Một số dạng câu hỏi, bài tập phần Dung dịch chất điện ly sử dụng trong ôn thi học sinh giỏi cấp THPT

61 TẠP CHÍ KHOA HỌC – ĐẠI HỌC TÂY BẮC Khoa học Tự nhiên và Công nghệ 1. Đặt vấn đề Trong chương trình Hóa học THPT, phần “Dung dịch chất điện ly” là một nội dung quan trọng; thuộc chương 1 lớp 11 [5]. Nó cung cấp các kiến thức đại cương về chất điện ly (khái niệm, phân loại); sự điện ly của nước, môi trường của dung dịch (pH); các phản ứng trao đổi xảy ra trong dung dịch và sự thủy phân của các muối. Nội dung của chương này cung cấp các kiến thức cơ sở để nghiên cứu các nội dung khác thuộc hóa vô cơ trong chương trình hóa học lớp 11 và 12. Trong chương trình ôn thi học sinh giỏi, phần “Dung dịch chất điện ly” vẫn là một nội dung quan trọng và nó khai thác thêm một số nội dung so với chương trình hóa học 11; bao gồm: Khái niệm, phân loại chất điện ly. Hằng số điện ly, độ điện ly (của chất điện ly yếu). Các quan niệm về axit – bazơ. Cân bằng trong các dung dịch axit yếu, bazơ yếu, hệ đệm; pH. Cân bằng trong dung dịch các chất điện ly ít tan (sự tạo thành kết tủa; sự hòa tan kết tủa) Cân bằng tạo phức.[6] Qua theo dõi các đề thi học sinh giỏi (kì thi học sinh giỏi các tỉnh, kì thi Olympic 30 -4; trại hè Hùng Vương; Kỳ thi HSG các trường THPT chuyên khu vực Duyên hải và Đồng bằng Bắc bộ; đề thi học sinh giỏi quốc gia) chúng tôi nhận thấy các câu hỏi thuộc phần dung dịch là một chủ đề quan trọng; xuất hiện trong các đề thi ở một hoặc hai câu. Các câu hỏi thuộc nội dung này thường tập trung khai thác theo các chủ đề chính: Dạng câu hỏi lý thuyết (sử dụng lí thuyết để chứng minh, giải thích) và các bài tập phổ thông liên quan đến các phản ứng xảy ra trong dung dịch chất điện ly, pH Dạng bài tập liên quan đến pH, hằng số điện ly, độ điện ly. Dạng bài tập liên quan đến độ tan, tích số tan; sự tạo thành kết tủa; sự hòa tan kết tủa và sự tạo phức. 2. Phương pháp nghiên cứu Phương pháp nghiên cứu lí thuyết; nghiên cứu, thu thập tài liệu. 3. Nội dung 3.1 Các dạng câu hỏi lí thuyết và bài tập phổ thông. Đây là dạng câu hỏi đơn giản, nội dung sát với các câu hỏi trong các đề thi THPT quốc gia; MỘT SỐ DẠNG CÂU HỎI, BÀI TẬP PHẦN DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY SỬ DỤNG TRONG ÔN THI HỌC SINH GIỎI CẤP THPT Nguyễn Thị Hải, Phạm Văn Công Trường Đại học Tây Bắc Tóm tắt: Trong các trường phổ thông; nhiệm vụ bồi dưỡng đội tuyển học sinh giỏi luôn được quan tâm, chú trọng. Để đạt được kết quả tốt trong công tác ôn luyện đội tuyển học sinh giỏi cần đảm bảo đồng bộ nhiều yếu tố như: chất lượng học sinh tham gia đội tuyển, đội ngũ giáo viên tham gia giảng dạy; sự quan tâm sát sao nhà trường, gia đình và các tổ chức đoàn thểViệc nắm vững chương trình ôn thi, biên soạn tài liệu phục vụ giảng dạy và ôn tập cũng vô cùng cần thiết. Trong bài viết này, chúng tôi đề xuất một số lưu ý khi giải một số dạng câu hỏi và bài tập thường gặp phần “Dung dịch chất điện ly” trong ôn thi học sinh giỏi môn hóa học cấp THPT. Bài tập phần này thường tập trung vào ba dạng: dạng câu hỏi lý thuyết và các bài tập phổ thông; dạng bài tập liên quan đến pH, hằng số điện ly, độ điện ly; dạng bài tập liên quan đến độ tan, tích số tan; sự tạo thành kết tủa; sự hòa tan kết tủa và sự tạo phức. Từ khóa: Học sinh giỏi (HSG), bài tập, dung dịch chất điện ly. Nguyễn Thị Hải, Phạm Văn Công (2020) (20): 61 - 69 62 thường khai thác về pH, các phản ứng xảy ra trong dung dịch chất điện ly (phản ứng axit – bazơ; phản ứng tạo kết tủa, tạo chất điện ly yếu, chất khí), nêu và giải thích một cách định tính các hiện tượng. Ví dụ 1 Cho các chất sau: a) Na 2 CO3; b) KNO3; c) (NH4)2SO4; d) BaCl2; e) KHSO4 Giải thích tính chất axit – bazơ của các dung dịch nước của các chất trên. Cho biết giá trị ước lượng pH của các dung dịch đó ((pH > 7; < 7 hoặc ≈ 7 ). Giải thích tính chất axit – bazơ của các dung dịch nước của các chất trên. Cho biết giá trị ước lượng pH của các dung dịch đó (pH > 7; < 7 hoặc ≈ 7 ?). (Trích đề thi HSG Quốc gia lớp 12 năm 1997) Ví dụ 2 Dung dịch A gồm các chất tan: FeCl3, AlCl3, NH4Cl và CuCl2 (nồng độ mỗi chất xấp xỉ 0,1M) Dung dịch A có phản ứng axit, bazơ hay trung tính ? Tại sao? Thêm dần NH3 vào dung dịch B cho đến dư. Có hiện tượng gì xảy ra? Viết phương trình phản ứng ion để giảng thích. (Trích đề thi HSG Quốc gia lớp 12 năm 1999) Ví dụ 3 Cho biết các phân tử (hoặc ion) sau là axit, bazơ, lưỡng tính hay trung tính theo thuyết Bronsted, giải thích: NH4 +, Fe(OH)2+, Ba2+, HCOO-, HS-, Zn(OH) 2 , HSO4 -, ClO4 -. (Trích đề thi HSG lớp 11 trường THPT Lê Quý Đôn tỉnh Điện Biên năm 2014-2015) [7] Ví dụ 4 Viết phương trình phản ứng (dạng phân tử và ion thu gọn) khi cho các cặp dung dịch (mỗi dung dịch đều chứa 1 mol chất tan) tác dụng với nhau: BaCl 2 và NaHSO4; Ba(HCO3)2 và KHSO4; Ca(H2PO4)2 và KOH; Ca(OH)2 và NaHCO3; Ca(HCO3)2 và NaOH. (Ttrích đề thi học sinh giỏi tỉnh Vĩnh Phúc lớp 11, năm học 2013 – 2014) [9] Ví dụ 5 Trộn ba dung dịch H 2 SO4 0,1M; HNO3 0,2M; HCl 0,3M với những thể tích bằng nhau thu được dung dịch Z. Lấy 300 ml dung dịch Z cho tác dụng với một dung dịch T gồm NaOH 0,2M và KOH 0,29M. Tính thể tích dung dịch T cần dùng để sau khi tác dụng với 300 ml dung dịch Z thu được dung dịch có pH = 2. (Trích đề thi HSG lớp 11 tỉnh Quảng Trị năm học 2011 – 2012) [9] 3.2 Bài tập liên quan đến pH, độ điện ly, hằng số điện ly - Độ điện li (α): của một chất điện li là tỉ số giữa số phân tử (hoặc số mol) phân li thành ion (N; n) và tổng số phân tử (hoặc số mol) hòa tan của nó trong dung dịch (N o ; n o ) hoặc - Hằng số điện li Cho chất điện li yếu m nA B , ta có: n m m nA B mA nB + −+ n+ m m- n[A ] .