Giải bài toán cân bằng acid-base có xét ảnh hưởng lực ion

2.10. Phần nâng cao: Sử dụng SOLVER EXCEL để tính cân bằng dung dịch acid- base dung dịch acid- base

2.10.2. Giải bài toán cân bằng acid-base có xét ảnh hưởng lực ion

2.10.2.1. Giới thiệu

Trong hóa phân tích việc tính pH và nồng độ cân bằng các cấu tử trong dung dịch acid-base thường được tính với giả thiết lực ion của dung dịch bằng không cho những dung dịch đủ loãng nên hệ số hoạt độ bằng 1. Tuy nhiên, nếu thực tiễn đòi hỏi các giá trị tính toán có độ chính xác cao hơn thì việc tính toán cần phải được thực hiện có kể đến ảnh hưởng của lực ion dung dịch.

Điều này dẫn đến việc giải bài toán như vậy rất khó khăn, thậm chí nhiều trường hợp không giải được do hệ phương trình phức tạp hoặc do không có đầy đủ thông tin để tính các giá trị hệ số hoạt độ của các ion trong dung dịch cũng như về tất cả các cân bằng đang diễn ra trong dung dịch đó.

Việc giải một bài toán cân bằng trong dung dịch có thể thực hiện bằng tay hoặc dùng bảng tính (spreadsheet). Việc tính toán có kể đến ảnh hưởng của lực ion dung dịch đòi hỏi phải tính hệ số hoạt độ của từng ion có mặt trong dung dịch trước. Tuy nhiên muốn tính hệ số hoạt độ thì phải biết lực ion dung dịch, mà lực này chỉ tính được khi biết nồng độ cân bằng các ion trong dung dịch đó, trong khi đây là các ẩn số đang đi tìm. Mâu thuẩn này có thể được giải quyết bằng phương pháp sử dụng chức năng SOLVER trong MICROSOFT EXCEL.

Phần trước đã đề cập đến cách tiếp cận chung để tính toán nồng độ cân bằng các cấu tử trong dung dịch acid-base và việc tính toán khi xem lực ion dung dịch bằng không được minh họa bằng dung dịch hỗn hợp NaHCO3 0,020M, NH4Cl 0,015 M và KOH 0,010 M sử dụng EXCEL SOLVER.

Để thuận tiện trong việc so sánh kết quả, phần này tiếp tục sử dụng dung dịch này để trình bày cách tính pH và nồng độ cân bằng các cấu tử có trong dung dịch có kể đến ảnh hưởng của lực ion dung dịch.

Hệ số hoạt độ của mỗi cấu tử trong dung dịch được tính toán theo phương trình Debye Huckel mở rộng.

2.10.2.2. Phương pháp tiếp cận chung

Áp dụng phương pháp tiếp cận chung đã trình bày trong phần trước và để xử lý hệ thống cân bằng trong dung dịch NaHCO3 0,020M, NH4Cl 0,015 M và KOH 0,010 M chúng ta lần lượt thực hiện các bước sau đây:

Bước 1: Viết các phản ứng xảy ra trong dung dịch:

NaHCO3→ Na+ + HCO3- (R2.5)

NH4Cl→ NH4+ + Cl- (R2.6)

KOH→ K+ + OH- (R2.7)

H2CO3 H+ + HCO3- K1 = 4,4510-7 (R2.8) HCO3- H+ + CO32- K2 = 4,6910-11 (R2.9) NH4+ H+ + NH3 Ka = 5,7010-10 (R2.10) H2O H+ + OH- Kw = 1,0 10-14 (R2.11) Bước 2: Viết phương trình cân bằng điện tích cho dung dịch:

[H+] + [NH4+] + [Na+] + [K+] = [OH-] + [HCO3-] + 2[CO32-] + [Cl-] (E2.49)

Bước 3: Viết các phương trình cân bằng khối lượng:

[H2CO3] + [HCO3-] + [CO32-] = 0,0200 M (E2.50) [NH4+] + [NH3] = 0,015 M (E2.51)

[Na+] = 0,0200 M (E2.52)

[K+] = 0,0100 M (E2.53)

[Cl-] = 0,0150 M (E2.54)

Bước 4: Viết các biểu thức hằng số cân bằng cho mỗi phản ứng.

