Cơ sở lý thuyết hóa phân tích 1

06/05/2013 1 CƠ SỞ LÝ THUYẾT HÓA PHÂN TÍCH 1 Năm học: 2012 – 2013 Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng NỘI DUNG CHƯƠNG TRÌNH 1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH 2.TÀI LIỆU THAM KHẢO 3.KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM 4.ĐỀ CƯƠNG BÀI GIẢNG 1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH Nội dung Số tiết Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích 2 Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong dung dịch chất điện ly 2 Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz 10 Chương 4: Cân bằng của phản ứng tạo phức 4 Chương 5: Cân bằng của phản ứng tạo hợp chất ít tan 4 Chương 6: Cân bằng của phản ứng oxi hoá – khử 5 Chương 7: Các phản ứng ion trong dung dịch nước 3 2. TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Trần Tứ Hiếu, Hoá học phân tích, NXB ĐH QG HN, 2002 2. Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh, Cơ sở lý thuyết hoá phân tích, NXB Giáo dục, 1996. 3. Hoàng Minh Châu, Từ Văn Mặc, Từ Vọng Nghi, Cơ sở hoá học phân tích, NXB khoa học và kỹ thuật, Hà Nội, 2002. 4. Từ Vọng Nghi, Hoá học phân tích, Phần 1, NXB ĐHQGHN 5. Nguyễn Thanh Khuyến, Nguyễn Thị Xuân Mai, Cân bằng ion trong Hoá phân tích, tủ sách ĐH KHTN TP HCM 06/05/2013 2 3. KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM ĐIỂM ĐIỂM GIỮA KỲ (20%) ĐIỂM CUỐI KỲ (60%) ĐIỂM THƯỜNG KỲ (20%) Phân biệt hai khái niệm Hoá học phân tích Phân tích hoá học Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích là một bộ môn khoa học có nhịêm vụ nghiên cứu các phương pháp phân tích, các phương tiện phân tích, các quy trình phân tích để xác định thành phần hoá học (và trong một chừng mực nào đó, để xác định cấu trúc hoá học) của các chất. Phân tích hoá học là một dịch vụ thử nghiệm, tiến hành theo những quy trình phân tích thích hợp cho từng loại mẫu thử, từng loại thành phần, để cung cấp các thông tin cụ thể về thành phần hoá học (cấu trúc hoá học) của mẫu thử. →“Hoá học phân tích“ chính là sở lý thuyết của “Phân tích hoá học” Phân loại trong hoá phân tích Phương pháp phân tích Theo lượng chất khảo sát Theo trạng thái chất khảo sát Theo hàm lượng chất khảo sát 1.1. Giới thiệu về Hoá phân tích Phương pháp phân tích Phân tích hoá học Phân tích vật lý Phân tích hoá lý Phân tích khối lượn g Phân tích thể tích Tỉ trọng, khối lượng riêng, chiết suất Phổ cộng hưởng từ hạt nhân Phổ tia X, phát xạ, hấp thu Sắc ký Trắc quang Huỳnh quang 1.1. Giới thiệu về Hoá phân tích 06/05/2013 3 Theo trạng thái chất khảo sát Theo hàm lượng chất khảo sát Phân tích đa lượng >0.01% Phân tích vi lượng <0.01% Phân tích ướt Phân tích khô 1.1. Giới thiệu về Hoá phân tích Theo lượng chất khảo sát Phân tích thô >50ml Phân tích bán vi<50ml Vi phân tích <1ml Siêu vi phân tích 1.1. Giới thiệu về Hoá phân tích Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích - Vai trò của Hoá phân tích: Hóa học phân tích đóng vai trò quan trọng