Skkn một số dạng bài tập về ph

  • Số trang: 18 |
  • Loại file: DOC |
  • Lượt xem: 141 |
  • Lượt tải: 0
dinhthithuyha

Đã đăng 3359 tài liệu

Mô tả:

Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy SƠ LƯỢC LÝ LỊCH KHOA HỌC I. THÔNG TIN CHUNG VỀ CÁ NHÂN: 1. Họ và tên: Đặng Thị Cẩm Thúy 2. Ngày tháng năm sinh: 06-03-1984 3. Quê quán: Ấp Bình Tốt A, xã Vĩnh Phú Tây, Phước Long, Bạc Liêu. 4. Nơi cư trú: Ấp Long Hậu, thị trấn Phước Long, Phước Long, Bạc Liêu. 5. Điện thoại cá nhân: 0919880556. 6. Chức vụ: giáo viên. II. TRÌNH ĐỘ ĐÀO TẠO: - Trình độ chuyên môn, nghiệp vụ: Đại học sư phạm. - Năm tốt nghiệp: 2007. - Chuyên ngành đào tạo: cử nhân sư phạm hóa học. Môn Hóa học 1 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy Phần 1: ĐẶT VẤN ĐỀ pH là một dạng kiến thức mới đối với học sinh THPT, các em được biết đến ở đầu chương trình Hóa Học 11 nhưng chỉ ở mức độ đơn giản. Vì vậy có thể các em gặp phải một số khó khăn. Để giúp các em có thêm những kiến thức và kĩ năng làm bài tập về pH hiệu quả hơn nên tôi chọn đề tài “Một số dạng bài tập về pH” nhằm giúp các em có thể làm được các bài tập về pH trong các đề thi đại học, cao đẳng và có thể xem là một trong các chuyên đề ôn luyện học sinh giỏi khối 10, 11, 12 để học sinh và giáo viên tham khảo. Môn Hóa học 2 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy Phần 2: GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ A. THỰC TRẠNG - GIẢI PHÁP - Hiện nay, trong chương trình Hóa Học 11 cơ bản có một bài về pH với nội dung rất cơ bản chỉ đưa ra công thức tính pH đơn giản và chỉ một vài bài tập tính pH của một dung dịch chất điện li mạnh nên học sinh gặp khó khăn khi gặp các dạng bài tập về pH đa dạng và phức tạp hơn. - Trong chương trình ôn học sinh giỏi vòng tỉnh lớp 10, 11, 12 cũng thường xuyên kiểm tra dạng bài tập tính pH. - Đây cũng là nội dung thường gặp trong các đề thi đại học, cao đẳng và đề thi học sinh giỏi vòng tỉnh. Qua nghiên cứu tài liệu và kinh nghiệm giảng dạy tôi tổng hợp lại một số dạng bài tập về pH và phương pháp giải nhằm có thể giúp học sinh giải quyết các bài tập về pH tốt hơn. B. NỘI DUNG I. CƠ SỞ LÍ THUYẾT 1. Các khái niệm axit- bazơ 1.1. Thuyết Arêniut - Axit là những chất khi tan trong nước phân li ra cation H+. VD: HCl � H+ + Cl- Bazơ là những chất khi tan trong nước phân li ra anion OH-. VD: NaOH � Na+ + OHNhư vậy, theo thuyết Arêniut khái niệm axit- bazơ gắn liền với dung môi nước. 1.2. Thuyết Bronstet - Axit là chất có khả năng cho proton tạo thành bazơ liên hợp của nó. VD: CH3COOH + H2O � H3O+ + CH3COO- Bazơ là chất nhận proton tạo thành axit liên hợp của nó VD: NH3 + H2O � NH4+ + OH- Nước vừa là axit vừa là bazơ, nên nước là chất lưỡng tính. ● Ưu điểm