›
›

Bài giảng Hóa học phân tích ở trường phổ thông

pdf 162 trang phuongnguyen 3490
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa học phân tích ở trường phổ thông", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pdfbai_giang_hoa_hoc_phan_tich_o_truong_pho_thong.pdf

Nội dung text: Bài giảng Hóa học phân tích ở trường phổ thông

  1. CHƯƠNG 1 ĐỐI TƯỢNG NHIỆM VỤ HÓA HỌC PHÂN TÍCH VÀ MỐI LIÊN HỆ VỚI VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG 1.1. Đối tượng, nhiệm vụ của hóa học phân tích Hóa phân tích là bộ môn của ngành hóa học nghiên cứu về thành phần cấu tạo và hàm lượng các thành phần của những mẫu khảo sát. Hóa phân tích thường được chia thành hóa phân tích định tính và hóa phân tích định lượng. Nhờ phân tích định tính, ta xác định được chất hay mẫu phân tích gồm những nguyên tố nào, những ion, những nhóm nguyên tử hoặc phân tử nào hoặc các phần tử nào tham gia vào phản ứng phân tích. Phân tích định lượng cho ta khả năng xác định hàm lượng của các hợp phần riêng lẻ trong mẫu phân tích. Khi tiến hành phân tích nên phân tích định tính trước sau đó chọn phương pháp phân tích định lượng phù hợp. Nhiệm vụ chủ yếu của hóa học phân tích như sau: - Phát triển và hoàn thiện lý thuyết về các phương pháp phân tích hóa học và hóa lý trên cơ sở khoa học, nghiên cứu, hoàn thiện các thủ thuật, các phương pháp nghiên cứu, kể cả phương pháp tự động hóa. - Nghiên cứu các phương pháp tách chất ra khỏi hỗn hợp phức tạp sau đó định lượng chúng, nghiên cứu các phương pháp làm giàu vi cấu tử. - Nghiên cứu và hoàn thiện các phương pháp phân tích các hợp chất tự nhiên của môi trường xung quanh, các vật liệu kĩ thuật - Giúp đỡ các ngành khoa học kĩ thuật khác nhau dùng phân tích hóa học để kiểm tra các quá trình nghiên cứu. - Xây dựng phương pháp tự động phân tích, kiểm tra các quá trình kỹ thuật ngay trực tiếp trong hiện trường, điều khiển các quá trình đó bằng cách ứng dụng máy tính để điều khiển sự hoạt động của các máy móc phân tích với những phần mềm thích hợp - Đối với trường trung học phổ thông, hóa học phân tích làm cho học sinh nắm vững một cách tự giác và có hệ thống những sự kiện điển hình, những khái niệm, những định luật và lí thuyết cơ bản và áp dụng những hiểu biết đó vào việc học tập, lao động và thực tiễn cuộc sống. - Hóa học phân tích làm cho học sinh lĩnh hội được kiến thức về các nguyên tắc khoa học của nền sản xuất hoá học, về ứng dụng của hoá học trong các ngành sản xuất và quốc phòng. 1
  2. - Hóa học phân tích làm cho học sinh rèn kĩ năng có tính chất kĩ thuật tổng hợp về hoá học như cân, đong, pha chế, mô tả, ghi chép, tra cứu, - Hóa học phân tích có vai trò lớn trong việc rèn luyện ý thức bảo vệ môi trường, khai thác tài nguyên môi trường phục vụ cho sự phát triển, công nghiệp hoá và hiện đại hoá đất nước Như vậy hóa học phân tích là một môn học cung cấp cho HS một vốn hiểu biết về hoá học phân tích ở mức độ trung học và tương đối hoàn chỉnh, có tính chất kĩ thuật tổng hợp để trên cơ sở đó, sau khi tốt nghiệp PT có thể tham gia có hiệu quả vào công cuộc lao động, bảo vệ tổ quốc hoặc tiếp tục học thêm. 1.2. Nội dung chủ yếu của hóa học phân tích ở trường phổ thông Hoá phân tích ở trường phổ thông chủ yếu cũng 3 phần: phân tích định tính, phân tích định lượng và phân tích công cụ 1.2.1. phân tích định tính Có từ lớp 8 đến lớp 12 thông qua các bài tập nhận biết, tách riêng, điều chế. Chương sự điện li cũng là nội dung quan trọng của lớp 11 1.2.2. Phân tích định lượng Trãi dài từ chương trình lớp 8 đến lớp 12 thông qua các bài bài tập xác định hàm lượng, tính %, tính hiệu suất, xác định công thức phân tử, tính toán một đại lượng khi có các dữ kiện . 1.2.3. Phân tích công cụ Chủ yếu tập trung ở chương trình 12 bài điện phân và dãy điện hóa 1.3. Mối quan hệ giữa hóa học phân tích và hóa học ở trường phổ thông Hoá học phân tích có quan hệ mật thiết với chương trình hoá học phổ thông, cụ thể phân tích định tính là nền tảng của các bài tập nhận biết, tách riêng, điều chế, xác định thành phần của chất, dung dịch, hỗn hợp Phân tích định luợng là cơ sở để làm các bài tập mang tính chất định luợng, xác định hàm lượng các chất. 2
  3. CHƯƠNG 2 LÝ THUYẾT CÂN BẰNG ION TRONG GIẢNG DẠY Ở PHỔ THÔNG 2.1. Chất điện li là các chất bị ion hóa trong dung dịch tạo ra môi trường dẫn điện. 2.1.1. Chất điện li mạnh Các chất điện li mạnh bị ion hóa hoàn toàn, đa số các muối tan, kiềm và axit mạnh, muối không tan đều là chất điện li mạnh. 2.1.2. Chất điện li yếu Các chất điện li yếu chỉ bị ion hóa một phần, các axit yếu , bazơ yếu và phức chất là chất điện li yếu. - + H2SO4 bị ion hóa hoàn toàn thành HSO4 và H3O cho nên nó là chất điện li - -2 mạnh. Trong khi đó HSO4 là chất điện li yếu vì nó chỉ phân li một phần (K2 = 10 ). Để đặc trưng cho khả năng phân li của các chất trong dung dịch, người ta dùng hai đại lượng: độ điện li α và hằng số điện li K ( hằng số cân bằng ). Độ điện li α của một chất phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất và nồng độ của chất điện li trong dung dịch. Độ điện li α và hằng số cân bằng có mối liên hệ với nhau qua hệ thức sau ( Chỉ xét chất điện li yếu 1 nấc ) Cα2 K= ( C : Nồng độ ban đầu của chất tan ) 1-α 2.2. Lí thuyết ARRHENIUS về axit-bazơ Axit là chất trong phân tử có chứa hiđro và phân li trong nước tạo thành ion H+ và anion. Bazơ là chất có chứa nhóm hiđroxil và phân li trong nước tạo ra các ion OH- và các cation. Thuyết này cho phép hệ thống hóa các axit và bazơ, giải thích tính chất chung của các axit và bazơ ( phản ứng trung hòa, làm đổi màu các chất chỉ thị màu, ), nghiên cứu các cơ sở định lượng của lý thuyết các axit và các bazơ. Tuy nhiên thuyết này còn mắc phải một số nhược điểm sau: - Tính chất axit bazơ chỉ được xét trong dung môi nước - Không đánh giá được dung môi trong quá trình phân li - Một số phản ứng có bản chất axit- bazơ nhưng thuyết này không giải thích được như: NH3(Khí) + HCl(khí) NH4Cl(rắn) 3
  4. Phản ứng trong NH3 lỏng: NaNH2 + NH4Cl NaCl + 2 NH3 Để khắc phục các nhược điểm trên BRONSTED - LOWRRY đưa ra lý thuyết mới về axit-bazơ 2.3. Lí thuyết BRONSTED - LOWRRY về phản ứng axit-bazơ 2.3.1. Các định nghĩa 1. Axit: là chất có khả năng nhường proton (H+). Vậy axit có thể là các phân tử trung hòa hay các ion mang điện tích. + 3+ 3+ Ví dụ: HCl, NH4 , Al , Fe 2. Bazơ: là chất có khả năng nhận proton (H+). Vậy bazơ có thể là các phân tử trung hòa hay các ion mang điện tích. - 2- - Ví dụ: NaOH, CH3COO , CO3 , F 3. Chất lưỡng tính: là những chất vừa có khả năng nhường proton H+ vừa có khả năng nhận proton H+. - - 2- Ví dụ: HCO3 , H2PO4 , HPO4 4. Cặp axit-bazơ liên hợp: là cặp chất axit-bazơ khác nhau ở 1ion H+. Mỗi một axit sau khi cho một proton trở thành bazơ gọi là bazơ liên hợp với axit đó. Mỗi một bazơ sau khi nhận một proton trở thành axit gọi là axit liên hợp với bazơ đó. - + Ví dụ: CH3COOH/CH3COO ; NH4 /NH3 Một cặp-axit bazơ liên hợp có thể biểu diễn bằng hệ thức sau: Axit Bazơ + H+ 5. Phản ứng axit-bazơ : Là phản ứng trong đó có sự cho và nhận proton H+. Vậy để có phản ứng axit-bazơ thì tối thiểu phải có 2 cặp axit-bazơ liên hợp. Proton không có khả năng tồn tại ở trạng thái độc lập trong nước nên sự phân li của các axit và bazơ trong nước được xem như tương tác hóa học của nước với axit và bazơ. + Axit + H2O Bazơ + H3O - Bazơ + H2O Axit + HO Thí dụ: - + CH3COOH + H2O CH3COO + H3O + + NH4 + H2O NH3 + H3O 2- 3- + HPO4 + H2O PO4 + H3O + - NH3 + H2O NH4 + OH 4
  5. - - CH3COO + H2O CH3COOH + OH - - CN + H2O HCN + OH + - Theo quan niệm cổ điển thì NH4 không phải là axit và CN không phải là bazơ mà là cation và anion của các muối thủy phân, nhưng theo định nghĩa của Bronsted thì + - + NH4 là axit và CN là bazơ và phản ứng thuỷ phân chính là phản ứng của axít NH4 hay bazơ CN- với nước. Tùy theo bản chất của dung môi, một chất có thể thể hiện tính axít hay bazơ. Trong chương này chúng ta đề cập chủ yếu đến các phản ứng axít hay bazơ trong dung môi là nước. 2.3.2. Hằng số axít Ka . Hằng số bazơ Kb 1. Cường độ axít. Hằng số axít Ka Nước là dung môi lưỡng tính có thể cho hoặc nhận proton. Một axit khi được hòa tan trong nước sẽ nhường proton cho nước theo phản ứng: + A + H2O B + H3O (a) Trong đó A là axit, B là bazơ liên hợp với A, axit càng mạnh tức là nhường proton cho nước càng nhiều, cân bằng (a) chuyển dịch sang bên phải càng nhiều nên hằng số cân bằng của cân bằng càng lớn. BHO + K= 3 AHO 2  Trong 1 lít nước có 1000/18 = 55,5 mol/l, khi dung dịch loãng có thể coi nồng độ của H2O không đổi và bằng 55,5 mol, ta có thể viết: BHO + K H O = 3 =K (2.1) 2A a Trong đó Ka được gọi là hằng số axit và biểu thị cường độ của axít, Ka càng lớn axit càng mạnh. Người ta xác định các hằng số axit cho mọi axit rồi liệt kê trong các bảng tra hay trong các sổ tay hóa học. Có những axít mà phân tử chứa hai hay nhiều hơn hai proton có thể tách ra trong nước. Những axit đó được gọi là các đa axit. Trong dung dịch nước, phân tử các đa axít phân li lần lượt theo nhiều nấc và trong mỗi một nấc cho một proton. Ứng với mỗi nấc có một hằng số axít. Thí dụ: axít H2CO3 phân li theo hai nấc và có hai hằng số axít là Ka1 và Ka2. - + H2CO3 HCO3 + H 5
  6. - 2- + HCO3 CO3 + H H+ HCO - 3 -6,4 Ka1 = =10 H2 CO 3  H+ CO 2- 3 -10,3 Ka2 =- =10 HCO3 Đối với đa axit sau khi nấc một phân li thì phân tử trở thành anion mang một điện tích âm và anion đó giữ H+ còn lại càng chặt chẽ hơn, vì thế cân bằng phân li nấc một bao giờ cũng xảy ra mạnh hơn nấc hai, nấc hai mạnh hơn nấc ba, do đó đối với các đa axít Ka1 >> Ka2 >> Ka3 2. Cường độ bazơ. Hằng số bazơ Kb Một bazơ càng mạnh khi hòa tan trong nước sẽ nhận proton của nước càng nhiều, hằng số cân bằng của cân bằng càng lớn, được biểu diễn: - B + H2O A + OH (a) A OH- K= BHO 2  Trong các dung dịch loãng, nồng độ của H2O coi như không đổi nên có thể viết: A OH- K H O = =K (2.2) 2B b Kb được gọi là hằng số bazơ và biểu thị cường độ bazơ, Kb càng lớn thì tính bazơ càng mạnh. Người ta xác định các hằng số bazơ cho mọi bazơ rồi liệt kê trong các bảng tra, sổ tay hóa học. Trong thực tế, để tiện cho việc tính toán và biểu diễn bằng đồ thị người ta hay dùng các đại lượng thay thế, chuyển đổi như sau: pKa = - lgKa pKb = - lgKb pK lgK HOHO2 2 pH = - lg[H+] pOH = - lg[OH-] 3. Quan hệ giữa hằng số Ka và hằng số Kb của một cặp axit- bazơ liên hợp Từ hai hệ thức (2.1) và (2.2) ta có phương trình. + - Ka.Kb = [B].[H3O ].[A].[OH ]/[A].[B] 6
  7. K .K = [H O+ ].[OH- ] = K (2.3) a b 3 HO2 hoặc pK + pK = p K = 14 (ở 250C) a b HO2 Như vậy tích số của hằng số axit và hằng số bazơ của một cặp axit-bazơ liên hợp bằng tích số ion của nước. Vì tích số ion của nước là một hằng số nên: nếu hằng số axít Ka càng lớn, nghĩa là axit A cành mạnh thì hằng số Kb của bazơ càng nhỏ nghĩa là bazơ đó càng yếu. - Ví dụ: HCl là một số axit mạnh Ka = + thì bazơ liên hợp của nó Cl là bazơ vô cùng yếu có Kb = 0, thường được coi như trung tính. -4,6 - HCN là một axit yếu có Ka= 10 thì bazơ liên hợp CN đã thể hiện tính bazơ, đặc trưng -14 -14 -4,6 -9,4 bằng hằng số bazơ: Kb = 10 /Ka = 10 /10 = 10 2.3.3. Tính pH của các dung dịch axit , bazơ, muối 2.3.3.1. Công thức tổng quát để tính nồng độ ion H+ cho dung dịch hỗn hợp axit và bazơ liên hợp Giả sử hòa tan vào nước một axit HA có nồng độ ban đầu là CA và bazơ liên hợp - với nó (A ) là muối NaA có nồng độ CB. Trong dung dịch sẽ có hai cân bằng: HA H+ + A- + - H2O H + OH Và phương trình phân li hoàn toàn của muối NaA NaA Na+ + A- từ hai phương trình trên ta có thể viết : + - [H ].[A ]/[HA] = Ka (a) [H+].[OH-] = K (b) HO2 Áp dụng định luật bảo toàn khối lượng đối với ion A- có hệ thức: - [HA] + [A ] = CA + CB (c) Áp dụng định luật bảo toàn điện tích trong dung dịch nên ta có: [A-] + [OH-] = [H+] + [Na+] (d) Muối NaA phân li hoàn toàn nên: + [Na ] = CB (e) từ 5 phương trình a, b, c, d, e ta có: C - H+ + OH - H+ =K A (2.4) a + - CB + H + OH Công thức (2.4) có thể được thiết lập như sau: 7
