Bài giảng Cơ sở lý thuyết Hóa học - Chương V: Dung dịch

Nội dung text: Bài giảng Cơ sở lý thuyết Hóa học - Chương V: Dung dịch

1. Ch−ơng V Dung dịch I.Hệ phân tán 1.Định nghĩa: Lμ hệ gồm 2 hay nhiều chất trong đó chất nμy đ−ợc phân bố trong chất kia d−ới dạng những hạt rất nhỏ. - Chất phân bố đ−ợc gọi lμ chất phân tán, chất kia lμ môi tr−ờng phân tán. Chất phân tán vμ môi tr−ờng phân tán có thể ở 1 trong 3 trạng thái: rắn, lỏng hay hơi. Vídụ: Đ−ờng tan trong n−ớc => đ−ờng lμ chất phân tán, H2O lμ môi tr−ờng phân tán - Dựa vμo kích th−ớc của hạt phân tán, chia lμm 3 hệ phân tán: a.Hệ phân tán thô: Kích th−ớc hạt từ 10-7-10-4m -Đặc điểm: Khôngbền,chất phân tán dễ tách ra khỏi môi tr−ờng phân tán. -Có 2 dạng: + Huyền phù: chất phân tán lμ rắn, pha phân tán lμ lỏng. ví dụ: n−ớc phù sa + Nhũ t−ơng: chất phân tán lμ lỏng, môi tr−ờng phân tán cũng lμ lỏng ví dụ: sữa có lẫn những hạt mỡ lơ lửng b.Dung dịch keo: (Hệ keo): Kích th−ớc hạt từ 10-7 –10-9m - Đặc điểm: t−ơng đối bền c. Dung dịch thực (dung dịch): Kích th−ớc hạt 10-10m (bằng kích th−ớc phân tử hoặc ion), trong đó chất phân tán vμ môi tr−ờng phân tán đ−ợc phân bố vμo nhau d−ới dạng phân tử hoặc ion, giữa chúng không còn bề mặt phân chia, tạo thμnh 1 khối đồng thể gọi lμ dung dịch thực Chất phân tán đ−ợc gọi lμ chất tan, môi tr−ờng phân tán đ−ợc gọi lμ dung môi -Đặc điểm: Hệ nμy rất bền 2.Các loại nồng độ -Nồng độ % (C%): lμ tỉ lệ % khối l−ợng chất tan so với khối l−ợng dung dịch (C%chính lμ l−ợng chất tan có trong 100g(100kg) dung dịch) a C% = .100 % a,b l−ợng chất tan vμ l−ợng dung môi, tính bằng g (kg) a + b -Nồng độ mol/lit (CM): lμ số mol chất tan có trong 1 lit dung dịch -Nồng độ đ−ơng l−ợng (CN):Số mol đ−ơng l−ợng chất tan có trong 1 lít dung dịch -Nồng độ molan (ζ ) lμ số mol chất tan có trong 1000gam dung môi ni -Nồng độ phần mol: Ni = ∑ ni II. Đ−ơng l−ợng (Đ) Trong các phản ứng hoá học, các chất tác dụng vừa đủ với nhau theo những số phần khối l−ợng t−ơng đ−ơng gọi lμ đ−ơng l−ợng. Chọn đ−ơng l−ợng của H lμm đơn vị ĐH=1 1.Định nghĩa đ−ơngl−ợng - Đ−ơng l−ợng của một chất hoặc của 1 nguyên tố lμ phần khối l−ợng của chất hoặc nguyên tố đó tác dụng vừa đủ với 1 đ−ơng l−ợng của H. Vì không phải mọi chất đều phản ứng với H => định nghĩa đ−ợc mở rộng nh− sau:
2. Đ−ơng l−ợng của 1 nguyên tố hay 1 hợp chất lμ số phần khối l−ợng của nó tác dụng vừa đủ với 1 đ−ơng l−ợng của 1 chất bất kì Ví dụ: Cl2 + H2 = 2HCl Cl2 + Zn =ZnCl2 => 71 phần khối l−ợng của Cl2 tác dụng với 2 phần khối l−ợng của H Vậy để kết hợp với 1 đ−ơng l−ợng của H chỉ cần 1 khối l−ợng của Cl2 bằng khối l−ợng nguyên tử của nó => ĐCl=35,5, ĐZn= 32,5 -Mol đ−ơng l−ợng của một chất: lμ khối l−ợng tính ra g có giá trị đúng bằng đ−ơng l−ợng Ví dụ: ĐO=8g 2.Cách tính đ−ơng l−ợng a.Đ−ơng l−ợng của nguyên tố A Đ = n A: khối l−ợng nguyên tử nguyên tố n: hoá trị nguyên tố Với nguyên tố có nhiều hoá trị khác nhau sẽ có nhiều đ−ơng l−ợng vμ đ−ơng l−ợng của chúng gắn với 1 phản ứng cụ thể mμ chúng tham gia. b.Đ−ơng l−ợng của hợp chất M Đ = M: khối l−ợng phân n n: tuỳ từng tr−ờng hợp Cách xác định n - Đối với phản ứng oxi hoá khử: n lμ số e trao đổi ứng với 1 phân tử chất đó (n lμ số e mμ 1 phân tử trao đổi trong phản ứng) - Đối với phản ứng trao đổi: n lμ số điện tích (+) hoặc (-) mμ 1 phân tử chất đó trao đổi trong phản ứng Ví dụ: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O (1) M H2SO4 98 Đ = = = 98 H2SO4 (1) 1 1 M 40 Đ = NaOH = = 40 NaOH(1) 1 1 H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O (2) M H SO 98 Đ = 2 4 = = 49 H2SO4 (2) 2 2 M 40 Đ = NaOH = = 40 NaOH(2) 1 1 - Đối với tr−ờng hợp tính đ−ơng l−ợng của một chất không có phản ứng cụ thể thì: M Đ = n + Đối với axit: n lμ số H axit trong phân tử + Đối với bazơ: n lμ số nhóm OH- bazơ trong phân tử
3. + Đối với muối: n lμ số điện tích (+) hoặc điện tích (-) mμ các ion mang trong 1 phân tử. M M Ví dụ: Đ = Na2SO4 ; Đ = Al2 (SO4 )3 Na2SO4 2 Al2 (SO4 )3 6 C +Mối quan hệ giữa C vμ C : C = N M N M n 3.Định luật đ−ơng l−ợng Các chất tác dụng vừa đủ với nhau theo các khối l−ợng tỉ lệ với đ−ơng l−ợng của chúng. m A Đ A => = mA lμ khối l−ợng chất A tác dụng vừa đủ với khối l−ợng mB chất B m B Đ B m m => A = B => n đ−ơng l−ợng chất A phản ứng vừa đủ với n đ−ơng l−ợng chất B ( Số Đ A Đ B đ−ơng l−ợng chất A bằng số đ−ơng l−ợng chất B) => Nếu có V (l) chất A nồng độ mol đ−ơng l−ợng lμ C phản ứng vừa đủ với V (l) chất A NA B B nồng độ mol đ−ơng l−ợng lμ C thì NB V. C =V . C -> ứng dụng nhiều trong chuẩn độ thể tích A NA B NB Ví dụ: Để trung hoμ 25ml NaOH cần 28ml dung dịch axit 0,1N => tính l−ợng NaOH có trong 1l dung dịch đó? Giải Gọi x lμ nồng độ đ−ơng l−ợng mol của NaOH => x.25=0,1.28 =>x=28.0,1/25 ĐNaOH=40=> số g NaOH có trong 1 lít dung dịch lμ m=40.x=40.28.0,1/25=4,48g III.