Một số khái niệm và kiến thức cơ bản Hóa học

Thù hình (allotropy) là hiện tượng một nguyên tốhóa học hiện diện ởcác dạng đơn chất khác

nhau. Các đơn chất khác nhau của một nguyên tố được gọi là các dạng thù hình (allotrope).

Thí dụ: Oxi (O

2), ozon (O

3), tetraoxi (O

4

) là ba dạng thù hình của nguyên tố oxi (oxigen,

oxygen, O). Photpho trắng, photpho đỏ, photpho đen là ba dạng thù hình của nguyên tố

photpho (phosphor, phosphorus, P). Graphit (than chì), kim cương, mồ hóng (bồ hóng, lọ

nghẹ, than vô định hình), fuleren (fullerene, C

60

) là bốn dạng thù của nguyên tố cacbon

(carbon, C). Nguyên tốlưu huỳnh (sulphur, S) có nhiều dạng thù hình nhất, khoảng 30 dạng

thù hình, nhưS8; S

7; S

6; S

12; S

18; .

pdf19 trang | Chia sẻ: nhuquynh2112 | Lượt xem: 1146 | Lượt tải: 0download
Bạn đang xem nội dung tài liệu Một số khái niệm và kiến thức cơ bản Hóa học, để tải tài liệu về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
oảng 7,7 – 8,3 xà phòng (xà bông) có pH khoảng 9,0 – 10,0 dung dịch amoniac lau vật dụng trong nhà có pH khoảng 11,5 nước tẩy áo quần có pH khoảng 12,5 nước vôi quét tường có pH khoảng 12,7 dung dịch kiềm dùng trong nhà (để tẩy dầu mỡ lò nấu, bồn cầu tiêu,...) (household lye, dd gồm NaOH- Na2CO3) có pH khoảng 13,5 dung dịch NaOH 1M có pH = 14 dung dịch NaOH 2M có pH = 14,3 (Chủ yếu tham khảo của trang web: Từ: pH = -log[H+] => log[H+] = -pH => log[H+] = -pH.log10 = log10-pH => [H+] = 10-pH Nghĩa là biết pH của dung dịch thì ta biết được nồng ion H+ của dung dịch đó Thí dụ: Dung dịch A có pH = 2 => nồng độ ion H+ của dung dịch A là: [H+] = 10-pH = 10-2 M Người ta còn định nghĩa đại lượng pOH như sau: pOH = log( ][ 1 −OH = -log[OH-] [OH-]: nồng độ của ion OH- trong dung dịch, biểu diễn số mol ion OH- có trong 1 lít dung dịch. pOH và nồng độ OH- tỉ lệ nghịch nhau, [OH-] ↑ thì pOH↓ và ngược lại, [OH-]↓ thì pOH↑ Kiến thức hóa học cơ bản Biên soạn: Võ Hồng Thái 15 Tương tự, nếu biết pOH của một dung dịch ta sẽ tính được nồng độ OH- của dung dịch này bằng công thức: [OH-] = 10-pOH Thí dụ: Dung dịch B có pOH = 12 => nồng độ ion OH- của dung dịch B là: [OH-] = 10-pOH = 10-12 M Từ: [H+][[OH-] = 10-14 => -log[H+] – log[OH-] = -log10-14 => pH + pOH = -(-14) log10 = 14.