  8. HA từ phương trình (a) ta có: H+ =K . (a’) a - A Trong đó [HA] là nồng độ cân bằng của HA. Nồng độ đó bằng nồng độ ban đầu + + của HA(CA) trừ đi nồng độ [H ] do HA phân li ra, nồng độ này lại bằng nồng độ H chung trong dung dịch [H+] trừ đi nồng độ H+ do nước phân li ra, mặt khác nồng độ H+ do nước phân li ra bằng nồng độ OH-, vậy: + - + - [HA] = CA – ([H ] - [OH ]) = CA – [H ] + [OH ] (f) - - Còn nồng độ cân bằng [A ] bằng nồng độ của A do NaA phân li ra (CB) cộng với nồng độ của A- do HA phân li ra, mặt khác nồng độ này bằng nồng độ H+ do HA phân li ra, mà nồng độ H+ do HA phân li ra bằng nồng độ H+ chung trong dung dịch trừ đi nồng độ OH-, vậy: - + - [A ] = CB + [H ] - [OH ] (g) Thay [HA] và [A- ] vào (a’) ta được công thức (2.4) : C - H+ + OH - H+ =K . A a + - CB + H - OH Công thức tổng quát này có thể sử dụng để tính pH của mọi dung dịch axit, bazơ hay muối. Tuy nhiên trong từng trường hợp cụ thể ta lại có thể đơn giản bớt các thành phần để tính gần đúng cho đơn giản hơn nhưng với độ chính xác chấp nhận được. Dưới đây ta xem xét cách tính pH cho các trường hợp theo việc sử dụng công thức này. 2.3.3.2. pH của dung dịch đơn axit rất mạnh HA có nồng độ CA HA là một axit rất mạnh nên trong nước coi như phân li hoàn toàn: HA H+ + A- Ka = từ công thức (2.4) ta có: H+ . C + H + - OH - + - B H + OH = K a + + - Vì Ka = ; và [H ]. (CB + [H ] - [OH ] 0 + - + - Nên CA - [H ] - [OH ] = 0 rút ra [H ] = CA + [OH ] (2.5) công thức (2.5) cũng có thể suy ra từ công thức (f), do HA phân li hoàn toàn nên [HA] + - + - = 0, từ công thức (f) ta có CA - [H ] - [OH ] = 0 => [H ] = CA + [OH ]. Công thức (2.5) bao gồm cả H+ do axit HA phân li ra và H+ do nước phân li ra. 8
  9. K 2 + HO2 + + [H ] = CA + =>H -C.H -K =0 (2.5’) + AHO 2 H Khi nồng độ axit HA lớn hơn 10-7M thì H+ do nước phân li ra không đáng kể, tức là có thể bỏ qua sự phân li của nước, nghĩa là H+ trong dung dịch là do H+ của HA phân li. Khi đó + + CA = [H ] và pH = -lg[H ] = - lgCA Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl 1M và 5.10-3M. - Đối với dung dịch HCl nồng độ 1M thì ta có pH = - lg1 = 0 - Đối với dung dịch HCl5.10-3M thì pH = - lg(5.10-3) = 2,3. -7 Khi nồng độ axit CA ≤ 10 M thì phải tính pH từ phương trình (2.5) hay (2.5’). Giải phương trình bậc hai này, được 2 nghiệm, ta sẽ lấy nghiệm dương. Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl 10-8M. Nếu bỏ qua H+ do nước phân li ra thì pH của dung dịch là 8. Điều này không đúng, ta phải dùng công thức (2.5’) để tính pH, khi đó pH của dung dịch sẽ là: [H+]2 – 10-8 [H+ ] – 10-14 = 0 Giải phương trình này sẽ tính được [H+ ] = 10-6,9 suy ra pH = 6,9. -7 - Nếu CA << 10 có thể bỏ qua CA cạnh [OH ] trong công thức (2.5) và khi đó: [OH- ] = [H+ ] = K , môi trường khi này coi như là trung tính. HO2 2.3.4.3. pH của dung dịch đơn bazơ rất mạnh có nồng độ CB Các đơn bazơ mạnh thường là hiđroxit của các kim loại kiềm, trong nước chúng phân li coi như hoàn toàn theo phương trình: BOH B+ + OH- Lập luận tương tự như đối với dung dịch axít mạnh ta có: - + [OH ] = CB + [H ] (2.6) K - HO2 CB là nồng độ ban đầu của bazơ . Thay giá trị của [OH ] = + ta được: H [H+ ] + C [H+] - K = 0 (2.6’) B HO2 Phương trình này dùng để tính chính xác pH của dung dịch đơn bazơ rất mạnh có nồng độ CB và hằng số bazơ Kb = -7 - Nếu nồng độ CB của bazơ lớn hơn 10 M thì lượng OH do nước phân li ra không - đáng kể và có thể bỏ qua được. Do đó [OH ] = CB 9
  10. K K + HO2 HO2 Và [H ] = = => pH = 14 – pOH = 14 + lgCB. + H CB Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaOH 0,1M [OH-] = 10-1 => pOH = -lg[OH-] = 1 => pH = 14 – pOH = 14 -1 =13. -7 Nếu CB ≤ 10 thì phải tính pH theo công thức (2.6’). -7 + Nếu CB << 10 có thể bỏ qua CB cạnh [H ] trong công thức (2.6) và khi đó: [OH- ] = [H+ ] = K , môi trường khi này coi như là trung tính. HO2 2.3.4.4. pH của dung dịch đơn axit yếu HA có hằng số axít Ka và nồng độ ban đầu CA Trong dung dịch chỉ có axit yếu HA nên nồng độ bazơ liên hợp của nó CB trong công thức (2.4) rất nhỏ, có thể coi bằng không và công thức tính pH của dung dịch axit yếu là: C - H+ + OH - H+ =K . A (2.7) a + - H - OH Tuỳ từng trường hợp cụ thể lại có thể đơn giản hoá công thức (2.7) như sau: - Nếu [OH-] << [H+] nghĩa là có thể bỏ qua sự phân li của nước, tức là bỏ qua nồng độ ion H+ do nước phân li ra, khi đó ta có thể bỏ qua [OH- ] bên cạnh [H+]. Công thức (2.7) sẽ được đơn giản còn: 2 C-H + H+ + A H =K . , ta có Ka = (2.7’) a + + H C-HA Đây là phương trình bậc hai với [H+] + + - Nếu coi [H ] << CA (tức là axít phân li yếu, nồng độ ion H do axit phân li ra nhỏ hơn nồng độ ban đầu của axit) thì phương trình (2.7) sẽ là: 2 H+ + Ka = hay H = K a .C A (2.7”) CA + pH = -lg[H ] = 0,5pKa – 0,5.lgCA (2.7’”) Ví dụ: - Tính pH của dung dịch axit CH3COOH 0,1M. Biết K = 10-4,75 CH3 COOH Sử dụng công thức (2.7’”) thì pH = -0,5.lg10-4,75 – 0,5.lg0,1 = 2,375 + 0,5 = 2,875 - Tính pH của dung dịch NH4Cl 0,1M, biết NH3 là bazơ yếu có pKb = 4,75 Sử dụng công thức (2.7’”) 10
  11. + - NH4Cl NH4 + Cl + + + NH4 + H2O NH3 + H3O suy ra NH4 là một axit yếu. pK + = 14 - pK NH = 9,25 NH4 3 nên pH = 0,5.9,25 + 0,5 = 5,13 - Nếu nồng độ ban đầu của axit CA nhỏ, hay axit có hằng số Ka tương đối lớn + (nghĩa là axít không yếu lắm) thì không thể bỏ qua H cạnh CA được. Khi đó muốn tính pH chính xác ta phải dùng công thức (2.7’). Người ta thường quy ước ngưỡng để tính -4 là: nếu axit có Ka 400 thì sử dụng công thức (2.7”) Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH COOH 10-4 M, biết K = 10-4,75. Nồng 3 CH3 COOH + độ CA nhỏ nên để tính pH chính xác ta không thể bỏ qua [H ] cạnh CA được mà phải áp dụng công thức (2.7’), tức là phải giải phương trình: [H+]2 = 10-4,75.10-4 – 10-4,75. [H+] [H+]2 + 10-4,75. [H+] – 10-4,75 = 0 Giải ra ta được [H+] = 0,81. 10-4,38 và pH = -lg[H+] = 4,470. Nhưng nếu bỏ qua + -4 [H ] cạnh CA thì pH = 0,5 . 4.75 – 0,5.lg10 = 2, 375 + 2 = 4,375. - - + Nếu CA khá nhỏ để [A ] << [OH ] tức là H do axit HA phân li ra không đáng kể so với H+ do nước phân li ra thì H+ trong dung dịch hầu hết do nước phân li ra. Do đó: [H+ ] = [OH- ] = K , môi trường khi này coi như là trung tính. HO2 2.3.3.5. pH của dung dịch đơn bazơ yếu có hằng số bazơ Kb và nồng độ ban đầu CB Lập luận tương tự như dung dịch đơn axit yếu ở trên, trong dung dịch chỉ có bazơ yếu nên CA trong công thức (2.4) rất nhỏ, coi như bằng không, vậy công thức tính pH của một dung dịch bazơ yếu là: OH- - H + H+ =K . (2.8) a - + CB - OH + H - + - + OH Nếu [H ] << [OH ] thì [H ] = Ka. - (2.8’) CB - OH OH  hoặc K /OH  K . H 2O a CB OH  K H 2O OH  CB OH  Kb CB OH  K a + - Nếu [OH ] << CB có thể bỏ qua giá trị CB cạnh [OH ] , khi này lại có: 11
  12. - [OH ]= Kb .CB pOH = 0,5pKb– 0,5lgCB và pH = 14 – pOH (2.8”) Nếu nồng độ ban đầu của bazơ CB nhỏ, hay bazơ có hằng số Kb tương đối lớn - (nghĩa là bazơ không yếu lắm) thì không thể bỏ qua OH cạnh CB được. Khi đó muốn tính pH chính xác ta phải dùng công thức (2.8’). Người ta thường quy ước ngưỡng để -4 tính là: nếu bazơ có Kb 400 thì sử dụng công thức (2.8”). Nếu C khá nhỏ, C << 10-7 M, thì lại coi như [H+ ] = [OH- ] = K hay môi B B H 2O trường khi này là trung tính. -5 Ví dụ: - Tính pH của dung dịch NH3 0,1M, biết Kb = 1,75.10 + - NH3 + H2O NH4 + OH pOH = 0,5.4,75 – 0,5.lg0,1 = 2,38 + 0,5 = 2,88 và pH = 14 – 2,88 = 11,12 - Tính pH của dung dịch KCN 0,1 M, biết đây là muối của axít yếu HCN có pKa = 9,21. Trong dung dịch nước KCN phân li hoàn toàn: KCN K+ + CN – - - CN + H2O HCN + OH - CN là bazơ liên hợp của axít HCN nên pKCN = 14 – pKHCN = 14 – 9,21 = 4,79. Vậy: pOH = 0,5.4,79 – 0,5.lg 0,1 = 2,4 + 0,5 = 2,9. pH = 14 – 2,9 = 11,1 2.3.3.6. pH của dung dịch hỗn hợp đơn axit yếu và bazơ liên hợp với nó Thiết lập công thức tính pH của dung dịch chứa axit yếu HA với nồng độ ban - đầu là CA và bazơ liên hợp với nó là A ( trong muối NaA có nồng độ ban đầu là CB). Để tính chính xác pH của dung dịch chứa HA và NaA với nồng độ ban đầu là CA và CB, sử dụng công thức sau: C A H  OH  H  K a . CB H  OH  + - - Nhưng thường [H ] và [OH ] không đáng kể so với CA và CB vì HA và A ngăn cản lẫn nhau làm cho chúng ion hoá theo phương trình sau: - + HA + H2O A + H3O - - A + H2O HA+ HO + - Nên H3O và HO sinh ra không được nhiều, do đó pH của dung dịch thực tế được tính theo công thức: 12
  13. C A H  K a . CB tức là pH = pKa – lgCA/CB (2.9) nếu CA = CB thì pH = pKa (2.9’) Ví dụ: - Tính pH của dung dịch chứa hỗn hợp CH3COOH 0,2M và CH3COONa 0,1M. Biết pK = 4,75. CH3 COOH Theo đầu bài thì CA = 0,2 và CB = 0,1. Vậy: pH = 4,75 – lg0,2 + lg0,1 = 4,45 - Tính pH của dung dịch chứa hỗn hợp NH4OH 0,2M và NH4Cl 0,1M. Biết pK = 4,75. NH3 + Như vậy axit yếu trong hỗn hợp là NH4 và bazơ liên hợp với nó là NH3. pKa =14 - pKb = 14 – 4,75 = 9,25. pH = 9,25 – lg(0,1/0,2) = 9,25 + 0,3 = 9,25. 2.3.3.7. pH của dung dịch hỗn hợp axit yếu và bazơ không liên hợp với nó - - Giả sử có một hỗn hợp axit HA1 có nồng độ CA của hệ HA1/A 1 và bazơ A 2 nồng - độ CB của hệ HA2/A 2, các hằng số axit của hai hệ là K1 và K2. Để tính pH của dung dịch này ta lập phương trình bảo toàn proton xuất phát từ - - HA , A 2, H2O. + - - [HA2] + [H ] = [OH ] + [A1 ]. + - - Nếu [H ] và [OH ] không đáng kể, thì [HA2] = [A 1] CB .H  C A .K1 Hoặc K 2 H  K1 H  + - - Vì với axit HA1 thì HA1 H + A 1 nên [HA1] + [A 1] = CA (a) H .A1  Và K1 = (b) HA1  A1  K1 A1  K1 Từ (b): và như vậy HA1  H  HA1  A1  H  K1 Căn cứ vào (a): C .K A A 1  1  A  K1 H  K1 , từ đó suy ra C . H C A H  K1 A   HA1  H  K1 13
  14. H+ K1 + 2 Nếu CA = CB thì += + hoặc [H ] = K1.K2 K2 + H K 1 + H Và pH = 0,5.(pK1 + pK2). (2.10) Nếu các nồng độ CA và CB không bằng nhau, CA = m CB thì phải giải phương trình: CB .H  m.CB .K1 H  m.K1 hoặc K 2 .H  K1 H  K 2 H  K1 H  Ví dụ: Tính pH của dung dịch muối NH4CN 0,1M. Biết HCN có pKHCN = 9,21 và NH3 có pK = 4,76. NH3 pH+ =pK -pK =14-4,76=9,24 NH H2 O NH 3 4 pH=0,5.(pKHCN +pK+ )=0,5.(9,21+9,24)=9,23 NH4 2.3.3.8. pH của các dung dịch hỗn hợp các đơn axit pH của các dung dịch hỗn hợp axit mạnh HAm và axít yếu HAy Trong dung dịch có các cân bằng sau: + - HAm → H + A m với Ka = (a) + HAy H + Ay với Ka (b) + - H2O H + OH với KH2O (c) Để tính chính xác nồng độ H+ của dung dịch, phải tính lượng H+ do cả 3 phương trình trên sinh ra. Nhưng trong tuyệt đại số các trường hợp có thể bỏ qua H+ do nước phân li vì nước phân li yếu, ion H+ do hai axit phân li ra đã ngăn chặn cản sự phân li của nước cho nên H+ trong dung dịch coi như chỉ do hai axit phân li. Phản ứng (a) chuyển dịch hoàn toàn về phía bên phải và [H+] do phản ứng này sinh ra làm cho phản ứng ở cân bằng (b) chuyển dịch về phía bên trái tức là làm kìm hãm sự phân li của axit do đó. Khi này có thể chia làm các trường hợp: Trường hợp 1: Nếu nồng độ ban đầu của axít yếu nhỏ hơn, bằng hoặc không lớn hơn nhiều so với nồng độ của axit mạnh, thì pH chỉ do axit mạnh nhất quyết định. Ví dụ: Tính pH của hỗn hợp chứa hai axit HCl và CH3COOH nồng độ mỗi axit tương ứng là 0,1M. + -1 Khi này có thể bỏ qua sự phân li của CH3COOH, nồng độ của ion H sẽ là 10 ion g/l, vì HCl phân li hoàn toàn, nên pH = 1. Trường hợp 2: Nếu nồng độ của axit yếu lớn hơn rất nhiều nồng độ của axit mạnh thì phải kể đến sự phân li của axit yếu. 14
  15. Ví dụ: Tính pH của dung dịch gồm hai axit HCl nồng độ 10-2 M và axit CH3COOH nồng độ 1M. - + Gọi nồng độ của CH3COO trong dung dịch là x thì [CH3COOH] = 1-x, [H ] = x + 0,01. Sử dụng định luật bảo toàn khối lượng cho cân bằng (b) thì: + CH 3COOH  -2 -4,75 [H ] = Ka. hay 10 + x = 10 .(1-x)/x CH 3 COO  2 -2 -4,75 -4,75 Và giải phương trình tương đương với x + (10 + 10 ). x = 0, bỏ 10 bên cạnh 10-2 thì phương trình trở thành x2 + 10-2.x – 10-4,75 = 0. Giải phương trình này nghiệm x nhận được là x = 1,3.10-2 từ đó suy ra giá trị pH = 1,64. pH của các dung dịch hỗn hợp axit yếu HAy1 và HAy2 Trong dung dịch của hỗn hợp này có các cân bằng sau: + - HAy1 H + A y1 + - HAy2 H + A y2 + - H2O H + OH Có 3 trường hợp thường gặp: Trường hợp 1: Hai axit có hằng số axit và nồng độ gần bằng nhau. Khi đó gọi + + nồng độ mỗi axit là C, nồng độ H do axit HAy1 phân li ra là (x), nồng độ H do axit HAy2 phân li ra là (y), nếu bỏ qua sự phân li của nước thì: + - HAy1 H + A y1 C – x x + y x + - HAy2 H + A y2 C – y x + y y KHAy1 = x. (x + y)/(C-x); KHAy2 = y.(x-y)/(C-y) Thông thường thì x và y nhỏ hơn C rất nhiều nên có thể bỏ qua chúng bên cạnh C, khi đó: KHAy1 = x. (x + y)/C; KHAy2 = y.(x-y)/C 2 KHAy1 + KHAy2 = (x + y) (x + y)/C = (x+y) /C + + [H ] = C.(KHAy1 + KHAy2 ) → [H ] = C. K HA K HA (2.11) y1 y 2 -10 Ví dụ: Tính pH của dung dịch gồm axit meta asenơ HAsO2 có Ka = 6.10 và -10 axít xianhiđric HCN có Ka = 7.10 , biết nồng độ của mỗi axít tương ứng đều bằng 0,2M. [H+] = 0,2.(6.10 10 7.10 10 ) = 10-4,8 → pH = 4,8. 15
