Bài tập cân bằng tạo phức trong dung dịch năm 2024
- 1. ĐẠI HỌC SƯ PHẠM KHOA HOÁ HỌC TIỂU LUẬN HOÁ HỌC PHÂN TÍCH NÂNG CAO MỘT SỐ BÀI TẬP TỔNG HỢP VỀ TÍNH TOÁN CÂN BẰNG Giảng viên hướng dẫn PGS.TS: Nguyễn Đình Luyện Sinh viên thực hiện Lê Thị Ngọc Thảo Huỳnh Thị Tý Hoàng Thị Tuyết Giang Niên khoá 2014 - 2016
- 2. DUNG KẾT LUẬN
- 3. học phân tích là một nghành khoa học về các phương pháp xác định thành phần định tính, thành phần định lượng, cấu trúc của các chất trong đối tượng nghiên cứu. Trong đó, phân tích định tính giúp tính toán nồng độ cân bằng các cấu tử trong dung dịch khi đạt trạng thái cân bằng nhằm mục đích đánh giá khả năng phản ứng giữa các chất, các yếu tố ảnh hưởng đến phản ứng đó. Từ đó, tìm cách điều khiển phản ứng xảy ra theo ý muốn. Để tìm hiểu về phương pháp giải một số bài tập tính toán cân bằng, chúng tôi tìm hiểu đề tài “MỘT SỐ BÀI TẬP TỔNG HỢP VỀ TÍNH TOÁN CÂN BẰNG”
- 4. QUAN VỀ TÍNH TOÁN CÂN BẰNG MỘT SỐ BÀI TẬP TỔNG HỢP VỀ TÍNH TOÁN CÂN BẰNG www.PowerPointDep.net B. NỘI DUNG
- 5. THUYẾT LIÊN QUAN VỀ TÍNH TOÁN CÂN BẰNG I • Cân bằng trong dung dịch axit-bazơ II • Cân bằng trong phản ứng oxi hoá khử III • Cân bằng trong phản ứng tạo kết tủa IV • Cân bằng trong dung dịch phức
- 6. trong dung dịch axit-bazơ 2 a h - C .h - W = 0 Axit mạnh: Bazơ mạnh: 2 b h +C .h- W = 0 Axit yếu, đơn chức: Bazơ yếu, đơn chức: b b b C .K W x - - = 0 x x + K a a a C .K W h - - = 0 h h + K [1.1] [1.2] [1.3] [1.4]
- 7. cao [theo phương pháp tiếp tuyến Newton] Giải PT bậc cao [theo phương pháp tiếp tuyến Newton] Giải theo phương pháp gần đúng liên tục Giải theo phương pháp gần đúng liên tục i i a i a h [HA ] = C [1.5.2] K + h 1 2 n a 1 a 2 a n h W+K .[HA ] K .[HA ] +...+ K .[HA ] [1.5.1] = + Và Cách 1 Cách 2 [1.5] i i i n a a i=1 a K W h - - C = 0 h h + K Axit đa chức:
- 8. - - C = 0 [ ] x x + K Giải PT bậc cao [theo phương pháp tiếp tuyến Newton] Giải PT bậc cao [theo phương pháp tiếp tuyến Newton] Giải theo phương pháp gần đúng liên tục Giải theo phương pháp gần đúng liên tục i i i b b x [A ] = C [1.6.2] K + x − 1 2 n b 1 b 2 b n x K .[A ] K .[A ] +...+ K .[A ]+W [1.6.1] − − − = + Và Cách 1 Cách 2 Bazơ đa chức:
- 9. = 2,303lg và áp dụng cho dung dịch rất loãng: II. Cân bằng trong phản ứng oxi hoá-khử a 0 oxh/kh b a 0 oxh/kh b RT [Ox] E = E + ln nF [Kh] 0,059 [Ox] E = E + ln n [Kh] a 0 oxh/kh b 0,059 [Ox] E = E + lg n [Kh] Xét bán phản ứng: Phương trình Nernst: - Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng oxi hoá-khử: pH, chất tạo phức, chất ít tan. [1.7] aOx+ne bKh ⇌
- 10. 2 Phương trình tổng quát: Ox1 + Kh2 Kh1 + Ox2 - Khi [1.8] thì phản ứng oxi hóa - khử xảy ra. OX Kh E E E 0 ∆ = − > 0 0 Ox Kh n[E -E ] 0,059 K = 10 [1.9] - Để biết mức độ mạnh-yếu của phản ứng: ⇌
- 11. bằng: Khi đó tích số tan n m m n A B mA nB + − ⇔ + KS n+ m m- n S K = [A ] .[B ] - Tích số tan được viết dưới dạng nồng độ ,ta có: C S K n+ m - C n + m m - n m n S A B K = [A ] . [B ] .f .f Trong đó: fi là hệ số hoạt độ của ion i III. Cân bằng trong phản ứng tạo kết tủa [1.10] [1.11] - Trong dung dịch loãng, lực tương tác giữa các ion không đáng kể fi 1, nên: C n + m m - n S S K = K = [A ] . [B ] * Nếu độ tan lớn hơn 10-4 thì phải xét đến ảnh hưởng của lực ion hay phải tính theo hoạt độ]. [1.12]
- 12. quá trình phụ → Tích số tan điều kiện . . . ' S S A B K = [A]'[B]' = K α α 2 n A 1 1 2 1 n 2 n B n n n-1 n 1 α =1+β [L]+β β [L] +...+β ...β [L] h h h α =1+ + +...+ K K .K K ....K Với [1.13] [1.14] [1.15]
- 13. KS S mS nS Khi đó: Suy ra: - Nếu xét đến các quá trình phụ, thì độ tan [S’] của AmBn được tính theo tích số tan điều kiện [ ]: n+ m+ m n A B mA +nB ⇌ m n n+ m- m n S K = A . B = [m.S] .[n.S] S [m + n] m n K S = m .n ' ' S [m + n] m n K S = m .n Mối quan hệ giữa độ tan và tích số tan: ' S K [1.16] [1.17]
