Khoá luận tốt nghiệp kết hợp phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC) với phần mềm mathmatical để tính toán thành phần dung dịch trong cân bằng axit bazơ
Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (1.82 MB, 72 trang )
TRƯỜNG ĐẠI HỌC su ' PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HÓA HỌC
TRẦN THỊ LAN ANH
KẾT HỢP PHƯƠNG PHÁP
GIẢN ĐỒ LOGARIT NỒNG Đ ộ (GLC)
VỚI PHÀN MÈM MATHMATICAL
ĐẺ TÍNH TOÁN THÀNH PHẦN DUNG
DỊCH TRONG CÂN BẰNG AXIT- BAZƠ
KHÓA LUẶN
TỐT NGHIỆP
ĐẠI
HỌC
•
•
•
•
C huyên ngành: H óa học P hân tích
Người hướng dẫn khoa học:
ThS. Vũ Thị Kim Thoa
HÀ NỘI - 2015
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
LỜI CẢM ƠN
Truớc tiên, tôi xin gửi lời cảm ơn chân thành và lòng biết ơn sâu sắc tới
Th.s Vữ Thị Kim Thoa - người trực tiếp hướng dẫn, chỉ bảo tận tình giúp đỡ
tôi hoàn thành khóa luận này.
Bên cạnh đó, tôi cũng xin gửi lời cảm ơn Th.s Nguyễn Văn Anh cùng
tất cả các thầy (cô) giáo trong khoa Hóa học, đặc biệt là các thầy (cô) trong tổ
Phân tích đã truyền đạt những kiến thức quý báu và giúp đỡ, tạo điều kiện
thuận lợi để tôi hoàn thành khóa luận.
Trong quá trình nghiên cứu và hoàn thành khóa luận không tránh khỏi
những thiếu xót, vậy tôi rất mong nhận được sự đóng góp ý kiến của các thầy
(cô) giáo và các bạn đồng nghiệp đế đề tài này càng hoàn thiện và mang lại
hiệu quả cao hơn.
Tôi xin chân thành cảm ơn!
Hà Nội, thảng 5 năm 2015
Sinh viên
Trần Thị Lan Anh
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
DANH MỤC BIỂU BẢNG VÀ HÌNH VỄ
Bảng 1.1: Một số chất chỉ thị axit - bazơ thông dụng
Hình 1.1: GLC của dung dịch HA (C mol/l; pKa)
Hình 1.2: GLC của dung dịch HA I0~5 M, pKa = 8,5
Hình 1.3: GLC trong phép chuẩn độ dung dịch axit yếu HA nồng độ Co M
bang dung dịch bazơ mạnh XOH c M
Hình 2.1: GLC của các ion trong dung dịch H N 0 3 0,1M
Hình 2.2: GLC của các ion trong dung dịch NHI
Hình 2.3: GLC của các ion trong dung dịch HCl 2,00.10~4 M và NH 4 CI
1,00.IƠ2M
Hình 2.4: GLC của các ỉon trong dung dịch CH3COOH 0,0ỈM và NH4 CI 0,ỈM
Hình 2.5: GLC các ion trong dung dịch H 2 SO 3 (SO2 + H 2 0 ) 0,01 OM
Hình 2.6: GLC các ion trong dung dịch NaOH 1,0.10' 4 M
Hình 2.7: GLC các ion trong dung dịch NaCN 0,0 ỉ OM
Hình 2.8: GLC các ion trong dung dịch NaOH 1,0.10~4M và NHj 2,5.10~2M
Hình 2.9: GLC các ion trong dung dịch CH3COONa và HCOONa
Hình 2.10: GLC các ion trong dung dịch NH4+Cj = 0,05M và NH3 C2 = 0,070M
Hình 2.11: GLC của phép chuẩn độ NaOH 0,0500M bằng HCl 0,0600M
Hình 2.12: GLC của phép chuẩn độ HCl 0,1 M bằng NaOH 5,00.10~2M
Hình 2.13: GLC của phép chuẩn độ NH 3 0,1 OM bằng HCl 0,1 OM
Hình 2.14: GLC của phép chuẩn độ hỗn hợp HCl 0,01 M và CH3 COOH 0,1 M
bằng dung dịch NaOH 0,02M
Hình 2.15: GLC của phép chuẩn độ CH3COOH 0,01 M và HCOOH 0,02M
bằng NaOH 0,05M
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
MỤC LỤC
MỞ ĐẦU.................................................................................................................. 1
1. Lý do chọn đề tài................................................................................................... 1
2. Mục đích nghiên cứu........................................................................................... 2
3. Nhiệm vụ nghiên cứu...........................................................................................2
4. Đối tượng nghiên cún...........................................................................................2
5. Phương pháp nghiên cứu......................................................................................2
NỘI DUNG..............................................................................................................3
CHƯƠNG 1 TỎNG QUAN.................................................................................. 3
1.1. Khái niệm axit- bazơ.........................................................................................3
1.1.1. Thuyết axit- bazơ của Areniuyts (thuyết axit- bazơ cổ điển).........................3
1.1.2. Thuyết axit - bazơ của Bronsted và Lowry.................................................... 3
1.1.3. Thuyết axit- bazơ của Lewis.......................................................................... 4
1.1.4. Thang pH và pO H ......................................................................................... 4
1.2. Nhũng định luật cơ bản để tính toán cân bằng trong dung dịch axit - bazơ.5
1.2.1. Định luật bảo toàn vật chất.............................................................................5
1.2.2. Định luật tác dụng khối lượng........................................................................ 8
1.2.3. Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton)............................................... 10
1.3. Cân bằng trong dung dịch axit - b azơ ...........................................................12
1.3.1. Dung dịch các đơn axit - bazơ...................................................................... 12
1.3.2. Dung dịch của các hỗn họp axit - bazơ........................................................ 16
1.3.3. Dung dịch các đa axit - bazơ........................................................................22
