Bài tập Hóa học Lớp 11 - Vấn đề 1: Thuyết điện ly

Ch−ơng trình Hoá lớp 11 ------------------------------- Vấn đề 1 : Thuyết điện ly A – Lý thuyết I. Sự điện ly 1. Chất điện ly. Là chất khi tan trong H2O tạo thành dung dịch dẫn điện. Các dung dịch axit, bazơ, muối là những chất điện ly. - Hầu hết các muối tan đều là chất điện ly - Các bazơ tan - Các axit 2. Sự điện ly. - Là quá trình phân ly thành các ion d−ới tác dụng của các phân tử dung môi có cực. Iôn d−ơng gọi là Cation, ion âm gọi là Anion. - Sự điện ly đ−ợc biểu diễn bằng ph−ơng trình điện ly. Khi viết ph−ơng trình điện ly phải l−u ý : Tổng diện tích vế trái luôn bằng tổng diện tích vế phải. Vd: H2SO4 = 2H + + SO4 2- Fe2(SO4)3 = 2Fe 3+ + 3SO4 2- - Sự điện ly là quá trình thuận nghịch, nghĩa là có sự phân ly phân tử của các chất thành cation và anion, đồng thời cũng có sự kết hợp giữa cation và anion thành các phân tử. 3. Chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu. • Chất điện ly mạnh : là những chất khi tan vào n−ớc thì phân ly gần nh− hoàn toàn thành các ion. Các chất điện ly mạnh th−ờng gặp là : - Hầu hết các muối tan ( trừ CuCl2, HgCl2 ) - Các bazơ tan (kiềm) : NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 - Các axit mạnh : HCl, H2SO4. HNO3, HBr Khi viết ph−ơng trình điện ly biểu thị dấu (=) Vd: HCl = H+ + Cl- • Chất điện ly yếu : là những chất chỉ phân ly một phần thành các ion. Khi viết ph−ơng trình điện ly biểu thị bằng dấu . Các chất điện ly yếu : - Các axit yếu : CH3COOH, H2S, H2CO3 - Mốt số muối tan : CuCl2, HgCl2 - Bazơ yếu : NH3 Vd: CH3COOH CH3COO - + H+ • Chất điện ly trung bình : H2SO3, H3PO4 H2SO3 2H + + SO3 2- 1 • Để biểu thị mức độ mạnh yếu của điện ly ng−ời ta dùng độ điện ly α Số phân tử phân ly thành ion α = Số phân tử ban đầu 0 <= α <= 1 0% <= α <= 100% Độ điện ly α phụ thuộc vào các yếu tố : Bản chất của chất điện ly, bản chất của dung môi, nhiết độ và nồng độ của dung dịch. Dung dịch càng loãng thì độ điện ly càng lớn. II – Sự điện ly của Axit, Bazơ và Muối 1. Axit - Axit là những chất có khả năng cho proton. - Dung dịch axit là những dung dich có chứa ion H+ hoặc H3O + Vd: HCl = H+ + Cl- Các đa axit phân ly theo từng nấc : H2SO4 = H + + HSO4 - HSO4 - = H+ + SO4 2- 2. Bazơ - Bazơ là những chất có khả năng nhận H+ - Dung dịch bazơ là những dung dịch có chứa OH- Vd: NH3 + H2O NH4 + + OH- Ba(OH)2 Ba 2+ + 2OH- 3. Hydroxit l−ỡng tính Hydroxit l−ỡng tính là những hydroxit vừa có khả năng cho prôton và vừa có khả năng nhận prôton. Nghĩa là vừa là axit vừa