Áp dụng cho chương trình phổ thông

1

CHƯƠNG 1

ĐỐI TƯỢNG NHIỆM VỤ HÓA HỌC PHÂN TÍCH VÀ MỐI LIÊN HỆ

VỚI VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG

1.1. Đối tượng, nhiệm vụ của hóa học phân tích

Hóa phân tích là bộ môn của ngành hóa học nghiên cứu về thành phần cấu tạo và

hàm lượng các thành phần của những mẫu khảo sát. Hóa phân tích thường được chia

thành hóa phân tích định tính và hóa phân tích định lượng.

Nhờ phân tích định tính, ta xác định được chất hay mẫu phân tích gồm những

nguyên tố nào, những ion, những nhóm nguyên tử hoặc phân tử nào hoặc các phần tử

nào tham gia vào phản ứng phân tích.

Phân tích định lượng cho ta khả năng xác định hàm lượng của các hợp phần

riêng lẻ trong mẫu phân tích. Khi tiến hành phân tích nên phân tích định tính trước sau

đó chọn phương pháp phân tích định lượng phù hợp.

Nhiệm vụ chủ yếu của hóa học phân tích như sau:

- Phát triển và hoàn thiện lý thuyết về các phương pháp phân tích hóa học và hóa

lý trên cơ sở khoa học, nghiên cứu, hoàn thiện các thủ thuật, các phương pháp nghiên

cứu, kể cả phương pháp tự động hóa.

- Nghiên cứu các phương pháp tách chất ra khỏi hỗn hợp phức tạp sau đó định

lượng chúng, nghiên cứu các phương pháp làm giàu vi cấu tử.

- Nghiên cứu và hoàn thiện các phương pháp phân tích các hợp chất tự nhiên của

môi trường xung quanh, các vật liệu kĩ thuật…

- Giúp đỡ các ngành khoa học kĩ thuật khác nhau dùng phân tích hóa học để

kiểm tra các quá trình nghiên cứu.

- Xây dựng phương pháp tự động phân tích, kiểm tra các quá trình kỹ thuật ngay

trực tiếp trong hiện trường, điều khiển các quá trình đó bằng cách ứng dụng máy tính để

điều khiển sự hoạt động của các máy móc phân tích với những phần mềm thích hợp

- Đối với trường trung học phổ thông, hóa học phân tích làm cho học sinh nắm

vững một cách tự giác và có hệ thống những sự kiện điển hình, những khái niệm, những

định luật và lí thuyết cơ bản và áp dụng những hiểu biết đó vào việc học tập, lao động

và thực tiễn cuộc sống.

- Hóa học phân tích làm cho học sinh lĩnh hội được kiến thức về các nguyên tắc

khoa học của nền sản xuất hoá học, về ứng dụng của hoá học trong các ngành sản xuất

và quốc phòng.

2

- Hóa học phân tích làm cho học sinh rèn kĩ năng có tính chất kĩ thuật tổng hợp

về hoá học như cân, đong, pha chế, mô tả, ghi chép, tra cứu, …

- Hóa học phân tích có vai trò lớn trong việc rèn luyện ý thức bảo vệ môi trường,

khai thác tài nguyên môi trường phục vụ cho sự phát triển, công nghiệp hoá và hiện đại

hoá đất nước

Như vậy hóa học phân tích là một môn học cung cấp cho HS một vốn hiểu biết

về hoá học phân tích ở mức độ trung học và tương đối hoàn chỉnh, có tính chất kĩ thuật

tổng hợp để trên cơ sở đó, sau khi tốt nghiệp PT có thể tham gia có hiệu quả vào công

cuộc lao động, bảo vệ tổ quốc hoặc tiếp tục học thêm.

1.2. Nội dung chủ yếu của hóa học phân tích ở trường phổ thông

Hoá phân tích ở trường phổ thông chủ yếu cũng 3 phần: phân tích định tính, phân

tích định lượng và phân tích công cụ

1.2.1. phân tích định tính

Có từ lớp 8 đến lớp 12 thông qua các bài tập nhận biết, tách riêng, điều chế.

Chương sự điện li cũng là nội dung quan trọng của lớp 11

1.2.2. Phân tích định lượng

Trãi dài từ chương trình lớp 8 đến lớp 12 thông qua các bài bài tập xác định hàm

lượng, tính %, tính hiệu suất, xác định công thức phân tử, tính toán một đại lượng khi có

các dữ kiện….

1.2.3. Phân tích công cụ

Chủ yếu tập trung ở chương trình 12 bài điện phân và dãy điện hóa

1.3. Mối quan hệ giữa hóa học phân tích và hóa học ở trường phổ thông

Hoá học phân tích có quan hệ mật thiết với chương trình hoá học phổ thông, cụ

thể phân tích định tính là nền tảng của các bài tập nhận biết, tách riêng, điều chế, xác

định thành phần của chất, dung dịch, hỗn hợp…Phân tích định luợng là cơ sở để làm

các bài tập mang tính chất định luợng, xác định hàm lượng các chất.

3

CHƯƠNG 2

LÝ THUYẾT CÂN BẰNG ION TRONG GIẢNG DẠY Ở PHỔ THÔNG

2.1. Chất điện li là các chất bị ion hóa trong dung dịch tạo ra môi trường dẫn điện.

2.1.1. Chất điện li mạnh

Các chất điện li mạnh bị ion hóa hoàn toàn, đa số các muối tan, kiềm và axit

mạnh, muối không tan đều là chất điện li mạnh.

2.1.2. Chất điện li yếu

Các chất điện li yếu chỉ bị ion hóa một phần, các axit yếu , bazơ yếu và phức

chất là chất điện li yếu.

H2SO4 bị ion hóa hoàn toàn thành HSO4- và H3O+ cho nên nó là chất điện li

mạnh. Trong khi đó HSO4- là chất điện li yếu vì nó chỉ phân li một phần (K2 = 10-2).

Để đặc trưng cho khả năng phân li của các chất trong dung dịch, người ta dùng

hai đại lượng: độ điện li α và hằng số điện li K ( hằng số cân bằng ). Độ điện li α của

một chất phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất và nồng độ của chất điện li trong dung dịch.

Độ điện li α và hằng số cân bằng có mối liên hệ với nhau qua hệ thức sau ( Chỉ xét chất

điện li yếu 1 nấc )

2CαK=

1-α ( C : Nồng độ ban đầu của chất tan )

2.2. Lí thuyết ARRHENIUS về axit-bazơ

Axit là chất trong phân tử có chứa hiđro và phân li trong nước tạo thành ion H+

và anion.

Bazơ là chất có chứa nhóm hiđroxil và phân li trong nước tạo ra các ion OH- và

các cation.

Thuyết này cho phép hệ thống hóa các axit và bazơ, giải thích tính chất chung

của các axit và bazơ ( phản ứng trung hòa, làm đổi màu các chất chỉ thị màu,…), nghiên

cứu các cơ sở định lượng của lý thuyết các axit và các bazơ.

Tuy nhiên thuyết này còn mắc phải một số nhược điểm sau:

- Tính chất axit bazơ chỉ được xét trong dung môi nước

- Không đánh giá được dung môi trong quá trình phân li

- Một số phản ứng có bản chất axit- bazơ nhưng thuyết này không giải thích

được như:

NH3(Khí) + HCl(khí) NH4Cl(rắn)

4

Phản ứng trong NH3 lỏng:

NaNH2 + NH4Cl NaCl + 2 NH3

Để khắc phục các nhược điểm trên BRONSTED - LOWRRY đưa ra lý thuyết

mới về axit-bazơ

2.3. Lí thuyết BRONSTED - LOWRRY về phản ứng axit-bazơ

2.3.1. Các định nghĩa

1. Axit: là chất có khả năng nhường proton (H+).

Vậy axit có thể là các phân tử trung hòa hay các ion mang điện tích.

Ví dụ: HCl, NH4+, Al3+, Fe3+

2. Bazơ: là chất có khả năng nhận proton (H+).

Vậy bazơ có thể là các phân tử trung hòa hay các ion mang điện tích.

Ví dụ: NaOH, CH3COO-, CO32-, F-

3. Chất lưỡng tính: là những chất vừa có khả năng nhường proton H+ vừa có khả

năng nhận proton H+.

Ví dụ: HCO3-, H2PO4

-, HPO42-

4. Cặp axit-bazơ liên hợp: là cặp chất axit-bazơ khác nhau ở 1ion H+. Mỗi một

axit sau khi cho một proton trở thành bazơ gọi là bazơ liên hợp với axit đó. Mỗi một

bazơ sau khi nhận một proton trở thành axit gọi là axit liên hợp với bazơ đó.

Ví dụ: CH3COOH/CH3COO- ; NH4+ /NH3

Một cặp-axit bazơ liên hợp có thể biểu diễn bằng hệ thức sau:

Axit Bazơ + H+

5. Phản ứng axit-bazơ : Là phản ứng trong đó có sự cho và nhận proton H+. Vậy

để có phản ứng axit-bazơ thì tối thiểu phải có 2 cặp axit-bazơ liên hợp. Proton không có khả năng tồn tại ở trạng thái độc lập trong nước nên sự phân li

của các axit và bazơ trong nước được xem như tương tác hóa học của nước với axit và

bazơ.

Axit + H2O Bazơ + H3O+

Bazơ + H2O Axit + HO-

Thí dụ:

CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

HPO42- + H2O PO4

3- + H3O+

NH3 + H2O NH4+ + OH-

5

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-

CN- + H2O HCN + OH-

Theo quan niệm cổ điển thì NH4+ không phải là axit và CN- không phải là bazơ

mà là cation và anion của các muối thủy phân, nhưng theo định nghĩa của Bronsted thì

NH4+ là axit và CN- là bazơ và phản ứng thuỷ phân chính là phản ứng của axít NH4

+ hay

bazơ CN- với nước.

Tùy theo bản chất của dung môi, một chất có thể thể hiện tính axít hay bazơ.

Trong chương này chúng ta đề cập chủ yếu đến các phản ứng axít hay bazơ trong

dung môi là nước.

2.3.2. Hằng số axít Ka . Hằng số bazơ Kb

1. Cường độ axít. Hằng số axít Ka

Nước là dung môi lưỡng tính có thể cho hoặc nhận proton. Một axit khi được hòa

tan trong nước sẽ nhường proton cho nước theo phản ứng:

A + H2O B + H3O+ (a)

Trong đó A là axit, B là bazơ liên hợp với A, axit càng mạnh tức là nhường

proton cho nước càng nhiều, cân bằng (a) chuyển dịch sang bên phải càng nhiều nên

hằng số cân bằng của cân bằng càng lớn.

+3

2

B H OK=

A H O

Trong 1 lít nước có 1000/18 = 55,5 mol/l, khi dung dịch loãng có thể coi nồng độ

của H2O không đổi và bằng 55,5 mol, ta có thể viết:

+3

2 a

B H OK H O = =K

A (2.1)

Trong đó Ka được gọi là hằng số axit và biểu thị cường độ của axít, Ka càng lớn

axit càng mạnh. Người ta xác định các hằng số axit cho mọi axit rồi liệt kê trong các

bảng tra hay trong các sổ tay hóa học.

Có những axít mà phân tử chứa hai hay nhiều hơn hai proton có thể tách ra trong

nước. Những axit đó được gọi là các đa axit. Trong dung dịch nước, phân tử các đa axít

phân li lần lượt theo nhiều nấc và trong mỗi một nấc cho một proton. Ứng với mỗi nấc

có một hằng số axít. Thí dụ: axít H2CO3 phân li theo hai nấc và có hai hằng số axít là

Ka1 và Ka2.

H2CO3 HCO3- + H+

6

HCO3- CO3

2- + H+

+ -3 -6,4

a12 3

H HCOK = =10

H CO

+ 2-

3 -10,3a2 -

3

H COK = =10

HCO

Đối với đa axit sau khi nấc một phân li thì phân tử trở thành anion mang một

điện tích âm và anion đó giữ H+ còn lại càng chặt chẽ hơn, vì thế cân bằng phân li nấc

một bao giờ cũng xảy ra mạnh hơn nấc hai, nấc hai mạnh hơn nấc ba,…do đó đối với

các đa axít Ka1 >> Ka2 >> Ka3…

2. Cường độ bazơ. Hằng số bazơ Kb

Một bazơ càng mạnh khi hòa tan trong nước sẽ nhận proton của nước càng nhiều, hằng

số cân bằng của cân bằng càng lớn, được biểu diễn:

B + H2O A + OH- (a)

-

2

A OHK=

B H O

Trong các dung dịch loãng, nồng độ của H2O coi như không đổi nên có thể viết:

-

2 b

A OHK H O = =K

B (2.2)

Kb được gọi là hằng số bazơ và biểu thị cường độ bazơ, Kb càng lớn thì tính bazơ

càng mạnh. Người ta xác định các hằng số bazơ cho mọi bazơ rồi liệt kê trong các bảng

tra, sổ tay hóa học.

Trong thực tế, để tiện cho việc tính toán và biểu diễn bằng đồ thị người ta hay

dùng các đại lượng thay thế, chuyển đổi như sau:

pKa = - lgKa

pKb = - lgKb

2 2H O H OpK lgK

pH = - lg[H+]

pOH = - lg[OH-]

3. Quan hệ giữa hằng số Ka và hằng số Kb của một cặp axit- bazơ liên hợp

Từ hai hệ thức (2.1) và (2.2) ta có phương trình.

Ka.Kb = [B].[H3O+ ].[A].[OH- ]/[A].[B]

7

Ka.Kb = [H3O+ ].[OH- ] = 2H OK (2.3)

hoặc pKa + pKb = 2H Op K = 14 (ở 250C)

Như vậy tích số của hằng số axit và hằng số bazơ của một cặp axit-bazơ liên hợp

bằng tích số ion của nước. Vì tích số ion của nước là một hằng số nên: nếu hằng số axít

Ka càng lớn, nghĩa là axit A cành mạnh thì hằng số Kb của bazơ càng nhỏ nghĩa là bazơ

đó càng yếu.

Ví dụ: HCl là một số axit mạnh Ka = + thì bazơ liên hợp của nó Cl- là bazơ vô

cùng yếu có Kb = 0, thường được coi như trung tính.

HCN là một axit yếu có Ka= 10-4,6 thì bazơ liên hợp CN- đã thể hiện tính bazơ, đặc trưng

bằng hằng số bazơ: Kb = 10-14/Ka = 10-14/10-4,6 = 10-9,4

2.3.3. Tính pH của các dung dịch axit , bazơ, muối

2.3.3.1. Công thức tổng quát để tính nồng độ ion H+ cho dung dịch hỗn hợp axit và

bazơ liên hợp

Giả sử hòa tan vào nước một axit HA có nồng độ ban đầu là CA và bazơ liên hợp

với nó (A-) là muối NaA có nồng độ CB. Trong dung dịch sẽ có hai cân bằng:

HA H+ + A-

H2O H+ + OH-

Và phương trình phân li hoàn toàn của muối NaA

NaA Na+ + A-

từ hai phương trình trên ta có thể viết :

[H+].[A-]/[HA] = Ka (a)

[H+].[OH-] = 2H OK (b)

Áp dụng định luật bảo toàn khối lượng đối với ion A- có hệ thức:

[HA] + [A-] = CA + CB (c)

Áp dụng định luật bảo toàn điện tích trong dung dịch nên ta có:

[A-] + [OH-] = [H+] + [Na+] (d)

Muối NaA phân li hoàn toàn nên:

[Na+] = CB (e)

từ 5 phương trình a, b, c, d, e ta có:

+ -

A+a + -

B

C - H + OHH =K

C + H + OH

(2.4)

Công thức (2.4) có thể được thiết lập như sau:

8

từ phương trình (a) ta có: +a -

HAH =K .

A

(a’)

Trong đó [HA] là nồng độ cân bằng của HA. Nồng độ đó bằng nồng độ ban đầu

của HA(CA) trừ đi nồng độ [H+] do HA phân li ra, nồng độ này lại bằng nồng độ H+

chung trong dung dịch [H+] trừ đi nồng độ H+ do nước phân li ra, mặt khác nồng độ H+

do nước phân li ra bằng nồng độ OH-, vậy:

[HA] = CA – ([H+] - [OH-]) = CA – [H+] + [OH-] (f)

Còn nồng độ cân bằng [A-] bằng nồng độ của A- do NaA phân li ra (CB) cộng với nồng

độ của A- do HA phân li ra, mặt khác nồng độ này bằng nồng độ H+ do HA phân li ra,

mà nồng độ H+ do HA phân li ra bằng nồng độ H+ chung trong dung dịch trừ đi nồng độ

OH-, vậy:

[A-] = CB + [H+] - [OH-] (g)

Thay [HA] và [A- ] vào (a’) ta được công thức (2.4) :

+ -

A+a + -

B

C - H + OHH =K .

C + H - OH

Công thức tổng quát này có thể sử dụng để tính pH của mọi dung dịch axit, bazơ

hay muối. Tuy nhiên trong từng trường hợp cụ thể ta lại có thể đơn giản bớt các thành

phần để tính gần đúng cho đơn giản hơn nhưng với độ chính xác chấp nhận được. Dưới

đây ta xem xét cách tính pH cho các trường hợp theo việc sử dụng công thức này.

2.3.3.2. pH của dung dịch đơn axit rất mạnh HA có nồng độ CA

HA là một axit rất mạnh nên trong nước coi như phân li hoàn toàn:

HA H+ + A-

Ka =

từ công thức (2.4) ta có:

+ + -

B+ -

a

H . C + H - OHH + OH =

K

Vì Ka = ; và [H+ ]. (CB + [H+ ] - [OH- ] 0

Nên CA - [H+ ] - [OH- ] = 0 rút ra [H+ ] = CA + [OH- ] (2.5)

công thức (2.5) cũng có thể suy ra từ công thức (f), do HA phân li hoàn toàn nên [HA]

= 0, từ công thức (f) ta có CA - [H+ ] - [OH- ] = 0 => [H+ ] = CA + [OH- ]. Công thức

(2.5) bao gồm cả H+ do axit HA phân li ra và H+ do nước phân li ra.

9

[H+ ] = CA + 2

2

2H O + +A H O+

K=> H -C . H -K =0

H

(2.5’)

Khi nồng độ axit HA lớn hơn 10-7M thì H+ do nước phân li ra không đáng kể, tức

là có thể bỏ qua sự phân li của nước, nghĩa là H+ trong dung dịch là do H+ của HA phân

li. Khi đó

CA = [H+] và pH = -lg[H+] = - lgCA

Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl 1M và 5.10-3M.

- Đối với dung dịch HCl nồng độ 1M thì ta có pH = - lg1 = 0

- Đối với dung dịch HCl5.10-3M thì pH = - lg(5.10-3) = 2,3.

Khi nồng độ axit CA ≤ 10-7M thì phải tính pH từ phương trình (2.5) hay (2.5’).

Giải phương trình bậc hai này, được 2 nghiệm, ta sẽ lấy nghiệm dương.

Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl 10-8M.

Nếu bỏ qua H+ do nước phân li ra thì pH của dung dịch là 8. Điều này không

đúng, ta phải dùng công thức (2.5’) để tính pH, khi đó pH của dung dịch sẽ là:

[H+]2 – 10-8 [H+ ] – 10-14 = 0

Giải phương trình này sẽ tính được [H+ ] = 10-6,9 suy ra pH = 6,9.

Nếu CA << 10-7 có thể bỏ qua CA cạnh [OH- ] trong công thức (2.5) và khi đó:

[OH- ] = [H+ ] = 2H OK , môi trường khi này coi như là trung tính.

2.3.4.3. pH của dung dịch đơn bazơ rất mạnh có nồng độ CB

Các đơn bazơ mạnh thường là hiđroxit của các kim loại kiềm, trong nước chúng

phân li coi như hoàn toàn theo phương trình:

BOH B+ + OH-

Lập luận tương tự như đối với dung dịch axít mạnh ta có:

[OH- ] = CB + [H+] (2.6)

CB là nồng độ ban đầu của bazơ . Thay giá trị của [OH-] = 2H O+

KH

ta được:

[H+ ] + CB [H+] - 2H OK = 0 (2.6’)

Phương trình này dùng để tính chính xác pH của dung dịch đơn bazơ rất mạnh có

nồng độ CB và hằng số bazơ Kb =

Nếu nồng độ CB của bazơ lớn hơn 10-7M thì lượng OH- do nước phân li ra không

đáng kể và có thể bỏ qua được. Do đó [OH- ] = CB

10

Và [H+ ] = 2H O+

KH

= 2H O

B

KC

=> pH = 14 – pOH = 14 + lgCB.

Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaOH 0,1M

[OH-] = 10-1 => pOH = -lg[OH-] = 1 => pH = 14 – pOH = 14 -1 =13.

Nếu CB ≤ 10-7 thì phải tính pH theo công thức (2.6’).

Nếu CB << 10-7 có thể bỏ qua CB cạnh [H+] trong công thức (2.6) và khi

đó: [OH- ] = [H+ ] = 2H OK , môi trường khi này coi như là trung tính.

2.3.4.4. pH của dung dịch đơn axit yếu HA có hằng số axít Ka và nồng độ ban đầu CA

Trong dung dịch chỉ có axit yếu HA nên nồng độ bazơ liên hợp của nó CB trong

công thức (2.4) rất nhỏ, có thể coi bằng không và công thức tính pH của dung dịch axit

yếu là:

+ -

A+a + -

C - H + OHH =K .

H - OH

(2.7)

Tuỳ từng trường hợp cụ thể lại có thể đơn giản hoá công thức (2.7) như sau:

- Nếu [OH-] << [H+] nghĩa là có thể bỏ qua sự phân li của nước, tức là bỏ qua

nồng độ ion H+ do nước phân li ra, khi đó ta có thể bỏ qua [OH- ] bên cạnh [H+]. Công

thức (2.7) sẽ được đơn giản còn:

+

A+a +

C - HH =K .

H

, ta có Ka = 2+

+A

HC - H

(2.7’)

Đây là phương trình bậc hai với [H+]

- Nếu coi [H+ ] << CA (tức là axít phân li yếu, nồng độ ion H+ do axit phân li ra

nhỏ hơn nồng độ ban đầu của axit) thì phương trình (2.7) sẽ là:

2+

+a a A

A

HK = hay H = K .C

C (2.7”)

pH = -lg[H+ ] = 0,5pKa – 0,5.lgCA (2.7’”)

Ví dụ: - Tính pH của dung dịch axit CH3COOH 0,1M.

Biết 3CH COOHK = 10-4,75

Sử dụng công thức (2.7’”) thì

pH = -0,5.lg10-4,75 – 0,5.lg0,1 = 2,375 + 0,5 = 2,875

- Tính pH của dung dịch NH4Cl 0,1M, biết NH3 là bazơ yếu có pKb = 4,75

Sử dụng công thức (2.7’”)

11

NH4Cl NH4+ + Cl-

NH4+ + H2O NH3 + H3O+ suy ra NH4

+ là một axit yếu.

+4NH

pK = 14 - 3NHpK = 9,25

nên pH = 0,5.9,25 + 0,5 = 5,13

- Nếu nồng độ ban đầu của axit CA nhỏ, hay axit có hằng số Ka tương đối lớn

(nghĩa là axít không yếu lắm) thì không thể bỏ qua H+ cạnh CA được. Khi đó muốn tính

pH chính xác ta phải dùng công thức (2.7’). Người ta thường quy ước ngưỡng để tính

là: nếu axit có Ka< 10-4 hoặc tỉ số (CA / Ka) > 400 thì sử dụng công thức (2.7”)

Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COOH 10-4 M, biết 3CH COOHK = 10-4,75. Nồng

độ CA nhỏ nên để tính pH chính xác ta không thể bỏ qua [H+] cạnh CA được mà phải áp

dụng công thức (2.7’), tức là phải giải phương trình:

[H+]2 = 10-4,75.10-4 – 10-4,75. [H+]

[H+]2 + 10-4,75. [H+] – 10-4,75 = 0

Giải ra ta được [H+] = 0,81. 10-4,38 và pH = -lg[H+] = 4,470. Nhưng nếu bỏ qua

[H+] cạnh CA thì pH = 0,5 . 4.75 – 0,5.lg10-4 = 2, 375 + 2 = 4,375.

Nếu CA khá nhỏ để [A- ] << [OH- ] tức là H+ do axit HA phân li ra không đáng

kể so với H+ do nước phân li ra thì H+ trong dung dịch hầu hết do nước phân li ra. Do

đó: [H+ ] = [OH- ] = 2H OK , môi trường khi này coi như là trung tính.

2.3.3.5. pH của dung dịch đơn bazơ yếu có hằng số bazơ Kb và nồng độ ban đầu CB

Lập luận tương tự như dung dịch đơn axit yếu ở trên, trong dung dịch chỉ có

bazơ yếu nên CA trong công thức (2.4) rất nhỏ, coi như bằng không, vậy công thức tính

pH của một dung dịch bazơ yếu là:

- +

+a - +

B

OH - HH =K .

C - OH + H

(2.8)

Nếu [H+] << [OH-] thì [H+ ] = Ka. -

-B

OHC - OH

(2.8’)

hoặc

OHCOHKOHK

BaOH ./

2

OHCKOHCK

KOH BbB

a

OH2

Nếu [OH+] << CB có thể bỏ qua giá trị CB cạnh [OH-] , khi này lại có:

12

[OH-]= Bb CK . pOH = 0,5pKb– 0,5lgCB và pH = 14 – pOH (2.8”)

Nếu nồng độ ban đầu của bazơ CB nhỏ, hay bazơ có hằng số Kb tương đối lớn

(nghĩa là bazơ không yếu lắm) thì không thể bỏ qua OH- cạnh CB được. Khi đó muốn

tính pH chính xác ta phải dùng công thức (2.8’). Người ta thường quy ước ngưỡng để

tính là: nếu bazơ có Kb< 10-4 hoặc tỉ số (CB / Kb) > 400 thì sử dụng công thức (2.8”).

Nếu CB khá nhỏ, CB << 10-7 M, thì lại coi như [H+ ] = [OH- ] = OHK2

hay môi

trường khi này là trung tính.

Ví dụ: - Tính pH của dung dịch NH3 0,1M, biết Kb = 1,75.10-5

NH3 + H2O NH4+

+ OH-

pOH = 0,5.4,75 – 0,5.lg0,1 = 2,38 + 0,5 = 2,88 và pH = 14 – 2,88 = 11,12

- Tính pH của dung dịch KCN 0,1 M, biết đây là muối của axít yếu HCN

có pKa = 9,21.

Trong dung dịch nước KCN phân li hoàn toàn:

KCN K+ + CN –

CN- + H2O HCN + OH-

CN- là bazơ liên hợp của axít HCN nên pKCN = 14 – pKHCN = 14 – 9,21 = 4,79.

Vậy:

pOH = 0,5.4,79 – 0,5.lg 0,1 = 2,4 + 0,5 = 2,9.

pH = 14 – 2,9 = 11,1

2.3.3.6. pH của dung dịch hỗn hợp đơn axit yếu và bazơ liên hợp với nó

Thiết lập công thức tính pH của dung dịch chứa axit yếu HA với nồng độ ban

đầu là CA và bazơ liên hợp với nó là A- ( trong muối NaA có nồng độ ban đầu là CB).

Để tính chính xác pH của dung dịch chứa HA và NaA với nồng độ ban đầu là CA

và CB, sử dụng công thức sau:

OHHCOHHCKH

B

Aa .

Nhưng thường [H+] và [OH-] không đáng kể so với CA và CB vì HA và A- ngăn

cản lẫn nhau làm cho chúng ion hoá theo phương trình sau:

HA + H2O A- + H3O+

A- + H2O HA+ HO-

Nên H3O+ và HO- sinh ra không được nhiều, do đó pH của dung dịch thực tế

được tính theo công thức:

13

B

Aa C

CKH .

tức là pH = pKa – lgCA/CB (2.9)

nếu CA = CB thì pH = pKa (2.9’)

Ví dụ: - Tính pH của dung dịch chứa hỗn hợp CH3COOH 0,2M và CH3COONa

0,1M. Biết 3CH COOHpK = 4,75.

Theo đầu bài thì CA = 0,2 và CB = 0,1.

Vậy: pH = 4,75 – lg0,2 + lg0,1 = 4,45

- Tính pH của dung dịch chứa hỗn hợp NH4OH 0,2M và NH4Cl 0,1M. Biết

3NHpK = 4,75.

Như vậy axit yếu trong hỗn hợp là NH4+ và bazơ liên hợp với nó là NH3.

pKa =14 - pKb = 14 – 4,75 = 9,25.

pH = 9,25 – lg(0,1/0,2) = 9,25 + 0,3 = 9,25.

2.3.3.7. pH của dung dịch hỗn hợp axit yếu và bazơ không liên hợp với nó

Giả sử có một hỗn hợp axit HA1 có nồng độ CA của hệ HA1/A-

1 và bazơ A-2 nồng

độ CB của hệ HA2/A-2, các hằng số axit của hai hệ là K1 và K2.

Để tính pH của dung dịch này ta lập phương trình bảo toàn proton xuất phát từ

HA-, A-2, H2O.

[HA2] + [H+] = [OH-] + [A1-].

Nếu [H+] và [OH-] không đáng kể, thì [HA2] = [A-1]

Hoặc

HKKC

HKHC AB

1

1

2

..

Vì với axit HA1 thì HA1 H+ + A-1 nên [HA1] + [A-

1] = CA (a)

Và K1 = 1

1.HA

AH

(b)

Từ (b):

HK

HAA 1

1

1 và như vậy 1

1

11

1

KHK

AHAA

Căn cứ vào (a):

1

1

KHK

CA

A

, từ đó suy ra

11

1

11

.

.

KHHCHA

KHKCA

A

A

14

Nếu CA = CB thì +

1+ +

2 1

H K=K + H K + H

hoặc [H+]2 = K1.K2

Và pH = 0,5.(pK1 + pK2). (2.10)

Nếu các nồng độ CA và CB không bằng nhau, CA = m CB thì phải giải phương trình:

HKKCm

HKHC BB

1

1

2

.... hoặc

HKKm

HKH

1

1

2

.

Ví dụ: Tính pH của dung dịch muối NH4CN 0,1M. Biết HCN có pKHCN = 9,21 và NH3

có 3NHpK = 4,76.

+

2 34

+4

H O NHNH

HCN NH

pH =pK -pK =14-4,76=9,24

pH=0,5.(pK +pK )=0,5.(9,21+9,24)=9,23

2.3.3.8. pH của các dung dịch hỗn hợp các đơn axit

pH của các dung dịch hỗn hợp axit mạnh HAm và axít yếu HAy

Trong dung dịch có các cân bằng sau:

HAm → H+ + A-m

với Ka = (a)

HAy H+ + Ay với Ka (b)

H2O H+ + OH- với KH2O (c)

Để tính chính xác nồng độ H+ của dung dịch, phải tính lượng H+ do cả 3 phương

trình trên sinh ra. Nhưng trong tuyệt đại số các trường hợp có thể bỏ qua H+ do nước

phân li vì nước phân li yếu, ion H+ do hai axit phân li ra đã ngăn chặn cản sự phân li

của nước cho nên H+ trong dung dịch coi như chỉ do hai axit phân li.

Phản ứng (a) chuyển dịch hoàn toàn về phía bên phải và [H+] do phản ứng này

sinh ra làm cho phản ứng ở cân bằng (b) chuyển dịch về phía bên trái tức là làm kìm

hãm sự phân li của axit do đó. Khi này có thể chia làm các trường hợp:

Trường hợp 1: Nếu nồng độ ban đầu của axít yếu nhỏ hơn, bằng hoặc không lớn

hơn nhiều so với nồng độ của axit mạnh, thì pH chỉ do axit mạnh nhất quyết định.

Ví dụ: Tính pH của hỗn hợp chứa hai axit HCl và CH3COOH nồng độ mỗi axit

tương ứng là 0,1M.

Khi này có thể bỏ qua sự phân li của CH3COOH, nồng độ của ion H+ sẽ là 10-1

ion g/l, vì HCl phân li hoàn toàn, nên pH = 1.

Trường hợp 2: Nếu nồng độ của axit yếu lớn hơn rất nhiều nồng độ của axit

mạnh thì phải kể đến sự phân li của axit yếu.

15

Ví dụ: Tính pH của dung dịch gồm hai axit HCl nồng độ 10-2 M và axit

CH3COOH nồng độ 1M.

Gọi nồng độ của CH3COO- trong dung dịch là x thì [CH3COOH] = 1-x, [H+] = x

+ 0,01. Sử dụng định luật bảo toàn khối lượng cho cân bằng (b) thì:

[H+] = Ka. COOCH

COOHCH

3

3 hay 10-2 + x = 10-4,75.(1-x)/x

Và giải phương trình tương đương với x2 + (10-2 + 10-4,75). x = 0, bỏ 10-4,75 bên

cạnh 10-2 thì phương trình trở thành x2 + 10-2.x – 10-4,75 = 0. Giải phương trình này

nghiệm x nhận được là x = 1,3.10-2 từ đó suy ra giá trị pH = 1,64.

pH của các dung dịch hỗn hợp axit yếu HAy1 và HAy2

Trong dung dịch của hỗn hợp này có các cân bằng sau:

HAy1 H+ + A-y1

HAy2 H+ + A-y2

H2O H+ + OH-

Có 3 trường hợp thường gặp:

Trường hợp 1: Hai axit có hằng số axit và nồng độ gần bằng nhau. Khi đó gọi

nồng độ mỗi axit là C, nồng độ H+ do axit HAy1 phân li ra là (x), nồng độ H+ do axit

HAy2 phân li ra là (y), nếu bỏ qua sự phân li của nước thì:

HAy1 H+ + A-y1

C – x x + y x

HAy2 H+ + A-y2

C – y x + y y

KHAy1 = x. (x + y)/(C-x); KHAy2 = y.(x-y)/(C-y)

Thông thường thì x và y nhỏ hơn C rất nhiều nên có thể bỏ qua chúng bên cạnh

C, khi đó:

KHAy1 = x. (x + y)/C; KHAy2 = y.(x-y)/C

KHAy1 + KHAy2 = (x + y) (x + y)/C = (x+y)2/C

[H+] = C.(KHAy1 + KHAy2 ) → [H+] = 21

.yy HAHA KKC (2.11)

Ví dụ: Tính pH của dung dịch gồm axit meta asenơ HAsO2 có Ka = 6.10-10 và

axít xianhiđric HCN có Ka = 7.10-10, biết nồng độ của mỗi axít tương ứng đều bằng

0,2M.

[H+] = )10.710.6.(2,0 1010 = 10-4,8 → pH = 4,8.

16

Trường hợp 2: Nồng độ các axit xấp xỉ bằng nhau nhưng hằng số axit khác nhau

nhiều.

Vì nồng độ các axit xấp xỉ nhau nên nồng độ [H+] do axit có hằng số phân li lớn

hơn phân li ra sẽ lớn hơn nhiều nồng độ [H+] do axít có hằng số phân li nhỏ phân li ra,

vì vậy pH trong dung dịch hỗn hợp này trên thực tế sẽ bằng pH của dung dịch có hằng

số phân li lớn hơn.

Ví dụ: Tính pH của hỗn hợp axít CH3COOH 0,1M có pKCH3COOH = 4,75 và HCN

0,1M có pKHCN = 9,21.

Trong dung dịch sẽ có các cân bằng sau:

CH3COOH H+ + CH3COO- (a)

HCN H+ + CN- (b)

H2O H+ + OH- (c)

Vì nồng độ của hai axit bằng nhau và hằng số axit của CH3COOH lớn hơn hằng

số axit của HCN rất nhiều (104,45 lần), nên có thể bỏ qua nồng độ H+ do cân bằng (b)

sinh ra so với nồng độ H+ do cân bằng (a) sinh ra. Như vậy, trên thực tế pH của hỗn hợp

chính là pH của dung dịch CH3COOH.

Trong trường hợp này có thể tính pH của dung dịch theo công thức (2.7”):

pH = 0,5. pKCH3COOH – 0,5.lgCA = 0,5. 4,75 – 0,5.lg0,1 = 2,86

Trường hợp 3: Hằng số axit của hai axit xấp xỉ nhau, nhưng nồng độ khác nhau

nhiều.

pH của dung dịch hỗn hợp trong trường hợp này có thể được xem như pH của

dung dịch axít có nồng độ lớn hơn.

2.3.3.9. pH của các dung dịch đa axit và đa bazơ

Khi hòa tan một đa axit vào nước thì nó phân li theo nhiều nấc và mỗi nấc cho

một proton, đặc trưng bởi một hằng số axit tương ứng. Đối với các axit thường gặp thì

hằng số axit từng nấc khác nhau rất nhiều, hằng số axit của nấc thứ nhất thường lớn hơn

rất nhiều hằng số axit nấc sau đó.

Ví dụ: - Phương trình phân li của H2CO3 sẽ là:

H2CO3 H+ + HCO3- với hằng số axit K1 = 10-6,4

HCO-3 H+ + CO3

2- với hằng số axit K2 = 10-10,3

Ta thấy: K1/K2 = 10-6,4/10-10,3 = 104

17

- H3PO4 phân li theo ba nấc có 3 hằng số axit tương ứng có các giá trị là pK1 =

2,12; pK2 = 7,21; pK3 = 12,36. Như vậy đối với axit này, các hằng số phân li trước bao

giờ cũng lớn hơn hằng số phân li ngày sau nó khoảng 100 nghìn lần.

Đối với các đa axít có các hằng số axit khác nhau rất nhiều, do vậy khi tính pH

của dung dịch thì có thể bỏ qua được sự phân li của các nấc sau, chỉ kể tới sự phân li

của các nấc thứ nhất, tức là pH của một đơn axit, hoặc là pH của hỗn hợp đơn axít có

nồng độ bằng nhau nhưng có hằng số phân li khác nhau.

Ví dụ: Tính pH của dung dịch H2S 0,025M. Biết K1 = 5,7.10-8 và K2 = 1,2. 10-15.

Như vậy K1 >> K2 hàng triệu lần, nên khi tính pH của dung dịch ta có thể bỏ qua sự

phân li của các nấc hai và nếu bỏ qua sự phân li của nước thì có thể tính pH theo công

thức tính pH của đơn axit yếu.

H2S H+ + HS- 8 2 4,43

1. . 5,7.10 .2,5.10 10 4, 43H K C K C pH

Người ta cũng xét tương tự với các đa bazơ. Anion của các đa axit có thể coi như

các đa bazơ. Thí dụ ion S- (Na2S) có thể coi như một đa bazơ bởi vì nó có thể nhận lần

lượt từng proton để tạo thành axit theo phương trình sau:

S2- + H+ HS-

HS- + H+ H2S

Nếu biết được các hằng số của các đa axit thì có thể tính được các hằng số của

các đa bazơ liên hợp với chúng.

Cụ thể: Hằng số Kb của S2- = 10-14/Ka/HS- = 10-14/1,2.10-5

Nếu như đa axit có hằng số axit khác nhau nhiều thì các đa bazơ tương ứng cũng

có hằng số bazơ khác nhau nhiều và việc tính toán pH của các dung dịch đa bazơ cũng

chỉ tính tới sự phân li của nấc thứ nhất mà thôi, như vậy việc tính pH cũng tiến hành

tương tự như tính pH của một đơn bazơ yếu, khi này dùng công thức:

[OH-] = CKb . và pH = 14 - pOH

2.3.4. Dung dịch đệm

Trong thực tiễn phân tích, nhiều phản ứng phân tích chỉ xảy ra tối ưu ở những

môi trường pH nhất định. Khi này để tạo môi trường pH xác định, người ta sử dụng một

loại dung dịch được gọi là dung dịch đệm.

2.3.4.1. Khái niệm

18

Dung dịch đệm là dung dịch hỗn hợp axit yếu và bazơ liên hợp của nó hoặc dung

dịch hỗn hợp bazơ yếu và axit liên hợp của nó. Những dung dịch này giữ được pH ổn

định hoặc hầu như không đổi khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh hoặc bazơ hoặc khi

pha loãng.

Giá trị pH của dung dịch đệm được tính theo công thức (2.9):

B

Aa C

CKH . hay pH = pKa – lg(CA/CB)

Trong đó: Ka là hằng số axit, CA và CB là nồng độ của các dạng axit và bazơ của dung

dịch hỗn hợp đệm.

Từ công thức trên ta cũng thấy rằng pH của các dung dịch hỗn hợp đệm phụ

thuộc vào bản chất của hỗn hợp ( thông qua hằng số Ka ) và nồng độ của 2 dạng ( thông

qua tỉ lệ CA/CB ).

2.3.4.2. Đệm năng ( khả năng đệm của dung dịch đệm )

Đệm năng là khái niệm được sử dụng để biểu thị khả năng của dung dịch đệm

chống lại sự thay đổi pH khi thêm axit mạnh hoặc bazơ mạnh vào, ký hiệu bằng chữ β.

Có thể định nghĩa đệm năng như sau: Đệm năng của một dung dịch đệm bằng số

mol của một bazơ mạnh ( hoặc một axit mạnh ) thêm vào 1 lít dung dịch đệm đó để pH

của nó tăng lên ( hoặc giảm đi ) 1 đơn vị.

Cũng có thể định nghĩa đệm năng của một dung dịch đệm một cách chính xác

dưới dạng phương trình vi phân như sau:

β = d(b)/d(pH) = - d(a)/ d(pH)

trong đó d(a) , d(b) lần lượt là số mol bazơ mạnh hoặc một axit mạnh thêm vào 1 lít

dung dịch đệm đó để pH của nó tăng lên ( hoặc giảm đi ) một lượng bằng d(pH).

Cũng từ công thức định nghĩa, người ta thiết lập được công thức tính đệm năng

cho một dung dịch đệm có nồng độ CA và CB là:

β = 2,303. CA.CB / (CA + CB )

Đối với một dung dịch đệm xác định, nếu tổng CA + CB = C là không đổi thì khả

năng đệm lớn nhất là khi CA = CB = C/2. Hay:βmax = 0,576.C

2.3.4.3. Cách pha chế chuẩn bị dung dịch đệm

Trong phân tích định tính cũng như phân tích định lượng, nhất là trong các

phương pháp chuẩn độ complexon ( chuẩn độ tạo phức ), thường xuyên phải sử dụng

dung dịch hỗn hợp đệm để tạo môi trường pH xác định. Khi này ta phải pha chế các

dung dịch đệm có pH theo yêu cầu, theo nguyên tắc sau:

19

- Lựa chọn các hỗn hợp có pKa gần với giá trị pH yêu cầu.

- Tính tỉ số nồng độ CA, CB của 2 dạng cần có trong dung dịch đệm yêu cầu theo biểu

thức:

lg(CA/CB) = pKa – pH

Với 1 giá trị nhất định của CA (hoặc CB ) tự lựa chọn, tính nồng độ của CB (hoặc

CA ) còn lại. Sau đó dựa vào thể tích của dung dịch đệm cần pha mà ta tính toán lượng

cân nguyên chất hay thể tích dung dịch đầu của các thành phần cần lấy cho thể tích của

dung dịch đệm cần pha chế. 2.4. Cân bằng tạo kết tủa 2.4.1. Điều kiện tạo thành kết tủa – Tích số tan

2.4.1.1. Tích số tan

Tấc cả các chất khó tan đều có tan một phần dù là rất nhỏ

AgCl phân li theo phương trình sau: AgCl rắn Ag+ + Cl-

TAgCl = [Ag+].[Cl-]

gọi là tích số tan của AgCl, là đại lượng đặc trưng cho kết tủa AgCl, là tích số

nồng độ của các ion trong dung dịch bão hoà của AgCl ở một nhiệt độ xác định

Trường hợp tổng quát đối với kết tủa có công thức là AmBn thì tích số tan là:

AmBn mAn+ + nBm-

TAmBn = m nA . B

Người ta xác định tích số tan cho tất cả các kết tủa (chất điện li khó tan) ở điều

kiện tiêu chuẩn (250C) rồi liệt kê vào các bảng tra, vào sổ tay hóa học. Tích số tan càng

nhỏ thì kết tủa càng khó tan.

Ví dụ: - Tích số tan của chất điện li ít tan AgI là 8,3.10-17 ở 25 0C nghĩa là + - -17Ag . I =8,3.10 khi dung dịch bão hoà AgI.

- Tích số tan của chất điện li ít tan Ba3(PO4)2 bằng 6,3. 10-39 ở 25 0C

nghĩa là 3 22+ 3- -39

4Ba . PO =6,03.10 khi dung dịch bão hoà Ba3(PO4)2

Để chính xác hơn, chúng ta phải thay các giá trị nồng độ bằng giá trị hoạt độ.

2.4.1.2. Điều kiện tạo thành kết tủa

Xét quá trình tạo kết tủa AmBn : mA + nB AmBn

Khi nm BA < TAmBn dung dịch ở trạng thái này gọi là dung dịch chưa bão hoà,

kết tủa chưa tạo thành.

20

Khi n m

m nA BA B T gọi là thì dung dịch bão hòa, nói cách khác, tốc độ hòa tan

bằng tốc độ kết tủa.

Khi nm BA > TAmBn A và B sẽ hoá hợp với nhau để tạo thành AmBn cho đến khi

đạt trạng thái cân bằng, tức là trạng thái của dung dịch bão hòa, nm BA = TAmBn . Đây

cũng chính là điều kiện tạo thành kết tủa, còn gọi là quy tắc tích số tan

Điều kiện tạo thành kết tủa của chất điện li ít tan là tích số nồng độ của các ion

tạo nên chất điện li ít tan đó ( với số mũ thích hợp ) lớn hơn tích số tan của chất điện li

ít tan đó (ở nhiệt độ nhất định).

Quá trình tạo thành và ổn định kết tủa rất phức tạp, bao gồm nhiều giai đoạn, bị

ảnh hưởng bởi nhiều yếu tố, chúng ta sẽ nghiên cứu kỹ hơn ở phần sau.

2.4.1.3. Độ tan, quan hệ giữa độ tan và tích số tan

Độ tan của một chất là khái niệm cho ta biết khả năng tan của chất đó trong dung

môi nhất định. Thường ký hiệu bằng chữ S

Người ta thường biểu diễn độ tan bằng số gam chất tan có trong 100g dung môi

của dung dịch bão hòa hoặc số gam chất tan có trong 100g dung dịch bão hòa.

Độ tan của một chất là nồng độ chất đó trong dung dịch bão hòa

Tích số tan như đã biết, là tích số nồng độ các ion trong dung dịch bão hòa.

Tích số tan là hằng số không phụ thuộc vào nồng độ ion, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ,

còn độ tan phụ thuộc vào nhiều yếu tố khác.

Độ tan và tích số tan đều là các đại lượng đặc trưng cho dung dịch bão hoà nên

có thể tính tích số tan từ độ tan hoặc ngược lại. Quan hệ giữa độ tan và tích số tan của

kết tủa AmBn như sau:

( )

.m nA Bm n

m n

TS

m n

Ví dụ 1: Tính độ tan của Ca3(PO4)2 trong nước biết 3 4 2 Ca (PO )T = 10-32,5

Ca3(PO4)2 3Ca2+ + 2PO43-

234

3224 )(

3POCaPOTCa

Gọi độ tan của nó là S thì : SCa .32 và 34PO =2.S

Vậy: 3 4 2

3 2 3 2 5( ) (3. ) .(2. ) 3 .2 .Ca POT S S S

21

3 4 2

32,5( )5 53 2 3 2

103 2 3 2

Ca POTS

MS 710.3,1

Ví dụ 2: Tính tích số tan của Mg(OH)2 ở 200C biết rằng 100ml dung dịch bão

hoà ở nhiệt độ này chứa 0,84 mg Mg(OH)2.

Mg(OH)2 2+ -Mg +2OH

2Mg(OH) T =

22+ -Mg . OH

Độ tan của Mg(OH)2 bằng : 0,84.10/1000.58=1,4.10-4 mol/l

Như thế 2Mg = 1,4.10-4 mol/l.

OH = 2.1,4.10-4 =2,8.10-4 mol/l.

Vậy: 2Mg(OH) T = 1,4.10-4.(2,8.10-4 )2 = 1,1.10-11

2.4.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan của chất ít tan

Độ tan và tích số tan đều là các đại lượng đặc trưng cho kết tủa, độ tan càng nhỏ

thì kết tủa càng khó tan, phản ứng phân tích xảy ra càng hoàn toàn. Tuy nhiên độ tan

của kết tủa ngoài việc phụ thuộc vào bản chất của kết tủa còn phụ thuộc vào các yếu tố

khác như sự có mặt của các ion, môi trường pH, do các ion này có thể tác dụng với ion

kết tủa do đó ảnh hưởng tới độ tan của kết tủa. Sau đây chúng ta xét một số yếu tố ảnh

hưởng,

2.4.2.1. Ảnh hưởng của ion chung

Ion chung còn gọi là ion cùng tên, là ion có mặt trong thành phần của kết tủa. Sự

có mặt của ion cùng tên trong dung dịch bão hòa của kết tủa làm cho độ tan giảm. Bởi

vì theo quy luật tích tan thì tích số nồng độ của các ion của kết tủa trong dung dịch bão

hòa luôn luôn là một hằng số ở nhiệt độ nhất định. Nếu nồng độ của một trong các ion

tăng thì nồng độ của các ion kia phải giảm. Ta xem xét cụ thể trong ví dụ sau:

Ví dụ: Tính độ tan của BaSO4 trong dung dịch Na2SO4 0,01M và so sánh với độ

tan của nó trong nước. Biết 10BaSO 10.1,1T

4

.

Độ tan của BaSO4 trong nước nguyên chất là: M10.05,110.1,1S 510

Trong dung dịch Na2SO4 0,01M: nồng độ ion Ba2+ bằng độ tan S của BaSO4 còn

nồng độ của ion SO42- bằng tổng nồng độ của SO4

2- do BaSO4 và Na2SO4 phân ly ra.