1.4. Phương pháp chuẩn độ axit - b azơ .............................................................. 24
1.4.1. Đặc điểm của phương pháp chuẩn độ axit - bazơ........................................24
1.4.2. Chất chỉ thị axit - bazơ................................................................................. 25
1.4.3. Một số phép chuẩn độ axit - bazơ................................................................ 27
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
Lóp: K37B - Hóa học
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Khóa luận tốt nghiệp
1.5. Giói thiệu tổng quan về ngôn ngữ lập trình Mathematica............................ 27
1.5.1. Giới thiệu sơ bộ về ngôn ngữ lập trình Mathematica................................... 27
1.5.2. Giao diện tương tác của Mathematica.......................................................... 27
1.5.3. Vẽ đồ thị hai chiều.......................................................................................27
1.6 . Tính cân bằng axit - bazơ theo giản đồ logarit nồng độ (GLC) ....................29
1.6 .1. Các bước xác định pH bằng GLC.................................................................29
1.6.2. Cách xây dựng giản đồ..................................................................................29
1.6.3. Cách đánh giá pH của hệ axit - bazơ............................................................32
1.6.4. Cách xác định pHxE) và BNCĐ bằng GLC................................................... 34
CHƯƠNG 2 KẾT QUĂ VÀ THẢO LUẬN.....................................................37
2.1. Sử dụng phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC) kết họp với phần mềm
mathematica để tính toán thành phần dung dịch trong cân bằng axit - bazơ........ 37
2.1.1. Tính toán cân bằng trong các dung dịch axit................................................37
2.1.2. Tính toán cân bằng trong các dung dịch bazơ..............................................46
2.2. Sử dụng phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC) trong chuẩn độ axit bazơ.......................................................................................................................55
2.2.1. Chuẩn độ các axit mạnh và bazơ mạnh........................................................ 56
2.2.2. Chuẩn độ các đơn axit yếu và đơn bazơ yếu.................................................60
2.2.3. Chuẩn độ hỗn họp các đơn axit và đơn bazơ................................................62
KÉT LUẬN........................................................................................................... 67
TÀI LIỆU THAM KHẢO.................................................................................68
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài
Trong những hóa chất mà thế giới sản xuất nhiều nhất hiện nay chiếm
đa số là các axit hoặc bazơ. Phản ứng axit - bazơ là phản ứng rất quan trọng
cả về mặt nghiên cún lý thuyết và mặt ứng dụng hóa học vào thực tiễn.
Phần lớn các phản ứng hóa học đều được diễn ra trong dung dịch nước,
đối với dung dịch nước do trong thành phần luôn có sự hiện diện của ion H+
và OH\ Sự có mặt thường xuyên của hai ion này đã gây ra những ảnh hưởng
trục tiếp hoặc gián tiếp đến các cân bằng khác trong dung dịch.
Tính axit hay bazơ của dung dịch có ảnh hưởng rất lớn đến các quá
trình xảy ra trong dung dịch như khả năng tạo phức của ion kim loại, phản
ứng oxi hóa - khử, khả năng bị thủy phân của các ion kim loại...
Trong phản ứng chuẩn độ axit -bazơ quan trọng phải chọn được chỉ thị
thích hợp, sao cho sự đổi màu của chỉ thị (điểm cuối chuẩn độ) càng gần điểm
tương đương càng tốt. Do xuất hiện bước nhảy chuẩn độ (BNCĐ) trên đường
cong chuẩn độ, chúng ta có thể chọn bất kì chỉ thị axit - bazơ nào có chỉ số
chuẩn độ pT nằm trong BNCĐ với sai số cho phép.
Do đó, việc tính toán cân bằng trong dung dịch axit - bazơ giữ vai trò
quan trọng không chỉ đối với hóa phân tích và cả với hóa học nói chung. Tuy
nhiên việc giải các bài toán cân bằng trong dung dịch axit - bazơ là khá phức
tạp, tốn nhiều thời gian và công sức vì trong dung dịch có nhiều cân bằng xảy
ra để chọn cân bằng nào là chủ yếu rất khó khăn. Vì vậy, việc đưa máy tính
vào để nghiên cún các quá trình tính toán sẽ giúp cho việc xử lí các bài toán
hóa học được nhanh chóng và thuận tiện.
Trên những cơ sở đó chúng tôi quyết định chọn đề tài “Kết họp phương
pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC)
VÓI
phần mềm mathematỉca đễ tính
toán thành phần dung dịch trong cân bằng axit - bazơ”.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
1
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
2. Mục đích nghiên cửu
Tính toán thành phần dung dịch trong cân bằng axit - bazơ
Nắm vững phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC)
Biết sử dụng phần mềm Mathematica với tính năng vẽ đồ thị
3. Nhiệm vụ nghiên cún
Nghiên cứu thuật toán, lập phương trình tính và vẽ chính xác giản đồ
logarit nồng độ của các ion trong dung dịch axit - bazơ
Dựa vào giản đồ và phương trình điều kiện proton tính toán cân bằng
xảy ra trong dung dịch axit - bazơ (loại bỏ phương trình cân bằng phụ không
ảnh hưởng nhiều đến tính axit bazơ của dung dịch).