  16. Trường hợp 2: Nồng độ các axit xấp xỉ bằng nhau nhưng hằng số axit khác nhau nhiều. Vì nồng độ các axit xấp xỉ nhau nên nồng độ [H+] do axit có hằng số phân li lớn hơn phân li ra sẽ lớn hơn nhiều nồng độ [H+] do axít có hằng số phân li nhỏ phân li ra, vì vậy pH trong dung dịch hỗn hợp này trên thực tế sẽ bằng pH của dung dịch có hằng số phân li lớn hơn. Ví dụ: Tính pH của hỗn hợp axít CH3COOH 0,1M có pKCH3COOH = 4,75 và HCN 0,1M có pKHCN = 9,21. Trong dung dịch sẽ có các cân bằng sau: + - CH3COOH H + CH3COO (a) HCN H+ + CN- (b) + - H2O H + OH (c) Vì nồng độ của hai axit bằng nhau và hằng số axit của CH3COOH lớn hơn hằng số axit của HCN rất nhiều (104,45 lần), nên có thể bỏ qua nồng độ H+ do cân bằng (b) sinh ra so với nồng độ H+ do cân bằng (a) sinh ra. Như vậy, trên thực tế pH của hỗn hợp chính là pH của dung dịch CH3COOH. Trong trường hợp này có thể tính pH của dung dịch theo công thức (2.7”): pH = 0,5. pKCH3COOH – 0,5.lgCA = 0,5. 4,75 – 0,5.lg0,1 = 2,86 Trường hợp 3: Hằng số axit của hai axit xấp xỉ nhau, nhưng nồng độ khác nhau nhiều. pH của dung dịch hỗn hợp trong trường hợp này có thể được xem như pH của dung dịch axít có nồng độ lớn hơn. 2.3.3.9. pH của các dung dịch đa axit và đa bazơ Khi hòa tan một đa axit vào nước thì nó phân li theo nhiều nấc và mỗi nấc cho một proton, đặc trưng bởi một hằng số axit tương ứng. Đối với các axit thường gặp thì hằng số axit từng nấc khác nhau rất nhiều, hằng số axit của nấc thứ nhất thường lớn hơn rất nhiều hằng số axit nấc sau đó. Ví dụ: - Phương trình phân li của H2CO3 sẽ là: + - -6,4 H2CO3 H + HCO3 với hằng số axit K1 = 10 - + 2- -10,3 HCO 3 H + CO3 với hằng số axit K2 = 10 -6,4 -10,3 4 Ta thấy: K1/K2 = 10 /10 = 10 16
  17. - H3PO4 phân li theo ba nấc có 3 hằng số axit tương ứng có các giá trị là pK1 = 2,12; pK2 = 7,21; pK3 = 12,36. Như vậy đối với axit này, các hằng số phân li trước bao giờ cũng lớn hơn hằng số phân li ngày sau nó khoảng 100 nghìn lần. Đối với các đa axít có các hằng số axit khác nhau rất nhiều, do vậy khi tính pH của dung dịch thì có thể bỏ qua được sự phân li của các nấc sau, chỉ kể tới sự phân li của các nấc thứ nhất, tức là pH của một đơn axit, hoặc là pH của hỗn hợp đơn axít có nồng độ bằng nhau nhưng có hằng số phân li khác nhau. -8 -15 Ví dụ: Tính pH của dung dịch H2S 0,025M. Biết K1 = 5,7.10 và K2 = 1,2. 10 . Như vậy K1 >> K2 hàng triệu lần, nên khi tính pH của dung dịch ta có thể bỏ qua sự phân li của các nấc hai và nếu bỏ qua sự phân li của nước thì có thể tính pH theo công thức tính pH của đơn axit yếu. + - H2S H + HS 8 2 4,43 H K. C K1 . C 5,7.10 .2,5.10 10 pH 4, 43 Người ta cũng xét tương tự với các đa bazơ. Anion của các đa axit có thể coi như - các đa bazơ. Thí dụ ion S (Na2S) có thể coi như một đa bazơ bởi vì nó có thể nhận lần lượt từng proton để tạo thành axit theo phương trình sau: S2- + H+ HS- - + HS + H H2S Nếu biết được các hằng số của các đa axit thì có thể tính được các hằng số của các đa bazơ liên hợp với chúng. 2- -14 - -14 -5 Cụ thể: Hằng số Kb của S = 10 /Ka/HS = 10 /1,2.10 Nếu như đa axit có hằng số axit khác nhau nhiều thì các đa bazơ tương ứng cũng có hằng số bazơ khác nhau nhiều và việc tính toán pH của các dung dịch đa bazơ cũng chỉ tính tới sự phân li của nấc thứ nhất mà thôi, như vậy việc tính pH cũng tiến hành tương tự như tính pH của một đơn bazơ yếu, khi này dùng công thức: - [OH ] = Kb .C và pH = 14 - pOH 2.3.4. Dung dịch đệm Trong thực tiễn phân tích, nhiều phản ứng phân tích chỉ xảy ra tối ưu ở những môi trường pH nhất định. Khi này để tạo môi trường pH xác định, người ta sử dụng một loại dung dịch được gọi là dung dịch đệm. 2.3.4.1. Khái niệm 17
  18. Dung dịch đệm là dung dịch hỗn hợp axit yếu và bazơ liên hợp của nó hoặc dung dịch hỗn hợp bazơ yếu và axit liên hợp của nó. Những dung dịch này giữ được pH ổn định hoặc hầu như không đổi khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh hoặc bazơ hoặc khi pha loãng. Giá trị pH của dung dịch đệm được tính theo công thức (2.9): C A H  K a . hay pH = pKa – lg(CA/CB) CB Trong đó: Ka là hằng số axit, CA và CB là nồng độ của các dạng axit và bazơ của dung dịch hỗn hợp đệm. Từ công thức trên ta cũng thấy rằng pH của các dung dịch hỗn hợp đệm phụ thuộc vào bản chất của hỗn hợp ( thông qua hằng số Ka ) và nồng độ của 2 dạng ( thông qua tỉ lệ CA/CB ). 2.3.4.2. Đệm năng ( khả năng đệm của dung dịch đệm ) Đệm năng là khái niệm được sử dụng để biểu thị khả năng của dung dịch đệm chống lại sự thay đổi pH khi thêm axit mạnh hoặc bazơ mạnh vào, ký hiệu bằng chữ β. Có thể định nghĩa đệm năng như sau: Đệm năng của một dung dịch đệm bằng số mol của một bazơ mạnh ( hoặc một axit mạnh ) thêm vào 1 lít dung dịch đệm đó để pH của nó tăng lên ( hoặc giảm đi ) 1 đơn vị. Cũng có thể định nghĩa đệm năng của một dung dịch đệm một cách chính xác dưới dạng phương trình vi phân như sau: β = d(b)/d(pH) = - d(a)/ d(pH) trong đó d(a) , d(b) lần lượt là số mol bazơ mạnh hoặc một axit mạnh thêm vào 1 lít dung dịch đệm đó để pH của nó tăng lên ( hoặc giảm đi ) một lượng bằng d(pH). Cũng từ công thức định nghĩa, người ta thiết lập được công thức tính đệm năng cho một dung dịch đệm có nồng độ CA và CB là: β = 2,303. CA.CB / (CA + CB ) Đối với một dung dịch đệm xác định, nếu tổng CA + CB = C là không đổi thì khả năng đệm lớn nhất là khi CA = CB = C/2. Hay:βmax = 0,576.C 2.3.4.3. Cách pha chế chuẩn bị dung dịch đệm Trong phân tích định tính cũng như phân tích định lượng, nhất là trong các phương pháp chuẩn độ complexon ( chuẩn độ tạo phức ), thường xuyên phải sử dụng dung dịch hỗn hợp đệm để tạo môi trường pH xác định. Khi này ta phải pha chế các dung dịch đệm có pH theo yêu cầu, theo nguyên tắc sau: 18
  19. - Lựa chọn các hỗn hợp có pKa gần với giá trị pH yêu cầu. - Tính tỉ số nồng độ CA, CB của 2 dạng cần có trong dung dịch đệm yêu cầu theo biểu thức: lg(CA/CB) = pKa – pH Với 1 giá trị nhất định của CA (hoặc CB ) tự lựa chọn, tính nồng độ của CB (hoặc CA ) còn lại. Sau đó dựa vào thể tích của dung dịch đệm cần pha mà ta tính toán lượng cân nguyên chất hay thể tích dung dịch đầu của các thành phần cần lấy cho thể tích của dung dịch đệm cần pha chế. 2.4. Cân bằng tạo kết tủa 2.4.1. Điều kiện tạo thành kết tủa – Tích số tan 2.4.1.1. Tích số tan Tấc cả các chất khó tan đều có tan một phần dù là rất nhỏ + - AgCl phân li theo phương trình sau: AgCl rắn Ag + Cl + - TAgCl = [Ag ].[Cl ] gọi là tích số tan của AgCl, là đại lượng đặc trưng cho kết tủa AgCl, là tích số nồng độ của các ion trong dung dịch bão hoà của AgCl ở một nhiệt độ xác định Trường hợp tổng quát đối với kết tủa có công thức là AmBn thì tích số tan là: n+ m- AmBn mA + nB m n TAmBn = A.B   Người ta xác định tích số tan cho tất cả các kết tủa (chất điện li khó tan) ở điều kiện tiêu chuẩn (250C) rồi liệt kê vào các bảng tra, vào sổ tay hóa học. Tích số tan càng nhỏ thì kết tủa càng khó tan. Ví dụ: - Tích số tan của chất điện li ít tan AgI là 8,3.10-17 ở 25 0C nghĩa là + - -17 Ag . I =8,3.10 khi dung dịch bão hoà AgI. -39 0 - Tích số tan của chất điện li ít tan Ba3(PO4)2 bằng 6,3. 10 ở 25 C 3 2 2+ 3- -39 nghĩa là Ba . PO4 =6,03.10 khi dung dịch bão hoà Ba3(PO4)2 Để chính xác hơn, chúng ta phải thay các giá trị nồng độ bằng giá trị hoạt độ. 2.4.1.2. Điều kiện tạo thành kết tủa Xét quá trình tạo kết tủa AmBn : mA + nB AmBn m n Khi A B < TAmBn dung dịch ở trạng thái này gọi là dung dịch chưa bão hoà, kết tủa chưa tạo thành. 19
  20. Khi ABTm n gọi là thì dung dịch bão hòa, nói cách khác, tốc độ hòa tan     ABn m bằng tốc độ kết tủa. m n Khi A B > TAmBn A và B sẽ hoá hợp với nhau để tạo thành AmBn cho đến khi m n đạt trạng thái cân bằng, tức là trạng thái của dung dịch bão hòa, A B = TAmBn . Đây cũng chính là điều kiện tạo thành kết tủa, còn gọi là quy tắc tích số tan Điều kiện tạo thành kết tủa của chất điện li ít tan là tích số nồng độ của các ion tạo nên chất điện li ít tan đó ( với số mũ thích hợp ) lớn hơn tích số tan của chất điện li ít tan đó (ở nhiệt độ nhất định). Quá trình tạo thành và ổn định kết tủa rất phức tạp, bao gồm nhiều giai đoạn, bị ảnh hưởng bởi nhiều yếu tố, chúng ta sẽ nghiên cứu kỹ hơn ở phần sau. 2.4.1.3. Độ tan, quan hệ giữa độ tan và tích số tan Độ tan của một chất là khái niệm cho ta biết khả năng tan của chất đó trong dung môi nhất định. Thường ký hiệu bằng chữ S Người ta thường biểu diễn độ tan bằng số gam chất tan có trong 100g dung môi của dung dịch bão hòa hoặc số gam chất tan có trong 100g dung dịch bão hòa. Độ tan của một chất là nồng độ chất đó trong dung dịch bão hòa Tích số tan như đã biết, là tích số nồng độ các ion trong dung dịch bão hòa. Tích số tan là hằng số không phụ thuộc vào nồng độ ion, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, còn độ tan phụ thuộc vào nhiều yếu tố khác. Độ tan và tích số tan đều là các đại lượng đặc trưng cho dung dịch bão hoà nên có thể tính tích số tan từ độ tan hoặc ngược lại. Quan hệ giữa độ tan và tích số tan của kết tủa AmBn như sau: T ()m n ABm n S mm. n n Ví dụ 1: Tính độ tan của Ca (PO ) trong nước biết T = 10-32,5 3 4 2 Ca3 (PO 4 ) 2 2+ 3- Ca3(PO4)2 3Ca + 2PO4 2 3 3 2 TCa (PO4 )2 Ca  PO4  3 2 3 Gọi độ tan của nó là S thì : Ca  3.S và PO4 =2.S Vậy: TSSS (3. ).(2.3 ) 2 3.2. 3 2 5 Ca3() PO 4 2 20
  21. 32,5 TCa() PO 10 S 5 3 4 2 5 33 2 2 3 3 2 2 S 1,3.10 7 M 0 Ví dụ 2: Tính tích số tan của Mg(OH)2 ở 20 C biết rằng 100ml dung dịch bão hoà ở nhiệt độ này chứa 0,84 mg Mg(OH)2. 2+ - Mg(OH)2 Mg +2OH 2 T = Mg2+ . OH - Mg(OH)2 -4 Độ tan của Mg(OH)2 bằng : 0,84.10/1000.58=1,4.10 mol/l Như thế Mg 2 = 1,4.10-4 mol/l. OH  = 2.1,4.10-4 =2,8.10-4 mol/l. Vậy: T = 1,4.10-4.(2,8.10-4 )2 = 1,1.10-11 Mg(OH)2 2.4.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan của chất ít tan Độ tan và tích số tan đều là các đại lượng đặc trưng cho kết tủa, độ tan càng nhỏ thì kết tủa càng khó tan, phản ứng phân tích xảy ra càng hoàn toàn. Tuy nhiên độ tan của kết tủa ngoài việc phụ thuộc vào bản chất của kết tủa còn phụ thuộc vào các yếu tố khác như sự có mặt của các ion, môi trường pH, do các ion này có thể tác dụng với ion kết tủa do đó ảnh hưởng tới độ tan của kết tủa. Sau đây chúng ta xét một số yếu tố ảnh hưởng, 2.4.2.1. Ảnh hưởng của ion chung Ion chung còn gọi là ion cùng tên, là ion có mặt trong thành phần của kết tủa. Sự có mặt của ion cùng tên trong dung dịch bão hòa của kết tủa làm cho độ tan giảm. Bởi vì theo quy luật tích tan thì tích số nồng độ của các ion của kết tủa trong dung dịch bão hòa luôn luôn là một hằng số ở nhiệt độ nhất định. Nếu nồng độ của một trong các ion tăng thì nồng độ của các ion kia phải giảm. Ta xem xét cụ thể trong ví dụ sau: Ví dụ: Tính độ tan của BaSO4 trong dung dịch Na2SO4 0,01M và so sánh với độ tan của nó trong nước. Biết T 1,1.10 10 . BaSO4 10 5 Độ tan của BaSO4 trong nước nguyên chất là: S 1,1.10 1,05.10 M 2+ Trong dung dịch Na2SO4 0,01M: nồng độ ion Ba bằng độ tan S của BaSO4 còn 2- 2- nồng độ của ion SO4 bằng tổng nồng độ của SO4 do BaSO4 và Na2SO4 phân ly ra. 2- [SO4 ] = S + 0,01 21
  22. 2- Vì độ tan của BaSO4 rất bé, khi có Na2SO4 lại càng bé hơn nên SO4 do BaSO4 2- phân ly ra không đáng kể, vậy có thể coi [SO4 ] = 0,01. Vậy: T S(S 0,01) 0,01S 1,1.10 10 ; S = 1,1.10-8mol/lit. BaSO4 Như vậy độ tan của BaSO4 trong Na2SO4 0,01M nhỏ hơn trong nước nguyên chất: 1,05.10 5 950 lÇn 1,1.10 8 Từ đó ta thấy độ tan của chất ít tan bị giảm đi khi thêm vào dung dịch của nó chất điện ly nào đó có ion cùng tên (ion chung) với chất ít tan. Điều này được ứng dụng trong thực tiễn phân tích như sau: - Trong phương pháp phân tích khối lượng, khi thực hiện phản ứng tạo kết tủa chất cần phân tích bằng một thuốc thử kết tủa nhất định, người ta phải thêm dư lượng thuốc thử kết tủa. - Khi lọc, rửa để thu kết tủa, ta nên rửa bằng nước cất có thêm một lượng ion cùng loại để làm giảm độ tan của kết tủa, tránh cho kết tủa tan trong nước rửa sẽ dẫn đến sai số. 22
  23. 2.4.2.2. Ảnh hưởng của ion lạ Ion lạ là ion không có mặt trong thành phần của kết tủa. Các ion lạ làm tăng độ tan cuả kết tủa vì sẽ làm tăng lực ion của dung dịch, nghĩa là làm giảm hệ số hoạt độ f trong biểu thức tích số tan, do đó nồng độ ion của kết tủa sẽ tăng, ảnh hưởng này còn gọi là hiêu ứng muối. Ta xem xét cụ thể trong ví dụ sau: Ví dụ: Tính độ tan của kết tủa AgCl trong dung dịch KNO3 0,1M 2 2 Nếu tính đến hệ số hoạt độ: TAgCl = S .f T 1 S ;  (0,1 0,1) -0,1 f 2 2 0,5. 0,1 lgf 0,88 ; f 0,76 1 0,1 Vậy độ tan của AgCl trong nước nguyên chất là: 1,05.10-5 và độ tan của AgCl 1,4.10 5 trong KNO3 0,1M lớn hơn trong nước nguyên chất: 1,33 lÇn. 1,05.10 5 Từ đó ta thấy độ tan của chất điện li ít tan tăng lên khi thêm vào dung dịch của nó chất điện ly nào đó. Điều này cũng được ứng dụng trong phương pháp phân tích khối lượng như sau: Sau khi thực hiện phản ứng tạo kết tủa chất cần phân tích bằng một thuốc thử kết tủa nhất định, người ta không lọc ngay mà để một thời gian nhất định để làm “muồi” kết tủa, nghĩa là cứ để nguyên kết tủa trong dung dịch, đồng thời có thể thêm chất điện li chứa ion khác loại, khi này các kết tủa tinh thể hạt nhỏ có thể tan ra, nhưng do đã thỏa mãn quy tắc tích số tan nên sẽ lại tạo thành kết tủa, các kết tủa tạo thành sẽ có hạt to hơn, sẽ dễ lọc, rửa và ít nhiễm bẩn hơn. Cũng cần chú ý rằng sự làm muồi kết tủa chỉ áp dụng cho loại kết tủa tinh thể. 2.4.2.3. Ảnh hưởng của ion H+ Độ tan của kết tủa tạo thành bởi các ion kim loại với anion của gốc axit mạnh như AgCl, AgI, BaSO4 nói chung ít thay đổi khi pH của dung dịch thay đổi. Nhưng đối với các kết tủa là muối của axit yếu như BaCO3, NiS, FeS thì tan trong dung dịch axit. - Nếu có kết tủa MAn mà A là gốc của axit yếu thì trong dung dịch có cân bằng: n MAn M nA (a) Và nA nH nHA (b) 23
