Các định luật hóa học và cân bằng axit bazo

CHÀO MỪNG THẦY VÀ CÁC BẠN
ĐẾN VỚI BÀI THUYẾT TRÌNH
CỦA NHÓM 1


THÀNH VIÊN
Hoàng Xuân Ái
Huỳnh Quốc Minh
Vũ Duy Hải
Nguyễn Thanh Bình
Nguyễn Ngọc Linh
Trương Minh Hiếu
Lê Trúc Hòa
Lê Thị Vân Anh


CHỦ ĐỀ:
CÂN BẰNG TRONG
DUNG DỊCH AXIT- BAZƠ


1. MỘT SỐ ĐỊNH LUẬT
CƠ SỞ CỦA HÓA HỌC

01

2. PHƯƠNG
PHÁP TÍNH
TOÁN CÂN
BẰNG ION

NỘI
DUNG
02

03

3. CÂN BẰNG TRONG
DUNG DỊCH AXIT – BAZƠ

www.trungtamtinhoc.edu.vn


1. Một số định luật cơ sở hóa học
1.1 Định luật thành phần không đổi
Đinh luật: một hợp chất dù được điều chế bằng cách nào đi nữa bao
giờ cũng có thành phần xác định và không đổi.
Ví dụ: NaCl: có 39,34% Natri và 60,66% Clo


1.2 Định luật bảo toàn khối lượng
 

Định luật: Tổng khối lượng các sản phẩm thu được bằng tổng khối
lượng các chất ban đầu đã tác dụng.
A+B=C+ D
mA + mB = mC + mD

1.3 Định luật đương lượng
Trong các phản ứng hóa học “các nguyên tố kết hợp với nhau hoặc thay
thế nhau theo các khối lượng tỷ lệ với đương lượng của chúng”

Biểu thức của định luật đương lượng


•1.4
  Đương lượng gam
Đương lượng gam của một chất hay hợp chất là lượng chất đó được tính bằng gam có trị số
bằng đương lượng của nó.
Mối liên hệ số gam và đương lượng gam
Số đương lượng gam =

1.5 Định luật tỉ lệ thể tích
Ở cùng nhiệt độ và áp suất, thể tích các chất khí phản ứng với nhau cũng như thể tích các sản
phẩm khí tạo thành trong phản ứng tỉ lệ với nhau như những số nguyên đơn giản.

1.6 Định luật D. Avogadro
Trong cùng điều kiện T & P, những thể tích bằng nhau (V1 = V2 ) của chất khí khác nhau đều
chứa cùng số phân tử như nhau ( N1 = N2 ).
Ở điều kiện chuẩn ( 00C và 760mmHg ), 1 mol khí bất kì đều chứa 6.022.1023 phân tử.


1.7 Các định luật chất khí
 

1.7.1 Định luật A. Boyle-Mriotte
Ở nhiệt độ không đổi, thể tích của một lượng nhất định của các
chất khí tỉ lệ nghịch với áp suất.
P0V0 = P1V1=…. = PV = const

1.7.2 Định luật B. Charles-Gay-Lussac
Ở áp suất không đổi, thể tích của một lượng nhất định chất khí tỉ lệ

thuận với nhiệt độ tuyệt đối.
V = constant T hay V/T = constant
V0T0 = V1T1


2. Phương pháp cân bằng ion
Phương pháp cân bằng ion – electron:
• Phạm vi áp dụng: đối với các quá trình xảy ra trong dung dịch, có sự tham
gia của môi trường (H2O, dung dịch axit hoặc bazơ tham gia).
• Nguyên tắc:
 Nếu phản ứng có axit tham gia: vế nào thừa O phải thêm H+ để tạo H2O và
ngược lại.
 Nếu phản ứng có bazơ tham gia: vế nào thừa O phải thêm H2O để tạo ra OH-


Các bước tiến hành:
Bước 1: Tách ion, xác định các nguyên tố có số oxi hóa thay đổi và viết các nửa
phản ứng oxi hóa – khử.
Bước 2: Cân bằng các bán phản ứng:
Cân bằng số nguyên tử mỗi nguyên tố ở hai vế:
Thêm H+ hay OHThêm H2O để cân bằng số nguyên tử hiđro
Kiểm soát số nguyên tử oxi ở 2 vế (phải bằng nhau).
Cân bằng điện tích: thêm electron vào mỗi nửa phản ứng để cân bằng điện tích.


Bước 3: Cân bằng electron: nhân hệ số để:
Tổng số electron cho = tổng số electron nhận.
Bước 4: Cộng các nửa phản ứng ta có phương trình ion thu gọn.
Bước 5: chuyển phương trình dạng ion thu gọn thành phương trình ion đầy đu
Ví dụ: Cân bằng phương trình phản ứng:

Cu + HNO3 → Cu(NO3)2 + NO + H2O


Bước 1: Cu + H+ + NO3- → Cu2+ + 2NO3- + NO + H2O
Cu0 → Cu2+
NO3-→ NO
Bước 2: Cân bằng nguyên tố:
Cu → Cu2+
NO3- + 4H+ → NO + 2H2O
Cân bằng điện tích
Cu → Cu2+ + 2e
NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
Bước 3: Cân bằng electron:
3 x Cu → Cu2+ + 2e
2 x NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O
Bước 4: 3Cu + 2NO3- + 8H+ → 3Cu2+ + 2NO + 4H2O
Bước 5: 3Cu + 8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO +4H2O


3. Phương pháp chuẩn độ axit – bazơ
3.1 Khái niệm – nguyên tắc
 Khái niệm axit – bazơ
• Theo Svate Arrhenius:
 Axit là chất có khả năng phân ly cho H+ khi hòa tan vào nước.
 Bazơ là chất có khả năng phân ly cho OH- khi hòa tan vào nước.

