Sử dụng các bài tập pH trong cân bằng Axít - Ba zơ bồi dưỡng học sinh khá giỏi

A.Đặt vấn đề I. Lời Mở Đầu: Hầu hết các phản ứng hoá học diễn ra trong dung dịch và môi trường có ảnh hưởng rất nhiều tới khả năng tham gia phản ứng của các chất. Loại bài tập tính pH luôn là cần thiết trong việc xác định định lượng tính axit, bazơ của dung dịch. Đây là dạng bài tập khó, đa dạng và học sinh thường lúng túng khi gặp chúng. Trong các đề thi đại học cao đẳng, đề thi học sinh giỏi những năm gần đây, các bài tập tính pH thường xuyên xuất hiện, đặc biệt là đề thi học sinh giỏi giải toán bằng máy tính casio môn hoá học trong 2 năm 2008-2009,2009-2010 luôn xuất hiện các bài tập về pH. Chính vì vậy dạng bài tập này cần được đưa thành một chuyên đề ôn luyện quan trọng bồi dưỡng cho học sinh khá giỏi. Giáo viên bồi dưỡng học sinh cần phải có một hệ thống các kiến thức cơ bản về phần pH, sưu tập các dạng bài tập phong phú phù hợp với kiến thức phổ thông . Tôi chọn đề tài ‘Sử dụng các bài tập pH trong cân bằng axít- bazơ bồi dưỡng học sinh khá giỏi’ để nghiên cứu nhằm mục đích làm cơ sở cho bản thân trong giảng dạy học sinh và nâng cao chất học tập trong thời gian tới. II. Thực trạng: Mặc dù đã xuất hiện nhiều trong các đề thi tuy nhiên khi gặp các bài tập về pH thì học sinh thường lúng túng không định hình được cách giải. Học sinh không phân loại các bài tập thuộc đạng nào và phải áp dụng những kiến thức và định luật nào để giải quyết vấn đề, ngoài ra việc tự nghiên cứu tài liệu và suy luânj của học sinh đang còn hạn chế học sinh. Những tồn tại và hạn chế trên của học sinh là do sự tiếp cận các vấn đề về pH trong dung dịch các chất điện ly chưa vững và chưa hợp lý không biết các dạng bài tập mình đang xử lý thuộc dạng nào. Vì vậy học sinh thường không biết phải áp dụng những kiến thức nào để vận dụng. Từ những vấn đề nêu trên để công tác giảng dạy đạt hiệu quả cao đáp ứng xu hướng đổi mới của giáo dục trong thời đại đổ mới. Tôi mạnh dạn đổi mới phương pháp giảng day học sinh khá giỏi về các bài tập pH “ Sử dụng các bài tập pH trong cân bằng axít- ba zơ bồi dưỡng học sinh khá giỏi” B. Giải quyết vấn đề: I. Các giải pháp thực hiện : Tôi yêu cầu học sinh nắm vững kiến thức về dung dịch chất điện ly như chất điện ly, sự điện ly, phương trình điện ly, hằng số axít-ba zơ ,tích số ion của nước… Sau đó học sinh nắm công thức tính PH, các định luật áp dụng tính pH ( định luật bảo toàn nồng độ ban đầu, định luật bảo toàn điện tích, định luật bảo toàn proton. Các dạng bài tập về pH trong cân bằng axít như sau. Phần 1: pH và các định luật tính pH Phần 2: Các dạng bài tập thường gặp. Dạng 1: Axít mạnh, Dạng 2: Ba zơ mạnh. Dạng 