[B ] K= [AB] ; K được gọi là hằng số điện ly Ví dụ: phân tử chất điện ly yếu AB có nồng độ ban đầu là C, độ điện li α α = C’/C→ C’= C.α (với C’ là lượng AB đã phân ly trong dung dịch) +AB A + B− Tại t=0: C 0 0 [ ] : C(1- α) C α C α 2-+[A ].[B ] (Cα).(Cα) C.αK= = = [AB] C(1-α) 1-α Nếu K nhỏ và α << 1 thì K C α - Một số quan điểm về axit và bazơ [6] Thuyết axit - bazơ của Areniut * Axit là chất khi tan trong nước phân ly ra thành ion H+ và anion gốc axit. O Nα = N O nα = n 63 VD: CH3COOH  CH3COO - + H+ * bazơ là chất khi tan trong nước phân ly ra ion OH- và cation gốc kim loại (hoặc NH4 +) VD: NaOH → Na+ + OH- Thuyết proton của Bronsted Axit là phần tử có khả năng cho proton HA H A+ −+ . Bazơ là phần tử có khả năng nhận proton: B H BH+ ++  Các cặp HA / A ;BH / B− + được gọi là cặp axit – bazơ liên hợp. Trong đó HA, BH+ là dạng axit, A− và B là dạng bazơ. Phản ứng giữa axit HA và bazơ B được gọi là phản ứng trung hòa; biểu diễn như sau: HA B BH A+ −+ + Axit 1 Bazơ 2 Axit 2 bazơ 1 Phản ứng xảy ra theo chiều từ trái qua phải khi axit 1 mạnh hơn axit 2 và bazơ 2 mạnh hơn bazơ 1. CH3COOH + H2O CH3COO - + H+ CH3COOH là axit, CH3COO - là bazo liên hợp của nó và CH3COOH / CH3COO - là một cặp axit bazơ liên hợp VD: NH3 + H2O NH4 + + OH- NH3 là bazơ; NH4 +/NH3 là một cặp axit bazơ liên hợp. - Sự phân li của các axit, bazơ trong nước [2]; [3] Đối với axit: HA H O H O A2 3 + −+ + Axit1 bazơ2 axit2 bazơ1 Hằng số cân bằng của quá trình này được gọi là hằng số axit, kí hiệu là HAK (Ka) + - + -[H O ][A ] [H ][A ]3K = K =a a [HA] [HA] hay - Axit càng mạnh, càng dễ cho proton, HAK (Ka) càng lớn. Do đó hằng số axit đặc trưng cho độ mạnh của axit. Ví dụ: 3a(CH COOH) K = 1,8.10-5; Ka (HCN) = 7,2.10-10; 2a(HNO ) K = 4,6.10-4,4 ở 250C ; HCN là axit yếu nhất trong 3 axit vì hằng số Ka nhỏ nhất. Đối với bazơ: B H O BH OH2 + −+ + Bazơ1 axit2 axit1 bazơ 2 b [BH ][OH ] K [B] + − = ; K b được gọi là hằng số bazơ. Chú ý: Đối với cặp axit bazơ liên hợp thì K a. . K b = 10-14 (pKa + pKb =14). Chất lưỡng tính: Là chất vừa có khả năng cho proton vừa có khả năng nhận proton. Người ta nói nước là một chất lưỡng tính - Định luật bảo toàn nồng độ đầu: Nồng độ ban đầu của cấu tử bằng tổng nồng độ cân bằng của các dạng tồn tại của cấu tử đó có mặt trong dung dịch.[2] - Định luật bảo toàn proton (điều kiện proton): Nồng độ cân bằng của ion H+ trong dung dịch bằng hiệu nồng độ ion H+ giải phóng ra và nồng độ H+ thu vào.[2] [H+] = + + giai phong thu vao[H ] - [H ]∑ ∑ - Sự điện li của nước. Tích số ion của nước [6] H 2 O là chất điện ly yếu + - + - -7 2H O H + OH ; [H ] = [OH ] =10 K w (T) = [H+].[OH-] =10-14 (K w (T) được gọi là tích số ion của nước). - Trong các dung dịch chất điện ly đều thỏa mãn biểu thức [H+].