Cơ sở lý thuyết hóa phân tích 1 - Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích

Nội dung text: Cơ sở lý thuyết hóa phân tích 1 - Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích

1. 06/05/2013 NỘI DUNG CHƯƠNG TRÌNH CƠ SỞ LÝ THUYẾT 1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH HĨA PHÂN TÍCH 1 2.TÀI LIỆU THAM KHẢO 3.KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM 4.ĐỀ CƯƠNG BÀI GIẢNG Năm học: 2012 – 2013 Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng 1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH 2. TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Trần Tứ Hiếu, Hố học phân tích, NXB ĐH QG HN, Nội dung Số tiết 2002 Chương 1: Đại cương về Hố phân tích 2 2. Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh, Cơ sở lý thuyết hố phân tích, NXB Giáo dục, 1996. Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong dung dịch chất điện ly 2 3. Hồng Minh Châu, Từ Văn Mặc, Từ Vọng Nghi, Cơ sở 10 Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz hố học phân tích, NXB khoa học và kỹ thuật, Hà Nội, Chương 4: Cân bằng của phản ứng tạo phức 4 2002. Chương 5: Cân bằng của phản ứng tạo hợp chất ít tan 4 4. Từ Vọng Nghi, Hố học phân tích, Phần 1, NXB ĐHQGHN Chương 6: Cân bằng của phản ứng oxi hố – khử 5 5. Nguyễn Thanh Khuyến, Nguyễn Thị Xuân Mai, Cân Chương 7: Các phản ứng ion trong dung dịch nước 3 bằng ion trong Hố phân tích, tủ sách ĐH KHTN TP HCM 1
2. 06/05/2013 Chương 1: Đại cương về Hố phân tích 3. KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM Phân biệt hai khái niệm ĐIỂM Hố học phân tích Phân tích hố học là một bộ mơn khoa học cĩ Phân tích hố học là một dịch ĐIỂM THƯỜNG KỲ (20%) nhịêm vụ nghiên cứu các vụ thử nghiệm, tiến hành theo phương pháp phân tích, các những quy trình phân tích thích ĐIỂM GIỮA KỲ (20%) phương tiện phân tích, các quy hợp cho từng loại mẫu thử, trình phân tích để xác định từng loại thành phần, để cung thành phần hố học (và trong cấp các thơng tin cụ thể về ĐIỂM CUỐI KỲ (60%) một chừng mực nào đĩ, để xác thành phần hố học (cấu trúc định cấu trúc hố học) của các hố học) của mẫu thử. chất. →“Hố học phân tích“ chính là sở lý thuyết của “Phân tích hố học” 1.1. Giới thiệu về Hố phân tích 1.1. Giới thiệu về Hố phân tích Phân loại trong hố phân tích Phương pháp phân tích Phân tích Phân tích Phân tích hố học vật lý hố lý Phương Theo hàm Theo trạng Theo lượng pháp lượng chất thái chất chất khảo phân tích khảo sát khảo sát sát Phân Phân Tỉ trọng, Sắc Phổ Phổ Trắc Huỳnh tích tích khối ký cộng tia X, quang quang khối thể lượng hưởng phát lượn tích riêng, từ hạt xạ, g chiết nhân hấp suất thu 2