Độ hoμ tan 1.Quá trình hoμ tan. Nhiệt hoμ tan của một chất Quá trình hoμ tan (không phải lμ quá trình trộn lẫn) gồm quá trình + Quá trình phân tán chất tan( d−ới dạng nguyên tử, phân tử,ion) vμo trong khắp thể tích dung môi. +Quá trình t−ơng tác giữa các phân tử của dung môi với các phần tử của chất tan => tạo thμnh dung dịch (hợp chất hoá học) Hợp chất hoá học tạo thμnh gọi lμ hợp chất sonvat, nếu dung môi lμ n−ớc thì gọi lμ hợp chất hydrat. => Quá trình hoμ tan có sự phá vỡ liên kết cùng loại để tạo liên kết khác loại vμ có thể biểu diễn bằng sơ đồ: ΔH T_T + dm ht T_dm ΔH pt > 0 ΔHsv < 0 dm T+T + Trong đó: T chất tan
4. dm dung môi ΔH pt năng l−ợng phân tán ( cần tiêu tốn -> ΔH pt > 0 ) ΔH sv năng l−ợng quá trình sovat (Quá trình lμ toả nhiệt > ΔH sv ΔHsv = ΔHh nhiệt hidrat hoá) ΔH ht nhiệt hoμ tan Theo sơ đồ trên ta có: ΔH ht = ΔH pt + ΔH sv (do ΔH sv 0 > ΔH ht có thể âm hoặc d−ơng) +Nếu ΔH pt > ΔH sv ⇒ ΔH ht > 0 : quá trình hoμ tan thu nhiệt, đó lμ quá trình hoμ tan của đa số chất rắn vμo trong n−ớc. +Nếu ΔH pt dung dịch lμ một quá trình thuận nghịch, khi đạt cân bằng chất tan không tan thêm nữa tạo thμnh dung dịch bão hòa. - Độ hòa tan của một chất đ−ợc tính bằng nồng độ của dung dịch bão hòa chất đó ở điều kiện đã cho vμ kí hiệu lμ s. - S có thể biểu diễn bằng mọi cách biểu diễn nồng độ. - Độ hòa tan s của một chất phụ thuộc vμo: + Bản chất của dung môi vμ chất tan. + Nhiệt độ + áp suất: (nếu chất tan lμ chất khí). a. ảnh h−ởng của bản chất chất tan vμ dung môi đến s - Các chất có cấu tạo phân tử t−ơng tự nhau dễ hòa tan vμo nhau, phân tử dung môi phân cực lớn thì hòa tan tốt các chất phân cực vμ ng−ợc lại. - VD: Dung môi lμ H2O lμ phân tử phân cực ặ chỉ hòa tan các chất mμ fân tử phân cực hoặc hợp chất ion nh− HCl, NaCl H2O ít hòa tan I2 vì I2 không phân cực Benzen không phân cực ặ benzen thực tế không tan trong H2O. I2 tan tốt trong benzen ặ có mμu tím. Có thể ứng dụng tính chất nμy trong tách, chiết hữu cơ. b. ảnh h−ởng của nhiệt độ tới độ tan CT + Dm Dd , ΔHht - Nếu ΔHht >0 (hòa tan đa số các chất rắn):
5. + Khi nhiệt độ tăng -> cân bằng chuyển dịch theo chiều thuậnặ độ tan tăng. + Khi nhiệt độ giảm -> cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịchặ độ tan giảm. Trong một số tr−ờng hợp có thể điều chế dung dịch quá bão hòa có nồng độ lớn hơn độ hòa tan s ở nhiệt độ Tặ dung dịch quá bão hòa không bền. - Nếu ΔHht cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịchặ độ tan giảm. + Khi nhiệt độ giảm -> cân bằng chuyển dịch theo chiều thuậnặ độ tan tăng. c. ảnh h−ởng của P (đối với chất khí). Định luật Henry CT(khí) + dm dd (*) ệ quá trình hòa tan chất khí lμm giảm Δn nên: + Khi P tăng => độ hòa tan s tăng +Khi P giảm => độ hòa tan s giảm Từ cân bằng (*) thấy rằng: Sự tăng P sẽ dẫn đến sự chuyển dịch cân bằng sang phải. Nếu tăng P lên n lần thì độ hòa tan của chất khí cũng tăng lên n lần. • Định luật Henry: ở một nhiệt độ không đổi, khối l−ợng chất khí hòa tan trong 1 thể tích chất lỏng xác định tỉ lệ thuận với P của nó trên bề mặt chất lỏng. m= k.P trong đó: k- hệ số tỉ lệ phụ thuộc vμo bản chất của chất khí, dung môi vμ nhiệt độ-> gọi lμ hệ số Henry. P áp suất riêng phần của chất khí trên mặt chất lỏng. Nếu trên mặt chất lỏng có 1 hỗn hợp khí thì s của mỗi khí tỉ lệ với P riêng phần của từng khí. Định luật Henry chỉ đúng cho chất khí có s nhỏ, ở P không lớn vμ khí không tác dụng hóa học với dung môi. IV. Tính chất của dung dịch. - Chỉ xét dung dịch: + loãng + chất tan không bay hơi + chất tan không tạo dung dịch rắn với dung môi. VD: dd muối hoặc dd đ−ờng ặ khi đun chỉ có H2O bay hơi. - Dung dịch lý t−ởng: lμ dung dịch mμ μ của nó tuân theo định luật t−ơng tự nh− đối với khí lý t−ởng. Các dung dịch rất loãng đ−ợc coi nh− dung dịch lý t−ởng. μ của cấu tử i trong dung dịch lý t−ởng đ−ợc tính theo công thức giống nh− đối với khí lý t−ởng: μ = μ 0 + RT ln N . i (T) i( T,P) i 0 Tuy nhiên vì P ảnh h−ởng rất ít đến tính chất của chất lỏng nên ở đây μi vμ μ hầu nh− chỉ phụ thuộc vμo T. ệ dung dịch xét ở đây lμ (rát) loãng-> coi lμ dung dịch lý t−ởng. 1. áp suất hơi bão hòa của dung dịch. Định luật Raun I.
