Tải bản đầy đủ

Chuong13 cân bằng ion của nước

Chöông 13
CAÂN BAÈNG ION CUÛA NÖÔÙC

9/15/2017


SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚC VÀ TÍCH SỐ ION CỦA NƯỚC
• Nước là chất điện ly yếu
H2O (l)  H+ + OHHằng số điện ly của nước

K H 2O 
Ở 220C

C H  C OH 
C H 2O

K H 2O  1.8  10 16

Do độ điện ly của nước quá nhỏ nên nồng độ của H2O
xem như không đổi:


K H 2O C H 2O  const  C H  C OH 

9/15/2017


• Tích số ion của nước: Kn

K n  C H  C OH 
• Ở 220C, ta có:
K n  K H 2O C H 2o  1.8  10

16

1000

 10 14
18

• Môi trường axit có C H  10 7 , C OH  10 7
• Môi trường bazơ có C H  10 7 , C OH  10 7
• Môi trường trung tính có C H  10 7 , COH










9/15/2017



 10 7


LÝ THUYẾT ACID - BASE
• THUYẾT ACID – BASE BRONSTED-LOWRY

• Dựa trên tính chất proton, H+: không có lớp vỏ
electron, chỉ là hạt nhân nên kích thước rất nhỏ, H+
có thể xâm nhập sâu vào lớp vỏ của các ion, phân tử
khác để thưc hiện phản ứng trao đổi ion.
• ĐỊNH NGHĨA:
• Acid là tiểu phân cho proton, còn base là tiểu phân
nhận proton trong phản ứng.
9/15/2017


• Ví dụ:
HCl  H+ + ClH2SO4  H+ + HSO4• Vì acid là chất nhường H+ và base nhận H+, nên
trong 2 ví dụ trên ta có các cặp acid, base:
HCl/Cl- và H2SO4/HSO4Những cặp acid/base như vậy gọi là cặp
acid/base liên hợp.
Các acid, base Bronsted có thể là phân tử trung
hoà, cation hoặc anion.

9/15/2017


ACID

TRUNG HCl  H+ + ClHOAØ
H2O  H+ + OH-

ANION HSO4-  H+ + SO42-

BASE

NH3 + H+  NH4+
H2O + H+  H3O+
CH3COO- +H+CH3COOH

HCO3-  H+ + CO32- Cl- + H+  HCl
CATION NH4+  H+ + NH3
H3O+  H+ + H2O
9/15/2017


• Do H+ không tồn tại được ở dạng tự do, nên các
acid chỉ cho proton khi có base nhận và ngược
lại.
• Phản ứng trao đổi proton xảy ra tổng quát giữa
hai cặp acid-base liên hợp như sau:
A1 + B2  A2 + B1

9/15/2017


Trong dung dòch, các phân tử và ion do dung
môi điện ly ra cũng đóng vai trò của cặp acidbase liên hợp.
H3O+/H2O; H2O/OHCác hợp chất có chứa H+ luôn là chất lưỡng
tính, phụ thuộc vào chất phản ứng với nó có
khả năng cho, nhận H+ mạnh hay yếu hơn nó.

9/15/2017


THUYẾT ACID – BASE LEWIS
• ĐỊNH NGHĨA:
• Base là chất cho cặp electron và acid là chất
nhận cặp electron để tạo thành liên kết hóa
học.
• Khái niệm này liên quan đến liên kết cộng hóa
trò cho – nhận.
• Acid Lewis:
• Là những tiểu phân có dư mật độ điện tích dương,
trong phân tử (ion) có các orbital trống có thể
tiếp nhận cặp e chuyển đến từ base.
9/15/2017


• Ví dụ: Đa số các cation là acid Lewis (Ag+, Co3+,
Cr3+…), hay các halogen, hydrua của B, Al…
• Base Lewis:
• Là những tiểu phân có khả năng cho đi cặp e.
Ví dụ: Các anion (Cl-, Br-, OH-…), các phân tử trung hoà
hoặc ion trong thành phần có các nguyên tử còn cặp e
chưa liên kết như N, O (NH3, rượu, cetone).
Ag+ + NH3  [Ag(NH3)2]+
Acid Base
BF3 + F-  [BF4]HCl + NH3  NH4Cl

