Lý thuyết điện ly

Lý thuyết điện ly

I Độ mạnh yếu của acid và bazơ:

o Ngoài độ điện lyα ,hằng số điện ly K (hay gọi là hằng số phân ly acid- Ka , bazơ -Kb), người ta còn thường biểi thị độ mạnh yếu của acid và bazơ bằng độ pH, pKa, pKb.

1/Độ pH:

a/Định nghĩa:Độ pH là logarit thập phân của nghịch đảo nồng độ H+

b/Thang đo pH:

• Với nước nguyên chất: [H+] [= OH−] =10-7 mol/l nên pHTrung tính = -lg10-7 = 7

• Với dung dịch acid, [H+]>10-7mol/l nên pHAcid <7

• Với dung dịch bazơ, [H+]<10-7 mol/l nên pHBazo>7

0 7 14

c/Đo độ pH:

+/Đo chính xác:phải dùng pH-kế.Các pH kế có thể đo được các giá trị pH trong khoảng từ -2 đến 16

+/Nhận biết tương đối :có thể dùng các chất chỉ thị màu hoặc giấy đo pH so màu:

Chất chỉ thị màu:

pH 5 6 7 8 10

Phenolptalein Không màu Hồng tím Đỏ

Giấy đo pH so màu: khi thử với 1 dung dịch sẽ đổi màu và xác định được pH nhờ so màu với bảng chuẩn màu in sẵn

II.Độ điện ly:

Bảng định dạng các chất điện li yếu , trung bình,mạnh:

Chất điện li Yếu Trung bình Mạnh

Độ điện li α 0< ≤α 0,03 0,03< <α 0,3 0,3≤ ≤α 1

Sự phân li ion Ít 1 phần Gần hoàn toàn Chất điện li yếu thường xét khi K 0,01

C ≤

*Sự điện ly của nước :

Nước là chất điện ly yếu: H O H O2 + 2 ƒ H O3 ++OH−

Hay viết đơn giản hơn: H O2 ƒ H++OH−

Tích số nồng độ các ionH O3 +(hay viết đơn giản hơn là H+)vàOH−trong nước nguyên chất và trong dung dịch nước (không quá đặc) ở mỗi nhiệt độ là hằng số K H O2 được gọi là tích số ion của nước

2

3

[H O+][OH−]=K H O

Ơ’ 22oC K H O2 = 10-14

Từ đó ta thấy:

• Ơû môi trường trung tính : 7

3

[H O+] [= OH−] 10= − M

• Ơû môi trường acid: [H O3 +] [> OH−]và [H O3 +]>10-7M

Trung tính Tính acid tăng Tính bazơ tăng

1

lg lg[ ] [ ]

H

+ +

• Ơû môi trường kiềm: [H O3 +] [< OH−] và [H O3 +]<10-7M

III.Viết phương trình điện ly của các acid và bazơ:

1/Acid:

a/Acid mạnh:

HCl,HBr,HI(acid halogen hydric)

HNO3,H2SO4,HClO3,HClO4, HMnO4(acid pemangannic)

*Acid mạnh thì điện li hoàn toàn

*Acid mạnh → H++ ion âm gốc acid

VD: HMnO4→H++ MnO4−

b/Acid yếu:

HF,HNO2(acid nitro),H2CO3,H2SO3…

Các acid hữu cơ : HCOOH(acid Foocmic),CH COOH …3

Acid lactic:

Acid táo: Acid khế:

*Acid yếu điện li 1 phần trong nước tạo H+

VD: HCOOH ƒ H+ + HCOO

-2/Bazơ:

a/Bazơ không tan:

Cu(OH)2 xanh lam,Fe(OH)2 trắng xanh, Fe(OH)3 nâu đỏ,Mg(OH)2 trắng keo,Al(OH)3 keo trắng, Zn(OH)2 keo trắng…

* Các điện ly rất ít trong nước tạo ra ion kim loại và ion OH- nên có thể bỏ qua sự điện ly của nó xem như là không điện ly

VD: Cu(OH)2 ƒ Cu2+ + 2OH

-b/Bazơ tan(bazơ kiềm):

* Các bazơ kiềm mạnh (Na Ca Ba K Li Rb Sr) điện ly hoàn toàn thành ion kim loại và ion OH- VD: LiOH → Li+ +OH

-*Các Bazơ kiềm yếu:

NH3+H2Oƒ NH4++OH−

CH3NH2 + H2Oƒ CH NH3 3++OH−

Metyl Amin

Trong 1 dung dịch chất nào điện li mạnh thì điện li trước

IV.Tính pH của dung dịch bazơ, acid yếu:

Xét dung dịch acid yếu HA có nồng độ ban đầu là C(mol/l),độ điện ly α , hằng số phân ly acid là

Ka:

Bứơc 1:Viết các cân bằng hoá học :

Phương trình điện ly

Ghi nồng độ các chất ở trạng thái cân bằng.Ký hiệu là[ ]

H A ƒH A +−+

Nồng độ lúc đầu: C 0 0 mol/l

Nồng độ điện ly: Cα Cα Cα

[ ] : C- Cα Cα Cα

CH3 CH COOH OH

HOOC CH CH2 COOH

OH

HOOC COOH

Bước 2: Sử dụng định luật tác dụng khối lượng

2

[ ][ ] [ ]

[ ] [ ]

HA+ − = HA+ ⇒ + = ⇔ α −α

*Ta có thể giải theo phương trình bậc 2 ẩn C hoặc α

Nếu là chất điện ly yếu thì: α<<1 1⇒ −α ; 1 nên:

1

2

H+ ; C⇒ − H+ ; − C⇒ pH ; p − C

Bước 3: Suy ra độ pH của dung dịch:pH=-lg[H+]

a

1

2

⇒ ; − ⇒ − ; −

V.Các định luật thường sử dụng khi giải 1 bài toán pH:

1.Định luật tác dụng khối lượng :

Hằng số phân ly bằng tích nồng độ các chất sản phẩm ở trạng thái cân bằng chia cho tích nồng độ các chất tham gia phản ứng ở trạng thái cân bằng

**Chú ý:nếu hệ số cân bằng khác 1 thì phải bình phương hệ số của nồng độ chất đó ở trạng thái cân bằng

VD: Ca(OH)2ƒ Ca2+ + 2OH- Kb

-b

2

[Ca ][OH ]

K =

[Ca(OH) ]

• [OH ]- 2 là do từ 1Ca(OH)2 tạo ra 2OH

-2.Định luật bảo toàn nồng độ ban đầu :

Nồng độ ban đầu của 1 chất bằng tổng nồng độ của chất đó trong dung dịch

**Chú ý:nếu hệ số cân bằng khác 1 thì phải nhân hệ số của nồng độ chất đó ở trạng thái cân bằng

VD:

NH +→Ag NH + Ag NH +

[ ] [ ( ) ] [ ( ) ]

Ag

C + = Ag+ + Ag NH + + Ag NH +

3 [ 3] [ ( 3) ]

NH

C = NH + Ag NH + + 2[Ag NH( 3 2) ]+

• 2 ở đây là do [Ag NH( 3 2) ]+ có 2 gốc NH 3

3 định luật bảo toàn điện tích trong dung dịch chất điện ly:

Trong dung dịch chất điện ly tổng số mol điện tích dương bằng tổng số mol điện tích âm

**Chú ý:nếu hệ số cân bằng khác 1 thì phải nhân hệ số của nồng độ chất đó ở trạng thái cân bằng

VD:Dung dịch H3PO4: H PO3 4 ƒ H PO2 4 −+1H+

2

3

+ +

2 3

ƒ

ƒ

[H+]=1[H PO−]+2[HPO−]+3[PO−] [+ OH−]

• 1,2,3 là do từ 1H PO tao ra lần lượt 1,2,3 H3 4 +

Dung dịch H2SO4 2

[H+] [= HSO−]+2[SO −] [+ OH−] Coi như H2SO4 điện ly hoàn toàn: 2

4

[H+]=2[SO −] [+ OH−] Đề 1

1 Aspirin là axit yếu đơn chức pKa = 3,49 Độ tan trong nước ở nhiệt độ phòng là 3,55 g/lít Muối natri của nó tan rất tốt

a Tính pH của dung dịch aspirin bão hoà ở nhiệt độ phòng

b Xác định lượng tối thiểu (gam) NaOH cần để hoà tan 0,10 mol aspirin vào nước thành 1 lít dung dịch Tính pH của dung dịch này

2 Photpho tạo thành hai clua PCl3 và PCl5 nhờ phản ứng trực tiếp giữa các nguyên tố

a Hãy mô tả dạng hình học (cấu tạo không gain) của các phân tử P4, PCl3 và PCl5

b Tính pH của dung dịch tạo thành khi hoà tan 0,1 mol PCl3 vào 1 lít nước

c Tính pH của dung dịch tạo thành khi hoà tan 0,1 mol PCl3 vào 450 ml NaOH 1M

Cho H3PO3 có: Ka1 = 1,6.10-2; Ka2 = 7.10-3