  24. Nếu gọi độ tan của kết tủa MAn là S thì: S M n  n.S A  HA A .H  Từ (b) ta có: K a HA K .HA K (n.S A ) A  a a H  H  Ka.nS A  Ka H  n K .nS T A M n S. a     Ka H  n T H  Rút ra S n 1 1 n n Ka Ví dụ : Tính độ tan của CaF trong HCl 0,01M nếu K = 6.10-4 và T = 4.10-11 2 HF CaF2 4 Vì H  10 2 nên S 3 .10 11 2,9.10 4 M , rõ ràng trong HCl 0,01 M thì 4 CaF2 tan gấp 10 lần trong nước cất. nếu anion của kết tủa là gốc của một đa axit thì: n 2 3 -3 T H  H  H  Khi A : S n 1 . 1 và v.v n K K .K K .K .K n 1 1 2 1 2 3 2.4.2.4. Các ảnh hưởng khác Ngoài ra độ tan của một chất còn phụ thuộc vào nhiệt độ, kích thước của hạt kết tủa Những kết tủa có hạt nhỏ thì tan nhiều hơn những kết tủa có hạt lớn. Thường kết tủa không thể tách ra ở dạng tinh khiết mà thường có kèm theo tạp chất có lẫn trong dung dịch. Khi tạp chất kết tủa đồng thời với kết tủa chính thì gọi là hiện tượng cộng kết, tạp chất kết tủa trên bên mặt kết tủa chính gọi là hiện tượng cộng kết ngoài hoặc nằm trong lòng kết tủa gọi là hiện tượng cộng kết trong. Khi này phải có biện pháp thích hợp để loại bỏ hoặc làm giảm đến mức thấp nhất lượng tạp chất. 2.4.3. Kết tủa phân đoạn Nếu trong dung dịch có chứa hai hay nhiều ion có khả năng tạo thành kết tủa với một ion thứ ba, nhưng các kết tủa đó có độ tan khác nhau nhiều, thì khi thêm ion 24
  25. thứ ba vào dung dịch, các kết tủa lần lượt tạo thành. Hiện tượng đó được gọi là sự kết tủa phân đoạn, có ý nghĩa quan trọng trong hóa phân tích. - Ví dụ: Nếu thêm dung dịch AgNO3 vào dung dịch chứa hai muối clorua Cl và - + - iođua I , khi có đủ Ag thì đầu tiên trên AgI kết tủa, kết tủa này có tích số tan TAgI = 10 16 , khi AgI kết tủa hoàn toàn thì AgCl bắt đầu kết tủa, kết tủa này có tích số tan TAgCl = 10-10 . Đây chính là hiện tượng kết tủa phân đoạn. Ta có thể giải thích hiện tượng đó như sau: Khi cả hai muối AgCl và AgI cùng kết tủa trong dung dịch thì ta có: 16 Ag .Cl  TAgCl 10 (1) 10 Ag .I  TAgI 10 (2) Chia cả hai về của (1), (2) cho nhau ta có: Cl/I  10 10 /10 16 106 Có nghĩa là khi ion Cl- còn lại trong dung dịch tham gia tạo kết tủa AgCl thì nồng độ ion I- trong dung dịch chỉ còn bằng một phần triệu nồng độ của ion Cl-. Như thế khi AgCl bắt đầu kết tủa thì iođua thực tế đã kết tủa hoàn toàn. 2.3. Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường ĐHSP và ở trường phổ thông 2.3.1. Tác dụng chủ đạo lý thuyết cân bằng ion trong giảng dạy hóa học phân tích ở trường ĐHSP Phát triển tư duy cho sinh viên, phát triển kĩ năng, kĩ xảo cho sinh viên trong việc tính toán và pha chế hóa chất. Giúp sinh viên giải thích được một số hiện tượng hóa học. 2.3.2. Vị trí của phản ứng ion trong giảng dạy ở trường phổ thông Vị trí chương cân bằng ion trong dung dịch trãi đều từ chương trình lớp 8 đến lớp 12 và tập trung nhiều nhất ở chương 1: ( Sự điện li ) của lớp 11. Đây là chương làm nền tảng để học sinh đi vận dụng giải quyết một số vấn đề khi học đến các bài về chất sau này. Qua chương này học sinh nắm được khái niệm về sự điện li, chất điện li mạnh, chất điện li yếu, cân bằng điện li, định nghĩa được axit, bazơ, hiđroxit lưỡng tính và muối theo Bronsted. Biết được tích số ion của nước, ý nghĩa tích số ion của nước, khái niệm pH, chất chỉ thị màu. Biết được bản chất của phản ứng xảy ra trong dung dịch các chất điện li là phản ứng giữa các ion, điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion. Học sinh phải hình thành được một số kĩ năng nhất định như: Phân biệt được chất 25
  26. điện li mạnh, chất điện li yếu, chất không điện li, viết được phương trình điện li, nhận biết được một số ion có tính axit, bazơ, trung tính, lưỡng tính theo Bronsted; Tính được nồng độ của các ion trong dung dịch, tính pH, biết được kết quả phản ứng trao đổi ion trong dung dịch, giải được và nhanh một số bài tập liên quan. 2.4. Vận dụng lý thuyết cân bằng ion vào việc giảng dạy hóa học phổ thông 2.4.1. Dự đoán, bản chất phản ứng trong dung dịch chất điện li Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi trong dung dịch chất điện li: - Phản ứng tạo thành chất kết tủa - Phản ứng tạo thành chất điện li yếu - Phản ứng tạo thành chất khí Bản chất phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là các ion kết hợp với nhau tạo thành kết tủa, khí, chất điện li yếu nhằm mục đích giảm nồng độ các ion trong dung dịch. 2.4.2. Một số vấn đề lí thuyết và bài tập quan trọng học sinh phổ thông cần nắm vững trong chương này. VẤN ĐỀ 1: BẢN CHẤT PHẢN ỨNG TRONG DUNG DỊCH Bản chất phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là các ion kết hợp với nhau tạo thành chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu nhằm mục đích giảm nồng độ các ion trong dung dịch. Một số bài tập vận dụng: Câu 1: Viết phương trình phân tử và ion rút gọn : a/ NaHCO3 + Ba(OH)2 dư b/ NaHCO3dư + Ba(OH)2 c/ NaHCO3 + BaCl2 d/ NaHSO4 + Ba(OH)2 e/ NaHSO4 + BaCl2 f/ NaHSO4 + NaHCO3 g/ Cu + HNO3 loãng h/ Dd Fe2(SO4)3 + NH3 i/ HNO3 + Ba(OH)2 k/ H3PO4 + NaOH l/ Fe2O3 + HNO3 26
  27. m/ K2CO3 + Ca(NO3)2 n/ Na2HPO4 + NaOH o/ Ca(H2PO4)2 + Ca(OH)2 (tỉ lệ 1:1) p/ Ca(H2PO4)2 + Ca(OH)2 (tỉ lệ 1:2) q/ BaCl2 + NaH2PO4 Câu 2: Hoàn thành các phản ứng sau đây dưới dạng phương trình phân tử: 2+ 2– a/ Ba + CO3 BaCO3 3+ – b/ Fe + 3OH Fe(OH)3 + – c/ NH4 + OH NH3 + H2O 2– + d/ S + 2H H2S 3– + e/ PO4 + 3H H3PO4 + – f/ H3O + OH 2H2O Câu 3: Viết các phương trình hóa học có thể xảy ra khi cho: + 2– + + + – a/ dung dịch chứa: NH4 , CO3 , Na vào dung dịch chứa: Na , K , OH + 2+ – + – 2– b/ dung dịch chứa: Na , Ba , OH vào dung dịch chứa: H , Cl , SO4 + + 2– 2+ + – c/ dung dịch chứa: NH4 , H , SO4 vào dung dịch chứa: Ba , Na , OH 2+ 2+ – + + – d/ dung dịch chứa: Ba , Ca , HCO3 vào dung dịch chứa: Na , K , OH Câu 4: Trong dung dịch có thể tồn tại đồng thời các ion sau đây được không ? Giải thích. a) Na+, Cu2+, Cl và OH . + 2 2 b) K , Ba , Cl và SO4 . + 2+ 2 c) K , Fe , Cl và SO4 . + + + d) HCO3 , H (H3O ), Na và Cl . Câu 5: Có 3 ống nghiệm đựng các dung dịch loãng, mỗi ống nghiệm chứa 2 anion và 2 cation (không trùng lặp giữa các ống nghiệm). Hãy xác định các cation và anion trong + + 2+ 2+ 3+ – từng ống nghiệm, biết chúng gồm các ion sau : NH4 ; Na ; Ag ; Ba ; Mg ; Al ; Cl ; – 2 3 2 Br ; NO3 ; SO4 ; PO4 ; CO3 . Câu 6: Kết quả xác định nồng độ mol của các ion trong một dung dịch như sau : Na+ : 2+ 0,05M ; Ca : 0,01M ; NO3 : 0,01M ; Cl : 0,04M và HCO3 : 0,025M. Hỏi kết quả đó đúng hay sai, tại sao? 27
  28. Câu 7: Cho 2 dung dịch A và B, mỗi dung dịch chỉ chứa 2 loại cation và 2 loại anion trong số các ion sau: + 2+ + + K (0,15 mol), Mg (0,1 mol), NH4 (0,25 mol), H (0,2 mol) – 2– – 2– Cl (0,1 mol), SO4 (0,075 mol), NO3 (0,25 mol), CO3 (0,15 mol) Hãy lập luận để xác định các ion có trong mỗi dung dịch. Câu 8: Một dung dịch có chứa 2 loại cation là Fe2+ (0,1 mol) và Al3+ (0,2 mol) cùng 2 – 2– loại anion là Cl (x mol) và SO4 (y mol). Tính x và y biết rằng khi cô cạn dung dịch thu được 46,9 gam chất rắn khan. Câu 9: Nêu hiện tượng, giải thích 3 thí nghiệm sau: TN1: Cho Cu vào dung dịch HCl TN2: Cho Cu vào dung dịch NaNO3 TN3: Cho Cu vào dung dịch hỗn hợp HCl, NaNO3 Câu 10: Thực hiện hai thí nghiệm: - Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80ml dung dịch HNO3 1M thoát ra V1 lít NO. - Cho 3,84 gam Cu phản ứng với 80 ml dung dịch HNO3 1M và H2SO4 0,5M thoát ra V2 lít NO. Biết NO là sản phẩm khử duy nhất, các thể tích khí đo ở dùng điều kiện. Tính V1 và V2. Câu 11: Cho Cu và dung dịch H2SO4 loãng tác dụng với chất X (một loại phân bón hóa học), thấy thoát ra khí không màu hóa nâu trong không khí. Mặt khác, khi X tác dụng với dung dịch NaOH thì có khí mùi khai thoát ra, chất X đốt trên ngọn lửa có màu vàng. Xác định X Câu 12: Thêm m gam kali vào 300ml dung dịch chứa Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M thu được dung dịch X. Cho từ từ dung dịch X vào 200ml dung dịch Al2(SO4)3 0,1M thu được kết tủa Y. Để thu được lượng kết tủa Y lớn nhất thì giá trị của m là bao nhiêu 3+ 2+ - - Câu 13: Cho dung dịch X chứa 0,1 mol Al , 0,2 mol Mg , 0,2 mol NO3 , x mol Cl , y mol Cu2+ - Nếu cho dung dịch X tác dụng với dung dịch AgNO3 dư thì thu được 86,1 gam kết tủa - Nếu cho 850 ml dung dịch NaOH 1M vào dung dịch X tính khối lượng kết tủa thu được Câu 14: Nung m gam hỗn hợp X gồm 2 muối cacbonat trung tính của 2 kim loại N và M đều có hóa trị 2. Sau một thời gian thu được 3,36 lít CO2 (điều kiện tiêu chuẩn) và 28
  29. còn lại hỗn hợp rắn Y. Cho Y tác dụng hết với dung dịch HCl dư thu thêm được 3,36 lít CO2 (điều kiện tiêu chuẩn). Phần dung dịch đem cô cạn thu được 32,5 gam muối khan. Khối lượng m của hỗn hợp X ban đầu là: A. 22,9 g B. 29,2 g C. 35,8 g D. 38,5 g Câu 15: Một dung dịch X không màu chứa duy nhất một hợp chất ion. Xác định tên hợp chất, biết rằng khi cho dung dịch NaOH loãng vào X xuất hiện kết tủa, kết tủa này tan trong NaOH dư. Thêm bạc axetat vào X tạo kết tủa trắng. A. Chì sunfat B. Đồng sunfat C. Bari nitrat D. Nhôm clorua Câu 15: Cho dung dịch chứa 0,1 mol (NH4)2CO3 tác dụng với dung dịch chứa 34,2 gam Ba(OH)2. Sau phản ứng thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là A. 39,4. B. 19,7. C. 15,5. D. 17,1. 3+ 2- + - Câu 16: Dung dịch X chứa các ion: Fe , SO4 , NH4 , Cl . Chia dung dịch X thành hai phần bằng nhau: - Phần một tác dụng với lượng dư dung dịch NaOH, đun nóng thu được 0,672 lít khí (ở đktc) và 1,07 gam kết tủa; - Phần hai tác dụng với lượng dư dung dịch BaCl2, thu được 4,66 gam kết tủa. Tổng khối lượng các muối khan thu được khi cô cạn dung dịch X là (quá trình cô cạn chỉ có nước bay hơi) A. 3,73 gam. B. 7,04 gam. C. 7,46 gam. D. 3,52 gam. Câu 17: Cho dãy các chất: NH4Cl, (NH4)2SO4, NaCl, MgCl2, FeCl2, AlCl3. Số chất trong dãy tác dụng với lượng dư dung dịch Ba(OH)2 tạo thành kết tủa là A. 1. B. 3. C. 5. D. 4. Câu 18: Hai chất được dùng để làm mềm nước cứng vĩnh cửu là A. NaCl và Ca(OH)2. B. Na2CO3 và Na3PO4. C. Na2CO3 và Ca(OH)2. D. Na2CO3 và HCl. Câu 19: Hoà tan m gam hỗn hợp gồm Al, Fe vào dung dịch H2SO4 loãng (dư). Sau khi các phản ứng xảy ra hoàn toàn, thu được dung dịch X. Cho dung dịch Ba(OH)2 (dư) vào dung dịch X, thu được kết tủa Y. Nung Y trong không khí đến khối lượng không đổi, thu được chất rắn Z là A. hỗn hợp gồm BaSO4 và FeO. B. hỗn hợp gồm Al2O3 và Fe2O3. C. hỗn hợp gồm BaSO4 và Fe2O3. D. Fe2O3. Câu 20: Cho dung dịch chứa 0,1 mol (NH4)2CO3 tác dụng với dung dịch chứa 34,2 29
  30. gam Ba(OH)2. Sau phản ứng thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là A. 39,4. B. 19,7. C. 15,5. D. 17,1. Câu 21: Một dung dịch chứa a mol NaHCO3 và b mol Na2CO3. Khi thêm (a+b) mol CaCl2 hoặc (a+b) mol Ca(OH)2 vào dung dịch đó thì lượng kết tủa thu được trong hai trường hợp có bằng nhau không ? A. Lượng kết tủa trong hai trường hợp có bằng nhau. B. Lượng kết tủa trong trường hợp 2 gấp đôi với trường hợp 1. C. Trường hợp 1 có b mol kết tủa, trường hợp 2 có (a+b) mol kết tủa. D. Trường hợp 1 có a mol kết tủa, trường hợp 2 có (a+b) mol kết tủa. 2+ 2+ Câu 22:Thêm x ml dung dịch Na2CO3 0,1M vào dung dịch chứa hỗn hợp: Mg , Ba , 2+ – – Ca , 0,01 mol HCO3 , 0,02 mol NO3 thì thu được lượng kết tủa lớn nhất. Giá trị của x là A. 300 B. 400 C. 250 D. 150 VẤN ĐỀ 2: AXIT - BAZƠ – LƯỠNG TÍNH + + 2– Câu 1: a. Theo định nghĩa về axit-bazơ của BRONSTED các ion: Na , NH4 , CO3 , – – + – – 2– – CH3COO , HSO4 , K , Cl , H2PO4 , HPO4 , HCO3 , là axít, bazơ, lưỡng tính hay trung tính? Tại sao? b. Xác định khoảng pH của các dung dịch: Na2CO3, KCl, CH3COONa, NH4Cl, NaHSO4. Giải thích? Câu 2: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch NaOH 1M vào dung dịch chứa 0,5 mol AlCl3 để được 31,2 gam kết tủa. Giải n 3. n 3.0,4 V 1,2 l OH  n 4. n n 2 0,4 1,6 mol V 1,6 l OH Al3  Câu 3: Cần cho một thể tích dung dịch NaOH 1M lớn nhất là bao nhiêu vào dung dịch chứa đồng thời 0,6 mol AlCl3 và 0,2 mol HCl để xuất hiện 39 gam kết tủa. Giải Lưu ý rằng trường hợp này cần thêm một lượng NaOH để trung hoà HCl. Mặt khác, để tính thể tích dung dịch NaOH lớn nhất nên chỉ cần xét giá trị n =4.n -n OH- (max) Al 3+  nOH- =nHCl +(4.n Al 3+ -n ) 0, 2 (2, 4 0,5) 2,1 mol V=2,1 lit 30
