Bài giảng Hóa phân tích - Chương 4: Hằng số đặc trưng điều kiện của các cân bằng hóa học trong nước

Nội dung text: Bài giảng Hóa phân tích - Chương 4: Hằng số đặc trưng điều kiện của các cân bằng hóa học trong nước

1. NỘI DUNG CHƯƠNG 4 HẰNG SỐ ĐẶC TRƯNG ĐIỀU KIỆN CỦA CÁC CÂN BẰNG HÓA HỌC TRONG NƯỚC 4.1 Khái niệm về cân bằng nhiễu 4.2 Ứng dụng Chương 4
2. ĐỊNH NGHĨA CÂN BẰNG NHIỄU Cân bằng chính C + X ⇆ CX Cân bằng nhiễu: các CB tồn tại song song với cân bằng chính trong DD, do: Phải tiến hành p/ứng ở Trong thuốc thử một điều kiện xác định không chỉ có C, (VD pH) nên phải thêm trong DD mẫu vào DD các hóa chất không chỉ có X khác Cấu tử gây nhiễu (H+,OH - ) thường được kí hiệu là Z Chương 4
3. CÁC LOẠI CÂNB ẰNG NHIỄU Cân bằng nhiễu oxy hóa khử C + X CX + Z KOX ↓↑ A + B HSĐT điều kiện sẽ liên hệ với HSĐT thông qua giá trị Knh = Kox Chương 4
4. CÁC LOẠI CÂNB ẰNG NHIỄU Cân bằng nhiễu tạo phức C + X CX + Z tạo với X thành các Z phức X(Z) , X(Z) , X(Z) α ↓↑ 1 2 n X(Z) với các hằng số bền β , X(Z)1, X(Z)1 β X(Z)2 , , β X(Z)n HSĐT điều kiện sẽ liên hệ với HSĐT thông qua giá trị Knh = αX( Z) n αX(Z) = 1 +  βX(Z) i i=1 αX(Z) : hệ số điều kiện của X khi có Z Chương 4
5. C + X CX HỆ SỐ ĐIỀU KIỆN α + Z α X(Z) ↓↑ X bị Z gây nhiễu theo CB nhiễu X(Z)1, tạo phức Gọi [X]0: nồng độ ban đầu của X [X]’ : nồng độ còn lại của X sau khi p/ứng với C [X] : nồng độ tự do của X (sau khi tham gia CB chính + CB phụ) ’ [X] = [X(Z)1]+ [X(Z)2] + + [X(Z)n] + [X] i Vì [X(Z)i] = [X] β1,i [Z] : ' n [X ] i X (Z ) = =1+  1,i[Z] [X ] i=1 Chương 4
6. HỆ SỐ ĐIỀU KIỆN α 4) Khi H+ ( hoặc OH- ) không tham gia trực tiếp vào cân bằng chính với X mà chỉ tham gia vào cân bằng phụ, các ảnh hưởng gây nhiễu của chúng trên X thường được xem là cân bằng nhiễu tạo phức với hệ số điều kiện αX( H ) hoặc αX( OH ) Chương 4
7. 4.2 ỨNG DụNG – Làm tăng tính định lượng của CB chính – Dùng CB phụ để hòa tan tủa khó tan – Tính pH của các dd phức tạp: *pH của dung dịch chứa 1 acid yếu & 1 baz yếu *pH của dung dịch chứa chất lưỡng tính *pH của dung dịch chứa n acid yếu & m baz yếu Chương 4
8. DÙNG CÂN BẰNG PHỤ ĐỂ HÒA TAN TỦA KHÓ TAN T D↓ ⇄ A + p D↓ tan hoàn toàn nếu K(1) > 107 – 108 Nhưng K(1)= Tst << 1, nghĩa là các tủa không thể tự tan nếu không có tác động bên ngoài Muốn hòa tan D, phải đưa thêm vào hệ các cấu tử Z có thể gây nhiễu lên A, lên p hoặc l ên cả A và p theo các CB nhiễu oxy hóa khử hoặc CB nhiễu tạo phức với Knh tổng quát Tác động của các CB nhiễu sẽ làm cho CB chính dịch chuyển về phía làm tan D với K’ = K. Knh Chương 4
9. TÍNH pH CỦA CÁC DD PHỨC TẠP pH CỦA DD CHỨA 1 ACID YẾU VÀ 1 BAZ YẾU kHA Baz yếu B- gây nhiễu lên HA ⇄ H+ + A – H+ do HA phân li ra làm + cho pH của DD tăng lên B – vì nồng độ [H+] giảm xuống αH(B) ↓↑ HB [H + '][ A− ] [H + '][ A− ] kHA'= kHA. H (B) = [HA] CHA Vì [H+‘] ≈ [ A- ] + + [H+‘]2 = k’ .C = k .C .α và [ H ‘] = [ H ].αH( B) HA HA HA HA H(B) + 2 2 [H ] . α H(B) ≈ kHA.CHA.αH(B) + 2 [H ] . α H(B) = kHA . CHA + 2 1 kHACHA [H ] = kHACHA = − H (B) 1+ HB[B ] Chương 4
10. TÍNH pH CỦA CÁC DD PHỨC TẠP pH CỦA DD CHỨA 1 ACID YẾU VÀ 1 BAZ YẾU Làm sao biết tính acid của acid yếu mạnh hơn tính baz của baz yếu? Chương 4
11. TÍNH pH CỦA CÁC DD PHỨC TẠP pH CỦA DD CHẤT LƯỠNG TÍNH ACID – BAZ 2) Nếu tính acid của HA– yếu hơn tính baz k k C k C k C b2 [OH − ]2 = b2 HA− = b2 HA− = b2 HA− HA - + H O ⇄ H A + OH – 2 2 1+  2− C C OH(HA) A HA− 1+ HA− + k HA- b1 α ↓↑k OH( HA) b1 Nếu CHA / kb1 >> 1 A 2– + [OH - ]2 = k . k H2O b1 b2 pOH = ½ (pkb1 + pkb2) pH = ½ (pka1+ pka2) Cả hai trường hợp đều dẫn về 1 công thức gần đúng Chương 4
12. TÍNH pH CỦA CÁC DD PHỨC TẠP pH CỦA DD CHẤT LƯỠNG TÍNH ACID – BAZ Ví dụ: Dùng công thức gần đúng để tính pH của các DD sau đây:a) NH4F 0,1M; b)NH4CN 0,01 M; c)NaHCO3 0,1 M a) Dd NH4F 0,1M: dd NH4F 0,1M chứa acid yếu + –9,24 – NH4 (kNH4+=ka2=10 ) và baz yếu F (kHF=ka1 = 10–3,17) -3,17 -9,24 – 14 ka1.ka2 = 10 .10 > 10 → pH > 1 pH = ½ (pka1 + pka2) = ½ ( 3,17 + 9,24) = 6,20 Chương 4
13. TÍNH pH CỦA CÁC DD PHỨC TẠP pH CỦA DD CHẤT LƯỠNG TÍNH ACID – BAZ c) Dung dịch NaHCO3 0,1 M: + – Trong dung dịch : NaHCO3 → Na + HCO3 – pH quyết định bởi HCO3 là chất lưỡng tính acid – baz - 6,35 - 10,32 H2CO3 có ka1 = 10 ; ka2 = 10 - 6,35 - 10,32 – 14 ka1.ka2 =10 .10 < 10 dung dịch có tính baz pH = ½ (pk1 + pk2) = ½ (6,35 + 10,32) = 8,34 Chương 4