Bài giảng Hóa phân tích - Chương 3: Phản ứng hóa học dùng trong HPT - Nguyễn Thị Lan Phi

Nội dung text: Bài giảng Hóa phân tích - Chương 3: Phản ứng hóa học dùng trong HPT - Nguyễn Thị Lan Phi

1. PHẢN ỨNG HÓA HỌC DÙNG TRONG HPT 3+ - → 2+ ❖ Phản ứng 2Fe + 2I 2Fe + I2 I2 xuất hiện làm xanh giấy tẩm tinh bột - 2+ + 2+ 3+ oxy hóa – khử MnO4 + 5Fe + 8H → Mn + 5Fe + 4H2O 3Cu +8HNO3 → 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O NO + ½ O2 → NO2 (khói nâu) ❖ Phản ứng HCl + NaOH → NaCl + H2O acid – baz CaCO3 + HCl → CaCl2 + CO2 + H2O ❖ Phản ứng Ag+ + I- → AgI↓ (màu vàng) 2- 2+ tạo tủa SO4 + Ba → BaSO4↓ + 2+ 2+ Ag , Pb , Hg + HCl → AgCl↓, PbCl2↓, Hg2Cl2↓ ❖ Phản ứng 3+ - (3-n)+ Fe + nSCN → [Fe(SCN)n] (đỏ máu) 2+ 2- + tạo phức Ca + H2Y → CaY2- + 2H
2. Định luật tác dụng khối lượng Hằng số cân bằng K: (1) aA + bB dD + eE (2) (D)d .(E)e [D]d .[E]e K(1) = = (A)a .(B)b [A]a .[B]b K(1) càng lớn → phản ứng theo chiều 1 càng chiếm ưu thế. K(1) > 1: Cân bằng ưu tiên theo chiều (1) K(1) ≥ 107: phản ứng hoàn toàn.
3. Khái niệm đương lượng Đương lượng của một hợp chất AB: ĐAB = MAB/n (n: số đơn vị đương lượng AB tham gia phản ứng) PHẢN ỨNG OXY HÓA KHỬ (AB là chất oxy hóa hoặc chất khử) AB ± ne- ↔ C + D n: số electron trao đổi ứng với 1 mol hợp chất AB. PHẢN ỨNG ACID – BAZ (AB là acid hoặc baz) AB + nH+/OH- ↔ C + D n: số H+/OH- thực sự tham gia trao đổi với 1 mol AB PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION (AB là hợp chất ion hoặc phức chất) AB + nM+/M- ↔ C + D n: số ion điện tích +1/-1 thay thế vào 1 mol AB mà không làm AB thay đổi điện tích.
4. Ví dụ Phản ứng gì? Phản ứng acid-baz Tính Đ? H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O Đ = M/n n là số đơn vị đương lượng, pư ax-bz là số H+/OH- trao đổi ứng với 1 mol ĐH2SO4= MH2SO4/2 Trước pư 2H+, sau pư ko còn H+ nào! ĐNaOH= MNaOH/1 Trước pư 2OH-, sau pư ko còn OH- nào! ĐNa2SO4= MNa2SO4/n 2 ion mang điện tích +1, 1 ion mang điện tích -2 → cần thay thế 2 ion mang điện tích +1 hoặc 2 ion mang điện tích -2
5. Bài tập – Ví dụ Phản ứng acid-baz Tính Đ? H3PO4 + 3NaOH → Na2SO4 + H2O M Trước pư 3H+, sau pư ko ĐH3PO4= MH2SO4/n = = còn H+ nào! 3 H3PO4 + NaOH → NaHSO4 + H2O M Trước pư 3H+, sau pư còn ĐH3PO4= MH2SO4/n = = 1 H+ 2 H3PO4 + 3NaOH → NaH2SO4 + H2O M Trước pư 3H+, sau pư còn ĐH3PO4= MH2SO4/n = = 2 H+ 1 →Phụ thuộc vào phản ứng cụ thể mà có Đ tương ứng →Số H+ tham gia bao nhiêu thì số OH- tham gia bấy nhiêu!
