Giáo trình Hóa học đại cương và vô cơ: Phần 2

Chia sẻ: Minh Vũ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:118

Thêm vào BST

Báo xấu

250
lượt xem 59
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Nối tiếp nội dung phần 1 cuốn giáo trình "Hóa học đại cương và vô cơ", phần 2 giới thiệu tới người học các kiến thức: Dung dịch, phản ứng oxi hóa - khử, dòng điện, hóa học các nguyên tố họ s và họ p, các nguyên tố họ d. Mời các bạn cùng tham khảo.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Giáo trình Hóa học đại cương và vô cơ: Phần 2

I Chương 7 D U N G DỊCH A. DUNG DỊCH CHÁT TAN ĐIỆN LI VÀ DUNG DỊCH CHÁT TAN KHÔNG ĐIỆN LI 7.1 CÁC ĐỊNH NGHĨA 7.1.1 Định nghĩa dung dịch Dung dịch là một hệ đồng nhất gồm có chất tan và dung môi, trong đó dung môi là môi trường để chất tan phân bố trong đó. Muốn có dung dịch một chất nào đó, người ta thực hiện một quá trình hoa tan là một quá trình hoa lí phức tạp, nó gồm 3 giai đoạn: - Giai đoạn phá vỡ mạng lưới tinh thể để các phân tử chất tan tách khỏi bề mặt tinh thể đi vào dung dịch, quá trình này thu nhiệt, ta có: AH i>0. m - Giai đoạn solvat hoa các phân tử chất tan, tức là các phân tử dung môi bao quanh và liên kết với phân tử chất tan tạo ra các phân từ solvat, giai đoạn này toa nhiệt: AHsoivat < 0 - Giai đoạn khuếch tán của các phân tử solvat, giai đoạn này thu nhiệt: AH >0 kt Vậy AHhoà tan = AH | + AHsolvat + AH m kt 87
Vỉ AHkt quá nhỏ không đáng kể nên AHhoà tan = AHmi + AHsoivai- Tuỳ theo trị số tuyệt đối của AHsoivai và AH i mà AHhoà lan dương hay âm. m Vậy hiệu ứng nhiệt của quá trinh hoa tan (còn gọi là nhiệt hoa tan) là lượng nhiệt thu vào hay phát ra khi hoa tan hoàn toàn một moi chất tan vào dung môi. Quá trinh hoa tan tuân theo quy luật: chất tan phân cực dễ tan trong dung môi phân cực nhưng khó tan trong dung môi không phân cục. Chất tan không phân cực dễ tan trong dung môi không phân cục nhưng khó tan trong dung môi phân cực. Tóm lại, ta có sơ đô hoa tan: .... > i n . »• hoa tan Chát tan ị + Dung môi < > Dung dịch kết tủa 7.1.2 Phân loại dung dịch Tuy theo bàn chất của chất tan, dung môi, độ bão hoa của dung dịch và kích thước hạt phân từ người ta phân loại dung dịch như sau: - Nếu theo độ bão hoa người ta có dung dịch bão hoa, dung dịch chưa bão hoa và dung dịch quá bão hoa (đã nói kĩở trung học phổ thông). - Nếu theo kích thước hạt chất tan (gọi d là kích thước hạt) ta có: + d > 10" m: dung dịch thô. 7 + d = Ì Ó" m -f 10" m: dung dịch keo. 7 9 + d < 1(T m: dung dịch phân từ hay dung dịch các chất điện li. 9 - Nếu theo bản chất dung môi ta có: + Dung dịch nước khi dung môi là nước. + Dung dịch không nước khi dung môi không phải là nước. - Nếu theo bản chất chất tan ta có: + Dung dịch chất tan không điện li, không bay hơi (còn gọi là dung dịch phân tử). + Dung dịch chất tan điện li (xem 7.2). 88
7.1.3 Độ tan (S) 7.1.3.1 Độ tan của chất răn Độ tan của chất rắn là số găm tối đa chất tan hoa tan trong 100 găm dung môi để được dung dịch bão hoa. Độ tan của chất rắn phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất cùa chất tan và dung môi (đã nóiở trên). 7.1.3.2 Độ tan của chất khí Độ tan của chất khí là số mililit khí (hay số lít khí) hoa tan trong Ì mi (hay Ì lít) dung môi để được dung dịch bão hoa. Độ tan chất khí phụ thuộc vào áp suất và nhiệt độ. Áp suất tăng độ tan tăng và nhiệt độ tăng độ tan chất khí giảm. 7.2 DUNG DỊCH CHẤT TAN ĐIỆN LI 7.2.ỉ Định nghĩa về sự điện li Sự điện li là quá trình phân tử chất tan phân li thành lon: HC1 -> H + c r + NaOH -> Na + OH" + CH3COOH C H c o c r + H 3 + NH + H 0 3 2 NH 4 + + OH" Tổng quát ta có: A Bn $à mA m n+ + nB ~ m 7.2.2 Các đại lượng đặc trưng cho sự điện li 7.2.2.1 Độ điện li (a) Độ điện li a là ti số giữa phần nồng độ đã điện li (x) và phần nồng độ ban đầu (C):
Dựa vào oe người ta tạm quy ước chất điện li mạnh, yếu và trung bình. oe > 30%: Chất điện li mạnh; các axit mạnh, các bazơ mạnh và các muối trung tính. oe = 2 * 30%: Chất điện li trung bình: HF, H S0 (nấc 1), H c 0 2 3 2 2 4 (nấcl),Ca(OH) ... 2 oe < 2%: Chất điện li yếu: CH3COOH, HCOOH, dung dịch NH ... 3 7.2.2.2 Hằng sổ điện li Ki Hằng số điện li là tỉ số giữa phần tích số tích số nồng độ của sản phẩm điện li và phần tích số nồng độ chưa điện li, thực chất là hằng số cân bằng của phản ứng phân li ờ nhiệt độ nhất định. A B mA m n n+ + nB - m _[A-] .[B" m (7.2) [A B ] m n Giữa hằng số điện li và độ điện li oe có mối liên hệ với nhau: ị 7.2.3 Các yếu tố ảnh hưởng đến sự điện li 7.2.3.1Ảnh hưởng của nồng độ Như trên đã xét (công thức 7.3) nồng độ càng tăng sụ điện li càng giảm. Điều này còn được giải thích bằng hiệu ứng không gian của các cation và anion. Nếu nồng độ chất tan càng nhiều thì sự che chắn lẫn nhau càng lớn nên các chất càng khó tách thành cation và anion. 7.2.3.2Ảnh hưởng của bản chất chất tan và dung môi - Các chất tan có mức độ phân cực càng lớn thì khi hoa tan vào nước chúng càng dễ phân li. - Còn với dung môi ta có thể giải thích nhờ lực hút giữa cation và anion: 90
F = M L (7.4) e.r trong đó: qi, q là điện tích cation và anion. 2 r là khoảng cách giữa hai lon dương - âm. e là hằng số điện môi của dung môi. Nếu dung môi có e càng lớn thi lực hút cation - anion càng giảm, nghĩa là với các dung môi có hằng số điện môi càng lớn thì khả năng phân li của chất tan càng mạnh. 7.2.3.3Ảnh hưởng của nhiệt độ Điều này cũng tuân theo quy luật của sự hoa tan, nghĩa là quá trình điện li thu nhiệt thì khi nhiệt độ tăng quá trình điện li tăng; còn ngược lại quá trình điện li toa nhiệt, khi nhiệt độ tăng, quá trình điện li giảm. Sụ ảnh hường này không rõ rệt lắm. 7.3 NÒNG Đ ộ DUNG DỊCH 7.3.Ỉ Các loại nồng độ dùng trong phân tích thể tích + Nồng độ % (C%) chỉ ra có bao nhiêu găm chất tan trong 100 g dung dịch. Ví dụ, dung dịch NaOH 40% tức là 100 g dung dịch NaOH có 40 g NaOH nguyên chất: c% = —.100 (7.5) a+b trong đó: a là số găm chất tan và b là số găm dung môi. + Nồng độ mol/1 (gọi là nồng độ moi, ký hiệu là M) chi ra có bao nhiêu moi chất tan trong Ì lít dung dịch. Ví dụ, dung dịch H S0 0,5M nghĩa là trong Ì lít dung dịch H2SO4 2 4 có 0,5 moi axit: M~ (7.6) trong đó: a là số găm chất tan. p là khối lượng phân tử và V là số lít dung dịch. 91
+ Nông độ đương lượng gam/lít (N) còn gọi là nồng độ đương lượng, chỉ ra có bao nhiêu đương lượng găm chất tan Ương một lít dung dịch. Ví dụ, dung dịch KMn0 0,1N nghĩa là trong Ì lít dung dịch cố 4 0,1 đương lượng KMnƠ4. N =— (7.7) D.v ương đó: a là số găm chất tan, D là đương lượng găm và V là số lít dung dịch. + Độ chuẩn T là số găm (hay miligam) chất tan trong lmililit dung dịch. + Độ chuẩn (A) theo chất được xác định (chất định phân B) TA/B chi ra có bao nhiêu găm chất định phân B tác dụng với Ì mi dung dịch chuẩn A. Ví dụ, T A N 0 = 0,004 g/ml, nghĩa là 0,004 g chất định phân c r tác / c r dụng vừa đù với Ì mi dung dịch chuẩn AgNƠ3. + Mối liên hệ giữa các loại nồng độ: Nếu gọi nồng độ % cùa dung dịch là c%, khối lượng riêng cùa dung dịch là d, p là khối lượng phân tử chất tan, D là đương lượng găm chất tan, ta có: w CA 10 . c.d.10 M = — — và M = —Ịr- (7.8 p D 7.3.2 Các bài toán về nồng độ dung dịch 7.3.2. ỉ Pha chế dung dịch từ lượng muối rắn tinh thể Ví dụ: Hãy pha 2 lít dung dịch axit oxalic 0,1N từ axit tinh khiết H2C2O4.2H2O. Áp dụng công thức: N = -— > a = N.D.V D.v Ta tính ra lượng găm axit cần thiết để pha dung dịch là: a = 0,1.63.2 = 12,6 g Vậy, ta cân chính xác 12,6 g axit tinh khiết, hòa tan hoàn toàn vào nước rồi chuyển toàn bộ lượng dung dịch này sang bình định mức 2 lít, 92
nhớ tráng cốc hòa tan axit ba lần, mỗi lần lo mi H 0 , đổ hết vào bình 2 2 lít. Cuối cùng thêm nước đến vạch mức, lắc đều. 7.3.2.2 Pha chế dung dịch từ dung dịch gốc à) Với nồng độ phần trâm Giả sử phải trộn dung dịch Ì có nồng độ % là C|, thể tích V i , khối lượng riêng là di với dung dịch 2 có nồng độ % là Ci, thể tích v , khối 2 lượng riêng là CỈ2 để được dung dịch có nông độ % là C2. Người ta chứng minh được: Q L = V d L L = C-C I Q 2 v .d 2 2 c,-c Ví dụ 1: Trộn 500 mi dung dịch HNO3 30% với 500 mi dung dịch HNO3 10% thu được dung dịch HNC^bao nhiêu % (cho di = 1,2 g/ml, d =l,05g/ml). 2 9 Áp dụng (7.9), ta có: 500.1,2 C-10 500.1,05 ~ 3 0 - C 3 6 - 1,2C = 1,05C-10,5 46 5 2,25 Ví dụ 2: cần bao nhiêu mi dung dịch HNO3 25% (d = 1,19) trộn với dung dịch HNO3 5% (d = 1,04) để được Ì lít dung dịch HNO310%. Áp dụng (7.9), ta có: V|.l,19 _ 10-5 _Ị (l-v,).1.04 ~ 25-10 3 3,57.v,= 1.04-l,04.v, Ì 04 ->V,= ^ = 0,225 (lít) 4,61 Ví dụ 3: Pha 2 lít dung dịch HC110% từaxit đặc 36% (d = 1,19 g/ml). 93
Đây là trường hợp pha loãng dung dịch trong đó dung dịch thứ 2 là s H 0 có nồng độ % bằng 0 và khối lượng riêng là ĩ g/ml. 2 Áp dụng 7.9, ta có: VỊ.1,19 = 10-0 _ 5 (2-VỊ). Ì 36-10 ~ 13 13.1,19.v, = 10-5.V, 15,47.V| = 10-5.V, - > V | = - ^ - =0,448 (lít) 20,47 Ta đong 448 mi axit đặc, chuyển toàn bộ sang bình 2 lít, thêm H2O đến vạch mức, lắc đều. b) Với nồng độ M, N Giả sử phải trộn V | mi dung dịch thứ nhất có nồng độ moi là Mi (hoặc nồng độ Ni) với V2 mi dung dịch thứ hai có nồng độ moi là M2 (hoặc nồng độ N2) để được dung dịch có nồng độ là M (hoặc N), thể tích là V = V i + V (mi). Khi đó ta co: 2 V , M | + V M = VM 2 2 , (7.10) hay V,Ni + V N = VN2 2 Ví dụ 1: Pha 2 lít dung dịch H2SO4 0,5M với Ì lít dung dịch H2SO4 0,1M được dung dịch bao nhiêu M. Áp dụng công thức (7.10), ta có: 0,5.2 +0,1.1 =3.M -> M = — = 0,366 (mol/1) Ví dụ 2: cần bao nhiêu mililit dung dịch NaOH 0,5N trộn với Ì lít dung dịch NaOH 0,1N để được 2 lít dung dịch NaOH 0,2N. Áp dụng (7.10): 0,5V| +0.1.1 =0,2.2 0.5V, = 0,3 -> Vi = 0,6 (lít) = 600 (mi) 94
Ví dụ 3: Pha 2 lít dung dịch HC10.1M từ axit 0.5M. Đây cũng là sự pha loãng dung dịch trong đó nước là dung dịch thử hai có nồng độ bàng không. Do đó áp dụng (7.10): Vi.0,5 + v .0 = 2.0,1 -> Vi = — = 0,4 (lít) 2 Vậy cần đong chính xác 0,4 lít dung dịch HC1 0,5M, chuyển toàn bộ sang bình định mức 2 lít, thêm nước đến vạch mức, lắc đều. 7.4 AXITBAZƠ 7.4.1 Quan điểm axit và bazơ của Bronsted Axit là chất cho proton, bazơ là chất nhận proton. Axit: NH; + H 0 z± NH 2 3 + H 0 3 + HC1 + H 0 c r 2 + H 0 3 + Al 3 + + 2H 0 ĩ± Al(OH) + H 0 2 2+ 3 + + H + HC0 " + 3 H 0 ĩ± coi' 2 3° Bazơ: HCO3 + H 0 $± H2CO3 2 + OH~ NH 3 + H 0 NH4 2 + OH~ CH3COO- + H 0 ^ 2 CH3COOH + OH" Trung tính: Na , c r , K \ NO3 + Lưỡng tính: H PƠ4 + H 0 f ± H3PO4 + OH" 2 2 H PƠ4 + H 0 ĩ± HPO4- + H 0 2 2 3 + Zn(OH) + 2H2O & ZũOị- + 2 H 0 2 3 + Zn(OH) + 2 H 0 ĩ± Zn 2 3 + 2+ + 4H 0 2 Người ta đã chứng minh được: [Hl[OH-] = [H O ][OH-] = 10- 3 + M ( 7. n ) [H ][OFT] còn gọi là tích số lon của H 0, gọi là KÍT Q. + 2
7.4.2 Định nghĩa về phản ứng axit - bazơ Phản ứng axit - bazơ là phản ứng giữa một axit và một bazơ, đó là những phản úng trung hòa, kết quà tạo ra sản phẩm là một muôi axit hoặc trung tính. Độ mạnh của axit được đặc trưng bằng hằng số phân li Ka, độ mạnh của bazơ được đặc trưng bằng hàng số phân li Kb. H„A í± nH + A + K =ra^P (7.12) 3 [H„A] Me(OH)n í± Me n+ + nOH" K h . g g (7.13) b [Me(OH)J Trong dung dịch nước bao giờ cũng tồn tại một cặp axit - bazơ liên hợp: CH3COOH + H 0 ĩ± CH3COO + H 0 2 - 3 + tạo cặp: CH COOH/CH COCr gọi là cặp axetat 3 3 và N H Ị + H 0 N H + H 0 2 3 3 + tạo cặp: NH4 /NH3 gọi là cặp amoni được gọi là các cặp axit - bazơ liên hợp. Với Ì cặp axit bazơ liên hợp, nếu axit càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại. Mối quan hệ giữa K, và Kb cũng được biểu diễn bằng hệ thức sau: K .K =10" haypK +pK =14 a b 14 a b (7.14) 7.5 TÍNH pH TRONG CÁC DUNG DỊCH Giả sử có hệ gồm: một axit yếu HA có hằng số K và nồng độ Cu a một bazơ yếu NaA (muối cùa axit yếu và bazơ mạnh) có nồng độ Cb. HA^H- A-; =ỈÍỈ^I (!) + Kí a [HA] 96
NaA ĩ± Na + A" ỉ + [A~] = c b (2) H 0 Ị± H+ + OH-; 2 [H ] [ o m = Ì Ó" + 14 (3) Ngoài các phương trình (Ì, 2, 3) ta còn có: Phương trình trung hòa điện: [H+] + [Na ] = [CH3COO-] + [OH-] + (4) Phương trình bảo toàn nồng độ: [HA] + [A ] = Ca + Cb _ (5) Bằng các phép biến đổi toán học, từ 5 phương trình trên, người ta đã chứng minh được: K ( C - [ H ] [OH-]) a a + + ( 7 1 5 ) (C +[H ]-[OH-]) b + Đây là phương trình tổng quát tính [H ] trong dung dịch, nó là + phương trình bậc 3 của [H ]. Do đó để tính pH trong các dung dịch ta + phải dùng cách giải gân đúng. 7.5.1 Dung dịch axit mạnh có nồng độ Ca HC1->H + C1" + Ca Ca [ H i = Ca -> pH = - lg[H ] = - lgCa + (7.16) 7.5.2 Dung dịch bazơ mạnh có nồng độ Ch NaOH -> Na + OH" + Ch Cb lo- 14 lo- 14 [OH-] = C ^ [ H ] = b + [OH-] c b |f 10-' 4 pH = -lg[H ] = - l g - + pH=14 + lgC b (7.17) 97
7.5.3 Dung dịch axit yếu cổ K „ c, HA ? á H* + A" Vì là một axit yếu nên [0W] « [Hi « Ca và Cb = 0, do đó từ (7.15) ta có: [H ] = - ^ - > [ H ] = K C + + 2 a a pH = -lg[H ] = -lgVKÃ + pH=ipK -ilgC (7.18) a a 7.5.4 Dung dịch của một bazơ yếu có Kb và Cb ỊA-14 Vì là mót bazơ nên Ca = 0, K = -j— và [H ] « [OW] «b + c b K.[OH-].K..10-^ 2= [ H ] c b C > ] " [ H J c b pH = 7 ì p K + a + i l g C = 14-ipK b b + ilgC b (7.19) 7.5.5 Dung dịch gồm Ì axit yếu và Ì bazơ yếu (dung dịch đệm) 7.5.5.1 Định nghĩa Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH không thay đổi hoặc thay đổi rất ít khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh hoặc một lượng nhỏ bazơ mạnh vào dung dịch đó, kể cả khi pha loãng dung dịch. Ví dụ: Hệ đệm axetat I M : CH COOH/CH COONa có pH = 4,8. 3 3 IM IM Thêm 10 mi HC1 0, ÌM vào -> pH = 4,7 Thêm 10 mi NaOH 0,ÌM vào -> pH = 4,9 Nếu thêm 10 mi HC1 0,1M vào Ì lít H 0 thì pH tù 7 2 1 i. 98
7.S.S.2 Các loại dung dịch đệm - Đệm axetat: CH COOH/CH COONa 3 3 - Đệm cacbonat: NaHC0 /Na C0 3 2 3 - Đệm amoni: NH4CI/NH4OH - Đệm photphat: Na2HP0 /Na P04 4 3 (hoặc NaH P0 /Na HP0 ; H P04/NaH P04) 2 4 2 4 3 2 Những hệ đệm chỉ có một cặp axit bazơ liên hợp được gọi là hệ đệm đơn, còn hệ có 2 cặp axit bazơ liên hợp được gọi là hệ đệm đa. 7.5.5.3 Công thức tỉnh pH của dung dịch đệm Vì dung dịch có một axit yếu và một bazơ yếu: + [H ],[OH-]
Với axit ba nấc người ta tính pH ở nấc Ì (NaH P0 ) theo công 2 4 thức sau: P H=I(pK 1 + pK ) 2 (7.22) Còn nấc thứ 2 (NaH P0 ) được tính: 2 4 PH = i(pK pK ) 2+ 3 Nếu là dung dịch muối trung tính của axit đa chức, ví dụ Na P04 thì 3 coi nó là bazơ yếu đơn chúc: pH = 7 + i p K l l g C ( C = C 3 + b b N a 3 p ) 0 4 (7.23) 7.5.7 Các ví dụ tính pH của dung dịch Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch HCOOH 0,1 M, cho Ka= lơ" . 4 Ta áp dụng (7.18): pH=i.4-ilglO-'=2,5 Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch NH 0,1 M. Cho K = lữ * 3 NH 4 Áp dụng (7.19) ta có: pH = 14--.4,8 + -lglO =11,1 _1 2 2 Ví dụ 3: Tính pH của dung dịch thu được khi thêm 15 mi HC1 0,1M vào 20 mi dung dịch N H 0,1M. Cho K3 = lõ** N H Phảnứng xảy ra: HC1 + N H F* NH C1 3 4 Nồng độ hai chất đều bằng nhau và đều là 0,1 M nên thể tích tiêu tốn phải tương đương nhau. Do đó thể tích HC1 trung hòa NH4OH là 15 mi, lượng NH3 còn là 5 mỉ, đây là một bazơ yếu, dung dịch còn có NH4CI tạo thành là 15 mi và là một axit yếu. Hệ dung dịch thu được là một hệ đệm. 100
Áp dụng (7.20): PH = pK + lg^ a Thay pK = 14 - pK và Ch = Ca = vào ta có: a b v c h v c h pH = (17-4,8) + lg-^-=9,2 + lg- e 15.0,1 6 3 pH = 8,73 Ví dụ 4: Tính pH của dung dịch thu được khi thêm 20 mi KOH (UM vào 25 mi dung dịch HCOOH ó,IM. Cho K = 1(T*. a Phản ứng xảy ra: KOH + HCOOH -» HCOOK + H 0 2 Cũng tương tự bài trên, ta thấy dung dịch sau phản ứng còn dư HCOOH là 5 mi, lượng muôi HCOOK tạo thành là một bazơ yểu có nồng độ tương đương nồng độ KOH thêm vào. Do đó hệ dung dịch thu được là hệ đệm. Áp dụng (7.20), ta có: u_ V , c _. . b v .c 20.0,1 b b P H =p K a + l g ^ = 4 + lg ' ~ =4 + I g ^ - b b a(còn)-^a V pH = 4,6 7.6 KHÁI N I Ệ M VÈ PHỨC CHÁT 7.6.1 Định nghĩa - phân loại Phức chất là những hợp chất có thành phần phức tạp, đủ bền và tan trong nước. Ví dụ: Cho Ì mmol (NH )2S04.Fe (S04)3.12H20 hòa tan vào nước và cho 4 2 vào đó lượng KCNS du -> dung dịch Fe(CNS) đỏ máu. 3 loi
Cho 2 mmol K [Fe(CN) ] hòa tan vào nước" và cho vào đó lượng 3 6 KCNS dư -> dung dịch Fe(CNS) hồng. 3 Điều đó chứng minh K [Fe(CN)6] bền hơn (NH4)2SO4.Fe2(SO4)3.12H20. 3 Phức chất có hai loại, đó là phức chất vô cơ và phức chất hữu cơ. - Phức chất vô cơ: K [Fe(CN) ], K4[Fe(CN) ], N H ; , [Ag(NH ) ]Cl, 3 6 6 3 2 CdClJ, CdClỉ"... - Phức chất hữu cơ: + Me 2+ tạo với muối 2 lần thế Na của EDTA (Etylen Diamin Tetra Axetic axit): Me + H Y 2+ 2 2_ -> MeY " + 2H 2 + OOC-CH 2 X". ^N-CH -CH -N 2 2 OOC-CH ' 2 CH -COO 7 + Pb tạo với đietylđithiocacbamirat natri: 2+ 2Na[DDK] + Pb -> [DDK] Pb + 2Na 2+ 2 + s í (C H ) -N-C-S. 2 5 2 Pb (C H ) -N-C-S' 2 5 2 s 7.6.2 Cách gọi tên phức chất Số chi phối tử + tên phối tử + tên ion trung tâm + tên lon cầu ngoại. [Cu(NH ) ]S0 3 4 4 Tetramino đồng(II) sunfat K [Fe(CN) ] 3 6 Hexaxianua sắt(III) kali Tên cùa phối tử: X - halogenua; OH - hiđroxo; NO3 - nitrato; H 0 - aquơ: N H (NH3-NH) - amino, c o - cacbonyl... 2 2 102
7.6.3 Hằng số bền và không bền của phức chất IC[Fe(CN) ] ? á 4K + Fe(CN)^- 6 + Fe(CN)g"
1 h j ạ 5 l p ' K 6 [Fc *][CN-] ! là hàng số tạo thành nấc Ì, đó là hằng số bền của phản ứng tạo phức: Fe + CN" 2+ Fe(CN) + (Pi) Vậy: K,,6 = (7.27) Fe(CNf được gọi là hăng sô không bên tổng hợp và: [ft(CNfr] H,6 - r : (7.28) Fe CN"z ] được gọi là hằng số tạo thành tổng hợp hay là hằng số bền tổng hợp của phàn ứng tạo phức: Fe 2+ + 6CN- Fe(CN)í" ; (P,, ) 6 Ví dụ: Tính đồng độ cân bằng cùa các dạng phức trong dung dịch AgN0 vàNH . 3 3 Biết [Ag ] = Ì.IO^M; [NH ] = 0,1 OM. + 3 Trong dung dịch có cân bàng: AgN0 ĩ± Ag + N0 " 3 + 3 pi = 10 3.32 + + A g + NH AgNH 3 3 ; (1) Ag + 2 N H ^ A g ( N H ) ỉ ; 10 7.24 + 3 3 p 1.2 (2) Theo(l): [ AgNH; ] = p, [Ag ][NH ] = Ì o ' .1Ó" .10"'= 2, Ì. Ì O^M + 3 3 32 6 Theo (2): [ Ag(NH )l ] = p [Ag ][NH ] - = Ì o - . Ì Ó" . Ì Ó" = 0,17M. 3 2 + 3 7 24 6 2 104
7.7 S ự THÚY PHÂN TRONG DUNG DỊCH NƯỚC 7.7.1 Khái niệm về sự thúy phân Sự thúy phân là phản ứng của cation và anion với nước, kết quả làm pH của môi trường thay đổi CH COONa + H 0 3 2 z± CH3COOH + NaOH CH3COO" + Na + H 0 + 2 e± CH3COOH + Na + OH" + CH3COO- + H 0 2 f á CH3COOH + OH" Sau phản ứng, dung dịch tích tụ các ion OH , nghĩa là pH tăng. NH4CI + H Õ 2 NH4OH + HCI + NH4 + c r + H o ĩ± 2 NH OH+H 4 +cr + NH4 + H 0 2 z± NH OH + H 4 Sau phản ứng dung dịch tích tụ các ion H , nghĩa là pH giảm. + 7.7.2 Các đại lượng đặc trưng cho sự thúy phân 7.7.2.1 Độ thúy phân (ít) Độ thúy phân là tỷ số giữa nồng độ đã thúy phân và nồng độ ban đầu h= - hay h%= -.100 (7.29) c c 7.7.2.2 Hằng sổ thúy phân (KJ à) Muối của axityếu và bazơ mạnh NaA + H 0
_ M - [ A - ] Ta có: HA p í í + A ^ Ka= [HA] HA (b) K í Thay biểu thức (b) vào (a) ta có: H + OH~ K H,0 (7.30) K, b) Muối của ctxit mạnh và bơzơyếu MeCl + H 0 z± MeOH + HC1 2 + + Me + H 0 ĩ± 2 MeOH + H [MeOH]. + Me [H 0] 2 + [MeOH]. H " K =K .[H 0] = t c 2 (c) + [Me + Me ] . [ O H " ] + L Tù: MeOH Me +OH" - > K = b [MeOH] [MeOH] OH" (á) Me + Ku Thay (d) vào (c) ta có: + OH~ H K H,0 Ki (7.31) 7.7.2J Mỡ/ //én /if giữa hằng số thúy phân và độ thúy phân Giống như sự điện li, độ thúy phân cũng có mối liên hệ với hằng số thúy phân như sau: 106