Hóa Phân Tích Phần 2 Nguyễn Xuân Trung - Tài Liệu Text - 123doc

Có thể bạn quan tâm

Tải bản đầy đủ (.pdf) (93 trang)

Trang chủ

Khoa Học Tự Nhiên

Hóa học - Dầu khí

Hóa phân tích phần 2 nguyễn xuân trung

Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (4.97 MB, 93 trang )

Chơng 5Cân bằng tạo phức v phơng pháp chuẩn độ phức chất5.1. Hằng số cân bằng phản ứng tạo phứcCác hợp chất phức có thành phần phức tạp, bao gồm ion trung tâm liên kết vớimột vài phối tử vô cơ hoặc hữu cơ (dạng ion, phân tử mang điện tích hay trung tính).Trong dung dịch các ion kim loại thờng bị solvat hoá, có nghĩa là nó đợc bao bọcbởi các phân tử dung môi nớc tạo thành phức aquo M(H 2 O) nN+ . (N: số phối tử tạophức). Nếu ta thêm vào phối tử L, sẽ xẩy ra phản ứng thay thế dần các phân tử nớctrong lớp vỏ hiđrat hoá.M(H2O)N + LM(H2O)N-1L + H2O(5.1)M(H2O)N-1 + LM(H2O)N-2L2 + H2O(5.2). . .......M(H2O)N-n+1 + Ln-1...MLn + N H2O(5.3)Trong thực tế ngời ta xem hoạt độ của nớc bằng đơn vị, nên không tính đếntrong cân bằng tạo phức, phản ứng tạo phức xẩy ra trực tiếp giữa ion kim loại vàphối tử.Chúng ta cũng nhận thấy đại bộ phận các ion kim loại có khả năng tạo phứcvới các chất khác nhau dựa trên liên kết phối trí. Theo quan điểm axit bazơ củaLevis, ion kim loại là axit có khả năng nhận cặp electron còn trong phân tử phối tửchứa các nguyên tử (O, N, S) có cặp electron cha liên kết sẵn sàng cho ion kimloại cặp electron này để hình thành liên kết phối trí .Thí dụ trong phân tử NH3 nguyên tử nitơ có cặp electron cha liên kết , tạoliên kết phối trí với ion Cu2+ để hình thành phức amoniacat đồng màu xanh.2+Cuở đây:NH32+H3N Cu NH3NH3+ 4 NH3Cu2+ đợc coi nh một axit.NH3 đợc coi nh một bazơ(5.4)Phản ứng tơng tự xẩy ra đối với các ion Co2+, Ni2+ với NH3.Phân tử NH3 có khả năng tạo phức với ion Ag+ theo hai nấc:+Ag + NH3+Ag(NH3) ;89[Ag( NH3 )]+1 =[Ag+ ][NH3 ](5.5)[Ag(NH3 ) 2 ]+Ag(NH ) ; 2 =[Ag(NH3 ) + ][NH3 ]+3 2+Ag(NH3) + NH3(5.6)Tổ hợp hai phơng trình (5.5) và (5.6):Ag(NH3 ) 2+Ag+ + 2 NH3[Ag(NH3 ) 2+ ][Ag+ ][NH2 ]21,2 = 1 . 