bài giảng, bài tập, đề cương dung dịch điện ly

Sự tồn tại của ion trong dung dịch điện ly Những dung dịch có khả năng dẫn điện, như dung dịch các muối, acid và bazơ, được gọi là dung dịch điện ly, và những chất khi hòa tan trong nước

CHƯƠNG 1

PHẦN 1 DUNG DỊCH ĐIỆN LY

Chương I: Giới thiệu về dung dịch điện ly Thuyết điện ly

I.1 Sự tồn tại của ion trong dung dịch điện ly

Những dung dịch có khả năng dẫn điện, như dung dịch các muối, acid và bazơ, được gọi là dung dịch điện ly, và những chất khi hòa tan trong nước hoặc một số dung môi khác mà tạo thành dung dịch dẫn điện thì được gọi là chất điện ly (hay còn gọi là chất điện phân hoặc chất điện giải) Như vậy điểm đặc trưng nhất của dung dịch điện ly

là độ dẫn điện của nó rất cao so với độ dẫn điện của dung dịch không điện ly Dung dịch

điện ly còn được gọi là chất dẫn điện loại hai (dẫn điện ion) để phân biệt với chất dẫn

điện loại một (dẫn điện điện tử hoặc lỗ trống) như kim loại hay hợp kim và một số hợp chất của kim loại ở trạng thái rắn hoặc nóng chảy

Ngoài sự khác biệt về độ dẫn điện, dung dịch điện ly còn có những khác biệt so với dung dịch thường trong một số tính chất như sau

a) Một số tính chất của dung dịch không điện ly chứa chất tan không bay hơi.

Trong chương trình Nhiệt động lực hóa học chúng ta đã biết rằng theo thuyết khí về dung dịch do Van’t Hoff (nhà hóa lý người Hà Lan) đề xuất thì dung dịch rất loãng có thể được xem như dung dịch lý tưởng và chúng tuân theo những quy luật đơn giản về sự phụ thuộc của các tính chất vật lý như áp suất hơi bão hòa, nhiệt độ sôi, nhiệt độ đông đặc, áp suất thẩm thấu… vào nồng độ dung dịch

* Độ giảm áp suất hơi bão hòa (định luật Raoult 1):

Năm 1887 khi nghiên cứu dung dịch loãng các chất không bay hơi nhà vật lý người Pháp Raoult đã thiết lập định luật liên quan giữa độ giảm áp suất hơi trên dung dịch so với trên dung môi tinh chất và nồng độ chất tan Theo định luật Raoult, áp suất hơi của dung môi trên dung dịch tỷ lệ thuận với phân mol của dung môi trong dung dịch:

P = Po.N1 = Po.(1 – N2) hay ∆P = Po.N2 (I.1)trong đó: Po – áp suất hơi bão hòa của dung môi trên dung môi nguyên chất (thường gọi

tắt là áp suất hơi của dung môi); P - áp suất hơi bão hòa của dung môi trên dung dịch (áp

suất hơi của dung dịch); N1 và N2 tương ứng là phân mol của dung môi và chất tan; ∆P =

Po – P là độ giảm áp suất hơi.

Từ (I.1) có thể viết:

1 2

2

2 n n

n N

o P

∆P/P o gọi là độ giảm tương đối áp suất hơi bão hòa, n1 và n2 là số mol của dung môi và

chất tan trong dung dịch

* Độ tăng nhiệt độ sôi, độ giảm nhiệt độ kết tinh của dung dịch (định luật Raoult 2):

Do áp suất hơi của dung môi trên dung dịch thấp hơn trên dung môi nên dung dịch kết tinh ở nhiệt độ thấp hơn và sôi ở nhiệt độ cao hơn so với dung môi tinh khiết

Hệ quả rút ra từ định luật Raoult 1 là độ tăng điểm sôi và độ hạ băng điểm của dung dịch loãng chất không điện ly so với dung môi nguyên chất tỷ lệ với nồng độ chất tan

