Chuyên đề axit – bazơ
CHUYÊN ĐỀ AXIT−BAZƠ
Bài 1: Tính pH trong dung dịch gồm H3PO4 0,05 M; HNO3 1,00.10−3 M và HCOOH 0,5 M.
Cho biết: H3PO4 có Ka1 = 10−2,15; Ka2 = 10−7,21; Ka3 = 10−12,32; HCOOH có Ka = 10−3,75.
Đáp số: pH = 1.73
Bài 2. Dung dịch A gồm KCN 0,120 M; NH3 0,150 M và KOH 5,00.10−3 M.
1) Tính pH của dung dịch A.
2) Tính thể tích dung dịch HCl 0,210 M cần cho vào 50,00 mL dung dịch A để pH của hỗn
hợp thu được bằng 9,24.
Cho biết: pKa của HCN là 9,35; của NH4+ là 9,24; của H2S là 7,00 và 12,92;
Hướng dẫn giải:
1) Các cân bằng:
KOH
à K+ + OH−
CN− + H2O
⇌ HCN + OH−
Kb1 = 10− 4,65
NH3 + H2O
⇌ NH4+ + OH−
Kb2 = 10− 4,76
H2 O
⇌ H+ + OH−
KW = 10− 4,76
[OH−] = CKOH + [HCN] + [NH4+] + [H+]
Đặt [OH−] = x
x = 5.10−3 + KB1[CN]/x + KB2[NH3]/x + KH2O/x
x2 − 5.10−3x − (KB1[CN−] + KB2[NH3] + KH2O) = 0
Tính gần đúng coi [CN−] bằng CCN− = 0,12M ; [NH3] = CNH3 = 0,15 M .
Ta có: x2 − 5.10−3 . x − 5,29 . 10−6 = 0 −> x = [OH−] = 5,9.10−3M.
Kiểm lại [HCN] / [CN−] = 10−4,65/ 5,9.10−3 = 3,8.10−3 −> [HCN] << [CN−]
[NH4+ ] / [NH3] = 10−4,76/ 5,9.10−3 = 2,9.10−3 −> [NH4+] << [NH3]
Vậy cách giải gần đúng trên có thể chấp nhận −> pH = 11,77.
2. pH = pKNH4+ + lg([NH3]/[NH4+] ) = 9,24 + lg([NH3]/[NH4+] ) = 9,24
−> [NH4+] = [NH3] có nghĩa là 50% [NH3] đã bị trung hoà; dĩ nhiên toàn bộ KOH đã bị trung hoà. Mặt
khác PH = 9,24 = pKHCN + lg([CN−]/[HCN] ) = 9,35 + lg([CN−]/[HCN] )
−> [CN−] = 10−0,11 = 0,776.
[HCN]/[CN−] ) = 1/0,776 −> [HCN] / CCN− = 1/(1+0,776) = 0,563
Nghĩa là 56,3% CN− đã bị trung hoà.
Vậy VHCL . 0,21 = VA . CKCN . 0,563 + VA. CNH3 . 0,5 + VA . CKOH
VHCL = 50(0,12 x 0,563 + 0,15 x 0,5 + 5x10−3 ) / 0,51 = 35,13 mL.
Bài 3. Một dung dịch monoaxit HA nồng độ 0,373% có khối lượng riêng bằng 1,000 g/mL và pH = 1,70.
Khi pha loãng gấp đôi thì pH = 1,89.
1. Xác định hằng số axit Ka của HA.
2. Trộn 10 mL dung dịch A với 10 mL dung dịch HCl nồng độ C (mol/l). Sau khi trộn, độ điện
li của axit HA giảm 20%. Tính giá trị của C.
1
Chuyên đề axit – bazơ
Hướng dẫn giải:
1.
