Docsity
Docsity

Prepare for your exams
Prepare for your exams

Study with the several resources on Docsity


Earn points to download
Earn points to download

Earn points by helping other students or get them with a premium plan


Guidelines and tips
Guidelines and tips

Methods & Equipment for Identifying Chemical Composition: Acid-Base Titration Overview, Thesis of Chemistry

An overview of various methods, instruments, and procedures used to determine the chemical composition, specifically focusing on acid-base titration. Topics covered include the concepts of molarity, equivalence points, and the role of indicators. Acid-base titration methods discussed include acid-base neutralization, acid-base indicator methods, and redox titration. The document also includes examples and diagrams to illustrate the concepts.

Typology: Thesis

2017/2018

Uploaded on 03/18/2018

nguy_n_ho_ng_ph_vinh
nguy_n_ho_ng_ph_vinh 🇻🇳

4.5

(4)

5 documents

1 / 27

Toggle sidebar

This page cannot be seen from the preview

Don't miss anything!

bg1
23/04/2013
1
HÓA PHÂN TÍCH
Năm học: 2012 2013
Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng
ĐT: thangdhcntphcm@gmail.com
NỘI DUNG CHƯƠNG TRÌNH
1. PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH
2. TÀI LIỆU THAM KHẢO
3. KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM
4. ĐỀ CƯƠNG BÀI GIẢNG
1.PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH
Nội dung Số tiết
Chương 1:
Đại cương về Hoá phân tích 4
Chương 2: Phương pháp phân tích thể tích 18
Chương 3: Phương pháp phân tích trọng lượng 5
Chương 4: Xử thống kết quả thực nghiệm 3
Tổng cộng: 30
2. TÀI LIỆU THAM KHẢO
1. Trần Tứ Hiếu, Hoá học phân tích, NXB ĐH QG HN,
2002
2. Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh, sở
thuyết h phân tích, NXB Giáo dục, 1996.
3. Hoàng Minh Châu, Từ Văn Mặc, Từ Vọng Nghi, sở
hoá học phân tích, NXB khoa học kỹ thuật, Nội,
2002.
4. Từ Vọng Nghi, Hoá học phân tích, Phần 1, NXB
ĐHQGHN
pf3
pf4
pf5
pf8
pf9
pfa
pfd
pfe
pff
pf12
pf13
pf14
pf15
pf16
pf17
pf18
pf19
pf1a
pf1b

Partial preview of the text

Download Methods & Equipment for Identifying Chemical Composition: Acid-Base Titration Overview and more Thesis Chemistry in PDF only on Docsity!

HÓA PHÂN TÍCH

Năm học: 2012 – 2013

Giáo viên: Nguyễn Quốc Thắng

ĐT: thangdhcntphcm@gmail.com

NỘI DUNG CHƯƠNG TRÌNH

1. PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH

2. TÀI LIỆU THAM KHẢO

3. KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM

4. ĐỀ CƯƠNG BÀI GIẢNG

1. PHÂN BỐ CHƯƠNG TRÌNH

Nội dung Số tiết

Chương 1: Đại cương về Hoá phân tích

4

Chương 2 : Phương pháp phân tích thể tích 18

Chương 3 : Phương pháp phân tích trọng lượng 5

Chương 4 : Xử lý thống kê kết quả thực nghiệm 3

Tổng cộng: 30

2. TÀI LIỆU THAM KHẢO

  1. Trần Tứ Hiếu, Hoá học phân tích , NXB ĐH QG HN,
  1. Nguyễn Thạc Cát, Từ Vọng Nghi, Đào Hữu Vinh, Cơ sở

lý thuyết hoá phân tích , NXB Giáo dục, 1996.

