can bang axit bazo

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (1.47 MB, 47 trang )

(1)<div class='page_container' data-page=1>

MỤC LỤC

MỤC LỤC...1

Phần MỞ ĐẦU...3

Phần 1 CƠ SỞ LÝ THUYẾT...4

1.1.Khái niệm axit-bazơ...4

1.1.1. Thuyết axit-bazơ của Bronsted và Lowry...4

1.1.2. Thuyết axit-bazơ của Lewis...4

1.1.3. Thang pH và pOH...5

1.2.Vấn đề chung về chất điện li trong dung dịch...5

1.2.1. Chất điện li và sự điện li...5

1.2.2.Độ điện li và hằng số điện li...6

1.2.2.1.Độ điện li...6

1.2.2.2 Hằng số điện li...6

1.2.3. Phân loại chất điện li...7

1.2.3.1 Chất điện li mạnh và chất điện li yếu...7

1.2.3.2 Biểu diễn trạng thái chất điện li trong dung dịch...7

1.3.Những định luật cơ bản để tính tốn cân bằng trong dung dịch axit – bazơ...8

1.3.1.Định luật bảo toàn vật chất...8

1.3.1.1Định luật bảo toàn nồng độ...8

1.3.1.2.Định luật bảo toàn ñiện tích...10

1.3.2. Định luật tác dụng khối lượng...10

1.3.3.Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton)...12

1.4.Cân bằng trong dung dịch axit – bazơ...13

1.4.1.Dung dịch các đơn axit – bazơ...13

1.4.1.1.Đơn axit mạnh...13

1.4.1.2.Đơn bazơ mạnh...13

1.4.1.3.Đơn axit yếu...15

1.4.1.4.Đơn bazơ yếu...16

1.4.2.Dung dịch của các hỗn hợp axit – bazơ ...18

1.4.2.1.Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu...18

1.4.2.2.Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu...19

1.4.2.3.Hỗn hợp đơn axit...20

</div>
(2)<div class='page_container' data-page=2>

1.4.2.5.Hỗn hợp đơn axit yếu và bazơ liên hợp...22

1.4.3.Dung dịch các đa axit – bazơ...24

1.4.3.1.Đa axit...24

1.4.3.2.Đa bazơ...25

Phần 2 PHƯƠNG PHÁP ĐỒ THỊ LOGARIT GIẢI BÀI TỐN pH...26

2.1.Tính tốn cân bằng trong các dung dịch axit...26

2.1.1.Dung dịch đơn axit mạnh...26

2.1.2.Dung dịch đơn axit yếu ...27

2.1.3.Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu...29

2.1.4.Hỗn hợp đơn axit ...30

2.1.5.Đa axit ...32

2.2.Tính tốn cân bằng trong các dung dịch bazơ ...35

2.2. 1. Dung dịch đơn bazơ mạnh...35

2.2.2.Dung dịch đơn bazơ yếu...36

2.2.3. Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu...38

2.2.4. Hỗn hợp đơn bazơ...39

2.2.5 .Đa bazơ...41

2.3. Hỗn hợp đơn axit yếu và bazơ liên hợp...43

Phần 3 KẾT LUẬN...46

TÀI LIỆU THAM KHẢO...47

Phần MỞ ĐẦU

</div>
(3)<div class='page_container' data-page=3>

hoặc bazơ, đó là: H2SO4, CaO, NH3, NaOH, H3PO4 và HNO3. Phản ứng axit – bazơ
là phản ứng rất quan trọng cả về mặt nghiên cứu 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 dung dịch luôn có sự hiện diện của ion H+ và
OH-. Sự có mặt thường xuyên của hai ion này trong thành phần dung dịch đã gây ra
những ảnh hưởng trực 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 thuỷ phân của các ion kim loại …

Do đó, việc tính tốn cân bằng trong dung dịch axit – bazơ giữ vai trị quan trọng
khơng chỉ đối với hóa phân tích mà cả với hóa học nói chung. Tuy nhiên việc tính toán

cân bằng trong dung dịch axit – bazơ là khá phức tạp vì trong dung dịch có nhiều cân
bằng xảy ra để chọn cân bằng nào chủ yếu là rất khó khăn.

Trên những cơ sở đó nhóm 13 quyết định chọn đề tài Cân bằng axit bazơ trong
dung dịch – phương pháp đồ thị logarit giải bài toán pH.

Trong phạm vi nghiên cứu của đề tài này, nhiệm vụ đặt ra là:

- Nghiên cứu thuật tốn, lập chương 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 tốn cân bằng xảy ra
trong dung dịch axit – bazơ (loại bỏ phương trình cân bằng phụ khơng ảnh hưởng
nhiều đến tính axit bazơ của dung dịch).

</div>
(4)<div class='page_container' data-page=4>

1.1.1. Thuyết axit-bazơ của Bronsted và Lowry:

Người đầu tiên đưa ra các định nghĩa về axit và bazơ gần gũi với quan điểm hiện
đại là Svate Arrhénius (1859 - 1927). Dựa trên các khảo sát thực nghiệm về chất
điện li, ơng cho rằng:

- Axit là chất có khả năng phân li cho H+ khi hòa tan vào nước.
- Bazơ là chất có khả năng phân li cho OH- khi hòa tan vào nước.

Vào thời ñiểm đó, đây là một bước tiến quan trọng trong việc định lượng axit
– bazơ. Nhưng thuyết này bị giới hạn ở chỗ chỉ giải thích được tính axit-bazơ của các
hidro axit và các hidroxit; khơng nói lên được vai trị của dung mơi.

Một định nghĩa tổng quát hơn được đề nghị bởi nhà hóa học Ðan Mạch:
Jonhannes K.Bronsted và nhà hóa học người Anh: Thomas Lowry. Theo thuyết này:

- Axit là chất có khả năng cho proton H+
- Bazơ là chất có khả năng nhận proton H+

Thuyết axit – bazơ của Bronsted và Lowry đã bao hàm thuyết axit-bazơ của
Arrhenius, và mở rộng ra cho các dung môi khác nước cũng như cho các phản ứng xảy
ra ở trạng thái khí.

Ví dụ 1.1: NH3 + HCl → NH4Cl

Trong phản ứng này NH3 là chất nhận H+, HCl là chất cho H+ và do đó NH3

là bazơ, HCl là axit.

1.1.2. Thuyết axit-bazơ của Lewis:

Một thuyết tổng quát hơn nữa về axit – bazơ được G.N.Lewis đưa ra. Theo thuyết
Lewis:

- Axit là chất có khả năng nhận thêm một hay nhiều cặp electron của chất khác
để hình thành liên kết cộng hóa trị mới.

