Chương 3: Chuẩn bộ AXIT BAZƠ | Bài giảng môn Hóa phân tích | Đại học Bách khoa hà nội

Axit là những chất có khả năng cho proton. Axit sau khi cho proton tạo ra một bazơ gọi là bazơ liên hợp. Tài liệu trắc nghiệm môn Hóa phân tích giúp bạn tham khảo, ôn tập và đạt kết quả cao. Mời bạn đọc đón xem!

18 9 lượt tải Tải xuống
Chia sẻ Báo cáo tài liệu

Môn: Hóa phân tích (hcc)

Trường: Đại học Bách Khoa Hà Nội

Thông tin:

54 trang 1 tháng trước

Tác giả:

Profile Lê Na
CHƯƠNG 3: CHUẨN
ĐỘ AXIT BAZƠ
• Bộ môn Hóa phân tích
• Đại học Bách khoa Hà Nội, C1-418
PGS.TS.Vũ Anh Tuấn
CHƯƠNG 3: CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ
3.1. Phản ứng axit-bazơ
3.2. Cân bằng axít - bazơ trong dung dịch nước
3.3. Dung dịch đệm
3.4. Chuẩn độ axit bazơ
Bài tập chương 3
3.1. Phản ứng axit-bazơ
3.1.1. Định nghĩa axit-bazơ cặp axit bazơ liên hợp
+ Theo Bronsted:
- Axit là những chất có khả năng cho proton. Axit sau khi cho proton tạo ra một
bazơ gọi là bazơ liên hợp.
- Bazơ là những chất có khả năng nhận proton.
+ Phương trình: A
1
B
1
+ H
+
(axit) (bazơ)
B
1
là bazơ liên hợp của axit A
1
và gọi A
1
/B
1
là một cặp axit-bazơ liên hợp.
+ Nước là dung môi vừa có khả năng cho và nhận proton, nên các axit, bazơ
có thể thể hiện tính chất của chúng trong nước.
Cặp axit-bazơ liên hợp
B + H
2
O A + OH
-
A/B
NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-
NH
4
+
/NH
3
CH
3
COOH + H
2
O CH
3
COO
-
+ H
3
O
+
CH
3
COOH/CH
3
COO
-
HCl + H
2
O Cl
-
+ H
3
O
+
HCl/Cl
-
Chất lưỡng tính vừa có khả năng nhường H
+
vừa có khả năng nhận H
+
như
H
2
O, HCO
3
-
, HSO
4
-
, H
2
PO
4
-
, NH
2
CH
2
COOH..
Đơn axit là các axit có thể nhường một H
+
: HCl, HNO
3
, CH
3
COOH, HPO
4
2-
..
Đơn bazơ là các bazơ có thể nhận một H
+
: NaOH, KOH, NH
3
, CH
3
COO
-
..
Đa axit là axit có thể cho nhiều H
+
: H
2
SO
4
, H
3
PO
4
, H
2
S..
Đa bazơ là bazơ có khả năng nhận nhiều H
+
: Ca(OH)
2
, PO
4
3-
, SO
4
2-
,
3.1.2. Phản ứng axit-bazơ
A
1
+ B
2
B
1
+ A
2
A
1
H
+
+ B
1
A
1
/B
1
B
2
+ H
+
A
2
A
2
/B
2
Ví dụ: CH
3
COOH + NH
3
CH
3
COO
-
+ NH
4
+
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
CH
3
COOH/CH
3
COO
-
NH
3
+ H
+
NH
4
+
NH
4
+
/ NH
3
Thực chất phản ứng axit bazơ là sự trao đổi H