3. 06/05/2013 1.1. Giới thiệu về Hố phân tích 1.1. Giới thiệu về Hố phân tích Theo lượng Theo hàm Theo trạng chất khảo sát lượng chất thái chất khảo sát khảo sát Phân tích Phân Vi phân Siêu vi Phân tích Phân tích Phân Phân thơ tích bán tích phân đa lượng vi lượng tích tích >50ml vi 0.01% <0.01% ướt khơ Chương 1: Đại cương về Hố phân tích Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong Hố phân tích - Vai trị của Hố phân tích: Hĩa học phân 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly tích đĩng vai trị quan trọng và cĩ thể nĩi đĩng vai trị sống cịn đối vối sự phát triển 2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu các mơn hĩa học khác cũng như các ngành khoa học khác nhau, các lĩnh vực của cơng 2.3. Nồng độ và hoạt độ nghệ, sản xuất và đời sống xã hội. 2.4. Định luật tác dụng khối lượng với dung - Ứng dụng: Phân tích mơi trường, phân tích dịch điện ly khống liệu, phân tích hợp kim, kim loại, 2.5. Các định luật cơ bản khác phân tích dược phẩm, phân tích thực phẩm, 3
4. 06/05/2013 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly Chất cĩ liên kết ion / cộng hố trị cĩ cực Chất Quá Dung mơi phân cực điện trình ly điện ly Bản Bản Phân ly hồn tồn hoặc 1 phần thành chất Bản Bản chất các ion trái dấu dưới dạng solvat hố chất chất Nhiệt chất chất tan dung độ Nồng tan dung mơi độ mơi Nhiệt độ 2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly yếu – Hằng số phân ly K - Chất điện ly mạnh - Biểu diễn trạng thái các chất điện ly trong dung dịch + Các acid vơ cơ: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3 , H2SO4 (nấc 1) + Chất điện ly mạnh. + Các baz kiềm và kiềm thổ + Chất điện ly yếu  lg K; pK + Hầu hết các muối - Hằng số điện ly Kc - Chất điện ly yếu hoặc trung bình 4
5. 06/05/2013 2.3. Nồng độ và hoạt độ 2.3. Nồng độ và hoạt độ Các loại nồng độ: - Nồng độ mol/lít (M) - Nồng độ đương lượng (N) - Nồng độ phần trăm (%) - Nồng độ phần triệu (ppm) - Nồng độ phần tỉ (ppb) 2.3. Nồng độ và hoạt độ 2.3. Nồng độ và hoạt độ Các loại nồng độ mol/lít, nồng độ đương lượng Nồng độ phần triệu (Cppm) Nồng độ phần tỉ (Cppb) Là khối lượng (g) chất tan Nồng độ gốc: Nồng độ ban Nồng độ cân C0 là nồng độ đầu: C là bằng: [ ] là 1 triệu gam 1 tỉ gam của chất trước nồng độ của nồng độ các dung dịch dung dịch khi đưa vào chất trước chất tham gia hỗn hợp phản khi tham gia phản ứng ở ứng. phản ứng. trạng thái cân bằng. 5
6. 06/05/2013 2.3. Nồng độ và hoạt độ 2.3. Nồng độ và hoạt độ (i): là hoạt độ của cấu tử i (i): là hoạt độ của cấu tử i (i) = [i]. fi trong đĩ fi là hệ số hoạt độ của cấu tử i (i) = [i]. fi trong đĩ fi là hệ số hoạt độ của cấu tử i Hoạt độ của chất Hoạt độ của chất Trong dung Hoạt độ của chất Hoạt độ của Trong dung rắn hoặc chất lỏng khí nằm cân bằng dịch lỗng, rắn hoặc chất chất khí nằm dịch lỗng, nguyên chất nằm với dung dịch = áp hoạt độ của lỏng nguyên cân bằng với hoạt độ của cân bằng với dung suất riêng phần của dung mơi = chất nằm cân dung dịch = áp dung mơi = dịch = 1 chất khí đĩ. đơn vị bằng với dung suất riêng phần đơn vị dịch = 1 của chất khí đĩ. 2.3. Nồng độ và hoạt độ 2.4. Định luật tác dụng khối lượng Hệ số hoạt độ của các ion phản ánh tương tác tĩnh điện giữa các ion với nhau thơng qua lực ion I Viết biểu thức định luật tác dụng khối lượng cho các cân bằng sau: + - - Cân bằng acid – baz: HCOOH + H2O ⇌ H3O + HCOO NH + H O ⇌NH + + OH- Dung dịch lỗng 3 2 4 2+ 2+ - Cân bằng tạo phức Cu + 4NH3 ⇌ [Cu(NH3)4 ] Dung dịch cĩ 0.02 0.2 trộn lẫn: (I2)nước ⇌ (I2)benzen 6
7. 06/05/2013 Tổ hợp cân bằng Tổ hợp cân bằng Giả sử cĩ cân bằng sau - Cộng cân bằng + − 3푃 4 ⇌ H + 2푃 4 퐾 1 aA + bB ⇌ eE + dD 푃 − ⇌ H+ + H푃 2− 퐾 E e D d 2 4 4 2 2− + 3− Biểu thức ĐL TDKL K1 = 푃 ⇌ H + 푃 퐾 A a B b 4 4 3 + 3− 3푃 4 ⇌ 3H + 푃 4 퐾 = 퐾 1. 퐾 2 . 퐾 3 - Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch a a A B −1 - Nhân cân bằng với thừa số n eE + dD ⇌ aA + bB K2 = e d = 퐾1 E D 2+ 3+ 5x Fe − 1 푒 ⇌ Fe 퐾1 − + − + 2+ - + 3 (H ) 1 푛 + 8 + 5푒 ⇌ Mn + 4H O 퐾 CH3COOH ⇌ CH3COO + H K1 = 4 2 2 3 2+ − + 3+ 2+ - + ( 3 ) −1 5Fe + 푛 4 +8H ⇌ 5Fe + Mn + 4H2O CH3COO + H ⇌ CH3COOH K2 = + − = 퐾1 ( 3 ) 5 K = (K1) . K2 2.5. Các định luật cơ bản khác 2.5. Các định luật cơ bản khác Định luật bảo tồn proton Định luật bảo tồn proton Viết biểu thức định luật bảo tồn proton cho các hệ - Nước nguyên chất: mức khơng H2O + - H2O ⇌ H + OH Viết biểu thức định luật bảo tồn proton cho → [H+] = [OH-] các hệ - Nước nguyên chất - DD HCl: mức khơng HCl, H O - DD chứa hh CH COONa 2 3 + - C M và NaOH C M HCl → H + Cl - DD HCl 1 2 + - H2O ⇌ H + OH + - - - DD chứa hh CH3COOH C1M → [H ] = [Cl ] + [OH ] - DD chứa hh CH3COOH và CH3COONa C2M C1M và HCl C2M 7
8. 06/05/2013 2.5. Các định luật cơ bản khác 2.5. Các định luật cơ bản khác Định luật bảo tồn proton Viết biểu thức định luật bảo tồn proton cho các hệ Định luật bảo tồn proton Viết biểu thức định luật bảo tồn proton cho hệ - DD chứa hh CH COONa C M và NaOH C M - DD chứa hh CH3COOH C1M và HCl C2M 3 1 2 CH COONa → CH COO- + Na+ Mức khơng CH3COOH, HCl, H2O 3 3 HCl → H+ + Cl- C1 C1 - + NaOH → Na+ + OH- CH3COOH ⇌ CH3COO + H + - C C H2O ⇌ H + OH 2 2 + - - - Mức khơng: CH COO- và H O → [H ] = [Cl ] + [CH3COO ] + [OH ] 3 2 + - CH COO- + H+ ⇌ CH COOH (1) → [H ] = C2 + C1 – [CH3COOH] + [OH ] 3 3 + - H2O ⇌ H + OH (2) + - → [H ] = [OH ] – C2 – [CH3COOH] 2.5. Các định luật cơ bản khác 2.5. Các định luật cơ bản khác Định luật bảo tồn proton Định luật bảo tồn nồng độ đầu Viết biểu thức định luật bảo tồn proton cho hệ Nồng độ ban đầu của 1 cấu tử bằng tổng nồng độ - DD chứa hh CH3COOH C1M và CH3COONa C2M cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử đĩ trong - + CH3COONa → CH3COO + Na dung dịch H PO C2 C2 Viết biểu thức định luật bảo 3 4 Mức khơng: CH3COOH và H2O tồn nồng độ ban đầu cho: H PO CH COOH ⇌ CH COO- + H+ (1) 3 4 3 3 - H3PO4 CM H O ⇌ H+ + OH- (2) + - 2 H3PO4 ⇌ H + H2PO4 + - - - + 2- → [H ] = [OH ] + [CH3COO ] – C2 H PO ⇌ H + HPO 2 4 4 - - 2- + 3- H2PO4 Mức khơng: CH3COO và H2O HPO ⇌ H + PO 3- 4 4 PO 4 CH COO- + H+ CH COOH (1) - 3 ⇌ 3 C = [H3PO4] + [H2PO4 ] + H O ⇌ H+ + OH- (2) 2- 3- 2 [HPO4 ] + [PO4 ] 2- + - HPO4 → [H ] = [OH ] - ([CH3COOH] - C1) 8
