TRƯỜNG ĐẠI HỌC sư PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA Hốc
0O0
NGUYỄN HUY LINH
PHÂN LOAI VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI
CÁC BAI TOÁN VÈ ĐIỀU KIỆN ĐẺ KÉT
TỦA XẢY RA
KHÓA LUÂN TỐT NGHIÊP ĐAI HOC
• • • • Chuyên ngành: Hốa Phân Tích
Người hướng dẫn khoa học ThS.
NGUYỄN THỊ THANH MAI
HÀ NÔI – 2011
MỞ ĐẦU
1
JZ33<B-
1. LÝ DO CHON ĐÈ TÀI
Trong Hóa Học, phản ứng tạo thành các hợp chất ít tan (tạo thành kết tủa) luôn
đóng một vai trò rất lớn. Nó chiếm vị trí đặc biệt quan trọng đối với chương trình
Hóa Học Phân tích ở trường Đại Học - Cao Đẳng, cũng như với chương trình Hóa
Học phổ thông.
Ở chương trình Hóa Học Phân Tích, phản ứng tạo thành kết tủa thường được
sử dụng để nhận biết, tách và định lượng các chất. Cân bằng giữa kết tủa và dung
dịch bão hòa của nó có liên quan chặt chẽ với các cân bằng khác: Cân bằng Axit -
Bazơ, cân bằng tạo phức, cân bằng Oxi hóa - khử. Để hiểu và lí giải chính xác được
các hiện tượng Hóa Học, cần xem xét toàn diện tất cả các quá trình xảy ra ở dung
dịch, trong đó có quá trình tạo thành kết tủa.
Ở chương trình Hóa Học phổ thông, đặc biệt là chương trình chuyên ban và
chương trình bồi dưỡng học sinh giỏi. Thực tế là các phản ứng tạo ra kết tủa đã được
học sinh tiếp cận ngay từ những năm học cấp 2. Nhưng ban đầu, khi học sinh được
làm quen với loại phản ứng tạo thành kết tủa, thì chương trình Hóa Học phổ thông
mới chỉ đề cập tới một số loại phản ứng cơ bản thường gặp: phản ứng giữa Axit -
Bazơ, Bazơ - Muối, Axit - Muối, Muối - Muối. Kiến thức về phản ứng tạo thành kết

Với mong muốn trước hết là mở mang vốn kiến thức của bản thân. Sau là góp
một phần nhỏ bé của mình vào việc tìm ra một phương pháp học tập hiệu quả cho các
bạn sinh viên về chuyên ngành Hóa Học Phân Tích. Đồng thòi cũng mong muốn góp
phần nâng cao chất lượng dạy và học nội dung về phản ứng tạo thành kết tủa trong
chương trình Hóa Học phổ thông.
2. MUC ĐÍCH NGHIÊN cứu
Xây dựng cơ sở lý thuyết chung về phản ứng tạo thành hợp chất ít tan và tạo
thành kết tủa, điều kiện để kết tủa xảy ra.
Xây dựng tiêu chí cấu trúc cho các bài toán về điều kiện để kết
tủa xảy ra.
^
àtoự j-pÂạnr ttíậi 2 ềuận tíứ nạ/ùêp.
3
JZ33<B-
Phân loại các bài toán thường gặp về điều kiện để kết tủa xảy ra dựa trên
các tiêu chí vừa xây dựng.
Vận dụng lý thuyết cơ bản về phản ứng tạo thành hợp chất ít tan để đề
xuất phương pháp giải tổng quát, đồng thời tiến hành giải một số bài toán điển
hình.
Làm quen với công tác nghiên cứu khoa học.
3. NHIÊM VU NGHIÊN cứu
• •
Tóm tắt các lý thuyết đơn giản và cơ bản nhất về phản ứng tạo thành hợp
chất ít tan trong dung dịch điện ly, về điều kiện để kết tủa xảy ra.
Tổng hợp và phân loại các bài tập về phản ứng tạo thành kết tủa ra các
dạng cơ bản. Từ đó vận dụng lý thuyết chủ đạo để đưa ra phương pháp giải tổng
quát cho các dạng bài toán này.
Thực hiện giải chi tiết một số bài toán điển hình có liên quan trong
chương trình Hóa Học.
Đề xuất một số bài toán tương tự có tính chất vận dụng, nâng cao ( kèm

