SKKN: Cân bằng axit - bazơ trong dung dịch chất điện li

Chia sẻ: Nhi Nhi | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:36

Thêm vào BST

Báo xấu

279
lượt xem 54
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Như chúng ta biết, trong 10 hóa chất mà thế giới sản xuất hiện nay thì có tới 6 chất là axit hoặc bazơ. Phản ứng axit – bazơ là phản ứng quan trọng, thường xuyên xảy ra trong dung dịch. Bài SKKN về cân bằng axit – bazơ trong dung dịch chất điện li, mời các bạn cùng tham khảo nhé.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: SKKN: Cân bằng axit - bazơ trong dung dịch chất điện li

CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO HƯNG YÊN SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI Người viết: Nguyễn Thị Nhung Đơn vị công tác: Tổ Hóa Trường THPT chuyên Hưng Yên NGUYỄN THỊ NHUNG -1- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI PHẦN I: MỞ ĐẦU 1. Cơ sở khoa học của sáng kiến kinh nghiệm cần nghiên cứu Cơ sở lý luận Đại bộ phận các phản ứng hóa học hiện nay được xem hoặc là phản ứng axit – bazơ hoặc là phản ứng oxi hóa – khử. Phản ứng axit – bazơ là rất quan trọng cả về mặt nghiên cứu lí thuyết và mặt ứng dụng hóa học vào thực tiễn. Trong 10 hóa chất mà thế giới sản xuất hiện nay thì có tới 6 chất là axit hoặc baz ơ, đó là: H2SO4, CaO, NH3, NaOH, H3PO4 và HNO3. Phản ứng axit – bazơ là phản ứng quan trọng, thường xuyên xảy ra trong dung dịch. Để hiểu và suy đoán được tính chất axit – bazơ trong dung dịch cần cần nắm được thuyết Bronxtet về axit – bazơ. Để giải bài toán định lượng cần biết cách mô tả cân bằng trong các hệ axit – bazơ khác nhau: axit , bazơ mạnh, đơn axit, đơn bazơ yếu; đa axit, đa bazơ, các chất lưỡng tính, các phức hiđroxo của các ion kim loại. Việc tính toán thường được tính theo định luật tác dụng khối lượng và định luật bảo toàn proton. Cơ sở thực tiễn Hóa học phân tích nói chung và phản ứng axít- bazơ nói riêng có vai trò to lớn, chiếm một vị trí quan trọng trong quá trình giảng dạy môn hoá học ở trường trung học phổ thông, đặc biệt đối với các trường chuyên và luyện thi học sinh giỏi Quốc gia, Quốc tế. Trong những năm qua, đề thi học sinh giỏi Quốc gia thường hay đề cập tới phản ứng axit – bazơ dưới nhiều góc độ khác nhau. Tuy nhiên, trong sách giáo khoa phổ thông , do điều kiện giới hạn về thời gian nên những kiến thức trên chỉ được đề cập đến một cách sơ lược. Qua thực tiễn giảng dạy đội tuyển học sinh giỏi Quốc gia tôi đă nghiên cứu, lựa chọn và hệ thống những kiến thức lí thuyết cơ bản, trọng tâm; sưu tầm những bài tập điển hình để soạn chuyên đề “Cân bằng axit – bazơ trong dung dịch chất điện li” với mục đích giúp cho học sinh hiểu sâu và vận dụng được tốt những kiến thức đã học vào việc giải các bài tập, góp phần nâng cao chất lượng giảng dạy và học tập môn Hóa học. 2. Mục đích của sáng kiến kinh nghiệm Xây dựng hệ thống lí thuyết và bài tập về “phản ứng axit – bazơ trong dung dịch chất điện li” dùng cho học sinh lớp chuyên Hóa học ở bậc THPT giúp học sinh học tốt hơn và chuẩn bị tốt hơn cho các kì thi học sinh giỏi hóa học về cả lý thuyêt – bài tập – phương pháp giải, góp phần nâng cao chất lượng giảng dạy và học tập môn Hóa học. 3. Đối tượng nghiên cứu, phạm vi nghiên cứu Đề tài “Cân bằng axit – bazơ trong dung dịch chất điện li” tập trung hệ thồng lí thuyết và sưu tầm các bài tập điển hình có liên quan đến: A- CƠ SỞ LÍ THUYẾT I. Một số khái niệm 1. Khái niệm axit - bazơ 2. Cặp axit- bazơ liên hợp 3. Chỉ số hoạt độ ion hiđro( pH) 4. Hằng số phân li axit – hằng số phân li bazơ 5. Phân số nồng độ (α) II. Một số định luật bảo toàn 1. Định luật bảo toàn vật chất 2. Định luật tác dụng khối lượng(ĐLTDKL) 3. Định luật bảo toàn proton( điều kiện proton) NGUYỄN THỊ NHUNG -2- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI II. Nguyên tắc chung để đánh giá thành phần cân bằng trong dung dịch 1. Nguyên tắc chung về tính thành phần cân bằng trong dung dịch 2. Tính gần đúng khi hệ chỉ có một cân bằng chủ yếu III. Dung dịch các axit - bazơ 1. Axit mạnh và bazơ mạnh 2. Đơn axit yếu và đơn bazơ yếu 3.Hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ 4. Đa axit và đa bazơ 5.Các chất lưỡng tính 6. Dung dịch đệm B. CÁC DẠNG BÀI TOÁN MINH HỌA PHẢN ỨNG AXIT- BAZƠ TRONG DUNG