6. Bài tập – Ví dụ 3 Phản ứng acid-baz Tính Đ? SO2 + 2NaOH → Na2SO3 + H2O Phản ứng gì? S ko thay đổi số oxy hóa → ko phải pư oxh-kh Có thể tác dụng được với baz cho ra Muối và nước → Mặc dù ko có H+ nhưng thể hiện tính acid, oxit acid, →pư ax-bz 1 mol SO2 Có bn OH- tgia pư? Hiểu ngầm là có bao nhiêu H+ tham gia pư? M ĐSO2= MSO2/n = 2 M ĐNaOH= MNaOH/n = 1 Trước pư 2H+, sau pư ko Cách khác: Hấp thu SO +H O→ H SO 2 2 2 3 còn H+ nào!
7. Bài tập – Ví dụ ZnCl2 + NaOH → Na2ZnO2 + H2O Đ = M/1 Đ = M/1 Xét: ZnCl2 + 2NaOH → Zn(OH)2 + NaCl baz Đ = M/2 Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + H2O (H2ZnO2) acid Đ = M/2
8. Bài tập – Ví dụ - 2- + 2+ MnO4 + C2O4 + H → Mn + CO2 + H2O Cân bằng phản ứng x2 Mn7+ + 5e → Mn2+ x5 6+ 8+ C2 - 2e → 2C (1C+4→ 2C+8) - 2- + 2+ 2MnO4 + 5C2O4 + H → 2Mn + 10CO2 + H2O Đ= M/5 M/2 M/5 M/1
9. Ví dụ 3+ - 2+ Fe + I → Fe + I2 Fe3+ + 1e → Fe2+ Fe3+ : chất oxy hóa - 2I - 2e → I2 I2/I- : cặp oxh-kh liên hợp 3+ - 2+ Cân bằng số âm điện tử trao đổi: 2Fe + 2I → 2Fe + I2 Đ= M/(2*3-2*2)/2 Không cân bằng, tính theo số âm điện tử: Đ= M/1 M/1 M/1 M/2
10. Bài tập Bài 4. Có dd HCl 36,5% (d = 1,180 g/ml): - Tính số gam HCl nguyên chất trong mỗi ml dung dịch? - Tính nồng độ mol của dung dịch? - Tính số ml dung dịch trên cần dùng để pha 200 ml dd HCl 3M? Bài 5. Cần thêm bao nhiêu ml nước vào 100ml dd HCl 20% (d = 1,10 g/ml) để được dd HCl 5%?
11. Bài tập Bài 9. Cân 2,8614g Na2CO3.10H2O hòa tan trong nước thành 250ml dung dịch. Tính nồng độ đương lượng của dung dịch đó. Bài 10. Xác định lượng CuSO4.5H2O và dung dịch CuSO4 8% cần để pha 560g dd CuSO4 16%?
12. NỘI DUNG 1. Cân bằng trao đổi điện tử 2. Cân bằng trao đổi tiểu phân 3. Ứng dụng
13. CÂN BẰNG TRAO ĐỔI ĐIỆN TỬ 1. Bán cân bằng trao đổi điện tử 2. Cân bằng trao đổi điện tử – Hằng số cân bằng, dự đoán chiều phản ứng –Thế tương đương của dd chứa 2 đôi oxy hóa khử
14. Bán cân bằng trao đổi điện tử M M – ne- → Mn+ (1) - + - + - + Mn+ Mn+ + ne- → M (2) - + - + - + (1) chiếm ưu thế hơn (2)
15. Bán cân bằng trao đổi điện tử • Khi hiện diện trong nước, cặp ox/kh tạo cho dung dịch một thế (E), theo phương trình Nernst: RT (ox) E = Eo + ln (1) nF (kh) RT (ox) E = Eo + ln[ .(H+ )m ] (2) nF (kh) RT (ox) E = Eo + ln[ .(H+ )m ] (3) nF (kh)p