ж ж?/ ^
ềuận tíứ nạ/ùêp.
Gíạaựên
5
JZ33<B-
CHƯƠNG 1 TỔNG QUAN Cơ SỞ LÝ THUYẾT
VÈ PHẢN ỨNG TAO THÀNH KÉT TỦA
1.1. Độ TAN CỦA CÁC HỢP CHẤT VÔ cơ TRONG DUNG MÔI NƯỚC 1.1.1
Dung dịch chưa bão hòa, dung dịch bão hòa và dung dịch quá bão
hòa
* DUNG D Ị CH CHƯA B Ã O HÒ A

: là dung dịch còn có thể hòa tan thêm
được chất tan đó nữa ở điều kiện đã cho
Ví du: Hòa tan 10 gam tinh thể NaCl vào dung dịch NaCl nồng độ
x%, ở nhiệt độ t°c (dung dịch A), thấy NaCl tan hết. Như vậy A là dung
dịch chưa bão hòa.
*DUNG DỊCH BÃO HÒA

: Là dung dịch không thể hòa tan thêm
được chất tan đó nữa ở điều kiện đã cho.
* DUNG DỊCH QUÁ BÃO HÒA

: Là dung dịch chứa lượng chất tan
nhiều hơn so với lượng chất tan trong dung dịch bão hòa ở điều kiện đó.
1.1.2. Đô tan
Khi hòa tan chất điện ly ít tan M
m
A
n

bằng tốc độ quá trình nghịch ( quá trình các ion kết tủa), tức là cân bằng
đã được thiết lập giữa pha rắn và pha dung dịch bão hòa ( nói cách khác:
quá trình hòa tan chất điện ly ít tan đạt tới trạng thái cân bằng).
^
àtoự Фаi Aœe ắr pAạnr
ж ж?/ ^
ềuận tíứ nạ/ùêp.
tfíợtỉ//êft ж>ш/ Ẩbst/t
6
JZ33<B-
M
m
A
n
ị (mx + ny) H
2
0 / m [M(H
2
0)
x
]
n+
+ n [A(H
2
0)y]
m
(1.1)
( Pha rắn) ( dung dịch bão hòa)
Khi hệ đạt trạng thái cân bằng được mô tả ở (1.1), lúc đó ta thu
được một dung dịch bão hòa, là dung dịch chứa một lượng chất tan nhất

^
àtoự Фаi Aœe ắr pAạnr
ж ж?/ ^
ềuận tíứ nạ/ùêp.
tfíợtỉ//êft ж>ш/ Ẩbst/t
7
JZ33<B-
Dung môi: H
2
0; NH
3
(ioãng); CH3OH; CH3COCH3; CH
3
N0
2
; CH
3
COOC
2
H
5

Độ tan (S): 59,8 64,5 14,97 1,302 0,307 0,00012
- NHIỆT ĐỘ:

Đa số quá trình hòa tan của chất rắn đều thu nhiệt,
do đó độ tan thường tăng lên khi nhiệt độ tăng.
JZ33<B-
1
^

COO)
2
Hg2, CH
3
COOAg, và AgN0
2
là ít
tan): hầu như đều tan.
- Các muối sunfat hầu như đều tan (trừ SrS0
4
, BaS0
4
, PbS0
4
, CaS0
4
và
Ag
2
S0
4
là ít tan).
Các muối halogenua hầu như đều tan (trừ muối của các
cation Ag
+
, Cu
2+
, Hgf, Pb
2+
ít tan).