4. Đối tượng nghiên cứu
Cân bằng axit - bazơ
Phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC)
Phần mềm Mathematica với tính năng vẽ đồ thị
5. Phương pháp nghiên cứu
Phương pháp nghiên cứu tài liệu
Phương pháp xử lí số liệu
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
2
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
NỘI DUNG
CHƯƠNG 1 TỎNG QUAN
1.1. Khái niệm axit- bazơ [1],[8]
1.1.1. Thuyết axỉt- bazơ của Areniuyts (thuyết axỉt- bazơcỗ điển)
Người đầu tiên đưa ra các định nghĩa về axit và bazơ gần gũi với quan điểm
hiện đại là nhà hóa học Thụy Điển Areniuyts (Svante Arrhenius 1959 - 1927).
Dựa vào thuyết điện li của mình, ông cho rằng:
- Axit là những chất chứa hidro và trong dung dịch nước phân li cho ion hidro (H*).
- Bazơ là những chất chứa nhóm hidroxit (O H ) và trong dung dịch
nước phân li cho ion hidroxit.
Ví dụ 1.1: HC1 là một axit:
HC1
H+ + c r
NaOH là một bazơ: NaOH —► Na+ + OH
Vào thời điểm đó (1880 - 1890), nhờ thuyết Areniuyts, nhiều tĩnh chất
axit - bazơ trở nên đơn giản, rõ ràng. Lần đầu tiên tìm được những quan hệ
định lượng như xác định được lực axit - bazơ, biết được vì sao nhiệt trung hòa
axit mạnh bằng bazơ mạnh gần như bằng một hằng số,... Nhưng thuyết này bị
giới hạn ở chỗ chỉ giải thích được tính axit - bazơ của các hidroaxit và các
hidroxit, không nói lên được vai trò của dung môi.
1.1.2. Thuyết axit - bazơ của Bronsted và Lowry
Thuyết axit - bazơ của Areniuyts chỉ đúng vớidungmôi là nước. Một
định nghĩa tổng quan hơn được đề nghị bởi nhà hóa học Đan Mạch:
Jonhannes K. Bronsted và nhà hóa học người Anh: Thomas Lowry. Theo
thuyết này:
- Axit là những chất có khả năng nhường proton cho chất khác.
- Bazơ là những chất có khả năng nhận proton của chất khác.
Thuyết axit - bazơ của Bronsted và Lowry đã bao hàm thuyết axit bazơ của Areniuyts, và mở rộng ra cho các dung môi khác nước cũng như cho
các phản ứng xảy ra trong pha khí.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
3
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Ví dụ 1.2: HNO 3 là một axit: HNO3 + H20
NH 3 là một bazơ:
u
NH 3 + H20
H30 + + N 0
iĩ
3
NH4+ + OH'
1.1.3. Thuyết axỉt- bazơ của Lewis
Một thuyết có tầm khái quát hơn về axit - bazơ được G.N.Lewis đưa ra.
Lý thuyết của Lewis nhằm làm sáng tỏ sự phụ thuộc giữa kiểu liên kết hóa
học và tính chất axit - bazơ của một chất.
Theo thuyết Lewis:
- Axit là những chất có khả năng nhận thêm một hay nhiều cặp electron
của chất khác để tạo thành liên kết cộng hóa trị mới.
- Bazơ là những chất có khả năng nhường một hay nhiều cặp electron
chưa liên kết cho chất khác đế tạo thành liên kết cộng hóa trị mới.
Ví dụ 1.3:
BF 3 là một axit Lewis điển hình: nó có một obitan p còn trống có thể nhận cặp
electron chưa liên kết của bazơ NH 3
F,Bm + :N H Xk^ F , B ^ N H ,
axit
Ví dụ ỉ .4:
bazơ
B e 2+{aq) + 4 H 2Oự) —> B e \( H 20 ) AỴ +\uq)
axit
bazơ
Bốn obitan trống của Be2+ nhận bốn cặp electron chưa liên kết của bốn
phân tử nước tạo thành bốn liên kết cho - nhận (liên kết phối trí)
So với thuyết Areniuyts và Bronsted - Lowry thì thuyết axit - bazơ của
Lewis có tầm khái quát hơn cả.
Ket quả quan trọng nhất của thuyết Lewis là dựa vào cơ chế electron,
nghiên cứu tương tác axit - bazơ mà không có proton tham gia.
1.1.4. Thang pH và pOH
Trong dung dịch nước, nồng độ H+ và OH‘ thường là những con số rất
nhỏ bé và gây bất tiện trong tính toán, bởi vậy nhà hóa học Đan Mạch
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
4
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Xôrenxen có đề nghị một cách biểu thị khác về độ axit - bazơ. pH và pOH
của một dung dịch được định nghĩa như sau:
pH = -lg [H +]
pOH = - lg[OH ]
[H+][OH ] = 10' 14 => pH + pOH = 14 ( ở 25°C).