  1. Hoàng Minh Châu, Từ Văn Mặc, Từ Vọng Nghi, Cơ sở

hoá học phân tích, NXB khoa học và kỹ thuật, Hà Nội,

  1. Từ Vọng Nghi, Hoá học phân tích, Phần 1 , NXB

ĐHQGHN

3. KẾ HOẠCH THI VÀ PHÂN BỐ ĐIỂM

ĐIỂM

ĐIỂM GIỮA KỲ (20%)

ĐIỂM CUỐI KỲ (60%)

ĐIỂM THƯỜNG KỲ (20%)

Chương 1 :

ĐẠI CƯƠNG VỀ HOÁ PHÂN TÍCH

Phân biệt hai khái niệm

Hoá học phân tích Phân tích hoá học

1. 1. Giới thiệu về Hoá phân tích

là một bộ môn khoa học có

nhịêm vụ nghiên cứu các

phương pháp phân tích, các

phương tiện phân tích, các

quy trình phân tích để xác

định thành phần hoá học (và

trong một chừng mực nào

đó, để xác định cấu trúc hoá

học) của các chất.

Phân tích hoá học là một dịch

vụ thử nghiệm, tiến hành theo

những quy trình phân tích

thích hợp cho từng loại mẫu

thử, từng loại thành phần, để

cung cấp các thông tin cụ thể

về thành phần hoá học (cấu

trúc hoá học) của mẫu thử.

→“Hoá học phân tích“ chính là sở lý thuyết của “Phân tích

hoá học”

Phân loại trong hoá phân tích

Phương

pháp

phân tích

Theo lượng

chất khảo

sát

Theo trạng

thái chất

khảo sát

Theo hàm

lượng chất

khảo sát

1. 1. Giới thiệu về Hoá phân tích

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly

1.2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu

1.2.3. Nồng độ và hoạt độ

1.2.4. Định luật tác dụng khối lượng với dung dịch điện ly

1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly

Chất có liên kết ion / cộng hoá trị có cực

Dung môi phân cực

Phân ly hoàn toàn hoặc 1 phần thành

các ion trái dấu dưới dạng solvat hoá

Chất

điện

ly

Quá

trình

điện ly

Bản

chất

dung

môi

Bản

chất

chất

tan

Nhiệt

độ

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

1.2.1. Lý thuyết sự điện ly – Độ điện ly

  • Chất điện ly mạnh

+ Các acid vô cơ: HCl, HBr, HI, HClO 4

, HNO

3 ,

H

2

SO

4

(nấc 1)

+ Các baz kiềm và kiềm thổ

+ Hầu hết các muối

- Chất điện ly yếu hoặc trung bình

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

1.2.2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu – Hằng số

phân ly K

  • Biểu diễn trạng thái các chất điện ly trong dung dịch

+ Chất điện ly mạnh.

+ Chất điện ly yếulg K; pK

  • Hằng số điện ly K

c

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

1.2.3. Nồng độ và hoạt độ

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

Nồng độ cân

bằng: [ ] là

nồng độ các

chất tham gia

phản ứng ở

trạng thái cân

bằng.

Các loại nồng độ mol/lít,

nồng độ đương lượng

Nồng độ

ban đầu: C

là nồng độ

của chất

trước khi

tham gia

phản ứng.

Nồng độ

gốc: C

0

nồng độ của

chất trước

khi đưa vào

hỗn hợp

phản ứng.

1.2.3. Nồng độ và hoạt độ

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

Nồng độ phần triệu (Cppm)

1 triệu gam

dung dịch

Nồng độ phần tỉ (Cppb)

1 tỉ gam

dung dịch

Là khối lượng (g) chất tan

1.2.3. Nồng độ và hoạt độ

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

Định luật bảo toàn proton

Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho các hệ

  • Nước nguyên chất: mức không H 2

O

H

2

O ⇌ H

  • OH

→ [H

] = [OH

  • ]
  • DD HCl: mức không HCl, H 2

O

HCl → H

  • Cl

H

2

O ⇌ H

  • OH

→ [H

] = [Cl

  • ] + [OH - ]
  • DD chứa hh CH 3

COOH C

1

M và HCl C 2

M

Mức không CH 3

COOH, HCl, H 2

O

HCl → H

  • Cl

CH

3

COOH ⇌ CH

3

COO

    • H

H

2

O ⇌ H

  • OH

→ [H

] = [Cl

  • ] + [CH 3

COO

  • ] + [OH - ]

