TRƯỜNG ĐẠI HỌC su ' PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA HÓA HỌC
TRẦN THỊ LAN ANH
KẾT HỢP PHƯƠNG PHÁP
GIẢN ĐỒ LOGARIT NỒNG Đ ộ (GLC)
VỚI PHÀN MÈM MATHMATICAL
ĐẺ TÍNH TOÁN THÀNH PHẦN DUNG
DỊCH TRONG CÂN BẰNG AXIT- BAZƠ
KHÓA LUẶN
TỐT NGHIỆP
ĐẠI
HỌC
•
•
•
•
C huyên ngành: H óa học P hân tích
Người hướng dẫn khoa học:
ThS. Vũ Thị Kim Thoa
HÀ NỘI - 2015
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
LỜI CẢM ƠN
Hình 1.2: GLC của dung dịch HA I0~5 M, pKa = 8,5
Hình 1.3: GLC trong phép chuẩn độ dung dịch axit yếu HA nồng độ Co M
bang dung dịch bazơ mạnh XOH c M
Hình 2.1: GLC của các ion trong dung dịch H N 0 3 0,1M
Hình 2.2: GLC của các ion trong dung dịch NHI
Hình 2.3: GLC của các ion trong dung dịch HCl 2,00.10~4 M và NH 4 CI
1,00.IƠ2M
Hình 2.4: GLC của các ỉon trong dung dịch CH3COOH 0,0ỈM và NH4 CI 0,ỈM
Hình 2.5: GLC các ion trong dung dịch H 2 SO 3 (SO2 + H 2 0 ) 0,01 OM
Hình 2.6: GLC các ion trong dung dịch NaOH 1,0.10' 4 M
Hình 2.7: GLC các ion trong dung dịch NaCN 0,0 ỉ OM
Hình 2.8: GLC các ion trong dung dịch NaOH 1,0.10~4M và NHj 2,5.10~2M
Hình 2.9: GLC các ion trong dung dịch CH3COONa và HCOONa
Hình 2.10: GLC các ion trong dung dịch NH4+Cj = 0,05M và NH3 C2 = 0,070M
Hình 2.11: GLC của phép chuẩn độ NaOH 0,0500M bằng HCl 0,0600M
Hình 2.12: GLC của phép chuẩn độ HCl 0,1 M bằng NaOH 5,00.10~2M
Hình 2.13: GLC của phép chuẩn độ NH 3 0,1 OM bằng HCl 0,1 OM
Hình 2.14: GLC của phép chuẩn độ hỗn hợp HCl 0,01 M và CH3 COOH 0,1 M
bằng dung dịch NaOH 0,02M
Hình 2.15: GLC của phép chuẩn độ CH3COOH 0,01 M và HCOOH 0,02M
bằng NaOH 0,05M
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Lóp: K37B - Hóa học
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Khóa luận tốt nghiệp
1.5. Giói thiệu tổng quan về ngôn ngữ lập trình Mathematica............................ 27
1.5.1. Giới thiệu sơ bộ về ngôn ngữ lập trình Mathematica................................... 27
1.5.2. Giao diện tương tác của Mathematica.......................................................... 27
1.5.3. Vẽ đồ thị hai chiều.......................................................................................27
1.6 . Tính cân bằng axit - bazơ theo giản đồ logarit nồng độ (GLC) ....................29
1.6 .1. Các bước xác định pH bằng GLC.................................................................29
1.6.2. Cách xây dựng giản đồ..................................................................................29
1.6.3. Cách đánh giá pH của hệ axit - bazơ............................................................32
1.6.4. Cách xác định pHxE) và BNCĐ bằng GLC................................................... 34
CHƯƠNG 2 KẾT QUĂ VÀ THẢO LUẬN.....................................................37
2.1. Sử dụng phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC) kết họp với phần mềm
mathematica để tính toán thành phần dung dịch trong cân bằng axit - bazơ........ 37
2.1.1. Tính toán cân bằng trong các dung dịch axit................................................37
2.1.2. Tính toán cân bằng trong các dung dịch bazơ..............................................46
2.2. Sử dụng phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC) trong chuẩn độ axit bazơ.......................................................................................................................55
2.2.1. Chuẩn độ các axit mạnh và bazơ mạnh........................................................ 56
2.2.2. Chuẩn độ các đơn axit yếu và đơn bazơ yếu.................................................60
2.2.3. Chuẩn độ hỗn họp các đơn axit và đơn bazơ................................................62
KÉT LUẬN........................................................................................................... 67
TÀI LIỆU THAM KHẢO.................................................................................68
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
hóa học được nhanh chóng và thuận tiện.
