Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn độ kết tủa

Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh

A. MỞ ĐẦU
1. Lý do chọn đề tài
Cân bằng tạo thành hợp chất ít tan và phản ứng chuẩn độ kết tủa tuy không phải là
nội dung được xuất hiện nhiều trong chương trình dạy học ở trung học, những nó là một
phần quan trọng trong việc bồi dưỡng học sinh giỏi. Trong thực tế giảng dạy ở các trường
phổ thông lý thuyết về phản ứng tạo thành hợp chất ít tan được trình bày dưới nhiều góc độ
khác nhau, nhưng chủ yếu trên cơ sở mô tả những hiện tượng bên ngoài, định tính, mà chưa
đi sâu vào bản chất của phản ứng. Xuất phát từ thực trạng dạy và học ở các trường phổ
thông cũng như việc bồi dưỡng học sinh giỏi các cấp môn hóa học cho thấy có một số khó
khăn như:
- Tài liệu giáo khoa dành cho phần này con sơ sài và có khoảng cách rất xa so với chương
trình thi.
- Các tài liệu tham khảo còn nằm rải rác nhiều tài liệu khác nhau hoặc có nhiều phần quá
đơn giản bên cạnh nhiều phần khó có thể áp dụng.
- Trong các đề thi Olympic Quốc gia từ năm 1994 đến nay và trong một số đề thi Olympic
Quốc tế, hóa học phân tích chiếm một vị trí khá quan trọng, trong đó nội dung thi thường
được ra dưới dạng tổng hợp, kết hợp nhiều vấn đề về cân bằng ion trong dung dịch.
Chính vì thế nên tôi quyết định chọn đề tài:
“Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn độ kết tủa”
Với hi vọng đây là một hành trang khi ra trường, mà sinh viên sư phạm như tôi có thể thông
qua đây nâng cao tay nghề giảng dạy, đặc biệt là đối với bồi dưỡng học sinh giỏi.
2. Mục đích chọn đề tài
Mục đích: Vận dụng lý thuyết phân tích về cân bằng ion và chuẩn độ thể tích để phân loại,
xây dựng các bài tập về cân bằng chất ít tan phục vụ cho bồi dưỡng học sinh giỏi.
Yêu cầu: Hiểu rõ và nắm rõ kiến thức về cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và
chuẩn độ kết tủa.
3. Phương pháp nghiên cứu

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

1


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Trên cơ sở tìm kiếm, thu thập và tra cứu các nguồn tài liệu từ hóa học phân tích, các báo
khoa học và thông tin từ các website khoa học uy tín nghiên cứu về cân bằng trong dung
dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn độ kết tủa. Và sưu tập một số bài tập từ các nguồn khác .
Sau đó phân tích, tổng hợp và trình bày một cách có hệ thống, sáng tạo về cân bằng trong
dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn độ kết tủa.
4. Phạm vi nghiên cứu
Cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn độ kết tủa.

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

2


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh

B. NỘI DUNG
Chương 1: Cơ sở lý thuyết
I. Đại cương về cở sở lý thuyết
I.1. Dung dịch và chất ít tan

I.1.1. Dung dịch
Theo định nghĩa: dung dịch là một hệ đồng nhất gồm các phân tử, nguyên tử hoặc ion của
hai hay nhiều hợp chất. Tuy nhiên để đơn giản, người ta thường coi dung dịch gồm: dung
môi và chất tan.
Trong đó, dung môi là chất quyết định trạng thái tồn tại của dung dịch (khí, lỏng hay rắn),
là môi trường để chất tan phân tán đồng đều trong đó. Nếu hai chất phân tán vào nhau đều
là chất lỏng thì chất có khối lượng lượng lớn hơn đóng vai trò làm dung môi.
Trên thực tế các dung dịch có nước là một trong các thành phần cấu thành nên dung dịch thì
nước được coi là dung môi và các dung dịch đó được gọi là dung dịch nước.
I.1.2. Dung dịch lỏng
Theo định nghĩa: dung dịch lỏng là một hệ thu được khi các chất tan (khí, lỏng, rắn)hòa tan
vào các dung môi lỏng.
Ở đây chúng ta chỉ xét với dung dịch có dung môi là nước và chất tan là các muối ít tan.
I.1.3. Các giai đoạn của quá trình hòa tan
Trên thực tế, các muối tồn tại ở các mạng lưới tinh thể ion. Khi đó quá trình hòa tan các
muối trong dung môi nước diễn ra theo các giai đoạn sau:
Giai đoạn 1: Phá vỡ mạng lưới tinh thể của các muối
MmXn(r) -><- mMm+(k) + nXn-(k)

(1.1)

Giai đoạn 2: Hidrat hóa các ion
Mn+(k) + xH2O -><- [M(H2O)x]n+

(1.2)

Mm-(k) + yH2O -><- [M(H2O)y]m

(1.3)

Quá trình hòa tan được biểu diễn ở dạng tổng quát là:

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

3


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
MmXn(r) + (mx+ny)H2O -><- m[M(H2O)x]n+ + m[M(H2O)y]m-

(1.4)

Theo nhiệt động học, tại nhiệt độ và áp suất nhất định, quá trình hòa tan sẽ tự diễn biến khi
điều kiện sau được đảm bảo
∆Ght = ∆Hht – T. ∆Sht <0

(1.5)