→ [H

] = C 2

+ C

1

– [CH

3

COOH] + [OH

  • ]

Định luật bảo toàn proton

Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ

  • DD chứa hh CH 3

COONa C 1

M và NaOH C 2

M

CH

3

COONa → CH 3

COO

    • Na

C

1

C

1

NaOH → Na

  • OH

C

2

C

2

Mức không: CH 3

COO

  • và H 2

O

CH

3

COO

    • H

⇌ CH 3

COOH (1)

H

2

O ⇌ H

  • OH
  • (2)

→ [H

] = [OH

  • ] – C 2

– [CH

3

COOH]

Định luật bảo toàn proton

Viết biểu thức định luật bảo toàn proton cho hệ

  • DD chứa hh CH 3

COOH C

1

M và CH 3

COONa C 2

M

CH

3

COONa → CH 3

COO

    • Na

C

2

C

2

Mức không: CH 3

COOH và H 2

O

CH

3

COOH ⇌ CH

3

COO

    • H

(1)

H

2

O ⇌ H

  • OH
  • (2)

→ [H

] = [OH

  • ] + [CH 3

COO

  • ] – C 2

Mức không: CH 3

COO

  • và H 2

O

CH

3

COO

    • H

⇌ CH 3

COOH (1)

H

2

O ⇌ H

  • OH
  • (2)

→ [H

] = [OH

  • ] - ([CH 3

COOH] - C

1

Định luật bảo toàn nồng độ đầu

Nồng độ ban đầu của 1 cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng

của các dạng tồn tại của cấu tử đó trong dung dịch

Viết biểu thức định luật bảo toàn nồng độ ban đầu cho:

- H

3

PO

4

CM

H

3

PO

4

⇌ H

  • H 2

PO

4

H

2

PO

4

  • ⇌ H
  • HPO 4

2 -

HPO

4

2 - ⇌ H

  • PO 4

3 -

C = [H

3

PO

4

] + [H

2

PO

4

  • ] + [HPO 4

2 - ] + [PO 4

3 - ]

  • Na 2

CO

3

CM

Na 2

CO

3

→ 2Na

  • CO 3

2 -

CO

3

2 -

  • H

⇌ HCO 3

HCO

3

    • H

⇌ H 2

CO

3

C = [H

2

CO

3

] + [HCO

3

  • ] + [CO 3

2 - ]

Tổ hợp cân bằng

Giả sử có cân bằng sau

- Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch

K

2

A

a

B

a

E

e D

d

1

− 1

Biểu thức ĐL TDKL

eE + dD ⇌ aA + bB

aA + bB ⇌ eE + dD

K

1

E

e D

d

A

a B

b

CH

3

COOH ⇌ CH

3

COO

    • H

K 1

𝐶𝐻 3

𝐶𝑂𝑂

− (H

)

𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻

CH

3

COO

    • H

⇌ CH

3

COOH K

2

(𝐶𝐻 3 𝐶𝑂𝑂𝐻)

𝐻

(𝐶𝐻 3

𝐶𝑂𝑂

− )

1

− 1

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

**- Nhân cân bằng với thừa số n

  • Cộng cân bằng**

3

4

⇌ H

  • 𝐻 2

4

𝐾 𝑎

2

4

⇌ H

  • H𝑃𝑂 4

2 −

𝐾 𝑎 2

4

2 −

⇌ H

  • 𝑃𝑂 4

3 −

𝐾 𝑎 3

3

4

⇌ 3H

  • 𝑃𝑂 4

3 −

𝐾 = 𝐾 𝑎

𝑎

𝑎

5x Fe

2+ − 1 𝑒 ⇌ Fe

3+ 𝐾 1

4

  • 8𝐻

  • 5𝑒 ⇌ Mn

2+

  • 4H 2

O 𝐾

2

5Fe

2 +

  • 𝑀𝑛𝑂 4

+8H

⇌ 5Fe

3+

  • Mn

2 +

  • 4H 2

O K = (K

1

5

. K 2

1. 2. Các khái niệm và định luật cơ bản trong dung

dịch chất điện ly

1. 3. Pha chế dung dịch

1. 3. 1. Pha dung dịch có nồng độ mol/L (C

M

1. 3. 2. Pha dung dịch có nồng độ đương lượng C

N

1. 3. 3. Pha dung dịch có nồng độ phần trăm thể tích

(C%)

