Chương 10: Dung dịch điện ly pot

3.Thuyết điện ly của Cablucốp  Sự điện ly của hợp chất phân cực : HCl... Ảnh hưởng khí quyển ion :  Tính dẫn điện... Hợp chất phân ly trong nước cho cation kim loại hoặc nhóm chứa cat

Chương 10 CÂN BẰNG TRONG

DUNG DỊCH ĐIÊN LY

10.1.Thuyết điện ly

10.2.Cân bằng dung dịch của chất điện ly yếu

10.3.Cân bằng d.dịch của chất điện ly mạnh

10.4.Thuyết axit-bazơ

10.5.Cân bằng ion của nước

10.6.Tính pH

10.7.Cân bằng dung dịch của chất điện ly khó tan

Cân bằng dung dịch điện ly

1.Tính chất bất thường

 Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết

Độ giảm áp suất hơi bão hòa P’

Độ tăng nhiệt độ sôi Ts’

Độ giảm nhiệt độ đông đặc Tđ’

Áp suất thẩm thấu ’

i : Hệ số Van Hốp i (hệ số đẳng trương)

N

n i P

 '

10.1.Thuyết điện ly

 Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết

 Dung dịch axit, bazơ, muối : dẫn điện



 '

' '

P i

Muối Theo lý thuyết (TĐộ giảm nhiệt độ đông đặc

đ) Thưc nghiệm (Tđ’)

KCl 0.372 0.673 1.81KNO3 0.372 0.664 1.78MgCl2 0.186 0.519 2.79Ca(NO3)2 0.186 0.461 2.18

đ

đ

T

T i

10.2.Thuyết điện ly

2.Thuyết điện ly của Arrhenius

 Sự điện ly (Sự ion hóa)

Ion Na+, H+, OH-, SO42- …hạt mang điện

Dẫn điện Chất điện ly : chất tan NaOH, H2SO4

2-10.2.Thuyết điện ly

2.Thuyết điện ly của Arrhenius

 Phân tử chất tan Chia nhỏ:phần tử hòa tan

n1-Số phân tử hòa tan

n2-Số phần tử có trong dung dịch

P, T, 

Ví dụ : NaCl  Na+ + Cl

-11

2 1

2





i

10.2.Thuyết điện ly

3.Thuyết điện ly của Cablucốp

 Nguyên nhân phân ly

 Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl

Cl O

mH Na

O H

n m

Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl

10.1.Thuyết điện ly

3.Thuyết điện ly của Cablucốp

 Sự điện ly của hợp chất phân cực : HCl

Sự điện ly của hợp chất : NaCl

10.1.Thuyết điện ly

10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu

-Độ điện ly ( )

AB  A + + B

-n1: tổng số phân tử hòa tan

n 2 : số phân tử phân ly ra ion

]][

[

AB

B

A K

Định luật pha loãng Ostwald

] ][

[

C C

C

C K

 Định luật pha loãng Ostwald

Sự phụ thuộc của độ điện ly () vào độ pha loãng 1/C của dung dịch

10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu

Thuyết Debye & Hucken (Khí quyển ion)

Phân ly mạnh  Ion

Ion trái dấu hút nhau

Phân tử d.môi nằm giữa các Ion Ion bị solvat hóa

Chuyển động nhiệt & Tương tác phân 

Tái kết hợp một phần các ion thành phân tử

Hệ số ph.ly  < 1

Khí quyển ion

10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh

Hoạt độ & Hệ số hoạt độ

Ảnh hưởng khí quyển ion :  Tính dẫn điện

Ảnh hưởng khí quyển ion :  Tính dẫn điện

 Dịch chuyển ion “+”

-Vì “Khí quyển ion”  Tốc độ Hiệu ứng điện di

-Ion “+” di chuyển  “Khí quyển ion” cũ : phá vỡ

“Khí quyển ion” mới : hình thành

- “Khí quyển ion” mới :

Phía sau : dư điện tích âm

Phía trước : ít điện tích âm

Tốc độ Hiệu ứng bất đối

 Dịch chuyển ion “-” : tương tự

“+” bị hút lại

10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh

10.4 Thuyết axit – bazơ

Hợp chất phân ly trong nước cho cation kim loại hoặc nhóm chứa cation kim loại và anion axit.

Ví dụ KCl  K + + Cl

-Muối trung hoà

Anion gốc axit không còn hyđro để phân ly ra H + (hyđro có tính axit)

Ví dụ NaCl, (NH4)2SO4, Na2CO3,…

Muối axit

Anion gốc axit còn hyđro để phân ly ra H +

Ví dụ NaHCO3, NaH2PO4, NaHSO4,

10.4.2 Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury

Axit là hợp chất có thể cho proton (H + ).

 Bazơ là chất có thể nhận proton (H + ).

Axit  Bazơ + H +

Viết tắt A  B + H +

A/B là cặp axit-bazơ liên hợp

Johannes Nicolaus Bronsted

HCl + H2O H3O+ + Cl

-Ví dụ

B2 A2 B1

10.4.2 Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury

 Theo định nghĩa ta có 3 loại axit:

 Axit trung hoà

Ví dụ: HCl, HNO3, CH3COOH ứng với các bazơ Cl - , NO3 - ,

10.4.2 Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury

Ưu điểm của thuyết Bronsted – Loury

Thuyết axit – bazơ của Arrhenius

chỉ áp dụng đúng cho dung môi là nước, không dùng được cho dung môi khác

 Thuyết Bronsted – Loury

Tổng quát hơn, nó áp dụng cho bất kì dung môi nào

có khả năng nhường và nhận proton (H+), cả khi

vắng mặt dung môi

.

10.4.3 Thuyết axit – bazơ của Lewis

 Axit là chất nhận cặp electron để tạo thành liên

10.4.3 Thuyết axit – bazơ của Lewis

Ví dụ 1: NH3 + HCl  NH4Cl

Ví dụ 2: OH- + H+  H2O

Ví dụ 3: NH3 + BF3  NH3BF3

Axit theo Lewis : HCl, H+ , BF3

Bazơ theo Lewis : NH3 , OH-

10.5.1 Sự phân ly của nước

Theo Arrhenius H2O  H+ + OH+

Theo Bronsted –Loury H2O +H2O  H3O+ + OH

10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch

16 2

10 8

,

1 ]

[

] ][

OH H

K

 Tích số ion của nước : ở 25oC

Vì [H2O] = const

Tích số ion

lit mol O

18

1000 ]

18

100010

8,1]

const OH

H O

H

K[ 2 ]  [ ][  ] 

14

10 1 ]

] [

[ ]



 OH H

] [

]

 OH H

] [

]

 OH H

7

10 ]

pH pOH  14 

10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch

10.5.3 Chất chỉ thị pH

10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch

Màu thay đổi theo pH môi trường

pH 0 3.1 4.4 7 8 10 11 14

Phenolphtalein Không mầu Hồng Đỏ thẫm

Khoảng chuyển mầu:khoảng pH trong đó mầu của chất chỉ thị biến đổi

Axit yếu: phân ly không hoàn toàn

] ][

[

X C

X X K

] [ 2

lg[  



 

10.6.Tính pH của dung dịch

pOH  lg[  ]  lg

b

C pOH

pH 14  14  lg

10.6.Tính pH của dung dịch

 Bazơ yếu : phân ly không hoàn toàn

] ][

[

X C

X

X K

] [ 2

10.6.3.Tính pH của dd muối

 Muối của axit mạnh & bazơ yếu

MA + H2O  HA + MOH

hay M + + H2O  H + + MOH

m

C

C

C K

n M

MOH m

K

K C

K C

MOH H

m

C

C C

C

C K

2

b

n M

H

K

K C

C





 2

pH 7 1 lg lg

C C



  

M b

10.6.Tính pH của dung dịch

10.6.3.Tính pH của dd muối

 Muối của axit yếu & bazơ mạnh

MA + H2O  HA + MOH

hay A - + H2O  HA + OH -

] [

] ][

m

C

C C

K

] [ 

n A

HA m

K

K C

K C

C



 ] [ ] [

] [

] [

]

[ ]

[

] ][

OH HA

m

C

C C

C C

K

a

n A

OH

K

K C

C



 ] [

] [ 2

10.6.Tính pH của dung dịch

Một axít yếu và muối của nó (hệ đệm axít)

Một bazơ yếu và muối của nó (hệ đêm bazơ)

CH COONa

CH

COO CH

H COOH

CH

3 3

3 3

10.6.Tính pH của dung dịch

] ][

[

HX

X H

C

HX ]    [

m a

C

X  ]   [

a

m a

C

C H

H  ] [ pH  lg[H]pK  lg C a

10.6.Tính pH của dung dịch

] ][

[

BOH

OH M

C MOH]    [

m b

C

M ]   [

] [ 

 OH C

C K

b

m b

m

b b

C

C K

OH  ]  [

lg[   

 

10.6.Tính pH của dung dịch

 Cân bằng di thể & Tích số tan

][

][

n m

n m m

n

B A

B

A K

n n

B m

T [ ] [  ]



 Điều kiện kết tủa & hòa tan của chất điện ly

T

K 

n B m A

n m m

A ] [  ] [

 Quan hệ tích số tan & độ tan

n n

B m

T [ ] [  ]



) (

][

]

[ m n m n m n n

B m

n m

n B m A

n m

T

S  

10.7.C.bằng d.dịch của chất điện ly khó tan