Trong đó: ∆Ght là biến thiên năng lượng Gipxơ của quá trình hòa tan.
∆Hht là biến thiên emtanpi của quá trình hòa tan (hay nhiệt hòa tan).
∆Sht là biến thiên entropi của quá trình hòa tan
Như vậy cả ba yếu tố emtanpi, entropi và nhiệt độ đều ảnh hưởng đến khả năng hòa tan của
một chất trong một dung môi nhất định.
I.2. Tích số tan
I.2.1. Tích số tan nhiệt động
Trong trường hợp đơn giản và phổ biến khi hòa tan một chất điện ly ít tan trong nước thì do
tương tác với các phân tử lưỡng cực của nước mà các ion nằm trên bề mặt của mạng lưới
tinh thể của các chất điện ly sẽ chuyển vào dung dịch dưới dạng các ion hiđrat hóa. Đến

một lúc nào đó các ion này lại tương tác với nhau cũng như với các ion ngược dấu trên bề
mặt tinh thể và cuối cùng sẽ xuất hiện cân bằng động giữa pha rắn (tinh thể chất điện ly ít
tan) với các ion hiđrat của nó trong dung dịch:
MmXn(r) + (nx + ny) H2O  mM(H2O)

n+
x

m−
y

+ nX(H2O)

(1.4)

Để đơn giản ta có thể mô tả cân bằng (1.1) dưới dạng:
MmXn(r)  mMn+ +
(pha rắn)

nXm-

(1.6)

dung dịch bão hòa

Dung dịch chứa các ion nằm cân bằng với pha rắn được gọi là dung dịch bão hòa.
Biểu thức định luật tác dụng khối lượng khi áp dụng cho cân bằng (1.6) có dạng:
(Mn+)m.(Xm-)n = KS

(1.7)

KS là tích số tan của kết tủa MmXn.

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

4


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
I.2.2. Tích số tan nồng độ
Trong dung dịch, hoạt độ của các ion và nồng độ của chúng được liên hệ với nhau qua hệ
số hoạt độ. Khi đó tích số tan của các chất điện ly ít tan có thể biểu diễn dưới dạng nồng độ
các chất như sau:

Ks = (Mn+)m.(Xm-)n = [Mn+]m. [Xm-]n.

Khi đó: [Mn+]m. [Xm-]n =

K sc

= Ks.

fMmn+ .fXnm−

(1.8)

fM− mn+ .fX−mn−

(1.9)

Trong các dung dịch rất loãng hay tích số tan của các chất ít tan rất nhỏ thì hệ số
hoạt độ của các ion được coi bằng 1. Khi đó ta có biểu thức gần đúng là:

K sc

= [Mn+]m. [Xm-]n

VD 1: Tính tích số tan nồng độ của AgCl ở lực ion I = 0,1.
AgCl(r)  Ag+ + Cl-

Ks=10-10,0

Biểu thức có tích số tan: (Ag+)(Cl-) = Ks
Biểu thức tích số tan nồng độ:
−1
−1
fAg
+ .f −
Cl

[Ag+][Cl-] = Ks.

=

K sc

Ở lực ion I= 0,0010, f+=f-=0,96
Tá có:

K sc

= 10-10,0. (0,96)-2 = 1,1.10-10.

VD 2: Tính tích số tan nồng độ của Fe(OH)3 ở lực ion I = 0,10.
Fe(OH)3  Fe3+ + 3OH-

Ks = 10-37

Biểu thức tích số tan: KS = (Fe3+).(OH-)3

Biểu thức tích số tan nồng độ:

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

K Sc

= [Fe3+].[OH-]3 = KS.

−1
−3
fFe
3+ .f
OH−

5


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn

độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh

lg

lg

fOH−

fFe3+

= -0,5.1

= -0,5.3

2

2

Thay các giá trị
K sc



0,10
− 0,2.0,10÷

 1 + 0,10
÷






0,10
− 0,2.0,10÷

 1 + 0,10
÷


fOH−

và

fFe3+

= -0,11; =>

= -0,99; =>

vào biểu thức tính

K sc

fOH−

fFe3+

= 0,776

= 0,10

ta có:

1
(0, 776)3 .(0,10)

= 10-37.

= 2,14.10-36

Trong dung dịch ở lực ion rất thấp thì có hệ coi hệ số hoạt độ của f=1 và
KS =

K sc

(5.5)

lúc đó cho phép mọi phép tính theo tích số tan đều thực hiện theo nồng độ.
Nhưng ta thấy trong các VD 1 và VD 2, điều này chỉ thực hiên được trong điều kiện vô
cùng hạn chế (ví dụ kết tủa rất ít tan, nồng độ các ion lạ vô cùng bé) mà rất khó thực hiện
trong thực tế. Tuy vậy, mục đích của phép tính toán để dự đoàn hiện tượng và minh họa
một kết luận lí thuyết nào đó về hiện tượng hóa học xảy ra trong dung dịch , do đó ta có thể
chấp nhận điều kiện gần đúng (1.9). Chỉ khi việc tính toán tỏ ra mâu thuẫn với thực tế thì ta
mới tính theo (1.9).
I.2.3. Tích số tan điều kiện
Trong nhiều trường hợp, việc xác định các đại lượng như nồng độ cân bằng của các ion, độ
tan của các chất ít tan trong dung dịch thường gặp khó khăn khi có nhiều thành phần trong
dung dịch cùng ảnh hưởng đến cân bằng của quá trình hòa tan chất ít tan. Chính vì thế,

trong một số trường hợp nhất định, thường là khi có sự cố định của một trong các yếu tố
chính của dung dịch như: pH dung dịch, nồng độ phối tử,…Chúng ta có thể thay tích số tan
nồng độ bằng tích số tan điều kiện. Trong trường hợp này, nồng độ các ion được thay bằng
tổng nồng độ các dạng tồn tại trong dung dịch.