[SO42-] = S + 0,01

22

Vì độ tan của BaSO4 rất bé, khi có Na2SO4 lại càng bé hơn nên SO42- do BaSO4

phân ly ra không đáng kể, vậy có thể coi [SO42-] = 0,01.

Vậy: 1010.1,101,0)01,0(4

SSSTBaSO ; S = 1,1.10-8mol/lit.

Như vậy độ tan của BaSO4 trong Na2SO4 0,01M nhỏ hơn trong nước nguyên

chất:

lÇn 95010.1,1

10.05,18

5

Từ đó ta thấy độ tan của chất ít tan bị giảm đi khi thêm vào dung dịch của nó

chất điện ly nào đó có ion cùng tên (ion chung) với chất ít tan. Điều này được ứng dụng

trong thực tiễn phân tích như sau:

- Trong phương pháp phân tích khối lượng, khi thực hiện phản ứng tạo kết tủa

chất cần phân tích bằng một thuốc thử kết tủa nhất định, người ta phải thêm dư lượng

thuốc thử kết tủa.

- Khi lọc, rửa để thu kết tủa, ta nên rửa bằng nước cất có thêm một lượng ion

cùng loại để làm giảm độ tan của kết tủa, tránh cho kết tủa tan trong nước rửa sẽ dẫn

đến sai số.

23

2.4.2.2. Ảnh hưởng của ion lạ

Ion lạ là ion không có mặt trong thành phần của kết tủa. Các ion lạ làm tăng độ

tan cuả kết tủa vì sẽ làm tăng lực ion của dung dịch, nghĩa là làm giảm hệ số hoạt độ f

trong biểu thức tích số tan, do đó nồng độ ion của kết tủa sẽ tăng, ảnh hưởng này còn

gọi là hiêu ứng muối. Ta xem xét cụ thể trong ví dụ sau:

Ví dụ: Tính độ tan của kết tủa AgCl trong dung dịch KNO3 0,1M

Nếu tính đến hệ số hoạt độ: TAgCl = S2.f2

-0,10,1)(0,12

1 ;

f

TS

2

0,76f ; 88,01,01

1,0.5,0flg

Vậy độ tan của AgCl trong nước nguyên chất là: 1,05.10-5 và độ tan của AgCl

trong KNO3 0,1M lớn hơn trong nước nguyên chất: lÇn. 33,110.05,1

10.4,15

5

Từ đó ta thấy độ tan của chất điện li ít tan tăng lên khi thêm vào dung dịch của nó chất

điện ly nào đó. Điều này cũng được ứng dụng trong phương pháp phân tích khối lượng

như sau: Sau khi thực hiện phản ứng tạo kết tủa chất cần phân tích bằng một thuốc thử

kết tủa nhất định, người ta không lọc ngay mà để một thời gian nhất định để làm “muồi”

kết tủa, nghĩa là cứ để nguyên kết tủa trong dung dịch, đồng thời có thể thêm chất điện

li chứa ion khác loại, khi này các kết tủa tinh thể hạt nhỏ có thể tan ra, nhưng do đã thỏa

mãn quy tắc tích số tan nên sẽ lại tạo thành kết tủa, các kết tủa tạo thành sẽ có hạt to

hơn, sẽ dễ lọc, rửa và ít nhiễm bẩn hơn. Cũng cần chú ý rằng sự làm muồi kết tủa chỉ áp

dụng cho loại kết tủa tinh thể.

2.4.2.3. Ảnh hưởng của ion H+

Độ tan của kết tủa tạo thành bởi các ion kim loại với anion của gốc axit mạnh

như AgCl, AgI, BaSO4 … nói chung ít thay đổi khi pH của dung dịch thay đổi. Nhưng

đối với các kết tủa là muối của axit yếu như BaCO3, NiS, FeS… thì tan trong dung dịch

axit.

Nếu có kết tủa MAn mà A- là gốc của axit yếu thì trong dung dịch có cân bằng:

nAMMA nn (a)

Và nHAnHnA (b)

24

Nếu gọi độ tan của kết tủa MAn là S thì:

nMS HAASn .

Từ (b) ta có: HA

HAKa

.

H

ASnKH

HAKA aa ).(.

HKnSKA

a

a.

HKnSKSMAT

a

ann ..

Rút ra 1 1

n

n

an K

HnTS

Ví dụ : Tính độ tan của CaF2 trong HCl 0,01M nếu KHF = 6.10-4 và 2CaFT = 4.10-11

Vì 210 H nên MS 43 11 10.9,210.44 , rõ ràng trong HCl 0,01 M thì

CaF2 tan gấp 10 lần trong nước cất. nếu anion của kết tủa là gốc của một đa axit thì:

Khi A-3: 1

321

3

21

2

1 ...1.

n

n

n KKKH

KKH

KH

nTS và v.v…

2.4.2.4. Các ảnh hưởng khác

Ngoài ra độ tan của một chất còn phụ thuộc vào nhiệt độ, kích thước của hạt kết

tủa… Những kết tủa có hạt nhỏ thì tan nhiều hơn những kết tủa có hạt lớn.

Thường kết tủa không thể tách ra ở dạng tinh khiết mà thường có kèm theo tạp

chất có lẫn trong dung dịch. Khi tạp chất kết tủa đồng thời với kết tủa chính thì gọi là

hiện tượng cộng kết, tạp chất kết tủa trên bên mặt kết tủa chính gọi là hiện tượng cộng

kết ngoài hoặc nằm trong lòng kết tủa gọi là hiện tượng cộng kết trong. Khi này phải có

biện pháp thích hợp để loại bỏ hoặc làm giảm đến mức thấp nhất lượng tạp chất.

2.4.3. Kết tủa phân đoạn

Nếu trong dung dịch có chứa hai hay nhiều ion có khả năng tạo thành kết tủa với

một ion thứ ba, nhưng các kết tủa đó có độ tan khác nhau nhiều, thì khi thêm ion

25

thứ ba vào dung dịch, các kết tủa lần lượt tạo thành. Hiện tượng đó được gọi là sự kết

tủa phân đoạn, có ý nghĩa quan trọng trong hóa phân tích.

Ví dụ: Nếu thêm dung dịch AgNO3 vào dung dịch chứa hai muối clorua Cl- và

iođua I-, khi có đủ Ag+ thì đầu tiên trên AgI kết tủa, kết tủa này có tích số tan TAgI = 10-

16, khi AgI kết tủa hoàn toàn thì AgCl bắt đầu kết tủa, kết tủa này có tích số tan TAgCl =

10-10 . Đây chính là hiện tượng kết tủa phân đoạn. Ta có thể giải thích hiện tượng đó

như sau:

Khi cả hai muối AgCl và AgI cùng kết tủa trong dung dịch thì ta có:

1610. AgClTClAg (1)

1010. AgITIAg (2)

Chia cả hai về của (1), (2) cho nhau ta có:

61610 1010/10/ ICl

Có nghĩa là khi ion Cl- còn lại trong dung dịch tham gia tạo kết tủa AgCl thì

nồng độ ion I- trong dung dịch chỉ còn bằng một phần triệu nồng độ của ion Cl-. Như

thế khi AgCl bắt đầu kết tủa thì iođua thực tế đã kết tủa hoàn toàn.

2.3. Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường ĐHSP và ở trường phổ

thông

2.3.1. Tác dụng chủ đạo lý thuyết cân bằng ion trong giảng dạy hóa học phân tích

ở trường ĐHSP

Phát triển tư duy cho sinh viên, phát triển kĩ năng, kĩ xảo cho sinh viên trong việc

tính toán và pha chế hóa chất. Giúp sinh viên giải thích được một số hiện tượng hóa

học.

2.3.2. Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường phổ thông

Vị trí chương cân bằng ion trong dung dịch trãi đều từ chương trình lớp 8 đến

lớp 12 và tập trung nhiều nhất ở chương 1: ( Sự điện li ) của lớp 11. Đây là chương làm

nền tảng để học sinh đi vận dụng giải quyết một số vấn đề khi học đến các bài về chất

sau này. Qua chương này học sinh nắm được khái niệm về sự điện li, chất điện li mạnh,

chất điện li yếu, cân bằng điện li, định nghĩa được axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính và

muối theo Bronsted. Biết được tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước, khái

niệm pH, chất chỉ thị màu. Biết được bản chất của phản ứng xảy ra trong dung dịch các

chất điện li là phản ứng giữa các ion, điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion. Học sinh

phải hình thành được một số kĩ năng nhất định như: Phân biệt được chất

26

điện li mạnh, chất điện li yếu, chất không điện li, viết được phương trình điện li, nhận

biết được một số ion có tính axit, bazơ, trung tính, lưỡng tính theo Bronsted; Tính được

nồng độ của các ion trong dung dịch, tính pH, biết được kết quả phản ứng trao đổi ion

trong dung dịch, giải được và nhanh một số bài tập liên quan.

2.4. Vận dụng lý thuyết cân bằng ion vào việc giảng dạy hóa học phổ thông

2.4.1. Dự đoán, bản chất phản ứng trong dung dịch chất điện li

Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi trong dung dịch chất điện li:

- Phản ứng tạo thành chất kết tủa

- Phản ứng tạo thành chất điện li yếu

- Phản ứng tạo thành chất khí

Bản chất phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là các ion kết hợp với nhau tạo

thành kết tủa, khí, chất điện li yếu nhằm mục đích giảm nồng độ các ion trong dung

dịch.

2.4.2. Một số vấn đề lí thuyết và bài tập quan trọng học sinh phổ thông cần nắm

vững trong chương này.

VẤN ĐỀ 1: BẢN CHẤT PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH

Bản chất phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là các ion kết hợp với nhau

tạo thành chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu nhằm mục đích giảm nồng độ các

ion trong dung dịch.

Một số bài tập vận dụng:

Câu 1: Viết phương trình phân tử và ion rút gọn :

a/ NaHCO3 + Ba(OH)2 dư

b/ NaHCO3dư + Ba(OH)2

c/ NaHCO3 + BaCl2

d/ NaHSO4 + Ba(OH)2

e/ NaHSO4 + BaCl2

f/ NaHSO4 + NaHCO3

g/ Cu + HNO3 loãng

h/ Dd Fe2(SO4)3 + NH3

i/ HNO3 + Ba(OH)2

k/ H3PO4 + NaOH

l/ Fe2O3 + HNO3

27

m/ K2CO3 + Ca(NO3)2

n/ Na2HPO4 + NaOH

o/ Ca(H2PO4)2 + Ca(OH)2 (tỉ lệ 1:1)

p/ Ca(H2PO4)2 + Ca(OH)2 (tỉ lệ 1:2)

q/ BaCl2 + NaH2PO4

Câu 2: Hoàn thành các phản ứng sau đây dưới dạng phương trình phân tử:

a/ Ba2+ + CO32– BaCO3

b/ Fe3+ + 3OH– Fe(OH)3

c/ NH4+ + OH– NH3 + H2O

d/ S2– + 2H+ H2S

e/ PO43– + 3H+ H3PO4

f/ H3O+ + OH– 2H2O

Câu 3: Viết các phương trình hóa học có thể xảy ra khi cho:

a/ dung dịch chứa: NH4+, CO3

2–, Na+ vào dung dịch chứa: Na+, K+, OH–

b/ dung dịch chứa: Na+, Ba2+, OH– vào dung dịch chứa: H+, Cl–, SO42–

c/ dung dịch chứa: NH4+, H+, SO4

2– vào dung dịch chứa: Ba2+, Na+, OH–

d/ dung dịch chứa: Ba2+, Ca2+, HCO3– vào dung dịch chứa: Na+, K+, OH–

Câu 4: Trong dung dịch có thể tồn tại đồng thời các ion sau đây được không ? Giải

thích.

a) Na+, Cu2+, Cl và OH .

b) K+, 2Ba , Cl và 24SO .

c) K+, Fe2+, Cl và 24SO .

d) 3HCO , H+ (H3O+), Na+ và Cl .

Câu 5: Có 3 ống nghiệm đựng các dung dịch loãng, mỗi ống nghiệm chứa 2 anion và 2

cation (không trùng lặp giữa các ống nghiệm). Hãy xác định các cation và anion trong

từng ống nghiệm, biết chúng gồm các ion sau : 4NH ; Na+; Ag+; Ba2+; Mg2+; Al3+; Cl–;

Br–; 3NO ; 24SO ; 3

4PO ; 23CO .

Câu 6: Kết quả xác định nồng độ mol của các ion trong một dung dịch như sau : Na+ :

0,05M ; Ca2+ : 0,01M ; 3NO : 0,01M ; Cl : 0,04M và 3HCO : 0,025M. Hỏi kết quả đó

đúng hay sai, tại sao?

28

Câu 7: Cho 2 dung dịch A và B, mỗi dung dịch chỉ chứa 2 loại cation và 2 loại anion

trong số các ion sau:

K+ (0,15 mol), Mg2+ (0,1 mol), NH4+ (0,25 mol), H+ (0,2 mol)

Cl– (0,1 mol), SO42– (0,075 mol), NO3

– (0,25 mol), CO32– (0,15 mol)

Hãy lập luận để xác định các ion có trong mỗi dung dịch.

Câu 8: Một dung dịch có chứa 2 loại cation là Fe2+ (0,1 mol) và Al3+ (0,2 mol) cùng 2

loại anion là Cl– (x mol) và SO42– (y mol). Tính x và y biết rằng khi cô cạn dung dịch

thu được 46,9 gam chất rắn khan.

Câu 9: Nêu hiện tượng, giải thích 3 thí nghiệm sau:

TN1: Cho Cu vào dung dịch HCl

TN2: Cho Cu vào dung dịch NaNO3

TN3: Cho Cu vào dung dịch hỗn hợp HCl, NaNO3

Câu 10: Thực hiện hai thí nghiệm:

- Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80ml dung dịch HNO3 1M thoát ra V1 lít NO.

- Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80 ml dung dịch HNO3 1M và H2SO4 0,5M thoát ra V2

lít NO. Biết NO là sản phẩm khử duy nhất, các thể tích khí đo ở dùng điều kiện. Tính

V1 và V2.

Câu 11: Cho Cu và dung dịch H2SO4 loãng tác dụng với chất X (một loại phân bón

hóa học), thấy thoát ra khí không màu hóa nâu trong không khí. Mặt khác, khi X tác

dụng với dung dịch NaOH thì có khí mùi khai thoát ra, chất X đốt trên ngọn lửa có màu

vàng. Xác định X

Câu 12: Thêm m gam kali vào 300ml dung dịch chứa Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M

thu được dung dịch X. Cho từ từ dung dịch X vào 200ml dung dịch Al2(SO4)3 0,1M

thu được kết tủa Y. Để thu được lượng kết tủa Y lớn nhất thì giá trị của m là bao

nhiêu

Câu 13: Cho dung dịch X chứa 0,1 mol Al3+, 0,2 mol Mg2+, 0,2 mol NO3-, x mol Cl-, y

mol Cu2+

- Nếu cho dung dịch X tác dụng với dung dịch AgNO3 dư thì thu được 86,1 gam kết tủa

- Nếu cho 850 ml dung dịch NaOH 1M vào dung dịch X tính khối lượng kết tủa thu

được

Câu 14: Nung m gam hỗn hợp X gồm 2 muối cacbonat trung tính của 2 kim loại N và

M đều có hóa trị 2. Sau một thời gian thu được 3,36 lít CO2 (điều kiện tiêu chuẩn) và

29

còn lại hỗn hợp rắn Y. Cho Y tác dụng hết với dung dịch HCl dư thu thêm được 3,36 lít

CO2 (điều kiện tiêu chuẩn). Phần dung dịch đem cô cạn thu được 32,5 gam muối khan.

Khối lượng m của hỗn hợp X ban đầu là:

A. 22,9 g B. 29,2 g C. 35,8 g D. 38,5 g

Câu 15: Một dung dịch X không màu chứa duy nhất một hợp chất ion. Xác định tên

hợp chất, biết rằng khi cho dung dịch NaOH loãng vào X xuất hiện kết tủa, kết tủa này

tan trong NaOH dư. Thêm bạc axetat vào X tạo kết tủa trắng.

A. Chì sunfat B. Đồng sunfat C. Bari nitrat D. Nhôm clorua

Câu 15: Cho dung dịch chứa 0,1 mol (NH4)2CO3 tác dụng với dung dịch chứa 34,2

gam Ba(OH)2. Sau phản ứng thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là

A. 39,4. B. 19,7. C. 15,5. D. 17,1.

Câu 16: Dung dịch X chứa các ion: Fe3+, SO42-, NH4

+, Cl-. Chia dung dịch X thành hai

phần bằng nhau:

- Phần một tác dụng với lượng dư dung dịch NaOH, đun nóng thu được 0,672 lít khí

(ở đktc) và 1,07 gam kết tủa;

- Phần hai tác dụng với lượng dư dung dịch BaCl2, thu được 4,66 gam kết tủa.

Tổng khối lượng các muối khan thu được khi cô cạn dung dịch X là (quá trình cô cạn

chỉ có nước bay hơi)

A. 3,73 gam. B. 7,04 gam. C. 7,46 gam. D. 3,52 gam.

Câu 17: Cho dãy các chất: NH4Cl, (NH4)2SO4, NaCl, MgCl2, FeCl2, AlCl3. Số chất

trong dãy tác dụng với lượng dư dung dịch Ba(OH)2 tạo thành kết tủa là

A. 1. B. 3. C. 5. D. 4.

Câu 18: Hai chất được dùng để làm mềm nước cứng vĩnh cửu là A. NaCl và Ca(OH)2. B. Na2CO3 và Na3PO4.

C. Na2CO3 và Ca(OH)2. D. Na2CO3 và HCl.

Câu 19: Hoà tan m gam hỗn hợp gồm Al, Fe vào dung dịch H2SO4 loãng (dư). Sau khi

các phản ứng xảy ra hoàn toàn, thu được dung dịch X. Cho dung dịch Ba(OH)2 (dư) vào

dung dịch X, thu được kết tủa Y. Nung Y trong không khí đến khối lượng không đổi,

thu được chất rắn Z là

A. hỗn hợp gồm BaSO4 và FeO. B. hỗn hợp gồm Al2O3 và Fe2O3.

C. hỗn hợp gồm BaSO4 và Fe2O3. D. Fe2O3.

Câu 20: Cho dung dịch chứa 0,1 mol (NH4)2CO3 tác dụng với dung dịch chứa 34,2

30

gam Ba(OH)2. Sau phản ứng thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là

A. 39,4. B. 19,7. C. 15,5. D. 17,1.

Câu 21: Một dung dịch chứa a mol NaHCO3 và b mol Na2CO3. Khi thêm (a+b) mol

CaCl2 hoặc (a+b) mol Ca(OH)2 vào dung dịch đó thì lượng kết tủa thu được trong hai

trường hợp có bằng nhau không ?

A. Lượng kết tủa trong hai trường hợp có bằng nhau.

B. Lượng kết tủa trong trường hợp 2 gấp đôi với trường hợp 1.

C. Trường hợp 1 có b mol kết tủa, trường hợp 2 có (a+b) mol kết tủa.

D. Trường hợp 1 có a mol kết tủa, trường hợp 2 có (a+b) mol kết tủa.

Câu 22:Thêm x ml dung dịch Na2CO3 0,1M vào dung dịch chứa hỗn hợp: Mg2+, Ba2+,

Ca2+, 0,01 mol HCO3–, 0,02 mol NO3

– thì thu được lượng kết tủa lớn nhất. Giá trị của x

là

A. 300 B. 400 C. 250 D. 150

VẤN ĐỀ 2: AXIT - BAZƠ – LƯỠNG TÍNH

Câu 1: a. Theo định nghĩa về axit-bazơ của BRONSTED các ion: Na+, NH4+, CO3

2–,

CH3COO–, HSO4–, K+, Cl–, H2PO4

–, HPO42–, HCO3

–, là axít, bazơ, lưỡng tính hay trung

tính? Tại sao?

b. Xác định khoảng pH của các dung dịch: Na2CO3, KCl, CH3COONa, NH4Cl,

NaHSO4. Giải thích?

Câu 2: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch NaOH 1M vào dung dịch chứa 0,5 mol AlCl3

để được 31,2 gam kết tủa.

Giải

3

3. 3.0,4 1,2

4. 2 0,4 1,6 1,6OH

OH Al

n n V l

n n n mol V l

Câu 3: Cần cho một thể tích dung dịch NaOH 1M lớn nhất là bao nhiêu vào dung dịch

chứa đồng thời 0,6 mol AlCl3 và 0,2 mol HCl để xuất hiện 39 gam kết tủa. Giải Lưu

ý rằng trường hợp này cần thêm một lượng NaOH để trung hoà HCl. Mặt khác, để tính

thể tích dung dịch NaOH lớn nhất nên chỉ cần xét giá trị

- 3+

- 3+

OH (max) Al

HClOH Al

n =4.n -n

n =n +(4.n -n ) 0, 2 (2, 4 0,5) 2,1

V=2,1 lit

mol

31

Câu 4: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch HCl 1M vào dung dịch chứa 0,7mol

Na[Al(OH)4] để thu được 39 gam kết tủa?

Giải

4[ ( ) ]

0, 5 0, 5

4. 3. 1, 3 1, 3H

H Al OH

n n mol V lit

n n n mol V lit

Câu 5: Thể tích dung dịch HCl 1M cực đại cần vào dung dịch chứa đồng thời 0,1mol

NaOH và 0,3 mol Na[Al(OH)4] là bao nhiêu để xuất hiện 15,6 gam kết tủa?

Giải

4[ ( ) ](4. 3. ) 0,7 0,7NaOH Al OHHn n n n mol V lit

Câu 6: Hấp thụ hết 7,84 lít CO2 (đkc) vào 300 ml dung dịch Ba(OH)2 1M. Tính khối

lượng kết tủa thu được.

Giải

2

2( )

0, 350, 6 0, 35 0, 25

0, 3C O

Ba OH

n m oln m ol

n m ol

m↓ = 197.0,25 = 49,25 gam

Lưu ý: Ở đây 2

0,25 0,35COn mol n mol , nên kết tủa trên phù hợp. Ta cần phải kiểm

tra lại vì nếu Ba(OH)2 dùng dư thì khi đó 2COn n mà không phụ thuộc vào OHn . Tóm

lại, khi sử dụng công thức trên, cần nhớ điều kiện ràng buộc giữa n và 2COn là

2COn n .

Câu 7: Hấp thụ hết 6,72 lít CO2 (đkc) vào 300 ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,1

M và Ba(OH)2 0,6 M. Tính khối lượng kết tủa thu được.

2

23

2( )

0,3

0, 03 0,39 0,3 0,090,18

CO

NaOH CO

Ba OH

n mol

n mol n moln mol

Mà 2 0,18Ban mol nên n↓= 0,09mol. Vậy m↓ = 0,09.197 = 17,73gam.

Lưu ý: Tương tự như công thức ở trên, trong truờng hợp này cũng có điều kiện ràng

buộc giữa 23CO

n và 2COn là 223

COCOn n .

Câu 8: Hấp thụ hết V lít CO2 (đkc) vào 300ml dung dịch Ba(OH)2 1M được 19,7g kết

tủa. Tìm V

Giải

32

2

2

0,1 2,24

0,6 0,1 0,5 11,2CO

CO OH

n n mol V l

n n n mol V l

Câu 9: Cần cho một thể tích dung dịch NaOH 1M lớn nhất là bao nhiêu vào dung dịch

chứa đồng thời 0,6 mol AlCl3 và 0,2 mol HCl để xuất hiện 39gam kết tủa.



Giải

3

3. 3.0,4 1,2

4. 2 0,4 1,6 1,6OH

OH Al

n n V ln n n mol V l

Câu 11: Lưu ý rằng trường hợp này cần thêm một lượng NaOH để trung hoà HCl. Mặt

khác, để tính thể tích dung dịch NaOH lớn nhất nên chỉ cần xét giá trị

- 3+

- 3+

OH (max) Al

HClOH (can) Al

n =4.n -n

n =n +(4.n -n ) 0, 2 (2, 4 0,5) 2,1

V=2,1lit

mol



Giải

3

3. 3.0, 4 1, 2

4. 2 0, 4 1, 6 1, 6OH

OH Al

n n V l

n n n mol V l

Câu 13: Dãy gồm các chất vừa tan trong dung dịch HCl, vừa tan trong dung dịch

NaOH là: A. NaHCO3, ZnO, Mg(OH)2. B. NaHCO3, MgO, Ca(HCO3)2.

C. Mg(OH)2, Al2O3, Ca(HCO3)2. D. NaHCO3, Ca(HCO3)2, Al2O3

Câu 14: Phát biểu không đúng là: A. Các hợp chất CrO, Cr(OH)2 tác dụng được với dung dịch HCl còn CrO3 tác dụng

được với dung dịch NaOH.

B. Các hợp chất Cr2O3, Cr(OH)3, CrO, Cr(OH)2 đều có tính chất lưỡng tính.

C. Hợp chất Cr(II) có tính khử đặc trưng còn hợp chất Cr(VI) có tính oxi hoá mạnh.

D. Thêm dung dịch kiềm vào muối đicromat, muối này chuyển thành muối cromat.

Câu 15: Dãy chất và ion nào sau đây có tính chất trung tính ? A. Cl- , Na+ , Ca(NO3)2 B. Cl- , Na+ , NH4

+

33

C. NH4+ , Cl- , H2O D. ZnO, Al2O3 , Ca(NO3)2

Câu 16: Phát biểu đúng là : A.Dung dịch HCl 10-8M ở 250C có pH < 7

B. Dung dịch muối trung hòa luôn có PH = 7,0

C.Dung dịch muối axit luôn có pH < 7,0

D. Nước nguyên chất luôn có pH = 7,0

Câu 17: Thêm m gam K vào 300 ml dung dịch chứa Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M

thu được dung dịch X . Cho từ từ 200 ml dung dịch Al2(SO4)3 0,1M thu được kết tủa Y .

Để thu đuợc lượng kết tủa Y lớn nhất thì giá trị của m là .

A.1,17 B.1,71 C.1,95 D.1,59

Câu 18: Thêm 240 ml dung dịch NaOH vào cốc đựng 100 ml dung dịch AlCl3 nồng

độ a mol , khuấy đều tới phản ứng hoàn toàn thấy trong cốc có 0,08 mol kết tủa . Thêm

vào cốc 100 ml dung dịch NaOH 1M khuấy đều thấy phản ứng xảy ra hoàn toàn thu

được 0,06 mol kết tủa . Tính nồng độ a A.2M B.1,5M C.1M D.1,5M Câu 19: Cho 1,62g nhôm vào 200ml dung dịch HCl 1M sau phản ứng được dung dịch

X. Hòa tan hết 8,97g kim loại kiềm M vào dung dịch X thấy tạo thành 2,34g kết tủa.

Kim loại kiềm M là:

A. K B. Li C. Na D. Rb

Câu 20: Hấp thụ hoàn toàn 3,584 lít CO2(đktc) vào 2 lít dung dịch Ca(OH)2

0,05M thu kết tủa X và dung dịch Y . Khi đó khối lượng của dung dịch Y so với

khối lượng của dung dịch Ca(OH)2 sẽ A. Tăng 3,04 gam B. Tăng 7,04 gam C. Giảm 4 gam D. Giảm 3,04 gam

Câu 21: Hấp thụ 4,48 lít CO2 (đkc) vào 0,5 lít NaOH 0,4M và KOH 0,2M. Sau phản

ứng được dung dịch X. Lấy ½ dung dịch X tác dụng với Ba(OH)2 dư tạo m gam kết tủa

m và tổng khối lượng muối khan sau khi cô cạn X lần lượt là:

A. 19,7 và 20,6 g B. 19,7 và 13,6 g

C. 39,4 và 20,6 g D. 14,775 và 17,55 g

Câu 22: Lên men m gam glucozơ với hiệu suất 90%, lượng khí CO2 sinh ra hấp thụ hết

vào dung dịch nước vôi trong, thu được 10 gam kết tủa. Khối lượng dung dịch sau phản

ứng giảm 3,4 gam so với khối lượng dung dịch nước vôi trong ban đầu. Giá trị của m là A. 15,0. B. 13,5. C. 30,0. D. 20,0.

34

Câu 23: Cho x hoặc y mol CO2 ( y>x ) hấp thụ vào dung dịch có z mol Ba(OH)2 thấy

lượng kết tủa sinh ra đều như nhau. Quan hệ x, y ,z là : A. x + y = 2z B. x + y = z C. y – x = z D. 2y – x = z

Câu 24: Hoà tan hoàn toàn m gam hỗn hợp X gồm Na2O và Al2O3 vào H2O thu

được 200 ml dung dịch Y chỉ chứa chất tan duy nhất có nồng độ 0,5M. Thổi khí CO2

(dư) vào Y thu được a gam kết tủa. Giá trị của m và a lần lượt là A. 8,3 và 7,2. B. 8,2 và 7,8. C. 13,3 và 3,9. D. 11,3 và 7,8.

Câu 25: Hấp thụ hoàn toàn 8,96 lít CO2 (đktc) vào 200 ml dung dịch hổn hợp KOH

2M và Ca(OH)2 0,5M thu được dung dịch X. Dung dịch X chứa chất tan là

A. K2CO3 B. Ca(HCO3)2

C. KHCO3 và K2CO3 D. KHCO3 và Ca(HCO3)2

Câu 26: Hoà tan hoàn toàn 47,4 gam phèn chua KAl(SO4)2.12H2O vào nước, thu được

dung dịch X. Cho toàn bộ X tác dụng với 200 ml dung dịch Ba(OH)2 1M, sau phản

ứng thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là A. 62,2. B. 7,8. C. 46,6. D. 54,4.

Câu 27: Nhỏ từ từ 0,25 lít dung dịch NaOH 1,04M vào dung dịch gồm 0,024 mol

FeCl3; 0,016 mol Al2(SO4)3 và 0,04 mol H2SO4 thu được m gam kết tủa. Giá trị của m

là A. 1,560. B. 2,568. C. 5,064. D. 4,128.

Câu 28: Một dung dịch Y chứa các ion Zn2+, Fe3+,và SO42–. Biết rằng dùng hết 350ml

dung dịch NaOH 2M thì làm kết tủa hết ion Zn2+ và Fe3+ trong 100mL dung dịch Y.

Nếu đổ tiếp 200 mL dung dịch NaOH trên vào thì một chất kết tủa tan hết, còn lại một

chất kết tủa màu đỏ nâu. Tính nồng độ mol mỗi muối trong dung dịch Y

Câu 29: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4. Trung hoà vừa hết 1 lít dung dịch A cần

400 ml dung dịch NaOH 0,5M. Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,9 gam muối

khan.

a) Tính nồng độ mol của các axit có trong dung dịch A.

b) Tính pH của dung dịch A.

Câu 30: Cho Vml dung dịch NaOH 0,5 M vào 400ml dung dịch AlCl3 0,2M. Sau khi

phản ứng kết thúc thu được 3,9 gam kết tủa. Tính V

35

Câu 31: Hoµ tan hÕt 0,81 gam bét nh«m vµo 550 mL dung dÞch HCl 0,2M thu ®îc

dung dÞch A. TÝnh thÓ tÝch dung dÞch NaOH 0,5 M cÇn thªm vµo dung dÞch A ®Ó

thu ®îc 0,78 gam kÕt tña.

Câu 32: Mét hçn hîp A gåm Ba vµ Al.

Cho m gam A t¸c dông víi H2O d, thu ®îc 1,344 lÝt khÝ, dung dÞch B vµ phÇn kh«ng tan

C. Cho 2m gam A t¸c dông víi dung dÞch Ba(OH)2 d thu ®îc 20,832 lÝt khÝ.

1. TÝnh khèi lîng cña tõng kim lo¹i trong m gam A.

2. Cho 50 mL dung dÞch HCl vµo dung dÞch B. Sau khi ph¶n øng xong, thu ®îc 0,78

gam kÕt tña. X¸c ®Þnh nång ®é mol/L cña dung dÞch HCl.

Câu 33: Trộn 250ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,08M và H2SO4 0,01M với 250ml dung

dịch Ba(OH)2 nồng độ x M thu được m gam kết tủa và 500ml dung dịch có pH = 12.

Hãy tính m và x.

VẤN ĐỀ 3: TÍNH pH CỦA DUNG DỊCH - CHẤT ĐIỆN LY YẾU

Một số công thức, chú ý hay gặp

2

1

10 l npH pHVV

10 %

MdCCM

Trong đó: V1, V2 là thể tích dung dịch trước và sau khi pha loãng

pHl, pHn là pH lớn và pH nhỏ

Axit yếu: [H+] = Coα 0

aKC

+o a[H ] = C K

Ka.Kb = [H3O+ ].[OH- ] = KH2O

Giá trị pH của dung dịch đệm được tính theo công thức

B

Aa C

CKH . hay pH = pKa – lg(CA/CB)

Câu 1: Cho các dung dịch có cùng nồng độ: Na2CO3 (1), H2SO4 (2), HCl (3), KNO3

(4). Giá trị pH của các dung dịch được sắp xếp theo chiều tăng từ trái sang phải là: A. (2), (3), (4), (1). B. (3), (2), (4), (1).

C. (1), (2), (3), (4). D. (4), (1), (2), (3).

Câu 2: Dung dịch HCl và dung dịch CH3COOH có cùng nồng độ mol/l, pH của hai

dung dịch tương ứng là x và y. Quan hệ giữa x và y là (giả thiết, cứ 100 phân tử

CH3COOH thì có 1 phân tử điện li)

36

A. y = x - 2. B. y = 2x. C. y = 100x. D. y = x + 2.

Câu 3: Cho m gam hỗn hợp Mg, Al vào 250 ml dung dịch X chứa hỗn hợp axit HCl

1M và axit H2SO4 0,5M, thu được 5,32 lít H2 (ở đktc) và dung dịch Y (coi thể tích

dung dịch không đổi). Dung dịch Y có pH là

A. 7. B. 1. C. 2. D. 6.

Câu 4: Trộn 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm H2SO4 0,05M và HCl 0,1M với 100

ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,1M, thu được dung dịch X.

Dung dịch X có pH là

A. 13,0. B. 1,2 . C. 1,0. D. 12,8.

Câu 5: Trộn lẫn V ml dung dịch NaOH 0,01M với V ml dung dịch HCl 0,03 M được

2V ml dung dịch Y. Dung dịch Y có pH là

A. 4. B. 3. C. 2. D. 1.

Câu 6: Trộn V1 ml dung dịch gồm NaOH 0,1M , và Ba(OH)2 0,2 M với V2 ml gồm

H2SO4 0,1 M và HCl 0,2 . M thu đựoc dung dịch X có giá trị PH = 13 . Tính tỉ số V1 :

V2 A.4/5 B.5/4 C.3/4 D.4/3 Câu 7: Cho m gam hỗn hợp Mg, Al vào 250 ml dung dịch X chứa hỗn hợp axit

HCl 1M và axit H2SO4 0,5M, thu được 5,32 lít H2 (ở đktc) và dung dịch Y (coi thể

tích dung dịch không đổi). Dung dịch Y có pH là

A. 1. B. 6. C. 7. D. 2.

Câu 8: Trộn 100 ml dung dịch (gồm Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M) với 400 ml

dung dịch (gồm H2SO4 0,0375M và HCl 0,0125M), thu được dung dịch X. Giá trị pH

của dung dịch X là

A. 7. B. 2. C. 1. D. 6.

Câu 9: Cho các dung dịch có cùng nồng độ: Na2CO3 (1), H2SO4 (2), HCl (3), KNO3

(4). Giá trị pH của các dung dịch được sắp xếp theo chiều tăng từ trái sang phải là:

A. (3), (2), (4), (1). B. (4), (1), (2), (3). C. (1), (2), (3), (4). D. (2), (3), (4), (1).

Câu 10: Trộn 100 ml dung dịch có pH = 1 gồm HCl và HNO3 với 100 ml dung dịch

NaOH nồng độ a (mol/l) thu được 200 ml dung dịch có pH = 12. Giá trị của a là

A. 0,15. B. 0,30. C. 0,03. D. 0,12.

37

Câu 11: Trộn 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm H2SO4 0,05M và HCl 0,1M với 100 ml

dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,1M, thu được dung dịch X. Dung

dịch X có pH là A. 13,0. B. 1,2. C. 1,0. D. 12,8.

Câu 12: Trộn dung dịch X chứa NaOH 0,1M; Ba(OH)2 0,2M với dung dịch Y (HCl

0,2M; H2SO4 0,1M) theo tỉ lệ nào về thể tích để dung dịch thu được có pH=13:

A. VX:VY=5:4 B. VX:VY=5:3 C.VX:VY=4:5 D. Đáp án khác

Câu 13: X là dung dịch HCl 0,4M. Y là dung dịch H2SO4 0,1M. Trộn X và Y theo

thể tích 2:1, pH thu được là

A. 0,48 B. 0,58 C. 0,65 D. 0,56 Câu 14: Tính pH của dung dịch HCOOH 0,092% có khối lượng riêng d =1gam/ml và có

độ điện li =5%.

A. 6 B. 4 C. 5 D. Đáp án khác

Câu 15: 50ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,18M và H2SO4 0,08M với 150ml dung dịch

hỗn hợp NaOH 0,05 M và Ba(OH)2 0,04M. Tính pH

Câu 16: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4. Trung hoà vừa hết 1 lít dung dịch A cần

400 ml dung dịch NaOH 0,5M. Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,9 gam muối

khan.

a) Tính nồng độ mol của các axit có trong dung dịch A.


Câu 17: Pha loãng 10 ml dung dịch HCl vào nước thành 250 ml, dung dịch thu được có

pH = 3. Hãy tính nồng độ của HCl trước khi pha loãng và pH của dung dịch đó.

Câu 18: Cho V1 ml dung dịch NaOH có pH = 13. Pha loãng dung dịch này bằng nước

cất để thu được V2 ml dung dịch NaOH có pH=10. Thể tích V2 sẽ lớn hơn thể tích V1

bao nhiêu lần ?

Câu 19: TÝnh ®é ®iÖn li α cña axit focmic HCOOH. NÕu dung dÞch HCOOH 0,46% (d =

1g/ml) cña axit ®ã cã pH = 3

Câu 20: Trộn 300 ml dung dịch NaOH 0,1 mol/lit và Ba(OH)2 0,025 mol/l với 200 ml

dung dịch H2SO4 nồng độ x mol /lit Thu được m gam kết tủa và 500 ml dung dịch có

PH = 2 . Hãy tính m và x . Coi H2SO4 điện li hoàn toàn cả hai nấc Câu 21: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn:

a. 200 ml dung dịch H2SO4 0,05M với 300 ml dung dịch NaOH 0,06M.

38

b. 2,75 lít dung dịch Ba(OH)2 có pH = 13 với 2,25 lít dung dịch HCl có pH = 1.

c. những thể tích bằng nhau của dung dịch HNO3 0,02M và dung dịch NaOH 0,01M.

d. 50ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,18M và H2SO4 0,08M với 150ml dung dịch hỗn hợp

NaOH 0,05 M và Ba(OH)2 0,04M.

Câu 22: Trong hai dung dịch ở các ví dụ sau đây, dung dịch nào có pH lớn hơn? Giải

thích vắn tắt cho từng trường hợp.

a. Dung dịch 0,1M của một axit có K = 1.10–4 và dung dịch 0,1 M của một axit có K =

4.10–5

b. Dung dịch HCl 0,1M và dung dịch HCl 0,01M

c. Dung dịch CH3COOH 0,1M và dung dịch HCl 0,1M

Câu 23: Tính pH các dung dịch sau:

a. CH3COOH 0,1M (Ka= 1,75.10–5). b. NH3 0,1M (Kb = 1,8.10–5).

Câu 24: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm CH3COOH 1M, CH3COONa 1M biết Ka

= 1,75.10–5. Cho thêm 0,1 mol HCl vào dung dịch trên thì pH thay đổi thế nào

Câu 25: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm NH4Cl 1M, NH3 1M biết Kb = 1,8.10–5.

Cho thêm 0,1 mol HCl vào dung dịch trên thì pH thay đổi thế nào

Câu 26: Cho dung dÞch CH3COOH cã pH = 4, biÕt ®é ®iÖn li α = 1%. X¸c ®Þnh nång

®é mol /lÝt cña dung dÞch axit nµy Câu 27: Trén 250 ml dung dÞch hçn hîp gåm HCl 0,08 M vµ H2SO4 0,01M víi 250

ml dung dÞch NaOH amol/lÝt thu ®îc 500ml dung dÞch cã pH = 12. TÝnh a Câu 28: Trén 3 dung dÞch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M víi nh÷ng thÓ tich

b»ng nhau ®îc dung dÞch A. LÊy 300 ml dung dÞch A cho t¸c dông víi mét dung dÞch

B gåm NaOH 0,2M vµ KOH 0,29M. TÝnh thÓ tÝch dung dÞch B cÇn dïng ®Ó sau khi t¸c

dông víi 300ml dung dÞch A ®îc dung dÞch cã pH = 2. Câu 29: Cho 40 ml dung dÞch HCl 0,75M vµo 160 ml dung dÞch chøa ®ång thêi

Ba(OH)2 0,08M vµ KOH 0,04M. TÝnh pH cña dung dÞch thu ®îc. Câu 30: Cho dung dÞch NaOH cã pH = 13 (dung dÞch A). a. CÇn pha lo·ng dung dÞch A bao nhiªu lÇn ®Ó thu ®îc dung dÞch B cã pH = 12?

b. Cho 2,14 gam NH4Cl vµo mét cèc chøa300 ml dung dÞch B. §un s«i sau ®ã ®Ó nguéi

råi thªm mét Ýt quú tÝm vµo cèc. Quú tÝm cã mÇu g×? t¹i sao?

Câu 31: A lµ dung dÞch H2SO4 0,5M. B lµ dung dÞch NaOH 0,6M. CÇn trén VA vµ VB

theo tØ lÖ nµo ®Ó ®îc dung dÞch cã pH = 1 vµ dung dÞch cã pH = 13 (gi¶ thiÕt c¸c chÊt

ph©n ly hoµn toµn ).

39

Câu 32: Pha lo·ng 200 ml dung dÞch Ba(OH)2 víi 1,3 lÝt H2O thu ®îc dung dÞch cã

pH = 12. TÝnh nång ®é mol/l cña dung dÞch Ba(OH)2 ban ®Çu, biÕt r»ng Ba(OH)2 ph©n li

hoµn toµn Câu 33: TÝnh ®é ®iÖn li α cña axit focmic HCOOH trong dung dÞch HCOOH

0,007M cã pH = 3 Câu 34: Cho hai dung dÞch H2SO4 cã pH = 1 vµ pH = 2. thªm 100 ml dung dÞch KOH

0,1M vµo 100 ml mçi dung dÞch trªn. TÝnh nång ®é mol / lÝt cña dung dÞch thu ®îc? Câu 35: Trén 3 dung dÞch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M víi nh÷ng thÓ tich



dông víi 300ml dung dÞch A ®îc dung dÞch cã pH = 2. Câu 36: Cho dung dÞch A gåm HCl vµ H2SO4. Trung hoµ 2 lÝt dd A cÇn 400ml dung

dÞch NaOH 0,5M . C« c¹n dung dÞch t¹o thµnh th× thu ®îc 12,95 gam muèi khan. TÝnh pH cña dung dÞch A?

Câu 37: Nung 6,58 gam Cu(NO3)2 trong b×nh kÝn, sau mét thêi gian thu ®îc 4,96

gam chÊt r¾n vµ hçn hîp khÝ X. HÊp thô hoµn toµn hçn hîp X vµo níc, ®îc 300 ml

dung dÞch Y. viÕt ph¬ng tr×nh ph¶n øng x¶y ra vµ tÝnh pH cña dung dÞch Y. Câu 38: Trén 3 dung dÞch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M víi nh÷ng thÓ tich



dông víi 300ml dung dÞch A ®îc dung dÞch cã pH = 2 Câu 39: Cho dung dÞch NaOH cã pH = 13 (dung dÞch A). a. CÇn pha lo·ng dung dÞch A bao nhiªu lÇn ®Ó thu ®îc dung dÞch B cã pH = 12?

b. Cho 2,14 gam NH4Cl vµo mét cèc chøa 300 ml dung dÞch B. §un s«i sau ®ã ®Ó nguéi

råi thªm mét Ýt quú tÝm vµo cèc. Quú tÝm cã mÇu g×? t¹i sao?

Câu 40: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm NH3 1M, NH4Cl 1M biết Kb = 1,8.105.

Cho thêm 0,1 mol HCl vào dung dịch trên thì pH thay đổi thế nào?

40

CHƯƠNG 3

VAI TRÒ CỦA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH TRONG VIỆC GIẢNG DẠY

HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG

3.1. Những nguyên lí cơ bản của phân tích định tính

Hóa học phân tích định tính là một bộ phận của phân tích hóa học, bao gồm cơ

sở lí thuyết và các phương pháp để xác định thành phần định tính của đối tượng phân

tích.

Nhiệm vụ của phân tích định tính là đề ra các phương pháp, xác định thành phần

định tính của đối tượng phân tích tức là trả lời các câu hỏi đối tượng phân tích là chất gì

hoặc gồm những nguyên tố hoặc nhóm nguyên tố, ion nào. Hiện nay chúng ta có các

phương pháp phân tích bằng công cụ và các phương pháp phân tích hóa học.

3.1.1. Phản ứng phân tích

Phản ứng phân tích là phản ứng giữa chất cần phân tích và thuốc thử nào đó

dùng để xác định định tính chất đó. Yêu cầu đối với phản ứng phân tích định tính là

phải có hiệu ứng nhất định như: tạo thành các sản phẩm đặc trưng có màu, mùi đặc biệt

hay tạo các chất khí, chất kết tủa, đặc biệt là kết tủa có màu.

Ví dụ: Fe3+ + 3SCN- → Fe(SCN)3 đỏ máu

Pb2+ + 2I- → PbI2 vàng tươi

là những phản ứng để nhận biết Fe3+, Pb2+. Các dung dịch chứa SCN -, I - gọi là thuốc

thử phân tích.

3.1.2. Phân tích theo phương pháp khô và phương pháp ướt

Có hai phương pháp để phân tích định tính gọi là phân tích theo phương pháp

khô và phân tích theo phương pháp ướt.

Phân tích theo phương pháp khô: Phương pháp phân tích khô thường tiến hành

theo hai cách: phương pháp màu ngọn lửa và phương pháp tạo ngọc màu.

Trong phương pháp màu ngọn lửa, chất phân tích thường ở dạng các muối dễ bay hơi

như các muối clorua rồi được chuyển lên trên một vòng nhỏ làm bằng Platin Pt và đốt

nó trên một ngọn lửa đèn khí không màu. Một số nguyên tố ở nhiệt độ cao tạo nên

những ngọn lửa có màu đặc trưng giúp ta nhận ra nguyên tố đó, ví dụ: Na+ cho ngọn lửa

màu vàng; K+ cho ngọn lửa màu tím.

Trong phương pháp tạo ngọc màu, người ta trộn chất phân tích với những chất

chảy thích hợp rồi đem nung ở nhiệt độ cao, khi đó một số kim loại tạo với chất chảy

41

những ngọc màu đặc trưng, giúp ta nhận ra nguyên tố đó. Ví dụ: với chất chảy là Borax

Na2B4O7, ion Cr3+ cho ngọc màu tím, Co2+ cho ngọc màu xanh.

Các phương phương pháp phân tích khô đã có từ rất lâu, ngày nay ít được sử

dụng vì không thể dùng để phân tích các đối tượng phức tạp hoặc phân tích vi lượng.

Phân tích theo phương pháp ướt:

Trong phương pháp này đối tượng phân tích được hoà tan trong các dung môi

thích hợp như H2O, dung dịch axit hay bazơ để chuyển chất phân tích sang trạng thái

dung dịch, khi này các nguyên tố cần nhận biết chủ yếu ở dưới dạng các ion.

Để phân tích theo phương pháp ướt, yêu cầu của phản ứng phân tích là phải rất

đặc trưng và rất chọn lọc, tuy nhiên số các phản ứng đặc trưng và chọn lọc là rất ít để

phân tích một nguyên tố nào đó, vì vậy người ta phải sử dụng một hệ thống phân tích

nhằm tách các ion tương tự như nhau, có một số tính chất giống nhau ra thành từng

nhóm, sau đó trong mỗi nhóm lại tìm cách cô lập từng ion một và dùng các phản ứng

đặc trưng của nó để nhận biết.

3.2. Tác dụng của bài tập nhận biết các chất

- Phát triển cho học sinh tư duy phân tích, tổng hợp, bao quát toàn bộ chương

trình, nâng cao khả năng làm thí nghiệm, khả năng lập kế hoạch trong quá trình làm

việc.

3.3. Mối liên hệ giữa phân tích định tính với việc nhận biết các chất

3.3.1. Phân tích hệ thống

Trong phân tích hệ thống, người ta dùng những thuốc thử nhóm để tách những

nhóm nguyên tố mang tính chất giống nhau ra khỏi nhau. Khi đó, mẫu phân tích được

phân chia thành những hỗn hợp ion đơn giản hơn, từ những nhóm nhận được chúng ta

tiếp tục tách và nhận biết từng ion có trong nhóm.