9. 06/05/2013 2.5. Các định luật cơ bản khác Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz Định luật bảo tồn nồng độ đầu 2.1. Định nghĩa về acid - baz Viết biểu thức định luật bảo tồn nồng độ ban đầu cho: 2.2. Cân bằng của nước – Thang pH - Na2CO3 CM + 2- 2.3. Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp acid Na2CO3 → 2Na + CO3 2- + - – baz liên hợp CO3 + H ⇌ HCO3 - + HCO3 + H ⇌ H2CO3 - 2- 2.4. pH trong các hệ acid - baz C = [H2CO3] + [HCO3 ] + [CO3 ] 2.1. Định nghĩa về acid - baz 2.2. Cân bằng của nước – Thang pH Theo Arrhenius Theo Brưnsted và Lowry Nước là một dung mơi lưỡng tính + - H2O + H2O H3O + OH Acid phân li thành Acid cĩ khả năng nhường H+, baz phân ly proton H+, baz nhận H+ 2 + - thành OH- K .[H2O] = [H3O ][OH ] = KH2O (Kw) Ví dụ: Ví dụ: + + HCl  H+ + Cl- Acid + H2O  H3O + baz Chỉ số hoạt độ ion hidro: pH = -lg(H ) + - - + - NaOH  Na + OH Baz + H2O  acid + OH Với dung dịch lỗng: pH = -lg[H ]; pOH = -lg[OH ] pH + pOH = 14 + - Nhược điểm: khơng áp HCl + H2O  H3O + Cl + - dụng cho chất mà cơng NH3 + H2O NH4 + OH pH của các mơi trường: thức phân tử khơng cĩ H - Mơi trường acid: pH 7 9
10. 06/05/2013 2.3. Quan hệ giữa Ka và Kb của 1 cặp acid 2.5. pH trong các hệ acid - baz – baz liên hợp + 2.5.1. pH của hệ acid mạnh hoặc baz mạnh Acid + H2O Baz liên hợp + H3O Ka Dung dịch acid mạnh HY CHY →Acid càng mạnh Ka càng lớn Mơ tả cân bằng: - + - Baz + H2O Acid liên hợp + OH Kb H2O H + OH (1) HY  H+ + Y- (2) → Baz càng mạnh Kb càng lớn ĐL BTP: [H+] = [OH-] + [Y-]. - -7 + - - Nếu [Y] >> 10  [H ] = [Y] = CHY  pH = -lg CHY −14 - -7 + 10 - Nếu [Y] ≈10  [H ] = + + CHY Ka càng lớn thì Kb càng nhỏ Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl cĩ nồng độ 1,0.10-3M và 1,0.10-6M 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.1. pH của hệ acid mạnh hoặc baz mạnh 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Dung dịch baz mạnh BOH CBOH Dung dịch đơn acid yếu HA Ca Mơ tả cân bằng: Mơ tả cân bằng: + - H2O H + OH (1) + - + - H2O H + OH Kw (1) H A H + A Ka (2) + - BOH  B + OH (2) ĐL BTP: [ +] = [OH-] + [A-] ⟹ [A-] = [ +] − [OH-] + - - + ĐL BTP: [H ] = [OH ] – CBOH  [OH ] = [H ] + CBOH ĐL BT NĐĐ: -7 - - - + - Nếu CBOH >> 10  [OH ] = CBOH  pOH = -lg BOH Ca = [HA] + [A ] ⟹ [HA] = Ca - [A ] = Ca - [ ] + [OH ] + − 10−14 H A Nếu C ≈ 10-7  [OH-] = + C ĐLTDKL K = ⟹ [ +] = 퐾 . BOH [OH−] BOH a − Ví dụ: Tính pH của dung dịch KOH 1,0.10-4M và − + + − + = 퐾 (1) KOH 1,0.10-6M + − − 10
11. 06/05/2013 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu + − Ví dụ: + − + (1) = 퐾 + − − Tính pH của dung dịch CH3COOH 0.1M, pKa = 4.75 - Nếu acid khơng quá yếu và nồng độ tương đối lớn, Giả sử acid khơng quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [H+] >> [OH-] nên [H+] >> [OH-] (1) + Nếu C >> [H+] ⟹ [H+] = K ⟹ [H+]2 = K . C + a a + a a Giả sử Ca >> [H ] (2) + + −4.75 -2.88 ⟹ = 퐾 [H ] = 퐾 . = 10 0.1 = 10 − + + Nếu C ≈ [H+] ⟹ Giải phương trình: [H+] = K thoả mãn cả (1) và (2) a a + - Nếu acid quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [H+] ≈[OH-], ⟹ pH = 2.88 phải giải phương trình (1) 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Ví dụ: Dung dịch đơn baz yếu NaA Cb -3 Tính pH của dung dịch acid salyxilic 10 M, pKa = 3 Mơ tả cân bằng: Giả sử acid khơng quá yếu và nồng độ tương đối lớn, NaA → Na+ + A- + - - - nên [H+] >> [OH-] (1) H2O H + OH Kw (1) A + H2O HA + OH Kb (2) + - - + + ĐL BTP: [ ] = [OH ] - [HA] ⟹ [HA] = [OH ] − [ ] Giả sử Ca >> [H ] (2) ĐL BT NĐĐ: + −3 −3 -3 [H ] = 퐾 . = 10 10 = 10 thoả mãn (1) - - - + Cb = [HA] + [A ] ⟹ [A ] = Cb - [HA] = Cb - [OH ] + [ ] nhưng khơng thoả mãn (2) OH− − ĐLTDKL K = ⟹ [ −] = 퐾 . + b − + − Nên phải giải lại phương trình [H ] = Ka + − + − + + 2 + + -4 − = 퐾 (2) [H ] + Ka.[H ] – Ca.Ka= 0 ⟹ [H ] = 6.18 x 10 ⟹ ⟹ − − + pH = 3.2 11
12. 06/05/2013 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu − − + + Ví dụ: − (2) = 퐾 − + − Tính pH của dung dịch NH3 0.1M, pKb = 4.75 - Nếu baz khơng quá yếu và nồng độ tương đối lớn, Giả sử baz khơng quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [OH-] >> [H+] nên [OH-] >> [H+] (1) + Nếu C >> [OH-] ⟹ [OH-] = K ⟹ [OH-]2 = K . C Giả sử C >> [OH-] (2) b b − b b b − [OH-] = −4.75 10-2.88 ⟹ = 퐾 퐾 . = 10 0.1 = − − + Nếu C ≈ [OH-] ⟹ Giải phương trình: [OH-] = K thoả mãn cả (1) và (2) b b − ⟹ pOH = 2.88 ⟹ pH = 11.12 - Nếu baz quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [OH-] ≈[H+], phải giải phương trình (2) 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH COONa 10-3M, 3 Dung dịch đệm là dung dịch cĩ thể điều chỉnh pK = 4.75 ⟹ pK = 9.25 a b sao cho pH của hệ khơng hoặc ít thay đổi bất kể quá Giả sử baz khơng quá yếu và nồng độ tương đối lớn, trình hố học cĩ giải phĩng hay thu nhận proton. - + nên [OH ] >> [H ] (1) Dung dịch đệm - Giả sử Cb >> [OH ] (2) - −3 −4.75 -3.88 gồm hỗn hợp 1 acid yếu dung dịch muối acid [OH ] = 퐾 . = 10 10 = 10 thoả mãn (1) nhưng khơng thoả mãn (2) và baz liên hợp với nĩ của đa acid − − Nên phải giải lại phương trình [OH-] = K b − Đệm acid: Đệm baz: - 2 - - -7 CH COOH / NH / [OH ] + Kb.[OH ] – Cb.Kb = 0 ⟹ [OH ] = 7.5x 10 3 3 NH Cl ⟹ pOH = 6.12 ⟹ pH = 7.88 CH3COONa 4 12
13. 06/05/2013 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm Dung dịch đệm gồm HA Ca và baz liên hợp NaA Cb Tính pH của dung dịch đệm gồm CH3COOH 0.1M Mơ tả cân bằng: và CH3COONa 0.1M; cho pKa = 4.75 + - + - NaA  Na + A H2O H + OH Kw (1) + - Cb Cb HA H + A Ka (2) Mức khơng: HA và H2O + - - - + - + - ĐLBTP: [H ] = [OH ] + [A ] – Cb ⟹ [A ] = Cb + [H ] - [OH ] Vì đây là đệm acid nên [H ] >> [OH ] (1) ĐL BT NĐĐ: + - - + - Giả sử Ca, Cb >> [H ] (2) Ca + Cb = [HA] + [A ] ⟹ [HA] = Ca + Cb - [A ] = Ca - [ ] + [OH ] + −4,75 0.1 -4.75 H+ A− ⟹ = 퐾 . = 10 . = 10 thoả mãn cả + 0.1 ĐLTDKL Ka = ⟹ [ ] = 퐾 . − (1) và (2) ⟹ pH = 4.75 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz Cơ chế giữ pH của dung dịch đệm: Dung dịch đa acid: Mơ tả cân bằng: + - Các cấu tử trong dung dịch: H2O H + OH Kw (1) H3A + - H3A H + H2A K1 (2) OH- Đệm năng: - + 2- H2A H + HA K2 (3) H3A 2- + 3- HA H + A K3 (4) H+ H A- 2 HA2- 13
14. 06/05/2013 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz Dung dịch đa acid: Dung dịch đa acid: Nếu K1 >> K2; K3; ; Kw. Xem như 1 đơn acid yếu cĩ nồng độ Ca, hằng số phân ly acid K1 -3 VD: tính pH của dung dịch H3PO4 0.01 M, cĩ K1 = 7.6x10 ; K2 -8 -13 = 6.2x10 ; K3 = 4.2x10 . Vì K1 >> K2; K3; Kw nên cĩ thể xem như aicd yếu 1 nấc. − + + − + = 퐾 + − − [H+] = 7.6x10−3 x 0.01 = 8.7x10-3 khơng nhỏ hơn nhiều so với Ca + 2 + + -3 Giải pt: [H ] + Ka. [H ] – KaCa = 0 ⟹[H ] = 5.7x10 ⟹ pH = 2.24 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz 2.5.5. pH của dung dịch chất lưỡng tính Dung dịch đa baz: Mơ tả cân bằng: - Hidroxit của một số kim loại (Al, Cr, Zn, Sn, Pb, ) + - H2O H + OH Kw (1) - Amino acid. - Muối acid. Muối của acid yếu và baz yếu n- - 1-n A + H2O OH + HA Kb1 (2) 1-n - 2-n Muối acid cĩ dạng NaHA HA + H2O OH + H2A Kb2 (3) Muối của acid yếu và baz yếu nồng độ CL; hằng số 2-n - 3-n H2A + H2O OH + H3A Kb3 (4) acid Ka1; Ka2 NH4HCO3 - - Hn-1A + H2O OH + HnA Kbn (n) Tính acid, Tính pH: Nếu K >>K ;K ; ; K . Xem như 1 đơn baz và tính theo b1 b2 b3 w baz: theo [H+] = K ; K 1/2 a1 a2 (Ka1Ka2) 14
15. 06/05/2013 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.6. pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz 2.5.6. pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz Hỗn hợp acid mạnh HY C1 và acid yếu HA C2 Hỗn hợp acid yếu HA1 C1 cĩ + - HY → H + Y Ka1 và acid yếu HA2 C2 Ka2 C1 C1 + - HA ⇌ H + A Ka C C2 C1 0 Nếu K .C >> K .C >>K pl x x x a1 1 a2 2 w Nếu Ka1.C1 Ka2.C2 >>Kw Chọn cb acid HA1 làm cb chính [] C2 – x C1 + x x + − C1 + x x C2 − + + + + 1 = 퐾 1 1 + 퐾 2 2 Ka = = 1 + Ka = 퐾 1 C2 − x C1 + − − 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.6. pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn 2.5.6. pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz hợp baz Hỗn hợp baz yếu NaA1 C1 cĩ Hỗn hợp baz mạnh AOH C1 và baz yếu NaA C2 Kb1 và baz yếu NaA2 C2 Kb2 AOH → A+ + OH- NaA → Na+ + A- C1 C1 C2 C2 Nếu Kb1.C1 >> Kb2.C2 >>Kw Nếu Kb1.C1 Kb2.C2 >>Kw - - A + H2O ⇌ HA + OH Kb Chọn cb baz NaA1 làm cb chính C C2 0 C1 pl x x x − + [] C – x x C + x 1 − + 2 1 − = 퐾 1 − − + C1 + x x Kb = C2 − x 15