NỘI DUNG CÁC BÀI THỰC HÀNH HÓA LÝ Bài 3: NHIỆT ĐỐT CHÁY

B

NỘI DUNG CÁC BÀI THỰC HÀNH
Bài 3: NHIỆT ĐỐT CHÁY

I.

MỤC ĐÍCH
– Xác định nhiệt đốt cháy của naphthalene bằng phương pháp nhiệt
lượng kế.
– Xác định nhiệt hình thành của naphthalene bằng định luật Hess.
II. CƠ SỞ LÍ THUYẾT
1. Nhiệt động lực học của sự cháy
– Nhiệt đốt cháy là nhiệt của phản ứng đốt cháy một mol chất (đơn chất
hay hợp chất) bằng oxygen phân tử cho đến khi được những oxit cao nhất
(bền nhất) của các nguyên tố tương ứng.
– Quá trình đoạn nhiệt là quá trình mà hệ khơng trao đổi nhiệt với mơi
trường. Q trình cháy trong bom nhiệt lượng kế có thể coi là q trình cháy
đoạn nhiệt ở thể tích khơng đổi. Áp dụng ngun lí I của nhiệt động lực học:
U = Q + W
(1)
trong đó: U là biến thiên nội năng của hệ, Q là nhiệt trao đổi của hệ, W là
công do hệ thực hiện.
– Trong bài này hệ thực hiện quá trình đoạn nhiệt (Q = 0) đẳng tích
(W = 0) nên có cU = 0. Q trình cháy được thực hiện với mẫu và sợi đốt
bằng bơng, vì thế:
; c: cháy
(2)
cháyUmẫu + cháyUbông = 0
Sau khi phản ứng cháy xảy ra, nhiệt độ của hệ tăng từ T1 lên T2. Để tính
được nhiệt của phản ứng đốt cháy ở T1 cần xác định được năng lượng toả ra

khi nhiệt độ của bom nhiệt lượng kế hạ từ T2 xuống T1. Hình 3.1 thể hiện quá
trình cháy và hạ nhiệt độ của benzoic acid. Năng lượng toả ra trong quá trình
hạ nhiệt độ là:
Uhạ nhiệt độ = – Cv(T2 – T1) = – CvT

(3)

trong đó: Cv là nhiệt dung đẳng tích của sản phẩm và bom nhiệt lượng kế.

1


7CO2(k) + 3H 2O (l)
T2, p3

cháy đoạn nhiệt
ở V = const

Hạ nhiệt độ Uhạ nhiệt độ
của sản phẩm và = – Cv(T2 – T1)

cU = 0

bom nhiệt lượng kế = – CvT

C6H 5COOH(r) + 15/2 O2(k)
T1, p1

cháy đẳng nhiệt ở V = const

7CO2(k) + 3H 2O (l)

cU(T1)

T1, p2

C6H 5COOH(r) + 15/2 O2(k)

cháy đẳng nhiệt ở p = const

7CO2(k) + 3H 2O (l)

T1, p1

cH(T1) = cU(T1) + pV

T1, p1

Hình 3.1: Sơ đồ mối liên hệ giữa quá trình cháy đoạn nhiệt đẳng tích
với q trình cháy đẳng nhiệt đẳng áp
Q trình cháy đoạn nhiệt, sau đó hạ nhiệt độ tương ứng với quá trình
cháy đẳng nhiệt, đẳng áp ở nhiệt độ T1 và có biến thiên nội năng cU(T1).
Áp dụng định luật Hess cho quá trình trên:
cU + Uhạ nhiệt độ = – CvT

(4)

= cU(T1) = cUmẫu (T1) + cUbông(T1)
Coi cU không phụ thuộc nhiệt độ và áp suất, cU(T1) = cUo. Như vậy:
cUomẫu + cUobông = – CvT

(5)

Theo định nghĩa, nhiệt đẳng áp có liên hệ với biến thiên nội năng
như sau:
H = U + PV

(6)

Giả sử các khí được coi là khí lí tưởng và bỏ qua sự thay đổi thể tích pha
ngưng tụ, ta có:
PV = nkhíRT

(7)

trong đó, nkhí là biến thiên số mol khí trong q trình cháy.
Như vậy:
cHomẫu = cUomẫu + nkhíRT1

(8)