2 =(5.7)1 và 2 đợc gọi là hằng số tạo thành nấc 1 và nấc 2 hay hằng số tạo phứcnấc 1 và nấc 2.1,2: hằng số bền tổng cộng.Chúng ta có thể viết hằng số cân bằng theo hớng ngợc lai hằng số phân li.Ag(NH3 ) 2+KkbAg+ + 2 NH3[Ag+ ][NH3 ]21==1,2[Ag(NH3 ) 2+ ](5.8)Kkb: đợc gọi hằng số không bền của phức chất. Trong phức chất chỉ có môtphối tử tạo liên kết với ion kim loại gọi phức đơn, còn nếu phức chất gồm có nhiềuphối tử liên kết với cùng một ion kim loại gọi phức chất đa phối.Thí dụ phức hình thanh giữa ion Co3+ với 3 phân tử etylendiamin:Co3+ + 3NH2CH2CH2NH2 Co (NH2CH2CH2NH2) 33+CH2H 2NCH2H 2NNH2 CH2 3+CoNH2 CH2NH2NH2CH2CH2Số phối tử n =3.Phức có nhiều ion trung tâm gọi là phức đa nhân, thí dụ phức [(CN)5-Co(CN)Fe(CN)5]6Việc gọi tên phức chất thờng theo thứ tự sau:Gọi tên phối tử sau đó gọi tên ion trung tâm. Nếu phối tử là gốc axit chứa oxithì cần thêm đuôi O vào sau. Thí dụ: sunfato, nitrato. Nếu phối tử là nionhalogeanua thì thêm O vào tên halogen. Thí dụ: F: floro; Cl: cloro; Br: bromo;I: iodo.90Một số anion có tên: NO2: nitro; OH: hiđroxo; O2: oxo; S2: sunfo; S22 : pesunfo.Số phối tử đọc theo chữ số ả rập.1: mono5: penta9: nona2: di6: hexa10: deca3: tri7: hepta11: nodeca4: tetra8: octa12: dodecaThí dụ phứcK3[Co(NO2)6]:Kali hexanitrocobanatCo(SCN)(C2O4)(NH3): oxalatothioxianatotriamino coban III5.2. Tính nồng độ cân bằng các phân tử trong dung dịchphức chấtKhi tính nồng độ cân bằng các dạng trong dung dịch phức chất thờng phảigiải bài toán phức tạp do phản ứng tạo phức thờng xẩy ra theo từng giai đoạn cóhằng số bền khác nhau. Nhiều trờng hợp sự khác nhau này không nhiều. Ngoài ratrong dung dịch thờng xẩy ra các phản ứng phụ, phản ứng tạo thành hợp chất íttan, phản ứng oxi hoá - khử, vì vậy để tính nồng độ cân bằng phản ứng tạo phứcchúng ta phải xét đầy đủ các yếu tố, có thể bỏ qua một số quá trình phụ không ảnhhởng đến cân bằng chính.Thí dụ 5.1. Tính nồng độ cân bằng ion Ag+ trong dung dịch khi trộn 25,00 mlAgNO3 0,010 M với 50,00 ml dung dịch trietylentetramin (NH2(CH2)2NH(CH2)2NH(CH2)2NH2 gọi trien 0,015 M có hằng số bền phức = 5,0.107.Phản ứng tạo phức:Ag+ + trien =Ag(trien)+[ Ag ( trien )] +[ Ag + ][ trien ]Số mmol Ag+ có trong dung dịch:25 ml x 0,010 mmol/ml = 0,25 mmolSố mmol trien:50 ml x 0,015 mmol/ml = 0,75 mmolGọi nồng độ Ag+ trong dung dịch x mol/l ta có:[trien] =0 ,75 mmol 0 ,25 mmol+ x = 6,7.103 + x = 6,7.103 mol/l75 ml91[Ag(trien)]+ =0 ,25 mmol x = 3,3.103 x = 3,3.103 mol/l75 , 0 ml = 5,0.107 =3,3 .10 3( x )( 6 ,7 .10 3 )x = [Ag+] = 9,8.109 MThí dụ 5.2. Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch gồm có Cu2+0,01 M và NH3 1M.Biết hằng số bền phức 1 = 9,77.103; 1,2 = 2,13.107; 1,3 = 1,15.1010; 1,4 = 1,07.1012Cu + NH3[Cu(NH3 ) 2+ ]Cu(NH3) ; 1 == 9,77.103+[Cu ][NH3 ]Cu2+ + 2NH3Cu(NH3 ) 22+ ; 1,2 =2+2+(1)[Cu(NH3 ) 22+ ]= 2,13.107 (2)2+2[Cu ][NH3 ]2+[Cu(NH3 ) 32+ ]Cu(NH ) ; 1,3 == 1,15.1010 (3)2+3[Cu ][NH3 ]2+[Cu(NH3 ) 24+ ]Cu(NH ) ; 1,4 == 1,07.1012 (4)2+4[Cu ][NH3 ]Cu + 3NH3Cu + 4NH32+3 32+3 4Theo định luật bảo toàn khối lợng:CCu = [Cu2+] + [Cu(NH3)2+] + Cu(NH3 ) 22+ + Cu(NH3 ) 32+ + Cu(NH3 ) 24+ (5)2+= [Cu2+] ([1 + 1 [NH3] + 1,2[NH3]2 + 1,3[NH3]3 + 1,4[NH3]4])Đặt o =[Cu 2+ ]C Cu(6)(7)2+o =1= 9,25.1013 (8)341 + 1 [NH3 ] + 1,2 [NH3 ] + 1,3 [NH3 ] + 1, 4 [NH3 ]2[Cu(NH3 ) 2+ ]1 == 1 [NH3] oCCu2+= 9,77.103 . 1 . 9,25.1013 = 9,03.109(9)[Cu(NH3 ) 22+ ]= 1,2 [NH3]2 o2 =CCu2+92= 2,13.107 . 12 . 9,25.1013 = 1,97.105(10)[Cu(NH3 ) 32+ ]= 1,3 [NH3]3 o3 =CCu2+= 1,15.1010 . 13 . 9,25.1013 = 1,06.1024 =[Cu(NH3 ) 24+ ]= 1,4 [NH3]4 oCCu2+= 1,07.1012 . 14 . 9,25.1013 = 9,89.101Khi CCu = 0,01 M chúng ta tìm đợc nồng độ cân bằng các dạng trong dung dịch:2+[Cu(NH3)2+] = 1 . CCu = 9,03.109 . 0,01 = 9,03.1011 M2+Cu(NH3 ) 22+ = 2 . CCu = 1,97.105 . 102 = 1,97.107 M2+Cu(NH3 ) 32+ = 3 . CCu = 1,06.102 . 102 = 1,06.104 M2+Cu(NH3 ) 24+ = 4 . CCu = 9,89.101 . 102 = 9,89.103 M2+Từ các kết quả tính toán ở trên chúng ta thấy trong dung dịch tồn tại chủ yếudạng phức Cu(NH3 ) 24+ (98,9%), có 1,06% dạng phức Cu(NH3 ) 32+ , còn các dạng khácrất nhỏ không đáng kể.Chúng ta xét trờng hợp tổng quát phản ứng tạo phức giữa ion kim loại M vớiphối tử L. ở đây ion kim loại M có thể mang điện tích +1; +2; đến +n, L phối tửcó thể ở dạng phân tử hay ion. Để đơn giản chúng ta không viết điện tích và 1, 2; n hằng số bền từng nấc. là phần tỉ số nồng độ kim loại so với nồng độ ban đầu.Phản ứng tạo phức ion kim loại với phối tử L:M + LML ; 1 =[ML][M][L](5.9)ML + LML2 ; 2 =[ML2 ][ML2 ]=[ML][L]1 [M][L]2(5.10)MLn ; n =[MLn ][MLn ]=[MLn 1 ][L]1,n 1 [M][L]n(5.11)MMLn-1 + LTheo định luật bảo toàn khối lợng:93CM = [M] + [ML] + [ML2] + . . . + [MLn](5.12)Thay các giá trị từ (5.9). (5.10) và (5.11) vào (5.12) ta có:CM = [M] (1 + 1 [L] + 1 2 [L]2 + . . . 1 . . . n [L]n)Đặt o =[M]1=CM1 + 1 [L] + ... + 1 ... n [L]n(5.13)(5.14)Thay (5.14) vào (5.13):[M] = o CM =CM(5.15)i =n1 + 1,i [L]ii =1Chúng ta tìm đợc giá trị nồng độ cân bằng các phức trong dung dịch :[ML] =C M 1 [L](5.16)i =n1 + 1,i [L]ii =1[MLi] =C M 1,i [L]i(5.17)i =n1 + 1,i [L]ii =1[MLn] =C M 1,n [L]n(5.18)i =n1 + 1,n [L]ni =1Nồng độ ban đầu của phối tử L thờng lớn hơn nồng độ ion