6. Khảo sát hệ 2 cấu tử: dung môi chỉ chứa 1 chất tan ( các kết luận rút ra cũng đúng cho hệ nhiều cấu tử). Kí hiệu: 2 lμ chất tan, 1 lμ dung môi 0 μ1 : thế hóa của dung môi nguyênchất. μi : thế hóa của dung môi trong dung dịch. 0 μ1 = μ1 + RT ln N1 Vì N1 khi có mặt chất tan , μ của dungdịch sẽ giảm đi 1 l−ợng lμ (RTlnNi). 0 a. áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất ( P1 ) L Ù H(dm) ( với chất lỏng L lμ dung môi nguyên chất) Hơi nằm cân bằng với lỏng gọi lμ hơi bão hòa, hơi bão hòa gây P hơi bão hòa ặ C=1- 2+2=1: áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất chỉ phụ thuộc vμo nhiệt độ. ở cùng 1 nhiệt độ, chất nμo cμng dễ bay hơi thì P hơi bão hòa cμng lớn Quá trình bay hơi lμ quá trình có ΔH > 0 => khi nhiệt độ tăng thì Phơi bão hòa cũng tăng. b. áp suất hơi bão hòa của dung dịch ( P1 ) Chỉ xét dung dịch chứa 1chất tan vμ 1 dung môi: dd (L) H C=2-2+2 =2 ệ Phơi bão hòa của dung dịch phụ thuộc vμo cả T vμ C. Điều kiện cân bằng pha (của chất lỏng vμ hơi của nó) ở t0C, P xác định lμ: h l μi = μi h 0h mμ μi = μi + RT ln Pi (tính cho 1 mol). l 0l μi = μi + RT ln Ni h l oh 0l Pi μi = μi => 0= μi − μi + RT ln Ni P μ 0l − μ 0h R ln i = i i = const ở t0C xác định. Ni RT Pi Nghĩa lμ = ki = const => Pi= ki.Ni Ni 0 Khi Ni =1 (chất nguyên chất) thì ki= Pi lμ áp suất hơi của cấu tử i nguyên chất. Từ đó có: 0 Pi= Pi .Ni Kết luận: 0 - Khi Ni Pi Páp suất hơi bão hòa của dung dịch cμng nhỏ. c. Định luật Rault I Gọi N1 lμ nồng độ phần mol của dung dịch P1 vμ P1,0 lần l−ợt lμ Páp suất hơi bão hòa của dung dịch vμ dung môi nguyên chất ở cùng một t0C. Thì: P1 =N1.P1,0
7. Vì N1= 1-N2 P1,0 − P1 ΔP ΔP n2 => = = N2 => = N2 = P1,0 P1,0 P1,0 n1 + n2 Trong đó: ΔP : độ giảm áp suất hơi bão hoμ của dung dịch so với dung môi. ΔP lμ độ giảm áp suất hơi bão hoμ t−ơng đối của dung dịch P1,0 n2: số mol chất hoμ tan n1: số mol dung môi. Nếu dung dịch loãng(N1-> 1)=> n1>>n2 thì: ΔP n = 2 => Biểu thức của định luật Rault I P1,0 n1 Phát biểu: Độ giảm t−ơng đối của dung dịch chứa chất hoμ tan không bay hơi tỉ lệ với số mol chất tan có trong 1 l−ợng dung môi xác định. 2. Nhiệt độ sôi vμ nhiệt độ đông đặc của dung dịch. Định luật Rault II a.Nhiệt độ sôi của dung dịch * Nhiệt độ sôi của chất lỏng: Lμ nhiệt độ ở đó áp suất hơi bão hòa của chất lỏng bằng áp suất bên ngoμi. Xét cân bằng L Ù H C=2+2-2 =2 Vậy nhiệt độ sôi của dung dịch ngoμi sự phụ thuộc vμo áp suất bên ngòai còn phụ thuộc vμo nồng độ chất hòa tan. -ở áp suất bên ngoμi nh− nhau, khi dung môi nguyên chất sôi thì dung dịch chứa chất tan không bay hơi sẽ ch−a sôi vì áp suất hơi bão hòa của dung dịch luôn luôn nhỏ hơn áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất ở cùng 1 nhiệt độ. Vậy dung dịch chứa chất tan không bay hơi có nhiệt độ sôi cao hơn dung môi nguyên chất. - Độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch so với dung môi nguyên chất Δts đ−ợc tính theo công thức Rault 2: m Δt = k ξ = k s s s M trong đó Δts =ts,dd-ts,dm (ts,dd: nhiệt độ sôi dung dịch, ts,dm: nhiệt độ sôi dung môi nguyên chất, ξ nồng độ molan; ks: hằng số nghiệm sôi (chỉ phụ thuộc vμo bản chất dung môi). - Khi dung dịch sôi thì hơi bay ra lμ của dung môi nên nồng độ dung dịch tăng dần, do đó nhiệt độ sôi của dung dịch tăng dần, nh−ng khi đạt đến dung dịch bão hòa thì hơi dung môi bay ra lμm cho chất hòa tan kết tinh lại, lúc nμy nồng độ dung dịch không thay đổi vμ nhiệt độ sôi của dung dịch không biến đổi nữa. Vận dụng quy tắc pha ta có: C=2-3+2 =1. Nghĩa lμ khi xuất hiện tinh thể chất tan thì nhiệt độ sôi của dung dịch chỉ còn phụ thuộc vμo áp suất bên ngoμi. b. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chứa chất tan không bay hơi Nhiệt độ đông đặc của chất lỏng lμ nhiệt độ ở đó có cân bằng sau: R Ù L