(thường biểu diễn trong nồng độ molan, ký hiệu m hay C m – số mol chất tan trong 1000 g dung môi):

với: ∆Ts (= Tsdd – Tsdm) và ∆Tđđ (= Tđđdd – Tđđdm) tương ứng là độ tăng điểm sôi và độ hạ

băng điểm của dung dịch so với dung môi; Tsdm và Tđđdm là nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông

đặc của dung môi; Tsdd và Tđđdd là nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc của dung dịch; Ks và

Kđđ tương ứng là hằng số nghiệm sôi và hằng số nghiệm lạnh

Các hằng số nghiệm sôi và nghiệm lạnh chỉ phụ thuộc vào bản chất dung môi, không phụ thuộc vào bản chất chất tan Thí dụ:

* Áp suất thẩm thấu của dung dịch (định luật Van’t Hoff):

Năm 1886 Van’t Hoff đã chứng minh rằng áp suất thẩm thấu của dung dịch không điện ly loãng phụ thuộc vào nồng độ và nhiệt độ theo phương trình sau:

với: π - áp suất thẩm thấu; R – hằng số khí; T – nhiệt độ tuyệt đối; C – nồng độ mol

b) Sự sai lệch của dung dịch điện ly so với định luật Raoult và định luật van’t Hoff

Khi nghiên cứu tính chất của những dung dịch có khả năng dẫn điện (dung dịch điện ly), người ta nhận thấy mặc dù ở nồng độ rất loãng chúng vẫn không tuân theo các

Hình I.1: Thí nghiệm về hiện tượng thẩm thấu của dung

dịch

A – dung dịch; B – dung môi

Chiều cao h của cột nước dâng lên tỷ lệ thuận với nồng độ

chất tan trong dung dịch A

Giáo trình Điện hóa học cơ sở

định luật Raoult và van’t Hoff nêu trên Áp suất hơi của dung môi trên dung dịch điện ly thấp hơn trên dung dịch không điện ly cùng nồng độ, trong khi nhiệt độ sôi cao hơn và nhiệt độ đông đặc thấp hơn

Thí dụ, độ hạ băng điểm tính cho dung dịch NaCl 0,1 m theo định luật Raoult là:

∆Tđđ(lt) = 1,86 x 0,1 = 0,186trong khi giá trị thực nghiệm xác định theo phương pháp nghiệm lạnh là

∆Tđđ(tn) = 0,361Một cách hình thức, để có thể áp dụng các biểu thức của định luật Raoult và van’t

Hoff cho dung dịch điện ly, van’t Hoff đưa thêm vào một thừa số hiệu chỉnh i, thường gọi là hệ số Van’t Hoff hay hệ số đẳng trương Khi đó ta có:

2

N i o P

Chúng ta thấy rằng những tính chất như độ giảm áp suất hơi, độ tăng điểm sôi, độ

hạ băng điểm và áp suất thẩm thấu đều phụ thuộc vào số tiểu phân có trong hệ Hệ số

đẳng trương i > 1 cho thấy số tiểu phân trong dung dịch điện ly lớn hơn số tiểu phân trong dung dịch không điện ly nếu hai dung dịch cùng nồng độ Giá trị của hệ số đẳng

trương i cho biết tổng số tiểu phân trong dung dịch điện ly lớn hơn bao nhiêu lần số tiểu

phân trong dung dịch không điện ly có cùng nồng độ

c) Hiệu ứng nhiệt của phản ứng trung hòa và hoạt tính xúc tác của acid.