là bazơ. Các hydrôxit th−ờng gặp là : Dạng Bazơ Dạng Axit Al(OH)3 HAlO2.H2O Zn(OH)2 H2ZnO2 Cr(OH)3 HCrO2.H2O Be(OH)2 H2BeO2 Vd: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2H + = Zn2+ + 2H2O Bazơ H2ZnO2 + 2NaOH = Na2ZnO2 + 2H2O H2ZnO2 + 2OH - = ZnO2 2- + 2H2O axit 2 4. Muối - Muối là những hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại ( hay NH4 + ) liên kết với anion gốc axit. - Dung dịch muối là dung dịch chứa cation kim loại hay ( NH4 + ) và anion gốc axit. (NH4)2SO4 = 2NH4 + + SO4 2- Ca(NO3)2 = Ca 2+ + 2NO3 - * Chú ý : Chất kết tủa, bay hơi không có ph−ơng trình điện ly. Các oxit không phải là chất điện ly. III – pH dung dịch Độ pH là chỉ số dùng để đo nồng độ (đặc hay loãng) của axit, bazơ khi nồng độ dung dịch nhỏ hơn 0,1 mol/ lít. a. - Trong H2O ở 25 oC : [H+] = [OH-] = 10-7 - Trong dung dịch bất kỳ : [H+][OH-] = 10-14 - Độ pH = - lg [H+] - Trong môi tr−ờng trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7 => pH = 7 - Trong môi tr−ờng axit : [H+] > [OH-] => [H+] > 10-7 =>pH < 7 - Trong môi tr−ờng bazơ : [H+] [H+] pH > 7 Vậy : PH càng nhỏ thì tính axit của môi tr−ờng càng mạnh. PH càng lớn tính bazơ của môi tr−ờng càng mạnh. b. Cách tính độ pH của một dung dịch - Xác định nồng độ CM của chất điện ly A trong dung dịch. - Viết ph−ơng trình điện ly của A rồi đựa vào hệ số của ph−ơng trình và nồng độ A để xác định[H+] hoặc [OH-] - Nếu môi tr−ờng là axit tính ngay pH = - lg [H+] - Nếu môi tr−ờng là bazơ phải tính [OH-], sau đó suy ra [H+] = 10-14 [OH-] IV – Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch 1. Khái niệm Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là phản ứng xảy ra do sự trao đổi ion giữa các chất điện ly, để tạo thành chất mới trong đó số ôxy hoá của chúng tr−ớc và sau phản ứng không thay đổi. 2. Điều kiện để phản ứng xảy ra hoàn toàn Sau phản ứng phải có sự tạo thành một trong các chất : chất kết tủa, chất khí, chất điện ly yếu (H2O). 3. Cách viết ph−ơng trình phản ứng trao đổi ion - Viết ph−ơng trình phân tử và cân bằng ph−ơng trình phân tử 3 - Viết chất điện li mạnh d−ới dạng ion, chất điện li yếu và chất không điện li giữ nguyên. - Đơn giản các ion giống nhau ở 2 vế, phần còn lại là ph−ơng trình ion thu gọn. Vd : 3H2SO4 + 2Fe(OH)3 = Fe2(SO4)3 + 6H2O (ptpt) 6H+ + 3SO4 2- + 2Fe(OH)3 = 2Fe 3+ + 3SO4 2- + 6H2O (pt ion) 6H+ + 2Fe(OH)3 = 2Fe 3+ + 6H2O (pt ion rút gọn) V – Sự thuỷ phân của muối 1. Khái niệm Phản ứng thuỷ phân là phản ứng thuận nghịch xảy ra do một muối tác dụng với H2O. 2. Các tr−ờng