kim loại CM rấtnhiều nên nồng độ của nó sau khi tạo phức giảm không đáng kể so với nồng độ banđầu. Vì vậy có thể coi:[L] = CLVà việc tìm nồng độ cân bằng của các cấu tử theo phơng trình (5.15); (5.16);(5.17); (5.18) trở nên dễ dàng.Thí dụ 5.3. Tính nồng độ cân bằng của các ion và phân tử phức chất trong dungdịch Cd (ClO4)2 103 M và KI 1M. Trong dung dịch có đủ HClO4 để Cd2+ không tạophức với ion OH .Hằng số bền tổng cộng lần lợt phức Cd 2+ với I_: 102,88; 103,92;105,00; 106,10.Cd2+ phản ứng với I hình thành các phức sau: CdI+, CdI2, CdI 3 và CdI 24 Theo định luật bảo toàn khối lợng:94C oCd = [Cd2+] + [CdI+] + [CdI2] + [ CdI 3 ] + [ CdI 24 ] = 103 MPhơng trình bảo toàn khốilợng của IC oI = [I] + [CdI] + 2[CdI2] + 3[ CdI 3 ] + 4 [ CdI 24 ] = 1,0 MDo nồng độ cân bằng của các ion phức 7.5.5. Xác định điểm cuối trong phơng pháp chuẩn độ complexon chỉ thị màu kim loại.Để xác định điểm kết thúc chuẩn độ ngời ta phải dùng một số chất chỉ thịReli và Barna đã đề nghị một danh sách gồm 200 chất màu hữu cơ có khả nănglàm chỉ thị trong phơng pháp chuẩn độ complexon. Chúng là những axit bazơhữu cơ yếu, màu của dạng phức với kim loại khác màu bản thân chỉ thị, thay đổitheo pH. Vì vậy khi chọn chỉ thị ngời ta phỉ chọn pH thích hợp để phản ứng xẩyra hoàn toàn.Giả sử kí hiệu Ind là dạng chỉ thị có khả năng tạo phức với ion kim loại M.Ind + MMInd(5.40)Mặt khác Ind cũng phản ứng với ion H+ tạo thành HInd2 và H2Ind104Ind + H+HInd2 K a = 1011,5HInd2 + H+H2Ind K a = 106,3012Đặt [Ind/] là tổng nồng độ các dạng của chỉ thị trừ phức MInd[Ind/] = [Ind] + [HInd2] + [H2Ind] [H + ] [H + ] 2 [Ind ] = [Ind] . 1 ++KKKaaa /2[H + ] [H + ] 2Đặt Ind = 1 ++KaKa Ka211(5.41)2(5.42)2Theo phơng trình (5.40) ta có:/ MInd=[MInd][ MInd ]=/[M][Ind ][ M ][ Ind ] Ind[M] =(5.43)[ MInd ] [ Ind ] Ind//log [M] = log MInd+ logInd logKhi tỉ số[MInd][Ind][MInd]thay đổi, màu của hai dạng chỉ thị thay đổi theo, tuy nhiên mắt[Ind]của chúng ta chỉ nhận biết đợc khi dạng này hơn dạng kia 10 lần. Vậy ta có:pM = pK/ 1(5.44)Biểu thức (5.44) chỉ rõ khoảng chuyển màu của chỉ thị kim loại. Hình 5.5.chỉ rõ khoảng chuyển màu của chỉ thị murexit và eriocrom T đen.H3Indtím6,0 4,0 -H2IndxanhInd3da camHInd 2xanh36,0 - H2In dđỏH4 In dtím đỏ4,0 -2,0 - CaH Ind+4vàng dacam48 ,026CaH3Indtímđỏ810(a)H2IndđỏMgInd Mg(OH)2kết tủađỏ2,0 -12468(b)101214Hình 5.5. Biến đổi màu chỉ thị kim loạia) Xác định Ca2+ với