3+
, và Zn
2+
.
Ví du 2; Độ tan của CaS0
4
là 10~
2,31
(M). Tính độ tan của CaS0
4
theo gã và
số gam chất tan trong 100 gam nước. Biết khối lượng riêng của dung
dịch D « 1,00 g/ml.
Nhân xét: Đây là nội dung tương đổi đom, giản nhằm củng cổ định
nghĩa độ tan. Độ tan không phải chỉ tỉnh theo một đom vị nhất định.
Trả lời:
142 10"
- Độ tan của CaS0
4
tính theo g/1 là: s = — = 0,70 ( g/I).
- Độ tan của CaS0
4
tính theo số gam CaS0
4
tan được trong 100 gam
A c
_ 142.10'
1AA
_ . , ,
nước: s =

100+ +
b) Áp dụng công thức tính nồng độ %:
C%NaCl(bãohòa) = -^“ 100% = " inn«,
m
ddNaCl 1UU +
ЛЛЛ
4
=> s = 166,67 ( gam).
1.2. TÍCH SỐ TAN
1.2.1. Lý thuyết về tích số tan
Có thể viết cân bằng (1.1) dưới dạng đơn giản như sau:
M

M

A

N

I F

m M
n+
+ n A
m
~ (1.2)
Áp dụng ĐLTDKL cho cân bằng (1.2) ta có:
(M
n
T-(A

M
và (A
m
) = [A
m
'].f
A
thay vào (1.3)
ta có:
[M
n+
]
m
[A
m
T = K
s
.f
M
.f
A
= K
s
(1.4)
Trong đó:
+ K
s
: được gọi là tích số tan nồng độ.
+ f: là hệ số hoạt độ.
Nếu trong dung dịch có lực ion (I), thì công thức tính gần đúng theo

=
138,56, hệ số hoạt độ của 2 ion đều cỏ giá trị là 0,76.
b) Tính tích số tan của ẢgCl trong dung dịch bão hòa AgCl biết độ tan của
AgCl ở 20°c là 1,001.10~
5
M, hệ số hoạt độ của hai ỉon đều có giá trị là
99,64.10'
2
, fi
A
gOH = 10'
n
’
7
.
Nhận xét: Đây là bài toán cơ bản về tính tích sổ tan. Đòi hỏi phải vận
dụng chính xác lỷ thuyết và công thức tính tích sổ tan. Bài toán yêu cầu tỉnh
tích số tan của hai chất có bản chất khác xa nhau, một chất tan nhiều và một
chất ít tan. Mục đích nhằm cho thấy sự khác nhau giữa giá trị tích sổ tan
nồng độ với tích sổ tan nhiệt động đổi với các hợp chất cỏ độ tan khác nhau.
Trả lời:
Nồng độ của muối tan:
1,8.1000.1,011
(100+ ,56
(1.6
^
àtoự j-pÂạnr ttíậi 2 ềuận tíứ nạ/ùêp.
13
JZ33<B-
CKCio

3
.
a)Dung dịch bão hòa AgCl có cân bằng:
AgClị/ Ag
+
+ Ks (2)
Ag
+
+ H
2
0 / AgOH + H
+
ß= 10"
J
( 3)
Theo ( 2) và ( 3), độ tan của AgCl là:
S
Ag
d = [ Agi + [ AgOH] = [ Cl ] = 1,001.10 ' ( M)
Vì ß rất nhỏ nên coi quá trình tạo phức hiđroxo xảy ra không đáng kể.
=5> [Ag
+
] = [СГ] = 1,001.10'
5
( M)
Như vậy:
- Tích số tan nồng độ là:
К = [Ag
+
].[cn = (1,001.10'

+ Mô tả đầy đủ các cân bằng có thể xảy ra trong dung dịch. Phân tích để
nhận định cân bằng nào là chính, cân bằng nào là phụ, cân bằng nào có thể bỏ
qua (để đánh giá mức độ xảy ra của các cân bằng cần căn cứ nhiều dữ kiện: các
hằng số cân bằng, giá trị pH
+ Xác định thành phần giới hạn của hệ.
+ Thiết lập biểu thức tính tích số tan tổng quát.
+ Biểu diễn nồng độ của các cấu tò theo độ tan và tích số tan.
+ Dựa vào các cân bằng, áp dụng các định luật: ĐLTDKL, ĐLBTNĐ,
ĐLBTĐT v.v để thực hiện tính toán nồng độ cân bằng của các ion tạo ra từ
họp chất ít tan. (Với các ion không tham gia vào các quá trình phụ, có thể tính
trực tiếp nồng độ cân bằng từ độ tan).
Lưu v: Thưởng những bài toán đơn giản sẽ cho chấp nhận lực ion I = 0,
tức là hệ số hoạt độ f = 1. Trong trường hợp bài có cho I và f các giá trị xác định
thì trong biểu thức của các hằng số phải tính theo hoạt độ.
Vỉ dụ 5: Tính tích số tan của BaSO4, Biết rằng trong dung dịch HCl 0,2M,
độ tan của BaS0
4
là 3.10~
5
M. Cho biết K
a(
HSO 4 ) = iO'
2
.
Nhân xét:
Trong bài này cần xác đinh các loại cân bằng và lựa chọn cân bằng phù
hợp để tỉnh nồng độ các ion. Lưu ỷ rằng, khi xét độ tan của các muối ỉt
tan trong dung dịch axỉt mạnh (với nồng độ không quá nhỏ) thì sẽ không
có quả trình tạo phức hiđroxo của ỉon kim loại.
Trả lời:

] = là hợp lý.
Từ (1) ta có: Ks = [SOf].[Ba
2+
] = 3.10'
5
.1,43.10'
6
= 4,29.10
41
= 10
10
’
37
- Giải theo hệ thống:
Theo (2), áp dụng ĐLTDKL với s = 3.10"
5
. Ta có phương trình bậc 2
sau:
X
2
- 0,21003x + 6.10’
6
= 0 Giải phương trình này được nghiệm phù hợp: X
= 2,587.10'
5
-> [SOỉ"] = 3.10'
5
- 2,857.10‘
5
= 1,43.10‘

* ĐI ỆN CỰC

: Thường chỉ đề cập tới một loại điện cực là hệ gồm một
kim loại tiếp xúc với hợp chất khó tan của chính kim loại đó (điện cực loại 2).
Phản ứng điện cực:
A
n
B
m
ị / nA
m+
+mB
n
' Ks (1)
mE?
nx + ý ị K=10°’
059
(2)
n.m
+ C HÚ

v: Giá trị E° là thế điện cực tiêu chuẩn đo được khi nồng độ các
cấu tử bằng 1,0 mol/1, với chất khí thì áp suất riêng phần là 1,0 atm. Nếu chất
khử tham gia phản ứng tạo kết tủa thì phương trình trở thành:
0 0 0,059
1
E
=
E°
2

(E° + - - - +
1
+
j,
Ag /rtg ~
v
° '
Thay các giá trị thế điện cực tiêu chuẩn, nồng độ các chất và sức điện
động của pin vào hệ thứ trên và tính toán đơn thuần ta được kết quả:
Ks(AgCl) = 10
10

1.3.3. Tính đô tan từ tích sổ tan
Đây là bài toán ngược lại, rất phổ biến và có ý nghĩa thực tế. Tính độ tan
từ tích số tan được thực hiện ngược lại với việc tính tích số tan từ độ tan. Trong
Ví du 6: Cho sơ đồ DÌn:
(-
1
1 U±VJ .)

11J 1 VJ.)

