Bài giảng Hóa phân tích - Chương 4: Hằng số đặc trưng điều kiện của các cân bằng hóa học trong nước - Nguyễn Thị Thu Vân
CHƯƠNG 4
HꢀNG Sꢁ ĐꢂC TRƯNG
ĐIꢃU KIꢄN
CꢅA CꢆC CÂN BꢀNG
HꢇA HꢈC TRONG NƯꢉC
NỘI DUNG CHƯƠNG 4
HꢀNG Sꢁ ĐꢂC TRƯNG ĐIꢃU KIꢄN
CꢅA CꢆC CÂN BꢀNG HꢇA HꢈC
TRONG NƯꢉC
4.1 Khái niệm về cân bằng nhiễu
4.2 Ứng dụng
Chương 4
4.1 Khái NIỆM VỀ CÂN
BẰNG NHIỄU
– Định nghĩa
-Các loại CB nhiễu
– Hệ số điều kiện α
– Ảnh hưởng của CB nhiễu lên CB
chính
Chương 4
ĐỊNH NGHĨA CÂN BꢀNG NHIꢊU
Cân bằng chính C + X ⇆ CX
Cân bằng nhiễu: các CB tồn tại song song với
cân bằng chính trong DD, do:
Phꢅi tiꢆn hành p/ứng ꢇ
Trong thuꢀc thꢁ
mꢈt điꢉu kiện xác đꢊnh
không chꢂ cꢃ C,
(VD pH) nên phꢅi thêm
trong DD mꢄu
vào DD các hꢃa chất
không chꢂ cꢃ X
khác
Cấu tꢁ gây nhiễu (H+,OH -…) thường được
kí hiệu là Z
Chương 4
ĐỊNH NGHĨA CÂN BꢀNG NHIꢊU
CB nhiễu cꢃ thꢋ xꢅy ra trên X, trên C, trên XC
hoꢌc trên cꢍng mꢈt lꢎc X, C, XC với các HSĐT
tương ứng (Chương 3, gọi chung là Knh)
Cân bằng chính được biꢋu diễn theo hàng
ngang, các cân bằng phꢏ được biꢋu diễn theo
hàng dọc (qui ước)
Khi ghꢐp chung CB chính với CB nhiễu, hằng
sꢀ đꢌc trưng cho toàn hệ sꢑ là hꢀng sꢁ đꢂc
trưng điꢃu kiꢄn, kí hiệu là K’, E0‘, β‘, k‘, T‘…
HSĐT điꢉu kiện sꢑ liên hệ với HSĐT thông qua
giá trꢊ Knh
Chương 4
CꢆC LOẠI CÂN BꢀNG NHIꢊU
Cân bằng nhiễu oxy hꢃa khꢁ
C + X
CX
+
Z
KOX ↓↑
A
+
B
HSĐT điꢉu kiện sꢑ liên hệ với HSĐT thông qua
giá trꢊ Knh = Kox
Chương 4
CꢆC LOẠI CÂN BꢀNG NHIꢊU
Cân bằng nhiễu tạo tủa
C + X
CX
+
Z
↓↑Txz↓
XZ↓
HSĐT điꢉu kiện sꢑ liên hệ với HSĐT thông qua
giá trꢊ Knh = 1/TXZ↓
Chương 4
CꢆC LOẠI CÂN BꢀNG NHIꢊU
Cân bằng nhiễu tạo phức
C + X
CX
+
Z
Z tạo với X thành các
phức X(Z)1, X(Z)2,… X(Z)n
với các hằng sꢀ bꢉn βX(Z)1 ,
β X(Z)2 ,.., β X(Z)n
α X(Z) ↓↑
X(Z)1,…
HSĐT điꢉu kiện sꢑ liên hệ với HSĐT thông qua
giá trꢊ Knh = αX( Z)
n
α = 1 + β
X(Z)
X(Z) i
i=1
αX(Z) : hệ sꢀ điꢉu kiện của X khi cꢃ Z
Chương 4
CꢆC LOẠI CÂN BꢀNG NHIꢊU
Knh = Kox = 1/TXZ↓= αX(Z)
Chương 4
C + X
CX
Hꢒ Sꢓ ĐIꢔU KIꢒN α
+
Z
X bꢊ Z gây nhiễu theo CB nhiễu
tạo phức
α X(Z) ↓↑
X(Z)1,…
Gọi [X]0: nồng đꢈ ban đꢕu của X
[X]’ : nồng đꢈ cꢖn lại của X sau khi p/ứng
với C
[X] : nồng đꢈ tꢗ do của X (sau khi tham gia