Trên những cơ sở đó chúng tôi quyết định chọn đề tài “Kết họp phương
pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC)
VÓI
phần mềm mathematỉca đễ tính
toán thành phần dung dịch trong cân bằng axit - bazơ”.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
1
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
2. Mục đích nghiên cửu
Tính toán thành phần dung dịch trong cân bằng axit - bazơ
Nắm vững phương pháp giản đồ logarit nồng độ (GLC)
Biết sử dụng phần mềm Mathematica với tính năng vẽ đồ thị
3. Nhiệm vụ nghiên cún
Nghiên cứu thuật toán, lập phương trình tính và vẽ chính xác giản đồ
logarit nồng độ của các ion trong dung dịch axit - bazơ
Dựa vào giản đồ và phương trình điều kiện proton tính toán cân bằng
xảy ra trong dung dịch axit - bazơ (loại bỏ phương trình cân bằng phụ không
Ví dụ 1.1: HC1 là một axit:
HC1
H+ + c r
NaOH là một bazơ: NaOH —► Na+ + OH
Vào thời điểm đó (1880 - 1890), nhờ thuyết Areniuyts, nhiều tĩnh chất
axit - bazơ trở nên đơn giản, rõ ràng. Lần đầu tiên tìm được những quan hệ
định lượng như xác định được lực axit - bazơ, biết được vì sao nhiệt trung hòa
axit mạnh bằng bazơ mạnh gần như bằng một hằng số,... Nhưng thuyết này bị
giới hạn ở chỗ chỉ giải thích được tính axit - bazơ của các hidroaxit và các
hidroxit, không nói lên được vai trò của dung môi.
1.1.2. Thuyết axit - bazơ của Bronsted và Lowry
Thuyết axit - bazơ của Areniuyts chỉ đúng vớidungmôi là nước. Một
định nghĩa tổng quan hơn được đề nghị bởi nhà hóa học Đan Mạch:
Jonhannes K. Bronsted và nhà hóa học người Anh: Thomas Lowry. Theo
thuyết này:
- Axit là những chất có khả năng nhường proton cho chất khác.
- Bazơ là những chất có khả năng nhận proton của chất khác.
Thuyết axit - bazơ của Bronsted và Lowry đã bao hàm thuyết axit bazơ của Areniuyts, và mở rộng ra cho các dung môi khác nước cũng như cho
các phản ứng xảy ra trong pha khí.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
3
Lóp: K37B - Hóa học
axit
Ví dụ ỉ .4:
bazơ
B e 2+{aq) + 4 H 2Oự) —> B e \( H 20 ) AỴ +\uq)
axit
bazơ
Bốn obitan trống của Be2+ nhận bốn cặp electron chưa liên kết của bốn
phân tử nước tạo thành bốn liên kết cho - nhận (liên kết phối trí)
So với thuyết Areniuyts và Bronsted - Lowry thì thuyết axit - bazơ của
Lewis có tầm khái quát hơn cả.
Ket quả quan trọng nhất của thuyết Lewis là dựa vào cơ chế electron,
nghiên cứu tương tác axit - bazơ mà không có proton tham gia.
1.1.4. Thang pH và pOH
Trong dung dịch nước, nồng độ H+ và OH‘ thường là những con số rất
nhỏ bé và gây bất tiện trong tính toán, bởi vậy nhà hóa học Đan Mạch
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
4
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
c
=
(2 . 1)
"
V j: thể tích của dung dịch chứa cấu tử i, được đưa vào hỗn hợp phản ứng.