+
giữa hai cặp axit-bazơ liên hợp.
3.1.3. Hằng số axit- bazơ, tích số ion của nước
a. Hằng số axit:
Giả sử có axit A hoà tan vào nước:
A + H
2
O B + H
3
O
+
K
cb
=
󰇟
󰇠
K
cb
. [H
2
O] =
󰇟
󰇠
=
󰇟
󰇠
Trong dung dịch ta có nồng độ H
2
O xấp xỉ nhau bằng 1000/18 =55,5 (M). Rất
lớn so với nồng độ ion trong dung dịch nên coi [H
2
O] = const.
Đặt K
cb
. [H
2
O] = K
a
=
󰇟
󰇠
K
a
gọi là hằng số axit biểu thị cường độ mạnh yếu của axit. Ngoài ra còn
dùng đại lượng pK
a
= -logK
a
Đối với một axit K
a
càng lớn, pK
a
càng nhỏ thì axit phân li càng mạnh.
Ngược lại, đối với một axit K
a
càng bé, pK
a
càng lớn thì axit phân li càng
yếu.
Ví dụ: Axit CH
3
COOH có K
a
= 1,74.10
-5
, pK
a
= 4,67
Axit HCN có K
a
= 6,2.10
-10
, pK
a
= 9,21
b. Hằng số bazơ:
Giả sử có bazơ B hoà tan vào nước:
B + H
2
O A + OH
-
K
cb
=
󰇟
󰇠
K
cb
.[H
2
O] = K
b
=
󰇟
󰇠
K
b
là hằng số bazơ biểu thị cường độ mạnh yếu của bazơ, ngoài ra còn
dùng đại lượng pK
b
= - logK
b
K
b
càng lớn, pK
b
càng bé thì bazơ càng mạnh.
K
b
càng bé, pK
b
càng lớn thì bazơ càng yếu.
Ví dụ: Bazơ NH
3
có K
b
= 1,8.10
-5
, pK
b
=4,75
Bazơ CH
3
COO
-
có K
b
= 10
-9,25
, pK
b
=9,25
Các bazơ mạnh như KOH, NaOH, Ca(OH)
2
, Ba(OH)
2
,… có K
b
= +
c. Tích số ion của nước:
H
2
O + H
2
O = H
3
O
+
+ OH
-
K
cb
=
󰇟
󰇠
󰇟
󰇠
K
cb
.[H
2
O]
2
= [H
3
O
+
].[OH
-
] =
(K
W
)
Ở 25
o
C và P=1atm thì
= [H
3
O
+
].[OH
-
] = 10
-14
d. Quan hệ giữa K
a
,K
b
khi A và B là hai cặp axit bazơ liên hợp:
K
a
=
󰇟
󰇠
K
b
=
󰇟
󰇠
K
a
.K
b
= [H
3
O
+
].[OH
-
] = K
w
=10
-14
Vậy K
a
lớn axit mạnh thì K
b
nhỏ bazơ liên hợp lại yếu
Câu hỏi: Tìm công thức liên quan giữa pK
a
và pK
b
Ví dụ: - Xét cặp axit- bazơ liên hợp CH
3
COOH/CH
3
COO
-
CH
3
COOH + H
2
O
CH
3
COO
-
+ H
3
O
+
Có: K
a
=10
-4,75
, K
b
=10
-9,25
- Đối với axit mạnh: HCl + H
2
O → H
3
O
+
+ Cl
-
K
a
= +∞ Kb =
+
−14
10
= 0
3.2. Cân bằng axít - bazơ trong dung dịch nước
3.2.1. pH của dung dịch chứa cặp axit- bazơ liên hợp
Giả sử trong dung dịch có axit HA nồng độ ban đầu C
A
, hằng số axit K
a
và có bazơ
liên hợp A
-
nồng độ ban đầu C
B
Cân bằng trong dung dịch nước là:
NaA → Na
+
+ A
-
C
B
C
B
C
B
HA + H
2
O H
3
O
+
+ A
-
(hay HA H
+
+ A
-
)
H
2
O + H
2
O H
3
O
+
+ OH
-
(hay H
2
O H
+
+ OH
-
)
K
a
=
󰇟
󰇠