  31. Câu 4: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch HCl 1M vào dung dịch chứa 0,7mol Na[Al(OH)4] để thu được 39 gam kết tủa? Giải n n 0, 5 mol V 0, 5 lit H  n 4. n 3. n 1, 3 mol V 1, 3 lit H[()] Al OH 4 Câu 5: Thể tích dung dịch HCl 1M cực đại cần vào dung dịch chứa đồng thời 0,1mol NaOH và 0,3 mol Na[Al(OH)4] là bao nhiêu để xuất hiện 15,6 gam kết tủa? Giải n n (4. n 3.)0,7 n mol V 0,7 lit H NaOH[()] Al OH 4  Câu 6: Hấp thụ hết 7,84 lít CO2 (đkc) vào 300 ml dung dịch Ba(OH)2 1M. Tính khối lượng kết tủa thu được. Giải n 0, 35 m ol  CO2  n 0,6 0,35 0,25 m ol n 0, 3 m ol  Ba() OH 2  m↓ = 197.0,25 = 49,25 gam Lưu ý: Ở đây n 0,25 mol n 0,35 mol , nên kết tủa trên phù hợp. Ta cần phải kiểm  CO2 tra lại vì nếu Ba(OH) dùng dư thì khi đó n n mà không phụ thuộc vào n . Tóm 2  CO2 OH lại, khi sử dụng công thức trên, cần nhớ điều kiện ràng buộc giữa n và n là n n .  CO2  CO2 Câu 7: Hấp thụ hết 6,72 lít CO2 (đkc) vào 300 ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,1 M và Ba(OH)2 0,6 M. Tính khối lượng kết tủa thu được. nCO 0,3 mol  2 nNaOH 0,03 mol n2 0,390,3 0,09 mol CO3 n 0,18 mol Ba() OH 2  Mà nBa2 0,18 mol nên n↓= 0,09mol. Vậy m↓ = 0,09.197 = 17,73gam. Lưu ý: Tương tự như công thức ở trên, trong truờng hợp này cũng có điều kiện ràng buộc giữa n 2 và nCO là n2 nCO . CO3 2 CO3 2 Câu 8: Hấp thụ hết V lít CO2 (đkc) vào 300ml dung dịch Ba(OH)2 1M được 19,7g kết tủa. Tìm V Giải 31
  32. n n 0,1 mol V 2,24 l CO2  n n n 0,6 0,1 0,5 mol V 11,2 l CO2 OH  Câu 9: Cần cho một thể tích dung dịch NaOH 1M lớn nhất là bao nhiêu vào dung dịch chứa đồng thời 0,6 mol AlCl3 và 0,2 mol HCl để xuất hiện 39gam kết tủa. Câu 10: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch NaOH 1M vào dung dịch chứa 0,5 mol AlCl3 để được 31,2 gam kết tủa. Giải n 3. n 3.0,4 V 1,2 l OH  n 4. n n 2 0,4 1,6 mol V 1,6 l OH Al3  Câu 11: Lưu ý rằng trường hợp này cần thêm một lượng NaOH để trung hoà HCl. Mặt khác, để tính thể tích dung dịch NaOH lớn nhất nên chỉ cần xét giá trị n =4.n -n OH- (max) Al 3+  n =n +(4.n -n) 0,2 (2,4 0,5) 2,1mol OH- (can)HCl Al 3+  V=2,1lit Câu 12: Cần cho bao nhiêu lít dung dịch NaOH 1M vào dung dịch chứa 0,5 mol AlCl3 để được 31,2 gam kết tủa. Giải n 3. n 3.0, 4 V 1, 2 l OH  n 4. n3 n 20,41,6 mol V 1,6 l OH Al  Câu 13: Dãy gồm các chất vừa tan trong dung dịch HCl, vừa tan trong dung dịch NaOH là: A. NaHCO3, ZnO, Mg(OH)2. B. NaHCO3, MgO, Ca(HCO3)2. C. Mg(OH)2, Al2O3, Ca(HCO3)2. D. NaHCO3, Ca(HCO3)2, Al2O3 Câu 14: Phát biểu không đúng là: A. Các hợp chất CrO, Cr(OH)2 tác dụng được với dung dịch HCl còn CrO3 tác dụng được với dung dịch NaOH. B. Các hợp chất Cr2O3, Cr(OH)3, CrO, Cr(OH)2 đều có tính chất lưỡng tính. C. Hợp chất Cr(II) có tính khử đặc trưng còn hợp chất Cr(VI) có tính oxi hoá mạnh. D. Thêm dung dịch kiềm vào muối đicromat, muối này chuyển thành muối cromat. Câu 15: Dãy chất và ion nào sau đây có tính chất trung tính ? - + - + + A. Cl , Na , Ca(NO3)2 B. Cl , Na , NH4 32
  33. + - C. NH4 , Cl , H2O D. ZnO, Al2O3 , Ca(NO3)2 Câu 16: Phát biểu đúng là : A.Dung dịch HCl 10-8M ở 250C có pH < 7 B. Dung dịch muối trung hòa luôn có PH = 7,0 C.Dung dịch muối axit luôn có pH < 7,0 D. Nước nguyên chất luôn có pH = 7,0 Câu 17: Thêm m gam K vào 300 ml dung dịch chứa Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M thu được dung dịch X . Cho từ từ 200 ml dung dịch Al2(SO4)3 0,1M thu được kết tủa Y . Để thu đuợc lượng kết tủa Y lớn nhất thì giá trị của m là . A.1,17 B.1,71 C.1,95 D.1,59 Câu 18: Thêm 240 ml dung dịch NaOH vào cốc đựng 100 ml dung dịch AlCl3 nồng độ a mol , khuấy đều tới phản ứng hoàn toàn thấy trong cốc có 0,08 mol kết tủa . Thêm vào cốc 100 ml dung dịch NaOH 1M khuấy đều thấy phản ứng xảy ra hoàn toàn thu được 0,06 mol kết tủa . Tính nồng độ a A.2M B.1,5M C.1M D.1,5M Câu 19: Cho 1,62g nhôm vào 200ml dung dịch HCl 1M sau phản ứng được dung dịch X. Hòa tan hết 8,97g kim loại kiềm M vào dung dịch X thấy tạo thành 2,34g kết tủa. Kim loại kiềm M là: A. K B. Li C. Na D. Rb Câu 20: Hấp thụ hoàn toàn 3,584 lít CO2(đktc) vào 2 lít dung dịch Ca(OH)2 0,05M thu kết tủa X và dung dịch Y . Khi đó khối lượng của dung dịch Y so với khối lượng của dung dịch Ca(OH)2 sẽ A. Tăng 3,04 gam B. Tăng 7,04 gam C. Giảm 4 gam D. Giảm 3,04 gam Câu 21: Hấp thụ 4,48 lít CO2 (đkc) vào 0,5 lít NaOH 0,4M và KOH 0,2M. Sau phản ứng được dung dịch X. Lấy ½ dung dịch X tác dụng với Ba(OH)2 dư tạo m gam kết tủa m và tổng khối lượng muối khan sau khi cô cạn X lần lượt là: A. 19,7 và 20,6 g B. 19,7 và 13,6 g C. 39,4 và 20,6 g D. 14,775 và 17,55 g Câu 22: Lên men m gam glucozơ với hiệu suất 90%, lượng khí CO2 sinh ra hấp thụ hết vào dung dịch nước vôi trong, thu được 10 gam kết tủa. Khối lượng dung dịch sau phản ứng giảm 3,4 gam so với khối lượng dung dịch nước vôi trong ban đầu. Giá trị của m là A. 15,0. B. 13,5. C. 30,0. D. 20,0. 33
  34. Câu 23: Cho x hoặc y mol CO2 ( y>x ) hấp thụ vào dung dịch có z mol Ba(OH)2 thấy lượng kết tủa sinh ra đều như nhau. Quan hệ x, y ,z là : A. x + y = 2z B. x + y = z C. y – x = z D. 2y – x = z Câu 24: Hoà tan hoàn toàn m gam hỗn hợp X gồm Na2O và Al2O3 vào H2O thu được 200 ml dung dịch Y chỉ chứa chất tan duy nhất có nồng độ 0,5M. Thổi khí CO2 (dư) vào Y thu được a gam kết tủa. Giá trị của m và a lần lượt là A. 8,3 và 7,2. B. 8,2 và 7,8. C. 13,3 và 3,9. D. 11,3 và 7,8. Câu 25: Hấp thụ hoàn toàn 8,96 lít CO2 (đktc) vào 200 ml dung dịch hổn hợp KOH 2M và Ca(OH)2 0,5M thu được dung dịch X. Dung dịch X chứa chất tan là A. K2CO3 B. Ca(HCO3)2 C. KHCO3 và K2CO3 D. KHCO3 và Ca(HCO3)2 Câu 26: Hoà tan hoàn toàn 47,4 gam phèn chua KAl(SO4)2.12H2O vào nước, thu được dung dịch X. Cho toàn bộ X tác dụng với 200 ml dung dịch Ba(OH)2 1M, sau phản ứng thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là A. 62,2. B. 7,8. C. 46,6. D. 54,4. Câu 27: Nhỏ từ từ 0,25 lít dung dịch NaOH 1,04M vào dung dịch gồm 0,024 mol FeCl3; 0,016 mol Al2(SO4)3 và 0,04 mol H2SO4 thu được m gam kết tủa. Giá trị của m là A. 1,560. B. 2,568. C. 5,064. D. 4,128. 2+ 3+ 2– Câu 28: Một dung dịch Y chứa các ion Zn , Fe ,và SO4 . Biết rằng dùng hết 350ml dung dịch NaOH 2M thì làm kết tủa hết ion Zn2+ và Fe3+ trong 100mL dung dịch Y. Nếu đổ tiếp 200 mL dung dịch NaOH trên vào thì một chất kết tủa tan hết, còn lại một chất kết tủa màu đỏ nâu. Tính nồng độ mol mỗi muối trong dung dịch Y Câu 29: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4. Trung hoà vừa hết 1 lít dung dịch A cần 400 ml dung dịch NaOH 0,5M. Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,9 gam muối khan. a) Tính nồng độ mol của các axit có trong dung dịch A. b) Tính pH của dung dịch A. Câu 30: Cho Vml dung dịch NaOH 0,5 M vào 400ml dung dịch AlCl3 0,2M. Sau khi phản ứng kết thúc thu được 3,9 gam kết tủa. Tính V 34
  35. Câu 31: Hoµ tan hÕt 0,81 gam bét nh«m vµo 550 mL dung dÞch HCl 0,2M thu ®­îc dung dÞch A. TÝnh thÓ tÝch dung dÞch NaOH 0,5 M cÇn thªm vµo dung dÞch A ®Ó thu ®­îc 0,78 gam kÕt tña. Câu 32: Mét hçn hîp A gåm Ba vµ Al. Cho m gam A t¸c dông víi H2O d­, thu ®­îc 1,344 lÝt khÝ, dung dÞch B vµ phÇn kh«ng tan C. Cho 2m gam A t¸c dông víi dung dÞch Ba(OH)2 d­ thu ®­îc 20,832 lÝt khÝ. 1. TÝnh khèi l­îng cña tõng kim lo¹i trong m gam A. 2. Cho 50 mL dung dÞch HCl vµo dung dÞch B. Sau khi ph¶n øng xong, thu ®­îc 0,78 gam kÕt tña. X¸c ®Þnh nång ®é mol/L cña dung dÞch HCl. Câu 33: Trộn 250ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,08M và H2SO4 0,01M với 250ml dung dịch Ba(OH)2 nồng độ x M thu được m gam kết tủa và 500ml dung dịch có pH = 12. Hãy tính m và x. VẤN ĐỀ 3: TÍNH pH CỦA DUNG DỊCH - CHẤT ĐIỆN LY YẾU Một số công thức, chú ý hay gặp V 2 10 pHl pH n 10dC % CM V1 M Trong đó: V1, V2 là thể tích dung dịch trước và sau khi pha loãng pHl, pHn là pH lớn và pH nhỏ + Ka Axit yếu: [H ] = Coα C0 + [H ] = Co K a + - Ka.Kb = [H3O ].[OH ] = KH2O Giá trị pH của dung dịch đệm được tính theo công thức C A H  K a . hay pH = pKa – lg(CA/CB) C B Câu 1: Cho các dung dịch có cùng nồng độ: Na2CO3 (1), H2SO4 (2), HCl (3), KNO3 (4). Giá trị pH của các dung dịch được sắp xếp theo chiều tăng từ trái sang phải là: A. (2), (3), (4), (1). B. (3), (2), (4), (1). C. (1), (2), (3), (4). D. (4), (1), (2), (3). Câu 2: Dung dịch HCl và dung dịch CH3COOH có cùng nồng độ mol/l, pH của hai dung dịch tương ứng là x và y. Quan hệ giữa x và y là (giả thiết, cứ 100 phân tử CH3COOH thì có 1 phân tử điện li) 35
  36. A. y = x - 2. B. y = 2x. C. y = 100x. D. y = x + 2. Câu 3: Cho m gam hỗn hợp Mg, Al vào 250 ml dung dịch X chứa hỗn hợp axit HCl 1M và axit H2SO4 0,5M, thu được 5,32 lít H2 (ở đktc) và dung dịch Y (coi thể tích dung dịch không đổi). Dung dịch Y có pH là A. 7. B. 1. C. 2. D. 6. Câu 4: Trộn 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm H2SO4 0,05M và HCl 0,1M với 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,1M, thu được dung dịch X. Dung dịch X có pH là A. 13,0. B. 1,2 . C. 1,0. D. 12,8. Câu 5: Trộn lẫn V ml dung dịch NaOH 0,01M với V ml dung dịch HCl 0,03 M được 2V ml dung dịch Y. Dung dịch Y có pH là A. 4. B. 3. C. 2. D. 1. Câu 6: Trộn V1 ml dung dịch gồm NaOH 0,1M , và Ba(OH)2 0,2 M với V2 ml gồm H2SO4 0,1 M và HCl 0,2 . M thu đựoc dung dịch X có giá trị PH = 13 . Tính tỉ số V1 : V2 A.4/5 B.5/4 C.3/4 D.4/3 Câu 7: Cho m gam hỗn hợp Mg, Al vào 250 ml dung dịch X chứa hỗn hợp axit HCl 1M và axit H2SO4 0,5M, thu được 5,32 lít H2 (ở đktc) và dung dịch Y (coi thể tích dung dịch không đổi). Dung dịch Y có pH là A. 1. B. 6. C. 7. D. 2. Câu 8: Trộn 100 ml dung dịch (gồm Ba(OH)2 0,1M và NaOH 0,1M) với 400 ml dung dịch (gồm H2SO4 0,0375M và HCl 0,0125M), thu được dung dịch X. Giá trị pH của dung dịch X là A. 7. B. 2. C. 1. D. 6. Câu 9: Cho các dung dịch có cùng nồng độ: Na2CO3 (1), H2SO4 (2), HCl (3), KNO3 (4). Giá trị pH của các dung dịch được sắp xếp theo chiều tăng từ trái sang phải là: A. (3), (2), (4), (1). B. (4), (1), (2), (3). C. (1), (2), (3), (4). D. (2), (3), (4), (1). Câu 10: Trộn 100 ml dung dịch có pH = 1 gồm HCl và HNO3 với 100 ml dung dịch NaOH nồng độ a (mol/l) thu được 200 ml dung dịch có pH = 12. Giá trị của a là A. 0,15. B. 0,30. C. 0,03. D. 0,12. 36
  37. Câu 11: Trộn 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm H2SO4 0,05M và HCl 0,1M với 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,1M, thu được dung dịch X. Dung dịch X có pH là A. 13,0. B. 1,2. C. 1,0. D. 12,8. Câu 12: Trộn dung dịch X chứa NaOH 0,1M; Ba(OH)2 0,2M với dung dịch Y (HCl 0,2M; H2SO4 0,1M) theo tỉ lệ nào về thể tích để dung dịch thu được có pH=13: A. VX:VY=5:4 B. VX:VY=5:3 C.VX:VY=4:5 D. Đáp án khác Câu 13: X là dung dịch HCl 0,4M. Y là dung dịch H2SO4 0,1M. Trộn X và Y theo thể tích 2:1, pH thu được là A. 0,48 B. 0,58 C. 0,65 D. 0,56 Câu 14: Tính pH của dung dịch HCOOH 0,092% có khối lượng riêng d =1gam/ml và có độ điện li =5%. A. 6 B. 4 C. 5 D. Đáp án khác Câu 15: 50ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,18M và H2SO4 0,08M với 150ml dung dịch hỗn hợp NaOH 0,05 M và Ba(OH)2 0,04M. Tính pH Câu 16: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4. Trung hoà vừa hết 1 lít dung dịch A cần 400 ml dung dịch NaOH 0,5M. Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,9 gam muối khan. a) Tính nồng độ mol của các axit có trong dung dịch A. b) Tính pH của dung dịch A. Câu 17: Pha loãng 10 ml dung dịch HCl vào nước thành 250 ml, dung dịch thu được có pH = 3. Hãy tính nồng độ của HCl trước khi pha loãng và pH của dung dịch đó. Câu 18: Cho V1 ml dung dịch NaOH có pH = 13. Pha loãng dung dịch này bằng nước cất để thu được V2 ml dung dịch NaOH có pH=10. Thể tích V2 sẽ lớn hơn thể tích V1 bao nhiêu lần ? Câu 19: TÝnh ®é ®iÖn li α cña axit focmic HCOOH. NÕu dung dÞch HCOOH 0,46% (d = 1g/ml) cña axit ®ã cã pH = 3 Câu 20: Trộn 300 ml dung dịch NaOH 0,1 mol/lit và Ba(OH)2 0,025 mol/l với 200 ml dung dịch H2SO4 nồng độ x mol /lit Thu được m gam kết tủa và 500 ml dung dịch có PH = 2 . Hãy tính m và x . Coi H2SO4 điện li hoàn toàn cả hai nấc Câu 21: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn: a. 200 ml dung dịch H2SO4 0,05M với 300 ml dung dịch NaOH 0,06M. 37