chỉ thị murexitb) Xác định Mg2+ với chỉ thị eriocromT đen (ETOO)1051065.6. Các phơng pháp chuẩn độ complexon5.6.1. Phơng pháp chuẩn độ trực tiếp.Phơng pháp chuẩn độ trực tiếp là phơng pháp đơn giản nhất. Để xác địnhtrực tiếp các ion kim loại, điều đầu tiên cần phải có là phản ứng giữa ion kim loạivới EDTA phải thoả mãn yêu cầu đối với các phản ứng dùng trong phân tích thểtích. Khi xác định trực tiếp các ion kim loại, dung dịch phân tích phải điều chỉnhvề giá trị pH xác định bằng dung dịch đệm, thông thờng trong thành phần dungdịch đệm có các cấu tử có khả năng tạo phức với ion kim loại (dung dịch đệmNH4/NH3). Việc chuẩn độ đợc tiến hành bằng cách thêm từ từ dung dịch chuẩnNa2H2Y từ buret đến khi nhận đợc sự thay đổi màu của chỉ thị. Dựa trên thể tíchvà nồng độ dung dịch chuẩn Na2H2Y tiêu tốn chúng ta có thể tìm đợc lợngchất cần xác định có trong mẫu phân tích.5.6.2. Chuẩn độ ngợc.Một số trờng hợp phản ứng giữa ion kim loại với EDTA xẩy ra chậm,hoặc không tìm đợc chỉ thị thích hợp, hoặc ở pH chuẩn độ xẩy ra hiện tợngion kim loại cần xác định bị kết tủa nên ngời ta phải dùng phơng pháp chuẩnđộ ngợc. Để tiến hành chuẩn độ ngời ta thêm một lợng d chính xác dungdịch chuẩn EDTA vào dung dịch mẫu phân tích,sau đó chuẩn độ lợng EDTAd bằng dung dịch chuẩn ion kim loại khác. Tất nhiên phải chọn ion kim loạihằng số bền tạo phức của nó với EDTA nhỏ hơn hằng số bền phức ion kim loạicần xác định với EDTA.Phơng pháp chuẩn độ ngợc cũng đợc áp dụng khi phân tích hỗn hợpkim loại. Thí dụ để định lợng hỗn hợp Al3+ và Zn2+ trong mẫu phân tích trớctiên ngời ta chuẩn độ tổng số Al3+ và Zn2+ bằng phơng pháp chuẩn độ ngợc,sau đó thêm lợng d NaF để tạo phức với Al3+.NaF + AlY AlF63 + Na+ + Y4Chuẩn độ lợng Y 4 đợc giải phóng bằng dung dịch chuẩn muối Zn 2+hay Mg 2+ . Từ kết quả chuẩn độ có thể tính đợc hàm lợng các nguyên tốcần xác định.1075.6.3. Chuẩn độ thay thế.Nếu không thể chuẩn độ trực tiếp ngời ta có thể tiến hành chuẩn độ ngợchoặc chuẩn độ thay thế. Ngời ta thêm một lợng d complexonat kim loại(thờng dung complexonat magie hoặc kẽm) vào dung dịch cần xác định, xẩy raphản ứng trao đổi giữa ion kim loại cần xác định với complexonat:MgY2 + M2+ MY2 + Mg2+Chuẩn độ lợng ion kim loại đợc giải phóng (Mg2+ hoặc Zn2+) bằng dungdịch chuẩn EDTA. Từ kết quả chuẩn độ ngời ta cũng tính đợc hàm lợngnguyên tố cần xác định.5.6.4. Chuẩn độ gián tiếp.Trong một số trờng