Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

TRƯỜNG ĐẠI HỌC SƯ PHẠM HÀ NỘI 2
KHOA: HÓA HỌC
---------------

NGUYỄN THỊ KIM THUY

PHÂN LOẠI VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI BÀI TẬP
CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ
(ĐƠN AXIT – ĐƠN BAZƠ)

KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
Chuyên ngành: Hóa Học Phân Tích

Người hướng dẫn khoa học:
Th.S: VŨ THỊ KIM THOA

HÀ NỘI - 2011

Khoá luận tốt nghiệp

1

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy


2

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

1.3. ĐÁNH GIÁ GẦN ĐÚNG THÀNH PHẦN CÂN BẰNG TRONG DUNG
DỊCH............................................................................................... 11
1.4. CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ .................................................... 13
1.4.1. Các axit và bazơ ..................................................................... 13
1.4.1.1. Định nghĩa........................................................................... 13
1.4.1.2. Phản ứng axit – bazơ trong nước......................................... 14
1.4.2. Định luật bảo toàn proton ....................................................... 15
1.4.3. Dung dịch các đơn axit và đơn bazơ ....................................... 16
1.4.3.1. Axit mạnh ............................................................................ 16
1.4.3.2. Bazơ mạnh........................................................................... 17
1.4.3.3. Đơn axit yếu ........................................................................ 18
1.4.3.4. Đơn bazơ yếu....................................................................... 18
1.4.4. Đa axit và đa bazơ .................................................................. 18
1.4.4.1. Đa axit................................................................................. 18
1.4.4.2. Đa bazơ ............................................................................... 19
1.4.5. Các chất điện li lưỡng tính ..................................................... 19
1.4.6. Dung dịch đệm ....................................................................... 21
1.4.7. Cân bằng tạo phức hiđroxo trong dung dịch nước của các ion kim loại 22
1.4.8. Các chất chỉ thị axit – bazơ..................................................... 23
1.5 CÁC PHƯƠNG PHÁP SỬ DỤNG KHI GIẢI BÀI TẬP VỀ CÂN BẰNG
AXIT – BAZƠ ................................................................................ 26

2.5. Cân bằng trong dung dịch tạo phức hiđroxo của cation kim loại....

65

CHƯƠNG 3: KẾT LUẬN VÀ ĐỀ NGHỊ...................................... 68
TÀI LIỆU THAM KHẢO.............................................................. 69

Khoá luận tốt nghiệp

4

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

LỜI CẢM ƠN

Trước hết, em xin bày tỏ lòng chân thành và biết ơn sâu sắc tới cô giáo Vũ
Thị Kim Thoa, Khoa Hoá học, Truờng Đại học sư phạm Hà Nội 2 đã tận tình
chỉ bảo, giúp đỡ em trong suốt quá trình thực hiện và hoàn thiện khoá luận tốt
nghiệp.
Em xin bày tỏ lòng biết ơn tới hiệu trưởng Truờng Đại học sư phạm Hà
Nội 2 và các thầy cô giáo trong Khoa Hoá học, Trường Đại học sư phạm Hà Nội
2 đã tạo điều kiện cho em được sử dụng các tài liệu trên thư viện để hoàn thành
khoá luận tốt nghiệp.
Em xin được gửi lời cảm ơn tới các thầy cô trong Khoa Hoá học, Trường
Đại học sư phạm Hà Nội 2 đã cung cấp cho em những kiến thức cơ bản trong quá

Phản ứng tạo phức (trao đổi phối tử)
Phản ứng tạo thành hợp chất ít tan
Phản ứng axit – bazơ có vai trò rất lớn, chiếm một vị trí quan trọng trong
chương trình Hoá học phổ thông và đặc biệt là đối với chương trình hoá học phân
tích trong các trường Cao Đẳng và Đại học.
Trong các tài liệu hiện hành chủ yếu là cho học sinh ôn luyện thi Đại học và
Cao Đẳng, các tài liệu này quá nhiều song không có sự thống nhất một lý thuyết
chuẩn mực mà nặng về bài tập tính toán gây cho học sinh lối học thụ động,
không có tính sáng tạo và kém tư duy về hoá học. Bên cạnh những tài liệu này
các tài liệu dành cho học sinh giỏi, học sinh chuyên còn ít và đặc biệt tài liệu
dành cho thi học sinh giỏi Quốc gia, Quốc tế thực sự là quá ít.
Về nội dung kiến thức các loại phản ứng trong các tài liệu hiện hành chủ
yếu đề cập nhiều về phản ứng tạo thành hợp chất ít tan. Còn phản ứng axit – bazơ
cũng gặp nhiều nhưng phần lớn các tài liệu đưa ra một cách chưa đầy đủ. Chưa
có nhiều bài tập liên quan đến phần các dung dịch tạo phức hiđroxo của các ion
kim loại, phần dung dịch hỗn hợp các axit yếu và bazơ liên hợp,vvv….Chưa có
nhiều bài tập gắn kết nội dung phản ứng của axit – bazơ với các phản ứng oxi
hoá - khử, phản ứng của hợp chất ít tan, phản ứng tạo phức nên khó bồi dưỡng
cho học sinh năng lực tư duy tổng hợp để giải quyết các bài tập trong các kỳ thi