£ V j: tổng thể tích của hỗn hợp
+ Nồng độ ban đầu: c (mol/1): chỉ nồng độ của các chất sau khi phản
ứng xảy ra (hoàn toàn) nhưng hệ chưa đạt cân bằng. Trong trường hợp không
có phản ứng xảy ra thì c và c° chỉ là một.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
5
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
+ Nồng độ cân bằng [ ]: nồng độ của chất ở trong dung dịch sau khi hệ
đạt tới trạng thái cân bằng.
Ví dụ 1.5: Trộn 200ml HC1 0,015M với 400ml NaOH 0,006M.
Nông độ gôc:
4 . 10'3
I0 '3
TPGH: HCI: 10'3
_
; NaCl:
H+ +
HC1
4 . 10 '3
4.10 '3 ; H20
cr
I0 3
1 0‘3
NaCl
Na- +
10‘3
cr
hợp 2 muối NaHC0 3 c , (M) và Na2C 0 3 c 2 (M) [6 ]
Các quá trình điện li xảy ra trong dung dịch:
Na+ + HCO;
NaHCOs
Na2COj
->•
2 Na+ + C 0 2{
H20
ìĩ
H+ +OH
HCO;
ìĩ
H+ + c o Ị ■
HCO; + H+ Ü
H2o + c o 2T
Biểu thức ĐLBTNĐ đối với HCO 3~ và COỊ~ :
c , + c 2 = [ HCO- ] + [CO 32-] + c o 2 = [HCO-] + [CO 32-] + L COi
LCo2 : độ tan của CO 2
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
h 2p o ;
h
2p o ;
u
+ H+ u
2
W+PO
H 3 PO 4
Trong dung dịch có các ion :K+ , H+ , H 2 P O ;, H P O Ỵ , PO] , O H .
Biểu thức ĐLBTĐT: [K+] + [H+J - [OH ] - [ H 2 PO; ] - 2[ H P O l' ] - 3[ POị- ] = 0
7.2.2. Định luật tác dụng khối lượng
Đây là định luật được áp dụng thường xuyên trong việc tính toán cân
bằng trong các dung dịch.
- Phát biểu định luật: Ở trạng thái cân bằng tỉ số giữa tích của nồng độ các
chất tạo thành sau phản ứng với số mũ thích hợp bằng hệ số tỉ lượng của nó
trên tích nồng độ của các chất với lũy thừa thích hợp là một hằng số ở nhiệt
độ và áp suất đã cho.
Đối với cân bằng:
H-.A-
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
* ■ - - ÕM
8
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Ka là hằng số phân li axit (hay gọi tắt là hằng số axit)
Cân bằng phân li của bazơ :
B + H20
^
HB
ÍỊ
+ OH
K I,
_ [ H B +][OH-]
= ------- 7Z7-----L#J
3+
+ OH
c 3+
Fe
_
u
FeOH
o riu _u
+ 20H
2+
íFe0H
A =
[Feĩ+][OH~]
2+
rFe(OH ) 2
pR2 =
= [Fe(OH)l]
[Feĩ+][OH~ ] 2
p 1 , p2 là hằng số tạo thành tổng hợp của các phức chất FeOH2+ và Fe(OHỴ
fí
Ph
-
[HA]
[HA]
=K
Như vậy hằng số của cân bằng nghịch bằng giá trị nghịch đảo hằng số
của hằng số cân bằng thuận.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
9
Lóp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
+ Cộng cân bằng
Cho
M + A
±5
M + A
^
MA + A
ÍỊ
MA 2
M + 2A
u
MA 2
2
MA
k,
k2
ß2
= [MA2] [MA] =k k
[MA][A]'[M][A]
'■ 2
Hằng số của cân bằng tổ hợp khi cộng các cân bằng với nhau bằng tích các
Chọn MK: CH 3COOH (C, mol/1) và H20
(1)
ĐKP: [H+] = [CH3COO ] - c 2 + [OK]
Chọn MK: CH 3COO- (C2 mol/1) và H20
ĐKP: [H*] = [OH ] - ( [CH3COOH] - c ,) = [OH ] - [CH3COOH] + c, (2 )
Với hai MK khác nhau thu được hai phương trình bảo toàn proton (1)
và (2 ) có dạng khác nhau, nhưng có thể chứng minh được hai biểu thức đó chỉ
là một phương trình liên hệ. Thật vậy, từ định luật BTNĐ ban đầu:
[CH3COOH] + [CH3COO ] = c , + c 2
[CH3COO■] - c 2 = c , - [CH3COOH]
(3)
Thay (3) vào (1) ta sẽ được biểu thức (2).