- Bazơ là chất có khả năng nhường một hay nhiều cặp electron chưa liên kết cho
chất khác để tạo thành liên kết cộng hóa trị mới.

Do đó, một axit Lewis phải có ít nhất một obitan hóa trị trống để nhận cặp electron,
cịn một bazơ Lewis phải có ít nhất một đơi electron chưa liên kết . Từ đây ta thấy định
nghĩa axit – bazơ của Lewis bao hàm định nghĩa của Bronsted và Lowry.

Ví dụ 1.2: H+ + NH

3 → [H3N :→H]+

Trong phản ứng này NH3 là một bazơ vì là chất cho đơi electron, H+ là axit vì là

chất nhận một đôi elcetron.

Giá trị của thuyết Lewis về axit-bazơ là ở chỗ giải thích được các phản ứng axit
– bazơ theo quan điểm của Bronsted và Lowry, hơn thế nữa cịn giải thích được một số
phản ứng axit – bazơ mà thuyết Bronsted và Lowry khơng giải thích được.

</div>
(5)<div class='page_container' data-page=5>

BF3 + NH3 → F3B-NH3

BF3 là phân tử thiếu electron, xung quanh nguyên tử Bo chỉ mới có 6 electron,

khi phản ứng với NH3, nguyên tử Bo sẽ đạt được cơ cấu 8 electron. BF3 là một chất có

ái lực mạnh với các chất cho electron và do đó là một axit Lewis mạnh.

Thuyết axit-bazơ của Lewis cũng giải thích thành cơng q trình hydrat hóa của
ion kim loại.

Ví dụ 1.4: Al3+ + 6H

2O → Al(H2O)63+

Al3+ là chất nhận electron từ nguyên tử oxi của nước là axit và nước là bazơ.

Rộng ra hơn nữa phản ứng giữa một oxit axit và nước, theo thuyết Lewis cũng là
một phản ứng axit – bazơ, trong đó oxit axit là chất nhận một đôi electron nên là

axit, nước là chất cho một đôi electron nên là bazơ.

1.1.3. Thang pH và pOH:

Do nồng độ H+ trong dung dịch nước thường là nhỏ, nên người ta đưa ra định

nghĩa pH và pOH để đánh giá tính axit – bazơ của một dung dịch cho tiện lợi. pH và
pOH của một dung dịch được định nghĩa như sau:

pH = -lg[H+] và pOH = -lg[OH-]

Vì: [H+][OH-] = 10-14 ⇒ pH + pOH = 14

- Đối với dung dịch trung tính [H+] = [OH-] nên pH = pOH = 7

- Đối với dung dịch axit [H+] > [OH-] nên pH < pOH

- Đối với dung dịch bazơ [H+] < [OH-] nên pH > pOH

Tương tự như thế, người ta định nghĩa pK = - lgK. Với K là hằng số phân li của
các chất.

Giá trị pH của một dung dịch có thể được xác định bằng máy đo pH hay giấy đo
pH.

1.2. Vấn đề chung về chất điện li trong dung dịch:
1.2.1. Chất điện li và sự điện li.

Khi hịa tan các chất có liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị có cực vào trong
dung mơi phân cực (ví dụ: nước, rượu…) thì do sự tương tác với các phân tử lưỡng

cực của dung môi mà các phân tử chất tan sẽ phân li hoàn tồn hoặc một phần thành
các ion mang điện tích trái dấu, tồn tại dạng ion sonvat hóa (đối với dung mơi nước là
ion hiđrat hóa). Các chất có khả năng phân li thành các ion được gọi là chất điện li, và
quá trình phân li gọi là quá trình điện li.

Ví dụ 2.1: khi hịa tan chất điện li MX vào nước

</div>
(6)<div class='page_container' data-page=6>

diễn sự phân li theo sơ đồ đơn giản:
MX ⇌ Mn+ + Xn- (2.1)

Với ngầm hiểu là Mn+, Xn- chỉ các ion hiđrat hóa. Mức độ phân li thành ion

của các chất điện li phụ thuộc vào bản chất của các chất điện li và bản chất của dung
môi.

1.2.2. Độ điện li và hằng số điện li.

Để đặc trưng định lượng cho sự phân li của các chất điện li người ta dựa vào độ
điện li α và hằng số điện li K.

1.2.2.1. Độ điện li α

Là tỷ số giữa số mol (n) của chất đã điện li thành ion với tổng số mol (n0) của chất

tan trong dung dịch:

o
n

n



 (2.2)

Nếu chia cả hai số hạng của biểu thức (2.2) cho thể tích V của dung dịch thì:

chatdienli
phânli

C





Ví dụ 2.2: Đối với chất điện li MX phân li theo sơ đồ (2.1) ta có:

Ở đây, [Mn+], [Xn-], là nồng độ tương ứng của các ion Mn+ và Xn- do MX phân

li ra.

Từ (2.4) ta thấy nồng độ chất đã phân li bằng tích nồng độ chất điện li với độ điện
li

[Mn+] = [Xn-] = αC

MX (2.5)

α có các giá trị giao động từ 0 đến 1: 0 α 1
α = 0 đối với chất không điện li

α = 1 đối với chất điện li hoàn toàn.
1.2.2.2. Hằng số điện li:

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho cân bằng (2.1) ta có:

  



MX



X
M
KC 

(2.6)

Ở đây, [i] chỉ nồng độ của cấu tử i trong dung dịch ở trạng thái cân bằng.

Kc là hằng số điện li nồng độ, phụ thuộc vào bản chất chất điện li, vào dung môi,

vào nhiệt độ. Trong dung dịch lỗng Kc khơng phụ thuộc vào nồng độ chất điện li.

Thay (2.5) vào (2.6) và chú ý rằng:

</div>
(7)<div class='page_container' data-page=7>

Ta có:





KC
C
C

 

1
2
2

C
KC





1
2
(2.7)
Với≪1 thì

C
KC



 (2.8)
Từ biểu thức (2.8) ta thấy:

-Độ điện li tỉ lệ thuận với hằng số phân li K. Nếu hằng số phân li càng lớn thì chất
điện li càng mạnh, phân li càng nhiều. Nếu K càng bé thì chất điện li càng yếu, càng ít
phân li.

-Độ điện li tỉ lệ nghịch với nồng độ. Đối với một chất nhất định (K khơng đổi )
thì trong dung dịch càng lỗng thì chất điện li phân li càng nhiều.

1.2.3. Phân loại chất điện li:

1.2.3.1. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu:

Căn cứ vào độ điện li và hằng số điện li mà người ta qui ước phân biệt ra các chất
điện li mạnh và các chất điện li yếu.

- Một số axit vô cơ :HCl, HBr, HI, HSCN, HClO3, HBrO3, HNO3, H2SO4 (Nấc1),

HClO4....

- Các bazơ kiềm và kiềm thổ: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH,
Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 (nấc 1).

- Hầu hết các muối.

Các chất còn lại thuộc loại chất điện li yếu hoặc trung bình. H2O là chất điện li

vơ cùng yếu.

1.2.3.2. Biểu diễn trạng thái chất điện li trong dung dịch:
Để cụ thể hóa mức độ phân li các chất người ta qui ước:

Các chất điện li mạnh phân li hoàn toàn , đựơc biểu diễn bằng một mũi tên hướng
từ trái (ghi công thức phân tử của chất điện li) sang phải (ghi cơng thức các ion tương
ứng). Ví dụ: Trong nước sự phân li của Na2SO4, HclO4, NaOH được biểu diễn như sau:






 42

2SO 2Na SO

Na






 4

4 H ClO

HClO





 Na OH

NaOH

Các chất điện li yếu phân li một phần, được biểu diễn bằng dấu cân bằng thuận
nghịch ( ⇌ ) giữa các phân tử không phân li và các ion của chất điện li.Để đặc trưng
định lượng hơn người ta ghi thêm giá trị K hoặc lgK ở bên phải cân bằng phân li.

Ví dụ 2.3: CH3COOH ⇌ CH3COO- + H+Ka = 10-4.76 hoặc lgKa = -4,76

H2O ⇌ H+ + OH- Kw = 10-14 hoặc lgKw = -14



2
3)

(NH

Ag ⇌ Ag+ + 2NH

3 K = 10-7.24 hoặc lgK = -7.24

</div>
(8)<div class='page_container' data-page=8>

điện li càng yếu, càng ít phân li.

1.3. Những định luật cơ bản để tính toán cân bằng trong dung dịch axit –
bazơ

1.3.1. Định luật bảo toàn vật chất
1.3.1.1. Định luật bảo toàn nồng độ
Qui ước 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. Sau đây là một số qui ước về cách biểu diễn nồng độ:

+ Nồng độ gốc C0: là nồng độ các chất trước khi đưa vào hỗn hợp phản ứng.
+ Nồng độ ban đầu C0: là nồng độ các chất trong hỗn hợp, trước khi phản ứng
xảy ra:




i
i
oi
o
i
V
V
C

C . (3.1)

+ Nồng độ ban đầu C: là nồng độ các chất sau khi phản ứng xảy ra hoàn toàn
(nhưng hệ chưa đạt đến trạng thái cân bằng). Trong trường hợp khơng có phản ứng xảy
ra thì C và C0 chỉ là một.

+ Nồng độ cân bằng [ ]: là nồng độ các chất khi hệ đạt đến trạng thái cân bằng.
Ví dụ 3.1:Trộn 200ml dung dịch HCl pH =2 với 300ml dung dịch HNO3 pH =3.

Ở đây, nồng độ gốc: C0HCl = 10-pH = 10-2M, CoHNO3 = 10-pH = 10-3M

Nồng độ ban đầu: CHCl CHCl M

3
2

0 4.10

300

200
10
.
200 





M
C

CHNO HNO

4
3

0 6.10

300
200
10
.
300
3
3










 H Cl

HCl






 3

3 H NO

HNO

H2O ⇌ H+ +OH

-Bởi vì CHCl, CHNO3 >> 10-7 nên có thể bỏ qua sự phân li của nước. Nồng độ các cấu

tử lúc cân bằng:

[Cl-] = 4.10-3 M, [ NO

3-] = 6.10-4 M

[H+] = [Cl-] + [ NO

3-] = 4,6.10-3 M







H



M

K

OH w 2,17.1012







- Định luật bảo toàn nồng độ (ĐLBTNĐ) ban đầu: đây là dạng phổ biến
nhất của định luật bảo tồn vật chất thường được áp dụng để tính tốn cân bằng trong
các dung dịch.

</div>
(9)<div class='page_container' data-page=9>

Ví dụ 3.2: Cho dung dịch KH2PO4 nồng độ C mol/l. Viết biểu thức bảo tồn

nồng độ ban đầu.

Các q trình điện li xảy ra trong dung dịch:

Biểu thức ĐLBTNĐ đối với H2 PO4 :

Ví dụ 3.3: Viết biểu thức ĐLBTNĐ đối với dung dịch chứa hỗn hợp hai
muối NaHCO3 C1 và Na2CO3 C2 M.

Các quá trình điện li xảy ra trong dung dịch:

Biểu thức ĐLBTNĐ đối với HCO3- và CO32-:

LCO2: Độ tan của CO2

1.3.1.2. Định luật bảo tồn điện tích:

ĐLBTĐT được phát biểu dựa trên ngun tắc các dung dịch có tính trung hịa về
điện: Tổng đ iện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của các
cation.

Trong đó, [i] : nồng độ của ion i lúc cân bằng
Zi : điện tích của ion i

Ví dụ 3.4: Viết biểu thức ĐLBTĐT cho dung dịch KH2PO4 nồng độ C mol/l ở

ví dụ 3.2

Trong dung dịch có các ion: K+, H+, H

</div>
(10)<div class='page_container' data-page=10>

-Biểu thức ĐLBTĐT:

1.3.2. Định luật tác dụng khối lượng

Đây là định luật được áp dụng thường xun trong việc tính tốn 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 phản ứng với lũy thừa thích hợp là một hằng số ở nhiệt
độ và áp suất đã cho.

- Biểu diễn ĐLTDKL đối với một số dạng cân bằng thường gặp:
+ Cân bằng axit-bazơ:

Cân bằng phân li của axit:

Ka là hằng số phân li axit (hay gọi tắt là hằng số axit).

Cân bằng phân li của bazơ:

Kb là hằng số phân li bazơ (hay gọi tắt là hằng số bazơ).

+ Cân bằng tạo phức:

k1, k2 là hằng số tạo thành từng nấc của các phức [CuNH3]+ và [Cu(NH3)2]+.

β1, β2 là hằng số tạo thành tổng hợp của các phức [AgNH3]+, [Ag(NH3)2]+

+ Cân bằng tạo hợp chất ít tan:
T PbCl2 là tích số tan của PbCl2

- Tổng hợp cân bằng:

</div>
(11)<div class='page_container' data-page=11>

riêng lẻ. Sau đây là một số ví dụ tổng hợp cân bằng:
+ Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch:
Quá trình thuận:

Quá trình nghịch:
Áp dụng ĐLTDKL:

Như vậy, hằng số cân bằng nghịch bằng giá trị nghịch đảo của hằng số cân
bằng thuận.