1 (+)
1
II
c
©
ĨÙ
II
o tì

m
“ Ks (1)
+ Cân bằng tạo phức hiđroxo của cation kim loại:
^
àtoự Фаi Aœe ắr pAạnr
ж ж?/ ^
ềuận tíứ nạ/ùêp.
tfíợtỉ//êft ж>ш/ Ẩbst/t
19
JZ33<B-
M
n+
+ H
2
o / M(OH)
(nl)+
+ H
+
+ Cân bằng
proton hóa của anion gốc axit:
ĨVDA' + H
+
/ H
m
A
- Dựa vào các dữ kiện bài cho( độ pH, hằng số cân
bằng,v.v ) để đánh giá mức độ xảy ra của các quá
trình phụ.
- Tính toán để giải quyết yêu cầu bài toán:
+ Thiết lập biểu thức tổng quát tính tích số

m-
A
m
- + H
+
/ HA
(m
-
1}
-
HA
(m-l)-
+ H+
y
H
2
A
(m-2)-
(n+
K
hoặc trong môi trường axit nếu có sự proton hóa
cũng là không đáng kể.
Gtạuựên 3ítỉuự J2inA ig 3Z33(B-
^
àtoự j-pÂạnr ttíậi 2 ềuận tíứ nạ/ùêp.
•S

Tính độ tan từ tích số tan, trong đó có xét tới quá trình phụ của ion tạo
ra tò hợp chất ít tan.
Đây là dạng bài toán tính độ tan từ tích số tan, có xét đến quá trình phụ,

Nếu chấp nhận fị = 1 thì điều kiện để có kết tủa phải là:
K

* Chứ Ý:
- Khi trộn hai dung dịch vào nhau thì thể tích sẽ thay đổi, do đó nồng độ ban
đầu của mỗi cấu tử cũng phải thay đổi.
- Khi cho khí lội vào dung dịch, hoặc hòa tan chất rắn vào một chất lỏng (có thể
là nước hoặc một dung dịch nước) thì thừa nhận một cách gần đúng thể tích
dung dịch không thay đổi.
VÍ D U

7: Trộn lml HC1 0,3M với lml Pb(N0
3
)
2
0,01M. Hỏi có kết tủa PbCl
2
tách ra không? Cho Ks(PbCl
2
) = 1,6.10'
5
; *ßpb(OH)
+
= 10'
6,18
Nhân xét: Đây là bài toán cơ bản nghiên cứu sụ tạo thành kết tủa từ 2
ỉon sẵn cỏ ban đầu của hai dung dịch trộn vào nhau. Trước hết cần tỉnh lại
nồng độ ban đầu của mỗi ỉon sau khỉ trộn vào nhau. Sau đỏ xét xem các ỉon
tạo thành kết tủa có tham gia vào quá trình phụ nào nữa không, nếu có thì
phải tỉnh lại nồng độ các ỉon đó ở các cân bằng phụ. Cuối cùng mới đem so

U,I3
— 0,005 — X — 0,005 —^ X ~ 0 ( su tcio phuc hiđroxo lã khong
đáng kể).
- Xét tích số ion:
C
Fb- 't- = > = 1,6.10
5
Kết luân: Kết tủa PbCl
2
có ứiể xuất hiện.
1.4.2. Sư kết tủa hoàn toàn
Để tách một ion nào đó ra khỏi dung dịch, người ta có thể dùng nhiều
cách khác nhau như: phương pháp cho thuốc thử tạo kết tủa với ion cần tách,
phương pháp điện phân, phương pháp trao đổi ion,v.v Nhưng chủ yếu đề cập
tới phương pháp chọn thuốc thử thích họp để tách ion ra dưới dạng kết tủa.
Phép tách kết tủa được coi là hoàn toàn nếu nồng độ ion còn lại trong dung
dịch sau khi tách không gây cản trở đến các phản ứng được thực hiện trong
quy trình phân tích về sau, hoặc khi lượng còn lại của ion đó nằm trong phạm
vi sai số cho phép phân tích đinh lượng. Theo thực nghiệm là khi quan sát
thấy kết tủa không tăng lên nữa. Còn theo bán định lượng là khi một phản ứng
thấy hằng số cân bằng rất lớn. Thông thường, đối với phân tích hóa học người
ta chấp nhận có thể coi phép làm kết tủa là hoàn toàn khi nồng độ của ion còn
lại c < 10'
5
- 10'
6
M.
^
àtoự j-pÂạnr ttíậi25 ềuận tíứ nạ/ùêp.
Gíạaựên 3fíuự<£inA