= – cUobơng – CvT + nkhíRT1
– Nhiệt dung đẳng tích Cv có thể được xác định nhờ vào nhiệt đốt cháy
của benzoic acid và của bơng nhờ phương trình (5). Cv là nhiệt dung đẳng
tích của cả mẫu và bom nhiệt lượng kế. Do bom nhiệt lượng kế có nhiệt dung
2


lớn hơn rất nhiều so với nhiệt dung của sản phẩm phản ứng, vì thế có thể
coi là Cv khơng đổi khi sử dụng các mẫu khác nhau và sử dụng giá trị thu được

khi đốt cháy benzoic acid cho các tính tốn trong bài.
2. Nhiệt hình thành
Hình 3.2 biểu diễn sơ đồ để xác định nhiệt hình thành của naphthalene
thông qua nhiệt đốt cháy. Áp dụng định luật Hess ta có:
hình thànhHo = Ho1 – cHo

(9)

trong đó, Ho1 là enthalpy chuẩn cho quá trình đốt cháy carbon và hydrogen
với số mol tương ứng để hình thành carbonic và nước.
H o1

10CO2(k) + 4H 2O(l)
sản phẩm cháy

cH o

+ 12O2(k)

10C(r) + 4H 2(k)
trạng thái chuẩn

htH o

C10H 8(r)
naphthalene

Hình 3.2: Sơ đồ sử dụng định luật Hess để xác định nhiệt hình thành
của naphthalene

Hình 3.3: Sơ đồ bom nhiệt lượng kế
III. HOÁ CHẤT, DỤNG CỤ, THIẾT BỊ
1. Hố chất
– Benzoic acid
– Naphthalene
– Bơng.
3


2. Dụng cụ, thiết bị
– Bom nhiệt lượng kế có gắn nhiệt kế Beckmann với độ chính xác 0,01 oC
và có van theo dõi áp suất (Hình 3.3).
– Đồng hồ bấm giây
– Cân điện tử 4 số
– Ống đong 10 mL.
IV. TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
1. Chuẩn bị mẫu
– Bom nhiệt lượng kế cần được hiệu chỉnh bởi benzoic acid (đã ép viên,
nặng khoảng 0,7 g). Sau đó sẽ thực hiện phản ứng cháy của mẫu naphthalene
(khoảng 0,500 g). Các mẫu và dây bơng (dài khoảng 7,5 cm) đều được cân
chính xác bằng cân điện tử 4 số và ghi các giá trị vào bảng 3.1.
– Gắn dây platinum dài khoảng 6 cm với nắp bom nhiệt lượng kế, nối dây
bông vào đầu kia của dây platinum. Một đầu của dây bông nối với đế đặt mẫu.
Cho khoảng 10 mL nước cất vào dưới đáy bom nhiệt lượng kế.
2. Chuẩn bị bom nhiệt lượng kế
– Nối bom nhiệt lượng kế với xylanh chứa đầy khơng khí nén bằng van
có đồng hồ đo áp suất. Thận trọng mở van để oxygen chuyển từ từ vào bom
nhiệt lượng kế cho đến khi áp suất trong bom nhiệt lượng kế nằm trong
khoảng 1000  1500 kPa. Quá trình này mất khoảng 4 phút (nếu cho oxygen
chuyển nhanh vào bình có thể thổi bay dây bông khỏi mẫu).

– Kiểm tra xem oxygen đã vào đầy bom chưa bằng cách nhấn van xả, sẽ
có tiếng xì xì của khí thổi ra. Đóng van lại và đảm bảo khí khơng bị rị rỉ.
– Nối điện vào bom nhiệt lượng kế. Đặt đầu dò nhiệt độ vào vị trí ở
phía dưới của bom nhiệt lượng kế.
3. Đốt cháy mẫu
Ghi nhiệt độ của bom nhiệt lượng kế vào bảng 3.2, mỗi phút ghi 1 lần và
thực hiện đọc giá trị trong 10 phút. Đốt cháy mẫu và ghi lại nhiệt độ thay đổi
(nhiều nhất và chính xác) của bom nhiệt lượng kế cho đến khi đạt nhiệt độ
cao nhất. Sau đó tiếp tục theo dõi nhiệt độ của bom nhiệt lượng kế trong 15
phút, mỗi phút đọc và ghi nhiệt độ 1 lần.