3: Đơn a xít yếu. Dạng 4: Đơn ba zơ yếu. Dạng 5:Hỗn hợp các axít và đơn ba zơ. i.1 : pH và các định luật áp dụng tính pH I.1.1: pH Công thức tính: pH = -lg (H+ ) (H+ ) chỉ số hoạt độ của ion hiđrô Trong dung dịch loãng pH = -lg[H+] Từ cân bằng . H2O H+ + HO- Kw = 10-14 ị pH + pOH = 14 I.1.2. Các định luật áp dụng tính pH I.1.2.1. Định luật bảo toàn nồng độ: Nồng độ ban đầu của 1 cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử có mặt trong dung dịch. I.1.2.2. Định luật bảo toàn điện tích: Dựa trên nguyên tắc dung dịch có tính trung hoà điện. Tổng điện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của các cation. I.1.2.3. Định luật tác dụng khối lượng: aA + bB cC + dD kc = ở đây xét hoạt độ các ion bằng 1 I.1.2.4. Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton): Nếu ta chọn một trạng thái nào của dd làm chuẩn (mức không) thì tổng nồng độ proton mà 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. VD: Dung dịch CH3COONa C1mol/l và NaOHC2 mol/l NaOH đ Na+ + OH- C2 CH3 COONa đ CH3COO- + Na+ Mức không: CH3COO-(C1), H2O H2O H+ + OH- Kw CH3COO- + H+ CH3COOH Ka-1 [H+] = ([OH-] - C2) - [CH3COO-] I,2. Các dạng bài tập : I.2.1. axit mạnh: Axit mạnh (kí hiệu HY) nhường hoàn toàn proton cho nước. HY + H2O đ H3O+ + Y- (I-1). trong dung dịch [HY] ằ 0 và [Y-] = CHY. Các axit mạnh thường gặp là: HCl; HBr; HI; HSCN; HClO3; HBrO3; HNO3 (nấc 1); HClO4, HMnO4, v.v... Cân bằng (I-1) thường được viết ở dạng đơn giản: HY đ H+ + Y- (I-2) Trong dung dịch nước ngoài quá trình (I-2) còn có quá trình phân li của nước. H2O H+ + OH- (I-3) Như vậy có 2 quá trình cho proton và phương trình ddk proton có dạng: [H+] = [OH-] + [Y-] (I-4) hoặc: [H+] = [OH-] + CHY (I-5) Sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra làm chuyển dịch cân bằng (I-3) sang trái và [OH-] > 10-7 thì có thể coi. [H+] = CHY (I-6) nghĩa là, trong dung dịch sự phân li của HY là chiếm ưu thế còn sự phân li của H2O xẩy ra không đáng kể. I.2.1.1. Tính pH, pOH và , ,của dung dịch HCl 1,0.10-3M. HCl đ H+ + Cl- 1,0.10-3 H2O H+ + OH- CHCl >> 10-7 vậy [H+] = CHCl = 1,0 . 10-3 đ pH = -lg (1.10-3) = 3,0. pOH = 14,0 - 3,0 = 11,0 đ [OH-] = 1,0 . 10-11M. I.2.1.2: Trộn 200ml dung dịch HCl có pH = 2,0 với 300ml HNO3 có pH = 3,0. Tính pH của dung dịch thu được. Dung dịch gốc: CoHCl = 10-pH = 1,0 . 10-2; = 10-pH = 1,0. 