chuyên đề bồi dưỡng học sinh giỏi môn hoá học cấp thpt 1 - KHẢO SÁT MỘT SỐ PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH

Chương trình hóa học phổ thông chủ yếu tập trung nghiên cứu các phản ứng xảy ra giữa các chất trong dung dịch nước. Trong các sách kinh điển về hóa học, người ta thường chia các phản ứng hóa học trong dung dịch nước làm 4 loại:Phản ứng axit–bazơ, phản ứng tạo phức, phản ứng tạo chất ít tan và phản ứng oxi hóa–khử. Vấn đề đặt ra là giữa các chất có xảy ra phản ứng hay không? Phản ứng xảy như thế nào? Xảy ra với mức độ nào? Những yếu tố nào để làm tăng khả năng phản ứng giữa các chất? …

HỘI ĐỒNG BỘ MÔN HOÁ HỌC

TÀI LIỆU TẬP HUẤN GIÁO VIÊN CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI MÔN HOÁ HỌC CẤP THPT

KHẢO SÁT MỘT SỐ PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH

THÁNG 7 NĂM 2012

LỜI NÓI ĐẦU

Chương trình hóa học phổ thông chủ yếu tập trung nghiên cứu các phản ứng xảy

ra giữa các chất trong dung dịch nước Trong các sách kinh điển về hóa học, người ta thường chia các phản ứng hóa học trong dung dịch nước làm 4 loại:

Phản ứng axit–bazơ, phản ứng tạo phức, phản ứng tạo chất ít tan và phản ứng oxi hóa–khử Vấn đề đặt ra là giữa các chất có xảy ra phản ứng hay không? Phản ứng xảy

như thế nào? Xảy ra với mức độ nào? Những yếu tố nào để làm tăng khả năng phản ứng giữa các chất? …

Mục tiêu của chuyên đề:

-Giới thiệu đến giáo viên những nội dung có tính chất chuyên sâu dùng trong việc bồi dưỡng học sinh giỏi cấp THPT, một số bài tập áp dụng và một số tài liệu tham khảo trong công tác Bồi dưỡng học sinh giỏi

-Trình bày một vài cách tiếp cận với các mảng kiến thức chuyên để học sinh có thể tiếp thu một cách hiệu quả

Giới hạn của chuyên đề: trình bày một số vấn đề cơ bản (thuộc chương trình

chuyên) có vận dụng trong các kỳ thi HSG cấp THPT về các nội dung: Phản ứng axit –

bazơ, phản ứng tạo chất ít tan và phản ứng oxi hóa–khử.

Trong quá trình biên soạn, không thể tránh khỏi những thiếu sót, mong quý thầy

cô, các bạn đồng nghiệp đóng góp ý kiến để bộ tài liệu thêm hoàn chỉnh.

MỤC LỤC

LỜI NÓI ĐẦU -1

Chương 1 PHẢN ỨNG AXIT – BAZƠ -4

1 Thuyết axit - bazơ -4

2 Một số khái niệm liên quan -4

2.2 Cặp axit – bazơ liên hợp -5

2.3 Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B) -6

3 Tính nồng độ cân bằng trong các dung dịch axi,t bazơ -7

3.1 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh -7

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit mạnh -7

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch bazơ mạnh -7

3.2 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu, bazơ yếu -8

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu đơn chức -8

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch bazơ yếu đơn chức -8

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu đa chức -9

4 Tính pH của dung dịch đệm -9

5 Tính pH của dung dịch muối axit -10

6 Một số ví dụ áp dụng -10

 Bài tập vận dụng -13

Chương 2 PHẢN ỨNG TẠO HỢP CHẤT ÍT TAN -16

1 Các khái niệm -16

1.1 Độ tan của chất ít tan -16

1.2 Tích số tan -16

1.3 Tích số tan điều kiện -16

2 Các yếu tố ảnh hưởng -17

2.1 Sự có mặt của ion chung -17

2.2 Ảnh hưởng của pH -17

2.3 Ảnh hưởng của sự tạo phức -18

3 Một số bài tập áp dụng -18

Chương 3 PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ -23

1 Các khái niệm cơ bản -23

2 Phản ứng oxi hoá - khử trong pin điện hoá -23

• Để biểu diễn đơn giản các pin điện hóa, người ta dùng sơ đồ pin với quy ước: -24

