5. PHÂN LOẠI BÀI TẬP pH VÀ CÁCH TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY TRONG NƯỚC

PHÂN LOẠI BÀI TẬP pH VÀ CÁCH TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY TRONG NƯỚC

GVHD:Th.S Nguyễn Thị Hoàn SVTh: Lê T. Lan Anh, Trần Như Thơ, Lê Thị Hồng Vân – ĐHSP Hóa K.52

I. MỞ ĐẦU

Khái niệm về axit, bazơ và pH và cách tính pH được học sinh THPT, sinh viên đại học cao đẳng rất quan tâm. Giá trị của pH có nhiều ứng dụng trong thực tế: trong việc nuôi trồng thủy sản, nông nghiệp, xử lí nước thải, nước sinh hoạt...

Hiện nay, tài liệu về vấn đề trên có nhiều nhưng đều viết khá rộng nên sinh viên khi học tập môn Hóa đại cương cũng như khi vận dụng vào giảng dạy hóa học phổ thông sau này có nhiều khó khó khăn. Các tài liệu, giáo trình chỉ nêu lên cách tính pH của từng dung dịch riêng biệt nhưng chưa đưa ra hệ thống bài tập và cách giải. Vì vậy chúng em chọn đề tài: “Phân loại bài tập về pH và cách tính pH của các dung dịch chất điện li trong nước”.

II. NỘI DUNG

1. CÁC CƠ SỞ LÝ THUYẾT 1.1. Các khái niệm axit- bazơ, pH 1.1.1. Các thuyết về axit - bazơ

+ Thuyết Arêniut

Axit là những chất khi tan trong nước phân li cho ion H+ .

Bazơ là những chất khi tan trong nước phân li ra OH-_.

Như vậy, theo thuyết Arêniut khái niệm axit- bazơ gắn liền với dung môi nước. + Thuyết Bronstet - Lowry

- Axit là chất có khả năng cho proton. Axit cho proton tạo thành bazơ liên hợp của nó.

- Bazơ là chất nhận proton. Bazơ nhận proton tạo thành axit liên hợp của nó HCl + H2O ƒ H3O+ + Cl-

Axit(1) bazơ(1) axit(2) bazơ(2) NH3 + H2O ƒ NH4+ + OH

Bazơ(1) axit(1) axit(2) bazơ(2)

- Nước vừa là axit vừa là bazơ, nên nước là chất lưỡng tính. ● Ưu điểm của thuyết Bronstet - Lowry so với thuyết Arêniut + Giải thích cho phân tử không có OH- _{như NH}

3, các amin hoặc dung dịch muối

của bazơ mạnh - axit yếu vẫn có tính bazơ.

+ Giải thích cho phân tử không có H+ _{vẫn có tính axit như FeCl}

3, Al(NO3)3,...

+ Giải thích axit – bazơ trong đk không dung môi hoặc dung môi khác nước. NH3 + HCl → NH4Cl

+ Thuyết Lewis

- Axit là chất có khả năng nhận cặp electron. Ví dụ: BF3, AlF3, BCl3, AlCl3.

- Bazơ là chất có khả năng cho cặp electron. Ví dụ: Amin, nước, ancol,... ● Thuyết Lewis: Mở rộng hơn 2 thuyết Arêniut và thuyết Bronsted - Lowry. ● Nhược điểm của thuyết Lewis so với thuyết Bronstet và thuyết Arêniut. Phân tử axit có nguyên tử Hiđrô lại không có khả năng nhận cặp e. 1.1.2. Tích số ion của nước - Trong nước nguyên chất có cân bằng: H2O + H2O ƒ H3O+ + OH- K Ở 25◦_{C, nước phân li rất yếu nên coi C} H2O= [H2O] = 5,5. 10-2 và quy ước: K_HO =

[

][ ]

K _{2 được gọi là tích số ion của nước.} - Đối với nước nguyên chất thì [H+_{] = [OH}-_{] = 1,0.10}-7

1.1.3. Khái niệm pH – thang pH

+ Để đánh giá độ axit, độ kiềm của dung dịch, người ta dùng pH với quy ước như sau: [H+_{] = 10}-pH _{=> pH= -lg[H}+_{] . Có thể mở rộng pOH = - lg[OH}-_]

+ Thang pH: Thường dùng từ 1 đến 14, tương ứng với nồng độ ion H+ _{: 10}-1 _{- 10}-14

+ Nước nguyên chất: ở 25◦_{C [H}+_{] = [OH}-_{] = 1,0.10}-7 _{=> pH = 7}

pH > 7 => [OH-_{] > [ H}+_{] - môi trường bazơ.}

pH < 7 => [OH-_{] < [ H}+_{] - môi trường axit.}

+ Trong dung môi nước luôn có: pH + pOH = 14 1.2. Cách tính pH của các dung dịch

1.2.1. Tính pH của dung dịch axit mạnh (HCl, H2SO4, HBr, HI...)

Quá trình điện ly: HA → H+ _{+ A}- ₍₁₎

H2O ƒ H+ + OH- (2)

+ Nếu Ca ≥ 1,0.10-6 ≈ [ H+] >> [OH-] thì bỏ qua sự phân li của nước,

pH = - lg Ca

+ Nếu Ca < 1,0.10-6 thì dựa theo cân bằng (2) ta có:

[ ]

1.2.2. pH của dung dịch bazơ mạnh ( NaOH, KOH...)

Quá trình: BOH → B+ _{+ OH}- _{Ta thấy C}

b = CB+ = COH-

H2O ƒ H+ + OH-

Tính tương tự như axit mạnh, nhưng thay H+ _{thành OH. Từ đó suy ra pOH và pH.} 1.2.3. pH của dung dịch axit, bazơ yếu đơn chức

• pH của dung dịch axit yếu đơn chức (CH3COOH, HNO2...) HA ƒ H+ _{+ A}- _{(1) K}

a

Dựa vào cân bằng ⇒

[ ]

[ ] [ ]

• pH của dung dịch bazơ yếu đơn chức

Quá trình cân bằng tổ hợp: B + H2O ƒ BH+ + OH

Tính toán tương tự axit yếu chỉ thay Ka bằng Kb, Ca bằng Cb. Tìm pOH rồi suy ra

pH.

1.2.4. pH của hỗn hợp axit mạnh và axit yếu; bazơ mạnh và bazơ yếu

● Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu

- Khi nồng độ axit mạnh lớn hơn nồng độ axit yếu xem pH của hỗn hợp axit chỉ là pH của axit mạnh.

- Nồng độ axit mạnh nhỏ hơn nồng độ axit yếu

Không thể bỏ qua ion H+ _{của axit yếu. Tính pH của dung dịch dựa vào cân bằng}

sau với sự tham gia của nồng độ H+ _{của axit mạnh phân ly ra.}

HA ƒ H+ _{+ A}

-● Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu: tính tương tự dung dịch hỗn hợp axit mạnh và yếu.

1.2.5. Cân bằng trong dung dịch Axit, bazơ yếu đa chức

● Xét axit yếu đa chức.

HnA ƒ H+ + Hn-1A - (1) Ka1 Hn-1A- ƒ H+ + Hn-2A2- (2) Ka2 ... HAn-1 _{ƒ H}+ _{+ A}n- _{(n) K} an - Ta có Ka1 > Ka2 > . . . > Kan

Tính cân bằng trong dung dịch axit này thường dựa vào cân bằng (1) để tính nồng độ H+_{, bỏ qua các cân bằng sau khi K}

a1 > 1000 Ka2

● Xét bazơ yếu đa chức.

B(OH)n ƒ OH- + B(OH)n-1 + (1) Kb1 B(OH)n-1 - ƒ OH- + B(OH)n-2 2+ (2) Kb2 ... B(OH) n-1 ƒ _OH- _{+ B}n+ _{(n) K} bn - Ta có Kb1 > Kb2 > . . . > Kbn

- Tính cân bằng trong dung dịch bazơ này thường dựa vào cân bằng (1) để tính nồng độ OH- _{bỏ qua các cân bằng sau khi K}

b1 >> Kb2 1.2.6. Dung dịch đệm

Dung dịch đệm là dung dịch chứa một hỗn hợp của axit yếu và bazơ liên hợp với nó hoặc hỗn hợp của bazơ yếu và axit liên hợp. Một hỗn hợp như vậy có khả năng

chống lại mọi biến đổi pH do một lượng nhỏ của axit, hoặc bazơ được thêm vào hỗn hợp.

Ví dụ: dung dịch hỗn hợp của CH3COOH và CH3COO- ; NH4+ và NH3; HCOOH và

HCOONa; HCO3- và CO32- , muối axit của đa axit NaHCO3-, Na2HPO4...

● Công thức tính gần đúng pH của dung dịch đệm: pH = pKa - lg

b a

C C

1.2.7. Thuộc tính axit, bazơ của muối

Muối là sản phẩm của phản ứng giữa một axit và một bazơ. Về cấu trúc thì muối là hợp chất ion. Muối là những chất điện li mạnh, do đó điện li hoàn toàn trong nước và trong một số trường hợp muối còn phản ứng với cả dung môi. Sự thủy phân thường làm pH của dung dịch muối khác nhau. Cụ thể hiện tượng thủy phân của muối.

• Muối khi hòa tan không làm thay đổi pH khi hòa tan vào nước

Là muối tạo bởi bazơ mạnh và axit mạnh như NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2,... pH = 7

• Muối tạo môi trường bazơ khi hòa tan: tính như cân bằng của bazơ yếu.

Là muối tạo bởi bazơ mạnh và axit yếu như CH3COONa, KF, Na2CO3, KHS,... Khi đó

có sự thủy phân gốc axit yếu sinh ra nồng độ OH- _{lớn hơn trong nước, nên pH > 7:}

Ví dụ: CH3COO- + H2O ƒ CH3COOH + OH- Kb = 5,6. 10-10

•Muối tạo môi trường axit khi hòa tan:

Gồm muối tạo bởi axit mạnh và bazơ yếu (NH4Cl, AlCl3, Fe2(SO4)3,...).

Chỉ có cation bazơ yếu trở thành axit liên hợp, cho nên tính như cân bằng của axit yếu.

Ví dụ: NH4Cl(r) 2

H O

→ NH4aq+ + Claq-

NH4+ + H2O ƒ NH3 + H3O+ Ka = 5,6. 10-1

• Sự thủy phân của muối tạo bởi một axit yếu và một bazơ yếu

Trong trường hợp này cả hai ion cation và anion đều có phản ứng với nước tạo thanh dung dịch muối có tinh axit, bazơ, trung tính tùy thuộc vào lực tương đối của axit yếu và bazơ yếu. Để đơn giản ta xét vấn đề một cách định tính:

+ Trường hợp Kb> Ka: dung dịch có tính bazơ vì anion bị thủy phân mạnh hơn

cation. Lúc cân bằng, có nhiều ion OH- _{hơn ion H} 3O+.

+ Trường hợp Kb< Ka dung dịch có tính axit vì cation bị thủy phân mạnh hơn anion

+ Trường hợp Kb ≈Ka: dung dịch gần như là trung tính

2. PHÂN LOẠI VÀ CÁCH TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH

Chúng tôi tạm chia bài tập tính pH thành 2 loại lớn: Bài tập tính pH của các dung dịch không có phản ứng xảy ra và Bài tập tính pH của các dung dịch có phản ứng xảy ra.

2.1. Bài tập tính pH của các dung dịch không có phản ứng xảy ra

- Tính pH của dung dịch axit mạnh - Tính pH của dung dịch bazơ mạnh

- Tính pH của dung dịch axit, bazơ yếu đơn

- Tính pH của hỗn hợp axit mạnh và axit yếu; bazơ mạnh và bazơ yếu - Tính pH trong dung dịch Axit, bazơ yếu đa chức

- Tính pH của dung dịch đệm - Tính pH của dung dịch muối

• Một số ví dụ:

Câu 2: Tính nồng độ mol /l của ion H+ _{trong 100 ml dung dịch HNO}

3 1% ( khối

lượng riêng D = 1,054 g/ml). Tính pH của dung dịch?

Ta có: 0,167 63 054 , 1 . 10 . 1 ₌ = M C ⇒ pH = -lg [H+_{] = - lg (0,167) = 0,223}

Câu 3: Trộn 160 ml dd Ba(OH)2 0,08 M với 140ml dd KOH 0,04 M. Thu được dd

A. Tính pH của dd ? Giải: Ta có tổng số mol OH -− OH n _{= 0,08.0,16 .2 + 0,04.0,14 = 0,0312 (mol)} [OH- _{] =} = +0,14 16 , 0 0312 , 0

0,104 M ⇒ pOH = -log [OH- _{] = 0,98}⇒ _{pH = 13,021.}

Câu 4: Dung dịch HNO2 0,1M có hằng số phân li của axit Ka = 4,0.10-4. Tính pH

của dung dịch? Giải: HNO2 ƒ H+ + NO2- Ban đầu 0,1 Phản ứng x x x Cân bằng 0,1 – x x x Do đó: 2 _4,0.10 4 1 , 0 − = − = x x K_a Giả sử x << 0,1 ta có 0,1 – x = 0,1 Ta có: x2 _{= 4,0.10}-4_{.0,1 ⇒x = 6,3.10}-3 ⇒_{pH = - lg[H}+_{] = - lg(6,3.10}-3_{) = 2,2}

Câu 5: Tính pH của dung dịch CH3COOH (Ka = 1,8.10-5) khi:

a. Nồng độ bằng 0,1M b. Nồng độ bằng 0,001M Giải: a. CH3COOH ƒ H+ + CH3COO- Ka . H2O ƒ H+ + OH- KH2O Vì Ka.Ca = 1,8.10-5. 0,1 = 1,8.10-6 > 10-12, nên bỏ qua cân bằng của nước Và a a K C > 100 nên [H+_{] =} a a C K . ⇒ _[H+_{] = 1,8.10}−6_.0,1=1,34.10−3

⇒_{pH = -lg(1,34.10}-3_{) = 2,87} b. Vì Ka.Ca = 1,8.10-5. 0,001 = 1,8.10-8 > 10-12, nên bỏ qua cân bằng của nước và 0,1 < a a K C = 55,556 < 100, Nên [H+_{] =}

(

)

2.2. Bài tập tính pH thu được do phản ứng giữa 2 dung dịch

2.2.1. pH của dung dịch tạo bởi phản ứng của axit mạnh và bazơ mạnh

• Cách giải:

- Tính số mol H+_{, OH}- _{ban đầu, so sánh:}

+ Nếu bài toán có số mol H+ _{lớn hơn số mol OH}- _{thì tính [H}+_{] dư và pH = - lg[H}+_] dư

+ Nếu bài toán dư OH- _{- dung dịch bazơ mạnh. pOH = - lg[OH}-_]

dư , pH = 14 - pOH

+ Nếu n_H+ =n_OH− thì pH = 7 , dung dịch có môi trường trung tính.

• Một số ví dụ:

Bài 12: Cho 40 ml dd HCl 0,75 M vào 160 ml dd Ba(OH)2 0,08 M, KOH 0,04 M.

Tính pH của dung dịch thu được . Giải Số mol H+ _{= 0,75.40.10}-3 _{= 0,03 mol;} = − OH n _{0,16. ( 0,08.2 + 0,04) = 0,032 (mol)} ⇒n_OH−_du = 0,032 – 0,03 = 0,002 (mol) ⇒ [OH-] dư = 0,01M 16 , 0 04 , 0 002 , 0 = + Nên: pOH = 2 ⇒ pH = 12

Bài 14: Trộn 100 ml dd KOH có pH = 12 với 100 ml dd HCl 0,012 M. Tính pH của dung dịch sau khi trộn.

Giải: pH = 12 ⇒ pOH = 14 – 12 = 2 ⇒_[OH-_{] = 10}-2 _⇒ =

− OH n _0,1.10-2 _{= 1.10}-3 mol n_H+ = 0,1.0,012 = 1,2.10-3 mol ⇒ n_H+du =1,2.10-3 - 10-3 = 2.10-4 mol ⇒ _[H+_] dư = 3M 4 10 1 , 0 1 , 0 10 . 2 − ₋ = + ⇒pH = 3

2.2.2 pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit mạnh và bazơ yếu

• Cách giải:

+ Nếu lượng axit mạnh lớn hơn lượng bazơ yếu thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp axit mạnh- axit yếu.

+ Nếu lượng axit nhỏ hơn lượng bazơ thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp dung dịch bazơ yếu và axit yếu – dung dịch đệm.

• Ví dụ minh họa

2.2.3. pH của dung dịch tạo axit yếu và bazơ mạnh

• Cách giải:

+ Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp hai axit yếu.

+ Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu.

+ Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch bazơ yếu (liên hợp).

• Ví dụ minh họa

2.2.4. pH của dung dịch tạo axit yếu và bazơ yếu

• Cách giải

+ Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ yếu thì tạo ra dung dịch 2 axit yếu. + Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ thì tạo ra dung dịch hỗn hợp 2 bazơ yếu + Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ thì tạo ra dung dịch gần như là trung tính.

• Ví dụ minh họa

III. KẾT LUẬN

Qua nghiên cứu về pH của dd chất tan điện li trong nước,chúng tôi đã làm được một số việc như sau:

1. Tìm hiểu sâu sắc hơn các khái niệm axit –bazơ, pH.

2. Hệ thống lại cách tính pH của các loại dd điện li trong nước mà nhiều giáo trình, tài liệu chưa đề cập đến.

3. Phân loại bài tập tính pH của các dd thu được khi cho các dd axit bazơ phản ứng với nhau và cách giải các loại bài tập đó.

• Chọn được 50 bài tập pH điển hình, có trình bày lời giải.

Trong thời gian có hạn, đề tài chúng tôi còn nhiều hạn chế trong việc tính pH của axit đa chức và bazơ đa chức.

Trong quá trình làm đề tài chúng tôi nhận được sự giúp đỡ tận tình của cô giáo, Ths Nguyễn Thị Hoàn.

IV. TÀI LIỆU THAM KHẢO

1. Trần Hiệp Hải (chủ biên) – Vũ Ngọc Ban – Trần Thành Huế. Hóa học đại cương 2- Cơ sở lí thuyết các quá trình hóa học. NXB ĐHSP 2003

2. Nguyễn Tinh Dung. Hóa học phân tích, cân bằng ion trong dung dịch. NXBGD, Hà Nội 2000, tái bản 2001,2002

3. Nguyễn Tinh Dung. Hóa học phân tích, phần I, lí thuyết cơ sở.NXBGD, Hà Nội 1981.