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

6


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Chúng ta có thể đơn giản cân bằng trong dung dịch chứa chất kết tủa MX
MX↓  M

+

X

KS

(1.9)

(Để đơn giản, chúng ta không ghi điện tích của các ion)
Ta có các quá trình phụ là:
- Tạo phức hiđroxo của M
M + H2O  MOH + H+

*β

(1.10)

- Proton hóa của X
X + H+  HX

Ka-1

(1.11)

β

(1.12)

- Tạo phức phụ của M với phối tử L
M + L  ML

Độ tan của MX phụ thuộc vào pH, nồng độ chất tạo phức phụ L. Trong điều kiện cố
định pH và nồng độ chất tạo phức phụ L có thể tính được tích số tan điều kiện KS’
KS’ = [M]’[X]’
Trong đó:

(1.13)

[M]’ = [M] + [MOH] + [ML]
= [M] + *β[M]h-1 + β[M][L]
[X]’ = [X] + [HX] = [X] + Ka-1[X]h

(1.14)
(1.15)

Thay vào (1.13), ta có:
KS’ = [M](1 + *βh-1 + β[L]).[X](1 + Ka-1h) = KS.αM-1.αX-1
αM =

1
1 + * β h −1 + β[L]

Trong đó:

αX =

và

Ka
Ka + h

Ý nghĩa: khi biết pH và nồng độ của chất tạo phức L ta có thể đánh giá KS’ và từ đó tính
được độ tan của kết tủa MX theo ĐLTDKL áp dụng cho cân bằng:
MX  M’ + X’

KS ’

I.3. Độ tan

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

7

Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
I.3.1. Dung dịch chưa bão hòa, dung dịch bão hòa và dung dịch quá bão hòa
- Dung dịch chưa bão hoà: là dung dịch còn hoà tan thêm được chất tan đó nữa ở điều kiện
đã cho.
- Dung dịch bão hoà: là dung dịch không thể hoà tan thêm được chất tan đó nữa ở điều
kiện đã cho.
- Dung dịch quá bão hoà: là dung dịch chứa lượng chất tan nhiều hơn so với lượng chất tan
trong dung dịch bão hoà ở điều kiện đó.
Chú ý: dung dịch quá bão hòa được điều chế bằng cách chuyển từ dung dịch bão hòa ở
nhiệt độ T1 về nhiệt độ T2 (T2 < T1) bằng cách đột ngột, khi đó lượng chất tan trong dung
dịch không kịp tách ra. Mặt khác, nếu chuyển nhiệt độ từ T 1 về T2 một cách từ từ thì sẽ có
một lượng chất tan tách ra và khi đó, dung dịch thu được là dung dịch bão hòa ở nhiệt độ
T2.
I.3.2. Độ tan
n+
mKhi hoà tan chất điện li ít tan MmXn trong nước thì các ion M , X , các phần tử cấu trúc
mạng lưới tinh thể chất điện li, sẽ bị hiđrat hoá và chuyển vào dung dịch dưới dạng phức
chất aqua [M(H2O)x]n+ và [X(H2O)y]m-.

Khi hoạt độ của các ion và trong dung dịch tăng lên đến một mức độ nào đó thì xảy
ra quá trình ngược lại, có nghĩa một số ion hiđrat hoá sẽ kết tủa lại trên bề mặt tinh thể. Khi
tốc độ quá trình thuận (quá trình hoà tan chất rắn) bằng tốc độ quá trình nghịch (quá trình
các ion kết tủa), tức là có cân bằng thiết lập giữa pha rắn và dung dịch bão hoà (quá trình
hoà tan chất điện li ít tan đạt tới trạng thái cân bằng).
MmXn ↓ + (mx + ny) H2O ⇄ m[M(H2O)x]n+ + n[X(H2O)y]m- (1.1)
pha rắn

dung dịch bão hoà

Khi cân bằng (1.1) đạt trạng thái cân bằng, lúc đó thu được một dung dịch bão hoà là dung
dịch có chứa một lượng chất tan nhất định, lượng chất tan đó được gọi là độ tan (S).

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

8


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Độ tan (S) có thể được biểu diễn bằng các đơn vị khác nhau: g/100g dung môi
(H2O); g/l; mol/l hoặc theo một đơn vị khác.
Tuy nhiên, quá trình hòa tan trên thực tế phức tạp hơn nhiều bởi vì ngoài quá trình
hòa tan còn có sự thủy phân của các ion và sự tạo phức với các cấu tử trong dung dịch.
Ví dụ: quá trình hòa tan của PbSO4 trong nước.
PbSO4



Pb2+ + SO42-

H2O



Pb(OH)+ + H+

+ 2H2O



Pb(OH)2 + 2H+



HSO4- + H+

Pb2+ +
Pb2+

SO42- +
Pb2+

H2O

+ 2HSO4-



Pb(HSO4)2

Khi đó độ tan của PbSO4 là S = [Pb2+] + [Pb(OH)+]

+ [Pb(OH)2] + Pb(HSO4)2]

= [SO42-] + [HSO4-] + 2[Pb(HSO4)2]
I.4. Mối quan hệ giữa tích số tan và độ tan
Xét quá trình hòa tan của MmXn (r) trong dung môi nước tại nhiệt độ T:

MmXn(r)  MmXn(dd) → mMn+ + nXmS
hay:

mS

nS

MmXn(r)  mMn+ + nXmmS

nS

KS = [Mn+]m. [Xn-]n = (mS)m.(nS)n = Sn+m. mm.nn
n+m

KS
mm.nn

Hay: S =
Vậy tích số tan càng nhỏ độ tan trong nước của các chất ion càng nhỏ.
II. CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHỨA CHẤT ÍT TAN
II.1. Đánh giá khả năng hòa tan của các chất từ tích số tan