2.1 Thế điện cực -24

• Điện cực hiđro chuẩn -24

• Quy ước của IUPAC: -24

• Sức điện động của pin -25

• Thế tiêu chuẩn của điện cực -25

• Quy ước về dấu -25

2.2 Ý nghĩa của thế điện cực -25

2.3 Sự phụ thuộc của thế theo nồng độ -26

3 Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá - khử -26

4 Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng oxi hoá - khử -28

4.1 Ảnh hưởng của pH -28

4.2 Ảnh hưởng của sự tạo thành hợp chất ít tan -30

5 Thế oxi hoá - khử của dung dịch chứa chất oxi hoá và chất khử liên hợp -31

6 Thế oxi hoá - khử của dung dịch chứa chất oxi hoá và chất khử không liên hợp 32

7 Một số bài tập -34 Tài liệu tham khảo -38 Phụ lục -39

Chương 1 PHẢN ỨNG AXIT – BAZƠ

1 Thuyết axit - bazơ

Có nhiều thuyết về axit - bazơ khác nhau Trong số đó, được sử dụng nhiều là thuyết axit - bazơ của Arrhenius và thuyết axit - bazơ của Bronsted- Lowry

1.1 Thuyết Axit - Bazơ của Arrhenius (thuyết Axit - Bazơ cổ điển)

Theo thuyết này thì axit là những chất có khả năng phân li trong nước thành cation H+, còn bazơ là những chất có khả năng phân li thành anion OH- Như vậy trong phân tử của axit phải chứa hiđro linh động có khả năng ion hóa còn trong phân tử bazơ phải chứa nhóm hiđroxi có khả năng ion hóa

Ví dụ: Axit HCl → H+ + Cl- Bazơ NaOH → Na+ + OH

-Đây là thuyết đơn giản về axit và bazơ Nó chỉ đề cập đến dung môi là H2O Nhiều trường hợp không giải thích được tính axit-bazơ của một số dung dịch Để giải thích các trường hợp này người ta đưa ra khái niệm sự thủy phân

1.2 Thuyết proton về Axit - Bazơ của Bronsted – Lowry

Theo thuyết này axit là những chất có khả năng cho proton Bazơ là những chất

có khả năng nhận proton

Sử dụng thuyết này ta có thể giải thích đầy đủ tính axit - bazơ của các dung dịch trong các dung môi: H2O, khác nước như dung môi hữu cơ… và giải thích cho một số phản ứng axit- bazơ không có dung môi

2 Một số khái niệm liên quan

2.1 Hằng số axit – Hằng số bazơ

Khi hòa tan axit hoặc bazơ vào nước:

A + H O2 H O3  + B Kcb

B + H O2 OH + A Kcb

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng, ta có

3 2

[ ].[ ] [ ].[ ]

cb

H O B K

A H O



 xem [H2O] = 1000/18 (mol/L) = 55,55 (mol/L) = const

3 2

[ ].[ ] [ ]

[ ]

cb

H O B

K H O

A





= Ka Ka gọi là hằng số axit

Để đơn giản: [ ].[ ]

[ ]

a

H B K

A



Hoàn toàn tương tự đối với bazơ:

→ 2

[ ].[ ] [ ]

[ ]

cb

A OH

K H O

B





= Kb

*Hằng số điện li Ka của một axit được dùng để đánh giá cường độ của axit Giá trị của Ka càng lớn cường độ axit càng mạnh, ngược lại Ka càng nhỏ cường độ axit càng yếu

Những axit mà phân tử chứa hai hoặc hơn hai proton có thể tách ra được trong nước, những axit đó được gọi là các đa axit Trong dung dịch nước các đa axit phân li lần lượt theo các nấc và ở mỗi nấc cho một proton Ứng với mỗi nấc, có một hằng số axit (Ka) tương ứng

Ví dụ: Axit photphoric ( H3PO4 )