- 14. bền của phức chất IV.3.1. Hằng số bền từng nấc [k] 1 2 2 2 3 3 M+L ML k ML+L ML k ML +L ML k ..................................... ⇌ ⇌ ⇌ Sơ đồ tạo phức Các giá trị k cho biết độ bền của từng phức và cho phép so sánh khả năng tạo thành phức của từng nấc. IV. Cân bằng trong dung dịch phức chất
- 15. β ⇀ ↽ Xét quá trình tạo phức chính ' ML M L . . β α β = α α ' N N i j M i j i 1 j 1 1 h [X] − = = α = + β + β ∑ ∑ 1 1 2 n 1 1 2 n 1 2 n n n 1 a a a a a a a L a a a h K h ...K K ...K h K K ....K K K ...K − − + + + α = 2 H O H OH ML K 1 h h α = +β +β Hằng số bền điều kiện Với IV. Cân bằng trong dung dịch phức chất
- 16. bằng: [ ] [ ] [ ] [ ] aA+bB cC+dD → c d a b C . D K = A . B * Bài tập có nhiều cân bằng : - Cân bằng axit – bazơ: - Cân bằng oxi hóa – khử: - Cân bằng tạo kết tủa: - Cân bằng tạo phức: 0 0 Ox Kh a n[E -E ] 0,059 cb S f K K = 10 K K = β Cân bằng chung: K = Ka.Kcb.KS.Kf
- 17. SỐ BÀI TẬP TỔNG HỢP VỀ TÍNH TOÁN CÂN BẰNG I • Bài tập tổng hợp chương axit – bazơ và oxi hoá - khử II • Bài tập tổng hợp chương axit – bazơ và phức chất III • Bài tập tổng hợp chương axit – bazơ và kết tủa IV • Bài tập tổng hợp chương kết tủa và oxi hoá - khử
- 18. [1]] Viết nửa phản ứng của hai cặp NO3 -/HNO2 và HNO2/NO trong môi trường axit. Chứng minh rằng HNO2 bị phân hủy trong môi trường pH = 0 đến 6. Cho biết, ở 25oC: Các nửa phản ứng trong môi trường axit: - 3 2 ' 0 NO /HNO E - - 3 2 0 NO / HNO 3.0, 059 E = .pH 2 2 ' 0 HNO /NO 2 0 HNO / NO E = E - 0, 059.pH - 3 2 2 - + 0 3 2 2 NO /HNO + 0 2 2 HNO /NO NO +3H +2e HNO +H O E =0,94V HNO +H +e NO+H O E =0,98V ⇌ ⇌ - 2 3 2 0 0 HNO /NO NO /HNO E =0,94V; E =0,98V I. Bài tập tổng hợp chương axit-bazơ và oxi hóa khử
- 19. = 0 - 2 3 2 0 0 HNO /NO NO /HNO E E → HNO2 bị phân hủy: + Ở pH = 6 - 3 2 0 NO /HNO 3.0,059 E =0,94- .6=0,409V 2 2 0 HNO /NO E =0,98-0,059.6=0,626V - 2 3 2 0 0 HNO /NO NO /HNO E E → HNO2 vẫn không bền, bị phân hủy như phương trình [*]. Vậy: - pH có ảnh hưởng đến thế của cặp OXH-K. - từ pH = 0 đến pH = 6, HNO2 bị phân hủy theo phương trình [*] - + 2 3 2 3HNO NO +2NO+H +H O [*] ⇌
- 20. [NTD dài]] Hãy đánh giá khả năng phản ứng của K2Cr2O7 với KBr. a] ở pH =1,00 b] ở pH = 3,50 Giả thiết hoạt độ các chất oxi hóa, khử được xét ở điều kiện chuẩn. Xảy ra các cân bằng sau: 2 3 2 7 2 2 3 0 2 7 2 Cr O /2Cr 0 2 Br /2Br Cr O 14H 6e 2Cr 7H O E 1,33V[1] 2Br Br 2e E 1,065V[2] − + − − + + − + + + = + = ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ 2 3 2 7 2 2 Cr O 14H 6Br 2Cr 3Br 7H O[*] − + − + + + + + ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Cân bằng [1] phụ thuộc pH, ta có: 2 0' 0 14 2 7 3 2 [Cr O ] 0,059 0,059 E E lg lg[H ] n [Cr ] n − + + = + +
- 21. xét ở điều kiện chuẩn: 2 3 2 7 [Cr O ] [Cr ] 1M − + = = 0' 0 0,059 E E 14. pH 6 = − a] Tại pH=1,00, thay vào biểu thức trên: 2 0' 0 Br /2Br E 1,192V E 1,065V − = = Phản ứng xảy ra theo chiều thuận theo cân bằng [*] b] Tại pH=3,5 2 0' 0 Br /2Br E 0,84V E 1,065V − = = Vậy: tại pH =3,5, Cr2 O7 2- không oxi hóa được ion Br- thành Br2
- 22. [ NVT]] Đánh giá khả năng phản ứng của MnO4 - với Cl- trong môi trường H+ trong hai trường hợp sau: a] pH=0 b] Dung dịch NaHCO3 pH=8,33 Cho biết: Hướng dẫn: 2 4 2 0 0 MnO /Mn Cl /2Cl E 1,51V; E 1,395V − + − = = Xảy ra cân bằng sau: 2 4 2 2 2MnO 16H 10Cl 2Mn 5Cl 8H O − + − + + + + + ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ a] Dựa vào 2 giá trị E0 cân bằng xảy ra theo chiều thuận b] pH =8,33, dựa vào cân bằng: 2 4 2 MnO 8H 5e Mn 4H O − + + + + + ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ 0' 0 8.0,059pH E E 0,72V 5 = − = Tính được: 2 4 2 0' 0 MnO /Mn Cl /2Cl E E − + − MnO4 - không oxi hóa được Cl- , cân bằng xảy ra theo chiều nghịch Bài tập tự giải