- Dung dịch trung tính [H+] = [OH ] nên pH = pOH = 7
- Dung dịch axit
[H+] > [OH‘] nên pH < pOH
- Dung dịch bazơ
[H+] < [OH ] nên pH > pOH
Hằng số cân bằng K cũng có thể được biểu thị bằng thang pK
pK = - lgK
1.2. Những định luật cơ bản để tính toán cân bằng trong dung dịch axỉt bazo’ [4]
1.2.1. Định luật bảo toàn vật chất
1.2.1.1. Định luật bảo toàn nông độ
- Biểu diễn nồng độ trong dung dịch
Trong dung dịch các chất điện li, nồng độ các chất thường được biểu
diễn theo nồng độ mol. Quy ước biểu diễn nồng độ:
+ Nồng độ gốc (Co mol/1): nồng độ chất trước khi đưa vào hỗn hợp
phản ứng.
+ Nồng độ ban đầu (C° mol/1): nồng độ của chất ở trong hỗn hợp, trước
khi phản ứng xảy ra.
C Qê . v §
o
c
=
(2 . 1)
"
V j: thể tích của dung dịch chứa cấu tử i, được đưa vào hỗn hợp phản ứng.
£ V j: tổng thể tích của hỗn hợp
+ Nồng độ ban đầu: c (mol/1): chỉ nồng độ của các chất sau khi phản
ứng xảy ra (hoàn toàn) nhưng hệ chưa đạt cân bằng. Trong trường hợp không
có phản ứng xảy ra thì c và c° chỉ là một.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
5
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
+ Nồng độ cân bằng [ ]: nồng độ của chất ở trong dung dịch sau khi hệ
đạt tới trạng thái cân bằng.
Ví dụ 1.5: Trộn 200ml HC1 0,015M với 400ml NaOH 0,006M.
Nông độ gôc:
C ohci
= 0,015
; CoNaOH =
0.006M
. ^0
0,015.200 ^
Nồng6 đôV ban đầu: CH
Cl = — 6“TT—
= 5.10
«Ci
00
M
0
0,006.400
3
CNaOH = ------------ = 4.10 M
600
Phản ứng: H C l + N a O H —> N a C l + ỉ ỉ , ( )
c°
c
5 . 103
4 . 10'3
I0 '3
TPGH: HCI: 10'3
_
; NaCl:
H+ +
HC1
4 . 10 '3
4.10 '3 ; H20
cr
I0 3
1 0‘3
NaCl
Na- +
10‘3
cr
4.10 '3
4.10 ' 3
4.10 ' 3
Nồng độ cân bằng:
[Na+]= C Na,= 4.10 3
[H+] = CH,
= 10'3
[C1‘] = Ccr = 10 3 + 4 .I 0 3 = 5.10 3
(coi sự phân li của nước là không đáng kể).
- Định luật bảo toàn nồng độ (ĐLBTNĐ) ban đầu
Phát biểu định luật:
Nồng độ ban đầu của một cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các
dạng tồn tại của cấu tử đó có mặt trong dung dịch.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
6
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Ví cỉụ 1.6: Viết biểu thức ĐLBTNĐ ban đầu với dung dịch chứa hỗn
hợp 2 muối NaHC0 3 c , (M) và Na2C 0 3 c 2 (M) [6 ]
Các quá trình điện li xảy ra trong dung dịch:
Na+ + HCO;
NaHCOs
Na2COj
->•
2 Na+ + C 0 2{
H20
ìĩ
H+ +OH
HCO;
ìĩ
H+ + c o Ị ■
HCO; + H+ Ü
H2o + c o 2T
Biểu thức ĐLBTNĐ đối với HCO 3~ và COỊ~ :
c , + c 2 = [ HCO- ] + [CO 32-] + c o 2 = [HCO-] + [CO 32-] + L COi
LCo2 : độ tan của CO 2
1.2.1.2. Định luật bảo toàn điện tích
Định luật bảo toàn điện tích (ĐLBTĐT) dựa trên nguyêntắc các dung
dịch có tính trung hòa điện: Tổng điện tích âm của các anionphải bằng tổng
điện tích dương của các cation.
'Z
u ìz ì = 0
Trong đó: [i] : nồng độ của ion lúc cân bằng
Zị : điện tích của ion i
Ví dụ 1.7: Cho dung dịch KH2PO 4 nồng độ c mol/1. Viết biểu thức định luật
bảo toàn điện tích.
Các quá trình điện li xảy ra trong dung dịch:
K H 2 PO~ -> K + + H 2 PO~
H2o
u
H+ + OH
h 2p q -
a
H+ + H P o l'
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
1
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
h 2p o ;
h
2p o ;
u
+ H+ u
2
W+PO
H 3 PO 4
Trong dung dịch có các ion :K+ , H+ , H 2 P O ;, H P O Ỵ , PO] , O H .
Biểu thức ĐLBTĐT: [K+] + [H+J - [OH ] - [ H 2 PO; ] - 2[ H P O l' ] - 3[ POị- ] = 0
7.2.2. Định luật tác dụng khối lượng
Đây là định luật được áp dụng thường xuyên trong việc tính toán cân
bằng trong các dung dịch.
- Phát biểu định luật: Ở trạng thái cân bằng tỉ số giữa tích của nồng độ các
chất tạo thành sau phản ứng với số mũ thích hợp bằng hệ số tỉ lượng của nó
trên tích nồng độ của các chất với lũy thừa thích hợp là một hằng số ở nhiệt
độ và áp suất đã cho.
Đối với cân bằng:
aA + bB
K
(a)
u
cC + dD
K(a)
(C Ỵ ịD Ỵ 1
(A Ỵ .ịB )'’
K(a) : hằng số cân bằng nhiệt động .
Đối với các phép tính gần đúng thì 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 nồng độ Kc:
KC = [ C Y m ẵ
[A]“.[B]b
- Biểu diễn định luật tác dụng khối lượng đối với một số dạng cân bằng
thường gặp:
+ Cân bằng axit - bazơ :
Cân bằng phân li của axit:
HA
=
H-.A-
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
* ■ - - ÕM
8
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Ka là hằng số phân li axit (hay gọi tắt là hằng số axit)
Cân bằng phân li của bazơ :
B + H20
^
HB
ÍỊ
+ OH
K I,
_ [ H B +][OH-]
= ------- 7Z7-----L#J
Kb là hằng số phân li bazơ (hằng số bazơ)
+ Cân bằng tạo phức:
Cu
+ NH 3 ±5
[C11NH 3]
[CuNH3]+ + NH 3 *
+
K =
[Cu(NH3)2]+
k2
=
[CuNH.r
[Cu ][NH3]
\CĩẨ(NH 3 ) 2
[Cu(NH
[CuNH3 ]+[NH3]
k ị , k 2 là hằng số tạo thành từng nấc của các phức [CuNH3]+ và [Cu(NH3)2]+
Fe
3+
+ OH
c 3+
Fe
_
u
FeOH
o riu _u
+ 20H
2+
íFe0H
A =
[Feĩ+][OH~]
2+
rFe(OH ) 2
pR2 =
= [Fe(OH)l]
[Feĩ+][OH~ ] 2
p 1 , p2 là hằng số tạo thành tổng hợp của các phức chất FeOH2+ và Fe(OHỴ
+ Cân bằng tạo họp chất ít tan
PbCl2 ị
iĩ
T p b c Ì2 = [ P b 2+] [ C r Ỹ
Pb2+ + 2C1'
T P/,0 ; là tích số tan của PbCl2
-TỔ hợp cân bằng:
+ Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch
Quá trình thuận:
HA
^
H+ + A'
Quá trình nghịch:
H+ + A' ^
HA
Ka
Ị3H= ?
-I
fí
Ph
-
[HA]
[HA]
=K
Như vậy hằng số của cân bằng nghịch bằng giá trị nghịch đảo hằng số
của hằng số cân bằng thuận.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
9
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
+ Cộng cân bằng
Cho
M + A
±5
MA
k,
(2 .2 )
MA + A
±5
MA 2
k2
(2.3)
Tính hằng số cân bằng của
M +2A
m a2
ß2
(2.4)
Cân bằng (2.4) là cân bằng tổng của hai cân bằng (2.2) và (2.3)
[MẠ,]
[M][Á]
M + A
^
MA + A
ÍỊ
MA 2
M + 2A
u
MA 2
2
MA
k,
k2
ß2
= [MA2] [MA] =k k
[MA][A]'[M][A]
'■ 2
Hằng số của cân bằng tổ hợp khi cộng các cân bằng với nhau bằng tích các
hằng số của cân bằng riêng lẻ.
+ Nhân cân bằng vói một thừa số n: tương đương với việc cộng n lần
của cân bằng đó.
Ví dụ 1.8: Khi nhân cân bằng (2.2) với thừa số n, ta được cân bằng tổ hợp:
nM + nA ^
nMA kn
Hằng số cân bằng tổ họp : kn = k"
Như vậy, khi nhân một cân bằng với một thừa số n thì hằng số của cân
bằng tổ hợp bằng hằng số của cân bằng gốc lũy thừa n lần (hay logarit của
hằng số cân bằng tổ hợp bằng n lần logarit của hằng số cân bằng gốc).
1.2.3. Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton)
Là trường hợp riêng của ĐLBTNĐ áp dụng cho các hệ axit - bazơ .
Phát biểu định luật:
Neu ta chọn một trạng thái nào đó của dung dịch làm chuẩn (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 trạng thái cân bằng.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
10
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
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.
Trong đó : i , j chỉ các cấu tử có khả năng cho và nhận proton.
Trạng thái chuẩn (mức không) là trạng thái tùy chọn (trạng thái ban
đầu, trạng thái giới hạn, trạng thái cân bằng,...). Đe thuận tiện cho việc tính
toán, người ta thường chọn trạng thái trong đó nồng độ của các cấu tử chiếm
ưu thế làm mức không.
Ví dụ 1.9: Viết biểu thức điều kiện proton (ĐKP) cho dung dịch CH 3COOH
c , mol/1 và CH3COONa c 2 mol/1.
CH3COONa
-►
c2
CH 3COOH
CH 3COO
CH 3COO + Na+
c2
^
+ H+ u
H20
CH 3COO- + H +
CH 3COOH
H+ + OH'
Chọn MK: CH 3COOH (C, mol/1) và H20
(1)
ĐKP: [H+] = [CH3COO ] - c 2 + [OK]
Chọn MK: CH 3COO- (C2 mol/1) và H20
ĐKP: [H*] = [OH ] - ( [CH3COOH] - c ,) = [OH ] - [CH3COOH] + c, (2 )
Với hai MK khác nhau thu được hai phương trình bảo toàn proton (1)
và (2 ) có dạng khác nhau, nhưng có thể chứng minh được hai biểu thức đó chỉ
là một phương trình liên hệ. Thật vậy, từ định luật BTNĐ ban đầu:
[CH3COOH] + [CH3COO ] = c , + c 2
[CH3COO■] - c 2 = c , - [CH3COOH]
(3)
Thay (3) vào (1) ta sẽ được biểu thức (2).
