CHUYENDE BDHE 2012 C1

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (156.02 KB, 16 trang )

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

TÀI LIỆU TẬP HUẤN GIÁO VIÊN

CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI MƠN HỐ HỌC CẤP THPT

KHẢO SÁT MỘT SỐ PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH

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

LỜI NĨI ĐẦU

Chương trình hóa học phổ thông chủ yếu tập trung nghiên cứu các phản ứng xảy
ra giữa các chất trong dung dịch nước. Trong các sách kinh điển về hóa học, người ta
thường chia các phản ứng hóa học trong dung dịch nước làm 4 loại:

Phản ứng axit–bazơ, phản ứng tạo phức, phản ứng tạo chất ít tan và phản ứng 
oxi hóa–khử. Vấn đề đặt ra là giữa các chất có xảy ra phản ứng hay không? Phản ứng xảy
như thế nào? Xảy ra với mức độ nào? Những yếu tố nào để làm tăng khả năng phản ứng
giữa các chất? …

Mục tiêu của chuyên đề:

-Giới thiệu đến giáo viên những nội dung có tính chất chun sâu dùng trong
việc bồi dưỡng học sinh giỏi cấp THPT, một số bài tập áp dụng và một số tài liệu tham
khảo trong cơng tác Bồi dưỡng học sinh giỏi.

-Trình bày một vài cách tiếp cận với các mảng kiến thức chuyên để học sinh có
thể tiếp thu một cách hiệu quả.

Giới hạn của chuyên đề: trình bày một số vấn đề cơ bản (thuộc chương trình
chun) có vận dụng trong các kỳ thi HSG cấp THPT về các nội dung: Phản ứng axit – 
bazơ,phản ứng tạo chất ít tan và phản ứng oxi hóa–khử.

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

MỤC LỤC

LỜI NÓI ĐẦU --- 1

Chương 1. PHẢN ỨNG AXIT – BAZƠ --- 4

1. Thuyết axit - bazơ --- 4

2. Một số khái niệm liên quan --- 4

2.2. Cặp axit – bazơ liên hợp --- 5

2.3. Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B) --- 6

3. Tính nồng độ cân bằng trong các dung dịch axi,t bazơ --- 7

3.1. Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh --- 7

Tínhồnngđộ cân bằng trong dung dịch axit mạnh --- 7

Tínhồnngđộ cân bằng trong dung dịch bazơ mạnh --- 7

3.2. Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu, bazơ yếu --- 8

Tínhồnngđộ cân bằng trong dung dịch axit yếu đơn chức --- 8

Tínhồnngđộ cân bằng trong dung dịch bazơ yếu đơn chức--- 8

Tínhồnngđộ cân bằng trong dung dịch axit yếu đa chức --- 9

4. Tính pH của dung dịch đệm --- 9

5. Tính pH của dung dịch muối axit --- 10

6. Một số ví dụ áp dụng --- 10

Bàậpitvậndụng---13
Chương 2. PHẢN ỨNG TẠO HỢP CHẤT ÍT TAN --- 16

1. Các khái niệm --- 16

1.1. Độ tan của chất ít tan --- 16

1.2. Tích số tan --- 16

1.3. Tích số tan điều kiện --- 16

2. Các yếu tố ảnh hưởng --- 17

2.1. Sự có mặt của ion chung --- 17

2.2. Ảnh hưởng của pH --- 17

2.3. Ảnh hưởng của sự tạo phức --- 18

3. Một số bài tập áp dụng --- 18

Chương 3. PHẢN ỨNG OXI HOÁ – KHỬ --- 23

1. Các khái niệm cơ bản --- 23

2. Phản ứng oxi hoá - khử trong pin điện hố --- 23

• Để biểu diễn đơn giản các pin điện hóa, người ta dùng sơ đồ pin với quy ước: --- 24

2.1. Thế điện cực --- 24

• Điện cực hiđro chuẩn --- 24

• Quy ước của IUPAC: --- 24

• Sức điện động của pin --- 25

• Thế tiêu chuẩn của điện cực --- 25

• Quy ước về dấu --- 25

2.2. Ý nghĩa của thế điện cực --- 25

2.3. Sự phụ thuộc của thế theo nồng độ --- 26

3. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá - khử --- 26

4. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng oxi hoá - khử --- 28

4.1. Ảnh hưởng của pH --- 28

4.2. Ảnh hưởng của sự tạo thành hợp chất ít tan --- 30

</div>
(4)<div class='page_container' data-page=4></div>
(5)<div class='page_container' data-page=5>

Chương 1. PHẢN ỨNG AXIT – BAZƠ

1. Thuyết axit - bazơ

Có nhiều thuyết về axit - bazơ khác nhau. Trong số đó, được sử dụng nhiều là
thuyết axit - bazơ của Arrhenius và thuyết axit - bazơ của Bronsted- Lowry.