4


4. Mở bom nhiệt lượng kế
– Tắt nguồn điện nối với bom nhiệt lượng kế. Tháo các thiết bị ngoại vi.
– Giảm áp suất của bom nhiệt lượng kế. Mở bom và xác nhận là sản phẩm
đã bị đốt cháy hồn tồn, khơng có dấu vết của carbon trên thành. Rửa và làm
khô các bộ phận của bom nhiệt lượng kế.
* Lặp lại các bước tiến hành theo mục IV.2, IV.3 và IV.4 nhưng thay
benzoic acid bằng naphthalene.
V. KẾT QUẢ THÍ NGHIỆM VÀ XỬ LÍ
1. Kết quả thí nghiệm
Bảng 3.1. Khối lượng mẫu
Mẫu

Khối lượng mẫu

Khối lượng dây bông

Benzoic acid
Naphthalene
Bảng 3.2. Theo dõi nhiệt độ của quá trình đốt cháy mẫu
Trước khi đốt cháy
Thời gian
Nhiệt độ
(phút)
(oC)
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10

Quá trình cháy
Thời gian
Nhiệt độ
(phút)
(oC)

Sau khi cháy
Thời gian
Nhiệt độ
(phút)
(oC)

1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
5


2. Xử lí kết quả thí nghiệm
– Vẽ giản đồ nhiệt độ phụ thuộc thời gian cho mỗi thí nghiệm.
– Từ đồ thị xác định biến thiên nhiệt độ của quá trình cháy T = Tsau – Ttrước.
– Cho cUo(benzoic acid) = –26,434 kJ g–1 và cUo(bông) = –17,280 kJ g–1.
Dựa vào công thức số (5), xác định nhiệt dung đẳng tích Cv của hệ. Từ đó tính
nhiệt đốt cháy chuẩn của naphthalene.
– Enthalpy chuẩn của quá trình đốt cháy carbon và hydrogen thành
CO2(k) và H2O(l) lần lượt là –393 kJ mol–1 và –285 kJ mol–1. Dựa vào định luật
Hess tính nhiệt hình thành chuẩn của naphthalene.
– Xác định sai số của phép tính. So sánh với giá trị thực nghiệm của nhiệt
hình thành của naphthalene.
VI. CÂU HỎI BỔ SUNG

Các sai số chính có thể do cân, đầu dị nhiệt độ, xác định T của quá trình
đốt cháy. Tuy nhiên, sai số lớn nhất là do sử dụng công thức số (8) khi tính
tốn vì cơng thức này chưa thể hiện được tất cả những quá trình xảy ra trong
hệ (ví dụ: q trình hồ tan của CO2(k) vào nước trong bom nhiệt lượng kế).
Hãy cho biết những yếu tố nào đã được bỏ qua?

6


Bài 6: CÂN BẰNG HOÁ HỌC GIỮA IRON(III) CHLORIDE (FeCl3)
VÀ POTASSIUM IODIDE (KI)
I.

MỤC ĐÍCH
– Xác định hằng số cân bằng của cân bằng hoá học giữa iron(III) chloride
và potassium iodide ở hai nhiệt độ khác nhau.
– Chứng minh hằng số cân bằng không phụ thuộc vào nồng độ đầu của
các chất phản ứng.
– Xác định nhiệt phản ứng theo phương trình Vant-Hoff.
II. CƠ SỞ LÍ THUYẾT
Cân bằng hố học giữa FeCl3 và KI được mơ tả bởi phương trình hố học:


2FeCl3 + 2KI 
 2FeCl2 + I2 + 2KCl
hay dưới dạng phương trình ion:

2Fe3+ + 2I– 
 2Fe2+ + I2

(1)
(2)

Với hằng số cân bằng được xác định theo công thức:
2

Fe2  I2 
khi giả thiết i  1.

Kc  2
a Fe3 .a 2I Fe3  2 I  2

  
a 2Fe2 .a I2

Nồng độ cân bằng của I2 được xác định bằng phương pháp chuẩn độ với
dung dịch Na2S2O3. Theo phương trình (2), nồng độ Fe2+ có giá trị bằng hai
lần nồng độ iodine: [Fe2+] = 2[I2]. Do lượng Fe2+ sinh ra bằng lượng Fe3+ mất
đi sau phản ứng, nồng độ cân bằng của Fe3+ được xác định bằng hiệu nồng độ
Fe3+ ban đầu và nồng độ cân bằng của Fe2+ trong dung dịch phản ứng:
[Fe3+] = C 0 (Fe3 )  [Fe2+]
Nồng độ cân bằng của I– được xác định bằng hiệu giữa nồng độ I– ban đầu
và nồng độ I2 cân bằng:
[I–] = C0 (I ) – 2[I2]
Khi thực hiện cân bằng hoá học ở hai nhiệt độ chênh lệch khơng lớn,
coi H khơng đổi, có thể xác định được nhiệt của phản ứng theo phương
trình Vant-Hoff:
K T H(T2  T1)
ln 2 
K T1

