Bài giảng hóa đại cương (Phần 6) docx

Một số tính chất dung dịch axit – bazơ - muối : - Các dung dịch axit , bazơ, muối trong nước không tuân theo định luật Raun và định luật Vanhôp trên.. - Các dung dịch trên có tính dẫn đ

Áp su át thẩm hấu (Địn u ätv n’tHof )

„ Áp suất thẩm thấu, , là áp suất cần thiết để chống lại sự thẩm thấu:

„ Quá trình thẩm thấu là quá trình tự xảy ra

Chương X

DUNG DỊCH ĐIỆN LY

1 Một số tính chất dung dịch axit – bazơ - muối :

- Các dung dịch axit , bazơ, muối trong nước không tuân theo định luật Raun và định luật Vanhôp trên Từ đó Vanhôp đưa ra hệ số hiệu chỉnh i trong các định luật như sau:

T i iKC T

P i N iP P

i iRCT

m '

B '

'





















0





Trong đó ',P',T'là các đại lượng thực nghiệm

i: Hệ số đẳng trương hay hệ số Vanhôp

- Các dung dịch trên có tính dẫn điện, mặc dù H2O, axit, bazơ, muối rắn nguyên chất không dẫn điện

+ Độ dẫn điện riêng: Độ dẫn điện của 3

1cm dung dịch đặt giữa hai điện cực có tiết diện ngang 1cm và cách nhau 1cm 2



  1

:

 Điện trở riêng

RT C

RT V n

nRT V

M























+ Độ dẫn điện đương lượng: Là độ dẫn điện của V cm dung dịch chứa một đương lượng 3

gam chất tan đặt giữa hai điện cực song song cách nhau 1cm

N

C



1000

 Độ dẫn điện pha loãng vô hạn là đại lượng không đổi đặt trưng cho mỗi axit, bazơ, muối.(Bảng 19)

2 Sự điện ly và thuyết điện ly:(đọc thêm SGK)

- Theo Areniuyt: Ngay khi hòa tan vào nước, axit, bazơ, muối phân ly thành những ion dương (cation) và ion âm (anion) Ví dụ: HClH Cl, bazơ, muối…

 Thuyết này không tính đến sự tương tác giữa các tiểu phân trong dung dịch

- Nhà bác học Nga Cablucôp định nghĩa:

“Sự điện ly là sự phân ly của các chất tan dưới tác dụng của các tiểu phân dung môi thành những ion solvat hóa.”

Ví dụ: NaCl  r  mrH2ONa.mH2OddCl.nH2Odd

Tính hệ số đẳng trương i: (khi pha rất loãng, ứng với )

- Dung dịch chất tan không phân ly i = 1

- Phân tử phân ly 2 ion i = 2

Ví dụ: NaClNa Cl

- Phân tử phân ly 3ion i = 3

Ví dụ:    2 

4 4

H

- Phân tử phân ly 4ion i = 4

Ví dụ:    3 

4 4

H

Cơ chế điện ly (SGK)

Chú ý: Khi dung dịch không loãng thì i nhỏ hơn các giá trị trên

3 Độ điện ly:

Định nghĩa: Độ điện ly  là tỉ số giữa các phân tử đã phân ly thành ion (n) trên tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịch (no)

0

n

n



 Qui ước :  3%chất điện ly yếu,thường là các axit ,bazo hữu cơ

3%< <30% chất điện ly trung bình

 >30% chất điện ly mạnh (axit,bazơ vô cơ)

(trong dung dịch H2O0.1N)

-  phụ thuộc vào bản chất dung môi, C, t

3.1 Bản chất dung môi:

Sự phân ly thành ion xảy ra yếu trong dung môi có cực yếu và xảy ra mạnh trong dung môi có cực mạnh

3.2 Nồng độ:

 tăng khi C giảm, ngược lại

3.3 Nhiệt độ:

 tăng khi nhiệt độ tăng

- Người ta tính  theo các công thức sau:











1

1







m

i

 i: Hệ số đẳng trương

m: Số ion phân ly từ phân tử

4 Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu và hằng số điện ly:

- Ta có cân bằng điện ly của chất điện ly yếu AmBn

m n

n

Hằng số điện ly hay hằng số ion hóa như sau:

n m

m n

B A

n B

m A

C

C C



- AmBnlà axit, bazơ, muối ta có Ka,Kb,Km K = const ở nhiệt độ xác định, K cực đại ở một nhiệt độ nhất định nào đấy

Định luật pha loãng Oâtvan (liên hệ giữa K và  )



 

AB

AB

B A

C

C C

K







Với độ điện ly là  và nồng độ đầu là C thì C A C B C

 



C C C1 )

cânbằng

(

CAB











1

2

C K

Khi  11 1 lúc này ta có:

C

K C

K 2  

Hằng số phân ly từng bậc:

Ví dụ: H3PO4



 

4

H Ka 1





4 4

H Ka 2





   3

4 2

HPO Ka 3

Ta có:

3 2 1

3 2 1

Ka Ka Ka Ka

Ka Ka Ka











Nói chung, đối với chất điện ly nhiều bậc, ta có: i

i K

K càng lớn thì  càng lớn

- Đối với các phức, hằng số đặc trưng này gọi là hằng số không bền, K càng nhỏ thì Kb phức càng bền

Ví dụ: AgNH32 Ag 2NH3

 

8 2

10 3 9

2







C

C C K

NH Ag

NH Ag Kb



Fe CN CN

 

31 6

10 0 1

3









C

C C K

CN Fe

CN Fe Kb

phức

6

 CN

Fe bền hơn phức  

2 3

NH

Ag nhiều

5 Cân bằng trong dung dịch chất điện ly mạnh và hoạt độ:

- Trong dung dịch nước, các chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn thành ion:

m n

n

 trong dung dịch điện ly mạnh luôn có  1 và iN(1, 2, 3, 4, …) và  const khi pha loãng dung dịch i 

- Thực tế chất điện ly mạnh chỉ có  0.3và 1và i cũng không chẵn

- Thuyết điện ly mạnh Đơbai, Hucken, Onsagơ (SGK)

- Do lực hút tương hỗ giữa các ion mà tạo ra bầu khí quyển ion  sự liên hợp ion, làm cho nồng độ thực tế bao giờ cũng nhỏ hơn nồng độ lý thuyết

- Nồng độ thực tế, hay biểu biến, gọi là hoạt độ a, đó là đại lượng đúng với các trường hợp của định luật tác dụng khối lượng

n

n m

m n

B A

n B

m A a

a a

 và m n n

B

m A B

Trong đó a = f c

f: là hệ số hoạt độ.Tương tự a

n

B

m A B

khi f = 1  a = C, f < 1  a < C

Cách tính hệ số hoạt độ:

I

I Z Z A f

n m

B A B

A





1 I: Lực ion của dung dịch

A: Hằng số, phụ thuộc bản chất dung môi và nhiệt độ

i

C : Nồng độ ion i

i

Z : Điện tích ion i

2

2

1

i

iZ C

I 

Với dung dịch nước và ở 0C

25 , ta có:

I Z Z f

lg AmBn 05 A  n B  m

Chương XI

CÂN BẰNG ION CỦA NƯỚC

1 Sự điện ly của nước và tích số ion của nước:

- Nước là chất điện ly yếu: H2OH OH

Hằng số điện ly của nước

O H

OH H O

C C K

2 2







Ở 0C

10 8 1

2







KHO

Do độ điện ly của nước quá nhỏ nên:







O H O

K

2 2

 Tích số ion của nước: K n





K

Ở 0C

10 18

1000 10

8 1

2 2



  





K C

Kn HO Ho Môi trường axit có 7 7

10

C Môi trường bazơ có 7 7

10

C Môi trường trung tính có 7 7

10

C

2 Lý thuyết acid - base

2.1 Chỉ số Hydro:

 K lg pK

OH lg pOH , H lg pH











Ta xét trong các dung dịch có nồng độ cao hoặc các dung dịch axit bazơ mạnh thì:





 lgaH pH

 Môi trường axit pH < 7, bazơ pH > 7 trung tính pH = 7

Ta có:









OH

C 10 14 hay pHpOH14

2.2 Tính pH của các dung dịch điện ly:

a pH của dung dịch axit mạnh:

Axit mạnh điện ly hoàn toàn: HAH A có  H CHA pHlgCH lgCa



b pH axit yếu đơn bậc

HAH A K a

Đầu C 0 0 a

Phân ly x  x x

x C

x K

a

Cân bằng Ca x x x

Do HA yếu xCa Ca xCa x KaCa  H

 H lgKa lgCa lg

2 1

c pH dung dịch axit yếu đa bậc:

3 2

K   , bỏ qua K2, K3 ta có: pH lgK1lgCa

2 1

d pH dung dịch bazơ mạnh:



 

M OH MOH

b

b b

C lg

e pH dung dịch bazơ yếu đơn bậc:

lgKb lgCb

2

1 pH  lgKb lgCb

2

1 14

f pH dung dịch bazơ yếu đa bậc:

lgKb lgCb pH lgKb lgCb

1

2

1 14 2

1

1

3 Chất chỉ thị màu:

- Thường là các Axit hay Bazơ yếu, các chất có màu sắc thay đổi tùy pH

+ Ký hiệu chất chỉ thị màu Axit yếu là HInd

HInd  H +  Ind 

dạngAxit dạngBazơ

Dạng HInd có màu khác với dạng Ind 

Ví dụ: phenolphtalein HP, quì HQ

HP  H +  P 

Axit không màu Bazơ màu hồng

HQ  H +  Q 

Axit đỏ Bazơ xanh

 Hằng số điện ly của chất chỉ thị màu:

azơ MàudạngB

xit MàudạngA K

C

C K C C

C C

Ind

HInd Ind H

HInd

Ind H











H

C tăng thì màu dạng axit chiếm ưu thế, pH giảm thì ngược lại

Chuyển qua pH

HInd

Ind

C lg pK





pH tăng thì màu Bazơ chiếm ưu thế, ngược lại

4 Dung dịch đệm:

Định nghĩa: Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH xác định và hầu như không thay đổi khi pha loãng, hay thêm vào một lượng nhỏ axit hay bazơ mạnh

- Nói chung dung dịch đệm được tạo thành bằng cách trộn một axit yếu với muối của nó (hệ đệm axit) hoặc trộn một bazơ yếu với muối của nó (hệ đệm bazơ)

Ví dụ: CH3COOHCH3COONa,NH4OHNH4Cl

- Cơ chế tác dụng đệm:

Xét hệ:

























Na COO CH COONa

CH

H COO CH COOH

CH

3 3

3 3

- Khi thêm axit mạnh HAH A thì H CH3COO CH3COOH

Kém điện ly thì pH ít thay đổi

- Khi thêm MOHM OH thì ta có:

cósẵn H O, H

OH   2 lúc này lại có CH3COOHH CH3COO

 pH ít thay đổi

- Tính pH dung dịch đệm:

Hệ đệm axit: Ví dụ hệ axetat trên

Ta có lúc đầu chỉ có CH3COOH



 

COO CH

COOH CH a

C K C

3 3

Thêm CH3COONa vào ta có: CH3COONa phân ly hoàn toàn Na CH3COO

COOH

CH phân ly không đáng kể và CH COO rất lớn