Tính pH của dung dịch CH3COONH4 2024

Xem Tính pH của dung dịch CH3COONH4 2024

ÔN HSG HÓA 11 CHUYÊN ĐỀ DUNG DỊCH

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (273.88 KB, 34 trang )

ƠN THI HSG HĨA 11
CHUN ĐỀ DUNG DỊCH
A. PHẦN LÝ THUYẾT
I. SỰ ĐIỆN LI
– Sự điện li là q trình phân li các chất tan trong nước ra ion.
– Chất điện li là những chất khi tan trong nước hoặc khi nóng chảy phân li thành các ion;
– Axit, zazơ; muối là những chất điện li.
– Chất khơng điện li.
– Chất dẫn điện:
– Chất khơng dẫn điện:
– Chất điện li mạnh: là những chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li hồn
tồn ra ion.
+ Những chất điện li mạnh:
Axit mạnh: HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4 , HNO3 …
HCl → H+ + ClH2SO4 → 2H+ + SO42Bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 …
NaOH → Na+ + OHCa(OH)2 → Ca2+ + 2OHĐa số các muối : NaCl, CaCl2 , Al2(SO4)3
NaCl → Na+ + ClCaCl2 → Ca2+ + 2ClAl2(SO4)3 → 2Al3+ + 3SO42+ Chất điện li yếu: là chất khi tan trong nước chỉ có một số phần tử hòa tan phân li ra ion,
phần tử còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch.
+ Những chất điện li yếu:
– Các axit yếu: CH3COOH, HClO, HF, H2S, H2CO3, H2SO3, HNO2…;
– Các bazơ yếu: Mg(OH)2, Al(OH)3 . . .;
– Muối : HgCl2; Hg(CN)2; CuCl

→
CH3COOH
CH3COO – + H+
¬


– Độ điện li α của một chất điện li là tỉ số của số phân tử
/mol phân li ra ion (n) và tổng số phân tử /mol hoà tan (n o)

α=
n
no
với 0 ≤ α ≤ 1;
– Khi α = 0 : chất không điện li
– Chất điện li: 0 < α ≤ 1
α=
c
co
II. AXIT – BAZƠ – MUỐI
1. Axit
Theo A-re-ni-ut: Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+.
HCl
→
H+
+
Cl Axit một nấc: phân li một nấc ra ion H+: HCl, HNO3, CH3COOH . . . HCl → H+ + Cl–
Axit nhiều nấc: phân li nhiều nấc ra ion H+: H2CO3, H2SO4, H3PO4 . . .
1

H3PO4
H+ + H2PO4–

H2PO4–
H+ + HPO42–
HPO42–
H+ + PO43–
+
Theo thuyết Bronstet: Axit là những chất có khả năng cho proton (ion H+).
– Theo Bronstet Axit gồm:
+
Các axit vô cơ, hữu cơ: HCl, H2SO4, CH3COOH, RCOOH …
+
Các ion kim loại ở dạng hiđrat hóa (trừ các ion Na+, K+, Ba2+ và Ca2+): Al(H2O)33+,
Cu(H2O)22+…
+
Các ion: H+, NH4+, H3O+, RNH3+, HSO4- …
* So sánh tính axit của các axit
a. So sánh định tính
– Nguyên tắc chung: Nguyên tử H càng linh động thì tính axit càng mạnh.
– Đối với các axit có oxi của cùng một nguyên tố: càng nhiều O tính axit càng mạnh.
HClO < HClO2 < HClO3 < HClO4
– Đối với axit của các nguyên tố trong cùng chu kì: nguyên tố trung tâm có tính phi kim
càng mạnh thì tính axit của axit càng mạnh (các nguyên tố đều ở mức hóa trị cao nhất).
H3PO4 < H2SO4 < HClO4
– Đối với axit của các nguyên tố trong cùng một nhóm A thì:
+

Axit không có oxi: tính axit tăng dần từ trên xuống dưới:
HF < HCl < HBr < HI
(do bán kính ion X- tăng)
+ Axit có O: tính axit giảm dần từ trên xuống dưới:
HClO4 > HBrO4 > HIO4
(do độ âm điện của X giảm dần)
– Với một cặp axit/bazơ liên hợp: tính axit càng mạnh thì bazơ liên hợp của nó càng yếu
và ngược lại.
– Với một phản ứng: axit mạnh đẩy được axit yếu khỏi d dịch muối (trường hợp trừ một
số đặc biệt).
b. So sánh định lượng
– Với axit HX trong nước có cân bằng:
HX ↔ H+ + X- ta có hằng số phân ly axit: KA
– KA chỉ phụ thuộc nhiệt độ, bản chất của axit. Giá trị của KA càng lớn tính axit của axit
càng mạnh.
2. Bazơ
Theo A-re-ni-ut: Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion H+.
+
NaOH
→
Na+
+
OH –
Thuyết Bronsted: Bazơ là những chất có khả năng nhận proton (nhận H+).
– Bazơ gồm:
+
Oxit và hiđroxit của kim loại (trừ các oxit và hiđroxit lưỡng tính: Al 2O3, Al(OH)3,
ZnO, Zn(OH)2…).
+
Các anion gốc axit không mạnh không còn H có thể tách thành ion H+ (CO32-,