1.1. Thuyết Axit - Bazơ của Arrhenius (thuyết Axit - Bazơ cổ điển)

Theo thuyết này thì axit là những chất có khả năng phân li trong nước thành
cation H+, còn bazơ là những chất có khả năng phân li thành anion OH-. Như vậy trong
phân tử của axit phải chứa hiđro linh động có khả năng ion hóa cịn trong phân tử bazơ
phải chứa nhóm hiđroxi có khả năng ion hóa.

Ví dụ: Axit HCl → H+ + Cl-
Bazơ NaOH → Na+ + OH-

Đây là thuyết đơn giản về axit và bazơ. Nó chỉ đề cập đến dung môi là H2O.
Nhiều trường hợp khơng giải thích được tính axit-bazơ của một số dung dịch. Để giải thích
các trường hợp này người ta đưa ra khái niệm sự thủy phân.

1.2. Thuyết proton về Axit - Bazơ của Bronsted – Lowry

Theo thuyết này axit là những chất có khả năng cho proton. Bazơ là những chất
có khả năng nhận proton.

Sử dụng thuyết này ta có thể giải thích đầy đủ tính axit - bazơ của các dung dịch
trong các dung môi: H2O, khác nước như dung môi hữu cơ… và giải thích cho một số
phản ứng axit- bazơ không có dung mơi.

2. Một số khái niệm liên quan

2.1. Hằng số axit – Hằng số bazơ 
Khi hòa tan axit hoặc bazơ vào nước:
A + H O2 H O3

+ B Kcb 
B +

H O OH− + A Kcb

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng, ta có

3
2

[ ].[ ]

cb

H O B
K

A H O

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

.[ 2 ] [ 3 ].[ ]

[ ]

cb

H O B
K H O

A

= = Ka. Ka gọi là hằng số axit.

Để đơn giản: [ ].[ ]

[ ]
a
H B
K
A
+
=

Hoàn toàn tương tự đối với bazơ:

→
2

[ ].[ ]
.[ ]
[ ]
cb
A OH
K H O

B
−

= = Kb

*Hằng số điện li Ka của một axit được dùng để đánh giá cường độ của axit. Giá
trị của Ka càng lớn cường độ axit càng mạnh, ngược lại Ka càng nhỏ cường độ axit càng
yếu.

Những axit mà phân tử chứa hai hoặc hơn hai proton có thể tách ra được trong
nước, những axit đó được gọi là các đa axit. Trong dung dịch nước các đa axit phân li lần
lượt theo các nấc và ở mỗi nấc cho một proton. Ứng với mỗi nấc, có một hằng số axit (Ka)
tương ứng.

Ví dụ: Axit photphoric ( H3PO4 )

3 4 2

H PO +H O

H PO2 4 H O3
−+ +

pKa1 = 2,12

2 4 2

H PO−+H O 2

4 3

HPO −+H O+ pK

a2 = 7,21
2

4 2

HPO −+H O PO43−+H O3 + pK

a3 = 12,36

*Hằng số cân bằng Kb được gọi là hằng số bazơ, đặc trưng cho độ mạnh của một
bazơ. Kb càng lớn, bazơ càng mạnh, ngược lại Kb càng nhỏ, bazơ càng yếu

Có những bazơ mà phân tử khi cho vào nước lần lượt nhận một, hai, ba proton,
đó là những đa bazơ.

