Giáo án Bài 2. Cân bằng trong dung dịch nước

Huy động kiến thức nền về dung dịch dẫn điện; xác định vấn đề: chất tan trong nước phân li thành ion như thế nào và vì sao cần biết mức độ phân li và môi trường của dung dịch.

GV trình chiếu hai cốc: cốc 1 chứa nước cất, cốc 2 chứa dung dịch NaCl, dùng cùng một bóng đèn dẫn điện (hoặc thiết bị mô phỏng). HS quan sát và trả lời ba câu hỏi: (1) Vì sao dung dịch NaCl làm đèn sáng còn nước cất thì không? (2) Dung dịch có những ion nào? (3) Đường saccharose không dẫn điện, vậy đường có tạo ion khi tan không? Sau đó GV hỏi: «Trong giấm, nước vôi trong và nước rửa bát, dung dịch nào có môi trường acid, base, trung tính? Làm sao biết?»

HS nhận ra: dung dịch có ion mới dẫn điện; NaCl phân li thành Na⁺ và Cl⁻; đường saccharose không tạo ion. HS nêu được ba câu hỏi trọng tâm: (a) chất nào phân li thành ion và phân li ở mức độ nào; (b) làm sao phân biệt môi trường acid, base; (c) làm sao đo và so sánh độ acid bằng pH.

Nêu được khái niệm sự điện li, chất điện li mạnh và yếu; nêu được khái niệm acid, base theo Brønsted–Lowry; nhận biết acid, base và vai trò của H₂O trong phản ứng.

HS làm việc nhóm 4 theo kĩ thuật khăn trải bàn, hoàn thành Phiếu học tập số 1 gồm: (1) Phân loại NaCl, HCl, NaOH, CH₃COOH theo mức độ phân li (mạnh hoặc yếu) và viết phương trình điện li; (2) Trong phản ứng $\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}$, xác định acid và base; (3) Giải thích vì sao nước có thể đóng vai acid hoặc base. HS đối chiếu phần «Ion, acid–base» trên trang bài học NeoEdu.

Sự điện li là quá trình phân li các chất trong nước thành ion. Chất điện li mạnh phân li hoàn toàn (NaCl, HCl, NaOH → Na⁺ + Cl⁻; H⁺ + Cl⁻; Na⁺ + OH⁻); chất điện li yếu chỉ phân li một phần và tồn tại cân bằng: $\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons H^+ + CH_3COO^-}$. Acid Brønsted–Lowry là chất cho proton H⁺; base là chất nhận proton H⁺. Trong phản ứng trên: NH₃ là base (nhận H⁺), H₂O là acid (cho H⁺). Mạnh, yếu chỉ nói về mức độ phân li, không nói về nồng độ.

Viết và vận dụng biểu thức pH; tính pH từ [H⁺] trong dung dịch loãng ở 25 °C; nêu được cách xác định môi trường bằng giấy chỉ thị và phenolphthalein, phân biệt đổi màu với phép đo pH chính xác.

Nhóm thực hiện phòng thí nghiệm ảo «Xác định pH bằng chất chỉ thị» (hoặc xem video nếu lớp không có thiết bị) với mẫu HCl 10⁻³ M, NaOH 10⁻³ M và nước trung tính. Trước khi quan sát, nhóm dự đoán màu quỳ và phenolphthalein, sau đó hoàn thành Phiếu học tập số 2. Dùng công thức $pH=-\lg[H^+]$ với $[H^+]=10^{-3}$ M; ở 25 °C, $[H^+][OH^-]=10^{-14}$ và dung dịch trung tính có pH 7.

HCl 10⁻³ M: pH ≈ 3, quỳ đỏ, phenolphthalein không màu. NaOH 10⁻³ M: pH ≈ 11, quỳ xanh, phenolphthalein hồng. Nước trung tính: pH = 7, quỳ tím, phenolphthalein không màu. Tính: pH = −lg(10⁻³) = 3. Kết luận: pH giảm một đơn vị thì [H⁺] tăng mười lần; giấy chỉ thị chỉ ước lượng môi trường; phenolphthalein đổi màu trong khoảng pH khoảng 8,2–10 nên không phải mọi dung dịch có pH vừa trên 7 đều cho màu hồng rõ.

Trình bày được nguyên tắc chuẩn độ acid–base; mô tả đúng các thao tác; vận dụng $C_{acid}V_{acid}=C_{base}V_{base}$ (tỉ lượng 1:1) để tính nồng độ NaOH; phân biệt điểm đổi màu với điểm tương đương.