Hiện nay, đối với các cation, người ta đã tìm ra nhiều hệ thống phân tích, mỗi hệ

thống có những ưu điểm và nhược điểm riêng. Hệ thống thường được dùng là hệ thống

axit - bazơ

Hệ thống các cation theo phương pháp axit - bazơ: Phương pháp này dựa trên

tác dụng của các cation với các thuốc thử nhóm là các axit và các bazơ như HCl, H2SO4,

NaOH, NH4OH. Việc phân chia các cation thành từng nhóm theo phương pháp này

được trình bày trong bảng sau:

42

Nhóm Thuốc thử nhóm Các cation

thuộc nhóm

Sản phẩm tạo thành sau

khi tác dụng với thuốc thử

nhóm

Nhóm

axit

I HCl loãng Ag+

, Pb2+,

Hg22+ AgCl, PbCl2, Hg2Cl2

II H2SO4 loãng Ba2+, Sr2+,

Ca2+, (Pb2+)

BaSO4, SrSO4, CaSO4,

PbSO4

Nhóm

Bazơ

III NaOHdư + H2O2

Al3+, Cr3+,

Zn2+, Sn2+,

Sn4+, As3+,

As5+

AlO22-, CrO4

2-, ZnO22-,

SnO32-

, AsO43-

IV NaOH

Fe2+, Fe3+,

Sb3+, Sb5+,

Bi3+, Mn2+,

Mg2+

Fe(OH)2, Fe(OH)3,

Sb(OH)3, Sb(OH)5, Bi(OH)3,

Mn(OH)2, Mg(OH)2

V NH4OH đặc dư

Cu2+, Cd2+,

Hg2+, Co2+,

Ni2+

Các phức amoniacat

23 )( xNHMe

VI Không có thuốc

thử nhóm Na+, K+, NH4

Trong phương pháp này các cation được phân thành 6 nhóm lớn:

- Nhóm I gồm Ag+, Hg22+, Pb2+, thuốc thử nhóm là dung dịch HCl loãng và

nguội.

- Nhóm II gồm Ba2+, Ca2+, Sr2+, cả Pb2+ lọt xuống từ nhóm I, thuốc thử nhóm là

H2SO4 loãng và rượu C2H5OH, thuốc thử tạo với các cation này kết tủa màu trắng.

- Nhóm III gồm Cr3+, Al3+, Sn2+, Sn4+, Zn2+, As5+, thuốc thử nhóm là NaOH dư

và H2O2. Trong môi trường này Al3+, Sn2+, Sn4+, tạo thành hiđroxit lưỡng tính tan trong

kiềm dư: CrO2- sẽ bị oxi hoá thành CrO4

- màu vàng .

- Nhóm IV gồm Fe3+, Bi3+, Mn2+, Mg2+, Sb3+ , thuốc thử nhóm là NaOH dư và

H2O2. Trong môi trường này các cation sẽ ở dạng các hiđroxit không tan.

43

- Nhóm V gồm Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+, thuốc thử nhóm là NH4OH đặc. Các

cation sẽ tạo với thuốc thử nhóm các phức amoniacat tan có màu.

- Nhóm VI gồm K+, Na+, NH4+, những ion này không có thuốc thử nhóm bởi vì

chúng không tạo thành kết tủa khó tan với một thuốc thử nào.

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Nhận biết các ion K+, Na+ bằng cách nhận biết màu ngọn lửa

Dùng Cl- để nhận biết Ag+, Pb2+

Dùng OH- để nhận biết một số ion: Vd: tạo kết tủa xanh (Cu2+), tạo kết tủa

nâu đỏ ( Fe3+), tạo kết tủa trắng xanh chuyển thành nâu đỏ ( Fe2+), tạo khí mùi khai

( NH4+), tạo kết tủa rồi tan lại ( Al3+, Zn2+, Cr3+), tạo kết tủa trắng ( Mg2+)…

Dùng SO42- để nhận biết Ba2+, Pb2+, Sr2+, Ca2+

3.3.2. Phân tích định tính các cation nhóm I Ag+, Hg22+, Pb2+

Các cation nhóm I bao gồm Ag+, Hg22+, Pb2+, chúng tạo với anion Cl- thành các

muối clorua AgCl, Hg2Cl2, PbCl2 ít tan. Vì vậy, người ta dùng HCl loãng, nguội làm

thuốc thử nhóm để tách các cation Ag+, Hg22+, Pb2+ ra khỏi các cation khác có trong

dung dịch phân tích.

Không dùng HCl đặc bởi các kết tủa clorua của các cation này tan trong HCl đặc

và dung dịch có chứa Cl- với nồng độ lớn vì tạo phức, cũng không dùng thuốc thử nóng

vì ở nhiệt độ cao độ tan của PbCl2 tan mạnh, ảnh hưởng đến quá trình phân tích.

AgCl, Hg2Cl2, PbCl2 có những tính chất chung và riêng như sau:

- Đều là kết tủa màu trắng.

- AgCl và Hg2Cl2 có độ tan nhỏ hơn PbCl2.

- PbCl2 tan nhiều trong nước nóng, do đó dùng cách đun nóng để tách Pb2+ ra khỏi Ag+

và Hg22+.

- AgCl tan trong NH3 loãng tạo thành phức [Ag(NH3)2]+. Lợi dụng tính chất này để

tách Ag+ ra khỏi Pb2+ và Hg22+.

Khi tác dụng với NH3 thì Hg2Cl2 từ màu trắng biến thành màu đen vì phản ứng sinh ra

Hg kim loại, phản ứng này dùng để nhận biết Hg22+.

44

Sơ đồ phân tích các nhóm cation nhóm I

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng Cl- để nhận biết Ag+, Pb2+

3.3.3. Phân tích định tính các cation nhóm II Ba2+, Sr2+, Ca2+

Các cation nhóm II, có thể bao gồm cả ion Pb2+ từ nhóm I lọt xuống, tạo với ion

SO42+ trong rượu thành các muối BaSO4, SrSO4, PbSO4, CaSO4 không tan. Vì vậy,

người ta dùng H2SO4 loãng và C2H5OH làm thuốc thử nhóm để tách các cation Ba2+,

Sr2+, Ca2+, Pb2+ ra khỏi các cation khác có trong dung dịch phân tích.

Không dùng H2SO4 đặc vì sẽ tạo thành các sunfat axit Me(HSO4)2 tan.

Trong các muối sunfat thì BaSO4 và CaSO4 dễ kết tủa nhất, SrSO4 khó kết tủa

hơn cần đun nóng nhẹ.

CaSO4 có độ tan lớn nhất, rất khó kết tủa, vì vậy người ta thường thêm rượu vào

để giảm bớt độ tan của nó, khi đó CaSO4 dễ kết tủa hơn.

Trong tất cả 4 kết tủa sunfat chỉ có PbSO4 hoà tan trong NaOH tạo thành phức

PbO22- hoặc tan trong CH3COONH4, vì tạo phức Pb(CH3COO)3

-, ta lợi dụng tính chất

này để tách chì ra khỏi hỗn hợp cation nhóm II. Các kết tủa sunfat của Ba2+, Sr2+, Ca2+

không tan trong các axít vô cơ loãng, để tách chúng ra khỏi nhau, chúng ta lại phải

chuyển các sunfat thành hợp chất tan, muốn vậy đun kết tủa sunfat với dung dịch

Na2CO3 bão hoà nhiều lần để chuyển kết tủa sunfat thành kết tủa cacbonat rồi hoà tan

các kết tủa cácbonat đó bằng axit CH3COOH, các cation của nhóm II lại trở về trạng

thái ion trong dung dịch.

Dung dịch phân tích + HCl loãng lạnh dư

Kt1: AgCl, PbCl2, Hg2Cl2 Dung dịch các nhóm sau sau

Dung dịch Pb2+ Kt2 : AgCl, Hg2Cl2

+ H2O, đun nóng

+ KI

Kt3: vàng PbI2

+ NH3

Kt4: [NH2Hg], Hg Màu đen của Hg

Dung dịch Ag(NH3)2+

+ dd HNO3 loãng

Kt5: AgCl Màu trắng

45

Trong môi trường CH3COOH, khi thêm cromat hoặc dicromat vào thì chỉ có

Ba2+ kết tủa dưới dạng BaCrO4 màu vàng, ta lợi dụng tính chất này để tách Ba2+ ra khỏi

hỗn hợp Sr2+ và Ca2+, sau đó dùng dung dịch này để tìm Ca2+ và Sr2+.

Amoni oxalat tác dụng với dung dịch Ca2+ cho kết tủa tinh thể CaC2O4 màu trắng, tan

trong các axit vô cơ loãng nhưng không tan trong axit axetíc, đây là điểm khác so với

các oxalat nhóm II khác, nên phản ứng này được dùng để nhận biết ion Ca2+ :

Ca2+ + C2O42- → CaC2O4↓

Axit sunfuric loãng và amoni sunfat tác dụng với dung dịch có chứa ion Sr2+

nóng tạo ra kết tủa tinh thể SrSO4 màu trắng:

Sr2+ + SO42- → BaSO4↓

Sr2+ + (NH4)2SO4 → SrSO4↓ + 2NH4+

Sơ đồ phân tích các nhóm cation nhóm II ơ

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng CO3

2- để nhận biết Ba2+, Ca2+

Dùng HOOC- COOH để kết tủa với Ca(OH)2

Dùng CrO42- hoặc Cr2O7

2- để nhận biết Ba2+ có kết tủa vàng

Dung dịch phân tích + H2SO4 loãng

Kt1: MSO4 Dung dịch các nhóm sau sau

Dd Pb(CH3COO)3- Kt2 : BaSO4, SrSO4, CaSO4

+ CH3COONH4

+ KI

Kt3: vàng PbI2

+ Na2CO3 bão hòa 3 lần

Kt3 : BaCO3, SrCO3, CaCO3

+ CH3COOH loãng

Ba2+ , Sr2+ , Ca2+, CH3COOH

+ K2Cr2O7 Chia làm phần Kt BaCrO4 màu vàng

không tan trong NaOH P1 + (NH4)2SO4 SrSO4 màu trắng P2 + (NH4)2C2O4 CaC2O4 màu trắng

46

3.3.4. Phân tích định tính các cation nhóm III Al3+, Sn4+, Sn2+, Zn2+, As5+, Cr3+

Hiđroxit của các ion Al3+, Cr3+, Sn4+, Zn2+… có tính chất lưỡng tính, kết tủa

hidroxit của chúng tan trong axit cũng như trong kiềm mạnh như KOH, NaOH, vì vậy

khi thêm dung dịch NaOH dư vào hỗn hợp các hidroxit thì có thể tách được các cation

này khỏi các cation nhóm sau:

Al(OH)3↓ + NaOHdư → AlO2- (aluminat)

Cr(OH)3↓ + NaOHdư → CrO2- (cromit)

Sn(OH)2↓ + NaOHdư → SnO22- (stanit)

Zn(OH)2↓ + NaOHdư → ZnO22- (Zincat)

Cần chú ý rằng ion cromit CrO2- thường kết hợp với một số cation như Mn2+,

Fe3+, Mg2+, Zn2+… tạo thành những kết tủa MnCrO2, MgCrO2, ZnCrO2… khó tan trong

môi trường kiềm dư. Vì vậy nếu chỉ dùng riêng NaOH dư làm thuốc thử thì một phần

Cr3+ có thể vẫn còn ở lại trong kết tủa với hiđroxit của nhóm sau. Do đó, hỗn hợp

NaOHdư + H2O2 được dùng làm thuốc thử nhóm, khi đó Cr3+ sẽ bị oxi hoá thành CrO42-

theo phản ứng:

2Cr3+ + 3H2O2 + 10 OH- → 2 CrO42- + 8H2O

Ngoài ra cũng cần lưu ý rằng, các ion Pb2+ ( nhóm II ), Sb3+ ( nhóm IV ), Cu2+ (

nhóm V ) cũng tạo thành muối tan trong kiềm dư:

Pb(OH)2↓ + 2 NaOH → Na2PbO2 + 2H2O ( natri plombit )

Cu(OH)2↓ + 2 NaOH → Na2CuO2 + 2H2O ( natri cuprit )

Sb(OH)2↓ + 2 NaOH → Na2SbO2 + 2H2O ( natri stibit )

Các cation nhóm III sau khi tách khỏi các cation khác bằng thuốc thử nhóm đều

nằm ở dạng muối tan AlO2-, CrO2

-, SnO32- ( anion stanit SnO2

2- bị oxihóa thành stanat

SnO32- ), ZnO2

2-. Ta có thể dùng NH4+ là một axit yếu, lấy bớt OH- đi thì Al(OH)3 và

Sn(OH)4 sẽ kết tủa trở lại, còn kẽm sẽ ở dạng cation phức tan amoniacat [Zn(NH3)42+]

và crom vẫn ở dạng anion cromit CrO2- , như vậy sẽ tách được nhóm III thành 2 phần:

AlO2- + NH4

+ + 2 H2O → Al(OH)3↓ + NH4OH

SnO32- + 2 NH4

+ 3 H2O → Sn(OH)4↓ + 2NH4OH

ZnO22- + 4NH4

+ → Zn(NH3)42+ + 2H2O

Hòa tan kết tủa Al(OH)3 và Sn(OH)4 bằng dung dịch HCl loãng. Cho tiếp kẽm

vào dung dịch thu được đun nhẹ để khử Sn4+

Sn4+ + 2Zn → Sn + Zn2+

47

Lọc lấy dung dịch thu được dung dịch chứa Al3+, Zn2+, H+, cho tiếp NH3 dư vào

dùng máy li tâm thu kết tủa Al(OH)3 cho tác dụng với alizarin đỏ S thu được kết tủa sơn

nhôm màu đỏ da cam rất đặc trưng.

Lấy chất rắn thu được hòa tan trong HCl 6M đun nóng thu được dung dịch chứa

Zn2+, Sn2+. Thêm từ từ dung dịch HgCl2 vào dung dịch đó theo thành ống nghiệm để tìm

Sn2+(có kết tủa trắng)

SnCl2 + 2 HgCl2 → Hg2Cl2↓(trắng) + SnCl4

Phản ứng được thực hiện như sau: Trong môi trường NaOH + H2O2, Cr3+ bị oxi

hoá thành CrO42-; sau đó để tìm ion này, phải axit hoá dung dịch bằng H2SO4 hoặc

HNO3 (khi đó CrO42- sẽ chuyển sang dạng Cr2O7

2-); thêm vào đấy 5-7 giọt dietylete

(hay rượu amylic) và 1 giọt H2O2 3% rồi lắc đều mạnh, trên lớp ete (hoặc lớp rượu

amilic) là axit H2CrO6 có màu xanh lam.

Thêm vào dung dịch chứa CrO42-, Zn(NH3)4

2+ một lượng Na2S thấy có kết tủa trắng ZnS

Sơ đồ phân tích các nhóm cation nhóm III

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng OH- để nhận biết Al3+, Cr3+, Zn2+. Có kết tủa kết tủa tan lại

Dung dịch phân tích + H2O2 + NaOH dư dun kĩ

Al(OH)4-, CrO4

2-, SnO32-, Zn(OH)4

2- Kết tủa nhóm IV, V

CrO42-, Zn(NH3)4

2+ Kt : Al(OH)3, Sn(OH)4

+ NH4Cl, t0

Chia 2 phần

P1+H2O2+ H2SO4l + Rượu Amylic Tạo lớp rượu màu xanh H2CrO6

+ HCl loãng

Al3+, Sn4+

+ Zn hạt

Al3+, Zn2+

P2+ Na2S kết tử trắng ZnS

Sn↓

Al(OH)3

+ NH3 Loãng dư

+ Alizarin

Sơn nhôm màu cà rốt

+ HCl đặc

SnCl2

+ HgCl2

Kt trắng Hg2Cl2

48

Cr(OH)3 có kết tủa xanh tan lại trong kiềm dư

Có thể dùng Cl2, H2O2 và dung dịch OH- để oxi hóa Cr3+ thành CrO42- sau đó

nhận biết lại bằng Ba2+ ( có kết tủa BaCrO4 vàng )

3.3.5. Phân tích các cation nhóm IV Fe2+, Fe3+, Sb3+, Sb5+, Mn2+, Bi3+, Mg2+

Đặc tính chung của các cation nhóm IV là tạo với kiềm hay amoniac các hiđroxit

không tan:

Fe2+ + 2OH- → Fe(OH)2↓ màu trắng

Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3↓ màu đỏ nâu

Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2↓ màu trắng

Sb3+ + 3OH- → Sb(OH)3↓ màu trắng

Sb5+ + 5OH- → Sb(OH)5↓ màu trắng

Mn2+ + 2OH- → Mn(OH)2↓ màu trắng

Trong môi trường NaOH dư + H2O2 thì Mn2+ sẽ bị oxi hoá thành MnO2 màu đen:

Mn(OH)2↓ + H2O2 → MnO2 + 2H2O

Trong các hidroxit của nhóm IV thì Sb(OH)3 tan được trong kiềm dư và cả trong

cacbonat của kim loại kiềm, nên để antimon không lọt xuống nhóm III, cần đưa Sb3+ lên

Sb5+, chính vì vậy thuốc thử nhóm vẫn là NaOH dư và H2O2 .

Như vậy với hỗn hợp cation sau khi tách nhóm I và nhóm II, ta dùng NaOH dư

+ H2O2 để tách nhóm III, khi này nhóm IV và nhóm V ở dạng kết tủa hidroxit, riêng

mangan ở dạng MnO2. Ta lại cho tác dụng với NH4OH dư + H2O2, thì nhóm IV được

tách ra ở dạng kết tủa, còn nhóm V ở lại trong dung dịch dưới dạng phức amoniacát

Sau khi tách riêng được nhóm IV, ta dùng axit để hoà tan các kết tủa này, dựa

vào những tính chất hóa học khác nhau của từng ion để tách và nhận biết chúng.

Các cation của nhóm IV, đặc biệt là các cation bitmut, sắt, antimon đều dễ phản

ứng với nước để tạo thành các kết tủa, cho nên muốn cho các cation này tồn tại trong

dung dịch thì độ axit của dung dịch phải cao.

Nhận biết Mg2+

Sau khi tách nhóm IV khỏi nhóm V, Nhóm IV tồn tai dưới dạng M(OH)n và

MnO2. Trong số đó Mg(OH)2 tan được trong dung dịch NH4Cl,

Mg(OH)2↓ + 2NH4+ Mg2+ + 2NH3 + 2H2O

Dung dịch ion Mg2+ khi tác dụng với HPO42- sẽ tạo thành kết tủa màu trắng:

49

Mg2+ + HPO42- → MgHPO4↓ kết tủa màu trắng

Kết tủa này không hoàn toàn, nếu có mặt NH4Cl và NH4OH trong dung dịch thì sẽ tạo

thành kết tủa MgNH4PO4 màu trắng hoàn toàn hơn, đây là phản ứng rất đặc trưng, được

sử dụng để nhận biết ion Mg2+ khi không có các thuốc thử hữu cơ Vàng titan

C28H19O6N5Na2 hay Magneson I ( p-nitrobensolazoresocsin ) và Magneson II ( p-

nitrobenzolazo-α-naphtol) để tìm ion Mg2+ bằng các phản ứng đặc trưng.

Nhận biết Sb(III) và Sb(V)

Sau khi hòa tan kết tủa hiđroxit các kim loại IV và MnO2 bằng dung dịch HNO3

có một ít H2O2 ta được dung dịch chứa Sb(III) hoặc Sb(V).

Chia dung dịch thành các phần nhỏ. Để tìm Sb người ta thường dùng dung dịch thuốc

thử hữu cơ rodamin B, dung dịch nước của thuốc thử này có huỳnh quang màu vàng.

Khi thêm thuốc thử đó vào dung dịch chứa ion SbCl6 ta thu được một dung dịch màu

tím và một phức ion liên hợp được chiết bằng benzen tạo thành dung dịch màu đỏ cánh

sen trong benzen. Lúc đó ta thấy dung dịch nước có huỳnh quang tím còn lớp benzen

phía trên có màu đỏ cánh sen rất đặc trưng.

Nhận biết Fe3+

Lấy một phần dung dịch nhóm IV cho tác dụng với dung dịch KSCN hoặc

NH4SCN ta được dung dịch màu đỏ máu rất đặc trưng.

Nhận biết Mn2+

Lấy một ít dung dịch nhóm IV (vài giọt) cho tác dụng với một dung dịch gồm

2ml dung dịch (NH4)2S2O8 hoặc K2S2O8 và vài giọt AgNO3 ( làm xúc tác) và đun nhẹ,

ion Mn2+ sẽ bị oxi hóa thành MnO4- màu tím

Mn2+ + 5S2O82- + 8H2O → 2MnO4

- + 10SO42- + 16H+

Nhận biết Bi3+

Lấy một ít dung dịch nhóm IV cho tác dụng với dung dịch KI, có thêm 1 ml

dung dịch SnCl2 thu được dung dịch màu vàng tươi của ion BiI4- suy ra có Bi3+

Bi3+ + 4I- → BiI-

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng OH- để nhận biết một số ion: Fe3+ ( Tạo kết tủa nâu đỏ ), Fe2+( tạo kết

tủa trắng xanh chuyển thành nâu đỏ), NH4+ ( tạo khí mùi khai ), Al3+, Zn2+, Cr3+ ( tạo

kết tủa rồi tan lại ), tạo kết tủa trắng ( Mg2+)…

Có thể dùng SCN- để nhận biết Fe3+ tạo phức màu đỏ máu

50

Có thể dùng KMnO4 có mặt H+ để nhận biết Fe2+: làm mất màu thuốc tím

3.3.6. Phân tích cation nhóm V Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+

Các cation nhóm này là các ion kim loại chuyển tiếp, vì vậy tính chất điển hình

của nhóm là khả năng tạo phức khá mạnh, hiđroxit của chúng tan trong hỗn hợp NH4+

và NH3 để tạo thành phức tan amoniacat có số phối tử NH3 từ 4 đến 6. Phức của đồng

có màu xanh da trời, của coban và niken có màu xanh hơi xám, của cađimi và thuỷ

ngân không có màu. Vì vậy, thuốc thử nhóm là hỗn hợp NH4Cl + NH3.

Các cation của nhóm V tạo được các kết tủa sunfua khó tan với H2S hay

(NH4)2S, độ tan của các sunfua phụ thuộc vào độ axit của môi trường, vì vậy tính chất

này được sử dụng để tách riêng, cô lập từng cation trong nhóm, sau đó sử dụng các

phản ứng đặc trưng để nhận biết.

Sau khi tách nhóm V khỏi nhóm IV ta được dung dịch chứa các cation này trong

môi trường NH3 + NH4+. Thêm (NH4)2S vào để kết tủa hết các ion này, rủa kết tủa vài

lần bằng dung dịch NH4Cl bão hòa để loại thuốc thử dư. Đun nóng kết tủa với HCl thu

được dung dịch chứa Cd2+ cho H2S vào ta được kết tủa vàng tươi CdS

Hòa tan kết tủa còn lại và chia làm 4 phần

Phần 1: Tìm Cu2+

Amôniac tạo được với dung dịch ion Cu2+ kết tủa muối bazơ màu xanh lục nhạt,

dễ tan trong thuốc thử dư. Lúc này dung dịch có màu xanh lam đậm do tạo thành ion

phức [Cu(NH3)4]2+:

Cu2+ + 2NH4OH → Cu2(OH)2 + 2NH4+

Cu2(OH)2 + 4NH3 → 2[Cu(NH3)4]2+

Phần 2: Tìm Ni2+

Trong dung dịch amôniac, dimetylglyoxim tạo với Ni2+ muối nội phức màu hồng

tươi dimetylglyoximat niken, rất ít tan trong nước.

Đây là phản ứng rất đặc trưng để nhận biết niken. Các cation tạo hidroxit không

tan trong nước cản trở phản ứng.

Phần 3: Tìm Co2+

Thêm Na2S2O3 vào phần 3 thêm vào dung dịch SCN- và rượu Isoamylic vào lắc

đều nếu lớp rượu amylic sẽ hóa xanh

51

Co2+ + SCN- → Co(SCN)42-

Phần 4: Tìm Hg2+

Cho Cu vào phần 4 đồng màu đỏ sẽ chuyển sang sáng như bạc do thủy ngân bị

đẩy ra

Cu + Hg2+ → Hg(Cu) + Cu2+

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng dung dịch NH3 làm thuốc thử nhận biết Cu2+, Ni2+ tạo kết tủa xanh sau

đó tan lại trong NH3 dư tạo phức

Dùng H2S hay (NH4)2S để nhận biết Cu2+, Pb2+, Hg2+, Ag+ ( Có kết tủa đen)

3.3.7. Phân tích các anion

Đối với việc phân tích, xác định các anion, người ta cũng tìm cách chia chúng

thành từng nhóm rồi mới nhận biết từng ion một. Việc phân chia dựa trên tính oxi hoa-

khử; tính axit-bazơ hoặc tính tạo các hợp chất ít tan, tuy nhiên việc phân chia này cũng

chưa được hoàn chỉnh.

Thực tế người ta hay dùng bari clorua BaCl2 hoặc canxi clorua CaCl2 và bạc

nitrat AgNO3 làm thuốc thứ nhóm để phân các anion thành 3 nhóm như trong bảng dưới

đây.

Nhóm

phân tích

Các anion Đặc tính của

nhóm

thuốc thử nhóm

I

Ion sunfat SO42-

Ion sunfít SO32-

Ion thiosunfat S2O32-

Ion cácbonat CO32-

Ion phot phat PO42-

Ion silicat SiO32-

Ion borat BO2- hay B4O7

2-

Muối bari của các

anion này ít tan

trong nước nhưng

tan trong axit

loãng (trừ BaSO4)

BaCl2 trong môi

trường trung

tính hay kiềm

yếu

II

Ion clorua Cl-

Ion bromua Br-

Ion iođua I-

Ion sunfua S2-

muối bạc của các

anion này ít tan

trong nước và

trong HNO3

AgNO3 khi có

mặt HNO3

III Ion nitrat NO3- Muối bari và muối Không có thuốc

52

Ion nitrit NO2- bạc của các anion

này tan trong nước

thử nhóm

Việc tìm một số lớn các anion dựa trên sự sử dụng các phản ứng giống như đã sử

dụng để phát hiện các cation. Như khi phát hiện cation Ba2+ có thể dùng ion SO42-, vì

thế để tìm SO42- có thể sử dụng ion Ba2+.

Phân tích các anion có những đặc điểm riêng khác với các cation, do các anion

thường không cản trở nhau. Chính vì vậy, đối với nhiều anion, ta có thể sử dụng các

phản ứng đặc trưng để tìm chúng ngay trong các phần riêng của dung dịch nghiên cứu.

Việc sử dụng phân tích hệ thống chỉ thực hiện trong các trường hợp phức tạp khi trong

dung dịch có mặt các anion của các chất khử hay của các chất oxi hoá.

3.3.7.1. Phân tích anion nhóm I

Nhóm I bao gồm các anion SO42-, CO3

2-, PO43-, SiO3

2-, hay B4O72-, SO3

2-, S2O32-

… Các anion nhóm này có các đặc điểm là tạo với Ba2+ các muối ít tan trong nước,

nhưng dễ bị hòa tan trong các axit vô cơ loãng (trừ BaSO4), vì vậy, thuốc thử nhóm bari

clorua BaCl2 chỉ kết tủa các anion nói trên trong môi trường trung tính hoặc yếu. Các

phản ứng quan trọng của các anion nhóm I được trình bày ở bảng 3.1

Bảng 3.1. Một số phản ứng đặc trưng của các anion nhóm I

Thuốc thử SO42- SO3

2- S2O32- CO3

2- PO43- SiO3

2-

BaCl2 trong môi

trường trung tính

hay kiềm yếu

Kêt

tủa

màu

trắng

BaSO4

Kết tủa

màu

trắng

BaSO3

Kết tủa

màu

trắng

BaS2O3

Kết tủa

màu

trắng

BaCO3

Kết tủa màu

trắng

BaHPO4

Kết tủa

màu

trắng

BaSiO3

Tác dụng của HCl

đối với các muối

bari

Không

tan

Tan và

có khí

SO2

Tan và

có SO2

và S

Tan và

có CO2 Tan

Tan và

có

H2SiO3

tách ra

Hỗn hợp MgCl2 +

NH4OH +NH4Cl - - - -

Kết tủa

MgNH4PO4

màu trắng

Kết tủa

màu

trắng

MgSiO3

53

Dung dịch

molipđat

(NH4)2MO4 -

HNO3

- - - - Kết tủa màu

vàng -

Các axit - Khí

SO2

Có SO2

và S

tách ra

Khí

CO2 - -

Natrinitropruxua

Na2[Fe(CN)5NO] -

Dung

dịch

màu

hồng

- - -

Bari clorua BaCl2 kết tủa cả các anion của nhóm này dưới dạng kết tủa tinh thể

màu trắng. Trong các kết tủa này chỉ có kết tủa BaSO4 không tan trong axit HCl, như

thế có thể dùng phản ứng này để tìm ion SO42-.

Kết tủa bari cacbonat BaCO3 tan trong axit HCl, có khí CO2 thoát ra còn với kết

tủa sunfit và thiosunfat BaSO3 và BaS2O3 thì có khí SO2 thoát ra. Kết bari

hiđrophotphat khi tan trong HCl không có khí thoát ra. Axit HCl phân huỷ bari silicat

và tạo thành kết tủa của vô định hình của axit silicic.

Với dung dịch molipđat chỉ có ion PO33- cho kết tủa màu vàng amoni

photphomoliđat.

Từ dung dịch silicat, các muối amoni làm tách ra kết tủa vô định H2SiO3

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng Ba2+để nhận biết SO4

2- tạo kết tủa trắng không tan trong HCl

Dùng H+ để nhận biết dung dịch CO32- tạo khí không màu không mùi tạo kết

tủa với nước vôi trong.

Dùng H+ tác dụng dung dịch SO32- tạo khí không màu, mùi sốc làm mất màu

dung dịch Br2.

Dùng Li+ tạo kết tủa với PO43-,

Dùng Ag+ tạo kết tủa vàng với PO43-

3.3.7.2. Phân tích anion nhóm II

54

Các anion nhóm II gồm Cl-, Br-, I-, S2- và một số ion khác. Muối của các anion

này với Ag+ không tan trong nước và trong axit HNO3 loãng.

Đa số các anion nhóm I cũng tạo với AgNO3 những muối không tan trong nước.

Tuy nhiên, tất cả các muối này đều tan trong HNO3 vì thế chúng không cản trở việc tìm

các anion nhóm II.

Một số phản ứng đặc trưng quan trọng nhất đối với các anion nhóm II được trình

bày ở bảng 3.2.

Bảng 3.2. Một số phản ứng đặc trưng của các anion nhóm II

Thuốc thử Cl- Br- I- S2-

AgNO3 khi có

mặt HNO3

kết tủa màu

trắng AgCl

Kết tủa màu

vàng AgBr

Kết tủa

màu vàng

đậm AgI

Kết tủa màu đen

Ag2S

Tác dụng của các

muối bạc với

dung dịch NH3

Tan, tạo thành

[Ag(NH3)2]Cl

Tan rõ rệt, tạo

thành

[Ag(NH3)2]Br

Thực tế

không bị

hòa tan

Không tan

Các chất oxi hóa

mạnh (KMnO4,

K2Cr2O7)

Thoát ra Cl2 Thoát ra Br2 Thoát ra I2 Thoát ra S

Nước clo (khi có

mặt của benzen) - Màu nâu Br2 Màu tím I2 -

NaNO2 hay

KNO2 khi có mặt

của H2SO4

- - Thoát ra I2 -

H2SO4 - - - Thoát ra khí H2S

Pb(CH3COO)2 - -

Tinh thể

màu vàng

PbI2

Kết tủa màu đen

PbS

CdCO3 - - - Kết tủa vàng

CdS

Áp dụng cho chương trình phổ thông:

55

AgNO3 khi có mặt HNO3 nhận biết Cl- (Kết tủa trắng), Br- (Kết tủa vàng nhạt

) , I- (Kết tủa vàng đậm ), S2-(Kết tủa đen )

3.3.7.3. Phân tích anion nhóm III

Ion NO3-, NO2

- và một số các anion khác thuộc nhóm III. Muối của các anion

này trong đó có cả muối của bạc và của bari đều tan tốt trong nước. Anion nhóm III

không có thuốc thử nhóm. Một số phản ứng của anion nhóm III được trình bày trong

bảng 3.3.

Bảng 3.3. Một số phản ứng đặc trưng của các anion nhóm III

Thuốc thử NO3- NO2

-

FeSO4 trong môi trường

axit

Vòng màu nâu của phức

[Fe(NO)SO4]

Vòng màu nâu của phức

[Fe(NO)SO4]

Điphenylamin Tạo dung dịch màu xanh Tạo dung dịch màu xanh

Cu + H2SO4 Tách khí NO2 -

Axit loãng HCl, H2SO4 - Tách khí NO2

KI khi có mặt H2SO4 - Tách I2

KMnO4 khi có mặt H2SO4 - Làm mất màu tím

Đun nóng với NH4Cl hay

(NH4)2SO4 - Tách N2

Nói chung, việc phân tích tìm các anion thường thực hiện trong từng phần dung

dịch riêng, không nhất thiết phải theo một quy trình nghiêm ngặt. Người ta chỉ sử dụng

các phản ứng tách trong một số trường hợp phức tạp, ví dụ như khi đồng thời có mặt

các anion Cl-, Br-, I-, hay S2-, SO32-, S2O3

2- và SO42-.

Thường tiến hành thử trước các dung dịch phân tích để xác định trong dung dịch

vắng mặt các anion nào. Sau đó, tiến hành tìm các anion riêng biệt có mặt trong dung

dịch.

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng Cu và H2SO4 để nhận biết NO3

- tạo khí không màu hóa nâu bay lên

3.4. Các loại phản ứng thường dùng để nhận biết các chất

Có nhiều loại phản ứng dùng để nhận biết các chất: Phản ứng trao đổi ( tạo kết tủa, bay

hơi, chất điện ly yếu ), phản ứng tạo phức , phản ứng oxi hoá khử .

3.4.1. Một số loại thuốc thử và phản ứng liên quan trong hóa hữu cơ

1/ Quỳ tím:

56

Axít : Đỏ :Vd HCl, H2SO4, HNO3, CH3COOH …, Muối được tạo thành từ axít mạnh và

bazơ yếu ( NH4Cl, AlCl3 , CH3NH3Cl… )

Bazơ : Xanh : Vd NaOH, Ca(OH)2 ,…., Muối được tạo thành từ axít yếu và bazơ mạnh

( Na2CO3, CH3COONa, C6H5ONa, KClO, NaF… )

Muối trung tính : Không đổi màu : Vd: NaCl, K2SO4 …

2/ Dung dịch Br2 / H2O :

- Hợp chất có liên kết bội ( nối đôi, nối ba ): Làm mất màu dung dịch brôm.

C2H4 + Br2 → C2H4Br2 ( Pư O-K )

- Phênol, Aniln : Tạo kết tử trắng với dung dịch brôm

C6H5OH + 3HBr → C6H2OHBr3 ↓ + 3 HBr ( Pư O-K )

- Hợp chất andehit ( kể cả Glucozơ, MantoZơ) làm mất màu dung dịch Br2/H2O

RCHO + Br2 + H2O → RCOOH + 2 HBr ( Pư O-K )

* Lưu ý: Andehit không làm mất màu Br2/CCl4

- Vòng 3 cạnh làm mất màu dung dịch Brôm

Xiclopropan + Br2 → CH2Br – CH2 – CH2Br

- Hợp chất khí H2S, SO2 làm mất màu dung dịch Br2/H2O

SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr ( Pư O-K )

H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr ( Pư O-K )

3/ AgNO3/NH3dư = Ag(NH3)2OH

- Ankin đầu mạch : Tạo kết tủa vàng

RC≡CH + Ag(NH3)2OH → RC≡CAg + 2 NH3 + H2O ( Pư O-K )

- Hợp chất có nhóm andehit ( Bao gồm cả Gluczơ, mantôzơ, fructozơ, HCOOH,

HCOOR )

RCHO + 2Ag(NH3)2OH → RCOONH4 + 2 Ag + 3NH3 + H2O ( Pư O-K )

4/ Cu(OH)2 / OH-

Nhiệt độ thường :

- Protein: Tạo phức màu tím

- RCOOH tạo dung dịch màu xanh thẳm

2RCOOH + Cu(OH)2 → (RCOO)2Cu + 2 H2O ( Pư trao đổi )

- Hợp chất có 2 nhóm OH kế tiếp ( Bao gồm cả Glucozơ, mantozơ, fructozơ,

Saccarozơ) : Tạo phức màu xanh lam

57

CH2OH OCH2 Cu CH2O HOCH2

CH2OH CH2OHCu(OH)2 + + 2 H2O2

(Pư tạo phức)

Khi đun nóng

- Hợp chất có nhóm Andehít ( Bao gồm cả Gluczơ, mantôzơ, fructozơ, HCOOH,

HCOOR ) tạo kết tủa đỏ gạch

RCHO + 2Cu(OH)2 + OH- t0 RCOO- + Cu2O + 3H2O ( Pư O-K )

5/ KMnO4 :

- Hợp có liên kết bội ( nối đôi, nối ba ) : Làm mất màu dung dịch thuốc tím.

3C2H4 + 2 KMnO4 + 4 H2O → 3C2H4(OH)2 + 2 MnO2 + 2 KOH ( Pư O-K )

- Hợp chất andehit ( kể cả Glucozơ, MantoZơ) làm mất màu dung dịch Br2/H2O

- Hợp chất khí H2S, SO2 làm mất màu dung dịch KMnO4

SO2 + 2 KMnO4 + 4 H2O → H2SO4 + MnSO4 + K2SO4 ( Pư O-K )

- Benzen không làm mất màu thuốc tím dù ở nhiệt độ nào

- Đồng đẳng benzen làm mất màu thuốc tím ở nhiệt độ cao.

6/ Na: nhận biết một số hợp chất có H linh động như axít, ancol, phênol

có khí thoát ra

7/ HNO2 : nhận biết amin béo bậc 1: có khí thoát ra

RNH2 + HNO2 → ROH + N2 + H2O

9/ I2: nhận biết hồ tinh bột: Hồ tinh bột chuyển sang màu tím xanh

10/ Vôi sữa: Nhận biết saccarozơ, làm trong vôi sữa

58

3.4.2. Một số loại thuốc thử và phản ứng liên quan trong hóa vô cơ

Bảng 3.4: Một số thuốc thử nhận biết các chất vô cơ

Stt Thuèc thö Dïng ®Ó nhËn HiÖn tîng

1 Quú tÝm - Axit

- Baz¬ tan

Quú tÝm ho¸ ®á

Quú tÝm ho¸ xanh

2 Phenolphtalein

(kh«ng mµu)

Baz¬ tan Ho¸ mµu hång

3

Níc(H2O)

- Çc kim lo¹i m¹nh(Na,

Ca, K, Ba)

- Çc oxit cña kim lo¹i

m¹nh (Na2O, CaO, K2O,

BaO)

- P2O5

- Çc muèi Na+, K+ , NO3-

H2 (cã khÝ kh«ng mµu,

bät khÝ bay lªn). Riªng Ca

cßn t¹o dd ®ôc Ca(OH)2

Tan t¹o dd lµm quú tÝm

ho¸ xanh. Riªng CaO cßn

t¹o dd ®ôc Ca(OH)2

Tan t¹o dd lµm ®á quú

4 dung dÞch

KiÒm

- Kim lo¹i Al, Zn

Mg2+

Fe2+

Fe3+

Al3+

Cu2+

Tan + H2 bay lªn

Mg(OH)2 tr¾ng

Fe(OH)2 tr¾ng ®Ó l©u

trong kh«ng khÝ t¹o Fe(OH)3

n©u ®á

Fe(OH)3 n©u ®á

Al(OH)3 tr¾ng khi d

NaOH sÏ tan dÇn

Cu(OH)2 xanh

5 dung dÞch axit

- HCl, H2SO4

- Muèi: CO32-, SO3

2-

- Kim lo¹i ®øng tríc H

trong d·y ho¹t ®éng cña

KL

Tan + cã bät khÝ CO2,

SO2 bay lªn

Tan + H2 bay lªn ( sñi bät

khÝ)

59

Bản

g

3.5:

Thu

ốc

thử

nhận

biết

các

chất

khí

Chất Thuốc thử Hiện tượng và phương trình phản ứng

H2

Bột CuO, ot

Đốt cháy Bột đen bột đỏ OHCuHCuO

ot22

Giọt nước

Cl2

Dd KI pha hồ tinh

bột

Dd AgNO3

Xuất hiện màu xanh

22 I2KCl2KICl I2 + tinh bột hiện màu

xanh

Kết tủa trắng AgCl

HCl

(khí)

NH3

Dd AgNO3

Khói trắng xuất hiện 3 4NH HCl NH Cl

Có kết tủa trắng 33 HNOAgClHClAgNO

H2S

(khí)

Dd Pb(NO3)2

Dd Cd(NO3)2 Có kết tủa đen 332 HNOPbS)Pb(NOSH

Kết tủa CdS màu vàng

SO2

Dd Br2 (màu nâu đỏ) Mất màu nâu đỏ

42222 SOH2HBrOHBrSO

CO2 Dd Ba(OH)2,

Ca(OH)2

Xuất hiện kết tủa trắng

OHCaCOCa(OH)CO 2322

NH3 Quỳ tím Màu xanh

- HNO3,

H2SO4 ®, n

- HCl

- H2SO4

- Tan hÇu hÕt KL kÓ c¶ Cu,

Ag, Au( riªng Cu cßn t¹o

muèi ®ång mµu xanh)

- MnO2( khi ®un nãng)

- AgNO3

- CuO

- Ba, BaO, Ba(OH)2, muèi

Ba2+

Tan vµ cã khÝ NO2,SO2 bay

ra

Cl2 bay ra

AgCl kÕt tña mµu tr¾ng

s÷a

dd mµu xanh

BaSO4 kÕt tña tr¾ng

6 Dung dÞch

muèi Ba2+

- AgNO3

Dd cã gèc SO42-

Dd cã gèc: Cl- , Br- , I- S2-

BaSO4 tr¾ng

AgCl tr¾ng, AgBr

v ng nhạt , AgI v ng ,

Ag2S ®en

60

phenolphtalein Không màu màu hồng

NO2

Dung dịch kiềm

(NaOH)

Mất màu nâu đỏ của NO2

OHNaNONaNO2NaOHNO 2232

NO Cho tiếp xúc với

không khí

Hóa nâu 22 2NOO2NO

O2

Que đóm tắt

Cu, nhiệt độ

Que đóm bùng cháy

Bột đỏbột đen 2CuOO2Cu 2

O3

Dung dịch KI+ hồ

tinh bột

Xuất hiện màu xanh

2223 O2KOHIOH2KIO

I2 + tinh bột hiện màu xanh

H2O

(hơi)

CuSO4 khan,không

màu

Hóa xanh O.nHCuSOOnHCuSO 2424

CO Bột CuO Bột đen bột đỏ 2t COCuCOCuO

o

N2 Que diêm đang cháy Que diêm tắt

3.5. Các loại bài tập nhận biết và phương pháp xây dựng loại bài tập đó

3.5.1. Bài tập nhận biết sử dụng thuốc thử tùy ý

Câu 1: Bằng phương pháp hóa học, hãy phân biệt 4 kim loại sau : Al, Zn, Cu, Fe.

Câu 2: Có 3 lọ đựng 3 hỗn hợp dạng bột: (Al+Al2O3), (Fe+Fe2O3) và (FeO và Fe2O3).

Dùng phương pháp hóa học để nhận biết chúng.

Câu 3: Có 4 lọ mất nhãn được đánh số từ 1 đến 4 chứa các dung dịch: KI, AgNO3,

HCl, Na2CO3. Hãy xác định số của mỗi dung dịch nếu biết :

- Cho chất trong lọ 1 vào các lọ đều thấy có kết tủa.

- Chất trong lọ 2 chỉ tạo kết tủa với 1 trong 3 chất còn lại.

- Chất trong lọ 3 tạo một kết tủa và một khí bay ra với 2 trong 3 chất còn lại.

Câu 4: Dùng phản ứng hóa học để nhận biết từng kim loại sau: Al, Ca, Mg, Na.

Câu 5: Có 4 cốc chứa riêng biệt: nước nguyên chất, nước cứng tạm thời, nước cứng

vĩnh cửu, nước cứng toàn phần. Bằng phương pháp hóa học hãy xác định các loại nước

nào chứa trong mỗi cốc.

Câu 6: Có 3 lọ đựng 3 hỗn hợp dạng bột: (Al+Al2O3), (Fe+Fe2O3) và (FeO và Fe2O3).

Dùng phương pháp hóa học để nhận biết chúng. Viết phương trình phản ứng.

61

Câu 7: Bằng phương pháphóa học hãy nhận biết các dung dịch riêng rẽ sau: NaCl,

NaBr, NaNO3, HCl, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4

Câu 8: Hãy nhận biết các lọ khí riêng biệt đựng các khí sau:

O2, Cl2, HCl, O3, SO2,N2, H2, F2, CO2.

Câu 9: Có 3 mẫu phân hóa học không ghi nhãn là phân đạm NH4NO3, phân kali KCl,

và phân supephotphat Ca(H2PO4)2. Hãy nhận biết mỗi mẫu phân bón trên bằng phương

pháp hóa học.

3.5.2. Bài tập sử dụng thuốc thử giới hạn

Câu 1: Có 4 oxit riêng biệt sau: Na2O, Al2O3, Fe2O3 và MgO. Làm thế nào có thể nhận

biết từng oxit bằng phương pháp hóa học với điều kiện chỉ đuợc dùng thêm 2 chất.

Câu 2: Có 6 dung dịch sau: NH4Cl, FeCl2, FeCl3, AlCl3, H2S và MgCl2. Hãy dùng

một hóa chất nhận biết các dung dịch trên.

Câu 3: Chỉ dùng một hóa chất, nêu phương pháp nhận biết 4 mẫu kim loại là Mg, Zn,

Fe, Ba.

Câu 4: Chỉ đuợc dùng thêm một thuốc thử, hãy tìm cách nhận biết các dung dich (mất

nhãn) sau đây: NH4HSO4, Ba(OH)2, BaCl2, HCl, NaCl, H2SO4

Câu 5: Có thể nhận biết các dung dịch sau đây chỉ bằng giấy quỳ tím được không?

Nếu có, hãy giải thích: H2SO4, Ba(OH)2, BaCl2, HCl, NaCl, NaOH.

Câu 6: Dùng một hóa chất để phân biệt các dung dịch sau: BaCl2, Na2SO4, Na3PO4,

HNO3.

Câu 7: Dùng 2 hóa chất để nhận biết 4 chất bột là K2O, BaO, P2O5, và SiO2.

Câu 8: Có 6 gói bột tương tự nhau: CuO, FeO, Fe3O4, MnO2, Ag2O và hỗn hợp Fe và

FeO. Chỉ dùng thêm dung dich HCl có thể phân biệt 6 gói bột trên đó không? Nếu được

hãy trình bày cách phân biệt.

Câu 9: Cho 4 dung dịch sau: (NH4)2SO4, NH4NO3, FeSO4, AlCl3. Hãy chọn một kim

loại để nhận ra các dung dịch trên.

Câu 10: Chỉ được dùng kim loại, hãy nhận biết các dung dịch sau đây: HCl, HNO3

đặc, AgNO3, KCl, KOH.

Câu 11: Chỉ dùng thêm nước, hãy nhận biết 4 chất rắn: Na2O, Al2O3, Fe2O3, Al chứa

trong các lọ riêng biệt. Viết các phương trình phản ứng.

Câu 12: Chỉ có nước và khí CO2 làm thế nào nhận biết các chất rắn sau: NaCl, Na2CO3,

CaCO3, BaSO4. Trình bày cách nhận biết mỗi chất và viết phương trình phản ứng.

62

Câu 13: Chỉ dùng một kim loại để nhận biết các dung dich sau: AgNO3, NaOH, HCl, và

NaNO3. Trình bày cách tiến hành và viết các phương trình phản ứng hóa học minh họa.

Câu 14: Dùng một hóa chất để phân biệt các dung dịch sau: H2SO4, Na2SO4, Na2CO3

và FeSO4. Viết phương trình phản ứng hóa học minh họa.

Câu 15: Có 4 chất rắn đựng trong 4 lọ riêng biệt (không có nhãn) là : Na2CO3, CaCO3,

Na2SO4, CaSO4.2H2O. Làm thế nào để có thể nhận biết từng chất đựng trong mỗi lọ,

nếu ta chỉ dùng nước và dung dich HCl.

Câu 16: Có 5 dung dịch đựng riêng biệt sau: HCl, HNO3 đặc, NaNO3, NaOH,

AgNO3.Hãy nhận biết các dung dịch bằng phương pháp hóa học với điều kiện chỉ dùng

kim loại để nhận biết.

Câu 17: Dùng một hóa chất để phân biệt các dung dịch sau: BaCl2, KI, Fe(NO3)2,

AgNO3 và Na2CO3. Viết các phương trình hóa học minh họa.

Câu 18: Có 5 mẫu kim loại: Ba, Mg, Fe, Ag, Al. Nếu chỉ có H2SO4 loãng ( không được

dùng bất kì chất nào khác kể cả quỳ tím nước nguyên chất, có thể nhận biết được những

kim loại nào)?

Câu 19: Dùng 1 hóa chất để phân biết 4 chất rắn: NaCl, Na2CO3, BaCO3, BaSO4. Viết

các phương trình hóa học để minh họa.

Câu 20: Có 4 lọ đựng dung dich NaHCO3, CaCl2, Na2CO3 ,Ca(HCO3)2. Không dùng

hóa chất nào khác, hãy phân biệt 4 lọ mất nhãn trên.

Câu 21: Chỉ dùng nước, khí cacbonic hãy nêu phương pháp nhận biết 5 lọ bột trắng mất

nhãn là : NaCl, Na2SO4, CaCO3, Na2CO3, BaSO4 .

Câu 22: Dùng 1 hóa chất phân biệt các dung dịch sau: K2CO3, K2SO4, K2SO3, K2S,

K2SiO3 .

Câu 23: Có 3 lọ mất nhãn chứa các dung dịch, lọ X gồm NaHCO3 và K2CO3, lọ Y gồm

KHCO3 và Na2SO4, lọ Z gồm Na2CO3 và K2SO4. Nêu cách nhận biết các lọ, nếu chỉ

dùng dung dịch BaCl2 và HCl.