Ví dụ: 3
4

PO− là một đa bazơ

4 2

PO−+H O

2
4

HPO−+OH− K

b1 = 10-1.64
2

4 2

HPO−+H O H PO2 4−+OH− Kb2 = 10-6,79
H PO2 4−+H O2 H PO3 4+OH− Kb3 = 10-11,88
2.2. Cặp axit – bazơ liên hợp

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

Ví dụ:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+
 a b b a 
NH3 + H2O NH4+ + OH

b a a b

Ở ví dụ này có các cặp axit bazơ liên hợp: CH3COOH/CH3COO- và NH4+/ NH3
2.3. Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B)

• Tích số ion của H2O

H2O + H2O H3O+ + OH-

3
2
2
[ ].[ ]
[ ]
cb

H O OH
K

H O

+ −

Nước nguyên chất ở 25oC: [OH-] = [H3O+] = 10-7M
Có thể suy ra:

H O

K = [H3O+].[OH-] = 10-14
Để đơn giản có thể viết: H2O H+ + OH

H O

K = [H+].[OH-] = 10-14

• Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B)
Ta có:

[ ]

.
b
OH A
K
B
−
   
   

= và

[ ]

3 .

a

H O B
K
A
+
 
 
=

→ Ka.Kb = [H3O+].[OH-] = KH O2 = 10
-14

Với: pKa = - lgKa; pKb = - lgKb; pKH O2 = - lgKH O2

thì pKa + pKb = pKH O2 = 14

Từ hệ thức này ta thấy nếu cường độ của một axit càng mạnh (pKa bé) thì bazơ
liên hợp với nó càng yếu.

Ví dụ: CH CO H3 O + H O2 CH CO3 O
−+

H O+ Ka = 1,8.10-5 = 10-4,75
CH CO3 O−+HOH CH CO H3 O +OH−

14 14
9,25
4,75
10 10
10
10
b
a
K
K
− −
−
−
= = =
So với:

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

CN- + H2O HCN + OH- Kb = 10-4,65

Tính axit của CH3COOH mạnh hơn HCN thì tính bazơ của CN- mạnh hơn
CH3COO

-3. Tính nồng độ cân bằng trong các dung dịch axi,t bazơ

3.1. Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh

• Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit mạnh 
HA → H+ + A

H2O H+ + OH- KH O2

[H+ ] – [OH-]– [A- ] = 0

→ [H+ ] - 2

[ ]

H O

K

H+ - Ca = 0 (1)

→ [H+]2 - Ca[H+] - KH O2 = 0
Ta được phương trình bậc 2 với ẩn là [H+]:

- Nếu Ca >> 10-7M, bỏ qua cân bằng điện li của H2O.
[H+] = Ca

Ví dụ: Ca = 10-4M → [H+] = 10-4M

- Nếu Ca ≈ 10-7M, từ (1) → [H+]2 - Ca[H+] - KH O2 = 0

→ [H+ ]2 - 10-7 [H+] - 10-14 = 0
→ [H+ ] = 10-6,79 → pH = 6,79

• Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch bazơ mạnh 
MOH → M+ + OH

H2O H+ + OH- KH O2

[H+] - [OH-] + [M+] = 0 → [H+] - 2

[ ]

H O
K

H+ + Cb = 0
[H+]2 + Cb. [H+] - KH O2 = 0

- Nếu Cb >> 10-7M, bỏ qua cân bằng điện ly của nước.

[OH-] = Cb → [H+] = 2

[ ]

H O

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

- Nếu Cb ≈ 10-7M thì giải phương trình:
[H+]2 + Cb. [H+] - KH O2 = 0 → [H

+
]

3.2. Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu, bazơ yếu

• Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu đơn chức 
HA H+ + A- Ka

H2O H+ + OH-

H O
K

Áp dụng định luật bảo tồn điện tích: [H+ ] – [OH-]– [A- ] = 0

→ [H+ ] - 2

[ ]

H O

K

H+ - [ ]

a a
a

K C

K + H+ = 0 (2)
- Nếu KaCa >> KH O2 bỏ qua sự điện ly của nước

→ [H+ ] -

[ ]

a a
a

K C

K + H+ = 0 → [H
+

]2 + Ka[H+ ] - KaCa = 0

- Giả sử [H+ ] << Ca → [H+ ] = K Ca a

- Nếu KaCa ≈ KH O2 ta không bỏ qua giá trị nào cả và việc tính tốn gần đúng
được thực hiện theo định luật bảo toàn proton:

[H+ ] – [OH-]– [A- ] = 0

→ [H+ ] = 2

[ ]

H O

K

H+ +

[ ]

a

K HA
H+

→ [H+ ]2 =

H O

K + Ka.[HA] xem [HA] = Ca

→ [H+ ] =

H O a a

K +K C

• Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch bazơ yếu đơn chức 
B + H2O BH+ + OH- Kb

H2O H+ + OH- KH O2
Áp dụng đinh luật bảo tồn điện tích:

[H+ ] – [OH-] + [BH+] = 0

→ 2

[ ]

H O

K

OH− - [OH

-] +
[ ]
b b
b
K C

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

- Nếu KbCb >> KH O2 , bỏ qua điện ly của nước.

→ - [OH-] +

[ ]

b b
b

K C

K + OH− = 0
→ [OH-]2 + Kb [OH-] - KbCb = 0

Gỉa sử [OH-] << Cb → [OH-] = K Cb b → [H+ ] = 2

[ ]

H O

K
OH−

- Nếu KbCb ≈ KH O2 ta không bỏ qua giá trị nào cả và việc tính toán gần đúng

được thực hiện theo định luật bảo toàn proton: [H+] = [OH-] - [HA]. BIến đổi ta được:

[H+ ] = 2
1

H O

a b

K
K C−

+ (xem [A

-] = Cb)

• Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu đa chức

H3A H+ + H2A- Ka1 (1)
H2A- H+ + HA2- Ka2 (2)
HA2- H+ + A3- Ka3 (3)
H2O H+ + OH- KH O2 (4)
Nếu Ka1 >> Ka2 , Ka3 ,… Kan

→ Cân bằng (1) quyết định: 2 1

[ ] 0

[ ] [ ]

H O a a

a

K C K
H

H H K

+ +

− − =

Nếu K1Ca >>KH O2 →

1
1

[ ] 0

[ ]
a a
a
C K
H
H K
+
+
− =
+

Nếu [H+] << Ca → [H+] = K Ca1. a

Áp dụng tương tự đối với một bazơ yếu đa chức, ta cũng tiến hành chọn các cân
bằng quyết định và xét điều kiện để bỏ qua sự điện ly của H2O.

4. Tính pH của dung dịch đệm

Khái niệm: Là những dung dịch có khả năng chống lại sự thay đổi pH của môi trường

khi ta thêm vào dung dịch đó một lượng axit mạnh, bazơ mạnh không lớn lắm. Khi pha
lỗng thì pH của dung dịch thay đổi khơng đáng kể.

Thành phần hệ đệm có thể là:

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

- Muối axit của axit yếu.

Cơng thức tính pH gần đúng của dung dịch đệm:

Khi [H+] , [OH-] << Ca, Cb thì [H+] = Ka . Ca/Cb

5. Tính pH của dung dịch muối axit

Muối axit là những muối mà ở gốc axit cịn ngun tử H có khả năng phân li cho ion
H+.

Ví dụ: dung dịch NaHA
Các quá trình xảy ra:

NaHA → Na+ + HA

-HA- + H2O H2A + OH- Kb2

HA- H+ + A2- Ka2
H2O H+ + OH- KH O2

Nếu Ka2 > Kb2 thì ta có mơi trường axit, ngược lại nếu Ka2 < Kb2 thì ta có mơi trường
bazơ.

Trong trường hợp tổng quát:

Chọn mức không HA- và H2O

Ta có: [H+] + [H2A] = [A2-] + [OH-]

Biến đổi ta có [H+] = 2 2
1
1

.[ ]

1 .[ ]

H O a

a

K K HA
K HA

−

− −

Xem [HA-] ≈C

→ [H+] = 2 2

1
1

1 .

H O a

a

K K C

K− C
+

Nếu Ka2C >>KH O2 → [H
+

] = 2
1
1
.
1 .
a
a
K C
K− C

Nếu Ka1-1C >> 1 → [H+] = 2

2 1

(KH O Ka . ).C Ka
C

Nếu Ka2C >>KH O2 và Ka1

-1

C >> 1

→ [H+] = Ka1.Ka2 → pH = (pKa1 + pKa2)/2.

6. Một số ví dụ áp dụng

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

Giải:

Gọi x là số gam CH3COOH cần thêm vào

CH3COOH CH3COO- + H+
Ban đầu: C

Phản ứng αC αC αC
Cân bằng C(1-α) αC αC

Ka = 3

[ ][ ]

[ ]

H CH COO
CH COOH

+ −

Thay αC = 10-4, Ka = 1,8.10-5 vào, giải được C = 6,56.10-4
Khi thêm x(g) vào ta có:

Ka =

2 2 3,5

3
3

[ ][ ] .( ) .10

[ ] 1 1

H CH COO C x
CH COOH

α α

+ − + −

= =

− − = 1,8.10

-5

Giải phương trình ta được α = 0,057, → x = 0,3g.

Bài 2 : Lấy 2,5 mL dung dịch CH3COOH 4M rồi pha loãng với nước thành
1L dung dịch A. Cho biết trong 1mL A có 6,28.1028 ion và phân tử axit không phân li (cho
Ka = 1,8.10-5). Tính độ điện li của axit CH3COOH.

Giải: 1mol có 6,02.1023 phân tử nên 0,01 mol có chứa 6,02.1021 phân tử
CH3COOH CH3COO- + H+

C 6,02.1021

Phản ứng x x x
[ ] 6,02.1021 –x x x
Ta có: (6,02.1021 – x) + x + x = 6,28.1028

Giải ra ta được x = 0,26.1021.

Vậy α = 0,26.1021/6,02.1021 = 0,0432= 4,32%.

Bài 3: Lấy 60mL NaOH 0,025M cho phản ứng với 25mL dung dịch H3AsO4
0,02M ( cho H3AsO4 có pKa1= 2,13; pKa2 = 6,94 ; pKa3 = 11,50). Tính pH của dung dịch
thu được.

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

H3AsO4 + 3NaOH → Na3AsO4 + 3H2O
Ban đầu 0,02.0,025 0,025.0,06

Phản ứng 5.10-4 1,5.10-3 5.10-4

Sau phản ứng 
5.10-4

Sau phản ứng ta thu được 5.10-4 mol Na3AsO4 hay Na3AsO4 có nồng độ là:
5.10-4 /0,085 = 5,88.10-3M.

AsO43- + H2O HAsO42- + OH- Kb1 = 10-2,5
HAsO42- + H2O H2AsO4- + OH- Kb2 = 10-7,06
H2AsO4- + H2O H3AsO4 + OH- Kb3 = 10-11,81
H2O H

+ OH-

H O
K

Vì Kb1 >> Kb2 >> Kb3 , Cb >>KH O2 nên trong dung dịch phản ứng sau là chủ
yếu:

AsO43- + H2O HAsO42- + OH- Kb1 = 10-2,5
C 5,88.10-3

[ ] 5,88.10-3 – x x x
Ta có: Kb1 = x2 / ( 5,88.10-3 - x) = 10-2,5

Giải phương trình ta được x = 3,01.10-3
→ pOH = 2,52 hay pH = 11,48.

Bài 4: Tính số gam Na2HPO4. 12H2O phải hòa tan trong 100mL dung dịch
H3PO4 0,05M sao cho pH của dung dịch thu được bằng 4,68. Cho H3PO4 có pKa1= 2,15;
pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,36.

Giải:

Gọi a là khối lượng Na2HPO4. 12H2O phải đem hịa tan.
H3PO4 có pKa1= 2,15; pKa2 = 7,21 ; pKa3 = 12,36.

Nhận xét: pH = ( pKa1 + pKa2) / 2 = (2,15+ 7,21)/2 = 4,68.
Nên thành phần chính của hệ là:

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

-0,05.0,1 a/358
Ta có: 0,005 = a/358 → a = 1,79g.

Bài 5: Tính khối lượng HCl cần thêm vào 1 lít dung dịch đệm CH3COONH4
0,3M để pH của hệ bằng 6,22 cho CH3COOH có pKa = 4,76, cho NH3 có pKb = 4,76.

Giải:

CH3COONH4 → CH3COO

+ NH4
+

0,3 0,3 0,3
NH4+ NH3 + H+

Ka = 10-9,24 (1)

CH3COO- + H2O OH- + CH3COOH Kb = 10-9,24
(2)

Bỏ qua cân bằng của H2O. So sánh (1) và (2) thấy Ka = Kb.
Vậy dung dịch có mơi trường trung tính hay pH = 7

Gọi m là khối lượng HCl thêm vào. Ta có phương trình:
CH3COO- + H+ CH3COOH

0,3 m/36,5
0,3 - m/36,5 m/36,5
Ta có : pH = pKa + lg(Cb/Ca)

→ 6,22 = 4,76 + lg [( 0,3- m/36,5)/(m/36,5)]
Giải phương trình suy ra m = 0,365.