+ Cộng cân bằng:
Cho:

Tính hằng số cân bằng:

Cân bằng (3.4) là cân bằng tổng của hai cân bằng (3.2) và (3.3)

Hằng số cân bằng tổ

hợp khi cộng các cân

bằng với nhau bằng tích

các cân hằng số của các cân bằng riêng lẻ.

+ Nhân cân bằng với một thừa số n ( n= -2, -1, 1, 2, ½,…)

Khi nhân cân bằng với một thừa số n bất kì sẽ tương đương với việc cộng n lần
của cân bằng đó. Do đó, hằng số của cân bằng tổ hợp (hằng số của cân bằng khi
nhân với thừa số n) bằng hằng số của cân bằng gốc lũy thừa n lần.

Ví dụ 3.5: Khi nhân cân bằng (3.2) với thừa số n, ta được cân bằng tổ hợp:
Hằng số cân bằng kn = K1n.

1.3.3. Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton)

Đây là trường hợp riêng của ĐLBTNĐ và ĐLBTĐT áp dụng cho các hệ
axit-bazơ:

Phát biểu định luật:

</div>
(12)<div class='page_container' data-page=12>

thì tổng nồng độ proton của các cấu tử ở mức không giải phóng ra bằng tổng nồng
độ proton mà các cấu tử thu vào để đạt đến trạng thái cân bằng.

Nói cách khác, nồng độ proton trong dung dịch lúc cân bằng bằng hiệu giữa
tổng nồng độ proton giải phóng ra và tổng nồng độ proton thu vào ở mức không.

Trạng thái chuẩn (mức không) là trạng thái tùy chọn (trạng thái ban đầu,
trạng thái giới hạn, trạng thái cân bằng,...). Để thuận tiện cho việc tính tốn, người ta
thường chọn mức khơng là trạng thái ở đó nồng độ của các cấu tử chiếm ưu thế.

Ví dụ 3.6: Viết biểu thức ĐKP cho dung dịch KH2PO4 nồng độ C mol/l ở ví dụ

3.2

Chọn mức khơng: H2PO4- và H2O

Ví dụ 3.7: Viết biểu thức ĐKP cho dung dịch CH3COOH C1M và

CH3COONa C2M.

Mức không: CH3COOH và H2O

ĐKP:

1.4. Cân bằng trong dung dịch axit – bazơ 
1.4.1. Dung dịch các đơn axit – bazơ

1.4.1.1. Đơn axit mạnh

</div>
(13)<div class='page_container' data-page=13>

Trong dung dịch: [HY] ≈ 0, [Y-] = C
HY.

Các axit mạnh thường gặp là :HCl, HBr, HI, HSCN, HClO3, HbrO3, HNO3, H2SO4

(Nấc 1), HClO4....

Cân bằng (4.1) thường được viết dạng đơn giản:

Trong dung dịch ngoài quá trình phân li (4.2) cịn có q trình phân li của nước:
Như vậy có hai q trình cho proton và phương trình ĐKP có dạng:

Hoặc:

Sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra làm chuyển dịch cân bằng (4.3) sang trái

và [OH-] < 10-7. Vì vậy, trong trường hợp C

HY ≫ 10-7 có thể coi [H+] = CHY .

Nghĩa là, trong dung dịch sự phân li của HY là chiếm ưu thế còn sự phân li của
H2O xảy ra không đáng kể.

Trong trường hợp CHY ≈10-7 thì phải kể đến sự phân li của nước và phép tính

được thực hiện đơn giản theo cân bằng phân li của nước.

Ví dụ 4.1:Tính pH, H+, OH- của dung dịch HCl 1,0. 10-3 M

Do CHCl ≫ 10-7 ⇒ [H+] = CHCl = 1,0.10-3 → pH = -lg(1,0.10-3) = 3,0

pOH = 14,0 – pH = 14,0 – 3,0 = 11,0 → [OH-] = 1,0.10-11.

1.4.1.2. Đơn bazơ mạnh

Các bazơ mạnh thường gặp:LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH, Ca(OH)2,

Sr(OH)2, Ba(OH)2 (nấc 1).

Trong dung dịch bazơ mạnh XOH có các q trình :
- Cân bằng ion hóa của nước:

- Cân bằng thu proton của XOH:
-Tổ hợp (4.4) và (4.5)

</div>
(14)<div class='page_container' data-page=14>

Điều kiện proton:

Hoặc:

Ở đây do sự có mặt của OH- giải phóng ra từ (4.7) mà cân bằng phân li của nước

(4.8) chuyển dịch sang trái và [H+ ] << 10-7 .Vì vậy, nếu C

XOH >>10-7 thì:

[OH-] = C

XOH (4.11)

Nghĩa là nồng độ OH- trong dung dịch bằng nồng độ của bazơ mạnh.

Trong trường hợp CXOH ≈ 10-7 thì phải kể đến sự phân li của nước như đối với

trường hợp axit mạnh.

Ví dụ 4.2 : Tính pH, H+, OH-, của dung dịch NaOH 1,0. 10-4 M

CNaOH ≫ 10-7 nên:

1.4.1.3. Đơn axit yếu

Các axit yếu phân li một phần và dung dịch có phản ứng axit. Độ mạnh của các
axit được đặc trưng bằng hằng số phân li axit Ka hoặc chỉ số của hằng số phân li pKa
= -lgKa . Dĩ nhiên Ka càng lớn hay pKa càng bé thì axit càng mạnh.

</div>
(15)<div class='page_container' data-page=15>

Axit phân tử: HCN ⇌ H+ + CN- K

a = 10-9,35 ; pKa = 9,35

Axit cation: NH4+ ⇌ H+ + NH3 Ka = 10-9,24 ; pKa = 9,24

Axit anion: HSO4- ⇌ H+ + SO42- Ka = 10-1,99 ; pKa = 1,99

Trường hợp tổng quát trong dung dịch đơn axit yếu HA có các quá trình sau:

Theo định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho (4.13) ta có:

Hay :

Tích số ion của hai quá trình :

Nếu Kw ≪ Ka.CHA thì sự phân li của nước xảy ra không đáng kể và có thể tính

thành phần cân bằng theo (4.13):

Giải phương trình (4.18)

cho phép đánh giá x tức là [H+],

[A-].

Ví dụ 4.3 : Tính pH của dung dịch NH4Cl 1,0. 10
-4

Ở đây KA.C = 10-4.10-9,24 = 10-13,24 do đó khơng thể bỏ qua sự phân li của nước.