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
11
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
1.3. Cân bằng trong dung dịch axit - bazo’ [4],[6]
1.3.1. Dung dịch các đơn axit - bazơ
1.3.1.1. Đon axit mạnh
Axit mạnh (kí hiệu HY) nhường hoàn toàn proton cho nước:
HY + H20 —>H 30 + + Y
(3 . 1 )
Trong dung dịch [HY] * 0 và [Y'] * CHY
Cân bằng (1) thường được viết dưới dạng đơn giản:
HY —>H+ + Y
(3.2)
Trong dung dịch, ngoài quá trình (2) còn có quá trình phân li của nước:
H20 s H+ + OH
Phương trình ĐKP:
(3 .3 )
[H+] = [OH ] + [Y"]
Hoặc
[H+] = [OH] + C hy
Sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra làm chuyển dịch cân bằng (3.3)
sang trái và [OH‘] < 10"7. Vì vậy, trong trường hợp Chy >>10"7 thì có thể coi:
[H+] = Chy.
Ví dụ 1.10: Tính [H+] , [OH'] , pH của dung dịch HNO 3 0,1M [6 ]
HNO 3 ^ H+ + N O ~
0,1
H2o
1Ị
0,1
H+ + OH
V1Ch+ = 0 , 1 0 » 1,0.10 7 ^
[H+] « C H+ =0,10.
-> pH = - lg[H+] = -lg(0,10). Vậy pH = 1,00 ; pOH = 14 - 1 = 13.
^ [ O H '] = 1,0.10'I3 (M).
1.3.1.2. Đơn bazơ mạnh
Trong dung dịch bazơ mạnh, XOH có các quá trình:
- Cân bằng ion hóa của nước
H 2O ^ H + + OH
(3.4)
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
12
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
- Cân bằng thu proton của XOH
XOH + H+ -► x + + H 20
(3.5)
Tổ hợp (3.4) và (3.5):
XOH + H2o
x +(H2o) + OH
(3 .6 )
Một cách đơn giản có thể viết các quá trình xảy ra trong dung dịch bazơ
mạnh:
XOH -> x + + OH
(3.7)
H20 u H+ + OH
(3.8)
ĐKP: [H+] = [OK] - Cx+= [OH-] - Cxoh
(3.9)
Hoặc
(3.10)
[OH] = [H+] + Cxoh
Ở đây do sự có mặt của OH giải phóng ra từ (3.7) mà cân bằng phân li của
nước (3.8) chuyển dịch sang trái và [H+] « 10'7. Vì vậy, nếu C xoh »
1 0 '7 thì:
[OH] = Cxoh
Nghĩa là nồng độ OH‘ trong dung dịch bằng nồng độ của bazơ mạnh .
Trong trường họp
C xoh
~
10 7 thì phải kể đến sự phân li của nước như đối
với trường họp axit mạnh.
Ví dụ 1.11: Tính pH, H+, OH' của dung dịch NaOH 1,0.10 4 M [4]
NaOH —> Na+ + OH
1,0.10 4
H20 ±5 H+ + OH
C NaOH ^
10
Kw= 1 0 14
nên:
[OH~] = CNíâOH = 1,0. IO“4
[H +] =
K
[OH-]
in -14
—=
I,u. IU
_4
=1,0.10
1,0.10
10
pH = -lg[H+]= -lg (l,0 .1 0 ‘lo)= 10,0.
1.3.13. Đon axityếu
Đơn axit yếu (kí hiệu là HA) là những chất trong dung dịch có khả
năng nhường một phần proton cho nước và dung dịch có phản ứng axit
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
13
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Độ mạnh của các đơn axit yếu được đặc trưng bằng hằng số phân 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 a
n
a - —
nfí
n: số mol của chất đã phân li thành ion
n(): tổng số mol của chất tan trong dung dịch
,hoặcwa =
nồng đô chất đã phân li
-7 ------7——— 7— ——
tông nông độ chât 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:
a
K,
ì-a
c
Trong dung dịch axit HA xảy ra các quá trình sau:
HA í ;
H+ + A'
Ka (3.11)
H2 0 ^
H+ + OH
Kw (3.12)
Neu Ka.CHA » Kwthì có thế tính thành phần của hệ theo cân bằng (3.11).
Nếu Ka.CHA ~ Kw thì phải kể đến sự phân li của nước. Việc tính gần
đúng được thực hiên theo phương trình ĐKP.
Ví dụ 1.12: Tính cân bằng trong dung dịch thu được sau khi trộn 20,00ml
dung dịch NH 3 1,5.10'3M với 40,00ml dung dịch HCI 7,5.I0‘4M [6 ]
Phản ứng:
c°
NH 3 +
5.104
HC1
NH 4C1
5.104
c
5.10'4
TPGH: N h ; : 5.10 4 M
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
14
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
NH; i ĩ
Cân bằng
NH 3 + H +
Ka = Io 4'24 (1)
H20 í ; H* + о н
Kw= 1 0 ' 14 (2 )
So sánh (1) và (2) ta thấy Ka.c ~ Kw —>không thể bỏ qua cân bằng phân li
của nước.