của thuyết Bronstet so với thuyết Arêniut + Giải thích cho phân tử không có OH - như NH3, các amin hoặc dung dịch muối của bazơ mạnh - axit yếu vẫn có tính bazơ. + Giải thích cho phân tử không có H + vẫn có tính axit như FeCl 3, Al(NO3)3,... Môn Hóa học 3 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy + Giải thích axit – bazơ trong điều kiện không dung môi hoặc dung môi khác nước: VD: NH3 + HCl → NH4Cl 2. Tích số ion của nước - Trong nước nguyên chất có cân bằng: H2O � H+ + OH- K H O 2 ◦ Ở 25 C, nước phân li rất yếu, quy ước: -14 K H 2O  � H� OH  � � �� � �= 1,0.10 . K H 2 O được gọi là tích số ion của nước. - Đối với nước nguyên chất thì [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 M 3. Khái niệm pH – thang pH + Để đánh giá độ axit, độ kiềm của dung dịch, người ta dùng pH với quy ước như sau: [H+] = 10-pH => pH= -lg[H+] ; pOH = - lg[OH-] + Thang pH: Thường dùng từ 1 đến 14, tương ứng với nồng độ ion H+ từ 10-1 - 10-14 + Nước nguyên chất: ở 25◦C [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 M => pH = 7 + Môi trường bazơ: [OH-] > [ H+] => pH > 7 + Môi trường axit: [OH-] < [ H+] => pH < 7 4. Cách xác định pH + Bước 1: Tìm nồng độ [ H+]. + Bước 2 : Xác định pH qua công thức: pH= - lg[ H+] Đối với dung dịch có môi trường kiềm thì ta: + Bước 1: Xác định [OH-]. + Bước 2: Suy ra pOH qua công thức: pOH= - lg[ OH-] + Bước 3: Từ biểu thức pOH + pH = 14 � pH = 14 - pOH * Chú ý : 1. Biết pH suy ra [ H+] = 10-pH. C n 2. Độ điện li α= C = n 0 0 + C, C0 lần lượt là nồng độ phân li và ban đầu + n, n0 lần lượt là số mol phân li và số mol ban đầu. + Chất điện li mạnh thì   1 . + Chất điện li trung bình hoặc yếu thì 0    1 3. Đề bài cho 1 axit tác dụng với nhiều bazơ hoặc 1 bazơ tác dụng nhiều axit thì ta đưa bài toán về dạng phương trình ion thu gọn để giải. II. MỘT SỐ DẠNG BÀI TẬP VỀ pH Môn Hóa học 4 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy Dạng 1: Tính pH của dung dịch axit mạnh, dung dịch bazơ mạnh. 1.1. Axit mạnh: Độ điện li  = 1 Tính naxit � nH+ � [H+] � pH= - lg[ H+] Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch chứa 0,73 gam HCl trong 200 ml . Giải HCl là axit mạnh. nHCl = 0,02 (mol) HCl → H+ + Cl0,02 0,02 (mol) .  [H+] = 0,02/0,2 = 0,1 (M).  pH = - lg[H+] = 1 . 1.2. Bazơ mạnh: Độ điện li  = 1 Tính nbazơ � nOH- � [OH-] � [H+]  pH. Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch chứa 0,8 gam NaOH trong 200 ml . Giải NaOH là bazơ mạnh . nNaOH = 0,02 (mol) . NaOH → Na+ + OH- . 0,02 0,02 (mol) .  [OH-] = 0,02/0,2 = 0,1 (M) . Ta có : [H+].