  38. b. 2,75 lít dung dịch Ba(OH)2 có pH = 13 với 2,25 lít dung dịch HCl có pH = 1. c. những thể tích bằng nhau của dung dịch HNO3 0,02M và dung dịch NaOH 0,01M. d. 50ml dung dịch hỗn hợp HCl 0,18M và H2SO4 0,08M với 150ml dung dịch hỗn hợp NaOH 0,05 M và Ba(OH)2 0,04M. Câu 22: Trong hai dung dịch ở các ví dụ sau đây, dung dịch nào có pH lớn hơn? Giải thích vắn tắt cho từng trường hợp. a. Dung dịch 0,1M của một axit có K = 1.10–4 và dung dịch 0,1 M của một axit có K = 4.10–5 b. Dung dịch HCl 0,1M và dung dịch HCl 0,01M c. Dung dịch CH3COOH 0,1M và dung dịch HCl 0,1M Câu 23: Tính pH các dung dịch sau: –5 –5 a. CH3COOH 0,1M (Ka= 1,75.10 ). b. NH3 0,1M (Kb = 1,8.10 ). Câu 24: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm CH3COOH 1M, CH3COONa 1M biết Ka = 1,75.10–5. Cho thêm 0,1 mol HCl vào dung dịch trên thì pH thay đổi thế nào –5 Câu 25: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm NH4Cl 1M, NH3 1M biết Kb = 1,8.10 . Cho thêm 0,1 mol HCl vào dung dịch trên thì pH thay đổi thế nào Câu 26: Cho dung dÞch CH3COOH cã pH = 4, biÕt ®é ®iÖn li α = 1%. X¸c ®Þnh nång ®é mol /lÝt cña dung dÞch axit nµy Câu 27: Trén 250 ml dung dÞch hçn hîp gåm HCl 0,08 M vµ H2SO4 0,01M víi 250 ml dung dÞch NaOH amol/lÝt thu ®­îc 500ml dung dÞch cã pH = 12. TÝnh a Câu 28: Trén 3 dung dÞch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M víi nh÷ng thÓ tich b»ng nhau ®­îc dung dÞch A. LÊy 300 ml dung dÞch A cho t¸c dông víi mét dung dÞch B gåm NaOH 0,2M vµ KOH 0,29M. TÝnh thÓ tÝch dung dÞch B cÇn dïng ®Ó sau khi t¸c dông víi 300ml dung dÞch A ®­îc dung dÞch cã pH = 2. Câu 29: Cho 40 ml dung dÞch HCl 0,75M vµo 160 ml dung dÞch chøa ®ång thêi Ba(OH)2 0,08M vµ KOH 0,04M. TÝnh pH cña dung dÞch thu ®­îc. Câu 30: Cho dung dÞch NaOH cã pH = 13 (dung dÞch A). a. CÇn pha lo·ng dung dÞch A bao nhiªu lÇn ®Ó thu ®­îc dung dÞch B cã pH = 12? b. Cho 2,14 gam NH4Cl vµo mét cèc chøa300 ml dung dÞch B. §un s«i sau ®ã ®Ó nguéi råi thªm mét Ýt quú tÝm vµo cèc. Quú tÝm cã mÇu g×? t¹i sao? Câu 31: A lµ dung dÞch H2SO4 0,5M. B lµ dung dÞch NaOH 0,6M. CÇn trén VA vµ VB theo tØ lÖ nµo ®Ó ®­îc dung dÞch cã pH = 1 vµ dung dÞch cã pH = 13 (gi¶ thiÕt c¸c chÊt ph©n ly hoµn toµn ). 38
  39. Câu 32: Pha lo·ng 200 ml dung dÞch Ba(OH)2 víi 1,3 lÝt H2O thu ®­îc dung dÞch cã pH = 12. TÝnh nång ®é mol/l cña dung dÞch Ba(OH)2 ban ®Çu, biÕt r»ng Ba(OH)2 ph©n li hoµn toµn Câu 33: TÝnh ®é ®iÖn li α cña axit focmic HCOOH trong dung dÞch HCOOH 0,007M cã pH = 3 Câu 34: Cho hai dung dÞch H2SO4 cã pH = 1 vµ pH = 2. thªm 100 ml dung dÞch KOH 0,1M vµo 100 ml mçi dung dÞch trªn. TÝnh nång ®é mol / lÝt cña dung dÞch thu ®­îc? Câu 35: Trén 3 dung dÞch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M víi nh÷ng thÓ tich b»ng nhau ®­îc dung dÞch A. LÊy 300 ml dung dÞch A cho t¸c dông víi mét dung dÞch B gåm NaOH 0,2M vµ KOH 0,29M. TÝnh thÓ tÝch dung dÞch B cÇn dïng ®Ó sau khi t¸c dông víi 300ml dung dÞch A ®­îc dung dÞch cã pH = 2. Câu 36: Cho dung dÞch A gåm HCl vµ H2SO4. Trung hoµ 2 lÝt dd A cÇn 400ml dung dÞch NaOH 0,5M . C« c¹n dung dÞch t¹o thµnh th× thu ®­îc 12,95 gam muèi khan. TÝnh pH cña dung dÞch A? Câu 37: Nung 6,58 gam Cu(NO3)2 trong b×nh kÝn, sau mét thêi gian thu ®­îc 4,96 gam chÊt r¾n vµ hçn hîp khÝ X. HÊp thô hoµn toµn hçn hîp X vµo n­íc, ®­îc 300 ml dung dÞch Y. viÕt ph­¬ng tr×nh ph¶n øng x¶y ra vµ tÝnh pH cña dung dÞch Y. Câu 38: Trén 3 dung dÞch H2SO4 0,1M; HNO3 0,2 M; HCl 0,3M víi nh÷ng thÓ tich b»ng nhau ®­îc dung dÞch A. LÊy 300 ml dung dÞch A cho t¸c dông víi mét dung dÞch B gåm NaOH 0,2M vµ KOH 0,29M. TÝnh thÓ tÝch dung dÞch B cÇn dïng ®Ó sau khi t¸c dông víi 300ml dung dÞch A ®­îc dung dÞch cã pH = 2 Câu 39: Cho dung dÞch NaOH cã pH = 13 (dung dÞch A). a. CÇn pha lo·ng dung dÞch A bao nhiªu lÇn ®Ó thu ®­îc dung dÞch B cã pH = 12? b. Cho 2,14 gam NH4Cl vµo mét cèc chøa 300 ml dung dÞch B. §un s«i sau ®ã ®Ó nguéi råi thªm mét Ýt quú tÝm vµo cèc. Quú tÝm cã mÇu g×? t¹i sao? 5 Câu 40: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm NH3 1M, NH4Cl 1M biết Kb = 1,8.10 . Cho thêm 0,1 mol HCl vào dung dịch trên thì pH thay đổi thế nào? 39
  40. CHƯƠNG 3 VAI TRÒ CỦA PHÂN TÍCH ĐỊNH TÍNH TRONG VIỆC GIẢNG DẠY HÓA HỌC Ở TRƯỜNG PHỔ THÔNG 3.1. Những nguyên lí cơ bản của phân tích định tính Hóa học phân tích định tính là một bộ phận của phân tích hóa học, bao gồm cơ sở lí thuyết và các phương pháp để xác định thành phần định tính của đối tượng phân tích. Nhiệm vụ của phân tích định tính là đề ra các phương pháp, xác định thành phần định tính của đối tượng phân tích tức là trả lời các câu hỏi đối tượng phân tích là chất gì hoặc gồm những nguyên tố hoặc nhóm nguyên tố, ion nào. Hiện nay chúng ta có các phương pháp phân tích bằng công cụ và các phương pháp phân tích hóa học. 3.1.1. Phản ứng phân tích Phản ứng phân tích là phản ứng giữa chất cần phân tích và thuốc thử nào đó dùng để xác định định tính chất đó. Yêu cầu đối với phản ứng phân tích định tính là phải có hiệu ứng nhất định như: tạo thành các sản phẩm đặc trưng có màu, mùi đặc biệt hay tạo các chất khí, chất kết tủa, đặc biệt là kết tủa có màu. 3+ - Ví dụ: Fe + 3SCN → Fe(SCN)3 đỏ máu 2+ - Pb + 2I → PbI2 vàng tươi là những phản ứng để nhận biết Fe3+, Pb2+. Các dung dịch chứa SCN -, I - gọi là thuốc thử phân tích. 3.1.2. Phân tích theo phương pháp khô và phương pháp ướt Có hai phương pháp để phân tích định tính gọi là phân tích theo phương pháp khô và phân tích theo phương pháp ướt. Phân tích theo phương pháp khô: Phương pháp phân tích khô thường tiến hành theo hai cách: phương pháp màu ngọn lửa và phương pháp tạo ngọc màu. Trong phương pháp màu ngọn lửa, chất phân tích thường ở dạng các muối dễ bay hơi như các muối clorua rồi được chuyển lên trên một vòng nhỏ làm bằng Platin Pt và đốt nó trên một ngọn lửa đèn khí không màu. Một số nguyên tố ở nhiệt độ cao tạo nên những ngọn lửa có màu đặc trưng giúp ta nhận ra nguyên tố đó, ví dụ: Na+ cho ngọn lửa màu vàng; K+ cho ngọn lửa màu tím. Trong phương pháp tạo ngọc màu, người ta trộn chất phân tích với những chất chảy thích hợp rồi đem nung ở nhiệt độ cao, khi đó một số kim loại tạo với chất chảy 40
  41. những ngọc màu đặc trưng, giúp ta nhận ra nguyên tố đó. Ví dụ: với chất chảy là Borax 3+ 2+ Na2B4O7, ion Cr cho ngọc màu tím, Co cho ngọc màu xanh. Các phương phương pháp phân tích khô đã có từ rất lâu, ngày nay ít được sử dụng vì không thể dùng để phân tích các đối tượng phức tạp hoặc phân tích vi lượng. Phân tích theo phương pháp ướt: Trong phương pháp này đối tượng phân tích được hoà tan trong các dung môi thích hợp như H2O, dung dịch axit hay bazơ để chuyển chất phân tích sang trạng thái dung dịch, khi này các nguyên tố cần nhận biết chủ yếu ở dưới dạng các ion. Để phân tích theo phương pháp ướt, yêu cầu của phản ứng phân tích là phải rất đặc trưng và rất chọn lọc, tuy nhiên số các phản ứng đặc trưng và chọn lọc là rất ít để phân tích một nguyên tố nào đó, vì vậy người ta phải sử dụng một hệ thống phân tích nhằm tách các ion tương tự như nhau, có một số tính chất giống nhau ra thành từng nhóm, sau đó trong mỗi nhóm lại tìm cách cô lập từng ion một và dùng các phản ứng đặc trưng của nó để nhận biết. 3.2. Tác dụng của bài tập nhận biết các chất - Phát triển cho học sinh tư duy phân tích, tổng hợp, bao quát toàn bộ chương trình, nâng cao khả năng làm thí nghiệm, khả năng lập kế hoạch trong quá trình làm việc. 3.3. Mối liên hệ giữa phân tích định tính với việc nhận biết các chất 3.3.1. Phân tích hệ thống Trong phân tích hệ thống, người ta dùng những thuốc thử nhóm để tách những nhóm nguyên tố mang tính chất giống nhau ra khỏi nhau. Khi đó, mẫu phân tích được phân chia thành những hỗn hợp ion đơn giản hơn, từ những nhóm nhận được chúng ta tiếp tục tách và nhận biết từng ion có trong nhóm. Hiện nay, đối với các cation, người ta đã tìm ra nhiều hệ thống phân tích, mỗi hệ thống có những ưu điểm và nhược điểm riêng. Hệ thống thường được dùng là hệ thống axit - bazơ Hệ thống các cation theo phương pháp axit - bazơ: Phương pháp này dựa trên tác dụng của các cation với các thuốc thử nhóm là các axit và các bazơ như HCl, H2SO4, NaOH, NH4OH. Việc phân chia các cation thành từng nhóm theo phương pháp này được trình bày trong bảng sau: 41
  42. Sản phẩm tạo thành sau Các cation Nhóm Thuốc thử nhóm khi tác dụng với thuốc thử thuộc nhóm nhóm + 2+ Ag , Pb , I HCl loãng AgCl, PbCl , Hg Cl 2+ 2 2 2 Nhóm Hg2 2+ 2+ axit Ba , Sr , BaSO4, SrSO4, CaSO4, II H SO loãng 2 4 2+ 2+ Ca , (Pb ) PbSO4 Al3+, Cr3+, 2+ 2+ 2- 2- 2- Zn , Sn , AlO2 , CrO4 , ZnO2 , III NaOHdư + H2O2 4+ 3+ 2- 3- Sn , As , SnO3 , AsO4 As5+ Fe2+, Fe3+, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Sb3+, Sb5+, Nhóm IV NaOH Sb(OH)3, Sb(OH)5, Bi(OH)3, Bi3+, Mn2+, Bazơ Mn(OH)2, Mg(OH)2 Mg2+ Cu2+ Cd2+, , Các phức amoniacat 2+ 2+ V NH4OH đặc dư Hg , Co , 2 Me(NH 3 ) x  Ni2+ Không có thuốc + + VI Na , K , NH4 thử nhóm Trong phương pháp này các cation được phân thành 6 nhóm lớn: + 2+ 2+ - Nhóm I gồm Ag , Hg2 , Pb , thuốc thử nhóm là dung dịch HCl loãng và nguội. - Nhóm II gồm Ba2+, Ca2+, Sr2+, cả Pb2+ lọt xuống từ nhóm I, thuốc thử nhóm là H2SO4 loãng và rượu C2H5OH, thuốc thử tạo với các cation này kết tủa màu trắng. - Nhóm III gồm Cr3+, Al3+, Sn2+, Sn4+, Zn2+, As5+, thuốc thử nhóm là NaOH dư 3+ 2+ 4+ và H2O2. Trong môi trường này Al , Sn , Sn , tạo thành hiđroxit lưỡng tính tan trong - - kiềm dư: CrO2 sẽ bị oxi hoá thành CrO4 màu vàng . - Nhóm IV gồm Fe3+, Bi3+, Mn2+, Mg2+, Sb3+ , thuốc thử nhóm là NaOH dư và H2O2. Trong môi trường này các cation sẽ ở dạng các hiđroxit không tan. 42
  43. 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ - Nhóm V gồm Cu , Co , Ni , Cd , Hg , thuốc thử nhóm là NH4OH đặc. Các cation sẽ tạo với thuốc thử nhóm các phức amoniacat tan có màu. + + + - Nhóm VI gồm K , Na , NH4 , những ion này không có thuốc thử nhóm bởi vì chúng không tạo thành kết tủa khó tan với một thuốc thử nào. Áp dụng cho chương trình phổ thông: Nhận biết các ion K+, Na+ bằng cách nhận biết màu ngọn lửa Dùng Cl- để nhận biết Ag+, Pb2+ Dùng OH- để nhận biết một số ion: Vd: tạo kết tủa xanh (Cu2+), tạo kết tủa nâu đỏ ( Fe3+), tạo kết tủa trắng xanh chuyển thành nâu đỏ ( Fe2+), tạo khí mùi khai + 3+ 2+ 3+ 2+ ( NH4 ), tạo kết tủa rồi tan lại ( Al , Zn , Cr ), tạo kết tủa trắng ( Mg ) 2- 2+ 2+ 2+ 2+ Dùng SO4 để nhận biết Ba , Pb , Sr , Ca + 2+ 2+ 3.3.2. Phân tích định tính các cation nhóm I Ag , Hg2 , Pb + 2+ 2+ - Các cation nhóm I bao gồm Ag , Hg2 , Pb , chúng tạo với anion Cl thành các muối clorua AgCl, Hg2Cl2, PbCl2 ít tan. Vì vậy, người ta dùng HCl loãng, nguội làm + 2+ 2+ thuốc thử nhóm để tách các cation Ag , Hg2 , Pb ra khỏi các cation khác có trong dung dịch phân tích. Không dùng HCl đặc bởi các kết tủa clorua của các cation này tan trong HCl đặc và dung dịch có chứa Cl- với nồng độ lớn vì tạo phức, cũng không dùng thuốc thử nóng vì ở nhiệt độ cao độ tan của PbCl2 tan mạnh, ảnh hưởng đến quá trình phân tích. AgCl, Hg2Cl2, PbCl2 có những tính chất chung và riêng như sau: - Đều là kết tủa màu trắng. - AgCl và Hg2Cl2 có độ tan nhỏ hơn PbCl2. 2+ + - PbCl2 tan nhiều trong nước nóng, do đó dùng cách đun nóng để tách Pb ra khỏi Ag 2+ và Hg2 . + - AgCl tan trong NH3 loãng tạo thành phức [Ag(NH3)2] . Lợi dụng tính chất này để + 2+ 2+ tách Ag ra khỏi Pb và Hg2 . Khi tác dụng với NH3 thì Hg2Cl2 từ màu trắng biến thành màu đen vì phản ứng sinh ra 2+ Hg kim loại, phản ứng này dùng để nhận biết Hg2 . 43
  44. Sơ đồ phân tích các nhóm cation nhóm I Dung dịch phân tích + HCl loãng lạnh dư Kt1: AgCl, PbCl2, Hg2Cl2 Dung dịch các nhóm sau sau + H2O, đun nóng 2+ Dung dịch Pb Kt2 : AgCl, Hg2Cl2 + KI + NH3 Kt3: vàng PbI2 + Kt4: [NH2Hg], Hg Dung dịch Ag(NH3)2 Màu đen của Hg + dd HNO3 loãng Kt5: AgCl Màu trắng Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng Cl- để nhận biết Ag+, Pb2+ 3.3.3. Phân tích định tính các cation nhóm II Ba2+, Sr2+, Ca2+ Các cation nhóm II, có thể bao gồm cả ion Pb2+ từ nhóm I lọt xuống, tạo với ion 2+ SO4 trong rượu thành các muối BaSO4, SrSO4, PbSO4, CaSO4 không tan. Vì vậy, 2+ người ta dùng H2SO4 loãng và C2H5OH làm thuốc thử nhóm để tách các cation Ba , Sr2+, Ca2+, Pb2+ ra khỏi các cation khác có trong dung dịch phân tích. Không dùng H2SO4 đặc vì sẽ tạo thành các sunfat axit Me(HSO4)2 tan. Trong các muối sunfat thì BaSO4 và CaSO4 dễ kết tủa nhất, SrSO4 khó kết tủa hơn cần đun nóng nhẹ. CaSO4 có độ tan lớn nhất, rất khó kết tủa, vì vậy người ta thường thêm rượu vào để giảm bớt độ tan của nó, khi đó CaSO4 dễ kết tủa hơn. Trong tất cả 4 kết tủa sunfat chỉ có PbSO4 hoà tan trong NaOH tạo thành phức 2- - PbO2 hoặc tan trong CH3COONH4, vì tạo phức Pb(CH3COO)3 , ta lợi dụng tính chất này để tách chì ra khỏi hỗn hợp cation nhóm II. Các kết tủa sunfat của Ba2+, Sr2+, Ca2+ không tan trong các axít vô cơ loãng, để tách chúng ra khỏi nhau, chúng ta lại phải chuyển các sunfat thành hợp chất tan, muốn vậy đun kết tủa sunfat với dung dịch Na2CO3 bão hoà nhiều lần để chuyển kết tủa sunfat thành kết tủa cacbonat rồi hoà tan các kết tủa cácbonat đó bằng axit CH3COOH, các cation của nhóm II lại trở về trạng thái ion trong dung dịch. 44