1. 3. 4. Pha dung dịch có nồng độ phần trăm khối

lượng

1. 3. 5. Pha dung dịch có nồng độ C

ppm

Pha chế dung dịch

  • Đối với chất rắn
  • Đối với chất lỏng

nồng độ mol/l (C

M

) nồng độ đương lượng (C

N

1. 3. Pha chế dung dịch

2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm cơ bản

2.1.2. Yêu cầu đối với phản ứng chuẩn độ

2.1.3. Phân loại các phương pháp chuẩn độ và kỹ thuật chuẩn

độ

2.1.4. Các bước thực hiện của một quy trình phân tích bằng

phương pháp thể tích

2.1.5. Tính toán kết quả trong phương pháp phân tích thể tích

2.1. Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

phân tích thể tích

  • Nguyên tắc của phương pháp

2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm

cơ bản

Đo thể tích dung dịch thuốc thử đã biết trước nồng

độ chính xác (được gọi là dung dịch chuẩn) được

thêm từ buret vào một thể tích chính xác dung dịch

chất định phân để tác dụng vừa đủ với chất định

phân

  • Nguyên tắc của phương pháp

Chất chuẩn

Dung dịch

chất định

phân

Sự

chuẩn độ

Chất

chỉ thị

Chất chuẩn gốc

  • Các khái niệm cơ bản

Chất chuẩn gốc:

  • Chất thuộc loại phân tích hoặc tinh khiết

hoá học

  • Thành phần hoá học đúng với một công

thức xác định kể cả nước kết tinh

  • Chất gốc và dung dịch của nó phải bền
  • Khối lượng mol phân tử càng lớn càng

tốt

2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm

cơ bản

Chất chỉ thị

Chất chỉ thị là chất có cơ cấu phân tử biến đổi theo nồng

độ một ion trong dung dịch và sự biến đổi đó có thể nhận

ra bằng một dấu hiệu đặc trưng nào đó (thường là màu

hoặc kết tủa).

Chất chỉ thị pH hay chỉ thị acid-bazơ

Chất chỉ thị oxi hóa khử

Chất chỉ thị nồng độ ion

Chất chỉ thị hấp phụ

2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm

cơ bản

Điểm cuối

Điểm tương

đương

Đường cong

chuẩn độ

2.1.1. Nguyên tắc của phương pháp và các khái niệm

cơ bản

  • Thời điểm

kết thúc

chuẩn độ

  • Thời điểm đã

thêm lượng

thuốc thử tác

dụng với toàn

bộ chất định

phân

  • Đường biểu diễn sự

biến thiên nồng độ

của một cấu tử nào

đó trong quá trình

chuẩn độ theo lượng

thuốc thử thêm vào

  • Các khái niệm cơ bản

2. 1. 2. Yêu cầu cho phản ứng chuẩn độ

  • Phản ứng chuẩn độ phải có tính chọn lọc.
  • Phản ứng chuẩn độ phải có vận tốc lớn.
  • Phản ứng chuẩn độ phải xảy ra theo đúng tỉ lệ hợp

thức của phương trình chuẩn độ.

  • Phải lựa chọn được chất chỉ thị thích hợp để xác

định điểm cuối chuẩn độ với sai số cho phép.

  • Phương pháp acid – baz: dựa trên phản ứng giữa acid

và baz để định lượng trực tiếp acid, baz, muối.

  • Phương pháp kết tủa: dựa trên phản ứng tạo hợp chất

ít tan.

  • Phương pháp phức chất: dựa trên phản ứng tạo phức

giữa chất cần phân tích và thuốc thử.

  • Phương pháp oxi hoá – khử: dựa trên phản ứng giữa

chất oxi hoá và chất khử.