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

9


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh

II.1.1. Nguyên tắc đánh giá độ tan từ tích số tan
(1)-Mô tả các cân bằng xảy ra trong dung dịch, trong đó có cân bằng của hợp chất ít
tan, các cân bằng phụ.
(2)-Đánh giá mức độ xảy ra của các quá trình phụ (căn cứ vào các hằng số cân
bằng).
(3)-Thiết lập biểu thức tích số tan, KS.
(4)-Thiết lập biểu thức tính nồng độ các phần tử khác sinh ra do quá trình phụ.
Trong các trường hợp cần thiết phải đánh giá gần đúng PH hoặc nồng độ chất tạo phức.
(5)- Tổ hợp các biểu thức rút ra với biểu thức tích số tan để đánh giá độ tan.
II.1.2. Độ tan của hợp chất rắn ít tan trong nước
II.1.2.1. Các quá trình xảy ra khi hòa tan chất rắn ít tan trong nước
Xét quá trình hòa tan của chất ít tan MX trong dung môi nước:
MX  M + X

KS

(1.16)

Ngoài quá trình hòa tan của MX, còn có thể có các quá trình sau:
- Quá trình tạo phức hiđroxo của M
M + H2O  MOH + H+

*β

(1.17)

- Proton hóa của X
X + H+  HX

Ka-1

(1.18)

II.1.2.2. Xác định độ tan của các chất rắn ít tan trong nước
Độ tan (S) của chất kết tủa MX được biểu diễn như sau:
S = [M] + [MOH] = [M]αM-1 = [X] + [HX] = [X]αX-1
=> KS = [M][X] = S2αM.αX
II.1.3. Độ tan trong các dung dịch
II.1.3.1. Các quá trình xảy ra khi hòa tan chất rắn ít tan trong các dung dịch
- Quá trình hòa tan của MX trong nước:

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

10


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
MX  M + X

KS

(1.17)

- Quá trình tạo phức hiđroxo của M
M + H2O  MOH + H+

*β

(1.18)

- Proton hóa của X
X + H+  HX

Ka-1

(1.19)

βn

(1.20)

Bên cạnh đó, xuất hiện các quá trình khác như:
- Quá trình tạo phức của M
M + nL  MLn
- Quá trình tạo phức của anion X
mX + M’  M’Xm

βm’

(1.21)

- Quá trình oxi hóa-khử của M và X
II.1.3.2. Xác định độ tan của các chất trong dung dịch
Độ tan (S) của chất rắn ít tan trong dung dịch được biểu diễn như sau:
S = [M] + [MOH] + [MLn] = [M]αM-1
hoặc S = [X] + [HX] + m[M’Xm] = [X]αX-1
Khi đó biểu thức xác định tích số tan:KS = [M][X] = S2αM.αX
Trong một số trường hợp, chúng ta có thể đơn giản trong tính toán khi thỏa mãn các

đặc điểm sau:
Trường hợp 1: Khi biết pH của dung dịch và nồng độ của phối tử tạo phức, chúng ta có thể
thay tích số tan nồng độ hoặc nhiệt động bằng tích số tan điều kiện. Ở đây chúng ta thường
gặp các điều kiện như:
- pH của dung dịch và nồng độ cân bằng của phối tử được xác định bằng thực
nghiệm.

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

11


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
- Nồng độ ban đầu của phối tử trong dung dịch rất lớn và lượng phối tử tham gia quá
trình tạo phức là không đáng kể, do đó pH của dung dịch và nồng độ các phối tử thay đổi
không đáng kể.
Trường hợp 2: Biết một trong hai giá trị: pH của dung dịch bão hòa hoặc nồng độ cân bằng
của phối tử, chúng ta có thể xác định được mối quan hệ giữa các dạng nồng độ cân bằng
trong dung dịch dựa vào pH hoặc nồng độ của các phối tử. Trên cơ sở đó dựa vào định luật
bảo toàn nồng độ (độ tan, S) và tích số tan, chúng ta xác định độ tan của chất rắn ít tan.
Trường hợp 3: Chưa biết pH dung dịch và nồng độ cân bằng của các chất trong dung dịch.
Trong trường hợp này, chúng ta tiến hành mô tả các cân bằng và đánh giá các cân bằng
trong dung dịch, tổ hợp để xác định cân bằng chính sau đó xác định lại nồng độ cân bằng
của các thành phần khác trong dung dịch để cuối cùng xác định độ tan của các chất.
Ý nghĩa: dựa vào độ tan của các chất trong các dung dịch, chúng ta có thể lựa chọn
các dung dịch phù hợp cho quá trình hòa tan các chất rắn ít tan trong nước.
II.2. Đánh giá khả năng kết tủa ion trong dung dịch
II.2.1. Điều kiện kết tủa, kết tủa hoàn toàn

II.2.1.1. Điều kiện xuất hiện kết tủa
Điều kiện cần để có kết tủa xuất hiện là phải tạo được dung dịch quá bão hòa, nghĩa là tích
số ion phải vượt quá tích số tan Chú ý rằng biểu thức tích số ion cũng đồng nhất với biểu
thức tích số tan, nhưng thay cho nồng độ cân bằng phải dung nồng độ trước khi xảy ra quá
trình kết tủa.
MmAn(r)  mMn+ + nAmĐiều kiện xuất hiện kết tủa là: >
II.2.1.2. Điều kiện kết tủa hoàn toàn
Để kết tủa hoàn toàn ion trong dung dịch, thì tổng nồng độ các dạng hòa tan chứa
ion đó trong dung dịch ≤ 10-6M
Ví dụ: để kết tủa hoàn toàn ion M trong dung dịch, ta có:
[M] + [MOH] + [MLn] = ≤ 10-6M
II.2.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến việc làm kết tủa hoàn toàn