Bước này là bước duy nhất trong đó hệ số hoạt độ xuất hiện.

Từ R2.8 và R2.9 ta có:

+ -

3 2 3

+ -

2 3 3

+ - + -

H HCO 3 ' H CO 3

1 1 1

H CO 2 3 H HCO 2 3

f [H ]×f [HCO ] f [H ]×[HCO ]

K = K = K ( ) =

f [H CO ]  f ×f [H CO ] (E2.55)

+ 2- -

3 3

- + 2-

3 3

+ 2-

+ 2-

H CO 3 ' HCO 3

2 - 2 2 -

3 3

HCO H CO

f [H ]×f [CO ] f [H ]×[CO ]

K = K = K ( ) =

f [HCO ]  f ×f [HCO ] (E2.56)

Từ R2.10 và R2.11 ta có:

+ +

3 4

+ +

4 3

+ +

NH 3 ' NH

H 3

a + a a +

4 NH 4

NH H

f [H ]×f [NH ] f [H ]×[NH ]

K = K = K ( ) =

f [NH ]  f ×f [NH ] (E2.57)

+ -

+ -

+ - ' w + -

w H OH w

H OH

K = f [H ]×f [OH ] K = K = [H ][OH ] f ×f

 (E2.58)

Ở đây fX là hệ số hoạt độ của cấu tử X trong dung dịch.

Phương trình Debye Huckel mở rộng được sử dụng để tính hệ số hoạt độ của các ion trong dung dịch:

(E2.59) Ở đây fX là hệ số hoạt độ; δ là đường kính hiệu dụng của ion hydrat (Ao); Zx là điện tích của ion; 0,51 và 0,33 là các hệ số tương ứng với dung dịch ở nhiệt độ 25oC; à là lực ion của dung dịch được tính theo công thức sau:

2 2 2

1 1 2 2 n n

μ = (C Z + C Z +...+ C Z )1

2 (E2.60)

Với C1, C2, …, Cn lần lượt là nồng độ cân bằng của ion thứ 1,2,

…, n.

Z1, Z2, …, Zn lần lượt là điện tích của ion thứ 1,2, …, n.

Chú ý phương trình Debye – Huckel mở rộng được áp dụng để tính hệ số hoạt độ cho các ion trong dung dịch có lực ion dung dịch nhỏ hơn 0,1M.

Bước 5: giải hệ phương trình đã thiết lập ở trên bằng EXCEL SOLVER. Phương pháp tính toán ở đây là chuyển các đại lượng trong phương trình cân bằng điện tích thành một phương trình chỉ có duy nhất một biến là [H+] tức f([H+]) = 0. Để làm như vậy chúng ta cần sử dụng các phương trình tính thành phần các cấu tử trong có mặt trong phương trình cân bằng điện tích:

+

+ NH4+

4 NH4+ NH4+ + '

a

[H ]F [NH ] = α F =

[H ]+K

(E2.61)

- 3

' +

- 1 H2CO3

3 HCO H2CO3 + 2 ' + ' '

1 1 2

K [H ]F [HCO ] = α F =

[H ] + K [H ] + K K

(E2.62)

2 X X

- 0,51×Z × μ l ogf =

1+0,33×δ× μ

2- 3

' '

2- 1 2 H2CO3

3 CO H2CO3 + 2 ' + ' '

1 1 2

K K F [CO ] = α F =

[H ] + K [H ] + K K

(E2.63)

Ở đây FH2CO3 và FNH4+ lần lượt là nồng độ hình thức của H2CO3

và NH4+ có được, nếu các dạng cấu tử chứa cacbonat đều chuyển hết về H2CO3 và các dạng chứa nitơ đều chuyển hết về NH4+ ở môi trường acid phù hợp. Trong ví dụ này FH2CO3 = 0,02 M và FNH4+ = 0,015M.

Tất cả các đại lượng ở phía bên phải của các phương trình E2.61, E2.62, E2.63 đều đã biết, trừ [H+].

Thế các biểu thức về thành phần các cấu tử này trong vào phương trình cân bằng điện tích E2.49 và nhập các giá trị của [Na+], [K+] và [Cl-]. Đồng thời cũng thay [OH-] = K’w/[H+]. Ở thời điểm này ta sẽ có một phương trình trong đó duy nhất còn lại một biến là [H+].

Cụ thể ta có:

[H+] + [NH4+] + [Na+] + [K+] - [OH-] - [HCO3-] - 2[CO32-] - [Cl-] = 0 (E2.64)

Biến đổi ta được:

- 2-

3 3

'

+ w

NH4+ NH4+ + HCO H2CO3 CO H2CO3

[H ] + α F + 0.0150 - K - α F - 2α F = 0

[H ]

(E2.65) 2.10.2.3. Phương pháp tính sử dụng SOLVER EXCEL

a) Tạo bảng tính với hệ số hoạt độ được tính theo phương trình Debye Huckel mở rộng

Các dữ liệu được nhập vào bảng tính được minh họa trong Hình 2.4.

Trong Hình 2.4 trên các ô được làm mờ chứa các dữ liệu được nhập vào, còn trong các ô khác các số liệu là do tính toán bởi EXCEL.

Các giá trị FH2CO3, pK1, pK2, FNH4+ và [K+] được cho trong đề bài. Giá trị ban đầu của pH trong ô H13 là một giá trị dự đoán ban đầu, ví dụ bằng 8 và lực ion dung dịch ban đầu trong ô C20 được nhập vào bằng 0. Các ô K10:K14 hiển thị kết quả tính các hệ số hoạt độ bằng phương trình Debye Huckel.

Từ Bảng 2.1 ta có đường kinh hiệu dụng δ của các ion hydrat của H+, NH4+. OH-, HCO3- và CO32- lần lượt bằng 9; 2,5; 3,5; 4,5 và 4,5 Å

(Asmtrong). Do lực ion dung dịch à được chọn ban đầu bằng 0 nờn các giá trị trong ô K10:K14 đều bằng 1. Nồng độ [H+] trong ô B13 được tính bởi: (10-pH)/fH+ = 10^-H13/K10

Ô E15 hiển thị kết quả tính tổng điện tích dương trừ tổng điện tích âm của dung dịch.

Ô C21 hiển thị kết quả tính lực ion dung dịch sau khi nồng độ các cấu tử trong phương trình cân bằng điện tích được xác định. Kết quả trong ô này sẽ được nhập vào ô C20 để SOLVER tính toán tìm giá trị pH làm cho giá trị ô C15 bằng 0 và đến khi giá trị hai ô C20 và C21 bằng nhau thì không cần tính lặp nữa.

Hình 2.4: Tạo bảng tính EXCELvới hệ số hoạt độ được tính theo phương trình Debye Huckel mở rộng

b) Tính toán bởi SOLVER

Để thực hiện việc tính toán trước hết cần gọi công cụ SOLVER bằng cách nhấp chuột vào DATA sẽ xuất hiện thanh công cụ có mục ANALYSIS, chọn tiếp SOLVER (nếu chưa có thì cần thực hiện thủ tục như đã đề cập ở trên để hiển thị biểu tượng SOLVER trong

ANALYSIS). Một cửa sổ mới có tiêu đề SOLVER PARAMETERS xuất hiện.

Trong cửa sổ này cần nhập địa chỉ của ô mục tiêu (‘Set target cell’) hoặc nhấp chuột vào ô mong muốn (ô E15) sẽ xuất hiện $E$15.

Chọn mục Value of 0 và trong mục ‘By changing’ nhập địa chỉ của ô ta muốn SOLVER thay đổi giá trị để giá trị trong ô E15 bằng 0. Cụ thể trong ví dụ trên là ô chứa giá trị pH (ô H13) mà trước đó ta đã dự đoán một giá trị ban đầu nào đó, ví dụ bằng 8 như đã thấy trong Hinh 2.4.

Để kết quả trong ô E15 hiển thị giá trị 0 thay vì một giá trị vô cùng nhỏ cần vào OPTIONS chọn PRECISION với giá trị được nhập vào là 1E-24.

Kết quả sau khi chạy SOLVER được trình bày trong Hình 2.5.

Hình 2.5: Kết quả tính bởi SOLVER có xét ảnh hưởng của lực ion dung dịch được tính theo phương trình Debye Huckel mở rộng

c) Nhận xét

Các gía trị nồng độ cân bằng của các cấu tử thu được khi tính toán không kể lực ion dung dịch và có tính ảnh hưởng của lực ion dung dịch để tính hệ số hoạt độ theo phương trình Debye Huckel mở rộng được trình bày trong bảng sau:

Bảng 2.2: So sánh kết quả tính nồng độ cân bằng khi không tính và tính đến lực ion dung dịch

Từ Bảng 2.2 ta thấy giá trị pH khi có tính đến lực ion dung dịch à = 4,056E-02 bị giảm 0,090 đ.v.pH so với khi xem à = 0. Nhỡn chung nồng độ cân bằng của các cấu tử ion có điện tích ±1 tăng lên khi kể đến lực ion dung dịch nhưng không lớn vì lực ion dung dịch nhỏ và sự sai lệch này sẽ càng tăng lên khi lực ion dung dịch tăng. Nồng độ cân bằng của ion CO32- tăng lên mạnh hơn nhiều so với trường hợp các ion điện tích 1 khi kể đến lực ion dung dịch vì ion này có điện tích gấp đôi. Đó là do các ion có điện tích càng cao làm lực ion dung dịch tăng lên tức làm hệ số hoạt độ giảm mạnh hơn.

Tóm tắt nội dung chương 2

***

Theo thuyết Ahrenius, acid là chất khi tan trong nước phân ly tạo ion H+, còn base phân ly tạo ion OH-.

Thuyết acid - base của Bronsted có định nghĩa mở rộng hơn: acid là chất nhường proton H+ tạo base liên hợp với nó, còn base là chất nhận proton H+ tạo acid liên hợp.

Một phản ứng acid-base có hai cặp acid-base liên hợp với mỗi cặp có dạng acid càng mạnh thì thì dạng base liên hợp càng yếu và ngược lại.

Một acid và một base càng mạnh khi lần lượt giá trị hằng số phân ly acid KA và hằng số thủy phân KB càng lớn và ngược lại. Mỗi cặp acid-base liên hợp luôn có KA . KB = 10-14 hay pKA + pKB = 14.

Trong dung dịch nước thì luôn có

[H3O+][OH-] = 10-14 hay pH + pOH = 14.

Nồng độ H3O+ và pH của dung dịch nước được tính theo các trường hợp sau:

- Đơn acid mạnh: [H3O+] = CA hay pH = -logCA với CA không quá nhỏ.

- Đơn base mạnh: [OH-] = CB hay pH = 14 + log CB với CB không quá nhỏ.

- Đơn acid yếu: [H3O+] được tính từ phương trình: KA = [H3O+]2/(CA- [H3O+]); nếu KA đủ nhỏ (< 10-4) thì bỏ [H3O+] cạnh CA

và được [H3O+] = (KACA)1/2.

- Đơn base yếu: [OH-] được tính từ phương trình: KB = [OH-]2/(CB - [H+]); nếu KB đủ nhỏ (< 10-4) thì bỏ [OH-] cạnh CB và được [OH-] = (KBCB)1/2. Tính được [OH-] suy ra pH.

- Đa acid và đa base: Đa số đa acid có KA1>>KA2>>….nên bỏ qua các nấc phân ly thứ hai trở đi, bài toán quay về trường hợp đơn acid yếu. Tương tự các đa base có KB1 >> KB2 >>… nên bài toán quay về trường hợp đơn base yếu.

- Chất lưỡng tính:

ở đây C là nồng độ ban đầu chất lưỡng tính.

- Dung dịch đệm là dung dịch chứa acid nồng độ CA và base liên hợp nồng độ CB. Dung dịch này có khả năng chống lại sự thay đổi giá trị pH khi thêm acid hay base.

Phương trình Henderson-Hasselbalch ([H3O+] = KA(CA/CB)) giúp tính pH của dung dịch đệm với điều kiện CA, CB >> [H3O+], [OH-].

Đệm dung cho biết khả năng duy trì pH ổn định càng tốt khi tổng C

= CA + CB càng lớn và đạt cực đại khi CA = CB = C/2.

+ A1 A2 H2O A1

3

A1

K K C + K .K [H O ] =

K + C

Thành phần các cấu tử của dung dịch acid cũng như các base liên hợp của acid đó phụ thuộc vào pH của dung dịch và nồng độ hình thức của acid.

Trường hợp dung dịch đơn acid yếu thì HA chiếm chủ yếu khi pH < pKA, [HA] = [A-] khi pH = pKA và A- chiếm chủ yếu khi pH > pKA.

Trường hợp dung dịch diacid thì cấu tử H2A chiếm chủ yếu khi pH < pKA1; [H2A] = [HA-] khi pH = pKA1; HA- chiếm chủ yếu khi pKA1 < pH < pKA2; [HA-] = [A2-] khi pH = pKA2; cấu tử A2- chiếm chủ yếu khi pH > pKA2.

Nồng độ cân bằng các cấu tử trong dung dịch acid-base phức tạp khi xem lực ion dung dịch bằng zero và có kể lực ion dung dịch có thể tính toán nhờ sử dụng công cụ SOLVER trong EXCELL.

Câu hỏi và Bài tập

2-1. Xác định các acid và các base theo thuyết Bronsted - Lowry trong phản ứng:

NaHSO3 + NaOH → Na2SO3 + H2O.

2-2. Xác định 2 cặp acid – base liên hợp trong phản ứng:

H2NCH2CH2NH2 + H2O H3N+CH2CH2NH2 + OH- 2-3. Tính nồng độ của H+ và pH của các dung dịch sau:

a) HClO4 0,001 M b) HBr 0,05 M c) LiOH 0,050 M d) NaOH 3,0 M

e) [(CH3CH2)4N+]OH- 0,005 M

2-4. Viết biểu thức KA của formic acid HCOOH và ion methylammonium CH3NH3+.

2-5. Viết biểu thức hằng số cân bằng KB của piperidine và benzoate.

2-6. Viết biểu thức hằng số cân bằng KAvà KB của K2HPO4.

2-7. Viết phương trình phân ly acid – base theo từng nấc của các phân tử sau. Ghi chính xác kí hiệu hằng số cân bằng (ví dụ KB1) cho từng phản ứng.

2-8. Viết phương trình thủy phân của ion hypochloride, OCl- trong nước. Viết biểu thức KB. Biết KAcủa HOCl là 3,0×10-8, tính KB cho OCl-.

2-9. Viết biểu thức KA2 của H2SO4 và KB2 của muối trisodium sau:

2-10. Biết citric acid có pKA1 = 3,09; pKA2 = 4,75; pKA3 = 5,41. Tính giá trị KB1, KB2, KB3 của trisodium citrate.

2-11. Tính pH của dung dịch (CH3)4N+OH- 2,010-7 M. Phần OH- có nguồn gốc do nước phân ly ra bằng bao nhiêu?

2-12. Tính pH của dung dịch acid yếu HA 0,0100 M.

Biết KA = 1,0010-4.

2-13. Tính pH và nồng độ của cyclohexylamine và ion cyclohexylammonium trong dung dịch cyclohexylammonium iodide 0,02 M. Biết cyclohexyl-ammonium có KA = 10-10,64.

2-14. Một dung dịch đơn acid yếu HA 0,1 M có pH = 2,36. Tính pKA

của HA.

NH

Piperidine

COO-

Benzoate

HN

NH

Piperazine

COO-

Phthalate COO

-

2-15. a) Tính pH của dung dịch hexane-2,4-dione 10-2 M.

b) Tính pH của dung dịch hexane-2,4-dione 10-9 M.

Biết hexane-2,4-dione có KA = 4,210-10.

2-16. Tính pH và phần không thủy phân của dung dịch đơn base yếu B 0,05 M biết rằng B có KB = 10-4.

2-17. Tính pH và nồng độ của (CH3CH2)2NH và (CH3CH2)2NH2+ trong dung dịch diethylamine 0,03M. Biết (CH3CH2)2NH2+ có KA= 10-11,1. 2-18. Tính pH và phần không bị thủy phân của dung dịch NaClO

0,026 M. Biết ClO- có KB = 10-6,503.

2-19. Dung dịch đơn base 0,03 M có pH = 10,5. Tính KB của base đó.

2-20. Tính nồng độ của B và BH+ trong dung dịch được pha bằng 1,0010-4 mol propylamine có KB = 10-3,7 và 1,0010-4 mol propylammonium chloride trong 1 lít nước.

2-21. Xét acid 2 nấc H2A (diprotic acid) với KA1 = 10-5 và KA2 = 10-9. Tìm pH và nồng độ của H2A, HA-, và A2- trong các dung dịch sau:

a) 0,1 M H2A b) 0,1 M NaHA c) 0,1 M Na2A 2-22. Viết (không cần giải) các phương trình biễu diễn mối quan hệ

của các cấu tử có trong thành phần của 1 lit dung dịch chứa F1

mol HCl, F2 mol Na2A (muối của acid yếu với 2 giá trị của Ka là KA1, KA2) và F3 mol trimethylamine (1 base yếu có hằng số thủy phân là KB).

2-23. (a) KB của trimethylamine là 6,510-5. Tính KA của ion trimethylammonium.

(b) KA của HCN là 4,910-10. Tính KB của CN-.

2-24. Tính pH của dung dịch 0,20 M ammonium nitrate, NH4NO3. Biết KA của NH4+ = 5,610-10.

2-25. Biết pH của dung dịch chloroacetic acid, ClCH2COOH, 0,115 M được đo là 1,92. Tính KA của đơn acid yếu này.

2-26. Ascorbic acid, C5H7O4COOH, còn gọi là vitamin C. Biết KA của acid này là 7,910-5. Tính [H3O+] và pH của dung dịch ascorbic acid 0,110 M.

2-27. Tính pH của dung dịch hypochloro acid, HOCl 0,10 M.

Biết HOCl có KA = 3,510-8.

2-28. Carbonic acid, H2CO3, có KA1 = 4,210-7 và KA2 = 4,810-11. Tính pH của dung dịch carbonic acid 0,100 M.

2-29. Khi vận động mạnh lactic acid tạo trong cơ bắp gây đau nhức.

KA của lactic acid, C2H5OCOOH, là 8,410-4. Tính pH của dung dịch lactic acid 0,110 M.

2-30. Tính pH của các dung dịch sau:

(a) Chloroacetic acid, ClCH2COOH, 0,20 M. Biết KA = 1,410-3. (b) Pyridine, C5H5N 0,040 M.