2. 1. 3. Phân loại các phương pháp chuẩn độ và kỹ

thuật chuẩn độ

Phân loại theo bản chất của phản ứng chuẩn độ

Độ chuẩn T

R

Độ chuẩn theo chất xác

định (T

R/X

số gam chất X phản

ứng vừa đủ với 1 mL

dung dịch chuẩn là T

R

số gam chất R có

trong 1 mL dung

dịch chuẩn R

𝑅

2. 1. 5. Tính toán kết quả trong phương pháp

phân tích thể tích

F là tỉ số giữa số milimol chất chuẩn R

đã thêm vào số milimol chất X ban đầu

Tỉ phần chuẩn độ F

2. 1. 5. Tính toán kết quả trong phương pháp

phân tích thể tích

mẫu dạng rắn

nồng độ g/L

mẫu dạng lỏng

nồng độ C%

mẫu dạng lỏng

ĐL đương lượng

2. 1. 5. Tính toán kết quả trong phương pháp

phân tích thể tích

2.2. Cân bằng của phản ứng acid - baz và phương pháp

chuẩn độ acid - baz

2. 2. 1. Cân bằng của phản ứng acid - baz trong dung

dịch nước

2. 2. 2. Phương pháp chuẩn độ acid – baz

2. 2. 1. Cân bằng của phản ứng acid – baz trong dung

dịch nước

2.2.1.1. Định nghĩa về acid – baz

2.2.1.2. Cân bằng của nước – Thang pH

2.2.1.3. Quan hệ giữa K a

và K b

của một cặp acid – baz liên hợp

2.2.1.4. pH trong các hệ acid – baz

2.2.1.1. Định nghĩa về acid - baz

Theo Arrhenius Theo Brönsted và Lowry

Acid phân li thành

H

, baz phân ly

thành OH

Acid có khả năng

nhường proton H

,

baz nhận H

Ví dụ:

Acid + H 2

O  H

3

O

  • baz

Baz + H 2

O  acid + OH

HCl + H 2

O  H

3

O

  • Cl

NH

3

+ H

2

O  NH

4

  • OH

Ví dụ:

HCl  H

  • Cl

NaOH  Na

  • OH

2.2.1.2. Cân bằng của nước – Thang pH

Nước là một dung môi lưỡng tính

H

2

O + H

2

O  H

3

O

  • OH

Chỉ số hoạt độ ion hidro: pH = - lg(H

)

Với dung dịch loãng: pH = - lg[H

]; pOH = - lg[OH

  • ]

pH + pOH = 14

pH của các môi trường:

  • Môi trường acid: pH < 7
  • Môi trường trung tính: pH = 7
  • Môi trường baz: pH > 7

2.2.1.3. Quan hệ giữa K

a

và K

b

của 1 cặp acid – baz

liên hợp

Acid + H 2

O  Baz liên hợp

+ H

3

O

K a

Baz + H 2

O  Acid liên hợp

+ OH

  • K b

K

a

càng lớn thì

K

b

càng nhỏ

→Acid càng mạnh K a

càng lớn

→ Baz càng mạnh K b

càng lớn

  • Nếu acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [H

] >> [OH

  • ]
  • Nếu C a

>> [H

] ⟹ [H

] = K a

𝐶 𝑎

𝐻

⟹ [H

]

2 = K a

. C

a

= 𝐾 𝑎

𝑎

  • Nếu C a

≈ [H

] ⟹ Giải phương trình: [H

] = K a

𝐶 𝑎 − 𝐻

𝐻

  • Nếu acid quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [H

] ≈[OH

  • ],

phải giải phương trình (1)

= 𝐾 𝑎

𝑎

  • 𝑂𝐻

− 𝑂𝐻

pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu

Ví dụ:

Tính pH của dung dịch CH 3

COOH 0.1M, pK a

Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [H

] >> [OH

  • ] (1)

Giả sử C a

>> [H

] (2)

[H

] = 𝐾 𝑎

𝑎

− 4. 75 𝑥0. 1 = 10

thoả mãn cả (1) và (2)

⟹ pH = 2.

pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu

Ví dụ:

Tính pH của dung dịch acid salyxilic 10

  • 3 M, pK a

Giả sử acid không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [H

] >> [OH

  • ] (1)