- 23. giá tính oxi hóa-khử của cặp trong môi trường natri hiđro cacbonat - nghĩa là ở pH = 8; biết ở pH = 0 là +0,57 V. 3 3 4 3 AsO /A sO − − 3- 3- 4 3 0 As/O /AsO E Với hệ này xảy ra phản ứng: 3 + 3 4 3 2 AsO 2H +2e AsO H O − − + + ⇌ Thế oxi hoá – khử của cặp này: 3- 3- 3- 3- 4 3 4 3 3- 3- 4 3 3 0 2 4 3 As/O /AsO As/O /AsO 3 3 0' 4 3 As/O /AsO 3 [AsO ] 0,059 0,059 E E lg[H ] lg 2 2 [AsO ] [AsO ] 0,059 E lg 2 [AsO ] − + − − − = + + = + 3- 3- 4 3 3 3 + 8 4 3 0' 8 2 As/O /AsO Khi [AsO ] [AsO ], [H ]=10 0,059 E 0,57 lg[10 ] 0,1V 2 − − − − = = + = + Hướng dẫn:
- 24. [ ]] Xét ảnh hưởng của pH tới tính oxi hóa khử của cặp Fe3+ và Fe2+ Cho biết: 3 2 0 Fe /Fe E 0,771V, + + = 2 2,17 FeOH 10 , + ∗ − β = 5,92 FeOH 10 + ∗ − β = 3 3,75 S[Fe[OH ] K 10 , − = 2 15,1 S[Fe[OH] K 10 . − = Xét nửa phản ứng: 3 2 3 2 0 0 1 Fe /Fe Fe e Fe E E 0,771V + + + + + = = ⇌ * Trong môi trường axit [pH2], thế không phụ thuộc vào pH. * Trong môi trường pH cao hơn [pH 2], ion Fe2+ và Fe3+ tạo phức hiđroxo: 3 2 2 III 2 2 II Fe H O FeOH H lg 2,17 Fe H O FeOH H lg 5,92 + + + ∗ + + + ∗ + + β =− + + β =− ⇌ ⇌ Hướng dẫn
- 25. pH tăng nồng độ ion Fe3+ giảm nhiều hơn nồng độ Fe2+, kéo theo thế oxi hóa của cặp Fe3+ /Fe2+ giảm. III II lg lg β β * pH tăng cho đến khi Fe3+ và Fe2+ chuyển hoàn toàn thành phức hiđroxo FeOH2+ và FeOH+ 2 2 0 2 FeOH e FeOH [FeOH ] E E 0,0592lg [FeOH ] + + + + + = + ⇌ Với 2,17 0 III 1 5,92 II 10 E 0,0592lg 0,771 0,0592lg 0,55V 10 ∗ − ∗ − β − = − = β Vậy, khi pH tăng thì E giảm, tính khử của Fe[II] tăng, tính oxi hóa của Fe[III] giảm.
- 26. tục tăng, kết tủa xuất hiện, ta có cặp oxi hóa khử mới: 3 2 0 3 Fe[OH] e Fe[OH] OH E E 0,0592lg[OH] − − ↓+ ↓+ = − ⇌ 3 2 37,5 S[Fe[OH] ] 0 0 3 1 15,1 S[Fe[OH] ] K 10 E E 0,0592lg 0,771 0,0592lg 0,56V K 10 − − = + = + =− Với 0 3 pH 14,E E 0,56V = = =− * Ở E giảm mạnh, Fe[OH]2 có tính khử mạnh
- 27. cân bằng trong dung dịch Pb2+ 0,01M và CH3COO- 1,0M ở pH=2,0. Biết: 3 3 a[CH COOH] PbCH COO lg 2,52, lg 7,8, lgK 4,76 + ∗ β = β = − = Có các cân bằng: 2 3 3 2 2 1 3 3 a Pb CH COO PbCH COO lg 2,52 Pb H O PbOH H lg 7,8 CH COO H CH COOH lgK 4,76 + − + + + + ∗ − + − + β = + + β = − + = ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Hằng số bền điều kiện: 3 3 ' ' 3 2 ' ' PbCH COO 3 ' 3 3 2 ' 2 1 2 Pb 1 3 3 a 3 CH COO [PbCH COO ] [Pb ].[CH COO ] [PbCH COO ] [PbCH COO ] [Pb ] [Pb ].[1 .h ] [Pb ]. [CH COO ] [CH COO ].[1 K .h] [CH COO ]. + − + + − + + + + ∗ − + − − − − β = = = +β = α = + = α II. Bài tập tổng hợp chương axit – bazơ và phức chất
- 28. 3 ' Pb CH COO PbCH COO 0,574 C 0,010 1 C 0,010 x 1 x x + − + + β = − − ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Theo định luật tác dụng khối lượng: ' 3 2 ' ' 3 3 [PbCH COO ] 0,574 [Pb ] .[CH COO ] x 0,574 [0,01 x].[1 x] x 1 x 3,6.10 M + + − − = = − − → = 3 2,52 ' 7,8 2 4,76 2 Pb CH COO 10 0,574 . [1 10 .10 ].[1 10 .10 ] − − β → β = = = α α + +
- 29. 3 2 2 ' 3 Pb ' 3 ' 3 3 3 CH COO [PbCH COO ] 3,6.10 M [Pb ] 6,4.10 M [Pb ] [Pb ]. 6,4.10 M [CH COO ] 1 x 1 [CH COO ] [CH COO ]. 1,74.10 + − + − + + − − − − − = = → = α = = − ≈ → = α = Thay giá trị x vào :
- 30. lập biểu thức và tính hằng số bền điều kiện của phức Co[CN]6 4- ở pH =10,00 được duy trì bởi hệ đệm NH3 + NH4 +, có [NH3]=1,0M. Coi trong dung dịch chỉ hình thành phức Co[CN]6 4- duy nhất. Biết: 4 6 CO[CN] lg 19,09 − β = Đối với phức Co và NH3 có i lg 1,99;3,5; 4,43;5,07; 5,13; 4,39 β = Hằng số tạo phức hiđroxo của Co2+ : lg K 11,2 = − b[CN ] lgK 4,65 − = − Hằng số phân li bazơ của ion CN- : Các cân bằng 2 4 6 2 2 3 3 1 2 2 3 3 2 2 2 2 3 3 3 3 Co 6CN Co[CN] lg 19,09 Co NH Co[NH ] lg 1,99 Co 2NH Co[NH ] lg 3,5 Co 3NH Co[NH ] lg 4,43 + − − + + + + + + + β = + β = + β = + β = ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌
- 31. 4 4 2 2 3 3 5 5 2 2 3 3 6 6 2 2 2 b Co 4NH Co[NH ] lg 5,07 Co 5NH Co[NH ] lg 5,13 Co 6NH Co[NH ] lg 4,39 Co 2H O CoOH H lg K 11, 2 CN H O HCN OH lg K 4,65 + + + + + + + + + − − + β = + β = + β = + + = − + + = − ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ 4 ' ' 6 2 ' '6 [Co[CN] ] [Co ].[CN ] − + − β = 4 ' 4 6 6 6 2 ' 2 2 3 i i 1 6 2 1 i 2 i 3 Co i 1 1 a CN [Co[CN] ] [Co[CN] ] [Co ] [Co ] [CoOH ] [Co.[NH ] ] [Co ][1+k.[H ] [ .[NH ] ]= [Co ]. [CN ] [CN ] [HCN] [CN ].[1+K .[H ] ] [CN ]. − − + + + + = + + − + = − − − − + − = = + + = + β α = + = = α ' 6 C o C N . β β = α α Hằng số bền điều kiên: Với Do đó Thay [H+]=10-10 , [NH3]=1M và các giá trị hằng số cân bằng ta được: ' 13,07 10 β =
- 32. mô tả các quá trình xảy ra khi thêm HCl vào dung dịch Cd[ClO4]2 cho đến dư. Viết biểu thức định luật tác dụng khối lượng cho các cân bằng xảy ra. Các quá trình: 2 4 2 4 2 1 2 2 2 2 3 3 2 2 4 4 2 2 Cd[ClO ] Cd 2ClO HCl H Cl Cd Cl CdCl Cd 2Cl CdCl Cd 3Cl CdCl Cd 4Cl CdCl Cd H O CdOH H + − + − + − + + − + − − + − − + + + ∗ → + → + + β + β + β + β + + β ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Bài tập tự giải
- 33. HCl đến dư, quá trình tạo phức hiđroxo của ion Cd2+ không đáng kể do nồng độ ion H+ lớn n f n 2 [CdCl ] [Cd].[Cl ] [CdOH ].[H ] [Cd ] − + + ∗ + β = β = - Theo định luật tác dụng khối lượng, ta có các biểu thức tính hằng số bền :
- 34. % Zn2+ 0,01M chưa tham gia tạo phức với EDTA 0,010M trong dung dịch đệm có pH=10,00 được thiết lập bởi hệ đệm NH3 - NH4Cl có . Biết: 3 4 NH NH C C 0,1174M + + = Hướng dẫn: - Viết tất cả các cân bằng có thể xảy ra trong dung dịch, lưu ý, ion Zn2+ tạo phức với EDTA và NH3 Đối với phức Zn và NH3 có i lg 2,21; 4,5; 6,86; 8,89 β = Axit H4Y có các giá trị Ka: i 2 2,67 6,16 10,26 a K 10 ; 10 ; 10 ; 10 − − − − = - Dựa vào cân bằng: 4 a[NH ] pK 9,24 + = 2+ 4- 2- 2+ pu Zn +Y ZnY β' [Zn ] → → Kết quả: %Zn chưa phản ứng = 2,75.10-3%
- 35. pH của hệ gồm Ni[NO3]2 0,050M và NH4NO3 0,37M. Hướng dẫn: Áp dụng ĐKP với MK là Ni2+ ,NH4 + , H2O 2 8,94 2 9,24 4 3 a 14 2 w Ni H O NiOH H 10 NH NH H K 10 H O OH H K 10 + + + ∗ − + + − − + − + + β = + = + = ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ 3 2 w a 4 h [H ] [OH ] [NH ] [NiOH ] h K K [NH ] [Ni ] + − + + ∗ + = = + + = + +β Thay các giá trị [NH4 +] và [Ni2+] gần đúng vào tính được h Thay ngược lại giá trị h vào biểu thức tính [NH4 +] và [Ni2+], nếu kết quả lặp, suy ra giá trị pH Trả lời: pH =4,78 Các cân bằng:
- 36. tổng hợp chương axit – bazơ và kết tủa Câu 1: Dung dịch bão hoà H2S có nồng độ 0,1M. Hằng số axit của H2S: K1 = 1,0.10-7 và K2 = 1,3.10-13. Một dung dịch A chứa các cation Mn2+, Co2+ và Ag+ với nồng độ ban đầu của mỗi ion đều bằng 0,01M. Hoà tan H2S vào A đến bão hoà và điều chỉnh pH = 2 thì ion nào tạo kết tủa? Cho: TMnS = 2,5.10-10, TCoS = 4,0.10-21, TAg2S = 6,3.10-50 Điều kiện xuất hiện kết tủa: m n n+ m- S M . A K = 2 2- 2- 2 2- H S 2- 2- H S S S S C C = C = S .α S α Ta có: Với 2- 2 S a2 a2 a1 h h α =1+ + K K .K
- 37. độ: 2+ 2- -19 -10 MnS [Mn ].[S ]=1,3.10 T =2,5.10 Không có kết tủa MnS 2+ 2- -19 -23 MnS [Co ].[S ]=1,3.10 T =4.10 Tạo kết tủa CoS 2 + 2 2- -21 -50 Ag S [Ag ] .[S ]=1,3.10 T =6,3.10 Tạo kết tủa Ag2S Khi pH = 2 2- 2 2 2 15 13 13 7 S 10 [10 ] α 1 7.69.10 1,3.10 1,3.10 .1.10 − − − − − = + + = 2- -17 15 0,1 S = =1,3.10 7,69.10 Kết luận: pH có ảnh hưởng đến việc tạo kết tủa của các chất
- 38. oxalat có tích số tan trong nước là 10-10,46 tại pH = 7. Tính độ tan của bạc oxalat trong dung dịch axit có pH = 5. Hai hằng số phân li của axit oxalic lần lượt là: Ka1 = 5,6.10-2 và Ka2 = 6,2.10-6 2 1 2 + 2- 2 4 2 4 s 2- + - -1 2 4 2 4 a - + -1 2 4 2 2 4 a + 4 2- - 2- 2 2 2 4 2 4 2 2 4 2 4 a Ag SO 2Ag +C O K C O +H HC O K HC O +H H C O K [H ] [ O ]'=[C O ]+[HC O ]+[H C O ]=[C O ]. 1+ K C − ⇌ ⇌ ⇌ 2 4 2 1 2 4 2 2 1 2 4 + 2 2- 2 4 C O a a + + 2 C O a a a ' S C O S 3 3 [H ] + [C O ].α K .K [H ] [H ] α = 1+ + [*] K K .K K .α K S'= 4 4 = =
- 39. 7 thì [H+] = 10-7 Tại pH = 5 thì [H+] = 10-5 2 4 10,46 4 3 C O 10 .2,61 α 2,61 S' 2,83.10 4 − − → ≈ → = = 2- 2 4 10,46 4 3 C O 10 α 1 S 2,05.10 4 − − ≈ → = = Kết luận: pH có ảnh hưởng đến độ tan của các chất. pH càng giảm thì độ tan càng tăng.