Hiệu ứng nhiệt của phản ứng trung hòa acid mạnh bằng bazơ mạnh trong dung dịch loãng hầu như không phụ thuộc vào bản chất hóa học của acid và bazơ Thí dụ, với hai phản ứng

HCl + NaOH = NaCl + H2O ∆H1HNO3 + KOH = KNO3 + H2O ∆H2biến thiên enthalpy đều như nhau : ∆H1 = ∆H2 = - 57,3 kJ/mol ở 20oC, mặc dù bản chất của tác chất và sản phẩm hoàn toàn khác nhau (ngoại trừ nước được tạo thành trong cả hai phản ứng)

Khi nghiên cứu tác dụng xúc tác của dung dịch các acid khác nhau có cùng nồng độ đối với phản ứng thủy phân este người ta nhận thấy độ dẫn điện của dung dịch acid càng lớn thì hiệu quả xúc tác càng cao

Những hiện tượng trên chỉ có thể được giải thích nếu chấp nhận sự tự phân ly của các acid và bazơ tương ứng cho ra các ion H+ và OH- Tác động xúc tác của dung dịch acid và độ dẫn điện của nó liên quan đến nồng độ của ion H+ trong dung dịch Hiệu ứng nhiệt của phản ứng trung hòa chính là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành nước từ các ion H+ và OH- :

H+ + OH− = H2O

và do đó không phụ thuộc vào bản chất của acid và bazơ mạnh:

d) Một số giả thuyết về sự tạo thành ion trong dung dịch điện ly

Năm 1805 Grotthus (Theodor Grotthus, 1785-1822) đưa ra mô hình giải thích sự điện phân nước

Hình I.2 (t17-Damaskin)

Grotthus giả thiết rằng các phân tử nước có dạng dipol (lưỡng cực) sẽ sắp xếp như một chuỗi dây xích giữa hai cực catod và anod của bình điện phân (Hình I.2) Dưới tác dụng của dòng điện, đầu dương của dipol nước hướng về phía catod sẽ tách ra và tạo thành hydro Tương tự, đầu âm của dipol hướng về anod cũng tách ra và tạo thành oxy Sau đó có sự nhóm hợp lại các đầu dương và âm của các dipol trong chuỗi như đã chỉ bằng đường đứt nét trên Hình I.1 Chuỗi dipol mới hình thành này định hướng ngược chiều với điện trường bên ngoài, do vậy chúng sẽ định hướng đổi chiều lại, và sau khi bổ sung thêm các phân tử nước từ thể tích dung dịch sẽ hình thành chuỗi dipol như ban đầu

và quá trình lại tiếp tục Mặc dù sau này người ta nhận thấy rằng cơ chế dẫn điện kiểu

“truyền tin” như vậy có nhiều điểm chung với cơ chế tải điện bởi các ion H3O+ và OH−, nhưng nó không thể áp dụng được cho đa số chất điện ly

Những năm 1830 khi nghiên cứu sự điện phân về mặt định lượng, Faraday là một trong những người đầu tiên chỉ ra khả năng phân ly của chất điện ly thành ion Tuy nhiên Faraday đã sai lầm khi cho rằng sự phân ly chỉ xảy ra dưới tác dụng của dòng điện

Chính từ đây mà có thuật ngữ điện ly, do Faraday đề xuất để chỉ sự phân ly dưới tác

dụng điện trường, không chính xác về mặt khoa học tuy vẫn được sử dụng cho đến nay.Sau này người ta nhận thấy dưới tác dụng của điện trường rất mạnh, với cường độ trên 50 MV/m, các chất điện ly yếu cũng sẽ phân ly hoàn toàn, chứng tỏ giả thuyết về sự phân ly dưới tác dụng điện trường của Faraday trong trường hợp này là đúng Mặc dù vậy, giả thuyết này không thể giải thích được các tính chất bất thường nêu trên của dung dịch điện ly, mà những tính chất này được thể hiện ở điều kiện bình thường khi hoàn toàn không có tác dụng của điện trường

Những năm 1883 – 1887 Arrhenius đã chú ý mối liên hệ giữa khả năng dẫn điện của các dung dịch muối, acid, bazơ và những tính chất khác biệt của chúng và đã đưa ra giả thuyết về sự phân ly của các chất điện ly thành ion Chính sự phân ly một mặt đã làm tăng số hạt chuyển động trong dung dịch và từ đó làm tăng áp suất thẩm thấu, giảm áp suất hơi … nhiều hơn so với dung dịch chất không điện ly cùng nồng độ, khi không có

sự phân ly phân tử thành ion Mặt khác, ion hình thành do sự phân ly đã gây ra khả năng

Giáo trình Điện hóa học cơ sở

dẫn điện của dung dịch khi chuyển động có hướng về các điện cực dưới tác dụng điện trường

Giả thuyết về sự phân ly này được phát triển thành lý thuyết hoàn chỉnh là thuyết điện ly Arrhenius (1887)

I.2 Các luận điểm chính của thuyết điện ly Arrhenius

Những luận điểm chính của thuyết điện ly Arrhenius được trình bày như sau:

1 Một số chất có khả năng phân ly thành ion khi hòa tan vào dung môi thích hợp

Những chất này gọi là chất điện ly Quá trình tự phân ly thành ion được gọi là quá trình phân ly Thí dụ:

HCl = H+ + Cl− ; NaOH = Na+ + OH

-CH3COOH ⇄ CH3COO− + H+ ; K2SO4 = 2 K+ + SO4 −

Ion là những hạt tích điện dương (cation) hoặc âm (anion), cấu tạo từ nguyên tử riêng biệt hoặc nhóm nguyên tử Giả thuyết rằng các ion là những tiểu phân (hạt nhỏ) độc lập có tính chất giống phân tử khí lý tưởng nghĩa là không tương tác với nhau

Số ion do một phân tử chất tan phân ly ra gọi là bậc của chất điện ly Bậc của chất điện ly cũng như điện tích của các ion phụ thuộc vào bản chất của chất tan

2 Sự phân ly xảy ra không hoàn toàn, nghĩa là chỉ có một phần các phân tử phân ly

thành ion Khả năng phân ly của mỗi chất tại một nhiệt độ nhất định phụ thuộc vào bản chất của nó và nồng độ dung dịch Khả năng phân ly của chất điện ly được đặc trưng

bằng một đại lượng gọi là độ phân ly, thường ký hiệu α, và 0 < α < 1 Độ phân ly bằng

tỷ số giữa số phân tử chất tan phân ly trên tổng số phân tử hoà tan:

n

n'

=

n’ – số phân tử phân ly; n – tổng số phân tử hòa tan

3 Quá trình phân ly là một phản ứng hóa học cân bằng và tuân theo định luật tác dụng

khối lượng Giữa các phân tử và ion có một cân bằng nhiệt động

Giả sử chất điện ly MA phân ly theo phương trình sau:

−

−

+ +

].[

][

− +

−

− + +

=

ν ν

ν ν

A M

A M

I.3 Một số ứng dụng thuyết Arrhenius vào lý thuyết về dung dịch điện ly.

a) Độ phân ly, chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu

Ở nồng độ vừa phải (khoảng 0,1 N) đa số các chất điện ly được phân thành 2 nhóm

rõ rệt: hoặc α rất nhỏ (vài ba %) – chất điện ly yếu, hoặc α rất lớn (gần 100%) – chất

điện ly mạnh

* Chất điện ly yếu: là chất điện ly mà trong dung dịch không quá loãng chỉ có một phần nhỏ số phân tử bị phân ly thành ion, còn phần lớn các phân tử tồn tại ở trạng thái phân tử Quá trình phân ly là quá trình thuận nghịch và biểu diễn bằng phương trình với dấu ⇄.

Thí dụ:

CH3COOH ⇄ CH3COO− + H+

Với chất điện ly yếu có thể áp dụng đầy đủ các định luật về cân bằng hóa học.