[
󰇠 =
󰇟󰇠
(1)
Vì dung dịch trung hòa về điện nên ta có:
[Na
+
] + [H
+
] = [A
-
] + [OH
-
]
Hay: C
B
+ [H
+
] = [A
-
] + [OH
-
] (2)
Theo định luật bảo toàn khối lượng:
[HA] + [A
-
] = C
A
+ C
B
(3)
Từ (2) [A
-
] = C
B
+ [H
+
] - [OH
-
] (4)
Từ (3) [HA] = C
A
+ C
B
- [A
-
] = C
A
+ C
B
- C
B
- [H
+
] + [OH
-
]
[HA] = C
A
-[H
+
] + [OH
-
] (5)
Thay (4) và (5) vào (1) ta có:
[H+] = K
a
.
󰇟
󰇠
󰇟
󰇠
(*)
3.2.2. pH của dung dịch axit mạnh
Giả sử dung dịch axit mạnh HA nồng độ ban đầu C
A
. Ka = +
Ta có cân bằng:
HA + H
2
O A
-
+ H
3
O
+
( hay HA H
+
+ A
-
) (1)
H
2
O + H
2
O H
3
O
+
+ OH
-
(hay H
2
O H
+
+ OH
-
) (2)
Theo phương trình bảo toàn điện tích ta có [H
+
] = [A
-
] + [OH
-
]
Vì axit mạnh K
a
=
󰇟
󰇠

= +
[HA]= 0 nên cân bằng (1) chuyển hoàn toàn sang phải
[A
-
] = C
A
[H
+
]= C
A
+ [OH
-
]
+ Nếu như nồng độ axit không quá bé (dung dịch không quá loãng) tức
C
A
>> 10
-6
(M), ta có thể bỏ qua [OH
-
] bên C
A
[H
+
] = C
A
pH= -lg[H
+
] = -lgC
A
+ Nếu C
A
= 10
-8
÷10
-6
M
Ta có [H
+
] = C
A
+ 10
-14
[H+]
[H
+
]
2
- C
A
.[H
+
] - 10
-14
= 0
Giải phương trình trên ta tìm được [H
+
] pH =-lg[H
+
]
+ Nếu C
A
<< 10
-8
thì bỏ qua C
A
[H
+
] =[OH
-
] =10
-7
pH =7
Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl có nồng độ 10
-3
M, 10
-7
M và 10
-9
M.
3.2.3. pH của dung dịch bazơ mạnh
Giả sử có một dung dịch bazơ mạnh B với nồng độ ban đầu C
B
, K
b
= +
Ta có cân bằng:
B + H
2
O → BH
+
+ OH
-
(1)
H
2
O + H
2
O H
3
O
+
+ OH
-
(2)
Phương trình bảo toàn proton:
[H
3
O
+
] + [BH
+
] = [OH
-
]
K
b
= + nên [B] = 0 và [BH
+
] = C
B
[OH
-
] = C
B
+ [H
+
]
+ Nếu C
B
>> 10
-6
ta có thể bỏ qua [H
+
] bên cạnh C
B
[OH
-
] = C
B
pOH = -lgC
B
pH = 14 - pOH = 14 + lgC
B
+ Nếu C
B
= 10
-8
10
-6
M
[OH
-
] = C
B
+


󰇟
󰇠
[OH
-
]
2
- C
B
.[OH
-
] -10
-14
=0
Giải phương trình trên ta tìm được [OH
-
] pOH = -log [OH
-
] pH
+ Nếu C
B
<< 10
-8
thì bỏ qua C
B
[OH
-
] = [H
+
] = 10
-7
M
pH = pOH = 7
Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaOH có nồng độ 10
-3
M, 10
-7
M và 10
-9
M.
3.2.4. pH của dung dịch đơn axit yếu
Giả sử axit yếu HA có nồng độ ban đầu C
A
Ta có các cân bằng sau:
HA + H
2
O A
-
+ H
3
O
+
(hay HA H
+
+ A
-
) K
a
(1)
H
2
O + H
2
O H
3
O
+
+ OH
-
(hay H
2
O H
+
+ OH
-
) K
w
(2)
Cách 1: Ta có K
a
=
󰇟
󰇠

(3)
K
w
= [H
+
].[OH
-
] (4)
Theo định luật bảo toàn khối lượng:
C
A
= [HA] + [A
-
] (5)
Dung dịch trung hòa về điện:
[H
+
] = [OH
-
] + [A
-
] (6)
Từ (3), (4), (5) và (6) ta rút được phương trình sau:
[H
+
]
3
+ K
a
.[H
+
]
2
– (K
a
.C
A
+ K
w
)[H
+
] – K
a
.K
w
= 0 (7)
(khoảng 100 lần)
Giải phương trình (7) ta tìm được [H
+
]. Tuy nhiên, để giải phương
trình bậc 3 sẽ gặp khó khăn nên ta có thể giải gần đúng như sau.
+ Nếu dung dịch không quá loãng và axit không quá yếu, tức:
K
a
.C
A
>> K
w
C
A
.[H+] >> K
w
[H
+
]
2
+ K
a
.[H
+
] - Ka.C
A
= 0
[H
+
] pH
| 1/54
| | Tải xuống

Có thể bạn quan tâm:

Preview text:

CHƯƠNG 3: CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ
• Bộ môn Hóa phân tích
• Đại học Bách khoa Hà Nội, C1-418 PGS.TS.Vũ Anh Tuấn
CHƯƠNG 3: CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ
3.1. Phản ứng axit-bazơ
3.2. Cân bằng axít - bazơ trong dung dịch nước 3.3. Dung dịch đệm
3.4. Chuẩn độ axit bazơ Bài tập chương 3
3.1. Phản ứng axit-bazơ
3.1.1. Định nghĩa axit-bazơ cặp axit bazơ liên hợp + Theo Bronsted:
- Axit là những chất có khả năng cho proton. Axit sau khi cho proton tạo ra một
bazơ gọi là bazơ liên hợp.
- Bazơ là những chất có khả năng nhận proton. + Phương trình: A ⇌ B + H+ 1 1 (axit) (bazơ)
B là bazơ liên hợp của axit A và gọi A /B là một cặp axit-bazơ liên hợp. 1 1 1 1
+ Nước là dung môi vừa có khả năng cho và nhận proton, nên các axit, bazơ
có thể thể hiện tính chất của chúng trong nước. Cặp axit-bazơ liên hợp B + H O ⇌ A + OH- A/B 2 NH + H O ⇌ NH + + OH- NH +/NH 3 2 4 4 3
CH COOH + H O ⇌ CH COO- + H O+ CH COOH/CH COO- 3 2 3 3 3 3 HCl + H O ⇌ Cl- + H O+ HCl/Cl- 2 3
Chất lưỡng tính vừa có khả năng nhường H+ vừa có khả năng nhận H+ như
H O, HCO -, HSO -, H PO -, NH CH COOH.. 2 3 4 2 4 2 2
Đơn axit là các axit có thể nhường một H+: HCl, HNO , CH COOH, HPO 2-.. 3 3 4
Đơn bazơ là các bazơ có thể nhận một H+: NaOH, KOH, NH , CH COO-.. 3 3
Đa axit là axit có thể cho nhiều H+: H SO , H PO , H S.. 2 4 3 4 2
Đa bazơ là bazơ có khả năng nhận nhiều H+: Ca(OH) , PO 3-, SO 2-, 2 4 4
3.1.2. Phản ứng axit-bazơ A + B ⇌ B + A 1 2 1 2 A ⇌ H+ + B A /B 1 1 1 1 B + H+ ⇌ A A /B 2 2 2 2 Ví dụ:
CH COOH + NH ⇌ CH COO- + NH + 3 3 3 4 CH COOH ⇌ CH COO- + H+ CH COOH/CH COO- 3 3 3 3 NH + H+ ⇌ NH + NH +/ NH 3 4 4 3
Thực chất phản ứng axit bazơ là sự trao đổi H+ giữa hai cặp axit-bazơ liên hợp.
3.1.3. Hằng số axit- bazơ, tích số ion của nước a. Hằng số axit:
Giả sử có axit A hoà tan vào nước: A + H O ⇌ B + H O+ 2 3 B .[H B .[H B .[H+] K = 3O+] ⇒ K . [H O] = 3O+] = cb H cb 2 2O . A A A
Trong dung dịch ta có nồng độ H O xấp xỉ nhau bằng 1000/18 =55,5 (M). Rất 2
lớn so với nồng độ ion trong dung dịch nên coi [H O] = const. 2 Đặt B .[H+] K . [H O] = K = cb 2 a A
K gọi là hằng số axit biểu thị cường độ mạnh yếu của axit. Ngoài ra còn a
dùng đại lượng pK = -logK a a
Đối với một axit K càng lớn, pK càng nhỏ thì axit phân li càng mạnh. a a
Ngược lại, đối với một axit K càng bé, pK càng lớn thì axit phân li càng a a yếu.
Ví dụ: Axit CH COOH có K = 1,74.10-5, pK = 4,67 3 a a
Axit HCN có K = 6,2.10-10, pK = 9,21 a a b. Hằng số bazơ:
Giả sử có bazơ B hoà tan vào nước: B + H O ⇌ A + OH- 2 A .[OH−] A .[OH−] K = ⇒ K .[H O] = K = cb H cb 2 b 2O . B B
K là hằng số bazơ biểu thị cường độ mạnh yếu của bazơ, ngoài ra còn b
dùng đại lượng pK = - logK b b
K càng lớn, pK càng bé thì bazơ càng mạnh. b b
K càng bé, pK càng lớn thì bazơ càng yếu. b b Ví dụ:
Bazơ NH có K = 1,8.10-5, pK =4,75 3 b b
Bazơ CH COO- có K = 10-9,25, pK =9,25 3 b b
Các bazơ mạnh như KOH, NaOH, Ca(OH) , Ba(OH) ,… có K = +∞ 2 2 b
c. Tích số ion của nước: H O + H O = H O+ + OH- 2 2 3 H K =
3O+ .[OH−] ⇒ K .[H O]2 = [H O+].[OH-] = K ) cb [H cb 2 3 H 2O]2 2O (KW
Ở 25 oC và P=1atm thì K𝑊= [H O+].[OH-] = 10-14 3
d. Quan hệ giữa K ,K khi A và B là hai cặp axit bazơ liên hợp: a b B .[H K = 3O+] a A A .[OH−] K = b B
⇒ K .K = [H O+].[OH-] = K =10-14 a b 3 w
Vậy K lớn axit mạnh thì K nhỏ bazơ liên hợp lại yếu a b
Câu hỏi: Tìm công thức liên quan giữa pK và pK a b
Ví dụ: - Xét cặp axit- bazơ liên hợp CH COOH/CH COO- 3 3
CH COOH + H O ⇌ CH COO- + H O+ 3 2 3 3 Có: K =10-4,75 , K =10-9,25 a b
- Đối với axit mạnh: HCl + H O → H O+ + Cl- 2 3 −14 10 K = +∞ ⇒ Kb = = 0 a + 
3.2. Cân bằng axít - bazơ trong dung dịch nước
3.2.1. pH của dung dịch chứa cặp axit- bazơ liên hợp
Giả sử trong dung dịch có axit HA nồng độ ban đầu C , hằng số axit K và có bazơ A a
liên hợp A- nồng độ ban đầu CB
Cân bằng trong dung dịch nước là: NaA → Na+ + A- C C C B B B HA + H O ⇌ H O+ + A- (hay HA ⇌ H+ + A-) 2 3
H O + H O ⇌ H O+ + OH- (hay H O ⇌ H+ + OH-) 2 2 3 2 A− .[H+] K K = ⇒ [H+] = a.[HA] (1) a HA A−
Vì dung dịch trung hòa về điện nên ta có: [Na+] + [H+] = [A-] + [OH-] Hay: C + [H+] = [A-] + [OH-] (2) B
Theo định luật bảo toàn khối lượng: [HA] + [A-] = C + C (3) A B Từ (2) ⇒ [A-] = C + [H+] - [OH-] (4) B
Từ (3) ⇒ [HA] = C + C - [A-] = C + C - C - [H+] + [OH-] A B A B B ⇒ [HA] = C -[H+] + [OH-] (5) A