• Theo Jonhannes K.Bronsted và Thomas Lowry:
 Axit là chất có khả năng cho proton H+
 Bazơ là chất có khả năng nhận proton H+

VD: NH3 + HCl  NH4Cl
 NH3 là bazơ
 HCl là axit


Nguyên tắc:
Dùng dung dịch kiềm đã biết chính xác nồng độ làm dung dịch chuẩn để
chuẩn độ dung dịch axit hoặc dùng dung dịch axit mạnh đã biết chính xác
nồng độ để chuẩn độ dung dịch bazơ. Thực chất các phản ứng chuẩn độ là
phản ứng trung hòa.
Ví dụ:
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Để nhận ra điểm tương đương thì ta dùng chất chỉ thị (axit hữu cơ hoặc
bazơ hữu cơ yếu)


Bảng 3.1 Khoảng pH đổi màu của 3 chất chỉ thị thường
được sử dụng nhiều trong chuẩn độ axit - bazơ.
Tên chất chỉ thị

Khoảng pH đổi màu

Màu dạng axitdạng bazơ

Metyl da cam

3,1-4,4

đỏ - vàng

Metyl đỏ

4,2-6,3

đỏ - vàng

phenolphtalein

8,3-10,0

không màu - đỏ


ĐIỂM TƯƠNG
ĐƯƠNG
Chất chuẩn tác
dụng vừa hết với
chất cần phân tích

ĐIỂM CUỐI
Thời điểm kết
thúc quá trình
chuån độ

CHỈ SỐ ĐỊNH
PHÂN pT
Chỉ số pT của chất
chỉ thị là giá trị mà tại
đó chất chỉ thị đổi
màu rõ nhất

Thường ngừng chuẩn
độ tại pH = pT


Sự thay đổi màu sắc của một số chỉ thị acid – bazo


3.2 Những định luật cơ bản tính toán cân bằng trong dung dịch axit – bazơ
3.2.1 Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu
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.
Ví dụ 1: Cho dd KH2PO4 nồng độ C (mol/lit). Viết biểu thức bảo toàn nồng độ ban đầu?
Các quá trình điện ly xảy ra trong dd:
KH2PO4 

K+ + H2PO4-

H2O  H+ + OHH2PO4-  H+ + HPO42H2PO4-  2H+ + PO43H2PO4- + H+  H3PO4
Biểu thức BTNĐBĐ đối với H2PO4C = [H3PO4] + [H2PO4-] + [HPO42-] + [PO43-]


• 

3.2.2 Định luật bảo toàn điện tích
ĐLBTĐT được phát biểu dựa trên nguyên tắc các dung dịch có tính trung hòa
về điện: Tổng điện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của
các cation.

Trong đó: i là nồng độ của ion i lúc cân bằng
Zi là điện tích của ion

•3.3
  Các trường hợp chuẩn độ axit – bazơ

3.3.1 Chuẩn độ đơn axit mạnh bằng đơn bazơ mạnh
Chuẩn độ V0 mL acid mạnh HA (C0) bằng NaOH (C)

NaOH (C)

V : ml NaOH

HA + NaOH = NaA + H2O
Mức độ định phân : F =

 

HA (V0, C0)


Công thức tính pH trong quá trình chuẩn độ
F=0

0
F=1

F>1

pH = - lgC0

[H+]=(1-F)

pH = 7
[OH-]=(F-1)

Chưa thêm BOH

trước điểm tương đương

HCl hết, điểm tương
đương
sau điểm tương đương


Ví dụ : Vẽ đường định phân khi chuẩn độ 100 ml dung dịch HCl 0,1 M bằng
NaOH 0,1 M
Giải

pH

pH 14

VNaOH
(ml)

F

0

0

1

50

0,5

1,5

10

90

0,9

2,3

8

99

0,99

3,3

99,9

0,999

4,3

100

1

7

100,1

1,001

9,7

2

101

1,01

10,7

0

110

1,1

11,7

150

1,5

12,3

12

6

∆pHđp = 4,39,7

4

0

0.5

1

1.5

2

F


Ta thấy bước nhảy pH của đường chuẩn độ acid –bazo (∆pHđp) : là khoảng
pH ứng với F = 0,999 ÷ 1,001
Khi chuẩn độ acid mạnh bằng bazo mạnh thì ∆pHđp phụ thuộc C0 và C :

o C0, C càng nhỏ  ∆pHđp càng bé
o C0 và C < 10-4 M  ∆pHđp ≈ 0  không nhận ra được điểm tương đương
Nguyên tắc chọn chỉ : Để sai số chỉ thị không quá 0,1% cần chọn chỉ thị có :
pT ≈ pHĐTĐ


•   Chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh
3.3.2
Chuẩn độ V0 mL bazo mạnh BOH (C0) bằng HCl (C)
BOH + HCl = BCl + H2O

HCl (C)

Mức độ định phân : F =
Công thức tính pH trong quá trình chuẩn độ :
F=0

V : ml HCl

pH = 14 + lgC0

0
[OH-] = (1-F)

F=1

pH = 7

F>1

[H+] = (F-1)

BOH (V0, C0)


Đường chuẩn độ bazơ mạnh bằng axit mạnh - Chọn chỉ thị