hợp nguyên tố cần xác định không có khả năngtham gia phản ứng trực tiếp với EDTA. Chẳng hạn các anion SO24 , PO34 .Trong cac trờng hợp này ngời ta kết tủa chúng bằng một lợng d chínhxác muối Ba2+, sau đó lọc bỏ kết tủa BaSO4 (nếu xác định SO24 ), thu toàn bộphần nớc lọc và nớc rửa đem chuẩn độ bằng dung dịch EDTA. Ngời tacũng có thể thu toàn bộ kết tủa BaSO4, rửa sạch sau đó hoà tan kết tủa bằnglợng d chính xác dung dịch EDTA. Từ các kết quả chuẩn độ ngời ta cũngtính đợc hàm lợng chất cần xác định.108Chơng 6Cân bằng trong dung dịch tạo thnh hợp chất ít tanv phơng pháp chuẩn độ kết tủa6.1 Cân bằng trong dung dịch tạo thành hợp chất ít tanNét đặc trng của phản ứng tạo thành hợp chất ít tan là việc hình thành hệ mới:chất rắn và dung dịch (hệ dị thể). Thí dụ, nếu ta cho AgCl (rắn) vào nớc một phần rấtnhỏ AgCl tan ra:AgCl (r)(AgCl)dung dịchAg+ + Cl(6.1)ở một nhiệt độ nhất định một lợng xác định AgCl tan ra (g/l) hay mol/l. Trongdung dịch tồn tại cân bằng: tốc độ hoà tan bằng tốc độ kết tủa. Dung dịch ở trạng tháinày đợc gọi là dung dịch bão hoà, Chúng ta có thể viết hằng số cân bằng của phảnứng TAgCl:TAgCl = [Ag+] [Cl](6.2)Do độ tan của AgCl nhỏ và trong dung dịch không có ion nào khác nên có thểxem lực ion trong dung dịch bằng không, hệ số hoạt độ bằng 1. Nên nồng độ bằnghoạt độ, giá trị TAgCl đợc gọi là tích số tan và có giá trị không đổi ở một nhiệt độ vàáp suất nhất định.Thí dụ 6.1. Tích số tan của AgCl ở 25oC là 1,0.1010. Tính nồng độ Ag+ và Cltrong dung dịch bão hoà AgCl.[Ag+] = [Cl] = SS2 = 1,0.1010S = 1,0.105 MĐộ tan của AgCl trong nớc là 1,0.105 M.Trờng hợp tổng quát khi hoà tan kết tủa MmAn vào nớc:MmAnTM m A nhoà tanmMn+ + nAm(6.3)kết tủam= a M . a AnTrong dung dịch ngoài ion Mn+ và Am không còn có ion nào khác và độ tan củakết tủa MmAn bé, có thể xem hệ số hoạt độ bằng 1, nồng độ bằng hoạt độ:TM m A n = [M]m [A]n(6.5)109Từ biểu thức (5.4) chúng ta có thể nói điều kiện tạo thành hợp chất ít tan khi tíchsố nồng độ các ion trong dung dịch vợt quá tích số tan của hợp chất đó.Trờng hợp tích số tan của các ion trong dung dịch cha vợt quá tích số tan, kếttủa sẽ tiếp tục hình thành. Dung dịch ở trạng thái này gọi là dung dịch cha bão hoà.Bảng 1. Điều kiện tạo thành, hoà tan kết tủa.Quan hệ tích số nồng độ - tích số tan Tính chất của dung dịchTích số nồng độ < tích số tanCha bão hoàTích số nồng độ = tích số tanBão hoàTích số nồng độ > tích số tanQuá bão hoàTrạng thái pha rắntiếp tục kết tủaDung dịchcbKết tủaKết tủa hình thành ổnđịnhThí dụ 6.2. Tính độ tan của PbI2 (g/l) nếu TPbI = 7,1.1092Pb2+ + 2IPbI2TPbI2 = [Pb2+] [I]2Nếu ta đặt S là độ tan của kết tủa PbI2:S = [Pb2+] và [I] = 2SS . (2S)2 = 7,1.109S =37,1.10 94= 1,2.103 MĐộ tan của kết tủa PbI2:1,2.103 mol/l . 