10-3 = 200ml; = 300ml. Sau khi trộn: HCl đ H+ + Cl– HNO3 đ H+ + H2O H+ - OH– Bởi vì CHCl, >> 10-7 nên có thể không cần kể đến sự phân li của nước. đk proton: [H+] = [Cl–] + = CHCl + = 4.10-3 + 6.10-4 = 4,6 .10-3. pH = -lg(4,6.10-3 ) = 2,33. Chú ý:Trong trường hợp CHY ằ 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 H2O. I.2.1.3: Nhỏ 1 giọt HCl 3,4 .10-3 M vào 300,00 ml nước. Tính pH của dung dịch, biết thể tích của 1 giọt là 0,03ml. Vì CHCl không lớn hơn nhiều so với 10-7 nên cần phải kể đến sự phân li của H2O. HCl đ H+ + Cl– 3,4.10-7 H2 O H+ + OH KW =10-14 C 3,4.10-7 [] (3,4 .10-7 + x) x. Theo định luật tác dụng khối lượng ta có: x (3,4.10-7 + x) = 1,0 .10-14 x2 + 3,4 .10-7 x - 1,0 . 10-14 = 0. x = 2,72 .10–8 và [OH–] = x = 2,72 . 10-8. [H+] = 10–14/2,72 . 10-8 = 3,67 .10-7 pH = 6,43. I.2.2. 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 quá trình: - Cân bằng ion hoá của nước. H2O H+ + OH- (I-7) - Cân bằng thâu proton của XOH: XOH + H+ đ X+ + H2O (I-8). XOH + H2O đ X+ (H2O) + OH– (I-9). Một cách đơn giản có thể viết các quá trình xẩy ra trong dung dịch bazơ mạnh: XOH đ X+ + OH– (I-10). H2O H+ + OH- (I-11). Điều kiện proton: [H+] = [OH–] - = [OH–] - CXOH (I-12). hoặc [OH–] = [H+] + CXOH (I-13). ở đây do sự có mặt của OH– giải phóng ra từ (I-10) mà cân bằng phân li của nước (I-11) chuyển dịch sang trái và [H+] > 10-7 thì. [OH–] = CXOH nghĩa là nồng độ OH– trong dung dịch bằng nồng độ của bazơ mạnh. I.2.2.1:Tính [H+], [OH–], pH của dung dịch NaOH 1,0 . 10-4M NaOH đ Na+ + OH– 1.10-4 H2O H+ + OH– CNaOH >> 10-7 nên: [OH–] = CXOH = 1,0.10-4. [H+] = Kw/ [OH–] = 10-14/1,0 . 10-4 pH = -1g 1,0 . 10-10 = 10,0. Trong trường hợp CXOH 10-7 thì phải kể đến sự phân li của H2O như đối với trường hợp axit mạnh. I.2.2.2:Tính [H+], [OH–], pH của dung dịch thu được khi thêm 20,10ml dung dịch NaOH 1,00 .10-3M vào 80,00ml dung dịch HCl 2,50 . 10-4M. Sau khi trộn: Phản ứng HCl + NaOH đ NaCl + H2O 1,998. 10-4 2,008.10-4 1,01.10-4 Thành phần giới hạn: NaOH 1,00.10-6 , H2O. Các quá trình: NaOH đ Na+ + OH– 1,00.106 H2O H+ + OH– KW = 10-14 C 1.10-6 [] x 1.10-6 +x Theo định luật tác dụng khối lượng: x (1.10-6 + x) = 10-14 x = 9,90 . 10-9. [H+] = 9,90.10-9 M; [OH–] = 1,01 . 10-6M; pH = 8,00. I.2.3.Đơn AXit yếu. Các axit yếu phân ly 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 hằng số phân li pKa = -lgKa. Dĩ nhiên Ka càng lớn hay pKa càng bé thì axit càng mạnh. Các axit yếu có thể tồn tại ở dạng phân tử, cation, hoặc anion. Ví dụ: Phân tử: HCN H+ + CN– Ka = 10-9,35; pKa = 9,35. cation: H+ + NH3 Ka = 10-9,24; pKa = 9,24. anion: H+ + Ka = 10-1,99; pKa = 1,99. Trong trường hợp tổng quát trong dung dịch axit HA có các quá trình sau: H2O H+ - OH– KW (I-15). HA H+ + A– Ka (I-16). Theo định luật td khối lượng áp dụng ta có: (coi fi = 1) (I-17). hay [H+] [A–] = Ka [HA] (I-18). Tích số ion của hai quá trình [H+] [OH–] = KW (I-19). [H+] [A–] = Ka[HA] ằ KaCHA (I-20). Nếu KW << KaCHA thì sự phân li của nước xẩy ra không đáng kể và có thể tính thành phần cân bằng theo (I-16): HA H+ + A– Ka C C [] C - x x x (I-21). Giải phương trình cho phép đánh giá x tức là [H+], [A–]. I.2.3.1: Đánh giá pH của dung dịch HCOOH 0,10M. H2O H+ + OH– KW = 1,0 . 10-14 (1). HCOOH H+ + HCOO– Ka = 1,78 . 10-4 (2). KaC = 1,78 .10-5 >> KW, vậy cân bằng (2) là chủ yếu: HCOOH H+ + HCOO– Ka = 1,78 . 10-4. C 0,10 [] 0,10 – x x x Giả sử: x << 0,10 đ x = 4,22 . 10-3 << 0,10 thoả mãn. Vậy [H+] = 4,22 . 10-3; pH = 2,37 I.2.3.2: Đánh giá nồng độ của dung dịch CH3COOH phải có trong dung dịch sao cho pH = 3,0. CH3COOH CH3COO– + H+ K = 10-4,76. C C [] C - 10-3 10-3 10-3. Theo định luật tác dụng khối lượng: C = 10-3 + Trong trường hợp KW ằ KaC thì phải kể đến cân bằng phân li của nước. Việc tính gần đúng được thực hiện theo phương trình đk proton. I.2.3.3: Tính gần đúng pH của dung dịch NH4Cl 1,0 . 10-4 M. NH4Cl + Cl– NH3 + H+ Ka = 10-9,24. H2O H+ + OH– KW = 10-14 ở đây KaC = 10-4 . 10-9,24 = 10-13,24 ằ KW do đó không thể bỏ qua sự phân li của nước. mức không , H2O. ĐKP: [H+] = [OH–] + [NH3]. [H+] = [H+] = Coi ta có giá trị gần đúng của [H+]: [H+] = và pH 6,58. Nếu không tính sự phân li của H3O thì [H+] = và pH = 6,62 I.2.4.đơn bazơ yếu. Một phần 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–: H2O H+ + OH– KW A– + H+ HA A– + H2O HA + OH– Kb (I-22). Từ tổ hợp các phản ứng trên ta có: Kb = KW/Ka (I-23). và pKb = pKW - pKa (I-24) Như vậy khi axit HA càng mạnh (Ka lớn) thì bazơ tương ứng càng yếu (Kb bé) và ngược lại. Phản ứng (I-22), đặc trưng cho phản ứng của các bazơ, phản ảnh quá trình nhận proton của nước trong các dung dịch bazơ yếu. Để giải thích tính bazơ của A– theo thuyết Arêniut phương trình (I-22) được gọi là phản ứng thuỷ phân của A–. Như vậy trong bất kì dung dịch bazơ nào cũng đều có hai quá trình: - Phân li của H2O H+ + OH– KW - Thu proto của bazơ A– + H2O HA + OH– Kb Trong trường hợp tích số ion KW của nước rất bé so với tích số ion của bazơ . [HA] .[OH–] = Kb[A–] ằ Kb: KW << Kb (I-25) Thì có thể tính cân bằng chỉ theo (I - 22). A– + H2O HA + OH– Kb C C [] C - x x x (I-26). Có thể tính dễ dàng x I.2.4.1: Tính pH của dung dịch NaCN 0,010M. NaCN đ Na+ + CN– CN– + H2O HCN + OH– Kb (1). H2O H+ + OH– KW (2). Kb = Kw/Ka = 10-14/10-9,35 = 10-4,65 Kb. = 10-4,65 . 10-2 >> KW. Điều kiện (I - 25) hoàn toàn thoả mãn. Ta có thể tính cân bằng theo (1) CN– + H2O HCN + OH– Kb = 10-4,65. C 0,010 [] 0,010 - x x x Ta có: Vậy: [OH–] = x = 4,73 . 10-4 pOH = 3,32 ; pH = 10,68. Trong trường hợp điều kiện (I-25) không thoả mãn, nghĩa là KW ằ thì phải tính đến cân bằng phân li của nước. Phép tính gần đúng được thực hiện dễ dàng dựa trên phương trình đk proton. I.2.4.2: Tính pH của dung dịch Na2SO4 0,010M. Na2SO4 đ 2Na+ + H2O H+ + OH––-– KW = 10-14 (1). + OH– Kb = 10-14/10-1,99. KbC = 10-12,01 . 10-2 ằ kW, không thể bỏ cân bằng (1). đk proton với mức không ,. H2O H+ - OH– KW. [H+] = [OH–] - [] [H+] = KW/[H+] - [] [H+]. Suy ra [H+] = Tính gần đúng với [] = 10-2 pH = 7,15. I.2.5.Hỗn hợp các axit và đơn bazơ. I.2.5.1 Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu: Trong dung dịch axit mạnh HY nồng độ C1 mol/l và axit yếu HA nồng độ C2 mol/l có các quá trình sau: Phân li của axit mạnh HY: HY đ H+ + Y– (I- 27). Ion hoá của nước: H2O H+ + OH– KW (I - 28). Phân li của axit yếu HA: HA H+ + A– Ka (I-29) . ở đây CHA = C2; = CHY = C1. Trong đa số trường hợp, do sự có mặt của các axit HY và HA nên sự phân li của nước xẩy ra không đáng kể. Ta có thể tính nồng độ ion H+ dựa vào cân bằng (I-29) có kể đến sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra (I-24): HA H+ + A– Ka. C C2 C1 [] C2 – x C1 + x x (I-30) Nếu hằng số phân li KHA tương đối bé và C1 và C2 không quá nhỏ thì có thể coi x << C2; x << C1 và ta có thể đánh giá gần đúng. x = [H+] = (I-31). I.2.5.1.1: Trộn 20,00ml HCl 0,0200ml với 30,00ml dung dịch CH3COOH 0,150M. Tính pH của hỗn hợp thu được. H2O H+ + OH– 10-14 HCl đ H+ + Cl– CH3COOH H+ + CH3COO– Ka = 10-4,76 CoHCl = 0,0200M; VoHCl = 20,00ml. ; CH3COOH H+ + CH3COO– Ka = 1,74 . 10-5 C 0,0900 0,00800 [] 0,09 - x 0,008 + x x Với x << 0,008 ta rút ra phương trình gần đúng: x = 1,74.10-5 . Giá trị này không nhỏ hơn nhiều so với 0,008. Nếu coi x << 0,09 thì: x2 + 8.10-3 x - 1,566 . 10-6 = 0. tính được: x = 1,912 . 10-4. Hai kết quả này đều phù hợp. Vậy x = [CH3COO–] = 1,91 . 10-4. [H+] = 0,008 + x = 8,19 . 10-3M pH = 2,09. I.2.5,2.Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu: Trong dung dịch có quá trình phân li hoàn toàn của bazơ mạnh (XOH) cân bằng phân li của nước, quá trình proton hoá của bazơ yếu (A–). XOH đ X+ + OH– (I-32). H2O H+ - OH– (I-33). A– + H2O HA - OH (I-34). Có thể coi quá trình phân li của nước xẩy ra không đáng kể do sự có mặt của nồng độ OH– sinh ra từ hai quá trình (I- 32) và (I-34): Ta có thể đánh giá nồng độ OH– dựa vào cân bằng (I-34) có thể tính đến sự có mặt của nồng độ OH– do XOH phân li ra, với = CXOH = C1 và . A– + H2O HA + OH– Kb= C C2 C1 [] C2 - x x C1 + x Với x << C1; x << C2 ta có giá trị gần đúng: x = Kb . (I-35). I.2.5.2.1: Tính pH trong dung dịch gồm NaOH 1,0 . 10-4M và NaNO2 0,10M. NaNO2 đ Na+ + NaOH đ Na+ + H2O H+ - OH– 10-14. +H2O HNO2 + OH– = CNaOH = 1,0 . 10-4; +H2O HNO2 + OH– Kb = 10-10,71 (1) C 0,10 1,0 . 10-4 [] 0,10 - x x 1,0 . 10-4 + x Với x << 1,0 . 10-4 ta được: x = 10-10,71 . Vậy x = [HNO2] = 10-7,71 = 1,95 . 