RT1T2
7


III. HỐ CHẤT, DỤNG CỤ VÀ THIẾT BỊ
1. Hố chất
– Dung dịch KI 0,030 M
– Dung dịch FeCl3 0,030 M
– Dung dịch Na2S2O3 0,015 M
– Hồ tinh bột.
2. Dụng cụ, thiết bị
– Các dụng cụ thuỷ tinh thông dụng: cốc, ống đong, bình nón có nút nhám
250 mL, bình nón 150 mL, đũa, pipet 50 mL, 20 mL, buret 25 mL
– Bể điều nhiệt
– Đồng hồ bấm giây
– Chậu nước đá lạnh.
IV. TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
A – Thực hiện thí nghiệm ở nhiệt độ T1 = 25oC
1. Chuẩn bị
– Lấy tám bình nón dung tích 150 mL, dùng ống đong cho vào mỗi bình
khoảng 40 mL nước cất được làm lạnh ở 0oC.
– Lấy bốn bình nón có nút nhám có dung tích 250 mL đánh số từ (1)
đến (4). Cho vào mỗi bình một thể tích chính xác các dung dịch FeCl3 0,030 M
và KI 0,030 M như trong bảng sau:
Bình
1
2
3
4

Thể tích (mL)
FeCl3 0,030 M
KI 0,030 M
50,00
–
–
50,00
55,00
–
–
45,00

– Đưa các bình nón vào máy điều nhiệt, giữ ổn định nhiệt độ ở 25oC (sau
khoảng 15 phút hệ sẽ đạt nhiệt độ ổn định).
– Trộn các dung dịch trong bình (1) và bình (2), thu được bình phản ứng
thứ nhất. Sau 10 phút, tiếp tục trộn dung dịch trong bình (3) với bình (4), thu
được bình phản ứng thứ hai. Ghi lại thời điểm bắt đầu trộn các dung dịch.
Đậy nút các bình phản ứng và giữ trong bình điều nhiệt.
8


2. Xác định nồng độ của I2 tại các thời điểm phản ứng
– Sau 25 phút, dùng pipet lấy nhanh ra 10,00 mL dung dịch ở bình phản
ứng (1), cho vào bình nón có chứa nước đã được làm lạnh (trước khi lấy mẫu,
tráng pipet bằng chính dung dịch đang nghiên cứu), sau đó, ngay lập tức
chuẩn độ dung dịch bằng Na2S2O3 0,015 M để xác định nồng độ của I2 tạo
thành trong phản ứng. Lưu ý, thêm Na2S2O3 đến khi dung dịch có màu vàng
rơm, cho thêm 3 giọt hồ tinh bột vào dung dịch, dung dịch chuyển từ màu
vàng rơm sang màu xanh tím, tiếp tục chuẩn độ đến khi dung dịch mất màu.
Ghi lại thể tích Na2S2O3 dùng để chuẩn độ (Lưu ý: Sau khi chuẩn độ một thời

gian, màu xanh tím sẽ lại xuất hiện, khi đó khơng cần chuẩn độ tiếp).
– Sau 30 phút kể từ khi lấy mẫu lần thứ nhất, dùng pipet lấy 10,00 mL
dung dịch trong bình phản ứng (1) và chuẩn độ bằng dung dịch Na2S2O3 0,015 M
lần thứ hai. Sau 40 phút tiếp theo, tiếp tục lấy 10,00 mL dung dịch để chuẩn độ
lần thứ ba và cứ tiếp tục thực hiện cho đến khi thể tích Na2S2O3 0,015 M
dùng để chuẩn độ ở hai lần liên tiếp bằng nhau, chứng tỏ hệ phản ứng đã đạt
trạng thái cân bằng.
– Thực hiện các thao tác tương tự với bình phản ứng (2) sau 10 phút để
xác định nồng độ I2 tại các thời điểm.
B – Thực hiện thí nghiệm ở nhiệt độ T2 = T1 + 15oC
Lặp lại các bước hoàn toàn giống như ở phần A nhưng lưu ý ở bước chuẩn
bị điều chỉnh nhiệt độ trong máy điều nhiệt T2 = T1 + 15oC.
V. KẾT QUẢ THÍ NGHIỆM VÀ XỬ LÍ
1. Kết quả thí nghiệm
Ghi lại các kết quả thu được vào bảng sau đây:
Kết quả thí nghiệm với bình phản ứng 1
Lần Thời gian Thể tích
lấy lấy mẫu Na2S2O3 Chất
mẫu (phút)
(mL)