9/15/2017


CHỈ SỐ HYDRO (pH)
• Quy ước:

 



pH   lg H  , pOH   lg OH 



pK   lgK 

• Trong các dung dòch có nồng độ cao hoặc các dung
dòch axit bazơ mạnh thì:

pH   lg a H 
• Môi trường axit pH < 7, bazơ pH > 7 trung tính pH = 7
• Ta có:

C H

9/15/2017

10 14

C OH 

hay

pH  pOH  14


TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐIỆN LY
• pH CỦA DUNG DỊCH ACID MẠNH
• Acid mạnh điện ly hoàn toàn
HA  H+ + A-



H   C


9/15/2017

HA

 pH   lg C H    lg C a


pH ACID YẾU ĐƠN BẬC
HA  H+ + ALúc đầu
Ca
0
0
Cân bằng
Ca-x
x
x
Hằng số cân bằng điện ly được gọi là hằng số axit, Ka

Ka 
Do acid yếu

C H  C A
C HA

 

 x  C a  C a  x  C a  x  K a C a  H 

 

 pH   lg H   

9/15/2017

1
lg K a  lg C a 
2


• pH DUNG DỊCH ACID YẾU ĐA BẬC

• Do K1>>K2>>K3 (ví dụ với H3PO4, K1=10-2,12, K2=10-7.21,
K3=10-12.38), do đó để tính pH, ta chỉ tính cho bậc phân
ly đầu. Nên cách tính cũng giống trường hợp acid yếu
đơn bậc.

1
pH   lg K 1  lg C a 
2

• pH DUNG DỊCH BASE MẠNH
MOH  M+ + OHCOH-  Cb

pOH   lg C OH    lg C b  pH  14  lg C b
9/15/2017


• pH DUNG DỊCH BASE YẾU ĐƠN BẬC
• Lập luận tương tự trường hợp acid yếu đơn bậc. Ta có:

Kb 

C M  COH 
CMOH

1
1
lg K b  lg C b 

pH

14

pOH   lg K b  lg C b 
2
2
• pH DUNG DỊCH BASE YẾU ĐA BẬC

1
1
pOH   lg K b1  lg C b   pH  14  lg K b1  lg C b
2
2



9/15/2017




CHẤT CHỈ THỊ MÀU
• Chất chỉ thò màu có nhiều loại: Chất chỉ thò màu pH,
chỉ thò màu Oxy hóa – khử, chỉ thò màu phức…Ở đây ta
xét chất chỉ thò màu pH.

• Chất chỉ thò màu pH là các hợp chất hoá học có khả
năng thay đổi màu theo pH (theo nồng độ H3O+, hay
H+-theo Arrhenius). Thường đây là các acid hay base
hữu cơ yếu.

9/15/2017


• Ký hiệu chất chỉ thò màu Acid yếu là HInd
HInd

H+
+
IndMàu dạng acid
Màu dạng base
Ký hiệu chất chỉ thò màu là Base yếu là IndOH
IndOH

OH+
Ind+
Màu dạng base
Màu dạng acid
Màu dạng acid khác với màu dạng base.


Ví dụ: phenolphthalein (HP) hay q tím (HQ)
HP

H+
+
PAcid không màu
Base màu hồng
HQ

H+
+
QAcid màu đỏ
Base màu xanh

9/15/2017


Hằng số điện ly của chất chỉ thò màu
K Ind 

C H  C Ind
C HInd

 C H   K Ind

C HInd
MàudạngA xit
 K Ind
C Ind
MàudạngB azơ

Chuyển qua pH

pH  pK Ind  lg

C Ind
C HInd

CH+ tăng thì màu dạng axit chiếm ưu thế, pH giảm thì
ngược lại.
9/15/2017


DUNG DỊCH ĐỆM
• Đònh nghóa: Dung dòch đệm là dung dòch có giá trò pH
xác đònh và hầu như không thay đổi khi pha loãng, hay
thêm vào một lượng nhỏ acid hoặc base mạnh.
• Nói chung dung dòch đệm được tạo thành bằng cách
trộn một acid yếu với muối của nó (hệ đệm acid) hoặc
trộn một base yếu với muối của nó (hệ đệm base).
• Ví dụ:
• Hệ đệm acid: CH3COOH + CH3COONa
• Hệ đệm base: NH4OH + NH4Cl