  45. Trong môi trường CH3COOH, khi thêm cromat hoặc dicromat vào thì chỉ có 2+ 2+ Ba kết tủa dưới dạng BaCrO4 màu vàng, ta lợi dụng tính chất này để tách Ba ra khỏi hỗn hợp Sr2+ và Ca2+, sau đó dùng dung dịch này để tìm Ca2+ và Sr2+. 2+ Amoni oxalat tác dụng với dung dịch Ca cho kết tủa tinh thể CaC2O4 màu trắng, tan trong các axit vô cơ loãng nhưng không tan trong axit axetíc, đây là điểm khác so với các oxalat nhóm II khác, nên phản ứng này được dùng để nhận biết ion Ca2+ : 2+ 2- Ca + C2O4 → CaC2O4↓ Axit sunfuric loãng và amoni sunfat tác dụng với dung dịch có chứa ion Sr2+ nóng tạo ra kết tủa tinh thể SrSO4 màu trắng: 2+ 2- Sr + SO4 → BaSO4↓ 2+ + Sr + (NH4)2SO4 → SrSO4↓ + 2NH4 Sơ đồ phân tích các nhóm cation nhóm II ơ Dung dịch phân tích + H2SO4 loãng Kt1: MSO4 Dung dịch các nhóm sau sau + CH3COONH4 - Dd Pb(CH3COO)3 Kt2 : BaSO4, SrSO4, CaSO4 + KI + Na2CO3 bão hòa 3 lần Kt3: vàng PbI2 Kt3 : BaCO3, SrCO3, CaCO3 + CH3COOH loãng 2+ 2+ 2+ Ba , Sr , Ca , CH3COOH + K2Cr2O7 Chia làm phần Kt BaCrO4 màu vàng không tan trong NaOH P1 + (NH4)2SO4 SrSO4 màu trắng P2 + (NH4)2C2O4 CaC2O4 màu trắng Áp dụng cho chương trình phổ thông: 2- 2+ 2+ Dùng CO3 để nhận biết Ba , Ca Dùng HOOC- COOH để kết tủa với Ca(OH)2 2- 2- 2+ Dùng CrO4 hoặc Cr2O7 để nhận biết Ba có kết tủa vàng 45
  46. 3.3.4. Phân tích định tính các cation nhóm III Al3+, Sn4+, Sn2+, Zn2+, As5+, Cr3+ Hiđroxit của các ion Al3+, Cr3+, Sn4+, Zn2+ có tính chất lưỡng tính, kết tủa hidroxit của chúng tan trong axit cũng như trong kiềm mạnh như KOH, NaOH, vì vậy khi thêm dung dịch NaOH dư vào hỗn hợp các hidroxit thì có thể tách được các cation này khỏi các cation nhóm sau: - Al(OH)3↓ + NaOHdư → AlO2 (aluminat) - Cr(OH)3↓ + NaOHdư → CrO2 (cromit) 2- Sn(OH)2↓ + NaOHdư → SnO2 (stanit) 2- Zn(OH)2↓ + NaOHdư → ZnO2 (Zincat) - 2+ Cần chú ý rằng ion cromit CrO2 thường kết hợp với một số cation như Mn , 3+ 2+ 2+ Fe , Mg , Zn tạo thành những kết tủa MnCrO2, MgCrO2, ZnCrO2 khó tan trong môi trường kiềm dư. Vì vậy nếu chỉ dùng riêng NaOH dư làm thuốc thử thì một phần Cr3+ có thể vẫn còn ở lại trong kết tủa với hiđroxit của nhóm sau. Do đó, hỗn hợp 3+ 2- NaOHdư + H2O2 được dùng làm thuốc thử nhóm, khi đó Cr sẽ bị oxi hoá thành CrO4 theo phản ứng: 3+ - 2- 2Cr + 3H2O2 + 10 OH → 2 CrO4 + 8H2O Ngoài ra cũng cần lưu ý rằng, các ion Pb2+ ( nhóm II ), Sb3+ ( nhóm IV ), Cu2+ ( nhóm V ) cũng tạo thành muối tan trong kiềm dư: Pb(OH)2↓ + 2 NaOH → Na2PbO2 + 2H2O ( natri plombit ) Cu(OH)2↓ + 2 NaOH → Na2CuO2 + 2H2O ( natri cuprit ) Sb(OH)2↓ + 2 NaOH → Na2SbO2 + 2H2O ( natri stibit ) Các cation nhóm III sau khi tách khỏi các cation khác bằng thuốc thử nhóm đều - - 2- 2- nằm ở dạng muối tan AlO2 , CrO2 , SnO3 ( anion stanit SnO2 bị oxihóa thành stanat 2- 2- + - SnO3 ), ZnO2 . Ta có thể dùng NH4 là một axit yếu, lấy bớt OH đi thì Al(OH)3 và 2+ Sn(OH)4 sẽ kết tủa trở lại, còn kẽm sẽ ở dạng cation phức tan amoniacat [Zn(NH3)4 ] - và crom vẫn ở dạng anion cromit CrO2 , như vậy sẽ tách được nhóm III thành 2 phần: - + AlO2 + NH4 + 2 H2O → Al(OH)3↓ + NH4OH 2- + SnO3 + 2 NH4 3 H2O → Sn(OH)4↓ + 2NH4OH 2- + 2+ ZnO2 + 4NH4 → Zn(NH3)4 + 2H2O Hòa tan kết tủa Al(OH)3 và Sn(OH)4 bằng dung dịch HCl loãng. Cho tiếp kẽm vào dung dịch thu được đun nhẹ để khử Sn4+ Sn4+ + 2Zn → Sn + Zn2+ 46
  47. 3+ 2+ + Lọc lấy dung dịch thu được dung dịch chứa Al , Zn , H , cho tiếp NH3 dư vào dùng máy li tâm thu kết tủa Al(OH)3 cho tác dụng với alizarin đỏ S thu được kết tủa sơn nhôm màu đỏ da cam rất đặc trưng. Lấy chất rắn thu được hòa tan trong HCl 6M đun nóng thu được dung dịch chứa 2+ 2+ Zn , Sn . Thêm từ từ dung dịch HgCl2 vào dung dịch đó theo thành ống nghiệm để tìm Sn2+(có kết tủa trắng) SnCl2 + 2 HgCl2 → Hg2Cl2↓(trắng) + SnCl4 3+ Phản ứng được thực hiện như sau: Trong môi trường NaOH + H2O2, Cr bị oxi 2- hoá thành CrO4 ; sau đó để tìm ion này, phải axit hoá dung dịch bằng H2SO4 hoặc 2- 2- HNO3 (khi đó CrO4 sẽ chuyển sang dạng Cr2O7 ); thêm vào đấy 5-7 giọt dietylete (hay rượu amylic) và 1 giọt H2O2 3% rồi lắc đều mạnh, trên lớp ete (hoặc lớp rượu amilic) là axit H2CrO6 có màu xanh lam. 2- 2+ Thêm vào dung dịch chứa CrO4 , Zn(NH3)4 một lượng Na2S thấy có kết tủa trắng ZnS Sơ đồ phân tích các nhóm cation nhóm III Dung dịch phân tích + H2O2 + NaOH dư dun kĩ - 2- 2- 2- Al(OH)4 , CrO4 , SnO3 , Zn(OH)4 Kết tủa nhóm IV, V 0 + NH4Cl, t 2- 2+ CrO4 , Zn(NH3)4 Kt : Al(OH)3, Sn(OH)4 Chia 2 phần + HCl loãng 3+ 4+ P1+H2O2+ H2SO4l + Rượu Amylic Al , Sn T ạo lớp rượu màu xanh H2CrO6 P2+ Na2S kết tử trắng ZnS + Zn hạt Al3+, Zn2+ Sn↓ + NH Loãng dư 3 + HCl đặc Al(OH)3 SnCl2 + Alizarin + HgCl2 Sơn nhôm Kt trắng Hg2Cl2 màu cà rốt Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng OH- để nhận biết Al3+, Cr3+, Zn2+. Có kết tủa kết tủa tan lại 47
  48. Cr(OH)3 có kết tủa xanh tan lại trong kiềm dư - 3+ 2- Có thể dùng Cl2, H2O2 và dung dịch OH để oxi hóa Cr thành CrO4 sau đó 2+ nhận biết lại bằng Ba ( có kết tủa BaCrO4 vàng ) 3.3.5. Phân tích các cation nhóm IV Fe2+, Fe3+, Sb3+, Sb5+, Mn2+, Bi3+, Mg2+ Đặc tính chung của các cation nhóm IV là tạo với kiềm hay amoniac các hiđroxit không tan: 2+ - Fe + 2OH → Fe(OH)2↓ màu trắng 3+ - Fe + 3OH → Fe(OH)3↓ màu đỏ nâu 2+ - Mg + 2OH → Mg(OH)2↓ màu trắng 3+ - Sb + 3OH → Sb(OH)3↓ màu trắng 5+ - Sb + 5OH → Sb(OH)5↓ màu trắng 2+ - Mn + 2OH → Mn(OH)2↓ màu trắng 2+ Trong môi trường NaOH dư + H2O2 thì Mn sẽ bị oxi hoá thành MnO2 màu đen: Mn(OH)2↓ + H2O2 → MnO2 + 2H2O Trong các hidroxit của nhóm IV thì Sb(OH)3 tan được trong kiềm dư và cả trong cacbonat của kim loại kiềm, nên để antimon không lọt xuống nhóm III, cần đưa Sb3+ lên 5+ Sb , chính vì vậy thuốc thử nhóm vẫn là NaOH dư và H2O2 . Như vậy với hỗn hợp cation sau khi tách nhóm I và nhóm II, ta dùng NaOH dư + H2O2 để tách nhóm III, khi này nhóm IV và nhóm V ở dạng kết tủa hidroxit, riêng mangan ở dạng MnO2. Ta lại cho tác dụng với NH4OH dư + H2O2, thì nhóm IV được tách ra ở dạng kết tủa, còn nhóm V ở lại trong dung dịch dưới dạng phức amoniacát Sau khi tách riêng được nhóm IV, ta dùng axit để hoà tan các kết tủa này, dựa vào những tính chất hóa học khác nhau của từng ion để tách và nhận biết chúng. Các cation của nhóm IV, đặc biệt là các cation bitmut, sắt, antimon đều dễ phản ứng với nước để tạo thành các kết tủa, cho nên muốn cho các cation này tồn tại trong dung dịch thì độ axit của dung dịch phải cao. Nhận biết Mg2+ Sau khi tách nhóm IV khỏi nhóm V, Nhóm IV tồn tai dưới dạng M(OH)n và MnO2. Trong số đó Mg(OH)2 tan được trong dung dịch NH4Cl, + 2+ Mg(OH)2↓ + 2NH4 Mg + 2NH3 + 2H2O 2+ 2- Dung dịch ion Mg khi tác dụng với HPO4 sẽ tạo thành kết tủa màu trắng: 48
  49. 2+ 2- Mg + HPO4 → MgHPO4↓ kết tủa màu trắng Kết tủa này không hoàn toàn, nếu có mặt NH4Cl và NH4OH trong dung dịch thì sẽ tạo thành kết tủa MgNH4PO4 màu trắng hoàn toàn hơn, đây là phản ứng rất đặc trưng, được sử dụng để nhận biết ion Mg2+ khi không có các thuốc thử hữu cơ Vàng titan C28H19O6N5Na2 hay Magneson I ( p-nitrobensolazoresocsin ) và Magneson II ( p- nitrobenzolazo-α-naphtol) để tìm ion Mg2+ bằng các phản ứng đặc trưng. Nhận biết Sb(III) và Sb(V) Sau khi hòa tan kết tủa hiđroxit các kim loại IV và MnO2 bằng dung dịch HNO3 có một ít H2O2 ta được dung dịch chứa Sb(III) hoặc Sb(V). Chia dung dịch thành các phần nhỏ. Để tìm Sb người ta thường dùng dung dịch thuốc thử hữu cơ rodamin B, dung dịch nước của thuốc thử này có huỳnh quang màu vàng. Khi thêm thuốc thử đó vào dung dịch chứa ion SbCl6 ta thu được một dung dịch màu tím và một phức ion liên hợp được chiết bằng benzen tạo thành dung dịch màu đỏ cánh sen trong benzen. Lúc đó ta thấy dung dịch nước có huỳnh quang tím còn lớp benzen phía trên có màu đỏ cánh sen rất đặc trưng. Nhận biết Fe3+ Lấy một phần dung dịch nhóm IV cho tác dụng với dung dịch KSCN hoặc NH4SCN ta được dung dịch màu đỏ máu rất đặc trưng. Nhận biết Mn2+ Lấy một ít dung dịch nhóm IV (vài giọt) cho tác dụng với một dung dịch gồm 2ml dung dịch (NH4)2S2O8 hoặc K2S2O8 và vài giọt AgNO3 ( làm xúc tác) và đun nhẹ, 2+ - ion Mn sẽ bị oxi hóa thành MnO4 màu tím 2+ 2- - 2- + Mn + 5S2O8 + 8H2O → 2MnO4 + 10SO4 + 16H Nhận biết Bi3+ Lấy một ít dung dịch nhóm IV cho tác dụng với dung dịch KI, có thêm 1 ml - 3+ dung dịch SnCl2 thu được dung dịch màu vàng tươi của ion BiI4 suy ra có Bi Bi3+ + 4I- → BiI- Áp dụng cho chương trình phổ thông: Dùng OH- để nhận biết một số ion: Fe3+ ( Tạo kết tủa nâu đỏ ), Fe2+( tạo kết + 3+ 2+ 3+ tủa trắng xanh chuyển thành nâu đỏ), NH4 ( tạo khí mùi khai ), Al , Zn , Cr ( tạo kết tủa rồi tan lại ), tạo kết tủa trắng ( Mg2+) Có thể dùng SCN- để nhận biết Fe3+ tạo phức màu đỏ máu 49
  50. + 2+ Có thể dùng KMnO4 có mặt H để nhận biết Fe : làm mất màu thuốc tím 3.3.6. Phân tích cation nhóm V Cu2+, Co2+, Ni2+, Cd2+, Hg2+ Các cation nhóm này là các ion kim loại chuyển tiếp, vì vậy tính chất điển hình + của nhóm là khả năng tạo phức khá mạnh, hiđroxit của chúng tan trong hỗn hợp NH4 và NH3 để tạo thành phức tan amoniacat có số phối tử NH3 từ 4 đến 6. Phức của đồng có màu xanh da trời, của coban và niken có màu xanh hơi xám, của cađimi và thuỷ ngân không có màu. Vì vậy, thuốc thử nhóm là hỗn hợp NH4Cl + NH3. Các cation của nhóm V tạo được các kết tủa sunfua khó tan với H2S hay (NH4)2S, độ tan của các sunfua phụ thuộc vào độ axit của môi trường, vì vậy tính chất này được sử dụng để tách riêng, cô lập từng cation trong nhóm, sau đó sử dụng các phản ứng đặc trưng để nhận biết. Sau khi tách nhóm V khỏi nhóm IV ta được dung dịch chứa các cation này trong + môi trường NH3 + NH4 . Thêm (NH4)2S vào để kết tủa hết các ion này, rủa kết tủa vài lần bằng dung dịch NH4Cl bão hòa để loại thuốc thử dư. Đun nóng kết tủa với HCl thu 2+ được dung dịch chứa Cd cho H2S vào ta được kết tủa vàng tươi CdS Hòa tan kết tủa còn lại và chia làm 4 phần Phần 1: Tìm Cu2+ Amôniac tạo được với dung dịch ion Cu2+ kết tủa muối bazơ màu xanh lục nhạt, dễ tan trong thuốc thử dư. Lúc này dung dịch có màu xanh lam đậm do tạo thành ion 2+ phức [Cu(NH3)4] : 2+ + Cu + 2NH4OH → Cu2(OH)2 + 2NH4 2+ Cu2(OH)2 + 4NH3 → 2[Cu(NH3)4] Phần 2: Tìm Ni2+ Trong dung dịch amôniac, dimetylglyoxim tạo với Ni2+ muối nội phức màu hồng tươi dimetylglyoximat niken, rất ít tan trong nước. Đây là phản ứng rất đặc trưng để nhận biết niken. Các cation tạo hidroxit không tan trong nước cản trở phản ứng. Phần 3: Tìm Co2+ - Thêm Na2S2O3 vào phần 3 thêm vào dung dịch SCN và rượu Isoamylic vào lắc đều nếu lớp rượu amylic sẽ hóa xanh 50
  51. 2+ - 2- Co + SCN → Co(SCN)4 Phần 4: Tìm Hg2+ Cho Cu vào phần 4 đồng màu đỏ sẽ chuyển sang sáng như bạc do thủy ngân bị đẩy ra Cu + Hg2+ → Hg(Cu) + Cu2+ Áp dụng cho chương trình phổ thông: 2+ 2+ Dùng dung dịch NH3 làm thuốc thử nhận biết Cu , Ni tạo kết tủa xanh sau đó tan lại trong NH3 dư tạo phức 2+ 2+ 2+ + Dùng H2S hay (NH4)2S để nhận biết Cu , Pb , Hg , Ag ( Có kết tủa đen) 3.3.7. Phân tích các anion Đối với việc phân tích, xác định các anion, người ta cũng tìm cách chia chúng thành từng nhóm rồi mới nhận biết từng ion một. Việc phân chia dựa trên tính oxi hoa- khử; tính axit-bazơ hoặc tính tạo các hợp chất ít tan, tuy nhiên việc phân chia này cũng chưa được hoàn chỉnh. Thực tế người ta hay dùng bari clorua BaCl2 hoặc canxi clorua CaCl2 và bạc nitrat AgNO3 làm thuốc thứ nhóm để phân các anion thành 3 nhóm như trong bảng dưới đây. Nhóm Các anion Đặc tính của thuốc thử nhóm phân tích nhóm 2- Ion sunfat SO4 Muối bari của các BaCl2 trong môi 2- Ion sunfít SO3 anion này ít tan trường trung 2- Ion thiosunfat S2O3 trong nước nhưng tính hay kiềm 2- I Ion cácbonat CO3 tan trong axit yếu 2- Ion phot phat PO4 loãng (trừ BaSO4) 2- Ion silicat SiO3 - 2- Ion borat BO2 hay B4O7 - Ion clorua Cl muối bạc của các AgNO3 khi có - Ion bromua Br anion này ít tan mặt HNO3 II Ion iođua I- trong nước và 2- Ion sunfua S trong HNO3 - III Ion nitrat NO3 Muối bari và muối Không có thuốc 51
  52. - Ion nitrit NO2 bạc của các anion thử nhóm này tan trong nước Việc tìm một số lớn các anion dựa trên sự sử dụng các phản ứng giống như đã sử 2+ 2- dụng để phát hiện các cation. Như khi phát hiện cation Ba có thể dùng ion SO4 , vì 2- 2+ thế để tìm SO4 có thể sử dụng ion Ba . Phân tích các anion có những đặc điểm riêng khác với các cation, do các anion thường không cản trở nhau. Chính vì vậy, đối với nhiều anion, ta có thể sử dụng các phản ứng đặc trưng để tìm chúng ngay trong các phần riêng của dung dịch nghiên cứu. Việc sử dụng phân tích hệ thống chỉ thực hiện trong các trường hợp phức tạp khi trong dung dịch có mặt các anion của các chất khử hay của các chất oxi hoá. 3.3.7.1. Phân tích anion nhóm I 2- 2- 3- 2- 2- 2- 2- Nhóm I bao gồm các anion SO4 , CO3 , PO4 , SiO3 , hay B4O7 , SO3 , S2O3 Các anion nhóm này có các đặc điểm là tạo với Ba2+ các muối ít tan trong nước, nhưng dễ bị hòa tan trong các axit vô cơ loãng (trừ BaSO4), vì vậy, thuốc thử nhóm bari clorua BaCl2 chỉ kết tủa các anion nói trên trong môi trường trung tính hoặc yếu. Các phản ứng quan trọng của các anion nhóm I được trình bày ở bảng 3.1 Bảng 3.1. Một số phản ứng đặc trưng của các anion nhóm I 2- 2- 2- 2- 3- 2- Thuốc thử SO4 SO3 S2O3 CO3 PO4 SiO3 Kêt BaCl2 trong môi Kết tủa Kết tủa Kết tủa Kết tủa tủa Kết tủa màu trường trung tính màu màu màu màu màu trắng hay kiềm yếu trắng trắng trắng trắng trắng BaHPO4 BaSO3 BaS2O3 BaCO3 BaSiO3 BaSO4 Tan và Tác dụng của HCl Tan và Tan và Không Tan và có đối với các muối có khí có SO2 Tan tan có CO2 H2SiO3 bari SO2 và S tách ra Kết tủa Kết tủa Hỗn hợp MgCl2 + màu - - - - MgNH4PO4 NH4OH +NH4Cl trắng màu trắng MgSiO3 52