(1) = 14 => pH + pOH = 14 Nghĩa là tổng trị số pH và pOH của cùng một dung dịch thì bằng 14. Do đó nếu biết được pH ta sẽ tính được pOH của dung dịch đó hoặc ngược lại, biết pOH ta tìm được pH của dung dịch đó. Thí dụ 1: Tính pH của các dung dịch: HCl 0,1M; H2SO4 0,005M; NaOH 0,1M; Ca(OH)2 0,005M. Cho biết các axit bazơ trên là các axit, bazơ mạnh, nó phân ly hoàn toàn tạo ion trong dung dịch (coi phân tử H2SO4 phân ly hết trong dung dịch tạo 2 ion H+ và ion SO42-) HCl → H+ + Cl- 1 lít dd: 0,1 mol => 0,1 mol => có 0,1 mol ion H+ trong 1 lít dung dịch => [H+] = 0,1 M = 10-1 M pH = -log[H+] = -log10-1 = -(-1).log10 = 1 pH = 1 H2SO4 → 2H+ + SO42- 1 lít dd: 0,005 mol => 0,01 mol => [H+] = 0,01 M = 10-2 M pH = -log[H+] = -log10-2 = -(-2).log10 = 2 pH = 2 NaOH → Na+ + OH- 1 lít dd: 0,1 mol => 0,1 mol => [OH-] = 0,1 M => pOH = -log[OH-] = -log(0,1) = -(-1) = 1 Mà: pH + pOH = 14 => pH = 14 – pOH = 14 – 1 => pH = 13 Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH- 1 lít dd: 0,005 mol => 0,01 mol => [OH-] = 0,01 mol/L = 10-2 M => pOH = -log[OH-] = - log10-2 = -2(-1) log 10 = 2 Mà: pH + pOH = 14 => pH = 14 – pOH = 14 – 2 = 12 Kiến thức hóa học cơ bản Biên soạn: Võ Hồng Thái 16 Hoặc nếu không tính pOH bằng công thức pOH = -log[OH-], thì từ nồng ion OH-, áp dụng biểu thức KW = [H+][OH-], ta tính được [H+] của dung dịch rồi tính pH bằng công thức pH = -log[H-]. Thí dụ với dung dịch Ca(OH)2 0,005M, có [OH-] = 0,01M => [H+] = 01,0 10 ][ 10 1414 − − − = OH => [H+] = 10-12 M => pH = -log[H+] = log10-12 = -(-12).log10 = 12 Thí dụ 2: Từ dung dịch HCl có pH = 1, muốn thu được dung dịch HCl có pH = 2 thì phải pha loãng dung dịch bao nhiêu lần? Tương tự từ dung dịch NaOH có pH = 13, muốn thu được dung dịch có pH = 11 thì phải pha loãng bao nhiêu lần? Chú ý là Vdd sau khi pha loãng = nVdd trước khi pha loãng thì đã pha loãng n lần; Và số mol ion H+ cũng như ion OH- trong dung dịch sau khi pha loãng bằng số mol ion H+ cũng như ion OH- có trong dung dịch trước khi pha loãng. Vt: thể tích dung dịch trước khi pha loãng (lít) Vs: thể tích dung dịch sau khi pha loãng (lít) Dung dịch HCl trước khi pha loãng có pH = 1 => [H+]t = 10-pH = 10-1M Dung dịch HCl sau khi pha loãng có pH = 2 => [H+]s = 10-pH = 10-2M Số mol ion H+ trong dung dịch sau khi pha loãng bằng số mol ion H+ có trong dung dịch trước khi pha loãng => CsVs = CtVt => 10-2Vs = 10-1Vt => Vs = 2 1 10 10 − − tV = 10Vt Vs = 10Vt . Như vậy đã pha loãng dung dịch HCl 10 lần. (Lấy 1 phần thể tích dd HCl có pH = 1 cho vào một ống đong hình trụ (eprouvet, cyclinder, graduated cyclinder, éprouvette) sau đó thêm nước cất vào cho đến 10 phần thể tích, ta thu được dd HCl có pH = 2) Làm tương tự với dung dịch NaOH, nhưng với dung dịch bazơ thì số mol ion OH- trong dung dịch sau khi pha loãng bằng số mol OH- có trong dung dịch trước khi pha loãng. Dung dịch NaOH trước khi pha loãng có pH = 13 => pOH = 14 – pH = 14 – 13 = 1 => [OH-]t = 10-pOH = 10-1 M Dung dịch NaOH sau khi pha loãng có pH = 11 => pOH = 14 – pH = 14 – 11 = 3 => [OH-]s = 10-3 M CsVs = CtVt => 10-2Vs = 10-1Vt => Vs = 3 1 10 10 − − tV = 100Vt Vs = 100Vt . Như vậy đã pha loãng 100 lần. (Lấy 1 mL dd NaOH có pH = 13 cho vào bình cầu định mức có thể tích 100 mL (fiol, volumetric flask, fiole), rồi thêm nước cất vào cho đến vạch đủ 100, lắc đều, ta đã thu được 100 mL dd NaOH có pH = 11) Thí dụ 3: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M. Biết rằng CH3COOH trong dung dịch này có độ điện ly (phần trăm phân ly ion) α = 1,34% (ở 25ºC). Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1M. Biết rằng CH3COOH có hằng số phân ly ion (Ka) bằng 1,8.10-5 (ở 25ºC). Kiến thức hóa học cơ bản Biên soạn: Võ Hồng Thái 17 Chú ý là với dung dịch axit hay bazơ yếu, để tính được pH, ngoài nồng độ mol/L của dung dịch, cần phải biết độ điện ly (α) hoặc hằng số phân ly ion Ka, Kb, thì mới biết được nồng độ của ion H+, OH- trong dung dịch và do đó mới tính được pH của các dung dịch loại này. Nồng độ mol/L đầu bài cho là nồng độ đã cho cho axit hay bazơ vào dung dịch lúc đầu (trước khi phân ly thành ion trong dung dịch). Độ điện ly (α) (hay phần trăm phân ly ion) có ý nghĩa cứ 1 mol chất điện ly cho vào dung dịch lúc đầu thì có α mol chất điện ly này phân ly thành ion thực sự để đạt mức cân bằng. Axit yếu AH có sự phân ly một phần thành ion trong dung dịch để sự cân bằng ion (cân bằng giữa dạng ion và dạng phân tử trong dung dịch) AH A- + H+ Hằng số phân ly ion Ka của axit yếu AH trên là: Ka = ( ][ ]][[ AH HA +− )cb CH3COOH CH3COO- + H+ 1 lít dd lúc đầu (t = 0): C mol có 0 0 (lúc đầu chưa phân ly ion) lúc cân bằng (tcb): αC mol phân ly αC αC mol tạo (1 mol phân ly α mol. 1 lít có chứa C mol nên số mol CH3COOH đã phân ly trong 1 lít dd để đạt cân bằng là αC mol) Như vậy nồng độ ion H+ lúc đạt cân bằng (coi như phân ly xong) là [H+]cb = αC (mol ion/L) pH = =log[H+] => pH = -log(αC) Với dd CH3COOH 0,1M. Độ điện ly 1,34% => C = 0,1 M = 10-1 M; α = 1,34% = 0,0134 = 1,34.10-2 pH = -log(αC) = -log(1,34.10-2.10-1) = 2,87 CH3COOH CH3COO- + H+ 1 lít dd lúc đầu (t = 0): C mol có 0 0 (lúc đầu chưa phân ly ion) lúc cân bằng (tcb): x mol phân ly x x mol tạo (x: số mol CH3COOH thực sự phân ly thành ion trong 1 lít dd để đạt cân bằng) Ka = cbCOOHCH HCOOCH )][ ]][[( 3 3 +− = xC xx − . = xC x − 2 = 1,8.10-5 (biết C, giải phương trình bậc hai, tìm được x, tức biết nồng độ ion H+, nên tính được pH của dung dịch) Hằng số phân ly ion Ka = 1,8.10-5 khá nhỏ, sự phân ly ion không đáng kể, nên x << C => C – x ≈ C (Khi hằng số phân ly ion < 10-4 thì có thể bỏ qua x so với C, số mol phân ly so với số mol