10-8. [OH–] = x + 1,0 . 10-4 = 10-7,71 + 1,0 . 10-4 ằ 1,0 . 10-4. [H+] = pH = 10,0. ở đây sự proton hoá của xẩy ra không đáng kể do hằng số bazơ Kb là quá bé và do sự có mặt của lượng OH– phân li ra từ NaOH làm chuyển dịch cân bằng (1) sang trái. Đối với dung dịch của một axit nhất định thì a là hàm của pH. Khi pH tăng thì aHA giảm dần, ngược lại tăng dần (pH càng tăng, HA phân li càng nhiều). I.2.5.3. Hỗn hợp các đơn axit. Trong dung dịch các đơn axit HA1, HA2, HA3 có các cân bằng: H2O H+ - OH– Kw (I-49) HA1 H+ - Ka1 (I-50) HA2 H+ - Ka2 (I-51) HA3 H+ - Ka3 (I-52) Trong trường hợp thì có thể tính nồng độ ion hiđro theo cân bằng (I-50) như đối với dung dịch chứa một đơn axit. Trong trường hợp khi Ka1C1 ằ Ka2C2 ằ Ka3C3 thì biểu thức ddk proton áp dụng cho hệ sẽ là: [H+] = [OH–] + [] + [] + [] (I-53). Sau khi tổ hợp cần thiết với chú ý là [H+] >> [OH–] ta có: [H+] = (I-54) Để tính gần đúng có thể chấp nhận [HA1] ằ ; [HA2] ằ I.2.5.3.1: Tính pH của dung dịch CH3COOH C1 = 0,010M và NH4Cl C2 = 0,100M. đ C2 = 0,100 H2O H+ + OH– Kw = 10-14 (1) CH3COOH H+ + CH3COO– Ka1 = 10-4,76 (2) H+ + NH3 Ka2 = 10-9,24 (3) Bởi vì Ka1C1 (10-6,76) >> Ka2C2(10-10,24) > KW nên có thể tính [H+] theo (2): CH3COOH CH3COO– + H+ 10-4,76. C 0,010 [] 0,010 - x x x [H+] = 4,17 . 10-4 pH = 3,38. Từ cân bằng (3): [NH3] = 10-9,24 . << 10-3,38, Vậy sự phân li của là không đáng kể so với axit axetic. I.2.5.3.2: Tính pH trong dung dịch CH3COOH C1 = 0,0100M và CH3CH2COOH C2 = 0,0500M. H2O H+ - OH– Kw = 10-14 (1) CH3COOH H+ + CH3COO– Ka1 = 10-4,76 (2) CH3CH2COOH H+ + CH3CH2COOH Ka2 = 10-9,24 (3) Ka1C1(10-6,76) ằ Ka2C2 (5.10-6,89 = 10-6,19). đk pron: [H+] = [CH3COO–] + [CH3CH2COO–] (4) Suy ra: [H+] = (5). Và [H+] ằ pH = 3,04. * Kiểm tra: [CH3COOH] = 0,01 . [CH3CH2COOH] = 0,0500 . Tính lặp lại: pH = 3,05. I.2.5.4: Hỗn hợp các 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 NaA1 đ Na+ + NaA2 đ Na+ + H2O H+ - OH– Kw (I-56). + H2O HA1 + OH– Kb1 (I-57). + H2O HA2 + OH– Kb2 (I-58). Nếu Kb1C1 >> Kb2C2 >> KW thì phép tính được thực hiện theo cân bằng (I-57) Nếu Kb1C1 ằ Kb2C2 >> Kw thì phải tính theo phương trình ĐKP: [H+] = [OH–] - [HA1] - [HA2] (I-59). và [H+] = (I-60) với giá trị tính gần đúng: [H+] = (I-61) I.2.5.4.1: Tính pH của dung dịch NH3 C1 = 0,100M và natri axetat NaAx C2 = 0,100M. NaAx đ Na+ + Ax– H2O H+ + OH– Kw = 10-14 (1) NH3 + H2O H+ + OH– Kb1 = 10-4,76 (2) Ax– + H2O HAx + OH– Kb2 = 10-9,24 (3) Kb1C1 >> Kb2C2 >> KW. Từ (2) ta tính được: [OH–] = 10-2,88 = 1,32 . 10-3M [H+] = 7,58 . 