  53. Dung dịch molipđat Kết tủa màu - - - - - (NH4)2MO4 - vàng HNO3 Có SO2 Khí Khí Các axit - và S - - SO2 CO2 tách ra Dung Natrinitropruxua dịch - - - - Na2[Fe(CN)5NO] màu hồng Bari clorua BaCl2 kết tủa cả các anion của nhóm này dưới dạng kết tủa tinh thể màu trắng. Trong các kết tủa này chỉ có kết tủa BaSO4 không tan trong axit HCl, như 2- thế có thể dùng phản ứng này để tìm ion SO4 . Kết tủa bari cacbonat BaCO3 tan trong axit HCl, có khí CO2 thoát ra còn với kết tủa sunfit và thiosunfat BaSO3 và BaS2O3 thì có khí SO2 thoát ra. Kết bari hiđrophotphat khi tan trong HCl không có khí thoát ra. Axit HCl phân huỷ bari silicat và tạo thành kết tủa của vô định hình của axit silicic. 3- Với dung dịch molipđat chỉ có ion PO3 cho kết tủa màu vàng amoni photphomoliđat. Từ dung dịch silicat, các muối amoni làm tách ra kết tủa vô định H2SiO3 Áp dụng cho chương trình phổ thông: 2+ 2- Dùng Ba để nhận biết SO4 tạo kết tủa trắng không tan trong HCl + 2- Dùng H để nhận biết dung dịch CO3 tạo khí không màu không mùi tạo kết tủa với nước vôi trong. + 2- Dùng H tác dụng dung dịch SO3 tạo khí không màu, mùi sốc làm mất màu dung dịch Br2. + 3- Dùng Li tạo kết tủa với PO4 , + 3- Dùng Ag tạo kết tủa vàng với PO4 3.3.7.2. Phân tích anion nhóm II 53
  54. Các anion nhóm II gồm Cl-, Br-, I-, S2- và một số ion khác. Muối của các anion + này với Ag không tan trong nước và trong axit HNO3 loãng. Đa số các anion nhóm I cũng tạo với AgNO3 những muối không tan trong nước. Tuy nhiên, tất cả các muối này đều tan trong HNO3 vì thế chúng không cản trở việc tìm các anion nhóm II. Một số phản ứng đặc trưng quan trọng nhất đối với các anion nhóm II được trình bày ở bảng 3.2. Bảng 3.2. Một số phản ứng đặc trưng của các anion nhóm II Thuốc thử Cl- Br- I- S2- Kết tủa AgNO3 khi có kết tủa màu Kết tủa màu Kết tủa màu đen màu vàng mặt HNO3 trắng AgCl vàng AgBr Ag2S đậm AgI Tác dụng của các Tan rõ rệt, tạo Thực tế Tan, tạo thành muối bạc với thành không bị Không tan [Ag(NH3)2]Cl dung dịch NH3 [Ag(NH3)2]Br hòa tan Các chất oxi hóa mạnh (KMnO4, Thoát ra Cl2 Thoát ra Br2 Thoát ra I2 Thoát ra S K2Cr2O7) Nước clo (khi có - Màu nâu Br2 Màu tím I2 - mặt của benzen) NaNO2 hay KNO2 khi có mặt - - Thoát ra I2 - của H2SO4 H2SO4 - - - Thoát ra khí H2S Tinh thể Kết tủa màu đen Pb(CH3COO)2 - - màu vàng PbS PbI2 Kết tủa vàng CdCO3 - - - CdS Áp dụng cho chương trình phổ thông: 54
  55. - - AgNO3 khi có mặt HNO3 nhận biết Cl (Kết tủa trắng), Br (Kết tủa vàng nhạt - 2- ) , I (Kết tủa vàng đậm ), S (Kết tủa đen ) 3.3.7.3. Phân tích anion nhóm III - - Ion NO3 , NO2 và một số các anion khác thuộc nhóm III. Muối của các anion này trong đó có cả muối của bạc và của bari đều tan tốt trong nước. Anion nhóm III không có thuốc thử nhóm. Một số phản ứng của anion nhóm III được trình bày trong bảng 3.3. Bảng 3.3. Một số phản ứng đặc trưng của các anion nhóm III - - Thuốc thử NO3 NO2 FeSO4 trong môi trường Vòng màu nâu của phức Vòng màu nâu của phức axit [Fe(NO)SO4] [Fe(NO)SO4] Điphenylamin Tạo dung dịch màu xanh Tạo dung dịch màu xanh Cu + H2SO4 Tách khí NO2 - Axit loãng HCl, H2SO4 - Tách khí NO2 KI khi có mặt H2SO4 - Tách I2 KMnO4 khi có mặt H2SO4 - Làm mất màu tím Đun nóng với NH4Cl hay - Tách N2 (NH4)2SO4 Nói chung, việc phân tích tìm các anion thường thực hiện trong từng phần dung dịch riêng, không nhất thiết phải theo một quy trình nghiêm ngặt. Người ta chỉ sử dụng các phản ứng tách trong một số trường hợp phức tạp, ví dụ như khi đồng thời có mặt - - - 2- 2- 2- 2- các anion Cl , Br , I , hay S , SO3 , S2O3 và SO4 . Thường tiến hành thử trước các dung dịch phân tích để xác định trong dung dịch vắng mặt các anion nào. Sau đó, tiến hành tìm các anion riêng biệt có mặt trong dung dịch. Áp dụng cho chương trình phổ thông: - Dùng Cu và H2SO4 để nhận biết NO3 tạo khí không màu hóa nâu bay lên 3.4. Các loại phản ứng thường dùng để nhận biết các chất Có nhiều loại phản ứng dùng để nhận biết các chất: Phản ứng trao đổi ( tạo kết tủa, bay hơi, chất điện ly yếu ), phản ứng tạo phức , phản ứng oxi hoá khử . 3.4.1. Một số loại thuốc thử và phản ứng liên quan trong hóa hữu cơ 1/ Quỳ tím: 55
  56. Axít : Đỏ :Vd HCl, H2SO4, HNO3, CH3COOH , Muối được tạo thành từ axít mạnh và bazơ yếu ( NH4Cl, AlCl3 , CH3NH3Cl ) Bazơ : Xanh : Vd NaOH, Ca(OH)2 , ., Muối được tạo thành từ axít yếu và bazơ mạnh ( Na2CO3, CH3COONa, C6H5ONa, KClO, NaF ) Muối trung tính : Không đổi màu : Vd: NaCl, K2SO4 2/ Dung dịch Br2 / H2O : - Hợp chất có liên kết bội ( nối đôi, nối ba ): Làm mất màu dung dịch brôm. C2H4 + Br2 → C2H4Br2 ( Pư O-K ) - Phênol, Aniln : Tạo kết tử trắng với dung dịch brôm C6H5OH + 3HBr → C6H2OHBr3 ↓ + 3 HBr ( Pư O-K ) - Hợp chất andehit ( kể cả Glucozơ, MantoZơ) làm mất màu dung dịch Br2/H2O RCHO + Br2 + H2O → RCOOH + 2 HBr ( Pư O-K ) * Lưu ý: Andehit không làm mất màu Br2/CCl4 - Vòng 3 cạnh làm mất màu dung dịch Brôm Xiclopropan + Br2 → CH2Br – CH2 – CH2Br - Hợp chất khí H2S, SO2 làm mất màu dung dịch Br2/H2O SO2 + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr ( Pư O-K ) H2S + Br2 + H2O → H2SO4 + HBr ( Pư O-K ) 3/ AgNO3/NH3dư = Ag(NH3)2OH - Ankin đầu mạch : Tạo kết tủa vàng RC≡CH + Ag(NH3)2OH → RC≡CAg + 2 NH3 + H2O ( Pư O-K ) - Hợp chất có nhóm andehit ( Bao gồm cả Gluczơ, mantôzơ, fructozơ, HCOOH, HCOOR ) RCHO + 2Ag(NH3)2OH → RCOONH4 + 2 Ag + 3NH3 + H2O ( Pư O-K ) - 4/ Cu(OH)2 / OH Nhiệt độ thường : - Protein: Tạo phức màu tím - RCOOH tạo dung dịch màu xanh thẳm 2RCOOH + Cu(OH)2 → (RCOO)2Cu + 2 H2O ( Pư trao đổi ) - Hợp chất có 2 nhóm OH kế tiếp ( Bao gồm cả Glucozơ, mantozơ, fructozơ, Saccarozơ) : Tạo phức màu xanh lam 56
  57. CH2OH OCH2 CH OH 2 2 Cu + 2 H2O Cu(OH)2 + CH OH 2 CH2O HOCH2 (Pư tạo phức) Khi đun nóng - Hợp chất có nhóm Andehít ( Bao gồm cả Gluczơ, mantôzơ, fructozơ, HCOOH, HCOOR ) tạo kết tủa đỏ gạch 0 - t - RCHO + 2Cu(OH)2 + OH RCOO + Cu2O + 3H2O ( Pư O-K ) 5/ KMnO4 : - Hợp có liên kết bội ( nối đôi, nối ba ) : Làm mất màu dung dịch thuốc tím. 3C2H4 + 2 KMnO4 + 4 H2O → 3C2H4(OH)2 + 2 MnO2 + 2 KOH ( Pư O-K ) - Hợp chất andehit ( kể cả Glucozơ, MantoZơ) làm mất màu dung dịch Br2/H2O - Hợp chất khí H2S, SO2 làm mất màu dung dịch KMnO4 SO2 + 2 KMnO4 + 4 H2O → H2SO4 + MnSO4 + K2SO4 ( Pư O-K ) - Benzen không làm mất màu thuốc tím dù ở nhiệt độ nào - Đồng đẳng benzen làm mất màu thuốc tím ở nhiệt độ cao. 6/ Na: nhận biết một số hợp chất có H linh động như axít, ancol, phênol có khí thoát ra 7/ HNO2 : nhận biết amin béo bậc 1: có khí thoát ra RNH2 + HNO2 → ROH + N2 + H2O 9/ I2: nhận biết hồ tinh bột: Hồ tinh bột chuyển sang màu tím xanh 10/ Vôi sữa: Nhận biết saccarozơ, làm trong vôi sữa 57
  58. 3.4.2. Một số loại thuốc thử và phản ứng liên quan trong hóa vô cơ Bảng 3.4: Một số thuốc thử nhận biết các chất vô cơ Stt Thuèc thö Dïng ®Ó nhËn HiÖn t­îng 1 Quú tÝm - Axit Quú tÝm ho¸ ®á - Baz¬ tan Quú tÝm ho¸ xanh 2 Phenolphtalein Baz¬ tan Ho¸ mµu hång (kh«ng mµu) 3 N­íc(H2O) - C¸c kim lo¹i m¹nh(Na, H2 (cã khÝ kh«ng mµu, Ca, K, Ba) bät khÝ bay lªn). Riªng Ca cßn t¹o dd ®ôc Ca(OH)2 - C¸c oxit cña kim lo¹i Tan t¹o dd lµm quú tÝm m¹nh (Na2O, CaO, K2O, ho¸ xanh. Riªng CaO cßn BaO) t¹o dd ®ôc Ca(OH)2 - P2O5 Tan t¹o dd lµm ®á quú - C¸c muèi Na+, K+ , NO - 3 4 dung dÞch - Kim lo¹i Al, Zn Tan + H2 bay lªn KiÒm Mg2+ Mg(OH)2 tr¾ng Fe2+ Fe(OH)2  tr¾ng ®Ó l©u trong kh«ng khÝ t¹o Fe(OH)3  n©u ®á Fe3+ Fe(OH)3  n©u ®á Al3+ Al(OH)3  tr¾ng khi d­ NaOH sÏ tan dÇn Cu2+ Cu(OH)2  xanh 2- 2- 5 dung dÞch axit - Muèi: CO3 , SO3 Tan + cã bät khÝ CO2, SO2 bay lªn - HCl, H2SO4 - Kim lo¹i ®øng tr­íc H Tan + H2 bay lªn ( sñi bät trong d·y ho¹t ®éng cña khÝ) 58 KL
  59. - HNO3, - Tan hÇu hÕt KL kÓ c¶ Cu, Tan vµ cã khÝ NO2,SO2 bay H2SO4 ®, n Ag, Au( riªng Cu cßn t¹o ra Bản muèi ®ång mµu xanh) Cl2 bay ra g - MnO2( khi ®un nãng) AgCl kÕt tña mµu tr¾ng 3.5: - AgNO3 s÷a Thu dd mµu xanh ốc - HCl - CuO thử - H2SO4 BaSO4 kÕt tña tr¾ng nhận - Ba, BaO, Ba(OH) , muèi 2 biết Ba2+ các 6 Dung dÞch Dd cã gèc SO 2- 4 BaSO4  tr¾ng chất muèi Ba2+ khí - AgNO Dd cã gèc: Cl- , Br- , I- S2- 3 AgCl  tr¾ng, AgBr  vng nhạt , AgI  vng , Ag2S  ®en Chất Thuốc thử Hiện tượng và phương trình phản ứng Bột CuO, t o t o Bột đen bột đỏ CuO H 2  Cu H 2O H2 Đốt cháy Giọt nước Dd KI pha hồ tinh Xuất hiện màu xanh bột Cl2 2KI 2KCl I2 I2 + tinh bột hiện màu Cl2 xanh Dd AgNO3 Kết tủa trắng AgCl HCl NH3 Khói trắng xuất hiện NH3 HCl NH 4 Cl Dd AgNO3 (khí) Có kết tủa trắng AgNO3 HCl AgCl  HNO3 H2S Dd Pb(NO3)2 Có kết tủa đen H2S Pb(NO3 ) PbS  HNO3 (khí) Dd Cd(NO3)2 Kết tủa CdS màu vàng Dd Br2 (màu nâu đỏ) Mất màu nâu đỏ SO2 SO2 Br2 H2O 2HBr H2SO4 Dd Ba(OH)2, Xuất hiện kết tủa trắng CO2 Ca(OH)2 CO 2 Ca(OH) 2 CaCO 3  H 2O NH3 Quỳ tím Màu xanh 59
  60. phenolphtalein Không màu màu hồng Dung dịch kiềm Mất màu nâu đỏ của NO2 NO 2 (NaOH) NO 2 2NaOH NaNO 3 NaNO 2 H 2 O Cho tiếp xúc với Hóa nâu 2NO O 2NO NO 2 2 không khí Que đóm tắt Que đóm bùng cháy O2 Cu, nhiệt độ Bột đỏ bột đen 2Cu O2 2CuO Dung dịch KI+ hồ Xuất hiện màu xanh O3 tinh bột O3 2KI H2O I2 2KOH O2 I2 + tinh bột hiện màu xanh H2O CuSO4 khan,không Hóa xanh CuSO 4 nH 2O CuSO 4 .nH 2O (hơi) màu Bột CuO t o CO Bột đen bột đỏ CuO CO  Cu CO2 N2 Que diêm đang cháy Que diêm tắt 3.5. Các loại bài tập nhận biết và phương pháp xây dựng loại bài tập đó 3.5.1. Bài tập nhận biết sử dụng thuốc thử tùy ý Câu 1: Bằng phương pháp hóa học, hãy phân biệt 4 kim loại sau : Al, Zn, Cu, Fe. Câu 2: Có 3 lọ đựng 3 hỗn hợp dạng bột: (Al+Al2O3), (Fe+Fe2O3) và (FeO và Fe2O3). Dùng phương pháp hóa học để nhận biết chúng. Câu 3: Có 4 lọ mất nhãn được đánh số từ 1 đến 4 chứa các dung dịch: KI, AgNO3, HCl, Na2CO3. Hãy xác định số của mỗi dung dịch nếu biết : - Cho chất trong lọ 1 vào các lọ đều thấy có kết tủa. - Chất trong lọ 2 chỉ tạo kết tủa với 1 trong 3 chất còn lại. - Chất trong lọ 3 tạo một kết tủa và một khí bay ra với 2 trong 3 chất còn lại. Câu 4: Dùng phản ứng hóa học để nhận biết từng kim loại sau: Al, Ca, Mg, Na. Câu 5: Có 4 cốc chứa riêng biệt: nước nguyên chất, nước cứng tạm thời, nước cứng vĩnh cửu, nước cứng toàn phần. Bằng phương pháp hóa học hãy xác định các loại nước nào chứa trong mỗi cốc. Câu 6: Có 3 lọ đựng 3 hỗn hợp dạng bột: (Al+Al2O3), (Fe+Fe2O3) và (FeO và Fe2O3). Dùng phương pháp hóa học để nhận biết chúng. Viết phương trình phản ứng. 60
  61. Câu 7: Bằng phương pháphóa học hãy nhận biết các dung dịch riêng rẽ sau: NaCl, NaBr, NaNO3, HCl, HNO3, H2S, H2SO3, H2SO4 Câu 8: Hãy nhận biết các lọ khí riêng biệt đựng các khí sau: O2, Cl2, HCl, O3, SO2,N2, H2, F2, CO2. Câu 9: Có 3 mẫu phân hóa học không ghi nhãn là phân đạm NH4NO3, phân kali KCl, và phân supephotphat Ca(H2PO4)2. Hãy nhận biết mỗi mẫu phân bón trên bằng phương pháp hóa học. 3.5.2. Bài tập sử dụng thuốc thử giới hạn Câu 1: Có 4 oxit riêng biệt sau: Na2O, Al2O3, Fe2O3 và MgO. Làm thế nào có thể nhận biết từng oxit bằng phương pháp hóa học với điều kiện chỉ đuợc dùng thêm 2 chất. Câu 2: Có 6 dung dịch sau: NH4Cl, FeCl2, FeCl3, AlCl3, H2S và MgCl2. Hãy dùng một hóa chất nhận biết các dung dịch trên. Câu 3: Chỉ dùng một hóa chất, nêu phương pháp nhận biết 4 mẫu kim loại là Mg, Zn, Fe, Ba. Câu 4: Chỉ đuợc dùng thêm một thuốc thử, hãy tìm cách nhận biết các dung dich (mất nhãn) sau đây: NH4HSO4, Ba(OH)2, BaCl2, HCl, NaCl, H2SO4 Câu 5: Có thể nhận biết các dung dịch sau đây chỉ bằng giấy quỳ tím được không? Nếu có, hãy giải thích: H2SO4, Ba(OH)2, BaCl2, HCl, NaCl, NaOH. Câu 6: Dùng một hóa chất để phân biệt các dung dịch sau: BaCl2, Na2SO4, Na3PO4, HNO3. Câu 7: Dùng 2 hóa chất để nhận biết 4 chất bột là K2O, BaO, P2O5, và SiO2. Câu 8: Có 6 gói bột tương tự nhau: CuO, FeO, Fe3O4, MnO2, Ag2O và hỗn hợp Fe và FeO. Chỉ dùng thêm dung dich HCl có thể phân biệt 6 gói bột trên đó không? Nếu được hãy trình bày cách phân biệt. Câu 9: Cho 4 dung dịch sau: (NH4)2SO4, NH4NO3, FeSO4, AlCl3. Hãy chọn một kim loại để nhận ra các dung dịch trên. Câu 10: Chỉ được dùng kim loại, hãy nhận biết các dung dịch sau đây: HCl, HNO3 đặc, AgNO3, KCl, KOH. Câu 11: Chỉ dùng thêm nước, hãy nhận biết 4 chất rắn: Na2O, Al2O3, Fe2O3, Al chứa trong các lọ riêng biệt. Viết các phương trình phản ứng. Câu 12: Chỉ có nước và khí CO2 làm thế nào nhận biết các chất rắn sau: NaCl, Na2CO3, CaCO3, BaSO4. Trình bày cách nhận biết mỗi chất và viết phương trình phản ứng. 61