Các acid yếu (bao gồm phần lớn các acid hữu cơ, một số acid vô cơ như H2S,

H2CO3…), các bazơ yếu và một số rất ít muối như ZnCl2, ZnI2, CdCl2, CdI2, HgCl2, Hg(CN)2, Fe(CNS)3 … là những chất điện ly yếu

* Chất điện ly mạnh: là chất khi hòa tan vào dung dịch bị phân ly hầu như hoàn toàn thành ion (α ≈ 1) Quá trình phân ly là quá trình không thuận nghịch và biểu diễn bằng phương trình với dấu =

HCl = H+ + ClNaOH = Na+ + OH-Các acid mạnh, bazơ mạnh và hầu hết các muối (trừ những muối kể trên) là những chất điện ly mạnh

-Tuy nhiên do tương tác giữa các ion dẫn đến sự hình thành các tổ hợp ion mà độ phân ly α xác định bằng thực nghiệm của các chất điện ly mạnh ở nồng độ cao nhỏ hơn

1 Trị số này được gọi là độ phân ly biểu kiến.

Khi chưa hòa tan, chất điện ly mạnh thường có cấu tạo liên kết ion hoặc là những chất phân cực mạnh

* Chỉ một số ít chất điện ly được coi là chất điện ly trung bình Thí dụ H3PO4

b) Mối liên hệ giữa độ phân ly α và hệ số đẳng trương i Ý nghĩa của hệ số đẳng trương van’t Hoff

Do sự phân ly nên số tiểu phân tự do của chất tan trong dung dịch tăng lên nên nồng độ hạt thực tế của dung dịch tăng lên, dẫn đến sự thay đổi độ giảm áp suất hơi bão hòa của dung môi trên dung dịch, độ hạ băng điểm, độ tăng điểm sôi và áp suất thẩm thấu

Như vậy, giữa độ phân ly α và hệ số đẳng trương i phải có mối liên hệ Chúng ta

thử tìm mối liên hệ này Giả sử mỗi phân tử chất tan phân ly thành ν ion Nếu dung dịch điện ly có nồng độ C (mol/l) với độ phân ly là α thì số mol chất tan trong 1 lít dung dịch

là C; trong đó α.C mol phân ly cho ra ν.αC ion và số mol chất tan không phân ly là (1 -

α).C Tổng số tiểu phân chất tan (bao gồm cả phân tử và ion) trong 1 lít dung dịch phải

bằng i.C, do đó có biểu thức:

ν.αC + (1 - α).C = i.C

rút ra: i = ν.α + 1 - α

hay:

Giáo trình Điện hóa học cơ sở

Ý nghĩa vật lý của hệ số van’t Hoff i: là tỉ số giữa tổng số tiểu phân chất tan (ion +

phân tử) trong 1 thể tích dung dịch điện ly trên số phân tử chất tan đã hòa tan trong thể tích đó

Thí dụ I.1: Hệ số Van’t Hoff của dung dịch KNO3 0,2 M xác định bằng phương pháp nghiệm lạnh là 1,81 Xác định độ phân ly biểu kiến của KNO3 trong dung dịch trên

Lập luận: Áp dụng công thức (I.12) để tính độ phân ly α

Giải:

81,012

181,11

α i

Lưu ý: Cần phải nhớ rằng 0,81 chỉ là độ phân ly biểu kiến của KNO3 Đó chính là hệ quả của lực tương tác giữa các ion trong dung dịch, làm xuất hiện các tổ hợp ion; do đó độ phân ly đo được bằng thực nghiệm nhỏ hơn 1, dù KNO3 là chất điện ly mạnh

c) Áp dụng cân bằng hóa học vào quá trình phân ly:

Quá trình phân ly của chất điện ly yếu là một quá trình cân bằng và được đặc trưng

bởi hằng số phân ly K pl là hằng số cân bằng của quá trình phân ly Như mọi hằng số cân

bằng, K pl không phụ thuộc vào nồng độ, chỉ phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly, nhiệt độ và áp suất

1 Liên hệ giữa hằng số phân ly và độ phân ly

Thí dụ, xét cân bằng phân ly của acid yếu HA:

ta có biểu thức của hằng số phân ly như sau:

][

]].[

[

HA

A H pl

Nếu trong dung dịch chỉ có một chất tan là chất điện ly yếu, nồng độ C, với độ phân ly α

thì:

nồng độ cân bằng của các ion là: [H+] = [A−] = C.α ;

nồng độ cân bằng của phân tử HA chưa phân ly là: [HA] = C.(1-α) ;

2

Các biểu thức (I.16) biểu diễn định luật pha loãng Ostwald: độ phân ly của chất

điện ly yếu tỉ lệ nghịch với căn bậc hai của nồng độ hay tỉ lệ thuận với căn bậc hai của

độ pha loãng.

 Lưu ý:

Định luật pha loãng Ostwald chỉ được áp dụng khi trong dung dịch chất điện ly yếu không có chất điện ly nào khác có ion chung với chất điện ly yếu

Do hằng số phân ly của chất điện ly yếu có trị số nhỏ, nên để thuận tiện thường sử

dụng đại lượng pK: pK = - log K ; với acid yếu ký hiệu pK a , với bazơ yếu pK b

Thí dụ I.2: Tính pH của dung dịch HCN 0,20 M Biết pK a = 9,31 Tính độ phân ly của acid này;

cho rằng hoạt độ bằng nồng độ

Lập luận: Phương pháp tốt nhất là viết phương trình biểu diễn cân bằng phân ly của acid Dựa

trên hệ số tỉ lượng của phản ứng ta có nồng độ CN− bằng nồng độ H3O+ Sau đó lấy logarithm để

có phương trình liên hệ giữa pH và pK a Đồng thời do [CN−] = [H3O+] = α.CHCN nên đưa ra được biểu thức liên hệ giữa pH với α, Ka Lưu ý, dấu ngoặc vuông [ ] biểu diễn nồng độ tại cân bằng

Giải: Phương trình biểu diễn cân bằng phân ly của HCN là:

HCN + H2O ⇄ H3O+ + CN−

][

]][

[ 3

HCN

CN O H

K a

− +

][H3O+ = K a HCN

HCN là acid rất yếu nên phân ly rất ít, vì vậy nồng độ [HCN] ≈ CHCN = 0,20 M Lấy logarithm và đổi dấu, ta có:

a

K O

H

=

+

=αThay [HCN] ≈ CHCN = 0,20 M và trị K a vào, ta có:

510.0,520,0

31,9

=α

 Lưu ý: Trong bài này chúng ta đã làm hàng loạt phép tính gần đúng, nên kết quả không nên

lấy nhiều hơn 1 chữ số sau dấu phẩy tuy rằng theo nguyên tắc về chữ số có nghĩa có thể được

Giáo trình Điện hóa học cơ sở

lấy hai chữ số sau dấu phẩy Các phép gần đúng đó là: bỏ qua nồng độ của ion H3O+ do sự phân

ly của nước và cho rằng nồng độ acid không phân ly bằng nồng độ toàn bộ acid có trong dung dịch (bỏ qua phần acid đã phân ly)

Cần đặc biệt chú ý là nồng độ của ion H3O+ chỉ bằng nồng độ CN− khi trong dung dịch

không có chất điện ly nào chứa ion chung với HCN, nghĩa là không có chất điện ly nào có thể

cho ra ion H3O+ hoặc ion CN−

Thí dụ I.3: Tính pH của dung dịch NH3 0,10 M, biết K b = 1,75.10− 5 Tính độ phân ly của amoniac trong dung dịch này và pH của dung dịch

Lập luận: Viết phương trình biểu diễn cân bằng phân ly của bazơ Dựa trên hệ số tỷ lượng của

phản ứng ta có nồng độ OH− bằng nồng độ NH4+ Sau đó lấy logarithm để có phương trình liên

hệ giữa pOH và pK b pOH và pH liên hệ với nhau bởi biểu thức pH + pOH = 14,0 Đồng thời,

do [OH−] = [NH4+] = α.CNH4OH, có thể đưa ra được mối liên hệ giữa độ phân ly α và K b

