Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 4

Tài liệu đại học Toggle navigation

• Miễn phí (current)
• Danh mục
  • Khoa học kỹ thuật
  • Công nghệ thông tin
  • Kinh tế, Tài chính, Kế toán
  • Văn hóa, Xã hội
  • Ngoại ngữ
  • Văn học, Báo chí
  • Kiến trúc, xây dựng
  • Sư phạm
  • Khoa học Tự nhiên
  • Luật
  • Y Dược, Công nghệ thực phẩm
  • Nông Lâm Thủy sản
  • Ôn thi Đại học, THPT
  • Đại cương
  • Tài liệu khác
  • Luận văn tổng hợp
  • Nông Lâm
  • Nông nghiệp
  • Luận văn luận án
  • Văn mẫu
• Luận văn tổng hợp

1. Home
2. Luận văn tổng hợp
3. Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 4

Trich dan Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 4 - Pdf 18

Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 49 CHƯƠNG 4 DUNG DỊCH Thông thường các chất ở dưới dạng hỗn hợp. Nhiều khi dưới dạng hỗn hợp lại có nhiều ứng dụng rộng rãi hơn, như HCl chẳng hạn. Việc biết tính chất của dung dịch quả thật là cần thiết. Vì thế chúng ta sẽ nghiên cứu dung dịch - một trạng thái thông thường của hóa chất. 4.1.KHÁI NIỆM : 4.1.1.Các hệ phân tán : Hệ phân tán là hệ có ít nhất 2 cấu tử và phân bố đều trong nhau . Trong đó chất quyết định dạng tồn tại (rắn : r ; lỏng : l ; khí : k) gọi là môi trường phân tán và các chất còn lại gọi là chất phân tán. Thí dụ : Nước đường thì nước là môi trường phân tán còn đường là chất phân tán. Khói bụi thì chất phân tán là các chất rắn (các hạt than, hạt bụi) còn môi trường phân tán là không khí Tùy theo kích cở của chất tan người ta có các hệ phân tán : - Hệ phân tán thô : khi chất phân tán có kích thước lớn hơn 10000A + Nếu chất phân tán là chất rắn : người ta gọi hệ là huyền phù, như nước phù sa + Nếu chất phân tán là chất lỏng : gọi hệ là nhũ tương, ví dụ như sữa - Hệ phân tán keo : chất phân tán có kích thước trong khoảng từ 100A đến 10000A gam dung dịch a% và mb gam dung dịch b%. ma a cb  Ta có : cacbmmba C mb b ca  Hay : abcbmma Thí dụ: Từ dung dịch HCl 10% và HCl 30%. Hãy pha chế 600g dung dịch HCl 15%. = )(lVn. 15 Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 50 c/ Nồng độ đương lượng : (ký hiệu : N, CN) là số mol đương lượng chất tan tan trong 1 lít dung dịch. Vậy CN = )('lVn ( n' : số đương lượng chất tan ). Loại nồng độ này thường được dùng trong hóa phân tích, tiện cho việc chuẩn độ Từ định luật đương lượng, đã nghiên cứu trong học phần trước : Một đương lượng chất này tác dụng vừa đủ với một đương lượng chất khác. Số đương lượng chất A có trong thể tích VA là NAVA. Số đương lượng chất B có trong thể 2SO4 có mol đương lượng là 98/2 = 49g.mol -1. Còn trong phản ứng H2SO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O, thì H2SO4 lúc này lại có mol đương lượng là 98/1 = 98g.mol -1. d/ Nồng độ molan : (ký hiệu : m, Cm) là số mol chất tan có trong 1000g dung môi. Nồng độ này thường sử dụng trong hóa lý. Vậy Cm = dmctTa có 100g dung dịch có C g chất tan. Vậy 1 lít dung dịch là 1000d gam có 100 1000 Cd gam chất tan. Tức là 1 lít dung dịch có 10Cd gam chất tan  Trong 1 lít dung dịch có MdC 10 mol chất tan. Đây chính là CM. Vậy : MdCCM% 10 - CM và CN : Gọi n'' là hóa trị của chất tan và Đ là mol đương lượng. Từ khái niệm mol đương lượng ta đã có : Đ = ''nM. Lại có CM ''nCN Hay CN = n''.CM4.2.SỰ HÌNH THÀNH CÁC LOẠI DUNG DỊCH : - Dung dịch khí : Ở áp suất không cao lắm các khí có thể hòa tan không hạn chế vào nhau, vì vậy các hỗn hợp khí đều là dung dịch khí. - Dung dịch rắn : Khi các cấu tử hòa tan vào nhau tạo thành một pha rắn. Loại dung dịch này thường chỉ tồn tại ở những nồng độ xác định (nhưng có những dung dịch rắn theo bất kỳ tỉ lệ nào như vàng tây ) - Dung dịch lỏng : dung môi là chất lỏng còn chất tan có thể là chất rắn, chất khí hoặc chất lỏng. Loại dung dịch này ta sẽ nghiên cứu kỹ trong chương này. - Dung dịch keo : Ta sẽ đề cập đến cuối chương này. 4.3.SỰ HÒA TAN : 4.5.1.Cơ chế của quá trình hòa tan : Chất tan tan được trong dung môi, tổng quát là do hai quá trình là quá trình lý học và quá trình hóa học. Quá trình lý học là quá trình do dung môi chuyển động không ngừng, nhưng do lực tĩnh điện giữa dung môi và chất tan, nên khi dung môi chuyển động nó lôi kéo chất tan ra khỏi tinh thể Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 51  0 . 4.5.3.