Khoá luận tốt nghiệp

6

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học


1.1. TRẠNG THÁI CÁC CHẤT ĐIỆN LI TRONG DUNG DỊCH
1.1.1. Sự điện li và chất điện li
Khi hòa tan các chất có liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị có cực vào
trong dung môi phân cực (ví dụ nước, rượu…) thì do sự tương tác với các phân
tử lưỡng cực của dung môi mà các phân tử chất tan sẽ phân li hoàn toàn hoặc
phân li một phần thành các ion mang điện tích ngược dấu, tồn tại dưới dạng ion
sonvat hóa (đối với dung môi nước là ion hiđrat hóa). Các chất có khả năng phân
li thành các ion được gọi là chất điện li, và quá trình phân li thành ion được gọi là
quá trình điện li.
1.1.2. Độ điện li và hằng số điện li
1.1.2.1. Độ điện li
Độ điện li  là tỉ số giữa số mol n của chất đã phân li thành ion với tổng
số mol no của chất tan trong dung dịch:



n
n0

(1.1)

Hoặc  là tỉ số giữa nồng độ chất đã phân li C với tổng nồng độ chất điện


li C0:

C
C0


Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho cân bằng (1.2) ta có:
 n     n  
K =
 
c

(1.4)

Ở đây [i] chỉ nồng độ của cấu tử i trong dung dịch ở trạng thái cân bằng.
Kc là hằng số điện li nồng độ, phụ thuộc vào bản chất của chất điện li, vào
dung môi, vào nhiệt độ. Trong dung dịch loãng, Kc không phụ thuộc vào nồng độ
chất điện li.
Từ (1.3) và (1.4) suy ra

2
Kc

1   C

(1.5)

Vậy độ điện li phụ thuộc hằng số cân bằng  c và nồng độ chất điện li.
Khi có các quá trình phụ ảnh hưởng đến cân bằng (1.2) thì  thay đổi.
1.1.3. Phân loại chất điện li
1.1.3.1. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
Trong dung dịch nước, các chất điện li mạnh gồm:
Một số axit vô cơ: HCl, HBr, HI, HSCN, HNO3, HClO4…
Các bazơ kiềm và kiềm thổ: LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2.
Hầu hết các muối tan trừ HgCl2.
Các chất còn lại thuộc loại chất điện li yếu hoặc trung bình. Nước là chất

Trong mọi trường hợp khác thì mức độ xảy ra của phản ứng phụ thuộc giá
trị hằng số cân bằng và nồng độ của các chất phản ứng.
Trong dung dịch các chất điện li, các ion có thể phản ứng với nhau để
tạo thành:
Các chất ít phân li hơn các chất ban đầu .
Các chất khí.
Các sản phẩm ít tan hơn các chất ban đầu.
Các sản phẩm oxi hóa – khử khác với trạng thái ban đầu.
Khi viết phương phản ứng ion cần tuân theo quy ước:
Các chất điện li mạnh viết dưới dạng ion.
Các chất điện li yếu viết dưới dạng phân tử.
Các chất rắn, các chất khí viết dưới dạng phân tử (hoặc nguyên tử).
1.2. CÁC ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CỦA HÓA HỌC ÁP DỤNG CHO CÁC
HỆ TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI
1.2.1. Định luật hợp thức (tỉ lượng)
1.2.1.1. Tọa độ phản ứng
Đánh giá độ tiến triển của phản ứng



Khoá luận tốt nghiệp

ni

i

hoặc x 

Ci


Tọa độ phản ứng khi phản ứng xảy ra đạt hiệu suất cực đại:

 max  min
xmax  min

nio

i
Cio

i

với  i < 0
với  i < 0

(1.9)

(1.10)

1.2.1.3. Thành phần giới hạn (TPGH)
Là thành phần hỗn hợp sau khi phản ứng xảy ra đạt tọa độ cực đại.
1.2.2. Định luật bảo toàn vật chất
1.2.2.1. Quy ước biểu diễn nồng độ
Nồng độ gốc: Nồng độ chất trước khi đưa vào hỗn hợp phản ứng (Co mol/l
).
Nồng độ ban đầu: Nồng độ chất trong hỗn hợp trước khi xảy ra phản ứng
(Co mol/l).
Nồng độ cân bằng: Nồng độ chất sau khi hệ đạt tới cân bằng ([i]).

