Hóa đại cương Chuong 12 dung dich dien ly

ĐẶC ĐiỂM CỦA DUNG DỊCH ACID, BASE, MUỐI Các dung dịch của axit, baz và muối khác biệt so với những dd các chất tan đường, glyxerin:  Các dung dịch của axit, baz và muối không tuân theo

Dung dịch acid, base, muối

1

Độ điện ly

2

Cân bằng trong dung dịch điện ly yếu

3

ĐẶC ĐiỂM CỦA DUNG DỊCH ACID,

BASE, MUỐI

Các dung dịch của axit, baz và muối khác biệt so

với những dd các chất tan (đường, glyxerin):

 Các dung dịch của axit, baz và muối không tuân

theo định luật Raoult, Vant’ Hoff

 Các dung dịch của axit, baz và muối có tính dẫn

điện

ĐẶC ĐIỂM CỦA DUNG DỊCH ACID,

BASE, MUỐI

Các dung dịch chứa các chất tan điện ly (axit, baz,

muối), các giá trị như , P, Ts, Tđ xác định bằng

thực nghiệm luôn luôn lớn hơn so với tính toán lý

thuyết

1 ' ' '

T

T P

P i

Khi điện ly, số phần tử trong dung dịch tăng lên so

với số phân tử chất tan cho vào, điều này cũng

giống như nồng độ chất tan tăng lên Vì vậy các

công thức của định luật Raoult và Van’t Hoff phải

thêmhệ số điều chỉnh i (hệ số Van’t Hoff)

HỆ SỐ VANT’ HOFF

Van’t Hoff đưa ra hệ số hiệu chỉnh i trong các định

luật như sau:

Trong đó:

’, T’, P’ là các đại lượng thực nghiệm

i: Hệ số đẳng trương hay hệ số van’t Hoff

, T, P là các đại lượng tính theo định luật Raoult,

Vant’ Hoff

T i iKC T

P i N iP P

i iRCT

m

B

' 0 '

'

TÍNH DẪN ĐIỆN

Thực nghiệm cho thấy các dung dịch acid, base, muối

có tínhdẫn điện, (các nguyên chất không dẫn điện)

Có hiện tượng này là do khi các chất cho vào dung môi

nước sẽ xảy ra quá trình điện ly, từ phân tử nguyên

chất sẽ cho ra các ion dương và âm, các ion này tạo

nên tínhdẫn điện cho dung dịch

ĐỘ DẪN ĐIỆN

Độ dẫn điện riêngcủa dung dịch là độ dẫn điện của 1

cm3dung dịch đặt giữa hai điện cực có tiết diện ngang

1cm2và cách nhau 1cm

= 1/ ( -1 cm -1 , hay là S.cm -1 ), là điện trở

riêng.

Độ dẫn điện đương lượng:

Là độ dẫn điện của Vcm3dung dịch chứa một đương

lượng gam chất tan đặt giữa hai điện cực song song

cách nhau 1cm

= 100( /C N ) ( -1 cm 2 mol -1 )

SỰ ĐIỆN LY

Theo Arrhenius

Khi hòa tan vào nước, các acid, base, muối phân ly

thànhnhững ion dương (cation) và ion âm (anion)

Acid phân ly cho ra H+, base phân ly cho ra OH-,

muối phân ly thành cation kim loại và anion gốc acid

Vídụ:

HCl = H++ Cl -NaOH =Na++ OH -NaCl = Na++ Cl

-SỰ ĐIỆN LY

Sự điện ly: Là sự phân ly thành ion của các

chất tan trong dung dịch.

Các chất phân ly thành ion trong dung dịch gọi

là chất điện ly.

Tuy nhiên, Thuyết điện ly không tính đến sự

tương tác giữa các tiểu phân trong dung dịch.

ĐỘ ĐIỆN LY

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)

Giátrị của : 0< <1

=0, không cóhiện tượng phân ly

=1,sự phân ly xảy ra hoàn toàn

0

n n

ĐỘ ĐIỆN LY

Phân biệt chất điện ly (trong dung dịch nước

0.1N):

 < 3%: chất điện ly yếu (các acid ,base hữu

cơ).

 3%< <30%: chất điện ly trung bình.

 >30%: chất điện ly mạnh (acid, base vô

cơ, muối).

 Độ điện ly của chất tan, , phụ thuộc vào

bản chất dung môi, nồng độ, nhiệt độ.

 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

 Nồng độ:

Độ điện ly tăng khi nồng độ dung dịch giảm, ngược

lại, độ điện ly giảm khi nồng độ chất tan tăng

(do tăng nồng độ chất điện ly làm tăng tương tác giữa

các ion tăng quá trình phân tử hóa)

ĐỘ ĐIỆN LY

 Nhiệt độ:

 tăng khi nhiệt độ tăng.