Độ hòa tan và các yếu tố ảnh hưởng : Khi ta hòa tan chất tan vào một dung môi nào đó thì thường đến một lúc nào đó chất tan không thể tan được nữa, lúc ấy xảy ra quá trình cân bằng (dĩ nhiên là cân bằng động) : Chất tan trong dung dịch chất tan kết tủa Khi cân bằng, nếu thay đổi một trong các yếu tố bên ngoài thì như mọi quá trình cân bằng, nó tuân theo nguyên lý Le Châtelier, người ta gọi dung dịch khi đạt đến cân bằng đó là dung dịch bão hòa ở một nhiệt độ xác định (vì cân bằng phụ thuộc vào nhiệt độ), nồng độ của dung dịch bão hòa ở một nhiệt độ nào đó gọi là độ hòa tan. Như vậy độ hòa tan phụ thuộc vào bản chất chất tan, dung môi, nhiệt độ và nếu chất tan là chất khí thì độ hòa tan còn phụ thuộc vào áp suất nữa. - Về ảnh hưởng của bản chất của chất tan và dung môi lên độ hòa tan, đến hiện nay chưa có một định luật nào, mà chỉ có qui tắc thực nghiệm : Người ta nhận thấy rằng các chất có cấu tạo phân tử tương tự nhau thì có thể hòa tan trong nhau, có nghĩa dung môi không phân cực thì dễ hòa tan những chất không phân cực, còn dung môi phân cực thì dễ hòa tan các hợp chất ion hay hợp chất có cực. Thí dụ như nước là dung môi phân cực tốt nên dễ hòa tan các muối, các hợp chất phân cực mạnh như HCl, NH3,…và khó hòa tan các chất không phân cực như benzen, CO2, …. - Với chất tan là chất rắn, lỏng khi có cân bằng : Chất tan trong dd chất tan↓ có H > 0 (như đã nói trong phần 4.5.2.Hiệu ứng nhiệt của quá trình hòa tan) theo chiều nghịch nên khi tăng nhiệt độ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thu nhiệt có nghĩa độ hòa tan sẽ tăng. - Với chất tan là chất khí khi có cân bằng : Khí trên bề mặt chất lỏng khí hòa tan. (cân bằng này có H < 0 theo chiều thuận) nên cũng theo Le Châtelier khi hạ nhiệt độ cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều phát nhiệt là chiều chất khí hòa tan và khi tăng áp suất cân bằng cũng sẽ chuyển dịch theo chiều tạo ít phân tử khí hơn cũng là chiều chất khí hòa tan, cũng có nghĩa đối với chất khí độ hòa tan sẽ tăng khi hạ nhiệt độ hoặc (và) tăng áp suất. 2O(h) . Lúc ấy hơi H2O trong chậu gọi là hơi nước bão hòa. Nó gây ra áp suất hơi bão hòa (của dung môi) p0. Nhưng nếu bây giờ ta thay dung môi nguyên chất bằng dung dịch nước đường chẳng hạn thì vẫn có hơi bão hòa do H2O gây ra, lúc ấy ta gọi hơi bão hòa đó là hơi bão hòa của dung dịch và áp suất do hơi H2O bão hòa gây ra lúc ấy là áp suất hơi bão hòa của dung dịch p. 4.4.1.2.Áp suất hơi bão hòa của dung dịch, định luật Raoult 1 : Áp suất hơi bão hòa của dung dịch và dung môi khác nhau hay không ? Để đơn giản ta lấy dung môi là H2O. Khi nước nguyên chất đạt đến hơi bão hòa gây ra p0 tức là xảy ra quá trình cân bằng giữa nước lỏng và hơi nước trên bề mặt nước lỏng : H2O (l) H2O (h). Nếu ngay tại thời điểm này ta hòa tan một lượng chất tan không bay hơi (như đường) vào H  k = p0 . Vậy : p = p0N0. Công thức này chính là nội dung của định luật Raoult 1 về áp suất hơi bão hòa : Áp suất hơi bão hòa của dung dịch bằng áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất nhân cho nồng độ phần mol của dung môi. Định luật này cũng có thể phát biểu dưới dạng khác. Thay N0 = 1 - N vào biểu thức trên ta được : p = p0(1-N). Nên p = p0- p = p0 - p0 (1-N) ; p là độ hạ áp suất hơi bão hòa tuỵêt đối. Độ hạ áp suất hơi bão hòa tương đối là 0pp 0p0pp = N. Mà nnnN0 (Với n, n0 lần lượt là số mol của chất tan và dung môi). Lại có : n = m/M. Vậy :MMMN.25046.2346.23462502323  M.25046.23C làm cho áp suất hơi bão hòa của nó bằng khí quyển và lúc đó dù ta có cung cấp thêm nhiệt lượng thì nước vẫn ở 1000C, nhưng nếu ta thôi cung cấp thì sự sôi sẽ dừng lại. Vì chỉ cần giữ nguyên 1000C thì nước cứ tiếp tục sôi, nên khi nước đang sôi ta chỉ giữ nguyên nhiệt lượng để giữ nó luôn ở 1000C mà không cần phải cung cấp thêm nhiệt lượng. Cũng giải thích tương tự, với chất nguyên chất thì trong suốt quá trình đông đặc nhiệt độ đông cũng không thay đổi… 4.4.2.2.Sự tăng nhiệt độ sôi của dung dịch so với dung môi : Bây giờ ta sẽ khảo sát sự sôi của dung dịch, nó có khác với dung môi nguyên chất không ? Dung môi nguyên chất - ta chọn H2O chẳng hạn, dưới 1atm và ở 1000C lúc ấy xảy ra cân bằng : H2O (l ) H2O (h). [Ghi chú : (l) : lỏng ; (h) : hơi] Ngay tại điểm sôi này, ta hòa tan một lượng chất tan không bay hơi như đường chẳng hạn vào trong H2O(l), do nồng độ H2O(l) bị giảm (khi hòa tan đường) nên theo nguyên lý Le Châtelier, ; Ts : độ tăng của nhiệt độ sôi. Từ trên ta thấy rằng Ts tỉ lệ với nồng độ chất tan . Bằng nhiều thực nghiệm, Raoult đã đưa ra công thức : Ts = Ks.Cm Với Ks : là hằng số nghiệm sôi, nó chỉ phụ thuộc vào bản chất của dung môi ; Cm : nồng độ molan. Nhìn vào công thức ta thấy rằng : Độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch chỉ phụ thuộc vào bản chất của dung môi và nồng độ của chất, mà không hề phụ thuộc vào bản chất của chất tan. 4.4.2.3. Sự giảm nhiệt độ hóa rắn : Cũng chứng minh tương tự như độ tăng nhiệt độ sôi, ta cũng có nhiệt độ đông đặc của dung dịch thấp hơn nhiệt độ đông đặc của dung môi và trong quá trình đông đặc muốn cho dung môi tiếp tục đông đặc thì nhiệt độ cũng phải tiếp tục hạ : Cũng từ nguyên lý Le Châtelier, khi H2O nguyên chất ở 1 atm và 00C sẽ có cân bằng : HChương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 54 Giải : Ta đã biết axit benzoic có công thức phân tử là C6H5COOH, nhưng ở trong benzen - dung môi không phân cưc, nó tồn tại thế nào ? Ta thử xác định khối lượng phân tử của axit benzoic. Trên công thức Raoult về độ hạ băng điểm : Tđ = Kđ.Cm . Với Tđ = 5,478 - 5,232 = 0,3460C  Cm = 05,09,4246,0đđ2 : 4.4.3.