hợp - Muối tạo thành bởi axit mạnh và bazơ mạnh : Khi tan trong H2O cho dung dịch có tính trung tính (pH = 7) Vd: dd NaCl, dd K2SO4 ... - Muối tạo thành bởi axit mạnh và bazơ yếu : khi tan trong H2O rạo dung dịch có tính axit (pH < 7) làm quỳ tím đỏ. Vd: dd CuSO4 CuSO4 = Cu 2+ + SO4 2- Cu2+ + 2H2O Cu(OH) + + H3O + - Muối tạo bởi axit yếu và bazơ mạnh: Khi tan trong H2O tạo dung dịch bazơ (pH > 7) làm quỳ tím chuyển sang mầu xanh. Vì khi tan trong n−ớc anion gốc axit nhận prôton. Vd: dd CH3COONa CH3COONa = CH3COO - + Na+ CH3COO - + H2O CH3COOH + OH - - Muối tạo thành bởi axit yếu và bazơ yếu khi tan trong H2O tạo môi tr−ờng trung tính. Vd: CH3COONH4 = CH3COO - + NH4 + CH3COO - + NH4 + + H2O CH3COOH + NH4OH VI - Nồng độ mol 1. Khái niệm Nồng đọ mol/l (CM) của dung dịch A (Với A có thể là phân tử hoặc ion) là số mol (A) có chứa trong 1 lit dung dịch. nA [A] = nA : Số mol A Vdd Vdd : Thể tích dung dịch qui ra lit 4 B – Các dạng bài tập cơ bản 1. Viết ph−ơng trình điện ly và tính nồng độ các ion trong dung dịch khi không có phản ứng hoá học xảy ra. Bài 1: Tính nồng độ mol/l của các ion Ba2+ và OH- có trong dung dịch Ba(OH)2 0,02 M Giải: Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2OH- 0,02 0,02 2. 0,02 (mol) Dựa theo ph−ơng trình phản ứng: nBa2+ = nBa(OH)2 [Ba 2+] = [Ba(OH)2] = 0,02M nOH- = 2. nBa(OH)2 [OH -] = 2.[Ba(OH)2] = 0,04M Bài 2: Trộn lẫn 150 ml dung dịch CaCl2 0,5M. Tính nồng độ mol/l của các ion trong dung dich thu đ−ợc. Giải: CaCl2 = Ca 2+ + 2Cl- (1) 0,075 0,075 0,15 (mol) NaCl = Na+ + Cl- (2) 0,1 0,1 0,1 (mol) nCaCl2 = CM.V = 0,15. 0,5 = 0,075 (mol) nCaCl = CM.V = 0,05. 2 = 0,1 (mol) Vdd = 150 ml + 50 ml = 200ml = 0,2 (l) Từ ph−ơng trình điện ly (1): nCa2+ 0,075 nCa2+ = 0,075 (mol) [Ca2+] = = = 0,375 (M) Vdd 0,2 Từ ph−ơng trình điện ly (2): 0,1 nNa+ = 0,1 mol [Na+] = = 0,5 (M) 0,2 Từ ph−ơng trình (1) và (2): 0,25 nCl- = 0,15 + 0,1 = 0,25 mol [Cl-] = = 1,25 (M) 0,2 2. Viết ph−ơng trình phản ứng trao đổi ion Bài 1: Viết ph−ơng trình phân tử và ph−ơng trình ion của các phản ứng trong dung dịch theo sơ dồ sau đây: a. CaCl2 + ? CaCO3 + ? c. Fe2(SO4)3 + ? K2SO4 + ? b. FeS + ? FeCl2 + ? d. BaCO3 + ? Ba(NO3)2 + ? 