Câu 24: Nhận biết các hóa chất trong các lọ mất nhãn : HCl, HNO3, H2SO4 và H3PO4

chỉ được dùng thêm Cu và một muối tùy ý.

3.5.3. Bài tập không sử dụng thuốc thử

Câu 1: Có 4 lọ mất nhãn A, B, C, D chứa các dung dịch : HCl, CaCl2, NaHCO3,

Na2CO3.

Hãy xác định các chất trong mỗi lọ và giải thích, nếu biết:

- Cho chất trong lọ A vào lọ C thấy có kết tủa.

63

- Cho chất trong lọ C vào lọ D thấy có khí bay ra.

Cho chất trong lọ B vào lọ D thấy có khí bay ra.

Dung dịch A chứa các ion: Na+, SO42-, SO3

2-, CO32-. Bằng những phản ứng hóa học nào

có thể nhận biết từng loại ion có trong dung dịch.

Câu 2: Dung dịch A chứa các ion: Na+, SO42-, SO3

2-, CO32-. Bằng những phản ứng hóa

học nào có thể nhận biết từng loại ion có trong dung dịch.

Câu 3: Có 5 lọ mất nhãn, mỗi lọ đựng 1 trong các dung dịch sau đây: Na2SO4, KHCO3,

Mg(HCO3)2, Na2SO3, Ba(HCO3)2. Trình bày cách nhận biết từng dung dịch, chỉ dung

cách đun nóng.

Câu 4: Có 5 ống nghiệm đựng riêng biệt 5 dung dich không màu là : NaCl, BaCl2,

Ba(NO3)2,Ag2SO4 và H2SO4. Không dùng hóa chất nào khác, làm thế nào để xác định

được từng chất trong ống nghiệm?

Câu 5: Có 5 lọ mất nhãn A, B, C, D, E chứa các dung dịch HCl, H2SO4, BaCl2, NaCl,

Na2CO3. Xác định chất chứa trong mỗi lọ, giải thích nếu biết:

- Đổ chất trong lọ A vào chất trong lọ B thì có kết tủa.

- Đổ chất trong lọ A vào chất trong lọ C thì có khí bay ra.

- Đổ chất trong lọ B vào chất trong lọ D thì có kết tủa.

Câu 6: Không dùng hóa chất nào khác, hãy phân biệt các dung dịch sau: HCl, AgNO3,

Na2CO3, CaCl2.

Câu 7: Có 6 ống nghiệm được đánh số đựng các dung dịch không theo thứ tự: natri

nitrat, đồng clorua, natri sunfat, kali cacbonat, bari nitrat và canxi clorua. Hãy xác định

số của từng dung dịch. Biết rằng khi trộn các dung dịch số 1 với số 3 , số 1 với số 6, số

2 với số 3, số 2 với số 6 và số 4 với số 6 thì cho kết tủa. Cho dung dịch AgNO3 tác dụng

với dung dịch 2 cũng cho kết tủa. Hãy xác định các dung dịch trong ống nghiệm.

Câu 8: Không dùng thêm hóa chất khác, dựa vào tính chất hóa học hãy phân biệt các

dung dịch: K2SO4, Al(NO3)3, (NH4)2SO4, Ba(NO3)2, NaOH.

Câu 9: Mỗi ống nghiệm chứa 1 trong các dung dịch sau: KI, BaCl2, Na2CO3, Na2SO4,

NaOH, (NH4)2SO4 và nước clo. Không dùng thêm chất khác, hãy trình bày cách nhận

biết mỗi chất trên.

3.5.4. Bài tập nhận biết các chất, ion trong một hỗn hợp

Câu 1: Có một hỗn hợp chất rắn gồm (NaOH, Na2CO3, NaHCO3) cho hỗn hợp tan vào

nước được dung dịch A. Hãy nhận biết các ion có trong dung dịch A.

64

Câu 2: Trong một dung dịch chứa các ion Ca2+, Mg2+, SO42-, Na+ và Cl-. Bằng phản

ứng hóa học và hiện tượng nào chứng tỏ sự có mặt các ion này trong dung dịch.

Câu 3: Làm thế nào để nhận biết đuợc 3 axit H2SO4, HCl, HNO3 cùng tồn tại trong

dung dịch loãng.

Câu 4: Dung dịch A chứa các ion Na+, NH4+, HCO3

-, CO32-, SO4

2-, NO3- .Chỉ có quỳ

tím và các dung dịch HCl, Ba(OH)2 hãy nhận biết các chất trong dung dịch A.

Câu 5: Nhận biết sự có mặt của các khí trong cùng một hỗn hợp

SO3, SO2 ,CO2, H2S, O2

Câu 6: Nhận biết sự có mặt của các ion sau trong cùng một dung dịch

Fe3+, Fe2+, SO42-, Li+ và Cl-, Br-


Fe3+, NH4+, SO4

2-, K+ và Cl-, I-


HCO3-, CO3

2-, SO32-, NH4

+


Al3+, NH4+, SO4

2-, Cu2+ và Cl-, NO3-

5.5.5. Bài tập nhận biết hữu cơ

Câu 1: Hãy nhận biết các lọ mất nhãn chứa các chất lỏng sau:

a. Benzen, toluen, hex-1- in, stiren.

b. Benzen, toluen và stiren (chỉ dùng một thuốc thử).

Câu 2: Dùng 1 thuốc thử nhận biết các dung dịch sau :

Glucozơ, fructozơ, Glixerol, andehit axetic, axit axetic

Câu 3: Hãy nhận biết các lọ mất nhãn chứa các chất lỏng sau

a. Benzen, glixerol, ancol etylic và ancol anlylic.

b. Benzen, phenol, stiren, toluen.


a. Ancol benzylic, benzen, benzanđehit.

b. Axit axetic, axit fomic, axit acrilic, ancol etylic, anđehit axetic


a. 1-bromhexan, brombenzen, 1-brombut-2-en.

b. Ancol etylic, hex-1-en, benzen và ancol anlylic.

3.5.6. Bài tập Tách riêng

Câu 1: Tách riêng các kim loại Ag, Cu, Al, Zn, Fe ra khỏi hỗn hợp.

65

Câu 2: Có hỗn hợp bột CaO, MgO làm thế nào để tách riêng các oxit ra khỏi hỗn hợp.

Câu 3: Có hỗn hợp Al và một số kim loai: Cu, Ag, Pb, bằng phương pháp hóa học hãy

tách riêng Al ra khỏi hỗn hợp kim loại.

Câu 4: Có hỗn hợp bột MgO và Fe2O3 bằng phương pháp hóa học hãy tách riêng từng

oxit ra khỏi hỗn hợp.

Câu 5: Có hỗn hợp gồm Al2O3, SiO2, Fe2O3. Bằng phương pháp hóa học hãy tách

riêng từng oxit ra khỏi hỗn hợp.

Câu 6: Có các ion Al3+, Na+, Mg2+ trong cùng một dung dịch. Làm thế nào để tách

riêng biệt chúng khỏi nhau. Viết các phương trình phản ứng hóa học xảy ra khi tách.

Câu 7: Có 3 chất rắn màu trắng sau: Na2CO3, MgCO3, BaCO3. Làm thế nào để có thể

phân biệt chúng.

Câu 8: Có hỗn hợp chứa Al, Mg, Fe, Hãy tình bày phương pháp hóa học để tách riêng

từng chất ra khỏi hỗn hợp.

Câu 9: Hãy dùng phương pháp hóa học để tách các chất trong hỗn hợp Al2O3, Fe2O3

và CaCO3. Viết các phương trình phản ứng.

Câu 10: Có dung dịch FeSO4 lẫn tạp chất là CuSO4. Làm thế nào để loại bỏ tạp chất

bằng phương pháp hóa học,

Câu 11: Nếu bạc có lẫn tạp chất là những kim loại kẽm, thiếc, chì, bằng cách nào để có

thể loại những tạp chất? Viết các phương trình phản ứng hóa minh họa.

Câu 12: Có một hỗn hợp bột các kim loại bạc và đồng. Hãy trình bày các phương pháp

hóa học tách riêng được kim loại bạc và đồng. Viết các phương trình hóa học phản ứng.

Câu 13: Có hỗn hợp A gồm (Mg và Fe) vào dung dịch B gồm Cu(NO3)2 và dung dịch

AgNO3 lắc đều cho đến khí phản ứng xong thu được hỗn hợp C gồm 3 kim loại và dung

dịch D gồm 2 muối. Hãy trình bày cách tách từng kim loại trong hỗn hợp C và từng

muối khỏi dung dịch D.

Câu 14: Trình bày cách tách rời từng chất sau đấy ra khỏi hỗn hợp chất rắn và viết đầy

đủ các phương trình phản ứng hóa học xảy ra: AlCl3, FeCl3, BaCl2.

Câu 15: Trình bày phương pháp tách: Fe2O3 ra khỏi hỗn hợp Fe2O3, Al2O3, SiO2 ở dạng

bột.

Câu 16: Trình bày phương pháp tách Ag ra khỏi hỗn hợp Ag, Cu, Fe ở dạng bột. Chỉ

dùng duy nhất một dung dịch chứa một hóa chất và lượng kim loại cần tách vẫn giữ

nguyên khối lượng ban đầu. Viết các phương trình phản ứng hóa học xảy ra và ghi rõ

điều kiện.

66

Câu 17: Một loai muối ăn lẫn tạp chất là Na2SO4, NaBr, MgCl2, CaCl2 và CaSO4. Hãy

trình bày phương pháp hóa học để lấy NaCl tinh khiết.

Câu 18: Cho hỗn hợp bột các kim loại Cu, Fe, Ag, Al. Hãy dùng phương pháp hóa học

(kể cả điện phân nếu cần) để tách riêng từng kim loai ra khỏi hỗn hợp ban đầu.

Câu 19: Bằng phương pháp hóa học , hãy trình bày cách tách các chất: Al2O3, Fe2O3,

SiO2 ra khỏi hỗn hợp của chúng.

Câu 20: Một hỗn hợp gồm Al2O3, CuO, Fe2O3 dùng phương pháp hóa học để tách riêng

từng chất ra khỏi hỗn hợp.

Câu 21: Có 3 dung dịch muối sau: NaCl, CuCl2, FeCl3. Trình bày những phương pháp

điều chế kim loại từ mỗi dung dịch trên. Viết các phương trình phản ứng.

Câu 22: Từ hỗn hợp dunag dịch A chứa KCl, MgCl2, AlCl3. Viết quá trình tách, điều

chế thành các kim loại riêng biệt.

Câu 23: Hãy nêu ba phương pháp khác nhau để điều chế Cu kim loại từ dung dịch chứa

3 muối là : CuCl2, NaCl, AlCl3. Viết phương trình phản ứng hóa học minh họa.

67

CHƯƠNG 4

VAI TRÒ PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG HOÁ HỌC

4.1. Các phương pháp định lượng hoá học

4.1.1. Phân tích khối lượng

Phân tích khối lượng là phương pháp phân tích định lượng dựa vào việc cân khối

lượng sản phẩm tạo thành sau phản ứng kết tủa bằng phương pháp hoá học hay phương

pháp vật lí. Do chất phân tích chiếm một tỉ lệ xác định trong sản phẩm đem cân nên từ

khối lượng sản phẩm dễ dàng tính được lượng chất phân tích trong đối tượng phân tích.

Phương pháp phân tích khối lượng có thể được tiến hành theo các phương pháp sau:

phương pháp đẩy, phương pháp điện phân, phương pháp chưng cất, phương pháp kết

tủa.

Phép phân tích khối lượng bao gồm 2 phép đo thực nghiệm:

Cân khối lượng và cân sản phẩm có thành phần đã biết, nhận được từ khối lượng

này. Trên cơ sở số liệu này bằng các tính toán không phức tạp người ta nhận được hàm

lượng phần trăm của cấu tử cần xác định.

Nếu A – cấu tử cần xác định, có thể viết:

%A =

Thường thì người ta không đo A. Thay cho việc đo chất A người ta tách ra và

cân chất chứa chất A hoặc liên quan hóa học với A. Trong bất kì trường hợp nào cũng

xuất hiện sự cần thiết phải đưa vào hệ số nào đó để tính lại khối lượng của kết tủa

chuyển thành khối lượng của A.

Đối với phương pháp kết tủa, chất kết tủa lí tưởng trong phép phân tích khối

lượng cần phải chỉ tương tác với cấu tử cần xác định, tạo ra kết tủa, kết tủa này cần

phải:

1. Có độ tan đủ nhỏ để bỏ qua sự mất chất do sự tan.

2. Dễ lọc và dễ rữa khỏi các chất bẩn.

3. Không tác dụng với môi trường xung quanh và có thành phần đã biết sau khi

sấy khô

4.1.2. Phân tích thể tích

Phương pháp phân tích thể tích là phương pháp phân tích định lượng dựa vào

việc đo chính xác thể tích của dung dịch thuốc thử (B) đã biết trước nồng độ chính xác

(dung dịch chuẩn) tác dụng vừa đủ với một thể tích nhất định của chất cần phân tích (A)

Khối lượng chất A Khối lượng mẫu

100

68

và dựa vào định luật đương lượng hoặc định luật hợp thức để xác định.

A + B → C + D

Công thức: NA.VA = NBVB

4.1.2.1. Chất chỉ thị

Chất chỉ thị là chất có khả năng cho tín hiệu nhất định (đổi màu, kết tủa,...) tại

điểm tương đương. Việc dừng qúa trình chuẩn độ là dựa vào hiệu ứng của chất chỉ thị.

Do đó việc hiểu bản chất của chất chỉ thị cho phép ta tính được sai số của phép phân tích. 4.1.2.2. Các loại phương pháp phân tích thể tích

1)Phương pháp chuẩn độ axit bazơ (chuẩn độ trung hoà): dựa trên phản ứng axit

bazơ.

2)Phương pháp chuẩn độ oxi hoá-khử: dựa trên phản ứng oxi hoá-khử.

3)Phương pháp chuẩn độ tạo phức: dựa trên các phản ứng tạo phức bền (thuốc

thử dùng nhiều nhất là các complexon).

4)Phương pháp chuẩn độ kết tủa: dựa vào phản ứng tạo kết tủa.

4.1.2.3. Phương pháp chuẩn độ axit- bazơ

* Bản chất của phương pháp là phản ứng trung hòa

A1 + B2 → A2 + B1

Dung dịch chuẩn trong phương pháp này là axit mạnh hoặc bazơ mạnh (HCl,

H2SO4, NaOH, KOH,…). Các chất này không đáp ứng các yêu cầu của chất gốc nên

không phải là chất gốc. Vì vậy, các dung dich này chỉ được chuẩn bị với nồng độ gần

đúng. Sau đó nồng độ các dung dịch này sẽ được chuẩn hoá bằng dung dịch chuẩn gốc

khác.

Chất chỉ thị trong phương pháp trung hoà là những axit (HInd), bazơ (IndOH)

hữu cơ yếu mà màu của dạng axit và bazơ liên hợp là khác nhau, và có khả năng thay

đổi cùng với sự thay đổi pH của dung dịch. Dung dịch màu của chất chỉ thị thay đổi

trong một khoảng pH hẹp, khoảng pH này chỉ phụ thuộc vào bản chất của chất chỉ thị,

không phụ thuộc vào các chất phản ứng với nhau trong dung dịch.

Khoảng đổi màu của chất chỉ thị axit bazơ là khoảng giá trị pH trong đó khi pH

của dung dịch thay đổi thì màu của chất chỉ thị cũng thay đổi theo mà mắt ta nhận thấy

được.

69

0

ct -

[HInd ]pH=pK - lg[Ind ]

(1)

pKCt = - lgKCt : gọi là chỉ số cường độ của chất chỉ thị. (1) là phương trình cơ bản

biểu diễn sự phụ thuộc màu của chất chỉ thị với pH của dung dịch.

Chỉ số định phân pT của chất chỉ thị axit bazơ là giá trị pH nằm trong khoảng đổi

màu mà tại giá trị pH này màu của chất chỉ thị biến đổi rõ nhất.

* Xác định điểm tương đương trong phương pháp trung hòa với dung môi nước

Khi định phân một dung dịch axit bằng bazơ hay ngược lại theo PTPƯ

A1 + B2 → A2 + B1

Thì trong trường hợp lí tưởng, khi kết thúc định phân, chất chỉ thị phải đổi màu ở ngay

điểm tương đương nghĩa là pT của chất chỉ thị trùng với pH của dung dịch ở

điểm tương đương. Nhưng trong thực tế, pT có sai khác ( thiếu hoặc thừa) so với pH

của dung dịch ở điểm tương đương nên gây ra sai số

Nếu biểu diễn sự biến đổi trên một hệ trục toạ độ gồm: trục tung biểu diễn sự

thay đổi của pH, trục hoành biểu diễn lượng thuốc thử thêm vào (% hay Vml) ta sẽ

được một đường cong liên tục: đường cong logarit hay đường cong định phân

Tính pH của dung dịch ứng với các thời điểm định phân:

1)Trước khi chuẩn độ : chưa thêm thuốc thử

2)Trước điểm tương đương : giả sử tại các thời điểm 50%, 90%, 99% lượng

thuốc thử cần đưa vào để đạt điểm tương đương.

3)Tại điểm tương đương: khi thêm đúng 100% lượng thuốc thử để đạt điểm

tương đương .

4)Sau điểm tương đương: giả sử tại các thời điểm thừa 0,1%; 1%; 10%,...thuốc

thử.

Nối các giá trị pH tại các thời điểm trên ta có đường định phân

100 VNaOH

4,3

7

9,3

pH

Bước nhảy

70

Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh

Khảo sát quá trình chuẩn độ 100ml dung dịch HCl 0,1M bằng dung dịch NaOH

0,1M ta có đường định phân

Phản ứng chuẩn độ : NaOH + HCl = NaCl + H2O

Đường chuẩn độ dung dịch axit HCl 0,1 N bằng dung dịch NaOH 0,1M

Bước nhảy pH còn phụ thuộc nồng độ các dung dịch.

Chuẩn độ dung dịch axit CH3COOH bằng dung dịch NaOH Khảo sát quá trình chuẩn độ 100 ml dung dịch axit CH3COOH 0,1M (C0, V0) bằng dung dịch NaOH 0,1M (C,V). Biết pKCH3COOH = 4,75

Phản ứng chuẩn độ : CH3COOH + NaOH = CH3COONa + H2O

4.2. Vận dụng phương pháp phân tích khối lượng để xây dựng các bài tập ở

trường phổ thông

4.2.1. Phần vô cơ

100 VNaOH

4,3

7

9,3

pH

Bước nhảy

100 VNaOH

6,8

8,87

10,6

pH

Bước nhảy

71

Câu 1: Lấy 2 thanh kim loại M có hoá trị 2 có khối lượng bằng nhau. Thanh 1 nhúng

vào dd Cu(NO3)2, thanh 2 nhúng vào dd Pb(NO3)2 sau 1 thời gian khối lượng thanh 1

giảm 0,2%, thanh 2 tăng 28,4% khối lượng ban đầu. Số mol Cu(NO3)2 và Pb(NO3)2 đều

giảm như nhau. Xác định kim loại M

A. Fe B. Zn C. Mg D. Đáp án khác

Câu 2: Một thanh kim loại R hoá trị II nhúng vào dd CuSO4 thì khối lượng thanh

giảm 1% so với ban đầu. Cùng thanh R đó nhúng vào dd Hg(NO3)2 thì khối lượng tăng

67,5% so với ban đầu. Xác định R biết độ giảm số mol Cu2+ bằng 2 lần số mol Hg+. R

là:

A. Zn B.Mg C. Fe D. Pb

Câu 3: Cho 100 ml dung dịch FeCl2 1,2M tác dụng với 200 ml dung dịch AgNO3

2M, thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là

A. 34,44. B. 12,96. C. 30,18. D. 47,4.

Câu 4: Nung nóng 16,8 gam hỗn hợp gồm Au, Ag, Cu, Fe, Zn với một lượng dư khí

O2, đến khi các phản ứng xảy ra hoàn toàn, thu được 23,2 gam chất rắn X. Thể tích

dung dịch HCl 2M vừa đủ để phản ứng với chất rắn X là

A. 400 ml. B. 200 ml. C. 800 ml. D. 600 ml.

Câu 5: Hoà tan hoàn toàn 8,862 gam hỗn hợp gồm Al và Mg vào dung dịch HNO3

loãng, thu được dung dịch X và 3,136 lít (ở đktc) hỗn hợp Y gồm hai khí không màu,

trong đó có một khí hóa nâu trong không khí. Khối lượng của Y là 5,18 gam. Cho

dung dịch NaOH (dư) vào X và đun nóng, không có khí mùi khai thoát ra. Phần trăm

khối lượng của Al trong hỗn hợp ban đầu là

A. 19,53%. B. 10,52%. C. 15,25%. D. 12,80%.

Câu 6: Khử hoàn toàn một oxit sắt X ở nhiệt độ cao cần vừa đủ V lít khí CO (ở đktc),

sau phản ứng thu được 0,84 gam Fe và 0,02 mol khí CO2. Công thức của X và giá trị V

lần lượt là

A. Fe3O4 và 0,448. B. FeO và 0,224. C. Fe3O4 và 0,224. D. Fe2O3 và 0,448.

Câu 7: Cho m1 gam Al vào 100 ml dung dịch gồm Cu(NO3)2 0,3M và AgNO3 0,3M.

Sau khi các phản ứng xảy ra hoàn toàn thì thu được m2 gam chất rắn X. Nếu cho m2

gam X tác dụng với lượng dư dung dịch HCl thì thu được 0,336 lít khí (ở đktc). Giá trị

của m1 và m2 lần lượt là A. 0,54 và 5,16. B. 1,08 và 5,16. C. 8,10 và 5,43. D. 1,08 và 5,43.

72

Câu 8: Hoà tan hoàn toàn hỗn hợp X gồm Fe , Mg bằng một lượng vừa đủ dung dịch

HCl 20% , thu được dung dịch Y. Nồng độ của FeCl2 trong dung dịch Y là 15,76 % .

Nồng độ % của MgCl2 trong dung dịch Y là ? A.11,79% B.24,24% C.28,21% D.15,76% Câu 9: Nhúng một thanh than chì được phủ một lớp kim loại hoá trị II vào dd CuSO4

dư. Sau pư khối lượng thanh thanh giảm đi 0,24 g. Cũng thanh đó nếu nhúng vào dd

AgNO3 thì khi pư xong khối lượng thành tăng 0,52 g. Kim loại hoá trị II là:

A.Pb B.Cd C.Al D.Sn

Câu 10: Cho từ từ bột Fe vào 50 ml dd CuSO4 0,2M, khuấy nhẹ cho tới khi dd mất

màu xanh. Khối lượng bột Fe đã tham gia phản ứng là:

A. 5,6 g B. 0,056 g C. 0,56 g D. 0,28 g

Câu 11: Ngâm một đinh sắt sạch trong 200 ml dd CuSO4.Sau pư kết thúc, lấy đinh sắt

ra khỏi dd rửa sạch nhẹ và sấy khô rồi đem cân thấy khối lượng tăng 0,8 g. Nồng độ

mol/l của dd CuSO4 đã dùng là:

A. 0,05 M B. 0,0625 M C. 0,5 M D. 0,625 M

Câu 12: Ngâm một vật bằng đồng có khối lượng 10 g trong 250 g dd AgNO3 4%. Khi

lấy vật ra thì lượng AgNO3 trong dd giảm 17%. Khối lượng vật sau pư là:

A. 10,67 g B. 10,76 g C. 11,56 g D. Kết quả khác

Câu 13: Hỗn hợp A gồm CuSO4 + FeSO4 + Fe2(SO4)3 có % khối lượng của S là 22% .

Lấy 50g hỗn hợp A hòa tan trong nước .Thêm dung dịch NaOH dư , kết tủa thu được

đem nung ngoài không khí đến khối lượng không đổi, lượng oxit đem ra khử hoàn toàn

bằng CO thu được m gam hỗn hợp Cu + Fe .Giá trị của m là :

A. 17 gam B. 18 gam C. 19 gam D. 20 gam

Câu 14: Hoà tan 58g muối CuSO4.5H2O vào nước được 500 ml dd CuSO4 cho dần dần

mạt sắt vào 50ml dd CuSO4. Khuấy nhẹ cho tới khi mất màu xanh. Lượng sắt đã tham

gia pư:

A.1,29 g B.1,299 g C. 1,2992 g D.12,992g

Câu 15: Ngâm 1 lá Zn trong 100ml dd AgNO3 0,1M. Phản ứng kết thúc khối lượng lá

Zn tăng là:

A. 10,8 g B. 0,557 g C. 5,57 g D.0,755g

Câu 16: Cho Mg vào dd chứa FeSO4 và CuSO4. Sau pư thu được chất rắn A chỉ có 1

kim loại và dd B chứa 2 muối. Phản ứng kết thúc khi nào?

A. CuSO4 dư, FeSO4 chưa phản ứng, Mg hết.

73

B. FeSO4 dư, CuSO4 chưa pư, Mg hết

C. CuSO4 hết, FeSO4 chưa tham gia pư, Mg hết

D. CuSO4 và FeSO4 hết, Mg dư.

Câu 17: Cho 5,6 gam bột sắt vào 400ml dd AgNO3 0,1M và Cu(NO3)2 0,3 M. Khuấy

đều dd cho đến khi pư xảy ra hoàn toàn thu được chất rắn A và dung dịch B. Khối

lượng rắn A là:

A. 6,24g B. 7,32g C. 8,12g D. 9,44g

Câu 18: Mét dung dÞch CuSO4 t¸c dông võa ®ñ víi dung dÞch Ba(OH)2 d cho ra 33,1g

kÕt tña. TÝnh sè mol CuSO4 vµ khèi lîng chÊt r¾n thu ®îc sau khi nung kÕt tña trªn ®Õn

khèi lîng kh«ng ®æi. Cho Cu=64, Ba=137.

A. 0,1 mol, 33,1g. B. 0,1 mol, 31,3g.

C. 0,12 mol, 23,3g. D. 0,08 mol, 28,2g.

Câu 19: Ngâm một lá Zn trong dd chứa 2,24 g ion kim loại M2+, pư xong khối lượng lá

Zn tăng thêm 0,94 g. M2+ là kim loại nào sau đây:

A. Ba2+ B. Sr2+ C.Ra2+ D.Cd2+

Câu 20: Ngâm một thanh Zn vào 100 ml dd AgNO3 0,1M đến khi AgNO3 tác dụng

hết, thì khối lượng thanh Zn sau pư so với ban đầu sẽ:

A. Giảm 0,755 g B.Tăng 1,08 g

C. Tăng 0,755 g D.Tăng 7,55 g

Câu 21: Hoà tan hết 7,74 gam hỗn hợp bột Mg, Al bằng 500 ml dung dịch hỗn hợp

HCl 1M và H2SO4 0,28M thu được dung dịch X và 8,736 lít khí H2 (ở đktc). Cô cạn

dung dịch X thu được lượng muối khan là A. 38,93 gam. B. 25,95 gam. C. 103,85 gam. D. 77,86 gam.

Câu 22: Nhiệt phân hoàn toàn 34,65 gam hỗn hợp gồm KNO3 và Cu(NO3)2, thu được

hỗn hợp khí X (tỉ khối của X so với khí hiđro bằng 18,8). Khối lượng Cu(NO3)2 trong

hỗn hợp ban đầu là A. 20,50 gam. B. 11,28 gam. C. 9,40 gam. D. 8,60 gam.

Câu 23: Hỗn hợp A gồm CuSO4 + FeSO4 + Fe2(SO4)3 có % khối lượng của S là 22% .

Lấy 50g hỗn hợp A hòa tan trong nước .Thêm dung dịch NaOH dư , kết tủa thu được

đem nung ngoài không khí đến khối lượng không đổi, lượng oxit đem ra khử hoàn toàn

bằng CO thu được m gam hỗn hợp Cu + Fe .Giá trị của m là :

A. 17 gam B. 18 gam C. 19 gam D. 20 gam

74

Câu 24: Cho 2,24 gam Fe vào 200ml dd hỗn hợp gồm AgNO3 1M và Cu(NO3)2 0,5M,

khuấy đều tới pư hoàn toàn thu được rắn X và dd Y. Tính số gam rắn

A.4,08g B.5,8g C.4,3g D. Đáp án khác

Câu 25: Một thanh kim loại M( hoá trị II) được nhúng vào 1 lit dd FeSO4 sau pư thấy

khối lượng thanh tăng 16 g. Nếu nhúng cùng thanh kim loại ấy vào 1 lít dd CuSO4 thì

khối lượng tăng lên 20 g. Biết rằng các phản ứng trên đều xảy ra hoàn toàn và sau pư

còn dư kim loại M, 2 dd FeSO4 và CuSO4 có cùng nồng độ CM. Tìm kim loại M

Câu 26: Cho 12 g Mg vào dd chứa hai muối FeCl2 và CuCl2 có cùng nồng độ 2M, thể

tích dung dịch là 100ml. Sau đó lấy dd sau pư cho tác dụng với dd KOH dư. Tính khối

lượng kết tủa thu được.

Câu 27: Nhúng một thanh kim loại hoá trị II nặng 9,6 g vào 0,5 (l) dung dịch A gồm

Fe2(SO4)3 0,1M và FeSO40,2 M. Sau một thời gian lấy thanh kim loại ra thấy dd A biến

đổi thành dung dich B và có khối lượng đúng bằng khối lượng của dd A ban đầu. Đem

hoà tan hết thanh kim loại sau khi nhúng vào dd A bằng axit HCl dư thì thu được 6,72 l

khí H2 ở đktc

a/ Xác định kim loại R

b/Tính nồng độ mol của các chất trong B

Câu 28: Nhóng 1 thanh kim lo¹i M hãa trÞ 2 vµo 1(lÝt) dung dÞch CuSO4 0,5M kÕt thóc

thÝ nghiÖm khèi lîng cña thanh kim lo¹i t¨ng 1,6g vµ CM CuSO4 gi¶m xuèng cßn 0,3M.

Tìm kim lo¹i M

Câu 29: Thực hiện phản ứng nhiệt nhôm với 9,66 gam hỗn hợp X gồm FexOy và nhôm,

thu được hỗn hợp rắn Y. Cho Y tác dụng với dung dịch NaOH dư, thu được dung dịch

D, 0,672 lít khí (đktc) và chất không tan Z. Sục CO2 đến dư vào dung dịch D lọc kết tủa

và nung đến khối lượng không đổi được 5,1 gam chất rắn. Xác định công thức của oxit

sắt

Câu 30: Cho hoà tan hoàn toàn a gam Fe3O4 trong dung dịch HCl, thu được dung dịch

D, cho D tác dụng với dung dịch NaOH dư, lọc kết tủa để ngoài không khí đến khối

lượng không đổi nữa, thấy khối lượng kết tủa tăng lên 3,4 gam. Đem nung kết tủa đến

khối lượng không đổi được b gam chất rắn. Giá trị của a, b lần lượt là bao nhiêu.

Câu 31: Cho 8 gam hỗn hợp A gồm Mg và Fe tác dụng hết với 200 ml dung dịch

CuSO4 đến khi phản ứng kết thúc, thu được 12,4 gam chất rắn B và dung dịch D. Cho

dung dịch D tác dụng với dung dịch NaOH dư, lọc và nung kết tủa ngoài không khí đến

75

khối lượng không đổi thu được 8 gam hỗn hợp gồm 2 oxit. Khối lượng Mg và Fe trong

A lần lượt là bao nhiêu.

Câu 32: Cho hçn hîp A cã khèi lîng m gam gåm bét Al vµ s¾t oxit FexOy. TiÕn hµnh

ph¶n øng nhiÖt nh«m trong ®iÒu kiÖn kh«ng cã kh«ng khÝ, thu ®îc hçn hîp B. NghiÒn

nhá, trén ®Òu B råi chia thµnh hai phÇn. PhÇn mét cã khèi lîng 14,49 gam ®îc hoµ

tan hÕt trong dung dÞch HNO3 ®un nãng, thu ®îc dung dÞch C vµ 3,696 lÝt khÝ NO duy

nhÊt ë ®ktc. Cho phÇn hai t¸c dông víi lîng d dung dÞch NaOH ®un nãng thÊy gi¶i

phãng 0,336 lÝt khÝ H2 ë ®ktc vµ cßn l¹i 2,52 gam chÊt r¾n. Çc ph¶n øng x¶y ra hoµn

toµn.

1. ViÕt çc ph¬ng tr×nh ph¶n øng x¶y ra.

2. X¸c ®Þnh c«ng thøc cña s¾t oxit vµ tÝnh m.

Câu 33: Hoµ tan 13,9 gam mét hçn hîp A gåm Mg, Al, Cu b»ng V ml dung dÞch

HNO3 5M (võa ®ñ), gi¶i phãng ra 20,16 lÝt khÝ NO2 duy nhÊt ë ®ktc vµ dung dÞch B.

Thªm dung dÞch NaOH d vµo dung dÞch B, lÊy kÕt tña nung ë nhiÖt ®é cao tíi khèi

lîng kh«ng ®æi thu ®îc chÊt r¾n D, dÉn luång khÝ H2 d ®i qua D ®un nãng thu ®îc

14,40 gam chÊt r¾n E.

BiÕt çc ph¶n øng x¶y ra hoµn toµn.

1. ViÕt çc ph¬ng tr×nh ph¶n øng x¶y ra.

2. TÝnh % theo khèi lîng cña mçi kim lo¹i trong hçn hîp A.

3. TÝnh V.

Câu 34: Cho m gam hçn hîp A gåm Al, Mg, Cu. Hoµ tan m gam A trong dung dÞch

NaOH d, thu ®îc 3,36 lÝt khÝ H2 ë ®ktc vµ phÇn kh«ng tan B. Hoµ tan hÕt B trong

dung dÞch H2SO4 ®Æc nãng thu ®îc 2,24 lÝt khÝ SO2 ë ®ktc vµ dung dÞch C. Cho C ph¶n

øng víi dung dÞch NaOH d thu ®îc kÕt tña D. Nung kÕt tña D tíi khèi lîng kh«ng

®æi, thu ®îc chÊt r¾n E. Cho E ph¶n øng víi mét lîng khÝ H2 d ®un nãng thu ®îc

5,44 gam chÊt r¾n F. BiÕt çc ph¶n øng x¶y ra hoµn toµn.

TÝnh khèi lîng cña çc chÊt trong A vµ F.

Câu 35: Hçn hîp bét E gåm 3 kim lo¹i lµ K, Al, Fe ®îc chia thµnh 3 phÇn b»ng nhau: PhÇn 1: Cho t¸c dông víi H2O lÊy d t¹o ra 4,48 lÝt khÝ.

PhÇn 2: Cho t¸c dông víi dung dÞch KOH d t¹o ra 7,84 lÝt khÝ.

PhÇn 3: Hoµ tan hÕt trong 0,5 lÝt dung dÞch H2SO4 1,2M t¹o ra 10,08 lÝt khÝ vµ dung dÞch

A.

1. TÝnh sè gam mçi kim lo¹i trong hçn hîp E.

76

2. Cho dung dÞch A t¸c dông víi 240 gam dung dÞch NaOH 20% thu ®îc kÕt tña, läc röa

kÕt tña råi nung trong kh«ng khÝ tíi khèi lîng kh«ng ®æi thu ®îc m gam chÊt r¾n. TÝnh

m.

Câu 36: Hoà tan hoàn toàn hỗn hợp X gồm 0,4 mol FeO và 0,1 mol Fe2O3 vào dung

dịch HNO3 loãng dư , thu được dung dịch A và khí NO duy nhất . Dung dịch A cho tác

dụng với dung dịch NaOH dư thu được kết tủa . Lấy toàn bộ kết tủa nung trong không

khí đến khối lượng không đổi thu được chất rắn có khối lượng là bao nhiêu. Câu 37: Hòa tan 5,94g hỗn hợp 2 muối clorua của 2 kim loại A, B đều có hóa trị II vào

nước được dd X. Để làm kết tủa hết ion Cl- có trong dd X người ta cho dd X tác dụng

với dd AgNO3 thu được 17,22g kết tủa. Lọc bỏ kết tủa thu được dd Y. Cô cạn dd Y thu

được bao nhiêu gam hỗn hợp muối khan.

Câu 38: Nung hoµn toµn 26,8 gam hçn hîp hai muèi cacbonat cña hai kim lo¹i ho¸ trÞ

II A vµ B ®îc 13,6 gam hçn hîp oxit.

1) X¸c ®Þnh khèi lîng c¸c muèi c¸c muèi thu ®îc khi cho khÝ sinh ra hÊp thô vµo 500

ml dung dÞch NaOH 1M hoÆc 2 lÝt dung dÞch Ca(OH)2 0,125M.

2) X¸c ®Þnh A, B biÕt tû lÖ khèi lîng nguyªn tö cña A, B lµ 3:5 vµ sè mol cña ACO3

vµ BCO3 lµ 2: 1.

4.2.2. Phần hữu cơ

Câu 1: Hỗn hợp X gồm axit panmitic, axit stearic và axit linoleic. Để trung hoà m

gam X cần 40 ml dung dịch NaOH 1M. Mặt khác, nếu đốt cháy hoàn toàn m gam X

thì thu được 15,232 lít khí CO2 (đktc) và 11,7 gam H2O. Số mol của axit linoleic trong

m gam hỗn hợp X là

A. 0,015. B. 0,010. C. 0,020. D. 0,005

Câu 2: Hỗn hợp Z gồm hai axit cacboxylic đơn chức X và Y (MX > MY) có tổng

khối lượng là 8,2 gam. Cho Z tác dụng vừa đủ với dung dịch NaOH, thu được dung

dịch chứa 11,5 gam muối. Mặt khác, nếu cho Z tác dụng với một lượng dư dung

dịch AgNO3 trong NH3, thu được 21,6 gam Ag. Công thức và phần trăm khối lượng

của X trong Z là

A. C3H5COOH và 54,88%. B. C2H3COOH và 43,90%.

C. C2H5COOH và 56,10%. D. HCOOH và 45,12%.

Câu 3: Hỗn hợp khí X gồm một ankan và một anken. Tỉ khối của X so với H2 bằng

11,25. Đốt cháy hoàn toàn 4,48 lít X thu được 6,72 lít CO2 (các thể tích khí đo ở đktc).

Công thức của ankan và anken lần lượt là

77

A. CH4 và C2H4. B. C2H6 và C2H4.

C. CH4 và C3H6. D. CH4 và C4H8.

Câu 4: Hỗn hợp X gồm 1 ancol và 2 sản phẩm hợp nước của propen. Tỉ khối hơi của

X so với hiđro bằng 23. Cho m gam X đi qua ống sứ đựng CuO (dư) nung nóng. Sau

khi các phản ứng xảy ra hoàn toàn, thu được hỗn hợp Y gồm 3 chất hữu cơ và hơi

nước, khối lượng ống sứ giảm 3,2 gam. Cho Y tác dụng hoàn toàn với lượng dư dung

dịch AgNO3 trong NH3 tạo ra 48,6 gam Ag. Phần trăm khối lượng của propan-1-ol

trong X là

A. 65,2%. B. 16,3%. C. 48,9%. D. 83,7%.

Câu 5: Hỗn hợp X gồm alanin và axit glutamic. Cho m gam X tác dụng hoàn toàn

với dung dịch NaOH (dư), thu được dung dịch Y chứa (m+30,8) gam muối. Mặt khác,

nếu cho m gam X tác dụng hoàn toàn với dung dịch HCl, thu được dung dịch Z chứa

(m+36,5) gam muối. Giá trị của m là

A. 112,2. B. 165,6. C. 123,8. D. 171,0.

Câu 6: Hỗn hợp M gồm axit cacboxylic X, ancol Y (đều đơn chức, số mol X gấp hai

lần số mol Y) và este Z được tạo ra từ X và Y. Cho một lượng M tác dụng vừa đủ

với dung dịch chứa 0,2 mol NaOH, tạo ra 16,4 gam muối và 8,05 gam ancol. Công

thức của X và Y là

A. HCOOH và CH3OH. B. CH3COOH và CH3OH.

C. HCOOH và C3H7OH. D. CH3COOH và C2H5OH.

Câu 7: Đun nóng hỗn hợp khí X gồm 0,02 mol C2H2 và 0,03 mol H2 trong một bình

kín (xúc tác Ni), thu được hỗn hợp khí Y. Cho Y lội từ từ vào bình nước brom (dư), sau

khi kết thúc các phản ứng, khối lượng bình tăng m gam và có 280 ml hỗn hợp khí Z

(đktc) thoát ra. Tỉ khối của Z so với H2 là 10,08. Giá trị của m là

A. 0,585. B. 0,620. C. 0,205. D. 0,328.

Câu 8: Cho hỗn hợp canxi cacbua và nhôm cacbua vào nước thu được hỗn hợp khí A

có tỉ lệ mol 1:1. Nung hỗn hợp A ở 1500oC thu được hỗn hợp khí B. Cho B qua dung

dịch AgNO3/NH3 dư được 48 gam kết tủa và hỗn hợp khí C thoát ra có tỉ khối so với H2

là 3,8. Hiệu suất của phản ứng nhiệt phân là:

A. 50% B. 75% C. 40% D. 25%

Câu 9: Cracking 4,48 lit butan (đkc) thu được hỗn hợp A gồm 6 chất H2, CH

4, C

2H

6,

C2H

4 , C

3H

6 C

4H

8. Dẫn hết hỗn hợp A vào bình dung dịch Brom dư thì thấy khối lượng

78

bình brom tăng 8,4g, ra khỏi bình brom là hỗn hợp khí B. Thể tích oxi (đkc) cần đốt hết

hỗn hợp B là

A. 6,72 lit B. 5,6 lit C. 4,48 lit D. 8,96 lit

Câu 10: Lên men m gam glucozơ với hiệu suất 90%, lượng khí CO2 sinh ra hấp thụ hết

vào dung dịch nước vôi trong thu được 10 gam kết tủa. Khối lượng dung dịch sau phản

ứng giảm 3,4 gam so với khối lượng dung dịch nước vôi trong ban đầu. Giá trị của m là

A. 20,0. B. 30,0. C. 15,0. D. 13,5.

Câu 11: Lập CTPT cho các hợp chất hữu cơ sau:

a. Hợp chất X1 chứa 40 %C; 6,666 %H, còn lại là O; d X1/O2 = 5,625.

b. Đốt hoàn toàn 3,7g hợp chất X2 thu được 6,6g CO2 và 2,7g H2O; d X2/kk = 2,552.

c. Hợp chất X3 chứa C, H, N, O trong đó mC : mH : mN : mO = 3 : 1 : 7 : 8. M = 76u

d. Đốt cháy một thể tích ankan X4 cần 5 thể tích oxi trong cùng điều kiện. Tìm lại CTPT

của X4 nếu thay bằng hiđrocacbon X4.

e. Viết công thức cấu tạo và gọi tên của hiđrocacbon X7 có 83,33% cacbon về khối

lượng trong phân tử. Xác định công thức cấu tạo đúng của X7, biết X7 tác dụng với clo

chỉ tạo được một dẫn xuất monoclo duy nhất?

Câu 12: Đốt cháy hoàn toàn 0,282g chất hữu cơ X, sản phẩm cháy lần lượt cho qua các

bình đựng CaCl2 khan (1) rồi KOH đặc (2), thấy bình (1) tăng 0,194g, còn bình (2) tăng

0,8g. Mặt khác, đốt hoàn toàn 0,186g chất hữu cơ X thu 22,4 ml N2 (đkc). Biết chất hữu

cơ X chỉ chứa một nguyên tử nitơ. Xác định CTPT của X.

Câu 13: Đốt cháy hoàn toàn hiđrocacbon A rồi cho sản phẩm cháy vào dung dịch nước

vôi trong dư thấy khối lượng dung dịch giảm 9,6g và xuất hiện 30g kết tủa. Xác định

công thức phân tử của A.

Câu 14: Xác định cấu tạo của anken A, biết rằng 2,8 gam A vừa đủ làm mất màu dung

dịch chứa 8g Br2 và khi hiđrat hóa A chỉ thu được một ancol duy nhất.

Câu 15: Cho hỗn hợp gồm C2H2 và H2 qua Ni nung nóng. Hỗn hợp khí tạo thành cho

lội qua bình 1 chứa dd AgNO3/NH3 dư thì có 0,72 g kết tủa, rồi dẫn tiếp qua bình 2

chứa dd brom (dư), thì khối lượng bình 2 tăng lên 0,98g và thể tích khí còn lại là 1200

ml. Đốt cháy khí này thu được 300ml CO2.

a. Tính thể tích C2H2 và H2 trong hỗn hợp đầu.

b. Tính tỉ lệ C2H2 không phản ứng với H2

79

Câu 16: Cho 6,72 lít hỗn hợp X gồm C2H2 và 1 anken A ở ĐKTC qua dd AgNO3/NH3

dư thì có 24g kết tủa. Nếu cũng cho hỗn hợp trên qua dd nước brom dư thì khối lượng

bình brom tăng 13,8g.

a. Tìm CTPT của A và viết CTCT của A, gọi tên.

b. Xác định CTCT đúng của A, biết khi cho A hợp nước chỉ tạo một ancol duy nhất.

Viết PTPƯ.

Câu 17: Đốt 100cm3 hỗn hợp khí gồm hiđro, 1 ankan, 1 ankin thu được 210 cm3 CO2.

Nếu đun 100cm3 hỗn hợp với bột Ni thì chỉ còn 70 cm3 1 hiđrocacbon duy nhất. Các thể

tích khí đo ở cùng điều kiện.

a. Tìm CTPT của 2 hiđrocacbon trên và thành phần % thể tích của hỗn hợp đầu.

b. Tính thể tích oxi cần để đốt cháy 100 cm3 hỗn hợp.

Câu 18: Đốt cháy 3cm3 hỗn hợp 2 ankin A, B kế tiếp nhau trong dãy đồng đẳng, tạo

thành 11 cm3 CO2 (các thể tích đo trong cùng điều kiện).

a. Tìm CTPT của A, B và % thể tích mỗi chất trong hỗn hợp, biết MA < MB.

b. Lấy 3,36 lít (đktc) hỗn hợp trên cho qua dd AgNO3/NH3 thì được 7,35g kết tủa. Định

CTCT của A, B.

Câu 19: Biết 14,8g hỗn hợp X gồm 2 ankin đồng đẳng kế tiếp nhau tác dụng vừa đủ

với 960g dung dịch brom 10%.

a. Tìm công thức phân tử 2 ankin, tính khối lượng mỗi chất trong hỗn hợp X.

b. Xác định công thức cấu tạo đúng và gọi tên của 2 ankin. Biết rằng nếu cho hỗn hợp X

tác dụng với dung dịch AgNO3 trong NH3 dư thu được lượng kết tủa lớn hơn 15g.

Câu 20: Cho 6,12 gam hỗn hợp A gồm C2H6, C2H4, C3H4 vào dung dịch AgNO3 dư

trong NH3 thu được 7,35 gam kết tủa. Mặt khác, 2,128 lít A (đktc) phản ứng vừa đủ với

70 ml dung dịch Br2 1M. Tính khối lượng mỗi chất trong 6,12 gam A.

Câu 21: Đốt cháy hoàn toàn 6,8 gam một ankađien thu được sản phẩm gồm 11,2 lit

CO2 (đktc) và m gam nước. Dẫn hỗn hợp sản phẩm qua bình 1 đựng dung dịch axit

sunfuric đặc, sau đó qua bình 2 đựng nước vôi trong.

a. Tìm CTPT, viết và gọi tên các đồng phân của A.

b. Tính độ tăng khối lượng của bình 1 và khối lượng kết tủa sinh ra ở bình 2.

Câu 22: Hỗn hợp X gồm 1 ankan và 1 anken có cùng số nguyên tử C trong phân tử. Tỉ

khối của X so với H2 là 65/3. Dẫn 3,36 lít (đktc) hỗn hợp X qua bình đựng dung dịch

brom dư thấy có 8 g brom phản ứng.

a. Xác định CTPT của hai hiđrocacbon.

80

b. Để đốt cháy 3,36 lít (đktc) hỗn hợp trên cần dùng bao nhiêu gam O2?

Câu 23: Đốt cháy hoàn toàn 224ml (đktc) hiđrocacbon thơm A và hấp thụ hết sản

phẩm cháy vào lượng dư dung dịch Ca(OH)2 thấy xuất hiện 10g kết tủa và khối lượng

dung dịch giảm 4,88g.

a. Xác định công thức cấu tạo của A, biết A không làm mất màu nước brom.

b. Gọi tên sản phẩm tạo thành khi monoclo hóa A, hiđro hóa A.

Câu 24: Hòa tan một lượng Na dư vào 200ml dung dịch ancol etylic 900. Tính thể tích

khí H2 (đktc) thu được. Biết ancol etylic có khối lượng riêng bằng 0,78g/ml.

Câu 25: Có 2 ancol đơn chức mạch hở X và Y, trong phân tử chứa không quá 3

nguyên tử C. Đun nóng hỗn hợp 2 ancol X và Y với H2SO4 đặc ở 140oC thu được hỗn

hợp 3 ete. Đốt cháy 1 trong 3 ete thu được khí CO2 và hơi nước có tỉ lệ 2 2CO H OV :V = 3 : 4

(Các thể tích đo trong cùng điều kiện). Tìm CTPT của 2 ancol.

Câu 26: Đốt cháy hoàn toàn m gam hỗn hợp 2 ancol no, mạch hở, đơn chức, thu được

48,4g CO2 và 25,2g H2O.

a. Xác định m.

b. Xác định CTPT 2 ancol trên và % khối lượng của chúng trong hỗn hợp. Biết chúng là

2 ancol liên tiếp trong dãy đồng đẳng.

Câu 27: Đun nóng một hỗn hợp gồm một ancol bậc I và một ancol bậc III đều thuộc

loại ancol no, đơn chức, mạch hở với H2SO4, ở 140oC thì thu được 5,4 g H2O và 26,4 g

hỗn hợp 3 ete. Giả sử các phản ứng xảy ra hoàn toàn và 3 ete trong hỗn hợp có số mol

bằng nhau. Xác định CTCT của 2 ancol và 3 ete đó.

