Với giải bài 6 trang 38 sgk Hóa học lớp 11 được biên soạn lời giải chi tiết sẽ giúp học sinh biết cách làm bài tập môn Hóa 11. Mời các bạn đón xem:
Giải Hóa 11 Bài 8: Amoniac và muối amoni
Video Giải Bài 6 trang 38 Hóa học lớp 11
Bài 6 trang 38 Hóa học lớp 11: Trong phản ứng nhiệt phân các muối NH4NO2 và NH4NO3 số oxi hoá của nitơ biến đổi như thế nào? Nguyên tử nitơ trong ion nào của muối đóng vai trò chất khử và nguyên tử nitơ trong ion nào của muối đóng vai trò chất oxi hoá?
Lời giải:
Phản ứng nhiệt phân:
Trong hai phản ứng trên số oxi hoá của nitơ trong mỗi phản ứng đều thay đổi.
Trong mỗi phân tử muối một nguyên tử nitơ có số oxi hoá tăng, một nguyên tử có số oxi hoá giảm, đây là phản ứng oxi hoá khử nội phân tử.
Ở cả hai phản ứng nitơ nguyên tử trong ion NH4+ đều là chất khử [chất cho electron] nitơ từ số oxi hoá -3 tăng lên 0 ở phản ứng [1] và lên +1 ở phản ứng [2].
Nguyên tử nitơ trong ion NO2− và NO3− là chất oxi hoá [chất nhận e]. Ở phản ứng [1] số oxi hoá của N từ +3 [trong NO2−] xuống 0 và ở phản ứng [2] số oxi hoá của nitơ từ +5 [trong NO3−] xuống +1.
Xem thêm lời giải bài tập Hóa học lớp 11 hay, chi tiết khác:
Bài 1 trang 37 Hóa 11: Mô tả và giải thích hiện tượng xảy ra trong thí nghiệm...
Bài 2 trang 37 Hóa 11: Hoàn thành sơ đồ chuyển hóa sau và viết các phương trình hóa học...
Bài 3 trang 37 Hóa 11: Hiện nay, để sản xuất amoniac, người ta điều chế nitơ và hiđro bằng cách chuyển hoá...
Bài 4 trang 38 Hóa 11: Trình bày phương pháp hoá học để phân biệt các dung dịch: NH3, Na2SO4...
Bài 5 trang 38 Hóa 11: Muốn cho cân bằng của phản ứng tổng hợp amoniac sang phải...
Bài 7 trang 38 Hóa 11: Cho dung dịch NaOH dư vào 150,0 ml dung dịch [NH4]2SO4 1,00M...
Bài 8 trang 38 Hóa 11: Phải dùng bao nhiêu lít khí nitơ và bao nhiêu lít khí hiđro để điều chế 17,00 gam NH3...
Dãy nào sau đây chỉ gồm những chất điện li mạnh?
Cho các chất sau: HF, NaCl, NaOH, CuSO4, H3PO3, MgCl2, CH3COOH, H2S, NH3, saccarozơ, AgNO3, C2H5OH . Số chất điện li yếu là
Dung dịch axit fomic 0,007M có pH = 3. Kết luận nào sau đây không đúng ?
Theo thuyết A-rê-ni-ut, kết luận nào sau đây là đúng ?
Muối nào tan trong nước tạo dung dịch có môi trường kiềm ?
Các ion nào sau không thể cùng tồn tại trong một dung dịch ?
Chất dùng để phân biệt 3 muối: NaCl; NaNO3 và Na3PO4 là:
IU INSAAT Palplans Perdeler
Proton Dealership Expansion Application
PROTON Exora MPV - SpareParts
7913_73979_SOAL UAS KIN-DIN.docx
Proton Saga Service Guide
Latar Belakang Proton Malaysia
Mở đầu
Khái niệm nguyên tử [atomos] đã được Democritus đưa ra từ thế kỷ thứ 5 trước
công nguyên, nhưng đó mới chỉ là một khái niệm triết học. Đến đầu thế kỷ 19, khi học
thuyết nguyên tử do Dalton đề xuất và trở thành nền tảng của hóa học thì các nhà hóa
học vẫn coi nguyên tử là hạt nhỏ nhất của vật chất, không thể phân chia về mặt hóa
học. Chỉ đến cuối thế kỷ 19 và đầu thế kỷ 20, với những thành tựu của vật lý thì các
thành phần cấu tạo nên nguyên tử mới lần lượt được phát hiện.