Giải: Trong dung dịch, NH3 phản ứng với nước theo phương trình:

NH3 + H2O = NH4OHPhương trình biểu diễn cân bằng phân ly của hydroxyt amonium là:

NH4OH ⇄ NH4+ + OH−

Tính pH:

][

]][

[4

4

OH NH

OH NH

K b

− +

=

Do trong dung dịch chỉ có NH4OH nên nồng độ ion NH4+ bằng nồng độ ion OH− Từ đó:

].[

][OH− = K b NH4OH

Hydroxyt amonium là bazơ yếu nên phân ly rất ít, do đó nồng độ [NH4OH] ≈ 0,10 M Lấy logarithm và đổi dấu, ta có:

][

][

4

K OH

10.75,

α

 Lưu ý: - Trong bài này chúng ta cũng làm các phép gần đúng tương tự như trong Thí dụ I.3

- Nồng độ của ion NH4+ chỉ bằng nồng độ OH− khi trong dung dịch không chứa chất điện ly nào có ion chung với NH4OH

2 Chuyển dịch cân bằng phân ly

Xét cân bằng phân ly của một acid yếu HA:

Giả sử ta thêm vào dung dịch HA một muối có chứa ion A− (hay một acid mạnh) thì nồng độ ion A− (hay nồng độ ion H+) tăng lên rất nhiều do các chất thêm vào là những chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn Theo nguyên lý Le Chatêlier thì cân bằng (I.13) dịch chuyển về bên trái, làm độ phân ly giảm

 Khi tăng nồng độ của ion chung trong dung dịch thì độ phân ly của chất điện ly yếu

giảm.

Thí dụ I.4: Tính pH của dung dịch chứa đồng thời hai chất NH4Cl và NH4OH với nồng độ cả hai

chất đều bằng 0,10 M, biết K b = 1,75.10-5 Độ phân ly của NH4OH trong dung dịch này bằng bao nhiêu?

Lập luận: Viết phương trình biểu diễn cân bằng phân ly của chất điện ly yếu (NH4OH) và chất điện ly mạnh (NH4Cl) có ion chung với chất điện ly yếu Do có sự hiện diện của ion chung (NH4+) nên cân bằng phân ly của NH4OH sẽ dịch chuyển theo hướng tạo NH4OH, sự phân ly của

NH4OH giảm và có thể xem nồng độ của ion NH4+ xấp xỉ bằng nồng độ của chất điện ly mạnh (NH4Cl) Từ đó tính nồng độ OH− và lấy logarithm để có phương trình liên hệ giữa pOH và pK b

Độ phân ly sẽ bằng nồng độ ion OH− chia cho nồng độ của NH4OH vì OH− chỉ do NH4OH phân

ly ra (bỏ qua sự phân ly của nước)

Giải: Phương trình biểu diễn cân bằng phân ly của hydroxyt amonium là:

NH4OH ⇄ NH4+ + OH−

][

]][

[4

4

OH NH

OH NH

K b

− +

=

Như trên đã lập luận:

[NH ] [NH ]NH OH [NH ]NH C l [NH ]NH Cl C NH C l

4 4

4 4

4 4

4

đồng thời nồng độ của dạng NH4OH chưa phân ly có thể xem như bằng toàn bộ nồng độ NH4OH

có trong dung dịch ([NH4OH] ≈ CNH 4 OH) Từ đó:

2,91,0

1,0lg)10.75,1lg(14][

][

lg+14

14

][

][

lg -

=

][

][

][]

[

]].[

[

5 4

4 4

4

4

4 4

4

=+

OH NH pK

pOH pH

Cl NH

OH NH pK

pOH

Cl NH

OH NH K OH

OH NH

OH Cl NH K

b b

b b

Do nưóc phân ly yếu nên có thể xem ion OH− trong dung dịch là chỉ do NH4OH phân ly ra, nên:

[OH−] = α [NH4OH]

Suy ra: