chuyên đề bồi dưỡng học sinh giỏi môn hoá học cấp thpt 1 - KHẢO SÁT MỘT SỐ PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO AN GIANG
HỘI ĐỒNG BỘ MÔN HOÁ HỌC
TÀI LIỆU TẬP HUẤN GIÁO VIÊN
CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI MÔN HOÁ HỌC CẤP THPT
KHẢO SÁT MỘT SỐ PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH
THÁNG 7 NĂM 2012
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
LỜI NÓI 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 chuyên 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 công 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
chuyên) 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.
Trong quá trình biên soạn, không thể tránh khỏi những thiếu sót, mong quý thầy
cô, các bạn đồng nghiệp đóng góp ý kiến để bộ tài liệu thêm hoàn chỉnh.
Trang 1
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
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
3.Tính nồng độ cân bằng trong các dung dịch axi,t bazơ 7
3.1.1.Tính n ng đ cân b ng trong dung d ch axit m nh, baz m nhồ ộ ằ ị ạ ơ ạ 7
Tính n ng đ cân b ng trong dung d ch axit m nhồ ộ ằ ị ạ 7
Tính n ng đ cân b ng trong dung d ch baz m nhồ ộ ằ ị ơ ạ 7
3.1.2.Tính n ng đ cân b ng trong dung d ch axit y u, baz y uồ ộ ằ ị ế ơ ế 8
Tính n ng đ cân b ng trong dung d ch axit y u đ n ch cồ ộ ằ ị ế ơ ứ 8
Tính n ng đ cân b ng trong dung d ch baz y u đ n ch cồ ộ ằ ị ơ ế ơ ứ 8
Tính n ng đ cân b ng trong dung d ch axit y u đa ch cồ ộ ằ ị ế ứ 9
4.Tính pH của dung dịch đệm 9
5.Tính pH của dung dịch muối axit 9
6.Một số ví dụ áp dụng 10
Bài tập vận dụng 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 hoá 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
5. Thế oxi hoá - khử của dung dịch chứa chất oxi hoá và chất khử liên hợp 31
6. Thế oxi hoá - khử của dung dịch chứa chất oxi hoá và chất khử không liên hợp 32
Trang 2
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
7. Một số bài tập 34
Tài liệu tham khảo 38
Phụ lục 39
Trang 3
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
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 còn 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 H
2
O.
Nhiều trường hợp không 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: H
2
O, khác nước như dung môi hữu cơ… và giải thích cho một số
phản ứng axit- bazơ không có dung môi.
2. Một số khái niệm liên quan
2.1. Hằng số axit – Hằng số bazơ
Khi hòa tan axit hoặc bazơ vào nước:

A
+

2
H O

3
H O
+
+
B
K
cb
B
+
2
H O

OH
−
+
A
K
cb
Áp dụng định luật tác dụng khối lượng, ta có

3
2
[ ].[ ]
[ ].[ ]
cb
H O B
K

A H O
+
=
xem [H
2
O] = 1000/18 (mol/L) = 55,55 (mol/L) = const
Trang 4
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ

3
2
[ ].[ ]
.[ ]
[ ]
cb
H O B
K H O
A
+
=
= K
a
. K
a
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
−
=

= K
b
*Hằng số điện li K
a
của một axit được dùng để đánh giá cường độ của axit. Giá
trị của K
a
càng lớn cường độ axit càng mạnh, ngược lại K
a
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 (K
a
)
tương ứng.
Ví dụ: Axit photphoric ( H
3
PO
4
)
3 4 2
H PO H O
+


2 4 3
H PO H O
− +
+
pK
a1
= 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
−
+

3
4 3
PO H O
− +
+
pK
a3
= 12,36
*Hằng số cân bằng K
b
được gọi là hằng số bazơ, đặc trưng cho độ mạnh của một
bazơ. K
b
càng lớn, bazơ càng mạnh, ngược lại K
b
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

3
4 2
PO H O
−
+


2
4
HPO OH
− −
+
K
b1
= 10
-1.64

2
4 2
HPO H O
−
+

2 4

H PO OH
− −
+
K
b2
= 10
-6,79

2 4 2
H PO H O
−
+

3 4
H PO OH
−
+
K
b3
= 10
-11,88

2.2. Cặp axit – bazơ liên hợp
Theo Bronsted thì khi một axit cho proton tạo ra một bazơ liên hợp với nó. Khi
một bazơ nhận proton thì tạo ra axit liên hợp với nó.
Trang 5
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
Ví dụ:
CH
3

COOH + H
2
O CH
3
COO
-
+ H
3
O
+
a b b a
NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-
b a a b
Ở ví dụ này có các cặp axit bazơ liên hợp: CH
3
COOH/CH
3
COO
-
và NH
4
+

/ NH
3
2.3. Quan hệ giữa K
a
và K
b
của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B)
• Tích số ion của H
2
O
H
2
O + H
2
O H
3
O
+
+ OH
-

3
2
2
[ ].[ ]
[ ]
cb
H O OH
K
H O

+ −
=
Nước nguyên chất ở 25
o
C: [OH
-
] = [H
3
O
+
] = 10
-7
M
Có thể suy ra:
2
H O
K
= [H
3
O
+
].[OH
-
] = 10
-14
Để đơn giản có thể viết: H
2
O H
+
+ OH

-

2
H O
K
= [H
+
].[OH
-
] = 10
-14
• Quan hệ giữa K
a
và K
b
của một cặp axit-bazơ liên hợp (A/B)
Ta có:
[ ]
.
b
OH A
K
B
−
   
   
=
và
[ ]
[ ]

3
.
a
H O B
K
A
+
 
 
=
→ K
a
.K
b
= [H
3
O
+
].[OH
-
] = = 10
-14
Với: pK
a
= - lgK
a
; pK
b
= - lgK
b

; p

= - lg
2
H O
K

thì pK
a
+ pK
b
= p
2
H O
K
= 14
Từ hệ thức này ta thấy nếu cường độ của một axit càng mạnh (pK
a
bé) thì bazơ
liên hợp với nó càng yếu.
Ví dụ:
3
OCH CO H
+
2
H O

3
OCH CO
−

+
3
H O
+
K
a
= 1,8.10
-5
= 10
-4,75

3
OCH CO
−
+
HOH
3
OCH CO H
+
OH
−


14 14
9,25
4,75
10 10
10
10
b

a
K
K
− −
−
−
= = =
So với:
HCN + H
2
O H
3
O
+
+ CN
-
K
a
= 10
-9,35
Trang 6
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
CN
-
+ H
2
O HCN + OH
-
K
b

= 10
-4,65
Tính axit của CH
3
COOH mạnh hơn HCN thì tính bazơ của CN
-
mạnh hơn
CH
3
COO
-
3. Tính nồng độ cân bằng trong các dung dịch axi,t bazơ
3.1.1. 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
-
H
2
O H
+
+ OH
-

[H
+
] – [OH
-
]

– [A
-
] = 0
→ [H
+
] -
2
[ ]
H O
K
H
+
- C
a
= 0 (1)
→ [H
+
]
2
- C
a
[H
+
] - = 0
Ta được phương trình bậc 2 với ẩn là [H
+
]:
- Nếu C
a

>> 10
-7
M, bỏ qua cân bằng điện li của H
2
O.
[H
+
] = C
a
Ví dụ: C
a
= 10
-4
M → [H
+
] = 10
-4
M
- Nếu C
a
≈ 10
-7
M, từ (1) → [H
+
]
2
- C
a
[H
+

] - = 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
-
H
2
O H
+
+ OH
-

[H

+
] - [OH
-
] + [M
+
] = 0 → [H
+
] -
2
[ ]
H O
K
H
+
+ C
b
= 0
[H
+
]
2
+ C
b
. [H
+
] - = 0
- Nếu C
b
>> 10
-7

M, bỏ qua cân bằng điện ly của nước.
[OH
-
] = C
b
→ [H
+
] =
2
[ ]
H O
K
OH
−

- Nếu C
b
≈ 10
-7
M thì giải phương trình:
Trang 7
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
[H
+
]
2
+ C
b
. [H
+

] - = 0 → [H
+
]
3.1.2. 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
-
K
a

H
2
O H
+
+ OH
-

Áp dụng định luật bảo toàn điện tích: [H
+
] – [OH
-
]

– [A
-
] = 0
→ [H
+

] -
2
[ ]
H O
K
H
+
-
[ ]
a a
a
K C
K H
+
+
= 0 (2)
- Nếu K
a
C
a
>> bỏ qua sự điện ly của nước
→ [H
+
] - = 0 → [H
+
]
2
+ K
a
[H

+
] - K
a
C
a
= 0
- Giả sử [H
+
] << C
a
→ [H
+
] =
a a
K C

- Nếu K
a
C
a
≈ 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
-
]

– [A
-

] = 0
→ [H
+
] = +
[ ]
[ ]
a
K HA
H
+

→ [H
+
]
2
= + K
a
.[HA] xem [HA] = C
a

→ [H
+
] =
2
H O a a
K K C
+

• Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch bazơ yếu đơn chức
B + H

2
O BH
+
+ OH
-
K
b
H
2
O H
+
+ OH
-

Áp dụng đinh luật bảo toàn điện tích:
[H
+
] – [OH
-
] + [BH
+
] = 0
→
2
[ ]
H O
K
OH
−
- [OH

-
] +
[ ]
b b
b
K C
K OH
−
+
= 0
- Nếu K
b
C
b
>> , bỏ qua điện ly của nước.
→ - [OH
-
] + = 0
→ [OH
-
]
2
+ K
b
[OH
-
] - K
b
C
b

= 0
Trang 8
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
Gỉa sử [OH
-
] << C
b
→ [OH
-
] =
b b
K C
→ [H
+
] =
2
[ ]
H O
K
OH
−
- Nếu K
b
C
b
≈ 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
1
H O
a b
K
K C
−
+
(xem [A
-
] = C
b
)
• Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit yếu đa chức
H
3
A H
+
+ H
2
A
-
K
a1
(1)

H
2
A
-
H
+
+ HA
2-
K
a2
(2)
HA
2-
H
+
+ A
3-
K
a3
(3)
H
2
O H
+
+ OH
-

2
H O
K

(4)
Nếu K
a1
>> K
a2
, K
a3
,… K
an

→ Cân bằng (1) quyết định:
2
1
1
[ ] 0
[ ] [ ]
H O
a a
a
K
C K
H
H H K
+
+ +
− − =
+
Nếu K
1
C

a
>>
2
H O
K
→
1
1
[ ] 0
[ ]
a a
a
C K
H
H K
+
+
− =
+
Nếu [H
+
] << C
a
→ [H
+
] =
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 H
2
O.

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
loãng thì pH của dung dịch thay đổi không đáng kể.
Thành phần hệ đệm có thể là:
- Một axit yếu và một bazơ yếu liên hợp với nó.
- Muối axit của axit yếu.
Công thức tính pH gần đúng của dung dịch đệm:
Khi [H
+
] , [OH
-
] << C
a
, C
b
thì [H
+
] = K
a
. C
a
/C
b

5. Tính pH của dung dịch muối axit
Muối axit là những muối mà ở gốc axit còn nguyên tử H có khả năng phân li cho ion
H
+
.

Trang 9
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
Ví dụ: dung dịch NaHA
Các quá trình xảy ra:
NaHA → Na
+
+ HA
-
HA
-
+ H
2
O H
2
A + OH
-
K
b2
HA
-
H
+
+ A
2-
K
a2
H
2
O H
+

+ OH
-

Nếu K
a2
> K
b2
thì ta có môi trường axit, ngược lại nếu K
a2
< K
b2
thì ta có môi trường
bazơ.
Trong trường hợp tổng quát:
Chọn mức không HA
-
và H
2
O
Ta có: [H
+
] + [H
2
A] = [A
2-
] + [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 K
a2
C >>

→ [H
+
] =
2
1
1
.
1 .
a
a
K C
K C
−
+

Nếu K
a1
-1

C >> 1 → [H
+
] =
2
2 1
( . ).
H O a a
K K C K
C
+

Nếu K
a2
C >>

và K
a1
-1
C >> 1
→ [H
+
] =
1 2
.
a a
K K
→ pH = (pK
a1
+ pK
a2

)/2.
6. Một số ví dụ áp dụng
Bài 1: Dung dịch CH
3
COOH có pH = 4. Phải thêm vào 1 lít dung dịch này bao
nhiêu gam CH
3
COOH để được dung dịch có pH=3,5. Cho K
a
= 1,8.10
-5
.
Giải:
Gọi x là số gam CH
3
COOH cần thêm vào
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
Ban đầu: C
Phản ứng αC αC αC
Cân bằng C(1-α) αC αC
Trang 10
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
K

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

Giải phương trình ta được α = 0,057, → x = 0,3g.
Bài 2 : Lấy 2,5 mL dung dịch CH
3
COOH 4M rồi pha loãng với nước thành
1L dung dịch A. Cho biết trong 1mL A có 6,28.10
28
ion và phân tử axit không phân li (cho
K
a
= 1,8.10
-5
). Tính độ điện li của axit CH
3
COOH.

Giải: 1mol có 6,02.10
23
phân tử nên 0,01 mol có chứa 6,02.10
21
phân tử
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
C 6,02.10
21
Phản ứng x x x
[ ] 6,02.10
21
–x x x
Ta có: (6,02.10
21
– x) + x + x = 6,28.10
28
Giải ra ta được x = 0,26.10
21
.
Vậy α = 0,26.10
21
/6,02.10
21

= 0,0432= 4,32%.
Bài 3: Lấy 60mL NaOH 0,025M cho phản ứng với 25mL dung dịch H
3
AsO
4
0,02M ( cho H
3
AsO
4
có pK
a1
= 2,13; pK
a2
= 6,94 ; pK
a3
= 11,50). Tính pH của dung dịch thu
được.
Giải:
H
3
AsO
4
+ 3NaOH → Na
3
AsO
4
+ 3H
2
O
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 Na
3
AsO
4
hay Na
3
AsO
4
có nồng độ là:
5.10
-4
/0,085 = 5,88.10
-3
M.
AsO
4
3-
+ H

2
O HAsO
4
2-
+ OH
-
K
b1
= 10
-2,5
Trang 11
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
HAsO
4
2-
+ H
2
O H
2
AsO
4
-
+ OH
-
K
b2
= 10
-7,06
H
2

AsO
4
-
+ H
2
O H
3
AsO
4
+ OH
-
K
b3
= 10
-11,81
H
2
O H
+
+ OH
-

Vì K
b1
>> K
b2
>> K
b3
, C
b

>> nên trong dung dịch phản ứng sau là chủ yếu:
AsO
4
3-
+ H
2
O HAsO
4
2-
+ OH
-
K
b1
= 10
-2,5
C 5,88.10
-3
[ ] 5,88.10
-3
– x x x
Ta có: K
b1
= x
2
/ ( 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 Na
2
HPO
4
. 12H
2
O phải hòa tan trong 100mL dung dịch
H
3
PO
4
0,05M sao cho pH của dung dịch thu được bằng 4,68. Cho H
3
PO
4
có pK
a1
= 2,15;
pK
a2
= 7,21 ; pK
a3
= 12,36.
Giải:
Gọi a là khối lượng Na
2
HPO
4

. 12H
2
O phải đem hòa tan.
H
3
PO
4
có pK
a1
= 2,15; pK
a2
= 7,21 ; pK
a3
= 12,36.
Nhận xét: pH = ( pK
a1
+ pK
a2
) / 2 = (2,15+ 7,21)/2 = 4,68.
Nên thành phần chính của hệ là:
H
3
PO
4
+ HPO
4
2-
2H
2
PO

4
-
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 CH
3
COONH
4
0,3M để pH của hệ bằng 6,22 cho CH
3
COOH có pK
a
= 4,76, cho NH
3
có pK
b
= 4,76.
Giải:

CH
3
COONH
4
→ CH
3
COO
-
+ NH
4
+

0,3 0,3 0,3
Trang 12
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
NH
4
+
NH
3
+ H
+

K
a
= 10
-9,24
(1)
CH
3
COO
-
+ H
2
O OH
-
+ CH
3
COOH K
b
= 10
-9,24

(2)
Bỏ qua cân bằng của H
2
O. So sánh (1) và (2) thấy K
a
= K
b
.
Vậy dung dịch có môi trường trung tính hay pH = 7
Gọi m là khối lượng HCl thêm vào. Ta có phương trình:
CH
3
COO
-
+ H
+
CH
3
COOH
0,3 m/36,5
0,3 - m/36,5 m/36,5
Ta có : pH = pK
a
+ lg(C
b
/C
a
)
→ 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
-3
M vào 300,00mL H
2
O. 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 CH
3
COOH 0,150M.
Tính pH của hỗn hợp thu được.
Bài 8: Tính pH của dung dịch Na
2
SO
4
0,010M
Bài 9: Tính số gam NH
4
Cl cần lấy để khi hòa tan vào 250mL nước thì pH của
dung dịch thu được bằng 5,0 (Coi thể tích không thay đổi trong quá trình hòa tan).
Bài 10:
a) Tính độ điện li của dung dịch axit HA (dung dịch A) có pH= 3,00 biết pK
a
=
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 CH
3
COOH trong dung dịch CH

3
COOH 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
-5
M. Tính pH của dung dịch thu được( coi thể tích thay đổi không đáng kể khi thêm
KOH).
Trang 13
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
Bài 13: Tính pH và nồng độ cân bằng các cấu tử trong dung dịch thu được khi
trộn 50,00mL NH
3
2,00.10
-3
M với 50,00mL dung dịch H
2
SO
4
2,00.10
-3
M.
Bài 14: Tính pH và cân bằng trong hệ gồm HCl 0,010M và H
2
S 0,10M.
Bài 15:
a, Tính pH của dung dịch gồm H
3
AsO
4

0,10M và CH
3
COOH 0,050M.
b, Tính độ điện li của axit axetic trong hỗn hợp đó.
Bài 16: Tính pH trong hỗn hợp gồm H
3
PO
4
0,010 và NaHSO
4
0,010M.
Bài 17: Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch axit tactric H
2
C
4
H
4
O
6
(H
2
A)
0,03M
Bài 18: Tính pH của hỗn hợp thu được khi trộn 40,00mL NH
3
0,25M với
60,00mL Na
2
CO
3

0,15M.
Bài 19:
a, Tính thể tích NaOH 0,025M cần để trung hòa hoàn toàn 25,mL dung dịch
H
3
AsO
4
0,02M. Tính pH tại thời điểm đó.
b, Tính thể tích NaOH 0,025M để trung hòa 25mL dung dịch H
3
AsO
4
trên đến
pH
1
= 6,94 và đến pH
2
= 9,22.
Bài 20: Tính số gam Na
2
HPO
4
.12H
2
O phải hòa tan trong 100mL dung dịch
H
3
PO
4
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 (NH
4
)
2
SO
4
0,1M cần phải thêm vào 100mL dung
dịch Na
2
S 0,1M để pH của hệ giảm 0,76 đơn vị.
Bài 22:
a, Trộn 50mL dung dịch HCl 0,3M với 100mL dung dịch NH
3
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:
Trang 14
TÀI LI U B I D NG, HÈ 2012Ệ Ồ ƯỠ
1. 0,01mol HCl; 2. 0,01mol NaOH
Bài 24: Hãy điều chế dung dịch đệm có pH = 5,00 đi từ dung dịch CH
3
COOH
0,2M và muối CH
3

COONa rắn.
Bài 25: Thêm rất chậm 20,00mL HCl 0,075M vào 30mL dung dịch Na
2
CO
3
0,05M. Hãy chứng tỏ rằng dung dịch thu được có thể làm dung dịch đệm.
Trang 15