chất điện ly lúc đầu. Cũng như khi α < 5%, thì có thể bỏ qua α, so với 1, số mol chất điện ly phân ly ion so với 1 mol chất điện ly có lúc đầu) Từ: xC x − 2 = 1,8.10-5 => C x2 ≈ 1,8.10-5 => x2 = 1,8.10-5.C = 1,8.10-5.0,1 = 1,8.10-6 => x = 1,34.10-3 Kiến thức hóa học cơ bản Biên soạn: Võ Hồng Thái 18 [H+]cb = x = 1,34.10-3M => pH = -log[H+] = -log(1,34.10-3) = 2,87 Có thể tìm lại được độ điện ly α của CH3COOH trong dung dịch là α = 2 3 10.34,1 1,0 10.34,1 − − == C x = 1,34% (Độ điện ly theo định nghĩa là tỉ số giữa số phân tử chất điện ly thực sự phân ly thành ion với số phân tử chất điện ly đem hòa tan trong dung dịch lúc đầu) Thí dụ 4: Tính pH dung dịch NH3 0,1M. Cho biết NH3 có độ điện ly 1,34% trong dung dịch này (ở 25ºC). Tính pH dung dịch NH3 0,1M. Biết NH3 có hằng số phân ly ion Kb = 1,8.10-5 (ở 25ºC). NH3 + H2O ` NH4+ + OH- 1 lít dd t = 0: C mol có 0 0 t : αC mol phân ly αC αC tạo => [OH-]cb = αC mol ion/L => pOH = -log[OH-] => pOH = -logαC Thế: C = 0,1 M = 10-1; α = 1,34% = 1,34.10-2 => pOH = -log(1,34.10-2.10-1) = 2,87 Mà: pH + pOH = 14 => pH = 14 – pOH = 14 – 2,87 = 11,13 NH3 + H2O ` NH4+ + OH- 1 lít dd t = 0: C mol có 0 0 t : x mol phân ly x x tạo Kb = ( ][ ]][[ 3 4 NH OHNH −+ )cb = xC xx − . = xC x − 2 = 1,8.10-5 Kb có trị số khá nhỏ, sự phân ly ion không đáng kể => x C – x ≈ C Từ: xC x − 2 = 1,8.10-5 => C x2 ≈ 1,8.10-5 . Thế C = 0,1 M => 5 2 10.8,1 1,0 − = x => x2 = 1,8.10-6 => x = 1,34.10-3 M. => [OH-] = x = 1,34.10-3 M pOH = -log[OH-] = -log(1,34.10-3) = 2,87 pH = 14 – 2,87 = 11,13 (Độ điện ly α = 1,0 10.34,1 3− = C x = 1,34.10-2 = 1,34/100 = 1,34%) Thí dụ 5: Tính pH của dung dịch H2SO4 0,05M trong hai trường hợp: - Coi H2SO4 phân ly hoàn toàn tạo 2 H+, SO42- - Chức axit thứ nhất mạnh (phân ly hoàn toàn tạo H+, HSO4-), chức axit thứ nhì có độ mạnh trung bình, có hằng số phân ly ion Ka2 = 10-2. Kiến thức hóa học cơ bản Biên soạn: Võ Hồng Thái 19 H2SO4 → 2H+ + SO42- 1 lít dd: 0,05 mol => 0,1 mol => [H+] = 0,1 mol ion/L => pH = -log[H+] = -log0,1 = -log10-1 = -(-1)log10 = 1 H2SO4 → H+ + HSO4- 1 lít dd: 0,05 mol => 0,05 mol 0,05 mol HSO4- H+ + SO42- x mol phân ly => x mol x Ka2 = ][ ]][[ 4 2 4 − −+ HSO SOH = x xx − + 05,0 ))(05,0( = 10-2 => x2 + 0,05x = 0,05.10-2 - 10-2x => x2 + 0,06x - 5.10-4 = 0 => x = 7,4.10-3 x = -0,0674 < 0: loại [H+] = x + 0,05 = 7,4.10-3 + 0,05 = 0,0574 M => pH = -log[H+] = -log0,0574 = 1,24 Cách tính trường hợp sau chính xác hơn so với trường hợp trước. Cách sau cho thấy pH dung dịch có trị số cao hơn (1,24 so với 1) là do ít phân ly H+ hơn.

File đính kèm:

  • pdfKien thuc co ban hoa hoc.pdf
Giáo án liên quan