MK:
n h ;,
h 2o
ĐKP: h= [H+] = [NH3] + [ОН ]
кш Ы
т
h
h
Х
^
К А т ; + к , (3)
Chấp nhận [NHI ]o ~ с = 5.10‘4, thay vào (3) tính được:
/г, = л/ю^’^.б-Ш-4 + 1СГ14 = к г 6’62
Thay giá trị hị vào biểu thức:
[NHI
]= С
—-— đểtính lai [ NH 4 1 chính xác hơn
NH* K a +h
[NHI ] = С +
h' = 5.10‘4— ’
Кa +/;,1 0 '6-26 + 10‘’'24
Ọ24 = 5.10‘4 = [NHI ]»
Kết quả lặp. Vậy [Н+] = 10'6-26 ; [ОН ] = 10'7-74 ; pH = 6,26.
[ Ш Л = 5.10 4 ; [NH,] = 5.10"4 ——— !» 5,2.IO" 7 M
h + Kũ
1.3.1.4. Đơn bazo’yeu
Đơn bazơ yếu (kí hiệu 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.
Đô manh của các bazơ yếu phu thuôc vào hằng số bazơ Kb = — hoăc
Ka
chỉ số hằng số bazơ pKb = -lgKb = pKw - pKa (với Ka là hằng số phân li của
axit liên họp).
Khi Kb càng lớn hoặc pKb càng bé thì bazơ càng mạnh. Như vậy, khi
axit liên họp càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại.
Trong dung dịch đơn bazơ A’ có các cân bằng:
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
15
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
H2O ^ H + +OH'
Kw
A~ + H 2O í ĩ HA + OH'
(3.13)
K‘
(3.14)
Nếu Kb . CA » Kwthì có thể tính cân bằng theo (3.14)
Neu Kb . CA ~ Kw thì phải tính đến cân bằng phân li của nước. Phép
tính gần đúng được thực hiện dễ dàng dựa trên phương trình ĐKP.
Ví dụ 1.13: Tính pH của dung dịch NaCN 0,010M [4]
NaCN
Na+ + CN'
CN' + H20 iỊ HCN + OH
(1)
H20
(2)
i ĩ H+ + OH'
Kb = 10'4’65
Kw
Kb.CCN = 10'4’65.10'2 = 10'6-65 » Kw . Tính cân bằng theo ( 1)
CN'
c
0,010
[]
0 ,0 1 0 - X
+ H2O í ĩ HCN + OH
X
Kb=10'4-65
X
K„ = — —— = 10-4'65 ->x=4,73.10'4
0,010 —X
Vậy [OH ] = x= 4,73.10‘4M
pOH = 3,32 ; pH = 10,68.
1.3.2. Dung dịch của các hon hợp axit - bazơ
1.3.2.1.Hôn họp axỉt mạnh HY C/ mol/l và axit yếu HA C2 mol/l
Trong dung dịch có các quá trình:
HY —>H+ + Y'
(3.15)
HA —►H+ + A'
Ka
(3.16)
H2O ^ H + + OH
Kw
(3.17)
Do sự có mặt của axit HY và HA, trong đa số trường họp dung dịch có
phản ứng axit nên có thể bỏ qua sự phân li của nước và thành phần của dung
dịch được tính theo ĐLTDKL cho cân bằng (3.16), trong đó có kể đến sự có
mặt của nồng độ ion H+ do axit mạnh phân li ra.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
16
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
HA
c
c2
[]
c2-X
u
H+
+
A'
Ka
c,
T acó:
Cị + X
X
c 2- x
Neu hằng số phân li Kha tương đối bé và C], c 2 không quá nhỏ thì có
thể coi
X « c 2 ; X « Ci và ta có thể đánh giá gần đúng:
x = [H+] = Ka. í f
Ví dụ 1.14: Tính pH của hỗn họp gồm HCl 2,00.1er4 M và NH4CI 1,00.10'2 M [6]
HC1 -> H+ + c r
nh; u
n h 3 + H+
Ka
H2o ^
H+ + OH
Kw
Vì CH+ = Chci = 2.1CT4 »
ÌO-7 và Ka. CNH+ »
Kw do đó có thể bỏ qua
sự phân li của nước và tính theo cân bằng:
NHI
c
[]
^
NH3
+ H+
2 . 10 '4
102
10'2 - X
Ka=10'9’24
X
2 .1 0 " * + X
x(2.10~J +x) _ 10-9,24 _> x = 2 ,8 8 .10'8
10' —X
Vậy [HT] = 2.10 '4 + 2,88.10' 8 = 2.10 '4 M —>pH = 3,70.
ì . 3.2.2. Hôn hợp bazơ mạnh XOH C] mol/l và các bazơ yếu A' nằng độ C2
mol/l
Trong dung dịch xảy ra các quá trình sau:
XOH
^ X + + OH'
H20
^ H + +OH
(3.18)
Kw
K„. K -'
A' + H 2O í Ị HA + OH'
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
17
(3.19)
(3.20)
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Coi quá trình phân li của nước xảy ra không đáng kể do sự có mặt của
nồng độ OH sinh ra từ hai quá trình (3.18) và (3.20).
Ta có thể đánh giá nồng độ OH dựa vào cân bằng (3.20) có tính đến sự
có mặt của nồng độ OH do XOH phân li ra, với C0H = Cxoh = C| và CA’ = c 2
A'
+
H20
HA
+
Kb = ^
OH'
K a
c
c2
c,
[]
c2-X
x(C'| +x)
X
c 1+ X
= K,
C2 - x
X
Với X « Cị ; X « c 2 ta có giá trị gân đúng : X - Kb
c 2
^1
Ví dụ 1.15: Hòa tan 0,5350 gam NH4 CI vào 400,0 ml dung dịch NaOH 2,51.10‘2M.
