Bài tập ôn tập Hóa học 12 Cân bằng Axit - Bazơ

Biên soạn: Lê Thanh Hải - GV trường THPT chuyên Lê Quý Đôn - Đà Nẵng

1

CÂN BẰNG AXIT - BAZƠ

1. Lý thuyết về axit, bazơ

Hiện nay có hai lý thuyết được sử dụng rộng rãi:

 Theo thuyết điện ly của Arrhenius, axit là hợp chất khi tan trong nước phân ly cho ion H+ và bazơ là hợp chất khi tan trong nước phân ly cho ion OH-.

 Theo thuyết proton của Bronsted, axit là những chất có khả năng cho proton và bazơ là những chất có khả năng nhận proton.

2. Hằng số axit, bazơ. Tích số ion của H2O

2.1. Hằng số axit (hằng số ion của axit)

 HA H+ + A- Ka

[H+].[A-]

[HA]

 HA + H2O H3O+ + A- Ka

[H3O+].[A-]

[HA]

2.2. Hằng số bazơ (hằng số ion của bazơ)

B + H2O A + OH- Kb

(Để đơn giản, A,B không ghi điện tích, A - B là cặp axit - bazơ liên hợp).

[A].[OH-]

[B]

2.3. Tích số ion của nước

H2O H+ + OH- KW

Ở 25oC, KW = [H+].[OH-] = 10-14

2.4. Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit - bazơ liên hợp

Xét 2 cân bằng:

HA H+ + A- Ka

A- + H2O HA + OH- Kb

[H+].[A-] [HA].[OH-]

[HA] [A-]

Ka.Kb = 10-14 (2.1)

Từ biểu thức (2.1) cho thấy, Ka càng lớn thì Kb càng bé và ngược lại. Điều này cho phép kết luận: một axit có tính axit càng mạnh thì dạng bazơ liên hợp của nó có tính bazơ càng yếu và ngược lại.

Ka =

Ka =

Kb =

. Ka.Kb = = [H+].[OH-] = KW

DeThi.edu.vn

Biên soạn: Lê Thanh Hải - GV trường THPT chuyên Lê Quý Đôn - Đà Nẵng

2

3. Tính toán cân bằng trong các hệ axit, bazơ

3.1. Dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh

3.1.1. Dung dịch axit mạnh

Xét trường hợp tổng quát: dung dịch axit mạnh là HA, Ca mol/l

Các quá trình xảy ra trong dung dịch:

HA  H+ + A-

H2O H+ + OH-

Phương trình bảo toàn điện tích: [H+] - [OH-] - [A-] = 0

Đặt [H+] = h, khi đó: [OH-] = KW / h, ta được:

h - KW / h - Ca = 0 (3.1)

h2 - Ca.h - KW = 0 (3.2)

Giải (3.2), ta tính được h = [H+], suy ra [OH-].

Trong trường hợp dung dịch axit HA có nồng độ không quá bé (Ca > 10-6 M) thì [H+] >> [OH-] hay h >> KW / h. Do đó, từ phương trình (3.1) suy ra: h = Ca

3.1.2. Dung dịch bazơ mạnh: Tương tự dung dịch axit mạnh

3.2. Dung dịch đơn axit yếu, đơn bazơ yếu

3.2.1. Dung dịch đơn axit yếu

Xét dung dịch axit yếu HA, Ca mol/l và hằng số axit Ka

Các quá trình xảy ra trong dung dịch:

HA H+ + A- Ka (3.3)

H2O H+ + OH- KW (3.4)

Nếu [H+].[A-] = Ka.[HA]  Ka.Ca >> KW thì ta có thể bỏ qua cân bằng (3.4) vì nồng độ các ion do H2O điện ly ra nhỏ hơn rất nhiều so với các ion do HA điện ly ra. Việc tính toán chủ yếu dựa vào cân bằng (3.3)

HA H+ + A- Ka

C Ca

C -h h h

[ ] Ca - h h h

Ta có:

[H+].[A-] / [HA] = Ka

h2 / (Ca - h) = Ka (3.5)

Giả sử h << Ca, từ (3.5) suy ra:

h = (3.6) a a C K .

DeThi.edu.vn

Biên soạn: Lê Thanh Hải - GV trường THPT chuyên Lê Quý Đôn - Đà Nẵng

3

Nếu sau khi tính h theo (3.6) rồi so sánh với Ca mà không thỏa mãn h << Ca thì phải giải phương trình bậc 2 (3.5).

Thí dụ: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch CH3COOH 10-3 M. Biết Ka(CH3COOH) = 1,8.10-5.

3.2.2. Dung dịch đơn bazơ yếu: Tương tự dung dịch đơn axit yếu

3.3. Dung dịch hỗn hợp gồm một axit mạnh và một axit yếu

Axit mạnh coi như điện ly hoàn toàn, [H+] trong dung dịch bằng [H+] do axit mạnh điện ly + [H+] do axit yếu điện ly.

Thí dụ: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch HCl 10-3 M và CH3COOH 10-1 M. Biết Ka(CH3COOH) = 1,8.10-5.

3.4. Dung dịch hỗn hợp 2 axit yếu (hoặc 2 bazơ yếu)

Xét dung dịch hỗn hợp 2 axit là HA, C mol/l và HA', C' mol/l; hằng số axit tương ứng là Ka và Ka'.

Trong dung dịch có các quá trình sau:

HA H+ + A- Ka (4.1)

HA' H+ + A' - Ka' (4.2)

H2O H+ + OH- KW (4.3)

Nếu Ka.Ca , Ka'.Ca' >> KW thì ta bỏ qua cân bằng điện ly của H2O và nếu Ka.Ca >> Ka'.Ca' thì bỏ qua cân bằng (4.2) so với cân bằng (4.1) và tính nồng độ các cấu tử tham gia cân bằng (4.1) theo định luật tác dụng khối lượng như thường lệ. Nồng độ H+ tính được lại được dùng để tính nồng độ các cấu tử khác tham gia vào cân bằng (4.2).

Thí dụ: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch hỗn hợp CHCl2COOH 0,2 M và CH3COOH 0,01M. Biết hằng số axit của 2 axit lần lượt là 5,9.10-2 và …