H PO H O

H PO2 4 H O3

 pKa1 = 2,12

H PO H O

 HPO42 H O3 

 pKa2 = 7,21

2

HPO  H O

 PO43 H O3 

 pKa3 = 12,36

*Hằng số cân bằng Kb được gọi là hằng số bazơ, đặc trưng cho độ mạnh của một bazơ Kb càng lớn, bazơ càng mạnh, ngược lại Kb càng nhỏ, bazơ càng yếu

Có những bazơ mà phân tử khi cho vào nước lần lượt nhận một, hai, ba proton,

đó là những đa bazơ

4

PO là một đa bazơ

PO43 H O2



2 4

HPO  OH

 Kb1 = 10-1.64

2

HPO  H O

 H PO2 4  OH

 Kb2 = 10-6,79

H PO2 4  H O2

 H PO3 4 OH

 Kb3 = 10-11,88

2.2 Cặp axit – bazơ liên hợp

Theo Bronsted thì khi một axit cho proton tạo ra một bazơ liên hợp với nó Khi một bazơ nhận proton thì tạo ra axit liên hợp với nó

Ví dụ:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

a b b a

NH3 + H2O NH4 + OH

b a a b

Ở ví dụ này có các cặp axit bazơ liên hợp: CH3COOH/CH3COO- và NH4 / NH3

2.3 Quan hệ giữa K a và K b của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B)

 Tích số ion của H2O

H2O + H2O H3O+ + OH

-3

2 2

[ ].[ ] [ ]

cb

H O OH K

H O



Nước nguyên chất ở 25oC: [OH-] = [H3O+] = 10-7M

Có thể suy ra: K H O2 = [H3O+].[OH-] = 10-14

Để đơn giản có thể viết: H2O H+ + OH

K H O2 = [H+].[OH-] = 10-14

 Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B)

Ta có:

 

.

b

OH A K

B



 và  

 

a

H O B K

A





→ Ka.Kb = [H3O+].[OH-] = = 10-14

Với: pKa = - lgKa; pKb = - lgKb; p= - lgK H O2

thì pKa + pKb = pK H O2 = 14

Từ hệ thức này ta thấy nếu cường độ của một axit càng mạnh (pKa bé) thì bazơ liên hợp với nó càng yếu

Ví dụ: CH CO H3 O + H O2 CH CO3 O

+H O3 

Ka = 1,8.10-5 = 10-4,75

CH CO3 O

+HOH CH CO H3 O +OH

9,25 4,75

10 10

10 10

b a

K K





So với:

HCN + H2O H3O+ + CN- Ka = 10-9,35

CN- + H2O HCN + OH- Kb = 10-4,65

Tính axit của CH3COOH mạnh hơn HCN thì tính bazơ của CN- mạnh hơn

CH3COO

-3 Tính nồng độ cân bằng trong các dung dịch axi,t bazơ

3.1 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit mạnh

HA → H+ + A

H2O H+ + OH-

[H+ ] – [OH-]– [A- ] = 0

→ [H+ ] - 2

[ ]

H O

K

H - Ca = 0 (1) → [H+]2 - Ca[H+] - = 0

Ta được phương trình bậc 2 với ẩn là [H+]:

- Nếu Ca >> 10-7M, bỏ qua cân bằng điện li của H2O

[H+] = Ca

Ví dụ: Ca = 10-4M → [H+] = 10-4M

- Nếu Ca ≈ 10-7M, từ (1) → [H+]2 - Ca[H+] - = 0

→ [H+ ]2 - 10-7 [H+] - 10-14 = 0 → [H+ ] = 10-6,79 → pH = 6,79

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch bazơ mạnh

MOH → M+ + OH

H2O H+ + OH-

[H+] - [OH-] + [M+] = 0 → [H+] - 2

[ ]

H O

K

H + Cb = 0 [H+]2 + Cb [H+] - = 0

- Nếu Cb >> 10-7M, bỏ qua cân bằng điện ly của nước

[OH-] = Cb → [H+] = 2

[ ]

H O

K

OH

- Nếu Cb ≈ 10-7M thì giải phương trình:

[H+]2 + Cb [H+] - = 0 → [H+]

3.2 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu, bazơ yếu

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu đơn chức

HA H+ + A- Ka

H2O H+ + OH-

Áp dụng định luật bảo toàn điện tích: [H+ ] – [OH-]– [A- ] = 0

→ [H+ ] - 2

[ ]