16. Bán cân bằng trao đổi điện tử • Thay hoạt độ bằng nồng độ: 0,059 [ox] E = Eo + lg (1) n [kh] 0,059 [ox] E = Eo + lg( .[H+ ]m ) (2) n [kh] 0,059 [ox] E = Eo + lg( .[H+ ]m ) (3) n [kh]p
17. Cân bằng trao đổi điện tử • Quá trình cho - nhận điện tử xảy ra giữa 2 đôi oxy hoá - khử liên hợp khác nhau. • Ví dụ: o Ox1 + n1e ↔ Kh1 E 1 o Kh2 - n2e ↔ Ox2 E 2 n2Ox1 + n1kh2 n1Ox2 + n2Kh1
18. Hằng số cân bằng • Mỗi đôi oxy hoá khử có thế như sau: 0 0,059 [Ox1] E1 = E 1 + lg n1 [Kh1] 0 0,059 [Ox2 ] E2 = E 2 + lg n2 [Kh2 ] • Ở trạng thái cân bằng ta có: Ecb = E1 = E2
19. Hằng số cân bằng 0 0 n1.n2 .(E 1−E 2 ) K(1) = 10 0,059 38
20. Dự đoán chiều phản ứng E0 càng lớn: • Tính oxy hóa của dạng Ox càng mạnh • Tính khử của dạng Kh càng yếu → dự đoán chiều phản ứng: đôi nào có E0 lớn hơn thì dạng oxy hóa của nó sẽ oxy hóa dạng khử của đôi kia.
21. Dự đoán chiều phản ứng [Ox ]n1 [Kh ]n2p K(1) = 2 1 n2 n1 + mn2 [Ox1] [Kh2 ] [H ] → giá trị K(1) phụ thuộc nhiều vào [H+] hay pH của môi trường. 44
22. Thế tương đương + K(1) n2Ox1 + n1Kh2 + n2mH ⎯⎯n1→Ox2 + n2pKh1 + 1/2n2mH2O Tại điểm tương đương ta có: Ecb = E1 = E2 = Etđ + m o 0,059 [Ox1][H ] o 0,059 [Ox2 ] E 1 + lg p = E 2 + lg n1 [Kh1] n2 [Kh2 ]
23. Thế tương đương Laáy n1.(1) coäng n2 .(2) : + m 0 [Ox1][H ] n1.Etñ + n2 .Etñ = n1.E 1 + 0,059.lg p [Kh1] 0 [Ox2 ] + n2 .E 2 + 0,059 lg [Kh2 ]
24. Thế tương đương Giả sử: • Trộn V1(ml) dd Ox1 có nồng độ CN1 vào V2(ml) dd Kh2 có nồng độ CN2 (theo cùng số ĐL) để đạt được điểm tương đương. • Số ĐL Ox1 và Kh2 đều pứ: A • Số ĐL Ox2 và Kh1 sinh ra: A • Tại CB: dd (V1+V2) ml với nồng độ cuả các cấu tử tương ứng [Ox1]; [Kh1]; [Ox2]; [Kh2]
25. Thế tương đương - Ox2 + n2e → Kh2 Soá ÑL cuûa Ox2 sinh ra taïi CB: −3 A = n2 .[Ox2 ].(V1 + V2 ).10 Soá ÑL cuûa Kh2 coøn laïi taïi CB: −3 −3 CN (Kh2 ).V2 .10 − A = n2 .[Kh2 ].(V1 + V2 ).10 52
26. Thế tương đương Suy ra : [Ox ] n [Ox ] n 1 = 2 vaø 2 = 1 [Kh2 ] n1 [Kh1] n2 .p Theá vaøo : 0 0 n1.E 1 + n2 .E 2 Etñ = n1 + n2 0,059 [Ox ][H+ ]m [Ox ] + .lg( 1 . 2 ) n + n [Kh ]p [Kh ] 1 2 54 1 2
27. Thế tương đương VD: Tính K và Etđ của phản ứng khi trộn 100ml 2- + dd Cr2O7 0,1N vào 200ml dd Cu 0,1N ở pH 0. 2- 3+ 0 Biết: Cr2O7 /2Cr (E 1 = 1,33V) 2+ + 0 Cu /Cu (E2 = 0,153V) 56
28. Thế tương đương o o + m n1E 1 + n2E 2 0,059 [H ] Etñ = + lg p−1 n1 + n2 n1 + n2 p.[Kh1] C (Cr3+ ) 0,1.100 1 [Cr3+ ] = N = . 3 100 + 200 3 [Cr3+ ] = 0,0111M 6.1,33 +1.0,153 0,059 [100 ]14 E = + lg tñ 6 +1 6 +1 2.[Cr3+ ]2−1 Etñ = 1,176V 58
29. 1. Bán CB trao đổi tiểu phân ĐN: Là quá trình cho - nhận tiểu phân giữa hai dạng cho D (donor) và nhận A (acceptor) trong dd. K(1) A + p D K(2) 60
30. 1. Bán CB trao đổi tiểu phân Trong thực tế: ß1 A + p D1 kn ß2 D1 + p D2 kn-1 ßn Dn-1 + p Dn k1 62
31. 1. Bán CB trao đổi tiểu phân ß1,2 A + 2p D2 [D ]  = 2 1,2 [A][p]2 Maø : [D1] [D2 ] 1 = vaø 2 = [A][p] [D1][p] [D ]  = 2 =  . 1,2 [A][p]2 1 2 64
32. 1. Bán CB trao đổi tiểu phân • Nồng độ các cấu tử ở thời điểm CB: – [A]? – [p]? – [Di]? A + p D1 + p D2 + p Dn 66
33. 1. Bán CB trao đổi tiểu phân Ta có: [A]o = [A] + [D1] +[D2] + + [Dn] Maø : i [Di ] = 1,i .[A].[p] n i [A]0 = [A]+ 1,i .[A].[p] 1 n i [A]0 = [A](1+ 1,i .[p] ) 1 68
34. 1. Bán CB trao đổi tiểu phân Ta coù: i [Di ] = 1,i .[A].[p] i [A]o .1,i .[p] [Di ] = i {1+ 1,i .[p] } 1 70
35. Hằng số đặc trưng của các bán CB cụ thể • Bán cân bằng tạo phức • Bán cân bằng acid – baz • Bán cân bằng tạo tủa 72
36. Bán cân bằng tạo phức 25,10 ßFeY- = 10 - Fe3+ + Y4- FeY ◼ Hằng số bền của phức EDTA với KL: trang 263 ◼ Hằng số bền β1,i của phức KL với các ligand khác nhau: trang 245 - 262 74
37. Bán cân bằng acid – baz Caùc haèng soá caân baèng acid : Chieàu 1: HA [H+ ][A− ] Chieàu 2 : k = k = k = HA acid A/B [HA] 76
38. Bán cân bằng acid – baz [HA].[OH− ] − = = k A k baz − [A ].[H2O] [HA].[OH− ] [H+ ] = − . + [A ].[H2O] [H ] k 10−14 = H2O = k HA k HA −14 k .k − = 10 HA78 A
39. Bán cân bằng acid – baz VD: + - NH3 + H2O ↔ NH4 + OH -4,755 • k(NH3) = 10 + -14 -4,755 -9,245 → k(NH4 ) = 10 /10 = 10 -4,76 • k(CH3COOH) = 10 -14 -4,76 -9,24 →k(CH3COO-) = 10 /10 = 10 80
40. Bán cân bằng tạo tủa [D] 1  = vaø  = D [A].[p]n D [D] [D] 1  . = * D D [A][p]n [D] 1 1 D .D = n = [A][p] Tst 82
41. Bán cân bằng tạo tủa ß ßD A + np D D D • Độ tan S của (D↓): tổng nồng độ của D chuyển vào dd (tất cả các dạng). → S = [D] + [A] ≈ [A] (Thực tế: [D] rất nhỏ ) 84
42. Bán cân bằng tạo tủa Ñoä tan cuûa hôïp chaát AmBn : TA B S = m+n m n m m .nn 86
43. Bán cân bằng tạo tủa • Nếu các chất có biểu thức tích số tan giống nhau (cùng số mũ) so sánh độ bền của các chất thông qua T và S: T và S càng lớn → tủa càng kém bền. • Nếu các chất có biểu thức tích số tan khác nhau (khác số mũ) so sánh độ bền của các chất thông qua S. 88