5 H−ớng dẫn: Muốn hoàn thành ph−ơng trình phân tử phải dựa vào các chất đã cho và tính chất của nó. Ví dụ ở câu (a) ta có thể chọn một muối Cacbonat tan bất kì. Câu (b) chỉ có thể chọn một axit có gốc Cl- nên đáp số duy nhất là axit HCl. a. CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3 + 2NaCl Ca2+ + 2Cl- + 2Na+ + CO3 2- = CaCO3 + 2Na + + 2Cl- Ca2+ + CO3 2- =CaCO3 b. FeS + 2HCl = FeCL2 + H2S FeS + 2H+ + 2Cl- = Fe2+ + 2Cl- + H2S FeS + 2H+ = Fe2+ + H2S c. Fe2(SO4)3 + 6KOH = 2Fe(OH)3 + 3K2SO4 2Fe3+ + 3SO4 2- + 6K+ + 6OH- = 2Fe(OH)3 + 6K + + 3SO4 2- 2Fe3+ + 6OH- = 2Fe(OH)3 d. BaCO3 + 2HNO3 = Ba(NO3)2 + CO2 + H2O BaCO3 + 2H + + 2NO3- = Ba2+ + 2NO3- + CO2 + H2O BaCO3 + 2H + = Ba2+ + CO2 + H2O Bài 2: Viết ph−ơng trình phân tử của cá phản ứng có ph−ơng trình ion rút gọn sau: a. Pb2+ + SO4 2- = PbSO4 b. Mg2+ + 2OH- = Mg(OH)2 c. S2- + 2H+ = H2S H−ớng dẫn: Th−ờng dạng bài này có rất nhiều cách chọn khác nhau tuỳ theo đầu bài yêu cầu. Ví dụ ở câu (a) để có Pb2+ ta chọn một muối chì tan bất kì, để có ion SO4 2- ta chọn H2SO4 hoặc một muối sunfat tan bất kì. a. Pb(NO3)2 + CuSO4 = PbSO4 + Cu(NO3)2 b. Mg(NO3)2 + 2KOH = 2KNO3 + Mg(OH)2 c. Na2S + 2HCl = 2NaCl + H2S 3. Dạng bài tính nồng độ mol/l của các ion và các chất trong dung dịch thu đ−ợc khi trỗn lẫn các dung dịch với nhau và đồng thời có phản ứng hoá học xảy ra. Vd: Trộn lẫn 100ml dung dịch NaHSO4 1M với 100 ml dung dịch NaOH 2M đ−ợc dung dịch D. a. Viết ph−ơng trình phân tử và ph−ơng trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch D. b. Tính nồng độ mol/l của các ion trong dung dịch thu đ−ợc. Giải: nNaHSO4 = 0,1.1 = 0,1 mol Vdd = 100 ml + 100 ml = 200 ml nNaOH = 0,1.2 = 0,2 mol 6 Ph−ơng trình điện li: NaHSO4 = Na+ + HSO4- (1) 0,1 0,1 0,1 (mol) NaOH = Na+ + OH - (2) 0,2 0,2 0,2 (mol) Khi trộn 2 dung dịch có phản ứng : HSO4 - + OH- = H2O + SO4 2- 0,1 0,1 0,1 (mol) Vậy trong dung dịch thu đ−ợc sau phản ứng có : 0,1 mol SO42- ; 0,1 mol OH- ; 0,3 mol Na+. 0,1 0,1 0,3 [SO4 2-] = = 0,5 M ; [OH-] = = 0,5M ; [Na+] = = 1,5M 0,2 0,2 0,2 4. Tính độ pH của dung dịch Vd: Trộn lẫn 50ml dung dịch HCl 0,12 M với 50 ml dung dịch NaOH 0,1M. Tính pH của dung dịch thu đ−ợc. Giải: - nHCl = 0,05.0,12 = 0,006 mol nNaOH = 0,05.0,1 = 0,005 mol Vdd = 100 ml = 0,1 (l) - Ph−ơng trình điện li: HCl = H+ + Cl- (1) 0,006 0,006 0,006 (mol) NaOH = Na+ + OH- (2) 0,005 0,005 0,005 (mol) - Ph−ơng trình phản ứng: H+ + OH- = H2O (3) 0,005 0,005 0,005 (mol) - Dung dịch thu đ−ợc sau khi trộn có : nH+ = 0,006 – 0,005 = 0,001 = 10-3 mol 10-3 [H+] = = 10-2 0,1 M: pH = - lg H+ = - lg 10-2 = 2 5- Axit - bazơ Vd: Theo định nghĩa mới về axit- bazơ các ion Na+, NH4 +, CO3 2-, CH3COO -, HSO4 -, K+, Cl-, HCO3 - là axit, bazơ, l−ỡng tính hay trung tính ? Tại sao? Trên cơ sở đó hãy dự đoán các dung dịch sau có môi tr−ờng axit hay bazơ: Na2CO3, KCl, CH3COONa, NH4Cl, NaHSO4. Giải: - Dựa vào dịnh nghĩa mới về axit-bazơ của Bronsted có thể kết luận. Các ion NH4 +, HSO4 - là những axit vì chúng có khả năng cho prôton (H+) 7 NH4 + + H2O H3O + + NH3 HSO4 - + H2O H3O + + SO4 2- - Các ion CO3 2-, CH3COO- là những bazơ vì chúng có khả năng nhận prôton. CO3 2- + H2O HCO3 - + OH- CH3COO - + H2O CH3COOH + OH - - Ion HCO3 - l−ỡng tính vì vừa có khả năng cho vừa có khả năng nhận prôton. HCO3 - + H2O CO3 2- + H3O + HCO3 - + H3O + CO2 + 2H2O - Các ion : Na+, K+, Cl- không có khả năng cho, nhận prôton đ−ợc gọi là các ion trung tính. - Các dung dịch: NH4Cl, NaHSO4 có pH < 7. Các dung dịch : Na2CO3, CH3COONa có pH > 7 Dung dịch KCl có pH = 7 C - Bài tập t−ơng tự Bài 1: Tính nồng độ mol/l của các ion trong dung dịch CH3COOH 1,2M biết rằng chỉ có 1,4% số phân tử phân ly thành ion. Bài 2: Trộn lẫn 100ml dung dịch KOH 1M với 100ml dung dịch HCl 0,5M đ−ợc dung dịch D. a. Tính độ pH của dung dịch D b. Tính V của dung dịch H2SO4 1M đủ để trung hoà dung dịch D. Bài 3: Trong dung dịch có thể tồn tại đồng thời các ion sau đây đ−ợc không ? Giải thích và sao? a. Na+, Cu2+, Cl- và OH- b. K+, Fe2+, Cl-, SO4 2- c. K+, Ba2+, Cl-, SO4 2- Bài 4: 8 Viết ph−ơng trình phân tử và ph−ơng trình ion rút gọn của các phản ứng trong dung dịch theo sơ đồ sau: a. BaSO3 + ... BaCl2 + ... c. Na2SiO3 + ... H2SiO3 + ... b. K3PO4 + ... Ag3PO4 + ... d. AlBr3 + ... Al(OH)3 + ... Bài 5: Viết ph−ơng trình phân tử của các phản ứng có ph−ơng trình ion rút gọn nh− sau : a. Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 d. H3O + + OH- = 2H2O b. 2H+ + CO3 2- = H2O + CO2 e. 2H3O + + MgO = Mg2+ + 3H2O c. 3Ca2+ + 2PO4 3- = Ca3(PO4)2 f. 2H + + Cu(OH)2 = Cu 2+ + 4H2O Bài 6: Có 3 ống nghiệm mỗi ống chứa 2 cation và 2 anion (không trùng lặp giữa các ống nghiệm). Trong số các cation và các anion sau : NH4 +, Na+, Ag+, Ba2+, Mg2+, Al3+, Cl-, Br-, NO3 -, SO4 2-, PO4 3-, CO3 2- Hãy xác định các cation và các anion trong từng ống nghiệm. Bài 7: Tính nồng độ mol/l của dung dịch H2SO4 và dung dịch NaOH biết rằng: - 30 ml dung dịch H2SO4 Đ−ợc trung hoà hết bởi 20 ml dung dịch NaOH và 10 ml dung dịch KOH 2M. - 30 ml dung dịch NaOH đ−ợc trung hoà hết bởi 20 ml dung dịch H2SO4 và 5 ml dung dịch HCl 1M. Bài 8: Các chất và ion cho d−ới đây đóng vai trò axit, bazơ, l−ỡng tính hay trung tính : Al(H2O) 3+, S2-, Zn(OH)2, NH4 +, Na+, Cl- ? Tại sao ? Hoà tan 4 muối : NaCl, NH4Cl, AlCl3, Na2S vào n−ớc đ−ợc 4 dung dịch. Sau đó cho vào mỗi dung dịch một ít quỳ tím. Hỏi dung dịch đó có mầu gì ? Tại sao ? 9