Giáo trình Hoá Phân tích dành cho sinh viên Đại học, cao đẳng
Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (1.31 MB, 132 trang )
TRƯỜNG ĐẠI HỌC ĐÀ LẠT
F7G
GIÁO TRÌNH
HOÁ PHÂN TÍCH
(Dành cho sinh viên ngành môi trường)
ĐẶNG THỊ VĨNH HÒA
2002
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-2-
LỜI NÓI ĐẦU
Giáo trình HÓA PHÂN TÍCH nhằm cung cấp cho Sinh viên
ngành Môi trường những kiến thức rất căn bản về các loại
phản ứng, cách tính toán và kỹ thuật tiến hành phân tích đối
tượng bằng các phương pháp hóa học. Ngoài những cơ sở lý
thuyết giáo trình còn đưa ra nhiều ví dụ và bài tập để giúp
Sinh viên tự củng cố những kiến thức đã học. Những ví dụ
trong giáo trình chỉ được giải rất vắn tắt hoặc không giải nhằm
tạo điều kiện cho Sinh viên tự giải ở nhà trước khi được Giáo
viên giảng giải chi tiết trên lớp học.
Vì thời gian có hạn và là lần đầu biên soạn nên giáo trình
không thể tránh khỏi những thiếu sót. Rất mong nhận được sự
đóng góp ý kiến của các bạn đồng nghiệp.
Tác giả
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-3-
Phần I. CƠ SỞ LÝ THUYẾT CHUNG
Chương I. GIỚI THIỆU VỀ HÓA PHÂN TÍCH
I. Nội dung và yêu cầu:
1. Nội dung:
Hóa phân tích là một môn khoa học có nhiệm vụ nghiên cứu các phương pháp
và các quy trình nhằm xác đònh thành phần hóa học của các chất.
Phân tích hóa học là tiến hành một quy trình phân tích thích hợp nhằm mục
đích nhận được những thông tin cụ thể về một hệ vật chất nào đó, để qua những
thông tin đó, chúng ta có thể có được những kết luận khoa học xác đáng về hệ vật
chất đó. Phạm vi của chúng ta là phân tích thành phần hóa học nghóa là nhằm trả
lời 2 câu hỏi về mẫu khảo sát:
- Mẫu khảo sát gồm có những cấu tử nào → phân tích đònh tính.
- Các cấu tử đó hiện diện với hàm lượng bao nhiêu → phân tích đònh lượng.
Để trả lời được 2 câu hỏi trên ngày càng có nhiều phương pháp khác nhau. Cơ
sở của đa số các phương pháp phân tích thành phần hóa học đều dựa vào tính chất
hóa học hay lí học do tương tác của mẫu khảo sát với 1 hóa chất thích hợp được
gọi là thuốc thử.
2. Yêu cầu:
Để vận dụng được các phương pháp phân tích hóa học đòi hỏi chúng ta phải
nắm được nguyên tắc của phương pháp và các môn khác như toán, hóa đại cương,
hóa vô cơ, hóa lý… là cơ sở căn bản giúp ta đi vào lónh vực phân tích hóa học dễ
dàng.
* Yêu cầu đối với ngành hóa phân tích: phải phát triển theo sự phát triển của
các ngành khoa học khác.
* Yêu cầu đối với người phân tích:
- Đủ kiến thức để vận dụng trong quá trình phân tích và luôn được cập nhật
hóa để có thể cải tiến hay đưa ra phương pháp mới ngày càng phù hợp hơn
với yêu cầu thực tế.
- Cẩn thận, kiên nhẫn, chính xác trong thao tác phân tích.
- Trung thực trong việc ghi nhận các sự kiện và kết quả đạt được.
II. Các cách phân loại trong hóa phân tích
1. Phân loại theo phương pháp phân tích:
a) Phương pháp hóa học:
Phân tích theo phương pháp hóa học là dựa vào một phản ứng hóa học để
chuyển cấu tử khảo sát thành hợp chất mới mà với tính chất đặc trưng nào đó ta
có thể xác đònh sự hiện diện và hàm lượng của cấu tử khảo sát.
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-4-
b) Phương pháp vật lí:
Phương pháp vật lý dùng cách khảo sát tính chất tính chất lý học đặc trưng
nào đó để xác đònh sự hiện diện và hàm lượng của một cấu tử.
c) Phương pháp hóa lý:
Phân tích theo phương pháp hóa lý là dựa vào tính chất vật lý của hợp chất
hay dung dòch tạo ra sau khi có phản ứng giữa cấu tử khảo sát và thuốc thử để
xác đònh sự hiện diện hay hàm lượng của cấu tử đó.
d) Các phương pháp khác:
Chẳng hạn:
- Phương pháp nghiền: nghiền mẫu khảo sát với thuốc thử rồi dựa vào dấu
hiệu đặc trưng nào đó để xác đònh sự hiện diện và hàm lượng
- Phương pháp thử nghiệm ngọn lửa:
Ví dụ: khi nhúng dây Pt vào dung dòch Na+ rồi đốt trên ngọn lửa khí butan
thì có màu vàng, K+ cho màu đỏ, Ba2+ cho màu lục…
- Phương pháp soi tinh thể……
2. Phân loại theo lượng chất cần phân tích hay kỹ thuật phân tích:
a) Phân tích thô:
- Dùng dụng cụ cỡ 50 ml đến 500 ml và tách chất rắn khỏi chất lỏng bằng
cách lọc.
- Lượng chất khảo sát dùng cho mỗi lần phân tích khoảng 1 - 10g hay 1 - 10
ml.
b) Phân tích bán vi:
- Dùng dụng cụ < 50 ml và tách chất rắn khỏi chất thường bằng ly tâm.
- Lượng chất khảo sát dùng cho mỗi lần phân tích khoảng 10-3 - 1g hay 10-1 1 ml.
c) Vi phân tích:
- Dùng dụng cụ cỡ <1 ml và có thể quan sát dưới kính hiển vi, dùng phản
ứng giọt.
- Lượng chất khảo sát: 10-6 - 10-3g hay 10-3 - 10-1ml.
d) Siêu vi phân tích:
- Thường phải phân tích dưới kính hiển vi điện tử và điều kiện môi trường
đặc biệt.
- Lượng chất khảo sát khoảng <10-6 g và1µl.
=> Phương pháp bán vi phân tích ngày càng phát triển vì dùng tương đối ít
mẫu, đơn giản trong kỹ thuật, không đòi hỏi nhiều điều kiện nghiêm ngặt
như vi phân tích hay siêu vi phân tích → phương pháp bán vi phân tích sử
dụng rộng rãi.
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-5-
3. Phân loại theo hàm lượng chất khảo sát:
- Phân tích đa lượng: hàm lượng chất khảo sát > 0,001%
- Phân tích vi lượng: hàm lượng chất khảo sát < 0,001%
4. Phân loại theo trạng thái chất khảo sát:
- Phân tích ướt: phải chuyển mẫu thành dạng dung dòch trước khi phân tích.