Chọn mức không: NH4+, H2O

</div>
(16)<div class='page_container' data-page=16>

Coi ta có giá trị gần đúng của [H+]

1.4.1.4. Đơn bazơ yếu

Một phần các bazơ yếu thu proton của nước và dung dịch của chúng có phản ứng
bazơ. Các bazơ yếu có thể tồn tại ở dạng phân tử, anion hoặc cation:

Bazơ phân tử: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH

-Bazơ cation: CaOH+ ⇌ Ca2+ + OH

-Bazơ anion: CH3COO- + H2O ⇌ CH3COOH + OH

-Độ mạnh của các bazơ yếu phụ thuộc vào hằng số bazơ Kb hoặc chỉ số hằng số

bazơ pKb = -lgKb .

Hằng số Kb được tổ hợp từ hằng số phân li của nước và hằng số phân li của axit

tương ứng.

Đối với bazơ A-:

Từ tổ hợp các phản ứng trên ta có:

Như vậy khi axit HA càng mạnh (Ka lớn) thì bazơ tương ứng càng yếu (Kb bé) và

ngược lại .

Phản ứng (4.19), đặc trưng cho phản ứng của các bazơ, phản ánh các quá trình
thu proton của nước trong các dung dịch bazơ yếu. Để giải thích tính bazơ của

A-theo thuyết Areniut phương trình (4.19) được gọi là phản ứng thủy phân của A-.

Như vậy trong bất kỳ dung dịch bazơ nào cũng đều có hai q trình.
Phân li của nước: H2O ⇌ H+ + OH- Kw

Thu proton của bazờ: A- + H

2O ⇌ HA + OH

</div>
(17)<div class='page_container' data-page=17>

của bazơ ([HA].[OH-] = K

b. [A-] ≈ Kb.Ca).
Kw << Kb.Ca (4.21)

Thì có thể tính cân bằng chỉ theo (4.19):

Có thể tính dễ dàng x từ (4.22)

Trong trường hợp điều kiện (4.21) không thỏa mãn, nghĩa là 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 4.4 : Tính pH của dung dịch NaCN 0,010 M.

Kb.CCN- = 10-4,65 . 10-2 = 10-6,65 >> Kw.

Điều kiện (4.21) hoàn tồn thỏa mãn.Ta có thể tính cân bằng theo (1).

Vậy [OH-] = x = 4,73.10-4

⇒ pOH = -lg(4,73.10-4) = 3,32 → pH = 10,68

1.4.2. Dung dịch của các hỗn hợp axit – bazơ 
1.4.2.1. Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu

Trong dung dịch axit mạnh HY nồng độ C1 mol/l và axit yếu HA có nồng độ C2

mol/l có các quá trình sau:

Phân li của axit mạnh HY: HY → H+ + Y- (4.23)

Ion hóa của nước: H2O ⇌ H+ + OH- Kw (4.24)

Phân li của axit yếu HA: HA ⇌H+ + A-K

a (4.25)

Ở đây : CHA = C2; CH+ = CHY= C1

Trong đa số trường hợp, do có mặt của các axit HY và HA nên sự phân li của nước

</div>
(18)<div class='page_container' data-page=18>

xảy ra không đáng kể.Ta có thể tính nồng độ ion H+ dựa vào cân bằng (4.25) có kể đến

sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra (4.23):

Nếu hằng số phân li KHA tương đối bé và C1, C2 khơng q nhỏ thì có thể coi x

≪ C2 ; x ≪ C1 và ta có thể đánh giá gần đúng.

Ví dụ 4.5 :Trộn 20,00ml HCl 0,0200M với 30,00ml dung dịch CH3COOH 0,150

M tính pH của hỗn hợp thu được ?

CHCl = 20.0,02/(20+30) = 0,008 (M)

CCH3COOH = 30.0,15/(20+30) = 0,09 (M)

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Với x ≪ 0,008 ta rút ra phương trình gần đúng:

Giá trị này nhỏ hơn 0,008 không nhiều .Nếu coi x ≪ 0,090 thì :
x2 +8.10-3x – 1,566.10-6 = 0

tính được: x = 1,912.10-4 ≪ 0,090

Vậy x = [CH3COO-] = 1,912.10-4

</div>
(19)<div class='page_container' data-page=19>

1.4.2.2. Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu

Trong dung dịch có quá trình phân li hồn tồn của bazơ mạnh (XOH) cân bằng
phân li của nước, q trình proton hóa của bazơ yếu A-:

Có thể coi q trình phân li của nước xảy ra khơng đáng kể do sự có mặt của
nồng độ OH- sinh ra từ hai quá trình (4.28) và (4.30)

Ta có thể đánh giá nồng độ OH- dựa vào cân bằng (4.30) có tính đến sự có của
nồng độ OH- do XOH phân li ra, với C

OH- = CXOH = C1 và CA- = C2.

Với x≪ C1; x ≪ C2 ta có giá trị gần đúng:

Ví dụ 4.6 :Tính pH của dung dịch gồm NaOH 1,0. 10-4 M và NaNO

2 0,10 M

</div>
(20)<div class='page_container' data-page=20>

Vậy x = [HNO2] = 10-7,71

[OH-] = 1,0.10-4 + x = 1,0.10-4 + 10-7,71 = 10-4

pOH = 4,0 → pH = 10
1.4.2.3. Hỗn hợp đơn axit

Trong dung dịch chứa các đơn axit HA1, HA2, HA3 có các cân bằng

Trong trường hợp: Ka1CHA1>> Ka2CHA2 >> Ka3CHA3 >> Kw thì có thể tính nồng độ

ion H+ theo cân bằng (4.33) như đối với dung dịch chứa đơn axit.

Trong trường hợp Ka1CHA1≈ Ka2CHA2 ≈ Ka3CHA3 thì biểu thức ĐKP áp dụng cho hệ sẽ

là:

Sau khi tổ hợp cần thiết với chú ý [H+] ≫ [OH-]ta có:

Để tính gần đúng có thể coi [HA1] ≈ CHA1= C1; [HA2] ≈ CHA2 = C2; [HA3] ≈ CHA = C3 và:

Để kiểm tra ta tính lại: [HA1] = C1α1; [HA2] = C2α2; [HA3] = C3α3 với:

Ví dụ 4.7 : Tính pH của dung dịch CH3COOH C1 = 0,010 M và NH4Cl C2 = 0,100M

</div>
(21)<div class='page_container' data-page=21>

[H+] = 4,17.10-4M; pH = 3,38

Từ cân bằng (1): 9,24 6,86
38

,
3

3 .10 10

10
10
,

0  

 



NH << 10-3,38, vậy sự phân li của NH
4+

là không đáng kể đối với axit axetic.
1.4.2.4. Hỗn hợp đơn bazơ

Việc tính cân bằng đối với hỗn hợp các đơn bazơ cũng tương tự như hỗn hợp
các đơn axit.