DỊCH I. Cân bằng trong dung dịch axit mạnh và bazơ mạnh II.Cân bằng trong dung dịch đơn axit yếu hoặc đơn bazơ yếu III. Cân bằng trong dung dịch chứa hỗn hợp axit mạnh và đơn axit yếu hoặc bazơ mạnh và đơn bazơ yếu IV. Hỗn hợp các đơn axit yếu và hỗn hợp các đơn bazơ yếu V. Cân bằng trong dung dịch đa axit và đa bazơ VI. Cân bằng trong dung dịch các chất lưỡng tính Đối tượng nghiên cứu là các khóa học sinh đội tuyển dự thi học sinh giỏi quốc gia từ năm 2011 đến năm 2013 4. Kế hoạch nghiên cứu Sáng kiến kinh nghiệm này tôi đã nghiên cứu giảng dạy bồi dưỡng học sinh đội tuyển dự thi học sinh giỏi quốc gia, tại trường THPT chuyên Hưng Yên từ năm học 2011-2013. 5. Phương pháp nghiên cứu a) Nghiên cứu tài liệu. b) Thực nghiệm (giảng dạy), đây là phương pháp chính. 6. Thời gian hoàn thành 2 năm 7. Cấu trúc của sáng kiến kinh nghiệm Ngoài phần mở đầu, kết luận và tài liệu tham khảo, sáng kiến kinh nghiệm bao gồm các phần chính sau đây: A. CƠ SỞ LÍ THUYẾT B. CÁC DẠNG BÀI TẬP MINH HỌA PHẢN ỨNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH PHẦN II: NỘI DUNG A- CƠ SỞ LÍ THUYẾT I. Một số khái niệm 1. Khái niệm axit - bazơ Tài liệu giáo khoa chuyên hoá học đưa ra 3 định nghĩa về axit- bazơ như sau: *Theo Areniut( Arrhenius): - Axit là những chất có khả năng phân li trong dung dịch thành cation hiđro(H+), còn bazơ là những chất có khả năng phân li trong dung dịch thành anion hiđroxit( OH-). *Theo Bronstet và Lauri: NGUYỄN THỊ NHUNG -3- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI - Axit là những chất có khả năng nhường proton(H+), còn bazơ là những chất có khả năng nhận proton(H+). Các chất lưỡng tính vừa có tính axit( cho proton), vừa có tính bazơ( nhận proton). *Theo Liuyt: - Axit là những chất có khả năng nhận cặp electron không phân chia, còn bazơ là những chất có khả năng cho cặp electron không phân chia. 2. Cặp axit- bazơ liên hợp Một axit khi cho proton thì biến thành bazơ tương ứng và một bazơ khi nhận proton thì biến thành một axit tương ứng, nghĩa là biến đổi thuận nghịch: HA( axit) A- bazơ) + H+. Trong quá trình thuận nghịch này HA và A- hợp thành một cặp axit- bazơ liên hợp. Đối với cặp axit- bazơ liên hợp ta luôn có: Ka.Kb = Kw. 3. Chỉ số hoạt độ ion hiđro( pH) pH đặc trưng cho tính axit- bazơ của dung dịch. Biểu thức: pH= -lg(H+) hoặc pH= -lg[H+] (đối với các dung dịch loãng). Nếu dung dịch có [H+] = 10-a → pH = a Trong dung dịch axit: [H+] > 1,00.10-7M; pH < 7,00; pOH > 7,00 Trong dung dịch bazơ : [H+] < 1,00.10-7M; pH >7,00; pOH < 7,00 Trong môi trường trung tính: [H+] = [OH-] = 1,00.10-7M; pH= 7,00 Trong môi trường nước luôn luôn có biểu thức: Kw = [H+].[OH-] = 10 -14 . 4. Hằng số phân li axit – hằng số phân li bazơ Để đánh giá độ mạnh yếu của axit- bazơ phải dựa vào hằng số axit và hằng số bazơ: Hằng số axit Ka được tính theo công thức: HA + H2O H3O+ + A- Ka  H O A  3.   HA Đối với các đa axit thì mỗi nấc phân li có hằng số đặc trưng cho quá trình đó: H2A H+ + HA- K a1  H A   .  H 2 A HA- H+ + A2- K a2  H A   . 2 HA  Còn hằng số bazơ của các bazơ yếu cũng được tính dựa theo cân bằng của bazơ, ví dụ: NH3 + H2O NH4 + + OH- Kb  NH OH  . 4  NH 3  5. Phân số nồng độ (α) 5.1. Phân số nồng độ của đơn axit, đơn bazơ Trong dung dịch axit, bazơ phân số nồng độ α i là tỉ số giữa nồng độ cân bằng của cấu tử i với tổng nồng độ các dạng có mặt của i ở trong dung dịch. Đối với cân bằng: HA H+ + A- Ka Ta có:  HA  HA  HA (5)   HA  A  C HA Hay HA  C HA . HA (6) Tương tự: A   C  HA . A (7) . Dĩ nhiên:  HA   A  1 (8) NGUYỄN THỊ NHUNG -4- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI Ở đây :  HA  H  ;   A  Ka (9) K  H  a  Ka  H    5.2. Phân số nồng độ của đa axit – đa bazơ - Đối với axit H2A: h2  H2 A  (IV.1) h 2  hK a1  K a1K a 2 K a1.h  HA  2 (IV.2) h  h.K a1  K a1 K a 2 K a1.Ka 2  A2   2 (IV.3) h  h.K a1  K a1K a 2 - Đối với axit HnA: hn  Hn A  n (IV.4) hn  K a1h n1  K a1 K a 2 h n  2  ...   K ai i 1 n K i 1 ai  An  n (IV.5) n n 1 n 2 h  K a1h  K a1 K a 2 h  ...   