CHƯƠNG 3. HỆ THỐNG CÁC BÀI TẬP TRONG CÁC ĐỀ THI
Bạn đang xem bản rút gọn của tài liệu. Xem và tải ngay bản đầy đủ của tài liệu tại đây (614.22 KB, 112 trang )
So sánh độ tan tương đối của các chất kết tủa:
3
PbI2: S =
K s, PbI
3
2
22
=
TPbSO
4
1.1 = 10−7,8 = 10-3,9;
PbSO4: S =
PbS: S =
10−7,6
4 = 10-2,7;
TPbS
1.1
=
10−26 = 10-13;
Bởi vì độ tan của PbI2 là lớn nhất nên cân bằng chủ yếu trong dung dịch là
cân bằng tan của PbI2.
PbI2↓
Pb2+ + 2Ix
Ks = 10-7,6
2x
Ks = [Pb2+].[I- ]2 = x.(2x2) = 4x3 = 10-7,6
=> x = 10-2,7 => [Pb2+] = 2.10-3M.
Do đó:
[I-] = 4.10-3M.
10 −7,8
−2,7
[SO42-] = 10
= 10-5,1 = 7,94.10-6M << [Pb2+]
10−26
−2,7
[S2-] = 10
= 10-23,3 = 5.10-24M << [Pb2+].
Các nồng độ SO42-, S2- đều rất bé so với nồng độ của Pb 2+, như vậy nồng độ
của Pb2+ do PbS và PbSO4 tan ra là không đáng kể nên cách giải gần đúng trên chấp
nhận được.
Nhận xét: Trong câu này, học sinh được nghiên cứu hai vấn đề chính:
- Xác định thứ tự xuất hiện các kết tủa.
- So sánh độ tan của các chất từ đó xác định cân bằng hòa tan chính trong
dung dịch. Trên cơ sở đó xác định thành phần cân bằng của dung dịch.
Nhìn chung đây là một ví dụ cơ bản, học sinh có thể vận dụng các kiến thức
về cân bằng chất ít tan để giải quyết trọn vẹn.
86
Ví dụ 42. [Câu II.2. b. (Đề thi HSG QG 2003)]
Dung dịch A chứa các cation Mn2+, Co2+, và Ag+ với nồng độ ban đầu của
mỗi ion đều bằng 0,010 M. Hoà tan H 2S vào A đến bão hoà và điều chỉnh pH = 2,0
thì ion nào tạo kết tủa.
Biết: dung dịch bão hòa H2S có nồng độ 0,100M; H2S có: K1 = 1.10-7 và K2 = 1,3.1013
;
T
TMnS = 2,5.10 −10 ; TCoS
= 4,0.10-21; Ag S = 6,3.10-50;
2
Hướng dẫn giải:
Tính nồng độ ion S2- trong dung dịch H2S 0,100 M; pH = 2,0.
CH2S = [H2S] = 0,1 M
H2S (k)
H2S (aq)
H2S (aq)
HS-
H+ + HS−
H+ + S2-
H2S (aq) 2H+ + S2- (3)
(1)
K1 = 1,0.10-7
(2)
K2 = 1,3.10-13
K=
[H + ]2 .[S2 − ]
[H 2 S]
= K1.K2 = 1,3.10-20
Theo đề bài: [H2S] = 0,1M; [H+] = 10-2M
[H 2 S]
10−1
−2 2
+ 2
=> [S2-] = 1,3.10-20. [H ] = 1,3.10-20. (10 ) = 1,3.19-17M
Ta có:
−10
[Mn2+].[S2-] = 10-2. 1,3.10-17 = 1,3.10-19 < TMnS = 2,5.10 => không có kết tủa
MnS.
[Co2+].[S2- ] = 10-2.1,3.10−17 = 1,3.10−19 > TCoS = 4,0.10-21 => tạo kết tủa CoS.
[Ag+]2.[S2− ] = (10−2)2. 1,3.10−17 = 1,3.10−21 >
TAg S
2
= 6,3.10-50 => tạo kết tủa
Ag2S.
Nhận xét: Đây là một ví dụ cơ bản, tập trung giải quyết vấn đề điều kiện xuất hiện
của các kết tủa. Trong bài này học sinh có thể dựa vào sự so sánh tích nồng độ các
ion với tích số tan để kết luận về việc xuất hiện kết tủa. Bên cạnh đó, việc cố định
pH và nồng độ cân bằng của H2S càng làm cho vấn đề trở nên đơn giản hơn.