Giả sử C a

>> [H

] (2)

[H

] = 𝐾 𝑎

𝑎

− 3 𝑥 10

− 3 = 10

  • 3 thoả mãn (1) nhưng

không thoả mãn ( 2 )

Nên phải giải lại phương trình [H

] = K a

𝐶 𝑎 − 𝐻

𝐻

[H

]

2

  • K a

.[H

] – C a

.K

a

= 0 ⟹ [H

] = 6.18 x 10

  • 4 ⟹ pH = 3.

pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu

Dung dịch đơn baz yếu NaA C b

Mô tả cân bằng:

NaA → Na

  • A

H

2

O  H

  • OH
  • K w

(1) A

    • H 2

O  HA + OH

  • K b

ĐL BTP: [𝐻

] = [OH

  • ] - [HA] ⟹ [HA] = [OH - ] − [𝐻

]

ĐL BT NĐĐ:

C

b

= [HA] + [A

  • ] ⟹ [A - ] = C b

- [HA] = C

b

- [OH

  • ] + [𝐻

]

ĐLTDKL K

b

𝐻𝐴 OH

𝐴

⟹ [𝑂𝐻

− ] = 𝐾 𝑏

𝐴

𝐻𝐴

− = 𝐾 𝑏

𝑏

  • 𝐻

− − 𝐻

pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu

  • Nếu baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [OH

  • ] >> [H

]

  • Nếu C b

>> [OH

  • ] ⟹ [OH - ] = K b

𝐶 𝑏

𝑂𝐻

⟹ [OH

  • ]

2 = K b

. C

b

− = 𝐾 𝑏

𝑏

  • Nếu C b

≈ [OH

  • ] ⟹ Giải phương trình: [OH - ] = K b

𝐶 𝑏 − 𝑂𝐻

𝑂𝐻

  • Nếu baz quá yếu và nồng độ tương đối nhỏ, nên [OH

     ] ≈[H 

],

phải giải phương trình (2)

− = 𝐾 𝑏

𝑏

  • 𝐻

− − 𝐻

pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu

Ví dụ:

Tính pH của dung dịch NH 3

0.1M, pK b

Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [OH

  • ] >> [H

] (1)

Giả sử C b

>> [OH

  • ] (2)

[OH

  • ] = 𝐾 𝑏

𝑏

− 4. 75 𝑥0. 1 = 10

thoả mãn cả (1) và (2)

⟹ pOH = 2.88 ⟹ pH = 11.

pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu

Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH 3

COONa 10

  • 3 M, pK a

⟹ pK b

Giả sử baz không quá yếu và nồng độ tương đối lớn,

nên [OH

  • ] >> [H

] (1)

Giả sử C b

>> [OH

  • ] (2)

[OH

  • ] = 𝐾 𝑏

𝑏

− 3 𝑥 10

− 4. 75 = 10

    thoả mãn (1)

nhưng không thoả mãn ( 2 )

Nên phải giải lại phương trình [OH

  • ] = K b

𝐶 𝑏

− 𝑂𝐻

𝑂𝐻

[OH

  • ]

2

  • K b

.[OH

  • ] – C b

.K

b

= 0 ⟹ [OH

  • ] = 7.5x 10 - 7

⟹ pOH = 6.12 ⟹ pH = 7.

pH của hệ đơn acid yếu, đơn baz yếu

Dung dịch đệm là dung dịch có thể điều chỉnh sao

cho pH của hệ không hoặc ít thay đổi bất kể quá trình

hoá học có giải phóng hay thu nhận proton.

gồm hỗn hợp 1 acid yếu và

baz liên hợp với nó

dung dịch muối acid của

đa acid

Dung dịch đệm

Đệm acid:

CH

3

COOH /

CH

3

COONa

Đệm baz:

NH

3

/ NH

4

Cl

Dung dịch đệm - pH của dung dịch đệm

Dung dịch đa acid:

Nếu K 1

>> K

2

; K

3

;…; K

w

. Xem như 1 đơn acid yếu có nồng độ C a

hằng số phân ly acid K 1

VD: tính pH của dung dịch H 3

PO

4

0.01 M, có K 1

= 7.6x

  • 3 ; K 2

6.2x

  • 8 ; K 3

= 4.2x

  • 13 .