K ai i 1 Tổng quát: n h n i  K ai i 0 H i  n i với Ka0 = 1 (IV.5) ni A n i h K i 0 i 0 ai II. Một số định luật bảo toàn 1. Định luật bảo toàn vật chất 1.1. Quy ước biểu diễn nồng độ * Nồng độ gốc: nồng độ chất trước khi đưa vào hỗn hợp phản ứng(C0 mol/l) * Nồng độ ban đầu: nồng độ chất trong hỗn hợp trước khi xảy ra phản ứng (C0 mol/l) * Nồng độ cân bằng: nồng độ chất sau khi hệ đạt tới trạng thái cân bằng([i]). * Nồng độ mol: biểu diễn số mol chất trong 1 lít dung dịch hoặc số mmol trong 1ml dung dịch(C mol/l) * Nồng độ %: biểu diễn số gam chất tan trong 100 gam dung dịch. 1.2. Định luật bảo toàn nồng độ(ĐLBTNĐ) ban đầu Nồng độ ban đầu của một cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử đó khi cân bằng: Ci=∑[i] 1.3. Định luật bảo toàn điện tích(ĐLBTĐT) ∑[i]Zi=0 Zi là điện tích (âm hoặc dương) của cấu tử i có nồng độ cân bằng [i]. 2. Định luật tác dụng khối lượng(ĐLTDKL) * Đối với cân bằng: aA +bB cC + dD K (a ) NGUYỄN THỊ NHUNG -5- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI (C ) c .( D ) d K (a)  ( A) a .( B) b (i): là hoạt độ của chất i ; K(a) là hằng số cân bằng nhiệt động; với (i)=[i].fi ; fi là hệ số hoạt độ của i *Đối với các phép tính gần đúng, có thể coi các giá trị hệ số hoạt độ đều bằng 1 và hằng số cân bằng nhiệt động K(a) được coi như là hằng số cân bằng Kc: Kc  C c .Dd Aa .B b *Có thể đánh giá hằng số cân bằng của các quá trình phức tạp bằng cách tổ hợp các cân bằng đơn giản đã biết: A+B C+D K1 C+D A+B K=K1-1 A+B C+D K1 C+D E+G K2 A+B E+G K=K1K2 nA + nB nC + nD K’ = (K1)n 3. Định luật bảo toàn proton( điều kiện proton) Định luật bảo toàn proton (hay còn gọi là điều kiện proton (ĐKP)), nội dung của định luật này như sau: Nếu ta chọn một trạng thái nào đó của dung dịch là chuẩn (thường gọi là trạng thái quy chiếu hay là mức không ) thì tổng nồng độ proton mà các cấu tử ở mức không giải phóng ra bằng tổng nồng độ proton mà các cấu tử thu vào để đạt đến trạng thái cân bằng. Nói cách khác, nồng độ cân bằng của proton có trong dung dịch bằng hiệu giữa tổng nồng độ proton giải phóng ra và tổng nồng độ proton thu vào từ mức không: [ H  ]  (   H   ) cho  (   H   ) nhan     i i j j (  H   )cho chỉ tổng nồng độ proton giải phóng ra.   i i (   H   ) nhan chỉ tổng nồng độ proton thu vào từ các cấu tử của mức không.   j j i,j chỉ các cấu tử có khả năng cho và nhận proton. Trạng thái quy chiếu (mức không) có thể là trạng thái ban đầu, trạng thái giới hạn hay một trạng thái tuỳ chọn. Thông thường để tiện cho việc tính gần đúng, người ta thường chọn trạng thái trong đó nồng độ của các cấu tử chiếm ưu thế làm mức không. II. Nguyên tắc chung để đánh giá thành phần cân bằng trong dung dịch 1. Nguyên tắc chung về tính thành phần cân bằng trong dung dịch - Bước 1: Mô tả đầy đủ các cân bằng có thể xảy ra. - Bước 2: Đánh giá, so sánh các cân bằng + Nếu hệ chỉ có một cân bằng quyết định thành phần cân bằng của hệ: Ta áp dụng định luật bảo toàn khối lượng cho cân bằng từ đó xác định thành phần cân bằng của hệ. + Nếu hệ có nhiều cân bằng tương đương quyết định thành phần cân bằng của hệ : Ta áp dụng các định luật khác nhau (ĐLTDKL, ĐLBTNĐ, ĐLBTĐT, ĐKP...) để thành lập hệ phương trình hoặc phương trình bậc cao. NGUYỄN THỊ NHUNG -6- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI - Bước 3: Giải hệ phương trình hoặc phương trình bậc cao. - Bước 4: Kiểm tra các giả thiết - Bước 5: Đánh giá các thành phần khác của hệ 2. Tính gần đúng khi hệ chỉ có một cân bằng chủ yếu - Trong trường hợp đơn giản thường gặp khi hệ chỉ có 1 cân bằng duy nhất thì có thể tổ hợp ĐLBTNĐ với ĐLTDKL để tính nồng độ cân bằng của các cấu tử. Chẳng hạn, trong dung dịch MX C mol/l chỉ có cân bằng. MX  Mn+ + Xn- K (1). n+ Theo ĐLBTNĐ đối với MX ta có : CMX = [M ] + [MX] = C (2) n+ Hay [MX] = C - [M ] (3) [ M n  ].[ X n ] Theo biểu thức ĐLTDKL áp dụng cho (1) ta có : K (4) [ MX ] Đặt toạ độ phản ứng bằng x ta có : [Xn-] = [Mn+] = x (5) x2 Thay (3) và (5) vào (4) ta có : K= (6) Cx Giải phương trình (6) sẽ tính được x và từ phương trình (3), (5) tính được nồng độ cân bằng của các phần tử trong dung dịch. Để cho tiện, ta ghi sơ đồ tính như sau: MX  Mn+ + Xn- K 0 Nồng độ ban đầu: C C C -x x x Nồng độ cân bằng: [ ] C-x x x x là toạ độ phản ứng. x2 Theo ĐLTDKL : K = Cx x2 Nếu x ≤ C ( khi K rất bé) thì = K x = K.C C - Trong trường hợp K rất lớn nghĩa là phản ứng xảy ra rất mạnh theo chiều thuận thì cần xác định TPGH và tính theo cân bằng ngược với cân bằng đã cho. III. Dung dịch các axit - bazơ 1. Axit mạnh và bazơ mạnh Axit mạnh(kí