Khoá luận tốt nghiệp

Ví dụ 2: Biểu diễn ĐLBTNĐ ban đầu đối với ion
K 2 Cr 2 O 7

Cr 2 O 72 

trong dung dịch

nồng độ C mol/l, biết rằng trong dung dịch crom tồn tại dưới các dạng

CrO42  , Cr 3 , Cr2O72  .

Bài giải
2
Biểu thức ĐLBTNĐ đối với ion Cr2O 7 :



 12 Cr  12 CrO 

C  Cr2O72  

3

2
4

Ví dụ 3: Biểu diễn ĐLBTNĐ ban đầu đối với ion

CrO



C  CrO42   2 Cr2O72   Cr 3



1.2.2.3. Định luật bảo toàn điện tích (BTĐT)
Tổng điện tích âm của các anion phải bằng tổng điện tích dương của các
caiton.

 i .

i

=0

(1.12)

Zi là điện tích (âm hoặc dương) của cấu tử i có nồng độ cân bằng [i].
Ví dụ 1: Biểu diễn ĐLBTĐT đối với dung dịch K 2 CrO4 khi có mặt axit HClO4.
Trong dung dịch có mặt các ion H+; OH- (của nước); ClO4-, K+. CrO42-, HCrO4,CrO72-.
Bài giải
Ta có biểu thức BTĐT sau:

H  K   OH  ClO  HCrO  2CrO  2Cr O 







Biểu thức BTĐT: H   Na   2CO3   HCO3   OH 

Ví dụ 3: Viết biểu thức BTĐT đối với các cấu tử trong dung dịch NH3.
Bài giải
Trong dung dịch NH3 tồn tại dưới 2 dạng: NH3 và NH4+.
Biểu thức BTĐT: Có 3 ion H+, OH-, NH4+.

H  NH  OH   0



4



1.2.3. Định luật tác dụng khối lượng (ĐLTDKL)

Khoá luận tốt nghiệp

13

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Đối với cân bằng:

Lớp K33C - Hoá học



H

-

+

Ka 

A



HA

Ka là hằng số phân li axit (hay gọi tắt là hằng số axit)
Cân bằng phân li của bazơ

HB . OH 


+

B + H2O

-

K b

HB + OH


AgNH3+

+


3 2

Ag(NH3)2+

NH3

2


3

3

k1, k2 là hằng số tạo thành từng nấc của các phức chất AgNH3+ và
Ag(NH3)2+.

FeOH 
Fe . OH 
Fe(OH ) 

Fe . OH .
2

Fe


2


2

2 là hằng số tạo thành tổng hợp của các phức chất FeOH2+ và Fe(OH)2+.
3. Cân bằng tạo hợp chất ít tan
AgCl

Khoá luận tốt nghiệp

Ag+ + Cl14



 

K s  Ag  . Cl 

Trường ĐHSP Hà Nội 2

1,


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

Ks là tích số tan của AgCl.

Trong các dung dịch loãng hoạt độ của các phân tử dung môi bằng 1.
Hoạt độ của các chất rắn nguyên chất hoặc các chất lỏng nguyên chất ở
trạng thái cân bằng với dung dịch có hoạt độ bằng đơn vị.
Hoạt độ của các chất khí ở trạng thái cân bằng với dung dịch bằng áp suất
riêng phần của khí.
Trong các dung dịch vô cùng loãng, hoạt độ của các ion và của các phân tử
chất tan đều bằng nồng độ cân bằng.
Trong các dung dịch không quá loãng có thể đánh giá gần đúng hệ số của
các ion theo phương trình Đơbai-Hucken (DH) hoặc phương trình Đêvit:
Phương trình DH: lgfi = -0,5 i2 I (lực ion I < 1.10-3)

(1.15)

 

 0,2 
Phương trình Đêvit: lgfi = -0,5 i2 .
1 


(1.16)

I = 0,5  i i2

(1.17)

(Zi điện tích của ion i)

Đối với các phép tính gần đúng thì có thể coi các giá trị hệ số hoạt độ đều
bằng 1 và hằng số cân bằng nhiệt động K(a) được coi như là hằng số cân bằng

hợp các cân bằng đơn giản đã biết :
A+B

C+D

K

C+D

A+B

K=K-1

A+B

C+D

K1

C+D

E+G

K2

A +B

E+G

K=K1K2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

Trong trường hợp đơn giản thường gặp khi hệ chỉ có một cân bằng duy nhất
thì có thể tổ hợp ĐLBTNĐ với ĐLTDKL để tính nồng độ cân bằng của các cấu
tử.
Chẳng hạn, trong dung dịch MX C mol/l chỉ có cân bằng:
Mn+ + Xn-

MX

(1.19)

K

Theo ĐLBTNĐ đối với MX ta có:





C MX  M n   MX   C

MX   C  M n 

Hay

Theo biểu thức ĐLTDKL ta có:

C

C

-x

x

x

[]

C- x

x

x

Mn+ + Xn-

K

(1.20)

toạ độ phản ứng: x
ĐLTDKL:
Nếu
Thì

x
Cũng như electron, proton không thể tồn tại ở mức độ rõ rệt dưới trạng thái
tự do. Bởi vậy, một axit chỉ có thể nhường proton khi có mặt của một bazơ có
khả năng tiếp nhận proton đó, và khi đã nhường proton thì axit sẽ chuyển thành
dạng bazơ liên hợp với nó. Cũng vậy, một bazơ thu proton sẽ chuyển thành dạng
axit liên hợp tương ứng.
Có thể mô tả sơ đồ của phản ứng axit – bazơ như sau:
A1
Axit 1
B2 + p+
Bazơ 2
A1 + B2

B1

+

p+

K1

bazơ liên hợp 1 proton

 2 1

A2
axit liên hợp 2
B1 + A2

K=



p+ + OH-

Bazơ:

H2O + p+

H3O+
H3O+ + OH-

Tổng hợp: 2 H2O

Kw

(1.22)

Có thể biểu diễn dưới dạng đơn giản:
H2O

H+ + OH-

Kw

(1.23)

Khi cho một axit vào nước thì nó sẽ nhường proton cho nước và tạo ra ion
H3O+.
Ví dụ:

HCl + H2O  H3O+ + Cl –

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

Nếu chọn một trạng thái nào đó của dung dịch làm chuẩn hay còn gọi là
mức không (MK) (hoặc gọi là trạng thái quy chiếu) thì tổng nồng độ proton mà
các cấu tử ở mức không giải phóng ra bằng tổng nồng độ proton mà các cấu tử
thu vào để đạt đến trạng thái cân bằng.
Hay nói cách khác: Nồng độ cân bằng của proton có trong dung dịch bằng
hiệu giữa tổng nồng độ proton giải phóng ra và tổng nồng độ proton thu vào từ
mức không
MK có thể là trạng thái ban đầu, trạng thái giới hạn hoặc một trạng thái tùy
chọn nào đó. Nhưng thường chọn trạng thái trong đó nồng độ của cấu tử chiếm
ưu thế làm MK để việc tính toán nhanh lặp hơn.
Ví dụ: 1. Dung dịch HCl + NaHSO4
HCl  H+ + ClNaHSO4  Na+ + HSO4HSO4-

H+ + SO42-

H2O

H+ + OH-



2


H2O

Khoá luận tốt nghiệp

H+ + OH-

20

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học




MK: CO32- và H2O  ĐKP: H   OH   HCO3   2CO2 

4. Dung dịch H2C2O4
H2C2O4

H+ + HC2O4-

H2C2O4

2H+ + C2O42-

H2O

HY  H+ + Y-

(1.25)

Trong dung dịch, ngoài quá trình (1.24) còn có quá trình phân li của nước:
H2O

H+ + OH-

(1.26)

Như vậy có hai quá trình cho proton và chọn mức không là HY, H2O thì
phương trình ĐKP có dạng:

Hoặc:

[H+] = [OH-] + [Y-]

(1.27)

[H+] = [OH-] + CHY

(1.28)

Sự có mặt của ion H+ do HY phân li ra làm chuyển dịch cân bằng (1.25)
sang trái và [OH-] < 10-7. vì vậy, trong trường hợp CHY >> 10-7 thì có thể coi:
[H+] = CHY