+
HA ⇌ H + A
−
[H + ][A- ]
Ka =
[HA]
(1)
(2)
Bỏ qua sự phân li của nước, ta có: [H+] = [A−] và c (nồng độ mol của axit) = [A−] + [HA]
Thay [H+] = [A−] và [HA] = c − [H+] vào (2), ta được K a =
[H+ ]2
c - [H + ]
(3)
Khi pH = 1,70 thì [H+] = 10 −1,70 = 0,0200; Khi pH = 1,89 thì [H+] = 10 −1,89 = 0,0129
Thay các kết quả này vào (3) ta được hệ phương trình:
0,022
Ka =
c - 0,02
Ka =
0,01292
c
- 0,0129
2
Giải hệ phương trình ta được c = 0,0545 và Ka = 0,0116.
Vậy c = 0,0545 mol/l và Ka = 0,0116
2. (Tóm tắt cách giải)
Trong dung dịch A, độ điện li của HA là α = 0,366.
Sau khi trộn, độ điện li giảm 20% à α1 = 0,293.
CHA = 0,0545/2 = 0,02725.
CHCl = C/2.
Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho cân bằng phân li của axit HA với độ điện li = 0,293 à
Tổng nồng độ ion H+ và nồng độ ion H+ do HA phân li ra à tính được nồng độ H+ do HCl phân li ra
à Đáp số: C = 0,04 M.
Bài 4: Dung dịch A gồm Na2S và CH3COONa có pHA = 12,50.
1. Thêm một lượng Na3PO4 vào dung dịch A sao cho độ điện li của ion S2− giảm 20% (coi thể tích
dung dịch không đổi). Tính nồng độ của Na3PO4 trong dung dịch A.
2. Chuẩn độ 20,00 mL dung dịch A bằng dung dịch HCl 0,10 M:
a. Khi chỉ thị metyl da cam đổi màu (pH = 4,00) thì dùng hết 19,40 mL dung dịch HCl. Tính nồng độ
CH3COONa trong dung dịch A.
b. Nếu chỉ dùng hết 17,68 mL HCl thì hệ thu được có pH là bao nhiêu?
Cho biết: pKa1(H2S) = 7,02; pKa2(H2S) = 12,9;
pKa1(H3PO4 ) = 2,15; pK a2(H3PO4 ) = 7,21; pKa3(H3PO4 ) = 12,32; pKa(CH3COOH) = 4,76.
Hướng dẫn giải:
1. Gọi nồng độ của Na2S và CH3COONa trong dung dịch A là C1 (M) và C2 (M). Khi chưa thêm
Na3PO4, trong dung dịch xảy ra các quá trình:
S2−
+ H2O ⇌ HS− + OH−
10−1,1
(1)
HS−
+ H2O ⇌ H2S + OH−
10−6,98
(2)
2
Chuyên đề axit – bazơ
CH3COO− + H2O ⇌ CH3COOH + OH−
+
10−9,24
−
(3)
−14
H2O ⇌ H + OH
10
(4)
Vì pH = 12,5 nên sự phân li của nước không đáng kể; vì Kb1 >> Kb2 nên bỏ qua sự phân li nấc 2 của S2-.
Do pH = 12,5 à [OH-] = 10-1,5 M.
Ta có
[OH - ] = [HS- ] + [CH 3COOH] = [HS- ] + [CH 3COO- ]
-
Do [CH3COO ] không quá lớn à 10
OH- là không đáng kể.
-7,74
Kb
−
[OH ]
= [HS- ] + 10-7,74 [CH 3COO- ] = 10-1,5
.[CH3COO-] rất nhỏ so với 10-1,5 à sự đóng góp ion
Cân bằng (1) là chính:
S2−
+ H2O ⇌ HS− + OH−
C C1
[ ] C1− 10−1,5
10−1,5
10−1,5
10−1,1
→ CS2- = C1 = 0,0442 (M) và độ điện li αS2- = α1 =
[HS- ] 10−1,5
=
= 0,7153
CS20,0442
Khi thêm Na3PO4 vào dung dịch A, ngoài 4 cân bằng trên, trong hệ còn có thêm 3 cân bằng sau:
+ H2O ⇌ HPO 2-4 + OH−
10−1,68
(5)
HPO 2-4 + H2O ⇌ H 2 PO-4 + OH−
10−6,79
(6)
H 2 PO-4 + H2O ⇌ H 3 PO 4 + OH−
10−11,85
(7)
PO 3-4
Khi đó αS, 2- = α 2 = 0,7153.0,80 = 0,57224 =
[HS- ]
→ [HS−] = 0,0442. 0,57224 = 0,0253 (M).