- 40. phải thêm bao nhiêu ml dung dịch H2SO4 1M vào 100ml dung dịch BaCl2 0,1M để bắt đầu xuất hiện kết tủa BaSO4? Tính pH tại thời điểm đó? Cho biết tích số tan của BaSO4 là TBaSO4=1,26.10-10 và coi H2SO4 phân li hoàn toàn. 4 10 BaSO 2- 9 4 2+ 1 2 9 -7 4 2 4 T 1,26.10 [SO ]= 1,26.10 M [Ba ] 10 V [SO ] 1. 1,26.10 V=1,26.10 ml H SO 1M 100 − − − − − = = = = → 2 4 + 2- 9 9 H SO 4 [H ] =2.[SO ] 2.1,26.10 =2,52.10 M − − = Nồng độ ion SO4 2- khi bắt đầu xuất hiện kết tủa BaSO4 Nồng độ do H2SO4 cung cấp: 2 4 2 2 + + + 7 H SO H O dd H O [H ] [H ] [H ] [H ] 10 pH=7 + − → = = → ≪ Bài tập tự giải
- 41. Độ tan của AgCl trong nước cất ở một nhiệt độ nhất định là 1,81 mg/dm3 [dung dịch]. Thêm HCl để chuyển pH về 2,35, giả thuyết thể tích dung dịch sau khi axit hóa vẫn giữ nguyên và bằng 1,00 dm3. Hãy tính xem độ tan của AgCl đã giảm đi mấy lần sau khi axit hóa dung dịch ban đầu đến khi có pH = 2,35. + Trong nước cất: S = 1,81 mg/dm3 = 1,26.10-5 mol/l → KS[AgCl] = S2 = [1,26.10-5]2 = 1,59.10-10 [mol/l]2 + Trong dung dịch có pH = 2,35: - Ta có cân bằng: - + -pH Cl H =10 ≈ + - AgCl Ag +Cl ⇌
- 42. S K =S'.[S'+10 ] S' 10 S' K 0 ⇔ + − = Thay các giá trị KS và pH ta thu được S’ = 3,56.10-8 mol/l Vậy độ tan của AgCl đã giảm đi số lần sau khi axit hóa dung dịch ban đầu đến khi có pH = 2,35 là: -5 -8 S 1,26.10 = 354 S' 3,56.10 ≈ lần
- 43. giá khả năng hòa tan CuS trong HCl 1,0 M. Hướng dẫn: Trong môi trường axit, [H+ ] =1M, khá lớn nên bỏ qua quá trình điện li của nước, nên không kể đến quá trình tạo phức hiđroxo của ion Cu2+ Viết tất cả các cân bằng có thể xảy ra trong dung dịch 2 2 35,2 S 2 1 12,9 a2 1 7,02 2 a1 CuS Cu S K 10 [1] S H HS K 10 [2] HS H H S K 10 [3] + − − − + − − − + − + = + = + = ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Tổng hợp 3 quá trình trên,ta được cân bằng tổng :
- 44. 15,3 2 s a2 a1 CuS 2H Cu H S K K .K .K 10 + + − − − + + = = ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ K khá nhỏ nên đánh giá cân bằng hầu như không xảy ra theo chiều thuận 2 2 CB CuS 2H Cu H S K C 1M C 1 2x x x + + + + − ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Đánh giá định lượng: x = 2,5.10-8 M vô cùng bé, nên Cu2+ không tan trong HCl 1M.
- 45. nồng độ HCl phải thiết lập trong dung dịch ZnCl2 0,10M sao cho khi bão hòa dung dịch này bằng H2S [CH2S =0,1M] thì không có kết tủa ZnS tách ra. Biết: Ks =10-21,6, axit H2S có Ka1 =10-12,9 ; Ka2 =10-7,02 Cân bằng tạo kết tủa: 2 2 1 s Cu S CuS K + − − + ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Hướng dẫn: Để kết tủa không hình thành: 2 2 2 2 S s Cu S S Zn K C .C K C [1] C + − − + → Viết tất cả các cân bằng tạo thành trong dung dịch 2 a1 2 a2 2 2 1 s H S H HS K HS H S K S Zn ZnS K + − − + − − + − + + + ↓ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌
- 46. a1 a 2 2 2 K .K .[H S] [S ] [H ] − + = Thay vào [1] ta được giá trị H+ : 2 a1 a2 2 Zn s K .K .[H S].C [H ] K [H ] 0,692M + + + Vậy: để không có kết tủa ZnS tách ra trong dung dịch bão hòa H2S 0,10M thì nồng độ HCl phải lớn hơn 0,692M.
- 47. 7 thì [H+] = 10-7 Tại pH = 5 thì [H+] = 10-5 2 4 10,46 4 3 C O 10 .2,61 α 2,61 S' 2,83.10 4 − − → ≈ → = = 2- 2 4 10,46 4 3 C O 10 α 1 S 2,05.10 4 − − ≈ → = = Kết luận: pH có ảnh hưởng đến độ tan của các chất. pH càng giảm thì độ tan càng tăng.