Câu 28: Một hỗn hợp X gồm benzen, phenol và ancol etylic. Chia 142,2 g hỗn hợp làm

2 phần bằng nhau:

- Phần 1 tác dụng vừa đủ với 200g dung dịch NaOH 10%.

- Phần 2 cho tác dụng với Na (dư) tạo thành 6,72 lít khí H2 (đktc).

Xác định thành phần % khối lượng các chất trong hỗn hợp X.

Câu 29: Oxi hoá 4,6 gam hỗn hợp chứa cùng số mol của hai ancol đơn chức thành

anđehit thì dùng hết 8 gam CuO. Cho toàn bộ lượng anđehit thu được phản ứng với

dung dịch AgNO3 trong amoniac thì thu được 32,4 gam bạc. Hãy xác định công thức

cấu tạo của hai ancol đó, biết rằng các phản ứng đều xảy ra hoàn toàn.

81

Câu 30: Phân tích định lượng một hợp chất hữu cơ A thu được kết quả sau %C =

63,16%, %H = 12,28%, % N = 24,56. Biết rằng trong 1 phân tử này có một nguyên tử

N. Xác định CTPT của A.

Câu 31: Cho 0,25 mol hỗn hợp X gồm 2 ankanal tác dụng với lượng dư dung dịch

AgNO3/NH3 thu được 86,4g Ag. Chứng tỏ trong hỗn hợp X có H-CHO.

Câu 32: Một hỗn hợp X gồm 2 axit hữu cơ đơn chức no, mạch hở kế tiếp nhau trong

dãy đồng đẳng và nước. Cho hỗn hợp X tác dụng với Na dư, thu được 0,896 lít H2

(đktc).

Nếu đốt cháy hoàn toàn 1/2 hỗn hợp X, rồi dẫn hỗn hợp sau phản ứng qua bình 1 đựng

CaCl2 khan (dư) và bình 2 đựng KOH (dư). Sau thí nghiệm, khối lượng bình 1 tăng

1,08g, bình 2 tăng 2,2g.

a. Tìm CTPT, viết CTCT và gọi tên 2 axit.

b. Tính % khối lượng mỗi chất trong hỗn hợp X.

Câu 33: Để trung hoà hoàn toàn 7,4g hỗn hợp 2 axit no, đơn chức, mạch hở có số mol

bằng nhau cần 200ml dung dịch NaOH 0,5M.

a. Xác định CTCT của hai axit.

b. Nếu cô cạn dung dịch sau khi trung hoà thu được bao nhiêu gam muối khan?

Câu 34: Cho hỗn hợp gồm ancol etylic và phenol tác dụng với natri (dư) thu được 3,36

lít khí hidro (đktc). Nếu cho hỗn hợp trên tác dụng với dung dịch nước brom vừa đủ thu

được 19,86 gam kết tủa trắng của 2,4,6-tribromphenol.

a. Viết phương trình hóa học của các phản ứng đã xảy ra.

b. Tính thành phần phần trăm khối lượng của mỗi chất trong hỗn hợp đã dùng

Câu 35: Hợp chất hữu cơ A có thành phần khối lượng của các nguyên tố như sau: %C

= 24,24%, %H = 4,04%, %Cl = 71,72%.

a. Xác định CTĐGN của A.

b. Xác định CTPT của A, biết rằng tỉ khối hơi của A đối với CO2 là 2,25.

c. Dựa vào thuyết cấu tạo hóa học, hãy viết các CTCT mà chất A có thể có ở dạng

khai triển và dạng thu gọn.

Câu 36: Cho 20.3g A gồm glixerol và ancol no, đơn chức tác dụng với Na dư thu được

5,04l H2(đkc). Mặt khác 8,12g A hoà tan hoàn toàn vừa đủ 1,96g Cu(OH)2.Xđ CTPT và

% m của chúng.

Câu 37: Hỗn hợp gồm ancol metylic, êtylic, phenol có khối lượng 28,9g. Chia hh

thành 2 phần bằng nhau

82

- Phần1: Tác dụng với Na dư cho 2.806 l H2 (270C,750mmHg)

- Phần 2: Phản ứng vừa hết với 100ml đ NaOH 1M .Tính % (m) các chất trong hh đầu.

4.3. Vận dụng phương pháp phân tích thể tích để xây dựng các bài tập ở trường

phổ thông

Câu 1: Cho 100 ml dung dịch H3PO4 tác dụng với 200 ml dung dịch NaOH 2,5M.

Khối lượng muối tạo thành B và nồng độ mol/l của dd tạo thành là:

A.12g; 28,4g ; 0,33M; 0,67M B.12g; 28,4g; 0,36M; 0,76M

C.21g; 24,8g; 0,33M; 0,67M D.18g; 38,4g; 0,43M ;0,7M.

Câu 2: Cho vào 500 ml dd có chứa 7,28g KOH; 3,55g P2O5. Giả sử thể tích của dd

thay đổi không đáng kể. Nồng độ mol/l của các muối trong dd thu được là:

A.0,04M; 0,06M B.0,05M ; 0,06M

C.0,04M ;0,08M D.0,06M; 0,09M

Câu 3: Trộn lẫn 150 ml dd KOH 1M với 50ml dd H3PO4 1M được dd X. Nồng độ

mo/l của muối tan trong dd X là bao nhiêu?

A.0,33M B.0,25M C.0,44M D.1,1M

Câu 4: Cho từ từ dung dịch chứa a mol HCl vào dung dịch chứa b mol Na2CO3 đồng

thời khuấy đều, thu được V lít khí (ở đktc) và dung dịch X. Khi cho dư nước vôi trong

vào dung dịch X thấy có xuất hiện kết tủa. Biểu thức liên hệ giữa V với a, b là

A. V = 22,4(a b). B. V = 11,2(a b).

C. V = 11,2(a + b). D. V = 22,4(a + b).

Câu 5: Trén 100 ml dung dÞch (gåm Ba(OH)2 0,1M vµ NaOH 0,1M) víi 400 ml dung

dÞch (gåm H2SO4 0,0375M vµ HCl 0,0125M), thu ®îc dung dÞch X. Gi¸ trÞ pH cña dung

dÞch X lµ:

A. 7 B. 2 C. 1 D. 6

Câu 6: Cho 2 lÝt dung dÞch hçn hîp gåm: HCl 1M vµ H2SO4 0,5M ph¶n øng víi 1 lÝt

dung dÞch hçn hîp gåm: NaOH 3M vµ KOH 4M. Sau ph¶n øng hoµn toµn thu ®îc dung

dÞch B. pH dung dÞch B lµ:

A. 0 B. 0,3 C. 0,5 D. 14

Câu 7: Cần thêm ít nhất bao nhiêu mililit dung dịch Na2CO3 0,15M và 25ml dd

Al2(SO4)3 0,02M để làm kết tủa hoàn toàn ion nhôm dưới dạngAl(OH)3 ?

A. 15 ml B. 10 ml. C. 20 ml. D. 12 ml.

Câu 8: Cho m gam Fe vào dung dịch H2SO4 dư thu dung dịch A, chuẩn độ dung dịch

A bằng 200ml KMnO4 0,5M. Tính khối lượng Fe

83

Câu 9: Chuẩn độ 10 ml dung dịch K2Cr2O7 bằng 12 ml dung dịch Fe2+ trong môi

trường H2SO4. Tính CM của K2Cr2O7

Câu 10: Có ba lọ mất nhãn đựng 3 dung dịch trong suốt: dung dịch CH3COOH có pH

= 5, dung dịch CH3COONa có pH = 10 và dung dịch NaCl có pH = 7. Hãy dùng một

chất chỉ thị để nhận biết các hoá chất trên.

Câu 11: Chuẩn độ dung dịch 100ml NaOH bằng H2SO4 thì cần dùng 200ml H2SO4

1M tính CM NaOH

Câu 12: Trong y học, dược phẩm Nabica (NaHCO3) là chất được dùng để trung hoà

bớt lượng dư axit HCl trong dạ dày. Hãy viết phương trình hoá học ở dạng phân tử và

ion rút gọn của phản ứng đó. Tính thể tích dd HCl 0,035M (nồng độ axit trong dạ dày)

được trung hoà và thể tích khí CO2 sinh ra ở đktc khi uống 0,336g NaHCO3.

Câu 13: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4. Trung hoà vừa hết 1 lít dung dịch A

cần 400 ml dung dịch NaOH 0,5M. Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,9 gam

muối khan.

a) Tính nồng độ mol/l của các axit có trong dung dịch A.


Câu 14: Hòa tan hoàn toàn 0,1022 g một muối kim loại hóa trị hai MCO3 trong 20 ml

dd HCl 0,08M. Để trung hòa lượng HCl dư cần 5,64 ml dd NaOH 0,1M. Xác định M ?

Câu 15: Cho 3,87 gam hçn hîp A gåm Mg vµ Al vµo 250 mL dung dÞch X chøa axit

HCl 1M vµ axit H2SO4 0,5M ®îc dung dÞch B vµ 4,368 lÝt khÝ H2 ë ®ktc.

1. H·y chøng minh r»ng trong dung dÞch B vÉn cßn d axit.

2. TÝnh khèi lîng cña c¸c kim lo¹i trong hçn hîp A.

3. TÝnh thÓ tÝch dung dÞch C gåm NaOH 0,2M vµ Ba(OH)2 0,1M cÇn ®Ó trung hoµ hÕt

lîng axit d trong dung dÞch B.

Câu 16: Hçn hîp bét E gåm 3 kim lo¹i lµ K, Al, Fe ®îc chia thµnh 3 phÇn b»ng

nhau:

PhÇn 1: Cho t¸c dông víi H2O lÊy d t¹o ra 4,48 lÝt khÝ.

PhÇn 2: Cho t¸c dông víi dung dÞch KOH d t¹o ra 7,84 lÝt khÝ.

PhÇn 3: Hoµ tan hÕt trong 0,5 lÝt dung dÞch H2SO4 1,2M t¹o ra 10,08 lÝt khÝ vµ dung dÞch

A.

1. TÝnh sè gam mçi kim lo¹i trong hçn hîp E.

84

2. Cho dung dÞch A t¸c dông víi 240 gam dung dÞch NaOH 20% thu ®îc kÕt tña, läc röa

kÕt tña råi nung trong kh«ng khÝ tíi khèi lîng kh«ng ®æi thu ®îc m gam chÊt r¾n. TÝnh

m.

Câu 17: Trộn 250 ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,08 mol/l và H2SO4 0,01 mol /l với 250

ml dung dịch Ba(OH)2 có nồng độ x mol /l thu được m gam kết tủa và 500 ml dung dịch

có pH = 12. Hãy tính m và x. (Coi Ba(OH)2 điện li hoàn toàn cả hai nấc) Câu 18: Trộn 200 ml dung dịch NaHSO4 0,2M và KHSO4 0,15M với V lit dung dịch

hỗn hợp NaOH 1M và Ba(OH)2 1M thu được dung dịch có PH = 7 . Tính V và khối

lượng kết tủa tạo thành Câu 19: Dung dịch X chứa hỗn hợp 2 axit HCl 0,4M và H2SO4 0,1 M. Dung dịch Y

chứa hỗn hợp 2 hiđroxit KOH 0,1M và Ba(OH)2 0,2M. Tính thể tích dung dịch Y cần

dùng để trung hoà 200ml dung dịch X và khối lượng kết tủa thu được.

85

CHƯƠNG 5

VAI TRÒ CỦA PHÂN TÍCH CÔNG CỤ

5.1. Phân tích điện phân khối lượng

5.1.1. Định luật về sự điện phân

Điện phân là quá trình oxi hóa-khử xảy ra trên bề mặt điện cực dưới tác dụng của

dòng điện một chiều. Trên catot (nối với cực âm của nguồn điện) sẽ xảy ra sự khử, thí

dụ:

Fe3+ + e = Fe2+

Cu2+ + 2e = Cu

Trên anot (nối với cực dương của nguồn điện) sẽ có sự oxi hóa, thí dụ:

2Cl- - 2e = Cl2

Khi điện phân các muối sunfat, photphat và vài muối khác, trên anot thường

không xảy ra sự oxi hóa sunfat hay photphat mà là sự oxi hóa ion OH-

2OH- - 2e = 1/2O2 + H2O

Định luật cơ bản về sự điện phân mang tên Faraday:

1- Khối lượng các chất thoát ra trên điện cực tỉ lệ với lượng điện chạy qua dung dịch.

2- Khi lượng điện chạy qua dung dịch như nhau thì trên điện cực sẽ thoát ra lượng vật

chất tương đương:

Có thể biểu diễn định luật bằng công thức:

m = = (5.1)

trong đó:

m – khối lượng vật chất thoát ra trên điện cực

Q – lượng điện chạy qua dung dịch

M – khối lượng mol đương lượng của các chất

96500 là số Faraday, là lượng điện cần thiết để có thể làm thoát ra một mol

đương lượng

I – cường độ dòng điện

t – thời gian điện phân

Đặc trưng quan trọng của quá trình điện phân là hiệu suất dòng bằng tỉ lệ giữa

lượng chất thực tế thoát ra trên điện cực và lượng chất cần phải thoát ra trên điện cực

tính theo định luật Faraday với phương trình (5.1). Hiệu suất dòng điện theo định

nghĩa được tính theo hệ thức:

86

=

Trong đó: – hiệu suất dòng của phản ứng điện cực

qi là lượng điện tiêu thụ cho một phản ứng điện cực đã xét

là lượng điện chung chạy qua mạch

Thường thì < 1. Muốn có càng gần 1 ta phải chọn điều kiện để không xảy ra

các phản ứng phụ cũng như hạn chế đến mức thấp nhất hiệu ứng nhiệt của dòng điện

(theo định luật Ohm)

3.2. Điện thế phân hủy và quá thế

Theo định nghĩa, điện thế phân hủy là sức điện động bé nhất của nguồn ngoài

cần đặt vào hai điện cực của bình điện phân để sự điện phân xảy ra liên tục trong một số

điều kiện nào đó.

Điện thế phân hủy phải lớn hơn suất điện động của pin galvanic thuận nghịch do

hệ thống cực bình điện phân tạo ra. Điện thế dư này gây ra do nhiều nguyên nhân. Một

trong các nguyên nhân là do điện trở R của bình điện phân

Theo định luật Ohm ta có:

I =

Hay = IR + EN

Trong đó: I – cường độ dòng , A

- điện thế chung đặt vào hai cực bình điện phân, V

EN – sức điện động của pin Galvanic tính theo phương trình Nernst, V

Tuy nhiên để sự điện phân xảy ra liên tục thì ta cần đặt vào điện cực của bình

điện phân điện thế Ech > vừa tính. Sự gia tăng thế đặt vào 2 điện cực để quá trình

điện phân xảy ra liên tục được gọi là quá thế:

Ech = EN + IR + (5.2)

Trong đó: Ech – giá trị thực của suất điện động của nguồn ngoài đặt vào hai cực để sự

điện phân xảy ra liên tục,

– quá thế

Quá thế phụ thuộc bản chất của điện cực, các thành phần của phản ứng điện cực,

trạng thái bề mặt của điện cực, điều kiện tiến hành điện phân (mật độ dòng, nhiệt độ).

87

Người ta tìm thấy rằng điện cực có bề mặt nhẵn bóng có quá thế lớn hơn các điện cực

có bề mặt nhám, ráp; quá thế khi thoát kim loại bé hơn khi thoát khí. Mật độ dòng điện

tăng quá thế tăng, nhiệt độ tăng thì quá thế giảm…

Nguyên nhân cơ bản của quá thế là tính không thuận nghịch của quá trình trên các điện

cực khi tiến hành điện phân. Trong trường hợp sản phẩm điện phân là chất khí, có hiệu

ứng phụ là sự làm chậm do tạo phân tử khí. Điện thế đặt vào hai cực khi tiến hành điện

phân bằng hiệu số điện thế anot và catot.

Ech = E’a– E’

k + IR

hay Ech = (Ea + ) – (Ek + ) + IR (5.3)

Trong đó: Ea – điện thế anot

Ek – điện thế catot

, – quá thế anot và quá thế catot

Các điện thế Ea, Ek là thế điện cực catot và thế điện cực anot. Ta có thể tính Ea

theo phương trình Nernst. Dựa vào (5.3) ta có thể tính Ech của một quá trình điện phân.

Thí dụ ta tính Ech khi điện phân dung dịch CdSO4 10-6M ở nồng độ [H+] = 1 mol ion/l

Biết = -0,4V, = 1,23V. Các quá thế = 0,4V, = 0. Ta có Ech

của quá trình được tính như sau:

Ek = + lg[Cd2+]

= -0,4 + 0,059lg10-6 = -0,57V

Ea = 1,23V

Vậy Ech = (Ea + ) – (Ek + ) = (1,23 + 0,4) – (-0,57 + 0) = 2,20 V

Vậy để thực hiện quá trình điện phân CdSO4 trong điều kiện đã nêu, ta phải đặt

vào hai cực bình điện phân một điện thế lớn hơn 2,20V.

Trên đây chúng ta vừa trình bày phương pháp tính điện thế phân hủy để các sản phẩm

phản ứng bắt đầu thoát ra trên điện cực nói chung. Khi sản phẩm thoát ra trên điện cực

là các kim loại người ta gọi đó là thế thoát kim loại. Trong quá trình điện phân, một

tham số mà người ta hết sức chú ý là thế thoát hidro trên các điện cực trong quá trình

điện phân. Thế thoát Hidro rõ ràng phụ thuộc thế điện cực hidro và quá thế hidro trên

điện cực kim loại đó.

Thế điện cực hidro được tính theo hệ thức:

= E0 + 0,059lg[H+]

88

Còn quá thế hidro có phụ thuộc pH của dung dịch phân tích trên từng loại điện

cực.

Thí dụ ta có thể tính thế điện cực hidro ở môi trường trung tính (pH = 7)

= 0 + 0,059 lg10-7 = -0,413V

ở môi trường 1M NaOH sẽ là:

= 0 + 0,059 lg10-14 = -0,862V

Quá thế hiđro trên các điện cực cũng phụ thuộc pH của dung dịch.

Bảng 5.1. Sự phụ thuộc quá thế hidro theo pH của dung dịch

Điện cực Quá thế hidro, V

Dung dịch axit pH = 7 pH = 14

Pt

Ni

Cu

Bi

Pd

Sn

Pb

Zn

Hg

0,0

0,21

0,25

0,388

0,48

0,54

0,65

0,70

0,78

0,4

0,61

0,65

0,788

0,88

0,94

1,05

1,10

1,10

0,8

1,01

1,05

1,188

1,28

1,34

1,45

1,50

1,58

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Bài điện phân dung

dịch học sinh cần nắm được một số vấn đề sau: 1. Thứ tự điện phân ở mỗi điện cực như sau:

Cực ( - ) catốt: Ion nào có tính oxihóa mạnh sẽ oxihóa trước, cụ thể như sau

Li+ K+ Ba2+ Na+ Mg2+ Al3+ H2O Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ Pt2+ Au3+

OH- Fe2+

Cực ( + ) anốt: Ion, chất nào coc tính khử mạnh sẽ khử trước

Thứ tự ưu tiên điện phân Thứ tự ưu tiên điện phân

Không bị điện phân

Thứ tự ưu tiên điện phân

Không điện phân

89

NO3- SO4

2- H2O RCOO- Cl- Br- I- S2- kim loại ( Trừ bạch kim)

H+

2. Định luật Faraday:

AITmFn

Trong đó : m : Khối lượng vật chất thoát ra trên điện cực

A : Khối lượng phân tử của chất sinh ra

I : Cường độ dòng điện ( ampe)

t : Thờin gia (s)

F: Hằng số Faraday = 96500

Từ công thức trên suy ra công thức sau m ITnA Fn Trong đó n : số mol chất sinh ra

Đặc biệt: lưu ý cho học sinh công thức: eITnF

để làm nhanh các bài toán điện phân

theo phương pháp bảo toàn e ( Trong đó ne chính là số trao đổi ở cực âm hoặc cực

dương )

3. Điện phân cực dương tan: Ứng dụng trong mạ điện

VD: Điện dung dịch Cu(NO3)2 điện cực dương làm bằng Cu

Quá trình điện phân xảy ra ở điện cực như sau:

( - ) Catốt (+) Anốt: Cu → Cu2+ + 2e

Cu2+ + 2e → Cu H2O

H2O NO3-

Quá trình điện phân vẫn xảy ra và có một số đặc điểm sau:

Kim loại Cu ở cực âm được tăng thêm, kim loại Cu ở cực dương mất đi

Nồng độ Cu2+ trong dung dịch vẫn không đổi

pH dung dịch không đổi

Sự chênh lệch khối lượng 2 điện cực bằng 2 lần khối lượng kim loại sinh ra ở cực

âm

4. Điện phân nóng chảy: Dùng để điều chế kim loại mạnh ( kiềm, kiềm thổ, nhôm)

5. Một số phản ứng phụ trong quá trình điện phân:

Điện phân dung dịch NaCl không có màng ngăn tạo nước Javen

Điện phân dung dịch KOH không có màng ngăn ở 800C tạo KClO3

90

Điện phân nóng chảy Al2O3 điện cực làm bằng C. O2 sinh ra đốt cháy C tạo CO2,

CO

6. Một số bài tập nâng cao kĩ năng :

C©u 1: §iÖn ph©n dung dÞch CuCl2 víi ®iÖn cùc tr¬, sau mét thêi gian thu ®îc 0,32 gam

Cu ë cat«t vµ mét lîng khÝ X ë an«t. HÊp thô hoµn toµn lîng khÝ X trªn vµo 200ml

dung dÞch NaOH (ë nhiÖt ®é thêng). Sau ph¶n øng, nång ®é cña NaOH cßn l¹i lµ

0,05M. Giả thiÕt thÓ tÝch dung dÞch kh«ng thay ®æi. Nång ®é ban ®Çu cña dung dÞch

NaOH lµ

A. 0,15M. B. 0,05M. C. 0,2M. D. 0,1M.

C©u 2: §iÖn ph©n dung dÞch chøa a mol CuSO4 vµ b mol NaCl (víi ®iện cùc tr¬, cã

mµng ng¨n xèp). §Ó dung dÞch sau ®iÖn ph©n lµm phenolphtalein chuyÓn sang mµu

hång th× ®iÒu kiÖn cña a vµ b lµ

A. 2b = a. B. b < 2a. C. b = 2a. D. b > 2a.

Câu 3: Có hai bình điện phân mắc nối tiếp nhau. Bình 1 chứa dung dịch CuCl2, bình 2

chứa dung dịch AgNO3. Tiến hành điện phân với điện cực trơ, kết thúc điện phân thấy

catot của bình 1 tăng 1,6 gam. Khối lượng catot của bình 2 tăng lên là


Câu 4: Điện phân muối clorua kim loại kiềm nóng chảy thì thu được 0,896 lít khí (đktc)

ở anot và 3,12 gam kim loại ở catot. Công thức muối clorua đó là

A. KCl. B. NaCl. C. LiCl. D. RbCl.

Câu 5: Khi điện phân dung dịch KCl có màng ngăn thì ở catot thu được

A. Cl2. B. H2. C. KOH và H2. D. Cl2 và H2.

Câu 6: Điện phân hoàn toàn 1 lít dung dịch AgNO3 với 2 điên cực trơ thu được một

dung dịch có pH= 2. Xem thể tích dung dịch thay đổi không đáng kể thì lượng Ag bám

ở catốt là:


Câu 7: Điện phân 200 ml dung dịch AgNO3 0,4M (điện cực trơ) trong thời gian 4 giờ,

cường độ dòng điện là 0,402A. Nồng độ mol/l các chất có trong dung dịch sau điện

phân là

A. AgNO3 0,15M và HNO3 0,3M. B. AgNO3 0,1M và HNO3 0,3M.

C. AgNO3 0,1M D. HNO3 0,3M

91

Câu 8: Điện phân 2 lít dung dịch CuSO4 (với điện cực trơ) đến khi khí thoát ra ở cả 2

điện cực đều là 0,02 mol thì dừng lại. Coi thể tích dung dịch không đổi. Giá trị pH của

dung dịch sau điện phân là

A. 2,0. B. 1,7. C. 1,4. D. 1,2.

Câu 9: Cho dòng điện một chiều có cường độ 2A qua dung dịch NiSO4 một thời gian,

thấy khối lượng catot tăng 2,4 gam, hiệu suất điện phân là 80%. Thời gian điện phân là

A. 1giờ 22 phút. B. 224 phút. C. 2 giờ. D. 1 giờ 45 phút.

Câu 10: Điện phân 100ml dung dịch AgNO3 1M với điện cực trơ, hiệu suất điện phân

100% với cường độ dòng điện là 9,65A đến khi ở catot bắt đầu thoát khí thì thời gian

điện phân là

A. 1000giây. B. 1500giây. C. 2000giây. D. 2500giây.

C©u 11: Khi ®iÖn ph©n (víi cùc ®iÖn tr¬, mµng ng¨n xèp) dung dÞch chøa a mol CuSO4

vµ 1,5a mol NaCl ®Õn khi níc b¾t ®Çu bÞ ®iÖn ph©n trªn c¶ 2 ®iÖn cùc th× pH cña dung

dÞch

A. míi ®Çu kh«ng ®æi, sau ®ã t¨ng. B. míi ®Çu kh«ng ®æi, sau ®ã gi¶m.

C. míi ®Çu t¨ng, sau ®ã kh«ng ®æi. D. míi ®Çu gi¶m, sau ®ã kh«ng ®æi.

C©u 12: Ph¬ng ph¸p ®iÖn ph©n nãng ch¶y dïng ®Ó ®iÒu chÕ c¸c kim lo¹i

A. ®øng sau hi®ro trong d·y ®iÖn ho¸. B. kiÒm, kiÓm thæ vµ nh«m.

C. ®øng tríc hi®ro trong d·y ®iÖn ho¸. D. kiÒm vµ nh«m.

C©u 13: §iÖn ph©n dung dÞch AgNO3 (víi ®iÖn cùc tr¬). NÕu dung dÞch sau khi ®iÖn

ph©n cã pH = 1, hiÖu suÊt ®iÖn ph©n lµ 80 %, thÓ tÝch cña dung dÞch ®îc coi nh kh«ng

®æi (100ml) th× nång ®é AgNO3 trong dung dÞch ban ®Çu lµ

A. 0,08. B. 0,1. C. 0,325. D. 0,125.

C©u 14: TiÕn hµnh ®iÖn ph©n 200ml dung dÞch gåm HCl 0,6M vµ CuSO4 1M víi cêng

®é dßng ®iÖn 1,34 A trong thêi gian 4 giê. BiÕt hiÖu suÊt ®iÖn ph©n lµ 100%. ThÓ tÝch

khÝ (®ktc) tho¸t ra trªn anot lµ

A. 1,344 lÝt. B. 1,568 lÝt. C. 1,792 lÝt. D. 2,016 lÝt.

C©u 15: §iÖn ph©n 200ml dung dÞch X gåm NiCl2 0,1M; CuSO4 0,05M vµ KCl 0,3M víi

cêng ®é dßng ®iÖn 3A trong thêi gian 1930 gi©y víi ®iÖn cùc tr¬, cã mµng ng¨n vµ hiÖu

suÊt ®iÖn ph©n lµ 100%, thÓ tÝch dung dÞch coi nh kh«ng ®æi. Tæng nång ®é mol/lÝt cña c¸c

chÊt trong dung dÞch thu ®îc sau ®iÖn ph©n lµ

A. 0,2M. B. 0,25M. C. 0,3M. D. 0,35M.

92

C©u 16: TiÕn hµnh ®iÖn ph©n (®iÖn cùc tr¬, hiÖu suÊt ®iÖn ph©n 100%) dung dÞch X gåm

AgNO3 0,2M vµ HNO3 0,1M ®Õn khi catot b¾t ®Çu tho¸t khÝ th× dõng l¹i, thu ®îc dung dÞch

Y, coi thÓ tÝch dung dÞch kh«ng ®æi. Tính gi¸ trÞ pH cña dung dÞch Y

C©u 17: §iÖn ph©n 200ml dung dÞch Y gåm KCl 0,1M vµ Cu(NO3)2 0,2M víi cêng ®é

dßng ®iÖn 5A trong thêi gian 1158 gi©y, ®iÖn cùc tr¬, mµng ng¨n xèp, gi¶ sö níc bay

h¬i kh«ng ®¸ng kÓ. Tính độ gi¶m khèi lîng cña dung dÞch sau khi ®iÖn ph©n lµ

C©u 18: §iÖn ph©n (®iÖn cùc tr¬, cã mµng ng¨n, hiÖu suÊt ®iÖn ph©n 100%) 500 ml dung

dÞch X gåm NaCl 0,1M vµ KCl 0,05M víi cêng ®é dßng ®iÖn 1,34 ampe trong thêi

gian 1 giê, thu ®îc dung dÞch Y. Coi thÓ tÝch dung dÞch kh«ng ®æi. Tính gi¸ trÞ pH cña

dung dÞch Y

C©u 19: §iÖn ph©n 200ml dung dÞch chøa Cu(NO3)2 0,2M vµ AgNO3 0,1M víi an«t

b»ng Cu, cêng ®é dßng ®iÖn 5A, sau mét thêi gian thÊy khèi lîng an«t gi¶m 1,28

gam. BiÕt hiÖu suÊt ®iÖn ph©n lµ 100%. Tính thêi gian ®iÖn ph©n

C©u 20: §iÖn ph©n dung dÞch X gåm 0,04 mol CuSO4 vµ 0,04 mol Ag2SO4 víi ®iÖn cùc

tr¬, cêng ®é dßng ®iÖn 5 ampe. Tính khèi lîng kim lo¹i tho¸t ra ë cat«t sau 2316 gi©y

C©u 21: Hoµ tan a mol Fe3O4 b»ng dung dÞch H2SO4 lo·ng, võa ®ñ, thu ®îc dung dÞch

X. §iÖn ph©n X víi 2 ®iÖn cùc tr¬ b»ng dßng ®iÖn cêng ®é 9,65 ampe. Sau 1000 gi©y

th× kÕt thóc ®iÖn ph©n vµ khi ®ã trªn catot b¾t ®Çu tho¸t ra bät khÝ. Tính gi¸ trÞ cña a lµ

C©u 22: TiÕn hµnh ®iÖn ph©n (®iÖn cùc tr¬, mµng ng¨n xèp) 1 dung dÞch chøa m gam

hçn hîp CuSO4 vµ NaCl cho tíi khi níc b¾t ®Çu bÞ ®iÖn ph©n ë c¶ 2 ®iÖn cùc th× dõng

l¹i, thu ®îc 0,448 lÝt khÝ (®ktc). Dung dÞch sau ®iÖn ph©n cã m«i trêng axit vµ cã thÓ

hoµ tan tèi ®a 0,68 gam Al2O3. Tính gi¸ trÞ cña m

Câu 23: Điện phân 200 ml dung dịch muối CuSO4 trong thời gian, thấy khối lượng

dung dịch giảm 8 gam. Dung dịch sau điện phân cho tác dụng với dd H2S dư thu được

9,6g kết tủa đen. Tính nồng độ mol của dung dịch CuSO4 ban đầu

Câu 24: Điện phân dung dịch AgNO3 (điện cực trơ) trong thời gian 15 phút, thu được

0,432 gam Ag ở catot. Sau đó để làm kết tủa hết ion Ag+ còn lại trong dung dịch sau

điện phân cần dùng 25 ml dung dịch NaCl 0,4M. Tính cường độ dòng điện và khối

lượng AgNO3 ban đầu (Ag=108)

Câu 25: Điện phân 200 ml dung dịch AgNO3 0,4M (điện cực trơ) trong thời gian 4 giờ,

cường độ dòng điện là 0,402A. Nồng độ mol/l các chất có trong dung dịch sau điện

phân là bao nhiêu

93

Câu 26: Điện phân 2 lít dung dịch hỗn hợp gồm NaCl và CuSO4 đến khi H2O bị điện

phân ở hai cực thì dừng lại, tại catốt thu 1,28 gam kim loại và anôt thu 0,336 lít khí (ở

đktc). Coi thể tích dung dịch không đổi thì pH của dung dịch thu được bằng bao nhiêu

Câu 27: Điện phân có màng ngăn 500 ml dung dịch chứa hỗn hợp gồm CuCl2 0,1M

và NaCl 0,5M (điện cực trơ, hiệu suất điện phân 100%) với cường độ dòng điện 5A

trong 3860 giây. Dung dịch thu được sau điện phân có khả năng hoà tan m gam Al. Giá

trị lớn nhất của m là bao nhiêu

Câu 28: Điện phân nóng chảy Al2O3 với anot than chì (hiệu suất điện phân 100%) thu

được m kg Al ở catot và 67,2 m3 (ở đktc) hỗn hợp khí X có tỉ khối so với hiđro bằng

16. Lấy 2,24 lít (ở đktc) hỗn hợp khí X sục vào dung dịch nước vôi trong (dư) thu được

2 gam kết tủa. Giá trị của m là bao nhiêu

5.2. Phân tích điện thế

5.2.1. Đặc điểm chung của phương pháp phân tích đo điện thế

Phương pháp phân tích đo điện thế là phương pháp xác định nồng độ các ion dựa

vào sự thay đổi thế điện cực khi nhúng vào dung dịch phân tích. Phương pháp ra đời

vào cuối thế kỉ 10 sau khi Nernst đưa ra phương trình Nernst mô tả mối liên hệ giữa thế

điện cực với hoạt độ các cấu tử (hay nồng độ các cấu tử) của một hệ oxi hóa – khử

thuận nghịch:

KhfOxf

nFRTE

aa

nFRTEEx

Kh

Ox

Kh

Ox lnln 00 (5.4)

Trong đó: E0 – điện thế oxi hóa – khử tiêu chuẩn của hệ;

R – hằng số khí lý tưởng;

T – nhiệt độ tuyệt đối;

F – số Faraday;

n – số điện tử tham gia trong phản ứng điện cực;

aOx, aKh – hoạt độ các dạng oxi hóa và dạng khử;

fOx, fKh – hệ số hoạt độ của các dạng oxi hóa và dạng khử;

[Ox], [Kh] – nồng độ các dạng oxi hóa và dạng khử.

Với giả thiết các dung dịch loãng có hệ số hoạt độ của các dạng gần bằng 1 và

hoạt độ của các dạng gần bằng nồng độ, ta có thể viết phương trình Nernst ở dạng nồng

độ

(5.5)

94

Thay các giá trị R, F và chọn T = 298,15K, đổi logarit Neper thành logarit thập

phân, ta có thể viết

(5.6)

Đối với các hệ oxi hóa khử là thanh kim loại (như Ag, Zn, Cd, Hg, Pb…) nhúng

vào dung dịch muối có nồng độ CMe thì

(5.7)

Nhưng nếu phép đo tiến hành với các dung dịch chứa các ion của cùng một kim

loại nhưng ở các mức độ oxi hóa khử khác nhau ví dụ Me+m và Me+n và m>n ta có thể

viết phương trình Nernst dưới dạng

n

m

MeMe

nmlg059,0 EEx 0 (5.8)

Trong trường hợp đầu, người ta dùng điện cực là các thanh kim loại cùng tên với

các ion kim loại trong dung dịch; còn trong trường hợp sau người ta dùng điện cực trơ,

thường là một thanh kim loại quý như platin (hoặc vàng) nhúng vào dung dịch các ion

kim loại. Điện thế của điện cực platin sẽ phụ thuộc tỉ lệ nồng độ của các dạng oxi hóa

và dạng khử trong dung dịch.

Các phương trình (5.7), (5.8) là cơ sở cho các phương pháp phân tích đo điện

thế. Có hai cách ứng dụng các phương trình này trong hóa phân tích.

Cách thứ nhất là đo thế điện cực nhúng vào dung dịch nghiên cứu. Thế điên cực này

phải thay đổi phụ thuộc thành phần của chất phân tích trong dung dịch. Từ điện thế đo

được, người ta sẽ tính nồng độ chất nghiên cứu theo các phương trình thích hợp đã dẫn.

Cách thứ hai là phương pháp chuẩn độ điện thế. Nội dung của phương pháp là

nhúng một điện cực có thế điện cực thay đổi theo thành phần dung dịch nghiên cứu, rồi

tiến hành định phân chất nghiên cứu trong dung dịch bằng một dung dịch chuẩn nào đó.

Trong quá trình định phân nồng độ ion nghiên cứu sẽ thay đổi, đưa đến sự thay đổi điện

thế trong dung dịch theo một trong các phương trình (5.7) hoặc (5.8). Lúc đầu, sự thay

đổi điện thế không lớn, chỉ cần tại gần điểm tương đương, điện thế đo được EX mới thay

đổi đột ngột. Sự thay đổi EX trong quá trình định phân được biểu diễn ở dạng đồ thị E –

V gọi là đường định phân theo phương pháp đo điện thế.

5.2.2. Thế điện cực

Việc đo thế điện cực trong quá trình phân tích đo điện thế được thực hiện bằng

cách đo sức điện động của một pin galvanic có hai điện cực:

95

- Điện cực chỉ thị là điện cực mà điện thế của nó trực tiếp hoặc gián tiếp phụ

thuộc nồng độ chất nghiện cứu;

- Điện cực so sánh là điện cực thứ hai có điện thế ổn định thường là đã biết giá

trị điện thế. Đây là điện cực dùng so sánh để đo thế điện cực của điện cực chỉ thị.

5.2.2.1. Điện cực chỉ thị

Điện thế điện cực chỉ thị phụ thuộc nồng độ nghiên cứu theo phương trình 2.2.

Điện cực chỉ thị đáp ứng một số yêu cầu sau đây: thế điện cực chỉ thị phải lặp lại và

thiết lập đủ nhanh. Đối với điện cực chỉ thị thì thanh kim loại nhúng vào dung dịch

muối của kim loại đó thì phải thuận nghịch. Điện cực phải có độ bền hóa học để điện

cực không tác dụng với các cấu tử khác trong dung dịch nghiên cứu. Trong phương

pháp đo điện thế người ta dùng điện cực kim loại và điện cực màng làm điện cực chỉ

thị. Người ta thường dùng các loại điện cực sau đây:

Điện cực kim loại loại một: là điện cực được chế tạo từ bản hoặc dây kim loại,

nhúng vào dung dịch muối tan của kim loại đó. Các điện cực kim loại chế tạo từ bạc,

thủy ngân, cađimi… là thuận nghịch và kết quả lặp lại. Tuy nhiên nhiều kim loại như

crom, coban… không cho kết quả lặp lại, điện cực nhôm không thuận nghịch do có lớp

oxyt mỏng trên bề mặt điện cực, các loại điện cực như vừa nêu không thích hợp cho

phương pháp đo điện thế. Với nhiều điện cực, độ lặp lại sẽ tốt hơn khi dùng hỗn hống

kim loại thay cho kim loại tinh khiết. Đó là điện cực hỗn hống. Trong các loại điện cực

chỉ thị thì loại điện cực để đo điện thế oxi hóa – khử có vị trí đặc biệt. Người ta thường

dùng các kim loại quý như Pt, Au, Ir hay graphit làm điện cực chỉ thị để đo điện thế oxi

hóa khử. Thế điện cực của loại điện cực này phụ thuộc tỉ lệ nồng độ dạng oxi hóa và

dạng khử của cặp oxi hóa – khử.

Điện cực kim loại loại hai: được chế tạo từ các bản hoặc dây kim loại có phủ bên

ngoài một lớp muối ít tan của kim loại đó và được nhúng vào muối chứa anion cùng tên

trong lớp phủ. Các điện cực calomel, điện cực bạc clorua là điện cực kim loại loại hai.

Điện cực kim loại loại hai cũng thường được dùng làm điện cực so sánh.

Điện cực màng chọn lọc ion.

2.2.2. Điện cực so sánh

Yêu cầu của loại điện cực so sánh là phải bền theo thời gian, điện thế phải lặp lại

và không thay đổi khi có dòng điện nhỏ chạy qua. Các loại điện cực bạc clorua, điện

cực calomel thường được dùng làm điện cực so sánh.

96

Điện cực bạc clorua

Điện cực bạc clorua được chế tạo bằng dây bạc hoặc một bản bạc kim loại có

phủ lớp bạc clorua nhúng vào dung dịch KCl. Hoạt độ của ion Ag+ trong dung dịch này

sẽ bằng:

= ,

Trong đó: TAgCl là tích số hòa tan của hợp chất khó tan AgCl

là hoạt độ ion Cl- trong dung dịch KCl.

Thay giá trị vào phương trình Nernst áp dụng cho điện cực bạc clorua ta có:

EAg+/AgCl = E0Ag+/Ag + lnaAg+ = E0

Ag+/Ag + ln

= E0Ag+/Ag + lnTAgCl - ln (2.6)

Hai số hạng đầu của (2.6) chỉ phụ thuộc nhiệt độ.

Đặt E0Ag+/Ag + lnTAgCl = E0

Ag+/AgCl (2.7)

Thay (2.7) vào (2.6) ta có:

EAg+/AgCl = E0Ag+/AgCl - ln (2.8)

Từ (2.8) ta thấy thế điện cực bạc clorua phụ thuộc hoạt độ ion Cl- trong dung dịch.

Thường người ta hay dùng dung dịch KCl bão hòa làm dung dịch phụ bên trong. Vậy

điện thế điện cực loại hai phụ thuộc hoạt độ của anion của hợp chất khó tan phủ lên bề

mặt điện cực.

Điện cực calomel

Điện cực calomel được chế tạo từ Hg kim loại, calomel (Hg2Cl2) và KCl. Điện

thế của điện cực này cũng phụ thuộc hoạt độ ion clorua

= - ln (2.9)

Với = + lnTAgCl (2.10)

Từ các phương trình (2.8) và (2.10) ta thấy thế điện cực của điện cực

bạc clorua và calomel chỉ phụ thuộc hoạt độ của ion Cl- và nhiệt độ.

Sự phụ thuộc thế điện cực của các điện cực vào nhiệt độ thường thông qua sự phụ thuộc

các điện thế và với nhiệt độ. Ví dụ sự phụ thuộc của theo

nhiệt độ được mô tả bằng phương trình:

97

= 0,2224 – 6,4.10-4(t – 25) – 3,2.10-6(t – 25)2

Còn sự phụ thuộc của theo nhiệt độ được biểu diễn theo phương trình:

= 0,2415 – 7,6.10-4(t – 25)

Trong phương pháp phân tích đo điện thế thường người ta không cần biết giá trị của

điện thế điện cực so sánh mà điều quan trọng là điện thế của chúng phải không thay đổi.

Khi cần biết giá trị chính xác thế điện cực của điện cực so sánh, người ta có thể đo

chúng khi so sánh với điện cực hiđro tiêu chuẩn ( = 0). Thông thường để giữ thế

điện cực của điện cực bạc clorua và calomel không thay đổi người ta thường chuẩn bị

các điện cực này ở điều kiện trong dung dịch KCl bão hòa hay dung dịch KCl 2 mol.l-1.

5.2.3. Phương pháp đo điện thế

Trong thực tế để đo thế điện cực một điện cực chỉ thị nào đó, người ta ghép nó

với một điện cực so sánh chọn trước thành một pin galvanic và đo sức điện động của

pin galvanic tạo thành

EX = Ess – Ect + Ekt (2.11)

Trong đó: Ex là sức điện động của pin cần đo

Ess là điện thế điện cực so sánh

Ekt là điện thế khuếch tán hay còn gọi là điện thế của hợp chất lỏng

Áp dụng cho chương trình phổ thông: Bài Phân tích điện

thế học sinh cần nắm được một số vấn đề sau: 1. Dãy điện hóa:

2. Li+ K+ Ba2+ Na+ Mg2+ Al3+ Fe2+ Ni2+ Sn2+ Pb2+ H+ Cu2+ Fe3+ Ag+ Hg2+ Pt2+ Au3+

Li K Ba Na Mg Al Fe Ni Sn Pb H Cu Fe Ag Hg Pt Au

3. Thế điện cực của kim loại. Qui tắc α xác định chiều phản ứng

4. Xác định thế điện cực chuẩn và suất điện động của pin : Epin = E0+ - E0

-

Trong đó kim loại mạnh đóng vai trò cực âm, kim loại yếu đóng vai trò cực dương

5. Ăn mòn điện hóa và cách chống ăn mòn: Ăn mòn điện hóa kim loại mạnh đóng

vai trò cực âm và bị ăn mòn , kim loại yếu đóng vai trò cực dương. Để bảo vệ điện hóa

gắn 1 thanh kim loại mạnh hơn kim loại cần bảo vệ để nó bị ăn mòn thay thế

6. Một số bài tập rèn luyện kĩ năng:

Tính oxihóa tăng

Tính khử giảm

98

Câu 1: Cho biết phản ứng oxi hoá - khử xảy ra trong pin điện hoá Fe – Cu là:

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu ; E0 (Fe2+/Fe) = – 0,44 V, E0 (Cu2+/Cu) = + 0,34 V. Suất

điện động chuẩn của pin điện hoá Fe - Cu là

A. 1,66 V. B. 0,10 V. C. 0,78 V. D. 0,92 V.

Câu 2: Để khử ion Fe3+ trong dung dịch thành ion Fe2+ có thể dùng một lượng dư

A. kim loại Mg. B. kim loại Cu. C. kim loại Ba. D. kim loại Ag.

Câu 3: Khi cho 100ml dung dịch KOH 1M vào 100ml dung dịch HCl thu được dung dịch

có chứa 6,525 gam chất tan. Nồng độ mol (hoặc mol/l) của HCl trong dung dịch đã dùng là

A. 0,75M. B. 1M. C. 0,25M. D. 0,5M.

Câu 4: Cho các cặp kim loại nguyên chất tiếp xúc trực tiếp với nhau: Fe và Pb; Fe và

Zn; Fe và Sn;Fe và Ni. Khi nhúng các cặp kim loại trên vào dung dịch axit, số cặp kim

loại trong đó Fe bị phá huỷ trước là

A. 4. B. 1. C. 2. D. 3.

Câu 5: Thứ tự một số cặp oxi hoá - khử trong dãy điện hoá như sau: Fe2+/Fe; Cu2+/Cu;

Fe3+/Fe2+.Cặp chất không phản ứng với nhau là

A. Fe và dung dịch CuCl2. B. Fe và dung dịch FeCl3.

C. dung dịch FeCl2 và dung dịch CuCl2. D. Cu và dung dịch FeCl3.

Câu 6: Cho các ion kim loại: Zn2+, Sn2+, Ni2+, Fe2+, Pb2+. Thứ tự tính oxi hoá giảm dần

là

A. Pb2+ > Sn2+ > Fe2+ > Ni2+ > Zn2+. B. Sn2+ > Ni2+ > Zn2+ > Pb2+ > Fe2+.

C. Zn2+ > Sn2+ > Ni2+ > Fe2+ > Pb2+. D. Pb2+ > Sn2+ > Ni2+ > Fe2+ > Zn2+.

Câu 7: Một pin điện hoá có điện cực Zn nhúng trong dung dịch ZnSO4 và điện cực Cu

nhúng trong dung dịch CuSO4. Sau một thời gian pin đó phóng điện thì khối lượng

A. cả hai điện cực Zn và Cu đều tăng.

B. điện cực Zn giảm còn khối lượng điện cực Cu tăng.

C. điện cực Zn tăng còn khối lượng điện cực Cu giảm.

D. cả hai điện cực Zn và Cu đều giảm.

Câu 8: Cho biết các phản ứng xảy ra sau:

2FeBr2 + Br2 → 2FeBr3

2NaBr + Cl2 → 2NaCl + Br2

Phát biểu đúng là:

A. Tính khử của Cl- mạnh hơn của Br -.

99

B. Tính oxi hóa của Br2 mạnh hơn của Cl2.

C. Tính khử của Br- mạnh hơn của Fe2+.

D. Tính oxi hóa của Cl2 mạnh hơn của Fe3+.

Câu 9: Cho dãy các chất và ion: Cl2, F2, SO2, Na+, Ca2+, Fe2+, Al3+, Mn2+, S2-, Cl-.

Số chất và ion trong dãy đều có tính oxi hoá và tính khử là

A. 3. B. 4. C. 6. D. 5.

Câu 10: Tiến hành bốn thí nghiệm

- Thí nghiệm 1: Nhúng thanh Fe vào dung dịch FeCl3;

- Thí nghiệm 2: Nhúng thanh Fe vào dung dịch CuSO4;

- Thí nghiệm 3: Nhúng thanh Cu vào dung dịch FeCl3;

- Thí nghiệm 4: Cho thanh Fe tiếp xúc với thanh Cu rồi nhúng vào dung dịch HCl. Số

trường hợp xuất hiện ăn mòn điện hoá là

A. 1. B. 2. C. 4. D. 3.

Câu 11: Khi hoà tan Al bằng dung dịch H2SO4 loóng, nếu thờm vài giọt HgSO4 vào

thỡ quỏ trỡnh hoà tan Al sẽ

A. xảy ra chậm hơn. B. xảy ra nhanh hơn.

C. không thay đổi. D. không xác định được.

Câu 12: Cho các hợp kim sau: Cu-Fe (I); Zn-Fe (II); Fe-C (III); Sn-Fe (IV). Khi tiếp

xúc với dung dịch chất điện li thì các hợp kim mà trong đó Fe đều bị ăn mòn trước là:

A. I, II và IV. B. I, II và III. C. I, III và IV. D. II, III và IV.

Câu 13: Trong quá trình pin điện hóa Zn _ Ag hoạt động ta nhận thấy (cho biểt

E0Zn

2+/Zn = - 0,76V ; E0

Ag+

/Ag = + 0,8 , cầu muối dung dịch KNO3 )

A. Nồng độ của Zn2+ tăng

B. Khối lượng của điện cực Ag giảm

C. Ion K+ di chuyển về phía anot

D. Suất điện động chuẩn của pin bằng 0,8 – 0,76 = 0,04 V

Câu 14: Hợp kim nào sau đây của sắt bị ăn mòn chậm nhất?