CS2-
Vì môi trường bazơ nên CS2- = [S2−] + [HS−] + [H2S] ≈ [S2−] + [HS−]
→ [S2−] = 0,0442 – 0,0253 = 0,0189 (M)
10−1,1.0,0189
Từ (1) → [OH ] =
= 0,0593 (M).
0,0253
−
So sánh các cân bằng (1) → (7), ta thấy (1) và (5) quyết định pH của hệ:
[OH−] = [HS−] + [ HPO 2-4 ]→[ HPO 2-4 ] = [OH−] − [HS−] = 0,0593 – 0,0253 = 0,0340 (M)
Từ (5) → [ PO 3-4 ] =
[HPO2-4 ][OH- ] 0,0340.0,0593
= 0,0965 (M).
=
10-1,68
10-1,68
→ CPO3- = [ PO 3-4 ] + [ HPO 2-4 ] + [ H 2 PO-4 ] + [ H 3 PO 4 ] ≈ [ PO 3-4 ] + [ HPO 2-4 ]
4
CPO3- = 0,0965 + 0,0340 = 0,1305 (M).
4
2. Khi chuẩn độ dung dịch A bằng HCl, có thể xảy ra các quá trình sau:
Tại pH = 4,00:
S2− + H+ → HS−
1012,9
HS− + H+ → H2S
107,02
CH3COO− + H+ → CH3COOH
104,76
[HS- ] 10−4,00
10−4,00
−
2− [H 2S]
>>1→
[HS
]
>>[S
];
>>1→ [H2S] >>[HS−];
=
=
2−12,90
−7,02
[S ] 10
[HS ] 10
3
Chuyên đề axit – bazơ
[CH3COOH] 10−4,00
[CH3COOH]
100,76
0,76
≈
10
1→
=
=
=
= 0,8519
[CH3COO- ] 10−4,76
[CH3COOH]+[CH3COO- ] 1 + 100,76
Như vậy khi chuẩn độ đến pH = 4,00 thì ion S2− bị trung hòa hoàn toàn thành H2S và 85,19%
CH3COO− đã tham gia phản ứng:
→ 0,10. 19,40 = 20,00.(2.0,0442 + 0,8519.C2) → CCH COO- = C2 = 0,010 (M).
3
Khi chuẩn độ hết 17,68 mL HCl, ta thấy:
nHCl = 0,1.17,68 = 1,768 (mmol); n S2- = 20. 0,0442 = 0,884 (mmol) = 0,5. nHCl
Vậy phản ứng xảy ra: S2−
2H+
+
C0
0,884
37, 68
1, 768
37, 68
C
0
0
Hệ thu được gồm H2S:
H2 S
→
0,884
37, 68
0,884
0, 01.20
= 0,02346 (M) và CH3COO−:
= 5,308.10−3 (M).
37, 68
37, 68
Các quá trình:
H2S ⇌ H+ + HS−
10−7,02
HS− ⇌ H+ + S2−
10−12,9
+
H2O ⇌ H + OH
−
(8)
(9)
−14
(10)
−9,24
(11)
10
−
−
CH3COO + H2O ⇌ CH3COOH + OH
pH của hệ được tính theo (8) và (11):
10
10−7,02.[H 2S]
h = [H ] = [HS ] – [CH3COOH] =
− 104,76. [CH3COO−].h
h
+
−
10-7,02 .[H 2S]
1 + 104,76 .[CH3COO- ]
→h =
(12)
Chấp nhận [H2S]1 = C H2S = 0,02346 (M) và [CH3COO−]1 = CCH COO- = 5,308.10−3 (M), thay vào
3
−6
−5,57
(12), tính được h1 = 2,704.10 = 10
Kiểm tra: [H2S]2 = 0,02346.
(M).
−5,57
10
= 0,02266 (M).