[OH-] = 10-14  [H+] = 10-13  pH = 13 . Dạng 2: Tính pH của dung dịch axit, bazơ yếu 2.1. Axit yếu 1 nấc � tính CP.li = CM * α � nH+ � [H+] � pH hoặc áp dụng công thức nhanh pH = với  1 2 (log Ka+ log Ca )= 1 (pKa - log Ca ) = -log (α.Ca) 2  : là độ điện li Ka : hằng số phân li của axit Ca : nồng độ mol/l của axit ( Ca 0,01 M ) 2.2. Bazơ yếu 1 nấc � tính CP.li = CM * α � nOH- � [OH-] � [H+] � pH hoặc áp dụng công thức nhanh với 1 pH = 14+ 2 (log Kb + log Cb ) Kb : hằng số phân li của bazơ Cb : nồng độ mol/l của bazơ Môn Hóa học 5 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy 2.3. Axit yếu nhiều nấc � HnA H+ + Hn-1A - (1) Ka1 Hn-1A- � H+ + Hn-2A2- (2) Ka2 ...... � H+ + An- (n) Kan HAn-1 - Ta có Ka1 > Ka2 > . . . > Kan - Tính cân bằng trong dung dịch axit này ta dựa vào cân bằng (1) để tính nồng độ H+, bỏ qua các cân bằng sau khi Ka1 >> Ka2 2.4. Bazơ yếu nhiều nấc B(OH)n � OH- + B(OH)n-1 + (1) Kb1 B(OH)n-1 - � OH- + B(OH)n-2 2+ (2) Kb2 ...... � OH- + Bn+ (n) Kbn B(OH) n-1 - Ta có Kb1 > Kb2 > . . . > Kbn - Tính cân bằng trong dung dịch bazơ này ta dựa vào cân bằng (1) để tính nồng độ OH- bỏ qua các cân bằng sau khi Kb1 >> Kb2 Ví dụ 3: Dung dịch HNO2 0,1M có hằng số phân li của axit K a = 4,0.10-4. Tính pH của dung dịch? Giải HNO2 là axit yếu, ta có HNO2 � H+ + NO2Bđ 0,1 Đl x x x Cb 0,1 – x x x Do đó: Ka  x2 4,0.10  4 0,1  x Giả sử x << 0,1 ta có 0,1 – x = 0,1 Ta có: x2 = 4,0.10-4.0,1  x = 6,3.10-3  pH = - lg[H+] = - lg(6,3.10-3) = 2,2 Ví dụ 4: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M . Biết KCH 3 COOH = 1,8. 10-5 Giải. CH3COOH là axit yếu nên có thể áp dụng công thức giải nhanh ở trên ta có: Môn Hóa học 6 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy 1 1 pH = - 2 (logKa + logCa ) = - 2 (log1,8. 10-5 + log0,1 ) = 2,87 Ví dụ 5: Dung dịch NH3 0,1M . Biết Kb = 1,8.10-5 . Tính pH của dung dịch? Giải + NH3 + H2O � NH4 + OH Bđ : 0,1 0 0 Đli : x x x CB : 0,1 – x x x  x2 = 0,1.1,8.10-5 → x = 1,34.10-3 = [OH-] Ta có : [H+].[OH-] = 10-14 → [H+] = 7,5.10-12 (M).  pH = - lg[H+] = - lg(7,5.10-12) = 11,13 Hay NH3 là bazơ yếu nên có thể áp dụng công thức giải nhanh 1 pH = 14+ 2 (log Kbazơ + log Cbazơ ) = 14 + 1 2 (log 1,8.10-5 + log 0,1 ) = 11,13 Ví dụ 6: Tính pH của dd H2S 0,1M. Biết H2S có K1=10-7; K2=1,3.10-13 Giải H2S là axit yếu 2 nấc H 2 S � H   HS  K1 (1) HS  � H   S 2 K 2 (2) K1 >>K2 nên bỏ qua cân bằng (2) nên có thể áp dụng công thức giải nhanh pH =  1 2 (log Kaxit + log Caxit ) =  1 2 (log 10-7 + log 0,1) = 4 Dạng 3: Tính pH của hỗn hợp các dung dịch axit, các dung dịch bazơ . 