- 48. tổng hợp chương kết tủa và oxi hoá-khử phản ứng oxi hóa - khử xảy ra. OX Kh ΔE = E - E 0 • Ta có phản ứng: 2 Cu 2Ag Cu 2Ag [1] + + + + ⇌ a] Nếu không có Cl- 2 0 0 0 Ag /Ag Cu /Cu E E E 0,799 0,34 0,459 0 + + ∆ = − = − = Phản ứng [1] xảy ra theo chiều thuận Câu 1: Đánh giá khả năng phản ứng của Cu với Ag+ khi: a] Không có Cl- b] Có Cl- dư Biết: 2+ + 0 0 -10 S[AgCl] Cu /Cu Ag /Ag E =0,34V, E =0,799V, K =1,78.10
- 49. Ag Cl K 10 − + + = ⇌ 1 s AgCl Ag Cl K K + − + = ⇌ 0 Ag /Ag E /0,059 2 Ag 1e Ag K 10 + + + = ⇌ 0 0 A g C l/ A g A g / A g 1 2 E / 0 ,0 5 9 E / 0 ,0 5 9 s K K .K 1 0 K .1 0 + = ⇔ = 2 0 0 AgCl/Ag s Ag /Ag 0 Cu /Cu E 0,059lg K E 0,209V E + + ⇔ = + = 0 E 0 ⇒ ∆ Phản ứng [1] không xảy ra Ta có: Kết luận: Cu khử được Ag+ khi không có Cl- Khi có mặt Cl- dư thì phản ứng giữa Cu và Ag+ không xảy ra. b] Có Cl-
- 50. trị tích số tan [Ks] của PbC2O4 ở 250C là 8,5.10-10 và thế khử chuẩn của cặp Pb2+/Pb là E0’=-0,126V. Tính thế điện cực PbC2O4/Pb bằng 2 cách. 0 0' 0' 2+ 2- 2 4 2 4 S 2+ n.E /0,059 1 2- 2 4 2 4 -10 2.[-0,126]/0,059 -13,34 s 1 n.E /0,059 2.E /0.0 PbC O Pb +C O K Pb +2e Pb K =10 PbC O +2e Pb+C O K K=K .K =8,5.10 .10 =10 [1] K=10 =10 ⇌ ⇌ ⇌ 59 [2] Từ [1] và [2] suy ra: 0' -13,34.0,059 E = =-0,394V 2 Cách 1:
- 51. - 2 4 2 4 S 2 + 0 2 - 0 ' 2 4 2 4 2 + 2 - s 2 4 0 2 + 0 ' P b C O P b + C O K P b + 2 e P b E P b C O + 2 e P b + C O E K = [P b ].[C O ] [1 '] 0 ,0 5 9 E = E + lg [P b ] [2 '] 2 0 ,0 5 9 1 E = E + lg 2 [ ⇌ ⇌ ⇌ 2 - 2 4 [3 '] C O ] 0' 0 s 10 0,059 E E lgK 2 0,059 0,126 lg8,5.10 0,394V 2 − = + = − + = − Cách 2: Từ [1’], [2’], [3’], ta có:
- 52. Cho các thế chuẩn sau đây: Trên cơ sở đó hãy tính tích số tan của AgBr ở 25oC. - 0 [r] 1 + 0 2 AgBr +e Ag+Br E =0,0713V Ag +e Ag E =0,7996V → → 0 1 0 2 E /0,059 - [r] 1 -E /0,059 + 2 + - [r] S 1 2 AgBr +e Ag+Br K =10 Ag Ag +e K =10 AgBr Ag +Br K =K .K → → → 0 0 1 2 0 0 1 2 E /0,059 -E /0,059 S 1 2 [E -E ]/0,059 13 S K =K .K 10 .10 K 10 4,528.10− = ⇔ = = BÀI TẬP TỰ GiẢI
- 53. giá khả năng oxi hoá – khử của cặp Ag+/Ag khi có mặt ion X- [X=Cl, Br, I, SCN]. Hướng dẫn: Trả lời: .Tính khử của Ag tăng lên, tính oxi hoá của Ag+ giảm xuống. Câu 3: Đánh giá khả năng phản ứng giữa Cu2+ và I-. Cho Ks[CuI]=10-12, Hướng dẫn: Trả lời: Cu2+ oxi hoá dễ dàng I- tạo ra I3 - và CuI. + 0 0 AgX/Ag S[AgX] Ag /Ag E =E +0,059lgK 2+ + 3- - 0 0 Cu /Cu I /3I E =0,153V,E =0,5355V 2+ 3- - 0 0 Cu /CuI I /3I E =0,86VE =0,5355V + 0 0 AgX/Ag Ag /Ag E E ≪
- 54. [trích] Bạc oxalat có độ tan trong nước là 2,06.10-4 tại pH = 7. Độ tan của nó bị ảnh hưởng khi có tác nhân tạo phức. Tính độ tan của bạc oxalat trong dung dịch chứa 0,02M NH3 và có pH = 10,8. Biết với sự có mặt của amoniac thì ion bạc tạo thành hai dạng phức Ag[NH3]+ và Ag[NH3]2 +. Các hằng số tạo phức từng nấc tương ứng là: 3 3 1 2 β 1,59.10 ;β 6, 76.10 = = V. Bài tập tổng hợp chương kết tủa và phức chất Trong nước ở pH = 7: [ ] [ ] 2 2 4 2 2 + 2- 2 4 S Ag C O K = Ag . C O = 2S .S Trong môi trường có ảnh hưởng của tác nhân tạo phức và pH: [ ] + 2- 2 4 2 S S Ag C O K' =K .α .α = 2S' .S'
- 55. + - -1 5 2 4 2 4 a 1 - + -1 2 2 4 2 2 4 a + + 3 3 1 + + 3 3 3 2 2 C O +H HC O K = 5,37.10 HC O +H H C O K 5,62.10 Ag +NH Ag[NH ] β Ag[NH ] +NH Ag[NH ] β − − − − = ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ [ ] [ ] + 2- 2 4 2 1 3 1 2 3 Ag 2 Cr O a1 a1 a2 + α =1+β . NH +β β . NH =4332,16 h h + α =1+ + 1 K K .K ≈ Dung dịch có có mặt của amoniac và pH=10,8: [ ] [ ] [ ] + 2- 2 4 2 S S Ag Cr O 3 4 3 3 K' =K .α .α = 2S' .S' 4. 2,06.10 .4332,16.1 4. ' S' 3,36.10 S − − ⇔ = ⇔ = Vậy độ tan của bạc oxalat bị ảnh hưởng bởi pH và tác nhân tạo phức.