Áp suất thẩm thấu : 4.4.3.1.Hiện tượng thẩm thấu : Dùng pipet nhẹ nhàng cho dung dịch có màu vào trong dung môi (chất màu phải tan trong dung môi) thì dù ta không cần khuấy trộn mà do sự chuyển động hỗn lọan không ngừng của chất lỏng, cũng làm cho toàn bộ hệ có cùng nồng độ. Đó là quá trình tự diễn biến vì entropy S tăng. (quá trình hòa tan các chất lỏng vào nhau thường H không đổi) Bây giờ ta giả sử có một màng ngăn nào đó, ngăn giữa dung dịch màu với dung môi nguyên chất, nhưng màng ngăn này có nhiệm vụ chỉ cho các phân tử dung môi qua lại, mà không cho các phân tử chất tan vượt qua thì lúc đó có hiện tượng gì xảy ra ? Màng ngăn như thế gọi là màng bán thẩm, đó là màng tế bào, bong bóng heo, hay bằng colodion. Người ta đã làm thí nghiệm về sự thẩm thấu như sau, dụng cụ gồm : - Bình A có cột thủy tinh, đáy bình là màng bán thẩm, trong bình chứa nước đường. - Bình A được nhúng vào chậu B, chậu B đựng nước nguyên chất. Lúc ấy cột nước trong ống thủy tinh của bình A tăng lên dần đến một chiều cao h (so với mặt thoáng trong bình B) thì dừng lại. 4.4.3.2. Áp suất thẩm thấu : Do tính chất của màng bán thẩm (không cho đường ra) chỉ cho nước ra và vào bình A, vì nồng độ của H2O ra - lúc ấy nước sẽ không dâng lên nữa. Sau nhiều lần thí nghiệm, Van't Hoff nhận thấy chiều cao cột nước tỉ lệ với nồng độ chất tan và nhiệt độ thí nghiệm mà không phụ thuộc vào bản chất của chất tan. Ông thiết lập công thức  = CRT = RTVn hay V = nRT, với  là áp suất thẩm thấu. Đây chính là định luật Van't Hoff : Áp suất thẩm thấu của chất tan trong dung dịch loãng bằng với áp suất khí nếu như chất tan đó ở trạng thái khí và chiếm cùng một thể tích ở cùng một nhiệt độ như dung dịch. COO HCOOHA Nước đường H2O B h Tpp Với i : hệ số Van't Hoff (i > 1) Hệ số i rất phức tạp, nó phụ thuộc vào bản chất của chất tan, của dung môi và nồng độ, khi dung dịch càng loãng thì i tiến dần đến các giá trị nguyên 2, 3, 4 ;p', T', ' : độ tăng áp suất hơi bão hòa, độ tăng (giảm) nhiệt độ sôi (đông đặc) của dung dịch điện ly ; p, T,  : độ tăng áp suất hơi bão hòa, độ tăng (hạ) nhiệt độ sôi (đông đặc), áp suất thẩm thấu của dung dịch không điện ly - Dung dịch loại này (dung dịch điện ly) khác với dung dịch không điện ly ở một điểm nữa là dung dịch này dẫn được điện, dù khi ở dưới dạng tinh thể chất tan nó không dẫn điện. Và người ta gọi những chất mà khi hòa tan vào trong dung môi nào đó mà dung dịch của nó dẫn điện được là chất điện ly. 4.5.2.Thuyết điện ly : Để giải thích các tính chất khác thường của loại dung dịch điện ly này (hệ số Van't Hoff i và dẫn điện). Arrhenius đã cho rằng, những chất này khi hòa tan vào trong nước nó tách thành nhiều phần tử nhỏ hơn, các phần tử này tồn tại độc lập, không tương tác với nhau - nên nồng độ của chất tan lúc ấy dường như tăng lên - để đưa đến hệ số Van't Hoff i cao hơn so với các tính chất của dung và chất khí - có sự chuyển động nhiệt (tạo lộn xộn) nhưng cũng có sự sắp xếp trật tự. Tổng quát : AnBm + pH2O → nAm+.q H2O + mBn-.(p - q) H2O. Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 56 Nhưng để tiện dụng người ta vẫn viết : AnBm → nAm+ + mBn- nhưng vẫn lưu ý sự phân ly chỉ xảy ra được khi có dung môi phân cực. 4.5.4.1.Độ điện ly : Để biểu diễn khả năng phân ly của một chất trong một dung dịch, người ta đưa ra đại lượng độ điện ly  Số phân tử bị phân ly Độ điện ly  = Số phân tử hòa tan Như vậy : 0 <   1 Người ta còn biểu diễn độ điện ly dưới dạng %, thí dụ một dung dịch HX 0,2M có 1,0 hay có độ điện ly bằng 10%, tức có nghĩa 1 lít dung dịch này đã hòa tan 0,2 mol HX và trong đó có 0,02 mol HX bị phân ly để cho H+ và X-. Độ điện ly  phụ thuộc vào bản chất chất điện ly, bản chất dung môi, nhiệt độ và nồng độ. Người ta quy ước khi - Nồng độ lúc ban đầu : C O O Nồng độ lúc cân bằng : C - C C C Vậy : K = 1][][][222CCCCABBA nồng độ một phần (thật ra nồng độ ion tính được vẫn không đổi), nồng độ thực tế tham gia này là nồng độ hiệu dụng - chính là nồng độ hoạt động trong các phản ứng hóa học. Nồng độ hoạt động gọi tắt là hoạt độ. Như vậy hoạt độ là nồng độ tác dụng (hữu hiệu) của nó trong các phản ứng hóa học a = f.C. Với : a là hoạt độ ; f : hệ số hoạt độ ; C là nồng độ Nồng độ và điện tích của ion càng lớn thì f càng nhỏ thì a càng khác C. Khi C loãng và điện tích ion nhỏ thì f càng tiến dần đến 1 lúc ấy a tiến dần đến C. 4.5.6.