3.1. Hỗn hợp các dung dịch axit: Tính ∑nH+ � [H+]  pH. 3.2. Hỗn hợp các dung dịch bazơ: Tính ∑n OH- � [OH-] � [H+] � pH. Tuy nhiên cần lưu ý: ● Nếu hỗn hợp gồm axit mạnh và axit yếu - Khi nồng độ axit mạnh lớn hơn nồng độ axit yếu xem pH của hỗn hợp axit chỉ là pH của axit mạnh. - Nồng độ axit mạnh nhỏ hơn nồng độ axit yếu Không thể bỏ qua ion H+ của axit yếu. Tính pH của dung dịch dựa vào cân bằng sau với sự tham gia của nồng độ H+ của axit mạnh phân ly ra. � H+ + AHA ● Nếu hỗn hợp gồm bazơ mạnh và bazơ yếu: tính tương tự dung dịch hỗn hợp axit mạnh và yếu. Ví dụ 7: a. Cho dung dịch A chứa HCl 4.10-4M và H2SO4 3.10-4M Môn Hóa học 7 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy b. Cho dung dịch B chứa NaOH 2.10-4M và Ba(OH)2 4.10-4M Tính pH của dung dịch A và dung dịch B Giải a. Dung dịch A: là hỗn hợp axit mạnh nên [H+] = 4.10-4 + 2.3.10-4 = 10-3M  pH = 3 b. Dung dịch B: là hỗn hợp bazơ mạnh nên [OH-] = 2.10-4 + 2.4.10-4 = 10-3M  pOH = 3  pH = 13 Ví dụ 8 : Trộn 10 (ml) dung dịch CH3COOH 0,1M với 10(ml) dung dịch HCl 0,01M. Tính pH của dung dịch thu được. Cho Ka (CH3COOH) = 10-4,76 Giải 10 -2.10 -2 = 5.10-3 (M) -2 2.10 10 -1.10 -2 0 C ( CH3COOH) = = 5.10-2 (M) -2 2.10 C 0 ( HCl) = C 0 ( HCl) < C0 ( CH3COOH) CH3COOH � H+ + CH3COOBđ 5.10-2 5.10-3 Đl x x x Cb 5.10-2 – x 5.10-3 + x x Ka = x(5.10 -3  x) (5.10 -2  x) = 10-4,76 => x= 2,3609.10-3 [H+] = 5.10-3 + 2,3609.10-3 = 7,3609.10-3  pH = 2,1331 Dạng 4: Tính pH trong dung dịch sau khi trộn axit với bazơ 4.1. pH của dung dịch tạo bởi phản ứng của axit mạnh và bazơ mạnh - Tính số mol H+, OH- ban đầu, so sánh: + Nếu bài toán có số mol H+ lớn hơn số mol OH- thì tính [H+] dư và pH = - lg[H+]dư + Nếu bài toán dư OH- thì tính [OH-] dư � pOH = - lg[OH-]dư � pH = 14 pOH + Nếu n H nOH thì pH = 7 , dung dịch có môi trường trung tính.   Ví dụ 9: Trộn 100 ml dd KOH 0,01M với 100 ml dd HCl 0,012 M. Tính pH của dung dịch sau khi trộn. Giải Dung dịch KOH có nOH   0,1.0,01 = 1.10-3 mol Dung dịch HCl có n H  0,1.0,012 = 1,2.10-3 mol  Môn Hóa học 8 Trường THPT Võ Văn Kiệt  nH  du GV: Đặng Thị Cẩm Thúy  1,2.10-3 - 10-3 = 2.10-4 mol  [H+] dư = 2.10  4 10  3 M 0,1  0,1  pH = 3 Ví dụ 10: Cho 40 ml dd HCl 0,75 M vào 160 ml dd Ba(OH) 2 0,08 M, KOH 0,04 M. Tính pH của dung dịch thu được . Giải Dung dịch HCl có: n H  0,75.40.10-3 = 0,03 mol;  Dung dịch hỗn hợp bazơ có : nOH nOH  du  0,032 Nên:   0,16.(0,08.2 – 0,03 = 0,002 (mol)  [OH-] dư = + 0,04) = 0,032 (mol)  0,002 0,01M 0,04  0,16 pOH = 2  pH = 12 4.2. pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit mạnh và bazơ yếu + Nếu lượng axit mạnh lớn hơn lượng bazơ yếu thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp axit mạnh - axit yếu. + Nếu lượng axit nhỏ hơn lượng bazơ thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp dung dịch bazơ yếu và axit yếu – dung dịch đệm. + Nếu lượng axit bằng lượng bazơ thì tạo ra dung dịch là axit yếu ( liên hợp). Ví dụ 11: Trộn lẫn 7 ml dung dịch NH3 1M và 3 ml dung dịch HCl 1M thu được dung dịch A. Xác định pH của các dung dịch A, biết K NH3 1,8.10  5 . Giải Xét phản ứng của dung dịch NH3 và dung dịch HCl : NH3 + H+ � NH4+ Bđ 0,7M 0,3M Pư 0,3M 0,3M CB 0,4M 0 0,3M Vậy dung dịch A gồm các cấu tử chính là NH3 0,4M, NH4+ 0,3M và Cl-. NH3 + H2O ⇄ NH4+ + OHKb Bđ 0,4M 0,3M Pư xM xM xM Cb (0,4-x)M (0,3+x)M xM K (0,3  x ).x 1,8.10  5  x 2,4.10  5 (0,4  x ) � pH  14  [ lg(2,4.105 )]  9,4 4.3. pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit yếu và bazơ mạnh Môn Hóa học 9 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy + Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp hai axit yếu. + Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu. + Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của dung dịch bazơ yếu (liên hợp). Ví dụ 12: Trộn 10ml dung dịch CH3COOH ( pH = 3,5 ) với 10ml dung dịch Ba(OH)2 ( pH = 11,5 ). Tính pH dung dịch thu được. Cho KCH COOH = 10-4,76 ; KCH COO = 10-9,26. Giải + -3,5 pH = 3,5 � [H ] = 10 M 3 - 3 CH 3COOH � CH 3COO   H  C 103,5 103,5 103,5 C  103,5 103,5 10 3,5 Ka  (103,5 ) 2  104,76 � C  6, 07.103 M 3,5 C  10 pH = 11,5 � [H+] = 10-11,5M � [OH-]=10-2,5 M Sau khi trộn ta có nồng độ CCH 3COOH  6, 07.103. COH   102,5. 10  3, 035.10 3 M 20 10  1,58.103 M 20 CH 3COOH OH  � CH 3COO   H 2O  Bd 3, 035.103 M 1,58.10 3 M Pu 1,58.103 M 1,58.10 3 M 1,58.10 3 M Sau 1, 455.103 M 0 1,58.103 M Sau phản ứng ta có hệ dd đệm gồm CH3COOH 1,455.10-3M và CH3COO- 1,58.103 M Môn Hóa học 10 Trường THPT Võ Văn Kiệt CH 3COOH 1, 455.103 M x 1, 455.103 M  x Ka  � GV: Đặng Thị Cẩm Thúy CH 3COO   H 1,58.103 M x x 1,58.103 M  x x (1,58.103 M  x) x  104,76 1, 455.103 M  x GS x  1, 455.103 � x  104,8 M pH=4,8 4.4. pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit yếu và bazơ yếu + Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ yếu thì tạo ra dung dịch 2 axit yếu. + Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ thì tạo ra dung dịch hỗn hợp 2 bazơ yếu + Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ thì tạo ra dung dịch gần như là trung tính. Dạng 5: Tính pH của dung dịch đệm Dung dịch đệm là dung dịch chứa một hỗn hợp của axit yếu và bazơ liên hợp với nó hoặc hỗn hợp của bazơ yếu và axit liên hợp với nó. Một hỗn hợp như vậy có khả năng chống lại mọi biến đổi pH do một lượng nhỏ của axit, hoặc bazơ được thêm vào hỗn hợp. Ví dụ: dung dịch hỗn hợp của CH 3COOH và CH3COO- ; NH4+ và NH3; HCOOH và HCOONa; HCO3- và CO32- , muối axit của đa axit NaHCO 3-, Na2HPO4... Ca ● Công thức tính gần đúng pH của dung dịch đệm: pH = -(log Kaxit + log C ) m Ca : nồng độ mol/l của axit Cm : nồng độ mol/l của muối Ví dụ 13: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M và CH3COONa 0,1 M ở 250C. Biết KCH 3 COOH = 1,75. 