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
11
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
1.3. Cân bằng trong dung dịch axit - bazo’ [4],[6]
HNO 3 ^ H+ + N O ~
0,1
H2o
1Ị
0,1
H+ + OH
V1Ch+ = 0 , 1 0 » 1,0.10 7 ^
[H+] « C H+ =0,10.
-> pH = - lg[H+] = -lg(0,10). Vậy pH = 1,00 ; pOH = 14 - 1 = 13.
^ [ O H '] = 1,0.10'I3 (M).
1.3.1.2. Đơn bazơ mạnh
Trong dung dịch bazơ mạnh, XOH có các quá trình:
- Cân bằng ion hóa của nước
H 2O ^ H + + OH
(3.4)
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
12
Lớp: K37B - Hóa học
Hoặc
(3.10)
[OH] = [H+] + Cxoh
Ở đây do sự có mặt của OH giải phóng ra từ (3.7) mà cân bằng phân li của
nước (3.8) chuyển dịch sang trái và [H+] « 10'7. Vì vậy, nếu C xoh »
1 0 '7 thì:
[OH] = Cxoh
Nghĩa là nồng độ OH‘ trong dung dịch bằng nồng độ của bazơ mạnh .
Trong trường họp
C xoh
~
10 7 thì phải kể đến sự phân li của nước như đối
với trường họp axit mạnh.
Ví dụ 1.11: Tính pH, H+, OH' của dung dịch NaOH 1,0.10 4 M [4]
NaOH —> Na+ + OH
1,0.10 4
H20 ±5 H+ + OH
C NaOH ^
10
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
Độ mạnh của các đơn axit yếu được đặc trưng bằng hằng số phân li axit
Ka hoặc chỉ số hằng số phân li axit pKa = -lgKa. Giá trị Ka càng lớn hay pKa
càng bé thì axit càng mạnh.
Độ mạnh yếu của axit yếu cũng được phản ánh qua độ điện li a
n
a - —
nfí
n: số mol của chất đã phân li thành ion
n(): tổng số mol của chất tan trong dung dịch
,hoặcwa =
nồng đô chất đã phân li
-7 ------7——— 7— ——
tông nông độ chât điện li
Độ điện li tỉ lệ thuận với hằng số phân li K và tỉ lệ nghịch với nồng độ.
Đối với đơn axit HA ta có liên hệ:
a
K,
ì-a
HC1
NH 4C1
5.104
c
5.10'4
TPGH: N h ; : 5.10 4 M
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
14
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
NH; i ĩ
Cân bằng
NH 3 + H +
Ka = Io 4'24 (1)
Thay giá trị hị vào biểu thức:
[NHI
]= С
—-— đểtính lai [ NH 4 1 chính xác hơn
NH* K a +h
[NHI ] = С +
h' = 5.10‘4— ’
Кa +/;,1 0 '6-26 + 10‘’'24
Ọ24 = 5.10‘4 = [NHI ]»
Kết quả lặp. Vậy [Н+] = 10'6-26 ; [ОН ] = 10'7-74 ; pH = 6,26.
[ Ш Л = 5.10 4 ; [NH,] = 5.10"4 ——— !» 5,2.IO" 7 M
h + Kũ
1.3.1.4. Đơn bazo’yeu
Đơn bazơ yếu (kí hiệu A ) là những chất mà trong dung dịch một phần
của chúng có khả năng thu proton của nước và dung dịch có phản ứng bazơ.
Đô manh của các bazơ yếu phu thuôc vào hằng số bazơ Kb = — hoăc
Ka
chỉ số hằng số bazơ pKb = -lgKb = pKw - pKa (với Ka là hằng số phân li của
axit liên họp).
Khi Kb càng lớn hoặc pKb càng bé thì bazơ càng mạnh. Như vậy, khi
axit liên họp càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại.
