Bài tập Hóa học vô cơ - Chương 2 (Có đáp án)
Đáp án bài tập chương 2
Baøi 1. Trong caùc tieåu phaân sau ñaây, tieåu phaân naøo laø acid, base, löôõng tính theo
caùc thuyeát:
a) Bronsted
b) Lewis
HSe-, O2- , K+.aq , HF, H2S, Mg2+ , BF3, Cl- , CH3COOH
Giaûi thích roõ lyù do döï ñoaùn. Neáu laø acid – base Bronsted haõy cho bieát
daïng acid vaø base lieân hôïp cuûa chuùng.
a) Theo thuyết Bronsted-Lawry, ta có; (căp acid – base trong ngoặc)
Chỉ có tính acid: K+ (K+/KOH)
aq
Chỉ có tính base: Cl- (HCl/Cl-), O2- (OH-/O2-)
Lưỡng tính: HSe- (H2Se/HSe-; HSe-/Se2-), HF(HF/F-) , H2S(H2S/HS-), CH3COOH
(CH3COOH/CH3COO-)
Mg2+ và BF3 không có tính acid-base Bronsted-Lawry
Theo thuyết Bronsted:
Acid là chất cho chất khác ion H+, base là chất nhận ion H+ từ chất khác.
Các anion Cl- và O2- không chứa proton nên chỉ có thể nhận proton.
Cation kali hydrat hóa có thể cho proton từ phân tử nước, không có khả năng nhận proton
nên chỉ mang tính acid.
Các chất có khả năng cho và nhận proton nên mang tính lưỡng tính:
HF (l) + HF (l) H2F+ + F‾
H2S (l) + H2S(l) HS- + H3S+
+
CH3COOH(l) + CH3COOH(l) CH3COOH2 + CH3OO-
HS- + H2O H2S + OH- (HS- là base)
HS- + H2O S2- + H3O+ (HS- là acid)
b) Theo thuyết Lewis
Acid là chất có orbital hóa trị trống có thể nhận cặp electron. Base là chất có cặp electron
hóa trị không phân chia.
Như vậy, các chất vừa có cặp electron không phân chia vừa có orbital còn trống sẽ là
chất lưỡng tính.
Về lý thuyết:
Chỉ có tính acid: Mg2+; K+.aq
Chỉ có tính base: Cl-, O2-
Lưỡng tính: Các chất còn lại.
Tuy nhiên trong thực tế nhiều chất chỉ thể hiện một tính chất vượt trội, tính chất còn lại
thể hiện rất yếu, thường không được nhắc đến.
Ví dụ: BF3 thực tế chỉ nhắc đến tính acid Lewis do trên nguyên tử B có orbital trống.
Tuy nhiên trên nguyên tử fluor có cặp electron không phân chia nên có thể thể hiện tính
base Lewis. Vì vậy, có thể hiểu được phản ứng thủy phân của BF3:
4BF3 + 3H2O = 3H[BF4] + B(OH)3
1
Trong trường hợp này BF3 vửa đóng vai trò acid Lewis khi liên kết với ion F- tạo phức
tetrafluoridoborat, vừa đóng vai trò base Lewis khi cung cấp ion fluoride. Nước cũng là
lưỡng tính khi vừa cho OH- vừa cho H+.
Đối với các chất chứa proton như HF CH3COOH, HSe- … thì thể hiện tính acid Lewis
trong phản ứng cho proton (H+). Tuy nhiên trong thực tế để thuận tiện, người ta tách ra
loại phản ứng cho nhận H+ là phản ứng Bronsted và các phản ứng cho nhận cặp electron
còn lại là phản ứng acid – base Lewis. Các chất vừa nêu nếu tác dụng bằng anion thì
đóng vai trò base lewis trong phản ứng.
HF(b. lewis) + BF3 = H[BF4]
4CH3COOH(b. lewis) + TiCl3 + 4NaHCO3 = Na[Ti(CH3COO)4] + 4NaCl + 4CO2 +
4H2O
Baøi 2. Haõy cho bieát chaát naøo coù tính acid maïnh hôn giöõa caùc caëp chaát sau ñaây?
Taïi sao ?
a) Tl+ vaø Pb2+
aq
aq
b) BCl3 vaø BBr3
c) Mg2+ vaø Fe2+
aq
aq
d) Fe3+.aq vaø Al3+
.aq
a) Tl+ < Pb2+ vì Pb2+ có mật độ điện tích dương lớn hơn Na+ và có cấu hình electron
aq
aq
trung gian
qTl
ZPb2
1
2
(
0,74 ;
1,59)
0
r
Tl
rPb2 1,26
1,36 A
b) BBr3 > BCl3 do hiệu ứng cộng hưởng trong bor chloride mạnh hơn trong brom
chloride.
c) Fe2+ > Mg2+ vì Fe2+ và Mg2+ có cùng điện tích và có bán kính xấp xỉ nhau
aq
aq
0
0
(rFe2 0,80 A ; rAl3 0,74 A) nhưng Fe2+ có lớp vỏ electron trung gian (3d6) trong khi
Mg2+ có lớp vỏ của khí hiếm (2s22p6).
d) Fe3+
> Al3+ vì Fe3+ và Al3+ có cùng điện tích và có bán kính xấp xỉ nhau
aq
aq
0 0
(rFe3 0,67 A ; rAl3 0,57 A) nhưng Fe3+ có lớp vỏ electron trung gian (3d5) trong khi
Al3+có lớp vỏ electron của khí hiếm (2s22p6).
Baøi 3. Taïi sao toàn taïi caùc hôïp chaát: HF.BF3 , HF.SbF5 nhöng khoâng toàn taïi caùc
hôïp chaát H2.BF3 , F2BF3 , H2.SbF5, F2SBF5.
Các hợp chất HF.BF3 và HF.SbF5 là các phức. Công thức dạng phức như sau: H[BF4] và
H[SbF6]. Trong đó B ở trạng thái lai hóa sp3 và Sb ở trạng thái sp3d2. H+ nằm ở cầu
ngoại. Phản ứng giữa HF và BF3 và HF và SbF5 là phản ứng acid-base Lewis, trong đó
HF là base lewis và các chất còn lại là acid lewis. HF là phân tử phân cực mạnh nên trên
F có mật độ electron cao, thuận tiện cho việc cho đi cặp ectron, B còn 1 orbital 2p trống
và Sb còn orbital 5d trống để nhận cặp electron.
2
Trường hợp H2 liên kết không có cực, cặp electron duy nhất định chỗ giữa 2 hạt nhân
hydro nên không thể có tính base lewis. Trường hợp F2 liên kết F – F không có cực và rất
bền, do vậy, mặc dù nguyên tử fluor còn cặp electron không phân chia, liên kết cho nhận
F → B và F → Sb không đủ mạnh để bẻ gẫy liên kết F – F thành F- và F+.
Bài 4: Hãy viết các cặp acid – base liên hợp từ những chất sau: H3PO4, HCl. Những
acid, base này thay đổi tính chất như thế nào trong các dung dịch nước, CH3COOH,
HCl (sử dụng các hằng số acid, base trong bảng đã cho).
-
+
Các cặp acid base liên hợp: H3PO4/H2PO4 ; H4PO4 /H3PO4 ; HCl/Cl- ; H2Cl+/HCl
Dựa vào độ mạnh acid trong dung dịch nước
HCl
: 107
H3PO4 : 10-2,21(I)
CH3COOH : 10-4,76
Có thể nhận xét:
a) H3PO4 là acid có độ mạnh trung bình trong nước. Là acid yếu trong CH3COOH
lỏng. Là base trong HCl lỏng.
b) HCl là acid mạnh trong nước, là acid yếu trong CH3COOH lỏng.
Baøi 5. Haõy xaùc ñònh acid - base Lewis trong caùc phaûn öùng sau:
a) HF + SbF5 = H[SbF6]
b) AgCl + 2NH3 = [Ag(NH3)2]Cl
c) PtCl2 + 2NaCl = Na2[PtCl4]
d) Al(OH)3 + NaOH = Na[Al(OH)]4
a) HF (b.l) + SbF5(a.l.) = H[SbF6]
b) AgCl (a.l) + 2NH3(b.l) = [Ag(NH3)2]Cl
c) PtCl2 (a.l) + 2NaCl(b.l) = Na2[PtCl4]
d) Al(OH)3 (a.l) + NaOH(b.l) = Na[Al(OH)]4
Baøi 6. Haõy xaùc ñònh acid - base Usanovich trong caùc phaûn öùng sau:
a) CaO + SiO2 = CaSiO3
b) Al2O3 + SiO2 = Al2SiO5
c) Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
d) 2Al(OH)3 + P2O5 = 2AlPO4 + 3H2O
e) 2NaH + B2H6 = 2Na[BH4]
Xác định acid-base theo thuyết acid-base Usanovich:
a) CaO + SiO2 = CaSiO3
base
acid
b) Al2O3 + SiO2 = Al2SiO5
base
acid
c) Al(OH)3 + NaOH = NaAlO2 + 2H2O
acid base
3
d) 2Al(OH)3 + P2O5 = 2AlPO4 + 3H2O
base acid
e) 2NaH + B2H6 = 2Na[BH4]
base acid
Baøi 7. Haõy cho bieát nhöõng chaát sau ñaây, chaát naøo laø acid hoaëc base trong HF
loûng : BF3 ; SbF5 ; H2O.
Những chất sau đây trong HF lỏng: BF3 ; SbF5 ; H2O
H2O là base Bronsted-Lawry trong HF lỏng:
HF + H2O H3O+ + F‾
BF3 và SbF5 là acid Lewis trong HF lỏng:
BF3 + HF H[BF4]
SbF5 + HF H[BF6]
Baøi 8. Haõy saép xeáp caùc oxide vaø acid-oxy trong moãi daõy theo traät töï tính acid
taêng daàn, giaûi thích?
a) H5IO6, HIO3, HIO
b) H2SO4, H2TeO4, H2CrO4
c) MnO, MnO2, Mn2O7, Mn2O3
a) HIO < H5IO6 < HIO3
Giải thích: Theo quy tắc Paoling với acid-oxy đơn phân tử có công thức tổng quát
XOm(OH)n , m càng lớn tính acid nấc phân ly thứ nhất càng mạnh
b) H2CrO4 < H2TeO4 < H2SO4
Giải thích: Các acid này có cùng giá trị m nên độ mạnh acid phụ thuộc vào độ âm điện
của nguyên tố tạo acid. Nguyên tố tạo acid có độ âm điện càng cao thì acid-oxy càng
mạnh.
c) MnO < Mn2O3 < MnO2 < Mn2O7
Giải thích: Tính acid tăng theo dãy trên là do tỷ số q/r tăng (cation có số oxy hóa càng
cao thì bán kính càng nhỏ)
Ion
r(Å) 0,91
q/r 2,20
Mn2+ Mn3+ Mn4+ Mn7+
0,70
4,29
0,52
7,69
0,46
15,22
Bài 9: Trong các hợp chất của Mn+2 và Mn+4 thì hợp chất nào tan được nhiều hơn
trong HCl, hợp chất nào tan được nhiều hơn trong NaOH? Giải thích? Từ kết quả
này kết luận thế nào về tính acid – base của những hợp chất khác số oxy hóa của
cùng nguyên tố?
Mn+4 có số oxi hóa cao hơn Mn+2, bán kính nhỏ hơn (Mn4+ (0,52Å) , Mn2+ (0,91Å)) nên
mật độ điện tích dương cao hơn, vì vậy hợp chất của Mn(4+) có tính acid cao hơn và tính
base thấp hơn hợp chất của Mn(2+). Do đó, hợp chất Mn(2+) dễ dàng tác dụng hơn hợp
4
chất Mn(4+) với dung dịch có tính acid như HCl, còn hợp chất Mn(4+) dễ tác dụng hơn
hợp chất Mn(2+) với dung dịch có tính base như NaOH.
Kết luận: đối với các hợp chất khác số oxi hóa của cùng một nguyên tố, tính acid tăng
khi số oxi hóa tăng.
Baøi 10. Tính Go
cuûa caùc phaûn öùng döôùi ñaây:
t,298
a) HNO3 (dd) + Ag(OH)(dd)
b) H3BO3 (dd) + NH4OH (dd)
c) H3PO4(dd) + KOH (dd)
d) CH3COOH (dd) + LiOH (dd)
Nhaän xeùt phaûn öùng naøo xaûy ra hoaøn toaøn, phaûn öùng naøo xaûy ra khoâng
hoaøn toaøn. Ruùt ra nhaän xeùt toång quaùt veà khaû naêng phaûn öùng giöõa caùc acid
vaø base.
a/ Xét phản ứng giữa acid niric và bạc hydroxide
Ag(OH) + HNO3 = AgNO3 + H2O
Phương trình ion-phân tử có dạng:
KAg(OH )
Ag(OH) (dd) + H+ (dd) = Ag+ (dd) + H2O(l)
Kcb
K
H2O
Mà : Gp0u,298 RT ln Kcb 8,314 298 ln(102,3 1014 ) 66,8kJ
Vậy phản ứng này xảy ra hoàn toàn
b/ Xét mức phản ứng nấc thứ nhất của H3BO3 với ammoniac:
Acid boric trong nước chỉ phân li một nấc và theo phương trình:
H3BO3 + H2O H+ + [B(OH)4]‾
Vì vậy phản ứng giữa acid boric và ammoniac xảy ra:
H3BO3 + NH4OH NH4[B(OH)4]
Phương trình ion-phân tử có dạng:
+
H3BO3(dd) + NH4OH(dd) NH4 (dd)+ [B(OH)4]‾ (dd)
K
K
1,H3BO3
NH3.H 2O
Kcb
100,005
K
H2O
Mà: Gp0u,298 8,314 298 ln100,005 12,4J / mol
Phản ứng thuận nghịch.
c/ Với H3PO4 và KOH , tính lần lượt cho từng nấc phân li của acid phosphoric:
*Phản ứng với nấc phân li thứ nhất của acid phosphoric:
K
1,H3PO4
‾
H3PO4(dd)+ OH ‾(dd) H2PO4 (dd)+ H2O(l) Kcb
K
H2O
Vậy: Gp0u,298 8,314 298 ln(102,12 1014 ) 67,785kJ
Phản ứng này xảy ra hoàn toàn.
**Phản ứng với nấc phân li thứ 2 của acid phosphoric:
K
2,H3PO4
‾
2-
H2PO4 (dd) + OH‾(dd) HPO4 (dd) + H2O(l) Kcb
K
H2O
5
Vậy: Gp0u,298 8,314 298 ln(107,21 1014 ) 38,743kJ ≈ -40kJ
Phản ứng này cũng được coi là xảy ra hoàn toàn.
*** Phản ứng với nấc phân li thứ 3 của acid phosphoric:
K
3,H3PO4
2-
3-
HPO4 (dd) + OH‾(dd) PO4 (dd) + H2O(l) Kcb
K
H2O
Vậy: Gp0u,298 8,314 298 ln(1012,38 1014 ) 9,243kJ
Phản ứng này xảy ra không đến cùng.
Kết luận: khi cho KOH tác dụng với acid phosphoric trong nước thì không thể điều chế
đến chỉ có muối K3PO4.
d/ Xét phản ứng giữa acid acetic và liti hydroxide
CH3COOH + LiOH LiCH3COO + H2O
Phương trình ion-phân tử có dạng:
CH3COOH(dd) +LiOH(dd) Li+(dd)+CH3COO‾(dd)+ H2O(l)
K
KLiOH
CH3COOH
Kcb
KH O
Vậy: Gp0u,298 8,314 298 ln(104,76 100,17 1014 ) 51,752kJ
Vậy phản ứng này xảy ra hoàn toàn.
Nhận xét. Các ví dụ trên cho thấy:
Phản ứng xảy ra hoàn toàn:
+ giữa acid mạnh và base không quá yếu
+ giữa acid không quá yếu và base mạnh
Phản ứng xảy ra một phần giữa acid mạnh va base quá yếu (và ngược lại)
Phản ứng không xảy ra giữa acid rất yếu base có độ mạnh trung bình yếu (và ngược lại)
Ghi chú: Khi xét khả năng xảy ra phản ứng này cần tính cho từng nấc phân li của
acid và base đa chức.
Baøi 11. Khi pha dung dòch nöôùc caùc muoái: AlCl3 , SnCl2, Fe2(SO4)3 , CrCl3 ngöôøi ta
thöôøng duøng dung dòch HCl loaõng (hoaëc dung dòch H2SO4) loaõng) chuù
khoâng duøng nöôùc nguyeân chaát. Giaûi thích taïi sao?
Các muối AlCl3 , SnCl2, Fe2(SO4)3 , CrCl3 đều là muối của acid mạnh và base yếu nên
trong dung dịch sẽ thủy phân thành hydroxide kim loại và acid.
Do đó khi trước khi hòa tan các muối vào nước người ta dùng dung dịch HCl loãng
(hoặc dung dịch H2SO4 loãng) để tăng nồng độ [H+] làm ngăn cản quá trình thuỷ phân
Ví dụ: AlCl3
AlCl3 = Al3+ + 3Cl-
Al3+ + 3H20 Al(OH)3 ↓+ 3H+ (*)
Ghi chú: Vì các kết tủa hydroxide rất khó tan trong acid loãng nên nếu để sự thủy
phân xảy ra thì cần lượng acid để hòa tan trở lại nhiều hơn lượng acid ngăn ngừa sự
thủy phân xảy ra.
Baøi 12. Coù dung dòch cuøng noàng ñoä mol cuûa caùc chaát sau ñaây:
6
a) Na2S
b) NaCH3COO
c) Na3PO4
Dung dòch naøo coù pH lôùn nhaát ? Nhoû nhaát ? Tính pH cuûa caùc dung dòch ôû
noàng ñoä 0,1M
Vì Na+ là acid liên hợp của base rất mạnh là NaOH nên pH dung dịch thay đổi tùy thuộc
vào độ mạnh các base là anion. Tính độ mạnh của các base theo cặp acid base liên hợp:
2-
3-
HS‾/S2- ; CH3COOH/CH3COO‾ ; HPO4 /PO4
1014
K
H2O
Kb,S2
101,11
Ka,HS 1012,89
1014
K
H2O
Kb,CH COO
109,24
Ka,CH COOH 104,76
3
3
1014
K
H2O
Kb,PO3
101,62
Ka,HPO2 1012,38
4
4
So sánh độ mạnh 3 base tăng theo dãy: CH3COO‾ < PO43- < S2- , tử đây có thể nhận xét là
với dung dịch cùng nồng độ, dung dịch Na2S có pH lớn nhất và dung dịch NaCH3COO
có pH nhỏ nhất.
Tính pH các dung dịch muối trên ở nồng độ 0,1M
a)
S2- + H2O
HS- + OH-
Ban đầu:
0,1M
0
0
Lúc cân bằng: (0,1- )
[OH ][HS ]
2
K
H2O
Kcb
101,11 0,0575
[S2 ]
Ka,HS (0,1)
pOH 1,24 pH 12,76
b)
CH3COO- + H2O CH3COOH + OH-
Ban đầu:
Lúc cân bằng:
0,1M
(0,1- )
0
0
[OH ][CH3COOH]
2
Ka,CH COOH (0,1) 0,1
2
K
H2O
Kcb
109,24 105,12
[CH3COO ]
3
pOH 5,12 pH 8,88
c)
PO43- + H2O HPO42- + OH-
Ban đầu:
Lúc cân bằng:
0,1M
(0,1- )
0
0
[OH ][HPO42 ]
2
Ka,HPO2 (0,1)
K
H2O
Kcb
101,62 0,0384
[PO43 ]
4
pOH = 1,415 pH = 12,585
7
Baøi 13. Saép xeáp söï thuûy phaân cuûa AlCl3 taêng daàn khi cho vaøo caùc chaát döôùi ñaây:
a) Nöôùc
b) Dung dòch FeCl2
c) Dung dòch NaCH3COO
d) Dung dòch Na2HPO4
e) Dung dòch NaF
Möùc ñoä thuûy phaân cuûa nhoâm chloride taêng daàn theo daõy sau:
NaF < FeCl2 < H2O < NaCH3COO < Na2HPO4
Giaûi thích:
AlCl3 laø moät hôïp chaát mang tính acid, vì khi hoøa tan vaøo dung moâi coù chöùa nöôùc thì
AlCl3 seõ sinh ra H+: Al3+ + H2O Al(OH)2- + H+
-
Al(OH)2- + H2O Al(OH)2 + H+
-
Al(OH)2 + H2O Al(OH)3 + H+
Do vaäy khi moâi tröôøng caøng coù tính base maïnh OH‾ seõ keát hôïp vôùi ion H+ caøng nhieàu
nghóa laø caùc can baèng treân seõ dòch chuyeån chieàu thuaän theo nguyeân lyù Le Chartelier,
do vaäy AlCl3 seõ thuûy phaân caøng nhieàu.
Vì vaäy ta sẽ xeùt dung dịch naøo coù tính base caøng cao thì AlCl3 trong dung dịch
ñoù thủy phân càng mạnh.
a) H2O laø dd trung tính.
b) Dung dịch FeCl2 coù söï thuûy phaân:
Fe2+ + H2O Fe(OH)+ + H+
Kn
1014
1010.11
Ka=
, dung dòch mang tính acid
Kb2 103.89
c) Dung dòch NaCH3COO coù söï thuûy phaân:
CH3COO- + H2O CH3COOH +OH-
Kn 1014
109.24
Kb=
,dung dòch mang tính base yếu.
Ka 104.76
d) Dung dòch Na2HPO4 coù söï thuûy phaân:
HPO42- + H2O PO43- + H3O+
Ka3= 10-12.38
-
HPO42- + H2O H2PO4 + OH-
Kn
1014
106.79
Kb=
Ka2 107.21
So saùnh thaáy Ka3<<Kb neân dung dòch mang tính base trung bình.
e) Dung dòch NaF coù söï thuûy phaân:
F- +H2O HF- +OH-
8
Kn 1014
1010.82
Kb=
Ka 103.18
Dung dịch mang tính base rất yếu.
Tuy nhiên ion F- là 1 base cứng nên tạo phức rất bền với ion Al3+ là 1 acid cứng. Hằng
số không bền của phức [AlF6]3- bằng: 10-20,67 nên phần lớn ion Al3+ tạo phức với F-. Mức
độ thủy phân của Al3+ khi có mặt ion F- yếu hơn mức độ thủy phân của nó trong nước
1011,13 lần (xem bài giảng)
Baøi 14. Vieát phöông trình phaûn öùng thuûy phaân cuûa caùc hôïp chaát coäng hoùa trò sau
nay:
a) SiCl4
d) BCl3
b) PI3
e) MnF7
c) TiOSO4
f) SO2Cl2
a) SiCl4 + 2H2O = SiO2 + 4HCl
b) PI3 + 3H2O H3PO3
=
+
3HI
c) TiOSO4 + H2O = TiO2 + H2SO4
d) BCl3 + 3H2O = H3BO3 + 3HCl
e) MnF7 + 4H2O = HMnO4 + 7HF
f) SO2Cl2 + 2H2O = H2SO4 + 2HCl
Baøi 15. Haèng soá thuûy phaân naác thöù nhaát cuûa moät soá cation ñöôïc cho döôùi ñaây:
ion
Na+ Mg2+ Ca2+ Ba2+ Al3+ Fe2+ Fe3+ Ag+
0,98 0,74 1,04 1,38 0,57 0,80 0,67 1,13
10-15 10-11,2 10-12,6 10-13,2 10-5,1 10-9,5 10-2,2 10-6,2
rion (Ao)
Ktp
a) Coù nhaän xeùt gì veà söï phuï thuoäc giöõa ñieän tích vaø kích thöôùc cuûa cation
vôùi khaû naêng thuûy phaân cuûa noù?
b) Vì sao Fe2+ thuûy phaân maïnh hôn Mg2+ maëc duø caû hai ion coù cuøng ñieän
tích +2 vaø Fe2+ coù baùn kính ion lôùn hôn Mg2+?
c) Giaûi thích töông töï cho tröôøng hôïp so saùnh haèng soá thuûy phaân naác thöù
nhaát giöõa Al3+ vaø Fe3+ vaø giöõa Na+ vaø Ag+.
Tính q/r:
Ion Na+
q/r 1,02 2,70
Mg2+ Ca2+ Ba2+ Al3+ Fe2+ Fe3+ Ag+
1,92 1,45 5,26 2,5 4,48 0,88
a) Về quy luật, điện tích (số oxy hóa) ion càng lớn, bán kính càng nhỏ thì khả năng thủy
phân càng tăng. Có thể xét các dãy Na+ , Mg2+ , Ca2+, Ba2+ hay so sánh giữa Fe2+ và Fe3+
thấy rõ quy luật này. Giá trị q/r (q-là số oxy hóa) có ảnh hưởng lớn nhất đến sự thủy phân
nói riêng và sự phân cực ion nói chung.
b) Fe2+ thủy phân mạnh hơn Mg2+ dù cả 2 đều có cùng điện tích và Fe2+ có bán kính ion
hơi lớn hơn Mg2+ vì Fe2+ có cấu hình ion trung gian còn Mg2+có cấu hình ion 8e- nên
Fe2+có độ thủy phân mạnh hơn.
9
c) Tương tự vậy ta có : Al3+ có cấu hình ion 18e-, Fe3+ có cấu hình ion trung gian nên mặc
dù bán kính của Fe3+ hơi lớn hơn của Al3+ vẫn có: Ktp,Fe > Ktp,Al. Na+ có cấu hình ion 8e-,
còn Ag+ có cấu hình 18e- nên mặc dù bán kính Ag+ lớn hơn Na+ vẫn có: Ktp,Ag >> Ktp,Na
Bài 16: Cho một hỗn hợp acid HCl và H3PO4, có thể dùng phương pháp chuẩn độ để
xác định nồng độ từng acid trong hỗn hợp không? Nêu nguyên tắc và giải thích quá
trình chuẩn độ?
Để xác định nồng độ từng acid HCl và H3PO4 trong hỗn hợp, có thể dùng phương pháp
chuẩn độ thể tích acid- base với chất chuẩn là dung dịch NaOH 0,1N
Nguyên tắc của phương pháp chuẩn độ acid – base:
Khi chuẩn acid bằng base có nồng độ (N1) biết trước, lấy một lượng chính xác acid
(V2) bằng pipet, nếu xác định được chính xác thể tích cần dung của dung dịch base (V1)
để trung hòa hết lượng acid này thì có thể tính nồng độ dung dịch acid (N2) theo công
thức:
V1N1
N2
V2
Việc xác định thể tích chính xác của dung dịch base chuẩn cần dùng nhờ có sự chuyển
màu của chất chỉ thị ở điểm tương đương (điểm trung hòa hết acid). Ở pH gần điểm
tương đương, chỉ cần thêm vào một lượng nhỏ dung dịch NaOH pH thay đổi nhảy vọt.
Khoảng pH có sự thay đổi nhảy vọt là bước nhảy của phép chuẩn độ. Chất chỉ thị acid
base là một acid (base) yếu có màu của phân tử trung hòa và màu của ion khác biệt. Khi
chất chỉ thị có khoảng chuyển màu trong khoảng bước nhảy, chúng ta biết được chính xác
thể tích NaOH cần dùng.
Để xác định thể tích chính xac của dung dịch base chuần cần lấy cho phép phân tích
HCl sử dụng chỉ thị metyl cam hay phenolphthalein đều được vì bước nhảy của phép
chuẩn độ chứa cả hai khoảng pH đổi màu của 2 chỉ thị này.
Sử dụng metyl cam có thể xác định chính xác thể tích của dung dịch base cần lấy cho
phép phân tích nấc thứ nhất H3PO4. Điểm tương đương của phép chuẩn là 4,665 pH.
Sử dụng chỉ thị phenolphthalein có thể xác định chính xác thể tích của dung dịch base
cần lấy cho phép phân tích nấc thứ hai H3PO4. Điểm tương đương của phép chuẩn là
9,795 pH.
Quá trình chuẩn độ:
Bước 1: Lấy 10 ml dung dịch acid cần chuẩn bằng pipet bầu 10ml cho vào erlen 100ml.
Cho vào vài giọt chỉ thị metyl cam. Cho NaOH vào erlen đến khi dung dịch đổi màu từ
đỏ sang vàng. Dừng lại, ghi thể tích V1 NaOH tiêu tốn. Trong bước chuẩn độ này toàn bộ
acid hydroclohydric và nấc 1 của acid phosphoric được trung hòa:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H3PO4 + NaOH = NaH2PO4 + H2O
Bước 2: Lấy 10 ml dung dịch acid cần chuẩn chuẩn bằng pipet bầu 10ml cho vào erlen
100ml. Cho vào erlen vài giọt chỉ thị phenolphtalein. Cho NaOH vào erlen đến khi dung
dịch chuyển qua màu tím. Dừng lại ghi thể tích V2 NaOH tiêu tốn. Trong bước chuẩn độ
này toàn bộ acid hydroclohydric và đến nấc 2 của acid phosphoric được trung hòa:
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H3PO4 + 2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O
10
V3 = V2 – V1 là lượng NaOH tiêu tốn cho chuẩn acid phosphoric từ nấc 1 đến nấc 2:
NaH2PO4 + NaOH = Na2HPO4 + H2O
Vậy nồng độ acid phosphoric tính bằng đẳng thức:
0,1V3
NH PO
3
4
10
V4 = V1 – V3 là lượng NaOH dùng chuẩn độ HCl, nồng độ HCl tính theo đẳng thức:
0,1V4
NHCl
10
Chỉ thị metyl cam (pKa = 3,75): dạng phân tử acid có màu đỏ, dạng ion base liên hợp có
màu vàng. Khoảng chuyển màu của metyl cam là 3,1 – 4,4 pH
Chỉ thị phenolphthalein (pK = 9,1): dạng phân tử acid không màu, dạng ion base liên
hợp màu tím. Khoảng chuyển màu 8,2 – 10 pH.
Bài 17: Hãy dự đoán pKa của các proton có màu đỏ trong các hợp chất sau đây:
+
a. CH3CH2CH2CO2H (butyric acid) b. CH3OH2 (oxonium ion).
Cho biết thêm (H3O+) có pKa -1.74.
a) Acid butyric CH3CH2CH2COOH
So sánh độ mạnh acid butyric với acid acetic. Nhóm CH3CH2CH2 đẩy electron mạnh
hơn CH3 nên liên kết O-H trong acid butyric kém phân cực hơn liên kết O-H trong acid
axetic, vì vậy acid butyric yếu hơn acid acetic. Suy ra acid buteric có pK > 4,76
+
b) Oxonium ion CH3OH2
+
CH3 là gốc đẩy electron, nên làm tăng mật độ electron trên O, tuy nhiên CH3OH2 có
pKa < -1,74 như vậy không chỉ sự tăng mật độ electron trên O mà độ có cực lớn của
11
phân tử nước và trạng thái lai hóa sp3 mạnh của nguyên tử O trong phân tử nước đóng vai
trò quan trọng trong việc giữ ion H +.
Bài 18: Xác định chiều ưu thế của phản ứng thuận nghịch sau đây:
+
Cho thêm NH4 (ammonium ion, pKa 9.24).
Tính thế đẳng áp chuẩn của phản ứng:
[NH4 ][HCO3 ]
104,76.106,35
1014
K
.K
1,H2CO3
NH3
Kcb
102,89
[NH3.H2O][H2CO3 ]
KH O
2
G0298,pư = -298x8,314lnKcb = -16,49 kJ/mol
Phản ứng thuận nghịch với ưu thế về chiều thuận.
+
Khi cho thêm chất làm tăng ion NH4 , thì theo nguyên lý Le Chaterlier cân bằng sẽ
chuyển dịch về phía phản ứng nghịch.
+
(Có thể lý luận khác như sau: Vì Kcb là hằng số nên khi nồng độ NH4 tăng, để Kcb không
-
đổi thì nồng độ HCO3 phải giảm xuống, suy ra cân bằng chuyển dịch sang chiều nghịch)
Bài 19: Ước tính pKa của các vòng hydrogen sau đây:
Biết CH3CH2OH (ethanol)có pKa 15.9 và phenol, pKa 9.95.
a) So sánh với H2N – H , vì nhóm CH3 đẩy electron +I còn H có +I = 0, suy ra pKa của
CH3NH2 nhỏ hơn pKa của NH3. Vì phân ly kiểu acid của NH3 trong dung dịch nước
không thể đo được nên có thể so sánh gián tiếp qua tính base của hai chất này. CH3NH2
có tính base lớn hơn NH3 nên có pKb < 4,76.
b) Cả ethanol và (CH3)3COH đều có H linh động của nhóm OH, tuy nhiên (CH3)3COH
có đến 3 nhóm CH3 gây hiệu ứng đẩy electron (+I) so với ethanol chỉ có 1 nhóm CH3,
làm mật độ electron của nguyên tử C nối với nhóm OH tăng lên, dẫn đến cặp electron của
liên kết C – O lệch thêm về phía nguyên tử O, làm giảm độ linh động của H trong nhóm
OH, do đó tính axit của (CH3)3COH kém hơn CH3CH2OH
pKa (CH3)3COH > pKa CH3CH2OH = 15,9
c) Vì hợp chất có nhóm –OCH3 gây hiệu ứng +C ( O còn cặp e chưa ghép đôi), đẩy
electron qua các hệ liên hợp π của vòng thơm; kết quả là O liên kết với hidro linh động
được tăng cường mật độ điện tích âm, làm giảm khả năng hút cặp e góp chung với H linh
động. Do đó tính acid giảm so với phenol.
pKa p-CH3OC6H4OH > pKa C6H5OH = 9,95
12
Bài 20: Xác định chiều ưu thế của cân các phản ứng T-N sau:
a/
b/
Biết pKa của C6H5CO2H (benzoic acid) là 4.19. H3O+ (hydronium ion, pKa -1.74).
a) Tính thế đẳng áp của phản ứng:
[C6H5COOH][H2PO4 ]
102,12
K
1,H3PO4
Kcb
102,07
[C6H5COO ][H3PO4 ] KC H COOH 104,19
6
5
G0298,pư = -298x8,314lnKcb = -11,81kJ/mol
Phản ứng thuận nghịch với ưu thế theo chiều thuận.
