GIO TRNH PHA CH DUNG D CH Ế Ị TRONG PHÒNG KIỂM NGHIỆM THỰC PHẨM     BIÊN SOẠN: ThS. TRƯƠNG BÁCH CHIẾN MC LC   Thnh ph H Ch Minh, 2 – 2011 2 CHƯƠNG 1 : MỞ ĐẦU VỀ DUNG DỊCH 1.1. Sự điện ly trong dung dịch 1.1.1. Khái niệm điện ly Dung dịch : l một hệ đng thể gm 2 hay nhiều chất m thnh phần của nó có thể thay đổi trong giới hạn rộng. Gm 3 loại dung dịch : dung dịch kh, dung dịch lỏng, dung dịch rắn. Dung dịch kh l hỗn hợp của hai hay nhiều chất kh (như không kh). Trong điều kiện bình thường do tương tác giữa các phân tử kh quá nhỏ nên dung dịch kh gần như l hỗn hợp cơ học. Nhưng khi điều kiện thay đổi với áp suất cao, sự ho tan của các chất kh ging như sự ho tan của các chất lỏng, vì lúc ny chúng có lực tương tác đáng kể. Dung dịch lỏng l dung dịch được tạo thnh từ những chất có khả năng ho tan trong dung môi lỏng. Dung dịch rắn l những tinh thể được tạo thnh do sự ho tan của các chất kh, lỏng , rắn trong dung môi chất rắn. Xét trong hệ dung dịch lỏng, khi cho chất tan vo trong dung môi lỏng, luôn xảy ra 2 quá trình : quá trình chuyển pha phá vỡ cấu trúc chất tan thnh các ion, phân tử hay nguyên tử, ri khuyếch tán vo trong dung môi (đây l quá trình vật lý, thu nhiệt) + quá trình sonvat hoá tương tác hình thnh giữa các phần tử đã chuyển pha với các phần tử dung môi (đây l quá trình hoá học, phát nhiệt) Các chất có khả năng tan trong dung môi lỏng, được gọi l chất điện ly, v quá trình xảy ra đó, gọi l sự điện ly. " Sự điện ly l quá trình phân ly các chất tan thnh những ion mang điện tch trái dấu, chất ở trạng thái nóng chảy hay dung dịch, lm dung dịch có khả năng dẫn được điện, gọi l chất điện ly ". Dưới tác dụng của dòng điện, các ion dương sẽ di chuyển về pha điện cực âm (catod) nên gọi l cation, còn các ion âm sẽ di chuyển về điện cực dương (anod) nên gọi l anion. Các ion đó có tnh chất khác hon ton so với các nguyên tử cùng loại nguyên t (chẳng hạn , ion H + có tnh chua, gây chua, lm quỳ tm hóa đỏ, nhưng nguyên tử H thì không có tnh chất ny) 3 1.1.2. Phân loại Chất điện ly gm hai loại : - Chất điện ly mạnh : l chất điện ly có khả năng phân ly hon ton, được biểu thị bằng dấu mũi tên ( → ). - Chất điện ly yếu : l chất điện ly không có khả năng phân ly hon ton, được biểu thị bằng dấu thuận nghịc ( ). V dụ : dung dịch HCl, NaCl l những dung dịch chất điện ly mạnh được biểu thị trong dung dịch nước l : HCl → H + + Cl - NaCl → Na + + Cl - Còn những dung dịch FeCl 2 , Cu(OH) 2 l những dung dịch chất điện ly yếu đến rất yếu, được biểu thị trong dung dịch nước l : FeCl 2 Fe 2+ + Cl - Cu(OH) 2 Cu 2+ + 2 OH - Một điều cần lưu ý l : những ion được minh họa bằng các phương trình điện ly trong các quá trình điện ly, l những ion sonvat chứ không phải l những ion tự do (cách viết trình by ở trên l cách biểu thị sự sonvat hoá đã được viết giản lược ri) 1.1.2. Hằng số phân ly dung dịch 1.1.2.1. Khái niệm Trong dung dịch điện ly luôn có một cân bằng động được xác lập cho quá trình địên ly chất tan, chẳng hạn cho chất tan A m B n tan trong nước, thì quá trình ho tan luôn bao gm hai quá trình phân ly chất tan A m B n thnh các ion sonvat v quá trình kết hợp các ion ny thnh phân tử A m B n . Sau một thời gian, các vận tc của 2 quá trình ny bằng nhau thì dung dịch sẽ đạt tới quá trình cân bằng A m B n m A +n + n B -m Khi đó hằng s cân bằng K CB = ][ ].[][ nm nmmn BA BA −+ còn được gọi l hằng s điện ly hay hằng s phân ly A m B n . Đây l một đại lượng đặc trưng cho chất điện ly ho tan trong một dung môi nhất định. V dụ : đi với acid phân ly một nấc như CH 3 COOH l : CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Thì hằng s phân ly (hay còn gọi l hằng s acid) : K CB = K a = ][ ]].[[ 3 3 COOHCH OOCHH −+ = 1,82. 10 - 5 . Đi với acid phân ly hai nấc như H 2 CO 3 : mỗi nấc phân ly có một hằng s tương ứng : 4 H 2 CO 3 H + + HCO 3 - K a1 = ][ ]].[[ 32 3 COH HCOH − + = 10 - 6,35 . HCO 3 - H + + CO 3 2- K a2 = ][ ]].[[ 3 2 3 − − + HCO COH = 10 - 10,33 . Khái niệm về độ mạnh của một acid hay một baz cũng có thể được xác định dựa trên hằng s phân ly của chất đó : K CB của phương trình điện ly acid cng lớn thì tnh acid cng mạnh (hay ngược lại đi với baz). Lúc đó, K CB còn được gọi l hằng s acid K a (hay đi với baz l hằng s baz K b ). Hệ thức giữa K a v K b : K a . K b = 10 -14 Hay : pK q + pK b = 14 Từ hệ thức trên cho ta thấy K a cng lớn (acid cng mạnh), K b cng nhỏ (baz liên hợp cng yếu). V dụ : HF có pK a = 3.2 ; pK b = 14 – 3.2 = 10.8 NH 3 có pK b = 4.75 ; pK a = 14 – 4.75 = 9.25 Với các acid thật mạnh như HCl thì baz liên hợp Cl - l baz vô cùng yếu. Với các baz thật mạnh như NaOH thì acid liên hợp Na + l acid vô cùng yếu. Nếu K khá nhỏ, người ta thường dùng đại lượng pK với : pK = - lgK. Hằng s điện ly của một chất điện ly rất phụ thuộc vo bản chất của dung môi ho tan nó. Việc thêm một dung môi khác có độ thẩm điện môi nhỏ hơn nước (chẳng hạn Dioxan có ε = 2,2 so với nước l 80,4) vo dung dịch chất điện ly sẽ lm giảm hằng s K ny (khi cho Dioxan vo dung dịch acid acetic thì pK a = 4,75 tăng lên pK a = 10,52, tức hằng s điện ly đã bị giảm đi gần 1 triệu lần), kết quả chất tan sẽ khó tan hơn. Chú ý : Giá trị K a , K b có thể tra sổ tay hóa học. 1.1.2.2. Hằng số bền và không bền Các quá trình điện ly trong dung dịch chất điện ly được xác định định lượng theo hằng s điện ly K CB , còn gọi l hằng s phân ly hay hằng s không bền (K Pl ) Chẳng hạn : CH 3 COOH CH 3 COO - + H + K CB = K Pl = 10 – 4.74 . Còn các quá trình kết hợp ion trong dung dịch chất điện ly được xác định định lượng theo hằng s kết hợp, còn gọi l hằng s bền β. Chẳng hạn : CH 3 COO - + H + CH 3 COOH K CB = β = 10 + 4,74 . Như thế trong một dung dịch chất điện ly luôn có K Pl . β = 1. Trong phản ứng phức chất thì hằng s bền được sử dụng thường xuyên hơn Xét phức ML phân ly theo phản ứng : ML M + L 5 Hằng s cân bằng của phản ứng ny : K = [M].[L] [ML] K được gọi l hằng s không bền của phức chất. Phức cng bền thì hằng s không bền K cng nhỏ. Ngoi hằng s không bền, ta còn dùng hằng s đảo ngược của hằng s không bền : β = [M].[L] [ML] β được gọi l hằng s bền của phức chất. Phức cng bền thì hằng s bền β cng lớn. Giữa M v L, ta có thể có nhiều phức ML n , ML n–1 , … ML. Mỗi phức chất lần lượt phân ly cho ra phức chất kế tiếp. ML n ML n–1 + L K 1 = ]ML[ ]L].[ML[ n n 1− ML n–1 ML n–2 + L K 2 = ]ML[ ]L].[ML[ n n 1 2 − − ML M + L K n = ]ML[ ]L].[M[ Các hằng s K 1 , K 2 , … K n được gọi l hằng s không bền liên tiếp. Ta thường có : K 1 > K 2 > … > K n–1 > K n (β 1 < β 2 < … < β n–1 ,,,,< β n ) Hay : pK 1 < pK 2 < … < pK n–1 < pK n V dụ 1 : Giữa Fe 3+ v SCN – ta có các phức Fe(SCN) I (3–I)+ với pK 1 = –1, pK 2 = – 0.3, pK 3 = –0.3, pK 4 = 0.3, pK 5 = 1.3 v pK 6 = 2.1 V dụ 2 : FeCl 2+ Fe 3+ + Cl – pK = 1.5 FeHPO 4 + Fe 3+ + HPO 4 2– pK = 9.4 Cùng ion trung tâm, thay đổi ligand, độ bền của phức chất thay đổi hẳn. Phức giữa Fe 3+ v ion HPO 4 2– bền hơn nhiều so với phức giữa Fe 3+ v Cl – . V dụ 3 : Phức giữa Fe 3+ v Ca 2+ với Y 4 – (anion của EDTA) lần lượt có pK FeY = 25.1, pK CaY = 10.7. Cũng ligand Y 4 – ,thay đổi ion trung tâm, độ bền của phức chất thay đổi hẳn. Phức giữa Fe 3+ v Y 4 – bền hơn nhiều so với phức giữa Ca 2+ với Y 4 – . 1.1.2.3. Mối quan hệ giữa đô điện ly α và hằng số phân ly K pl Độ điện ly α l đại lượng đặc trưng cho mức độ điện ly của một chất v l tỷ s giữa s mol chất điện ly (n) với tổng s mol chất hòa tan (n 0 ). Công thức được tnh l : α = 0 n n Đại lượng α l đại lượng không có thứ nguyên, nó thường được biểu diễn bằng %, v giá trị ny nằm trong giới hạn [ 0 , 1] α = 0 : chất không điện ly (đó l những chất điện ly rất yếu, như các chất kh, chất kết tủa không tan v.v ) 6 α = 1 : chất điện ly mạnh . 0 < α < 1 : chất điện ly yếu Thiết lập mối quan hệ giữa α và K pl trong dung dịch (A m B n ) : Quá trình phân ly : A m B n m A +n + n B -m Nng độ ban đầu : C 0 0 Nng độ cân bằng : C - x m.x n.x Với α = C x ⇔ x = C.α Thì : K (A) = xC xnxm mn − ) ().( . Với những chất phân tử điện ly ra hai ion (như CH 3 COOH, HCN, NH 4 OH…) giữa hằng s điện ly K v độ điện ly α có mi liên hệ sau : Đó l biểu thức toán học của định luật pha loãng (Ostwald). Nếu α <<1 ta có 1 - α ≈ 1 thì : K = C. α 2 K ⇒α = C Dung dịch cng loãng, độ điện ly cng lớn. V dụ : Tnh hằng s phân ly của CH 3 COOH 0,1M có α = 1,35% Quá trình phân ly : CH 3 COOH CH 3 COO - + H + Nng độ ban đầu : 0,1 0 0 Nng độ cân bằng : 0,1 - x m.x n.x Với α = 1,0 x ⇔ x = 0,1 . α = 0,00135 ⇔ K (A) = x x −1,0 2 ⇔ K (A) = 00135,01,0 )00135,0( 2 − = 1,85 .10 -5 . 