9/15/2017


Cơ chế tác dụng của dung dòch đệm
• Xét hệ: CH3COOH  CH3COO- + H+
CH3COONa  CH3COO- + Na+

(1)
(2)

Khi thêm acid mạnh: HA  H+ + A- thì theo nguyên lý
Le Chatelier cân bằng (1) sẽ dòch chuyển theo chiều
nghòch (tức là H+ tác dụng với CH3COO- ở (2) tạo
CH3COOH) làm giảm H+.

9/15/2017


Khi thêm base mạnh: MOH  M+ + OH- , thì
OH- sẽ kết hợp với H+ (ở cân bằng 1) làm giảm
nồng độ OH-, đồng thời cân bằng (1), do bò giảm
H+, cũng sẽ dòch chuyển theo chiều thuận để tạo
ra H+.
Với hệ đệm base lập luận tương tự.
Tóm lại, khi cho H+ hay OH- vào hệ đệm thì pH
dung dòch thay đổi rất ít.

9/15/2017


TÍNH pH DUNG DỊCH ĐỆM
• Hệ đệm acid
• Ví dụ hệ acetate trên, gọi Cm và Ca là nồng độ muối và
acid.
• Khi hệ đã đạt trạng thái cân bằng (ở 1), ta có:

CH   K a

CCH 3COOH
CCH COO 
3

• Trong đó,vì nồng độ muối không có cách biệt lớn so với
nồng độ acid, mà acid là chất kém điện ly, do đó
• [CH3COO-] = Cm + Ca  Cm (vì  <<1)
9/15/2017


• Cũng vì acid kém điện ly,  <<1:

 C CH 3COOH  C a  C a .  C a
• Thay vào công thức tính [H+] để tính pH, ta có:

Ca
 Ch   K a
Cm
Cm
 pH  pK a  lg
Ca

9/15/2017


• Hệ đệm base
• Lý luận tương tự trên, ta có:


Cm
pH  14   pK b  lg
Cb






• Pha chế dung dòch đệm:
• Trước hết chọn axit hoặc bazơ có pKa, 14-pKb gần
với pH cần có, sau đó tính tỉ số nồng độ muối và acid
(base) để có pH cần thiết.

9/15/2017


Indicator

Low pH color

Transition pH range

High pH color

Gentian violet (Methyl violet)

yellow

0.0–2.0

blue-violet

Leucomalachite green (first transition)

yellow

0.0–2.0

green

Thymol blue (first transition)

red

1.2–2.8

yellow

Methyl yellow

red

2.9–4.0

yellow

Bromophenol blue

yellow

3.0–4.6

purple

Congo red

blue-violet

3.0–5.0

red

Methyl orange

red

3.1–4.4

yellow

Bromocresol green

yellow

3.8–5.4

blue-green

Methyl red

red

4.4–6.2

yellow

Azolitmin

red

4.5–8.3

blue

Bromocresol purple

yellow

5.2–6.8

purple

Bromothymol blue

yellow

6.0–7.6

blue

Phenol red

yellow

6.8–8.4

red

Neutral red

red

6.8–8.0

yellow

Naphtholphthalein

colorless to reddish

7.3–8.7

greenish to blue

Cresol Red

yellow

7.2–8.8

reddish-purple

Thymol blue (second transition)

yellow

8.0–9.6

blue

Phenolphthalein

colorless

8.2–10.0

pink

Thymolphthalein

colorless

9.3–10.5

blue

Alizarine Yellow R

yellow

10.2–12.0

red

9/15/2017
Leucomalachite green
(second transition)

green

11.6–14

colorless


Tài liệu bạn tìm kiếm đã sẵn sàng tải về

Tải bản đầy đủ ngay

×