Nồng độ
đầu ở T1
(mol L–1)

Nồng độ
cân bằng ở T1
(mol L–1)

Nồng độ

Nồng độ
đầu ở T2 cân bằng ở T2
(mol L–1)
(mol L–1)

I2
1

I–
Fe3+
Fe2+
9


Lần Thời gian Thể tích
lấy lấy mẫu Na2S2O3 Chất
mẫu (phút)
(mL)

Nồng độ
đầu ở T1
(mol L–1)

Nồng độ
cân bằng ở T1
(mol L–1)

Nồng độ
Nồng độ
đầu ở T2 cân bằng ở T2

(mol L–1)
(mol L–1)

I2
2

I–
Fe3+
Fe2+
I2

3

I–
Fe3+
Fe2+

...
Kết quả thí nghiệm với bình phản ứng 2
Nồng độ
Nồng độ
Lần Thời gian Thể tích
Nồng độ
Nồng độ
đầu
ở
T
lấy lấy mẫu Na2S2O3 Chất đầu ở T1 cân bằng ở T1
2
cân bằng ở T2

(mL)
(mol L–1)
(mol L–1)
(mol L–1)
mẫu (phút)
(mol L–1)
I2
1

I–
Fe3+
Fe2+
I2

2

I–
Fe3+
Fe2+
I2

3

I–
Fe3+
Fe2+

...

10

2. Xử lí kết quả thí nghiệm





– Tính lại nồng độ đầu của FeCl 3 C 0, FeCl3 và KI(C0, KI) trong các bình
phản ứng:
C 0, (Fe3 )  C FeCl3 
C 0, (I )  C KI 

VFeCl3
VFeCl3  VKI

VKI
VFeCl3  VKI

với VFeCl 3 và VKI lần lượt là thể tích của các dung dịch FeCl3 0,030 M và
KI 0,030 M đã được lấy để thực hiện phản ứng cân bằng hoá học; C FeCl3 là
nồng độ ban đầu của dung dịch FeCl3 và KI đã sử dụng.
– Dựa vào các kết quả thu được, tính giá trị hằng số cân bằng trung bình
ở mỗi nhiệt độ. Từ đó xác định nhiệt phản ứng trung bình theo phương trình
Vant-Hoff.
VI. CÂU HỎI BỔ SUNG
1. Mục đích của việc sử dụng hai bình phản ứng khác nhau, với thể tích
FeCl3 và KI ban đầu khác nhau ở cả hai nhiệt độ phản ứng là gì?
2. Tại sao phải chuẩn độ dung dịch phản ứng với 40 mL nước lạnh?
3. Tại sao sau khi dừng chuẩn độ, màu xanh tím lại tiếp tục xuất hiện?

Khi đó tại sao khơng tiếp tục chuẩn độ để làm mất màu dung dịch hoàn toàn?

11


Bài 13: HẰNG SỐ PHÂN LI CỦA ACID YẾU
I.

MỤC ĐÍCH
Xác định hằng số phân li của acetic acid (CH3COOH) bằng phương pháp
đo độ dẫn điện.
II. CƠ SỞ LÍ THUYẾT
1. Độ dẫn điện mol của dung dịch chất điện li
Nước là chất dẫn điện yếu, nhưng khi nước có chất điện li thì tính dẫn
điện được tăng lên đáng kể. Độ dẫn điện của dung dịch chất điện li phụ thuộc
vào nồng độ, điện tích và tính linh động của các ion trong dung dịch đó.