Tính pH của dung dịch thu được (bỏ qua sự thay đổi của thể tích) [6]
_ 0,5350.1000 _ „ e i n -2l ,
----- ----- = 2.5.10 M
53,5.400
C NHr, =
NH*a
NH 4C1
+ NaOH
2 ,5 . 1 0 ‘2
->
NH 3 + H20
+ NaCl
2,51.10‘2
1,0.104
2,50.10‘2
TPGH: NaOH 1,0.10‘4M ; NH3 2,5.10‘2M
Vì Coh- = 10‘4 » 10' 7 và Kb. c NH » Kw, nên tính pH theo cân bằng:
NH3 +
c
2,5. 1 0 '2
[]
2,5.10'2 - X
H20 i ĩ
NH4- + OH‘
Kb = 1 0 ‘4'76
1 0 '4
X
x + 1 0 '4
(l° 4+/ )x = 10‘4’76 ->x= 6,03.10'4 ^ [O H ‘] = 7,03.10'4M.
2,5.10
- X
Môi trường bazơ —>việc bỏ qua phân li của nước là hợp lí. Vậy pH = 10,85.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
18
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
1.3.2.3. Hon hợp các đơn axit HA I (Cj m ol/l, KaJ) , HA2 (c 2 m oỉ/ỉ, Ka2)
Trong dung dịch có các cân bằng:
HA, u H+ + A f
Kai
(3.21)
HA 2
^ n + + A2- K a2
(3.22)
H20
^ H+ + OH Kw
(3.23)
Neu Kai.Cj
» Ka2.c 2 » Kw
thì thành phần cânbằng của hệcóthể tính
theo (3.21) như đối với dung dịch chứa một đơn axit.Trong trường
hợp các
cân bằng xảy ra tương đương (tức là Kai.C] « Ka2.c 2 ~ Kw ) thì tiến hành
tính lặp gần đúng theo ĐKP.
h = [H+] = [OH ] + [Ar] + [A2-] ( 3.24)
Sau khi tổ hợp cần thiết ( [H+] » [OH ] ) ta có:
h = j K aì[H\ì + Kaỉ[HA,_] + Kw (3.25)
Đe tính gần đúng bước 1 (giá trị hi) chấp nhận [HAjJo = Cj. Thay hị vào
(3.26) để tính lại [HAi],:
[HAị] = Citti = c, — —
(3 .2 6 )
Ka,+h
Thay các giá trị [HAj]i vừa tính được vào (3.25) để tính gần đúng bước
2
(giá trị h2) và tiếp tục tính lặp cho đến hội tụ.
Ví dụ 1.16: Tính pH của dung dịch CH 3 COOH c , = 0,010M và NH4 CI
C2 = 0,100M [4]
NH 4C 1
-> n h 4+ +
cr
c 2= 0,100
H2o
^ H+ + OH
Kw =
CH3COOH ^ H+ + CH3COO'
n h 4+
Vì
^
H+ +NH3
10-14
Kal =: 10-4’76
10 -9,24
Ka2 =
(1)
(2)
(3 )
Kal.c , (10'6J6) » Ka2.c 2 (10'10-24) » Kw nên có thể tính [H+] theo (2):
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
19
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
CH 3 COOH
c
0,010
[]
0 ,0 1 0 - X
iỊ CH 3 COO' + H+
Ka = 1 0
4 '76
XX
— í — = 1o-4-76 —*X—1O'3-38 = 4 ,17.I0"4 ->[H+] = 4,17.1
Từ cân bằng (3): [NH3] = ÌO’9,24- ^
= 10'6’68« 10'3,38. Vậy sự phân li
của NH4+ là không đáng kể so với CH 3COOH.
1.3.2.4. Hôn hợp các đơn b a z ơ A f (C/ m ol/l, Kbi) và Ả2' (C2 m ol/l, Kb2)
Các quá trình:
* H+ + OH'
H20
A f + H20
Kw (3.27)
HA, + 0H~
Kbl (3.28)
A 2 + H20 u HA 2 + OH'
Kb2 (3.39)
Neu Ci.Kbi » C2.Kb2 » Kw thì có thể tính toán theo cân bằng (3 .2 8 )
Nếu Cị.Kbi « C 2.Kb2 « Kw thì phải tính lặp theo ĐKP:
h = [H+] = [O H ]-[H A ,]-[H A 2]
Đe tính gần đúng có thế chấp nhận [Aj ] = Cj và sau đó kiểm tra lại [Aj ]
theo biểu thức : [Ai'] =c\ . ctị = Q
—
ì K ai+h
Ví dụ 1.17: Trộn 15,00ml dung dịch CH3COONa 0,030M với 30,00ml dung
dịch HCOONa 0,15M. Tính pH của dung dịch thu được [6 ]
C c H 3C0 0 ------ —
’ z-------- 0 , 0 1 O M
45
Chcoo'= 5 ^ 5 = 0 ,1 0 0 M
45
Các cân bằng:
H20 ^ H+ + OH‘
CH3 COO + H20 ^ CH 3 COOH + OH
HCOO' +H2O u HCOOH + OH
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
20
Kw= 1 0 14
(1)
Kbl = 10'9,24
(2)
Kb2= 10-10’25
(3)
Lớp: K37B - Hóa học
