Tiểu luận hóa lý Điện động

Trong dung dịch, sự phân li các phân tử thành các ion là không hoàn toàn, tức là không phải tất cả các phân tử chất điện li, mà chỉ một phần α nào đó của chúng, gọi là độ điện li, phân l

A. MỞ ĐẦU

I. Lí do chọn đề tài

II. Mục đích nghiên cứu

III. Phạm vi nghiên cứu

IV. Phương pháp nghiên cứu

B. NỘI DUNG

I. Thuyết điện li Arrhenius

I.1 Thuyết điện li Arrhenius

Trong khoảng thời gian 1883 – 1887 Arrhenius đưa ra thuyết điện li trên cơ sở những luận điểm cơ bản sau:

1. Các phân tử axit, bazơ, muối khi hòa tan thì bị phân li thành các phần tử mang điện (ion)

+

-+

-+

+

NaCl Na + Cl

→

→

→

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ

Ví dụ:

Các ion có thể tạo bởi các nguyên tử hay nhóm nguyên tử Trong dung dịch các ion không tương tác gì với nhau và có tác dụng như những phân tử khí lí tưởng

2. Trong dung dịch, sự phân li các phân tử thành các ion là không hoàn toàn, tức là không phải tất cả các phân tử chất điện li, mà chỉ một phần α nào đó của chúng, gọi là

độ điện li, phân li thành các ion; phần các phân tử còn lại không phân li bằng (1 – α)

'

n

α = n

(1.1) n: Tổng số phân tử lúc đầu

n’: Số phân tử đã phân li.

Gọi C là nồng độ tổng quát của dung dịch; một phân tử chất điện li phân li ra

ν

ion thì tổng số tiểu phân trong hệ là:

ναC + (1- α)C = C 1+ α(ν -1) [ 1+α(ν -1) ]

(1.2) Biểu thức cho thấy nồng độ phân tử chung của các tiểu phân trong dung dịch tăng lên bao nhiêu lần do sự điện li gây ra và có ý nghĩa vật lí tương đương với hệ số đẳng trương I của Vant – Hoff, do đó:

i = 1+α(ν -1)

(1.3)

Vì ν > 1 và α > 0 nên I > 1 và phương trình (1.3) cho phép giải thích hợp lí các

số liệu thực nghiệm về áp suất thẩm thấu, sự thay đổi áp suất hơi trên dung dịch, cũng như sự hạ nhiệt độ đông đặc và sự tăng nhiệt độ sôi của dung dịch chất điện li

3.

+

-MA‡ ˆˆˆ ˆ† M + A

Sự phân li được coi như một phản ứng hóa học và tuân theo điịnh luật tác dụng khối lượng

Khảo sát chất điện li 1 – 1: K

-M = A =αC; MA = (1- α)C

   

   

[ ]

   

   

Ta có:

(1.4)

α =

C

Nếu α nhỏ (1 – α ~ 1) thì: (1.6)

1

C =

V

Nếu thay : Độ pha loãng, thì (1.6) trở thành:

α = KV

(1.7) Phương trình (1.7) gọi là định luật pha loãng Ostwald

I.2 Ứng dụng của thuyết điện li Arrhenius

I.2.1 Hợp chất axit – bazơ Hằng số phân li

Thuyết Arrhenius khẳng định sự phân li các chất điện li thành ion trong dung

dịch không có mặt của điện trường; điều này có ý nghĩa quan trọng đối với sự phát triển của lí thuyết điện hóa đồng thời nó cũng là cơ sở hình thành thuyết axit – bazơ

Theo thuyết Arrhenius thì axit HA là hợp chất phân li thành các cation

+ H

và gốc axit

-A

:

-HA ˆ ˆ† ‡ ˆˆ H + A

(a)

-MOHˆ ˆ†‡ ˆˆ M + OH

Hợp chất bazơ là hợp chất phân li thành ion

-OH

và cation kim loại

+ M

, ví dụ hợp chất bazơ MOH:

(b)

Vì vậy phản ứng trung hòa của axit bởi hợp chất bazơ thực chất là phản ứng hình thành nước thực chất là phản ứng hình thành phân tử H2O do sự tương tác của ion

H+ và

-OH

Điều này giải thích được giá trị hiệu ứng nhiệt của các phản ứng trung hòa không phụ thuộc vào bản chất của axit hay bazơ đã nêu ở phần trên

Khi các hợp chất axit yếu và bazơ yếu bị phân li, sự phân li của chúng được xem như là một cân bằng hóa học, hằng số phân li được tính tương tự (1.4) áp dụng cho chất điện li 1 – 1

Từ phản ứng (a) hằng số phân li KA của axit là:

(1.8)

Tương tự áp dụng cho hợp chất bazơ theo phản ứng (b), hằng số phân li của bazơ là:

(1.9)

Trong đó

Giải các phương trình (1.8), (1.9) ta có:

2

+

A

K - 4K C

H = -K +

2

 

(1.10)

-B

K - 4K C

OH = -K +

2

(1.11)

Khi KA và KB rất bé, nghĩa là khi khả năng phân li của axit và bazơ yếu thì 4KAC hoặc 4KBC, với nồng độ không quá bé thi từ các phương trình (1.10) và (1.11) rút ra:

+

A

và

-B

OH = K C

I.2.2 Hằng số phân li của nước

-HOH ˆ ˆ† ‡ ˆˆ H + OH

Nước là chất điện li yếu và bị phân li:

[ ]

1

2

   

   

và tương tự phương trình (1.4) tính hằng số phân li:

K = K H O = H       OH =α C  

Vì độ điện li của nước rất nhỏ α

<<1; lượng nước thay đổi không đáng kể, vậy:

(1.12)