A. Fe – Ni. B. Fe – Sn. C. Fe – Cu. D. Fe – Ag.

Câu 15: Cã 4 dung dÞch riªng biÖt: HCl, CuCl2, FeCl3, HCl cã lÉn CuCl2. Nhóng vµo

mçi dung dÞch mét thanh s¾t nguyªn chÊt. Sè trêng hîp ¨n mßn ®iÖn ho¸ lµ

A. 1. B. 2. C. 3. D. 0.

100

Câu 16: Cho 3 kim loại X,Y,Z biết Eo của 2 cặp oxi hóa - khử X2+/X = -0,76V và

Y2+/Y = +0,34V. Khi cho Z vào dung dịch muối của Y thì có phản ứng xẩy ra còn khi

cho Z vào dung dịch muối X thì không xẩy ra phản ứng. Biết Eo của pin X-Z = +0,63V

thì Eo của pin Y-Z bằng

A. +1,73V B. +0,47V C. +2,49V D.+0,21V

Câu 17: Hai kim loại X, Y và các dung dịch muối clorua của chúng có các phản ứng

hóa học sau: X + 2YCl3 → XCl2 + 2YCl2;

Y + XCl2 → YCl2 + X.

Phát biểu đúng là:

A. Kim loại X khử được ion Y2+.

B. Kim loại X có tính khử mạnh hơn kim loại Y.

C. Ion Y3+ có tính oxi hóa mạnh hơn ion X2 +.

D. Ion Y2+ có tính oxi hóa mạnh hơn ion X2+.

Câu 18: Cho biết phản ứng oxi hoá - khử xảy ra trong pin điện hoá Fe – Cu là:

Fe + Cu2+ → Fe2+ + Cu ; E0 (Fe2+/Fe) = – 0,44 V, E0 (Cu2+/Cu) = + 0,34 V. Suất

điện động chuẩn của pin điện hoá Fe - Cu là

A. 0,78 V. B. 0,92 V. C. 1,66 V. D. 0,10 V.

Câu 19: Cho suất điện động chuẩn Eo của các pin điện hoá: Eo(Cu-X) = 0,46V;

Eo(Y-Cu) = 1,1V; Eo(Z-Cu) = 0,47V (X, Y, Z là ba kim loại). Dãy các kim loại xếp

theo chiều tăng dần tính khử từ trái sang phải là

A. Z, Y, Cu, X. B. X, Cu, Z, Y.

C. Y, Z, Cu, X. D. X, Cu, Y, Z.

101

PHỤ LỤC 1: MỘT SỐ BÀI TẬP TRONG ĐỀ THI HỌC SINH GIỎI

Một số đề thi Olympic và học sinh giỏi 1. Tính pH của những dung dịch sau đây a, Dung dịch A : pha trộn 25cm3 NH4OH 0,2M + 15cm3 HCl 0,2M. b, Dung dịch B : pha trộn 25cm3 NH4OH 0,2M + 25cm3 HCl 0,2M c, Dung dịch C: pha trộn 25cm3 NH4OH 0,2M + 35cm3 HCl 0,2M. Biết rằng NH4OH có Kb = 1,8.10-5. Dựa trên kết quả vừa tìm được, hãy cho biết pH ở điểm tương đương của phản ứng trung hòa trên đây của NH4OH bởi HCl. Chọn trong hai chất dưới đây làm chất chỉ thị màu thích hợp cho sự định phân NH4OH bằng HCl. -Phenolphtalein ( đổi màu ở vùng 8,3 < pH < 10). -Phẩm metyl đỏ ( đổi màu ở vùng 4,2 < pH < 6,2). (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000,Trường THCB TX.Cao Lãnh – Đồng Tháp) Lời giải: 1a, 25cm3 NH4OH 0,2M có 5.10-3 mol NH4OH. 15cm3 HCl 0,2M có 3.10-3 mol HCl. NH4OH + HCl NH4Cl + H2O 3.10-3 3.10-3 3.10-3 Vậy 40 ml dung dịch A có 3.10-3 mol NH4Cl và 5.10-3 - 3.10-3 = 2.10-3

mol NH4OH. [NH4Cl]= 3/40 M và [NH4OH] = 1/20 M. Trong dung dịch A: NH4Cl NH4

+ + Cl-

NH4OH NH4+ + OH- Kb = 1,8.10-5

Vì lượng NH4OH bị ion hóa và NH4Cl bị thủy phân là rất bé so với lượng NH4OH và NH4Cl hiện diện trong dung dịch nên một cách gần đúng,ta có : [NH4OH] 1/20 M và [NH4

+] [NH4Cl]= 3/40 M .

Kb = ][

]][[

4

4

OHNHOHNH

[OH-] = ][

][

4

4NH

OHNH . Kb = 510.8,1.40/320/1 = 1,2.10-5

pOH = 4,92 pH = 9,08. b, Tính tương tự câu a: Trong 50 ml dung dịch B có 5.10-3 mol NH4Cl

[NH4Cl]= 50

1000.10.5 3

= 0,1 M

NH4Cl bị phân hủy theo cân bằng NH4

+ + H2O NH4OH + H + Kb = 1,8.10-5 pKb = 4,75 pKa (NH

4 )= 9,25.

Ta có: pH = 21 ( pKa - lg C) =

21 ( 9,25 – lg 0,1) = 5,13.

c, Tính tương tự câu a : Trong 60 ml dung dịch C có 5.10-3 mol NH4Cl và 2.10-3 mol HCl. Vậy:

102

[NH4Cl]= 60

1000.10.5 3

= 1/12M.

[HCl] = 60

1000.10.2 3

= 1/30 M.

Vì lượng NH4Cl bị thủy phân rất bé nên ta có thể coi một số mol H+ do sự thủy phân là không đáng kể so với số mol H+ do HCl. Vậy dung dịch C có [H+] = [HCl] = 1/30 M. pH = 1,48. pH của dung dịch B là pH ở điểm tương đương của phép định phân NH4Oh bằng HCl. Chọn chất chỉ thị màu là metyl đỏ vì pH ở điểm tương đương nằm trong khoảng đổi màu của metyl đỏ. Metyl đỏ chuyển màu từ đỏ sang vàng ở pH từ 4,2 đến 6,2 2. Tính nồng độ [OH-], % muối bị thủy phân và pH của dung dịch CH3COONa 0,05 M. Cho hằng số K của axit axetic là 1,8.10-5

. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000,Trường THPT Lê Quý Đôn, T.p Hồ Chí Minh) Lời giải: Gọi x là nồng độ CH3COOH được tạo thành. CH3COONa + H2O CH3COOH + OH-

Ban đầu 0,05 0 0 Cân bằng 0,05 – x x x

K thủy phân =]][[]][[

23

3

OHCOOCHOHCOOHCH

= ]][[

10].[

33

143

OHCOOCHCOOHCH = 5

14

10.8,110

= 5,6.10-10

Mà K thủy phân= x

x05,0

2

= 5,6.10-10 x = 5,3. 10-6

Vậy nồng độ OH- là 5,3. 10-6 mol/l

% muối bị thủy phân = 05,010.3,5 6

.100 = 0,011 hay 1,1%

[H3O+] = 6

14

10.3,510

= 1,9.10-9 pH= 8,72

3. Tính pH của dung dịch tạo thành khi hòa tan 0,1 mol PCl3

vào 450ml NaOH

1M. Biết H3PO3 có Ka1= 1,6.10-2 và Ka2= 7.10-7. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT chuyên Lâm Đồng) Lời giải: PCl3 + 3H2O H3PO3 + 3HCl 0,1 0,1 0,3 NaOH + HCl NaCl + H2O 0,3 0,3 Số mol NaOH còn lại là: nNaOH dư = 0,54 – 0,3= 0,15 mol.

Ta có tỉ lệ T= 33POH

OH

nn = 1,5

Vậy 1< T< 2 nên tạo thành 2 muối đồng thời. Gọi a, b là số mol muối NaH2PO3 và Na2HPO3 tạo thành NaOH + H3PO3 NaH2PO3 + H2O a a

103

2NaOH + H3PO3 Na2HPO3 + H2O b b Ta có hệ phương trình:

1,015,02

baba

molbmola

05,005,0

CNa 2 HPO 3=CNaH 2 PO 3

=45,005,0 = 1/9 M

Hai muối trên tạo thành một hệ đệm: NaH2PO3 Na+ + H2PO3

-

1/9 M 1/9M Na2HPO3 2Na+ + HPO3

2- 1/9M 1/9M Gọi x là số mol H3O+ tạo thành. Xét quá trình: H2PO3

- + H2O HPO32-

+ H3O+ Ka2 = 7.10-7

Ban đầu 1/9 1/9 0 Cân bằng 1/9 – x 1/9 + x x

Ta có: Ka2= ][

]][[

32

323

POHOHHPO =

xxx

9/19/1 = 7.10-7

x = 7.10-7

pH = -lg x = 6,155 4.a,Tính pH của dung dịch CH3COONa 0,1M b, Trộn V ml dd CH3COOH 0,1M vào 100ml dd CH3COONa 0,1 M được dung dịch có pH= 4,74. Tính V ml biết KCH 3 COOH= 1,8.10-5. ( Trường THPT Hùng Vương) Lời giải: 4.a, CH3COONa CH3COO- + Na+

Gọi x là nồng độ của OH- . Ta có: CH3COONa + H2O CH3COOH + OH- Ban đầu 0,1 0 0 Cân bằng 0,1-x x x

K=x

x1,0

2

= 5

14

10.8,110

= 8,1

10 9

x = 8,1

10 10

= 7,45.10-6

pOH= 5,128 và pH= 8,878 b, Ta có : pH= 4,74 [H+] = 1,8. 10-5

[CH3COOH] = V

V1,01,0 ; [CH3COONa]=

V1,001,0

CH3COOH CH3COO- + H+

Ban đầu V

V1,01,0

V1,001,0 0

Cân bằng V

V1,01,0 -1,8. 10-5

V1,001,0 +1,8. 10-5 1,8. 10-5

104

K = ][][

1,01,0

][1,0

01,0

HH

VV

HV =

VH

1,0].[01,0

= 1,8.10-5

V= 0,1lít 5.Một dung dịch A chứa MgCl2 10-3 M và FeCl3 10-4M. Cho dung dịch NaOH tác dụng với dung dịch A. a, Kết tủa nào được tạo ra? Vì sao? b, Tìm trị số pH thích hợp để tách ion Fe3+ ra khỏi dung dịch A, biết rằng khi nồng độ ion là 10-6 M thì coi như ion đó được tách hết. Cho TMg(OH) 2

= 10-11; TFe(OH) 3= 10-39

(Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT Hùng Vương) Lời giải: Mg2+ + 2OH- Mg(OH)2 Fe3+ + 3OH- Fe(OH)3

a, Để tạo ra kết tủa Fe(OH)3 thì [Fe 3 ][OH ] 3 > TFe(OH) 3

[OH ] > 34

39

1010

= 3 3510 (1)

Để tạo kết tủa Mg(OH)2 thì [Mg2+][OH ]2 > TMg(OH) 2

[OH ] > 23

11

1010

= 2 810 (2)

[OH ] ở (1) nhỏ hơn (2) nên Fe(OH)3 kết tủa trước. b, Để tách Fe3+ ra: - Không tạo Mg(OH)2 kết tủa.

[OH ] < ][ 2Mg

T = 3

11

1010

= 10-4

[H+] > 10-10 nên pH < 10. - Lượng Fe3+ 10-6

[OH ] > 36

39

1010

= 3 3310 = 10-11

[H+] < 10-3 nên pH >3 Vậy: 3< pH <10 6.Tính pH của : a, Dung dịch HCl 10-7 M. b, Dung dịch Na2HPO4 0,1M. c, Dung dịch NaH2PO4 0,1M. Biết rằng hằng số axit của H3PO4 có Ka1= 7,61.10-2 và Ka2= 6,23.10-7 và Ka3= 2,2.10-

13. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT Chu Văn An- Ninh Thuận) Lời giải: a, HCl H+ + Cl-

10-7 10-7 H2O H+ + OH-

x x x [H+]dd= (10-7 + x) mol/l

105

Kn= [H+][ OH-] = (10-7 + x)x =10-14 x = 6,18.10-8 [H+]dd= 1,618.10-7 nên pH= 6,79. b, Na2HPO4 2Na+ + HPO4

2- HPO4

2- H+ + PO43- Ka3 = 2,2.10-13

HPO42- + H2O H2PO4

- + OH- Ktp (*)

K thủy phân = Ktp = 2

1410

aK

= 1,61.10-7 > Ka3

Chỉ có (*) là chủ yếu vì Ka3 rất bé nên [OH-] rất bé, tính gần đúng: [OH-]= CK tp . = 1,010..61,1 7 = 1,27.10-4

pOH = 3,9 pH = 10,1. c, NaH2PO4 Na+ + H2PO4

- H2PO4

- H+ + HPO42- Ka2 (1)

H2PO4 - + H2O H3PO4

+ OH- Ktp (2)

Ktp= 1

1410

aK

= 1,31.10-13

Vì Ktp << Ka2 nên (1) xảy ra chủ yếu và bỏ qua (2). Vì Ka2 rất bé, tính gần đúng: [H+] = CK a .2 = 1,010.23,6 8 = 7,9.10-5

pH = 4,1. 7. Một dung dịch A chứa 1 mol HNO3 và 1 mol CH3COONa có thể tích 1l. Tìm pH của dung dịch A? (Trường THPT Bạc Liêu – 2001) Lời giải: HNO3 H+ +

3NO CH3COONa CH3COO- + Na+ CH3COONa + HNO3 CH3COOH + NaNO3 Ban đầu: MCOONaCHHNO 133 Khi : CH3COONa + HNO3 CH3COOH + NaNO3 thì: MHNOCOOHCH bđ 133

Dung dịch của axit yếu: pH = 3725,2)1lg10.8,1lg(21)lg(

21 5 CpKa

8.CO2 tan trong nước mưa tạo thành axit cacbonic. a, Tính pH của nước mưa nằm cân bằng với khí quyển. b, Tính nồng độ ion CO3

2- trong nước mưa nằm cân bằng với khí quyển. Biết: -CO2 + H2O H2CO3 KH= 10-1,5 mol.l-1. atm-1

-Hằng số axit của H2CO3 là K1= 4,45.10-7 và K2 = 4,69.10-11

-Áp suất CO2 trong khí quyển là 10-3,5 atm. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT Chuyên Lê Quý Đôn – Đà Nẵng) Lời giải: CO2 + H2O H2CO3 KH [H2CO3]= KH.pCO 2

= 10-5M a, Các quá trình điện ly: H2CO3 H+ + HCO3

- (1) K1 HCO3

- H+ + CO32- (2) K2

H2O H+ + OH- (3) Kn

106

Ta có: K1[H2CO3]= 4,45.10-12 >> Kn và K1 >> K2 nên bỏ qua cân bằng (2) và (3) so với cân bằng (1). Gọi x là nồng độ cân bằng của H+

H2CO3 H+ + HCO3- K1

10-5 x x

K1 = 5

2

10

x = 4,45.10-7

x = 2,11.10-6 M nên pH = 5,68. b, Gọi y là nồng độ cân bằng của CO3

2- HCO3

- H+ + CO32- K2

x x y K2 = xy/x = y = 4,69.10-11

[CO32-] = y = 4,69.10-11 M.

9.Tính nồng độ của axit C2H5COOH phải có trong dung dịch axit CH3COOH 2.10-

3M sao cho: a, Độ điện ly của axit CH3COOH bằng 0,08. b, pH của dung dịch bằng 3,28. Cho K1 = KCH3COOH= 1,8.10-5;K2= KC2H5COOH= 1,3.10-5

(Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT Chuyên Lê Quý Đôn – Đà Nẵng) Lời giải: CH3COOH CH3COO- + H+ (1) K1 C2H5COOH C2H5COO- + H+ (2) K2 H2O H+ + OH- (3) Kn Vì K1 và K2 lớn hơn Kn rất nhiều nên bỏ qua (3). a, CH3COOH CH3COO- + H+ Ban đầu 2.10-3 0 0 Phân ly . 2.10-3 . 2.10-3 . 2.10-3 Cân bằng 2.10-3 (1- ) . 2.10-3 . 2.10-3

K1= ][]][[

3

3

COOHCHHCOOCH

[H+] = K1 ][][

3

3COOCH

COOHCH = 2,07.10-4 M

Theo định luật bảo toàn điện tích: [CH3COO-] + [C2H5COO- ] = [H+] [C2H5COO- ] = 2,07.10-4 – 1,6.10-4 =0,47.10-4M

(2) [C2H5COOH] = 2

52 ]][[K

HCOOHC

= 7,48.10-4 M

Vậy nồng độ C2H5COOH ban đầu là: [C2H5COOH]đầu= 7,48.10-4 + 0,47.10-4 = 7,95.10-4M. b, Gọi x là nồng độ cân bằng của H+ CH3COOH CH3COO- + H+ (1) Ban đầu 2.10-3 0 0 Cân bằng 2.10-3- x x x

(1) K1= ][]][[

3

3

COOHCHHCOOCH

= x

x3

2

10.2= 1,8.10-5

x = 6,63.10-5M. Theo định luật bảo toàn điện tích: [CH3COO-] + [C2H5COO- ] = [H+] [C2H5COO- ] = 10-3,28 - 6,63.10-5 = 4,587.10-4 M.

107

(2) [C2H5COOH] = 2

52 ]][[K

HCOOHC

= 1,85.10-2

[C2H5COOH]đầu= 1,85.10-2 + 1,85.10-2 = 1,9.10-2 M 10.300oK, độ điện ly của dung dịch NH3 0,17 g/l là 4,2%. Tính: a, Nồng độ của các phần tử trong dung dịch lúc cân bằng. b, Hằng số bazơ của NH3 c, Độ điện ly của dung dịch khi thêm 0,535 gam NH4Cl vào 1l dung dịch này. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT Lê Quý Đôn – Long An) Lời giải: a, Nồng độ ban đầu của NH3 là 0,17/17 = 0,01 mol /l NH3 + H2O NH4

+ + OH-

Ban đầu 0,01 0 0 0 Cân bằng 0,01(1-4,2.10-2) 0,01.4,2.10-2 0,01.4,2.10-2 Vậy: [NH4

+ ]= [OH-] = 0,01.4,2.10-2 = 4,2.10-4M [NH3] = 9,58.10-3 M

b, Kb= ][]][[

3

4

NHOHNH

= 1,84.10-5

c, [NH4Cl] = 0,535/53,5 = 10-2M NH3 + H2O NH4

+ + OH-

Ban đầu C 10-2 0 Cân bằng C(1- ) 10-2 + C

Vậy Kb= ][]][[

3

4

NHOHNH

= )1()10( 2

CCC

= 1,84.10-3

11.a,Tính nồng độ ion S2- và pH của dung dịch H2S 0,01M. b, Nếu thêm 0,001 mol HCl vào 1l dung dịch H2S 0,01M thì nồng độ ion S2- bằng bao nhiêu ? (biết K1 = 10-7 và K2 = 10-12,92). (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT chuyên Nguyễn Du – Đắc Lắc) Lời giải : a, Phương trình : H2S H+ + HS- (1) K1 HS- H+ + S2- (2) K2 H2O H+ + OH- (3) Kn Vì K1 = 10-7 >> K2 = 10-12,92 >> Kn nên cân bằng (1) là chủ yếu. Gọi x là nồng độ cân bằng của H+, ta có: H2S H+ + HS- (1) K1 Ban đầu 0,01 0 0 Cân bằng 0,01-x x x

K1= x

x01,0

2

= 10-7

x = 10-4,5

pH = 4,5 Thay các giá trị của [H+] = [HS-] = x = 10-4,5 vào (2). Gọi y là nồng độ cân bằng của S2-, ta có: HS- H+ + S2- (2) K2 Ban đầu 10-4,5 10-4,5 0 Cân bằng 10-4,5-y 10-4,5+y y

108

K2= yyy

5,4

5,4

10)10( = 10-12,92

y = [S2-]= 10-12,92

b, HCl H+ + Cl 0,001 Tổ hợp (1) và (2) ta có : H2S H+ + S2- K= 10-19,92

Khi có mặt HCl thì H2S phân ly không đáng kể. [H+]= 0,001 mol/l.

[S2-]= 10-19,92. 22

][][

HSH = 10-15,92

12.Các dung dịch cho dưới đây có giá trị pH lớn hơn hay nhỏ hơn 7: NH4NO3, NaCl, K2S, CH3COONH4. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT chuyên Lê Quý Đôn – Bà Rịa Vũng Tàu) Lời giải: Dung dich NH4NO3: NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

dung dịch NH4NO3 có tính axit nên pH < 7. Dung dịch NaCl: là dung dịch trung tính nên pH= 7 Dung dịch K2S: S2- + H2O HS- + OH- dung dịch K2S có tính bazơ nên pH> 7. Dung dịch CH3COONH4: CH3COO- + H2O CH3COOH + NH3 dung dịch CH3COONH4 có tính axit nên pH < 7. 12.Tính pH của dung dịch A là hồn hợp gồm HF 0,1M và NaF 0,1M. Tính pH của 1 lít dung dịch A trên trong 2 trường hợp: - Thêm 0,01 mol HCl vào. - Thêm 0,01 mol NaOH vào. Biết rằng hằng số axit của HF là Ka= 6,8. 10-4 và lg 6,8 = 0,83. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT chuyên Lê Quý Đôn – Bà Rịa Vũng Tàu) Lời giải: Trong dung dịch : HF H+ + F- (a) NaF Na+ + F- (b) Trong dung dịch HF có F- làm cân bằng (a) điện ly rất kém nên có thể coi [HF] = 0,1M và [F-] = 0,1M

Ka= ][

]][[HF

FH

[H+]= ][

][FHFK a = 6,8.10-4

nên pH = 3,17.

- Khi thêm 0,01 mol HCl vào thì : H+ + F- HF 0,01 0,01 0,01 nHF = 0,1 + 0,01 = 0,11 mol và nF = 0,1 – 0,01 = 0,09 mol.

[H+]= ][

][FHFK a =

09,011,0.10.8,6 4

= 8,31. 10-4 nên pH = 3,08.

109

- Khi thêm 0,01 mol NaOH vào thì : HF + OH- F- + H2O 0,01 0,01 0,01 nHF = 0,1 – 0,01 = 0,09 mol và nF = 0,1 + 0,01 = 0,11 mol.

[H+]= ][

][FHFK a =

11,009,0.10.8,6 4

= 5,56. 10-4 nên pH = 3,25.

13.Tìm nồng độ mol/l của H+, PO43-, pH của dung dịch H3PO4 0,1M.

Cho K1=10-2,23, K2= 10-7,21, K3 = 10-12,32. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT chuyên Bạc Liêu) Lời giải: H3PO4 H+ + H2PO4

- K1=10-2,23 (1) x H2PO4

- H+ + HPO42- K2= 10-7,21 (2)

y HPO4

2- H+ + PO43- K3 = 10-12,32 (3)

z H2O H+ + OH- Kn (4) Vì K1 > K2 > K3 > Kn nên cân bằng (1) là chủ yếu.

(1) K1 = ][

]][[

43

42

POHPOHH

= x

x1,0

2

= 10-2,23

x = 2,15.10-2M.

(2) K2= ][

]][[

42

24

POHHPOH =

yyy

2

2

10.15,2)10.15,2( = 10-7,21

y = 10-7,21M.

(3) K3 = ][

]][[2

4

34

HPOPOH =

zzz

21,7

21,7

10)10( = 10-12,32

z = 1,37.10-18M. Vì z << y<< x nên [H+] = x = 2,15.10-2M nên pH = 1,667. Và [PO4

3-] = 1,37.10-18M. 14.Tính pH, [CrO4

2-] và [Cr2O72-] trong dung dịch

a, K2Cr2O7 0,01M. b, K2Cr2O7 0,01M + CH3COOH 0,1M biết Ka= 1,8.10-5

Biết Cr2O72- + H2O 2HCrO4

- pK1 = 1,36 HCrO4

- + H2O CrO42- + H3O+ pK2 = 6,5

(Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000. Trường PTTH chuyên Nguyễn Thị Minh Khai – Sóc Trăng) Lời giải: a, K2Cr2O7 2K+ + Cr2O7

2- 0,01 Cr2O7

2- + H2O 2HCrO4- pK1 = 1,36 (1)

HCrO4- + H2O CrO4

2- + H3O+ pK2 = 6,5 (2) Vì pK1 << pK2 K1 << K2 nên trong dung dịch cân bằng (1) là chủ yếu, sự phân ly của HCrO4

- là không đáng kể. Gọi x là nồng độ của Cr2O7

2- đã tham gia phản ứng. Cr2O7

2- + H2O 2HCrO4- pK1 = 1,36 (1)

110

Ban đầu 0,01 0 Cân bằng 0,01-x 2x

K1= ][][

272

24

OCrHCrO =

xx01,0)2( 2

= 10-1,36

x = 6,33.10-3

[HCrO4-] = 2x = 1,26.10-2 M và [Cr2O7

2-]= 0,01 – x = 3,7.10-3 M. Gọi y là nồng độ cân bằng của H+

HCrO4- + H2O CrO4

2- + H3O+ pK2 = 6,5 Ban đầu 1,26.10-2 Cân bằng 1,26.10-2 – y y y

K2 = ][

]][[

4

243

HCrOCrOOH =

yy

2

2

10.26,1= 10-6,5

y = 6,31.10-5 M. Vậy [H3O+] = [CrO4

2-] = 6,31.10-5 M pH = 4,2. b, CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ K a= 1,8.10-5 (1) Cr2O7

2- + H2O 2HCrO4- pK1 = 1,36 (2)

HCrO4- + H2O CrO4

2- + H3O+ pK2 = 6,5 (3) -So sánh 3 cân bằng thì thấy cân bằng (2) chiếm ưu thế hơn. Vì vậy: Nồng độ Cr2O7

2- và HCrO4- được tính như câu a nghĩa.

-So sánh 2 cân bằng (1) và (3), ta có: [H3O+][ CH3COO-] = Ka.[ CH3COOH] = 1,8.10-6 (4) [H3O+][ CrO4

2-] = K2.[ HCrO4-] = 1,26.10-8,5 (5)

-So sánh (4) và (5) thấy cân bằng (1) chiếm ưu thế hơn. Gọi z là nồng độ cân bằng của H3O+ trong cân bằng (1) CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+ K a= 1,8.10-5 (1) Ban đầu 0,1 0 0 Cân bằng 0,1-z z z

Ka= z

z1,0

2

= 1,8.10-5

z = 1,34.10-3 M [H3O+] = 1,34.10-3 M nên pH = 2,87. Gọi t là nồng độ cân bằng của CrO4

2- HCrO4

- + H2O CrO42- + H3O+ pK2 = 6,5 (3)

1,26.10-2 t 1,34.10-3

K2 = ][].[

4

3

HCrOOHt = 10-6,5

t = [CrO42- ] = 2,97.10-6 M

15.Cho từ từ KMnO4 vào dung dịch chứa đồng thời 2 muối KCl 0,01M và KBr 0,01M. Tính pH của dung dịch để 99% KBr bị oxy hóa và 1% KCl bị oxy hóa. Cho: E 0

/ 24

MnMnO= 1,51 V ; E 0

2/2ClCl= 1,36 V ; E 0

2/2BrBr= 1,1V.

(Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THPT chuyên Lương Thế Vinh – Đồng Nai)

111

Lời giải: Phản ứng: 2MnO-

4 + 10X- + 16H+ 2Mn2+ + 5X2

+ 8H2O (1) Sau phản ứng, nồng độ các chất là:

[Br-] =100

1 .10-2= 10-4 M ; [Br2] = 2.100

10.99 2

= 5.10-3 M

[Cl-] = 10099 .10-2 10-2 M ; [Cl2] =

2.1001 .10-2 = 5.10-5M.

Đặt: E 01 = E 0

/ 24

MnMnO ; E 0

2 = E 02/2

BrBr ; E 0

3 = E 02/2

ClCl

E 1 = E 01 +

5059,0 lg

][][

24

MnMnO +

5059,0 lg [H+]8 = E 0

1 - 0,094pH

-Nếu X- là Br- :

E 2 = E 02 +

5059,0 lg 2

2

][][

BrBr = 1,1 +

5059,0 lg 24

3

)10(10.5

= 1,27V

E 1 - E 2 = E 01 - 0,094pH1 - E 2

pH1 = 094,0

27,151,1 =2,55

-Nếu X- là Cl- :

E 3 = E 03 +

5059,0 lg 2

2

][][

ClCl = 1,35V

E 1 - E 3 = E 01 - 0,094pH2 - E 3

pH2 = 094,0

35,151,1 = 1,7

Vậy để oxy hóa 99% KBr và 1% KCl thì pH phải nằm trong khoảng 1,7 < pH < 2,55. 16.Cho 2 cân bằng: Al(OH)3 Al3+ + 3OH- T1 = 10-33

OH- + Al(OH)3 AlO2- + 2H2O T2 = 40

a, Biểu thị độ tan toàn phần S = [Al3+] + [AlO2-] dưới dáng một hàm của [H3O+].

b, Ở pH nào thì có độ tan cực tiểu? Tính độ tan cực tiểu. (Kỳ thi Olympic lần thứ VI năm 2000, Trường THCB TX. Cao Lãnh – Đồng Tháp) Lời giải: a, Xét 2 cân bằng: Al(OH)3 Al3+ + 3OH- T1 = [Al3+][OH-]= 10-33

OH- + Al(OH)3 AlO2- + 2H2O T2 = [AlO2

-]/ [OH-]= 40 Từ T1 và T2 có thể tính các nồng độ cân bằng của:

[Al3+] = 3

33

][10

OH= 314

33

)10(10

[H3O+]3 = 109 [H3O+]3.

[AlO2-] = 40. [OH-] = 3

3

14

][10.40

OH= 3

3

13

][10.4

OH

112

Vậy S = [Al3+] + [AlO2-] = 109 [H3O+]3 + 3

3

13

][10.4

OH.

b, Độ tan S cực tiểu khi ][ 3

OHddS = 3.109 [H3O+]2 - 3

3

13

][10.4

OH = 0.

[H3O+] = 3,4.10-6 nên pH =5,5.

Vậy độ tan cực tiểu Smin= 109 (3,4.10-6 )3 + 36

13

)10.4,3(10.4

= 1,57.10-7 M.

17.a, Tính pH của dung dịch H3PO4 0,1M b, Cần cho vào 100ml dung dịch H3PO4 0,1M bao nhiêu gam NaOH để thu được dung dịch có pH= 4,72. Cho H3PO4 : pK1 = 2,23 , pK2 = 7,21 , pK3 = 12,32 (Đề thi Olympic 30/4 lần thứ VIII năm 2002) Lời giải a, H3PO4 H+ + H2PO4

- K1 (1) H2PO4

- H+ + HPO42- K2 (2)

HPO42- H+ + PO4

3- K3 (3) H2O H+ + OH- Kn (4) K3 << K2 << K1 nên chủ yếu xảy ra cân bằng (1) Gọi x là nồng độ cân bằng của H+

H3PO4 H+ + HPO4- K1 (1)

Ban đầu 0,1 0 0 Cân bằng 0,1 – x x x

K1= ][

]][[

43

4

POHHHPO

= x

x1,0

2

= 10-2,23

x = 0,0215 (M) pH = 1,66 b, NaOH + H3PO4 = NaH2PO4 + H2O NaOH + NaH2PO4 = Na2HPO4 + H2O NaOH + Na2HPO4 = Na3PO4 + H2O Trung hòa nấc 1: trong dung dịch thu được có pH = 4,72 chỉ chứa NaH2PO4. naxit = 0,1 x 0,1 = 0,01 (mol) nNaOH = 0,01 (mol) mNaOH = 0,01 x 40 = 0,4(g) 18. Tính axit của một mẫu nước tùy thuộc sự hấp thụ khí. Nói chung, khí quan trọng nhất gây nên tính axit là cacbon đioxit. a, Giả thiết rằng không khí có chứa 350ppm CO2 (theo thể tích), và đã đạt cân bằng giữa CO2 khí và tan (trong nước), hãy tính độ pH của một giọt nước mưa ở áp suất không khí. Các hằng số thích hợp ở 250C là: KH(CO2) = 3,39.10-2 mol.l-1.atm-1; Ka(CO2(aq)) = 4,46.10-7;

Ka(HCO3-(aq)) = 4,67.10-11.

b, Tính độ pH của một chai nước có ga (PCO2=1 atm). (Trường THPT chuyên Lê Hồng Phong TP. Hồ Chí Minh – 2000) Lời giải: a, Nồng độ CO2 trong dung dịch nước được tính bằng định luật Henry:

2.)(2 COHaq PKCO = 3,39.10-2.3,5.10-4 = 1,187.10-5 mol.l-1

113

3

2311

)(3

)(2

37)(2

10.67,4

10.46,4

HCOHCOHCOK

COHHCOCOK

aqa

aqaqa

Do Ka(CO2(aq)) >> Ka(HCO3-(aq)), ta giả sử rằng trong dung dịch axit, chỉ có cân

bằng của quá trình tách loại H+ thứ nhất là đáng kể. Do đó: 165,057

3 .10.3,210.187,1.10.46,4 lmolHHCO Vậy pH = 5,64 b, Thấy ngay là 1 atm CO2k sẽ tạo dung dịch axit hơn là 350 ppm CO2k. Vậy với các lý do tương tự như câu a chúng ta chỉ xét cân bằng: CO2(k) CO2 (aq) Và CO2 (aq) + H2O aqaq HHCO )(3 để giải quyết câu hỏi. 12

)(2 .10.39,3.2

lmolPKCO COHaq và 14

)(23 .10.23,1. lmolCOKHCOH aqa Vậy: pH = 3,91. 19.a, Tính độ điện ly của của ion CO3

2- trong dung dịch Na2CO3 có pH = 11,6 (đung dịch A). b, Thêm 10ml dung dịch HCl 0,16M vào 10ml dung dịch A. Tính pH của dung dịch thu được. c, Có hiện tượng gì xảy ra khi thêm 1ml dung dich bảo hòa CaSO4 vào 1ml dung dịch A. Cho: CO2 + H2O HCO3

- + H+ ; Ka1 = 10-6,35 HCO3

- H+ + CO32- ; Ka2 = 10-10,33

Độ tan của CO2 trong nước bằng 3.10-2M. Tích số tan của CaSO4 bằng 10-5,04; của CaCO3 bằng 10-8,35. (Đề thi HSG Quốc gia lớp 12 THPT năm 2004 – Bảng B) Lời giải:

a, CO32- + H2O HCO3

- + OH- ; Kb1 = 67,333,10

14

101010

(1)

HCO3- + H2O (H2O.CO2) + OH- ; Kb2 = 65,7

35,6

14

101010

(2)

Kb1 >> Kb2, cân bằng (1) là chủ yếu.

CO32- + H2O HCO3

- + OH- ; Kb1 = 67,333,10

14

101010

C C 0 0 [ ] C – 10-2,4 10-2,4 10-2,4

67,34,2

24,2

1010

10

C

C = 10-2,4 + 0781.01010

67,3

8,4

114

%1,50781,0

10.10 24,2

2

Ca

b, CHCl = M08,0216,0

; CNa2CO3 = M0395,02

0781,0

CO3

2- + 2H+ H2O + CO2 [ ] 0,03905 0,08 1,9.10-3- 0,03905 CO2 + H2O HCO3

- + H+ ; Ka1 = 10-6,35 (do Ka1 >> Ka2) C 3.10-2 1,9.10-3 3.10-2 – x x 1,9.10-3 + x

36

35,62-

10.9,110.05,7

103.10

x 3-1,9.10

xx

x

310.9,1][ H Vậy pH = - lg 1,9.10-3 = 2,72

c, CCO 23

= M0391,003905,02

0781,0

CaSO4 Ca2+ + SO42-

; K S1 = 10-5,04 x x

52,21 10 SKx 82,2

52,2

102

102

CaC M

CO3

2- + H2O HCO3- + OH- ; Kb1 = 10-3,67 (do Kb1 >> Kb2)

C 0,0391 [ ] 0,0391 – x x x

367,32

10.89,2100391,0

xx

x

CCO 23

= 0,0391 – 2,89.10-3 = 0,0362M CCa 2 .CCO 2

3 = 0,0362.10-2,82 = 5,47.10-5 > 10-8,35

Có kết tủa CaCO3. 20.Bằng dung dịch NH3 người ta có thể làm kết tủa hoàn toàn ion Al3+ trong dung dịch nước ở dạng hidroxit, nhưng chỉ làm kết tủa được một phần ion Mg2+ trong dung dịch nước ở dạng hidroxit. Hãy làm sáng tỏ điều nói trên bằng phản ứng cụ thể. Cho biết TtAl(OH) 3

= 5.10-33 ; TtMg(OH) 2

= 4.10-12 ; KbNH 3= 1,8.10-5.

(Đề thi HSG quốc gia lớp 12 THPT năm 2004 – Bảng A) Lời giải: Tính hằng số cân bằng K của phản ứng kết tủa hidroxit: 3 | NH3 + H2O NH4

+ + OH- ; KNH 3= 1,8.10-5

Al(OH)3 Al3+ + 3OH- ; KS, Al(OH) 3= 5.10-33

Al3+ + 3NH3 + 3H2O Al(OH)3 + 3NH4+ ; K = 18

)(,

3

10.17,13

3 OHAlS

NH

KK

Tương tự như vậy đối với phản ứng:

115

Mg2+ + 2NH3 + 2H2O Mg(OH)2 + 3NH4+ , K = 81

3

3

)(,

2

OHAlS

NH

KK

Phản ứng thuận nghịch, Mg2+ không kết tủa hoàn toàn dưới dạng Mg(OH)2 như Al3+. 21.Cho 1ml dung dịch HClO4 0,003M chứa 2.10-4 mol mỗi ion Mn2+ và Cu2+. Bão hòa dung dịch này bằng H2S, giả thiết nồng độ H2S luôn bằng 0,1M không phụ thuộc vào sự có mặt của các chất khác. Hãy cho biết người ta có thể tách riêng 2 ion Mn2+ và Cu2+ không? Biết H2S có pK1 = 7, pK2 = 14, TMnS = 2,5.10-10 và TCuS = 8,5.10-36. (Đề thi HSG lớp 12 thành phố Đà Nẵng năm 2004 – Bảng A) Lời giải: Coi sự đóng góp H+ của H2S là không đáng kể. Ta có: [H+] = 0,003 M

Từ SH

SH2

2 = K1.K2 = 10-21

172

212 10.1,1003,0

1,010 S

22 SCu (2.10-4 ).(1,1.10-17) = 2,2.10-21 > TCuS = 8,5.10-36 Cu2+ kết tủa dạng CuS. 22 SMn (2.10-4 ).(1,1.10-17) = 2,2.10-21 < TMnS = 2,5.10-10 Mn2+ không kết tủa dạng MnS. [S2-] thay đổi không đáng kể khi Cu2+ kết tủa hết khi đó Mn2+ vẫn chưa kết tủa. Có thể tách riêng 2 ion này.

22.Có các dung dịch bị mất nhãn: BaCl2, NH4Cl, K2S, Al2 (SO4)3, MgSO4,KCl, ZnCl2_. Được dùng thêm phenolphtalein ( khoảng pH= 8-10) hoặc metyl da cam (khoảng pH= 3,1- 4,4). Hãy nhận biết các dung dịch trên và viết phương trình ion ( nếu có) để giải thích.

( Đề thi học sinh giỏi quốc gia năm 2001)

Lời giải:

a,Nếu dùng phenolphtalein làm thuốc thử:

Dùng phenolphtalein nhận biết được dung dịch K2S

S2-+ + H2O HS- + OH-

pH=10 nên dung dịch phenolphtalein có màu đỏ.

Dùng K2S làm thuốc thử, cho K2S vào dung dịch còn lại:

-Với NH4Cl: S2- + NH4+ = NH3 + HS-

Nhận ra NH3 bằng mùi khai hoặc hóa đỏ giấy lọc tẩm phenolphtalein ( vì NH3 có pH> 9 ).

-Với Al2(SO4)3 : Cho kết tủa keo trắng Al(OH)3.

Al3+ + 3S2- + 3H2O = Al(OH)3 + 3HS-

116

-Với MgSO4: cho kết tủa trắng Mg(OH)2

Mg2+ + 2S2- + 2H2O = Mg(OH)2 + 2HS-

-Với ZnCl2: cho kết tủa trắng ZnS

Zn2+ + 2S2- = ZnS

-Dùng NH4Cl để nhận ra MgSO4.. Kết tủa Mg(OH)2 tan trong NH4Cl trong khi các kết tủa Al(OH)3 và ZnS không tan.

Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + H2O

-Dùng MgSO4 để nhận biết BaCl2:

Ba2+ + SO42- = BaSO4 trắng

-Dùng BaCl2 để nhận ra Al2(SO4)3


-Còn lại là KCl.

b,Nếu dùng metyl da cam làm thuốc thử:

-Dùng metyl da cam nhận ra dung dịch Al2(SO4)3

Al2(SO4)3 Al3+ + SO42-

Al3+ + 3H2O = AlOH2+ + 5H+

Dung dịch có tính axit (pH<4) làm cho metyl da cam có màu da cam hoặc đỏ hồng.

Các dung dịch còn lại có pH>4,4 nên làm cho metyl da cam có màu vàng. Dùng Al2(SO4)3 làm thuốc thử:

-Với BaCl2: cho kết tủa trắng tinh thể.


-Với K2S cho kết tủa keo trắng Al(OH)3.

Al3+ + 3S2- + 3H2O = Al(OH)3 + 3HS-

Dùng K2S làm thuốc thử:

-Với NH4Cl: S2- + NH4+ = NH3 + HS-

Nhận ra NH3 bằng mùi khai hoặc hóa đỏ giấy lọc tẩm phenolphtalein ( vì NH3 có pH> 9 ).

-Với MgSO4: cho kết tủa trắng Mg(OH)2

Mg2+ + 2S2- + 2H2O = Mg(OH)2 + 2HS-

-Với ZnCl2: cho kết tủa trắng ZnS

Zn2+ + 2S2- = ZnS

-Với KCl thì không có dấu hiệu gì.

117

Để phân biệt MgSO4 với ZnCl2 ta cho dung dịch NH4Cl vào 2 dung dịch có kết tủa Mg(OH)2 và ZnS thì chỉ có kết tủa Mg(OH)2 tan trong dung dịch NH4Cl khi đun nóng.

Mg(OH)2 + 2NH4+ = Mg2+ + 2NH3 + H2O

23.Dung dịch X có chất hòa tan là muối M(NO3)2. Người ta dùng 200ml dung dịch K3PO4 vừa đủ phản ứng với 200ml dung dịch X thu được kết tủa M3 (PO4)2 và dung dịch Y. Khối lượng kết tủa đó (đã sấy khô) khác khối lượng M(NO3)2 ban đầu là 6,825 g. Tìm nồng độ ion của dung dịch X và dung dịch Y.

( Đề thi học sinh giỏi quốc gia năm 2001) Lời giải: Phương trình phản ứng: 3 M(NO3)2 + 2 K3PO4 M3(PO4)2 + 6KNO3 (1) Dung dịch Y là dung dịch KNO3: KNO3 K+

+ NO3- (2)

Theo (1): 6 mol NO3

- phản ứng tạo ra 2 mol PO4-3 làm thay đổi khối lượng là 372-190= 182 g

x mol NO3- phản ứng tạo ra x/3 mol PO4

- làm thay đổi khối lượng là 6,829 g

x = 182

825,63 = 0,1125 mol

nM+ = 0,1125 mol nên CM+= 200

10001125,0 = 0,5625 mol/l

Và nNO3-= 2 nM(NO3)2 = 0,225 mol nên CNO3- = 200

1000225,0 =1,125 mol/l

nK+= nNO3- =n KNO3 = 2n M(NO3)2= 20,1125= 0,225mol VddY= VddX + Vdd K3PO4 = 400ml

CK+= CNO3-= 400

1000225,0 = 0,5625 mol/l

Vậy: dung dịch X có CM+= 0,5625 mol/l và CNO3- = 1,125 mol/l Dung dịch Y có CK+= CNO3- =0,5625 mol/l 24. Sunfuryl điclorua SO2Cl2 là hóa chất phổ biến trong phản ứng clo hóa. Tại 3500C, 2atm, phản ứng : SO2Cl2(khí) SO2(khí) + Cl2(khí) (1) có Kp=50 1a, Hãy cho biết đơn vị của trị số đó và giải thích: Hằng số cân bằng Kp này phải có đơn vị như vậy. b, Tính % theo thể tích SO2Cl2 (khí) còn lại (1) đạt đến cân bằng ở điều kiện đã cho. c, Ban đầu dùng 150 mol SO2Cl2( khí) , tính số mol khí Cl2 khi (1) đạt đến trạng thái cân bằng. Các khí được coi là lý tưởng. 2.a, Tính độ điện ly của dung dịch CH3NH2 0,01M. b, Độ điện ly thay đổi ra sao khi

118

-Pha loãng dung dịch 50 lần. -Khi có mặt dung dịch NaOH 0,001M. -Khi có mặt dung dịch CH3COOH 0,001M. -Khi có mặt HCOONa 1M. Biết CH3NH2 + H+ CH3NH3

+ Kb=1010,64

CH3COOH CH3COO- + H+ Ka= 10-4,76

( Đề thi học sinh giỏi quốc gia năm 2001)

Lời giải: 1a, Giả sử số mol ban đầu của SO2Cl2 là 1 và độ phân ly là , ta có : SO2Cl2(khí) SO2(khí) + Cl2(khí) (1) Ban đầu 1 0 0 Phân ly Cân bằng 1 -

Kp= )(

)()(

22

22

atmClpSOatmpClatmpSO = 50 atm (2)

b,Vì các khí đều là khí lý tưởng nên pi=P xi (3)

mà xi= j

i

nn (4)

Ở đây: nSO 2=nCl 2

= ; nSO 2 Cl 2= 1- còn nj = 1 + (5)

Tổ hợp (4) và (5), (3) và (2) ta có:

Kp=P 2

2

-1 =

p

p

KPK

=502

50

=0,9806

Số mol SO2Cl2 còn lại là 1- 0,0194 mol

Do đó, SO2Cl2 còn lại chiếm 9806,1

1000194,0 =0,98

Vậy khi (1) đạt đến trạng thái cân bằng thì SO2Cl2 còn lại chiếm 0,98% về số mol hay thể tích của hệ. c, Ban đầu dùng 150 mol khí nên số mol khí Cl2 khi (1) đạt đến trạng thái cân bằng là: Theo (1): : nSO 2

=nCl 2= nSO 2 Cl 2 = 150 0,9806=147,09 mol

2a,

(1) CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH- Kb= 64,10

14

1010

= 10-3,36

Ban đầu 0,01 Cân bằng 0,01-x x x

119

Kb= x

x01,0

2

= 10-3,36 x = 1,88.10-3 M.

Độ điện ly = 2

3

1010.88,1

.100 = 18,8%

b, Khi pha loãng dung dịch ra 50 lần:

[CH3NH2] = 50

10 2

= 2.10-4 M.

Kb= x

x4

2

10.2= 10-3,36

x = 1,49.10-4 M


4

10.210.49,1

.100 = 74,5%

- Khi có mặt NaOH 0,001M: NaOH Na+ + OH-

0,001 0,001

CH3NH2 + H2O CH3NH3+ + OH-

Ban đầu 0,01 0,001 Cân bằng 0,01 – x x 0,001 + x

Kb= xxx

001,0)001,0( = 10-3,36

x = 1,49.10-3 M


3

1010.49,1

.100 =14,9%

giảm vì OH- của NaOH làm chuyển dịch cân bằng (1) sang trái. -Khi có mặt CH3COOH 0,001M

CH3COOH CH3COO- + H+ Ka= 10-4,76 CH3NH2 + H+ CH3NH3

+ Ka-1= 1010,64

CH3COOH + CH3NH2 CH3COO- + CH3NH3+ ; K= KaKa

-1=105,88

K lớn nên phản ứng xảy ra hoàn toàn. [CH3NH3

+] = [CH3COOH] = 0,001M và [CH3NH2]=9.10-3 M. CH3NH2 + H2O CH3NH3

+ + OH- Kb= 10-3 Ban đầu 9.10-3 0,001 Cân bằng 9.10-3– x 0,001+x x

Kb= xxx

310.9)001,0( = 10-3,36

x = 1,39.10-3 M

[CH3NH3+] = ( 1 + 1,39.10-3) 10-3 = 2,39. 10-3 M.

120


3

1010.39,2

.100 =23,9%

tăng vì CH3NH2 tương tác với CH3COOH. -Khi có mặt HCOONa 1M. HCOONa HCOO- + Na+

1 1 1

HCOO- + H2O HCOOH + OH- (2) K’b= 75,3

14

1010

= 10-10,25

Ka (HCOOH) > Ka(CH3COOH) nên K’b << Kb

Vậy cân bằng (2) không ảnh hưởng gì đến cân bằng (1). Do đó, độ điện ly không thay đổi khi có mặt HCOONa 1M. 25.Xác định độ pH của H2PO4

- ( bỏ qua nấc phân ly thứ 2 và thứ 3 của axit) biết khối lượng axit bằng 0,5g và K1a= 7,59 . 10-3 ( Đề thi học sinh giỏi quốc gia năm 2001) Lời giải: maxit = 0,5 g n axit = 0,0051 mol Gọi x là số mol của H2PO4

-

H3PO4 H2O H2PO4 H3O+ Ban đầu 0,0051 0 0 Cân bằng 0,0051- x x x

Ta có: K1a= ][

]][[

43

342

POHOHPOH

= x

x0051,0

2

x = [H3O+] =3,49 . 10-3

pH= 2,46

121

PHỤ LỤC 2: MỘT SỐ GIÁO ÁN Ngày soạn: 16/8/2012 Tiết 1: ÔN TẬP. I. Mục tiêu bài ôn tập: 1. Giúp HS nhớ lại và hiểu: - Cấu tạo nguyên tử (các kí hiệu, khái niệm, qui tắc). - Nguyên tắc sắp xếp các nguyên tố trong bảng HTTH. - Các loại liên kết đã học- Cách tính hoá trị nguyên tố trong hợp chất. - Lý thuyết cân bằng phản ứng oxi hoá - khử. - Tính chất cơ bản của : SO2, SO3, H2S, H2SO4 ( Thông qua sự biến đổi số oxi hoá và hoá tính cơ bản) và chứng minh tính oxi hoá của F2 > Cl2 > Br2 > I2, tính khử của : HF < HCl < HBr < HI. 2. Học sinh biết: a/- Viết cấu hình electron, biểu diễn obitan của nguyên tử, ion.