87
Ví dụ 43. [Câu III (Đề thi chọn HSG 2004)]
Dung dịch A gồm AgNO3 0,050 M và Pb(NO3)2 0,100 M. Thêm 10,00 ml
dung dịch KI 0,250 M và HNO 3 0,200 M vào 10,00 ml dung dịch A thu được dung
dịch B.
Sau đó nhúng một điện cực Ag vào dung dịch B và ghép thành pin (có cầu
muối tiếp xúc hai dung dịch) với một điện cực có Ag nhúng vào dung dịch X gồm
AgNO3 0,010 M và KSCN 0,040 M.
a) Viết sơ đồ pin .
b) Tính sức điện động Epin tại 250C .
c) Viết phương trình phản ứng xảy ra khi pin hoạt động.
d) Tính hằng số cân bằng của phản ứng trong pin.
Cho biết :
AgOH + H+
K1 = 10 –11,70
(1)
Pb2+ + H2O PbOH+ + H+
K2 = 10 –7,80
(2)
Ag+ + H2O
Chỉ số tích số tan pKs : AgI là 16,0 ; PbI2 là 7,86 ; AgSCN là 12,0 .
0
EAg
+
RT
ln = 0,0592 lg
F
;
= 0 ,799 V
/Ag
Phân tích: Trong ví dụ này để xác định được cấu tạo của pin chúng ta phải xác định
được thành phần cân bằng trong các dung dịch B và X. Từ đó xác định được [Ag +]
trong các dung dịch để xác định được thế tại các điện cực và E pin.
- Với dung dịch B: CAg+ = 0,025 M; CPb2+ = 0,050M
CI- = 0,125M ; CH+ = 0,10M
Ag+
→ AgI ↓
I−
+
0,025
0,125
-
0,10
Pb2+
→ PbI2 ↓
2 I−
+
0,05
0,10
-
-
Trong dung dịch có đồng thời hai kết tủa là AgI ↓ và PbI2 ↓
AgI ↓
Ag+
+
I−
PbI2 ↓ Pb2+ + 2 I−
;
;
88
Ks1 = 1.10-16
(3)
Ks2 = 1.10-7,86
(4)
Ks1 << Ks2, vậy trong dung dịch cân bằng (4) là chủ yếu. Ở đây chúng ta có
thể bỏ qua sự tạo phức hiđroxo vì môi trường của dung dịch là axit.
PbI2↓
Trong dung dịch:
Pb2+ + 2I−
x
Ks2 = 1.10-7,86
2x
Ks2 = [Pb2+].[I-]2 = x.(2x)2 = 10-7,86
=> x = 1,51.10-3M => [I−] = 2x = 2,302.10-3M
Từ [I-], ta xác định được [Ag+] dựa vào:
[ Ag ] = K[I ] = 31,02.10.10
+
−16
s1
−
−3
= 3,31.10 −14 M
Thế của điện cực Ag trong dung dịch B là: Ag+ + e Ag
E 0Ag+ / Ag
E1 =
+ 0,0592.lg [Ag+] = 0,799 + 0,0592 lg (3,31.10-14) = 0,001V.
- Với dung dịch X:
Ag+
SCN− → AgSCN↓
+
0,010
;
1012,0
0,040
-
0,030
=> Cân bằng hòa tan:
AgSCN↓ Ag+
+
SCN−
;
10-12,0
0,030
x
K S, AgSCN
Vì
K s, AgSCN
=>
(0,030 + x)
= [Ag+].[SCN-] = x (0,030 + x) = 10-12
quá nhỏ nên sự hòa tan của AgSCN là không đáng kể => x << 0,030
10−12
Ag + = x =
= 3,33.10−11
−2
3.10
(M)
Thế của điện cực Ag nhúng vào dung dịch X là:
E2 =
E 0Ag+ / Ag
+ 0,0592.lg [Ag+]
= 0,799 + 0,0592 lg [Ag+] = 0,799 + 0,0592 lg (3,33.10-11)
= 0,179 V.
Vì E2 > E1 , ta có pin gồm cực Ag trong X là cực + , cực Ag trong B là cực –
89