CB chính + CB phꢏ)
[X]’ = [X(Z)1]+ [X(Z)2] +…+ [X(Z)n] + [X]
Vꢘ [X(Z)i] = [X] β1,i [Z]i :
[X ' ]
n
X (Z ) =
=1+ [Z]i
1,i
[X ]
i=1
Chương 4
Hꢒ Sꢓ ĐIꢔU KIꢒN α
1) α ≥1; khi α = 1⇒ Z không gây nhiễu lên cấu tꢁ
đang xꢐt
2) Khi tính α, cho phꢐp bꢙ qua các sꢀ hạng nhꢙ
hơn các sꢀ hạng khác khoꢅng 103 lꢕn trꢇ đi:
α= 1+103,0 +106,8 +1010,1 ≈ 1010,1
C + X
CX
+
Z1
↓↑
3) Nꢆu X bꢊ nhiễu bꢇi
Z1, Z2 đꢉu theo CB
nhiễu tạo phức:
Z2
↓↑
X(Z1)1,..X(Z2)1,..
n
m
X{Z1,Z 2} =1+ [Z ]i + [Z ]j = + −1
1,i
1
1, j
2
X (Z1)
X (Z 2)
i=1
j=1
Chương 4
Hꢒ Sꢓ ĐIꢔU KIꢒN α
4) Khi H+ ( hoꢌc OH- ) không tham gia trꢗc
tiꢆp vào cân bằng chính với X mà chꢂ tham
gia vào cân bằng phꢏ, các ꢅnh hưꢇng gây
nhiễu của chꢎng trên X thường được xem
là cân bằng nhiễu tạo phức với hệ sꢀ điꢉu
kiện αX( H ) hoꢌc αX( OH )
Chương 4
ꢋNH HƯꢌNG CꢅA CB NHIꢊU LÊN
CÂN BꢀNG CHꢍNH
Cân bꢎng chꢏnh sꢐ bꢑ dꢑch chuyꢒn (tuân theo
nguyên lꢓ Le Châtelier) khi chꢑu ꢔnh hưꢕng cꢖa
cꢗc cân bꢎng phꢘ
Viꢙc xem CB nhiꢚu xꢔy ra đꢛc lꢜp vꢝi CB chꢏnh
chꢞ nhꢎm mꢘc đꢏch giꢟp cho viꢙc hꢠnh dung ꢔnh
hưꢕng cꢖa CB nhiꢚu lên CB chꢏnh trꢕ nên dꢚ
dꢡng hơn
Trong thực tế, viꢙc XĐ nꢢng đꢛ cꢣn lꢤi cꢖa cꢥu
tꢦ trong dd phꢔi đưꢧc thực hiꢙn dựa trên mꢨi
tương quan cꢩng lꢟc vꢝi cꢔ CB chꢏnh lꢪn CB phꢘ
Chương 4
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
LꢫM TĂNG TꢍNH ĐỊNH LƯꢬNG
CꢅA CÂN BꢀNG CHꢍNH
Khi CB chꢏnh xꢔy ra vꢝi hꢎng sꢨ cân bꢎng K
không đꢖ lꢝn, có thꢒ thêm vꢡo hꢙ phꢔn ꢭng
mꢛt sꢨ cꢥu tꢦ có khꢔ năng gây nhiꢚu lên cꢗc
sꢔn phꢮm cꢖa CB chꢏnh
K’ > 107 – 108 cân bꢎng đưꢧc xem lꢡ có
tꢏnh đꢑnh lưꢧng
Chương 4
DꢯNG CÂN BꢀNG PHꢰ Đꢱ HꢲA TAN
TꢅA KHꢇ TAN
T
D↓ ⇄ A + p
D↓ tan hoꢡn toꢡn nếu K(1) > 107 – 108
Nhưng K(1)= Tst << 1, nghꢳa lꢡ cꢗc tꢖa không
thꢒ tự tan nếu không có tꢗc đꢛng bên ngoꢡi
Muꢨn hꢣa tan D, phꢔi đưa thêm vꢡo hꢙ cꢗc
cꢥu tꢦ Z có thꢒ gây nhiꢚu lên A, lên p hoꢴc l
ên cꢔ A vꢡ p theo cꢗc CB nhiꢚu oxy hóa khꢦ
hoꢴc CB nhiꢚu tꢤo phꢭc vꢝi Knh tổng quꢗt
Tꢗc đꢛng cꢖa cꢗc CB nhiꢚu sꢐ lꢡm cho CB
chꢏnh dꢑch chuyꢒn vꢵ phꢏa lꢡm tan D vꢝi
K’ = K. Knh
Chương 4
TꢍNH pH CꢅA CꢆC DD PHỨC TẠP
pH CꢅA DD CHỨA 1 ACID YꢶU Vꢫ 1 BAZ YꢶU
Dung dꢑch chꢭa acid yếu HA(kHA) vꢡ baz
yếu B– (kb)
pH dd <7 hay >7?