10-5 , bỏ qua sự điện li của H2O. Giải. Đây là dung dịch đệm của axit yếu và bazơ liên hợp nên áp dụng công thức giải nhanh. Môn Hóa học 11 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy Ca 0,1 pH = - (logKa + log C ) = - (log1,75. 10-5 + log 0,1 ) = 4,76 m Dạng 7: Tính pH của dung dịch muối Muối là sản phẩm của phản ứng giữa một axit và một bazơ. Về cấu trúc thì muối là hợp chất ion. Muối là những chất điện li mạnh, do đó điện li hoàn toàn trong nước và trong một số trường hợp muối còn phản ứng với cả dung môi nước được gọi là sự thủy phân. Sự thủy phân thường làm pH của dung dịch muối khác nhau: 7.1. Muối khi hòa tan không làm thay đổi pH khi hòa tan vào nước Là muối tạo bởi bazơ mạnh và axit mạnh như NaCl, K2SO4, ... pH = 7 7.2. Muối tạo môi trường bazơ khi hòa tan: tính như cân bằng của bazơ yếu. Là muối tạo bởi bazơ mạnh và axit yếu như CH3COONa, KF, Na2CO3, KHS,... Khi đó có sự thủy phân gốc axit yếu sinh ra nồng độ OH- lớn hơn trong nước, nên pH > 7: Ví dụ: CH3COO- + H2O � CH3COOH + OH- Kb = 5,6. 10-10 7.3. Muối tạo môi trường axit khi hòa tan: Gồm muối tạo bởi axit mạnh và bazơ yếu (NH4Cl, AlCl3, Fe2(SO4)3,...). Chỉ có cation bazơ yếu trở thành axit liên hợp, cho nên tính như cân bằng của axit yếu. Ví dụ: NH4Cl(r) + ��� NH4 H 2O + Cl- NH4+ + H2O � NH3 + H3O+ Ka = 5,6. 10-1 7.4. Sự thủy phân của muối tạo bởi một axit yếu và một bazơ yếu Trong trường hợp này cả hai ion cation và anion đều có phản ứng với nước tạo thanh dung dịch muối có tinh axit, bazơ, trung tính tùy thuộc vào lực tương đối của axit yếu và bazơ yếu. Để đơn giản ta xét vấn đề một cách định tính: + Trường hợp Kb> Ka: dung dịch có tính bazơ vì anion bị thủy phân mạnh hơn cation. Lúc cân bằng, có nhiều ion OH- hơn ion H3O+. + Trường hợp Kb< Ka dung dịch có tính axit vì cation bị thủy phân mạnh hơn anion + Trường hợp K b  K a : dung dịch gần như là trung tính Ví dụ 14: Đánh giá độ pH của dd NaF 0,3M. Biết Ka=7,2.10-4 Môn Hóa học 12 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy Giải NaF là muối của bazơ mạnh và axit yếu NaF � Na   F  0,3M 0,3M F   H 2O � HF  OH  Bd 0,3M Pu x x x CB 0,3  x x x x2 1014 Kb    0,14.1010 4 0,3  x 7, 2.10 x  0, 2.105 M � pOH  5, 7 � pH  8,3 Ví dụ 15: Muối Fe3+ thuỷ phân theo phản ứng: Fe3  H 2O � Fe(OH )2   H  ; K  4.103 Tính pH của dd FeCl3 0,05M. Giải. Fe3  H 2O � Fe(OH )2  H  ; K  4.103 Bđ 0,05M Pư xM xM xM Cb 0,05-x xM xM x2  4.10 3 0, 05  x � x 0, 014 pH 1,85 K Môn Hóa học 13 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy III. CÁC BÀI TẬP TỰ LUYỆN Bài 1: a. Tính pH của dung dịch sau ở 250C: Dung dịch NaCl 0,1M ; dung dịch H2SO4 0,005M ; dung dịch Ba(OH)2 0,05M b. Tính pH của dung dịch NaOH, biết 1 lit dung dịch đó có chứa 4 gam NaOH c. Hoà tan 0,56 lít khí HCl (đktc) vào H2O thu được 250 ml dung dịch. Tính pH của dung dịch thu được? ĐS: a. pH=7; 2; 13 b. pH=13 c. pH=1 Bài 2: Cho 1,44 gam Mg vào 5 lít dung dịch axit HCl có pH =2 a. Mg có tan hết trong dung dịch axit hay không ? b. Tính thể tích khí H2 bay ra (đktc)? c. Tính nồng độ mol/ lít của dung dịch sau phản ứng (coi Vdd không đổi)? ĐS: a. Mg dư b. 0,56 lít c. 5.10-3M Bài 3: Trộn 1 lít dung dịch H2SO4 0,15M với 2 lít dung dịch KOH 0,165M thu được dung dịch E. Tính pH của dung dịch E? ĐS: pH=12 Bài 4: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4. Trung hoà 2 lít dd A cần 400ml dung dịch NaOH 0,5M . Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,95 gam muối khan. a. Tính nồng độ mol/lít của các axit trong dung dịch A? b. Tính pH của dung dịch A? ĐS: a. 0,05M; 0,025M b. pH=1 Bài 5: Độ điện li của axit axetic (CH 3COOH ) trong dung dịch CH3COOH 0,1M là 1,34%. Tính pH của dung dịch axit này. ĐS: pH=2,87 Bài 6: Cho dung dịch H2SO4 có pH = 2. Thêm 100 ml dung dịch KOH 0,1M vào 100 ml dung dịch trên. Tính nồng độ mol / lít và pH của dung dịch thu được? ĐS: 0,045M; pH=12,6 Bài 7 : Cho dung dịch HCl có pH = 4. Hỏi phải thêm một lượng nước gấp bao nhiêu lần thể tích dung dịch ban đầu để thu được dung dịch HCl có pH = 5. ĐS: 9 lần Bài 8: Cho dung dịch NaOH có pH = 12 (dung dịch A). Cần pha loãng bao nhiêu lần để thu được dung dịch NaOH có pH = 11. ĐS: 10 lần Bài 9: Trộn 250 ml dung dịch hỗn hợp gồm HCl 0,08 M và H 2SO4 0,01M với 250 ml dung dịch Ba(OH)2 amol/lít thu được m gam kết tủa và 500ml dung dịch có pH = 12 Tính m và a. ĐS: m=1,165g a=0,06M Bài 10: H2CO3 có pKa1 = 6,52; pKa2 = 10,32; tính pH của dd này biết α = 1,74 %. ĐS: pH=4,76 Môn Hóa học 14 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy Bài 11: Dung dịch axit formic 3% (d=1,0049g/ml); pH=1,97. Cần pha loãng dung dịch này bao nhiêu lần để độ điện li tăng 10 lần. ĐS: 1,176 lần Bài 12: Dung dịch NH3 0,01M có   4,1% . Tính a. [NH 4 ];[OH  ];[NH 3 ] b. KNH3? c. pH dd sau khi thêm 9.10-3 mol NH4Cl vào 1(l) dd trên. d. pH dd sau khi hòa tan 0,01 mol NH3 và 0,005 mol HCl vào 1(l) dd trên. ĐS: a. 4,1.10-4 M; 4,1.10-4 M; 9,59.10-3 M. b. 1,75.10-5 c. pH=9,29 d. pH=9,72 Bài 13: Lấy 25ml dd CH3COOH 4M pha loãng thành 1(l) dd A. a) Tính độ điện li 1 của CH3COOH và pH của dd A. Biết 1ml dd A có 6,09.10 19 hạt (ion và phân tử). b) Lấy 1 (l) dd A cho thêm nước để thể tích tăng gấp đôi, pH của dd =3,05. Tính  2 . c) Thêm vào 1 (l) dd A: 0,001mol HCl; pH bấy giờ là 2,7. Tính  3 . ĐS: a. 1  1,16% ; pH=2,9 b.  2  1, 78 c.  3  0,995% Bài 14: Cho dd X (CH3COOH 0,5M và CH3COONa 0,5M); CH3COOH, K = 1,8.10-5. a) Xác định nồng độ ion H+, CH3COO- trong dd và pH dd X. b) Thêm 0,01 mol NaOH vào 1 lit dd X được