1.2. Phản ứng thủy phân – phản ứng trao đổi 1.2.1. Khái niệm sự thuỷ phân Các chất điện ly acid hay baz khi hòa tan trong dung môi nước đều tạo dung dịch có phản ứng acid hay kiềm tương ứng. Tuy nhiên, những chất điện ly l mui khi tan trong nước cũng cho các phản ứng tương tự. Chẳng hạn khi xét sự hòa tan (CH 3 COO) 2 Ba : (CH 3 COO) 2 Ba + 2 H 2 O Ba 2+ + 2 CH 3 COOH + 2 OH - 7 α α − = 1 2 CK hay : (CH 3 COO) 2 Ba + (n + 2) H 2 O [Ba(H 2 O)n] 2+ + 2 CH 3 COOH + 2 OH - Sự tạo thnh chất điện ly yếu CH 3 COOH đã lm cân bằng địên ly trong nước bị phá huỷ : trong dung dịch xuất hiện [OH - ] solvat dư, lm cho dung dịch có phản ứng kiềm. Phản ứng tương tác giữa những ion của mui v những ion của H + v OH - gọi l sự thuỷ phân. Trong các phản ứng ny, các ion H + v OH - chỉ được tch tụ lại trong dung dịch , chúng lm chậm lại quá trình dịch chuyển từ trái sang phải, chúng không xảy ra phản ứng tới cùng, m cui cùng cân bằng động được thiết lập : phản ứng thuỷ phân l phản ứng trung hòa, chẳng hạn : CH 3 COO - + H 2 O CH 3 COOH + OH - (thuỷ phân ) (trung ho) AlCl 3 + 6 H 2 O → Al(OH) 3 + 3 H 3 O + + 3 Cl - . (dung dịch acid mạnh) Al 2 S 3 + 6 H 2 O 2 Al(OH) 3 + 3 H 2 S (dung dịch acid yếu) NaAlO 3 + H 2 O → Na + + HAlO 2 + OH - (dung dịch kiềm mạnh) Vậy phản ứng thuỷ phân l phản ứng tương tác giữa những chất khác nhau (mui, hydrua, các hợp chất oxi, halozen v thioanhydric) với những ion của nước, kèm theo sự phá huỷ cân bằng điện ly của nước v lm thay đổi pH của dung dịch (kể cả sự thay đổi mu sắc của dung dịch ). V dụ : khảo sát sự thuỷ phân của mui NH 4 Cl Trong dung dịch có sự điện ly : NH 4 Cl → NH 4 + + Cl - Trong dung môi nước : NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 3 O + Nên : NH 4 Cl + H 2 O NH 3 + Cl - + H 3 O + Vì thế, dung dịch thu được sau khi hòa tan mui NH 4 Cl trong nước l dung dịch có tnh acid (vì chứa ion H 3 O + ; khoảng pH < 7), dung dịch không có mu. V dụ : Khảo sát sự thủy phân của dung dịch mui CuSO 4 . Trong dung dịch có sự điện ly : CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2- Nên : Cu 2+ + H 2 O (CuOH) + + H + CuSO 4 + H 2 O (CuOH) + + SO 4 2- + H + Vì thế dung dịch thu được khi hòa tan chất rắn mu trắng CuSO 4 vo nước có mu xanh (vì chứa ion (CuOH) + ), dung dịch có tnh acid (vì có chứa ion H + ). Kết luận chung: Khi thủy phân mui tan sẽ thu được dung dịch có pH tùy thuộc vo độ mạnh của gc acid v baz của mui đó. Khái niệm dung dịch được xác định : 8 - Dung dịch acid l dung dịch có chứa ion H + - Dung dịch baz l dung dịch có chứa ion OH - - Dung dịch mui l dung dịch có chứa các cation kim loại (hay NH 4 + ) v anion gc acid. - Hydroxit l các hợp chất có chứa nhóm liên kết - OH Ứng dụng của phản ứng thuỷ phân : - Các mui amoni của cacbonat, sunfat hay mui natri của acetat, cacbonat, mui của các baz hữu cơ yếu đều bị thuỷ phân tạo những dung dịch có pH xác định. Nên có thể dùng nước để kết tủa các hydroxit của chúng . - Trong phân tch, các phản ứng thuỷ phân các mui amoni tạo thnh các amoniac tự do được sử dụng để phát hiện gc amoni, nhất l khi chúng được đun nóng với kiềm. - Việc tách các ion Crom v nhôm dựa trên sự phân hủy thủy phân cromit khi đun sôi tạo kết tủa Cr(OH) 3 v.v 1.2.2. Phản ứng trao đổi L phản ứng hóa học trong đó không có sự thay đổi s oxi hóa của các chất trước v sau phản ứng. Điều kiện để có phản ứng trao đổi (định luật Betthorlet) : Phản ứng xảy ra khi có sự tạo thnh chất kết tủa hoặc chất bay hơi, hoặc chất điện ly yếu. V dụ: AgNO 3 + HCl → ? (phản ứng xảy ra vì sản phẩm thu được có chất kết tủa AgCl) KCl + H 2 SO 4 → ? (phản ứng không xảy ra vì sản phẩm không thỏa định luật Bertholet) NH 4 Cl + Ca(OH) 2 → ? (phản ứng xảy ra vì có sự tạo thnh chất bay hơi NH 3 ) HCl + KOH → ? (phản ứng xảy ra vì có sự tạo thnh chất điện ly yếu H 2 O) V dụ: Viết phương trình phản ứng trao đổi khi pha trộn ZnCl 2 vo dung dịch NaOH Phương trình phân tử : ZnCl 2 + 2 NaOH → Zn(OH) 2 + 2 NaCl Phương trình rút gọn : Zn 2+ + 2 OH - → Zn(OH) 2 1.2.3. Hydroxit lưỡng tính Hydroxit lưỡng tnh l hydroxit vừa có tnh acid vừa có tnh baz, chẳng hạn Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Pb(OH) 2 Chẳng hạn với Al(OH) 3 : 9 Al(OH) 3 + 3 H + → Al 3+ + 3 H 2 O Al(OH) 3 + OH - → ( AlO 2 ) - + 2 H 2 O Hay với Zn(OH) 2 : Zn(OH) 2 + 2 H + → Zn 2+ + 2 H 2 O Zn(OH) 2 + 2 OH - → ZnO 2 2- + 2 H 2 O Hoặc : H 2 ZnO 2 + 2 OH - → ZnO 2 2- + 2 H 2 O Hằng s điện ly của các hydroxit lưỡng tnh : Xét cân bằng động : Be(OH) 2 Be(OH) 2 (dung dịch) (dạng tủa) Trong đó: 2 H + + BeO 2 2- Be(OH) 2 Be 2+ + 2 OH - (dạng acid) (dạng tủa) (dạng baz) K: 10 - 30 K: 10 - 18 Theo các công trình nghiên cứu của L.P. Adamovich, thì quá trình điện ly của Be(OH)2 l : Khoảng pH K Be(OH) 2 BeOH + + H + 5,4 ÷ 6,2 1,5.10 - 14 Be(OH) 2 + BeOH + [Be 2 (OH) 2 ] 2+ + OH - 5,1 ÷ 5,4 2.10 - 9 2 Be(OH) 2 + BeOH + [Be 3 (OH) 3 ] 3+ + OH - 5,1 ÷ 5,4 4.10 - 9 [Be 2 (OH) 2 ] 2+ 2 Be 2+ + 2 OH - 3,8 ÷ 5,1 4,9.10 - 22 [Be 3 (OH) 3 ] 3+ 3 Be 2+ + 3OH - 3,8 ÷ 5,1 4,4.10 - 34 Như vậy, quá trình phân ly ny cũng được đặc trưng bằng một hằng s phân ly. Tnh chất ny được ứng dụng để định tnh một s các cation tạo được các hydroxit không tan trong nước bằng cách cho một lượng dư kiềm natri hoặc kali tác dụng