Hằng số ω

K

- tích số ion của nước và nó phụ thuộc vào nhiệt độ (xem bảng 1.1)

Bảng 1.1 Sự phụ thuộc của ω

-lgK

vào nhiệt độ

Nhiệt

độ (t0C)

ω

5349 1666 14, 965 13,9 8339 13, 5348 13,

I.2.3 Hằng số phân li của hợp chất muối

Hợp chất muối được tạo ra từ axit yếu và bazơ mạnh: MA

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ

(c)

Từ phản ứng thủy phân (c) tính được hằng số phân li KTP – gọi là hằng

số thủy phân

K =

A

 

 

ω TP

A

K

K =

K

Nhân mẫu và tử số của vế phải của phương trình trên với [H+] và rút ra:

(1.13)

Nếu axit phân li thành ion càng bé thì KA càng bé và hằng số KTP càng lớn

2 TP

γ C

K =

1-γ

Gọi

γ

là độ thủy phân và chính bằng tỉ số của số anion

-A

bị thủy phân so với số anion

-A

bị phân li từ axit HA Khi đạt cân bằng nồng độ các chất là:

[ ]

-A = C(1-γ); OH = H-A = γC

Vậy

OH =γC = -K + K 4K C

(1.15) Thay giá trị KTP từ phương trình (1.13) ta có:

2

-A

-K + K + 4.K K C

OH = Cγ =

2K

(1.16)

Khi nồng độ muối rất thấp thì giá trị ω A

K >> K C

và

-OH = C

tức

là sự thủy phân xảy ra hoàn

γ = 1

Một cách tương tự cũng xác định được hằng số thủy phân KTP của muối

từ axit mạnh bazơ yếu

[ ] +

ω

B

K M

 

+

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ

(1.17)

Vì

ω

K

tăng khi nhiệt độ tăng, do đó hằng số thủy phân và độ thủy phân

và độ thủy phân tăng khi nhiệt độ

I.2.4 Khả năng đệm của dung dịch

Khi khảo sát các đường trung hòa của dung dịch axit bởi bazơ thấy rằng dung dịch axit yếu và muối của nó với bazơ mạnh có tính đệm và gọi là dung dịch đệm

Vậy khả năng của dung dịch giữ cho giá trị pH ít thay đổi khi pha loãng dung dịch hoặc khi thêm axit hoặc bazơ vào dung dịch được gọi là tính đệm “đệm năng” của dung dịch Đại lượng đặc trưng cho tính đệm cua dung dịch gọi là dung dịch đệm β Tính đệm của dung dịch có được là do liên kết của anion muối với các ion hidro bổ sung vào tạo ra hợp chất ít phân li hoặc là do sự trung hòa ion hydroxyl

-OH

được thêm vào bởi các phân tử axit chưa phân li Vì vậy khi tỉ số của muối và axit đạt một giá trị nào đó thì giá trị pH của hệ sẽ thay đổi không đáng kể khi thêm kiềm hoặc axit hoặc pha loãng

Vậy dung dịch đệm β là số đương lượng gam kiềm (hoặc axit) thêm vào dung dịch để pH của dung dịch thay đổi một đơn vị

Để có được một dung dịch đệm ta cho dung dịch kiềm MOH có nồng độ

là Cb vào dung dịch axit HA có nồng độ Ca

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ

ˆ ˆ†

‡ ˆˆ

Muối MA được tạo thành bị phân li hoàn toàn

C = C + C

(1.18)

Theo điều kiện trung hòa điện tích của dung dịch thì:

C + C = C + C CM + + CH + = C + CA - OH

-(1.19)

C = C + C − C

(1.20)

HA

Theo (1.8)

-+

A

HA H

C C

C =

C + K

Từ các phương trình (1.20), (1.21) và thay

-+

ω OH

H

K

C

ta có:

+

HA

(1.22)

Theo định nghĩa

+

H

pH = -lgC

và từ (1.22) ta có:

+

+ +

+

H

C C C

(1.23)

Trong đó β gọi là dung dịch đệm hoặc còn gọi là đệm năng của hệ Giá trị β chính là lượng bazơ mạnh cần thiết thêm vào để pH của hệ thay đổi một đơn vị.Vùng tác dụng đệm có hiệu quả nhất đúng cho trường hợp khi:

+

+

2

C C C

β = 2,303

(1.24)

+

K = C

2 b 2

d C

d(pH) =

Vậy dung dịch phụ thuộc vào nồng độ chung của dung dịch, giá trị β đạt cực đại:

với

2,303

4

Nghĩa là pKA = pH và (1.25)

Vậy, khi nồng độ muối bằng nồng độ axit thì pKA = pH

I.3 Hạn chế của thuyết Arrhenius

II. Sự hình thành dung dịch chất điện li Tương tác ion lưỡng cực

III. Hoạt độ và hệ số hoạt độ

IV. Thuyết điện li Debye – Huckel

1. Những luận điểm cơ bản của Debye – Huckel

2. Năng lượng tương tác giữa ion trung tâm và khí quyển ion

a. Tính điện thế của bầu khí quyển ion theo thuyết Debye – Huckel

b. Tính điện thế do khí quyển ion gây ra

V. Tính hệ số hoạt độ theo thuyết Debye – Huckel

1. Định luật giới hạn

a. Thiết lập công thức

b. Bài tập ví dụ

2. Phương trình gần đúng bậc 2

a. Thiết lập công thức

b. Bài tập ví dụ

3. Phương trình gần đúng bậc 3

a. Thiết lập công thức

b. Bài tập ví dụ

4. Giản đồ sự phụ thuộc của hệ số hoạt độ trung bình và lực ion J

VI. Bài tập tổng hợp

1. KẾT LUẬN