HSG 11 hợp CHẤT ít TAN cân BẰNG TRONG DUNG DỊCH

A. LÝ THUYẾT CƠ BẢN VÀ NÂNG CAO I. ĐỘ TAN VÀ TÍCH SỬ TAN 1. Khái niệm về độ tan và tích số tan Trong dung dịch bão hòa trong nước của hợp chất ít tan MmAn có cân bằng: Nồng độ chất tan trong dung dịch bão hòa được gọi là độ tan S. Độ tan thường được biểu diễn theo sổ gam chất tan trong 100 gam dung môi nguyên chất; gamlít hoặc biểu diễn theo số mol chất tan trong 1 lít dung dịch. Khi cân bằng được thiết lập, ta có biểu thức tích Số tan nhiệt động Ks: Nếu không kể ảnh hưởng của lực ion thì có thể chấp nhận gần đúng: 2. Nguyên tắc tính độ tan từ tích số tan Mô tả các cân bằng xảy ra trong dung dịch, trong đó có cân bằng của hợp chất ít tan, các cân bằng phụ. Đánh giá mức độ xảy ra của các cân bằng phụ (căn cứ vào các hằng số cân bằng) Thiết lập biểu thức tính tích số tan. Thiết lập biểu thức tính các nồng độ phân tử khác sinh ra do quá trình phụ trong trường hợp cần thiết phải đánh giá gần dùng pH hoặc nồng độ các chất tạo phức. Tổ hợp các biểu thức rút ra với biểu thức tính tích số tan để đánh giá độ tan. 3. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan Thuốc thử dự không phản ứng với kết tủa thường làm giảm độ tan của kết tủa. Thuốc thử dư phản ứng với kết tủa làm độ tan tăng. pH ảnh hưởng đến quá trình tạo phức hiđroxo của ion kim loại và cũng ảnh hưởng đến sự proton hóa của anion là bazơ yếu. Chất tạo phức thường làm tăng độ tan của kết tủa, hoặc làm giảm quá trình kết tủa của ion kim loại. Lực ion (1) thường làm tăng độ tan vì khi tăng lực ion I, hệ số hoạt độ giảm.Ví dụ 1: a) Tính độ tan của BaSO4 trong dung dịch bão hoà BaSO4. Cho b) Tính độ tan của PbI2 ở pH = 6,0. Cho Giảia) Quá trình hoà tan: (1)Quá trình phụ: (2) (3)Các cân bằng (2) và (3) là quá bé, có thể bỏ qua các quá trình phụ và đánh giá độ tan theo (1): SS b) (4) (5)Gọi S là dộ tan của PbI2. Ta có: Mặt khác: Nhận xét: Trong trường hợp tổng quát việc tính toán cân bằng của muối ít tan thường phức tạp vì ngoài quá trình hoà tan ra luôn có các quá trình phụ liên quan. Về nguyên tắc, trước khi tính toán phải mô tả đầy đủ các cân bằng có thể xảy ra trong hệ, và thiết lập một số phương trình liên hệ có liên quan với các ấn số cần tìm và tổ hợp lại thành phương trình tổng quát. Tuy vậy, việc tổ hợp như thế thường dẫn đến phương trình bậc cao rất phức tạp. Vì vậy, tuỳ từng trường hợp cụ thể mà chọn cách giải gần đúng thích hợp. Ta hãy xét trường hợp tổng quát đơn giản khi cần tính độ tan của muối MA. Trong dung dịch có các quá trình sau đây: (1) (2) (3) (4)Các ẩn số chưa biết: Cần phải thiết lập 6 phương trình liên hệ: Ở đây: Gọi độ tan của muối là S ta có: Ta suy ra: Theo định luật bảo toàn điện tích ta có: Thay các đại lượng ở trên vào phương trình dưới ta được: ()Mặt khác: ()Thay S vào phương trình () ta sẽ được phương trình 1 ẩn đối với H+. Nhưng việc tính H+ sẽ rất phức tạp. Có thể tính toán đơn giản gần đúng bằng cách mới đầu tính , sau đó thay S vào () để được phương trình 1 ẩn đối với H+. Giải phương trình này ta sẽ tìm được giá trị gần đúng của H+. Đặt giá trị này vào () ta sẽ tìm được giá trị S chính xác hơn.Trong trường hợp khi hai quá trình proton hoá của A và tạo phức hiđroxo của M+ xảy ra với mức độ ngang nhau thì có thể tiến hành tính toán gần đúng theo cách sau. Gọi độ tan của muối là S. Ta có: Có thể tổ hợp các quá trình (3), (4) dưới dạng: S – xS – xxx Bởi vì: Dĩ nhiên phương pháp gần đúng trên chỉ được chấp nhận khi kiểm tra thấy hiệu là đại lượng vô cùng nhỏ so với .Ví dụ 2: Tính độ tan trong nước của kết tủa . Cho Giải (1) (2) (3) Vì quá trình proton hoá ion và quá trình tạo phức hiđroxo của chênh lệch nhau không nhiều nên có thể giải bằng phương pháp gần đúng. S – xS – xxx Vì nên phép tính gần đúng có thể chấp nhận được. Đối với các muối có độ tan quá bé thì mặc dù các ion có tham gia mạnh vào quá trình proton hoá hoặc quá trình tạo phức hiđroxo thì vẫn không ảnh hưởng rõ rệt đến môi trường của dung dịch, nên ta vẫn có thể chấp nhận dung dịch có môi trường trung tính pH = 7. Trong trường hợp này việc tính toán sẽ đơn giản hơn vì ta đã biết nồng dộ ion H+. Việc tính độ tan theo công thức () là không khó.Ví dụ 3: Tính độ tan của Ag2S trong nước nguyên chất.Cho Giải (1) (2) (3) (4) (5)Vì độ tan gần đúng So = nên có thể coi các quá trình (3), (4), (5) không ảnh hưởng đến pH của nước và có thể chấp nhận . Gọi độ tan của muối là S ta có: Mà: Ví dụ 4: Tính tích số tan của AgSCN và cân bằng trong dung dịch bão hòa AgSCN. Cho Giải Đánh giá mức độ tạo phức hiđroxo của Ag+: C1,05.106 1,05.106 – xxx Cân bằng trong dung dịch: II. SỰ HÒA TAN KẾT TỦA KHÓ TAN TRONG NƯỚC Đối với muối MmXn Điều kiện hoà tan kết tủa là phải thiết lập điều kiện để tích số ion trong dung dịch bẻ hơn tích số tan. Muốn vậy phải làm giảm nồng độ của các ion trong dung dịch bão hoà bằng các biện pháp sau đây: Chuyển các anion của muối là bazơ yếu thành axit liên hợp ít phân li, bằng tác dụng của axit mạnh hơn Chuyển các ion kim loại thành phức bên dưới tác dụng của một số chất tạo phức thích hợp Chuyển ion trong dung dịch thành dạng oxi hoá khử bằng một thuốc thử oxihoá khử thích hợp. 1. Hoà tan kết tủa khó tan trong axitĐối với trường hợp muối khó tan mà anion của nó là bazơ yếu thì có thể dùng axit mạnh hơn làm dung môi hoà tan. Đối với trường hợp tổng quát và đơn giản khi hoà tan muối MX trong axit mạnh HA ta có các quá trình sau: (1) (2) (3)Gọi S là độ tan của MX ta có: Mà: (4)Phương trình trung hoà điện: Ở đây: H+ >> OH ; A =CHA =C ta được phương trình: (5) Thay (5) vào (4) ta rút ra: (6)Giải phương trình trên ta sẽ tìm được S. Nếu tích số tan của muối bé và khi lớn thì có thể coi sản phẩm chủ yếu của sự hoà tan là HX và có thể đánh giá gần đúng bằng cách tổ hợp (1) và (2). CC CSSS . Từ biểu thức này ta dễ dàng tính được giá trị S. Tuy nhiên, cách giải trên chỉ được chấp nhận nếu kiểm tra lại kết quả cho thấy HN >> X . Ví dụ 1: Tính độ tan của bạc axetat (CH3COOAg) trong 1 lít HNO3 0,1M. Cho: Giải 0,10,1 không lớn hơn nhiều so với CH3COO nên cách giải gần đúng như trên là chưa chính xác. Nghĩa là không thể bỏ qua CH3COO bên cạnh CH3COOHTa có: (1)Thay S vào (1) ta được: Phương trình trung hòa điện: Khi H+=2,7.105 M thì nên Ví dụ 2: Đánh giá độ tan của . Cho có Giải 0,10,1 (1) (2) (3)Ở đây, lại tương đối không lớn nên có thể giả thiết sản phẩm của sự hoà tan chủ yếu tồn tại dưới hơn là . Tổ hợp (1), (2) ta được: C0,1 0,1 – S’S’S’ Như vậy: phép tính gần đúng chưa thoả mãn vì lớn hơn nồng độ của không nhiều.Ta lại có: Thay S vào phương trình trên ta tìm được H+= 101,29MXuất phát từ phương trình trung hoà điện: Ở : Bỏ qua bên cạnh H+ và bên cạnh ta suy ra: Thay vào biểu thức trên ta sẽ tìm được Trường hợp sản phẩm của sự hoà tan là chất khí thì cần chú ý răng nồng độ cực đại của khí trong nước bằng độ tan của nó. Nếu nồng độ của khí vượt quá độ tan thì sẽ bay ra và chỉ giữ lại một phần tương ứng bằng độ tan của nó. Trong trường hợp này khi tính toán phải thay nồng độ cân bằng của khí bằng độ tan. Ví dụ 3: Tính độ tan của BaCO3 trong CH3COOH 0,1M. Cho: (Độ tan của CO2 ở 20°C).

1 Khái niệm về độ tan và tích số tan

- Trong dung dịch bão hòa trong nước của hợp chất ít tan MmAn có cân bằng:

 n   m m- n S

2 Nguyên tắc tính độ tan từ tích số tan

- Mô tả các cân bằng xảy ra trong dung dịch, trong đó có cân bằng của hợp chất ít tan, các cân bằng phụ

- Đánh giá mức độ xảy ra của các cân bằng phụ (căn cứ vào các hằng số cân bằng)

- Thiết lập biểu thức tính tích số tan

- Thiết lập biểu thức tính các nồng độ phân tử khác sinh ra do quá trình phụ trong trường hợp cần thiếtphải đánh giá gần dùng pH hoặc nồng độ các chất tạo phức

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

3 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan

- Thuốc thử dự không phản ứng với kết tủa thường làm giảm độ tan của kết tủa

- Thuốc thử dư phản ứng với kết tủa làm độ tan tăng

- pH ảnh hưởng đến quá trình tạo phức hiđroxo của ion kim loại và cũng ảnh hưởng đến sự proton hóacủa anion là bazơ yếu

- Chất tạo phức thường làm tăng độ tan của kết tủa, hoặc làm giảm quá trình kết tủa của ion kim loại

- Lực ion (1) thường làm tăng độ tan vì khi tăng lực ion I, hệ số hoạt độ giảm

Nhận xét: Trong trường hợp tổng quát việc tính toán cân bằng của muối ít tan thường phức tạp vì ngoài

quá trình hoà tan ra luôn có các quá trình phụ liên quan Về nguyên tắc, trước khi tính toán phải mô tả đầy

đủ các cân bằng có thể xảy ra trong hệ, và thiết lập một số phương trình liên hệ có liên quan với các ấn sốcần tìm và tổ hợp lại thành phương trình tổng quát

Tuy vậy, việc tổ hợp như thế thường dẫn đến phương trình bậc cao rất phức tạp Vì vậy, tuỳ từng trườnghợp cụ thể mà chọn cách giải gần đúng thích hợp Ta hãy xét trường hợp tổng quát đơn giản khi cần tính

độ tan của muối MA Trong dung dịch có các quá trình sau đây:

, sau đó thay S vào (*) để đượcphương trình 1 ẩn đối với [H+] Giải phương trình này ta sẽ tìm được giá trị gần đúng của [H+] Đặt giá trịnày vào (**) ta sẽ tìm được giá trị S chính xác hơn.

Trong trường hợp khi hai quá trình proton hoá của A- và tạo phức hiđroxo của M+ xảy ra với mức độngang nhau thì có thể tiến hành tính toán gần đúng theo cách sau Gọi độ tan của muối là S Ta có:

S� �� �M [MOH]� �� �A [HA]

Có thể tổ hợp các quá trình (3), (4) dưới dạng:

1 2

M A H O � MOH HA   K

[ ] S – x S – x x x

2

1 2

Ví dụ 3: Tính độ tan của Ag2S trong nước nguyên chất.