H O

K

H - a[ a ]

a

K C

K  H = 0 (2)

- Nếu KaCa >> bỏ qua sự điện ly của nước

→ [H+ ] - = 0 → [H+ ]2 + Ka[H+ ] - KaCa = 0

- Giả sử [H+ ] << Ca → [H+ ] = K C a a

- Nếu KaCa ≈ ta không bỏ qua giá trị nào cả và việc tính toán gần đúng được thực hiện theo định luật bảo toàn proton:

[H+ ] – [OH-]– [A- ] = 0

→ [H+ ] = + K HA[a[ ]]

H → [H+ ]2 = + Ka.[HA] xem [HA] = Ca

→ [H+ ] = K H O2 K C a a

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch bazơ yếu đơn chức

B + H2O BH+ + OH- Kb

H2O H+ + OH-

Áp dụng đinh luật bảo toàn điện tích:

[H+ ] – [OH-] + [BH+] = 0

→ 2 [ ]

H O

K

OH - [OH-] + [b b ]

b

K C

K OH

 = 0

- Nếu KbCb >> , bỏ qua điện ly của nước

→ - [OH-] + = 0

→ [OH-]2 + Kb [OH-] - KbCb = 0

Gỉa sử [OH-] << Cb → [OH-] = K C b b → [H+ ] = 2

[ ]

H O

K

OH

- Nếu KbCb ≈ ta không bỏ qua giá trị nào cả và việc tính toán gần đúng được thực hiện theo định luật bảo toàn proton: [H+] = [OH-] - [HA] BIến đổi ta được:

[H+ ] = 2

1

1

H O

K

K C

 (xem [A-] = Cb)

 Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu đa chức

H3A H+ + H2A- Ka1 (1)

H2A- H+ + HA2- Ka2 (2)

HA2- H+ + A3- Ka3 (3)

H2O H+ + OH- K H O2 (4) Nếu Ka1 >> Ka2 , Ka3 ,… Kan

→ Cân bằng (1) quyết định: 2 1

1

[ ] [ ]

a

H





Nếu K1Ca >>K H O2 → 1

1

[ ]

a

C K H

H K





 Nếu [H+] << Ca → [H+] =

Áp dụng tương tự đối với một bazơ yếu đa chức, ta cũng tiến hành chọn các cân bằng quyết định và xét điều kiện để bỏ qua sự điện ly của H2O

4 Tính pH của dung dịch đệm

Khái niệm: Là những dung dịch có khả năng chống lại sự thay đổi pH của môi trường

khi ta thêm vào dung dịch đó một lượng axit mạnh, bazơ mạnh không lớn lắm Khi pha loãng thì pH của dung dịch thay đổi không đáng kể

Thành phần hệ đệm có thể là:

- Một axit yếu và một bazơ yếu liên hợp với nó

- Muối axit của axit yếu

Công thức tính pH gần đúng của dung dịch đệm:

Khi [H+] , [OH-] << Ca, Cb thì [H+] = Ka Ca/Cb

5 Tính pH của dung dịch muối axit

Muối axit là những muối mà ở gốc axit còn nguyên tử H có khả năng phân li cho ion

H+

Ví dụ: dung dịch NaHA

Các quá trình xảy ra:

NaHA → Na+ + HA

-HA- + H2O H2A + OH- Kb2

HA- H+ + A2- Ka2

H2O H+ + OH- Nếu Ka2 > Kb2 thì ta có môi trường axit, ngược lại nếu Ka2 < Kb2 thì ta có môi trường bazơ

Trong trường hợp tổng quát:

Chọn mức không HA- và H2O

Ta có: [H+] + [H2A] = [A2-] + [OH-]

Biến đổi ta có [H+] = 2 2

1 1

.[ ]

1 [ ]

a

K K HA

K HA





Xem [HA-] C

→ [H+] = 2 2

1 1

1

a

K K C

K C





Nếu Ka2C >> → [H+] = 2

1 1

.