Độ dẫn điện : Trong hóa học, người ta dùng đại lượng độ dẫn điện K là nghịch đảo của điện trở R : RK1 ; có đơn vị là 1. Người ta còn chia thành : - Độ dẫn điện riêng : ký hiệu là , với  = 1. ( : điện trở suất, còn gọi là điện trở riêng). Vậy độ dẫn điện riêng chính là độ dẫn điện của dung dịch có bề dày 1 cm nằm giữa 2 bản cực có tiết diện 1 cm2. Hay nói cách khác độ dẫn điện riêng bằng nghịch đảo của điện trở của khối dung dịch lập phương có cạnh 1cm. Độ dẫn điện riêng phụ thuộc vào bản chất của dung dịch, nhiệt độ và hoạt độ. Độ dẫn điện tỷ lệ với số ion. Khi pha loãng dung dịch, nồng độ C giảm nên độ điện ly V. Lại có : Vml dung dịch chứa 1 mol đương lượng. Vậy 1lít = 1000ml dung dịch chứa CN. Nên NCV1000 . Vậy : NC1000 (*) (đơn vị của : từ (*)  = 11.cmΩ.mol đương lượng -1.cm3 thì nếu tiếp tục pha loãng độ dẫn điện đương lượng  sẽ không đổi nữa. Người ta chứng minh được khi dung dịch rất loãng thì :  4.5.7.Các phương pháp xác định độ điện ly : - Theo độ giảm nhiệt độ đông đặc : Gọi n : số phân tử hòa tan, n' : số phần tử có trong dung dịch q : số ion mà một phân tử điện ly phân ly ra. Vậy thì : số phân tử phân ly = n. Nên số ion trong dung dịch = qn Số phân tử không phân ly : n - n Vậy n' = qn + n - n = n (q +1 -  ) Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 58 Ta có : i = nn' = q + 1 -  hay  = 11TT Từ  = 11qi  82,012182,1. Hay %82 - Xác định độ điện ly  bằng cách đo độ dẫn điện. Bằng cách đo độ dẫn điện của một dung dịch ở một nồng độ xác định ta được  và  . Suy ra : 32,605,010.16,3.10004cm2.mol đlượng-1.1. Lại có : 210.64,16,38532,6.  là axit yếu nên : C2HCK4.6.AXIT, BAZƠ : 4.6.1.Sự điện ly của H2O, độ pH : Nước là chất điện ly yếu - rất yếu (cứ 550 triệu phân tử H2O mới có 1 phân tử H2O bị phân ly), phân ly theo phương trình : 2H2O H3O+ + OH- . Vậy K = 223][][][OH3+O ] [ OH- ] gọi là tích số ion của H2O. Phương trình phân ly của H2O là thuận nghịch - vì vậy hằng số Kn chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ . Ở 220C thì Kn = 10-14 . Trong khoảng dao động nhiệt độ ở điều kiện thường thì tích này thay đổi rất ít, vì vậy người ta xem đối với H2O và đối với cả dung dịch loãng thì : [H3O+] [OH-] = 10-14Theo thói quen, người ta ít dùng số mũ, nên người ta đặt : pH = -lg[H3O+] và pOH = -lg[OH-] Vì vậy môi trường trung tính : pH = pOH = 7 Môi trường axit : pH < 7  pOH > 7. Môi trường bazơ pH > 7  pOH < 7 Và người ta cũng đặt pKa = -lgKa và pKb = -lgKb . 4.6.2.Chất chỉ thị màu : Để xác định độ pH của môi trường, người ta dùng chất chỉ thị màu, là chất có màu thay đổi theo độ pH của môi trường , chất chỉ thị màu thường là các axit hoặc bazơ hữu cơ (yếu) mà màu của ion của nó phải khác với màu của phân tử không phân ly . Để rõ hơn ta thử khảo sát phenolphtalein, trong dung dịch có cân bằng : Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 59 3O+ + Ind - K = ][][][][]][[33IndHIndKOHHIndIndOHa. Vậy : pH = -lg[H3O+] = pKa Khoảng pH trong đó màu của chất chỉ thị biến đổi được gọi là khỏang đổi màu. Thí dụ : pH pH Phenolphtalein : không màu < 8 hồng < 10 đỏ heliantine (metyl da cam) : hồng < 3,1 da cam < 4,4 vàng . Quỳ : đỏ < 6 tím < 8 xanh . 4.6.3.Thuyết axit - bazơ : Năm 1923 để bổ sung những thiếu sót của thuyết Arrhenius, đã xuất hiện 2 thuyết mới hơn về axit, bazơ là thuyết Bronsted - Lowrry và thuyết Lewis. 4.6.3.1.Thuyết Bronsted - Lowrry : a) Nội dung : Axit là những chất có khả năng cho proton và bazơ là những chất có khả năng nhận proton. - Thuyết này bao hàm cả thuyết Arrhenius, vì vậy những axit của Arrhenius cũng đều là của Bronsted - Lowrry, ngoài ra có thêm một số chất đối với Bronsted là axit thì không thể xếp loại nó vào loại axit theo Arrhenius như Al3+, Fe3+, Zn2+ Vì theo Bronsted khi hòa tan các ion này vào trong nước : Mn+ + 2H2O M(OH)(n - 1) + + H3O+ 2O. Vậy H2O lại đóng vai trò là axit Hệ quả : Ta thấy với phản ứng (2) NH3 là bazơ sau khi nhận H+ của H2O biến thành NH4+, lại đến lượt NH4+ do có ion H+ nên nếu gặp chất có tính bazơ mạnh thì NH4+ sẽ chuyển H+ cho chất đó. Vậy NH4+ là axit . Vì vậy người ta nói NH4C O O O O C O O - + H Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 60 AK rằng axit càng mạnh thi bazơ liên hợp càng yếu và ngược lại, ví dụ như phản ứng (1) do HCl là axit mạnh nên Cl- + H2O HA + OH- Vì vậy ta lại có hằng số điện ly của bazơ liên hợp A- : KA- = ][]][[AOHHA (4) (3) x (4)  KHA.KA- = [ H+] [ OH- ] = 10 -14 . HA + H2O → H3O+ + A- và H2O H3O+ + OH- Các phần tử trong dung dịch : H2O+, A- , H2O, OH- . vậy xem như H+ là chỉ của H2SO4 : H2SO4 → 2H+ + SO42 - . Nên [H+] = 2[H2SO4]  [H+] = 2.0,1 = 0,2  pH = - lg[H+] = - lg0,2 = 0,7 Nhưng nếu nồng độ của axit qúa bé, chẳng hạn Ca = 10][10314OH - Bảo tòan điện tích : [ H3O+] = [A-] + [OH-] Ka BFFF+ NHHH:FF  [H3O+]2 - Ca [H3O+] -10-14 = 0 Vậy [H3O+] = 210.4142aaCC [H3O là bazơ mạnh, lại có nồng độ tương đối lớn, bỏ qua sự điện ly của H2O. Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH-  [OH-] = 2[Ba(OH)2] = 2x1 = 2  [H+] = 151410.5210  pH = - lg[H+] = - lg(5.10-15) = 14,3 hệ : KX = HXXOH][]][[3 (1) ; [H3O+] [OH-] = 10-14 (2) Bảo toàn khối lượng : CX = [ HX ] + [ X- ] (3) Bảo toàn điện tích : [H3O+] = [ X-X = 0 Giải phương trình này là một việc phiền phức, nên người ta xét dưới dạng gần đúng. - Nếu Cx lớn, xem sự điện ly của H2O là không đáng kể, có nghĩa [OH-] << [H3O+]. Từ (4)  [H3O+]  [X-], thế vào (1), cuối cùng có : [H3O+] + KX [H3OXCX )1/2  pH = 21 (pKX -lgCX ) d/ pH của dung dịch đơn bazơ yếu : chứng minh tương tự. Thí dụ tính pH của dung dịch NH3 0,01M, biết NH3 có Kb = 1,8.10-5. Giải : NH3 là bazơ yếu có nồng độ 0,01M không quá bé, nên bỏ qua sự điện ly của H2O. NH3OHOHNHOHKb NH3 có nồng độ lớn so với Kb nên bỏ qua [OH-] so với 0,01.  [OH-] = 4510.24,410.8,1.01,0.01,0bK  pH = 10,63 e/ Hỗn hợp axit mạnh và axit yếu đơn chức : Gọi axit mạnh là HX có nồng độ CHX, HA là +] = [HX] = CHX. Vậy trong dung dịch đã có H3O+ với [H3O+] = CHX Trong khi HA là axit yếu nên : HA + H2O H3O+ + A-. Nồng độ các chất tại thời điểm ban đầu : Ca CHX 0 Nồng độ các chất lúc cân bằng : Ca)(. Từ đó suy ra x, rồi [H3O+] = CHX + x. pH. Xem thí dụ phần f/ f/ Hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu đơn chức : tương tự như phần e/ Thí dụ : Tính pH của dung dịch có chứa NH3 0,1M và Ba(OH)2 0,05M. Biết NH3 có Kb = 1,8.10-5. Giải : Các nồng độ đủ lớn, nên ta bỏ qua sự điện ly của H2O. Ba(OH)2 là bazơ mạnh, nên [OHb1,0)1,0(10.8,11,0)1,0(]3[]][[54. Giải ra được : x 510.8,1  [OH-] = 0,1 + x = 0,1 +510.8,1+] do nước điện ly. Có các phương trình điện ly : HX + H2O H3O+ + X- và HA + H2O H3O+ + A- Trong dung dịch có các phần tử : HA, HX, H2O, H3O+, A- và X-3O+] = [A-] + [X-] (5). Hệ 5 phương trình sẽ giải được khi nồng độ của các axit không quá bé, lúc ấy gần đúng xem như : (3)  Ca [HA] và từ (4)  Cx [HX]. Thế vào (1) và (2), ta có : ][.][3OHCKAaa (1'). Và xx  [H3O+]2 = KaCa + KxCx  [H3O+] = xxaaCK CK   pH = - lg [H3O+] h/ Hỗn hợp 2 đơn bazơ yếu : tương tự như trên. 4.7.DUNG DỊCH ĐỆM : +] = CM (CM : nồng độ muối) Trong khi CH3COOH là axit yếu : CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ Vậy khi ta thêm [H3O+] vào thì nó sẽ kết hợp với CH3COO- do muối để tạo nên CH+ vừa bị mất sẽ được CH3COOH phân ly tiếp tục đền bù để tạo cân bằng mới. 4.7.2.Tính pH của dung dịch đệm : Lấy thí dụ là dung dịch hỗn hợp CH3COOH và CH3COONa. Vì CH3COONa là chất điện ly mạnh : CH3COONa → CH3COO- + Na+ nên [CH3COO-] của muối = [Na+] = CMO+]  Ka =  xCxxCaM  x  [H3O+]  pH (Với Ca, CM là nồng độ của axit và của muối) 4.8.SỰ THỦY PHÂN : 4.8.1.Cơ chế và điều kiện của phản ứng thủy phân : Khi hòa tan vào H2O, các muối sẽ phân ly thành các ion bị hydrat hóa. H2O. Vậy thì : NH4+ + H2O NH3 + H3O+ 4.8.2.Tính pH của dung dịch muối tạo bởi axit mạnh và bazơ yếu : Ta có thể dùng lại thí dụ trên với muối NH4Cl. Khi tan trong nước NH4Cl phân ly hoàn toàn : NH4Cl  NH4+ + Cl-. Cl- có tính trung tính, nó không bị thủy phân, còn NH là axit liên hợp của bazơ yếu NH3. Trên quan điểm của Bronsted - Lowrry thì pH của sự thủy phân chính là pH của axit (hoặc bazơ) và Ka.3NHK = 10-14. Vì Ka.CNH4+ >> KH2O, nên bỏ qua sự điện ly của H2O. Bảo toàn điện tích : CM = [Cl-] = [NH4+ ] + [H10][][NHMKOHCOH. Từ đó suy ra [H3O+]  pH Độ thủy phân (h) : là tỉ số của số mol muối bị thủy phân với số mol muối tan. Qua định nghĩa ta thấy độ thủy phân giống với độ điện ly - vì vậy mối quan hệ giữa độ thủy phân h với hằng số thủy phân cũng giống như mối quan hệ giữa độ điện ly với hằng số điện ly. Nên độ thủy phân ngoài việc phụ thuộc vào bản chất của muối, còn phụ thuộc vào nhiệt độ - nhiệt độ càng cao thì độ thủy phân càng lớn (vì phản ứng thủy phân là phản ứng nghịch với phản ứng trung hòa), độ thủy phân cũng phụ thuộc vào nồng độ - khi dung dịch càng loãng độ thủy phân càng lớn (chứng minh như độ điện ly). 4.8.3.Tính pH của dung dịch muối tạo từ axit yếu và bazơ mạnh : Như muối CH3COONa chẳng hạn, cũng chứng minh tương tự như trên. CH3 Ka Kb Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 64 COOHCHK31410. Thông thường Kb.CCH3COO- >> KH2O, nên bỏ qua sự điện ly của H2O. Rồi áp dụng bảo toàn khối lượng và bảo toàn điện tích như trên sẽ tính được pH. Cũng có thể chứng minh một cách đơn giản hơn : CH3COO- + H2. Từ đó tính được x chính là [OH-], rồi suy ra pH 4.8.4.Tính pH của dung dịch muối tạo từ axit yếu và bazơ yếu : Ta có thể lấy muối CH3COONH4 làm thí dụ minh họa. CH3COONH4 là chất điện ly mạnh : CH3COONH4  CH3COO- + NH4+. Bỏ qua sự điện ly của H2O. Vì CH3+ NH4+ + H2O NH3 + H3O+ có 4NHK H3O+ + OH- 2H2O có 2OHK= COOHCHNHKK34 [ban đầu] CM CM 0 0 [cân bằng] CM – x CM – x x x Vậy : K = COOHCHNHKK344433)(][][][3COOHCHNHKKNHNHCOOCHCOOHCH (*). [H+] được tính do phản ứng : CH3COOH + H2O CH3COO (**) Thế (*) vào (**) ta có : 2134321343).(.)