1) kHA>kb(tꢏnh acid cꢖa HA mꢤnh hơn tꢏnh baz
cꢖa B– ) → DD có tꢏnh acid (pH <7)
[H+ ]2 = kHACHA
?
Trong DD có 2 cân bꢎng: CB chꢏnh đưꢧc qui
ưꢝc lꢡ CB cꢖa acid yếu vꢡ CB phꢘ lꢡ CB cꢖa
baz yếu
Chương 4
TꢍNH pH CꢅA CꢆC DD PHỨC TẠP
pH CꢅA DD CHỨA 1 ACID YꢶU Vꢫ 1 BAZ YꢶU
Baz yếu B- gây nhiꢚu lên
H+ do HA phân li ra lꢡm
cho pH cꢖa DD tăng lên
vꢠ nꢢng đꢛ [H+] giꢔm xuꢨng
kHA
HA ⇄ H+ + A –
+
B –
αH(B) ↓↑
HB
[H + '][A− ] [H + '][A− ]
kHA'= kHA.H (B)
=
[HA]
CHA
Vꢠ [H+‘] ≈ [ A- ]
vꢡ [ H+‘] = [ H+ ].αH( B)
[H+‘]2 = k’HA.CHA = kHA.CHA.αH(B)
[H+ ]2. α2 ≈ kHA.CHA.αH(B)
H(B)
[H+ ]2. α H(B) = kHA . CHA
kHACHA
1+ HB[B− ]
1
[H + ]2 =
kHACHA =
H (B)
Chương 4
TꢍNH pH CꢅA CꢆC DD PHỨC TẠP
pH CꢅA DD CHỨA 1 ACID YꢶU Vꢫ 1 BAZ YꢶU
2) kb > kHA (tꢏnh baz cꢖa B– mꢤnh hơn tꢏnh
acid cꢖa HA)→ DD có tꢏnh baz (pH >7)
CB chꢏnh đưꢧc qui ưꢝc lꢡ CB cꢖa baz yếu vꢡ
CB phꢘ lꢡ cân bꢎng cꢖa acid yếu
kb
B - + H2O ⇄ HB + OH –
kbCB
[OH − ]2 =
+
OH (HA)
HA
αOH( HA)↓↑
A –
kbCB
1+ A−[HA ]
=
+
H2O
Chương 4
TꢍNH pH CꢅA CꢆC DD PHỨC TẠP
pH CꢅA DD CHỨA 1 ACID YꢶU Vꢫ 1 BAZ YꢶU
Lꢡm sao biết tꢏnh acid cꢖa acid yếu
mꢤnh hơn tꢏnh baz cꢖa baz yếu?
Chương 4
Tải về để xem bản đầy đủ
27 trang
19380
Free
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa phân tích - Chương 4: Hằng số đặc trưng điều kiện của các cân bằng hóa học trong nước - Nguyễn Thị Thu Vân", để tải tài liệu gốc về máy hãy click vào nút Download ở trên
File đính kèm:
- bai_giang_hoa_phan_tich_chuong_4_hang_so_dac_trung_dieu_kien.ppt