và có thể nói đóng vai trò sống còn đối vối sự phát triển các môn hóa học khác cũng như các ngành khoa học khác nhau, các lĩnh vực của công nghệ, sản xuất và đời sống xã hội. - Ứng dụng: Phân tích môi trường, phân tích khoáng liệu, phân tích hợp kim, kim loại, phân tích dược phẩm, phân tích thực phẩm, ... Chương 2: Các khái niệm cơ bản trong Hoá phân tích 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly 2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu 2.3. Nồng độ và hoạt độ 2.4. Định luật tác dụng khối lượng với dung dịch điện ly 2.5. Các định luật cơ bản khác 06/05/2013 4 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly Chất có liên kết ion / cộng hoá trị có cực Dung môi phân cực Phân ly hoàn toàn hoặc 1 phần thành các ion trái dấu dưới dạng solvat hoá Chất điện ly Quá trình điện ly Bản chất dung môi Bản chất chất tan Nhiệt độ 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly Bản chất dung môi Bản chất chất tan Nhiệt độ Nồng độ 2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly - Chất điện ly mạnh + Các acid vô cơ: HCl, HBr, HI, HClO4, HNO3 , H2SO4 (nấc 1) + Các baz kiềm và kiềm thổ + Hầu hết các muối - Chất điện ly yếu hoặc trung bình 2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu – Hằng số phân ly K - Biểu diễn trạng thái các chất điện ly trong dung dịch + Chất điện ly mạnh. + Chất điện ly yếu  lg K; pK - Hằng số điện ly Kc 06/05/2013 5 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 Nồng độ cân bằng: [ ] là nồng độ các chất tham gia phản ứng ở trạng thái cân bằng. Các loại nồng độ mol/lít, nồng độ đương lượng Nồng độ ban đầu: C là nồng độ của chất trước khi tham gia phản ứng. Nồng độ gốc: C0 là nồng độ của chất trước khi đưa vào hỗn hợp phản ứng. 2.3. Nồng độ và hoạt độ Nồng độ phần triệu (Cppm) 1 triệu gam dung dịch Nồng độ phần tỉ (Cppb) 1 tỉ gam dung dịch Là khối lượng (g) chất tan 2.3. Nồng độ và hoạt độ 06/05/2013 6 (i): là hoạt độ của cấu tử i (i) = [i]. fi trong đó fi là hệ số hoạt độ của cấu tử i Hoạt độ của chất rắn hoặc chất lỏng nguyên chất nằm cân bằng với dung dịch = 1 Trong dung dịch loãng, hoạt độ của dung môi = đơn vị Hoạt độ của chất khí nằm cân bằng với dung dịch = áp suất riêng phần của chất khí đó. 2.3. Nồng độ và hoạt độ 2.3. Nồng độ và hoạt độ (i): là hoạt độ của cấu tử i (i) = [i]. fi trong đó fi là hệ số hoạt độ của cấu tử i Hoạt độ của chất rắn hoặc chất lỏng nguyên chất nằm cân bằng với dung dịch = 1 Trong dung dịch loãng, hoạt độ của dung môi = đơn vị Hoạt độ của chất khí nằm cân bằng với dung dịch = áp suất riêng phần của chất khí đó. Hệ số hoạt độ của các ion phản ánh tương tác tĩnh điện giữa các ion với nhau thông qua lực ion I 2.3. Nồng độ và hoạt độ Dung dịch loãng Dung dịch có 0.02 < I < 0.2 Dung dịch có I > 0.2 2.4. Định luật tác dụng khối lượng - Cân bằng acid – baz: HCOOH + H2O ⇌ H3O + + HCOO- NH3 + H2O ⇌NH4 + + OH- - Cân bằng tạo phức Cu2+ + 4NH3 ⇌ [Cu(NH3)4 ] 2+ - Cân bằng tạo hợp chất ít tan: Ag+ + Cl- ⇌ AgCl ↓ - Cân bằng phân bố chất tan giữa hai dung môi không trộn lẫn: (I2)nước ⇌ (I2)benzen Viết biểu thức định luật tác dụng khối lượng cho các cân bằng sau: 06/05/2013 7 Giả sử có cân bằng sau - Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch K2 = A a B a E e D d = 𝐾1 −1 Biểu thức ĐL TDKL eE + dD ⇌ aA + bB aA + bB ⇌ eE + dD K1 = E e D d A a B b CH3COOH ⇌ CH3COO - + H + K1 = 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂 − (H+) 𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻 CH3COO - + H + ⇌ CH3COOH K2 = (𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂𝐻) 𝐻+ (𝐶𝐻3𝐶𝑂𝑂− ) = 𝐾1 −1 Tổ hợp cân bằng - Nhân cân bằng với thừa số n - Cộng cân bằng 𝐻3𝑃𝑂4 ⇌ H+ + 𝐻2𝑃𝑂4 − 𝐾𝑎1 𝐻2𝑃𝑂4 − ⇌ H+ + H𝑃𝑂4 2− 𝐾𝑎2 𝐻𝑃𝑂4 2− ⇌ H+ + 𝑃𝑂4 3− 𝐾𝑎3 𝐻3𝑃𝑂4 ⇌ 3H+ + 𝑃𝑂4 3− 𝐾 = 𝐾𝑎1. 𝐾𝑎2 . 𝐾𝑎3 5x Fe2+ − 1 𝑒 ⇌ Fe3+ 𝐾1 1𝑥 𝑀𝑛𝑂4 − + 8𝐻+ + 5𝑒 ⇌ Mn2+ + 4H2O 𝐾2 5Fe2+ + 𝑀𝑛𝑂4 − +8H+ ⇌ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O K = (K1) 5 . K2 Tổ hợp cân bằng Định luật bảo toàn proton Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ - Nước nguyên chất - DD HCl - DD chứa hh CH3COOH C1M và HCl C2M - DD chứa hh CH3COONa C1M và NaOH C2M - DD chứa hh CH3COOH C1M và CH3COONa C2M 2.5. Các định luật cơ bản khác Định luật bảo toàn proton Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ - Nước nguyên chất: mức không H2O H2O ⇌ H + + OH- → [H+] = [OH-] - DD HCl: mức không HCl, H2O HCl → H+ + Cl- H2O ⇌ H + + OH- → [H+] = [Cl-] + [OH-] 2.5. Các định luật cơ bản khác 06/05/2013 8 Định luật bảo toàn proton Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ - DD chứa hh CH3COOH C1M và HCl C2M Mức không CH3COOH, HCl, H2O HCl → H+ + Cl- CH3COOH ⇌ CH3COO - + H+ H2O ⇌ H + + OH- → [H+] = [Cl-] + [CH3COO -] + [OH-] → [H+] = C2 + C1 – [CH3COOH] + [OH -] 2.5. Các định luật cơ bản khác Định luật bảo toàn proton Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ - DD chứa hh CH3COONa C1M và NaOH C2M CH3COONa → CH3COO - + Na+ C1 C1 NaOH → Na+ + OH- C2 C2 Mức không: CH3COO - và H2O CH3COO - + H+ ⇌ CH3COOH (1) H2O ⇌ H + + OH- (2) → [H+] = [OH-] – C2 – [CH3COOH] 2.5. Các định luật cơ bản khác Định luật bảo toàn proton Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ - DD chứa hh CH3COOH C1M và CH3COONa C2M CH3COONa → CH3COO - + Na+ C2 C2 Mức không: CH3COOH và H2O CH3COOH ⇌ CH3COO - + H+ (1) H2O ⇌ H + + OH- (2) → [H+] = [OH-] + [CH3COO -] – C2 Mức không: CH3COO - và H2O CH3COO - + H+ ⇌ CH3COOH (1) H2O ⇌ H + + OH- (2) → [H+] = [OH-] - ([CH3COOH] - C1) 2.5. Các định luật cơ bản khác Định luật bảo toàn nồng độ đầu Nồng độ ban đầu của 1 cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử đó trong dung dịch Viết biểu thức định luật bảo toàn nồng độ ban đầu cho: - H3PO4 CM H3PO4 ⇌ H + + H2PO4 - H2PO4 - ⇌ H+ + HPO4 2- HPO4 2- ⇌ H+ + PO4 3- C = [H3PO4] + [H2PO4 - ] + [HPO4 2-] + [PO4 3- ] 2.5. Các định luật cơ bản khác H3PO4 H3PO4 H2PO4 - HPO4 2- PO 4 3- 06/05/2013 9 Định luật bảo toàn nồng độ đầu Viết biểu thức định luật bảo toàn nồng độ ban đầu cho: - Na2CO3 CM Na2CO3 → 2Na + + CO3 2- CO3 2- + H+ ⇌ HCO3 - HCO3 - + H+ ⇌ H2CO3 C = [H2CO3] + [HCO3 -] + [CO3 2-] 2.5. Các định luật cơ bản khác Chương 3: Cân bằng của phản ứng acid - baz 2.1. Định nghĩa về acid - baz 2.2. Cân bằng của nước – Thang pH 2.3. Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp acid – baz liên hợp 2.4. pH trong các hệ acid - baz 2.1. Định nghĩa về acid - baz Theo Arrhenius Theo Brönsted và Lowry Acid phân li thành H+, baz phân ly thành OH- Acid có khả năng nhường proton H+, baz nhận H+ Ví dụ: Acid + H2O  H3O + + baz Baz + H2O  acid + OH - HCl + H2O  H3O + + Cl- NH3 + H2O  NH4 ++ OH- Ví dụ: HCl  H+ + Cl- NaOH  Na+ + OH- Nhược điểm: không áp dụng cho chất mà công thức phân tử không có H hoặc OH. Không nêu vài trò dung môi Ưu điểm: nêu được vai trò của dung môi 2.2. Cân bằng của nước – Thang pH Nước là một dung môi lưỡng tính H2O + H2O  H3O + + OH- Chỉ số hoạt độ ion hidro: pH = -lg(H+) Với dung dịch loãng: pH = -lg[H+]; pOH = -lg[OH-] pH + pOH = 14 pH của các môi trường: - Môi trường acid: pH < 7 - Môi trường trung tính: pH = 7 - Môi trường baz: pH > 7 K .[H2O] 2 = [H3O +][OH-] = KH2O (Kw) 06/05/2013 10 2.3. Quan hệ giữa Ka và Kb của 1 cặp acid – baz liên hợp Acid + H2O  Baz liên hợp + H3O + Ka Baz + H2O  Acid liên hợp + OH - Kb Ka càng lớn thì Kb càng nhỏ →Acid càng mạnh Ka càng lớn → Baz càng mạnh Kb càng lớn 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.1. pH của hệ acid mạnh hoặc baz mạnh Dung dịch acid mạnh HY CHY Mô tả cân bằng: H2O  H + + OH- (1) HY  H+ + Y- (2) ĐL BTP: [H+] = [OH-] + [Y-]. - Nếu [Y-] >> 10-7  [H+] = [Y-] = CHY  pH = -lg CHY - Nếu [Y-] ≈10-7  [H+] = 10−14 𝐻+ + CHY Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl có nồng độ 1,0.10-3M và 1,0.10-6M 2.5.1. pH của hệ acid mạnh hoặc baz mạnh Dung dịch baz mạnh BOH CBOH Mô tả cân bằng: H2O  H + + OH- (1) BOH  B+ + OH- (2) ĐL BTP: [H+] = [OH-] – CBOH  [OH -] = [H+] + CBOH Nếu CBOH >> 10 -7  [OH-] = CBOH  pOH = -lg BOH Nếu CBOH ≈ 10 -7  [OH-] = 10−14 [OH−] + CBOH 2.5. pH trong các hệ acid - baz Ví dụ: Tính pH của dung dịch KOH 1,0.10-4M và KOH 1,0.10-6M 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Dung dịch đơn acid yếu HA Ca Mô tả cân bằng: H2O  H + + OH- Kw (1) H A  H + + A- Ka (2) ĐL BTP: [𝐻+] = [OH-] + [A-] ⟹ [A-] = [𝐻+] − [OH-] ĐL BT NĐĐ: Ca = [HA] + [A -] ⟹ [HA] = Ca - [A -] = Ca - [𝐻 +] + [OH-] ĐLTDKL Ka = H+ A− 𝐻𝐴 ⟹ [𝐻+] = 𝐾𝑎 . 𝐻𝐴 𝐴− (1) 𝐻+ = 𝐾𝑎 𝐶𝑎 − 𝐻 + + 𝑂𝐻− 𝐻+ − 𝑂𝐻− 06/05/2013 11 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu - Nếu acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [H+] >> [OH-] + Nếu Ca >> [H +] ⟹ [H+] = Ka 𝐶𝑎 𝐻+ ⟹ [H+]2 = Ka. Ca ⟹ 𝐻+ = 𝐾𝑎𝐶𝑎 + Nếu Ca ≈ [H +] ⟹ Giải phương trình: [H+] = Ka 𝐶𝑎− 𝐻 + 𝐻+ - Nếu acid quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [H+] ≈[OH-], phải giải phương trình (1) (1) 𝐻+ = 𝐾𝑎 𝐶𝑎 − 𝐻 + + 𝑂𝐻− 𝐻+ − 𝑂𝐻− 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0.1M, pKa = 4.75 Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [H+] >> [OH-] (1) Giả sử Ca >> [H +] (2) [H+] = 𝐾𝑎 . 𝐶𝑎 = 10−4.75𝑥0.1 = 10-2.88 thoả mãn cả (1) và (2) ⟹ pH = 2.88 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Ví dụ: Tính pH của dung dịch acid salyxilic 10-3M, pKa = 3 Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [H+] >> [OH-] (1) Giả sử Ca >> [H +] (2) [H+] = 𝐾𝑎 . 𝐶𝑎 = 10−3𝑥10−3 = 10-3 thoả mãn (1) nhưng không thoả mãn (2) Nên phải giải lại phương trình [H+] = Ka 𝐶𝑎− 𝐻 + 𝐻+ [H+]2 + Ka.[H +] – Ca.Ka= 0 ⟹ [H +] = 6.18 x 10-4 ⟹ pH = 3.2 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Dung dịch đơn baz yếu NaA Cb Mô tả cân bằng: NaA → Na+ + A- H2O  H + + OH- Kw (1) A - + H2O  HA + OH- Kb (2) ĐL BTP: [𝐻+] = [OH-] - [HA] ⟹ [HA] = [OH-] − [𝐻+] ĐL BT NĐĐ: Cb = [HA] + [A -] ⟹ [A-] = Cb - [HA] = Cb - [OH -] + [𝐻+] ĐLTDKL Kb = 𝐻𝐴 OH− 𝐴− ⟹ [𝑂𝐻−] = 𝐾𝑏 . 𝐴− 𝐻𝐴 ⟹ (2) 𝑂𝐻− = 𝐾𝑏 𝐶𝑏 − 𝑂𝐻 − + 𝐻+ 𝑂𝐻− − 𝐻+ 06/05/2013 12 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu - Nếu baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [OH-] >> [H+] + Nếu Cb >> [OH -] ⟹ [OH-] = Kb 𝐶𝑏 𝑂𝐻− ⟹ [OH-]2 = Kb. Cb ⟹ 𝑂𝐻− = 𝐾𝑏𝐶𝑏 + Nếu Cb ≈ [OH -] ⟹ Giải phương trình: [OH-] = Kb 𝐶𝑏− 𝑂𝐻 − 𝑂𝐻− - Nếu baz quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [OH-] ≈[H+], phải giải phương trình (2) (2) 𝑂𝐻− = 𝐾𝑏 𝐶𝑏 − 𝑂𝐻 − + 𝐻+ 𝑂𝐻− − 𝐻+ 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Ví dụ: Tính pH của dung dịch NH3 0.1M, pKb = 4.75 Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [OH-] >> [H+] (1) Giả sử Cb >> [OH -] (2) [OH-] = 𝐾𝑏 . 𝐶𝑏 = 10−4.75𝑥0.1 = 10-2.88 thoả mãn cả (1) và (2) ⟹ pOH = 2.88 ⟹ pH = 11.12 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.2. pH của hệ đơn acid yếu hoặc đơn baz yếu Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COONa 10 -3M, pKa = 4.75 ⟹ pKb = 9.25 Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn, nên [OH-] >> [H+] (1) Giả sử Cb >> [OH -] (2) [OH-] = 𝐾𝑏 . 𝐶𝑏 = 10−3𝑥10−4.75 = 10-3.88 thoả mãn (1) nhưng không thoả mãn (2) Nên phải giải lại phương trình [OH-] = Kb 𝐶𝑏− 𝑂𝐻 − 𝑂𝐻− [OH-]2 + Kb.[OH -] – Cb.Kb = 0 ⟹ [OH -] = 7.5x 10-7 ⟹ pOH = 6.12 ⟹ pH = 7.88 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm Dung dịch đệm là dung dịch có thể điều chỉnh sao cho pH của hệ không hoặc ít thay đổi bất kể quá trình hoá học có giải phóng hay thu nhận proton. gồm hỗn hợp 1 acid yếu và baz liên hợp với nó dung dịch muối acid của đa acid Dung dịch đệm Đệm acid: CH3COOH / CH3COONa Đệm baz: NH3 / NH4Cl 06/05/2013 13 2.5. pH trong các hệ acid - baz Dung dịch đệm gồm HA Ca và baz liên hợp NaA Cb 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm Mô tả cân bằng: NaA  Na+ + A- H2O  H + + OH- Kw (1) Cb Cb HA  H+ + A- Ka (2) Mức không: HA và H2O ĐLBTP: [H+] = [OH-] + [A-] – Cb ⟹ [A -] = Cb + [H+] - [OH-] ĐL BT NĐĐ: Ca + Cb = [HA] + [A -] ⟹ [HA] = Ca + Cb - [A -] = Ca - [𝐻 +] + [OH-] ĐLTDKL Ka = H+ A− 𝐻𝐴 ⟹ [𝐻+] = 𝐾𝑎 . 𝐻𝐴 𝐴− 2.5. pH trong các hệ acid - baz Tính pH của dung dịch đệm gồm CH3COOH 0.1M và CH3COONa 0.1M; cho pKa = 4.75 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm Vì đây là đệm acid nên [H+] >> [OH-] (1) Giả sử Ca, Cb >> [H +] (2) ⟹ 𝐻+ = 𝐾𝑎 . 𝐶𝑎 𝐶𝑏 = 10−4,75. 0.1 0.1 = 10-4.75 thoả mãn cả (1) và (2) ⟹ pH = 4.75 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.3. Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm Cơ chế giữ pH của dung dịch đệm: Đệm năng: 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz Dung dịch đa acid: H3A  H + + H2A - K1 (2) H2A -  H+ + HA2- K2 (3) HA2-  H+ + A3- K3 (4) Mô tả cân bằng: H2O  H + + OH- Kw (1) Các cấu tử trong dung dịch: H3A H3A H2A - HA2- H+ OH- 06/05/2013 14 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz Dung dịch đa acid: 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz Dung dịch đa acid: Nếu K1 >> K2; K3;…; Kw. Xem như 1 đơn acid yếu có nồng độ Ca, hằng số phân ly acid K1 VD: tính pH của dung dịch H3PO4 0.01 M, có K1 = 7.6x10 -3; K2 = 6.2x10-8; K3 = 4.2x10 -13. Vì K1 >> K2; K3; Kw nên có thể xem như aicd yếu 1 nấc. [H+] = 7.6x10−3 x 0.01 = 8.7x10-3 không nhỏ hơn nhiều so với Ca Giải pt: [H+]2 + Ka. [H +] – KaCa = 0 ⟹[H +] = 5.7x10-3 ⟹ pH = 2.24 𝐻+ = 𝐾𝑎 𝐶𝑎 − 𝐻 + + 𝑂𝐻− 𝐻+ − 𝑂𝐻− 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.4. pH của dung dịch đa acid, đa baz Dung dịch đa baz: Mô tả cân bằng: An- + H2O  OH - + HA1-n Kb1 (2) HA1-n + H2O  OH - + H2A 2-n Kb2 (3) H2A 2-n + H2O  OH - + H3A 3-n Kb3 (4) ………………………………… Hn-1A - + H2O  OH - + HnA Kbn (n) H2O  H + + OH- Kw (1) Nếu Kb1>>Kb2;Kb3;…; Kw. Xem như 1 đơn baz và tính theo 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.5. pH của dung dịch chất lưỡng tính - Hidroxit của một số kim loại (Al, Cr, Zn, Sn, Pb,..) - Amino acid. - Muối acid. Muối của acid yếu và baz yếu Muối acid có dạng NaHA nồng độ CL; hằng số acid Ka1; Ka2 Muối của acid yếu và baz yếu NH4HCO3 Tính acid, baz: theo Ka1; Ka2 Tính pH: [H+] = (Ka1Ka2) 1/2 06/05/2013 15 2.5. pH trong các hệ acid - 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 HY → H+ + Y- C1 C1 HA ⇌ H+ + A- Ka C C2 C1 0 pl x x x [] C2 – x C1 + x x Ka = C1 + x x C2 − x 𝐻+ = 𝐶1 + Ka C2 C1 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.6. pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz Hỗn hợp acid yếu HA1 C1 có Ka1 và acid yếu HA2 C2 Ka2 Nếu Ka1.C1 >> Ka2.C2 >>Kw Chọn cb acid HA1 làm cb chính Nếu Ka1.C1 Ka2.C2 >>Kw 𝐻+ = 𝐾𝑎1 𝐶1 − 𝐻 + + 𝑂𝐻− 𝐻+ − 𝑂𝐻− 𝐻 + = 𝐾𝑎1𝐶1 + 𝐾𝑎2𝐶2 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.6. pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz Hỗn hợp baz mạnh AOH C1 và baz yếu NaA C2 AOH → A+ + OH- NaA → Na+ + A- C1 C1 C2 C2 A- + H2O ⇌ HA + OH - Kb C C2 0 C1 pl x x x [] C2 – x x C1 + x Kb = C1 + x x C2 − x 2.5. pH trong các hệ acid - baz 2.5.6. pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz Hỗn hợp baz yếu NaA1 C1 có Kb1 và baz yếu NaA2 C2 Kb2 Nếu Kb1.C1 Kb2.C2 >>Kw Nếu Kb1.C1 >> Kb2.C2 >>Kw Chọn cb baz NaA1 làm cb chính 𝑂𝐻− = 𝐾𝑏1 𝐶1 − 𝑂𝐻 − + 𝐻+ 𝑂𝐻− − 𝐻+