Na+ + CN'
CN' + H20 iỊ HCN + OH
(1)
H20
(2)
i ĩ H+ + OH'
Kb = 10'4’65
Kw
Kb.CCN = 10'4’65.10'2 = 10'6-65 » Kw . Tính cân bằng theo ( 1)
CN'
c
0,010
[]
0 ,0 1 0 - X
+ H2O í ĩ HCN + OH
X
Do sự có mặt của axit HY và HA, trong đa số trường họp dung dịch có
phản ứng axit nên có thể bỏ qua sự phân li của nước và thành phần của dung
dịch được tính theo ĐLTDKL cho cân bằng (3.16), trong đó có kể đến sự có
mặt của nồng độ ion H+ do axit mạnh phân li ra.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
16
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
HA
c
c2
[]
c2-X
u
H+
+
H+ + OH
Kw
Vì CH+ = Chci = 2.1CT4 »
ÌO-7 và Ka. CNH+ »
Kw do đó có thể bỏ qua
sự phân li của nước và tính theo cân bằng:
NHI
c
[]
^
NH3
+ H+
2 . 10 '4
102
10'2 - X
Ka=10'9’24
X
x = 2 ,8 8 .10'8
10' —X
Vậy [HT] = 2.10 '4 + 2,88.10' 8 = 2.10 '4 M —>pH = 3,70.
ì . 3.2.2. Hôn hợp bazơ mạnh XOH C] mol/l và các bazơ yếu A' nằng độ C2
mol/l
Trong dung dịch xảy ra các quá trình sau:
XOH
^ X + + OH'
H20
^ H + +OH
(3.18)
Kw
K„. K -'
A' + H 2O í Ị HA + OH'
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
17
(3.19)
(3.20)
c,
[]
c2-X
x(C'| +x)
X
c 1+ X
= K,
C2 - x
X
Với X « Cị ; X « c 2 ta có giá trị gân đúng : X - Kb
c 2
^1
Ví dụ 1.15: Hòa tan 0,5350 gam NH4 CI vào 400,0 ml dung dịch NaOH 2,51.10‘2M.
Tính pH của dung dịch thu được (bỏ qua sự thay đổi của thể tích) [6]
_ 0,5350.1000 _ „ e i n -2l ,
----- ----- = 2.5.10 M
53,5.400
C NHr, =
H20 i ĩ
NH4- + OH‘
Kb = 1 0 ‘4'76
1 0 '4
X
x + 1 0 '4
(l° 4+/ )x = 10‘4’76 ->x= 6,03.10'4 ^ [O H ‘] = 7,03.10'4M.
2,5.10
- X
Môi trường bazơ —>việc bỏ qua phân li của nước là hợp lí. Vậy pH = 10,85.
Sinh viên: Trần Thị Lan Anh
18
Lớp: K37B - Hóa học
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
cân bằng xảy ra tương đương (tức là Kai.C] « Ka2.c 2 ~ Kw ) thì tiến hành
tính lặp gần đúng theo ĐKP.
h = [H+] = [OH ] + [Ar] + [A2-] ( 3.24)
Sau khi tổ hợp cần thiết ( [H+] » [OH ] ) ta có:
h = j K aì[H\ì + Kaỉ[HA,_] + Kw (3.25)
Đe tính gần đúng bước 1 (giá trị hi) chấp nhận [HAjJo = Cj. Thay hị vào
(3.26) để tính lại [HAi],:
[HAị] = Citti = c, — —
(3 .2 6 )
Ka,+h
Thay các giá trị [HAj]i vừa tính được vào (3.25) để tính gần đúng bước
2
(giá trị h2) và tiếp tục tính lặp cho đến hội tụ.
Ví dụ 1.16: Tính pH của dung dịch CH 3 COOH c , = 0,010M và NH4 CI
C2 = 0,100M [4]
NH 4C 1
-> n h 4+ +
cr
c 2= 0,100
H2o
^ H+ + OH
Khóa luận tốt nghiệp
Trường ĐHSP Hà Nội 2
CH 3 COOH
c
0,010
[]
0 ,0 1 0 - X
iỊ CH 3 COO' + H+
Ka = 1 0
4 '76
XX
— í — = 1o-4-76 —*X—1O'3-38 = 4 ,17.I0"4 ->[H+] = 4,17.1
Copyright: Tài liệu đại học ©