Download Equilibria and Formation Constants of Complex Ions and more Thesis Chemistry in PDF only on Docsity!
2.3. Phản ứng tạo phức và phương pháp
chuẩn độ phức chất
- Cân bằng của phản ứng tạo phức
- Phương pháp chuẩn độ tạo phức
2.3.1. Cân bằng của phản ứng tạo phức
- Định nghĩa phức chất
- Hằng số bền và không bền của phức chất
- Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch (tham khảo)
- Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của phức chất
- Hằng số bền và không bền điều kiện (tham khảo)
- Ứng dụng phản ứng tạo phức trong hóa phân tích (tham khảo)
Phức chất là loại hợp chất sinh ra do ion
đơn (thường là ion kim loại) gọi là ion trung
tâm hoá hợp với phân tử hoặc ion khác gọi là
phối tử.
Trong dung dịch, ion trung tâm, phối tử,
phức chất đều tồn tại riêng lẻ.
Số phối tử liên kết với ion trung tâm gọi là
số phối trí.
Định nghĩa về hợp chất phức
Phân loại phức chất theo ….
- Phức đơn nhân, đa nhân. [Ag(NH 3 ) 2 ]+^ ; [FeF 6 ]^3 - ; [Fe 2 (OH) 2 ]4+; [(CN) 5 Co(CN)Fe(CN) 5 ]^6 -
- Phức dị phối (đơn nhân dị phối, đa nhân dị phối). [Pt(NH 3 ) 2 Cl 2 ]; [Co(NH 3 ) 3 (NO 2 ) 3 ] [(NH 3 ) 5 CoNH 2 Co(NH 3 ) 5 ]5+;
- Phức đơn càng, phức càng cua (chất nội phức).
Định nghĩa về hợp chất phức
- Phức đơn càng, phức càng cua (chất nội phức).
phức của dimetyl phức của alizarin đỏ S
glioxim với Ni với Al(OH) 3
O O O OH SO 3 Na HOAl OH CH 3 C O N H C CH 3 N O H O N N O CH 3 C C CH 3 Ni Định nghĩa về hợp chất phức
Phân loại phức chất theo …
Phức Ion trung tâm Phối tử
1 Cation kim loại Phân tử vô cơ
2 Cation kim loại Anion vô cơ
3 Cation kim loại
Anion hoặc phân tử
hữu cơ
Định nghĩa về hợp chất phức
Định nghĩa về hợp chất phức
Danh pháp:
Thứ tự gọi tên:
+ Phức là cation: gọi tên phối tử theo thứ tự gốc
acid, phân tử, ion trung tâm kèm theo số la mã
chỉ hoá trị của ion trung tâm.
+ Phức là anion: gọi tên phối tử theo thứ tự gốc
acid, phân tử, ion trung tâm kèm theo vần at.
Định nghĩa về hợp chất phức
Danh pháp:
- Nếu phối tử là gốc acid có oxy thì thêm “o” vào sau tên gốc acid. SO 42 - : sulfato, NO 3 - : nitrato.
- Phối tử là gốc halogenua thì thêm “o” vào sau tên của halogen Cl-: cloro, F-: flouro.
- Một số anion khác có tên riêng: NO 2 - : nitro, OH-: hydroxo, O^2 - : oxo
- phối tử là phân tử H 2 O: aquo, NH 3 : amin Co(NH 3 ) 62 +: hexaamincobalt (II) [Co(NH 3 ) 4 Cl 2 ]+: diclorotetraamincobalt (III) Co(C 2 O 4 ) 22 -^ : dioxalato cobaltat (II)
Cộng (1) và (2): ML 2 ⇌ ML + L K 1 (1) ML ⇌ ML + L K 2 (2) => ML 2 ⇌ M + 2L K1, 2 K1, 2: hằng số không bền tổng cộng của nấc 1 và 2 của phức K1,2= K1.K 2 Ki = βn-^1
Hằng số bền và hằng số không bền của phức
có nhiều phối tử
M + L ⇌ ML β 1 (1) β 1 = (^) 𝑀𝑀𝐿 𝐿 ML + L ⇌ ML 2 β 2 (2) β 2 = [ 𝑀ML𝐿 2 𝐿] ML 2 + L ⇌ ML 3 β 3 (3) β 3 = (^) [ML[ML^3 ] 2 ]^ 𝐿 ……..
Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung
dịch (tham khảo)
Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung
dịch (tham khảo)
𝑀𝐿 = 𝛽 1 𝑀 𝐿 (1) 𝑀𝐿 2 = 𝛽 2 𝑀𝐿 𝐿 = 𝛽 1 𝛽 2 𝑀 𝐿 2 (2) 𝑀𝐿 3 = 𝛽 3 [ML 2 ] 𝐿 = 𝛽 1 𝛽 2 𝛽 3 𝑀 𝐿 3 (3) CM = [M] + [ML] + [ML 2 ] + [ML 3 ] = [M] + 𝛽 1 𝑀 𝐿 +𝛽 1 𝛽 2 𝑀 𝐿 2 + 𝛽 1 𝛽 2 𝛽 3 𝑀 𝐿 3 = [M](1+ 𝛽 1 𝐿 +𝛽 1 𝛽 2 𝐿 2 + 𝛽 1 𝛽 2 𝛽 3 𝐿 3 ) ⟹ 𝑀 = (^) 1+ 𝛽 1 𝐿 +𝛽 1 𝛽 2 𝐶 𝐿𝑀 2 + 𝛽 1 𝛽 2 𝛽 3 𝐿 3 = 𝛼𝑀. 𝐶𝑀 ⟹ 𝑀𝐿 = (^) 1+ 𝛽 1 𝐿 +𝛽 1 𝐶𝛽𝑀 2 𝛽𝐿^1 [ 2 𝐿+] 𝛽 1 𝛽 2 𝛽 3 𝐿 3 ⟹ 𝑀𝐿 2 = 𝐶𝑀𝛽^1 𝛽^2 𝐿^ 2 1+ 𝛽 1 𝐿 +𝛽 1 𝛽 2 𝐿 2 + 𝛽 1 𝛽 2 𝛽 3 𝐿 3
+ Ảnh hưởng của pH: tạo phức hidroxo với ion
kim loại và sự proton hoá của phối tử.
+ Ảnh hưởng của các chất tạo phức phụ đến nồng
độ cân bằng của phức.
Các yếu tố ảnh hưởng đến độ bền của phức chất
- Tạo phức hidroxo với ion kim loại M + nOH → M(OH)n : độ bền của phức chất giảm khi pH tăng.
- Proton hoá của phối tử L + nH → HnL : độ bền của phức chất tăng khi pH tăng. ⟹ Khi tăng pH từ giá trị pH nhỏ, độ bền của phức chất tăng, đến 1 cực đại và sau đó giảm dần khi tiếp tục tăng pH.
Ảnh hưởng của pH
ML ⇌ M + L K
K = M ML^ L
Do M tạo phức hidroxo và L bị proton hoá nên
để đánh giá ảnh hưởng của pH đến độ bền
của phức người ta dùng hằng số không bền
điều kiện K’
K′^ =
M′^ L′
ML
Ảnh hưởng của pH
M + OH → MOH K 1 MOH+ OH → M(OH) 2 K 2 ……. M(OH)n- 1 + OH → M(OH)n Kn 𝑀′^ = 𝑀 + 𝑀𝑂𝐻 + 𝑀(𝑂𝐻) 2 + … 𝑀(𝑂𝐻)𝑛 𝑀′^ = 𝑀 + 𝑀^ 𝐾𝑂𝐻 1 + 𝑀^ 𝑂𝐻^ 2 𝐾 1 𝐾 2 +…+^ 𝑀 𝑂𝐻 𝑛 𝐾 1 𝐾 2 …𝐾𝑛 𝑀′^ = 𝑀 ( 1 + 𝑂𝐻 𝐾 1 + 𝑂𝐻^ 2 𝐾 1 𝐾 2 +…+^ 𝑂𝐻 𝑛 𝐾 1 𝐾 2 …𝐾𝑛^ ) 𝑀 = 𝑀′^ 1 1 + 𝑂𝐻 𝐾 1
- 𝑂𝐻^ 2 𝐾 1 𝐾 2 +…+^ 𝑂𝐻 𝑛 𝐾 1 𝐾 2 … 𝐾𝑛 𝑀 = 𝑀′^ 𝛼𝑀−𝑂𝐻
Tạo phức hidroxo với ion kim loại
- Sự proton hoá của phối tử Y^4 -^ + H+^ ⇌ HY^3 -^ 𝐾 4 −^1 HY^3 -^ + H+^ ⇌ H 2 Y^2 -^ 𝐾 3 −^1 H 2 Y^2 -^ + H+^ ⇌ H 3 Y-^ 𝐾 2 −^1 H 3 Y-^ + H+^ ⇌ H 4 Y 𝐾 1 −^1 [Y’] = [Y] + [HY] + [H 2 Y] + [H 3 Y] + [H 4 Y] = 𝑌 + 𝐻 𝐾^4 𝑌 + 𝑌^ [𝐻] 2 𝐾 4 𝐾 3 +^ 𝑌 [𝐻]^3 𝐾 4 𝐾 3 𝐾 2 +^ 𝑌 [𝐻]^4 𝐾 4 𝐾 3 𝐾 2 𝐾 1 = [Y] (1 + (^) 𝐾𝐻 4
+ [𝐻]
2 𝐾 4 𝐾 3 +^ [𝐻]^3 𝐾 4 𝐾 3 𝐾 2 +^ [𝐻]^4 𝐾 4 𝐾 3 𝐾 2 𝐾 1 ) [Y’] = [Y]. 𝛼𝑌(𝐻)
Sự proton hoá của phối tử
VD: Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử trong dung dịch chứa hỗn hợp Mg^2 +^ có nồng độ ban đầu là 10 -^2 M và EDTA (Y^4 - ) có nồng độ ban đầu là 2. 10 -^2 M, dung dịch có pH = 11. Biết rằng hằng số bền của phức MgY^2 -^ là 108.^7 ; hằng số bền của phức MgOH+^ là 102.^58 ; acid H 4 Y có pK 1 = 2. 00 ; pK 2 = 2. 67 ; pK 3 = 6. 27 ; pK 4 = 10. 95 Theo tính toán trên, ta có: [Mg’] = 1. 38 x [Mg] [Y’] = 1. 89 x [Y] Mà [Mg’] + [MgY] = 10 -^2 ⟹ [MgY] = 10 -^2 – [Mg’] [Y’] + [MY] = 2. 10 -^2 ⟹ [Y’] = 2. 10 -^2 – [MgY] [Y’] = 2. 10 -^2 - 10 -^2 + [Mg’]= 10 -^2 + [Mg’] 𝛽𝑀𝑔𝑌′^ = (^) 𝑀[𝑀𝑔𝑌𝑔′ (^) [𝑌]′} = 10 − (^2) – [Mg’] [Mg′]( 10 −^2 + [Mg’]) =^10
- 28
Hằng số bền và không bền điều kiện (tham khảo)
10 −2^ – [Mg’] [Mg′]( 10 −2^ + [Mg’]) = 10
Giả sử [Mg’] << 10 -^2 ⟹ [Mg’] = 10 -^8.^28 thoả mãn giả sử trên. .[Mg’] = 1. 38 x [Mg] ⟹ [Mg] = [Mg’]/ 1. 38 = 3. 8. 10 -^9 = 10 -^8.^42 [MgY] = 10 -^2 – [Mg’] ⟹ [MgY] = 10 -^2 – [Mg’] = 10 -^2 – 10 -^8.^28 ≈ 10 -^2 [Y’] = 10 -^2 + [Mg’] = 10 -^2 + 10 -^8.^28 ≈ 10 -^2 .[Y’] = 1. 89 x [Y] ⟹ [Y] = [Y’]/ 1. 89 = 5. 29. 10 -^3 = 10 -^2.^28 Vậy ở pH = 11 , hầu như toàn bộ ion Mg^2 +^ đều tạo phức hết với EDTA.