a a

K C

K C



Nếu Ka1-1C >> 1 → [H+] = (K H O2 K C K a2 ). a1

C



Nếu Ka2C >> và Ka1-1C >> 1

→ [H+] = K K a1 a2 → pH = (pKa1 + pKa2)/2

6 Một số ví dụ áp dụng

Bài 1: Dung dịch CH3COOH có pH = 4 Phải thêm vào 1 lít dung dịch này bao nhiêu gam CH3COOH để được dung dịch có pH=3,5 Cho Ka= 1,8.10-5

Giải:

Gọi x là số gam CH3COOH cần thêm vào

CH3COOH CH3COO- + H+

Ban đầu: C

Phản ứng αC αCC αC αCC αC αCC

Cân bằng C(1-αC αC) αC αCC αC αCC

Ka = Thay αC αCC = 10-4, Ka = 1,8.10-5 vào, giải được C = 6,56.10-4

Khi thêm x(g) vào ta có:

Ka = = 1,8.10-5 Giải phương trình ta được αC αC = 0,057, → x = 0,3g

Bài 2 : Lấy 2,5 mL dung dịch CH3COOH 4M rồi pha loãng với nước thành 1L dung dịch A Cho biết trong 1mL A có 6,28.1028 ion và phân tử axit không phân li (cho

Ka = 1,8.10-5) Tính độ điện li của axit CH3COOH

Giải: 1mol có 6,02.1023 phân tử nên 0,01 mol có chứa 6,02.1021 phân tử

CH3COOH CH3COO- + H+

C 6,02.1021

Phản ứng x x x

[ ] 6,02.1021 –x x x

Ta có: (6,02.1021 – x) + x + x = 6,28.1028

Giải ra ta được x = 0,26.1021

Vậy αC αC = 0,26.1021/6,02.1021 = 0,0432= 4,32%

Bài 3: Lấy 60mL NaOH 0,025M cho phản ứng với 25mL dung dịch H3AsO4

0,02M ( cho H3AsO4 có pKa1= 2,13; pKa2 = 6,94 ; pKa3 = 11,50) Tính pH của dung dịch thu được

Giải:

H3AsO4 + 3NaOH → Na3AsO4 + 3H2O

Ban đầu 0,02.0,025 0,025.0,06

Phản ứng 5.10-4

1,5.10-3 5.10-4

Sau phản ứng

5.10-4

Sau phản ứng ta thu được 5.10-4 mol Na3AsO4 hay Na3AsO4 có nồng độ là: 5.10-4 /0,085 = 5,88.10-3M

AsO43- + H2O HAsO42- + OH- Kb1 = 10-2,5

HAsO42- + H2O H2AsO4- + OH- Kb2 = 10-7,06

H2AsO4- + H2O H3AsO4 + OH- Kb3 = 10-11,81

H2O H+ + OH-

Vì Kb1 >> Kb2 >> Kb3 , Cb >> nên trong dung dịch phản ứng sau là chủ yếu: AsO43- + H2O HAsO42- + OH- Kb1 = 10-2,5

C 5,88.10-3

[ ] 5,88.10-3 – x x x

Ta có: Kb1 = x2 / ( 5,88.10-3 - x) = 10-2,5

Giải phương trình ta được x = 3,01.10-3

→ pOH = 2,52 hay pH = 11,48

Bài 4: Tính số gam Na2HPO4 12H2O phải hòa tan trong 100mL dung dịch

H3PO4 0,05M sao cho pH của dung dịch thu được bằng 4,68 Cho H3PO4 có pKa1= 2,15;

pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,36

Giải:

Gọi a là khối lượng Na2HPO4 12H2O phải đem hòa tan

H3PO4 có pKa1= 2,15; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,36

Nhận xét: pH = ( pKa1 + pKa2) / 2 = (2,15+ 7,21)/2 = 4,68

Nên thành phần chính của hệ là:

H3PO4 + HPO42- 2H2PO4

-0,05.0,1 a/358

Ta có: 0,005 = a/358 → a = 1,79g

Bài 5: Tính khối lượng HCl cần thêm vào 1 lít dung dịch đệm CH3COONH4

0,3M để pH của hệ bằng 6,22 cho CH3COOH có pKa = 4,76, cho NH3 có pKb = 4,76

Giải:

CH3COONH4 → CH3COO- + NH4+

0,3 0,3 0,3