[OH-] = 10-14 pH = - log [H+]. *Để làm tốt dạng toán này; ngoài các kiến thức thuộc chương dung dịch, người học cần có các kiến thức về phần cân bằng hóa học và có kĩ năng toán học. Dưới đây nhóm tác giả trình bày một số bài toán trong các đề thi học sinh giỏi các cấp. 64 3.2.1. Các bài toán liên quan đến các hệ axit, bazơ đơn giản. - Dạng bài tập này chủ yếu khai thác pH, độ điện ly, hằng số điện ly của axit yếu; bazơ yếu và dung dịch một số muối thủy phân. Ví dụ 1 Dung dịch A chứa CH3COOH 0,1M. Tính độ điện li α của axit và pH của dung dịch A. Biết Ka của CH3COOH =1,75.10 -5 (Trích đề thi HSG lớp 11 tỉnh Quảng Bình năm 2012 -2013)[9] Trả lời: Trong dung dịch tồn tại các cân bằng H 2 O  H+ + OH- Kw (1) CH3COOH  3CH COO −+ H+ (2) Do Ka. C>>K w nên bỏ qua (1), xét (2) CH3COOH  3CH COO − + H+ BĐ: 0,10 0 0 phân li: x x x [ ]: 0,10-x x x a 3 (K )CH COOH = CH COO . H3 CH COOH3 − +          ⇒ 1,75.10-5 = 2x 0,1 x− ⇒ x = 1,3.10-3 Vậy: H+   = x = 1,3.10-3 ⇒pH = -lg H +   = - lg(1,3.10-3) = 2,89 Độ điện ly -31,3.10 á = .100 % = 1,3% 0,1 Ví dụ 2 Cho dung dịch X có chứa H3PO4 0,10M. Tính pH của dung dịch X. Cho: H3PO4: pKa = 2,15; 7,21; 12,32 (Trích đề thi đề nghị trại hè Hùng Vương lần thứ XII, trường THPT chuyên Chu văn An, tỉnh Lạng Sơn) [8] Trả lời : Do Ka1  Ka2  Ka3 > Kw nên quá trình phân li nấc 1 là chủ yếu H3PO4  H + + H 2 PO4 - Ka1 =10 -2,15 BĐ: 0,1 0 0 [ ] 0,1-x x x ⇒ 2 2,1510 0,1 x x −= − → x = [H +] = 0,0233 M → pH = 1,63 *Chú ý: Đối với bài tập với các đa axit (H 3 PO 4 ; H 2 S); học sinh có thể thấy hơi khó khăn vì trong dung dịch tồn tại đồng thời nhiều cân bằng, nhưng sau khi so sánh, đánh giá thì cho phép tính theo một cân bằng ưu thế nhất, bài toán sẽ trở nên đơn giản. Trong trường hợp không chọn được cân bằng chiếm ưu thế thì cần phải sử dụng điều kiện proton và các định luật bảo toàn. Ví dụ 3: Tính pH của dung dịch NaHS 10-2 M. Biết H 2 S có Ka1= 10 -7,02; K a2 =10-12,9. (Trích đề thi đề nghị trại hè Hùng Vương lần thứ XII (lớp10)- trường THPT chuyên Thái Nguyên) [8] Trả lời : Các cân bằng xảy ra trong dung dịch: NaHS → Na+ + HS- H 2 O   H+ + OH- K w = 10-14 (1) HS-  H+ + S2- K a2 = 10-12,9 (2) HS- + H+  H 2 S (Ka1) -1 = 107,02 (3) Áp dụng ĐKP ta có: + - 2- 2[H ]=[OH ]+[S ]-[H S] - - + + W + + a1 a2K .[HS ]K [HS ].[H ][H ]= + - K[H ] [H ] ⇒ + 2 -1 - - a1 w a2 - + w a2 -1 - a1 Û[H ] (1+K .[HS ])=K +K .[HS ] K +K .[HS ] [H ]= (1+K .[HS ]) Hoặc: do HS- phân li rất yếu nên ta coi [HS-] ≈C = 10-2 Thay số ta có + 10[H ] 3,3.10 pH = 9,48−= ⇒ Hoặc: do HS- phân li rất yếu nên ta coi [HS-] ≈C; K a2 .C ≈ K w và Ka1 -1.C>>1 nên có thể sử α 65 dụng công thức tính gần đúng như sau: ≈ - + w a2 -1 - a1 K +K .[HS ] [H ] K .