Nhóm thực hiện mô phỏng 3D chuẩn độ (burette HCl 0,1 M; bình tam giác 20 mL NaOH có phenolphthalein; máy đo pH) và phòng thí nghiệm ảo «Chuẩn độ sodium hydroxide bằng hydrochloric acid». Nhóm ghi Phiếu học tập số 3: (1) Sắp xếp các thao tác chuẩn độ đúng thứ tự; (2) Với 20,00 mL NaOH, mô phỏng cho màu hồng mất ở khoảng 20 mL HCl 0,100 M, tính $C_{NaOH}$; (3) Dữ liệu luyện tập 19,90; 20,00; 20,10 mL, tính $V_{tb}$ và $C_{NaOH}$; (4) Nêu một nguyên nhân sai số và biện pháp khắc phục.

Thứ tự thao tác: lấy chính xác mẫu base vào bình → thêm chỉ thị → nhỏ acid chuẩn, lắc đều → đọc thể tích khi vừa đổi màu → dùng tỉ lượng tính nồng độ. Tính: $n_{HCl}=n_{NaOH}$; $V_{tb}=\dfrac{19{,}90+20{,}00+20{,}10}{3}=20{,}00$ mL; $C_{NaOH}=\dfrac{0{,}100\times 20{,}00}{20{,}00}=0{,}100$ mol/L. Nguyên nhân sai số: nhỏ quá điểm đổi màu làm thể tích HCl tăng, nồng độ tính cao; khắc phục: thêm từng giọt gần kết thúc, lắc đều, đọc ngang mắt, lặp lại thí nghiệm. Điểm đổi màu gần điểm tương đương, không đồng nhất tuyệt đối với pH 7.

Giải thích được môi trường của dung dịch chứa Fe³⁺, Al³⁺ (acid) và CO₃²⁻ (base); nêu được ý nghĩa thực tiễn của các cân bằng này trong làm trong nước và tẩy rửa.

Nhóm thảo luận theo kĩ thuật trạm (3 trạm): Trạm 1 xét FeCl₃; Trạm 2 xét AlCl₃; Trạm 3 xét Na₂CO₃ mô hình. Mỗi trạm viết phương trình thuỷ phân, dự đoán môi trường và giải thích. Sau đó dùng bảng màu dịch bắp cải tím (GV đã chuẩn bị) để kiểm tra dự đoán định tính với mẫu mô hình. Chỉ quan sát màu sắc; không uống mẫu, không pha trộn sản phẩm tẩy rửa.

Trạm 1: $\mathrm{Fe^{3+} + H_2O \rightleftharpoons Fe(OH)^{2+} + H^+}$, môi trường acid. Trạm 2: $\mathrm{Al^{3+} + H_2O \rightleftharpoons Al(OH)^{2+} + H^+}$, môi trường acid; ion Al³⁺ thuỷ phân tạo Al(OH)₃ dạng keo giúp làm trong nước (ứng dụng của phèn chua). Trạm 3: $\mathrm{CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-}$, môi trường base (ứng dụng của soda tẩy dầu mỡ). Na⁺ và Cl⁻ không thuỷ phân đáng kể nên dung dịch NaCl gần trung tính. Không gán một pH chung cho mọi dung dịch muối; muốn có pH số phải biết nồng độ và điều kiện.

Củng cố khái niệm điện li, acid–base Brønsted–Lowry, tính pH và tính nồng độ bằng tỉ lượng 1:1; phát hiện và sửa quan niệm sai.

HS làm bài cá nhân 7 phút với Phiếu học tập số 3 (phần luyện tập), sau đó đổi chéo phiếu và đối chiếu đáp án trong nhóm đôi. Đề: (1) Theo Brønsted–Lowry, base là chất nào? A. Cho proton; B. Nhận proton; C. Luôn chứa OH; D. Luôn không tan. (2) Chất nào là chất điện li yếu trong nước? A. NaCl; B. HCl; C. CH₃COOH; D. NaOH. (3) Dung dịch loãng ở 25 °C có $[H^+]=10^{-4}$ mol/L. Tính pH. (4) Đánh giá: a) pH 3 có [H⁺] gấp 10 lần pH 4; b) Điện li mạnh luôn có nồng độ lớn; c) Nước có thể đóng vai acid; d) Ở trung tính, [H⁺] bằng [OH⁻]. (5) Chuẩn độ 25,00 mL NaOH cần 20,00 mL HCl 0,100 M. Tính $C_{NaOH}$. (6) Ghép: NaCl trong nước tinh khiết – môi trường gần trung tính; FeCl₃ – acid do Fe³⁺ thuỷ phân; Na₂CO₃ – base do CO₃²⁻ nhận proton.

Đáp án: (1) B; (2) C; (3) pH = −lg(10⁻⁴) = 4; (4) a) Đúng; b) Sai (mạnh/yếu là mức phân li, không phải nồng độ); c) Đúng; d) Đúng; (5) $n_{HCl}=0{,}100\times 0{,}02000=0{,}00200$ mol; $C_{NaOH}=\dfrac{0{,}00200}{0{,}02500}=0{,}0800$ M; (6) NaCl – gần trung tính; FeCl₃ – acid; Na₂CO₃ – base. HS tự chấm và ghi lại các câu sai kèm lí do.

Vận dụng nguyên tắc chuẩn độ khi NaOH ở burette; xử lí số liệu lặp lại; nêu được nguyên nhân sai số và cách hạn chế.

Nhóm giải bài toán chuẩn độ theo bố trí của sách: 10,00 mL HCl 0,100 M đặt trong bình, NaOH ở burette. Dữ liệu giả định: 9,90; 10,00; 10,10 mL NaOH. Nhóm tính $V_{tb}$, $n_{HCl}$, $C_{NaOH}$; nêu chỉ thị đổi từ không màu sang hồng rất nhạt bền; nêu nguyên nhân sai số khi thêm quá NaOH. Câu hỏi bổ sung: «Vì sao cần lặp lại thí nghiệm?»

$V_{tb}=\dfrac{9{,}90+10{,}00+10{,}10}{3}=10{,}00$ mL; $n_{HCl}=0{,}01000\times 0{,}100=0{,}001000$ mol $=n_{NaOH}$; $C_{NaOH}=\dfrac{0{,}001000}{0{,}01000}=0{,}100$ mol/L. Nguyên nhân sai số: thêm quá NaOH làm thể tích ghi cao nên nồng độ suy ra thấp; đọc lệch mắt cũng gây sai số. Khắc phục: đọc ngang mắt, lắc đều, thêm từng giọt gần cuối, lặp lại để đánh giá độ phân tán. Lưu ý: dữ liệu minh hoạ, không phải kết quả lớp đã đo.

Vận dụng kiến thức về pH, chỉ thị và thuỷ phân ion để giải thích môi trường của các mẫu mô hình trong đời sống; lập báo cáo trung thực, phân biệt định tính và định lượng, nêu giới hạn của phương pháp.

Nhóm thực hiện dự án «Chỉ thị tự nhiên và cân bằng ion» với dịch chiết bắp cải tím do GV chuẩn bị sẵn. Nhóm đối chiếu màu của năm mẫu mô hình với bảng: giấm mô hình (pH 3, hồng–đỏ); dung dịch vitamin C mô hình (pH 4, hồng–tím); nước rửa bát mô hình (pH 8, tím–xanh); dung dịch Na₂CO₃ mô hình (pH 10, xanh lục–lam); NaCl trong nước tinh khiết mô hình (pH 7, tím). Nhóm trả lời: (1) Vì sao chỉ thị tự nhiên chỉ phân biệt định tính? (2) Vì sao không dùng bảng để khẳng định pH thực của sản phẩm thương mại? (3) Viết phương trình thuỷ phân giải thích môi trường của Na₂CO₃ mô hình và FeCl₃ mô hình. Bài tập về nhà: hoàn thiện báo cáo một trang.

Báo cáo gồm: bảng so sánh màu – pH – môi trường của năm mẫu; giải thích: chỉ thị tự nhiên đổi màu theo môi trường nhưng còn phụ thuộc loại cây, nồng độ, ánh sáng và thành phần mẫu nên không thay được máy pH; sản phẩm thương mại có công thức khác nhau, cần xác định thành phần trước khi kết luận; (3) Na₂CO₃: $\mathrm{CO_3^{2-} + H_2O \rightleftharpoons HCO_3^- + OH^-}$, môi trường base; FeCl₃: $\mathrm{Fe^{3+} + H_2O \rightleftharpoons Fe(OH)^{2+} + H^+}$, môi trường acid. Kết luận: không dùng bảng để khẳng định pH thực của sản phẩm; muốn biết pH số phải biết nồng độ và điều kiện.