- Phân tích khô: xác đònh trực tiếp từ dạng ban đầu, chẳng hạn một số
phương pháp vật lý, phương pháp nghiền, thử nghiệm ngọn lửa …
III. Các giai đoạn của một phương pháp phân tích:
1. Chuẩn bò mẫu phân tích:
Kết quả phân tích chỉ có ý nghóa khi giai đoạn này được thực hiện tốt. Giai
đoạn này gồm các bước:
- Chọn mẫu đại diện
- Chuyển mẫu thành dạng thích hợp
2. Thực hiện phản ứng:
Cho dung dòch phân tích tác dụng với thuốc thử thích hợp ở những điều
kiện nhất đònh.
3. Ghi nhận kết quả
4. Xử lý kết quả phân tích-tính toán kết quả
5. Tính sai số, độ tin cậy của kết quả phân tích. Kết luận
IV. Yêu cầu đối với thuốc thử và phản ứng dùng trong phân tích hóa học:
1. Yêu cầu đối với thuốc thử:
a) Độ tinh khiết:
Tùy theo hàm lượng của hợp chất chính người ta phân loại hóa chất như sau:
- Hóa chất kỹ thuật: hàm lượng chất chính ≤ 99%
- Hóa chất tinh khiết (P): 99% ≤ hàm lượng chất chính ≤ 99,9%
- Hóa chất tinh khiết phân tích (PA): 99,90% ≤ hàm lượng chất chính ≤
99,99%
- Hóa chất tinh khiết hóa học : 99,99% ≤ hàm lượng chất chính ≤ 99,999%
- Hóa chất tinh khiết quang học: 99,999% ≤ hàm lượng chất chính ≤
99,9999%
Trong phân tích nếu pha các dung dòch chuẩn cần chọn loại hóa chất tinh
khiết phân tích, nhưng phải có thêm các điều kiện:
. Trơ với môi trường: không tác dụng với O2, N2, không hút nước…
. Ở dạng bột vụn (để có thể cân được lượng rất nhỏ)
. Có phân tử lượng lớn (để giảm sai số khi cân)
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-6-
b) Tính chọn lọc:
Một thuốc thử được xem là có tính chọn lọc cao khi thuốc thử đó chỉ phản
ứng với chất cần xác đònh trong sự có mặt của nhiều chất khác.
c) Tính nhạy:
Là khả năng phân tích một lượng rất nhỏ chất cần xác đònh trong dung dòch.
Yêu cầu đối với phản ứng:
Phản ứng giữa chất cần phân tích với dung dòch thuốc thử cần thỏa mãn các
điều kiện:
- Phải xảy ra tức thời
- Phải xảy ra hoàn toàn (hằng số cân bằng của phản ứng phải ≥ 107- 108)
2. Các loại phản ứng thường gặp trong phân tích hóa học:
- Phản ứng oxy hóa – khử
- Phản ứng trao đổi: như phản ứng acid- baz, tạo tủa, tạo phức…
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-7-
Chương II. CÂN BẰNG HÓA HỌC ĐỊNH LUẬT BẢO TOÀN NỒNG ĐỘ
I. Cân bằng hóa học trong dung dòch
1. Hằng số cân bằng:
Đối với phản ứng thuận nghòch:
m A + n B + ……
p C + q D + ………
Diễn ra đến một lúc nào đó thì tốc độ của phản ứng thuận bằng tốc độ của phản
ứng nghòch. Lúc đó cân bằng được thiết lập.
Để tính nồng độ các chất tham gia phản ứng và sản phẩm phản ứng tại thời
điểm cân bằng (nồng độ cân bằng) người ta thường dùng đònh luật tác dụng khối
lượng.
* Nếu A, B, C, D… là những cấu tử không mang điện tích thì đònh luật tác
dụng khối lượng được biễu diễn:
K=
[C] p [D]q ...
[A]m [B]n ...
=K
c
Phương trình này áp dụng cho các chất không hoặc kém điện ly trong các
dung dòch nước loãng.
K: hằng số cân bằng, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ (đôi khi người ta gọi là
hằng số cân bằng nồng độ Kc)
[A], [B]… là nồng độ cân bằng của các chất A, B…
* Nếu A, B, C, D là những ion thì giữa chúng có tương tác tónh điện, làm
nồng độ của ion tự do nhỏ hơn nồng độ thực của chúng trong dung dòch, lúc này
trong biểu thức của đònh luật tác dụng khối lượng phải thay nồng độ bằng hoạt
độ a. Khi đó:
Ka =
a Cp .a qD ...
am
.a n ...
A B
Trong đó hoạt độ a = f.C, với C là nồng độ của ion và f là hệ số hoạt độ (0 <
f ≤ 1 ).
Khi đó đònh luật tác dụng khối lượng có dạng:
Ka =
a Cp .a qD ....
am
.a n ...
A B
Ka = Kc.
Đặng Thò Vónh Hoà
=
fC p .[C] p fD q [D]q ...
f
m
A
[A ]m f n [B]n ...
B
fC p .fD q ...
f
m
A
.f
n
B
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-8-
Ka là hằng số cân bằng hoạt độ, phụ thuộc vào nhiệt độ và lực ion của dung
dòch.
KC là hằng số cân bằng nồng độ KC = K
Hệ số hoạt độ f phụ thuộc vào lực ion µ của dung dòch. Lực ion biểu diễn
tương tác tónh điện của các ion trong dung dòch:
µ = 0,5 ( Z12C1 + Z22C2 + ….. ) = 0,5 Σ Zi2. Ci
Trong đó: Z là điện tích và C là nồng độ của các ion trong dung dòch. Tùy
vào giá trò của µ mà hệ số hoạt độ f được tính bằng các biểu thức khác nhau.
Nếu:
* µ ≈ 0: khi dung dòch rất loãng tương tác tónh điện giữa các ion không đáng
kể thì f = 1 nên a = C.
* µ ≤ 0,02 thì f được tính bởi biểu thức
lg f = − 0 , 5 Z 2
µ
* 0,02 < µ < 0,2 thì f được tính bởi biểu thức
lg f =
− 0 ,5 Z 2
1+
µ
µ
µ ≥ 0,2 thì f được tính bởi biểu thức
lg f =
− 0 ,5 Z
1 +
2
µ
µ
+ hµ
Trong đó h là hệ số được xác đònh bằng thực nghiệm, hệ số này thay đổi đối
với mỗi ion.
Ví dụ:
Tính hoạt độ của các ion trong dung dòch hỗn hợp KCl 10-3M và MgSO4 103
M.