CH3COO-, S2-, SO32-, C6H5O-…).
2

+
NH3 và các amin: C6H5NH2, CH3NH2…
* So sánh tính bazơ của các bazơ
a. So sánh định tính
– Ngun tắc chung: khả năng nhận H+ càng lớn thì tính bazơ càng mạnh.
– Với oxit, hiđroxit của các kim loại trong cùng một chu kì: tính bazơ giảm dần từ trái
sang phải.
– Với các ngun tố thuộc cùng một nhóm A: tính bazơ của oxit, hidroxit tăng dần từ
trên xuống dưới.
LiOH < NaOH < KOH < RbOH
– Trong một phản ứng bazơ mạnh đẩy bazơ yếu khỏi muối.
– Axit càng mạnh thì bazơ liên hợp càng yếu và ngược lại.
b. So sánh định lượng
– Với bazơ B trong nước có phương trình phân ly là:
B + H2O ↔ HB + OH- ta có hằng số phân ly bazơ KB.
– KB chỉ phụ thuộc bản chất bazơ và nhiệt độ. Giá trị KB càng lớn thì bazơ càng mạnh.
* h»ng sè ph©n li axit vµ baz¬
1.
Hằng số phân li axit :
CH3COOH + H2O D H3O++ CH3COO –[ H 3O + ][CH 3COO − ]Kcb =[CH 3COOH ][ H 2O ][ H 3O + ][CH 3COO − ]

Kcb[H2O] =
= Ka (1)[CH 3COOH ]CH3COOH D H+ + CH3COO[ H + ][CH 3COO − ]Ka =
(2)[CH 3COOH ]Ka là hằng số phân li axit , chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản
chất axit .
Giá trò Ka càng nhỏ , lực axit của chúng càng yếu .
2. Hằng số phân li bazơ :
NH3 + H2O D NH4+ + OH[ NH 4 + ][OH − ]Kc =[ NH 3 ][ H 2O][ NH 4 + ][OH − ]Kb = Kc[H2O]=[ NH 3 ]Giá trò Kb càng nhỏ, lực bazơ của nó càng yếu
3. Chất lưỡng tính
– Định nghĩa:
+
Thuyết điện li: Chất lưỡng tính là chất trong nước có thể phân li theo cả kiểu axit
và kiểu bazơ.
+
Thuyết Bronsted: Chất lưỡng tính là những chất vừa có khả năng cho proton H +,
vừa có khả năng nhận proton H+.
3

– Chất lưỡng tính gồm:
+
H2O, oxit và hiđroxit lưỡng tính (ZnO, Zn(OH)2, Al2O3, Al(OH)3, Cr2O3,
Cr(OH)3 …)
+
Aminoaxit, muối amoni của axit hữu cơ (R(COOH)x(NH2)y, RCOONH4…)
+
Anion gốc axit khơng mạnh vẫn còn khả năng tách H+ (HCO3-, HS-, HSO3-, H2PO4-,
HPO42-…)
+
Muối axit của axit yếu
+
Muối của axit yếu với bazơ yếu.
Thí dụ: Zn(OH)2 là hidroxit lưỡng tính