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

12


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
II.2.2.1. Ảnh hưởng của lượng dư thuốc thử
Yếu tố quan trọng nhất quyết định đến việc làm kết tủa hoàn toàn là lượng dư thuốc thử.
Lượng dư thuốc thử có thể gây ra các hiệu ứng sau:
- Hiệu ứng làm giảm độ tan do có mặt ion cùng loại với ion của kết tủa. Từ cân bằng
MmXn(r)  mMn+ +

nXm-

Ta thấy khi tang nồng độ của A m- (hoặc Mn+) thì cân bằng chuyển dịch sang trái và độ tan

của kết tủa MmAn giảm. Như vây, việc làm kết tủa A m- ( hoặc Mn+) sẽ hoàn toàn hơn. Chẳng
hạn, khi thêm dư ion vào dung dịch Ba2+ việc làm kết tủa Ba2+ dưới dạng BaSO4 sẽ hoàn
toàn hơn.
- Hiệu ứng lực ion có khung hướng làm tang độ tan. Khi thêm dư thuốc thử thì lực ion tăng,
trong đa số trường hợp làm giảm hệ số hoạt độ ion. Từ biểu thức

K Sc

= Ks.

fM− mn+ .fX−mn−
C
S

Ta thấy K sẽ tang khi hệ số hoạt độ giảm và độ tan cũng tang
- Hiêu ứng pha loãng: Khi thêm dư thuốc thử thì đồng thời thể tích tang và do đó lượng ion
nằm cân bằng với tướng rắn trong dung dịch bão hòa cũng tăng lên.
- Trong nhiều trường hợp thuốc thử dư phản ứng hóa học với kết tủa do sự tạo phức của ion
kim loại với thuốc thử dư, do sự tạo thành các hidroxit lưỡng tính của các ion kim loại tan
được trong thuốc thử dư, v.v…
II.2.2.2. Ảnh hưởng của pH đến khả năng kết tủa
pH ảnh hưởng đến khả năng kết tủa hoàn toàn của các ion trong dung dịch thể hiện
như sau:
- pH ảnh hưởng đến quá trình tạo phức hiđroxo của các cation kim loại.
- pH ảnh hưởng đến độ tan do sự proton hóa anion của kết tủa nếu là bazơ yếu.
- pH ảnh hưởng đến quá trình tạo phức giữa ion kim loại với phối tử tạo phức phụ L
do đó ảnh hưởng đến độ tan của kết tủa

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

13


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
II.2.2.3. Ảnh hưởng của chất tạo phức
Các chất tạo phwucs có mặt trong dung dịch có thể làm hạn chế hoặc ngăn cản quá
trình kết tủa do sự tạo phức với ion kim loại. Tính chất này được dung để che các ion cản
trở.
II.3. Kết tủa phân đoạn các ion trong dung dịch
II.3.1. Đặc điểm của quá trình kết tủa phân đoạn các ion trong dung dịch
Trong dung dịch, khi tồn tại nhiều ion, việc tách loại các ion ra khỏi nhau thường
thực hiện bằng cách chuyển chúng thành các chất kết tủa. Trong nhiều trường hợp lý tưởng
nhất, thuốc thử dùng để tách một ion nào đó thường không có phản ứng với các ion còn lại
trong dung dịch. Tuy nhiên, trong nhiều trường hợp, thuốc thử sử dụng để tách các ion có
thể cũng kết tủa với các ion khác trong dung dịch. Chính vì thế chúng ta phải tính toán sao
cho sự kết tủa chỉ xảy ra với một ion trong một điều kiện nhất định.
II.3.2. Kết tủa phân đoạn dựa vào khống chế nồng độ các ion
Trong trường hợp cùng một thuốc thử có thể tạo được kết tủa với hai ion cùng có
mặt thì việc tách hoàn toàn một ion nào đó phụ thuộc vào quan hệ nồng độ của hai ion có
mặt và quan hệ giữa tích số tan hai kết tủa tạo thành giữa các ion này với thuốc thử.
Chẳng hạn, khi thêm thuốc thử A vào dung dịch chứa các ion M và N (1), có khả năng
tạo kết tủa với A:
mM + pA  MmAp

(Ka1)-1

(1.24)

nN + qA  NnAq

(Ka2)-1

(1.15)

Điều kiện để có các kết tủa MmAp và NnAq xuất hiện:
C
C

m
M

n
N

a
p

C > Ka1

(1.26)

q
A

C > Ka2
p

(1.27)

K s1
C Mm

Từ (1.26): (CA)1 >

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

q

(1.28) và Từ (1.27): (CA)1 >

K s2
C Nn

(1.29)

14


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Tùy theo quan hệ giữa (CA)1 và (CA)2 mà thứ tự xuất hiện các kết tủa sẽ khác nhau.
Chẳng hạn, nếu (CA)1 << (CA)2 thì khi thêm rất chậm thuốc thử A vào dung dịch hỗn hợp M
và N thì mới đầu phải có kết tủa M mAp xuất hiện vì lượng thuốc thử tối thiểu cần để có kết
tủa MmAp ít hơn lượng cần đểcó kết tủa N nAq xuất hiện. Trong quá trình xảy ra sự kết tủa
MmAp lượng thuốc thử tăng dần nên đến một thời điểm nào đó cả hai hệ thức (3) và (4) đều
thỏa mãn và ta có đồng thời cả 2 kết tủa cùng xuất hiện.
q x
p x

MmAp ↓  mM + pA

Ka1

qA + nN  NnAq ↓

K

qMmAp↓ + pnN  qmM + pNnAq ↓

−1
a2

K=K

Biểu thức ĐLTDKL áp dụng cho (1.30): =>

q
s1

K

−p
s2

(1.30)

[ M ]qm K sq1
=

[ N ] pn K sp2

(1.31)

Nếu cho [N] = CN thì từ (1.31) ta dễ dàng tính được nồng độ của [M] lúc kết tủa
NnAq bắt đầu xuất hiện.
Trong trường hợp q = p = m = n = 1 thì:

[M] =

K s1
K s2

CN

(1.32)
K s1
K s2

Nồng độ [M] còn lại phụ thuộc tỉ số
và nồng độ CN. Tỉ số này càng bé, nghĩa là
kết tủa của ion cần tách càng ít tan so với kết tủa của ion thứ hai và nồng độ ban đầu của
ion thứ hai càng bé thì khả năng tách ion thứ nhất M khi có mặt ion thứ hai N bằng thuốc
thử làm kết tủa A càng thuận lợi, nghĩa là phép tách càng hoàn toàn.
Ví dụ: Đánh giá khả năng tách hoàn toàn ion Ag+ ra khỏi ion Pb2+ bằng thuốc thử HCl.
+

Cho CAg = 1,0.10-3, CPb

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

2+

= 0,10 M.