Giải:
µ = 0,5 ( [K+].12 + [Cl-].12 + [Mg2+].22 + [SO42-].22 ), trong đó
[K+] = [Cl-] = 10-3
[Mg2+] = [SO42-] = 10-3
nên µ = 0,5 (10-3.1 + 10-3.1 + 10-3.4 + 10-3.4 ) = 5.10-3
lg f = − 0 , 5 Z 2
µ
µ = 5.10-3 < 0,02 nên
lgfK+ = lgfCl- = - 0,035 vậy fK+ = fCl- = 10-0,035 = 0,922
lgfMg2+ = lgfSO42- = - 0,14 vậy fMg2+ = fSO42- = 10-0,14 = 0,722
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
-9-
Vậy hoạt độ của các ion
a K+ = aCl- = 0,922. 10-3 = 9,22.10-4 ion g /l
aMg2+ = aSO42- = 0,722. 10-3 =7,22.10-4 ion g /l
2. Hằng số cân bằng điều kiện:
Nếu trong cân bằng hóa học: m A + n B + …… p C + q D +….; các cấu
tử A, B, C, D còn tham gia các phản ứng phụ khác thì nồng độ của mỗi chất tham
gia vào cân bằng trên sẽ giảm đi. Để biểu thò ảnh hưởng của các phản ứng phụ
đến cân bằng trên, người ta dùng đại lượng hằng số cân bằng điều kiện, ký hiệu
K’. K’ không những phụ thuộc vào nhiệt độ, lực ion của dung dòch mà còn phụ
thuộc vào nồng độ của các chất khác tham gia vào các phản ứng với các chất A,
B, C, D.
Nếu gọi [A’], [B’], [C’], [D’] là tổng nồng độ của các dạng của A, B, C, D trong
dung dòch thì [A], [B], [C], [D] chỉ bằng một phần của các tổng nồng độ [A’], [B’],
[C’], [D’]; tức là:
[A] = [A’].αA ; [B] = [B’].αB ; [C] = [C’].αC ; [D] = [D’].αD.
Các giá trò α = 1 khi không cho phản ứng phụ.
Các hệ số αA , αB, αC, αD < 1 là những hệ số biểu thò ảnh hưởng của các phản
ứng phụ đến nồng độ của A, B, C, D tự do.
Theo đònh luật tác dụng khối lượng:
p
q
α C p .α D q ...
[C] p .[D]q ... [C ' ] p [D ' ]q α C .α D ...
'
=
.
K=
=K . m
[A ]m .[B]n ... [A ' ]m [B' ]n α m .α n ...
α .α n ...
A
B
A
B
Trong thực tế để đơn giản việc tính toán nồng độ cân bằng của các ion trong
dung dòch người ta thường coi Ka = Kc tức là bỏ qua tương tác tónh điện coi f = 1.
Kết quả sẽ không chính xác, nhưng vì ta thường dùng những dung dòch loãng, nên
sai số ở trong giới hạn có thể chấp nhận được.
II. Dung dòch nước của các chất điện ly:
1. Chất điện ly:
Chất điện ly là chất mà khi hoà tan vào nước nó sẽ phân ly thành ion. Tùy theo
hằng số điện ly và độ điện ly mà người ta chia ra:
- Chất điện ly mạnh: là chất mà khi hoà tan vào nước nó sẽ phân ly hoàn
toàn thành ion (K = ∞). Đa số các muối, kiềm của kim loại nhóm IA và IIA và
acid mạnh thuộc loại này.
Ví dụ: * HCl → H+ + ClNếu dung dòch HCl có nồng độ 0,1M thì [H+] = [Cl-] = 0,1 ion g / l
* Al2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42Nếu dung dòch Al2(SO4)3 có nồng độ 0,1M thì [Al3+]
= 2. 0,1 ion g / l
[ SO42-] = 3. 0,1 iong/l
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 10 -
- Chất điện ly trung bình và yếu: là chất mà khi hoà tan vào nước nó chỉ
phân ly một phần thành ion.
CH3COO- + H+, sự phân ly chỉ xảy ra một phần,
Ví dụ: CH3COOH
hằng số phân ly của CH3COOH là:
K =
C
[CH COO − ][ H + ]
3
[CH 3 COOH ]
2. Độ điện ly:
Để biểu diễn độ phân ly của các chất điện ly yếu người ta dùng đại lượng gọi
là độ điện ly ký hiệu α.
α=
Số phân tử đã phân ly thành ion
Số phân tử đã đưa vào hòa tan
Ví dụ: hòa tan muối MeA có nồng độ C, độ điện ly α
Me+ + A-
MeA
Khi đạt trạng thái cân bằng thì [Me+] = [A-] = α.C và [MeA] = C - α.C = C (1 α)
Hằng số cân bằng K lúc này gọi là hằng số phân ly:
[Me + ][A − ] α 2 .C 2
α2C
=
K=
=
[MeA ]
C(1 − α) 1 − α
Qua biểu thức trên ta thấy trong một điều kiện nhất đònh K là một hằng số nên
khi C càng giảm thì độ điện ly càng tăng.
Đối với chất điện ly mạnh thì α = 1
Đối với chất điện ly rất yếu thì α << 1, trong biểu thức của K có thể bỏ qua α
cạnh giá trò 1, nên K = α2.C và α = ( K/C )1/2, K không đổi nên C càng bé thì α
càng lớn. Do đó đối với những chất điện ly rất yếu thì càng pha loãng sự phân ly
càng tăng.
Ví dụ: tính độ điện ly của dung dòch HCOOH trong dung dòch HCOOH có nồng
độ 3.10-1M. Biết KHCOOH = 1,77.10-4 , MHCOOH = 46
HCOOH
K=
HCOO- +
H+
[ HCOO − ][ H + ]
[ HCOOH ]
Gọi [H+] = [HCOO-] = x ( iong/l ) Vậy [HCOOH] = 3.10-1 – x ( M )
K=
x2
x .x
−4
⇒
=
1
,
77
.
10
3 .10 −1 − x
3 .10 −1 − x
Giải phương trình bậc 2: x2 + 1,77.10-4.x – 5,31.10-5 = 0 ta tính được:
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 11 -
x = 7,3.10-3iong/l
Vậy α = 2,43.10-2 và α% = 2,43%
Có thể giải bài toán trên bằng phương pháp gần đúng bằng cách:
Giả thiết x << 3.10-1 nên bỏ qua x bên cạnh 3.10-1 nên phương trình bậc 2
trên trở thành:
x2 = 3.10-1.1,77.10-4 giải ra x = 7,29.10-3 iong/l
III. Cách bỏ qua đại lượng nhỏ cạnh đại lượng lớn:
Giả sử có hai số hạng a + b, ta bỏ qua a bên cạnh b khi a < b 100 lần. Nếu biễu
diễn dưới dạng logarit thì bỏ qua a khi lgb – lga ≥ 2 đơn vò lg.
IV. Đònh luật bảo toàn nồng độ:
Trong dung dòch các chất điện ly, nồng độ các phân tử thường được biểu diễn
theo mol/l. Thường sử dụng các quy ước:
- Nồng độ gốc C0 là nồng độ của chất trước khi đưa vào hỗn hợp phản ứng.
- Nồng độ ban đầu C là nồng độ của chất trong hệ trước khi tham gia phản
ứng.
- Nồng độ cân bằng hay ký hiệu [ ] là nồng độ của các cấu tử sau khi phản
ứng đã xảy ra và đạt tới trạng thái cân bằng.
Ví dụ: trộn 10ml dung dòch NaCl 0,1M với 5ml dung dòch AgNO3 0,25M thì:
- Nồng độ gốc C0(NaCl) = 0,1M, C0(AgNO3) = 0,25M
- Nồng độ ban đầu:
C=
C0V0
V0 + V
⇒ C NaCl =
0,1.10
= 0,067 M
10 + 5
và C AgCl =
0,25.5
= 0,083 M
10 + 5
- Nồng độ cân bằng [Na+] = CNaCl =0,067M; [NO3-] = CAgNO3 = 0,083M;
nhưng [Ag+] < CAgNO3 và [Cl-] < CNaCl vì hai ion này có tham gia phản ứng
với nhau.
Nội dung của đònh luật bảo toàn nồng độ đầu như sau: nồng độ ban đầu của 1
cấu tử nào đó sẽ bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử đó
ở trong dung dòch tại thời điểm cân bằng.
Ví dụ: biểu diễn đònh luật bảo toàn nồng độ đầu đối với ion PO43- trong dung
dòch Na3PO4 0,1M.
3Na+ + PO43-
Na3PO4
0,1
PO43-
3.0,1
0,1
+ H2O
HPO42- + OH-
HPO42- + H2O
H2PO4- + OH-
H2PO4- + H2O
H3PO4
Đặng Thò Vónh Hoà
+ OHKhoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 12 -
C PO43- = 0,1 = [PO43-] + [HPO42-] + [H2PO4-] + [H3PO4]
Chương III. ACID VÀ BAZ – PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI PROTON
I. Một số đònh nghóa:
1. Đònh nghóa acid và baz:
Trước đây đònh nghóa của Arrhenius được sử dụng rộng rãi (acid là chất khi hòa
tan vào nước có thể phân ly thành H+ và anion; còn baz là chất mà khi hòa tan vào
nước có thể phân ly thành OH- và cation) nhưng đònh nghóa này không tổng quát vì
chỉ áp dụng cho một số loại chất và khi dung môi là nước.
Năm 1923 Bronsted (nhà bác học người Đan Mạch) đề ra đònh nghóa tổng quát
như sau: acid là chất có khả năng cho proton (H+) và baz là chất có khả năng nhận
proton.
Acid cho proton tạo thành baz liên hợp
Baz nhận proton tạo thành acid liên hợp
Mỗi cặp acid-baz liên hợp có thể biễu diễn bằng hệ thức sau:
baz liên hợp + H+
Acid
Ví dụ:
Acid
baz liên hợp
CH3 COOH
CH3COO-
+
H+
H2S
HS-
+
H+
HS-
S2-
+
H+
NH4+
NH3
Al(H2O)63+
+ H+
[Al(H2O)5OH]2+ + H+
Nhận xét:
- Acid và baz có thể là phân tử, ion (cation, anion)
- Proton H+ không có khả năng tồn tại ở trạng thái tự do, vì vậy 1 chất chỉ thể
hiện rõ tính chất acid hay baz trong dung môi có khả năng nhận hay cho proton.
Ví dụ:
baz.
Acid
+
H2O
baz
+
H3O+
Baz
+
H2O
acid
+
OH-
NH4+ +
H2O
NH3
+
H3O+
CN-
H2O
HCN +
+
OH-
- Tùy theo bản chất của dung môi, 1 chất có thể thể hiện tính acid hoặc
Ví dụ:
CH3COOH là acid trong nước vì CH3COOH + H2O
CH3COO +H3O+ nhưng trong hydro florua lỏng( H2F2) CH3COOH lại là một
baz vì:
CH3COOH + H2F2
Đặng Thò Vónh Hoà
CH3COOH2+ + HF2Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 13 -
- H2O là 1 dung môi vừa có khả năng cho H+ vừa có khả năng nhận H+ nên
nước là 1 dung môi lưỡng tính.
- Một số phân tử và ion có khả năng vừa cho H+, vừa nhận H+ gọi là lưỡng
tính.
Ví dụ:
2Na+ +
Na2HPO4
HPO42-
HPO42- vừa có khả năng cho H+ vừa có khả năng nhận H+
HPO42- +
H+
H2PO4-
HPO42PO43- +
2. Hằng số acid KA và hằng số Baz KB:
H+
Để đặc trưng cho cường độ của acid hoặc baz người ta dùng đại lượng hằng số
acid (KA) và hằng số baz (KB).
* Với acid:
H3O+ + A-
HA + H2O
H+ + A-
Để đơn giản ta viết: HA
[H + ][A − ]
KA =
[HA ]
Thì hằng số acid là:
KA càng lớn thì acid càng mạnh. Để thuận tiện cho việc tính toán người ta
thường dùng pKA = - lgKA. Ví dụ CH3COOH có KA = 10-4,75 và HCN có KA =
10-9,4, vậy CH3COOH là acid mạnh hơn HCN.
* Với baz:
A- + H2O
HA + OH-
K =
B
[HA ][OH − ]
[A − ]
Thì hằng số baz là:
KB càng lớn thì baz càng mạnh. Để thuận tiện cho việc tính toán người ta
thường dùng pKB = - lgKB. Ví dụ CH3COO- có KB = 10-9,25 và NH3 có KB =
10-4,75, vậy NH3 là baz mạnh hơn CH3COO-.
* Với đa acid và đa baz:
- Acid hoặc baz mà một phân tử chỉ nhường hoặc nhận 1 H+ thì gọi là đơn
acid hoặc đơn baz.
- Acid hoặc baz mà một phân tử nhường hoặc nhận 2 hay nhiều H+ thì gọi là
đa acid hoặc đa baz. Trong dung dòch các đa acid hoặc đa baz phân ly lần
lượt theo từng nấc. Mỗi nấc sẽ nhường hoặc nhận 1 H+ và có một hằng số
acid hoặc hằng số baz tương ứng.
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
Ví dụ:
- 14 -
H3PO4
H+
+
H2PO4-
KA1 = 10-2,21
H2PO4-
H+
+
HPO42-
KA2 = 10-7,21
HPO42-
H+
+
PO43-
KA3 = 10-12,36
Ngược lại PO43- lại là một đa baz
PO43-
+
H2O
HPO42-
+
OH-
KB1 = 10-1,64
HPO42- +
H2O
H2PO4-
+
OH-
KB2 = 10-6,79
H2PO4- +
H2O
H3PO4 +
3. Quan hệ giữa KA và KB. Tích số ion của nước:
OH-
KB3 = 10-11,88
KA =
K =
[H + ][A − ]
[HA ]
[HA ][OH − ]
[A − ]
B
KA.KB = [H+][OH-]
Mặt khác:
(1)
H+
H2O
+
OH-
Hằng số cân bằng:
[H + ][OH − ]
K =
[H 2 O]
=> K.[H2O] = [H+][OH-]
KH2O
= [H+][OH-]
(2)
KH2O được gọi là tích số ion của nước, nó là hằng số chỉ phụ thuộc vào nhiệt
độ, không phụ thuộc vào nồng độ của các ion H+ và OH- trong dung dòch.
Ở 250C KH2O = 10-14 vậy pKH2O = - lgKH2O = 14
Từ (1) và (2) => KA.KB = KH2O = 10-14
pKA + pKB = pKH2O = 14 (ở 250C)
Hai công thức trên chỉ áp dụng cho acid – baz liên hợp
Nếu KA càng lớn nghóa là acid càng mạnh thì KB càng nhỏ nghóa là baz liên
hợp càng yếu. Ví dụ:
- HCl là 1 acid mạnh KA = ∞ thì baz liên hợp với nó là Cl- lại là 1 baz vô
cùng yếu có KB = 0.
- HCN là 1 acid yếu có KA = 10-9,4 thì baz liên hợp với nó là CN- là 1 baz khá
mạnh có KB = 10-4,6.
4. pH và thang pH:
pH = -lg[H+] và pOH = -lg[OH-]
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 15 -
Giá trò pH đặc trưng cho tính chất acid hoặc baz của các chất điện ly thể hiện
qua nồng độ của ion H+ hoặc ion OH-. Vì [H+].[OH-] là một hằng số tại nhiệt độ
cho trước, còn [H+] và [OH-] là những đại lượng biến đổi nên bằng giá trò [H+]
và [OH-] có thể xét đoán độ acid hoặc độ kiềm của dung dòch.
[H+].[OH-] =10-14 => pH + pOH = pKH2O=14
Thang pH được quy đònh như sau:
Môi trường acid
Môi trường trung tính
Môi trường kiềm
[H+] > 10-7 ion g/l
[H+] = [OH-]
[H+] < 10-7 ion g/l
[OH-]<10-7 ion g/l
pH = pOH = 7
[OH-]>10-7 ion g/l
=>pH < 7 , pOH >7
pH >7, pOH < 7
II. Tính pH của dung dòch acid: pH = -lg aH+ hay pH = - lg [H+]
1. Dung dòch đơn acid mạnh:
Giả sử có dung dòch acid mạnh HA có nồng độ CA.
Tùy theo nồng độ của acid mạnh mà tính pH bằng các công thức khác nhau:
* Nếu CA ≥ 10-6 mol/l
thì pH = -lg CA
* Nếu CA ≤ 10-8 mol/l
Dung dòch acid quá loãng nên có thể coi [H+] = [OH-] =10-7 do đó pH = 7
* Nếu 10-8 < CA < 10-6 tức CA ~ 10-7 mol/l
Thì phải sử dụng phương trình bậc hai [H+]2 - CA[H+] - KH2O = 0 để tính
[H+].
Tuy nhiên trong thực tế thường CA > 10-6 nên để tính pH của dung dòch acid
mạnh ta dùng pH = - lg CA.
Ví dụ: Tính pH của dung dòch HCl 2.10-2M và 5.10-3 M trong 2 trường hợp kể
cả lực ion và bỏ qua lực ion. Nhận xét ?
* Nếu bỏ qua lực ion: vì nồng độ > 10-6 => pH = -lg CA
- pH của dung dòch HCl 2.10-2M = -lg2.10-2 = 1,698 ≈ 1,70.
- pH của dung dòch HCl 5.10-3M = -lg 5.10-3 =2,30
* Nếu tính lực ion:
- Với HCl 2.10-2M µ = 0,5( 2.10-2.12 + 2.10-2.12) = 2.10-2 =0,02
lg f
H+
= −0,5Z 2 µ = −0,5.1. 0,02 = −0,0707
µ ≤ 0,02 =>
fH+ = 0,849
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 16 -
aH+ = fH+.CH+ = 0,849. 2.10-2 = 0,01698
pH = -lgaH+ = 1,77
- Với HCl 5.10-3M thì µ = 0,5( 5.10-3.12 + 5.10-3.12) = 5.10-3
µ ≤ 0,02 =>
lg f
H
+
= −0,5Z 2 µ = −0,5.1. 0,005 = −0,035
fH+ = 0,92
aH+ = fH+.CH+ = 0,92. 5.10-3 = 4,6.10-3
pH = -lgaH+ = 2,336
Nhận xét: so sánh các giá trò pH trong 2 trường hợp ta thấy nếu dung dòch có
nồng độ càng bé thì sự sai lệch khi bỏ qua lực ion là không đáng kể.
2. Dung dòch đơn acid trung bình 10-3 < KA < 100
Giả sử có dung dòch acid HA có nồng độ CA và hằng số acid KA.
Nếu KA có giá trò 10-3 < KA < 100 thì pH của dung dòch được tính từ việc giải
phương trình bậc hai: [H+]2 + KA[H+] - KA.CA = 0
3. Dung dòch đơn acid yếu 10-10 < KA < 10-3
Giả sử có dung dòch acid HA có nồng độ CA và hằng số acid KA.
Nếu KA có giá trò 10-10 < KA < 10-3 thì pH của dung dòch được tính từ công thức
[H+]2 = KA.CA
pH = 0,5pkA – 0,5lgCA
Ví dụ: Tính pH của dung dòch HCOOH 0,017M biết HCOOH có KA = 1,77.10-4
Giải: Vì KA = 1,77.10-4 = 10-3,75 < 10-3 nên xem HCOOH là 1 đơn acid yếu
=> pH = 0,5pkA – 0,5lgCA = 0,5. 3,75 - 0,5.lg 0,017 = 1,875 + 0,885 = 2,76
4. Dung dòch đa acid:
Đa acid là acid mà khi hòa tan vào nước sẽ lần lượt phân ly theo nhiều nấc, ứng
với mỗi nấc là một hằng số acid riêng.
Ví dụ: * H2CO3
H+
+
HCO3- có K1 = 4,47.10-7
HCO3-
H+
+
CO32- có K2 = 6.10-11
* H3PO4
H+
+
H2PO4- có K1 = 7,6.10-3
H2PO4-
H+
+
HPO42- có K2 = 6,2.10-8
HPO42-
H+
+
PO43- có K3 = 4,2.10-13
Nhìn chung H+ tách ra khỏi phân tử ở nấc trước dễ dàng hơn ở nấc sau, vì số H+
tách ra càng tăng thì phân tử mất H+ càng âm, nên giữ H+ càng chặt. Do đó hằng
số phân ly của nấc sau thường nhỏ hơn của nấc trước.
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 17 -
Dung dòch đa acid có thể xem như dung dòch của một hỗn hợp các đơn acid yếu
có nồng độ bằng nhau và hằng số acid khác nhau.
- Nếu đa acid có K1 > K2 khoảng 104 lần thì xem dung dòch đa acid đó như
dung dòch đơn acid có KA = K1.
- Nếu đa acid có K1 không lớn hơn K2 nhiều thì xem như hỗn hợp các đơn
acid (sẽ xét ở trường hợp pH của dung dòch hỗn hợp các acid).