• Bài tập vận dụng

Bài 6: Nhỏ 1 giọt HCl 3,4.10-3M vào 300,00mL H2O. Tính pH của dung dịch
biết thể tích của 1 giọt axit là 0,0300 mL.

Bài 7: Trộn 20,00mL HCl 0,020M với 30,00mL dung dịch CH3COOH 0,150M.
Tính pH của hỗn hợp thu được.

Bài 8: Tính pH của dung dịch Na2SO4 0,010M

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

Bài 10:

a) Tính độ điện li của dung dịch axit HA (dung dịch A) có pH= 3,00 biết pKa =
5,00

b) Nếu pha loãng dung dịch A gấp 5 lần thì độ điện li của HA sẽ bằng bao
nhiêu? Tính pH của dung dịch thu được.

Bài 11: Tính độ điện li của CH3COOH trong dung dịch CH3COOH 0,100M khi
có mặt NaOH 0,005M.

Bài 12: Thêm 0,03mL dung dịch KOH 0,084M vào 100mL dung dịch HCOOH
2,45.10-5M. Tính pH của dung dịch thu được( coi thể tích thay đổi không đáng kể khi thêm
KOH).

Bài 13: Tính pH và nồng độ cân bằng các cấu tử trong dung dịch thu được khi

trộn 50,00mL NH3 2,00.10-3M với 50,00mL dung dịch H2SO4 2,00.10-3M.

Bài 14: Tính pH và cân bằng trong hệ gồm HCl 0,010M và H2S 0,10M.

Bài 15:

a, Tính pH của dung dịch gồm H3AsO4 0,10M và CH3COOH 0,050M.
b, Tính độ điện li của axit axetic trong hỗn hợp đó.

Bài 16: Tính pH trong hỗn hợp gồm H3PO4 0,010 và NaHSO4 0,010M.

Bài 17: Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit tactric H2C4H4O6(H2A)
0,03M

Bài 18: Tính pH của hỗn hợp thu được khi trộn 40,00mL NH3 0,25M với
60,00mL Na2CO3 0,15M.

Bài 19:

a, Tính thể tích NaOH 0,025M cần để trung hịa hồn tồn 25,mL dung dịch
H3AsO4 0,02M. Tính pH tại thời điểm đó.

b, Tính thể tích NaOH 0,025M để trung hòa 25mL dung dịch H3AsO4 trên đến
pH1 = 6,94 và đến pH2 = 9,22.

Bài 20: Tính số gam Na2HPO4.12H2O phải hòa tan trong 100mL dung dịch
H3PO4 0,05M sao cho pH của dung dịch thu được bằng 4,68 (bỏ qua sự thay đổi thể tích).

Bài 21: Tính số mL dung dịch (NH4)2SO4 0,1M cần phải thêm vào 100mL
dung dịch Na2S 0,1M để pH của hệ giảm 0,76 đơn vị.

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

a, Trộn 50mL dung dịch HCl 0,3M với 100mL dung dịch NH3 0,3M thu được
dung dịch A. Tính pH của dung dịch A.

b, Thêm 0,15mmol HCl vào dung dịch A thì pH của dung dịch thu được sẽ bằng
bao nhiêu?

c, Thêm 0,15mmol NaOH vào dung dịch A. Tính pH của hỗn hợp thu được.
Bài 23:

a, Tính đệm năng của dung dịch axit axetic 0,2M và natri axetat 0,5M.

b, Từ giá trị đệm năng đó hãy tính pH của hệ sau khi thêm vào một lít dung dịch
đệm trên:

1. 0,01mol HCl; 2. 0,01mol NaOH

Bài 24: Hãy điều chế dung dịch đệm có pH = 5,00 đi từ dung dịch CH3COOH
0,2M và muối CH3COONa rắn.

</div>

CHUYENDE BDHE 2012 C1

<b>TÀI LIỆU TẬP HUẤN GIÁO VIÊN </b>

<b>CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI MƠN HỐ HỌC CẤP THPT </b>

<b>KHẢO SÁT MỘT SỐ PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH</b>

[ ]

[ ]

[ ]

Tài liệu liên quan

Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về