- 56. 1,00 ml hỗn hợp đệm [A] gồm NH3 2,0 M và NH4NO3 2 M với 1,00 ml dung dịch B gồm FeCl3 2,0.10-3 M và NaF 0,20 M. Có kết tủa Fe[OH]3 hay không? Biết: 3 -37 S[Fe[OH] ] K =10 Sau khi trộn, ta có: + 3+ - 3 4 -3 NH NH Fe F C =C =1,00M;C =1,0.10 M;C =0,10M - Trong dung dịch B: 3+ - 2+ 1 3+ - + 2 2 3+ - 3 3 Fe +F Fe lgβ =5,18 [1] Fe +2F Fe lgβ =9,07 [2] Fe +3F FeF lgβ =12,10 [3] ⇌ ⇌ ⇌ 3+ 3+ - 2- 2 - 3 -3 1 2 3 Fe C =[Fe ][1+β [F ]+β [F ] +β [F ] ]=1.10
- 57. 9,07 2 12,10 3 Coi [F ] C =0,10 1.10 [Fe ] 7,9.10 M 1 10 .10 10 .10 10 .10 − − − − − ≈ → ≈ = + + + - Trong dung dịch A: + - -4,76 3 2 4 b -4,76 - -4,76 b NH +H O NH +OH K =10 C 1,0 1,0 [] 1,0-x 1,0+x x x[1,0+x] K = =10 x=[OH ]=10 1,0-x → ⇌ Ta có: 3 3+ - 3 -13 -4,76 3 -26,4 -37 S[Fe[OH] ] [Fe ].[OH ] 7,9.10 .[10 ] =10 K =10 ≈ Như vậy vẫn có kết tủa Fe[OH]3.
- 58. giải Câu 1: Bạc clorua dễ dàng hoà tan trong dung dịch amoniac vì tạo ion phức: Một lít dung dịch amoniac 1M hoà tan được bao nhiêu gam AgCl. Biết: KS[AgCl]=1,8.10-10, + - 3 3 2 AgCl +2NH [Ag[NH ] ] +Cl ↓ ⇌ + 3 2 6,77 [Ag[NH ] ] β =10 Trả lời: mAgCl = 4,38 gam Hướng dẫn: + 3 2 + 3 2 + 2 [Ag[NH ] ] 3 + - + - - 3 2 3 S[AgCl] + - - [Ag[NH ] ] β = [Ag ].[NH ] [Ag ] [Cl ];[Ag[NH ] ] =[Cl ];[NH ]=1-2[Cl ] K [Ag ]= [Cl ] [Cl ]=0,0305M → ≪
- 59. Cadimi tạo thành hyđroxit hơi khó tan là Cd[OH]2 a. Hãy tính độ tan của Cd[OH]2 trong nước nguyên chất. b. Tính độ tan của Cd[OH]2 trong nước có chứa 10-3M ion CN- Biết: Các hằng số tạo phức từng nấc lần lượt là: 2 -15 3 S[Cd[OH] ] K =5,9.10 M Hướng dẫn: a. Trong nước nguyên chất 2 S K =S.[2S] b. Trong nước có chứa ion CN-: 2 + - ' 2 S S C d O H K = K .α .α = S '.[2 S ']' Với: 2+ - - - 2 - 3 - 4 1 1 2 1 2 3 1 2 3 4 Cd OH α =1+β [CN ]+β β [CN ] +β β β [CN ] +β β β β [CN ] α =1 [ ] 5,48 5,12 4,63 3,65 -1 1 2 3 4 β =10 ;β =10 ;β =10 ;β =10 M ; Trả lời: a. S = 1,14.10-5M. b. S’ = 2,40.10-3M.
- 60. Tính độ tan của AgBr trong dung dịch NH3 0,02M. Biết KS[AgBr] = 10-12,3; các hằng số bền của phức [Ag[NH3]i]+ tương ứng là: lgβ1 = 3,32 [i = 1] và lgβ2 = 7,23 [i = 2]. Hướng dẫn: + - S S Ag Br K' =K .α .α + 3 0 NH S Ag C C = K 2 1 β β + - 3 3 2 AgBr +2NH Ag[NH ] +Br ↓ ⇌ Trả lời: S = 5,65.10-5.
- 61. tổng hợp chương oxi hóa-khử và phức chất Câu 1: [99] Tính nồng độ Cu2+ và Cd2+ khi lắc một mẩu Cd với dung dịch CuCl2 0,01M trong hỗn hợp NH3 + NH4NO3 trong đó Cho: + 3 4 NH NH C +C =2M;pH=9,24. 2+ 2+ + 4 2+ 2+ 11,75 3 3 4 1 2+ 2+ 6,74 3 3 4 2 0 0 -9,24 Cu /Cu Cd /Cd a[NH ] Cu +4NH Cu[NH ] β =10 Cd +4NH Cd[NH ] β =10 E =0,337V;E =-0,402V;K =10 ⇌ ⇌ 2 + 2 + C d + C u C u + C d ⇌ 2+ 2+ 3 4 3 4 Cd+Cu[NH ] Cu+Cd[NH ] ⇌
- 62. NH3 + NH4NO3 a a b a a b C h=K . C h=K C =C + 3 4 + 3 4 + 3 4 NH NH NH NH NH NH C =C C =C =1M C +C =2 ⇔ Vì β1 [1011,75] β2 [106,74] nên Cu2+ tạo phức hoàn toàn. 2 2 11,75 3 3 4 1 0 4 [ ] 10 0,001 1 Cu NH Cu NH C M M β + + + = ⇌ [ ] _ 0,996Μ 0,001
- 63. /0,059 2+ 1 -2.E /0,059 2+ 2 2+ 2+ -1 3 4 3 1 2+ 2+ 3 3 4 2 2+ 3 4 Cu +2e Cu K =10 Cd Cd +2e K =10 Cu[NH ] Cu +4NH β Cd +4NH Cd[NH ] β Cd+Cu[NH ] Cu+Cd[N ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ 2+ -1 20,15 3 4 1 2 1 2 0 H ] K=K .K .β .β =10 C 0,001 [] - 0,001 Tổ hợp các cân bằng:
- 64. 4 3 4 Cu+Cd[NH ] Cd+Cu[NH ] K [] 0,001-x x ⇌ 2+ 3 4 1 23,15 2+ 3 4 Cu[NH ] K 10 0,001 Cd[NH ] x x x − − = = = − Tính nồng độ Cu2+ và Cd2+ theo các cân bằng 2+ 2+ -1 3 4 3 2 -1 -10 2 4 -1 2 Cd[NH ] Cd +4NH β 0,001-b b 0,996 β .0,001 b= =1,85.10 [0,996] +β ⇌ 2+ 2+ -1 3 4 3 1 23,15 -1 -23,15 -35 1 4 Cu[NH ] Cu +4NH β 10 a 0,996 β .10 a= =1,28.10 [0,996] − ⇌ 2+ -35 2+ -10 Cu =a=1,28.10 M Cd =b=1,85.10 M
- 65. Có thể hoà tan hoàn toàn 100mg bạc kim loại trong 100ml dung dịch amoniac nồng độ 0,1M khi tiếp xúc với không khí được không? Cho biết nguyên tử khối của Ag = 107,88; hằng số điện li bazơ của amoniac là Kb = 1,74.10-5; các hằng số bền của phức [Ag[NH3]i]+ tương ứng là: lgβ1 = 3,32[i = 1] và lgβ2 = 6,23[i = 2]. Các thế khử [thế oxy hóa-khử] chuẩn ở 25oC: Eo[Ag+/Ag] = 0,799V; Eo[O2/OH-] = 0,401V. Áp suất riêng phần của oxy trong không khí là 0,2095atm. Phản ứng được thực hiện ở 25oC.
- 66. [mol] 107,88 Số mol cực đại của NH3 cần để tạo phức là: 9,27.10-4 . 2 = 1,854.10-3[mol] số mol NH3 [10-2mol] Vậy NH3 rất dư để hoà tan lượng Ag nếu xảy ra phản ứng. Ag+ + e → Ag O2 + 4e + H2O → 4OH- 2 0 + 1 1 O 0 2 2 4 - E =E +0,059.log Ag P 0,059 E =E + .log 4 OH Khi cân bằng E1 = E2. Với [ ] - -5 -3 b 3 OH = K . NH = 1,74.10 .0,1=1,32.10 M Suy ra: [Ag+] = 9,2.10-5M
- 67. cộng của Ag+ trong dung dịch: [Ag+]’ = [Ag+] + [Ag[NH3]+] + [Ag[NH3]2 +] = [Ag+].[1 + β1[NH3] + β2[NH3]2] = 1,58M Giá trị này lớn hơn nhiều so với lượng Ag dùng cho phản ứng. Kết luận: Có thể hoà tan hoàn toàn 100mg bạc kim loại trong 100ml dung dịch amoniac nồng độ 0,1M khi tiếp xúc với không khí được không
- 68. có tính khử rất yếu, rất khó oxi hoá thành Co3+ trong môi trường axit, nhưng khi có mặt NH3 dư thì Co2+ dễ dàng bị oxi hoá bởi H2O2. Giải thích. Cho: Bài tập tự giải 3+ 2+ 2 2 2 6 6 0 0 H O /H O Co[NH3] /Co[NH3] E =0,018VE =1,77V Hướng dẫn: 3+ 3+ 2+ 3 6 3 6 0 35,16 4,39 Co /Co Co[NH ] Co[NH ] E =1,84V;β =10 ;β =10 2+ 6 3+ 2+ 3+ 6 6 3+ 6 Co[NH3] 0 0 Co[NH3] /Co[NH3] Co /Co Co[NH3] β E =E +0,059.lg β Trả lời:
- 69. Đánh giá khả năng hoà tan của Ag trong NH3 1M [khi không có không khí]. Cho biết: Kb = 1,74.10-5; Eo[Ag+/Ag] = 0,799V; hằng số Henri λ = 103,12; các hằng số bền của phức [Ag[NH3]i]+ tương ứng là: lgβ1 = 3,32[i = 1] và lgβ2 = 6,23[i = 2]. Hướng dẫn: [ ] 0 Ag /Ag + 2 -E /0,059 + - 3 2 3 2 2 2 - 1/2 + H 3 2 2 3 1 Ag+2NH +H O Ag[NH ] + H +OH K=10 .β .1.W 2 OH .P . Ag[NH ] K K'= λ NH K ⇔ = ⇌ Với [OH-] từ Kb. Trả lời: [Ag[NH3]2 += 10-19,55. Ag không tan trong NH3.
- 70. Tính hằng số cân bằng đối với phản ứng sau: Cho: 2+ + 2+ - 0 0 -10 S[AgCl] Cu /Cu Ag /Ag 2AgCl +Cu 2Ag +Cu +2Cl E =0,337V;E =0,799V;K =10 ↓ ↓ ↓ ⇌ Hướng dẫn: 0 + Ag /Ag 0 2 / 2.E /0,059 + 1 + - 2 S -2.E /0,059 2+ 1 2+ - 2× Ag +1e Ag K =10 2× AgCl Ag +Cl K Cu Cu +2e K =10 2AgCl+Cu 2Ag+Cu +2Cl K Cu Cu + ⇌ ⇌ ⇌ ⇌ Trả lời: K = 10-4,34.
- 71. phạm vi đề tài, nhóm em tập trung lựa chọn và trình bày các nội dung liên quan đến bài tập tổng hợp về tính toán cân bằng. Cụ thể như sau: - Hệ thống hoá công thức tổng quát liên quan đến cân bằng axit – bazơ, oxi hoá – khử, kết tủa, tạo phức. - Sưu tầm, phân loại và giải được 12 bài tập tổng hợp liên quan đến mỗi phần. - Sưu tầm, phân loại 19 bài tập tự giải liên quan đến mỗi phần. Các bài tập tự giải đều có phần hướng dẫn và đáp án.
- 72. THAM KHẢO - Nguyễn Tinh Dung [2009], Hoá học phân tích cân bằng ion trong dung dịch, NXB Đại học sư phạm. - Ngô Văn Tứ [2010], Hoá học phân tích định tính, Trường đại học sư phạm Huế. - Đáp án phần Hoá hc Đại Cương và Vô Cơ, Bảng A -Olympic Hóa học các Trường Đại học Việt Nam lần thứ ba, 2005. - Đề thi Olympic hoá học sinh viên toàn quốc lần thứ V [2008] – bảng B.