Vì độ tan gần đúng So = 31049,2/ 4 10 16,67107nên có thể coi các quá trình (3), (4), (5) không ảnh

hưởng đến pH của nước và có thể chấp nhận H

2SAg

II SỰ HÒA TAN KẾT TỦA KHÓ TAN TRONG NƯỚC

Đối với muối MmXn

Muốn vậy phải làm giảm nồng độ của các ion trong dung dịch bão hoà bằng các biện pháp sau đây:

- Chuyển các anion của muối là bazơ yếu thành axit liên hợp ít phân li, bằng tác dụng của axit mạnh hơn

- Chuyển các ion kim loại thành phức bên dưới tác dụng của một số chất tạo phức thích hợp

- Chuyển ion trong dung dịch thành dạng oxi hoá - khử bằng một thuốc thử oxi

hoá - khử thích hợp

1 Hoà tan kết tủa khó tan trong axit

Đối với trường hợp muối khó tan mà anion của nó là bazơ yếu thì có thể dùng axit mạnh hơn làm dungmôi hoà tan Đối với trường hợp tổng quát và đơn giản khi hoà tan muối MX trong axit mạnh HA ta cócác quá trình sau:

S

MX(r) � M X K (1)

HA � H   A 

1 a

Nếu tích số tan của muối bé và khi

 Từ biểu thức này ta dễ dàng tính được giá trị S Tuy nhiên, cách giải trên chỉ được chấp

nhận nếu kiểm tra lại kết quả cho thấy [HN] >> [X-]

Ví dụ 1: Tính độ tan của bạc axetat (CH3COOAg) trong 1 lít HNO3 0,1M Cho:

3

0,1 Ag

CH COOH3 

� không lớn hơn nhiều so với [CH

3COO-] nên cách giải gần đúng như trên là chưa chínhxác Nghĩa là không thể bỏ qua [CH3COO-] bên cạnh [CH3COOH]

không nhiều

K  � ���Ca ��C O �

Thay S' vào phương trình trên ta tìm được [H+]= 10-1,29M

Xuất phát từ phương trình trung hoà điện:

� � vào biểu thức trên ta sẽ tìm được S 3,27.10 M  2

- Trường hợp sản phẩm của sự hoà tan là chất khí thì cần chú ý răng nồng độ cực đại của khí trong nướcbằng độ tan của nó Nếu nồng độ của khí vượt quá độ tan thì sẽ bay ra và chỉ giữ lại một phần tương ứngbằng độ tan của nó Trong trường hợp này khi tính toán phải thay nồng độ cân bằng của khí bằng độ tan

Ví dụ 3: Tính độ tan của BaCO3 trong CH3COOH 0,1M Cho: 2

2 CO

3,8 10 4

10 0,025(0,1 2 )

Như vậy, độ tan của BaCO3 trong dung dịch CH3COOH 0,1M là S = 0,025M

2 Hoà tan các kết tủa khó tan trong dung môi tạo phức

Các chất có khả năng tạo phức với một trong các ion của kết tủa thường được dùng để hoà tan kết tủa đó.Việc tính toán độ tan ở đây tương đối phức tạp Bởi vì trong trường hợp tổng quát phải kể đến 5 loại cânbằng:

- Cân bằng giữa tướng rắn và dung dịch bảo hoà

- Cân bằng tạo phức hiđroxo của kim loại

- Cân bằng proton hoá của anion của kết tủa là bazơ yếu

- Cân bằng proton hoá của chất tạo phức phụ, thường là bazơ yếu

- Cân bằng giữa ion kim loại và chất tạo phức

Việc mô tả đầy đủ các loại cân bằng và thiết lập phương trình liên hệ dựa trên việc tổ hợp các định luậttác dụng khối lượng và các định luật bảo toàn nồng độ, bảo toàn điện tích Việc tính toán gần đúngthường được dựa trên việc loại bỏ các loại cân bằng nói trên trong điều kiện cụ thể của bài toán Khi độtan của muối bỏ và khi phức tạo thành khá bền thì có thể không cần kể đến các cân bằng tạo phức hiđroxocủa kim loại Khi nồng độ chất tạo phức rất dự thi có thể cọi sản phẩm chủ yếu của quá trình hoà tan phức

là phức có số phối trí cao nhất; khi nồng độ chất tạo phức tương đối bẻ thì ngược lại có thể coi sản phẩmchủ yếu của quá trình hoà tan phúc là phức có số phối trí thấp nhất, Tất nhiên, trong môi trường hợp đềuphải kiểm tra lại giả thiết gần đúng đã nêu