dd Y. Tính pH của dd Y. c) Thêm 0,01 mol HCl vào 1 lit dd X được dd Z. Tính pH của dd Z. ĐS: a. [H+]= 1,8.10-5M; [ CH3COO-] = 0,5 + 1,8.10-5 M; pH=4,74 b. pH=4,76 c. pH=4,73 Bài 15: Khi cho từ từ dd KOH 0,1M và dd CH 3COOH 0,1M tại thời điểm có 50% CH3COOH được trung hòa thì pH của dd thu được là bao nhiêu? Ka=1,8.10-5. ĐS: pH=4,57 Bài 16: Cho dd NaOH có pH = 12. Cho vào 100 ml dd đó 0,5885 gam NH 4Cl, đun nóng, sau phản ứng giá trị pH tăng hay giảm so với ban đầu. ĐS: pH giảm Bài 17: Tính số gam KCN phải lấy để khi hòa tan 100ml nước thu được dung dịch có pH=11 (bỏ qua sự thay đổi thể tích trong quá trình hòa tan).Ka(HCN)=4,1.10-10 ĐS: 0,2795 gam Bài 18: Tính pH của dd AlCl3 0,02M, biết hằng số thủy phân của Al3+ là 1,4.10-5. Tính Kb của Al(OH)3. ĐS: pH=3,28 Kb=10-10,72 Bài 19: Đánh giá độ pH và nồng độ CO32 , HCO3 trong dd Na2CO3 0,01M. Biết Kb1=10-3,67; Kb2=10-7,65. ĐS: pH=11,13 ; [CO32-]=8,64.10-3M ; [HCO3-]=1,36.10-3M Bài 20: Tính pH của: a) dd Na2HPO4 0,1M. Môn Hóa học 15 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy b) dd NaH2PO4 0,1M Biết axit H3PO4 có K1 = 7,62.10-2; K2 = 6,23.10-8; K3 = 2,2.10-13 ĐS: a. pH=10,1 b. pH=4,1 Môn Hóa học 16 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy Phần 3: KẾT LUẬN Qua nghiên cứu về pH của dung dịch chất điện li trong nước, tôi đã làm được một số việc như sau: 1. Tìm hiểu sâu sắc hơn các khái niệm axit –bazơ, pH. 2. Hệ thống lại cách tính pH của các loại dung dịch điện li trong nước mà sách giáo khoa và sách bài tập chưa đề cập đến. 3. Phân loại bài tập tính pH và cách giải các loại bài tập đó. 4. Tổng hợp các bài tập về pH trong các đề thi đại học, cao đẳng và các đề thi học sinh giỏi. Đề tài có thể được áp dụng để giảng dạy phần tự chọn chương điện li cho lớp 11CA, ôn học sinh giỏi, luyện thi đại học, cao đẳng.  Kết quả đạt được khi vận dụng đề tài - Năm học 2011- 2012: đạt 01 giải khuyến khích học sinh giỏi vòng tỉnh khối 11. - Năm học 2013- 2014: đạt 02 giải khuyến khích, đạt 02 giải ba học sinh giỏi vòng tỉnh khối 10. Môn Hóa học 17 Trường THPT Võ Văn Kiệt GV: Đặng Thị Cẩm Thúy MỤC LỤC Trang Phần 1: Đặt vấn đề 2 Phần 2: Giải quyết vấn đề A. Thực trạng- Giải pháp B. Nội dung I. Cơ sở lý thuyết II. Các dạng bài tập về pH III. Một số bài tập tự luyện 3 3 Phần 3: Kết luận 17 3 5 14 TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Ngô Ngọc An – Rèn luyện kĩ năng giải toán Hóa Học 11. NXBGD 2. Nguyễn Tinh Dung – Hóa học phân tích, cân bằng ion trong dung dịch. NXBGD. 3. Nguyễn Tinh Dung – Hóa học phân tích, phần I, lí thuyết cơ sở. NXBGD 4. Nguyễn Tinh Dung – Bài tập hóa học phân tích. NXBGD 5. Các đề thi tuyển sinh đại học, cao đẳng, đề thi học sinh giỏi. Môn Hóa học 18
- Xem thêm -