8. Đối với dung dịch ta có: C=2+2-2 =2 Vậy độ đông đặc của dung dịch ngoμi sự phụ thuộc vμo áp suất bên ngòai còn phụ thuộc vμo nồng độ chất hòa tan. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chứa chất tan không bay hơi luôn thấp hơn dung môi nguyên chất. Vμ tuân theo định luật Rault 2: m Δt = k ξ = k d d d M trong đó Δts =ts,dd-ts,dm ,ks: hằng số nghiệm đông (chỉ phụ thuộc vμo bản chất dung môi). 3. Sự thẩm thấu vμ áp suất thẩm thấu: a. Sự thẩm thấu Lμ sự khuếch tán một chiều của các phân tử dung môi qua mμng bán thấm (mμng bán thấm lμ mμng chỉ cho các phân tử dung môi đi qua mμ không cho các phân tử chất hòa tan lọt qua). Hiện t−ợng nμy thấy rất rõ khi hai bên của mμng bán thấm chứa dung dịch có nồng độ khác nhau hoặc 1 bên lμ dung dịch còn bên kia lμ dung môi nguyên chất; khi đó các phân tử dung môi sẽ khuếch tán từ dung dịch loãng hoặc từ dung môi nguyên chất sang phía bên kia nhiều hơn sự khuếch tán theo quá trình ng−ợc lại, do đó lμm tăng thể tích của dung dịch phía bên kia. b. áp suất thẩm thấu Hiện t−ợng thẩm thấu lμm cho mực dung dịch ở một phía của mμng bán thấm dâng lên cao. Chiều cao của cột dung dịch nμy tạo nên một áp suất lμm cho hiện t−ợng thẩm thấu ngừng lại. áp suất đ−ợc tạo ra bởi cột dung dịch nμy đặc tr−ng định l−ợng cho sự thẩm thấu vμ đ−ợc gọi lμ áp suất thẩm thấu P. Nó đ−ợc tính theo công thức: m PV=nRT= RT M Trong đó: V lμ thể tích của dung dịch m n = : số mol chất hòa tan. M R: Hằng số khí lí t−ởng.
9. Ch−ơng IX: Dung dịch chất điện ly I.Tính chất của dung dịch điện li 1.Chất điện ly Lμ chất khi hòa tan trong n−ớc, các phân tử của nó phân ly nhiều hay ít thμnh các ion. Nguyên nhân cơ bản của sự phân li phân tử thμnh ion lμ do t−ơng tác giữa các chất điện li vμ các phân tử dung môi để tạo thμnh các ion bị hidrat hóa. + - Ví dụ: NaCl + mH2O = Na .nH2O + Cl (m-n)H2O. Các giá trị m, n th−ờng không xác định đ−ợc vμ phụ thuộc vμo nồng độ vμ nhiệt độ nên th−ờng đ−ợc viết: + - NaCl + aq = Na .aq + Cl .aq aq: L−ợng n−ớc không xác định 2. Chất điện li mạnh: Lμ chất khi tan trong n−ớc, tất cả các phân tử của nó phân ly thμnh ion. Ví dụ: chất điện ly mạnh bao gồm: + các muối trung tính: NaCl, NaBr, Na2SO4, NaNO3, ; + Các axit mạnh: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4; + Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Để chỉ sự điện li mạnh, trong ph−ơng trình điện li đ−ợc ghi bằng dấu “ặ” Ví dụ: NaCl + aq ặNa+.aq + Cl-.aq Ng−ời ta th−ờng viết ph−ơng trình nμy một cách đơn giản nh− sau: NaCl ặ Na+ + Cl- 3. Chất điện li yếu: các axit hữu cơ HCOOH, CH3COOH, một số axit vô cơ: H2S, H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2, HClO3, H2SiO3, HF , các bazơ yếu vμ bazơ ít tan: NH3, Mg(OH)2, Fe(OH)3, các muối ít tan: HgCl2, Hg(CN)2, CdCl2, Lμ chất khi hoμ tan chỉ có một phần các phần tử bị phân ly thμnh ion, trong dung dịch chất điện ly yếu tồn tại cân bằng động giữa các các ion vμ các phần tử không bị phân ly. Để biểu thị sự điện ly không hoμn toμn, trong ph−ơng trình điện ly của chất điện ly yếu dùng dấu “” Ví dụ: Trong dung dịch axit acetic tồn tại cân bằng + - CH3COOH  H + CH3COO 4. Tính chất bất th−ờng của dung dịch chất điện li so với dung dịch chất không điện li - Dung dịch chất điện li dẫn điện tốt, đó lμ do trong dung dịch có các phần tử mang điện lμ ion.