Hằng số bền và không bền điều kiện (tham khảo)
- Ứng dụng trong Phân tích định tính:
- Phát hiện ion
- Che ion
- Đẩy ion ra khỏi phức chất
- Ứng dụng trong phân tích định lượng:
- Chuẩn độ phức chất
- Phương pháp trắc quang
- Phương pháp điện hoá
- Sắc ký trao đổi ion
Ứng dụng của phản ứng tạo phức trong hoá
phân tích
2.3.2. Phương pháp chuẩn độ tạo phức
- Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của các phương pháp chuẩn độ phức chất
- Các kỹ thuật chuẩn độ thường dùng trong chuẩn độ phức chất
- Phương pháp chuẩn độ Complexon
- Ví dụ định lượng bằng phương pháp chuẩn độ Complexon
Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp
Phương pháp chuẩn độ tạo phức phản ứng tạo phức giữa các chất thoả mãn yêu cầu phản ứng chuẩn độ Dùng chỉ thị có màu thay đổi theo pM và theo pH của dung dịch Đường cong chuẩn độ theo pM khi thêm những thể tích chính xác R
- Phương pháp thuỷ ngân (II): dựa trên sự tạo phức của Hg^2 +^ với Cl-; I-; CN-
- Phương pháp bạc: dựa trên sự tạo phức của Ag+^ và CN-
- Phương pháp comlexon: dựa trên sự tạo phức của các ion kim loại và nhóm thuốc thử hữu cơ có tên chung là complexon
Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp
Chất chỉ thị màu kim loại: là những acid
hoặc baz hữu cơ yếu có khả năng tạo phức
có màu khác với màu của dạng chỉ thị tự do.
Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp
Màu của phức giữa chỉ thị với ion kim loại khác màu của chỉ thị tự do. Màu của phức giữa chỉ thị với ion kim loại khác màu của chỉ thị tự do. Sự đổi màu phải xảy ra nhanh và rõ rệt Phức của ion kim loại với chỉ thị phải kém bền hơn phức của complexonat với kim loại Yêu cầu của chất chỉ thị màu kim loại
Cơ sở lý thuyết và nguyên tắc của phương pháp
Kỹ thuật chuẩn độ ngược: Thêm 1 lượng dư chính xác EDTA để phản ứng hết với ion kim loại cần phân tích ở pH thích hợp (đệm), sau đó tiến hành chuẩn lượng dư EDTA bằng dung dịch chuẩn muối kim loại (Zn^2 +; Mg^2 +^ …) P.ư chuẩn độ: Al^3 +^ + H 2 Y^2 -^ AlY-^ + 2 H+^ (pH = 5 ) Zn^2 +^ + H 2 Y^2 -^ ZnY^2 -^ + 2 H+ P.ư chỉ thị: ZnInd-^ + H 2 Y^2 -^ ZnY^2 -^ + H 2 Ind-
Các kỹ thuật chuẩn độ thường dùng trong
chuẩn độ phức chất
Kỹ thuật chuẩn độ thay thế: một số ion tạo phức bền với EDTA hơn là phức giữa Mg^2 +^ và EDTA, nhưng không thể chuẩn độ trực tiếp các ion này bằng EDTA P.ư chuẩn độ: Mg^2 +^ + H 2 Y^2 -^ MgY^2 -^ + 2 H+^ (pH = 10 ) Th^4 +^ + MgY^2 -^ ThY + Mg^2 +^ (pH = 2 )
Các kỹ thuật chuẩn độ thường dùng trong
chuẩn độ phức chất
Phương pháp chuẩn độ Comlexon
Complexon I: H N CH 2 COOH CH 2 COO- CH 2 COOH Complexon II: N CH 2 CH 2 HOOCCH 2 H
- OOCCH 2 N COO- H CH 2 COOH N CH 2 CH 2 NaOOCCH 2 HOOCCH 2 N COONa CH 2 COOH Complexon III: Phản ứng tạo phức với ion kim loại luôn theo tỉ lệ số mol 1 : 1 Phương trình đường định phân Giả sử chuẩn độ V 0 (mL) dung dịch M có nồng độ C 0 N^ bằng dung dịch EDTA CN^ ở 1 giá trị pH xác định. Phản ứng tạo phức có β’^ = 108.^25. Vẽ đường cong chuẩn độ.
