zunia.vn

Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z

zunia.vn

» Khoa Học Tự Nhiên

Bài giảng Hóa phân tích: Chương 2 - Trần Thị Thúy

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:119

Báo xấu

15
lượt xem 4
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa phân tích: Chương 2 - Phản ứng axit- bazơ và chuẩn độ axit-bazơ" được biên soạn với các nội dung chính sau: Giới thiệu chung; Cân bằng axit-bazơ trong nước; Dung dịch đệm; Chuẩn độ dung dịch axit-bazơ. Mời các bạn cũng tham khảo bài giảng tại đây!

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa phân tích: Chương 2 - Trần Thị Thúy

Chương 2. Phản ứng axit- bazơ và chuẩn độ axit-bazơ Trần Thị Thúy Department of Analytical Chemistry School of Chemical Engineering – Hanoi University of Science and Technology (HUST)
Outline 2.1. Giới thiệu chung 2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.3 Dung dịch đệm 2.4 Chuẩn độ dung dịch axit-bazơ 2.5 Bài tập 2 HUST SCE 7/26/2020
2.1. Giới thiệu chung Phương pháp chuẩn độ axit-bazơ là một phương pháp phân tích thể tích dựa trên phản ứng axit- bazơ A1 + B2 = B1 + A2 Các bước tiển hành: + Khảo sát sự biến thiên nồng độ H+ trong dung dịch theo lượng thuốc thử thêm vào + Xây dựng đường chuẩn độ pH – V + Chọn chất chỉ thị đổi màu tại điểm tương đương 3 HUST SCE
2.1. Giới thiệu chung Việc xác định điểm tương đương có thể dùng chất chỉ thị hoặc sử dụng máy đo pH. Tuy nhiên trong phạm vi của chương này chỉ tập trung nghiên cứu sử dụng chất chỉ thị để xác định điểm tương đương. Chương này gồm hai phần: - Cân bằng axit-bazơ trong dung dịch nước - Phương pháp chuẩn độ axit- bazơ 4 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.1 Thuyết axit-bazơ của Bronsted-Lowry Thuyết axit-bazơ Bronsted-Lowry được đề xuất độc lập bởi Johannes Nicolaus Bronsted và Thomas Martin Lowry vào năm 1923. Axit là những chất có khả năng cho proton H+, bazơ là những chất có khả năng nhận proton. Một axit sau khi cho proton sinh ra một bazơ, bazơ được gọi là bazơ liên hợp của axit đó và ngược lại. Như vậy, một cặp axit- bazơ liên hợp hơn kém nhau 1 proton. Ký hiệu: A/B Vd. CH3COOH/CH3COO–, NH4+/NH3 5 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.1 Thuyết axit-bazơ của Bronsted-Lowry Phân loại axit- bazơ, chất lưỡng tính + Axit là những chất có khả năng cho proton, có thể ở dạng phân tử hay ion Dạng phân tử: HCl, H2SO4, H3PO4 Dạng ion: 𝐻𝑃𝑂42− , 𝐻𝐶𝑂3− , 𝑁𝐻4+ + Bazơ là những chất có khả năng nhận proton, có thể ở dạng phân tử hay ion Dạng phân tử: NaOH, NH3, C6H5NH2 Dạng ion: CH3COO–, 𝐻𝑃𝑂42− , 𝐻𝐶𝑂3− 6 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.1 Thuyết axit-bazơ của Bronsted-Lowry Phân loại axit- bazơ, chất lưỡng tính + Chất lưỡng tính: là những chất vừa có khả năng cho vừa có khả năng nhận proton Dạng phân tử: H2O(H3O+/ H2O; H2O/𝑂𝐻 − ) Dạng ion: 𝐻𝑃𝑂42− (𝐻𝑃𝑂42− / 𝑃𝑂43− ; 𝐻2 𝑃𝑂4− /𝐻𝑃𝑂42− ) 𝐻𝐶𝑂3− (𝐻𝐶𝑂3− / 𝐶𝑂32− ; 𝐻2 𝐶𝑂3 /𝐻𝐶𝑂3− ) 7 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.2 Phản ứng axit-bazơ Một axit chỉ nhường H+ khi có một bazơ nhận H+ và ngược lại, một bazơ nhận H+ khi có 1 axit cho H+ Ví dụ: CH3COOH ⇋ CH3COO– + H+ NH3 + H+ ⇋ NH4+ → CH3COOH + NH3 = CH3COO– + NH4+ Trong phản ứng trên có hai cặp axit-bazơ liên hợp CH3COOH/CH3COO– và NH4+/NH3 8 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.2 Phản ứng axit-bazơ Thực chất của phản ứng axit-bazơ là sự trao đổi ion H+ của hai cặp axit-bazơ liên hợp. Ta thấy rằng khi hòa tan một axit hay một bazơ vào nước thì nó đã thực hiện phản ứng axit- bazơ. Vd. H2S + H2O ⇋ HS– + H3O+ Để đơn giản có thể viết: H2S ⇋ HS– + H+ 9 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.3 Hằng số axit-bazơ Trong dung dịch nước một axit HA có cân bằng HA + H2O ⇋ H3O+ + A– 𝐴− [𝐻3 𝑂+ ] 𝐴− [𝐻3 𝑂+ ] Kcb = → Kcb×[ H2O] = 𝐻𝐴 [𝐻2 𝑂] 𝐻𝐴 Vì H2O có nồng độ lớn, khi tham gia vào cân bằng nồng độ của nó thay đổi không đáng kể, nên có thể coi tích số Kcb×[ H2O] = const và do đó: 𝐴− [𝐻3 𝑂+ ] Ka = (2-1) 𝐻𝐴 Dựa vào (2-1) có thể thấy Ka càng lớn → axit càng mạnh, phân ly ra nhiều bazơ liên hợp và H+. 10 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.3 Hằng số axit-bazơ → axit càng yếu, phân ly ra ít bazơ liên hợp và H+. 𝐴− [𝐻 + ] Để đơn giản Ka = 𝐻𝐴 Vd. CH3COOH + H2O ⇋ CH3COO– + H3O+ 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐻 + Ka = 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝑂𝐻 11 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.3 Hằng số axit-bazơ Hoàn toàn tương tự đối với hằng số bazơ Kb A– + H2O ⇋ OH– + HA 𝐻𝐴 [𝑂𝐻 − ] 𝐻𝐴 [𝑂𝐻 − ] Kcb = → Kcb×[ H2O] = 𝐴− [𝐻2 𝑂] 𝐴− 𝐻𝐴 [𝑂𝐻 − ] Vì Kcb×[ H2O] = const → Kb = (2-2) 𝐴− Dựa vào (2-2) ta thể thấy Kb càng lớn → bazơ càng mạnh, phân ly ra nhiều axit liên hợp và OH-. Ngược lại, Kb càng nhỏ → bazơ càng yếu, phân ly ra ít axit liên hợp và OH-. 12 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.3 Hằng số axit-bazơ Do giá trị của Ka, Kb thay đổi trong phạm vi lớn nên người ta sử dụng hàm p- pKa = –logKa pKb = –logKb 13 HUST SCE
Bảng 2.1: Giá trị pKa của một số axit Tên Công thức cấu tạo pKa Ka Axit acetic CH3COOH 4,756 1,75×10–5 Alanin 2,344 (COOH) 4,53×10–3 9,868 (NH3) 1,36×10–10 Aniline 4,601 2,51×10–5 Axit 4-Aminobenzenesulfonic (Axit sulfanilic) 3,232 5,86×10–4 HUST SCE 14
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.3 Hằng số axit-bazơ Hằng số phân ly của nước: H2O + H2O ⇋ H3O+ + OH– Kw = [ H3O+][OH–] = [ H+][OH–] = 10–14 pKw = 14 Đối với cặp axit-bazơ liên hợp HA/ A–, từ (2-1) và (2-2) ta có: 𝐴− [𝐻3 𝑂+ ] 𝐻𝐴 [𝑂𝐻 − ] Ka×Kb = × = [H3O+][OH–] = 10–14 𝐻𝐴 𝐴− → pKa + pKb = pKw = 14 (2-3) Vậy pKa càng lớn thì pKb càng nhỏ, nói cách khác axit càng mạnh thi bazơ liên hợp với nó càng yếu và ngược lại. 15 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.3 Hằng số axit-bazơ Ví dụ: CH3COOH/CH3COO– : Ka = 1,8.10–5 pKa = 4,75, pKb = 9,25 NH4+/NH3 pKa = 9,25, pKb = 4,75 16 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.4 Công thức tổng quát tính pH của cặp axit-bazơ liên hợp Giả sử trong nước có axit HA có nồng độ ban đầu Ca và bazơ NaA, có nồng độ ban đầu Cb. Trong dung dịch chúng ta có các cân bằng sau: NaA → Na+ + A– HA ⇋ H+ + A– H2O ⇋ H+ + OH– 17 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.4 Công thức tổng quát tính pH của cặp axit-bazơ liên hợp Theo định luật trung hòa điện [H+] + [ Na+] = [A–] + [OH–] (a) Theo định luật bảo toàn nồng độ [HA] + [ A–] = Ca + Cb (b) → [A–] = [ H+] + Cb – [ OH–] → [HA] = Ca + Cb– [ A–] = Ca + Cb – [ H+] – Cb + [ OH–] = Ca – [ H+] + [ OH–] 𝐴− [𝐻 + ] 𝐶𝑎 − 𝐻 + +[𝑂𝐻 − ] Ka = → [H+] = Ka (2-4) 𝐻𝐴 𝐶𝑏 + 𝐻 + −[𝑂𝐻 − ] 18 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.4 Công thức tổng quát tính pH của cặp axit-bazơ liên hợp 𝐾𝑤 Thay [OH–] = vào phương trình (2-4) ta có phương trình 𝐻+ bậc 3 đối với [H+]. 𝐾 𝐶𝑎 − 𝐻 + + 𝑤 𝐻+ [H+] = Ka 𝐾𝑤 (2-5) 𝐶𝑏 + 𝐻+ − 𝐻+ 19 HUST SCE
2.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước 2.2.4 Công thức tổng quát tính pH của cặp axit-bazơ liên hợp 𝐾𝑤 Thay [OH–] = vào phương trình (2-4) ta có phương trình 𝐻+ bậc 3 đối với [H+]. 𝐾 𝐶𝑎 − 𝐻 + + 𝑤 𝐻+ [H+] = Ka 𝐾𝑤 (2-5) 𝐶𝑏 + 𝐻+ − 𝐻+ 20 HUST SCE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN

TRỢ GIÚP

HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG

Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.