+
b) CH3CH2OH2 có độ mạnh acid tương đương H3O+ nên phản ứng không có chiều
ưu thế. Ở đây nhóm đẩy electron C2H5 làm tăng mật độ electron trên O đến mức
sự giữ H+ của C2H5OH tương đương H2O
Haèng soá phaân ly acid cuûa moät soá hôïp chaát:
Acid
H2SO4
K
Acid
H5IO6
K
Acid
K
103 (1)
10-1,55 (1)
10-8,27 (2)
10-14,98 (3)
10-0,98 (1)
10-6,5 (2)
10-8,95 (2)
10-14,4 (3)
10-9,24 (1)
HF
10-3,18
10-1,94 (2)
H2SeO3
H2SeO4
HMnO4
10-2,62 (1)
10-8,32 (2)
103 (1)
H2CrO4
H3VO4
H3BO3
H3PO3
HI
10-1,8 (1)
10-6,7 (2)
1011
10-1,88 (2)
102,3
H4SiO4
10-9,9 (1)
10-11,8 (2)
10-13,7 (3)
10-6,99 (1)
10-12,89 (2)
HNO3
HClO
101,64
H3PO4
10-2,12 (1)
10-7,21 (2)
10-12,38 (3)
H2S
10-7,3
CH3COOH 10-4,76
H2CO3
H3PO2
10-6,35 (1)
10-10,32 (2)
10-1,23 (1)
HClO2
HAlO2
10-1,97
10-12,4
HCl
H2CrO4
107
101 (1)
3,16.10-7 (2)
13
Acetic Acid
Benzoic Acid
Boric Acid
HC2H3O2
HC7H5O2
H3BO3
H2CO3
HCO3-
HCNO
HCHO2
HCN
HF
HSO4-
H2S
HS-
1.7 x 10-5
6.3 x 10-5
5.9 x 10-10
4.3 x 10-7
4.8 x 10-11
4.9 x 10-10
1.7 x 10-4
4.9 x 10-10
6.8 x 10-4
1.1 x 10-2
8.9 x 10-8
1.2 x 10-13
3.5 x 10-8
4.5 x 10-4
5.6 x 10-2
5.1 x 10-5
6.9 x 10-3
6.2 x 10-8
4.8 x 10-13
1.6 x 10-2
7.0 x 10-7
1.3 x 10-5
1.4 x 10-4
1.3 x 10-2
6.3 x 10-8
Carbonic Acid
Cyanic Acid
Formic Acid
Hydrocyanic Acid
Hydrofluoric Acid
Hydrogen Sufate ion
Hydrogen Sulfide
Hypochlorous Acid
Nitrous Acid
HClO
HNO2
H2C2O4
Oxalic Acid
-
HC2O4
Phosphoric Acid
Phosphorus Acid
H3PO4
-
H2PO4
HPO4
2-
H2PHO3
HPHO3
HC3H5O2
HC3H3O3
H2SO3
Propionic Acid
Pyruvic Acid
Sulfurous Acid
HSO3
Haèng soá phaân ly base cuûa moät soá hôïp chaát:
Base
NH3.H2O
AgOH
K
Base
Fe(OH)2
Fe(OH)3
K
Base
LiOH
V(OH)3
K
10-0,17
10-4,755
10-3,89 (2)
10-10,74 (2)
10-11,87 (3)
10-8,86 (3)
10-2,6 (2)
10-2,3
10-11,08 (3)
Ca(OH)2
Ba(OH)2
10-1,4 (2)
10-0,64 (2)
Al(OH)3
Mg(OH)2
Mn(OH)2
10-3,3 (2)
Ammonia
NH3
1.8 x 10-5
14
Aniline
Dimethylamine
Ethylamine
Hydrazine
Hydroxylamine
Methylamine
Pyridine
C6H5NH2
(CH3)2NH
C2H5NH2
N2H4
NH2OH
CH3NH2
C5H5N
4.2 x 10-10
5.1 x 10-4
4.7 x 10-4
1.7 x 10-6
1.1 x 10-8
4.4 x 10-4
1.4 x 10-9
1.5 x 10-14
Urea
NH2CONH2
Tích soá tan cuûa moät soá chaát:
Chaát
T
Chaát
T
Fe(OH)3
[Fe3+][OH-]3
10-37,3 Al(OH)3 [Al3+][OH-]3
10-32
[FeOH2+][OH-]2
10-25,7
[AlOH2+][OH-]2 10-23
+
-
[Fe(OH)2 ][OH-] 10-16,4
[H+][AlO2 ]
Sn(OH)2 [Sn2+][OH-]2
[SnOH+][OH-]
10-12,8
10-26,2
10-17,1
10-7,8
Fe(OH)2
Cr(OH)3
[Fe2+][OH-]2
10-15
10-9,3
[Fe(OH)+][OH-]
[Cr3+][OH-]3
10-30,2 Ag2O
10-20,2
[Ag+][OH-]
[CrOH2+][OH-]2
Haèng soá khoâng beàn cuûa moät soá phöùc chaát:
Phöùc
K
Phöùc
K
Phöùc
K
[AlF6]3-
[Al(OH)4]-
1020,67
10-33
[Fe(SCN)6]3- 10-3,23
[Ag(S2O3)2]3- 10-13,46
[Co(SCN)6]3- 10-2,2
[CuCl2]-
10-5,35
Phaân nhoùm baøi laøm:
Nhoùm 1: 1, 6, 11, 16;
Nhoùm 2: 2, 7, 12, 17;
Nhoùm 3: 3,8,13,18;
Nhoùm 4: 4, 9, 14, 19;
Nhoùm 5: 5, 0, 15, 20
15
15 trang
21740
Free
Bạn đang xem tài liệu "Bài tập Hóa học vô cơ - Chương 2 (Có đáp án)", để tải tài liệu gốc về máy hãy click vào nút Download ở trên
File đính kèm:
- ba_tap_trac_nghiem_hoa_hoc_vo_co_bai_tap_chuong_2_co_dap_an.doc