(][COOHCHNHCOOHCHCOOHCHNHKKKKKOH. Hay : 4.9.PHẢN ỨNG TRUNG HÒA : Phản ứng trung hòa là phản ứng giữa axit và bazơ. Người ta thường dùng phản ứng này để xác định nồng độ của dung dịch axit hay bazơ. Nếu gọi Na, Va lần lượt là nồng độ đương lượng và thể tích của chất a. Nếu gọi Nb, Vb lần lượt là nồng độ đương lượng và thể tích của chất b. Nếu 2 chất a và b này phản ứng vừa đủ. Theo định luật đương lượng : số mol đương lượng của chất a là na = Na.Va. Chất b : Nb.Vb = nb. Vì a và b tác dụng vừa đủ nên : NaV+] lớn nhất, vì vậy pH bé nhất. - Khi cho dung dịch NaOH vào thì nồng độ H+ giảm dần, vì vậy pH tăng dần. Vì HCl + NaOH → NaCl + H2O hay H+ + OH- → H2O. Lúc ấy NaVa > NbVb  [HCl]dư = [H+] dư = ba] = 7 . - Thêm tiếp NaOH vào, lúc ấy NbVb > NaVb  [OH-]dư = baaabbVVVNVN  pOH = - lg[OH-]dư = -lgbaaabbVVVNVN- Khi cho 100,001 ml NaOH → pH  8,7 - Khi cho 100,01 ml NaOH → pH  9,7 - Khi cho 100,1 ml NaOH → pH  10,7 Trong quá trình trung hòa đến 99,9% axit lúc ấy pH từ 0 - 3,3. Đến đây khi thêm 1 lượng rất bé NaOH thì pH từ 3,3 -10,7 - khoảng này gọi là bước nhảy chuẩn độ. Dựa trên đường cong chuẩn độ đó (giữa axit mạnh và bazơ mạnh) có thể dùng chất chỉ thị mà khoảng đổi màu nằm trong bước nhảy đó như : metyl da cam : 3,1 - 4,4 ; Quỳ : 6 - 8 ; phenolphtalein từ : 8 - 10. 4.9.2.Chuẩn độ một axit yếu bằng bazơ mạnh ( Như CH3COOH bằng NaOH ) - Khi Vb = 0  pH = 21(pKa - lgNa) - Khi VbNb < VaNa + 21lgbaaaVVNV. pH 12 10 VNaOH (ml) 100 2 4 8 6 0 Bước nhảy chuẩn độ từ pH = 8 đến pH = 11. Trong trường hợp này dùng chất chỉ thị phenolphtalein. 4.9.3.Chuẩn độ một bazơ yếu bằng axit mạnh : Cách làm tương tự như chuẩn độ một axit yếu bằng bazơ mạnh nhưng các xuất phát điểm sẽ khác và bước nhảy chuẩn độ nằm trong môi trường axit. Vì vậy trong trường hợp này dùng metyl da cam. 4.10.DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY ÍT TAN : Tích số tan và sự quan hệ giữa tích số tan và độ tan : Các chất điện ly ít tan nên nó tan rất ít, như vậy nó tạo thành dung dịch rất loãng. Vì vậy các chất này điện ly hòan toàn, lúc ấy có cân bằng dị thể : AmBn (r) mAn+ + nBm- Khi có cân bằng, ta áp dụng các thành quả của cân bằng, lúc ấy hằng số cân bằng trong hệ dị thể này gọi là tích số tan T : TAmBn = [An+]m [Bm-] (Theo Hoá chất tinh khiết) Nếu gọi S là độ hòa tan (mol/l). Thí dụ : CaF2(r) Ca2+ + 2F-. Từ phương trình cân bằng dị thể này ta thấy, nếu CaF2 tan được S(mol/l) thì sẽ bị phân ly hòan toàn cho S mol Ca2+ và 2S mol F-. Vậy 2FCaT = [S] [ 2S] 2 = 4S3. Tra bảng tích số tan ta có 2FCaT = 4.10-11. Vậy độ tan S của CaF2 là S = Giải : Khi trộn 2 thể tích bằng nhau của 2 chất thì nồng độ mỗi chất giảm đi một nửa, vì vậy sau khi trộn thì : [Sr2+] = [SrSO4] = 0,02/2 = 0,01 và [SO42-] = [K2SO4] = 0,04/2 = 0,02 Tích số các ion lúc ấy : [Sr2+] [SO42-] = 0,01.0,02 = 2.10-4 > 4SrSOT = 3,6.10-7. Vậy khi trộn hai dung dịch trên theo nồng độ đã cho thì lúc ấy kết tủa SrSO4 được tạo nên. Bây giờ cũng thí dụ trên, nếu ta cho thêm vào dung dịch bão hòa SrSO 13 Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 67 Châtelier cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều làm giảm nồng độ SO42- thêm vào tức làm tăng lượng kết tủa, không những vậy dựa vào tích số tan ta còn có thể tính được độ tan của SrSO4 trong dung dịch H2SO4 lúc đó : Gọi x = [Sr2+] trong dung dịch sau khi tạo kết tủa nữa với H2SO4  trong dung dịch lúc ấy ngoài nồng độ của SO42- có x (mol/l) còn có một lượng SO44 bé hơn độ tan của nó trong nước nguyên chất (S = 4710.610.6,34SrSOT ) và bé hơn : 67,1610.6,310.654 lần 4.11.SỰ TẠO PHỨC TRONG DUNG DỊCH : Phức chất đã được đề cập trong học phần cấu tạo chất, bây giờ chỉ tìm hiểu về cân bằng khi tạo phức. Nếu trong dung dịch có ion trung tâm (ký hiệu chung là Mn+) có các phối tử (ký hiệu L), với điều kiện thích hợp có thể tạo thành phức. Tổng quát : Mn+ + mL MLmn+ nmmnMLLM ta dễ dàng thấy rằng K' = bK1 Nên người ta gọi hằng số K' là hằng số không bền của phức (gọi Kkb). Vậy với một phức xác định ở cùng điều kiện nhiệt độ thì : Kb.Kkb = 1. Các hằng số bền (hay không bền) giúp ta tính được nồng độ các ion có trong dung dịch, qua đó giúp chúng ta xác định được có kết tủa hay tạo phức khi có sự có mặt đồng thời của các ion trong dung dịch. Thí dụ : Tính nồng độ tối thiểu của amoniac để hòa tan 0,1 mol AgCl trong 1 lít dung dịch amoniac. Biết tích số tan của AgCl là T = 10-10 và hằng số bền của [Ag(NH3)2]+2]+ + Cl- có K = TAgCl.Kb = 10-10.107,2 = 1,585.10-3 Cbđ : 0,1 C 0 0 Ccb : - C-0,2 0,1 0,1 (Vì AgCl tan hết 0,1mol.l-1 sẽ cho được 0,1mol.l-1 các sản phẩm) Vậy : K = 32 I- I- I- I- I- I- I- I- K+ K+lớp khuyếch tán hình thành nên micelle (mixen) keo. Nhân keo thường sinh ra trong môi trường có chất điện ly, nó là tập hợp nhiều phân tử có cấu trúc tinh thể hấp phụ một số ion âm hoặc dương trên bề mặt của chúng tạo thành hạt tích điện, (mỗi loại keo nhất định hấp thụ những ion cùng dấu) thí