10. ' - Dung dịch chất điện li có độ giảm áp suất hơi ΔP', độ tăng nhiệt độ sôi Δt's , độ giảm nhiệt độ đông đặc Δt'd vμ áp suất thẩm thấu P’ đều lớn hơn so với dung dịch chất không điện li cùng nồng độ: ΔP' Δt' P' = = = i > 1 ΔP Δt P Tính chất bất th−ờng nμy do các phân tử chất điện li phân li thμnh các ion lμm số phần tử trong dung dịch tăng lên. Các tính chất trên của dung dịch phụ thuộc vμo nồng độ các phần tử nμy. Từ đó có thể tính i bằng cách sau: Số phần tử có trong dung dịch i = Số phần tử hoμ tan Số phần tử trong dung dịch bằng số ion đ−ợc tạo thμnh cộng với số phân tử ch−a bị phân li thμnh ion. II. Độ điện ly Để đánh giá mức độ điện ly của từng chấtặ đ−a ra khái niệm độ điện ly α. 1.Định nghĩa: Số phần tử bị phân ly α = (0 α=1 nh−ng trong thực tế α đo đ−ợc bằng thực nghiệm luôn số ion có mặt trong dung dịch ít => khoảng cách giữa các ion lớn => bỏ qua lực t−ơng tác tĩnh điện giữa các ion. - Đối với chất điện ly mạnh: + Trong dung dịch loãng -> khoảng cách giữa các ion lớn => bỏ qua t−ơng tác tĩnh điện giữa các ion. + Trong dung dịch đặc -> số ion có mặt trong dung dịch nhiều => khoảng cách giữa các ion nhỏ =>Không bỏ qua t−ơng tác tĩnh điện giữa các ion, các ion hút hoặc đẩy nhau dẫn đến hiện t−ợng bao quanh 1 ion có thể có nhiều ion trái dấu tạo “khí quyển ion” => có hiện t−ợng nh− 1 số phân tử không điện ly. 2.Cách xác định α Gọi N lμ số phần tử hoμ tan, q lμ số ion mμ 1 phân tử phân ly ra. Số phần tử bị phân ly lμ αN, do đó số ion tạo thμnh lμ α.N.q Số phần tử còn lại không phân ly lμ N - α.N Số phần tử có trong dung dịch lμ N’= Số ion + số fần tử không phân ly = q αN + (N -αN)
11. q. α.N + N - α.N q. α - α + 1 => i = = N 1 i −1 α= q −1 Dựa vμo công thức nμy ta có thể tính đ−ợc α I có thể xác định bằng thực nghiệm từ việc đo độ giảm nhiệt độ đông đặc hoặc độ giảm Phơi bão hòa hoặc từ Δts Δt ' Δt ' ΔP ' i = s = d = Δts Δtd ΔP nh−ng i đo đ−ợc từ việc đo Δts hoặc ΔP cho kết qủa kém chính xác so với việc đo Δtd ' ' Δtd nên th−ờng xác định i từ việc đo Δtd ' : i = . Biết i tính đ−ợc α vμ ng−ợc lại. Δtd Ví dụ: Một dung dịch chứa 8g NaOH hoμ tan trong 1000g n−ớc đông đặc ở -0,677oC. Hãy xác định α . Giải: Vì q= 2 Δtđ’ o i = Δtđ’ = tđ(dm) - tđ(dd) = 0- (-0,677) = 0,677 C Δtđ 8 1,82−1 Δt = k .C = 1,86. = 0,372 → α = = 0,82 hay 82%. đ đ 40 2−1 III. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu 1. Hằng số điện ly Trong dung dịch chất điện ly yếu AB tồn tại cân bằng sau: AB  A+ + B- [A+ ].[B− ] Hằng số điện ly của phản ứng K = []AB K phụ thuộc vμo bản chất của chất AB vμ nhiệt độ. Đối với mỗi chất nhất định ở T= const thì K lμ hằng số. K đặc tr−ng cho khả năng điện ly của chất điện ly yếu, K cμng lớn thì khả năng điện ly của chất điện ly cμng mạnh vμ ng−ợc lại. 2. Mối liên hệ giữa K vμ α. Định luật pha loãng Ostwald AB  A+ + B- Ban đầu: C 0 0 Cân bằng C- Cα Cα Cα
12. ()Cα 2 α2 .C K = → K = Công thức toán học của định luật pha loãng C − Cα 1 − α Ostwald Từ công thức nμy nhận thấy rằng C cμng nhỏ thì α cμng lớn, có nghĩa lμ dung dịch cμng loãng thì độ điện ly cμng lớn. Khi độ loãng 1/C → ∞ thì α → đối với chất điện ly yếu ở nồng độ vô cùng loãng thì có thể coi quá trình điện ly lμ hoμn toμn. Có thể xác định đ−ợc α ở các C khác nhau nếu biết K vμ ng−ợc lại α 1 1/C Nếu α cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu cũng tuân theo mọi qui luật của cân bằng hoá học. VD: xét cân bằng trong dung dịch CH3COOH - + CH3COOH  CH3COO + H Nếu tăng thêm nồng độ của ion axetat bằng cách thêm một vμi tinh thể muối axetat natri thì theo nguyên lý dịch chuyển cân bằng cân bằng sẽ dịch chuyển từ phải sang trái, sao cho nồng độ của ion axetat giảm đi, nghĩa lμ lμm giảm độ điện ly của axit. * Kết luận: Khi tăng nồng độ của ion đồng loại với ion của chất điện ly thì độ điện ly của chất điện ly yếu giảm đi. IV. Thuyết axit- bazơ của Bronsted 1.Định nghĩa axit-bazơ ắ Axit lμ tiểu phân (ion hay phân tử) có khả năng cho H+ (proton). ắ Bazơ lμ chất có khả năng nhận H+. Ví dụ 1: Trong dung dịch HCl - + HCl + H2O = Cl + H3O (1) axit1 bazơ2 bazơ1 axit2 - ax1 - bz1: HCl/Cl