10-12 M, pH = 11,12. I.2.5.4.2: Tính pH của dung dịch KCN C1 = 0,100M (pKa1 = 9,35) và NH3 C2 = 0,100M (pKa2 = 9,24). KCN đ K+ + CN– CN– + H2O HCN + OH– Kb1 = 10-4,65 (1) NH3 + H2O NH+4 + OH– Kb2 = 10-4,76 (2) H2O H+ + OH– KW = 10-14 (3) Kb1C1 >> Kb2C2 >> KW. áp dụng (II - 72) [H+] = pH = 11,26. * Việc kiểm tra cho thấy: [CN–] = 0,100 . . [NH3] = 0,100 . . Vậy cách giải gần đúng theo ĐKP có thể chấp nhận được. I.2.5.5: Hỗn hợp các axit yếu và bazơ liên hợp Xét dung dịch chứa axít HA (CHA = Ca) và bazơ liên hợp NaA (CNÂ = Cb). Trong dung dịch các quá trình: NaA đ Na+ + A– Cb H2O H+ + OH– Kw (I-62) HA H+ + A– Ka (I-63) Ca Cb hoặc A– + H2O HA + OH– Kb (I-64) [H+] = (I-65). Trong trường hợp thì cân bằng (I-63) chiếm ưu thế có thể dựa vào nó để đánh giá phần cân bằng. Trong trường hợp thì có thể dựa vào (I-64) để đánh giá thành phần cân bằng. I.2.5.5.1:Tính pH trong hỗn hợp HCOOH 1,00.10-2M và HCOONa 1,00.10-3M. HCOONa đ Na+ + HCOO- Cb = 1,00.10-3 HCOO H+ + HCOO- Ka = 10-3,75 (1) Ca = 1,00.10-2 Từ (1) HCOOH H+ + HCOO- Ka C 1,00.10-2 1,00.10-3 [] (10-2 - x) x (10-3 + x) x2 + (10-3 + 10-3,75)x - 10-5,75 = 0 x2 +1,178.10-3 x - 1,78.10-6 = 0 x = [H+] = 8,69.10-4, pH = 3,06 Nếu tính theo (II-76) thì pH = 2,75. I.2.5.2: Tính pH của hỗn hợp HCN 1,00.10-3 và KCN 0,100M. KCN đ K+ + CN- Cb = 0,100M. Cb = 1,00.10-3 HCN H+ + CN- Ka = 10-9,35 Ca = 1.10-3 M Cân bằng chủ yếu sẽ là: CN- + H2O HCN + OH- Kb = 10-4,65 C 0,100 10-3 [] (0,1-x) (10-3 +x) x x2 + (10-3 +10-4,65)x - 10-5,65 = 0 x2 + 1,022.10-3x - 2,24.10-6 = 0 [OH] = x = 1,07.10-3; [H+] = 9,35.10-12 pH = 11,03 Tính theo (I-65) thì pH = 11,35. Trong trường hợp tổng quát có thể tính gần đúng theo phương trình ĐKP áp dụng cho HA (Ca), A-(Cb). [H+] = [OH-] + [A-] - CA- h = Kết quả tính theo phương trình gần đúng. h2 + Cbh - (Kw +KaCa) = 0 (I-66) Sẽ cho ta [H+] = h. Từ (I-66) ta thấy Kw << KaCa; h <<Cb, Ca thì h = (phương trình (I-65)). Để giảng dạy đề tài này đạt kết quả tốt, giáo viên nên tổ chức thảo luận các dạng bài tập cho học sinh. Bởi lý thuyết đề tài này không có nhiều, nhưng các dạng bài tập phong phú và cần biết bỏ qua các cân bằng gần đúng để tính giá trị gần đúng. Tài liệu tham khảo: 1. Nguyễn Tinh Dung, Hoá học phân tích, Phần I, Lý thuyết cơ sở ( Cân bằng ion) NXBGD, Hà Nội, 1997, tái bản 1981 2. Nguyễn Tinh Dung, Hoá học phân tích, Phần III, Các phương pháp định lượng hoá học, trang 215-241, NXBGD, Hà Nộ 1981 3. Nguyễn Tinh Dung, " Phản ứng trong dung dịch các chất điện li", trong " Một số vấn đề chọn lọc của hoá học", tập 2, trang 86 - 185, NXBGD, Hà nội 1999 4. Nguyễn Tinh Dung, Hoá học phân tích, Phần II. Các phản ứng ion trong dung dịch nước, NXBGD, Hà nội 2000 6. Tài liệu nâng cao và mở rộng kiến thức hoá học 7. Hoá học phân tích - sách cao đẳng sư phạm - 2003