hiệu là HY) là những chất trong dung dịch nước có khả năng nhường hoàn toàn proton cho nước: HY + H2O → H3O+ + Y- Cân bằng trên thường được viết dưới dạng đơn giản : HY→ H+ + Y- Trong dung dịch bazơ mạnh(kí hiệu XOH) toàn bộ lượng bazơ có thể thu proton của nước: XOH + H2O → X+(H2O) + OH- Một cách đơn giản có thể biểu diễn: XOH → X+ + OH- Khi tính toán có thể coi hệ số hoạt độ của các cấu tử đều bằng 1, do đó: pH= -lg(H+) ≈ - lg[H+] 2. Đơn axit yếu và đơn bazơ yếu *Đơn axit yếu HA là những chất trong dung dịch có khả năng nhường một phần proton cho nước và dung dịch có phản ứng axit. Độ mạnh của các đơn axit yếu được đặc trưng bởi hằng số phân li NGUYỄN THỊ NHUNG -7- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI axit Ka hoặc chỉ số hằng số phân li axit pKa = -lgKa. Giá trị Ka càng lớn hay pKa càng bé thì axit càng mạnh. * Độ mạnh yếu của axit yếu cũng được phản ánh qua độ điện li α. Độ điện li α là tỉ số giữa số mol n của chất đã phân li thành ion với tổng số mol n0 của chất tan trong dung dịch. Hoặc α là tỉ số giữa nồng độ chất đã phân li với tổng nồng độ chất điện li. Độ điện li tỉ lệ thuận với hằng số phân li K và tỉ lệ nghịch với nồng độ. Đối với đơn axit HA ta có liên hệ: 2 K  a 1 C Trong dung dịch axit HA xảy ra các quá trình sau: HA H+ + A- Ka (1) + - H2O H + OH Kw (2) Nếu Ka.CHA>> Kw thì có thể tính thành phần của hệ theo cân bằng(1) Nếu Ka.CHA≈ Kw thì phải kể đến sự phân li của nước. *Đơn bazơ yếu A- là những chất mà trong dung dịch , một phần của chúng có khả năng thu proton của nước và dung dịch có phản ứng bazơ. Độ mạnh của các bazơ phụ thuộc vào hằng số bazơ Kb= Kw/Ka hoặc chỉ số hằng số bazơ pKb = -lgKb = pKw- pKa ( với Ka là hằng số phân li của axit liên hợp). Khi Kb càng lớn hoặc pKb càng bé thì bazơ càng mạnh. Như vậy khi axit liên hợp càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại. Trong dung dịch đơn bazơ A- có các cân bằng: H2O H+ + OH- Kw (3) - - A + H2O HA + OH Kb =Kw/Ka (4) Tương tự, nếu K b .C A  K w thì có thể tính cân bằng theo (4). Trường hợp nếu K b .C A  K w thì phải tính đến quá trình phân li của nước. 3.Hỗn hợp các đơn axit và đơn bazơ c1)Hỗn hợp các axit mạnh HY C1 mol/l và các axit yếu HX nồng độ C2 mol/l Trong dung dịch có các quá trình: HY→ H+ + Y- (10) HX H+ + X- Ka (11) + - H2O H + OH Kw (12) Do sự có mặt của axit mạnh HY, trong đa số trường hợp dung dịch có phản ứng axit nên bỏ qua sự phân li của nước và thành phần của dung dịch được tính theo ĐLTDKL cho cân bằng (11), trong đó có kể đến sự có mặt của nồng độ ion H+ do axit mạnh phân li ra. HX H+ + X- Ka C C2 C1 [] C2-x C1+x x Ta có Ka  C1  x .x (13) C2  x c2) Hỗn hợp bazơ mạnh XOH C1 mol/l và các bazơ yếu A- nồng độ C2 mol/l Trong hệ xảy ra các quá trình sau: XOH→ X+ + OH- (14) H2O H+ + OH- Kw (15) - - -1 A + H2O HA + OH Kw.Ka (16) NGUYỄN THỊ NHUNG -8- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI Tương tự như trên do sự có mặt của bazơ mạnh XOH nên có thể coi quá trình phân li của nước là không đáng kể, do đó việc tính toán cân bằng dựa vào cân bằng (16) có kể đến nồng độ của ion OH- C1 mol/l do XOH phân li ra: A- + H2O HA + OH- Kw.Ka-1 C C2 C1 [] C2-x x C1+x Ta có  K w .K a 1  C1  x .x (17) C2  x c3) Hỗn hợp các đơn axit HA1(C1 mol/l, Ka1), HA2(C2 mol/l, Ka2) Các cân bằng xảy ra : HA1 H+ + A 1 - Ka1 (18) + - HA2 H + A2 Ka2 (19) + - H2O H + OH Kw (20) Nếu K a1 .C1  K a2 .C 2  K w thì thành phần cân bằng của hệ có thể được tính theo(18) như đối với dung dịch chứa đơn axit HA1. Trong trường hợp các cân bằng xảy ra tương đương (tức là K a1 .C1  K a2 .C 2  K w ) thì tiến hành tính lặp gần đúng theo ĐKP:         h  H   OH   A1  A2  (21) Sau khi tổ hợp cần thiết ta có: h  K a1 HA1   K a2 HA2   K w (22) Để tính gần đúng bước 1(giá trị h1) chấp nhận [HAi]0= Ci thay h1 vào(23) để tính lại [HAi]i: HAi   Ci . i  Ci . h (23) K ai  h thay các giá trị [HAi]1 vừa tính được vào (22) để tính gần đúng bước 2( giá trị h2) và tiếp tục tính lặp cho đến hội tụ. c4) Hỗn hợp các đơn bazơ A1 C1 mol / l , K b1  và A2 C 2 mol / l , K b2   Các quá trình: H2O H+ + OH- Kw (24) - - A1 + H2O HA1 + OH K b1 (25) A2- + H2O HA2 + OH- K b2 (26) Việc tính toán cân bằng đối với hỗn hợp các đơn bazơ tương tự các đơn axit: Nếu C1 .K b1  C 2 .K b2  K w thì có thể