dụ keo AgI trong dung dịch KI : nhân keo AgI hút về trên bề mặt của chúng các ion I-, chúng có thể tạo thành mạng tinh thể với các phân tử AgI, nhân keo này mang điện tích âm. Nhân keo âm này lại hút một số các ion ngược dấu K+ (gọi là đối ion) tạo thành lớp hấp phụ, điện tích của lớp hấp phụ này chưa đủ để trung hòa điện tích của nhân keo. Một phần các đối ion K+ khác ở xa hạt keo hơn (để trung hòa điện tích còn lại của hạt keo) gọi là lớp khuyếch tán. Khi hạt keo chuyển động trong môi trường phân tán, chỉ có nhân keo và lớp hấp phụ trượt theo nhau, còn lớp khuyếch tán tương đối đứng yên. Có thể biểu diễn micelle keo AgI như sau : {[mAgI] nI- (n - x)K+} xK+ Nhân lớp ion quyết lớp đối ion lớp đối ion định hiệu thế hấp phụ khuyếch tán Nhân keo Hạt keo Micelle keo phức tạp. Ngoài ra khi lực va đập của các phân tử môi trường lên hạt keo bị lệch tâm thì hạt keo còn có chuyển động quay. Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 69 Trong quá trình chuyển động hỗn loạn, nồng độ tại một điểm nào đó trong dung dịch keo khác với các điểm khác, vì vậy có sự khuyếch tán xảy ra : các hạt (hạt keo và phân tử môi trường) sẽ di chuyển từ nơi có nồng độ cao sang nơi có nồng độ thấp cho đến lúc đạt được sự cân bằng về nồng độ, nhưng vì hạt keo có kích thước lớn nên sự khuyếch tán của dung dịch keo bé. Sự chuyển động hỗn loạn của các hạt còn gây ra hiện tượng thẩm thấu như dung dịch phân tử, nhưng cũng vì kích thước lớn của hạt keo so với phân tử nên dung dịch keo gây ra áp suất thẩm thấu cũng bé. - Tính chất điện : Hạt keo thường tích điện, nên dung dịch keo hay có hiện tượng điện di là hiện tượng mà các hạt keo di chuyển về một cực nào đó dưới tác dụng của điện trường. Người ta ứng dụng hiện tượng điện di để tách các oxit ra khỏi cao lanh, tạo lớp phủ latex lên bề mặt kim loại, tách các protit,… 4.12.3.Điều chế dung dịch keo : Do hạt keo có kích thước trung gian giữa phân tử và các hạt thô, nên có 2 phương pháp tổng quát để điều chế dung dịch keo là phương pháp ngưng tụ và phương pháp phân tán. Nguyên tắc của các phương pháp này là : trong phương pháp ngưng tụ thì từ các ion, nguyên tử, phân tử tập hợp lại thành hạt keo, ngược lại trong phương pháp phân tán, người ta chia nhỏ các hạt thô đến kích thước hạt keo. Nhưng dù là phương pháp nào thì cũng tuân theo 2 điều kiện : - Hạt keo phải ít tan hay hoàn toàn không tan trong môi trường phân tán. - Phải có chất ổn định (còn gọi là chất làm bền), chất này được hấp phụ lên bề mặt của hạt keo làm phát sinh điện tích hay "cô lập" hạt keo, nó có nhiệm vụ làm cho các hạt keo không liên kết lại với nhau được thành các hạt lớn hơn. Chất ổn định có thể là chất được cho từ ngoài vào hoặc là có sẵn trong hệ do sự hình thành trong quá trình điều chế. * Trong phương pháp ngưng tụ do xuất phát điểm của phương pháp, lại có phương pháp vật quang, ngoài ra còn có phương pháp pepti hóa… 4.12.4.Sự đông tụ keo : Khi các hạt keo bằng cách nào đó va chạm với nhau và kết hợp được với nhau, lúc ấy sẽ tạo thành kết tủa, hiện tượng này được gọi là sự đông tụ keo. - Với keo kỵ dung môi do trên các hạt keo tích điện cùng dấu, nên các hạt keo sẽ đẩy nhau và các hạt không dính lại với nhau được. Sự đông tụ keo xảy ra khi ta làm mất điện tích của hạt keo bằng cách cho chất điện ly vào dung dịch keo, lúc ấy các hạt keo tích điện sẽ hút các ion ngược dấu (do có nhiều trong dung dịch) và làm trung hòa hạt keo khi đó các hạt keo trong khi chuyển động nhiệt sẽ kết hợp lại với nhau và kết tủa sẽ lắng xuống, sự sa lắng phù sa ở cửa sông (với biển) là một thí dụ. - Còn với keo ưa dung môi thì sự đông tụ sẽ khó hơn do hạt keo không tích điện, mà các hạt keo được "bảo vệ" bằng các lớp solvat (hoặc hydrat, nếu dung môi là nước). Do vậy loại keo này chỉ đông tụ khi bằng cách nào đó phá vỡ các lớp solvat này - người ta thường cho vào dung dịch keo các muối ưa dung môi, để các ion của muối này dành lấy lớp solvat, các hạt keo sẽ mất lớp Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 70 bảo vệ và sẽ bị đông tụ. Thí dụ như để tách xà phòng ra khỏi dung dịch keo, người ta cho muối ăn vào, xà phòng bị tách khỏi nước muối và nổi lên trên BÀI TẬP 1) Hoà tan 50 g tinh thể FeSO4.7H2O vào 250g nước. Tính nồng độ % của dung dịch này. 2) Tìm khối lượng nước và sulfat đồng tinh thể CuSO2SO4 15% (d = 1,1 g.ml -1). 5) Tìm nồng độ molan và nồng độ phần mol của chất tan trong dung dịch đường saccaroze C12H22O11 67%. 6) Để trung hoà 42ml dung dịch H2SO4 cần 14 ml dung dịch kiềm 0,3 N. Xác định nồng độ mol của H2SO4. 7) Làm lạnh 364,4 g dung dịch có chứa 0,2 mol Na2SO4 xuống 7011) Ở 200C, áp suất hơi (bão hoà) của nước nguyên chất là 17,54 mmHg, áp suất hơi của dung dịch chất tan không bay hơi, không điện ly là 17,22 mmHg. Xác định áp suất thẫm thấu của dung dịch ở 400C, biết ở nhiệt độ này khối lượng riêng của dung dịch là 1,01 g.ml -1, khối lượng mol của chất tan là 60. 