[HS ]) *Chú ý: Đối với các chất lưỡng tính (HS- ; HCO 3 -), bài toán có phần phức tạp hơn vì trong dung dịch tồn tại nhiều cân bằng, để có kết quả chính xác cần phải áp dụng điều kiện proton để tìm được biểu thức tính [H+]. Một số bài tập tương tự Ví dụ 4 Dung dịch bão hòa H 2 S có nồng độ 0,1 M. Biết H 2 S có: Ka1 = 10 -7 và Ka 2 =1,3.10-13. Tính nồng độ ion sunfua trong dung dịch H 2 S 0,1 M khi điều chỉnh pH = 2,0. (Trích đề thi chọn HSG lớp 11 trường THPT Xuyên Mộc; Tỉnh Bà Rịa – Vũng Tàu năm 2012 - 2013) [9] Ví dụ 5 Dung dịch axit H3PO4 có pH là 1,46. Tính nồng độ cân bằng của các cấu tử có trong dung dịch H3PO4. Cho Ka của H3PO4 lần lượt là 7.2×10−3; 6.3×10−8 ; 4.2×10−13. (Trích đề thi đề nghị trại hè Hùng Vương lần thứ XII (lớp 10), trường THPT chuyên Vĩnh Phúc)[8] Ví dụ 6 Fe3+ thủy phân theo phương trình: Fe3+ + H 2 O  Fe(OH)2+ + H+ K1 =10 -2,17 a. Tính pH của dung dịch FeCl3 0,05M. b. Tính pH mà dung dịch cần đạt để 95% Fe3+ không bị thủy phân. (Trích đề thi đề nghị kì thi olympic 30-4 lần thứ XIII, trường THPT thị xã Cao Lãnh, tỉnh Đồng Tháp)[1] Ví dụ 7 Tính pH của dung dịch NH4HCO3 0,1M. Biết: NH 3 có ; K b = 10-4,76 H 2 CO3 có các hằng số K a1 = 10-6,35 và K a2 = 10-10,33 (Trích đề thi HSG lớp 11 tỉnh Quảng Ngãi năm học 2012 – 2013) Ví dụ 8 Tính pH của dung dịch KCN 0,1M. Biết Ka (HCN) = 10-9,35. (Trích đề thi HSG lớp 11 tỉnh Quảng Bình; năm 2013 – 2014)[9] 3.2.2 Các bài toán liên quan đến các hệ phức tạp. Dạng bài này thường khai thác các tính chất của các hệ nhiều thành phần, phức tạp hơn, như: Hệ gồm axit yếu và bazơ liên hợp (hệ đệm); Hệ gồm nhiều axit yếu Dạng bài tập này cần áp dụng triệt để các định luật bảo toàn nồng độ đầu, định luật bảo toàn proton, một số nội dung của cân bằng hóa học Ví dụ 9 Người ta điều chế một dung dịch Y bằng cách hoà tan 0,05 mol axit axetic và 0,05 mol natri axetat trong nước rồi thêm nước đến thể tích 1 lít. Tính pH của dung dịch Y. Cho Ka(CH3COOH) = 1,8.10 -5. (Trích đề thi chính thức trại hè Hùng Vương lần thứ V (lớp 10))[8] Trả lời: Do Ka.C >>Kw nên bỏ qua cân bằng của H2O; Ka >>Kb nên xét cân bằng của axit CH3COOH   3CH COO − + H+ BĐ: 0,05 0,05 0 phân li: x x x [ ]: 0,05-x 0,05+ x x (K )a CH COOH3 = [ ] 3 3 CH COO . H CH COOH − +       5 5(0,05 x).x 1,8.10 x [H ] 1,8.10 0,05 x − + −+→ = → = ≈ − pH = -log(1,8.10-5) = 4,745. *Chú ý: Đối với hệ của đơn axit yếu và bazơ liên hợp (CH 3 COOH/CH 3 COO-; NH 4 +/NH 3 ...) cần đánh giá và chọn cách tính pH theo cân bằng của axit hay bazơ cho phù hợp (dựa vào giá trị của Ka, Kb) và có thể sử dụng công thức gần đúng. 66 pH = pKa + log b a C C Ví dụ 10 Tính pH trong dung dịch gồm CH3COOH 0,010M; Ka1= 10 -4,76 và C 2 H5COOH 0,05M; K a2 = 10-4,8 . (Trích đề thi đề xuất trại hè Hùng Vương lần thứ X, trường THPT chuyên Lê Quý Đôn, tỉnh Điện Biên)[8] Trả lời: H 2 O  H+ + OH- K w = 10-14 K w (1) CH3COOH CH3COO - + H+ Ka1= 10 4,76 C 2 H5COOH C2H5COO - + H+ K a2 = 10-4,8 So sánh Ka1C1≈Ka2C2 〉 Kw nên bỏ qua (1) ĐKP: + - -3 2 5H = CH COO + C H COO           [ ] [ ]3 a2 2 5+ a1 + + K CH COOH K C H COOH [H ]= + [H ] [H ] [CH3COOH] ≈0,01M;[C2H5COOH] ≈0,05M Thay số vào có : + -4,76 -4,8 a1 1 a2 2[H ]= K C +K C = 10 .0,01+10 .0,05 [H+]= 9,83.10-4 ⇒pH= 3,007 *Chú ý: Đây là bài toán của hệ gồm nhiều đơn axit yếu tương đương nhau nên phải dựa vào cả 2 cân bằng phân ly của cả 2 axit để tính toán. Nếu một axit yếu hơn rất nhiều so với axit còn lại thì hệ trở thành hệ tương tự hệ đơn axit yếu. Một số bài tập tương tự Ví dụ 11 Dung dịch A gồm CH3COOH 0,10 M; CH3COONa 0,10 M. a) Tính pH của dung dịch A. b) Thêm 0,001 mol HCl vào 1 lít dung dịch A thì pH sẽ bằng bao nhiêu ? c) Thêm 0,001 mol NaOH vào 1 lít dung dịch A thì pH sẽ bằng bao nhiêu? Biết CH3COOH có Ka=10 -4,76. (Trích đề thi đề nghị trại hè Hùng Vương lần thứ XII (lớp 10)- trường THPT chuyên Thái Nguyên). [8] Ví dụ 12 Dung dịch A gồm hai axit yếu HCOOH 0,1M và CH3COOH 1M. a) Tính pH của dung dịch A. b) Pha loãng dung dịch A bằng nước để thể tích dung dịch sau khi pha loãng gấp 10 lần thể tích dung dịch ban đầu. Tính pH của dung dịch sau khi pha loãng. Biết hằng số axit của HCOOH và CH3COOH lần lượt là 1,8.10-4 và 1,8.10-5 (Trích đề thi HSG tỉnh Hà Tĩnh, lớp 11, năm 2015-2016).[9] Ví dụ 13 Tính pH của dung dịch thu được khi trộn lẫn 50,0 ml dung dịch NH4Cl 0,200 M với 75,0 ml dung dịch NaOH 0,100 M. Biết K b(NH3) = 1,8.10-5 (Trích đề thi HSG lớp 11 Thành phố Đà Nẵng, năm học 2012 - 2013)[9] 3.3. Dạng bài tập liên quan đến độ tan, tích số tan; sự tạo thành kết tủa; sự hòa tan kết tủa và sự tạo phức. Trong trường hợp tổng quát, hợp chất ít tan AnBm khi hòa tan vào nước sẽ tồn tại cân bằng: m+ n- n mA B (r) nA + mB K s = T = [Am+]n.[Bn-]m T (K s ) được gọi là tích số tan của AnBm Độ tan (S): là lượng chất ít tan AnBm đã tan trong dung dịch, thường được tính bằng mol/lit hoặc gam/lit. m+ n- A B (r) nA + mBn m S nS mS  n m (n+m) n mn m T T = (nS) .(mS) S =A B n .m → Các yếu tố ảnh hưởng đên độ tan gồm: ảnh hưởng của ion chung, của pH và của các quá trình tạo phức. Tất cả các yếu tố này đều làm thay đổi độ tan của chất ít tan (tăng hoặc giảm so với độ tan trong nước), nếu độ tan lớn có thể gây ra quá trình hòa tan kết tủa. Điều kiện tạo kết tủa: Để tạo thành kết tủa AnBm thì [A m+]n.[Bn-]m ≥ T AnBm 67 Đề thi học sinh giỏi các cấp cũng tập trung khai thác các nội dung về độ tan, sự tạo thành kết tủa, hòa tan kết tủa. Dưới đây là một số ví dụ cụ thể. Ví dụ 1 Thêm 100 ml dung dịch MgCl 2 1M vào 100 ml dung dịch NH3 1M và NH4Cl 1M được 100 ml dung dịch A, hỏi có kết tủa Mg(OH) 2 được tạo thành hay không? Biết: 2Mg(OH)T =10 -10,95 và 3b(NH ) K = 10-4,75. (Trích đề thi HSG lớp 11 tỉnh Hà Tĩnh; năm 2013 – 2014). [9] Trả lời: Sau khi trộn [Mg2+] =0,5M; [NH3] = 0,5; [NH4 +] = 0,5M. Bước 1:Tính [OH-] của hệ (NH3 0,5M và NH4 +0,5M) – áp dụng phương pháp giải bài của dạng 2. Ta được [OH-] = 1,78.10-5 Mg(OH) 2 Mg2+ + 2OH- [OH-]2.