tính toán theo cân bằng (25). Nếu C1 .K b1  C 2 .K b2  K w thì phải tính lặp theo ĐKP:    h  H   OH   HA1  HA2      Kw hay h (27) 1 a1   1  K . A1  K a21 . A2    NGUYỄN THỊ NHUNG -9- THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI   Để tính gần đúng có thể chấp nhận Ai  C i và sau đó kiểm tra lại Ai theo biểu thức:   K ai A   C . i  i i  Ci . K ai  h (28) c5) Hỗn hợp các axit yếu HA( Ca mol/l) và bazơ liên hợp A-( Cb mol/l). Trong dung dịch ngoài cân bằng phân li của nước còn có cân bằng: HA H+ + A - Ka (29) - - A + H2O HA + OH Kb (30)   Nếu giá trị H   K a . HA  K . Ca  10 7 (dung dịch có phản ứng axit) thì việc đánh giá thành A   a Cb phần cân bằng của hệ tính theo(29). Ca Nếu K a .  10 7 (môi trường bazơ) thì tính toán cân bằng dựa vào (30) Cb Ca Trong trường hợp K a .  10  7 thì phải tính cả sự phân li của nước và tính theo ĐKP: Cb       h  H   OH   A   C b hoặc h  OH   HA  C a   (31) Trong trường hợp Ca, Cb >>h, Kw/h và Ka, Kb không quá bé thì có thể tính gần đúng pH của hỗn hợp đơn axit(Ca) và bazơ liên hợp(Cb) (dung dịch khảo sát này được gọi là dung dịch đệm): Cb pH  pK a  lg (32) Ca 4. Đa axit và đa bazơ 4.1. Đa axit:(HnA) Trong dung dịch, đa axit HnA có khả năng phân li theo từng nấc HnA H+ + Hn-1A- K a1 (33) Hn-1A- H+ + Hn-2A2- K a2 (34) ....... ..... ........ ...... (n-1) + n- HA H +A K an (35) Có thể coi đa axit như một hỗn hợp gồm nhiều đơn axit. * Nếu K a 1  K a2  K a3  .....  K an thì có thể coi sự phân li của đa axit xảy ra chủ yếu ở nấc 1 và có thể tính cân bằng theo ĐLTDKL áp dụng cho nấc phân li thứ nhất của axit: HnA H+ + Hn-1A- K a1 [] C-x x x 2 x K a1  → [H+] =x, từ đó tính được nồng độ các cấu tử khác Cx 4.2.Đa bazơ Trong dung dịch, đa bazơ có khả năng thu proton từng nấc của nước. Quá trình proton hoá của đa bazơ xảy ra ngược với quá trình phân li của đa axit tương ứng: An- + H2O HA(n-1)- + OH-  K b1  K w .K an1 (39) HAn-1 + H2O H2A(n-2)- + OH-  K b2  K w .K an11 (40) ..... ..... ..... ..... NGUYỄN THỊ NHUNG - 10 - THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI Hn-1A- + H2O HnA + OH-  K bn  K w .K a11 (41) *Nếu K b 1  K b2  K b3  .....  K bn , nghĩa là quá trình proton hoá nấc 1(39) chiếm ưu thế, khi đó có thể đánh giá thành phần cân bằng của đa bazơ như một đơn bazơ : An- + H2O HA(n-1)- + OH- K b1 [] C-x x x x2 Ta có : K b1  → x=[OH-], từ đó đánh giá được thành phần cân bằng của hệ. Cx * Lưu ý: Đối với các đa axit và đa bazơ có các hằng số phân li kế tiếp gần nhau thì phải áp dụng ĐKP để tính lặp nồng độ [H+] cho đến hội tụ. 5.Các chất lưỡng tính Các chất vừa có tính axit (cho proton) vừa có tính bazơ (thu proton) được gọi là các chất lưỡng tính. Các chất lưỡng tính gồm các hidroxit của 1 số kim loại (nhôm, kẽm, crom, thiếc, chì…) các aminoaxit, các muối axit, muối của axit yếu và bazơ yếu. Xét dung dịch muối NaHA, trong dung dịch có các cân bằng NaHA  Na+ + HA-. H2O  H+ + OH- Kw (42) - + 2- HA  H + A Ka2 (43) - + HA + H  H2A Ka1-1 (44) Nếu chọn mức không là : HA-; H2O. Ta có biểu thức ĐKP: h= [H+] = [OH-] + [A2-] - [H2A] (45) Sau khi tổ hợp cần thiết ta có: K w  K a2 .[ HA  ] h= 1 (46) 1  K a 1 .[ HA  ] Trong đa số truờng hợp HA- phân li yếu nên có thể coi gần đúng [HA- ]  CNaHA = C, vì vậy biểu thức (46) trở thành : K w  K a2 .C h = 1 (47) 1  K a 1 .C  - Nếu Kw > 1 hay Ka1
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI yếu hay bazơ yếu(NH4CN, NH4CH3COO). Bản chất tác dụng đệm được thể hiện ở chỗ: khi thêm vào hệ một lượng axit mạnh thì bazơ liên hợp có mặt(A-) sẽ thu proton để tạo ra một lượng tương đối bé HA so với lượng HA đã có sẵn, do đó pH giảm không nhiều; còn nếu thêm vào hệ một lượng bazơ mạnh thì nó sẽ bị HA trung hoà tạo ra một lượng tương đương bazơ yếu A-, lượng này tương đối bé so với lượng bazơ A- đã có sẵn, vì vậy pH tăng lên không đáng kể. Đối với hệ đệm gồm axit yếu HA(Ca) và bazơ liên hợp A-(Cb) có các cân bằng: HA H+ + A - Ka H2O H+ + OH- Kw + - Nếu [H ], [OH ]