10
+ 10−7,02
−5,57
10−4,76
= 4,596.10−3 (M).
−5,57
−4,76
10
+ 10
−
Thay giá trị [H2S]2 và [CH3COO ]2 vào (12), ta được h2 = 2,855.10−6 = 10−5,54 ≈ h1.
Kết quả lặp, vậy pH = 5,54.
[CH3COO−]2 = 5,308.10−3.
Bài 5: Trộn 20,00 mL dung dịch NaOH 0,2000 M vào 20,00 mL dung dịch A chứa KCN 0,0400 M,
NH3 0,0800 M, NH4Cl 0,1000 M và HCN 0,1000 M thu được dung dịch B.
a) Tính pH của dung dịch B và nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch B.
b) Tính số mg axit HCOOH cần thêm vào dung dịch B để thu được dung dịch có pH = 7,00 (Coi thể
tích dung dịch không đổi khi thêm axit fomic).
Biết: Biết: pKa của NH4+ = 9,24; HCN = 9,35; HCOOH = 3,75
Đáp số:
4
Chuyên đề axit – bazơ
a) pH = 11,25.
b) mHCOOH = 0,194 gam.
Bài 6: Độ điện li của H2CO3 trong một dung dịch chứa H2CO3 là 0,666%. Thêm NH3 vào dung dịch
H2CO3 đó đến nồng độ 0,006 M thì thu được dung dịch A (coi thể tích dung dịch không đổi khi thêm
NH3).
a/ Tính nồng độ H2CO3 trong dung dịch ban đầu.
b/ Tính pH của dung dịch A.
c/ Trộn 10,00 mL dung dịch A với 10 mL dung dịch Ca2+. Tính nồng độ tối thiểu của Ca2+ có trong
dung dịch Ca2+ để có CaCO3 tách ra.
Cho biết: pK a1(H CO ) = 6,35; pK a2(H CO ) = 10,33; pK
2
3
2
3
aNH +4
= 9,24; pK S(CaCO ) = 8,35.
3
Bỏ qua sự tạo phức hidroxo của ion Ca2+.
Đáp số:
a) C = 0,01 M.
b) pH = 6,526.
c) C ≥ 0,0189 M.
Bài 7. a) Tính pH của dung dịch Na2A 0,022 M.
b) Tính độ điện li của ion A2− trong dung dịch Na2A 0,022 M khi có mặt NH4HSO4 0,001 M.
Cho: pK
-
a(HSO 4 )
Hướng dẫn giải:
2. a)
= 2,00; pK
+
a(NH 4 )
= 9,24; pK a1(H 2 A) = 5,30; pK a2(H 2 A) = 12,60.
A2− + H2O ⇌ HA− + OH−
−
Kb1 = 10−1,4
(1)
−8,7
(2)
H2O ⇌ H+ + OH−
Kw = 10−14
Vì Kb1.C >> Kb2.C >> Kw → pH của hệ được tính theo cân bằng (1):
(3)
HA + H2O ⇌ H2S + OH
C
[]
−
Kb2 = 10
A2− + H2O ⇌ HA− + OH−
0,022
0,022 − x
x
x
−
[OH ] = x = 0,0158 (M) → pH = 12,20
Kb1 = 10−1,4
b) Khi có mặt NH4HSO4 0,0010 M:
NH4HSO4 →
+
+ H SO−4
NH 4
0,001
Phản ứng: H SO−4 +
0,001
−
+
NH 4
0,001
−
A2−
→ HA− +
0,022
0,021
+
A2− → HA−
0,021
0,020
0,001
K1 = 1010,6
2−
SO4
0,001
+
0,001
K2 = 103,36
NH3
0,001
0,002
5
0,001
Chuyên đề axit – bazơ
Hệ thu được gồm: A2− 0,020 M; HA− 0,002 M; SO24− 0,001 M; NH3 0,001 M.