Ví dụ: a) Tính độ tan của AgI trong dung dịch NH3 0,01M Cho:

Như vậy giả thiết về sự tồn tại chủ yếu của �Ag NH 3 2�

S

10 S 0,0442M(0,1 2S)  � 



3 Hoà tan các kết tủa khó tan trong các chất oxi hoá - khử

Nếu một trong các ion của kết tủa có tính oxi hoá hay khử thì người ta thường dùng các dung môi có tínhkhử hay tính oxi hoá để hoà tan kết tủa đó Trong trường hợp này có thể các cân bằng hoà tan dưới dạng:

1 0,059

1 10

m

x x mE

A /A -pE 0,059 2

K 10Trong trường hợp độ tan của kết tủa tương đối bé và khi nồng độ củaAp tương đối lớn thì có thể tínhtoán độ tan của kết tủa bằng cách tổ hợp 3 cân bằng trên sau khi đã nhân chúng với hệ số tỉ lượng tươngứng

Ví dụ 1: Tính độ tan của AgBr trong dung dịch Fe2(SO4)3 0,1M đã được axit hoá bằng H2SO4 Cho:

12,3 S(AgBr)

4 Sự kết tủa các chất ít tan từ dung dịch quá bão hoà Kết tủa từng phần, kết tủa hoàn toàn

Điều kiện để có kết tủa xuất hiện là phải tạo được dung dịch quá bão hoà, nghĩa là tích số ion vượt quảtích số tan

Có nhiều yếu tố ảnh hưởng đến sự kết tủa hoàn toàn như lượng thuốc thử, độ pH và chất tạo phức phụ

Sự kết tủa từng phần: Nếu cho thuốc thử X vào dung dịch chứa hai ion kim loại A, B tạo được kết tủa AX

và BX thì thứ tự xuất hiện kết tủa phụ thuộc vào mối quan hệ giữa nồng độ của các thuốc thử và tích sốtan của các kết tủa Đặt:

A 1 B 2 S(AX) S1 S(BX) S2

C =C ;C =C ;K =K ;K =K

Điều kiện để có kết tủa AX xuất hiện là:

S1 X(1)

1

K

C

Điều kiện có kết tủa BX xuất hiện là:

S2 X(2)

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

Trong nước chỉ cần pH > 3,67 là có kết tủa Fe(OH)3 còn Fe(OH)2 cần pH > 9,5

Vậy ion Fe3+ sẽ kết tủa trước

Ví dụ 3: Cho H2S đi qua dung dịch chứaCd 10 M;Zn 10 M2 3 2 2 , cho đến bão hoà (C = 0,1M)

a) Có kết tủa CdS và ZnS tách ra không Nếu có thì kết tủa nào xuất hiện trước?

b) Khi kết tủa thứ 2 xuất hiện thi nồng độ ion kim loại thứ nhất còn lại bao nhiêu?

H S � S +2H 19,92

al a 2

K K K   100,1 – x x 2x

19,92

6,7.10 M4

Vậy kết tủa CdS tách ra trước

b) Khi kết tủa ZnS bắt đầu xuất hiện thì

S CdS S(ZnS)

2-2+ 2+

KK

Ví dụ 4: Cho dung dịch NaOH loãng từ từ vào dung dịch A chứa MgCl2 0,001M và FeCl3 10-4M

a) Kết tủa nào tạo ra trước Vì sao?

b) Tìm trị số pH thích hợp để tách một trong hai ion Mg2+ và Fe3+ ra khỏi dung dịch A

MgCl � Mg  2Cl

0,001 0,001

3 3

FeCl � Fe 3Cl

10-4 10-4

2

2 3

Mg(OH)

10Mg

Ví dụ 5: Dung dịch bão hoà H2S có C = 1M; K1 = 10-7; K2 = 1,3.10-13

a) Tính nồng độ ion sunfua trong dung dịch H2S 0,1M khi điều chỉnh pH = 2 b) Một dung dịch A có chứa các cation Mn ,Co ,Ag2 2 với nồng độ ban đầu của mỗi ion đều bằng 0,01M.Hoà tan H2S vào A đến bão hoà và điều chỉnh pH = 2 thì ion nào tạo kết tủa?