Trong dung dịch: NaA1 C1M ; NaA2 C2M

Nếu Kb1C1 ≫ Kb2C2 ≫ Kw thì phép tính được thực hiện theo cân bằng (4.40).

Nếu Kb1C1≈ Kb2C2 ≫ Kw thì phải tính theo ĐKP:

[H+ ] = [OH- ] - [ HA1] - [HA2] (4.42)

Thay [HA1] = Ka1-1[H+][A1-] và [HA2] = Ka2-1[H+][A2-] vào (4.42) và khi tổ hợp cần thiết

ta rút ra:

Với giá trị tính gần đúng :

Ví dụ 4.8 : Tính pH của dung dịch KCN C1 = 0,100M ( pKa1 = 9,35 ) và NH3

</div>
(22)<div class='page_container' data-page=22>

Kb1C1 ≈Kb2C2 ≫ Kw . Áp dụng (4.44) :

1.4.2.5. Hỗn hợp đơn axit yếu và bazơ liên hợp

Xét dung dịch đơn axit HA (Ca mol/l) và bazơ liên hợp (Cb mol/l)

Hoặc:

Cân bằng (4.45) mô tả đúng hiện tượng khi dung dịch có phản ứng axit. Nếu pH

≪ 7 thì có thể tính [H+] theo (4.45):

Trong trường hợp h << Ca, Cb thì

b
a
a
C
C
K

h và ta có cơng thức gần đúng tính pH:

Nếu pH ≫ 7 thì cân bằng (4.46) mơ tả đúng hiện tượng và có thể dựa vào đó để
tính pH:

Khi x = [OH-] << C

a, Cb thì [OH-] = x =

a
b
b

C
C

K và

a
b
C
C

lg
pK

pOH b  (4.48)

Thay pOH = 14 – pH và pKb = 14 – pKa vào (4.48) ta lại có phương trình tính

</div>
(23)<div class='page_container' data-page=23>

khi [OH-], [H+] ≪ C
a, Cb.

Khi không thể bỏ cân bằng phân li của nước có thể tính gần đúng theo phương
trình ĐKP áp dụng cho hệ HA (Ca), A- (Cb):

Kết quả tính theo phương trình gần đúng: h2 + C

bh - (K w+ KaCa ) = 0 sẽ cho ta

[H+] = h

Ví dụ 4.9:Tính pH của hỗn hợp NH4+ C1 = 0,050M và NH3 C2 = 0070M pKa =

9,24.

Tính gần đúng : 9,38

050
,
0
070
,

0
lg
9,24

pH   ; pOH = 4,62

[OH-] = 10-4,62 ≪ C

a, Cb vậy giá trị pH tính được là đúng.

1.4.3. Dung dịch các đa axit – bazơ
1.4.3.1. Đa axit

Phân tử của các đa axit có khả năng phân li cho n proton (n>1). Nếu n = 2 ta có
điaxit, n= 3 ta có triaxit... Sự phân li của các đa axit diễn ra theo từng nấc. Ví dụ, sự
phân li của triaxit H3A:

Đối với đa số các đa axit nhất là đối với các axit vơ cơ thì Ka1≫ Ka2 ≫Ka3 ....,

nghĩa là sự phân li của đa axit xảy ra mạnh nhất ở nấc đầu và sau đó giảm dần ở các nấc
tiếp theo. Điều này dễ hiểu vì một phân tử không mang điện mất proton dễ hơn một
anion và anion một điện tích mất proton dĩ nhiên tương đối dễ hơn anion hai điện
tích...

Nếu Ka1 ≫ Ka2 ≫ Ka3 ta có thể coi đa axit như một đơn axit và tính cân bằng

theo nấc phân li thứ nhất của axit đó.

Ví dụ 4.10 :Tính pH và nồng độ ion S2- trong dung dịch H

2S 0,010M

</div>
(24)<div class='page_container' data-page=24>

Vì Ka1 ≫ Ka2≈Kw nên cân bằng (1) là chủ yếu

Với x << 0,010 → x= 10-4,51 << 0,010

Vậy [H+] = [HS-] = 10-4,51 → pH = 4,51

Để tính nồng độ của ion S2- ta dùng cân bằng 2 có kể đến nồng độ các ion đã

tính được từ trước :

Với y ≪ 10-4,51 → y = K

a2 = 10-12,9 ≪ 10-4,51,vậy [S2-] = 10-12,9 bằng đúng giá

trị Ka2, không phụ thuộc nồng độ đa axit.

1.4.3.2. Đa bazơ

Phân tử đa bazơ có khả năng nhận một số proton .Quá trình proton hóa của đa
bazơ là ngược lại với quá trình phân li của đa axit tương ứng .Vì vậy ứng với điaxit ta
có đibazơ ,ứng với triaxit ta có tribazơ ....và ta có sơ đồ phản ứng sau đây:

Phân li của triaxit Proton hóa của tribazơ

Khi Ka1 ≫ Ka2 ≫ Ka3thì Ka3-1 ≫ Ka2-1 ≫ Ka1-1 vì vậy Kb1 ≫ Kb2 ≫

Kb3. Như vậy sự proton hóa nấc 1 là chiếm ưu thế và ta có thể tính cân bằng của đa

</div>
(25)<div class='page_container' data-page=25>

Ví dụ 4.11:Tính H+, HCO

3-, pH của dung dịch Na2CO3 0,10M

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Kb1 ≫ Kb2 ≫ Kw nên cân bằng (2) là chủ yếu.

Kết quả tính cho ta :[HCO3-] = [OH- ] = 4,62.10-3 ; pOH = 2,34 ; pH = 11,66

Phần 2 PHƯƠNG PHÁP ĐỒ THỊ LOGARIT GIẢI BÀI TỐN Ph
2.1. Tính tốn cân bằng trong các dung dịch axit:

2.1.1. Dung dịch đơn axit mạnh

Các axit mạnh thường gặp là: HCl, HBr, HSCN, HClO3, HBrO3, HNO3, H2SO4,

HClO4, HMnO4 …

Ứng dụng tính pH, H+, OH- của dung dịch HCl 1,0. 10-3 M

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Mức không : HCl ; H2O
ĐKP : [H+] = [Cl-] + [OH-]

Trong đó:

Lấy logarit thập phân hệ trên ta được :

</div>
(26)<div class='page_container' data-page=26>

Dựa vào giản đồ ta thấy tại vị trí cắt nhau giữa hai đường lg[H+] và lg[Cl-] thì

nồng độ OH- rất bé so với nồng độ Cl-. Vậy khi tính pH của dung dịch ta có thể bỏ
qua phương trình phân li của nước.