(1.29)



(1.32)

Một cách đơn giản có thể viết các quá trình xảy ra trong dung dịch bazơ
mạnh:
XOH  X+ + OHH2O

(1.33)

H+ + OH-

(1.34)

Với MK: XOH, H2O  ĐKP: H    OH    C X  OH    C XOH


(1.35)

[OH-] = [H+]+ CXOH

Hoặc:

Ở đây do sự có mặt của OH- giải phóng ra từ (1.33) mà cân bằng phân li
của nước (1.34) chuyển dịch sang trái và [H+] > 10-7 thì: [OH-] = CXOH

(1.36)

Nghĩa là nồng độ OH- trong dung dịch bằng nồng độ của bazơ mạnh
1.4.3.3. Đơn axit yếu


Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

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.
Độ mạnh của các bazơ yếu phụ thuộc vào hằng số bazơ Kb = Kw/ Ka hoặc
chỉ số hằng số bazơ pKb = - lgKb = pKw – pKa ( với Ka là hằng số phân li của axit
liên hợp). Khi Kb càng lớn hoặc pKb càng bé thì bazơ càng mạnh. Như vậy khi
axit liên hợp càng mạnh thì bazơ càng yếu và ngược lại.
Trong dung dịch đơn bazơ A- có các cân bằng:
H2O

H+ + OH-

A- + H2O

HA + OH-

Kw

(1.39)

Kb = Kw/ Ka

(1.40)


Kan

(1.43)

Và có thể coi đa axit như một hỗn hợp gồm nhiều đơn axit.
Đối với đa số các đa axit nhất là đối với các axit vô cơ thì Ka1 >> Ka2 >>
Ka3 >> ….. >> Kan, nghĩa là sự phân li của đa axit xảy ra mạnh nhất ở nấc đầu và
sau đó giảm dần ở các nấc tiếp theo. Điều này dễ hiểu vì một phân tử không
mang điện mất proton dễ hơn một anion, và một anion một điện tích mất proton
dễ hơn anion hai điện tích, vv…
Nếu Ka1 >> Ka2 >> Ka3 >> ….. >> Kan ta có thể coi đa axit như một đơn
axit và tính cân bằng theo nấc phân li thứ nhất của axit đó.
1.4.4.2. Đa bazơ

Khoá luận tốt nghiệp

23

Trường ĐHSP Hà Nội 2


Nguyễn Thị Kim Thuy

Lớp K33C - Hoá học

Trong dung dịch đa bazơ có khả năng thu proton từng nấc của nước. Quá
trình proton hóa của đa bazơ xảy ra ngược với quá trình phân li của đa axit tương
ứng:
An- + H2O

1. Các hiđroxit của một số kim loại (nhôm, crom, thiếc, chì, kẽm).
Ví dụ:
Zn(OH)2 

Zn2+ + 2OH-

(tính bazơ)

(1.47)

Zn(OH)2 

ZnO 22 + 2H+

(tính axit)

(1.48)

2. Các amino axit: Trong phân tử có mặt đồng thời nhóm amin (có tính
bazơ) và nhóm cacboxyl (có tính axit).
Ví dụ: dung dịch phenylalanin
3. Các muối axit được tạo thành do sự trung hòa không hoàn toàn các đa
axit hoặc đa bazơ.
Ví dụ: NaHCO3, do CO2 bị trung hòa bằng NaOH (hoặc Na2CO3 bị trung
hòa bằng HCl) hết nấc 1.
CO2+NaOH

Khoá luận tốt nghiệp

NaHCO3 + H2O

H2O

CN- + H+

(1.51)
(1.52)

HCN

(tính bazơ)

(1.53)

Trong trường hợp tổng quát để tính đến cân bằng trong dung dịch chất điện
li lưỡng tính NaHA cần kể đến các cân bằng sau:
NaHA  Na+ + HAHA-

H+ + A2-

Ka2

H+ + OH-

H2O
HA- + H+

H2A

(1.54)


(1.59)

1.4.6. Dung dịch đệm
Dung dịch đệm là những dung dịch có khả năng điều chỉnh sao cho pH của
hệ ít thay đổi khi đưa vào hệ một lượng không lớn axit mạnh hay bazơ mạnh.
Dung dịch đệm thường là hỗn hợp một axit yếu và bazơ liên hợp (ví dụ HCOOH

Khoá luận tốt nghiệp

25

Trường ĐHSP Hà Nội 2