[Mg2+]=(1,78.10-5)2.0,5= 1,58.10-10 Vì [OH-]2.[Mg2+] > T nên đã xuất hiện kết tủa Mg(OH) 2 . Ví dụ 2 Tính độ tan của AgCl trong nước và trong dung dịch NH3 1M biết tích số tan của AgCl bằng 1,8.10-10; hằng số bền của phức Ag(NH3)2 + bằng 108. (Trích đề thi đề nghị kì thi olympic 30 – 4 trường THPT chuyên Tiền Giang )[1] Trả lời: trong nước : + -AgCl Ag +Cl S S  T = [Ag+].[Cl-] =S.S = 1,8.10-10 → S = 1,34.10-5 (mol/lít) Độ tan của AgCl trong dung dịch NH 3. 3 3 2 b 3 3 2 + -AgCl Ag + Cl T + +2NH +Ag [Ag(NH ) ] K +AgCl+2NH [Ag(NH ) ] + Cl K−    10 8 2 bK = T.K 1,810 . 10 1,8.10 − −= = 3 3 2 + -AgCl + 2NH [Ag(NH ) ] + Cl K S 1-2S S S S.S -2K= =1,8.10 S = 0,12M 2(1-2S) →  Ví dụ 3 Thêm dung dịch chứa ion Ag+ vào dung dịch hỗn hợp -Cl (0,1M) và 2-4CrO (0,01M). Hỏi kết tủa AgCl hay kết tủa Ag 2 CrO4 xuất hiện trước? Tính nồng độ ion -Cl khi kết tủa màu nâu Ag 2 CrO4 bắt đầu xuất hiện. Cho -10S(AgCl)K =10 ; 2 4 -11,89 S(Ag CrO )K =10 (Trích đề thi chính chức (lớp 10) trại hè Hùng Vương lần thứ XI). [8] Trả lời: + -Ag +Cl AgCl→ ; + - S(AgCl)K = Ag . Cl       + 2- 4 2 42Ag +CrO Ag CrO→ ; 2 4 2+ 2- S(Ag CrO ) 4K = Ag . CrO       Để kết tủa AgCl xuất hiện thì: + - S(AgCl)Ag Cl K    ≥    -10 S(AgCl)+ -9 - K 10 Ag = =1.10 (M) 0,1Cl  → ≥     Để kết tủa Ag 2 CrO4 xuất hiện thì: 2 4 2 4 2+ 2- 4 S(Ag CrO ) -11,89 S(Ag CrO )+ -5 2- 4 Ag CrO K K 10 Ag = =1,14.10 (M) 0,01CrO     ≥     → ≥     Do 2 4 + + AgCl Ag CrO Ag < Ag       nên kết tủa AgCl xuất hiện trước. Khi bắt đầu xuất hiện kết tủa Ag 2 CrO4 thì + -5Ag =1,14.10 (M)   -10 S(AgCl)- -6 -5+ K 10 Cl = = = 8,81.10 (M) 1,14.10Ag  →      Một số bài tập tương tự Ví dụ 4 Tính pH bắt đầu kết tủa và kết tủa hoàn toàn MnS từ dung dịch MnCl 2 10-2M bằng dung dịch 68 H 2 S. Nồng độ bão hòa H 2 S trong dung dịch là 0,1M (bỏ qua sự thay đổi thể tích và sự tạo phức hidroxo của Mn2+) -9,6s(MnS)K =10 ; H2S có -7 -12,92 a1 a2K =10 ;K =10 (Trích đề thi đề nghị trại hè Hùng Vương lần thứ V, trường THPT chuyên Hà Giang) [8] Ví dụ 5 Trong dung dịch bão hòa của các kết tủa AgBr và AgSCN có các cân bằng sau: AgBr↓ →← Ag+ + Br- T1 = 10 -12,3 AgSCN↓ →← Ag+ + SCN- T2 = 10 -12,0 Hãy tính độ tan của AgBr và AgSCN. (Trích đề thi HSG lớp 11 tỉnh Quảng Bình; năm 2013 – 2014 [9]) Ví dụ 6 Tính độ tan của AgSCN trong dung dịch NH3 0,003 M. Cho T AgSCN = 1,1.10 -12 và hằng số phân li của phức [Ag(NH3)2] + bằng 6.10-8. (Trích đề thi đề nghị Kỳ thi Olympic Olympic 30 – 4 lần thứ XII trường THPT chuyên Thăng Long – Tỉnh Lâm Đồng [1]). 4. Kết luận. “Dung dịch chất điện ly “ là một chuyên đề quan trọng của chương trình hóa học trung học phổ thông cũng như chương trình ôn thi học sinh giỏi. Tùy theo đề thi các cấp khác nhau mà các đề thi khai thác các nội dung khác nhau của chuyên đề. Tuy có nhiều nội dung nâng cao so với chương trình hóa học 11 (hóa học THPT) nhưng nếu chú trọng ôn luyện, tập trung thì đây là chuyên đề học sinh hoàn toàn có khả năng tiếp nhận và chiếm điểm tối đa trong các câu hỏi. Ngoài ra việc học chuyên sâu chuyên đề này góp phần củng cố vững chắc các kiến thức trong chương trình thi THPT ; giúp học sinh làm tốt bài thi THPT quốc gia. TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Ban tổ chức kì thi, 2007. Tuyển tập đề thi Olympic 30/4 lần thứ XIII 2007. Nxb Đại học Sư phạm Hà Nội. 2. Nguyễn Tinh Dung, 2007. Hóa học phân tích 1. Nxb Đại học Sư phạm Hà Nội 3. Vũ Đăng Độ. 1998. Cơ sở lí thuyết các quá trình hoá học – NXBGD - Hà Nội. 4. Cao Cự Giác, 2012. Bài tập bồi dưỡng học sinh giỏi hóa vô cơ. Nxb Đại học Quốc Gia Hà Nội. 5. Nguyễn Xuân Trường, Lê Mậu Quyền, Phạm văn Hoan, Lê Chí Kiên, 2017. Hóa học 11. Nxb Giáo dục Việt Nam. 6. Đào Hữu Vinh, Nguyễn Duy Ái, 2015. Tài liệu chuyên hóa học 10 (tập 1). Nxb Giáo dục Việt Nam 7. (2019) 30 Đề Thi HSG Hóa 11, https: //thuvienhoclieu.vn/.(tra cứu ngày 20.2.2020) 8. (2016) Đề thi (đề xuất) Trại hè Hùng Vương lần thứ XII năm 2016 , http:// thptchuyenthainguyen.edu.vn/. (tra cứu ngày 20.2.2020). 9. (2017) Một số đề thi HSG cấp tỉnh Hóa 11 hay, https://dethi.violet.vn/ (tra cứu ngày 25.2.2020). 69 SOME QUESTION TYPES AND EXERCISES ON ELECTROLYTE SUBSTANCE SOLUTIONS FOR FOSTERING EXCELLENT STUDENTS IN HIGH SCHOOL Nguyen Thi Hai, Pham Van Cong Tay Bac university Abstract: The activity of fostering gifted student team is always paid highly attention in most highschools. In order to achieve good resuls, it is necessary to ensure uniformity of many factors such as the quality of students, teachers,concern of the school,families and mass organizations. Mastering the exam preparation program and preparing document in teaching are also necessary. In this article, we refer to some notes when solving some types of questions and exercises in the Electrolyte solution section which are frequently employed in high school chemistry examinations for excellent students.The exercises are usually of three forms: theoretical questions and common exercises; exercises involving pH, dissociation constant, dissociation; and exercises related to solubility, constant of solubility; precipitation process; the precipitation dissolution and complexing. Key words: Excellent Students, Exercises, Electrolyte Substances solutions _____________________________________________ Ngày nhận bài: 30/3//2020. Ngày nhận đăng: 18/4/2020 Liên lạc: [email protected]