C K K 0,1 10 1,3 10S

2 2

FeCl 2.10 M NaF0,20M  Có kết tủa Fe(OH)

3 không? Cho hằng số tạo phức của F3+ với F- lần lượt là:

 Có kết tủa Fe(OH)3 xuất hiện

Nhận xét: Các chất tạo phức phụ có mặt trong dung dịch làm hạn chế hoặc ngăn cản của quá trình kết tủa

do sự tạo phức với ion kim loại

Ví dụ 8: a) Cần thêm bao nhiêu NH3 vào dung dịch Ag+ 0,004M để ngăn chặn sự kết tủa AgCl khi nồng

b) Xác định nồng độ NH4 cần thiết để ngăn chặn sự kết tủa Mg(OH)

2 trong 1 lít dung dịch chứa 0,01mol NH3 và 0,001 mol Mg2+

5

8, 43.10 x

1,75.10 x 2,62.10 M0,01 x

3 4

NH 2, 62.10 M

� �

� � thì sẽ không có kết tủa Mg(OH)2 xuất hiện

B BÀI TẬP

2 Cho dung dịch A là dung dịch CH3COOH 0,02M

a) Trộn 100ml dung dịch A với 100ml dung dịch NaHSO4 0,1M thu được dung dịch B Tính pH của dungdịch B và độ điện li của CH3COOH trong dung dịch B

b) Trộn 100ml dung dịch A với 200ml dung dịch NaOH có pH = 11 thu được dung dịch C Tính pH củadung dịch C

c) Cho tích sổ tan của Ca(OH)2 là 2

5,43 S(Ca(OH) )

K 10 Tính pH của dung dịch bão hòa Ca(OH)

2 trong dungdịch A Cho  -  3

NH ,15M và KOH5.10 0  M a) Tính pH của dung dịch A

b) Tính thể tích dung dịch HCl 0,21M cần cho vào 100ml dung dịch A để pH của dung dịch thu được là9,24 Cho biết pKa của HCN là 9,35; của NH4 là 9,24.

5 Dung dịch X chứa K2Cr2O7 1M, BaCl2 0,01M, SrCl2 0,1M Tìm khoảng pH cần thiết lập vào dung dịch

để tách hoàn toàn Ba2+ ra khỏi dung dịch Cho  4  4  2 

K 10 và thế khử chuẩn ở 25oC của Cu 2  / Cu và Cu / Cu  

lần lượt là 0,15V và0,52V Tính hằng số cân bằng của phản ứng trên và nồng độ của các ion Cu2+ và Cl- khi cân bằng

8 Hãy trình bày các bước tiến hành thí nghiệm: Sự tạo thành kết tủa AgCl (từ dung dịch AgNO, 2M và

dung dịch HCl 2M) Sự hòa tan kết tủa AgCl bằng dung dịch NH3 đặc Phân tích kết quả thí nghiệm

9 Cho H2S lội qua dung dịch chứa Cd2+ 0,01M và Zn2+ 0,01M đến bão hòa CH 2 S0,1M 

a) Hãy xác định giới hạn pH phải thiết lập trong dung dịch sao cho xuất hiện kết tủa CdS mà không có kếttủa ZnS

b) Thiết lập khu vực pH tại đó chỉ còn 0,1% Cd2+ trong dung dịch Zn2+ vẫn không bị kết tủa Cho biết:

12 Dung dịch bão hòa H2S có nồng độ 0,1M

a) Tính nồng độ ion sunfua trong dung dịch H2S 0,1M khi điều chỉnh pH = 3

b) Một dung dịch A chứa các cation Mn2+ và Ag+ với nồng độ ban đầu của mỗi ion đều bằng 0,01M Hòatan H2S vào A và điều chỉnh pH = 3 thì ion nào tạo kết tủa Cho:

c) Tính nồng độ H+ ít nhất cần phải có trong dung dịch CaCl2 0,01M và K2C2O4 0,01M để CaC2O4 khôngkết tủa

d) Dung dịch gồm CaCl2 0,01M, HCl 0,01M và K2C2O4 0,01M thì CaC2O4 có kết tủa được không?