1. THÀNH PHẦN CẤU TẠO NGUYÊN TỬ
Về mặt vật lý, nguyên tử không phải là hạt nhỏ nhất mà có cấu tạo phức tạp gồm
hạt nhân và các electron. Trong hạt nhân nguyên tử có 2 hạt cơ bản: proton và nơtron.
Proton [p] có khối lượng bằng 1,673.10-27 kg và có điện tích bằng +1,6.10-19
culong.
Nơtron [n] có khối lượng bằng 1,675.10-27 kg và không mang điện.
Electron [e] có khối lượng rất nhỏ, bằng 9,1.10-31 kg [nhỏ hơn 1837 lần khối
lượng của proton] và có điện tích bằng -1,6.10-19 culong.
Điện tích của electron là nhỏ nhất và được lấy làm đơn vị điện tích, ta nói e mang
1 đơn vị điện tích âm [-e] còn proton mang 1 đơn vị điện tích dương [+e]. Do nguyên
tử trung hòa về điện nên số đơn vị điện tích dương của hạt nhân đúng bằng số electron
trong nguyên tử
Bạn đang xem trước 20 trang nội dung tài liệu Bài giảng Hóa học [Dành cho sinh viên chính quy], để xem tài liệu hoàn chỉnh bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên
= 0,3.0,9 = 0,27M 1.5. Sự điện li của nước - Tích số ion của nước -pH Nước là chất điện rất yếu H2O →H + + OH- Hằng số điện li của nước ở 200 C: 6 2 2 [ ][ ] 1,8.10 [ ] 55,5 mol/l [ ] H OH K H O H O Từ đó: 16 14[ ][ ] 55,5.1,8.10 10nK H OH gọi là tích số ion của nước Như vậy trong nước 7[ ] [OH ] 10 mol/lH Trong dung dịch nước bất kì nồng độ ion H+ hay OH- có thể thay đổi nhưng tích số nồng độ của chúng luôn luôn bằng 10-14 mol/l. Để đặc trưng cho độ axít, base hay trung tính của một dung dịch người ta sử dụng một đại lượng gọi là pH pH = -lg[H+] Nước nguyên chất có [H+] = 10-7 pH = 7 Dung dịch axít có [H+] > 10-7 pH 10-7 hay [H+] 7 Người ta còn dùng đại lượng pOH với qui ước: pOH = -lg[OH-] Ta lại có: [H+].[OH-] = Kn Nếu lấy -lg của 2 vế và kí hiệu -lgKn = pKn -lg[H+]-lg[OH-] = -lgKn = pKn hay pH + pOH = -lg10-14 = 14 Như vậy có thể tính pH của một dung dịch khi biết pOH của nó: pH = 14- pOH 1.6. Chất chỉ thị pH PT IT 88 Các chất chỉ thị pH là các chất có màu sắc thay đổi phụ thuộc vào pH. Chúng thường là axít hay base hữu cơ yếu mà dạng phân tử và dạng ion có màu khác nhau. Ví dụ: Một chất chỉ thị pH là axít thì trong dung dịch có cân bằng phân li: HInd → H+ + Ind- màu dạng phân tử màu dạng ion khoảng chuyển màu Phenolphtalein không màu hồng 8-10 Bromothymol xanh vàng xanh 6,2-7,6 Quì tím hồng xanh 5-8 Methyl đỏ hồng vàng 4,4-6,2 Methyl da cam da cam vàng 3,1-4,5 Đại lượng đặc trưng đối với mỗi chất chỉ thị pH là khoảng chuyển màu của chất chỉ thị. Đó là khoảng pH mà chất chỉ thị bắt đầu chuyển từ một màu này sang hoàn toàn một màu khác [từ màu dạng phân tử sang màu dạng ion] Ví dụ: Với methyl đỏ thì pH > K2; K1 >> 2H O K nên có thể coi [H+] do HCO3 - và H2O phân li ra không đáng kể so với [H+] do nấc thứ nhất của H2CO3 phân li ra. Khi đó áp dụng công thức tính pH của dung dịch axit yếu một nấc, ta có: 1 1 1 1 6 37 10 = 6,38 2 2 pH [ pK lg Ca ] [ , lg ]-= - = - Chú ý: Trong trường hợp tổng quát, để tính chính xác nồng độ của ion H+ trong dung dịch ta phải lập hệ 5 phương trình 2 + - 73 1 2 3 + 2- 113 2 - 3 + - 14 [H ][HCO ] K = 4,3.10 [1] [H CO ] [H ][CO ] K = = 5,6.10 [2] [HCO ] [H ][OH ] K 10 [3]H O - - - = = = Theo tính chất trung hòa điện tích ta có [H+] = [OH-] + [HCO3 -] + 2[CO3 -] [4] Theo tính chất bảo toàn nồng độ ta có [0,1] = [H2CO3] + [HCO3 -] + [CO3 2-] [5] Giải hệ phương trình 5 ẩn số ta được các giá trị của [H+], [OH-], [HCO3 -], [CO3 2-], [H2CO3] Từ những nghiên cứu về axit nhiều nấc cho thấy nồng độ của các ion trung gian lớn nhất ở giá trị pH bằng trung bình cộng hai pK cận kề. Ví dụ: H3PO4 điện li 3 nấc như sau: H3PO4 ↔ H2PO4 - ↔ HPO4 2- ↔ PO4 3- PT IT 94 dạng ion HPO4 2- có nồng độ lớn nhất ở pH = 1/2[pK2 + pK3] 2.5. Sự điện li của các amin axít Các amin axit ở dạng proton hóa hoàn toàn [toàn bộ các nhóm -NH2 đều chuyển thành NH3 +] là những axít yếu nhiều nấc phần li. Ví dụ 1: Xác định dạng đẳng điện và pHi của glycin Glycin phân li như sau: Dạng [B] trung hòa điện [lưỡng cực] được gọi là dạng đẳng điện của glycin Khi pH= 1 2 [pK1 + pK2] = 1 2 [2,34 + 9,6] = 5,97 glycin tồn tại chủ yếu dưới dạng đẳng điện. pH đó gọi là pH đẳng điện, kí hiệu pHi Ở những pH pHi nó tồn tại dưới dạng anion [C]. Tùy thuộc vào bản chất và số lượng các nhóm chức mỗi amin axít có pHi khác nhau [bảng V] và ở một pH xác định nó tồn tại ưu tiên dưới một dạng nhất định. Ví dụ 2: Xác định dạng đẳng điện và pHi của lysin Bảng 6.3 : Các giá trị pKa và pHi của một số amin axít PT IT 95 2.6. pH của dung dịch axít mạnh, base mạnh Axít mạnh phân li hoàn toàn trong dung dịch: HnA → nH + + An- Ca [H+] = n.Ca pH = -lg[H+] = -lg n.Ca Ví dụ: Tính pH của dung dịch H2SO4 0,05M: pH = -lg 2.0,05 = 1 Base mạnh phân li hoàn toàn trong dung dịch: B[OH]n → nOH - + Bn+ Cb [OH -] = n.Cb 1410 [H ] [ ] . n b K OH n C 1410 lg 14 + lgn.C . b b pH n C Ví dụ: Tính pH của dung dịch Ba[OH]2 0,01M pH = 14 + lg2 .0,01 =12,3 Chú ý: Cũng có thể tính pH như sau: Từ [OH-]= 14 +lgn.Cb Từ [OH-] tính được pOH và khi đó pH = 14-POH PT IT 96 Trong ví dụ trên pOH = -lg2.10-2=1,7 pH= 14-1,7 = 12,3 2.7. pH của dung dịch axit yếu Trong dung dịch, axít yếu phân li theo phương trình: HA → H+ + A- Ca [H+]=? -[ ][ ] [ ] H A Ka HA Lưu ý rằng [H+] = [A-], [HA]=Ca-[H+]. Thay vào biểu thức Ka: 2[ ] [ ] H Ka Ca H Giải phương trình bậc hai này ta được [H+] và tính được pH. Kinh nghiệm cho thấy khi Ca không quá nhỏ [không nhỏ hơn 0,01] và Ka không quá lớn [không lớn hơn 10-4] thì có thể coi Ca-[H+] ≈ Ca Từ đó [H+]=[Ka.Ca]1/2 pH = -lg[H+] = 1 [-lgKa-lgCa] 2 pH = 1 [lgKa-lgCa] 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch axít acetic 0,01M biết pKa = 4,76 21 [4,76 lg10 ] 3,38 2 pH 2.8. pH của dung dịch base yếu Trong dung dịch, base yếu phân li theo phương trình: B + H2O → BH + + OH- Cb [OH -]=? [H+]=? [B ][ ] [ ] b H OH K B Lưu ý rằng [BH+] =[OH-], [B]=Cb - [OH -]. Thay vào biểu thức Kb: 2[ ] [ ] b b OH K C OH Giải phương trình bậc hai này ta được [OH-] và tính được [H+] và pH. Trong trường hợp gần đúng coi [ ]b bC OH C PT IT 97 [OH-] = [KbCb] 1/2 14 + 1/2 b b b b 10 [H ] [K .C ] 1 pH 14 [pK -lgC ] 2 3. PH CỦA DUNG DỊCH MUỐI Trừ các muối tạo bởi axít mạnh và base mạnh ví dụ NaCl, Na2SO4khi tan trong nước cho pH = 7, các muối còn lại có thể cho những pH khác nhau tùy thuộc vào bản chất của muối. Người ta thường nói các muối đó bị thủy phân. Vậy thực chất của sự thủy phân là gì? Dung dịch các muối này thực chất là dung dịch axít hay base theo Bronsted. Ví dụ: NH4Cl → NH4 + + Cl- NaCH3COO → CH3COO - + Na+ Ion NH4 + là một axít nên trong dung dịch phân li theo phản ứng: NH4 + + H2O → NH3 + H3O + Ion CH3COO - là một base nên trong dung dịch phân li theo phản ứng: CH3COO - +H2O → CH3COOH +OH - Vì vậy pH của các dung dịch này được tính theo các công thức b b 1 pH [pK - lgC ] 2 1 pH 14 [pK - lgC ] 2 a a Ví dụ: Tính pH của dung dịch [NH4]2SO4 0,05M. Biết 3NH pK 4,76 +4C = NH 2.0,05 0,1Ma + 34 NHNH pK 14 pK 9,24 1 pH [9,24 lg0,1] 5,12 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaHCOO 0,01M. Biết pKHCOOH=3,76 - - b HCOOHHCOO C [HCOO ] 0,01 pK 14 pK 10,24 1 pH 14 [10,24 lg0,01] 7,88 2 M PT IT 98 Đối với dung dịch muối tạo bởi một axít yếu và base yếu thì pH không phụ thuộc vào nồng độ muối mà chỉ phụ thuộc vào pKa và pKb của axít và base tạo ra muối đó. b a 1 pH [14 pK +pK ] 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch NH4NO2 biết 3NH pK 4,76 và 2HNO pK 3,4 1 pH [14 4,76 3,4] 6,32 2 Ví dụ: Tính pH của dung dịch NH4CN biết 3NH pK 4,76 và HCNpK 9,31 1 pH [14 4,76 9,31] 9,27 2 Để đi đến công thức pH của loại muối này ta lấy lại ví dụ muối NH4NO2. Trong dung dịch muối này có mặt đồng thời ion NH4 + là một axít và NO2 - là một base và cân bằng sau đây: NH4 + + NO2 - → NH3 + HNO2 Và tồn tại 2 cặp axít - base liên hợp: NH4 +/NH3 và HNO2/ NO2 - có các hằng số axít tương ứng là K1 và K2 + 3 1 + 4 + - 2 2 2 [H ][NH ] K [NH ] [H ][NO ] K [HNO ] Nhân K1 với K2 ta có: - + 2 3 2 1 2 + 4 2 [NH ][NO ] K .K [H ] . [NH ][HNO ] Theo phản ứng trên khi cân bằng ta có:[NH4 +]=[NO2 -] và [NH3]=[HNO2] Từ đó: [H+]2=K1.K2 Và pH=1/2[pK1+pK2] Nếu thay pK1=14- pKNH3 [ 3NH pK là pK của base đã tạo ra muối NH4NO2] ta có: pH=1/2[14-pKb+pKa] Đối với dung dịch muối của các axít nhiếu nấc Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaHCO3 0,1M Ion -3HCO là một axít theo Bronsted PT IT 99 HCO3 - → H+ + CO3 2- với pKa= 2 3 '' H COpK 10,2 Ion -3HCO cũng là một base HCO3 2- + H2O → H2CO3 + OH - với pKb=14- 2 3 ' H COpK 7,63 Vì pKa > pKb cho thấy - 3HCO thể hiện tính base mạnh hơn tính axít và do đó pH của dung dịch muối này có pH > 7. Để tính pH của dung dịch muối này ta lưu ý rằng trong dung dịch tồn tại hai cặp axit-bazơ liên hợp: H2CO3/ - 3HCO có pK ’ và -3HCO / 2- 3CO có pK ’’ Từ đó: ' ''1 1pH [pK pK ] [7,36 10,2] 8,31 2 2 4. DUNG DỊCH ĐỆM 4.1. Định nghĩa Dung dịch đệm là dung dịch có pH thay đổi không đáng kể khi thêm vào đó một ít axit, bazơ hay khi pha loãng chúng. 4.2. Thành phần của dung dịch đệm và cơ chế tác dụng đệm Một hệ đệm có thể gồm những chất sau: CH3COOH + NaCH3COO NaHCO3 + Na2CO3 NH4Cl + NH3 Axit + bazơ liên hợp Một cách tổng quát trong hệ đệm có mặt đồng thời với một tương quan đáng kể của hai dạng axít và base của một cặp axít-base liên hợp. Nghĩa là trong dung dịch đệm luôn luôn tồn tại cân bằng: HA → H + + A- Vì vậy khi thêm vào dung dịch đệm H+ cân bằng trên sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch tạo ra axít điện li yếu HA. Ngược lại khi thêm base [OH-] hay pha loãng, nồng độ H+ bị giảm xuống thì đồng thời cân bằng sẽ chuyển theo chiều thuận để tạo thêm H+ và do đó pH không bị thay đổi. 4.3. pH của dung dịch đệm Giả sử dung dịch đệm gồm axít HA với nồng độ Ca và dạng base liên hợp A - [ ví dụ NaA] với nồng độ Cb. Hằng số điện li của axít là Ka. Từ cân bằng điện li: HA → H + + A- Axít base liên hợp PT IT 100 + -[H ][A ] K [HA] a từ đó + [HA][H ] K [A ] a -[A ] pH pK lg [HA] a Vì HA là một axít yếu, số mol phân li không đáng kể nên có thể coi nồng độ lúc cân bằng [HA] ≈ Ca và [A -] ≈ Cb b a C pH pK lg C a Một cách tổng quát pH của dung dịch đệm: [base liên ] pH pK lg [acid liên ] a hîp hîp Phương trình trên được gọi là phương trình Henderson - Hassellbalch [Henđơsơn - Haxenban] Lưu ý: Tỉ số nồng độ [base liên ] [acid liên ] hîp hîp cũng là tỉ số mol của base liên hợp và axít liên hợp trong dung dịch đệm. Dựa vào phương trình Henderson- Hassellbalch ta có thể: Tính pH của một dung dịch đệm nếu biết pKa, [A-],[HA] Ví dụ: Tính pH của dung dịch đệm gồm: 100ml dung dịch CH3COOH 0,1M và 50ml dung dịch NaCH3COO 0,4M. [0,05 0,4] pH 4,76 lg 5,06 [0,1 0,1] Điều chế được những dung dịch đệm có pH khác nhau bằng cách thay đổi tỉ số nồng độ dạng axít và base liên hợp Ví dụ: Từ các dung dịch NaH2PO4 và Na2HPO4 có nồng độ mol bằng nhau phải lấy chúng theo tỉ lệ như thế nào để có dung dịch đệm pH = 7,5. 3 4 3 4 2- '' 4 H PO - 2 4 2- ''4 H PO- 2 4 [HPO ] pH pK lg [H PO ] [HPO ] lg pH pK 7,5 7,21 0,29 [H PO ] 2- 4 - 2 4 [HPO ] 2 [H PO ] Tỉ lệ nồng độ cũng là tỉ lệ thể tích hai dung dịch Như vậy phải lấy hai thể tích Na2HPO4 và một thể tích NaH2PO4 PT IT 101 Kinh nghiệm cho thấy để đảm bảo một dung dịch đệm có khả năng đệm tốt thì nồng độ của một dạng này [axít hay base liên hợp] không nên gấp quá 10 lần nồng độ của dạng kia. Điều đó cũng có nghĩa là một dung dịch đệm có khả năng đệm tốt trong khoảng pH = pKa 1 Tính được Ka hay pKa của axít tạo ra dung dịch đệm nếu chủ động biết tỉ số nồng độ base liên hợp/axít liên hợp và pH của dung dịch đệm. Ví dụ: Xác định pKa của axít lactic [CH3CHOHCOONa] có pH=4,8. [lactat] pH pK lg [lactic] [lactat] [0,087] pK pH lg 4,8 lg 3,86 [lactic] [0,01] a a 5. DUNG DỊCH CÁC CHẤT ĐIỆN LI MẠNH ÍT TAN. TÍCH SỐ TAN Một số chất là những hợp chất ion nhưng rất ít tan trong nước. Ví dụ: AgCl, BaSO4, BaCO3, PbI2, Mg[OH]2, Fe[OH]3Tuy nhiên những phân tử đã tan thì chúng lại phân li hoàn toàn thành các ion. Những chất đó được gọi là các chất điện li mạnh ít tan. Trong dung dịch bão hòa của các chất này luôn luôn tồn tại một cân bằng giữa trạng thái rắn và các ion hòa tan. Ví dụ: Đối với AgCl: AgClr → Ag + + Cl- Hằng số cân bằng của quá trình này được gọi là tích số tan của AgCl và được kí hiệu là TAgCl TAgCl = [Ag +].[Cl-] Một cách tổng quát, đối với một chất điện li mạnh ít tan AmBn: AmBn → mA n+ + nB m- Ta có: m n n+ m m- n A BT [A ] .[B ] Vậy: Tích số tan của một chất điện li mạnh ít tan là tích số nồng độ các ion của nó trong dung dịch bão hòa chất đó với số mũ bằng hệ số tỉ lượng trong phân tử. Vì là hằng số cân bằng nên tích số tan chỉ phụ thuộc vào bản chất của chất điện li và nhiệt độ. Tích số tan của một số hợp chất trong nước cho ở bảng 6.3 Bảng 6.3. Tích số tan của một số chất điện li ở 250C Chất điện li Tích số tan [T] Chất điện li Tích số tan [T] PT IT 102 AgCl 1,78.10-10 CaSO4 9,1.10 -6 AgBr 5,3.10-10 Hg2SO4 6,2.10 -7 AgI 8,3.10-17 Ag2SO4 7,7.10 -5 AgCN 1,4.10-16 Al[OH]3 1,9.10 -33 AgSCN 1,1.10-12 Cu[OH]2 5,6.10 -20 Ag2CrO4 9.10 -12 Fe[OH]3 3,8.10 -38 Ag3PO4 1,8.10 -18 Hg2Cl2 3,5.10 -18 Fe[OH]2 7,9.10 -16 PbI2 9,8.10 -9 Mg[OH]2 7,1.10 -12 PbCl2 1,7.10 -5 Zn[OH]2 3.10 -16 BaCO3 5,1.10 -9 CuS 6,3.10-36 CaCO3 4,8.10 -9 FeS 8.10-19 MgCO3 1.10 -5 PbS 3.10-28 BaSO4 1,1.10 -10 ZnS 1,2.10-23 Như vậy tích số tan cho biết khả năng tan của một chất điện li ít tan. Chất có tích số tan càng lớn càng dễ tan. Khi biết tích số tan của một chất ở nhiệt độ nào đó có thể tính được độ tan S của chất [S được tính bằng số mol chất tan trong 1 lít dung dịch bão hòa chất đó] Ví dụ: Tính số tan của BaSO4 trong nước biết 4BaSO T ở nhiệt độ 250C là 1.1.10-10. Gọi S là độ tan của BaSO4. Ta có: BaSO4 → Ba 2+ + 2- 4SO S mol/l S mol ion/l S mol ion/l S mol BaSO4 hòa tan phân li hoàn toàn thành S mol ion Ba 2+ và 2- 4SO [Ba2+] [ 2-4SO ] = S.S = 4BaSOT S= T = 101,1.10 = 1,05.10-5mol/l Một cách tổng quát với chất điện li mạnh ít tan AmBn thì độ tan S được tính theo công thức. m nA Bm+n n m T S= m .n Biết tích số tan có thể xác định được điều kiện để hòa tan hay kết tủa một chất: PT IT 103 Một chất sẽ kết tủa khi tích số nồng độ các ion của nó trong dung dịch lớn hơn tích số tan và ngược lại nó sẽ còn tan khi tích số nồng độ ion của nó chưa đạt đến tích số tan. Ví dụ: Kết quả PbI2 có tạo thành không khi trộn 2 thể tích bằng nhau dung dịch Pb[NO3]2 0,01M và KI 0,01M. Nếu pha loãng dung dịch KI 100 lần rồi trộn như trên có kết tủa không? Biết 2PbI T = 9,8.10-9 Pb2+ + 2I- PbI2 Nồng độ các ion sau khi trộn: [Pb2+]= [I-]= 5.10-3 mol/l [Pb2+].[I-] = 1,25.10-7 >T Vì vậy có kết tủa được tạo ra. Nồng độ KI sau khi pha loãng là 10-4mol/l Nồng độ các ion sau khi trộn: [Pb2+] = 5.10-3 mol/l [I-] = 5.10-5 mol/l [Pb2+].[I-]2 = 1,25.10-11