH4Cl 0,1 M, biÕt Ka cña NH4 +
= 10-9,23
Gi¶i: Trong dung dÞch NH4Cl ph©n li hoµn toµn
NH4Cl → NH4 + + Cl
NH4 + + H2O € NH3 + H3O+
[ ]0 0,1 0 0
[ ] 0,1 - [H3O+] [H3O+] [H3O+]
Ka =
2 3 3
[H ]
0,1 [H ]
O O
+ +
− = 10-9,23
Nếu 0,1 >> [H3O+] ⇒ [H3O+] =7,67.10-6
⇒ pH = - lg[H+] = 5,11
VÝ dô 3: TÝnh pH cña dung dÞch H2S 0,1M, BiÕt H2S lµ axit 2 nÊc pKa1 = 6,96 vµ pKa2 = 15
Gi¶i: H2S € HS- + H+ , pKa1 = 6,96
HS- € S2- + H+, pKa2 = 15
Trang 5Ta thấy: 2
1
a a
K
K < 10-4 Nên H2S chủ yếu phân li theo nấc thứ nhất
Tơng tự ta tính đợc pH = 4,0
3.3 Tớnh pH của dung dịch bazơ yếu B.
* Phương phỏp chung
B + H2O € OH- + BH+
[ ]0 C 0 0
[ ] C - [OH-] [OH-] [OH-]
Ta cú: Kb = [ ][BH ]+
[B]
OH−
= [ ]2
OH
C OH
−
−
Nếu C >> [OH-] ⇒ [OH-] 2 = (kb.C)1/2
Do đú: pH = 14 - 1
2lgkb - 1
2lgC
* Một số vớ dụ minh họa
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch NH3 0,01 M Cho pKNH4
+
= 9,23
Giải:
NH3 + H2O € NH4
+ + OH- [ ]0 0,01 0 0
[ ] 0,01 - [OH-] [OH-] [OH-]
Ta cú: Kb = [ ]2
0,01 [ ]
OH OH
−
−
− = 10-4,77 Nếu 0,01 >> [OH-] ⇒ [OH-] = 4,12.10-4 ⇒ pH = 10,6
Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch CH3COONa 0,1M Cho pKCH3 COOH = 4,75
Giải: Trong dung dịch CH3COONa thì
CH3COONa → CH3COO- + Na+
CH3COO- + H2O € CH3COOH + OH-
[ ]0 0,1 0 0
[ ] 0,1 - [OH-] [OH-] [OH-]
Ta cú: Kb =
2
0,1 [ ]
OH OH
−
−
− = 10-9,25 Nếu 0,1 >> [OH-] ⇒ [OH-] = 7,5.10-6 ⇒ pH = 8,9
Trang 6Vớ dụ 3 : Tớnh pH của dung dịch Na2S 0,1M
Biết H2S có Ka1 = 10-6,96; Ka2= 10-15
Giải:
Na2S→2Na+ + S
S2-+H2O € HS- + OH- K2 =10 (1)
HS- + H2O € H2S + OH- K1 = 10-7,04 (2)
H2O € H+ + OH- Kw = 10-14 (3)
Ta bỏ qua các cân bằng (2) và (3)
S2-+H2O € HS- + OH- K2 =10
[]0 0,1
[] 0,1 – x x x
Ta có: K2 = [ ]2
0,1 [ ]
OH OH
−
−
− = 10 ⇒ [OH-] = 0,099 ⇒ pH = 13.
3.4 Tớnh pH của dung dịch hỗn hợp ( dung dịch đệm) Dung dịch đệm là dung dịch axit và bazơ liên hợp của
nó hoặc bazơ và axit liên hợp của nó.
3.4.1 Dung dịch chứa đồng thời một axit yếu HA ( Ca)
và bazơ liên hợp A - (Cb)
* Phương phỏp chung
HA + H2O € H3O+ + A-
[ ]0 Ca 0 Cb
[ ] Ca - [H3O+] [H3O+] Cb+ [H3O+]
Ta cú : Ka =
-3
[H ][A ] [HA]
O+
= 3 b 3
3
[H ]
a
+
+
Nếu coi: Ca >> [H3O+] và Cb>> [H3O+] thỡ Ka = [H 3 ]C b
a
O C
+
Vậy [H3O+] = a. a
m
K C
C ⇒pH = - lg[H3O+]
* Một số vớ dụ
Vớ dụ 1: Tớnh pH của dung dịch CH3COOH 0,1M và CH3COONa 0,1M Cho pKCH3COOH = 4,75
Giải: CH3COONa → CH3COO- + Na+
0,1 0,1
Trang 7CH3COOH € CH3COO- + H+
[ ]0 0,1 0,1 0
[ ] 0,1 - [H3O+] [H3O+] + 0,1 [H3O+
Ta cú: Ka = 3 3
3
[H ](0,1 [ ]) 0,1 [H ]
O
+
+
− = 1,75.10—5 Nếu 0,1 >> [H3O+] ⇒ [H3O+] = 1,75.10-5
⇒ pH = - lg[H+] = 4,75
Vớ dụ 2: Tớnh pH của dung dịch CH3COOH 0,1M và CH3COONa 0,1M trong cỏc trường hợp sau:
a Thờm 0,01 mol HCl vào 1 lớt dung dịch trờn
b Thờm 0,01 mol NaOH vào 1 lớt dung dịch đú
Cho pKCH3COOH = 4,75
Giải: a Thờm 0,01 mol HCl vào 1 lớt dung dịch trờn thỡ cú phản ứng.
CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl
Ban đầu: 0,1 0,01 0,1
Phản ứng: 0,01 0,01 0,01
Sau: 0,09 0 0,11
Bài toỏn trở thành: Tớnh pH của dung dịch CH3COONa 0,09M và CH3COOH 0,11M
Tương tự trờn ta tớnh được pH = 4,67
b Thờm 0,01 mol NaOH vào 1 lớt dung dịch đú thỡ cú phản ứng
CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Ban đầu: 0,1 0,01 0,1
Phản ứng: 0,01 0,01 0,01
Sau: 0,09 0 0,11
Bài toỏn trở thành: Tớnh pH của dung dịch CH3COOH 0,09M và CH3COONa 0,11M
Tương tự trờn ta tớnh được pH = 4,83
Nhận xột: Nếu thờm 1 lượng nhỏ axit hoặc bazơ vào một dung dịch đệm ta thấy
pH của dung dịch thay đổi rất nhỏ
3.4.2 Dung dịch chứa đồng thời một bazơ yếu B ( Cb)
và axit liên hợp BH + (Ca)
* Phương phỏp chung.
B + H2O € OH- + BH+
[ ]0 Cb 0 Ca
[ ] Cb - [OH-] [OH-] Ca+ [OH-]
Trang 8Ta cã: Kb =
-[BH ][OH ] [B]
+
= a
-[OH ](C [ ])
[OH ]
b
OH C
NÕu coi: Ca >> [OH-] và Cb>> [OH-] thì Kb = [OH ]C a
b
C
−
Vậy [OH-] = b. b
a
K C
C ⇒pH = 14 + lg[OH-]
* Một số ví dụ minh họa.
Ví dụ1 : Tính pH của dung dịch chứa hỗn hợp NH3 0,1 M và NH4Cl 0,1 M Cho pKNH4
+
= 9,23
Giải:
NH4Cl → NH4 + + Cl
0,1 0,1
NH3 + H2O € NH4 + + OH-
[ ]0 0,1 0,1 0
[ ] 0,1 - [OH-] 0.1 + [OH-] [OH-]
Ta có: Kb =
-[ ]( 0,1 + [OH ]) 0,1 [ ]
OH
OH
−
−
− = 10-4,77 NÕu 0,1 >> [OH-] ⇒ [OH-] = 10-4,77 ⇒ pH = 9,23
3.5 Tính pH của dung dịch muối tạo bởi bazơ yếu và axit yếu.
* Phương pháp chung.
Nếu một dung dịch chứa đồng thời axit yếu BH+ và bazơ yếu A-
Đối với cặp BH+/B
BH+ + H2O € B + H3O+ , Ka1 = 3
+
[H ][B]
[BH ]
O+
Đối với cặp HA/A-+.
HA + H2O € H3O+ + A-, Ka2 =
-3
[H ][A ] [HA]
O+
Phản ứng xảy ra trong dung dịch là:
BH+ + A- = HA + B
Ta thấy: [BH+] = [A-] và [HA] = [B]
Ta có: Ka1.Ka2 = 3
+
[H ][B]
[BH ]
O+
-3
[H ][A ] [HA]
O+
= [H3O+]2
Trang 9Vậy pH = -lg(Ka1.Ka2)
* Một số ví dụ minh họa.
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch NH4NO2 0,01M, Cho Hằng số phân li axit của
NH4 += 10-9,23 và HNO2 = 4,0.10-4
Giải: Ta có:
NH4
+ + H2O € NH3 + H3O+
+ 4
[H ][NH ] [NH ]
O+
HNO2 + H2O € NO2 − + H3O+, Ka2 =
2
[H ][NO ] [HNO ]
O+
Phản ứng: HNO2 + NH3 = NH4 + + NO2 −
0,1 0,1 0,1 0,1
Ta có: Ka1.Ka2 = 3 3
+ 4
[H ][NH ] [NH ]
O+
2
[H ][NO ] [HNO ]
O+
= [H3O+]2 Vậy pH = - lg[H3O+] = -lg 10−9,23 4,0.10−4 = 6,3
Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch CH3COONH4 0,01M Cho Hằng số phân li axit của NH4 += 10-9,23 và CH3COOH = 1,75.10-5
Giải:
Ta có: NH4 + + H2O € NH3 + H3O+
+ 4
[H ][NH ] [NH ]
O+
CH3COOH + H2O € CH3COO- + H+ , Ka2 =
3
[H ][CH COO ] [CH COOH]
O+
Phản ứng: CH3COOH + NH3 € CH3COO- + NH4 +
0,01 0,01 0,01 0,01
Ka1.Ka2 = 3 3
+ 4
[H ][NH ] [NH ]
O+
3
[H ][CH COO ] [CH COOH]
O+
= [H3O+]2 Vậy pH = - lg[H3O+] = -lg 10−9,23 1,75.10−5 = 6,99
3.6 Tính pH của dung dịch axit và bazơ rất loãng hoặc dung dịch bazơ
và axit rất yếu.
* Chú ý: Với các dạng bài trên ta không thể bỏ qua sự phân li của H2O
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch HCl 0,5 10-7M
Giải:
Ta có: HCl → H+ +Cl- (1)
H2O € H+ + OH- (2)
Theo định luật bảo toàn điện tích ta có :
[H+] = [Cl-] + [OH-]
Trang 10[H+] = 5.10-8+
14
10 [H ]
− + ⇒ [H+]2 – 5.10-8[H+] – 10-14 = 0
Giải phương trình ta được : [H+] = 1,28.10-7 M
Vậy pH = -lg(1,28.10-7) = 6,89
Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch NaOH 0,75 10-7M
Giải:
Ta có: NaOH → Na+ +OH- (1)
H2O € H+ + OH- (2)
Theo định luật bảo toàn điện tích ta có :
[OH-] = [Na-] + [H+]
[OH-] = 7,5.10-8+
14
10 [OH ]
−
− ⇒ [OH-]2 –7,5.10-8[OH-] – 10-14 = 0 Giải phương trình ta được : [OH-] = 1,44.10-7 M
Vậy pH = 14 + lg(1,44.10-7) = 7,16
Ví dụ 3 : Tính pH của dung dịch benzoatnatri C6H5COONa nồng độ 2,0 × 10− 5
M Biết hằng số axit của axit benzoic bằng 6,29 × 10− 5
* Giải:
Ta có: C6H5COONa → Na+ + C6H5COO−
C6H5COO− + H+ ¬ → C6H5COOH Ka− 1
H2O ¬ → H+ + OH− Kw
Tổ hợp 2 phương trình cho:
C6H5COO− + H2O ¬ → C6H5COOH + OH− Ktp
Ktp = w
a
K
K = 1014 5
6,29 10
−
−
× = 1,59 × 10− 10
Do nồng độ đầu của C6H5COO− nhỏ; mặt khác hằng số của quá trình không lớn hơn nhiều so với 10− 14 nên phải tính đến sự điện li của nước
C6H5COO− + H2O ¬ → C6H5COOH + OH− Ktp (1)
2,0 × 10−5 − [OH−]
H2O ¬ → H+ + OH− Kw (2)
Theo định luật bảo toàn điện tích: [OH−] = [C6H5COOH] + [H+]
hay [C6H5COOH] = [OH−] − [H+] = [OH−] −
14
10 OH
−
−
thay vào biểu thức hằng số cân bằng của (1):
K = [ 6 5 ]
C H COOH OH
C H COO
−
−
14
10
OH
C H COO
−
−
−
− ÷ ×
÷
= 1,59 × 10−10
Trang 11⇒
5
−
× − = 1,59 × 10− 10 ⇒ [OH−]2 + 1,59 × 10−10[OH−] − 13,18
× 10−15 = 0
⇒[OH−] = 1,148 × 10− 7 ⇒ pOH = − lg(1,148 × 10− 7) = 6,94 ⇒ pH = 7,06
Ví dụ 4: Ở 200C hòa tan vào dung dịch NaOH nồng độ 0,016 g/lít một lượng iot đủ để phản ứng sau xảy ra hoàn toàn:
2NaOH + I2 ¬ → NaI + NaIO + H2O
Tính pH của dung dịch thu được Biết hằng số axit của HIO = 2,0 × 10−11
Giải:
Nồng độ đầu của OH− = 0,01640 = 4,0 × 10−4 mol/lít
Phản ứng 2OH− + I2 → I − + IO− + H2O
4,0 × 10−4 2,0 × 10−4
IO− + H2O ¬ → HIO + OH−
[ ] 2,0 × 10−4 − x x x ⇒ [HIO] = [OH−]
HIO ¬ → H+ + IO− Ka = 2,0 ×10−11
Ta có: Ka =
IO H HIO
= 2,0 × 10− 11 ⇒ IO H
OH
−
= 2,0 × 10− 11
⇒
4
(2,0 10 OH ) H
OH
−
× − ×
14 4
14
10
H 10 H
−
+
− +
× − ×
= 2,0 × 10− 11
⇒ 2,0 × 10− 14[H+]2− 1,0 × 10− 14[H+] − 2,0 × 10− 25 = 0 ⇒ [H+] = 6,53 × 10− 11
⇒ pH = − lg[H + ] = − lg(6,53 × 10−11 ) = 10,185
3.7 Tính pH của các dung dịch muối axit như: NaHCO3, Na2HPO4,
NaH2PO4…
* Chú ý: Trong dung dịch các ion 2 2
HCO − HPO − H PO− là các chất lưỡng tính nên giá trị pH của các dung dịch này phụ thuộc vào bản chất của từng ion Thông thường chúng ta sử dụng phương trình định luật bảo toản proton để giải thì sẽ thuận lợi hơn …
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch NaHCO3 0,01M.Hằng số phân li của H2CO3 là
Ka1 = 10-6,35; Ka2=10-10,33
.
Giải:
Ta có: NaHCO3 →Na++H PO2 4−→H++HCO3−.
Trang 122
HCO− € H+ +CO −Ka2 = 10-10,33
HCO3−+H+€ H CO2 3 1
1
K− = 106,35
H2O € H+ +OH- Kw= 10-14
Theo định luật bảo toàn proton ta có :
[H+] = [OH-] + [HCO2
3
−] –[H2CO3]
[H+] = w
[ ]
K
H+ + 3
2
[ ]
a
HCO K
H
−
1
3
[ ]
a
H K HCO
+
−
−
Ta có: [H+] = w 2 3
1
a a
K K HCO
K HCO
−
+
6,35
10 10 0,01
1 10 0,01
-9 mol/l
Vậy pH = lg(4,62.10-9) = 8,335
Ví dụ 2 : Tính pH của dung dịch NaH2PO4 0,05M Biết H3PO4 có :
Giải :
NaH2PO4 →H+ +H PO2 4 −
− € + + − Ka2 = 10-7,21
H PO− +H+ € H PO K 1
1
− = 102,51
H2O € H+ +OH- Kw= 10-14
Theo định luật bảo toàn proton ta có :
[H+] = [OH-] + [HPO2
4
−] –[H3PO4]
[H+] = w
[ ]
K
H+ + 2 4
2
[ ]
a
H PO K
H
−
1
[ ]
a
H K
H PO
+
−
[H+] = w 2 2 4
1
a a
K K H PO
K H PO
−
+
2,51
10 10 0, 05
1 10 0,05
-5 mol/l
Vậy pH = -lg(2,1.10-5) = 4,68
4 Hiệu quả của sáng kiến kinh nghiệm.
Sau một quá trình giảng dạy áp dụng phương pháp, tôi nhận thấy:
+ Có sự chuyển biến tích cực trong chất lượng dạy và học Học sinh tích cực lĩnh hội kiến thức và ham học hỏi hơn
+ Chất lượng đại trà và mũi nhọn được nâng cao, đặc biệt các em không còn gặp khó khăn và lúng túng khi làm các dạng bài tập về cân bằng trong dung dịch