12) Nồng độ H+ trong dd acid formic 0,2M có Ka = 0,8.10- 4 sẽ giảm xuống bao nhiêu lần khi thêm 0,1 mol muối HCOONa vào 1 lít dung dịch này ? 13) Có dung dịch CH3COOH 0,1M. (biết Ka = 1,8.10- 5) a) Cần phải thêm bao nhiêu mol CH3COOH vào 1 lít dung dịch đó để độ điện ly của acid giảm đi một nửa (xem thể tích dung dịch không đổi khi thêm). Tính pH của dung dịch mới. b) Nếu thêm vào 1 lít dung dịch CHa) Trước khi thêm NaOH b) Khi đã thêm 50ml NaOH. c) Khi đã thêm 100ml NaOH. 17) a) Cho 0,001 mol NaOH vào 100ml nước. Tính pH của dung dịch. b) Một dung dịch đệm tạo bởi 0,5mol/l CH3COOH và 0,5mol/l CH3COONa. Tính pH của dung dịch khi ta thêm 0,001mol NaOH vào 100ml dung dịch trên. Biết CH3COOH có Ka = 1,8.10- 5 Chương 4 : DUNG DỊCH HÓA ĐẠI CƯƠNG 2 71 18) Cho TAgCN = 1,6.10- 14 . a) Tính theo mol/l độ hoà tan của muối này trong nước. b) Một lít dung dịch chứa 10- 8 mol Ag+O4 trên. b) Nếu dùng dung dịch CaCl2 0,06M để hoà tan hoàn toàn lượng CaC2O4 trên thì cần thể tích tối thiểu bao nhiêu ? 21) Tính khối lượng chất kết tủa có được (nếu có) trong mỗi trường hợp sau : a) 100 ml dung dịch BaCl2 10-4 M + 10-5 mol Na2SO4. b) 50 ml dung dịch AgNO3 2.10- 4M + 50 ml dung dịch HCl 2.10 4M 3 là 10-32. 23) Tính lượng tối đa CuS tan trong 1 lít dd HCl 1M, biết : CuS có T = 10 -40. H2S có K1 = 10 -7 và K2 = 1,3.10 -13 24) Người ta dự định làm kết tủa CdS từ 1 dung dịch có chứa Cd2+ và Zn2+ (có nồng độ [Cd2+] = [Zn2+] = 0,02M) bằng cách làm bảo hoà một cách liên tục dung dịch với H2S . a) Người ta phải điều chỉnh pH của dung dịch trong giới hạn nào để có thể làm kết tủa một số O Fe(OH)2+ + H3O+ có Ka = 10- 2,2. Hỏi ở nồng độ nào của FeCl3 thì bắt đầu có kết tủa Fe(OH)3. Tính pH của dung dịch đó. Biết Fe(OH)3 có T = 10- 38 26) Có 1 mẫu dung dịch acid propionic bị lẫn tạp chất acid acetic. Pha loãng 10g dung dịch này thành 100ml (dung dịch A). Giá trị pH của dung dịch A bằng 2,91. Để trung hoà 20ml dung dịch A cần dùng 17,6ml dung dịch NaOH 0,125M. Tính nồng độ % của các acid trong dung dịch ban đầu. Biết CH3COOH có Ka = 1,75.10-5 ; CM. Các giá trị tương ứng pTt = -lgTt là 28 ; 22 ; 17 và 10. Hỏi ở pH1 nào thì bắt đầu kết tủa từng sunfua một và ở pH2 nào thì từng sunfua ấy kết thúc sự kết tủa. Sự kết thúc kết tủa được coi gần đúng khi [M2+] = 10-4M. 28) Nếu pha loãng dd Al3+ thì thấy Al(OH)3 bắt đầu kết tủa ở pH = 5. Tính nồng độ mol ban đầu của Al3+ khi bắt đầu xuất hiện kết tủa, biết tích số tan của Al(OH)3 là T = 10-32. 29) Dd Mn2+ 10 và NH3 khi cân bằng. b) Thêm HNO3 vào dd trên (xem thể tích dd không biến đổi). Tính pH của dd khi 99% [Ag(NH3)2]+ bị phân huỷ. Cho : Hằng số không bền của [Ag(NH3)2]+ là Kkb = 10-7,2 và NH3 có Kb = 1,58.10-5. Tải File Word Nhờ tải bản gốc Tài liệu, ebook tham khảo khác

• BÀI GIẢNG HÓA ĐẠI CƯƠNG 2
• bài giảng hóa đại cương 2 - đh nông lâm tp.hcm
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 1 pot
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 2
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 3
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 4
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 2 - Chương 5 potx
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 1 - Chương 1
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 1 - Chương 2&3
• Bài Giảng Hóa Đại Cương 1 - Chương 4 doc
• Hoàn thiện qui trình kiểm toán một số ước tính kế toán trong kiểm toán Báo cáo tài chính taị công ty AASC
• Kế toán bán hàng và xác định kết quả kinh doanh tại công ty cổ phần hỗ trợ phát triển tin học – HIPT
• Tổ chức hạch toán chi phí sản xuất và tính giá thành sản phẩm tại công ty đầu tư xây lắp thương mại Hà Nội
• Hoàn thiện hạch toán tiêu thụ thành phẩm và xác định kết quả tiêu thụ tại Xí nghiệp Dược phẩm Trung ương II
• Hoàn thiện hạch toán quá trình bán hàng và xác định kết quả bán hàng ở Công ty Cổ phần TM & TV Tân Cơ
• Thực trạng hạch toán Nguyên vật liệu với việc nâng cao hiệu quả sử dụng vốn lưu động tại Công ty Xây dựng Lũng Lô - Bộ Quốc phòng
• Các giải pháp hạ giá thành sản phẩm để nâng cao lợi nhuận tại xí nghiệp Cơ điện - Vật tư
• Hoàn thiện kế toán lưu chuyển hàng hoá Xuất khẩu và Kết quả tiêu thụ hàng Xuất khẩu tại Công ty Dịch vụ & Thương mại – TSC
• Hoàn thiện công tác kế toán tiêu thụ và xác định kết quả tiêu thụ thành phẩm tại Công ty TNHH Vật liệu nổ công nghiệp
• Tổ chức kế toán tiền lương và các khoản trích theo lương tại Công ty TNHH Tấn Cường

Hệ thống tự động tổng hợp link tải tài liệu, ebook miễn phí cho các bạn sinh viên tham khảo.

Học thêm

• Nhờ tải tài liệu
• Từ điển Nhật Việt online
• Từ điển Hàn Việt online
• Văn mẫu tuyển chọn
• Tài liệu Cao học
• Tài liệu tham khảo
• Truyện Tiếng Anh

Music ♫

Copyright: Tài liệu đại học ©

Top