461,0 g/mol = 0,55 g/lThí dụ 6.3. Tính nồng độ các ion trong dung dịch (trạng thái cân bằng) khi trộn 25,0ml dung dịch AgNO3 0,100 M với 35,0 ml dung dịch K2CrO4 0,0500 M. Tính % Ag+còn lại trong dung dịch, TAg CrO = 1,1.101224Phản ứng tạo thành kết tủa:2 Ag+ CrO 24-Ag2CrO4Số mmol AgNO3:25,0 x 0,1000 = 2,50 mmolSố mmol K2CrO4:35,0 x 0,0500 = 1,75 mmol110Tổng thể tích của dung dịch 60,0 ml. Số mmol CrO 24- còn lại không tham gia vàophản ứng kết tủa:1,75 mmol 2,50mmol = 0,500 mmol2Nồng độ CrO 24- trong dung dịch ở trạng thái cân bằng:0,50+ S = 0,0083 + S 0,0083 M60,0[ CrO 24- ] =ở đây, S là độ tan của Ag2CrO4, có thể xem rất nhỏ so với nồng độ CrO 24- d.[Ag+] = 2S[K+] =3,50= 0,0583 M60,0[ NO 3 ] =2,50= 0,0417M60,0[Ag+]2 [ CrO 24- ] = 1,1.1012[2S]2 . 8,3.103 = 1,1.1012S =1,1.10 12= 5,8.106 M34 x 8,3.10[Ag+] = 2 . (5,8.106) = 1,16.105 MPhần trăm Ag+ còn lại trong dung dịch :60,0 ml x 1,16.10 5 mmo l / mlx 100 = 0,028 %2,50 mmo l6.2 Quan hệ tích số tan và độ tan của kết tủaĐộ tan của một chất là nồng độ của chất đó trong dung dịch bão hoà. Độ tan cóthể biểu diễn theo các đơn vị khác nhau g/l, mol/l. Thông thờng theo đơn vị mol/l.Độ tan và tích số tan có mối quan hệ với nhau. Chúng ta có thể tính độ tan từ tích sốtan và ngợc lại. Độ tan phụ thuộc vào nhiều yếu tố: bản chất chất tan, thành phầndung dịch, nhiệt độ, áp suất, trạng thái vật lí của pha rắn.6.2.1 Tính tích số tan từ độ tanThí dụ 6.3. Tính tích số tan của Ag2CO3 ở 20oC, biết rằng ở nhiệt độ đó, độ tan của nóbằng 3,17.102 g/l. Bỏ qua tơng tác của các ion kết tủa với các ion của nớc.111Ta có cân bằng:Giả thiết2Ag+ + CO 32 Ag2CO3f CO 2 = 1; f Ag + = 13TAg2CO3 = [Ag+]2 [ CO 32 ]S = [ CO 32 ]; [Ag+] = 2S(2S)2 . S = TAg CO = 4S32S =33T4Độ tan của Ag2CO3: S =3,17.10 2 g / l= 1,15.104 mol/l276 g/molVậy TAg CO = 4 . (1,15.104)3 = 6,08.101223Nếu ta kể đến hệ số hoạt độ của các ion Ag+ và CO 32 Lực ion: = 0,5 (2 x 1,15.104 . 12 + 1,15.104 . 22) = 3,45.1042lg fAg+ = 0,5 . 123,45.10 4 = 0,92.10lg f CO = 0,5 . 223,45.10 4 = 3,714.10223fAg+ = 0,80 và f CO = 0,9223TAg2CO3 = 4. (1,15.104)2 . 