Vì K 1

>> K

2

; K

3

; K

w

nên có thể xem như aicd yếu 1 nấc.

[H

] = 7.6x10−3 x 0.01 = 8.7x

  • 3 không nhỏ hơn nhiều so với

C

a

Giải pt: [H

]

2

  • K a

. [H

] – K a

C

a

= 0 ⟹[H

] = 5.7x

  • 3 ⟹ pH =

= 𝐾 𝑎

𝑎

  • 𝑂𝐻

− 𝑂𝐻

pH của dung dịch đa acid, đa baz

Dung dịch đa baz: Mô tả cân bằng:

A

n-

  • H 2

O  OH

    • HA

1 - n K b

HA

1 - n

  • H 2

O  OH

    • H 2

A

2 - n K b

H

2

A

2 - n

  • H 2

O  OH

    • H 3

A

3 - n K b

H

n- 1

A

    • H 2

O  OH

    • H n

A K

bn

(n)

H

2

O  H

  • OH
  • K w

Nếu K b

>>K

b

;K

b

;…; K

w

. Xem như 1 đơn baz và tính theo

pH của dung dịch đa acid, đa baz

pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz

Hỗn hợp acid mạnh HY C 1

và acid yếu HA C 2

HY → H

  • Y

C

1

C

1

HA ⇌ H

  • A
  • K a

C C

2

C

1

pl x x x

[] C

2

  • x C 1
  • x x

K

a

C

1

  • x x

C

2

− x

= 𝐶 1

+ K

a

C

2

C

1

Tham khảo

pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz

Hỗn hợp acid yếu HA 1

C

1

K

a

và acid yếu HA 2

C

2

K

a

Nếu K a

.C

1

>> K

a

.C

2

>>K

w

Chọn cb acid HA 1

làm cb chính

Nếu K a

.C

1

K

a

.C

2

>>K

w

= 𝐾 𝑎

1

  • 𝑂𝐻

− 𝑂𝐻

= 𝐾 𝑎

1

𝑎

2

Tham khảo

pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz

Hỗn hợp baz mạnh AOH C 1

và baz yếu NaA C 2

AOH → A

  • OH
  • NaA → Na
  • A

C

1

C

1

C

2

C

2

A

    • H 2

O ⇌ HA + OH

  • K b

C C

2

0 C

1

pl x x x

[] C

2

  • x x C 1
  • x

K

b

C

1

  • x x

C

2

− x

Tham khảo

pH của dung dịch chứa hỗn hợp acid hoặc hỗn hợp baz

Hỗn hợp baz yếu NaA 1

C

1

K

b

và baz yếu NaA 2

C

2

K

b

Nếu K b

.C

1

K

b

.C

2

>>K

w

Nếu K b

.C

1

>> K

b

.C

2

>>K

w

Chọn cb baz NaA 1

làm cb

chính

= 𝐾 𝑏

1

  • 𝐻

− − 𝐻

Tham khảo

2.2.2. Phương pháp chuẩn độ acid - baz

2. 2. 2. 1. Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương

pháp

2. 2. 2. 2. Chỉ thị acid – baz

2. 2. 2. 3. Các phương pháp chuẩn độ acid – baz

2. 2. 2. 4. Ví dụ định lượng bằng phương pháp chuẩn

độ acid – baz

2.2.2.1. Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp

Phương

pháp

chuẩn

độ acid

- baz

phản ứng trao đổi proton

thoả mãn yêu cầu phản ứng chuẩn độ

acid mạnh (HCl, H

2

SO

4

) để chuẩn độ baz

NaOH, KOH, NH

3

muối cacbonat, …

baz mạnh (NaOH, KOH) để chuẩn độ acid

HCl, H

2

SO

4

CH

3

COOH, muối amoni, …

Dùng chỉ thị có màu thay đổi theo pH

Đường cong chuẩn độ theo pH