Bài giảng Hóa đại cương 2: Chương 6 - Cân bằng hòa tan và cân bằng ion phức

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:44

Thêm vào BST

Báo xấu

6
lượt xem 2
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa đại cương 2" Chương 6 - Cân bằng hòa tan và cân bằng ion phức, được biên soạn gồm các nội dung chính sau: Tích số tan (KSP); Mối liên hệ giữa độ tan và tích số tan; Hiệu ứng “ion chung” và Cân bằng Hòa tan; Tiêu chí cho sự kết tủa & kết tủa hoàn toàn; Kết tủa từng phần (kết tủa phân đoạn); Độ tan và pH của dung dịch; Cân bằng liên quan đến các “Ion phức”; Phân tích định tính các cation;...

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa đại cương 2: Chương 6 - Cân bằng hòa tan và cân bằng ion phức

Khoa Khoa học và Công nghệ Vật liệu Chương 6 – Cân bằng HÒA TAN & Cân bằng ion Phức 1
Nội dung: I. Tích số tan (KSP). II. Mối liên hệ giữa ĐỘ TAN & TÍCH SỐ TAN. III. Hiệu ứng “ion chung” và Cân bằng Hòa tan. IV. Tiêu chí cho SỰ KẾT TỦA & KẾT TỦA HOÀN TOÀN. V. Kết tủa từng phần (kết tủa phân đoạn) VI. Độ tan và pH của dung dịch VII. Cân bằng liên quan đến các “Ion PHỨC” VIII. Phân tích ĐỊNH TÍNH các cation 2
I. Tích số tan (KSP). ➢ Thạch cao (CaSO4. 2H2O) là một khoáng calcium ít tan trong nước. ➢ Nước ngầm tiếp xúc với thạch cao thường chứa một ít canxi sulfate hòa tan. ➢ Cân bằng giữa các ion Ca2+(dd); SO42−(dd) (sinh ra từ quá trình canxi sulfate hòa tan trong nước) và CaSO4(r) không tan có dạng như sau: CaSO4(r) ⇋ Ca2+(dd) + SO42−(dd) ➢ Biểu thức hằng số cân bằng nhiệt động cho phản ứng này có dạng: 𝟐− 𝟐 𝐚 𝐂𝐚 𝟐+ × 𝐚 𝐒𝐎 𝟐− 𝐂𝐚 𝟐+ /𝐜° × 𝐒𝐎 𝟒 /𝐜° 𝟏 𝟒 𝟐+ 𝟐− 𝐊= ≈ = 𝐂𝐚 × 𝐒𝐎 𝟒 × 𝐚 𝐂𝐚𝐒𝐎 𝟒 𝟏 𝐜° 3
I. Tích số tan (KSP). CaSO4(r) ⇋ Ca2+(dd) + SO42−(dd) ➢ Biểu thức hằng số cân bằng nhiệt độ cho phản ứng này có dạng: 𝐚 𝐂𝐚 𝟐+ × 𝐚 𝐒𝐎 𝟐− 𝐂𝐚 𝟐+ /𝐜° × 𝐒𝐎 𝟒 𝟐− /𝐜° 𝟐− 𝟏 𝐊= 𝟒 ≈ = 𝐂𝐚 𝟐+ × 𝐒𝐎 𝟒 × 𝐚 𝐂𝐚𝐒𝐎 𝟒 𝟏 𝐜° 𝟐− 𝟏 𝟏 → 𝐊= 𝐂𝐚 𝟐+ × 𝐒𝐎 𝟒 × = 𝐊 𝐒𝐏 × 𝐜° 𝐜° ⇨ 𝐊 𝐒𝐏 = 𝐂𝐚 𝟐+ × 𝐒𝐎 𝟒 𝟐− ➢ KSP được gọi là TÍCH SỐ TAN ➢ KSP CÀNG NHỎ phản ánh các muối tạo ra RẤT ÍT ion khi được thêm vào nước (các muối rất ÍT TAN trong nước). 4
5
Bài tập ví dụ 1: Viết biểu thức TÍCH SỐ TAN (KSP) cho các chất ít tan sau. a) Cu3(AsO4)2 b) Calcium hydrogen phosphate c) Magnesium hydroxide 6
II. Mối liên hệ giữa ĐỘ TAN (s) & TÍCH SỐ TAN (KSP). 1. Tính KSP của một chất đã biết ĐỘ TAN của chất đó ➢ Xét ví dụ: CaSO4 có ĐỘ TAN là 0.20g/ 100 ml nước. Tính tích số tan (KSP) của CaSO4 ➢ Cách làm: g CaSO4/ 100 ml → mol CaSO4/ L → [Ca2+] và [SO42−] → KSP. ➢ Giải: ✓ Chuyển Độ tan của CaSO4 từ 0.20g/100 ml nước sang đơn vị mol/ L: 𝟎. 𝟐𝟎 𝑔 𝟏 𝐿 mol × = 𝟎. 𝟎𝟏𝟓 𝟏𝟑𝟔 𝑔/𝑚𝑜𝑙 𝟎. 𝟏 𝐿 𝐿 7
II. Mối liên hệ giữa ĐỘ TAN (s) & TÍCH SỐ TAN (KSP). ✓ Từ pt cân bằng hòa tan của CaSO4(r) trong nước → [Ca2+] và [SO42−] CaSO4(r) ⇋ Ca2+(dd) + SO42−(dd) 0.015 mol CaSO4 1 mol Ca2+ Ca2+ = × = 0.015 mol/L 1L 1 mol CaSO4 0.015 mol CaSO4 1 mol 𝑆𝑂4 2− 𝑆𝑂4 2− = × = 0.015 mol/L 1L 1 mol CaSO4 ✓ Thay các giá trị [Ca2+] và [SO42−] vào biểu thức tính KSP của CaSO4 𝐊 𝐒𝐏 = 𝐂𝐚 𝟐+ × 𝐒𝐎 𝟒 𝟐− = 𝟎. 𝟎𝟏𝟓 × 𝟎. 𝟎𝟏𝟓 = 𝟐. 𝟐𝟓 × 𝟏𝟎−𝟒 ⇨ Có sự khác biệt giữa KSP tính được với KSP tra cứu trong bảng ở slide 5. Do ở ví dụ này, sử dụng nồng độ, cần sử dụng HOẠT ĐỘ để có giá trị chính xác. 8
II. Mối liên hệ giữa ĐỘ TAN (s) & TÍCH SỐ TAN (KSP). 2. Tính ĐỘ TAN của một chất khi biết KSP của chất đó ➢ Xét ví dụ: Tính độ tan của PbI2(r) ở 25 oC. Biết KSP của PbI2 = 7.1 x 10−9 ➢ Giải: ✓ Viết phương trình cân bằng hòa tan của PbI2(r) trong nước. Đặt “s” đại diện cho số mol PbI2 hòa tan trong 1 lít dung dịch bão hòa: PbI2(r) ⇋ Pb2+(dd) + 2 I−(dd) (mol/ L) s 2s ✓ Thế vào biểu thức KSP (PbI2) tìm ra “s” → KSP = [Pb2+] x [I−]2 = s x (2s)2 = 7.1 x 10−9 → s = 1.21 x 10−3 ⇨ Độ tan của PbI2(r) trong nước là 1.21 x 10−3 mol/ L dung dịch PbI2 bão hòa. Đổi đơn vị: s = 1.21 x 10−3 mol/ L x 461 g/ mol = 0.558 g/ L 9
Bài tập ví dụ 2: a) Ở 18oC, Li3PO4 có ĐỘ TAN (s) là 0.034g Li3PO4/ 100ml. Tính TÍCH SỐ TAN (KSP) của Li3PO4 ở 18oC. b) Tính ĐỘ TAN của Cu3(AsO4)2 ở 25 oC ra đơn vị gam/L. Biết KSP (Cu3(AsO4)2) ở 25 oC = 7.6x10−36. và Khối lượng phân tử của Cu3(AsO4)2 = 470 g/mol. 10
⇨ Nếu dựa vào KSP để kết luận một chất có ĐỘ TAN THẤP hơn hay CAO hơn một chất khác thì các chất so sánh phải có CÙNG DẠNG công thức phân tử. → Ví dụ: có thể so sánh KSP của AgCl và AgBr để suy ra ĐỘ TAN của chất nào lớn hơn. Nhưng không thể so sánh KSP của AgCl và Ag2CrO4 để kết luận ĐỘ TAN chất nào lớn hơn mà phải tính ĐỘ TAN cụ thể từng chất để so sánh. 11
III. Hiệu ứng “ion chung” trong cân bằng hòa tan ➢ Khả năng hòa tan (ĐỘ TAN) của một một hợp chất ion ít tan THẤP HƠN khi có sự hiện diện của chất tan thứ 2 (chất mà cung cấp “ion chung”). ➢ Giải thích theo nguyên lý Le Châtelier: một hỗn hợp cân bằng phản hồi với một sự tăng nồng độ cưỡng bức của một chất bằng cách dịch chuyển theo chiều mà CHẤT ĐÓ bị TIÊU THỤ. 12
PbI2(r) ⇋ Pb2+(dd) + 2 I−(dd) (b) Khi một thể tích nhỏ của một dung dịch đậm đặc KI (chứa ion CHUNG I−) được thêm vào, một (a) Một dung dịch bão lượng nhỏ của PbI2 (s) hòa trong suốt của kết tủa rắn MÀU chì(II) iodua (chất tan VÀNG. Hiệu ứng “ion không hòa tan đã chung” làm GIẢM ĐỘ được lọc bỏ). TAN của chất tan ít tan 13
Bài tập ví dụ 3: a) Tính ĐỘ TAN (s) của PbI2 (đơn vị ĐỘ TAN mol/ L) trong dung dịch KI 0.10 M ở 25 oC. So sánh với kết quả thu được từ ví dụ ở slide 9. b) Tính độ tan của Fe(OH)3 trong dung dịch đệm có pH = 8.20? Biết KSP (Fe(OH)3) = 4 x 10−38 . Độ tan của PbI2 (s) trong nước ở 25 oC = 1.21 x 10−3 mol/ L 14
IV. Tiêu chí cho SỰ KẾT TỦA & KẾT TỦA HOÀN TOÀN ➢ Xét chất ít tan AgI(s) có cân bằng hòa tan và biểu thức tích số tan : AgI(s) ⇋ Ag+(aq) + I−(aq) KSP = [Ag+] x [I−] = 8.5 x 10−17 ✓ Giả sử trộn dung dịch AgNO3 với dung dịch KI để thu được dung dịch có [Ag+] = 0.015 M và [I−] = 0.015 M. Dung dịch này ở trạng thái chưa bão hòa, bão hòa hay QUÁ bão hòa? ➢ Để trả lời câu hỏi này cần so sánh THƯƠNG SỐ PHẢN ỨNG (Q) với HẰNG SỐ CÂN BẰNG (K) của phản ứng. ➢ Cụ thể hơn Q trong trường hợp cân bằng của chất ít tan được gọi là TÍCH SỐ ION (QSP); K được xét sẽ là TÍCH SỐ TAN (KSP). ⇨ Cần so sánh QSP và KSP để biết dung dịch chưa bão hòa, bão hòa hay quá bão hòa. 15
IV. Tiêu chí cho SỰ KẾT TỦA & KẾT TỦA HOÀN TOÀN ➢ Công thức tính QSP và KSP (ứng với ví dụ: AgI): QSP = [Ag+]ban đầu x [I−]ban đầu KSP = [Ag+]cân bằng x [I−]cân bằng ➢ So sánh QSP và KSP có 3 trường hợp xảy ra: ✓ QSP > KSP: dung dịch QUÁ bão hòa → Có kết tủa xuất hiện. ✓ QSP < KSP: dung dịch CHƯA bão hòa → KHÔNG có kết tủa xuất hiện. ✓ QSP = KSP: dung dịch VỪA ĐẠT trạng thái bão hòa. ➢ Lưu ý: Bất kỳ SỰ PHA LOÃNG nào cũng ảnh hưởng đến NỒNG ĐỘ CÁC ION → Cần tính lại NỒNG ĐỘ MỚI của từng ion (nếu có sự pha loãng khi trộn các dung dịch chứa ion), TRƯỚC KHI tính QSP và SO SÁNH với KSP. 16
IV. Tiêu chí cho SỰ KẾT TỦA & KẾT TỦA HOÀN TOÀN ➢ Quá trình kết tủa xảy ra hoàn toàn nếu nồng độ ion của một chất (trong dung dịch), SAU quá trình kết tủa ≤ 0.1% nồng độ ban đầu của ion đó. ❑ Bài tập ví dụ 4: a) Nhỏ 3 giọt KI 0.20 M (giả sử thể tích 1 giọt là 0.05 mL) vào 100.0 ml dung dịch Pb(NO3)2 0.010 M. Kết tủa chì (II) iod có hình thành hay không? KSP (PbI2) = 7.1x10−9. b) Nếu ở câu a) Kết tủa không hình thành, cho biết cần phải nhỏ bao nhiêu giọt dung dịch KI 0.20 M để thu được kết tủa PbI2(r)? KSP (PbI2) = 7.1x10−9. 17
18
Bài tập ví dụ 5: Bước đầu tiên liên quan đến quá trình sản xuất Mg thương mại từ nước biển là kết tủa Mg2+ dưới dạng Mg(OH)2. Nồng độ ion Mg2+ trong nước biển là 0.059 M. Nếu duy trì [OH−] trong dung dịch là 2.0 x 10−3 M. a) [Mg2+] còn lại trong dung dịch khi quá trình kết tủa dừng lại. KSP (Mg(OH)2) = 1.8 x 10−11. b) Quá trình kết tủa Mg(OH)2 trong điều kiện như trên có xảy ra hoàn toàn hay không? c) Tính [OH-] cần phải duy trì trong dung dịch. Nếu sau khi kết tủa Mg2+ dưới dạng Mg(OH)2, Mg2+ còn lại trong dung dịch là 1 μg Mg2+/ L. 19
20