với các cation, khi đó các hydroxit ny sẽ được tách ra khỏi hỗn hợp ở dạng tủa. Sau đó nếu trong đó có hydroxit lưỡng tnh thì lại lm tan chúng trong dung dịch kiềm (như tách Fe 3+ ra khỏi Al 3+ ). Hằng s điện ly dạng acid của hydroxit lưỡng tnh tăng theo sự tăng điện tch của các ion tạo thnh chúng, do đó mun lm tăng độ tan của những hydroxit khó tan trong nước m những hydroxit đó chứa ion có khả năng bị oxi hoá, thì hãy oxi hoá ion ny. Chẳng hạn, nếu cho hỗn hợp của Fe(OH) 3 v Cr(OH) 3 thì dưới tác dụng của hydroperoxit hoặc các chất oxi hoá khác trong môi trường kiềm, Cr 3+ sẽ bị oxi hoá đến Cr 6+ tạo thnh CrO 4 2- dễ dng chuyển vo dung dịch . Việc so sánh các hằng s phân ly của hydroxit lưỡng tnh ở một giá trị pH, có thể chỉ ra được tnh chất acid hay baz no của nó trội hơn. V dụ : 10 [...]... tan trong 1 tấn dung dịch) Công thức : Cppm Dung dịch A = mA m dungdëchA 10 6 (2.2) Trong trường hợp dung dịch có d = 1 g/mLthì có thể viết C(ppm) thành m A (mg ) dạng C (mg/L): Cppm Dung dịch A = Cmg/ L = (2.3) V (lít ) dungdichA 24 1.4.3 Nồng độ phần tỷ (Cppb) : Là khối lượng (g) chất tan có trong 1 tỷ gam dung dịch (hay là khối lượng (mg) chất tan có trong 1 tấn dung dịch) Công thức : Cppb Dung. .. V(mL) - Pha nước cất đến vạch BĐM thì thu được V(mL) dung dịch (A) CM Dạng 4: Pha V(mL) dung dịch (A) CN từ dung dịch (A) C% có d(g/mL) V0 = C N M A V 10.d C % z Cách pha: - Cho vào bình định mức loại V(mL) 26 - Pha nước cất đến vạch BĐM thì thu được V(mL) dung dịch (A) CM Dạng 5: Pha V(mL) dung dịch (A) CN từ tinh thể rắn (A) có độ tinh khiết (p%) theo lý thuyết V C.M 10 −3 100 m= z p Cách pha: V... 11.88 1.3.1.2 pH trong các hệ acid – baz pH trong các hệ acid – baz đơn chức mạnh Giả sử có dung dịch acid mạnh HA có nồng độ C A Trong dung dịch acid mạnh có 2 quá trình : A- + H3O+ HA + H2O → H3O+ + OH- H2O + H2O Để đơn giản ta thay H3O+ bằng H+ HA → A- + H+ H2O H+ + OH- Trong dung dịch có 3 cấu tử là [H +], [OH-], [A-] Vậy để tính pH của dung dịch cần có 3 phương trình Phương trình bảo toàn... acid trong các dung dịch nước 1.3 Cân bằng trong hệ dung dịch nước 1.3.1 Cân bằng acid – baz trong hệ dung dịch nước 1.3.1.1 Khái niệm về acid/baz – dung dịch acid/ dung dịch baz Acid là chất có khả năng cho proton và baz là chất có khả năng nhận proton Mỗi acid sau khi cho một proton thì trở thành một baz gọi là baz liên hiệp với acid đó Một cặp acid – baz liên hợp có thể biểu diễn bằng hệ thức. .. sử trong dung dịch điện ly hoàn toàn và không có các quá trình khác m A© Bb = M Aa Bb 10 -4 V.C.d M Aa Bb 100 V.C.d = a.M Ab + p 10 6 a.M Ab + p Cách pha: + Cân một lượng (A) là : V.C.d M Aa Bb 10 -4 (g) a.M Ab + p + Tiến hành định mức nước cất ở V(mL) thì thu được V(mL) dung dịch (A ) Cppm b+ Dạng 3: Pha V(mL) dung dịch (A) CM từ dung dịch (A) C% có d(g/mL) C M M A V V0 = 10.d C % Cách pha: ... 6.18*10-8, suy ra : Giải phương trình, ta được : pH = 7.21 pH của dung dịch acid – baz đơn chức yếu 13 Giả sử có dung dịch đơn acid yếu HA có nồng độ là CA; hằng số acid KA Trong dung dịch đơn acid yếu HA có 2 cân bằng sau : H+ + A- HA H+ + OH- H2O (a) (b) Như vậy, trong dung dịch tồn tại 4 cấu tử là HA, A-, H+, OH- Phương trình hằng số acid : [H+][A - ] KA = [HA] (c) Phương trình bảo toàn khối lượng... thì thu được V(mL) dung dịch (A) M C Dạng 6: Pha V(mL) dung dịch (A) Cppm có khối lượng riêng d (g/mL) từ tinh thể rắn (A) có độ tinh khiết (p%) theo lý thuyết V C.d 10 −6 V C.d 10 −4 100 = m= p p Cách pha: V C.d 10 −4 + Cân một lượng (A) là : (g) p + Tiến hành định mức nước cất ở V(mL) thì thu được V(mL) dung dịch (A) Cppm Dạng 7: Pha V(mL) dung dịch (A) Cppm có d (g/mL) từ dung dịch (A) C% có d... trong 1 tấn dung dịch) Công thức : Cppb Dung dịch A = mA m dungdëchA 10 9 (2.4) 1.4.4 Nồng độ mol/L (CM): (tỷ lượng chất tan tính theo thể tích) Là số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch nA Công thức : CM dung djch A = V (V : lít) ddA (2.5) 1.4.5 Nồng độ đương lượng gam (CN) Là số đương lượng gam chất tan có trong 1 lít dung dịch δA Công thức : Trong đó : δ = Đ= mA CN = V = D.V ddA ddA (2.6)... 1.4 Nồng độ dung dịch 1.4.1 Nồng độ phần trăm (C%) : (tỷ lượng chất tan tính theo khối lượng) Là khối lượng (g) của chất tan có trong 100g dung dịch Công thức : C %Dung dich A = mA mdungdichA × 100 (2.1) Chú ý : nồng độ phần trăm cũng được biểu thị theo khối lượng (g) trong một đơn vị thể tích (g/L) 1.4.2 Nồng độ phần triệu (Cppm) Là khối lượng (g) chất tan có trong 1 triệu gam dung dịch (hay... độ - pha chế nồng độ Dạng 1: Pha V(mL) dung dịch (A) CM từ tinh thể rắn (A) có độ tinh khiết (p%) theo thực tế và theo lý thuyết V C.M 10 −3 100 m= p Cách pha: + Cân một lượng (A) là : V C.M (g) p.10 + Tiến hành định mức nước cất ở V(mL) thì thu được V(mL) dung dịch (A) M C Dạng 2: Tính khối lượng tinh thể rắn ( AaBb ) có độ tinh khiết (p%) cần cân theo lý thuyết để pha được V(mL) dung dịch (A . hơn tnh acid trong các dung dịch nước. 1.3. Cân bằng trong hệ dung dịch nước 1.3.1. Cân bằng acid – baz trong hệ dung dịch nước 1.3.1.1. Khái niệm về acid/baz – dung dịch acid/ dung dịch baz Acid. niệm dung dịch được xác định : 8 - Dung dịch acid l dung dịch có chứa ion H + - Dung dịch baz l dung dịch có chứa ion OH - - Dung dịch mui l dung dịch có chứa các cation kim loại (hay NH 4 + ). trong giới hạn rộng. Gm 3 loại dung dịch : dung dịch kh, dung dịch lỏng, dung dịch rắn. Dung dịch kh l hỗn hợp của hai hay nhiều chất kh (như không kh). Trong điều kiện bình thường do tương