→
Phân li theo kiểu bazơ: Zn(OH)2 ¬
Zn2+
+
2OH 


→
ZnO2 +
Phân li theo kiểu axit: Zn(OH)2 ¬
2H+



Theo kh¸i niƯm axit vµ baz¬ theo thut bronstet
Dd NH3 có tính bazơ
NH3 + H2O D NH4+ + OHAxit là những chất nhường proton H+ .
Bazơ là những chất nhận Proton H+
CH3COOH + H2OD H3O+ +CH3COOAx
bz
ax
bz
Chất lưỡng tính : Là chất vừa có khả năng cho Proton vừa có
khả năng nhận proton H+
HCO3- + H2O D H3O+ + CO32HCO3- + H2O D H2CO3 + OHHCO3- là chất lưỡng tính .
Kết luận :
Nước là chất lưỡng tính .
Axit và bazơ có thể là phân tử hoặc ion.
Theo Bronstet gi¶i thÝch ®ỵc NH3 lµ mét baz¬ . Nhng theo Arêniut th×
NH3 kh«ng ph¶i lµ baz¬.
2-
4. Chất trung tính:
– Là những chất khơng có khả năng cho và nhận proton (H+).
– Chất trung tính gồm:
+
Cation của bazơ mạnh: K+, Na+, Ca2+, Ba2+.
+ Anion của axit mạnh khơng còn H: Cl-, SO42-, Br-, I-, NO3-…
+ Muối trung hòa của axit mạnh, bazơ mạnh
+ Các oxit trung tính: CO; NO
5. Muối
+
Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH4 ) và anion là
gốc axit

NH+4 +
NO-3
– Thí dụ:
NH4NO3
→
HCO-3
NaHCO3
→ Na+
+
Muối kép : NaCl.KCl , KCl.MgCl2.6H2O
4

NaCl.KCl → Na+ + K+ + 2ClMi Phức chất :[Ag(NH3)]Cl , [Cu(NH3)4 ]SO4 …[Cu(NH3)4 ]SO4 → [Cu(NH3)4]2+ + SO42[Cu(NH3)4]2+ D Cu2+ + 4NH3
2. Sự điện li của muối trong nước :
– Hầu hết các muối phân li hoàn toàn
K2SO4 → 2K+ + SO42NaHSO3 → Na+ + HSO3HSO3D H+ + SO32[Ag(NH3)2]Cl → [Ag(NH3)2]+ + Cl[Ag(NH3)2]+ D Ag+ + 2NH3
III- Sự điện li của H2O :
H2O D H+ + OH- K =
Kw = [H+ ].[ OH- ] = 1,0. 10-14 ở 250C
Ghi chú : Các ion trong nước đều bị sonvat hố, tuy nhiên tác giả xin viết ở dạng đơn giản :
vídụ : H+ thay cho H3O+
* Ý nghĩa tích số ion của nước :
Mơi trường trung tính : [H+ ] = [ OH- ] = 1,0. 10-7 M
Mơi trường axit : [H+ ] > [ OH- ] hay [H+ ] > 1,0. 10-7 M
Mơi trường bazơ : [H+ ] < [ OH- ] hay [H+ ] < 1,0. 10-7 M
IV. PH của dung dịch
1. Khái niệm về pH

Có thể coi pH là đại lượng biểu thị nồng độ H+[H+ ] = 1,0. 10- pH M. Nếu [H+ ] = 1,0. 10- a M thì pH = a
pH khơng có thứ ngun (khơng có đơn vị)
Về mặt tốn học:
pH = – lg [H+ ]* Ý nghĩa của giá trị pH :
Mơi trường trung tính : [H+ ] = [ OH- ] = 1,0. 10-7 M hay pH= 7,00
Mơi trường axit : [H+ ] > [ OH- ] hay [H+ ] > 1,0. 10-7 M hay pH < 7,00
Mơi trường bazơ : [H+ ] < [ OH- ] hay [H+ ] < 1,0. 10-7 M hay pH > 7,00
Ngồi ra, người ta còn sử dụng giá trị pOH: pOH = – lg [OH- ]pH + pOH = 14
2. Tính pH của dung dịch đơn axit mạnh HA Ca (M) (Dạng 1)
HA D H+ + AH2O D H+ + OH- Kw = 1,0. 10-14 ở 250C
Áp dụng định luật bảo tồn điện tích :[H+ ] = [ OH- ] + [A- ]Với : [A- ] = Ca và [ OH- ] =
D [H+ ] = Ca +  [H+ ]2 – [H+ ].Ca – Kw = 0
(1)
+
Biểu thức (1) là biểu thức tổng qt tính [H ] D pH của một dung dịch đơn axit mạnh bất kì.
* Có thể đơn giản hố phép tính một cách gần đúng như sau:
5

– Nếu nồng độ axit Ca ≥ 10-6 M thì bỏ qua sự điện li của H2O
=>[H+ ] = Ca hay pH = – lg [H+ ] = – lgCa
– Nếu nồng độ axit 10-8

Bạn đang tìm hiểu bài viết:  Tính pH của dung dịch CH3COONH4 2024

HỆ THỐNG CỬA HÀNG TRÙM SỈ QUẢNG CHÂU

Điện thoại: 092.484.9483

Zalo: 092.484.9483

Facebook: https://facebook.com/giatlathuhuongcom/

Website: Trumsiquangchau.com

Địa chỉ: Ngõ 346 Nam Dư, Trần Phú, Hoàng Mai, Hà Nội.