Từ phương trình điều kiện proton: [H+] = [Cl-] + [OH-]

⇒ [H+] = [Cl-] = 0,001 = 10-3

[OH-] = 10-14 / 10-3 = 10-11

pH = - lgH+] = - lg10-3 = 3

pOH = 14 – pH = 14 – 3 = 11
2.1.2. Dung dịch đơn axit yếu:

Các axit yếu có thể tồn tại dạng phân tử hoặc ion: HCN, CH3COOH, NH4+, HSO4- …

Các axit này điều có hằng số phân li axit (Ka) và các quá trình phân li trong nước

là như nhau. Xét trường hợp sau:

Tính pH của dung dịch NH4Cl 1,0. 10-4 M.[4]

Các quá trình xảy ra trong nước:

Chọn mức không: NH4+, H2O

</div>
(27)<div class='page_container' data-page=27>

Lấy logarit thập phân hệ trên .Ta được:

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Ta thấy tại hai đường lg[H+] và lg[NH

3] cắt nhau thì [OH-] là đáng kể so với

[NH3] vì vậy khi tính pH của dung dịch phải tính cả phương trình phân li của nước.
[H+] = [OH-] + [NH

</div>
(28)<div class='page_container' data-page=28>

Vậy h = [H+] = 2,60.10-7 ⇒pH = -lg[H+] = - lg(2,60.10-7) = 6,59

2.1.3. Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu

Xét trường hợp sau: trộn 20,00ml HCl 0,0200M với 30,00ml dung dịch
CH3COOH 0,150 M tính pH của hỗn hợp thu được.

CHCl = 20.0,02/(20+30) = 0,008 (M)

CCH3COOH =30.0,15/(20+30) = 0,09 (M)

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Chọn mức không: CH3COOH, H2O

ĐKP: [ H+]

2,3 = [OH-] + [ CH3COO-]

[H+] - [Cl-] = [OH-] + [ CH

3COO-]

[H+] = [OH-] + [ CH

3COO-] + [Cl-]

Trong đó :

</div>
(29)<div class='page_container' data-page=29>

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Từ phương trình ĐKP :[Cl-] = const

⇒ pH của dung dich phụ thuộc vào (2) và (3)
Ta thấy tại vị trí hai đường lg[H+] và lg[CH

3COO-] giao nhau thì nồng độ [OH-]

rất nhỏ so với [ CH3COO-] .Vậy khi tính pH bỏ qua phương trình phân li của nước.

Từ phương trình ĐKP bỏ qua [OH-] ,Ta được:
[H+] = [ CH

</div>
(30)<div class='page_container' data-page=30>

Trong đó Ka = 10-4,76 thay vào trên ta được:

⇒ h = [H+] = 8,16.10-3

pH = - lg[H+] = - lg(8,16.10-3 ) = 2,09

Vậy pH của hỗn hợp gồm 20,00ml HCl 0,0200M và 30,00ml dung dịch
CH3COOH 0,150 M là 2,09

2.1.4. Hỗn hợp đơn axit

Xét trường hợp sau: Tính pH của dung dịch CH3COOH C1 = 0,010 M và NH4Cl

C2 = 0,100M [4]

Chọn mức không: CH3COOH

ĐKP: [H+] = [OH-] + [ CH

3COO-] + [NH3]

Trong đó:

</div>
(31)<div class='page_container' data-page=31>

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Ta thấy tại lg[CH3COO-] = lg[H+] thì [OH-] và [NH3] nhỏ hơn rất nhiều so với

[CH3COO-].Vì vậy khi tính pH của dung dịch có thể bỏ qua phương trình (1) và (2)

Từ phương trình ĐKP, suy ra : [H+] = [ CH3COO-]

</div>
(32)<div class='page_container' data-page=32>

⇒ h = [H+] = 4,08.10-4

pH = - lg[H+] = - lg(4,08.10-4) = 3,39

Vậy pH của dung dịch CH3COOH C1 = 0,010 M và NH4Cl C2 = 0,100M là 3,39

2.1.5. Đa axit

Các đa axit gồm: H3PO4, H2CO3. H2S. . .

Xét trường hợp sau: tính pH và nồng độ ion S2- trong dung dịch H

2S 0,010M.

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Mức không: H2S , H2O

ĐKP: [H+

] = [OH-

] + [ HS-

] + ½ [S2-]

Trong đó:

</div>
(33)<div class='page_container' data-page=33>

Từ những dữ kiện trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Ta thấy tại vị trí lg[ HS-] = lg[H+] thì [OH-] và [S2-] nhỏ hơn rất nhiều so với [

</div>
(34)<div class='page_container' data-page=34>

Từ phương trình ĐKP, suy ra : [H+] = [HS-]

Với Ka1 = 10-7,02 ; Ka2 = 10-12,09

⇒ h = [H+] = 3,09.10-5

pH = - lg[H+] = - lg(3,09.10-5) = 4,51

Vậy pH của dung dịch H2S 0,010M là 4,51

2.2. Tính tốn cân bằng trong các dung dịch bazơ:
2.2.1. Dung dịch đơn bazơ mạnh

Các bazơ mạnh thường gặp: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH,
Ca(OH)2, Sr(OH)2, BaOH)2 (nấc 1).

Xét trường hợp: tính pH, H+, OH-, của dung dịch NaOH 1,0. 10-4 M [4]

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Mức không: H2O

ĐKP: [H+] = [OH-] – C
NaOH

</div>
(35)<div class='page_container' data-page=35>

Lấy logarit thập phân hệ trên .Ta được:

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Ta thấy [H+] nhỏ hơn rất nhiều so với [Na+].Vậy khi tính pH của dung dịch ta có

thể bỏ qua phương trình phân li của nước
Từ phương trình ĐKP, suy ra: [H+] + C

NaOH = [OH-]

[OH-] = CNaOH = [Na+] = 10-4

⇒ [H+] = 10-14 /[OH-] = 10-14 /10-4 = 10-10

pH = - lg[H+] = - lg10-10 = 10.

2.2.2. Dung dịch đơn bazơ yếu:

Các bazơ yếu gồm: NH3, CaOH+, CH3COO- . . .