Nếu gọi λ là độ dẫn điện mol của một dung dịch chất điện li tại nồng độ
C thì        đối với chất điện li mạnh, và             đối
với chất điện li yếu, với   và   lần lượt là linh độ của cation và anion,  là
độ điện li.
Tuy nhiên trong dung dịch vơ cùng lỗng (hay cịn gọi là ở độ lỗng vơ
hạn)      ,      và   1 nên độ dẫn điện mol của chất điện li bất
kì (mạnh hay yếu) đều bằng tổng linh độ của các anion và các cation trong
dung dịch và được gọi là độ dẫn điện mol giới hạn   . Đó chính là nội dung
của định luật chuyển động độc lập các ion của Kohlrausch:

          

(1)

Với chất điện li mạnh,  = 1. Theo phương trình Onsager:

    (1   C )

(2)

Bởi vậy có thể xác định độ dẫn điện mol giới hạn  của chất điện li mạnh
bằng việc đo độ dẫn điện mol  ở các nồng độ C khác nhau, xây dựng đồ thị

C và ngoại suy tới C  0.
Với chất điện li yếu, nếu bỏ qua ảnh hưởng của nồng độ đến linh độ của
ion và chấp nhận rằng khi pha loãng độ dẫn điện tăng chỉ do độ phân li thì:


. Như vậy, khác với chất điện li mạnh, độ dẫn điện mol của dung

dịch chất điện li yếu thay đổi nhiều vì  thay đổi theo nồng độ. Nhưng 
cũng đạt tới giá trị tới hạn khi dung dịch được pha lỗng tới vơ hạn. Tuy
nhiên với chất điện li yếu do không thể đo được độ dẫn điện của dung dịch
sự phụ thuộc của  theo

12


ở độ lỗng vơ hạn, vì thế cần phải tìm một phương pháp khác để xác định
  của nó.
Dựa trên định luật chuyển động độc lập các ion của Kohlrausch,   của
chất điện li yếu được xác định gián tiếp qua   của các chất điện li mạnh,
ví dụ:

, HAc 
  , HCl  , KAc  , KCl

(3)

2. Độ dẫn điện mol của dung dịch acetic acid
Trong nước acetic acid (CH3COOH) phân li khơng hồn tồn theo
phương trình hố học:

CH3COOH  CH3COO– + H+
với độ phân li α và hằng số cân bằng KC (trong trường hợp này là hằng số
phân li K của acetic acid):

α 2C
K C  = 
(1 – α)
trong đó, C là nồng độ mol L–1 của acetic acid (M).
Trong dung dịch thực, khi hệ số hoạt độ của các ion không thể bỏ qua
(tức là  i  1 ), thì hằng số KC khác với hằng số cân bằng nhiệt động Ka, do đó:
 H  Ac  2C
K a  = 
 HAc (1 – α)

(5)

Hoặc với hệ số hoạt độ ion trung bình, γ± ,

(γ )2α 2 .C
K a  =  ±

γHAc (1 – α)

(6)

Phương trình Debye – Hückel – Onsager cho độ dẫn điện mol:

λ =    (B1  + B2 )  C

(7)

Nếu kể đến hiệu ứng gây bởi kích thước ion, a:

(B   + B2 )  C
λ =      1 
1 + κa

(8)

trong đó κ = B C; a: kích thước ion (Å); ở 25 oC, với dung dịch chất điện li 1:1;
B = 0,3291 M–1/2Å–1; B1 = 0,2300 M–1/2; B2 = 60,65 S cm2 mol–1 M–1/2.
13


Áp dụng phương trình (8) cho các chất điện li yếu với độ phân li :

(B   + B2 )  αC
i  =     1 
 
1 + Ba  αC
Và α được tính chính xác hơn dựa vào biểu thức:



i

(9)

(10)

Theo định luật giới hạn Debye – Hückel, hệ số hoạt độ trung bình γ± ở
nồng độ ion lỗng hoặc trung bình được tính theo cơng thức sau:
logγ± = 

A Zi I

(11)

1  Ba I

trong đó: Zi là điện tích ion;
1
I   Z 2i .C i là lực ion của dung dịch (M).
2
Với chất điện li 1:1, phương trình (11) được rút gọn lại như sau:

A αC
(12)
1 + Ba  αC
Đối với dung dịch nước ở 25 oC, A = 0,509 mol–1/2 dm–3/2.
Trong thí nghiệm này, hằng số phân li K của acetic acid ở 25 oC sẽ được
xác định từ phương trình (6). Muốn vậy, cần xác định hệ số hoạt độ ion trung

bình (γ± ) bằng phương trình (12) và độ phân li α chính xác hơn từ phương
trình (9) và (10) thơng qua việc xác định độ dẫn điện của dung dịch.
logγ±  = 

III. HOÁ CHẤT, DỤNG CỤ, THIẾT BỊ
1. Hoá chất
– Dung dịch acetic acid 0,2000 M

– Dung dịch potassium acetate 0,1000 M
– Dung dịch KCl 0,1000 M
– Nước cất hai lần.
2. Dụng cụ, thiết bị
– Bình định mức 100 mL

14

– Cốc thuỷ tinh, đũa thuỷ tinh

– Pipet 25 mL

– Bình đo và máy đo độ dẫn điện

– Bể điều nhiệt

– Giá đỡ.


Lưu ý:

– Nhiệt độ ảnh hưởng lớn đến độ chính xác của phép đo, một dao động nhỏ

của nhiệt độ cũng dẫn đến sự thay đổi lớn về độ dẫn điện. Vì thế kiểm sốt
nhiệt độ là rất cần thiết. Các phép đo trong bài thí nghiệm cần được thực hiện
ở 25 oC, vì thế cần đặt mẫu vào bể điều nhiệt.
– Độ chính xác của kết quả thực nghiệm phụ thuộc vào độ chính xác của
nồng độ dung dịch pha chế.
– Nước sử dụng để pha chế dung dịch cần phải có độ dẫn điện thấp nhất
có thể. Sự có mặt của các ion lạ có thể làm cho giá trị của độ dẫn điện đo được
cao hơn giá trị thực.
– Tất cả các dụng cụ thí nghiệm: cốc, bình định mức, pipet cần phải được
làm khơ trước khi sử dụng.
IV. TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
1. Hiệu chỉnh máy đo độ dẫn điện
– Nếu máy đo độ dẫn điện cho kết quả là độ dẫn điện riêng  thì bước
hiệu chỉnh máy sẽ do giáo viên hướng dẫn thực hiện (hoặc xem bài thực hành
số 24).

– Nếu máy đo chỉ đo điện trở thì cần xác định hằng số bình. Cách làm
như sau:
+ Đặt bình đo độ dẫn điện (gọi tắt là cell) có chứa dung dịch KCl 0,1000 M
vào bể điều nhiệt 25 oC, chờ cho cân bằng nhiệt (khoảng hơn 7 phút).
+ Đo điện trở R của cell chứa dung dịch KCl 0,1000 M. Độ dẫn điện riêng 
của dung dịch KCl 0,1000 M ở 25 oC bằng 0,01289 S cm–1. Từ đó xác định
hằng số bình (cell) K = R.
+ Sau khi đo xong, rửa ngay cell bằng nước cất, đổ đầy nước cất vào cell
rồi đặt vào máy điều nhiệt.
2. Chuẩn bị dung dịch CH3COOH và CH3COOK
– Rửa rồi tráng tất cả các bình định mức cẩn thận bằng nước cất hai lần
hoặc nước khử ion hoá.

– Chuẩn bị 100,00 mL dung dịch acetic acid nồng độ 0,2000 M (C) trong

một bình định mức 100 mL (gọi là dung dịch A). Cần tính chính xác nồng độ
acid đến 4 chữ số sau dấu phẩy. Từ nồng độ này lần lượt pha loãng thành

15


4 nồng độ khác là C/4, C/16, C/64 và C/256. Điều rất quan trọng là phải thật
cẩn thận khi thực hiện thao tác pha lỗng dung dịch vì kết quả phép đo độ
dẫn điện phụ thuộc vào độ chính xác của nồng độ dung dịch.
– Chuẩn bị một bình định mức 100 mL sạch, khô. Lấy khoảng 30 – 35 mL
dung dịch A vào một cốc 50 mL. Dùng pipet hút 25,00 mL dung dịch từ cốc
chuyển vào bình định mức 100 mL đã được chuẩn bị, cho nước cất đến vạch,
đóng nắp và lắc đều (2 – 3 lần). Thu được dung dịch B có nồng độ 0,0500 M.
Rửa pipet bằng nước cất rồi tráng bằng acetone, làm khô pipet.
– Lặp lại bước trên với dung dịch B thu được dung dịch C. Tiếp tục thực
hiện với dung dịch C để thu được dung dịch D, và dung dịch D để thu được
dung dịch E. Các dung dịch C, D và E có nồng độ tương ứng xấp xỉ 0,0125 M,
3,125.10–3 M và 7,8125.10–4 M.
– Thực hiện pha loãng dung dịch CH3COOK như đối với dung dịch
CH3COOH. Khi kết thúc pha lỗng sẽ thu được tám bình 100 mL: bốn bình
chứa dung dịch CH3COOH và bốn bình chứa dung dịch CH3COOK.
3. Đo độ dẫn điện của dung môi
Rửa lại cell nhiều lần bằng nước cất, sau đó đổ nước cất vào cell, đặt vào
bể điều nhiệt ở 25 oC chờ cho cân bằng nhiệt (khoảng 7 phút). Đo độ dẫn điện
(hoặc điện trở) của cell.
4. Đo độ dẫn điện của các dung dịch CH3COOH và CH3COOK
– Cho con từ nhỏ vào cell, đổ khoảng 40 mL dung dịch cần đo vào cell
(có thể đánh dấu mức dung dịch để những phép đo sau đó chỉ cần đổ dung
dịch đến vạch đó).