15


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
HCl

→

H+

Cl-

+

Ag+

+ Cl-



AgCl↓

(Ks1)-1 = (10-10,0)-1

Pb2+

+ 2l-



PbCl2↓

(Ks2)-1 = (10-4,8)-1
K s1 10 −10, 0
=
C Ag + 10 −3

−

= 10-7,0

Điều kiện kết tủa AgCl: (CCl )1 >

−

Ks2
10 −4,8
=
C Pb2+
0,10

Điều kiện kết tủa PbCl2: (CCl )2 >
−

= 10-1,9

−

Bởi (CCl )1 << (CCl )2 nên kết tủa AgCl xuất hiện trước.
Khi kết tủa PbCl2 bắt đầu xuất hiện ta có cân bằng:

2AgCl↓ + Pb2+ 

2Ag+ + PbCl2↓

K=

K s12
K s2

[Ag + ]2 K s12 10-20,0
=
= -4,8 = 10 -15,2
2+
[Pb ] K s2 10
2+

2+

Khi [Pb ] = C Pb

+

= 0,100 M thì [Ag ] =

10 −16, 2

= 10-8,1 << 10-6M.

Nghĩa là Ag+ đã bị kết tủa hoàn toàn dưới dạng AgCl khi kết tủa PbCl 2 bắt đầu xuất
hiện. Nói cách khác, có khả năng tách hoàn toàn Pb2+ ra khỏi Ag+ bằng HCl.

CHƯƠNG 2: VẬN DỤNG LÝ THUYẾT CÂN BẰNG
TRONG DUNG DỊCH CHỨA HỢP CHẤT ÍT TAN
I. Độ tan và tích số tan
Câu 1: Đánh giá ảnh hưởng của các chất sau đến độ tan trong nước của CuC 2O4:
a) Cu(NO3)2

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

16


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
b) lượng nhỏ Na2C2O4
c) lượng dư Na2C2O4
d) NH3
e) HClO4
Lời giải:
CuC2O4  Cu2+ + C2

(1)

a) Khi có mặt Cu(NO3)2, lượng dư Cu2+, do đó cũng chỉ làm (1) dịch sang trái, do đó độ tan
giảm.
b) Lượng nhỏ C2 chưa đủ tạo phức với Cu2+, do đó cũng chỉ làm chuyển dịch sang trái, độ tan
giảm.
c) Lượng dư lớn C2sẽ tạo phức với Cu2+:
CuC2O4  Cu2+ + C2

Ks=10-7,5

Cu2+ + 2 C2  Cu(C2O4)2

x2= 108,5

CuC2O4 +2 C2 Cu(C2O4)2

K= 100

Làm cân bằng (1) chuyển dịch mạnh sang phải, độ tan tăng.
d) CuC2O4 + 4NH3  + C2

K

K=KS. β4=10-7,5.1011,75=104,25 lớn, có thể coi cân bằng (1) chuyển dịch hoàn toàn sang phải,
độ tan tăng.
e)CuC2O4 + 2H+  Cu2+ + H2C2O4

K = 10-7,5+5,52 = 10-1,98

Do đó HClO4 cũng làm (1) chuyển dịch sang phải, độ tan tăng.
Câu 2: Thiết lập biểu thức tích số tan nồng độ và tích số tan nhiệt động với các hợp chất
sau. Cho biết mối quan hệ giữa tích số tan nồng đồ và tích số tan nhiệt động.
a) Ag2CrO4

b) Fe3[Fe(CN)6]2

c) CaC2O4

Lời giải:
a) Ag2CrO4  2 Ag+ + CrO Cr
Ks=(Ag+)2(Cr)

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

17


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
= [Ag+]2[Cr= KS
b) Fe3[Fe(CN)6]2  3Fe2+ + 2
KS=( Fe2+)3()2
= [Fe2+]3[Fe9CN03-6]2=KS
c)CaC2O4  Ca2+ + Cr
KS = (Ca2+)(Cr
= [Ca2+][ Cr= KS
Câu 3 : Tính độ tan của AgBr trong dung dịch bão hòa AgBr
= 10-12,30.

Lời giải
AgBr  Ag+ + Br-

KS = 10-12,30

Ag+ + H2O  AgOH + H+

*β=10-11,7

Do KS và *β quá nhỏ nên có thể bỏ qua sự tạo phứ hidroxo của Ag+ và chấp nhận KS.
AgBr  Ag+ + Br[]

S

KS=10-12,30

S

Biểu thức tích số tan: KS=[Ag+][Br-]= S2 → S = .
Câu 4: Tính độ tan của Hg2Cl2 trong dung dịch HNO3 0,010 M.
Bài làm
HNO3 → H+ +
0,010 0,010
Hg2Cl2  + 2Cl-

Ks = 10-17,3 (1)

+ H2O  Hg2OH+ + H+

*β = 10-5

(2)

= = 10-3 → << , sự tạo phức hidroxo của là không đáng kể. Từ (1) ta có:
S = = = 1,08.10-6 M.
Câu 5: Tính độ tan của PbI2

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

18


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
a) Trong dung dịch HClO4 0,10 M;
b) Trong dung dịch NaI 0,10 M và HClO4 0,10 M;
c) Trong dung dịch Pb(NO3)2 0,10 M và HClO4 0,10 M.
Hãy rút ra nhận xét
Bài làm
Trong cả 3 trường hợp dung dịch đều có phản ứng axit mạnh do đó có thể bỏ qua sự tạo
phức hidroxo của Pb2+.
a) PbI2  Pb2+ + 2I-