Ví dụ: tính pH của dung dịch NaCN 0,010 M [4]
Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Mức không: H2O

</div>
(36)<div class='page_container' data-page=36>

[H+] = [OH-] - [HCN]

Trong đó:

Lấy logarit thập phân hệ trên. Ta được:

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Từ phương trình ĐKP,suy ra : [H+] + [HCN] = [OH-] (*)

Ta thấy tại vị trí đường lg[OH-] và lg[HCN] cắt nhau thì [H+] rất bé so với

</div>
(37)<div class='page_container' data-page=37>

nước.

Từ (*) ⇒ : [HCN] = [OH-]

Với Ka = 10-9,35 ,ta có:

⇒ [H+] = h = 2,16.10-11

pH = -lg[H+] = -lg(2,16.10-11) = 10,67

Vậy pH của dung dịch NaCN 0,010 M là 10,67

2.2.3. Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu

Xét ví dụ như sau: Tính pH của dung dịch gồm NaOH 1,0. 10-4 M và NaNO
2 0,10

M [4]

Mức không: H2O

ĐKP: [H+] = [OH-] - [HNO2] - CNaOH

</div>
(38)<div class='page_container' data-page=38>

Lấy logarit thập phân hệ trên .Ta được:

</div>
(39)<div class='page_container' data-page=39>

Từ phương trình ĐKP ,suy ra: [H+] + [HNO

2] + CNaOH = [OH-] (*)

Từ giản đồ ta thấy tại vị trí lg[Na+] cắt lg[OH-] thì [H+] và [HNO

2] rất bé so với

[Na+]. Vậy khi tính pH của dung dịch có thể bỏ qua phương trình (3) và (4).

Từ (*) ⇒ CNaOH = [OH-]

Vậy pH của dung dịch NaOH 1,0. 10-4 M và NaNO

2 0,10 M :

pH = -lg[H+] = -lg(10-10) = 10

2.2.4. Hỗn hợp đơn bazơ:

Xét trường hợp sau: Tính pH của dung dịch KCN C1= 0,100M (pKa1 = 9, 35) và

NH3 C2 = 0,100M (pKa2 = 9, 24) [4]

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Mức không: H2O

ĐKP: [H+] = [OH-] - [HCN] - [NH
4+]

</div>
(40)<div class='page_container' data-page=40>

Lấy logarit thập phân hệ trên .Ta được:

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Từ phương trình ĐKP,suy ra: [H+] + [HCN] + [NH

</div>
(41)<div class='page_container' data-page=41>

Ta thấy tại lg[HCN] = lg[OH-] thì [NH4+] gần bằng [HCN] và [H+] nhỏ hơn rất

nhiều so với [HCN].Vậy khi tính pH của dung dịch có thể bỏ qua phương trình phân
li của nước.

Từ (*) ⇒ [HCN] + [NH4+]= [OH-]

Với Ka1 = 10-9,35 và Ka2 = 10-9,24, ta thấy Ka1≈ Ka2 >> h
⇒ (Ka1 + h) ≈ Ka1; (Ka2 + h) ≈ Ka2. Thay vào (**) ta được:

⇒ pH = - lg[H+] = - lg(5,0.10-12) = 11,30

Vậy pH của dung dịch KCN C1 = 0,100M và NH3 C2 = 0,100M là 11,30

2.2.5. Đa bazơ

Xét ví dụ: Tính H+ , HCO

3-, pH của dung dịch Na2CO3 0,10M [4]

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

Mức không: H2O

ĐKP : [H+] = [OH-] - 2[H2CO3] - [HCO3-]

</div>
(42)<div class='page_container' data-page=42>

Lấy logarit thập phân hệ trên. Ta được:

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit:

Từ phương trình ĐKP ,suy ra :[H+] + 2[H

</div>
(43)<div class='page_container' data-page=43>

Từ giản đồ ta thấy tại lg[HCO3-] = lg[H+] thì [H+] và 2[H2CO3] nhỏ hơn rất nhiều so

với [HCO3-].Vậy khi tính pH của dung dịch có thể bỏ qua cân bằng ởphương trình

(3) và (4).

(*)⇒ [HCO3-] = [OH-]

Với Ka1 = 10-6,35 ; Ka2 = 10-10,33 ,ta được:

Vậy pH của dung dịch Na2CO3 0,10M là 11,66

2.3. Hỗn hợp đơn axit yếu và bazơ liên hợp

Xét ví dụ: tính pH của hỗn hợp NH4+ C1 = 0,050M và NH3 C2 = 0,070M

Các cân bằng xảy ra trong dung dịch:

ĐKP : [H+] = [OH-] + [NH3] – C2

Trong đó :

</div>
(44)<div class='page_container' data-page=44>

Từ những dữ liệu trên ta vẽ được đồ thị logarit như sau:

Từ phương trình điều kiện proton ⇒ [H+] + C

2= [OH-] + [NH3] (*)

Từ giản đồ ta thấy tại lgC2 cắt lg[NH3] thì [OH-] và [H+] rất nhỏ so với [NH3].

Vậy khi tính pH của dung dịch có thể bỏ qua phương trình phân li của nước [OH-].
[H+].

(*) ⇒ C2 = [NH3]

</div>
(45)<div class='page_container' data-page=45>

[H+] = h = 4,11.10-10

pH = -lg[H+] = -lg(4,11.10-10) = 9,386

Vậy pH của hỗn hợp NH4+ C1 = 0,05M và NH3 C2 = 0,070M là 9,39.

</div>
(46)<div class='page_container' data-page=46>

Trên cơ sở các số liệu và các tài liệu tham khảo về các cân bằng trong dung dịch
axit – bazơ, các hằng số cân bằng axit, bazơ và sử dụng phương pháp đồ thị logarit nhóm
chúng em đã :

- Tính và vẽ giản đồ logarit nồng độ.

- Áp dụng tính toán cân bằng trong các dung dịch axit – bazơ. Kết quả cho thấy
việc tính tốn trở nên dễ dàng và khoa học hơn.

Phân cơng nhiệm vụ:

Hồ Thế Lân Tìm tài liệu, đánh máy.

</div>
(47)<div class='page_container' data-page=47>

TÀI LIỆU THAM KHẢO

3. Nguyễn Duy Ái.Một số phản ứng trong hóa vơ cơ.NXBGD.Năm 2005.

4. Nguyễn Tinh Dung . Hố học phân tích 1. Cân bằng ion trong dung dịch. NXB
ĐHSP, Hà Nội, 2005.

5. Nguyễn Tinh Dung, Đào Thị Phương Diệp. Hố học phân tích . Câu hỏi và
bài tập. Cân bằng ion trong dung dịch. Giáo trình cao đẳng sư phạm, NXB ĐHSP,
Hà Nội, 2005.

</div>