Ví dụ:
1. Tính pH của dung dòch H2S 0,025M biết H2S có K1= 5,7.10-8, K2= 1,2.10-15
Giải: Do K1 > K2 hơn 104 lần nên có thể xem H2S như 1 đơn acid yếu có KA
= K1 = 5,7.10-8 (thuộc loại acid yếu) nên :
pH = 0,5pKA - 0,5lgCA = 0,5(-lg5,7.10-8) - 0,5lg0,025 = 3,62 = 0,80 = 4,42
5. pH của hỗn hợp hai acid:
a) Hỗn hợp 2 acid mạnh:
Giả sử dung dòch hỗn hợp 2 acid mạnh là HA1 có nồng độ C1 và HA2 có nồng
độ C2 thì pH của dung dòch được tính từ phương trình:
pH = - lg ( C1 + C2 )
b) Hỗn hợp 1 acid mạnh và 1 acid yếu:
Giả sử hỗn hợp gồm 1 acid mạnh HAm có nồng độ Cm và 1 acid yếu HAy có
nồng độ Cy và hằng số acid KHAy thì tùy theo từng trường hợp cụ thể mà pH của
dung dòch được tính bằng các công thức khác nhau:
Nếu Cm ≥ Cy
pH của dung dòch do acid mạnh quyết đònh nên pH = - lgCm
Nếu Cm < Cy
Muốn tính gần đúng thì giải phương trình [H+]2 –Cm[H+] – KHAyCy = 0
+
[H ] = C +
m
C y .K HAy
[H + ] + K
HAy
Muốn giải chính xác thì sử dụng phương trình:
Ví dụ: Tính pH của dung dòch hỗn hợp HCl 10-4 M và CH3COOH 10-2M. Cho
KA = 10-4,75
Giải: Vì Cm < Cy nên:
- Giải gần đúng:
[H+]2 –Cm[H+] – KHAyCy = 0
[H+]2 –10-4[H+] – 10-4,75.10-2 = 0
Giải ra được pH = 3,32
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 18 -
- Giải chính xác bằng cách thế vào phương trình tổng quát rồi biến đổi, ta
được:
[H+]2 + 10-4,75[H+] – 10-4[H+] - 10-8,75 - 10-6,75 = 0
Giải phương trình ta được [H+] = 4,62.10-4 và pH = 3,34
Ta thấy 2 cách giải pH lệch nhau không nhiều nên có thể giải theo phương
pháp gần đúng cho đơn giản.
c) Hỗn hợp 2 đơn acid yếu (hay 1 đa acid có k1 ≈ k2 )
Giả sử hỗn hợp 2 đơn acid yếu là HA1 (có nồng độ C1, hằng số acid K1) và
HA2 (có nồng độ C2 và hằng số acid K2).
- Giải gần đúng:
[H+]2 = k1C1 + k2C2
Một cách tổng quát: [H+]2 = ΣkiCi
- Giải chính xác:
[H + ] =
K 1 C1
[H + ] + K 1
+
K 2 C2
[H + ] + K 2
Đây là phương trình tổng quát, tùy theo từng trường hợp cụ thể có thể đơn
giản hơn.
- Nếu C1≈ C2 nhưng K1 >> K2
- Nếu K1≈ K2 nhưng C1 >> C2
- Nếu K1 >> K2 dù C1 < C2
Trong cả 3 trường hợp trên pH chỉ do HA1 quyết đònh tức là:
[H + ] =
K 1C1
[H + ] + K 1
- Nếu K1≈ K2 và C1≈ C2 thì phải dùng phương trình tổng quát.
Ví dụ: Tính pH của các hỗn hợp 2 acid:
CH3COOH
0,1M (pKCH3COOH = 4,76) và HCN 0,1M (có pKHCN = 9,21)
CH3COOH
5.10-4M và HCN 10-1M.
CH3COOH
0,1M và HCOOH 0,1M pKHCOOH = 3,75.
Giải
i- * Giải gần đúng:
[H+]2 = (K.C)CH3COOH + (K.C)HCN
=10-4,76.0,1
+ 10-9,21.0,1
[H+]2 = 10-5,76 => [H+] = 10-2,88 => pH = 2,88
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 19 -
* Giải chính xác: (C1=C2 , K1>>K2)
[H + ] =
K CH 3COOH C CH 3COOH
[H + ] + K CH 3COOH
[H+]2 –10-4,76[H+] – 10-5,76 = 0
Giải phương trình ta được [ H+] = 1,32.10-3 và pH = 2,88
Vậy cả hai cách cho kết quả như nhau, nhưng cách 1 nhanh hơn
ii- C1 < C2 K1 >> K2 cũng giải như câu a ta được:
Giải gần đúng pH = 4,03
Giải chính xác pH ≈ 4
iii- C1 = C2 K1 ≈ K2
Giải gần đúng: [H+]2 =10-4,76. 0,1 + 10-3,75.0,1 = 19,518.10-6
Vậy [H+] = 4,418.10-3 và pH = 2,35
Nếu giải chính xác thì phương trình sẽ trở thành phương trình bậc ba khó
giải. Nên trong thực tế người ta vẫn áp dụng phương pháp giải gần đúng.
III. Tính pH của dung dòch baz:
Đối với các dung dòch baz công thức tính cũng tương tự như các dung dòch acid,
nhưng trong đó thay H+ bằng OH-, thay KA bằng KB, thay CA bằng CB
1. Dung dòch baz mạnh:
Giả sử có 1 baz mạnh có nồng độ CB
Tương tự như phần acid mạnh ta cũng chỉ gặp trường hợp:
CB ≥ 10-6mol/l thì pOH = -lgCB nên pH = 14 - pOH, vậy:
pH = lg CB + 14
Ví dụ: Tính pH của dung dòch NaOH có nồng độ 10-2 mol/l.
- Nếu không kể lực ion : CNaOH < 10-6
=> pH = lgCB + 14 = -2 + 14 =12
- Kể lực ion: µ =
0,5( 10-2 + 10-2 ) = 10-2
lgfOH- = -o,5.Z2.( µ )1/2 = - 0,5.1.10-1 = -0,05
fOH- = 10-0,05 = 0,89
aOH- = CNaOH.fOH- = 0,89. 10-2 = 8,9.10-3iong/l
pOH = -lg8,9.10-3+ = 2,05
pH = 14 – 2,05 = 11,95
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 20 -
2. Dung dòch đơn baz trung bình 10-3 < KB < 100
Tính tương tự như đơn acid trung bình ta có:
[OH-]2 + KB[OH-] – KBCB = 0
Giải phương trình này tính được [OH-] rồi từ đó tính được [H+] và pH
3. Dung dòch đơn baz yếu 10-10 < KB < 10-3
pOH = 0,5pKB - 0,5lgCB nên
pH = 14 - 0,5pKB + 0,5lgCB
Ví dụ:
1- Tính pH của dung dòch NH4OH 10-2M biết pKNH4OH = 4,75.
KNH4OH = 10-4,75 vậy nó thuộc loại baz yếu nên
pH = 14 - 0,5pKB + 0,5lgCB = 14 - 0,5.4,75 + 0,5lg10-2
pH = 10,625
1- Tính pH của dung dòch KCN10-2M biết HCN có KA = 10-9,21.
KCN
K+ + CN-
CN- là một baz yếu vì có KB = 10-4,79
pH = 14 - 0,5pKB + 0,5lgCB = 14 - 0,5.4,79 + 0,5lg10-2
pH = 10,61
4. Dung dòch đa baz
Muối trung hòa của các đa acid như Na3PO4, Na2CO3, Na2C2O4… là những đa
baz vìø khi hòa tan vào nước các anion gốc acid sẽ nhận 1, 2 hoặc nhiều H+ và một
nấc ứng với một hằng số baz riêng.