Các quá trình xảy ra:
A2− + H2O ⇌ HA−
+ OH−
Kb1 = 10−1,4
(4)
NH3 + H2O
⇌ NH +4
+ OH−
K 'b = 10−4,76
(5)
HA− + H2O
⇌ H2 A
Kb2 = 10−8,7
(6)
Kb = 10−12
(7)
+ OH−
2−
−
−
SO4 + H2O ⇌ H SO4 + OH
HA−
⇌ H+
+ A2−
So sánh các cân bằng từ (4) đến (7), ta có: Kb1. C
A
2-
Ka2 = 10−12,6
>>
(8)
K 'b . CNH >> Kb2. CHA- >> Kb. CSO - → (4)
2
4
3
chiếm ưu thế và như vậy (4) và (8) quyết định thành phần cân bằng của hệ:
A2−
+ H2O ⇌ HA−
+
OH−
Kb1 = 10−1,4
C
0,02
0,002
[]
0,02 − x
0,002 + x
x
−
→ x = 0,0142 → [HA ] = 0,0162 (M)
-
→ αA - =
2
[HA ]
0,022
=
0,0162
= 0,7364 hay α
0,022
-
(Hoặc
α A2- =
[OH ] + C
HSO 4
+C
+
NH 4
0,022
=
A
-=
2
73,64 %.
0,0142 + 0,001 + 0,001
0,022
= 0,7364)
Bài 8. Axit acetylsalicylic (HA) là thành phần chính của thuốc aspirin, ngoài các tác dụng giảm đau,
hạ sốt, chống viêm; nó còn có tác dụng chống kết tập tiểu cầu, khi dùng liều thấp kéo dài có thể phòng
ngừa đau tim và hình thành cục nghẽn trong mạch máu. Về mặt cấu trúc hoá học, nó là một đơn axit
yếu có pKa = 3,52. Hiệu quả sử dụng của thuốc phụ thuộc nhiều và khả năng hấp thụ vào trong máu.
Cân bằng axit − bazơ đóng 1 vai trò quan trọng trong quá trình hấp thụ thuốc.
Thành dạ
dày
Dung dịch trong dạ dày
pH = 2,0
H+ + A−
Dịch huyết tương
pH = 7,4
HA
HA
A−
A−
H+ + A −
Giả thiết rằng ion A− của axit acetylsalicylic trong thuốc không thẩm thấu được qua thành dạ
dày, nhưng dạng axit HA thì có thể dễ dàng đi qua thành dạ dày. Giả thiết rằng cân bằng axit bazơ
được thiết lập trong cả 2 bên của thành dạ dày. Hãy tính tỉ lệ tổng nồng độ [HA] + [A−] của thuốc
aspirin (axit acetylsalicylic) trong dịch dạ dày và trong máu.
Đáp số:
([HA] + [A - ]) máu
([HA] + [A - ]) da dày
= 7366
6
Chuyên đề axit – bazơ
Bài 9. Dung dich X gồm HA 3% (MHA = 46); NH4Cl 0,1 M và HCN 0,2 M (d = 1,005 g/mL) có pH = 1,97.
a) Pha loãng 10 mL dung dịch X bằng V1 mL nước cất, sau khi pha loãng thì độ điện li của HA trong
dung dịch thu được tăng 2 lần. Tính giá trị của V1.
b) Trộn 10 mL dung dịch X với 10 mL dung dịch NaOH cho vào là 0,10 M, thu được dung dịch Y.
Tính độ điện li của axit HA trong dung dịch Y.
c) Tiến hành chuẩn độ 10 mL dung dịch X bằng dung dịch NaOH 0,5 M đến khi xuất hiện màu hồng
của phenolphthalein thì dừng lại (pH = 9,0) thì dùng hết V2 mL. Tính giá trị của V2.
Cho biết: pKa(NH4+) = 9,24; pKa(HCN) = 9,35.
Đáp số:
a) Tính ra Ka = 1,778.10-4; CHA = 0,655 M à V1 = 3,07 mL.
b) NaOH phản ứng với HA trước (vì HA mạnh hơn).
α = 0,1557.
c) Tính theo phân số nồng độ tại pH = 9 à % các chất bị trung hoà à V.
V = 15,06 mL.
7