- Công thức tính khối lượng mon trung bình ( Đồnh vị ) b/- Xác định chu kì, phân nhóm, tính chất kim loại, phi kim, khí trơ

- Sự biến thiên tuần hoàn nguyên tố trong bảng HTTH. c/- Xác định các liên kiết hoá học có trong các hợp chất quen thuộc.

- Biễu diễn thành thạo CT electron, CTCT. d/- Cân bằng thành thạo phản ứng oxi hoá - khử . 3. Học sinh vận dụng: - Làm các bài tập định lượng. II. Phương pháp dạy học :

- Đàm thoại. - Có sử dụng một số câu hỏi để thảo luận với học sinh.

III. Chuẩn bị : 1. Giáo viên :

- Bảng HTTH lớn. - Chuẩn bị các câu hỏi và bài tập để hướng dẫn HS tham gia các hoạt động ôn tập. 2. Học sinh : Chuẩn bị kiến thức ( đã học ở lớp 10 ) để tham gia ôn tập IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Kiểm tra: kết hợp trong khi ôn tập. 2. Ôn tập :

Hoạt động của GV và HS: Nội dung ghi bài: I.Cấu tạo nguyên tử : Hoạt động 1 : 1. Cấu tạo nguyên tử gồm mấy phần ? Loại hạt gì?

- Rút ra nhận xét gì ? ( khi nguyên tử trung hoà về điện )

2. Đồng vị là gì ? Công thức tính số khối trung bình ? VD 1: Cu có 2 đồng vị 63 Cu (73 %) và 65 Cu. Tính Ā Cu ? VD 2: Ni có 4 đồng vị là 58Ni (67,76 %); 60Ni (26,16 %); 61Ni (2,42 %); 62Ni (3,66 %). Tính ĀNi (Gọi HS lên bảng ) II. Hệ thống tuần hoàn: Hoạt động 2:

- Hdẫn HS xem bảng HTTH. - Gọi 2 HS lên bảng viết cấu hình

I.Cấu tạo nguyên tử : hạt nhân 1. Cấu tạo : gồm 2 phần : vỏ nguyên tử. -Nguyên tử trung hoà về điện: số p = số e = đthn =số hnt (Z) = STT

2. Đồng vị : -Định nghĩa : những nguyên tử : + giống đthn (hay p) + khác số khối ( hay n) -Công thức Ā : Ā = Ai xi / xi ( xi =100 %) II. Hệ thống tuần hoàn : 1. Chu kì :- hàng ngang ( có 7 chu kì ) - Số chu kì = số lớp electron 2. Nhóm : - hàng dọc ( có 8 nhóm lớn, 16 nhóm nhỏ) PNC (A);

122

electron của N(Z=7), Cu ( Z = 29). Xác định vị trí trong bảng HTTH?Vì sao?

Dựa vào bảng HTTH hãy xác định nguyên tố nào là KL, PK, khí hiếm? III. Liên kết hoá học: Hoạt động 3: - Có mấy loại liên kết hoá học? Liên kết cộng hoá trị là gì?Liên kết ion là gì? - Cho các chất sau: CaO, Cl2, HCl, NaCl. Viết Cte, CTCT, xác định liên kết? (gọi 2 HS lên bảng) - Dựa vào đại lượng nào để xác định chính xác liên kết hoá học trong hợp chất thuộc liên kết gì? IV. Cân bằng phản ứng oxi hóa - khử: Hoạt động 4: - Cho pứ sau đây: Al + HNO3 Al(NO3)3 + N2 + H2O. - Gọi HS cân bằng phản ứng theo pp thăng bằng e. Xác định chất khử, chất oxi hoá, quá trình khử, quá trình oxi hoá? - Thế nào là phản ứng oxi hoá - khử? - Ngoài ra còn pp cân bằng ion ( có thể giới thiệu thêm cho HS giỏi) V. Tính chất cơ bản: Hoạt động 5: Giúp HS hệ thống hoá chương hal, chương oxi, lưu huỳnh. - Ở lớp 10 chúng ta đã nghiên cứu 2 PNC nhóm?

CHCC:s, p - phân nhóm PNP (B); CHCC: d, f PNC = số e lớp ngoài cùng

- STT nhóm PNP = số e lớp nc + số e (d)

Lưu ý: Các nguyên tố ở PNP(d) có 8,9,10 e thuộc PNP VIIIB, có 11,12, lần lượt thuộc PNP IB, IIB. 3. Tính chất nguyên tố: - Các nguyên tố PNP (họ d): KL chuyển tiếp. - Các nguyên tố PNC (s,p): Lớp ngoài cùng có:

+ 1 3e : kim loại. + 5 7e : PK + 8e: khí trơ. Chu kì 1, 2, 3: KLoại. + 4e chu kì 4, 5, 6, 7: Pkim.

III. Liên kết hoá học: 1. Liên kết CHT:

- Góp chung 1 hay nhiều đôi e. - Thường PK – PK. - Có 3 loại :

+ CHT không cực + CHT có cực. + CHT đặc biệt ( phối trí; cho nhận)

2. Liên kết ion: - Do lực hút tĩnh điện giữa các ion trái

dấu. - Thường KL – PK.

Lưu ý: Hiệu độ âm điện (X): + 0 X < 0,4 : CHT không cực. + 0,4 X < 1,8 : CHT có cực. + X 1,8: liên kết ion. IV. Cân bằng phản ứng oxi hoá - khử: 1. Định nghĩa:

- Chất khử : nhường e (sau pứ số oxh tăng)

quá trình oxi hoá. - Chất oxh : nhận e (sau pứ số oxh giảm)

quá trình oxi hoá . 2. Cân bằng: Al + HNO3 Al(NO3)3 + N2 + H2O. (c. khử ) (chất oxh) 10 x Al0 Al3+ + 3e : quá trình oxh. 3 x 2 N5+ + 10e N2 : quá trình khử 10 Al + 36HNO3 10Al(NO3)3 + 3N2 + 18H2O V. Tính chất cơ bản: 1. Về halogen: (F, Cl, Br, I ).

- Tính oxi hoá: F > Cl > Br > I. F2 > Cl2 > Br2 > I2.

123

- HS nêu đặc điểm chung của PNC VIIA về cấu hình e lớp ngoài cùng, bán kính nguyên tử, sự biến đổi tính kim loại, tính phi kim của nguyên tố, của đơn chất? - Viết PTHH chứng minh tính oxh của: F2 > Cl2 > Br2 > I2 ?(HS làm ở bảng; dựa vào phản ứng với H2 (phân tích điều kiện )). -Yêu cầu HS viết các p/ứ chứng minh tính khử của HF < HCl < HBr < HI ? ( nếu HS không xác định được chất tác dụng GV gợi ý ) - Cho biết số oxh của Cl, Br, I, F có thể cí trong các hợp chất? - Dựa vào số oxi hoá của S trong các hợp chất : SO2, SO3, H2S, H2SO4 suy ra tính chất cơ bản của chúng? VI. Tốc độ phản ứng và dịch chuyển cân bằng: Hoạt động 6:

- Cho HS là bài tập sau: (theo nhóm) Cho phản ứng sau đây xảy ra trong bình kín : CaCO3 (r) CaO (r) + CO2(k) ;H=178 kj a.Phản ứng trên là phản ứng toả nhiệt hay thu nhiệt? b.Cân bằng trên sẽ dịch chuyển về phía nào khi -Giảm nhiệt độ của phản ứng ? -Thêm khí CO2 vào bình ? -Tăng dung tích của bình phản ứng ?

1.

- Tính axit ( khử): HF < HCl < HBr < HI 2. Về chương oxi – lưu huỳnh: -2 +4 +6 +6 H2S SO2 SO3 H2SO4 (c. khử) (khử, oxh) (oxh) (oxh ) dd axit yếu oxit axit oxit axit axit mạnh VI. Tốc độ phửn ứng và dịch chuyển cân bằng: -Tốc độ phản ứng: +Định nghĩa +Những yếu tố ảnh hưởng -Cân bằng hóa học: +Định nghĩa +Đại lượng đặc trưng, hằng số cân bằng +Dịch chuyển cân bằng; các yếu tố ảnh hưởng

V. củng cố GV nhấn mạnh :

1.Cấu tạo nguyên tử 2. Bảng HTTH: chu kì, nhóm, tính chất ntố. 3. Liên kết hoá học: CHT, ion. 4. Nắm lý thuyết + cân bằng thành thạo p/ứ oxh - khử. 5. Tính chất cơ bản các hal, axit halogen, hợp chất của lưu huỳnh. 6. Tốc độ phản ứng và dịch chuyển cân bằng.

VI. Dặn dò: Xem trước bài sự điện li VII. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

124

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

125

Ngày soạn: 23/8/2012 Chương I: SỰ ĐIỆN LI.

Tiết 2: SỰ ĐIỆN LI. I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kỹ năng

Kiến thức Biết được khái niệm về sự điện li, chất điện li. Hiểu được nguyên nhân tính dẫn điện của dung dịch chất điện li và cơ chế của quá trình điện

li. Kĩ năng Quan sát thí nghiệm, rút ra được kết luận về tính dẫn điện của dung dịch chất điện li. Phân biệt được chất điện li, chất không điện li.

B. Trọng tâm Bản chất tính dẫn điện của chất điện li (nguyên nhân và cơ chế đơn giản) Viết phương trình điện li của một số chất.

C. Hướng dẫn thực hiện Hình thành khái niệm chất điện li bằng thực nghiệm (có TN phản chứng về chất không

điện li). Dựa vào kiến thức về dòng điện đã học trong Vật lí lớp 9 để thấy nguyên nhân dẫn điện

của các chất điện li (phân biệt rõ phần tử nào tích điện dương, phần tử nào tích điện âm và trị số điện tích bằng bào nhiêu trong một phân tử chất điện li)

Hình thành khái niệm chất điện li, phân biệt được chất điện li và chất không điện li từ thí nghiệm và giải thích được nguyên nhân tính dẫn điện (theo A-re-ni-ut ) là do trong dung dịch có các tiểu phân mang điện tích chuyển động tự do được gọi là các ion.

Từ cấu tạo phân tử H2O có cấu tạo dạng góc và sự hình thành liên kết O-H trong phân tử để giải thích được phân tử H2O là phân tử có cực. Từ đó giải thích cơ chế của quá trình điện li của NaCl trong nước, quá trình điện li của HCl trong nước.

Dùng phép mô phỏng để phân tích: + Cấu trúc lưỡng cực của phân tử nước + Cơ chế của sự điện li HCl, NaOH và NaCl trong nước. Viết phương trình điện li dựa vào bảng tính tan của các chất, những chất được kí hiệu

“T” thì phương trình điện li sử dụng mũi tên một chiều (), những chất được kí hiệu “K” thì không viết phương trình điện li hoặc nếu viết phương trình điện li thì sử dụng mũi tên hai chiều ( ) để biểu diễn cân bằng điện li giữa một phần tan cân bằng với phần không tan. iên cứa khoa học II. Phương pháp :

- Dạy học, nêu vấn đề - Sử dụng thí nghiệm theo phương pháp nghiên cứu.

III. Chuẩn bị : 1. Giáo viên :

- Dụng cụ và hoá chất thí nghiệm đo chất thí nghiệm. - Tranh vẽ ( hình 1.2 SGK và hình 1.3 SGK ). 2. Học sinh : Ôn lại hiện tượng dẫn điện đã được học trong chương trình vật lí lóp 7. IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Bài mới:

Hoạt động của GV và HS: I.Hiện tượng điện li: Hoạt động 1 : -Giáo viên cho học sinh làm thí nghiệm theo

Nội dung ghi bài: I. Hiện tượng điện li: 1. Thí nghiệm : -Dung dịch muối, axit, bazơ dẫn điện

126

hình 1.1 SGK. (Giáo viên lắp sẵn hệ thống thí nghiệm)

-Các chất rắn khan: KCl, NaCl, NaOH…và một số dung dịch: đường, rượu, glixerol…không có khả năng dẫn điện 2. Nguyên nhân tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ, muối trong nước : - Tính dẫn điện của các dung dịch: axit, bazơ, muối là do trong dd của chúng có các tiểu phân mang điện tích gọi là các ion +Ion dương : gọi là cation +Ion âm: gọi là anion. 3. Định nghĩa : - Quá trình phân li các chất thành ion gọi là sự điện li. - Những chất tan trong nước phân li thành ion được gọi là chất điện li. - Phươnh trình điện li: VD: HNO3 H+ + NO3

- Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- FeCl3 Fe3+ + 3Cl- - Trong dung dịch: đtích của các cation = đtích của các anion. II. Cơ chế của quá trình điện li: 1. Cấu tạo của phân tử H2O: - Trong phân tử H2O: + liên kết giữa các nguyên tử là lk CHT có cực + cấu tạo phân tử dạng góc. phân tử H2O phân cực: 2. Quá trình điện li của NaCl trong H2O:

-Học sinh quan sát, nhận xét và rút ra kết luận về tính dẫn điện của: nước cất, dd NaCl, dd HCl, dd đường, KCl (rắn, khan ). Hoạt động 2: - Điều kiện để một dd, một vật dẫn điện là gì ? ( có phần tử mang điện tích chuyển động tự do, khi có dòng điện các phần tử mang điện chuyễn động theo một hướng nhất định ) - Kim loại là chất dẫn điện, các phần tử mang điện trong kim loại là gì? ( các electron ) - Dung dịch điện li dẫn điện được.Vậy trong dung dịch điện li có phần tử mang điện nào ? - Giáo viên : năm 1887 A-rê-ni-ut đã giả thiết rằng : tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ, muối là do trong dd của chúng có các tiểu phân mang điện tích gọi là các ion. - Các phân tử axit, bazơ, muối khi tan trong nước phân li thành gì ? Hoạt động 3: -GV: + Quá trình phân li các chất thành ion gọi là sự điện li. + Những chất tan trong nước phân li thành ion được gọi là chất điện li. - GV: Để biểu diễn ngắn gọn sự điện li của một chất là phương trìng điện li. VD: HCl H+ + Cl- - HS lên bảng viết phương trình điện li của H2SO4, NaOH, Ba(OH)2, NaCl, FeCl3. - Trong dd tổng điện tích của các cation và các anion ra sao? Hoạt động 4: - GV: Tại sao NaCl khan không dẫn điện được nhưng dd NaCl dẫn điện được? Vậy cơ chế của quá trình điện li? - NaCl khan và dd NaCl khác nhau ntn? - GV: giữa H2O và tinh thể NaCl có sự tương tác với nhau tạo ra ion. - HS mô tả những đặc điểm cấu tạo của phân tử H2O về loại liên kết , cấu trúc không gian? ( liên kết CHT, phân tử có dạng hình góc) - Nước là dung môi phân cực hay không phân cực? Hoạt động 5: - Nêu đặc điểm cấu tạo của tinh thể NaCl ?( tinh thể NaCl là tinh thể ion, các ion dương và ion âm phân bố luân phiên đều đặn tại các nút mạng tthể) -GV đặt vấn đề: Khi cho tinh thể NaCl vào nước có hiện tượng gì xảy ra?( GV cho HS

127

xem hình vẽ 1.3 SGK (tr. 6), nhận xét )( Khi cho các tinh thể NaCl vào nước, ion Na+ và Cl- trên bề mặt tinh thẻ hút về chúng các phân tử nước: cation hút đầu âm và anion hút đầu dương của phân tử nước, và chuyển động không nhừng của các phân tử). - Kết quả của quá trình hoà tan tinh thể NaCl vào H2O là gì? - Quá trình điện li của NaCl được biểu diễn ntn? - Trong dung dịch các ion Na+ và Cl- có tồn tại độc lập không?( bị các phân tử H2O bao vây). GV: hiên tượng đó gọi là hiên tượng hiđrat hoá Hoạt động 6: -GV: Phân tử có liên kết ion khi tan trong nước phân li thành các ion. Vậy khi các phân tử có liên kết cộng hoá trị khi tan trong nước có phân li thành các ion không? Nếu có thì phân li ntn? - Nêu đặc điểm cấu tạo của phân tử HCl?(liên kết giữa các nguyên tử trong ptử là lk CHT có cực) - Khi cho HCl vào nước có hiện tượng gì xảy ra? (HS quan sát hình 1.4 SGK (tr.6) và giải thích quá trình điên li của HCl trong H2O -Quá trình điện li của HCl được biểu diễn ntn? - Tại sao dưới tác dụng của phân tử phân cực HCl, phân tử H2O không phân li thành ion H+ và OH- ?( HS về nhà suy nghĩ ) - GV nêu chú ý

- Dưới tác dụng của các phân tử H2O phân cực, các ion Na+ và Cl- tách ra khỏi tinh thể và đi vào dung dịch. - Quá trình điện li của NaCl được biểu diễn: NaCl Na+ + Cl-. - Hiên tượng Na+ và Cl- không tồn tại độc lập mà bị nước bao vây gọi là hiện tượng hiđrat hoá ( Na+.nH2O , Cl-.nH2O ) 3. Quá trình điện li HCl trong H2O: - Do sự tương tác giữa các phân tử phân cực H2O và phân tử phân cực HCl; phân tử HCl phân li thành các ion H+ và Cl-. - Quá trình điện li của HCl được biểu diễn: HCl H+ + Cl- Chú ý: Các phân tử ancol etylic, đường, glixerol cũng là những phân tử phân cực nhưng rất yếu, nên dưới tác dụng của phân tử H2O chúng không phân li thành ion được.

3. Bài tập củng cố : 1/ Trường hợp nào sau đây không dẫn điện được : a. KCl rắn, khan b. Nước biển c. Nước ao, hồ, sông, suối d. Dung dịch KCl trong nước 2/ ( Bài 5/7/SGK) : Chất nào dưới đây không phân li ra ion khi hoà tan trong nước: a. MgCl2 b. HClO3 c. C6H12O6 ( glucozơ ) d. Ba(OH)2 3/ ( Bài 6/7/SGK ) : Dung dịch chất nào sau đây không dẫn điện được: a. HCl trong C6H6 b. Ca(OH)2 trong nước ;c. CH3COONa trong nước d. NaHSO4 trong nước 4/ ( Bài 3/7/SGK ) : Trong số các chất sau chất nào không dẫn điện được : H2S; SO2; Cl2; H2SO3; CH4; NaHCO3; Ca(OH)2; HF; C6H6; NaClO. 5/ Một HS hoà tan natri oxit vào nước và làm thí nghiệm thấy dung dịch thu đựoc dẫn được điện. Bạn đó kết luận: “ Natri oxit là chất điện li . Kết luận như vậy đúng hay sai. Hãy giải thích ? 4. Dặn dò: - Làm các bài tập còn lại trong SGK và làm thêm bài 1.4 1.8 SBT (tr. 4) - Xem trước bài phân loại chất điện li 5. Rút kinh nghiệm:

128

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Ngày soạn: 26/8/2012 Tiết 3: PHÂN LOẠI CÁC CHẤT ĐIỆN LI. I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kỹ năng

Kiến thức Hiểu được : Khái niệm về độ điện li, hằng số điện li. Chất điện li mạnh, chất điện li yếu và cân bằng điện li, ảnh hưởng của sự pha loãng đến

độ điện li. Kĩ năng Quan sát thí nghiệm để phân biệt được chất điện li mạnh, chất điện li yếu. Viết được phương trình điện li của chất điện li mạnh, chất điện li yếu. Giải được một số bài tập có nội dung liên quan.

B. Trọng tâm Phân biệt được chất điện li mạnh, yếu dựa vào độ điện li () Áp dụng độ điện li () trong cân bằng điện li

C. Hướng dẫn thực hiện Dùng TN để thấy mức độ mạnh, yếu của chất điện li. Từ thí nghiệm phân biệt được chất

điện li mạnh, chất điện li yếu, hình thành khái niệm độ điện li, các chất khác nhau có độ điện li khác nhau. Độ điện li chỉ mức độ phân li ra ion của chất điện li trong dung dịch.

Giới thiệu độ điện li () và sử dụng để phân biệt chất điện li mạnh, yếu. Viết biểu thức tính độ điện li .

Dựa vào biểu thức tính độ điện li α xác định chất điện li mạnh( = 1), chất điện li yếu (0 < <1). Quá trình điện li đạt đến trạng thái cân bằng gọi là cân bằng điện li.

Chú ý: cân bằng điện li được thiết lập đối với chất điện li yếu nên cân bằng điện li và độ điện li có quan hệ mật thiết với nhau, những yếu tố ảnh hưởng đến độ điện li (như bản chất chất điện li, sự pha loãng...) cũng ảnh hưởng đến cân bằng điện li.

Cân bằng điện li là cân bằng động cũng dịch chuyển theo nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-ê. Áp dụng tính nồng độ mol ion trong phản ứng trao đổi ion.

II. Phương pháp : - Làm thực nghiệm ( Thí nghiệm biểu diễn ) - Hướng dẫn học sinh suy luận logic, từ đó rút ra phát hiện kiến thức mới.

III. Chuẩn bị : Giáo viên :

- Bộ dụng cụ thí nghiệm về tính dẫn điện của dung dịch. - Dung dịch HCl 0,1 M và CH3COOH 0,1 M. IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Kiểm tra bài cũ: 1/ Sự điện li, chất điện li là gì ? Những loại chất nào là chất điện li ? Cho một số ví dụ về chất điện li và chất không điện li ?

129

2/ Cơ chế của quá trình điện li với chất điện li là hợp chất ion, hợp chất cộng hoá trị có cực ? 3. Bài mới:

Hoạt động của GV và HS: Hoạt động 1 : -Giáo viên giới thiệu dụng cụ, hoá chất thí nghiệm theo hình 1.1 SGK; nhưng hoá chất làm thí nghiệm là dung dịch HCl 0,1 M và dung dịch CH3COOH 0,1 M.

Nội dung ghi bài: I. Độ điện li: 1. Thí nghiệm :

-Gọi một học sinh thao tác thí nghiệm trên bàn giáo viên ( Nếu có điều kiện làm thí nghiệm theo nhóm ). -Học sinh quan sát thí nghiệm, nhận xét, giải thích ? - Vì sao dung dịch HCl 0,1 M đén sáng rõ hơn dd CH3COOH 0,1 M?( nồng độ ion trong dd HCl > nồng độ ion trong dd CH3COOH ). Rút ra kết luận gì? Hoạt động 2: - Giáo viên : Để chỉ mức độ điện li ra ion của một chất trong dung dịch người ta dùng đại lượng là độ điện li - Học sinh làm ví dụ trong dung dịch CH3COOH 0,043 M, cứ 100 phân tử hoà tan chỉ có 2 phân tử phân li ra ion. Tính phần trăm số phân tử phân li ra ion ? - GV: Tỉ lệ phần trăm vừa tính được là ( độ điện li ) - Độ điện li của một chất là gì?Công thức tính ? - Hãy cho biết độ điện li có các giá trị ntn? - Gọi HS lên bảng làm VD bên, các HS còn lại làm vào vở. - GV( giới thiệu thêm): Phân tử AB là chất điện li yếu, nồng độ mol ban đầu Co, độ điện li , thì: K = Co. 2/ (1- ); K là hằng số phân li của AB Hoạt động 3: -HS nghiên cứu SGK và cho biết thế nào là chất điện li mạnh? -Chất điện li mạnh có độ điện li bằng bao nhiêu? –GV: thực chất độ điện li của chất điện li mạnh gần bằng 1, để tiện cho việc tính người ta coi =1 - GV: Các chất điện li mạnh là: axit mạnh, bazơ mạnh, các muối tan (HS cho VD trong mỗi trường hợp). GV: Trong phương trình của chất điện li mạnh, người ta một mũi tên chỉ chiều của quá trình điện li.

-Dung dịch HCl 0,1 M : đèn sáng rõ -Dung dịch HNO3 0,1M: đèn sáng mờ hơn Các chất khác nhau có khả năng phân li khác nhau. 2. Độ điện li: - Khái niệm: Độ điện li của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li ra ion (n) và tổng số phân tử hoà tan (n 0) - Công thức: = n / no hay = C / Co; 0 < 1 n : số phân tử điện li thành ion ( C: nồng độ mol phân li) no: số phân tử của chất đó hoà tan (Co: nồng độ mol ban đầu) VD1: Hoà tan 200 phân tử chất tan A trong H2O có 170 phân tử A phân li thành ion. Hỏi độ điện li của chất đó là bao nhiêu? Giải: Độ điện li của chất A: = 170 / 200 = 0,85 hay 85% II. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu : 1. Chất điện li mạnh: - Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hoà tan đều phân li ra ion.( = 1). - Các chất điện li mạnh là: + Axit mạnh: HCl, H2SO4, HNO3, HClO4,… + Bazơ mạnh: KOH, NaOH, Ba(OH)2,… + Các muối tan: NaCl, CuSO4, KNO3,… - Biểu diễn: 1mũi tên (chỉ sự điện li là hoàn toàn) VD: HNO3 H+ + NO3

-

130

-HS viết phương trình của các chất điện li mạnh : HNO3, Ba(OH)2, Na2SO4. -HS làm bài tập áp dụng : Tính nồng độ mol của các ion có trong các dd sau: (HS làm theo nhóm, sau đó gọi đại diện nhóm lên bảng ). a, Dung dịch MgCl2 0,05M. b, Thêm H2O vào 2ml dd HNO372%(d=1,43g/ml) để thành 2 lít dd. c,Hoà tan 3g axit CH3COOH và H2O được 250 ml dd có độ điện li = 0,2 (về nhà làm) - Đối với câu b HS có thể làm cách khác: tính m(ddHNO3),m (HNO3), CM (HNO3). Hoạt động 4: - HS cho biết thế nào là chất điện li yếu? - Giá trị độ điện li bằng bao nhiêu ? - Chất điện li yếu là những chất nào ? - Viết phương trình điện li của CH3COOH, H2S, Fe(OH)3 ? - Sự điện li của chất điện li yếu là quá trình gì? - Khi nào trạng thái cân bằng được thiết lập? -Đặc trưng của quá trình thuận nghịch làgì?(hằng số cân bằng ( biểu thức tính hằng số K , phụ thuộc vào yếu tố nào ?) chuyển dịch cân bằng ) - Khi pha loãng dd, độ điện li của các chất điện li tăng, tại sao? (GV gợi ý khi pha loãng các ion có kết hợp để tạo lại phân tử không ?)

Ba(OH)2 Ba2+ + 2OH- Na2SO4 2Na+ + SO4

2- VD2: Tính nồng độ mol các ion có trong các dd: Giải: a. MgCl2 Mg2+ + 2Cl- 0,05M 0,05M 0,1M Vậy: Mg2+ = 0,05M. Cl- = 0,1M. b. CM ( HNO3) = (10. d. C%)/ M ( HNO3) = (10. 1,43. 72 ) / 63 = 16,32 M mà C1. V1 = C2. V2 CM (HNO3) = (16,32. 0,002) : 2 = 0,0163 M HNO3 H+ + NO3

- 0,0163M 0,0163M 0,0163M Vậy: H+

= NO3- = 0,0163M

2. Chất điện li yếu: - Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử phân li ra ion, phần coà lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch ( 0 < < 1) - Các chất điện li yếu: axit yếu, bazơ yếu. - Biểu diễn: 2 mũi tên ngược chiều nhau. VD: CH3COOH H+ + CH3COO- a. Cân bằng điện li: - Sự phân li chất điện li yếu là quá trình thuận nghịch . - Khi tốc độ phân li thành ion bằng tốc độ kết hợp Các ion tạo thành phân tử → cân bằng điện li được thiết lập (cân bằng động).

VD: K OH3COCH = OH

O

3

-3

COCHCOCHH

b. Ảnh hưởng của sự pha loãng đến độ điện li: - Sự pha loãng không cản trở đến sự phân li của phân tử, nhưng các ion dương và ion âm xa nhau, ít có điều kiện va chạm nên khó tạo lại phân tử. - Càng pha loãng: độ điện li càng tăng.

4. Bài tập củng cố : 1/( Bài 7/10 SGK) : CH3COOH H+ + CH3COO- Độ điện li của CH3COOH sẽ biến đổi như thế nào? a. Khi nhỏ vào vài giọt dd HCl. b. Khi pha loãng dung dịch. c. Khi nhỏ vào vài giọt dd NaOH. 2/ Chọn câu trả lời đúng:

131

A. Chất điện li mạnh có: > 1 B . Chất điện li mạnh có: = 1 C . Chất điện li mạnh có: < 1 D . Chất điện li yếu có: = 0 E. Chất điện li yếu có: = 1 F. Chất điện li yếu có: 0 < < 1 5. Dặn dò: - Làm bài tập 4,5,6 tr. 10 SGK và bài tập 1.9 → 1.14 tr. 4,5 SBT. - Xem trước bài axit bazơ muối phần I 6. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

Ngày soạn: 30/8/2012 Tiết 4: Bài 3 AXIT – BAZƠ - MUỐI ( tiết 1 ). I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kĩ năng.

Kiến thức Biết được: - Định nghĩa: axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính và muối theo thuyết A-rê-ni-ut. - Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc.

Kĩ năng - Phân tích một số thí dụ axit, bazơ, muối cụ thể, rút ra định nghĩa, lấy thí dụ minh hoạ. - Nhận biết được một chất cụ thể là axit, bazơ, muối, hiđroxit lưỡng tính. - Viết được phương trình điện li của các axit, bazơ, muối, hiđroxit lưỡng tính cụ thể.

B. Trọng tâm Viết được phương trình điện li của axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính và muối theo A-re-ni-ut C. Hướng dẫn thực hiện:

Hình thành khái niệm axit – bazơ theo A-re-ni-ut bằng cách viết phương trình điện li của một số axit – bazơ kiềm.

Từ thí nghiệm nêu ra hai dạng tồn tại của hiđroxit lưỡng tính để viết được phương trình điện li của hiđroxit lưỡng tính theo A-re-ni-ut. II. Phương pháp :

- Làm thực nghiệm ( Thí nghiệm biểu diễn ) - Hướng dẫn học sinh suy luận logic, từ đó rút ra phát hiện kiến thức mới.

III. Chuẩn bị : 1. Giáo viên : Dụng cụ: ống nghiệm, hoá chất: các dung dịch NaOH, HCl, NH3, ZnCl2 ( hoặc ZnSO4 ), quỳ tím. 2. Học sinh: Xem lại bài tập axit, bazơ đã được học ở lớp 8, 9. IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Kiểm tra bài cũ: 1/ Tính nồng độ mol của các cation và anion trong dd Ba(NO3)2 0,20M? Thế nào là chất điện li mạnh ? Độ điện li là gì ? Thế nào là chất điện li yếu? Chất điện li có độ điện li băng bao nhiêu? Lấy một số ví dụ và viết phương trình điện li của chúng? 2/ Viết ptddl của các chất sau: AlPO4, Ba(OH)2, HCLO, HNO2, Mg(OH)2, (CH3COO)2Pb

132

3. Bài mới: Hoạt động dạy và học: Nội dung ghi bài:

Hoạt động 1: - Thế nào là axit, bazơ mà các em đã học ở lớp dưới? Cho ví dụ ? - Viết phương trình điện li của các chất sau: HCl, CH3COOH, NaOH, Ca(OH)2, H2SO4, KOH. - GV: Kết luận về axit, bazơ (theo Arêniut) - Tính chất của dung dịch axit, bazơ phụ thuộc vào ion nào? Hoạt động 2: - Dựa vào phương trình điện li HS viết trên bảng, cho HS nhận xét về số ion H+ được phân li ra từ mỗi phân tử axit? Mỗi phân tử bazơ? rút ra khái niệm về axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc. - GV: Nhấn mạnh axit mạnh nhiều nấc, bazơ mạnh nhiều nấc, chỉ có nấc thứ nhất điện li hoàn toàn. Để thuận lợi cho các bài toán định lượng, người ta chấp nhận axit mạnh, bazơ mạnh nhiều nấc điện li hoàn toàn. -GV lưu ý thêm: axit H3PO3: axit 2 nấc Axit H3PO2: axit 1 nấc Hoạt động 3: - HS làm thí nghiệm: nhỏ từ từ dung dịch NaOH vào dung dịch ZnCl2, cho đến khi kết tủa không xuất hiện thêm nữa. Chia kết tủa làm 2 ống nghiệm: + Ống 1: cho vào vài giọt dd HCl. + Ống 2: tiếp tục nhỏ dd NaOH vào. - HS quan sát TN, nêu hiện tượng, nhận xét? - GV: Theo Arêniut, Zn(OH)2 phân li theo kiểu axit và kiểu bazơ ( nên có thể tác dụng được với axit, với bazơ ) - Ngoài Zn(OH)2 là hiđroxit lưỡng tính còn có hiđroxit lưỡng tính nào khác? (GV bổ sung)

I. Axit, bazơ theo thuyết Arêniut: 1. Định nghĩa: - Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H+ VD: HCl → H+ + Cl- - Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra anion OH- VD: NaOH Na+ + OH- - Dung dịch axit: có tính chất của H+ - Dung dịch bazơ: có tính chất của OH- 2. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc: a. Axit nhiều nấc: - Axit nhiều nấc: 1 phân tử chỉ phân li 1 nấc ra ion H+ VD: HNO3 H+ + NO3

- - Axit nhiều nấc: là một phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ VD1: H3PO4 H+ + H2PO4

-

H2PO4- H+ + HPO4

2-

HPO42- H+ + PO4

3- VD2: H2SO4 H+ + HSO4

- HSO4

- H+ + SO42-

b. Bazơ nhiều nấc: - Bazơ một nấc: một phân tử chỉ phân li một nấc ra ion OH- VD: KOH K+ + OH- - Bazơ nhiều nấc: một phân tử phân li nhiều nấc ra ion OH- VD: Ca(OH)2 Ca(OH)+ + OH- Ca(OH)+ Ca2+ + OH- Lưu ý: - Axit, bazơ nhiều nấc chỉ có nấc 1 là điện li hoàn toàn. - Khi tính toán chấp nhận axit mạnh, bazơ mạnh nhiều nấc điện li hoàn toàn. VD: H2SO4 → 2H+ + SO4

2- 3. Hiđroxit lưỡng tính: - Là chất khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa có thể phân li như bazơ. VD: Zn(OH)2 là hiđroxit lưỡng tính. Zn(OH)2 Zn2+ + 2 OH-(phân li kiểu bazơ) Zn(OH)2 2H+ + ZnO2

2-(phân li kiểu axit) Hay Zn(OH)2 + 2 H2O [Zn(OH)4]2- + 2H+

- Một số hiđroxit lưỡng tính thường gặp: Zn(OH)2, Al(OH)3, Be(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cr(OH)3…

133

-GV: Pb(OH)2, Sn(OH)2, Cu(OH)2 chỉ tan trong dd kiềm đặc Hoạt động 4: - GV gợi để HS để thấy những hạn chế của thuyết Arêniut, sau đó bổ sung và kết luận.

4. Những hạn chế của thuyết axit, bazơ theo Arêniut: - Phạm vi áp dụng hẹp: vì chỉ đúng cho dung môi là nước - Không nêu lên được vai trò của dung môi nước: HCl → H+ + Cl-;thực ra: HCl + H2O→ H3O++ Cl- - Xem cation H+ tồn tại độc lập trong dung dịch là không đúng, vì: H2Olà phân tử lưỡng cực, ion H+ là một hạt proton có kích thước vô cùng nhỏ và mang điện tích dương, nên không thể đứng độc lập cạnh phân tử H2Okhổng lồ và lưỡng cực. - Thuyêt này không giải thích được các trường hợp là bazơ mà phân tử lại không có nhóm OH như: NH3, R- NH2, … - Phản ứng trung hoà là phản ứng trong đó: H+ + OH- → H2O (axit) ( bazơ) Nên không giải thích được phản ứng axit bazơ sau: HCl + NH3 → NH4Cl

4. Bài tập củng cố :- Làm bài tập áp dụng: Bài 4 (tr.16 SGK) Kết luận nào dưới đây là đúng theo thuyết Arêniut: A. Một hợp chất trong thành phần phân tử có H là axit. B. Một hợp chất trong thành phần phân tử có nhóm OH là bazơ. C. Một hợp chất trong thành phần phân tử có hiđro và phân li ra H+ trong nước là axit. D. Một bazơ không nhất thiết phải có nhóm OH trong thành phần phân tử 5. Dặn dò: - Làm bài tập 1, 2, 3 tr. 16 SGK và bài tập 1.15 → 1.17 tr. 5, 6 SBT. - Xem tiếp phần còn lại của bài axit bazơ. 6. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

134

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

135

Ngày soạn: 01/9/2012 Tiết 5: Bài 3 AXIT – BAZƠ - MUỐI ( tiết 2 ). I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kĩ năng.

Kiến thức

- Định nghĩa: axit, bazơ theo thuyết Bron- stêt, hằng số phân li axit, hằng số phân li bazơ

Kĩ năng - Viết được phương trình điện li của các axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính cụ thể. - Viết biểu thức hằng số phân li axit và hằng số phân li bazơ cho một số trường hợp cụ thể. - Giải được bài tập: Tính nồng độ mol ion trong dung dịch chất điện li mạnh và chất điện li

yếu ; một số bài tập khác có nội dung liên quan. B. Trọng tâm Viết được phương trình điện li của axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính theo Bron-stêt. - Viết biểu thức hằng số phân li axit và hằng số phân li bazơ cho một số trường hợp cụ thể. C. Hướng dẫn thực hiện:

- Hình thành khái niệm axit- bazơ theo Bron-stêt bằng cách viết quá trình nhường và nhận proton của một số axit – bazơ ( axit và bazơ có thể là phân tử hoặc ion), từ đó hình thành khái niệm chất lưỡng tính(vừa có thể nhường,vừa có thể nhận prroton).

- Viết được biểu thức hằng số phân li axit và hằng số phân li bazơ cho một chất cụ thể. Phân biệt thành phần mang điện tích của muối trung hòa, muối axit phức tạp để viết

được phương trình điện li của muối trung hòa , muối axit và muối phức tạp . II. Phương pháp :

- Làm thí nghiệm. - Dùng phương pháp gợi mở, nêu vấn đề, hướng dẫn HS suy luận logic, phát hiện kiến thức mới.

III. Chuẩn bị : Giáo viên : Dụng cụ: ống nghiệm, hoá chất: dung dịch NH3, quỳ tím. IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Kiểm tra bài cũ: Phát biểu định nghĩa axit, bazơ theo Arêniut? Nêu các ví dụ minh hoạ? 3. Bài mới:

Hoạt động dạy và học: Nội dung ghi bài: Hoạt động 1: - Cho HS làm thí nghiệm: nhúng 1 mẫu giấy quỳ tím vào dd NH3. HS nhận xét và kết luận? - Viết CTPT của ammoniac, gợi ý HS phân tích trong phân tử không có nhóm OH mà dd NH3 có tính bazơ. - GV: Rõ ràng thuyết Arêniut không thể giải thích được( hạn chế). Dựa vào thuyết Bron-stêt giải thích trường hợp này. - Theo Bron-stêt: (HS nghiên cứu SGK) NH3 + H2O → HCl + H2O → -Yêu cầu HS nhận xét vai trò của H2O trong 2 trường hợp trên là gì?( p/ứ (1) H2O nhường

II.Khái niệm về axit, bazơ theo thuyết Bronstêt: 1. Định nghĩa: - Axit là chất nhường proton ( H+ ) - Bazơ là chất nhận proton ( H+ ) - Chất lưỡng tính là chất vừa có khả năng nhận proton và vừa có khả năng nhường proton. VD:CH3COOH + H2O CH3COO- + H3O+

(axit) (bazơ) (bazơ) (axit) NH3 + H2O NH4

+ + OH- (bazơ) (axit) (axit) (bazơ) → H2O là chất lưỡng tính.

136

proton cho NH3, p/ứ (2) H2O nhận proton từ HCl → H2O là chất lưỡng tính) - Axit, bazơ theo thuyết Bron-stêt? - Dựa vào thuyết axit, bazơ của Bronstêt, hãy chứng minh ion HCO3

- là chất lưỡng tính?. - Chất lưỡng tính là chất có khả năng ? - GV: gợi ý cho HS nêu nhận xét. Hoạt động 2: - Dựa vào SGK và những nhược điểm của thuyết Arêniut đã học, từ đó nêu những ưu điểm của thuyết Bronstêt? -GV: bổ sung sau khi HS nêu còn thiếu. Hoạt động 3: - Yêu cầu HS viết phưong trình điện li và biểu thức hằng số phân li của axit yếu CH3COOH - Tương tự viết hằng số phân li bazơ của cân bằng NH3 + H2O NH4

+ + OH- rút ra Kc . [ H2O ] = ? - GV: Dung dịch loãng, nên [ H2O ] coi như không đổi, từ đó rút ra điều gì? ( Kc .[ H2O ] =Kb) - Ka, Kb phụ thuộc vào yếu tố nào? - GV: Ở 250C, Ka (CH3COOH) = 1,75.10-5 Ka ( HClO) = 5.10-8 →HS nhận xét lực axit,[ H+] trong 2 dd axit trên? Hoạt động 4: - Nghiên cứu SGK hãy cho biết muối là gì? Phân loại muối? Cho vd minh hoạ? - Kể tên một số muối thường gặp? Tính chất chung của muối ? ( tính tan và tính phân li ) - GV: giảng thêm về H mang tính axit: H3PO3 có 2H mang tính axit ( là H trong nhóm OH), H3PO2 Có 1H mang tính axit.

HCO3- + H2O CO3

2- + H3O+ HCO3

- + H2O H2CO3 + OH- Nhận xét: + Axit, bazơ là phân tử hoặc ion + Đơn giản: H3O+ → viết H+ + Axit bazơ + H+

2. Ưu điểm của thuyết Bron-stêt: - Dung môi: bất kì ( có khi vắng mặt của nước) - Vai trò dung môi H2O: cụ thể. - Ion H+ trong dd không độc lập(H3O+; ion oxoni) - Một số bazơ: NH3, R-NH2,...không có nhóm OH - Mở rông phản ứng axit-bazơ: giữa chất cho và chất nhận proton. VD: NH3 + H2O NH4

+ + OH- Còn theo Arêniut: phản ứng axit-bazơ: H+ + OH- → H2O (axit) (bazơ) III. Hằng số phân li axit và bazơ: 1. Hằng số phân li axit: ( Ka ) VD: CH3COOH CH3COO- + H+

Ka = OH

O.

3

-3

COCHCOCHH

2. Hằng số phân li bazơ: Vd: NH3 + H2O NH4

+ + OH- - Hằng số cân bằng và hằng số phân li bazơ:

Kc = OHNH

OHNH

23

4

..

→ Kc . [ H2O] = 3

4 .NH

OHNH

= Kb

Lưu ý: + Giá trị Ka càng nhỏ → lực axit càng yếu +Giá trị Kb càng nhỏ →lực bazơ càng yếu + Thông qua lực axit, bazơ → biết bản chất của axit, bazơ ( mạnh hay yếu). IV. Muối: 1. Định nghĩa: - Muối là hợp chất khi tan trong H2O phân li ra cation kim loại ( hoặc cation NH4

+) và anion gốc axit. - Phân loại: + Muối axit: là muối mà trong phân tử vẫn còn hiđro mang tính axit. Vd: NaHCO3, KHSO4, Na2HPO4,… + Muối trung hoà: là muối mà trong phân tử không còn hiđro mang tính axit. Vd: NaNO3, NH4Cl, Na2HPO3, NaH2PO2,… + Muối kép, muối phức:

137

- GV: Lưu ý tính tan, kết tủa, ít tan của muối. - Gọi HS viết phương trình điện li của muối.

Vd: NaCl.KCl, [ Ag(NH3)2]Cl,… Lưu ý: Một số muối kết tủa, tức là không tan nhưng thực tế vẫn có tan ít. Phần nhỏ tan được đó vẫn điện li. 2. Sự điện li của muối: Vd: K2SO4 → 2K+ + SO4

2- NaHSO3 → Na+ + HSO3

- HSO3

- H+ + SO32-

[ Ag(NH3)2]Cl → [ Ag(NH3)2]+ + Cl- [ Ag(NH3)2]+ Ag+

+ 2NH3

4. Bài tập củng cố : 1, - Làm bài tập áp dụng: Bài 5 (tr.16 SGK) Theo thuyết Bronstêt thì nhận xét nào sau đây là đúng? A. Trong thành phần của bazơ phải có nhóm OH. B. Axit hoặc bazơ có thể là phân tử hoặc ion. C. Trong thành phần của axit có thể không có hiđro. D. Axit hoặc bazơ không thể là ion. 2, Tính nồng độ mol của ion OH- trong dd NH3 0,10M ( Kb = 1,80.10-5 ). 5. Dặn dò: - Làm bài tập 4,5,6,7,8,9,10 tr. 16 SGK và bài tập 1.17 → 1.23 tr. 6 SBT. - Xem trước bài: sự điện li của H2O – pH - chất chỉ thị axit – bazơ. 6. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

138

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

139

Ngày soạn: 03/9/2012

Tiết 6 LUYỆN TẬP

I. MỤC TIÊU 1. Kiến thức - Củng cố các kiến thức về khái niệm axit bazơ theo Arêniut, Bronstêt, chất lưỡng tính, phân loại muối 2. Kỹ năng - Viết phương trình điện li của các chất.

- Làm các bài tập liên quan đến nồng độ mol của dung dịch axit, bazơ, muối. - Biết áp dụng định luật bảo toàn điện tích và định luật bảo toàn khối lượng để giải toán

II. CHUẨN BỊ - Bài tập luyện tập phát trước III. CÁC BƯỚC LÊN LỚP 1. Ổn định lớp kiểm tra số vắng. 2. Vào bài

Hoạt động dạy và học: Nội dung ghi bài: Hoạt động 1: - Cho HS thảo luận để khắc sâu kiến thức, theo các câu hỏi: 1, Axit là gì theo Arêniut, Bronstêt? 2, Bazơ là gì theo Arêniut, Bronstêt ? 3, Chất lưỡng tính là gì ? Ví dụ? 4, Chất trung tính là gì ? Ví dụ? 5, Muối là gì? Muối thường gặp có mấy loại muối VD ? Hoạt động 2: Bài tập GV chiếu bài tập. Yêu cầu HS lên bảng làm. Qua các bài tập đó GV nhấn mạnh những vấn đề cần chú ý khi giải baì tập. 1/ Viết phương trình điện li 2/ Tính nồng độ mol/l của cation và anion trong các dung dịch sau:

Lưu ý: Gv hướng dẫn câu c và d cho Hs hiểu và tự làm.

Như vậy, đối với chất điện li mạnh thì khi biết nồng độ phân tử sẽ tìm được

I. Kiến thức cần nhớ: 1. Khái niệm về axit, bazơ và muối a, Axit: - Arêniut: chứa H+, tan trong nước → H+ - Bronstêt: cho proton H+

b, Bazơ: - Arêniut: chứa OH, tan trong nước → OH- - Bronstêt: nhận proton H+

c, Chất lưỡng tính: có nhận, có nhường proton Vd: ZnO, PbO, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, H2O, HPO4

2-, H2PO4-, HCO3

-, HSO3-, HS-,…

d, Chất trung tính: không nhận, không nhường proton Vd: Na+, K+, Li+, Ca2+, SO4

2-, NO3-, Cl-, ClO4

-

,… e, Muối: tan trong nước → cation kim loại (NH4

+) với gốc axit. Muối trung hoà, muối axit, muối khác:phức, kép II. Bài tập: HS lên bảng làm 1/ Na2CO3 2 Na+ + CO3

2-. Na2HPO4 2 Na+ + HPO4

2-.

H2SO3 H+ + HSO3-

…………. 2/ K2CO3 2 K+ + CO3

2

0,01M 0,02M 0,01M

140

nồng độ ion và ngược lại. 3/Gv: đưa ra công thức định luật bảo toàn điện tích. / Tổng điện tích dương = Tổng điện tích âm

(điện tích * số mol )ion dương =

(điện tích * số mol ) ion âm. Yêu cầu Hs áp dụng định luật để giải bài toán này. 4/ Gv hướng dẫn Hs: - Viết phương trình điện ly

- Tính số mol của ion H+ trong từng dung dịch .Sau đó tính tổng số mol H+

và thể tích chung của dung dịch. - Tính nồng độ H+

. - Dựa vào phản ứng giữa H+ và OH- để

tính GV: bài tập 5, 6 tương tự

HNO3 H+ + NO3-

0,03M 0,03M 0,03M NaOH Na+ + OH- 0,02M 0,02M 0,02M Ba(OH)2 Ba2+ + 2 OH- 0,01M 0,01M 0,02M n K2SO4 = 8,7/ 174 = 0,05 mol CM = n/V = 0,1M [K+ ] = 0,2M , [SO4

2- ] = 0,1M HS: 3a/ 2a +2b = c + d 3b/Ta c ó: 1.0,04 + 2.0,02 = 1. 0,01 + 2. 0,02 + 1.x x = 0,08 – 0,05 = 0,03 mol.