44. Bán cân bằng tạo tủa T = 10−19.89 → S = 6,15.10−6 M Ag3PO4 −11,97 −6 TAgSCN = 10 → S = 1,035.10 M Tuûa AgSCN beàn hôn Ag3PO4 90
45. 2. CB trao đổi tiểu phân Là quá trình cho nhận tiểu phân p giữa hai đôi cho nhận tiểu phân D1/A1 và D2/A2. A1 + n1p D1 D2 A2 + n2p K(1) n D + n A n2A1 + n1D2 2 1 1 2 92
46. 2. CB trao đổi tiểu phân • Chiều 1: n2 (D1) K(1) = n1 (D2 ) n2 n1 • Nếu (βD1) > (βD2) : cân bằng xảy ra ưu tiên theo chiều 1 và ngược lại. 94
47. Nồng độ của các tiểu phân ở điểm tương đương [D ]n2 [A ]n1 K(1) = 1 2 n2 n1 [A1] [D2 ] n [D ]n1 +n2 ( ) 2 = 1 = D1 [A ]n1 +n2 n1 1 (D ) 2 96
48. Nồng độ của các tiểu phân ở điểm tương đương Quy ước: • Cấu tử còn lại sẽ xem là cấu tử gây nhiễu lên cân bằng chính • Các cân bằng trao đổi tiểu phân trong thực tế được đưa về bán cân bằng để tiện biểu diễn và tính toán đỡ phức tạp. Xét kỹ hơn trong chương 4. 98
49. 1. Xét tính định lượng của một cân bằng hoá học - mức độ hữu hiệu của biện pháp tách • Hằng số cân bằng K > 107-108 • Nồng độ còn lại của X sau phản ứng khá nhỏ (10-6-10-5 M) 100
50. 2. Tính pH của dung dịch Từ đó áp dụng cho các trường hợp sau: – Phương trình tính pH của dd acid. – Phương trình tính pH của dd chứa 2 đơn acid HA1, HA2. – Phương trình tính pH của dd baz. – pH của dd gồm acid và baz liên hợp. 102
51. pH của dd đơn acid HA Trong dd nước, có CB: HA ↔ H+ + A- + H2O ↔ H + OH- Tồn tại 4 ẩn số: – [H+] – [OH-] – [A-] – [HA] 104
52. pH của dd đơn acid HA k .[HA] (4) [H+ ] = HA [A− ] k .(C −[A− ]) (3) [H+ ] = HA HA [A− ] k .(C − ([H+ ]−[OH− ])) (1) [H+ ] = HA HA [H+ ]−[OH− ] 106
53. pH của dd đơn acid HA − k .[H+ ]2 + k .C .[H+ ]+ k .10−14 [H+ ] = HA HA HA HA [H+ ]2 −10-14 108
54. Một số công thức đơn giản dùng tính pH DD 110
55. pH DD chứa 1 acid yếu + 2 [H ] = kHA .CHA 1 + 2 pH = − lg[H ] = − lg(kHA .CHA ) 1 1 pH = pK - lgC 2 HA 2 HA 112
56. pH DD chứa 1 baz yếu − 2 [OH ] = k Ai .CAi 1 1 pOH = pK - lgC 2 A- 2 A− 1 1 pH = 14 − pK + lgC 2 A- 2 A− 114
57. pH DD chứa 1 baz yếu 1 1 pH = 7 + pK + lgC − 2 HA 2 A 116
58. pH DD đệm • pH dd ñeäm : CB pH = pK HA + lg CA 118
59. pH DD đệm C − C  = B = A pH pH 120
60. • pH của hợp chất ion cấu tạo bởi acid mạnh + baz yếu 1 1 pH = pK − lgC 2 HA 2 muoái (*) 122
61. Áp dụng chung cho đa số trường hợp thoả mãn: -7 -6 ĐK: kHA ≥ 10 & CHA ≥ 10 M + 2 + [H ] + kHA[H ] - kHA.CHA = 0 124