13. + ax2 - bz2: H3O /H2O lμ 2 cặp axit bazơ liên hợp Ví dụ 2: Trong dung dịch NH3 + - NH3+ H2O  NH4 + OH bz1 ax2 ax1 bz2 + ax1- bz1- NH4 /NH3 - ax2- bz2- H2O/OH Nhận xét: - Định nghĩa axit –bazơ chỉ có tính chất t−ơng đối: H2O ở (1) lμ 1 bazơ nh−ng ở (2) thì H2O lại lμ 1 axit. - Độ mạnh của 1 cặp axit –bazơ ngoμi sự phụ thuộc vμo bản chất của cặp đó còn phụ thuộc vμo độ mạnh của cặp cùng tồn tại với nó trong dung dịch. - Đối với một cặp axit –bazơ liên hợp nếu axit cμng mạnh thì bazơ liên hợp của nó cμng yếu vμ ng−ợc lại. 2. Tích số ion của n−ớc - chỉ số hydro (pH) N−ớc lμ chất điện ly rất yếu, vừa có tính axit vμ vừa có tính bazơ: - + H2O + H2O
    OH + H3O + − [H 3O ][OH ] => K C = []H 2 O Vì H O lμ chất điện ly rất yếu => [H O] ≈ C 2 2 cb H2O ban đầu. + − => K []H O = [H O ][OH ] = const= K = Tích số ion của H2O. C 2 3 H2O => Trong n−ớc nguyên chất : []H O + = [OH − ]= K 3 H2O K chỉ phụ thuộc vμo nhiệt độ: K =10-14 ở 250C. H2O H2O Trong n−ớc nguyên chất(môi tr−ờng trung tính) : [H O + ]= [OH − ]= K 3 H2O ở 250C [][]H O + = OH − = K = 10 −14 =10 −7 (mol / l) 3 H2O + − 0 Vậy: - Môi tr−ờng trung tính lμ môi tr−ờng trong đó [H 3O ]= [OH ] vμ ở 25 C + −7 [H 3O ]=10 M. + − 0 + −7 - Môi tr−ờng axit lμ môi tr−ờng trong đó [H 3O ]> [OH ] vμ ở 25 C [H 3O ]>10 M. + − 0 + −7 - Môi tr−ờng bazơ lμ môi tr−ờng trong đó [H 3O ]< [OH ] vμ ở 25 C [H 3O ]<10 M. 3. Hằng số điện ly axit-bazơ a. Hằng số điện ly của axit Ka Trong dung dịch của axit yếu HA tồn tại cân bằng động sau: - + HA + H2O ⇔ A + H3O [H O+ ].[A− ] K = 3 =const ở T= const a []HA
14. Ka lμ hằng số điện ly của axit trong n−ớc, đặc tr−ng cho độ mạnh của axit. Ka cμng cao thì axit cμng mạnh. Ka phụ thuộc vμo bản chất của axit vμ phụ thuộc vμo nhiệt độ. - Axit mạnh : không dùng Ka vì coi α ≈1. - Axit yếu ( 0 K b(H O) b(CH3COO ) 2 - ệ CH3COO trong n−ớc thể hiện tính bazơ (yếu): - - CH3COO + H2O Ù CH3COOH + OH 5. Chỉ số hydro - độ pH + pH = -lg[H3O ] + −7 0 - Môi tr−ờng trung tính [H 3O ]=10 M => pH= 7 ở 25 C + −7 0 - Môi tr−ờng axit có [H 3O ]>10 M => pH pH >7 ở 25 C • Cách xác định pH: + Xác định bằng máy đo pH. + Sử dụng giấy đo pH. - Chất chỉ thị mμu: Lμ chất thay đổi mμu theo giá trị pH. Th−ờng gặp các chỉ thị mμu trong phòng thí nghiệm. +Quì tím. +Metyl da cam: chỉ thị môi tr−ờng axit yếu. +Phenol phatalein: chỉ thị môi tr−ờng kiềm.
15. - Khoảng chuyển mμu: lμ khoảng pH trong đó mμu của chỉ thị biến đổi đ−ợc. Đối với chỉ thị mμu có 1 khoảng chuyển mμu xác định. VD: phenolphtalein: + pH =0 –8: không mμu. + pH =8-10 : hồng +pH =10-14 đỏ thắm Metyl da cam: + pH =0 –3: hồng + pH =3-4,4 : da cam + pH =4,4-14 vμng. V. Tính pH của các dung dịch axit- bazơ- muối 1. Tính pH của dung dịch axit mạnh 1 bậc Xét dung dịch axit mạnh HA, nồng độ Ca, trong dung dịch tồn tại các cân bằng: - + HA + H2O → A + H3O (1) + - 2H2O  H3O + OH (2) + - - Trong dung dịch tồn tại các ion H3O , OH , A . + − − Ph−ơng trình bảo toμn điện tích: [H 3O ]= [OH ]+ [A ]. Suy ra, ta có hệ ph−ơng trình sau + − ⎪⎧[][]H3O . OH = K H O 2 ⎨ + − − − ⎩⎪[][][][]H3O = OH + A = OH + C a K 2 []H O+ = H2O +C →[][]H O+ −C H O+ −K =0 => 3 + a 3 a 3 H2O []H3O 2 Ca + Ca + 4K H O => []H O+ = 2 3 2 -7 Nếu dung dịch có Ca> 3,16.10 (M) (pH môi tr−ờng axit): bỏ qua + + cân bằng (2): tức lμ bỏ qua [H3O ] do n−ớc phân ly ra so với [H3O ] do axit phân ly. Do đó: + [H3O ]=Ca => pH = -lg Ca -7 Ví dụ: Tính pH của dungdịch HCl 0,01M. HCl lμ axit mạnh vμ Ca> 3,16.10 (M) -2 ệ pH =-lg Ca=-lg10 =2. 2. Tính pH của dung dịch bazơ mạnh 1 bậc Trong dung dịch tồn tại cân bằng: BOH = B+ + OH- + - 2H2O  H3O + OH -7 - Nếu dung dịch không quá loãng Cb > 3,17.10 M thì bỏ qua [OH ] do n−ớc điện ly. - [OH ] = Cb → p(OH) = - lgCb pH + p(OH) = 14 → pH= 14 + lgCb
16. -7 - Nếu dung dịch quá loãng Cb pH = 14+ lgCb =14-2=12. 3. Tính pH của axit yếu 1 bậc Axit HA có nồng độ ban đầu lμ Ca - + HA + H2O  A + H3O (1) + - 2H2O  H3O + OH (2) + − ⎧ [H 3 O ][OH ] = K H O ⎪ 2 + − ⎪ [][]H 3 O . A ⎪ K a = => ta có hệ: ⎨ []HA ⎪ + − − H O = A + OH ⎪ [][][]3 ⎪ − ⎩ []HA = C a − []A + Giải ph−ơng trình bậc 3 đối với [H3O ] tìm đ−ợc pH Tuy nhiên không phải giải ph−ơng trình bậc 3 mμ áp dụng các ph−ơng pháp gần đúng với sai số 100 axit rất yếu x << Ca có thể coi Ca-x ≈ Ca → K a x 2 K a = Ca →x = Ka.Ca → tính pH
17. -5 Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M biết Ka = 1,8.10 -5 -6 -12 Ca.Ka = 0,1.1,8.10 = 10 > 10 −1 C a 10 + = −5 > 100 [H3O ] 100 bazơ yếu x<< Cb → Cb - x ≈ Cb K b Cb.KH O - 2 → x = [OH ] = Cb.Kb = Ka 5. Tính pH của dung dịch muối: Muối lμ sản phẩm của phản ứng trung hoμ giữa 1 axit vμ 1 bazơ. Khi hoμ tan muối trong n−ớc nó phân ly thμnh các ion bị hydrat hoá. Tuỳ vμo bản chất của các ion mμ quá trình dừng lại (pH=7) hoặc các ion t−ơng tác với n−ớc lμm thay đổi pH của môi tr−ờng, tức lμ chúng đã thực hiện phản ứng thuỷ phân. • Định nghĩa phản ứng thủy phân: Lμ phản ứng giữa cation của bazơ yếu hoặc anion của axit yếu với n−ớc lμm thay đổi pH của môi tr−ờng. Ví dụ: Al3+ lμ cation của bazơ yếu thực hiện phản ứng thuỷ phân: 3+ 2+ + Al .H2O + H2O  Al OH + H3O 2+ + + Al OH + H2O  Al(OH)2 +H3O + + Al(OH)2 .H2O + H2O  Al(OH)3 + H3O - Đặc điểm: - Phản ứng thuỷ phân có tính thuận nghịch
18. ƒ Nếu ion của axit yếu hoặc bazơ có nhiều điện tích thì sẽ điện ly thμnh nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc tr−ớc. Nếu dung dịch không quá loãng thì các nấc sau có thể bỏ qua. Nếu dung dịch quá loãng thì phản ứng thuỷ phân có thể chuyển dịch đến mức hoμn toμn. * Các loại muối có thể thuỷ phân: - Muối tạo bởi anion của axit yếu vμ cation của bazơ mạnh (tạo bởi axit yếu vμ bazơ mạnh), khi hoμ tan trong n−ớc tạo thμnh môi tr−ờng kiềm. Ví dụ: NaCH3COO, Na2S, Na2CO3, NaClO + - NaCH3COO → Na + CH3COO - - CH3COO + H2O  CH3COOH + OH - Muối tạo bởi anion của axit mạnh với cation của bazơ yếu, khi hoμ tan trong n−ớc tạo môi tr−ờng axit. Ví dụ: NH4Cl, (NH4)2SO4, NH4NO3 + - NH4Cl → NH4 + Cl + + NH4 + H2O  NH3 + H3O - Muối tạo bởi anion của axit yếu vμ cation của bazơ yếu, khi hoμ tan cả 2 gốc đều thuỷ phân, pH của môi tr−ờng còn phụ thuộc vμo mức độ thuỷ phân của cả 2 gốc. Nếu Ka(cation bazơ yếu) > Kb(anion của axit yếu) thì môi tr−ờng có pH 7 Nếu Ka(cation bazơ yếu) = Kb(anion của axit yếu) thì môi tr−ờng có pH = 7 Ví dụ: NH4CH3COO, + - NH4CH3COO → NH4 + CH3COO + + + -10 NH4 + H2O  NH3 + H3O Ka(NH4 ) = 5,6.10 - - - -10 CH3COO + H2O  CH3COOH + OH Kb(CH3COO ) = 5,7.10 + - Có Ka(NH4 ) = Kb(CH3COO ) nên pH = 7 + NH4 NO2 → NH4 + NO2 + + + -10 NH4 + H2O  NH3 + H3O Ka(NH4 ) = 5,6.10 - - - -11 NO2 + H2O  HNO2 + OH Kb(NO2 ) = 2.10 + - Có Ka(NH4 ) > Kb(NO2 ) nên pH 10 Ca 0,1 + = −3 < 100 nên bỏ qua [H3O ] do n−ớc điện ly Ka 2.10
19. 3+ 2+ + M .H2O + 2H2O  MOH + H3O 2+ + [MOH ].[H O ] −3 K = 3 = 2.10 a []M 3+ + Đặt x= [H3O ] x2 K = = 2.10−3 → x → pH a 0,1− x -11 Ví dụ 2: Cho dung dịch K2CO3 0,2M, biết rằng Ka2(H2CO3) = 5,6.10 . Tính pH của 2- dung dịch, bỏ qua nấc điện ly thứ 2 của CO3 . + 2- K2CO3 → 2K + CO3 2- - - CO3 + HOH  HCO3 + OH 2- - CO3 lμ bazơ liên hợp của HCO3 −14 −14 -14 2- 10 10 K .K = 10 → K (CO ) = − 4 a b b 3 = −11 = 1,78.10 K a 5,6.10 -4 -12 Kb.Cb = 0,2.1,78.10 > 10 nên bỏ qua sự điện ly của n−ớc C b 0,2 = −4 > 100 K b 1,78.10 − −4 −4 → []OH = Kb.Cb = 1,78.10 .0,2 →pH=14+lg 1,78.10 .0,2 =11,7 -2 + -10 Ví dụ 3: Tính pH của NH4NO2 10 M, biết rằng Ka của NH4 lμ 6,3. 10 vμ Kb của - -11 NO2 lμ 2.10 . -14 Vì KaC vμ KbC đều lớn hơn 10 rất nhiều nên phản ứng chủ yếu trong dung dịch lμ: - - NH4 + NO2 NH3 + HNO2 Ban đầu: 10-2 M 10-2 M 0 0 Cân bằng: 10-2 -x 10-2 -x x x + - Vậy [NH4 ]=[NO2 ] vμ [NH3]=[HNO2] [NH ][H O+ ] Ta biết rằng K của NH + lμ: K = 3 3 a1 4 a1 + [NH4 ] [H O+ ][NO − ] vμ K của NO - lμ: K = 3 2 a2 2 a2 [HNO2 ] => K .K = [H O+ ]2 => [H O+ ] = K .K a1 a2 3 3 a1 a2 10−14 => K = = 5.10−4 ; [H O+ ] = 6,3.10−10.5.10−4 = 5,6.10−7 M a2 2.10−11 3 => pH =6,25. 6.Tính pH của dung dịch axit nhiều bậc: - Đối với axit nhiều bậc nh− H2S, H2SO3, H3PO4 sẽ điện ly theo nhiều nấc, nấc đầu tiên mạnh nhất còn các nấc sau yếu dần. Ví dụ: Nh− sự điện ly của axit H2S - + -7 H2S + H2O  HS + H3O Ka1 = 10
20. - 2- + -13 HS + H2O  S + H3O Ka2 = 10 Do nấc 2 yếu hơn nhiều so với nấc 1 nên có thể bỏ qua sự điện ly của nấc 2 vμ đ−a về bμi toán tính pH của axit 1 bậc. VI. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly ít tan 1.Tích số hòa tan của chất điện ly ít tan Xét dung dịch bão hòa chất điện ly ít tan AmBn: Trong dung dịch luôn tồn tại cân bằng giữa phần rắn không tan vμ ion của nó trong dung dịch: n+ m- n+ m- AmBn (r)  mA + nB ( thực chất lμ AmBn (r)  AmBn dd (tan) > mA + nB ). n+ m m- n Kc = [A ] [B ] Trong tr−ờng hợp nμy Kc đặc tr−ng cho tính tan của chất điện ly ít tan vμ đ−ợc gọi lμ tích số hòa tan của chất điện ly ít tan Ks. * Định nghĩa: Tích số hòa tan của 1 chất điện ly ít tan lμ tích số nồng độ của các ion trong dung dịch bão hoμ chất điện ly ít tan đó (với số mũ lμ hệ số t−ơng ứng trong ph−ơng trình điện ly). VD: CaSO  Ca2+ + SO 2- K = [Ca 2+ ][SO2− ] 4 4 s,CaSo4 4 Nh− vậy Ks lμ 1 tr−ờng hợp của hằng số cân bằng Kc, bản chất của Ks lμ hằng số cân bằng K, do đó mọi tính chất của K đều áp dụng đ−ợc đối với Ks. - Ks phụ thuộc vμo bản chất từng chất vμ nhiệt độ. 2. Mối quan hệ giữa tích số tan Ks vμ độ hoμ tan s Gọi s lμ nồng độ của dung dịch bão hoμ, ví dụ đối với dung dịch + 2- Ag2SO4  2Ag + SO4 2s s K + 2 2− 2 3 → s = 3 s Ks,CaSO = []Ag bh .[]SO4 = (2s) .s = 4s 4 bh 4 Độ hoμ tan của chất điện ly ít tan sẽ giảm đi, nếu thêm vμo dung dịch một l−ợng ion đồng loại. -16 0 Ví dụ: Cho K s,AgI = 1,5.10 ở t = 25 C. Tính độ hoμ tan của AgI trong n−ớc nguyên chất vμ trong dung dịch KI 0,1M. Giải: AgI  Ag+ + I- (*) Độ hoμ tan của AgI lμ s s s + − 2 −16 −8 Ks,AgI =[Ag ]bh.[I ]bh = s →s = Ks ,AgI = 1,5.10 =1,22.10 M Trong dung dịch KI 0,1M KI = K+ + I- 0,1 0,1 Nồng độ của ion I- tăng lên lμm cho cân bằng (*) dịch chuyển theo chiều nghịch lμm cho độ hoμ tan của AgI giảm xuống. Gọi s’ lμ độ hoμ tan của AgI trong dung dịch KI
21. AgI  Ag+ + I- s’ s’ + 0,1 + − −16 Ks,AgI = [Ag ][I ] = s'(s'+0,1) = 1,5.10 Vì s’ Ks,AgI =1,5.10 vậy tạo thμnh kết tủa b. Điều kiện hoμ tan kết tủa Ví dụ: Hoμ tan FeS bằng dung dịch HCl 2- 2+ FeS (r)  S + Fe (1) HCl = H+ + Cl- (2) 2- + S + 2H = H2S (3) 2- 2+ 2- Do (3) nên nồng độ của ion S giảm xuống lμm [Fe ].[S ] < TFeS vμ lμm cho cân bằng dịch chuyển theo chiều thuận. Nh− vậy để hoμ tan một chất điện ly ít tan thì phải thêm vμo dung dịch một chất nμo đó có khả năng kết hợp với một trong các ion của chất điện ly, lμm cho tích số nồng độ của các ion < tích số tan. Tài liệu tham khảo: 1. Nguyễn Đỡnh Chi, Cơ Sở Lớ Thuyết Húa Học, NXB GD, 2004. 2. Nguyễn Hạnh, , Cơ Sở Lớ Thuyết Húa Học, Tập 2, NXB GD 1997. 3. Lờ Mậu Quyền, Cơ Sở Lớ Thuyết Húa Học - Phần Bài Tập, NXB KHKT, 2000.