V. Dặn dò: VI. Rút kinh nghiệm:

BÀI TẬP 1/ Viết phương trình điện li của các chất sau trong dung dịch: Na2CO3, Na2HPO4, H2SO3, H2SO4, CH3COOH, Fe(OH)2, Ca(OH)2.Xác định chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu. 2/ Tính nồng độ mol/l của cation và anion trong các dung dịch sau:

a. K2CO3 0,01M b. HNO3 0,03M c. Dd hỗn hợp NaOH 0,02M và Ba(OH)2 0,01M. d. 8,7 gam K2SO4 vào H2O thu được 500 ml dung dịch.

3/ a.Dung dịch X có chứa : a mol Ca2+ , b mol Mg2+ , c mol Cl- , d mol NO3- . Hãy viết

biểu thức thể hiện mối quan hệ giữa a,b,c,d ? b.Cho dd A chứa các ion sau : Na+ 0,04 mol , Mg2+ 0,02 mol , NO3

- 0,01 mol , SO42-

0,02 mol , HCO3- x mol .Tính giá trị của x ?

4/ Trộn 138 ml dung dịch HCl 0,01M với 593 ml dung dịch HNO3 0,01M thì thu được dung dịch B. Tính nồng độ ion H+ có trong dung dịch B? Tính thể tích dung dịch NaOH 1M cần để trung hoà hỗn hợp axit trên

141

5/ Tính thể tích dd HCl 0,3 M cần để trung hòa 100 ml dd hỗn hợp NaOH 0,1 M và Ba(OH)2 0,1 M ? 6/ Cho 10 ml dd hh HCl 1 M và H2SO4 0,5 M. Hãy tính thể tích dd NaOH cần để trung hòa dd axit đã cho ? 7/ Dung dịch CH3COOH có chứa nhứng tiểu phân nào? Giải thích. 8/ Một dd có chứa 2 loại cation là Fe2+ ( 0,1 mol ) và Al3+ ( 0,2 mol ) cùng 2 loại anion là Cl- ( x mol ) và SO4

2-( y mol ) .Tính x và y biết rằng khi cô cạn dd và làm khan thu được 46,9 g chất rắn khan. 9/ Cân bằng sau tồn tại trong dung dịch: CH3COOH CH3COO- + H+

Cân bằng này sẽ thay đổi như thế nào khi: a.Khi nhỏ vào vài giọt dung dịch HCl b.Khi thêm mọt ít tinh thể CH3COONa c.Khi làm giảm nồng độ ion H+ trong dung dịch xuống. 10/ Sắp xếp khả năng dẫn điện tăng dần của các dung dịch sau có cùng nồng độ mol: K2SO4, HCl, HF, ancol etylic

142


Tiết 7 SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC . pH . CHẤT CHỈ THỊ AXIT - BAZƠ.(T.1) I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kĩ năng:

Kiến thức Hiểu được: Tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước.

B.Trọng tâm: Xây dựng được biểu thức tích số ion của nước, vận dụng để xác định nồng độ ion H+ và

OH- trong dung dịch. và nêu được ý nghĩa của biểu thức này. C. Hướng dẫn thực hiện:

Từ phương trình điện li của nước xây dựng biểu thức tích số ion của nước, xác định nồng độ ion H+ và OH- trong dung dịch. II. Phương pháp :


III. Chuẩn bị : Giáo viên : - Dung dịch axit loãng: HCl, H2SO4, dung dịch bazơ loãng: NaOH, Ca(OH)2, phenolphthalein, giấy chỉ thị axit – bazơ vạn năng. - Tranh vẽ, ảnh chụp máy đo pH. IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Kiểm tra bài cũ: Phát biểu định nghĩa axit, bazơ theo Bronstêt? Nêu những ưu điểm của thuyết này? 3. Bài mới:

Hoạt động dạy và học: Nội dung ghi bài: Hoạt động 1: - GV: Bằng thực nghiệm người ta đã xác nhận H2O là chất điện li rất yếu. - Gọi HS viết quá trình điện li của nước theo Arêniut , theo Bronstêt? - GV: 2 cách viét này cho hiệu quả giống nhau, để đơn giản chọn cách viết ( 1). Hoạt động 2: - Yêu cầu HS viết biểu thức hằng số cân bằng của phương trình (1). - GV: Do độ điện li của nước rất yếu nên nồng độ của nước trong biểu thức hằng số cân bằng được coi là không đổi, kí hiệu là K OH 2

, ta có: K OH 2

= K. [ H2O] =[ H+]. [ OH-] K OH 2

là một hằng số ở nhiệt độ xác định, gọi là tích số ion của nước. - GV: Ở 250C K OH 2

= 10-14. Dựa vào p/ trình (1) và tích số ion của nước, tính [H+].[ OH-] = ? Hoạt động 3:

I. Nước là chất điện li rất yếu: 1. Sự điện li của nước: - Theo Arêniut: H2O H+

+ OH- (1)

- Theo Bronstêt: H2O+H2O H3O+ +

OH- Đơn giản : H3O+ viết H+ 2. Tích số ion của nước: - K OH 2

= [ H+]. [ OH-] = 10-14 ( K OH 2 là tích

số ion của H2O). → [ H+] = [ OH-] = 10-7 (mol/l) - H2O là môi trường trung tính: [ H+] = [ OH-] = 10-7 3. Ý nghĩa tích số ion của nước:

143

-GV: Tích số ion của nước là một hằng số đối với cả dd loãng các chất. Vì vậy: nếu biết nồng độ H+ trong dd sẽ biết được nồng độ OH- trong dd đó và ngược lại. - Gọi HS tính [ H+] và[ OH-] của dd: HCl 0,01M, dung dịch NaOH 0,01M ( gọi 2 HS lên bảng ). - Từ kết quả 2 ví dụ trên yêu cầu HS so sánh[ H+] và[ OH-] trong dung dịch HCl và trong dd NaOH → Rút ra ý nghĩa tích số ion của nước?

Vd: Tính [ H+] và[ OH-] của dd: HCl 0,01M, dung dịch NaOH 0,01M Giải: a, Trong dd HCl 0,01M. HCl → H+ + Cl- [ H+] = [ Cl-] = 10-2 M

→ [OH-] = HK OH 2 = 2

14

1010

= 10-12 M

So sánh [ H+] > [ OH-] trong dd axit. b,Trong dd NaOH 0,01M [ Na+] = [ OH-] = 10-2 M

→ [H+] = 2

14

1010

= 10-12 M

So sánh [OH-] > [ H+] trong dd bazơ. - Môi trường axit: [ H+] > 10-7M - Môi trường bazơ: [ H+] < 10-7M - Môi trưòng trung tính:[ H+] = [ OH-] = 10-7M

4. Bài tập củng cố : Làm bài tập áp dụng: Bài 10 (tr.20 SGK) . 5. Dặn dò: - Làm bài tập 1 →9 tr. 20 SGK và bài tập 1.24 → 1.30 tr. 7 SBT. - Xem trước bài: luyện tập axit – bazơ - muối. 6. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

144

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


Tiết 8: SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC . pH . CHẤT CHỈ THỊ AXIT - BAZƠ. (T2) I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kĩ năng:

Kiến thức Hiểu được: Khái niệm về pH, định nghĩa môi trường axit, môi trường trung tính và môi trường kiềm. Biết được: Chất chỉ thị axit - bazơ : quỳ tím, phenolphtalein và giấy chỉ thị vạn năng

Kĩ năng Tính pH của dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh. Xác định được môi trường của dung dịch bằng cách sử dụng giấy chỉ thị axit- bazơ vạn

năng, giấy quỳ tím hoặc dung dịch phenolphtalein. B.Trọng tâm:

Đánh giá độ axit, độ bazơ của dung dịch dựa vào nồng độ ion H+ , OH- , pH , pOH Sử dụng được một số chất chỉ thị axit, bazơ để xác định tính axit, kiềm của dung dịch.

C. Hướng dẫn thực hiện: Nêu được ý nghĩa của tích số ion của nước là một hằng số không đổi để giải thích được

việc đánh giá độ axit và độ kiềm của dung dịch là dựa vào nồng độ ion H+ và biết cách dùng giá trị pH với quy ước [H+] = 1,0.10-a pH = a để xác định môi trường axit, môi trường bazơ, môi trường trung tính.

Môi trương trung tính: [H+]=1,0.10-7 M pH = 7 Môi trường axit : [H+] >1,0.10-7 M pH < 7 Môi trường kiềm [H+] < 1,0.10-7 M pH >7 Dựa và sự chuyển màu của giấy quỳ và dung dịch phenophtalein xác định được môi

trường của dung dịch, dựa vào màu của giấy chỉ thị vạn năng có thể xác định được gần đúng giá trị pH của dung dịch. II. Phương pháp :


III. Chuẩn bị : Giáo viên : - Dung dịch axit loãng: HCl, H2SO4, dung dịch bazơ loãng: NaOH, Ca(OH)2, phenolphthalein, giấy chỉ thị axit – bazơ vạn năng. - Tranh vẽ, ảnh chụp máy đo pH. IV. Thiết kế các hoạt động : 1,Ổn định lớp: 2, Kiểm tra bài cũ: Phát biểu định nghĩa axit, bazơ theo Bronstêt? Nêu những ưu điểm của thuyết này? 3, Bài mới:

Hoạt động dạy và học: Nội dung ghi bài: Hoạt động 1: - Yêu cầu HS cho biết pH là gì? ( dựa vào kiến thức đã học và SGK ), dung dịch axit,

II. Khái niệm về pH. Chất chỉ thị axit - bazơ: 1. Khái niệm về pH:

145

bazơ có pH bằng bao nhiêu? - GV: Giới thiệu công thức tính độ pH, sau đó HS suy ra công thức tính pOH và pH + pOH = ? - GV: Hướng dẫn Hs xem thang pH SGK tr. 19 - Để xác định độ pH của dd người ta dùng gì? - Chất chỉ thị là gì? - Dùng chất chỉ thị axit – bazơ nhận biết các chất trong 3 ống nghiệm: dd HCl, dd NaOH, H2O ( HS làm thí nghiệm theo nhóm, đại diện nhóm báo cáo kết quả và cách tiến hành ) - GV: Trộn lẫn một số chất chỉ thị có màu biến đổi kế tiếp nhau theo giá trị pH, ta được hỗn hợp chất chỉ thị vạn năng. - GV: Để xác định chính xác giá trị pH dung máy đo pH ( nếu có điều kiện cho HS xem máy đo pH qua ảnh chụp và giới thiệu qua nguyên lí hoạt động của máy) Hoạt động 2: GV ra bài tập 5 trang 39 SGK và hướng dẫn HS giải

- Trong những dd có [ H+] nhỏ, để tránh viết[ H+] với số mũ âm, người ta thường dung pH với qui ước: [ H+] = 10-pH pH = -lg [ H+] [ OH-] = 10-pOH pOH = -lg [ OH-] [ H+].[OH-] = 10-14pH + pOH = 14. - Môi trường axit: pH < 7. - Môi trường bazơ: pH > 7 - Môi trường trung tính: pH = 7 2. Chất chỉ thị axit - bazơ: - Chất chỉ thị là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị của pH. - Chất chỉ thị axit – bazơ: quỳ tím, phenolphthalein chỉ xác định pH gần đúng. - Xác định chính xác pH: dung máy đo pH. a/ Tính pH của d.dịch chứa 1,46 gam HCl trong 400 ml? b/ Tính pH của d.dịch tạo thành sau khi trộng 100 ml d.dịch HCl 1M với 400mld.dịch NaOH 0,375M Giải:

a/ Ta có nHCl = 5,36

46,1 = 0,04 mol

CHCl = 4,004,0

= 10-1 M = CH+

Vậy pH = 1 b/ nHCl = 0,1 x 1 = 0,1mol nNaOH = 0,375 x 0,4 = 0,15 mol HCl + NaOH NaCl + H2O Sau phản ứng NaCl: 0,1 mol NaOH dư = 0,15 - 0,1 = 0,05 mol

CNaOH dư = COH- dư =5,005,0

= 0,1M

Vậy POH = 1. Dung dịch có pH = 13

4. Bài tập củng cố : 1, Tính pH của dd chứa 1,46 g HCl trong 600,0 ml.

146

2, Tính pH của dd tạo thành sau khi trộn 100,0 ml dd HCl 1,00M với 200,0 ml dd NaOH 0,375M. 5. Dặn dò: - Xem trước bài: luyện tập axit – bazơ - muối. 6. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

147


Tiết 9: PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI (T.1)

I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kĩ năng:

Kiến thức: Hiểu được: Bản chất của phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion. Để xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li phải có ít nhất một trong các điều kiện: + Tạo thành chất kết tủa.

+ Tạo thành chất điện li yếu. + Tạo thành chất khí.

Kĩ năng Quan sát hiện tượng thí nghiệm để biết có phản ứng hóa học xảy ra. Dự đoán được kết quả phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li. Viết được phương trình ion đầy đủ và rút gọn.

B.Trọng tâm: Hiểu được bản chất , điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất

điện ly và viết được phương trình ion rút gọn của các phản ứng. C. Hướng dẫn thực hiện:

Từ các thí nghiệm để rút ra được bản chất của phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion và điều kiện để xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li là có ít nhất một trong các điều kiện sau: tạo thành chất kết tủa, chất điện ly yếu và chất khí.

Vận dụng để dự đoán kết quả phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li, viết được các phương trình ion đầy đủ và thu gọn của các phản ứng trao đổi ion trong dung dịch chất điện li và áp dụng vào việc giải các bài toán tính khối lượng và thể tích các sản phẩm thu được. .II. Phương pháp :Đàm thoại ,thí nghiệm. III. Chuẩn bị : Giáo viên :-Chuẩn bị cho mỗi nhóm HS 4 ON ,giá ON. - Hoá chất :Các dd :NaCl,Na2CO3,NaOH,HCl,pp,CH3COONa. IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Kiểm tra bài cũ: Theo thuyết Bron-stêt cho biết TCHH của các chất sau và c/m bằng PƯHH:H2SO3, NH3, HCO3

-. 3. Bài mới.

Hoạt động của GV và HS Hoạt động 1(trọng tâm): GV làm TN : Trộn dd Na2SO4 với dd BaCl2 ,có hiện tượng gì xảy ra?Viết PTHH GV hướng dẫn HS viết pt ion rút gọn. HS:Viết PTHH ptử,ion. GV:Emhãy cho biết bản chất của pư trong dd là gì?. GV:Tương tự hãy viết ptpt và ion rút dd NaOH với dd CuSO4

Nội dung I.Điều kiện xảy ra pư trao đổi ion trong dd các chất điện li. 1. Pư tạo thành chất kết tủa. Vd 1:Na2SO4 + BaCl2 NaCl + BaSO4 . -PT ion : 2Na++ SO4

2- +Ba2+ + 2Cl- 2Na+ +2Cl- + BaSO4 .

148

-PT ion rút gọn: SO42- +Ba2+ BaSO4 .

Vd 2: CuSO4 + NaOH … -Pt ion rút gọn;

Hoạt động 2(trọng tâm): GV:Làm TN trong SGK (NaOH + PP + HCl). HS:Quan sát ,viết PTHH (ptử,ion rút gọn),giải thích hiện tượng. GV:Cho HS viết PTHH tương tự đối với vd 2. GV:Làm TN (HCl + CH3COONa). HS: Xem, giải thích hiện tượng (mùi giấm) bằng PTHH , viết pt ion rút gọn. HS: Cho một số vd tương tự khác… Hoạt động 3(trọng tâm): HS:LàmTN (HCl + Na2CO3),giải thích hiện tượng bằng PTHH ptử,ion. GV:Nhận xét ,rút ra kết luận chung.

2. Pư tạo thành chất điện li yếu. a)Pư tạo thành nước. Vd 1: HCl + NaOH … -PT ion rút gọn: H+ + OH- H2O. Vd 2: HCl + Mg(OH)2 … -PT ion rút gọn: b)Pư tạo thành axit yếu. Vd 1: CH3COONa + HCl -PT ion rút gọn: CH3COO- + H+ CH3COOH Vd 2:… 3. Pư tạo thành chất khí. Vd 1:HCl + Na2CO3 -PT ion rút gọn: 2H+ + CO3

2- H2O + CO2 . Vd 2: H2SO4 + Na2S … -PT ion rút gọn: =>Kết luận:-Pư xảy ra trong dd các chất điện li là pư giữa các ion. -Pư trao đổi ion trong dd các chất điện li chỉ xảy ra khi các ion kết hợp được với nhau tạo thành ít nhất một trong các chất sau: + Chất kết tủa. + Chất điện li yếu. + Chât khí.

4. Dặn dò- BT111 SGK trang 28-29. 5. Rút kinh nghiệm : ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

149

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

150


Tiết 10: PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI (T.2) I. Mục tiêu bài học: A. Chuẩn kiến thức và kĩ năng:

Kiến thức: Hiểu được: Khái niệm sự thủy phân của muối, phản ứng thủy phân của muối

Kĩ năng Giải được bài tập : Tính khối lượng kết tủa hoặc thể tích khí sau phản ứng; tính % khối

lượng các chất trong hỗn hợp, bài tập khác có nội dung liên quan. B.Trọng tâm:

Khái niệm phản ứng thủy phân, phản ứng thủy phân của muối. Vận dụng vào việc giải các bài toán tính khối lượng và thể tích của các sản phẩm thu

được, tính nồng độ mol ion thu được sau phản ứng. C. Hướng dẫn thực hiện:

Từ thí nghiệm hình thành khái niệm phản ứng thủy phân và giải thích được quá trình phân li ra ion của các dung dịch muối tạo ra các môi trường axit hoặc kiềm tùy theo muối là sản phẩm của phản ứng giữa axit mạnh và bazơ yếu hay bazơ mạnhvà axit yếu.

- II. Phương pháp :Đàm thoại ,thí nghiệm. III. Chuẩn bị : Giáo viên :-Chuẩn bị phiếu học tập. IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Kiểm tra bài cũ: 3. Bài mới.

Hoạt động của GV và HS

Nội dung Hoạt động 1: GV:Chuẩn bị 4 ON; (1)H2O; (2)dd CH3COONa, (3)dd Fe(NO3)3, (4)dd NaCl.Nhúng giấy quì vào 4 ON . HS: Nhận xét hiện tượng? GV: Kết luận Hoạt động 2(trọng tâm): GV:Gt cho HS hiện tượng CH3COONa. HS:Gt các hiện tượng còn lại.Nhận xét về thành phần các muối. GV:Vd3,4 muối của axit yếu và bazơ yếu hoặc muối của axit yếu khi hoà tan vào H2O thì pH thay đổi như thế nào?

II.Phản ứng thuỷ phân của muối. 1. Khái niệm sự thuỷ phân của muối. Vd:Nhúng quì tím vào: H2O không đổi màu môi trường trung tính. CH3COONa chuyển sang màu xanh mt kiềm. Fe(NO3)3 chuyển sang màu đỏ mt axit. NaCl không đổi màu mt trung tính. Kết luận: Pư trao đổi ion giữa muối và nước là pư thuỷ phân của muối. 2. Pư thuỷ phân. a)Khi muối trung hoà tạo bởi cation của bazơ mạnh và anion gốc axit yếu tan trong nước thì gốc axit yếu bị thuỷ phân,môi trường của dd là kiềm (pH>7,0). Vd:CH3COONa, K2S, Na2CO3…. Giải thích: CH3COONa Na+ + CH3COO-.

151

Hoạt động 6:Củng cố.

CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-.

Các anion OH- được giải phóng,nên môi trường có pH>7,0. b) Khi muối trung hoà tạo bởi cation của bazơ yếu và anion gốc axit mạnh tan trong nước thì cation của bazơ yếu bị thuỷ phân,môi trường của dd là có tính axit (pH<7,0). Vd: Fe(NO3)3, NH4Cl, AlBr3… c)Khi muối trung hoà tạo bởi cation của bazơ mạnh và anion gốc axit mạnh tan trong nước thì các ion không bị thuỷ phân ,môi trường của dd vẩn trung tính(pH=7,0). Vd:NaCl, Ba(NO3)2, KBr… d)Khi muối trung hoà tạo bởi cation của bazơ yếu và anion gốc axit yếu tan trong nước thì cẩction vânion đều bị thuỷ phân. Môi trường của dd phụ thuộc vào độ thuỷ phân của hai ion.

4. Dặn dò- BT 2,4 SGK trang 28 -29 Chuẩn bị ôn tập lí thuyết và bt tiết sau luyện tập. 5.Rút kinh nghiệm : ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

152

Ngày soạn: 15/9/2012 Tiết 11: LUYỆN TẬP I. Mục tiêu bài học:

Luyện tập: + Viết phương trình điện li axit, bazơ, muối tan theo a-re-ni-ut và theo Bron-stet

+ Thiết lập biểu thức của hằng số phân li axit và hằng số phân li bazơ cho một số axit, bazơ cụ thể.

+ Áp dụng để tính hằng số Ka hoặc Kb theo nồng độ cho trước và ngược lại : + Xác định môi trường dựa vào nồng độ [H+]; [OH] và độ pH + Xác định pH khi biết hằng số Ka hay Kb và ngược lại + Xác đinh pH của dung dịch sau khi phản ứng xảy ra : + Viết phương trình ion và phương trình ion rút gọn + Bài toán tính một trong các yếu tố: nồng độ, độ điện li, Ka, Kb khi biết các yếu tố còn

lại II. Phương pháp :

- Phương pháp đàm thoại - kiểm tra. III. Chuẩn bị : Giáo viên : - Bài tập SBT 1.34 tr. 8 để HS giải thêm. . IV. Thiết kế các hoạt động : 1. Ổn định lớp: 2. Kiểm tra bài cũ: Phát biểu định nghĩa môi trường axit, bazơ và trung tính theo nồng độ H+ và pH? 3. Luyện tập:

Hoạt động dạy và học: Nội dung ghi bài: Hoạt động 1: - Cho HS thảo luận để khắc sâu kiến thức, theo các câu hỏi: 1, Axit là gì theo Arêniut, Bronstêt? 2, Bazơ là gì theo Arêniut, Bronstêt ? 3, Chất lưỡng tính là gì ? Ví dụ? 4, Chất trung tính là gì ? Ví dụ? 5, Muối là gì? Muối thường gặp có mấy loại muối VD ? 6, Viết biểu thức tính hằng số phân li axit của 1 axit yếu HA và viết biểu thức hằng số phân li bazơ yếu NH3. Cho biết đặc điểm và ý nghĩa của hằng số này. 7, Tích số ion của nước là gì ? Ý nghĩa tích số ion của nước ? 8, Môi trường của dd được đánh giá dựa vào nồng độ H+ và pH như thế nào ? 9, Chất chỉ thị nào thường được dùng để xác định môi trường của dd? Màu của chúng thay đổi như thế nào?

I. Kiến thức cần nhớ: 1. Khái niệm về axit, bazơ và muối a, Axit: - Arêniut: chứa H+, tan trong nước → H+ - Bronstêt: cho proton H+

b, Bazơ: - Arêniut: chứa OH, tan trong nước → OH- - Bronstêt: nhận proton H+

c, Chất lưỡng tính: có nhận, có nhường proton Vd: ZnO, PbO, Zn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3, H2O, HPO4

2-, H2PO4-, HCO3

-, HSO3-, HS-,…

d, Chất trung tính: không nhận, không nhường proton Vd: Na+, K+, Li+, Ca2+, SO4

2-, NO3-, Cl-, ClO4

-

,… e, Muối: tan trong nước → cation kim loại (NH4

+) với gốc axit. Muối trung hoà, muối axit, muối khác:phức, kép 2. Những đại lượng đặc trưng cho dd axit, bazơ: a, Biểu thức hằng số cân bằng:

HA H+ + A- ; Ka = HA

AH .

NH3 + H2O NH4+ + OH-

153

Hoạt động 2:GV thiết kế phiếu học tập để củng cố các kiến thức cần nhớ sau: Hoạt động 3: Bài 1: viết các biểu thức tính hằng số phân li axit Ka hoặc hằng số phân li bazơ Kb của các axit và bazơ sau: HClO, BrO-, HNO2, NO2

- - Gọi 2 HS tính, HS còn lại làm vào vở bài tập và sau đó nhận xét bài làm của bạn - Các bài 2, 3, 4, 7, 8, 9 Hs làm trắc nghiệm theo nhóm. Bài 2: Đối với dd axit yếu HNO2 0,10M, nếu bỏ qua sự điện li của nước thì đánh giá nào sau đây là đúng ?

A. pH < 1,00; B. pH > 1,00 C.[ H+] > [ NO2

-]; D. [ H+] < [ NO2-]

Bài 3: Đối với dd axit yếu HNO3 0,10M, nếu bỏ qua sự điện li của nước thì đánh giá nào sau đây là đúng ?

B. pH < 1,00; B. pH > 1,00 C.[ H+] = [ NO3

-]; D. [ H+] > [ NO3-]

Bài 4: Độ điện li của axit yếu tăng theo độ pha loãng dd. Khi đó giá trị của hằng số phân li axit Ka A. tăng; B, giảm; C, không đổi; D. có thể tăng, có thể giảm Bài 5: a, Hoà tan hoàn toàn 2,4 g Mg trong 100,0 ml dd HCl 3,0 M. Tính pH của dd thu được. b, Tính pH của dd thu được sau khi trộn 40,0 ml dd HCl 0,50M với 60,0 ml dd NaOH 0,50M. Bài 10: Tính nồng độ mol của ion H+ trong dd HNO2 0,10M, biết rằng hằng số phân li axit

Kb = OHNH

OHNH

23

4

..

Ka, Kb phụ thuộc vào t0 và nguyên lí Lơ-Satơliê. b, Tích số ion của H2O [ H+]. [ OH-] = 10-14 → pH + pOH = 14 c, Môi trường của dung dịch: - Môi trường axit: [ H+] > 10-7 → pH < 7. - Môi trường bazơ: [ H+] < 10-7 → pH > 7. - Môi trường trung tính:[ H+] = 10-7 → pH = 7. d, Chất chỉ thị màu: quỳ tím, phenolphtalein Câu 1:Điều kiện xảy ra pư trao đổi ion trong dd các chất điện li là gì?Cho vd tương ứng. a)Tạo thành chất kết tủa. b)Tạo thành chất điện li yếu. c) Tạo thành chất khí. Câu 2:Pư thuỷ phân của muối là gì?Những trường hợp nào xảy ra pư thuỷ phân? Câu 3:PT ion rút gọn có ý nghĩa gì?Nêu cách viết PT ion rút gọn ? II. Bài tập: Bài 1:

a, HClO H+ + ClO-, Ka = HClO

ClOH .

b, BrO- + H2O HBrO + OH-

Kb =

BrOOHHBrO .

c, HNO2 + H2O H3O+ + NO2-

Ka = 2

23 .HNO

NOOH

d, NO2- + H2O HNO2 + OH-

Kb =

2

2 .NO

OHHNO

Bài 2: đúng A, D Bài 3: đúng A, C Bài 4: đúng C Bài 7: đúng B Bài 8: đúng C Bài 9: đúng C Bài 5: a, Tính pH: Mg + 2HCl → MgCl2 + H2 0,1 0,2

nMg = 24

4,2 = 0,1 ( mol )

nHCl = 3. 0,1 = 0,3 (mol) DD thu được gồm: MgCl2: 0,1 (mol); HCl dư 0,1 (mol) [ HCl] dư = 0,1/ 0,1 = 1 (M) = [ H+]

154

của HNO2 là Ka = 4,0.10-4 Bài 5, 10 làm theo nhóm ( nhóm lẻ làm bài 5, nhóm chẵn làm bài 10 ), sau đó gọi đại diện lên trình bày, nhóm khác bổ sung. Hoạt động 4:GV chọn bài tập thích hợp để củng cố kiến thức cần nắm vững

pH = - lg [ H+] = - lg 1 = 0 b, nHCl = 0,5. 0,04 = 0,02 ( mol ) = [ H+] nNaOH = 0,5. 0,06 = 0,03 ( mol ) = [ OH-] H+ + OH- → H2O 0,02 0,02 nOH

- dư = 0,03 – 0,02 = 0,01 (mol ) [ OH-] dư = 0,01/ 0,1 = 0,1M pOH = - lg[ OH-] = - lg 0,1 = 1 → pH = 14 – 1 = 13. Bài 10: HNO2 H+ + NO2

- Bđ 0,1M p/ứ x x x Sau p/ứ ( 0,1 – x) x x

Ta có: Ka = x

x1,0

2

= 4.10-4

→ x = 6,3. 10-3 = [ H+] Bài 1.Củng cố viết Pt ion rút gọn: SGK /Trang 30.Cho HS lên bảng viết.GV kiểm tra lại. Chú ý:Các Pt sau: d) SO3

2- + H2O HSO3- + OH-

e) Cu2+ + H2O Cu(OH)+ + H+ g)Ca2+ + HCO3

- + OH- CaCO3 +

H2O Bài 2.B Bài 3.Các PTHH xảy ra: SO3

2- + H2O2 SO42- + H2O

SO42- + Ba2+ BaSO4

Bài 4.Cho HS nêu cách làm ,cách nhận biết, PTHH ion: Muối ăn :Dùng dd Ag+ Giấm :Dùng đá vôi CaCO3. Bột nở : Dùng dd kiềm OH-. Phèn chua : Hoà tan vào nước xuất hiện kết tủa trắng:Al3+ + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ . Muối iot:Dùng H2O2,hồ tinh bột Bài 5.Kim loại M là Ba. Bài 6,7,8 Củng cố pư thuỷ phân của muối,xác định môi trường 6D,7C,8D. Bài 9.HS tự làm. Bài 10 GV hướng dẫn HS làm.

4.Dặn dò:-BTVN SBT. -Xem trước nội dung và cách tiến hành TN bài 8 5. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

155

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


Tiết :12 BÀI THỰC HÀNH SỐ 1 I.Mục tiêu: A. Chuẩn kiến thức và kỹ năng

Kiến thức Biết được mục đích, cách tiến hành và kĩ thuật thực hiện các thí nghiệm cụ thể : Tác dụng của các dung dịch HCl, CH3COOH, NaOH, NH3 với chất chỉ thị màu. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li :

+ Dung dịch Na2CO3 với CaCl2. + Dung dịch HCl và kết tủa tạo thành ở trên. + CH3COOH với dung dịch NaOH có phenolphtalein. + Dung dịch CuSO4 tác dụng từ từ với dung dịch NH3 dư.

Kĩ năng

Sử dụng dụng cụ, hoá chất tiến hành được thành công, an toàn các thí nghiệm trên.

Quan sát hiện tượng thí nghiệm, giải thích và rút ra nhận xét. Viết tường trình thí nghiệm.

B. Trọng tâm Tính axit – bazơ ; Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li.

C. Hướng dẫn thực hiện Hướng dẫn HS các thao tác của từng TN như: + Rót chất lỏng vào ống nghiệm + Nhỏ giọt chất lỏng vào ống nghiệm bằng công tơ hút + Nhỏ giọt chất lỏng lên giấy chỉ thị bằng công tơ hút + Lắc ống nghiệm + Gạn chất lỏng ra khỏi ống nghiệm để giữ lại kết tủa Hướng dẫn HS quan sát hiện tượng xảy ra và nhận xét Thí nghiệm 1. Tính axit - bazơ a) màu của giấy chỉ thị có pH = 1 b) + Dung dịch NH4Cl 0,1 M: ở khoảng pH = 2,37 + Dung dịch CH3COONa 0,1 M: ở khoảng pH = 11,63 + Dung dịch NaOH 0,1 M: có pH = 13 Thí nghiệm 2. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch các chất điện li a) có vẩn đục CaCO3: Ca2+ + CO 2

3 CaCO3

b) kết tủa tan ra dung dịch trong dần: CaCO3 + 2H+ Ca2++ CO2 + H2O c) + Dung dịch chuyển màu hồng + Dung dịch mất màu hồng: H3O+ + OH 2H2O d) kết tủa tan dần dung dịch trong dần Zn2+ + 2OH Zn(OH)2 Zn(OH)2 + 2OH Zn(OH) 2

4

II.Chuẩn bị: *Giáo viên : Chia hs thành 8 nhóm - Chuẩn bị dụng cụ và hoá chất cho 8 nhóm

156

- Mỗi nhóm gồm *Dụng cụ: 1/Đũa thuỷ tinh(2) *Hoá chất: 1/Giấy đo độ pH 2/Ống hút nhỏ giọt(4) 2/dd HCl 0,1M(1lọ) 3/Bộ giá ống nghiệm (1) 3/dd CaCl2 đặc (1lọ) 4/Kẹp ống nghiệm (1) 4/ dd CH3COOH 0,1M(1lọ) 5/Ống nghiệm (6) 5/ddNaOH 0,1M(1lọ) 6/ d.d NH3

7/dd Na2CO3 đặc (1lọ)

* Học sinh: -Xem trước nội dung thực hành -Chuẩn bị trước mẫu tường trình thí nghiệm(cột 1,2làm trước ở nhà) III.Tổ chức hoạt động thực hành: 1. Ổn định chỗ ngồi 2. Hoạt động

Hoạt động của giáo viên Hoạt động của học sinh * Hoạt động 1: GV:-Hướng dẫn hs sắp xếp vị trí theo 8 nhóm -Các em trong một nhóm thay nhau làm thí nghiệm để cho cả nhóm quan sát. - Tiến hành hết các thí nghiệm ghi lại hiện tượng xong giải thích và viết PT sau: -Hướng dẫn hs cách kẹp ống nghiệm lấy hoá chất.Chúý lấyhoá chấtđúng như hướng dẫn :về lượng chất và thứ tự các chất. -Sau khi thí nghiệm xong rửa dụng cụ sạch sẽ,sắp xếp lai cẩn thận như trước khi dùng Hoạt động 2: Theo dõi hs làm thí nghiệm Mẫu Tường Trình

GV hướng dẫn cho HS làm thí nghiệm 2d. Cho ZnSO4 vào trước rồi sau đó cho từ từ d.dịch NaOH vào gạn d.dịch phía trên, thu kết tủa. Sau đó cho tiếp d.dịch NaOH đến dư cho đến khi kết tủa tan lại

Tiến hành thí nghiệm Thí nghiệm1:Tính Axit-Bazơ - Nhỏ dd HCl lên giấy pH -so sánh màu của mẫu giấy đó với giấy chuẩn để biết giá trị của pH (pH=1) tính Axit mạnh. - Nhỏ dd NH4Cl lên mẫu giấy pH.So sánh màuAxit yếu - Nhỏ dd CH3COONa lên mẫu giấy pH.So sánh màu tính bazơ yếu. *Nhỏ dd NaOH lên mẫu giấy pH.So sánh. pH13 tính Ba zơ mạnh Thí nghiệm 2: Phản ứng trao đổi trong dd các chất điện li. a/Cho 2ml dd CaCl2 đặt vào ống nghiệm. Sau đó nhỏ thêm 2ml dd Na2CO3 dặc vào. Xuất hiện kết tủa trắng b/Cho dd HCl vào tiếp , kết tủa tan và có bọt khí thoát ra. c/ nhỏ từ từ ff vàodd NaOH. Nhận xét màu của d.d Nhỏ từ từ d.d HCl loãng vào ống nghiệm trên ,vừa nhỏ vừa lắc cho đến khi mất màu d/ Điều chế kết tủa Zn(OH)2 bằng d.dịch ZnSO4 và d.dịch NaOH vào đến dư. Quan sát các hiện tượng xảy ra. Viết phương trình hoá học của các phản ứng xảy ra dưới dạng phân tử và ion rút gọn .

GV:Nhận xét:- Đánh giá giờ thực hành -Ý thức tổ chức kỷ luật -Kĩ năng thực hành-thí nghiệm

157

-Thu mẫu tường trình 3. Dặn dò và củng cố 4. Rút kinh nghiệm: ------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

------------------------------------------------------------------------------------------------------------------


Tiết :13 KIỂM TRA 1 TIẾT

A/ Mục tiêu bài kiểm tra: - Kiểm tra kiến thức của HS - Đánh giá, xếp loại trình độ tiếpthu kiến thức của HS - Rèn luyện tư duy, kỹ năng vận dụng khi trình bày B/ Phương pháp: Kiểm tra C/ Chuẩn bị: 1/ GV : - Ra đề (tuỳ trình độ HS mỗi lớp) - Lên đáp án và biểu điểm: Trắc nghiệm 20 câu x 0,25 đ = 5 điểm Tự luận: 5 điểm 2/ HS: Ôn tập kiến thức ở chương I : Sự điện li D/ Nội dung đề và đáp án A. Trắc nghiệm (4 điểm) Bài 1: Trong số các dung dịch có cùng nồng độ mol sau đây, dung dịch nào có độ dẫn điện nhỏ nhất: A . NaCl B . CH3COONa C . CH3COOH D . Na2SO4 Bài 2: Nhỏ 1 giọt quỳ tím vào dung dịch HCl, dung dịch chuyển sang màu đỏ. Nhỏ từ từ dung dịch NaOH cho tới dư vào dung dịch có màu đỏ trên thì : A . Màu đỏ dd vẫn không thay đổi B . Màu đỏ dd nhạt dần rồi mất hẳn C . Màu đỏ nhạt dần , mất hẳn rồi chuyển sang màu xanh D . Màu đỏ dd đậm thêm dần Bài 3: Những cặp chất nào sau đây cùng tồn tại trong cùng 1 dung dịch A. NaCl và AgNO3 B . H2SO4 và NaNO3 C . KOH và FeCl3 D . NaHCO3 và NaOH Bài 4: Các tập hợp ion nào sau đây có thể đồng thời tồn tại trong cùng 1 dung dịch A . Cu2+ , Na+ , OH- , NO3

- C . CO32- , Na+ , OH- , Ba2+

B . Fe3+ , K+ , OH- , NH4+ D . Cu2+ , Fe3+ , NO3

- , Cl- .

Bài 5: trộn 300ml dung dịch MgCl2 0,5M với 200ml dung dịch NaCl 1M thì nồng độ Ion Cl trong dung dịch mới là: A. 2M B. 1,5M C. 1,75M D.1M

158

Bài 6: cho 150ml dung dịch HCl 2M tác dụng với 150ml dung dịch NaOH 1.8M . dung dịch sau phản ứng có pH : A. 1,5 B. 0.5 C. 2 D. 1 Bài 7:Một dung dịch có chứa 2 cation là Fe2+ (0,1mol ) l; Al3+ (0,2 mol ) và 2 anion Cl- (xmol) SO4

2- ( y mol). khi cô cạn dung dịch thu được 46,9g muối khan . Trị số của x và y lần lượt là : A. 0,3 và 0,2 B. 0,2 và 0,3 C. 0,1 và 0,2 D. 0,2 và 0,1 Bài 8: Cần dùng bao nhiêu thể tích H2O (V2) so với thể tích ban đầu (V1) để pha loãng dung dịch có pH = 2 , thành dung dịch có pH = 3 A. V2 = 9V1 B. V2 = 3V1 C. V2 = V1 D. V1 = 3V2 Bài 9: Dung dịch X có [H+] = 2012-9M. Nếu cho vài giọt phenolphtalein vào dung dịch X thì dung dịch sẽ có màu gì ? A. màu xanh B. màu hồng C. màu vàng D. không màu. Câu 2012: Dãy chất nào sau đây gồm những chất điện li mạnh A. CaCO3, NH4Cl, HCl, Ca(OH)2 B. H2SO4, CH3COONa, HF, NaOH C. C2H5OH, Na2SO4, HNO3, Al(OH)3 D. H3PO4, Ba(OH)2, Fe2(SO4)3, H2S

B. Tự luận (6 điểm) Câu 1: Viết phương trình phân tử và ion rút gọn của các phản ứng xảy ra (nếu có) khi cho dd NaOH dư vào các dung dịch FeCl3, HCl, (NH4)2SO4, Ba(HCO3)2, ZnCl2 Câu 2: Cho 20120 ml dung dịch AlCl3 1M vào 350ml dung dịch NaOH 1M. Các phản ứng xảy ra hoàn toàn. Tính khối lượng kết tủa thu được sau phản ứng. Câu 3: Trộn 300 ml dung dịch có chứa NaOH 0,05 mol/l và Ba(OH)2 0,05 mol/l với 200 ml dung dịch có chứa K2SO4 0,01mol/l và H2SO4 0,1 mol/l, sau phản ứng thu được m gam kết tủa và 500 ml dung dịch C. Hãy tính

a) Nồng độ mol/l các ion trong dung dịch C b) pH dung dịch C c) Giá trị m

(Coi H2SO4 điện li hoàn toàn cả hai nấc). Cho nguyên tử khối các nguyên tố: Na = 23, Ba = 137, S = 32, O = 16, K = 39, H = 1 Giải A. Trắc nghiệm (mỗi câu đúng 0,4 đ)

STT Câu 1 Câu 2 Câu 3 Câu 4 Câu 5 Câu 6 Câu 7 Câu 8 Câu 9 Câu 2012

Đáp án C C B D D D B A B A

B. Tự luận Câu 1 (2 đ): Phương trình phân tử và ion rút gon: (mỗi PT đúng 0,4 đ) + 3NaOH + FeCl3 Fe(OH)3 + 3NaCl 3OH- + Fe3+ Fe(OH)3 + NaOH + HCl NaCl + H2O OH- + H+ H2O + 2NaOH + (NH4)2SO4 Na2SO4 + 2NH3 + 2H2O OH- + NH4

+ NH3 + H2O + 2NaOH + Ba(HCO3)2 BaCO3 + Na2CO3 + 2H2O 2OH- + Ba2+ + 2HCO3

- BaCO3 + CO32- + 2H2O

+ 2NaOH + ZnCl2 Zn(OH)2 + 2NaCl 2OH- + Zn2+ Zn(OH)2 Zn(OH)2 + 2NaOH Na2ZnO2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2OH- ZnO2

2- + 2H2O

159

Câu 2 (2 đ): 3 0,1 , 0,35Al OH

n mol n mol 0,25 đ

3OH- + Al3+ Al(OH)3 0,25 đ bd 0,35 0,1 (mol) pư 0,3 0,1 0,1 (mol) spu 0,05 0 0,1 (mol) 0,5 đ Al(OH)3 + OH- AlO2

- + 2H2O 0,25 đ bd 0,1 0,05 (mol) pư 0,05 0,05 (mol) spu 0,05 0 (mol) 0,5 đ

3( ) 0,05.78 3,9Al OHm gam 0,25 đ Câu 3: dd 1: 20,015 , 0,015 , 0,045

Na Ba OHn mol n mol n mol

dd 2: 24

0,004 , 0,04 , 0,022K H SO

n mol n mol n mol 0,25 đ

H+ + OH- H2O bđ 0,04 0,045 (mol) pư 0,04 0,04 (mol) spư 0 0,005 (mol) 0,25 đ SO4

2- + Ba2+ BaSO4 bđ 0,022 0,015 (mol) pư 0,015 0,015 0,015 (mol) spư 0,007 0 0,015 (mol) 0,5 đ a) [Na+] = 0,015/0,5=0,03M. [K+] = 0,004/0,5=0,008M [OH-] = 0,005/0,5=0,01M [SO4

2-] = 0,007/0,5=0,014M 0,5 đ b) pH = 2 0,25 đ c) m = 0,015.233=3,495 gam 0,25 đ

160

MỤC LỤC CHƯƠNG 1: ĐỐI TƯỢNG NHIỆM VỤ HÓA HỌC PHÂN TÍCH VÀ MỐI LIÊN HỆ VỚI VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG ............................................. 1 1.1. Đối tượng, nhiệm vụ của hóa học phân tích .................................................................. 1 1.2. Nội dung chủ yếu của hóa học ở trường phổ thông ....................................................... 2 1.2.1. phân tích định tính ..................................................................................................... 2 1.2.2. Phân tích định lượng .................................................................................................. 2 1.2.3. Phân tích công cụ ...................................................................................................... 2 1.3. Mối quan hệ giữa hóa học phân tích và hóa học ở trường phổ thông ............................. 2 CHƯƠNG 2: LÝ THUYẾT CÂN BẰNG ION TRONG GIẢNG DẠY ............................... 3 Ở PHỔ THÔNG .................................................................................................................. 3 2.1. Chất điện li .................................................................................................................. 3 2.1.1. Chất điện li mạnh ...................................................................................................... 3 2.1.2. Chất điện li yếu ......................................................................................................... 3 2.2. Lí thuyết ARRHENIUS về axit-bazơ ........................................................................... 3 2.3. Lí thuyết BRONSTED - LOWRRY về phản ứng axit-bazơ ........................................ 4 2.3.1. Các định nghĩa........................................................................................................... 4 2.3.2. Hằng số axít Ka

. Hằng số bazơ Kb ............................................................................. 5 2.3.3. Tính pH của các dung dịch axit , bazơ, muối ............................................................. 7 2.3.4. Dung dịch đệm ........................................................................................................ 17 2.4. Cân bằng tạo kết tủa ................................................................................................... 19 2.4.1. Điều kiện tạo thành kết tủa – Tích số tan ................................................................. 19 2.4.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan của kết tủa ........................................................... 21 2.4.3. Kết tủa phân đoạn .................................................................................................... 24 2.3. Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường ĐHSP và ở trường phổ thông.......... 25 2.3.1. Tác dụng chủ đạo lý thuyết cân bằng ion trong giảng dạy hóa học phân tích ở trường ĐHSP ................................................................................................................................ 25 2.3.2. Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường phổ thông .................................... 25 2.4. Vận dụng lý thuyết cân bằng ion vào việc giảng dạy hóa học phổ thông ..................... 26 2.4.1. Dự đoán, bản chất phản ứng trong dung dịch chất điện li ......................................... 26 2.4.2. Một số vấn đề lí thuyết và bài tập quan trọng học sinh phổ thông cần nắm vững trong chương này. ...................................................................................................................... 26 CHƯƠNG 3. VAI TRÒ CỦA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH TRONG VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG ..................................................................................... 40 3.1. Những nguyên lí cơ bản của phân tích định tính ......................................................... 40 3.1.1. Phản ứng phân tích .................................................................................................. 40 3.1.2. Phân tích theo phương pháp khô và phương pháp ướt .............................................. 40 3.2. Tác dụng của bài tập nhận biết các chất ...................................................................... 41 3.3. Mối liên hệ giữa phân tích định tính với việc nhận biết các chất ................................. 41 3.3.1. Phân tích hệ thống ................................................................................................... 41 3.3.2. Phân tích định tính các cation nhóm I Ag+, Hg2

2+, Pb2+ ........................................... 43 3.3.3. Phân tích định tính các cation nhóm II Ba2+, Sr2+, Ca2+ ................................................. 44 3.3.4. Phân tích định tính các cation nhóm III Al3+, Sn4+, Sn2+, Zn2+, As5+, Cr3+ ..................... 46 3.3.5. Phân tích các cation nhóm IV Fe2+, Fe3+, Sb3+, Sb5+, Mn2+, Bi3+, Mg2+ .................... 48 3.3.6. Phân tích cation nhóm V Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+ ............................................. 50 3.3.7. Phân tích các Anion ............................................................................................... 51 3.4. Các loại phản ứng thường dùng để nhận biết các chất ................................................. 55 3.4.1. Một số loại thuốc thử và phản ứng liên quan trong hóa hữu cơ................................. 55 10/ Vôi sữa: ...................................................................................................................... 57 3.4.2. Một số loại thuốc thử và phản ứng liên quan trong hóa vô cơ ................................... 58 ......................................................................................................................................... 58 3.5. Các loại bài tập nhận biết và phương pháp xây dựng loại bài tập đó............................ 60

161

3.5.1. Bài tập nhận biết sử dụng thuốc thử tùy ý ................................................................ 60 3.5.2. Bài tập sử dụng thuốc thử giới hạn........................................................................... 61 3.5.3. Bài tập không sử dụng thuốc thử.............................................................................. 62 3.5.4. Bài tập nhận biết các chất, ion trong một hỗn hợp .................................................... 63 5.5.5. Bài tập nhận biết hữu cơ .......................................................................................... 64 3.5.6. Bài tập Tách riêng ................................................................................................... 64 CHƯƠNG 4: VAI TRÒ PHÂN TÍCH ĐỊNH LƯỢNG HOÁ HỌC ................................... 67 4.1. Các phương pháp định lượng hoá học ......................................................................... 67 4.1.1. Phân tích khối lượng ................................................................................................ 67 4.1.2. Phân tích thể tích ..................................................................................................... 67 4.2. Vận dụng phương pháp phân tích khối lượng để xây dựng các bài tập ở trường phổ thông ......................................................................................................................................... 70 4.2.1. Phần vô cơ ............................................................................................................... 70 4.2.2. Phần hữu cơ............................................................................................................. 76 4.3. Vận dụng phương pháp phân tích thể tích để xây dựng các bài tập ở trường phổ thông 82 Chươnng 5 VAI TRÒ CỦA PHÂN TÍCH CÔNG CỤ ....................................................... 85 5.1. Phân tích điện phân khối lượng................................................................................... 85 5.1.1. Định luật về sự điện phân ........................................................................................ 85 3.2. Điện thế phân hủy và quá thế ...................................................................................... 86 5.2. Phân tích điện thế ....................................................................................................... 93 5.2.1. Đặc điểm chung của phương pháp phân tích đo điện thế .......................................... 93 5.2.2. Thế điện cực ............................................................................................................ 94 2.2.2. Điện cực so sánh...................................................................................................... 95 5.2.3. Phương pháp đo điện thế ......................................................................................... 97 PHỤ LỤC 1: MỘT SỐ BÀI TẬP TRONG ĐỀ THI HỌC SINH GIỎI ............................ 101 PHỤ LỤC 2: MỘT SỐ GIÁO ÁN ................................................................................... 121 TÀI LIỆU THAM KHẢO ................................................... Error! Bookmark not defined.

Áp dụng cho chương trình phổ thông

Documents

Transcript of Áp dụng cho chương trình phổ thông