Ví dụ: * Na3PO4
3Na+
PO43- + H2O
HPO42- +
HPO42- + H2O
H2PO4-
H2PO4- + H2O
+
PO43-
OH- KB1 = KH2O/KA3 = 10-1,62
+ OH- KB2 = KH2O/KA2 = 10-6,79
H3PO4 + OH-
KB3 = KH2O/KA1 = 10-11,88
Dung dòch đa baz có thể xem như dung dòch của một hỗn hợp các đơn baz yếu
có nồng độ bằng nhau và hằng số acid khác nhau.
- Nếu đa baz có KB1 > KB2 khoảng 104 lần thì xem dung dòch đa baz đó như
dung dòch đơn baz có KB = KB1.
- Nếu đa baz có KB1 không lớn hơn KB2 nhiều thì xem như hỗn hợp các đơn
baz (sẽ xét ở trường hợp pH của dung dòch hỗn hợp các baz).
Ví dụ: tính pH của dung dòch Na3PO4 10-1M.
Vì PO43- có KB1> KB2 > KB3 cỡ 104 lần nên xem như một đơn baz có KB = 101,62
, vậy nó là một baz trung bình nên
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 21 -
[OH-]2 + KB[OH-] – kBCB = 0
[OH-]2 + 10-1,62[OH-] – 10-1,62.10-1 = 0
[OH-]= 0,0385 nên pOH = 1,42 vậy pH 12,58
5. pH của hỗn hợp 2 baz:
a) Hỗn hợp 2 baz mạnh:
Giả sử có hai baz mạnh có nồng độ tương ứng là C1 và C2, thì cũng lý luận
như phần acid ta có:
pOH = -lg( C1 + C2 ) nên pH = 14 + lg ( C1 + C2 )
b) Hỗn hợp 1 baz mạnh và 1 baz yếu:
Giả sử có hai baz: 1 baz mạnh có nồng độ là Cm và 1 baz yếu có nồng độ Cy
và hằng số baz là KB, thì cũng tương tự như phần acid ta có:
- Nếu Cm ≥ Cy thì pOH = -lgCm nên pH = 14 + lgCm
- Nếu Cm < Cy thì có thể giải gần đúng bằng phương trình
[OH-]2 –Cm[OH-] – KBCy = 0
Muốn giải đúng thì áp dụng phương trình:
[OH − ] = C m +
C y− .K B
[OH − ] + K B
Ví dụ: Tính pH của hỗn hợp Na2CO3 0,1M và NaOH 0,01M. Biết H2CO3 có
K1 = 4,47.10-7, K2 = 6.10-11.
Na2CO3
2Na+ + CO32-
CO32- là 1 đa baz có KB1 = 1,67.10-4 hơn KB2 = 0,224.10-7 gần 104 lần nên có
thể xem gần đúng như CO32- là 1 đơn baz yếu. Vậy đây là trường hợp của 1
dung dòch hỗn hợp gồm 1 baz mạnh và 1 baz yếu có CNaOH = 0,01M <
CNa2CO3 = 0,1M.
Giải gần đúng:
[OH-]2 –CNaOH[OH-] – KBCNa2CO3 = 0
[OH-]2 –10-2 [OH-] – 1,67.10-4.10-1 = 0
Giải phương trình được [OH-] = 0,0115 suy ra pOH = 1,94
Vậy pH = 14 – 1,94 = 12,06
Nếu giải chính xác cũng cho kết quả như vậy
c) Hỗn hợp 2 đơn baz yếu (hay 1 đa baz có KB1 ≈ KB2)
Giả sử hỗn hợp 2 đơn baz yếu có hằng số baz tương ứng là KB1 và KB2, nồng
độ C1 và C2.
- Giải gần đúng thì: [OH-]2 = KB1C1 + KB2C2
Một cách tổng quát: [OH-]2 = ΣkiCi
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 22 -
- Giải chính xác:
[OH − ] =
K B1C1
[OH − ] + K B1
+
K B2 C 2
[OH − ] + K B2
Đây là phương trình tổng quát, tùy theo từng trường hợp cụ thể có thể đơn
giản hơn.
- Nếu C1≈ C2 nhưng KB1 >> KB2
- Nếu KB1 >> KB2 dù cho C1 < C2
- Nếu K1≈ K2 và C1> C2
Trong cả 3 trường hợp trên đều có thể bỏ qua sự phân ly của baz thứ 2, tức
pH chỉ do baz thứ nhất quyết đònh, tức là:
[OH − ] =
K B1C1
[OH − ] + K B1
- Nếu K1≈ K2 và C1≈ C2 thì phải dùng phương trình tổng quát.
IV. pH của dung dòch hỗn hợp đơn acid yếu và baz liên hợp với nó - Dung dòch đệm:
1. Đònh nghóa:
Dung dòch đệm là dung dòch có pH rất ít thay đổi khi ta thêm vào dung dòch một
lượng nhỏ acid mạnh hoặc baz mạnh.
pH của dung dòch acid yếu HA và baz liên hợp với HA là A- thay đổi không
đáng kể khi thêm vào một ít acid mạnh hoặc baz mạnh vì HA H+ + A- (1) nên
khi thêm acid mạnh tức [H+] sẽ tăng nên cân bằng (1) sẽ chuyển sang trái (tức H+
sẽ kết hợp A-) còn nếu thêm baz mạnh tức là [H+] giảm nên cân bằng (1) chuyển
qua phải (tức HA sẽ phân ly H+). Kết quả là sau khi cân bằng thiết lập nồng độ H+
sẽ thay đổi không đáng kể. Vì vậy nếu thêm hỗn hợp acid yếu và baz liên hợp
của nó vào một dung dòch thì pH của dung dòch đó thay đổi không đáng kể trong
quy trình nghiên cứu. Do đó dung dòch hỗn hợp này được gọi là dung dòch đệm.
2. Thành phần của dung dòch đệm:
Thành phần của dung dòch đệm là hỗn hợp 2 dạng của 1 đôi acid-baz thường là:
- Hỗn hợp của một acid yếu và muối của acid yếu đó với 1 baz mạnh. Ví dụ:
dung dòch đệm gồm: CH3COOH + CH3COONa là dung dòch đệm acid.
- Hỗn hợp của 1 baz yếu và muối của baz yếu đó với 1 acid mạnh. Ví dụ:
dung dòch đệm gồm : NH4OH + NH4Cl là dung dòch đệm baz.
- Hỗn hợp 2 chất lưỡng tính acid – baz. Ví dụ: CO32- + HCO3- hoặc H2PO4- +
HPO42-
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 23 -
3. pH của dung dòch đệm:
Khảo sát dung dòch đệm chứa acid yếu HA có nồng độ CA hằng số acid KA và
baz liên hợp với nó (tức là muối MA) có nồng độ CB thì phương trình tổng quát để
tính pH của dung dòch đệm HA/MA là:
[H + ] = K A .
CA
CB
⇒ pH = pK A − lg
CA
CB
Còn đối với hệ đệm tạo thành từ baz yếu có nồng độ CB, hằng số baz là KB và
acid liên hợp với nó có nồng độ CA thì công thức tính pH như sau:
pOH = pK B − lg
CB
CA
pH = 14 − pK B − lg
CA
CB
Ví dụ:
1 - Tính pH của dung dòch hỗn hợp CH3COOH 0,01M và CH3COONa
0,01M. Biết pKCH3COOH = 4,75.
Giải: Đây là hệ gồm acid yếu CH3COOH và baz liên hợp CH3COO-
pH = pK A − lg
CA
CB
= pK CH COOH − lg
3
C CH 3COOH
C CH 3COONa
= 4,75 − lg
0,01
= 4,75
0,01
2 - Tính pH của dung dòch trên nếu thêm vào một lít dung dòch đó:
a- 10 ml dung dòch HCl 10-1 M
b- 10 ml dung dòch NaOH 10-1M
Giải:
a. Khi thêm HCl vào thì: CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl
Số mol HCl thêm vào = [CH3COOH]được sinh ra = [CH3COONa] đã phản
ứng với HCl = 10.10-1/1000 = 0,1.10-2M
Vậy : CA = 10-2 + 0,1.10-2 = 1,1.10-2
CB = 10-2 – 0,1.10-2 = 0,9.10-2M
=> pH
= 4,75 –lg(1,1.10-2/0,9.10-2) = 4,66.
Như vậy khi thêm 10-3 mol HCl vào 1 lít dung dòch đệm CH3COOH 0,01 M
và CH3COONa 0,01M chỉ làm cho pH giảm đi: (4,75 – 4,66 = 0,09 đơn vò),
nhưng nếu thêm 10-3 mol HCl vào nước thì pH giảm đi (7-3) = 4 đơn vò
a. Khi thêm NaOH vào thì: CH3COOH + NaOH → CH3COONa + H2O
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 24 -
Tương tự câu a
=>
CCH3COOH = 10-2 - 0,1.10-2 = 0,9.10-2
CCH3COONa = 10-2 + 0,1.10-2 = 1,1.10-2M
=> pH = 4,75 + lg(1,1.10-2/0,9.10-2) = 4,84.
Trong trường hợp này pH cũng chỉ tăng lên 0,09 đơn vò
3- Tính pH của dung dòch hỗn hợp NH4OH 0,01M và NH4Cl 0,02M.
Biết KNH4OH = 10-4,75
Đây là hệ đệm tạo bởi baz yếu NH4OH và acid liên hợp với nó là NH4+
pH = 14 − pK B − lg
CA
CB
pH = 14 – 4,75 – lg 0,02 + lg 0,01 = 8,95
4. Đệm năng của dung dòch đệm:
Để biểu thò khả năng của dung dòch đệm chống lại sự thay đổi pH khi thêm acid
hoặc baz vào, người ta dùng khái niệm đệm năng.
Đệm năng được đònh nghóa: bằng số mol của một baz mạnh hay acid mạnh cần
thêm vào một lít dung dòch đệm đó, để pH của nó tăng hay giảm một đơn vò pH.
Đệm năng được ký hiệu là β.
β=+
∆C
B
∆pH
=−
∆C
A
∆pH
Với ∆CB, ∆CA là số mol baz mạnh hoặc acid mạnh thêm vào.
∆pH là độ biến thiên pH gây ra khi thêm 1 lượng ∆CB baz mạnh hoặc
∆CA acid mạnh.
Người ta đã tính được:
β = 2,3
C A .C B
CA + CB
Trong 1 lít dung dòch thì CA + CB = C
β = 2,3
C A .C B
CA + CB
= 2,3
C A .C B
C
Công thức này chỉ áp dụng khi KA ≤ C / 200 ⇔ C ≥ 200.KA tức thõa điều
kiện: CA , CB >> [H+], [OH-].
β sẽ cực đại khi CA = CB = C/2 khi đó βmax = 2,3.C / 4
Vậy đệm năng sẽ đạt cực đại khi nồng độ dạng acid và baz liên hợp bằng
nhau. Vậy muốn pha 1 dung dòch đệm có đệm năng lớn nhất ta nên chọn đôi
Đặng Thò Vónh Hoà
Khoa Hoá học
Hoá Phân tích cho sinh viên môi trường
- 25 -
acid – baz liên hợp có pKA gần với pH đệm muốn pha và trộn chúng với số mol
bằng nhau. Khi pha loãng hay làm đậm lại 1 dung dòch đệm pH của dung dòch
không thay đổi.
Ví dụ:
Tính đệm năng của dung dòch đệm: CH3COOH 10-2M và CH3COONa10-2M
Giải:
Ta có :
C .C
C
10 −2 + 10 −2
0,01 .0,01
=
= 10 −4 > K A nên β = 2,3. A B = 2,3
= 1,15 .10 −2
200
200
CA + CB
0,01 + 0,01
Muốn pha một dung dòch đệm tốt có pH bằng một giá trò cho sẵn pH0 nào đó,
nên chọn acid yếu có pKA gần pH0. Ví dụ để tạo dung dòch đệm pH = 4,5 thì
nên chọn cặp CH3COOH và CH3COONa có pKA = 4,75. Nhưng muốn tạo dung
dòch đệm có pH = 2,5 thì không nên chọn hệ trên mà phải chọn cặp
CH2ClCOOH/CH2ClCOONa vì pKCH2ClCOOH = 2,8, gần với giá trò 2,5 hơn.
V. pH của dung dòch chứa 1 hợp chất ion:
1. Hợp chất ion cấu tạo bởi 1 acid mạnh và 1 baz mạnh:
Ví dụ NaCl.Trong nước, hợp chất này phân ly hoàn toàn thành các ion trung
tính với H+ và OH- nên pH của dung dòch là pH của nước (pH =7).
2. Hợp chất ion cấu tạo bởi 1 acid yếu và một baz mạnh:
CH3COONa
CH3COO- + Na+
CH3COO- + H2O
CH3COOH + OHƯ Xem như dung dòch của đơn baz
3. Hợp chất ion cấu tạo bởi 1 baz yếu và 1 acid mạnh:
NH4+ +
ClVí dụ:
NH4Cl
=>
NH4+
H+
+
NH3
Ư Xem như dung dòch của đơn acid
4. Hợp chất ion cấu tạo bởi 1 baz yếu và một acid yếu:
Ví dụ:
Ví dụ như các hợp chất NH4CN, (NH4)2CO3… gọi là hệ acid yếu và baz yếu
không liên hợp. Những hợp chất loại này được tạo thành bởi 1 acid yếu HA1 có
nồng độ CA và hằng số acid KA1 và một baz yếu A2- có nồng độ CB và hằng số baz
là KB từ đó tính được hằng số của acid liên hợp với nó là KA2.
- Nếu CA = CB thì [H+]2 = KA1KA2
Suy ra:
pH = 0,5( pKA1 + pKA2 )
- Nếu CA = m.CB thì giải phương trình sau để tìm pH
mK A1
[H + ] + K A1
Đặng Thò Vónh Hoà
=
[H + ]
[H + ] + K A 2
Khoa Hoá học