15 Cho 2 gam Ag2CO3 vào 100ml dung dịch có pH = 5 cho đến cân bằng Tính cân bằng trong dung dịchthu được Cho:

A Sau phản ứng người ta nhung một điện cực Ag vào dung dịch B vừa thu được và phép thành pin (cócầu muối tiếp xúc hai dung dịch) với một điện cực Ag nhúng vào dung dịch X gồm AgNO3 0,01M và KCl0,03M Bỏ qua sự tạo phức hiđroxo của ion Ag

a) Viết Sơ đồ pin

b) Tính suất điện động Epin tại 25°C khi pin bắt đầu hoạt động

c) Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động và tính hằng số cân bằng của phản ứng đó ở 25°C.Cho:

2 4

2 4

2 1,49

1,25

H C O 1,49

Tương tự như trên, do Ka1? K  và Ca 2 H C O 2 2 4Ka1CNH4KNH4

nên trong dung dịch chủ yếu có cân bằng:



3

2.103

K 5.10 nên để có kết tủa Mg(OH)

Mg 10 M

10OH

2

CN H O � HCN OH  

4,65 w

b1 a(HCN)

3 2 4

NH  H O � NH OH  4

4,76 w

Vậy cách giải gần đúng trên là chấp nhận được

b) Gọi V là số ml HCl cần phải thêm vào dung dịch A để thu được dung dịch có pH = 9,24 Ta có:

nên làdung dịch đệm

Khi cho dung dịch NaOH 0,1M vào dung dịch Cd2+ có kết tủa thì

14 2

Cu / Cu Cu /C u

Cu0,059

7 s

0, 2 Cl

7 1

• Các bước tiến hành thí nghiệm:

a) Lấy khoảng 10ml dung dịch AgNO3 2M vào ống nghiệm, nhỏ từ từ dung dịch HCl 2M vào ống nghiệm

đó Quan sát hiện tượng xảy ra

b) Pha loãng hỗn hợp bằng nước rồi li tâm hoặc lọc lấy kết tủa

c) Thêm tiếp từ từ dung dịch NH3 vào kết tủa Quan sát hiện tượng xảy ra

• Phân tích kết quả thí nghiệm:

a) Khi nhỏ từ từ dung dịch HCl đến dư vào dung dịch AgNO3 lúc đầu có kết tủa, sau đó tan ra:

Ion Cl- tác dụng được với ion Ag+ tạo thành kết tủa trắng AgCl tan ít trong HCl tạo thành phức AgCl2.

b) Khi pha loãng hỗn hợp lại thấy xuất hiện kết tủa:

Khi pha loãng dung dịch bằng nước thì nồng độ ion Cl- giảm nên lại xuất hiện kết tủa AgCl (dục)

c) Sau khi lọc lấy kết tủa và thêm dung dịch NH3 dư vào kết tủa, kết tủa tan ra: Kết tủa AgCl tan trongdung dịch NH3 do tạo thành phức amin ��Ag NH 3 2 ��Cl

.AgCl � Ag Cl lg K1   10

Khi axit hóa dung dịch bằng HNO3 thì có kết tủa AgCl xuất hiện trở lại

9 Các cân bằng xảy ra:

a) Do CZn2   CCd2  và KS1 KS2 nên CdS kết tủa trước.

• Điều kiện để có kết tủa Cds:

10

1010

b a

 Không có kết tủa Mg(OH)2, chỉ có kết tủa Fe(OH)3 màu nâu đỏ

11 Gọi V ml là thể tích của dung dịch H2S Ta có:

2 2

K K K K    10C

-6 3

-2.10

6 0,1V 1

2 2

b)

-4 Ag

CuS 2H  � Cu  H S 15,1

K 10  2

b2 al