1,15.104 . (0,80)2 . 0,92 = 3,582.1012Thí dụ 6.5. Tính tích số tan của Mg(OH)2 ở 20oC biết rằng 0,012g Mg(OH)2 tan trong1 lít H2O ở nhiệt độ đó.Độ tan của Mg(OH)2 ở nhiệt độ 20oC là:S =0,012= 2,06.104 mol/l58TMg ( OH ) 2 = [Mg2+] [OH]2= 2,06.104 . (2 . 2,06.104)2 = 3,5.1011Nếu kể đến lực ion của dung dịch : = 0,5 (2,06.104 . 22 + 2 . 2,06.104 . 12) = 6,18.104112lg f Mg = 0,5 . 226,18.10 4 = 4,97.10lg f OH = 0,5 . 126,18.10 4 = 1,24.102+22f Mg 2 + = 0,891 và f OH = 0,751TMg ( OH ) 2 = 2,06.104 . (2 . 2,06.104)2 (0,89) . (0,751)2 = 1,755.1011Từ hai thí dụ trên chúng ta thấy tích số tan có tính đến hệ số hoạt độ và tích sốtan không tính đến hệ số hoạt độ (tích số tan nồng độ) khác nhau, nhng sự khác nhaukhông nhiều, nếu độ tan càng bé thì sự khác nhau không đáng kể.6.2.2. Tính độ tan từ tích số tan.Việc tính độ tan từ tích số tan nói chung đơn giản nhng một số trờng hợp kháphức tạp do xảy ra các phản ứng phụ đi kèm với quá trình hình thành các hợp chất íttan. Phép tính sẽ đơn giản chỉ khi bỏ qua các quá trình phụ hoặc biết một số giá trịnh pH, nồng độ chất tạo phức.Thí dụ 6.6. Tính độ tan của BaSO4 trong dung dịch bão hoà BaSO4, biết TBaSO = 1,04.1010.4Ba2+ + SO 24BaSO4Tích số tan bé nên có thể xem lực ion trong dung dịch bằng không. Gọi S là độtan của kết tủa BaSO4:S = [Ba2+] = [ SO 24 ]S2 = TBaSO = 1,04.101041,04.10 10 = 1,01.10 5 mol/lS =Thí dụ 6.7. Tính độ tan của AgCl trong dung dịch NaNO3 0,1 M, biết TAgCl = 1,0.1010.AgClAg+ + ClTAgCl = 1,0.1010 = [Ag+] [Cl] = S2(Không tính đến lực ion của dung dịch )1,04.10 10 = 1,0.10 5 mol/lS =Khi tính đến lực ion : = 0,5 (0,1 . 12 + 0,1 . 12) = 0,1lg f Ag = lg fCl = 0,5+12 0,11 + 0,1113= 0,12

Tài liệu liên quan

Tài liệu Bài tập ôn tập Hóa - Phần 2 pptx
- 2
- 401
- 0
công nghệ cadcam và nguyên lý điều khiển trong công nghiệp phần 2 - nguyễn thế tranh
- 42
- 398
- 0
Bài Giảng Giải tích II: Phần 2 - Bùi Xuân Diệu
- 52
- 1
- 2
Tối ưu hóa phần 2 pdf
- 19
- 138
- 0
Ôn thi đại học môn hóa phần 5- Nguyễn Tấn Trung
- 22
- 181
- 0
Ôn thi đại học môn hóa phần 7- Nguyễn Tấn Trung
- 19
- 251
- 0
Ôn thi đại học môn hóa phần 8- Nguyễn Tấn Trung
- 15
- 301
- 0
Ôn thi đại học môn hóa phần 9- Nguyễn Tấn Trung
- 21
- 175
- 0
Ebook bài tập điều khiển tự động phần 2 nguyễn công phương, trương ngọc tuấn
- 227
- 446
- 0
Giáo trình kỹ thuật điện phần 2 đào xuân dần
- 22
- 212
- 0