 được tính theo các công thức sau:

Trong đó:

i: Hệ số đẳng trương

m: Số ion phân ly từ 1 phân tử

1

1

m i

ĐỘ ĐIỆN LY

Ví dụ: (trang 386)

Xác định độ điện ly của dung dịch chứa 2 g acid

HF trong 1000g nước, biết dung dịch đông đặc ở

-0.203oC

Giải:

Tính hệ số đẳng trương, i

ĐỘ ĐIỆN LY

09 , 1 2 86 , 1

20 203 0

'

đ C K T i

CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH ĐiỆN

LY YẾU

Qúa trìnhđiện ly của chất điện ly yếu trong dung dịch là

quá trìnhthuận nghịch:

AmBn mA+n+ nB-m

Hằng số điện ly (hằng số ion hóa):

AmBn: acid, base hay muối tương ứng 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 Ostwald (liên hệ giữa K và của các

chất điện ly yếu).

Xét sự điện ly của chất điện ly yếu AB

AB  A++ B -Ban đầu C 0 0 (mol/l)

Cân bằng C(1- ) C C (mol/l)

Hằng số cân bằng điện ly:

(12.15)

ĐỊNH LUẬT PHA LOÃNG OSTWALD

ĐỊNH LUẬT PHA LOÃNG OSTWALD

Định luật pha loãng Ostwald cho phép tính hằng số K

khibiết độ điện ly ở nồng độ nào đó

Với chất điện ly yếu, ta có << 1, tức là 1- 1, công

thức (12.15) biến đổi thành :

C

K C

Với acid hay base yếu đa bậc, có hiện tượng phân ly từng bậc

Ví dụ: H3PO4

H3PO4 H++ H2PO4- Ka1

H2PO

-4 H++ HPO4-2 Ka2

HPO4-2 H++ PO4-3 Ka3

H3PO4 3H++ PO4-3 Ka

Ta có:

HẰNG SỐ PHÂN LY TỪNG BẬC

3 2

Ka

Vídụ: Đối với các muối phức, [Ag(NH3)2]Cl:

3

NH Ag

8 2

10 3 9

2

C

C C K

NH Ag

NH Ag Kb

Cl NH

Ag Cl NH

3 3

2

NH Ag

HẰNG SỐ PHÂN LY CỦA PHỨC CHẤT

CN Fe

CN

31 6

10 0 1

3

3

C

C C K

CN Fe

CN Fe Kb

3 6 6

3[ Fe CN ] 3 K [ Fe CN ]

K

Hằng số điện ly chung (quá trình phân ly tổng quát) đặc

trưng cho độ bền của muối phức

Hằng số điện ly càng nhỏ thì phức càng bền

Hằng số điện ly còn được gọi là hằng số không bền của

muối phức, ký hiệu là Kkb

3 6 CN

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:

AmBn mA+n+ nB-m

Trong dung dịch điện ly mạnh luôn có =1 và i N (1, 2,

3, 4, …) và = const khi pha loãng dung dịch ( = )

Thực tế chất điện ly mạnh chỉ có >0.3 và i không phải

làsố nguyên

Thuyết điện ly mạnh Debye – Huckel

Tương tác giữa các ion dẫn đến sự hình thành xung

quanh mỗi ion trong dung dịch một khí quyển ion (cấu

tạo bởi các ion có điện tích ngược dấu với ion trung

tâm) 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.

Xét AmBn mA+n+ nB-m

và

Mối liên hệ giữa hoạt độ và nồng độ:

a = f C f: là hệ số hoạt độ

a: là hoạt độ

n m

m n

B A

n B

m

A

a

a a

B

m A B

a

HỆ SỐ HOẠT ĐỘ

I

I Az

i

1 lg

2

Đối với ion i: ai= fi Ci

Đối với AmBn: aAmBn= fAmBn CAmBn

Hệ số hoạt độ của chất AmBnbằng trung bình nhân của

hệ số hoạt độ các ion:

Hệ số hoạt độ phụ thuộc vào điện tích ion và lực ion

trong dungdịch

Khi f = 1 thì a = C,nếu f < 1 thì a < C

n

B

m A B

Am n f nf m

f

HỆ SỐ HOẠT ĐỘ

HỆ SỐ HOẠT ĐỘ

Cách khác để tính hệ số hoạt độ dựa vào lực ion:

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

Zi: Điện tích ion i

I: Lực ion của dung dịch

Ci: Nồng độ ion i

I

I Z Z A f

lg m n A n Bm

B A

1

2

1

i

C I

Với dung dịch nước và ở khoảng 25 0 C, I<0.01 ta có:

I Z

Z f

lg AmBn 0 5 A n B m

I z

f i 0.5 i2 lg

Ví dụ 1:

Tính hoạt độ của KCl và các ion K+, Cl-trong dung dịch nước

có nồng độ 0.01M ở 25oC

Giải:

Vídụ 2:

Cho dung dịch BaCl2, xác định hệ số hoạt độ của ion

Ba2+,biết lực ion của dung dịch bằng 0.01 và hệ số hoạt

độ của BaCl2là 0.8

Giải: