Bài giảng Chương XI phản ứng trao đổi ion

TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 1 CHƯƠNG XI PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION I . BẢN CHẤT VÀ ĐIỀU KIỆN CỦA PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION I . 1 Bản chất của phản ứng trao đổi ion Phản ứng trao đổi ion là loại phản ứng xảy ra giữa các ion trong dung dịch và không có sự thay đổi mức oxy hóa của các nguyên tố Phản ứng trao đổi ion xảy ra giữa các ion tích điện trái dấu bị hydrat hóa nên chúng thường có năng lượng hoạt hóa nhỏ, do đó chúng có tốc độ phản ứng cao. I.2 Điều kiện để phản ứng trao đổi ion diễn ra Vì phản ứng trao đổi ion là loại phản ứng thuận nghịch nên về lý thuyết thì khi cho mọi chất điện ly có ion khác loại vào dung dịch thì luôn có phản ứng ion xảy ra ở một mức độ nào đó, tuy nhiên chỉ một số trong chúng có thể xảy ra ở mức độ đáng kể. Điều kiện để cho phản ứng ion xảy ra ở mức độ đáng kể phải thỏa mãn một trong 2 điều kiện sau: a) Các sản phẩm ít điện ly (axit yếu, bazơ yếu, phức, nước …) b) Các sản phẩm ít tan trong nước (chất rắn, chất khí ít tan) Ví dụ1: Phản ứng xảy ra giữa HCl và NaOH trong dung dịch nước: HCl + NaOH ' NaCl + H2O (*) là một phản ứng trao đổi ion và xảy ra đến cùng vì: phản ứng này thực chất xảy ra giữa ion H+ và ion OH- để tạo ra nước. HCl là axit mạnh và NaOH là bazơ mạnh nên trong nước hòan tòan nằm dưới dạng ion bị hydrat hóa: NaOH + H2O → Na+.aq + OH-.aq HCl + H2O → H+.aq + Cl-.aq Vì vậy phản ứng (*) có thể viết: H+.aq + Cl-.aq + Na+.aq + OH-.aq ' Cl-.aq + Na+.aq + H2O (**) Lọai bỏ Cl-.aq + Na+.aq ở 2 vế của phương trình phản ứng (**), được: H+.aq + OH-.aq ' H2O ΔG0298,pư = -2,303x298x8,31lg1.1014 = -79,84 kJ << -40 kJ Phản ứng này xảy ra hòan tòan Ví dụ 2: Xét xem Canxi carbonat có bị tan khi nó vào cốc chứa dung dịch bari clorua? Cho biết TBaCO3 = 1.10-8,29 và TCaCO3 = 1.10-8,32 Giải: Phản ứng: CaCO3 + BaCl2 = CaCl2 BaCO3 Có phương trình ion – phân tử: CaCO3(r) + Ba2+ = BaCO3(r) + Ca2+ 14 14 10.110.1 11 ]][[ 1 ==== −−+ n cb KOHH K TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 2 ΔGo298,pư = -2,303x298x8,31lg1.10-0,03 = 0,17 kJ vì : 40 kJ > 0,17 kJ > -40 kJ Phản ứng này thuận nghịch nên có một phần CaCO3 sẽ tan. I.3 Phương trình ion - phân tử của phản ứng trao đổi ion Phản ứng trao đổi ion là loại phản ứng thuận nghịch, do đó trong hệ có các trạng thái cân bằng. Các trạng thái cân bằng này được miêu tả bằng phương trình ion - phân tử. Nhờ phương trình ion - phân tử, chúng ta có thể tính toán định lượng được các phản ứng trao đổi ion. Phương trình ion - phân tử gồm các phân tử của các chất kém điện ly hay ít tan trong dung dịch và các ion tham gia vào phản ứng và tạo thành sau phản ứng. Ví dụ 3: Viết phương trình ion - phân tử – của phản ứng sau HF + NaOH ' NaF + H2O Giải: Chúng ta biết NaOH và NaF là những chất điện ly mạnh, HF là axit trung bình có Ka = 6,8.10-4 (250C) và H2O là chất điện ly yếu Kn = 1.10-14 (220C), do đó: HF + Na+ + OH- ' Na+ + F- + H2O Theo phương trình trên thì ion Na+ không tham gia phản ứng, nên phương trình ion - phân tử của nó có dạng: HF + OH- ' F- + H2O Ví dụ 4: Viết các phương trình ion - phân tử có thể có khi cho Na2S vào nước Giải: Khi cho Na2S vào nước, có thể tạo thành các sản phẩm NaHS và H2S vì HS- và H2S là các chất điện ly yếu. (H2S là axit có hai nấc phân ly Ka1 = 1.10-7 và Ka2 = 1.10-12,89 ). Na2S, NaHS, NaOH là các chất điện ly mạnh và H2O là chất điện ly yếu, do đó phản ứng: Na2S + H2O ' NaHS + NaOH Có thể viết: 2Na+ + S2- + H2O ' Na+ + HS- + Na+ + OH- nên phương trình ion - phân tử của phản ứng này có dạng : S2- + H2O ' HS- + OH- và phản ứng: NaHS + H2O ' NaOH + H2S Có thể viết : Na+ + HS- + H2O ' Na+ + OH- + H2S Nên phương trình ion - phân tử của phản ứng này có dạng : HS- + H2O ' OH- + H2S II . HẰNG SỐ CÂN BẰNG (Kcb) CỦA PHƯƠNG TRÌNH ION - PHÂN TỬ LÀ THƯỚC ĐO CHIỀU HƯỚNG CỦA CÁC PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION. Chúng ta biết rằng phản ứng trao đổi ion là phản ứng thuận nghịch và phương trình ion - phân tử là phương trình phản ánh trạng thái cân bằng của loại phản ứng này, do đó có mối quan hệ giữa hằng số cân bằng của phương trình ion - phân tử ở nhiệt 03,0 29,8 32,8 2 2 10.1 10.1 10.1 ][ ][ 3 3 − − − + + ==== BaCO CaCO cb T T Ba CaK TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 3 độ T (K) và thế đẳng áp đẳng nhiệt tiêu chuẩn của phản ứng trao đổi ion ở nhiệt độ này (ΔG0T,pư) theo biểu thức (7.8): ΔG0T,pư = -RT ln Kcb = 2,303 RTlgKcb (11.1) hay : trong đó ΔG tính bằng kJ , R = 8,31 J/mol.K, T- nhiệt độ tuyệt đối (K). Từ quy tắc 6.18 rút ra quy tắc (11.3) đối với đa số các phản ứng trao đổi ion : Quy tắc 11.3 + Nếu ΔG0298,pư > 40 kJ ⇒ Kcb < 1.10-7 thì có thể coi rằng trong thực tế phản ứng trao đổi ion xảy ra không đáng kể ở bất cứ nồng độ nào của của các chất đầu và sản phẩm phản ứng ở trong khoảng nhiệt độ phòng. + Nếu ΔG0298,pư 1.107 thì có thể coi rằng trong thực tế phản ứng trao đổi ion xảy ra đến cùng ở bất cứ nồng độ nào của các chất đầu và sản phẩm phản ứng ở trong khoảng nhiệt độ phòng. + Nếu -40 kJ < ΔG0T,pư < 40 kJ ⇒ 1.10-7 < Kcb< 1.107 thì ở trong khoảng nhiệt độ phòng phản ứng trao đổi ion có thể xảy ra theo chiều thuận hoặc theo chiều nghịch tùy thuộc vào nồng độ các chất đầu và sản phẩm phản ứng. Kcb của phản ứng trao đổi ion là KC và được tính qua các hằng số điện ly của axit, bazơ, phức, chất ít tan và độ tan của chất khí. Ví dụ 5: Cho phản ứng trao đổi ion trong dung dịch nước BaSO4 (r) + K2CO3 ' BaCO3(r) + K2SO4 (*) a) Xét xem phản ứng sau có xảy ra hay không ở 250C ở điều kiện chuẩn. b) Nêu điều kiện để phản ứng trên bắt đầu có khả năng tự diễn biến. Cho biết tích số tan của BaSO4 và BaCO3 ở 250C tương ứng là 1.10-9,97 và 1.10-8,29 Giải: a) Để biết phản ứng trên ở điều kiện chuẩn có xảy ra hay không cần tính Kcb & ΔGoT,pư của phản ứng. Vì K2SO4 và K2CO3 là muối tan nhiều nên phương trình ion - phân tử của phản ứng (*) có dạng: BaSO4 (r) + CO32- ' BaCO3(r) + SO42- Aùp dụng công thức (6.2) có : Đưa Kcb vào biểu thức (11.1) được: ΔGoT,pư = -2,303 x 8,313 x 298 x lg10-1,68 = 9,58 kJ Vì ΔGoT,pư > 0 nên ở điều kiện chuẩn phản ứng không xảy ra tự phát b) Tuy nhiên vì : 1.10-7 < Kcb = 1.10-1,68 < 1.107 nên theo chuẩn (11.3) phản ứng (*) thuận nghịch. Vì vậy có thể tìm điều kiện tỷ số nồng độ ion để ΔGoT,pư < 0. Aùp dụng công thức (7.6) được: )2.11(10.1 303,2 0 , RT G cb puT K Δ−= 68,1 29,8 97,9 BaCO BaSO 22 3 22 4 2 3 2 4 cb 10.110.1 10.1 T T ]Ba][CO[ ]Ba][SO[ ]CO[ ]SO[ K 3 4 − − − +− +− − − ===== )1( ][ ][lg303,2 *2 3 *2 40 298298 − − +Δ=Δ CO SORTGG ][ ][ 2 3 2 4 − − CO SO TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 4 Trong đó: [SO42-] và [CO32-] là nồng độ các ion trong thời điểm chúng ta xem xét. Aùp dụng (11.1) được: ΔG0298 = 2,303RTlgKcb (2). Kết hợp (1) với (2) được biểu thức (3) : Điều kiện cho phản ứng tự diễn ra là thế đẳng áp của phản ứng phải nhỏ hơn không, vì vậy suy ra từ biểu thức (3) có : Đáp số : Khi tỷ số nồng độ [SO42-]/[CO32-] nhỏ hơn giá trị 2,09.10-2 thì phản ứng trên có khả năng tự xảy ra. Ví dụ 6: Muối Na2S trong dung dịch nước bị thủy phân đến mức độ nào? Cho biết các hằng số điện ly axit H2S lần lượt bằng Ka1 = 1.10-7 và Ka2 = 1.10-12,89 và Kn = 1.10-14. Giải: Phương trình ion - phân tử của sự thủy phân Na2S đến HS- là : S2- + H2O ' HS- + OH- (1) Aùp dụng biểu thức (7.3) có : Aùp dụng quy tắc (11.3): 1.10-7 < Kcb1 = 1.10-1,11 < 1.107 Cho thấy phản ứng (1) thuận nghịch Phương trình thủy phân của Na2S đến H2S là : S2- + 2 H2O ' H2S + 2OH- (2) Aùp dụng biểu thức (7.3) có : Aùp dụng quy tắc (11.3): Kcb2 = 1.10-8,11 < 1.10-7 Cho thấy phản ứng (2) không xảy ra. Kết luận: Muối Na2S chỉ thủy phân một phần ở mức đầu tiên thành HS-. III . PHẢN ỨNG TRUNG HÒA Phản ứng trung hòa là loại phản ứng trao đổi ion giữa axit và bazơ tạo thành muối và nước -chất kém điện ly. )3( ]CO[ ]SO[ lgRT303,2KlgRT303,2G *2 3 *2 4 cb298 − − +−=Δ 0 ]CO[ ]SO[ lgRT303,2KlgRT303,2G *2 3 *2 4 cb298 <+−=Δ − − 268,1 cb2 3 2 4 cb*2 3 *2 4 10.09,210.1K ]CO[ ]SO[ Klg ]CO[ ]SO[ lg −−− − − − ==<⇒<⇒ 11,1 89.12 14 2 221 10.110.1 10.1 ]][[ ]][][[ ][ ]][[ − − − +− −+− − −− ===== a n cb K K HS HSHOH S HSOHK 11,8 89,127 214 21 2 22 2 22 2 2 2 2 10.110.1.10.1 )10.1( .]][[ ][][][ ][ ][][ − −− − +− +− − − ===== aa n cb KK K HS SHHOH S SHOHK TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 5 III . Phản ứng trung hòa giữa axit mạnh và bazơ mạnh Ví dụ có phản ứng trung hòa giữa axit mạnh HX và bazơ mạnh BOH : HX + BOH ' BX + H2O Vì axit mạnh và bazơ mạnh là các chất điện ly hoàn toàn và muối BX cũng là chất điện ly hoàn toàn nên phương trình ion - phân tử có dạng : OH- + H+ ' H2O (11.4) Aùp dụng công thức (7.3) có : Từ (11.4) và (11.5) rút ra a) pH của dung dịch khi không còn dư axit hay bazơ (dung dịch trung tính) bằng: [H+] = {OH-] = 1.10-7 ⇒ pH = 7 b) Theo tiêu chuẩn (11.3) ( Kcb =1.1014 >> 1.107,33) thì phản ứng trung hòa giữa axit mạnh và bazơ mạnh là phản ứng chỉ xảy ra theo chiều thuận ngay ở nồng độ H+ và OH- vô cùng nhỏ. Tóm lại, có thể rút ra các kết luận sau: a) Axit mạnh và bazơ mạnh không thể đồng thời có mặt trong hệ ở trạng thái cân bằng vì vậy không thể cho sản phẩm tạo thành là bazơ mạnh nếu có chất phản ứng là axit mạnh và ngược lại không thể cho sản phẩm là axit mạnh nếu có chất phản ứng là bazơ mạnh . b) Dung dịch trung tính có pH = 7 Ví dụ : Không thể viết 2KMnO4 + 5 K2SO3 + 2H2SO4 = 2KOH + 5K2SO4 + 2MnSO4 + H2O mà phải viết : 2KMnO4 + 5K2SO3 + 3H2SO4 = 6K2SO4 + 2MnSO4 + 3H2O vì KOH sinh ra trong phản ứng sẽ tác dụng ngay với H2SO4 để tạo K2SO4 và H2O. III . 2 Phản ứng trung hòa giữa axit yếu và bazơ mạnh Gọi HX là axit yếu và BOH là bazơ mạnh có Ka, phương trình phản ứng là : HX + BOH ' BX + H2O Vì BOH là bazơ mạnh và BX là muối tan nhiều, phương trình ion - phân tử có dạng : HX + OH- ' X- + H2O (11.6) Aùp dụng biểu thức (6.2) có: Biểu thức (11.7) cho thấy giá trị Kcb và pH dung dịch tùy thuộc vào độ lớn của hằng số điện ly axit Ka . Ví dụ 7: Tính pH dung dịch khi cho 1mol NaOH vào một lít dung dịch HCN 1M (giả thiết sự thay đổi thể tích không đáng kể). Cho biết hằng số điện ly axit HCN Ka = 1.10-9,21 ở 250C. Giải: Vì NaOH là bazơ mạnh và NaCN là muối tan nhiều, nên phương trình ion - phân tử của phản ứng trung hoà giữa NaOH và HCN có dạng: )5.11(10.1 10.1 11 ]][[ 1 14 14 ==== −−+ n cb KOHH K )7.11(.10 ]][[ ][ 14 a n a cb KK K OHHX XK === − − TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 6 HCN + OH- ' CN- + H2O (1) Aùp dụng công thức (11.7) được : Giả thiết rằng nồng độ HCN và NaOH còn lại không đáng kể và lượng OH- do nước phân ly ra so với lượng OH- còn lại của NaOH là không đáng kể, thì chúng ta có : [CN-] = 1 iong/l và [HCN] = [ OH-] Thay các giá trị này vào (2) được : Kiểm tra lại các giả thiết đều đúng. Thí dụ này cho thấy khi trung hòa một axit yếu bằng một kiềm mạnh theo tỷ lệ đương lượng, dung dịch luôn có tính kiềm. III . 3 Phản ứng trung hòa giữa axit mạnh và bazơ yếu Gọi HX là axit mạnh và BOH là bazơ yếu có Kb, phương trình phản ứng là: HX + BOH ' BX + H2O Vì HX và BX là những chất điện ly mạnh, nên phương trình ion - phân tử có dạng: H+ + BOH ' B+ + H2O (11.8) Aùp dụng công thức (6.2) được : Biểu thức (11.9) cho thấy giá trị Kcb và pH dung dịch tùy thuộc vào độ lớn của hằng số điện ly bazơ Kb. Ví dụ 8: tính pH của dung dịch khi cho một mol khí HCl vào một lít dung dịch NH4OH có nồng độ 1M (giả thiết thể tích dung dịch thay đổi không đáng kể) . Hằng số điện ly bazơ của NH4OH ở 250C bằng 1.10-4,755. Giải: Vì HCl là axit mạnh và NH4Cl là muối tan nhiều nên phương trình ion - phân tử của phản ứng trung hòa giữa HCl và NH4OH có dạng : H+ + NH4OH ' NH4+ + H2O (1) Aùp dụng biểu thức (11.9) được : Giả thiết rằng khi hệ cân bằng, nồng độ HCl và NH4OH còn lại không đáng kể so với nồng độ của NH4Cl và lượng H+ do nước phân ly rất nhỏ so với lượng H+ còn lại của HCl, thì chúng ta có : [H+] = [NH4OH] và [NH4+] = 1 iong/l Thay các số liệu này vào (2) được : )2(10.110.10 10.1 10.1 K K ]HCN][OH[ ]CN[K 79,421,91414 21,9 n HCN cb ===== −− − − − 39,279,4 cb 10.110.1 K 1 ]OH[ −−− === 61,11pH10.1 10.1 10.1 ]OH[ K ]H[ 61,11 39,2 14 n =⇒=== −− − − + )9.11(10 ]][[ ][ .14 b n b cb KK K BOHH BK === + + )2(10.110.10 10.1 10.1 K K ]OHNH][H[ ]NH[ K 245,9755,41414 755,4 n OHNH 4 4 cb 4 ===== −− − + + 623,4pH10.110.1 K 1 ]H[ 623,4245,9 cb =⇒=== −−+ TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 7 Giá trị [H+] thu được cho thấy các giả thiết là phù hợp. Ví dụ cho thấy khi trung hòa một bazơ yếu bằng một axit mạnh theo tỷ lệ đương lượng, dung dịch luôn có tính axit. IV . PHẢN ỨNG THỦY PHÂN Phản ứng thủy phân là loại phản ứng trao đổi ion giữa ion của chất tan và nước tạo thành chất ít điện ly, chất rắn hay chất khí ít tan trong nước. Hằng số cân bằng của phản ứng thủy phân được gọi là hằng số thủy phân và ký hiệu Ktp . Độ thủy phân (h) là tỷ số giữa số phân tử muối bị thủy phân n trên tổng số số phân tử muối đã hòa tan trong dung dịch : Trong đó Ntp là số phân tử muối đã thủy phân, Nc là số phân tử muối có trong dung dịch. IV . 1 Phản ứng thủy phân của muối tạo thành bởi axit mạnh và bazơ yếu Giả sử chúng ta xét muối MA với M là cation mức oxy hóa +1. Vì MA và HA là các chất điện ly mạnh, nên phương trình ion - phân tử của phản ứng thủy phân muối MA có dạng : M+ + H2O ' MOH + H+ (11.11) Aùp dụng công thức (7.3) được : trong đó Kb là hằng số điện ly bazơ của MOH. So sánh hai công thức (11.12) và công thức 10.33: Ka.Kb = Kn Có thể rút ra một số nhận xét quan trọng sau : a) Ktp của muối MA của axit mạnh và bazơ yếu cũng chính là Ka của axit M+ liên hợp với bazơ MOH. b) Phương trình thủy phân (11.11) cũng là phương trình phân ly của axit M+ trong dung dịch nước . c) pH của dung dịch muối MA được tính theo cách tính của axit yếu đã trình bày trong phần IX.2 chương X Ví dụ 9: Xác định pH của dung dịch NH4Cl 1N. Biết hằng số điện ly bazơ của NH4OH ở 250C bằng 1.10-4,755. Giải: NH4Cl là muối của axit mạnh HCl và bazơ yếu NH4OH nên trong nước nó bị thủy phân và phương trình ion - phân tử có dạng : NH4+ + H2O ' NH4OH + H+ (1) Coi phản ứng thủy phân (1) là phản ứng điện ly của axit NH4+ nên có thể dùng các công thức (10.27) hoặc (10.28) để tính nồng độ H+, trong đó Ca là nồng độ NH4+ ban đầu bằng 1 iong/l (vì nồng độ đương lượng của NH4Cl bằng nồng độ mol của nó) và Ka là hằng số điện ly axit của NH4+ và cũng chính là Ktp của phản ứng (1). Aùp dụng công thức (11.12) được : )10.11( c tp N N h = )12.11( ]][[ ]][][[ ][ ]][[ b n tp K K OHM OHHMOH M HMOHK === −+ −+ + + 245,9 755,4 14 b n tpa 10.1 10.1 10.1 K K KK −− − ==== TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 8 Giả thiết Ca >100[H+] , áp dụng công thức ( 9.27) được : Giá trị [H+] tìm được cho thấy giả thiết nêu trên đúng. IV.2 Phản ứng thủy phân của muối tạo bởi axit yếu và bazơ mạnh Chúng ta xét muối MA với A là anion có mức oxyhóa –1 . Vì MA và MOH là các chất điện ly mạnh nên phương trình ion - phân tử của phản ứng thủy phân này có dạng: A- + H2O ' HA + OH- (10.13) Aùp dụng công thức (6.2) được : trong đó Ka là hằng số điện ly axit của HA. So sánh hai công thức (11.14) và(9.33 trang 10 chương IX), tương tự như phần trên chúng ta cũng dễ dàng rút ra một số nhận xét sau quan trọng sau : a) Ktp của muối MA của axit yếu và bazơ mạnh cũng chính là Kb của bazơ A- liên hợp với axit HA b) Phương trình thủy phân (11.13) cũng là phương trình phân ly của bazơ A- trong dung dịch nước . c) pH của dung dịch muối MA được tính theo cách tính của bazơ yếu đã trình bày trong phần X.2 chương X Ví dụ 10: Tính pH của dung dịch muối NaCN 1N. Cho biết hằng số điện ly của axit HCN ở 250C bằng 1.10-9,21 Giải: Vì NaCN và NaOH là các chất điện ly mạnh, nên phương trình ion - phân tử của phản ứng thủy phân muối NaCN có dạng : CN- + H2O ' HCN + OH- (1) Coi phản ứng thủy phân (1) là phản ứng điện ly của bazơ CN- nên có thể dùng các công thức (10.31) hoặc (10.32) để tính nồng độ OH-, trong đó Cb là nồng độ CN- ban đầu bằng 1 iong/l (vì nồng độ đương lượng của NaCN bằng nồng độ mol của nó) và Kb là hằng số điện ly bazơ của CN- và cũng chính là Ktp của phản ứng (1). Aùp dụng công thức (11.14) để tính Ktp : Giả thiết Cb > 100 [OH-] , chúng ta áp dụng được công thức (10.32) : Giá trị nồng độ OH- thu được cho thấy giả thiết đúng. Nồng độ H+ tính bằng công thức (10.23) được : Ghi chú : đối với các muối tạo thành từ axit yếu và bazơ mạnh và từ axit mạnh và bazơ yếu có nhiều nấc thủy phân (ví dụ : Na2S) thì pH dung dịch chỉ phụ thuộc vào nấc thủy phân đầu tiên, do đó các tính pH cũng giống trường hợp của muối MA. IV.3 Phản ứng thủy phân của muối tạo thành bởi axit yếu và bazơ yếu 623,4pH10.1110C.K]H[ 623,4245,9aa =⇒=×== −−+ )14.11( ]][[ ]][][[ ][ ]][[ a n tp K K HA HOHHA A OHHAK === +− +− − − 79,4 21,9 14 a n btp 10.110.1 10.1 K K KK −− − ==== 395,279,4 bb 10.1110CK]OH[ −−− =×== 605,11pH10.1 10.1 10.1 ]OH[ K ]H[ 605,11 395,2 14 n =⇒=== −− − − + TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 9 Giả sử chúng ta xét muối MA. Vì chỉ có MA là chất điện ly mạnh nên phương trình ion - phân tử có dạng : M+ + A- + H2O ' HA + MOH (11.15) Aùp dụng công thức (7.3) và tìm tương tự các phần trên được : trong đó Ka là hằng số điện ly axit của HA và Kb là hằng số điện ly của bazơ MOH. Để chứng minh công thức tính pH của dung dịch muối axit yếu và bazơ yếu một cách đơn giản, chúng ta có thể xuất phát từ phương trình (11.15) và lưu ý là nồng độ lúc cân bằng của các cặp sau luôn bằng nhau vì chúng xuất phát từ hợp chất MA: [A-] = [M+] và [MOH] = [HA] Thay các giá trị nồng độ này vào công thức (11.16) được : Từ biểu thức tính Ka có : Phối hợp hai biểu thức (11.17) và (11.18), chúng ta thu được công thức tính nồng độ H+ của dung dịch muối MA tạo thành từ axit yếu và bazơ yếu : Nhận xét: công thức (11.19) không có số hạng nồng độ muối, nghĩa là pH của dung dịch muối tạo thành từ axit yếu và bazơ yếu là một hằng số đối với nồng độ. Ví dụ 11: Tính pH của các dung dịch muối NH4CN có nồng độ 1 M và 0,1M. Cho biết hằng số điện ly axit HCN ở 250C bằng 1.10-9,21 và hằng số điện ly bazơ của NH4OH ở 250C bằng 1.10-4,755 và tích số ion của nước ở 220C bằng 1.10-14. Giải : Aùp dụng công thức (11.19) chúng ta tìm được giá trị pH hai dung dịch đều có cùng giá trị pH và bằng: )16.11( .]][[ ]][[ ba n tp KK K AM MOHHAK == −+ )17.11( .][ ][ 2 2 ba n tp KK K A HAK == − )18.11( ][ ][][ ][ ]][[ − +−+ =⇒= A HA K H HA AHK a a )19.11( . . .][ . ][ b an ba n a ba n tp a K KK KK KKH KK KK K H ==⇒== + + 228,9: 10.110.1 10.1 1010.][ 228,9455,18755,4 21,914 = ==×== −−− −− + pHraSuy K KKH b an TS Hoàng Đông Nam Chương XI bài giảng cho lớp tại chức hóa 10 Bài tập chương XI 11.1 Phản ứng trao đổi ion là lọai phản ứng gì? Vì sao tốc độ phản ứng của phản ứng trao đổi ion thường rất lớn? 11.2 Viết phương trình ion-phân tử cho các phản ứng sau: a) Na2S + H2SO4 → Na2SO4 + H2S b) H2SO3 + NH3.H2O → NH4HSO3 + H2O c) Na3PO4 + CH3COOH → NaH2PO4 + NaCH3COO d) AgI(r) + NaCl → AgCl(r) + NaI e) Fe(OH)3 (r) + HCl → FeCl3 + H2O Cho biết các hằng số điện ly: H2S có K1 = 1.10-7,2 & K2 = 1.10-14; H2SO4 có K2 = 1.10—1,9 ; CH3COOH có K = 1.10-4,75 ; H2SO3 có K1 = 1.10-1,8 & K2 = 1.10-7,2 H3PO4 có K1 = 1.10-2,12 , K2 = 1.10-7,20 & K3 = 1.10-11,9 AgCl có T = 1.10-9,74 ; AgI có T = 1.10-16,08 ; Fe(OH)3 có T = 1.10-37,42 H2O có Kn = 1.10-14 ; NH3.H2O có K = 1.10-4,75 ( NH4+ & OH-) 11.3 Tính hằng số cân bằng của các phản ứng trao đổi ion trong bài 11.2. Phản ứng nào xảy ra đến cùng, phản ứng nào xảy ra thuận nghịch, phản ứng nào không xảy ra? 11.4 Muối nào trong những muối sau bị thủy phân: KNO3, KCN, (NH4)2SO4, AlCl3. Hãy viết phương trình thủy phân của các muối bị thủy phân dưới dạng phân tử và ion-phân tử. Cho biết các hằng số điện ly: HCN có K = 1.10-9,1 ; Al(OH)3 có T = 1.10-32 11.5 Tính hằng số thủy phân, độ thủy phân và pH của dung dịch Na3PO4 có nồng độ 0,1M. Biết hằng số điện ly bậc thứ 3 của axit photphoric bằng 4,4.10-19. 11.6 Tính pH dung dịch tạo thành khi trộn: a) 200 ml KOH 1N với 200 ml axit acetic (CH3COOH) 1N b) 200 ml KOH 1N với 300 ml axit acetic 1N c) 200 ml KOH với 100 ml axit acetic 1N 11.7 Tính pH dung dịch tạo thành khi trộn: a) 200 ml H2SO4 1M với 400 ml NH3.H2O 1M b) 200 ml H2SO4 1M với 200 ml NH3.H2O 1M c) 200 ml H2SO4 1M với 100 ml NH3.H2O 1M