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI Giải: Bài toán đã cho biết nồng độ gốc của dung dịch, khi pha trộn các dung dịch cần phải tìm nồng độ ban đầu của các dung dịch(C): 100.0,1 100.0,03 C HCl   0,05M ; C HNO3   0,015M 200 200 Các cân bằng xảy ra trong dung dịch: HCl → H+ + Cl- 0,05 0,05 HNO3 → H + NO3- + 0,015 0,015 [H ]=[Cl ] + [NO3 ] = 0,05+0,015 = 0,065M( Đây là dung dịch axit mạnh nên H+ do nước + - - phân li không đáng kể). → pH= - lg(0,065) = 1,19 Ví dụ 3: Trộn 100 ml dung dịch HCl 0,10M với 100ml dung dịch NaOH 0,20 M. Tính pH của dung dịch thu được. Giải: Đây là bài toán trộn một dung dịch axit mạnh với một dung dịch bazơ mạnh, vì vậy ta phải xác định TPGH, từ đó xác định pH của dung dịch. - Nồng độ gốc C0: HCl 0,10 M; NaOH 0,20 M - Nồng độ ban đầu C0 : HCl = (0,10.100)/ 200 = 0,05M NaOH = (0,20.100)/ 200 = 0,10 M Phản ứng: HCl + NaOH → NaCl + H2O 0 C 0,05 0,10 C - 0,05 0,05 TPGH: NaOH 0,05 M; NaCl 0,05 M; H2O Tính pH của dung dịch theo NaOH( Bỏ qua sự phân li của nước). NaOH → Na+ + OH- 0,05 0,05 [OH ] = 0,05M→ [H ] = 10 / 0,05 = 2.10-13→ pH = -lg(2.10-13) = 12,7 - + -14 Lưu ý: Đối với dung dịch hỗn hợp gồm axit mạnh và muối của nó với bazơ mạnh hoặc hỗn hợp gồm bazơ mạnh và muối của nó với axit mạnh, thì khi tính pH của dung dịch ta tính theo axit mạnh hoặc bazơ mạnh, còn các muối của chúng không ảnh hưởng gì đến việc tính toán pH của dung dịch. Ví dụ 4: Trộn 10,00 ml dung dịch hỗn hợp HCl và HNO3 có pH = 2 với 10,00 ml dung dịch Ba(OH)2 có pH = 12. Tính pH của dung dịch sau phản ứng. Giải: Bài toán này không cho nồng độ của các chất mà cho pH của các dung dịch tham gia phản ứng nên phải dựa vào pH để tìm nồng độ mol/l của các ion H+ và OH-, từ đó viết các phản ứng, rồi tìm thành phần giới hạn, thành phần cân bằng và tính pH. - Nồng độ gốc C0: [H+]= 10 -2 M [OH-]= 10 -14/ 10 -12=10-2 M - Nồng độ ban đầu C0: [H+]= (10 -2.10)/ 20=5.10 -3 M [OH-]= (10 -2.10)/ 20= 5.10-3 M Phản ứng : H+ + OH- → H2O -3 -3 5.10 5.10 NGUYỄN THỊ NHUNG - 13 - THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI - - - - 2+ TPGH: Cl , NO3 , Ba , H2O Như vậy, trong dung dịch sau phản ứng chỉ chứa muối của axit mạnh và bazơ mạnh, đều là những chất trung tính nên pH của dung dịch sau phản ứng bằng 7. Ở đây TPGH cũng chính là thành phần cân bằng. 1.2. Trường hợp 2 Nếu nồng độ của axit và bazơ quá nhỏ C H  ( axit )  C H  ( H O ) hayCOH  (bazo )  COH  ( H O ) 2 2 thì không bỏ qua cân bằng phân li của H2O trong dung dịch, ta phải dựa vào ĐKP. Ví dụ 5: Thêm 9,95 ml dung dịch NaOH 2.10-4 M vào 10,00 ml dung dịch HClO4 2.10 -4 M. Tính pH của dung dịch thu được. Giải: 9,95 ml dung dịch NaOH 2.10-4 M phản ứng hết với 9,95 ml dung dịch HClO4 2.10-4 M. Vậy 0,05.2.10 4 HClO4 còn dư là 0,05 ml → C HClO4   10 8 M 1000 Vậy C( H  )  10 8 M  C H  ( H O ) nên không bỏ qua sự phân li của nước. Các quá trình xảy ra trong 2 dung dịch: HClO4 H+ + ClO4- H2O H+ + OH- Kw         ĐKP: H   ClO4  OH   H   C HClO4       H   H 2    10 8 H   10 14  0 [H+]= 1,05.10 -7→ pH= 6,97 II. Cân bằng trong dung dịch đơn axit yếu hoặc đơn bazơ yếu 2.1. Dung dịch đơn axit yếu. Ví dụ 6: Tính pH của dung dịch axit CH3COOH 1,00.10-3 M. Biết CH3COOH có Ka=10-4,76. Giải: Các cân bằng xảy ra: CH3COOH CH3COO- + H+ Ka = 10-4,76 (1) H2O H+ + OH- Kw = 10 -14 (2) Đối với bài toán này ta phải so sánh (Ka.Ca) với Kw, để loại bỏ cân bằng phân li của H2O. Ta có: Ka.Ca=10 -4,76.10 -3= 10-7,76 >> Kw= 10-14 , vậy có thể bỏ qua sự phân li của H2O, trong dung dịch cân bằng (2) xảy ra là chủ yếu. CH3COOH CH3COO- + H+ Ka=10 -4,76 C0 10-3 [] 10-3-x x x 2 x 10  4,76  3 → x2 + 10-4,76x - 10-7,76 = 0→ x= 1,23.10 -4→pH = 3,9 10  x ( đối với trường hợp này không thể giải gần đúng mà phải giải phương trình bậc 2 vì giá trị x gần đúng là 1,3.10-4 lại nhỏ hơn 10-3) Ví dụ 7: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch thu được khi hoà tan 0,535 gam NH4Cl trong 200 ml nước. Biết NH4 + có Ka=10-9,24. 0,535 0,01 Giải : n NH 4Cl   0,01mol  C M   0,05M 53,5 0,2 Các quá trình xảy ra trong dung dịch: NGUYỄN THỊ NHUNG - 14 - THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI NH4Cl → NH4 + + Cl- H2O H+ + OH- Kw=10-14 (1) + + -9,24 NH4 NH3 + H Ka = 10 (2) -9,24 -2 -11,24 -14 Ta có: Ka.C = 10 .5.10 = 5.10 >> 10 Vậy trong dung dịch cân bằng (2) xảy ra là chủ yếu: NH4 + NH3 + H+ Ka = 10-9,24 C0 0,05 [] 0,05-x x x 2 x 10 9, 24  với x> [OH ]= 10 → có thể bỏ qua cân bằng phân li của nước và tính theo (2). a.1000 4a Gọi số gam NH4Cl cần lấy là a → C NH 4Cl   M 53,5.250 53,5 NH4 + NH3 + H+ Ka = 10-9,24 4a C0 53,5 4a [] -x x x 53,5 x2 10 10  10 9, 24 trong đó x= 10-5,5 ;  10 9, 24 → a = 2,324 gam 4a 4a 5 , 5 x  10 53,5 53,5 2.2. Dung dịch đơn bazơ yếu Ví dụ 9: Tính pH của dung dịch NH3 10 -2 M.Biết NH4 + có Ka=10 -9,24. Giải: Các cân bằng xảy ra trong dung dịch: NH3 + H2O NH4+ + OH- Kb= 10 -14/ 10 -9,24= 10-4,76 (1) + - -14 H2O H + OH Kw = 10 (2) -6,76 -14 Ta có: Cb.Kb= 10 >> Kw=10 → bỏ qua cân bằng phân li của nước. Tính theo cân bằng(1) NH3 + H2O NH4 + + OH- Kb= 10 -4,76 C0 10-2 [] 10-2- x x x NGUYỄN THỊ NHUNG - 15 - THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI x2 10  4,76  10  2  x      x 2  10  4,76 x  10  6, 76  0  x  4,08.10  4  OH   H   2,46.10 11 Vậy : pH = 10,6 Ví dụ 10: Tính pH của dung dịch CH3COOK 2,0.10-5 M. Biết CH3COOH có Ka=10-4,76. Giải: Các cân bằng xảy ra trong dung dịch: CH3COOK → CH3COO- + K+ 2,0.10 -5 2,0.10 -5 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Kb = 10-9,24 (1) H2O H+ + OH- Kw= 10-14 (2) Ta có : Cb.Kb = 2.10 -5.10 -9,24= 1,15.10 -14≈ Kw =10-14, nên không thể bỏ qua sự phân li của nước, khi đó tính toán phải dựa vào ĐKP. Biểu thức ĐKP đối với cân bằng(1) và (2) là: [OH-]= [CH3COOH] + [H+]   10   H CH COO  , một cách gần 14  - . → H  3 đúng chấp nhận [CH3COO-]≈ C(CH3COO- H  K a -5 )=2.10 → [H ] = 6,82.10 -8 → pH = 7,166 + * Kiểm tra kết quả bằng cách tính lặp: kết quả hội tụ tại pH= 7,166 III. Cân bằng trong dung dịch chứa hỗn hợp axit mạnh và đơn axit yếu hoặc bazơ mạnh và đơn bazơ yếu 3.1.Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu Ví dụ 11: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn 40 ml dung dịch HCl 2,5.10-2 M với 60 ml dung dịch CH3 COOH 1,67.10-4 M.Biết CH3COOH có Ka=10-4,76. Giải: Sau khi trộn: CHCl = (2,5.10 -2.40)/ 100 = 0,01 M = 10-2 M C CH 3COOH  (1,67.10 4.60) / 100  10 4 M Các quá trình xảy ra trong dung dịch: HCl → H+ + Cl- CH3COOH CH3COO- + H+ Ka= 10 -4,76 (1) + - -14 H2O H + OH Kw =10 (2) Vì Ka >> Kw nên bỏ qua cân bằng (2), tính toán dựa vào cân bàng (1) CH3COOH CH3COO- + H+ Ka= 10 -4,76 C0 10-4 10-2 [] 10-4-x x 10-2+x x(10 2  x) Áp dụng ĐLTDKL ta có: 10  4,76  10 4  x → x 2  (10 2  10 4, 76 ) x  10 8,76  0  x  1,73.10 7 →[H+] ≈ 10 -2 → pH = 2 Ví dụ 12: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn 10,00 ml dung dịch H2SO4 0,01 M với 40,00 ml dung dịch HNO3 có pH=1,3. Biết HSO4- có Ka=10 -2. Giải: Dung dịch HNO3 có pH=1,3 → [H+]= 10 -1,3=0,05 M = C0(HNO3) 0,01.10 0,05.40 Nồng độ các chất sau khi pha trộn: C H 2 SO4   2.10 3 M ; C HNO3   0,04 M 50 50 NGUYỄN THỊ NHUNG - 16 - THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI Trong dung dịch có các cân bằng: H2SO4 → H+ + HSO4- HNO3 → H+ + NO3- HSO4- H+ + SO42- Ka = 10-2 (1) + - -14 H2O H + OH Kw = 10 (2) Do Ka rất lớn nên có thể bỏ qua sự phân li của nước, tính toán dựa vào cân bằng (1). HSO4- H+ + SO42- Ka = 10-2 C0 2.10-3 0,042 [] 2.10-3-x 0,042+x x x(0,042  x) áp dụng ĐLTDKL ta có: 10  2   x 2  0,052 x  2.10 5  0  x  3,82.10 4 0,002  x → [H+]= 0,042+3,82.10 -4=0,0424 → pH = 1,37 3.2. Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu Ví dụ 13: Tính pH của dung dịch gồm NaOH 1,0.10-4 M và NaNO2 0,10 M. Biết HNO2 có Ka= 10-3,3. Giải : Các quá trình xảy ra trong dung dịch: NaNO2 → Na+ + NO2- NaOH → Na+ + OH- NO2- + H2O HNO2 + OH- Kb = 10-10,7 C0 0,10 1,0.10 -4 [] 0,1-x x 1,0.10 -4+x áp dụng ĐLTDKL ta có: x(1,0.10 4  x) 10 10, 7   x 2  (1,0.10 4  10 10,7 ) x  10 11, 7  0 0,1  x → x= 1,99.10 -8 → [OH-]= 10-4 → pH = 10 Ví dụ 14: Tính khối lượng NaOH phải cho vào 500 ml dung dịch HCOONa 0,010 M để pH của dung dịch thu được là 11,50 (bỏ qua sự thay đổi thể tích của dung dịch). Biết HCOOH có Ka=10 - 3,75 . Giải: Gọi số mol NaOH cần thêm vào là a mol → CNaOH= (a.1000)/ 500= 2a M. Các quá trình xảy ra trong dung dịch: NaOH → Na+ + OH- 2a 2a + HCOONa → Na + HCOO- 0,010 0,010 HCOO- + H2O HCOOH + OH- Kb= 10 -10,25 (1) + - H2O H + OH Kw = 10 -14 (2) + -11,5 - -2,5 Vì pH= 11,5 → [H ]= 10
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI x ( 2a  x ) Ta có: 10 10, 25  trong đó (2a+x) = 10-2,5 0,01  x → x= 17,8.10 -9→ a= (10-2,5-17,8.10-9)/2= 1,58.10 -3→ mNaOH=0,0632 gam IV. Hỗn hợp các đơn axit yếu và hỗn hợp các đơn bazơ yếu 4.1. Hỗn hợp các đơn axit yếu Ví dụ 15: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử và tính pH của dung dịch gồm CH3COOH 0,010 M(C1) và NH4Cl 0,100 M(C2). Biết CH3COOH có Ka=10-4,75; NH4+ có Ka=10-9,24. Giải: Trong dung dịch có các cân bằng sau: NH4Cl → NH4+ + Cl- 0,100 0,100 H2O H+ + OH- Kw = 10 -14 (1) + - -4,76 CH3COOH H + CH3COO Ka1 = 10 (2) + + -9,24 NH4 H + NH3 Ka2 = 10 (3) -6,76 -10,24 Vì: Ka1.C1=10 >> Ka2.C2= 10 > Kw nên một cách gần đúng ta chỉ tính toán cân bằng theo (2) CH3COOH H+ + CH3COO- Ka1 = 10-4,76 C0 0,010 [] 0,010-x x x 2 x → 0,01  x     10 4,76  x  10 3,38  4,17.10 4  H   CH 3COO  → pH= 3,38  * Kiểm tra kết quả: 0,1 Từ cân bằng (3) ta có: NH 3   10 9, 24.  3, 38  10 6,86  10 3,38 vậy sự phân li của NH4 + là 10 không đáng kể so với CH3COOH và [NH4+]= 0,1 M. Cách tính gần đúng trên là chấp nhận được. Ví dụ 16: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử và pH của dung dịch thu được khi trộn 3 ml HCOOH 0,03 M với 6 ml CH3COOH 0,15 M. Biết CH3COOH có Ka=10 -4,76; HCOOH có Ka=10 - 3,75 . Giải: Nồng độ ban đầu của các chất: 0,03.3 0,15.6 C HCOOH   0,01M  C1 ; C CH 3COOH   0,1M  C 2 9 9 Các cân bằng xảy ra: HCOOH HCOO- + H+ K1=10 -3,75 (1) - + CH3COOH CH3COO + H K2 = 10-4,76 (2) + - -14 H2O H + OH Kw= 10 (3) -5,75 -5,76 Ta có: K1.C1=10 ≈ K2.C2= 10 >> Kw nên trong dung dịch cân bằng (1) và (2) xảy ra là chủ yếu, có thể bỏ qua cân bằng (3). Ta có ĐKP: [H+] = [HCOO- ] + [CH3COO-] H   KH.C  KH.C   1   1 2  2    H   K 1 .C1  K 2 .C 2  10 5, 75  10 5,76  1,875.10 3 → pH = 2,73 NGUYỄN THỊ NHUNG - 18 - THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI 10 2, 73 * Kiểm tra kết quả: HCOOH   0,01.  9,13.10 3 10 2,73  10 3,75 10 2,73 CH 3COOH   0,1.  0,099 10  2,73  10  4,76   Tính lặp lại: H  2  10 3,75.9,13.10 3  10 4, 76.0,099  1,83.10 3 pH= 2,74. Vậy kết quả tính gần đúng trên có thể chấp nhận được. Từ đó tính tiếp nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch. 4.2. Hỗn hợp các đơn bazơ yếu. Ví dụ 17: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm CH3COONa 0,0010 M(C1); HCOONa 0,020 M(C2) và NaCN 0,0050 M(C3). Biết CH3COOH có Ka=10-4,75; HCOOH có Ka=10-3,75; HCN có Ka=10 -9,35. Giải: Các cân bằng xảy ra trong dung dịch: CH3COONa → CH3COO- + Na+ 0,0010 0,0010 HCOONa → HCOO- + Na+ 0,020 0,020 NaCN → Na + CN- + 0,0050 0,0050 CH3COO- + H2O CH3COOH + OH- Kb1=10-9,24(1) HCOO- + - -10,25 H2O HCOOH + OH Kb2=10 (2) CN- + H2O HCN + OH- Kb3=10-4,65(3) H2O H+ + OH- Kw=10-14 (4) Ta có:Kb3.C3(=5.10 -7,65) >> Kb1.C1(=10 -12,24) ≈ Kb2.C2(=2.10 -12,25)> Kw nên một cách gần đúng ta có thể chỉ tính toán theo cân bằng(3). CN- + H2O HCN + OH- Kb3=10-4,65 C0 0,0050 [] 0,0050-x x x 2 x áp dụng ĐLTDKL ta có: 10  4,65   x 2  10  4,65 x  5.10 7 ,65  0 0,005  x → x=3,24.10-4 = [OH-]→ pH= 10,51. Ví dụ 18: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn 20 ml KCN 0,25 M với 30 ml NH3 0,1667 M. Biết NH4+ có Ka=10-9,24; HCN có Ka= 10-9,35. Giải: Nồng độ ban đầu của các chất trong dung dịch: 0,25.20 0,1667.30 C KCN   0,1M  C1 ; C NH 3   0,1M  C 2 50 50 Các cân bằng xảy ra trong dung dịch: KCN → K+ + CN- 0,1 0,1 CN- + H2O HCN + OH- Kb1=10-4,65 (1) NH3 + H2O NH4 + + OH- Kb2=10-4,76 (2) NGUYỄN THỊ NHUNG - 19 - THPT CHUYÊN HƯNG YÊN
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI H2O H+ + OH- Kw=10-14 (3) Vì Kb1.C1(=10 -5,65) ≈ Kb2.C2(=10-5,76) >> Kw nên có thể bỏ qua cân bằng(3), tính toán theo cân bằng(1) và (2). ĐKP đối với cân bằng (1) và (2): [OH-] = [HCN] +[NH4+] K b .C1 K b .C 2       → OH   1   2   OH   10 5, 65  10 5,76  2.10 3 → OH  OH pH= 11,3 * Kiểm tra kết quả bằng cách tính lặp: 4.3.Hỗn hợp các axit yếu và bazơ liên hợp. Ví dụ 19: Tính pH của hệ dung dịch gồm HCOOH 0,20 M và HCOONa 0,50 M. Biết HCOOH có Ka=10 -3,75. Giải: Cách 1: Các cân bằng xảy ra trong hệ dung dịch: HCOONa→ HCOO- + Na+ 0,50 0,50 HCOOH HCOO- + H+ Ka= 10 -3,75 (1) - - -10,25 HCOO + H2O HCOOH + OH Kb= 10 (2) Ca 0,2 Vì K a .  10 3,75.  4.10  4, 75  10  7 nên dung dịch có phản ứng axit, tính pH của hệ theo Cb 0,5 cân bằng (1). HCOOH HCOO- + H+ Ka= 10 -3,75 C0 0,20 0,50 [] 0,20-x 0,50+x x x(0,5  x) áp dụng ĐLTDKL ta có: 10 3,75   x 2  (0,5  10 3,75 ) x  2.10  4,75  0 0,2  x → x= 7,11.10-5 = [H+] → pH = 4,15 Cách 2: Tính gần đúng theo công thức tính pH của dung dịch đệm: Cb pH  pK a  lg =3,75 + lg(0,5/0,2) = 4,15 Ca [H+]= 10 -4,15