KS = 10-7,86

S
2S
Từ biểu thức tích số tan: KS = [Pb2+][I]2=4S3
S = = 1,51.103 M

b) PbI2  Pb2+ + 2I
S

2S + 0,1

KS = [Pb2+][I]2 = S(2S + 0,1)2. Giả thiết S << 0,050
→ S = = 10-5,86 << 0,05 (thỏa mãn). Vậy S = 1,38.106 M,
c) PbI2  Pb2+ + 2I
0,1 +S 2S
Ks = [Pb2+][I-]2 = (0,1 + S)4S2. Giả thiết S << 0,1
→ S = =1,86 104 << 0,1 (thỏa mãn). Vậy S = 1,86.10-4 M
Nhận xét: Độ tan của PbI2 giảm khi có mặt các ion đồng dạng (Pb2+, I).
Câu 6: TÍnh độ tan của Pb Cl2 trong dung dịch ba hòa PbCl2 trong NaClO4 0,10 M . Phép
tính có kể đến hiệu ứng lực ion.
Bài làm
Lực ion I = 0,5.([Na+] + [ClO4]0 = 0,10
PbCl2  Pb2+ + 2Cl
S

KS= 10-4,8 (1)

2S

Pb2+ + H2O  PbOH+ + H+

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

*β = 107,8 (2)

19

Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Ở lực ion I = 0,1 có thể áp dụng phương trình Davies để tính fi:
lg fCl = lg fH+ = lg = lg f1 = -0,5(= -0,11
→ f1= 0,776 và lg = lg f2 = 22 lg f1 = - 0,44 → f2 = 0,363
Thay các giá trị f1 và f2 vào1 (1) và (2) để tính và *c
= KS . . 2 = 10-4.8 = 10-4.14
*c = * . = 10-7.8 = 10-8,02 10-8,0

Đánh giá khả năng tạo phức hiđroxo của Pb2+ với S0 = = 0,0263 M
Pb2+ + H2O  PbOH+ + H+

*C = 10-8,0

C 0,0263
[ ] 0,0263 – x

x

x

= 10-8,0 → x = 1,62 . 10-5 0,0263 , nghĩa là [PbOH+] [Pb2+], có thể bỏ qua sự tạo phức
hiđroxo của Pb2+. Như vậy trong dung dịch cân bằng (1) là chính, độ tan của PbCl 2 chính là
độ tan S0.
[Pb2+] [Cl-]2 = 4S3 → S = = 2,63.10-2 M
Câu 7: Tính độ tan (có kể đến ảnh hưởng của lực ion) của AgIO3 trong dung dịch AgIO3
bão hòa.

Lời giải:
AgIO3 Ag+ +
S

KS = 10-7,51
S

Ag+ + H2O  AgOH + H+

* = 10-11,7

+ H2O  HIO3 + OH-

Kb = 10-13,22

Vì * và Kb rất nhỏ, chấp nhận (1) là chính.
Từ biểu tích số tan nồng độ = [Ag+] []= S2
Bước 1: Chấp nhận = KS → [Ag+] = []= S = 10-3,755
I1 = 0,5. ( [Ag+] + []) = [Ag+] = 10-3,755
lg = lg = lg =0,5 ( – 0,2.I) = 0,0065

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

20


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
→ = 1,015 và = KS = 10-7.51 (1,015)2 10-7,51 = KS

Vậy = KS = 10-7,51
Bước 2: S = [Ag+] = [ ] = = 10-3,755 = 1,76 . 10-4 .
•

Để đơn giản, các bài tập từ đây, khi giải chấp nhận không kể đến hiệu ứng lực ion.
Câu 8: Tính:
a) Tích số tan điều kiện của NiCO3 ở pH = 8,0
b) Độ tan của NiCO3 ở pH = 8,0.
Lời giải:
NiCO3 Ni 2+ +
S

KS = 10-6,87
S

Ni2+ + H2O  NiOH+ + H+
+ H+ 

* = 10-8,94
= 1010,33

+ H+  H2O + CO2

= 106,35

a) Tính tích số tan điều kiện

= KS . .
Với = (1+ * h-1)-1 = (1+ 10-8,94 + 8,0)-1= 0,897
= = = 0,00455

Vậy = 10-6,87 (0,897)-1 (0,00455)-1 = 3,3 . 10-5 = 10-4,48
b) Xét cân bằng chính:

NiCO3 Ni 2+ +
S

= 10-4,48
S’

Vậy độ tan S’ = = 10-2,24 = 5,75.10-3 M
Câu 9: Tính số ml dung dịch H2S 0,10 M phải thêm vào 100,00 ml hỗn hợp gồm CdCl2
0,010 M và HCl 0,010 M để giảm nồng độ Cd2+ xuống 1,0.10-6 M. ( Khi tính bỏ qua sự tạo
phức cloro của Cd2+).