2-31. a) Codeine (C18H21NO3), có trong thành phần thuốc ho, là một amine tự nhiên có KB = 1,610-6. Tính pH và nồng độ các cấu tử có mặt trong dung dịch codeine 0,0012 M.

b) Aniline (C6H5NH2) là một base hữu cơ được sử dụng trong công nghiệp sản xuất thuốc nhuộm. Tính pH và nồng độ của tất cả các cấu tử (C6H5NH2, C6H5NH3+, OH- và H3O+) trong dung dịch aniline 0,15 M.

2-32. Tính pH của dung dịch hỗn hợp acetic acid 0,10 M (CH3COOH có KA = 1,810-5), và benzoic acid 0,10 M (C6H5COOH có KA = 6,510-5).

2-33. Tại sao pH của một dung dịch đệm gần như độc lập với nồng độ acid và base liên hợp?

2-34. Tại sao đệm dung tăng khi tổng nồng độ acid và base liên hợp tăng?

2-35. Tại sao đệm dung đạt cực đại khi pH = pKA? Điều này được áp dụng như thế nào khi pha dung dịch đệm?

2-36. Nếu thêm 0,010 mol NaOH rắn khan vào 1,00 lit dung dịch đệm có chứa 0,100 M CH3COOH và 0,100 M NaCH3COO, thì nồng độ [H3O+] và pH sẽ thay đổi bao nhiêu? Giả sử rằng thể tích không thay đổi khi thêm NaOH rắn vào.

2-37. a) Tính số mol và gam NH4Cl được sử dụng để điều chế 500,0 ml dung dịch đệm có NH3 nồng độ ban đầu 0,10 M và có pH = 9,15.

b) Tính nồng độ H3O+ và pH của một dung dịch đệm được điều chế bằng cách trộn 200,0 ml dung dịch 0,10 M NaF với 100,0 ml dung dịch 0,050 M HF. Biết HF có KA = 7,210-4 .

2-38. a) Tính pH của một dung dịch thu được bằng cách trộn 400,0 ml của dung dịch acetic acid 0,200 M và 100,0 ml dung dịch NaOH 0,300 M.

b) Một dung dịch quinine (thuốc trị sốt rét) nồng độ 1,010-3 M có pH là 9,75. Hỏi giá trị KB của quinine?

2-39. Tính pH của một dung dịch đệm NH3 0,020 M và NH4Cl 0,030 M. Hỏi pH bằng bao nhiêu sau khi thêm 1,00 ml dung dịch 0,10 M NaOH vào 0,10 lit dung dịch đệm này?

2-40. Dung dịch đệm nào sau đây có đệm dung lớn nhất ở pH = 8,5.

Giải thích tại sao?

a) Dimethylamine / ion dimethylammonium biết dạng acid có pKA = 10,774.

b) Ammonia/ion ammonium biết dạng acid có pKA = 9,244.

c) Hydroxylamine/ ion hydroxylammoni biết dạng acid có pKA = 5,96.

d) 3- nitrophenol/ ion 3-nitrophenolate biết dạng acid có pKA = 8,39.

2-41. Tính tỉ số [CH3NH2]/[CH3NH3+] của dung dịch methylamine được điều chỉnh về pH 4,00; 10,64; 12,00. Biết methylamine có pKA = 10,64.

2-42. Cho pKB của iodate ion IO3- = 13,83, tính tỉ số [HIO3]/[IO3-] trong dung dịch NaIO3 tại pH = 7,00 và 1,00.

2-43. Cần thêm bao nhiêu ml dung dịch HBr 0,113 M vào 52,2 ml dung dịch morpholine O(CH2CH2)2NH 0,0134 M để được pH = 8. Biết pKA của dạng acid của morpholine là 8,492.

2-44. Cần bao nhiêu ml dung dịch KOH 0,423 M thêm vào 5,00 g tartaric acid (2,3-dihydroxybutanedioic acid, M = 150,08 g/mol) sau đó pha loãng đến 50 ml để tạo ra dung dịch đệm có (a) pH = 3,00 và (b) pH = 4,00?

Biết tartaric acid H2A có pKA1 = 3,036 và pKA2 = 4,366.