Thay (4) và (5) vào (1) ta có: C
[H+] = K . A − H+ + [OH−] (*) a CB + H+ − [OH−]
3.2.2. pH của dung dịch axit mạnh
Giả sử dung dịch axit mạnh HA nồng độ ban đầu C . Ka = +∞ A Ta có cân bằng: HA + H O
⇌ A- + H O+ ( hay HA ⇌ H+ + A-) (1) 2 3
H O + H O ⇌ H O+ + OH- (hay H O ⇌ H+ + OH- ) (2) 2 2 3 2
Theo phương trình bảo toàn điện tích ta có [H+] = [A-] + [OH-] A− .[H Vì axit mạnh K = 3O+] = +∞ a HA
⇒ [HA]= 0 nên cân bằng (1) chuyển hoàn toàn sang phải [A-] = C ⇒ [H+]= C + [OH-] A A
+ Nếu như nồng độ axit không quá bé (dung dịch không quá loãng) tức
C >> 10-6 (M), ta có thể bỏ qua [OH-] bên C A A
⇒ [H+] = C ⇒ pH= -lg[H+] = -lgC A A
+ Nếu C = 10-8 ÷10-6 M A Ta có [H+] = C + 10-14[H+] A
⇒ [H+]2 - C .[H+] - 10-14 = 0 A
Giải phương trình trên ta tìm được [H+] ⇒ pH =-lg[H+]
+ Nếu C << 10-8 thì bỏ qua C ⇒ [H+] =[OH-] =10-7 A A pH =7 
Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl có nồng độ 10-3 M, 10-7 M và 10-9 M.
3.2.3. pH của dung dịch bazơ mạnh
Giả sử có một dung dịch bazơ mạnh B với nồng độ ban đầu C , K = +∞ B b Ta có cân bằng: B + H O → BH+ + OH- (1) 2 H O + H O ⇌ H O+ + OH- (2) 2 2 3
Phương trình bảo toàn proton: [H O+] + [BH+] = [OH-] 3
K = +∞ nên [B] = 0 và [BH+] = C b B ⇒ [OH-] = C + [H+] B
+ Nếu C >> 10-6 ta có thể bỏ qua [H+] bên cạnh C B B ⇒ [OH-] = CB pOH = -lgC ⇒ pH = 14 - pOH = 14 + lgC B B + Nếu C = 10-8 ÷ 10-6 M B 10−14 ⇒ [OH-] = C + B [OH−]
⇒ [OH-]2 - C .[OH-] -10-14 =0 B
Giải phương trình trên ta tìm được [OH-] ⇒ pOH = -log [OH-] ⇒ pH
+ Nếu C << 10-8 thì bỏ qua C ⇒ [OH-] = [H+] = 10-7 M B B ⇒ pH = pOH = 7
Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaOH có nồng độ 10-3 M, 10-7 M và 10-9 M.
3.2.4. pH của dung dịch đơn axit yếu
Giả sử axit yếu HA có nồng độ ban đầu CA Ta có các cân bằng sau: HA + H O ⇌ A- + H O+ (hay HA ⇌ H+ + A-) K (1) 2 3 a
H O + H O ⇌ H O+ + OH- (hay H O ⇌ H+ + OH- ) K (2) 2 2 3 2 w A− .[H+]
Cách 1: Ta có K = (3) a HA K = [H+].[OH-] (4) w
Theo định luật bảo toàn khối lượng: C = [HA] + [A-] (5) A
Dung dịch trung hòa về điện: [H+] = [OH-] + [A-] (6)
Từ (3), (4), (5) và (6) ta rút được phương trình sau:
[H+]3 + K .[H+]2 – (K .C + K )[H+] – K .K = 0 (7) a a A w a w
Giải phương trình (7) ta tìm được [H+]. Tuy nhiên, để giải phương
trình bậc 3 sẽ gặp khó khăn nên ta có thể giải gần đúng như sau.
+ Nếu dung dịch không quá loãng và axit không quá yếu, tức: K .C >> K a A w (khoảng 100 lần) C .[H+] >> K A w ⇒ [H+]2 + K .[H+] - Ka.C = 0 a A ⇒ [H+] ⇒ pH