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

21


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Lời giải:
Gọi thể tích của H2S là V ml
Phản ứng tạo kết tủa:
Cd2+

+

H2S



CdS

2H+

+

K = Ka1.Ka2. = 106,08

C
C’

__

TPGH : H2S M ; H+ M; CdS
Vì môi trường axit nên quá trình tạo phức hidroxo của Cd2+ và sự phân li của H2S là không
đáng kể.
Xét cân bằng:
CdS



2H+

+

Cd2+

+

H2S

10-6,08

C
( – 2.10-6)

[]
= 10-6,08

( + 10-6)

→ V = 10,68 (ml)

Câu 10: Tính độ tan của PbCrO4 trong CH3COOH 1M (bỏ qua quá trình  Cr2+ H2O).
Lời giải:
PbCrO4 Pb2+ +

KS = 10-13,7

CH3COOH  CH3COO- + H+

Ka1 = 10-4,76

+ H+ 

= 106,5

Pb2+ + CH3COO-  Pb(CH3COO)+

= 102,68

PbCrO4 + CH3COOH  + Pb(CH3COO)+ K= 10-9,28
C0

1

C

1-S

S

S

Ta có: = 10-9,28 . Giả thiết S 1 → S 10-4,64 = 2,29.10-5

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

22


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
→ = = S= 2,29.10-5. Theo định luật BTNĐ ta có:
S = [] + [] = [](1+h) → [ = (1)
S = [Pb2+] + [PbOH+] + [Pb(CH3COO)+] = [Pb2+] (1+* h-1+ [CH3COO-])

→ [Pb2+] =
Thay (1) và (2) vào biểu thức KS = [Pb2+] [], ta có:
KS =
Vậy S =
trong đó h = [H+] và [CH3COO-] được tính như sau:
CH3COOH  CH3COO- + H+
[]

1- x

x

Ka1 = 10-4,76
x

= 10-4,76 → x = 4,16.10-3 =[H+] = [CH3COO-]
Thay [H+] = [CH3COO-] = 4,16.10-3 vào (3) ta được S= 2,81 . 10-5 M.
Câu 11: Tính độ tan của CaC2O4 trong dung dịch HCl 0,10 M.
Lời giải:
CaC2O4  Ca2+ + C2

KS = 10-8,75

C2 + 2H+  H2C2O4
CaC2O4

(Ka1Ka2)-1 = 105,52

+ 2H +  Ca2+ + H2C2O4

K = 10-3,23

0,1
0,1 – 2S

S

S

= 10-3,23 → S= 2,31.10-3 và [H+] = 0,1 – 2S = 0,0954
Vì môi trường axit, bỏ qua sự tạo phức hiđroxo của Ca2+, ta có:
S= [Ca2+]= [CaC2O4] + [HC2] + [C2] = [C2] (1+ h + (Ka1Ka2)-1h2)
→ [C2] =
Vậy S = = 2,92.10-3M
(*) Có thể tính S theo ĐKP cho kết quả phù hợp.

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

23


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa
GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Câu 12: Tính độ tan của BaSO4 trong dung dịch EDTA 0,010 M ở pH = 9,00
Lời giải:
 Ba2+ + S

BaSO4

KS = 10-9,96

H2Y2-  2H+ + Y4Ba2+



+ H+

S
+

= 102

HS



BaY2-

H2Y2-

 H+

Y4-

BaSO4 +

Ka3Ka4 = 10-16,42
= 107,78
+ HS + BaY2

K = 10-16,6

Ở pH = 9,00 dạng tồn tại của EDTA chủ yếu là Y4- và HY3-, do đó có thể đánh giá :
. . = 107,78.1. = 106,5
Phản ứng hòa tan có thể viết dưới dạng sau:
BaSO4 + (Y4-)’ 
C

0,01

[]’

0,01 – S

BaY2-

K’ = KS. ’ = 10-3,46

+ S

S

S

= K’=10-3,46 → S = 1,7 . 10-3
Câu 13: Tính độ tan trong nước và pH của dung dịch bão hòa Fe(OH) 2.
Lời giải:
Fe(OH)2  Fe2+ + 2OH-

KS1 = 10-15,1 (1)

Fe2+ + H2O  FeOH+ + H+

* = 10-5,92 (2)

H+ + OH-  H2O

= 1014 (3)

Fe(OH)2  FeOH+ + OH-

KS2 = 10-7,02 (4)

So sánh cân bằng (1) và (4) ta thấy KS2 = 10-7,02 KS1= 10-15,1 do đó độ tan được tính theo
(4) :
Fe(OH)2  FeOH+ + OHS

KS2= 10-7,02
S

→ S = [FeOH+] = [OH-] = = 10-3,51

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

24


Đề tài: Vận dụng lý thuyết cân bằng trong dung dịch chứa hợp chất ít tan và chuẩn
độ kết tủa

GVHD: Hồ Thị Kim Hạnh
Kiểm tra [Fe2+] theo (1): [Fe2+] = = 10-8,08 [FeOH+] = 10-3,51
Vậy việc tính theo (4) là hợp lý: S = 10-3,51 ; pH = 10,49 .
II. Sự kết tủa các chất ít tan từ dung dịch quá bão hòa và sự hòa tan các kết tủa khó
tan trong nước
Câu 1: Trộn 5,00ml H2C2O4 0,040 M với 5,00 ml SrCl2 0,080 M. Cho biết hiện tượng xảy
ra.
Lời giải:
= = 0,020 M
= = 0,040 M
Cân bằng: H2C2O4  H+ + HC2

Ka1 = 10-1,25 (1)

HC2- H+ + C2

Ka2 = 10-4,27 (2)

Do Ka1 = 10-1,25 Ka2 = 10-4,27 , có thể coi (1) là chủ yếu:
H2C2O4  H+ + HC2
C

0,020

[]

0,02 – x

x

Ka1 = 10-1,25
x

→ [H+] = [HC2] = x
Từ (2) ta có: [C2] = Ka2. =Ka2= 10-4,27 M
Xét tích số ion : . = 0,040 . 10-4,27 = 2,15 . 10-6 > KS = 10-6,4. Vậy có kết tủa SrC2O4 xuất
hiện.
Câu 2 : Tính % Ca2+ đã chuyển vào kết tủa CaF2 khi hòa tan 0,290 g KF trong 0,5 lít dung
dịch CaCl2 4,00. 10-3 M.
Lời giải :
= CKF = = 0,010M
Ca2+ + 2F-  CaF2
0,004

= 1010,41

0,01

SVTH: Nguyễn Tiến Thành

25