Phương pháp chuẩn độ complexon
Trước điểm tương đương 0 < F < 1, [Y’] << [M’] Sau điểm tương đương 1 < F, [Y’] >> [M’] Tại điểm tương đương F = 1, , [Y’] = [M’] Tại lân cận điểm tương đương 0.999<F <1.001, [Y’] [M’] Phương trình đường định phân Giả sử chuẩn độ 10 (mL) dung dịch Mg^2 +^0. 01 N bằng dung dịch EDTA 0. 01 N với chỉ thị ETOO ở pH = 10. Phản ứng tạo phức có β’ = 108.^25. Vẽ đường cong chuẩn độ. V EDTA 2.5^5 7.5^9 9.9^ 9.99^10 10.01^ 10.1^11 12. F 0.25 0.5 0.75 0.9 0.99 0.999 1.0 1.001 1.01 1.1 1. pMg 2.2 2.48 2.85 3.28 4.3 4.9 5.0 5.6 6.3 7.25 7. Phương trình đường định phân 0 1 2 3 4 5 6 7 8 1 3 5 7 9 11 13 a. Định lượng ion Ca^2 +, Mg^2 +, hỗn hợp (Ca^2 +, Mg^2 +) b. Định lượng độ cứng của nước c. Định lượng ion Ba^2 +^ và SO 42 - d. Định lượng ion Zn^2 +, Fe^3 +, Al^3 +, và hỗn hợp Fe^3 +, Al^3 + Ví dụ định lượng bằng phương pháp chuẩn độ Comlexon (tham khảo)
Là phản ứng trong đó có sự trao đổi
elctron giữa các chất tham gia phản ứng.
- Ví dụ phản ứng oxi hoá khử
Quá trình oxi hoá: Zn ⇌ Zn^2 +^ + 2 e
Quá trình khử: Cu^2 ++ 2 e ⇌ Cu
Phản ứng oxi hoá khử: Zn + Cu^2 +^ Zn^2 +^ + Cu
Các định nghĩa về chất oxi hoá – khử
Mạnh Ox ne Kh (^) Yếu So sánh Thế Phương trình nernst Không^ thể^ xác^ định được giá trị tuyệt đối
Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn
Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn Phương trình Nernst và thế điện cực tiêu chuẩn
- pH
- Phản ứng tạo phức
- Phản ứng tạo kết tủa
Các yếu tố ảnh hưởng đến thế cân bằng oxi
hoá – khử. Thế tiêu chuẩn điều kiện
Phương pháp chuẩn độ oxi hoá – khử
- Cơ sở và nguyên tắc của phương pháp
- Chất chỉ thị thế điện cực
- Các phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử
- Phương trình đường định phân
- Sai số chỉ thị
Phương trình đường định phân Giả sử chuẩn độ V 0 (mL) dung dịch chất khử Kh 1 có nồng độ C 0 bằng chất oxi hoá Ox 2 có nồng độ là C; phương trình chuẩn độ: nRXKh + nXROx nRXOx + nXRKh Các bán phản ứng: XKh - nXe XOx ROx + nRe RKh
Phương trình đường định phân
Phương trình Nerst: Trước điểm tương đương 0 < F < 1 Sau điểm tương đương 1 < F
Phương trình đường định phân
Vẽ đường cong chuẩn độ 10 mL dung dịch Fe^2 +^0. 1 M bằng dung dịch Ce^4 +^0. 1 M trong môi trường H 2 SO 41 M. Với E^0 Fe 3 +/Fe 2 + = 0. 77 V và E^0 Ce 4 +/Ce 3 + = 1. 44 Phương trình phản ứng chuẩn độ: Fe2+^ + Ce4+^ Fe3+^ + Ce3+ Ce^ V4+^1 5 9 9.9^ 9.99^10 10.01^ 10.1^11 F 0.1 0.5 0.9 0.99 0.999 1 1.001 1.01 1.1 1. E(V) 0.714 0.77 0.83 0.89 0.95 1.11 1.27 1.33 1.39 1.
1
0 2 4 6 8 10 12 14 16
Phương trình đường định phân
Các phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử thường dùng
- Phương pháp Permanganat/H 2 SO 4 : Môi trường acid mạnh: khả năng oxi hoá mạnh, ion Mn^2 +^ sinh ra không màu: MnO 4 -^ + 8 H+^ + 5 e Mn^2 +^ + 4 H 2 O (E^0 = 1. 55 V) Môi trường acid yếu, trung tính hay kiềm, sản phẩm sinh ra MnO 2 có màu nâu sẫm: MnO 4 -^ + 4 H+^ + 3 e MnO 2 + 2 H 2 O MnO 4 -^ + 2 H 2 O + 3 e MnO 2 + 4 OH-
- Phương pháp Bicromat/H 2 SO 4 : Môi trường acid Cr 2 O 72 -^ + 14H+^ + 6e 2Cr3+^ + 7H 2 O (E^0 = 1.36V) Ưu: K 2 Cr 2 O 7 dễ điều chế tinh khiết, bền; có thể tiến hành trong môi trường acid H 2 SO 4 ; H 3 PO 4 ; HCl (C < 2 M) Nhược: K 2 Cr 2 O 7 có tính oxi hoá yếu hơn KMnO 4 Phương pháp này phải dùng chất chỉ thị (diphenylamin, diphenylaminsulfonat, acid phenylantranilic Các phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử thường dùng
- Phương pháp thiosulfat: Dựa trên phản ứng oxi hoá của I 2 và phản ứng khử của I- I 2 + 2e 2I-^ (E^0 = 0.54V)
- Thường dùng phản ứng: 2 S 2 O 32 -^ + I 2 2 I-^ + S 4 O 62 -
- Lưu ý khi sử dụng chất chỉ thị hồ tinh bột (hấp phụ I 2 tạo màu xanh đen)
- Xác định chất khử: dùng I 2 ; xác định chất oxi hoá: dùng I-
- Lưu ý khi pha và hiệu chuẩn Na 2 S 2 O 3 Các phương pháp chuẩn độ oxi hoá khử thường dùng
Ví dụ định lượng bằng phương pháp chuẩn độ oxi
hoá khử
- Xác định nồng độ của KMnO 4 theo chất gốc (TK)
- Định lượng Fe^2 +
- Định lượng Fe^3 +
- Định lượng Ca^2 +^ (TK)
- Xác định nồng độ Na 2 S 2 O 3 theo chất gốc (TK)
- Xác định nồng độ I 2 bằng dung dịch chuẩn Na 2 S 2 O 3
- Định lượng acid ascobic (TK)
2.5.1. Cân bằng của phản ứng tạo kết tủa
- Điều kiện tạo thành kết tủa. Qui luật tích số tan
- Mối liên hệ giữa độ tan và tích số tan
- Các yếu tố ảnh hưởng tới độ tan (tham khảo)
- Ứng dụng phản ứng kết tủa trong hóa phân tích
(tham khảo)
Điều kiện tạo thành kết tủa. Quy luật tích số tan
Khi cho dung dịch AgNO 3 tác dụng với dung dịch NaCl tạo thành kết tủa AgCl. Các ion Na+^ và NO 3 - không phản ứng nên còn lại trong dung dịch.AgCl sẽ ngưng kết tủa khi phản ứng đạt cân bằng tức là tốc độ kết tủa bằng tốc độ hoà tan. Ag+^ + Cl-^ ⇌ AgCl↓ Tốc độ phản ứng thuận Tốc độ phản ứng nghịch Vkt = kt. [Ag+].[Cl-].s Vht = kn. S s: diện tích tiếp xúc của kết tủa với dung dịch. Khi phản ứng đạt cân bằng thì tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch Vkt = Vht ⇒ kt. [Ag+].[Cl-].s = kn. S ⇒ [Ag+].[Cl-] = 𝑘 𝑘𝑛 𝑡 = TAgCl = const
- Nếu [Ag+].[Cl-] < TAgCl ⇒ tốc độ phản ứng nghịch lớn hơn
- Nếu [Ag+].[Cl-] = TAgCl ⇒ tốc độ phản ứng nghịch bằng thuận
- Nếu [Ag+].[Cl-] > TAgCl ⇒ tốc độ phản ứng thuận lớn hơn
Điều kiện tạo thành kết tủa. Quy luật tích số tan
AnBm nA mB
Tốc độ phản ứng nghịch lớn hơn thuận ⇒ Có kết tủa Tốc độ phản ứng nghịch lớn hơn thuận ⇒ Không có kết tủa Tốc độ phản ứng nghịch lớn hơn thuận ⇒ Dung dịch bão hoà
Điều kiện tạo thành kết tủa. Quy luật tích số tan
Độ tan là nồng độ chất tan trong dung dịch bão hoà. Độ tan được biểu diễn bằng đơn vị mol/L hoặc
mg/ 100 gam dung dịch.
Gọi S là độ tan của AnBm
TA (^) mBnmS m nSn mm.nn.S(m^ n) (mn) m n AB m. n T S mn
AnBm nA mB
Mối liên hệ giữa độ tan và tích số tan
Ví dụ : Tính tích số tan của BaSO 4 ở 200 C biết rằng 100 ml dung dịch bão hòa ở nhiệt độ này chứa 0. 245 mg BaSO 4. BaSO 4 ⇌ Ba2+^ + SO 42 - TBaSO 4 = (Ba^2 +)(SO 42 - ) = [Ba^2 +]. fBa 2 +. [SO 42 - ]. fSO 4 𝑆 =
= 1 .05x 10 −^5 ⇒ [Ba^2 +] = [SO 42 - ] = 1. 05 x 10 −^5
Mối liên hệ giữa độ tan và tích số tan
4. 2. Mối liên hệ giữa độ tan và tích số tan
Lực ion 𝐼 = 0. 5 ( 1. 05 𝑥 10 −^5 𝑥 22 + 1. 05 𝑥 10 −^5 𝑥 22 ) = 4. 2 x 10 -^5 Hệ số hoạt độ: 𝑙𝑔𝑓𝐵𝑎 2 + = 𝑙𝑔𝑓𝑆𝑂 42 − = − 0. 5 x 22 x 4. 2 𝑥 10 −^6 = - 1. 296 x 10 -^2 ⇒ (Ba^2 +) = (SO 42 - )= 𝑓𝑖x i = 0. 9706 x 1. 05 x 10 −^5 𝑇𝐵𝑎𝑆𝑂 4 = (Ba^2 +)(SO 42 - )= ( 1. 02 x 10 -^5 )^2 = 1. 04 x 0 -^10. Nếu tính gần đúng: vì độ tan nhỏ nên coi hệ số hoạt độ của ion bằng 1 nên 𝑇𝐵𝑎𝑆𝑂 4 = [Ba^2 +][SO 42 - ]= 1. 1 x 10 -^10
Mối liên hệ giữa độ tan và tích số tan
Ví dụ : Tính độ tan của CaSO 4 ở 250 C biết tích số tan của CaSO 4 ở nhiệt độ này là 9. 1 x 10 -^6. CaSO 4 ⇌ Ca2+^ + SO 42 - TCaSO 4 = (Ca^2 +)(SO 42 - ) = [Ca^2 +]. fCa 2 +. [SO 42 - ]. fSO 4 Gọi S là độ tan của CaSO 4
- Tính gần đúng: Giả sử các hệ số hoạt độ = 1 , ⇒S = [Ba^2 +] = [SO 42 - ] = 9. 1 𝑥 10 −^6 = 3. 017 𝑥 10 −^3 Vì S > 10 -^4 nên không thể xem hoạt độ = 1.
Mối liên hệ giữa độ tan và tích số tan