– Đưa cell vào bể điều nhiệt sâu gần với máy khuấy từ, kẹp chắc chắn và
chờ cho cân bằng nhiệt (khoảng 7 phút).
– Nhúng ngập đầu đo vào cell chứa dung dịch, chú ý tránh chạm vào con
từ đang quay. Giữ cố định đầu đo trong dung dịch (khuấy liên tục) khoảng
60 giây, đồng thời kiểm tra nhiệt. Khi nhiệt độ đạt 25 oC thì bấm phím đo
trên máy. Theo dõi số trên màn hình, khi giá trị ngừng nhấp nháy nghĩa là
phép đo đã ổn định, ghi lại giá trị độ dẫn điện (lấy tối đa số chữ số có nghĩa).
– Nhấc đầu đo ra khỏi dung dịch. Lấy cell ra khỏi bể điều nhiệt, giữ lại
con từ rồi đổ dung dịch đã đo vào bình chứa chất thải. Rửa và làm khô cell,
điện cực, con từ.
16


– Lặp lại các bước trên với bảy dung dịch còn lại.
– Tắt máy, tắt đồng hồ đo, rửa đầu đo và lau khơ.
Chú ý: Đo từ dung dịch có nồng độ nhỏ nhất, rồi lần lượt tăng dần. Đảm
bảo cell và đầu đo độ dẫn điện phải khô và sạch.
V. KẾT QUẢ THÍ NGHIỆM VÀ XỬ LÍ
1. Kết quả thí nghiệm
– Tính nồng độ các dung dịch đã chuẩn bị (đơn vị mol L–1). Lập bảng
trên excel.

– Ghi các giá trị độ dẫn điện χ đo được của các dung dịch:
Điện
Nồng
Nồng





trở R
độ C
độ
–1
2
–1

(S cm ) (S cm mol )
(mol L–1) (mol cm–3) ()

i




i



Ka

KCl
...
...

2. Xử lí kết quả thí nghiệm
Tính toán và ghi kết quả vào bảng ở phần 1 theo trình tự sau:

a) Tính   của acetic acid:
– Tính độ dẫn điện mol λ :   1000   [–1 cm2 mol–1].

C
1/2
– Với chất điện li mạnh, tính C . Vẽ đồ thị sự phụ thuộc của λ vào C1/2
và xác định λ∞ bằng việc ngoại suy C1/2 về 0 theo phương trình     (1   C ) .
– Sử dụng λ∞ của CH3COOK xác định được và các giá trị λ∞ của HCl và
KCl được cho để xác định λ∞ của CH3COOH (λ∞,HCl = 0,04262 S m2 mol–1,
λ∞,KCl = 0,014986 S m2 mol–1).
b) Xác định độ điện li: α ~ λ / .
17


c) Sử dụng giá trị α vừa tìm được để tính i thơng qua phương trình (9).
Giả sử kích thước ion là 4, a = 4.
d) Tính giá trị  chính xác hơn thơng qua phương trình (10), α = λ / λi .
e) Sử dụng giá trị α vừa tìm được ở phương trình (10) để xác định hệ số
hoạt độ ion trung bình γ ± .
f) Tính hằng số cân bằng Ka bằng phương trình (6), khi tính coi hệ số hoạt
độ của phân tử acetic acid γ HAc là 1,000.
V. CÂU HỎI BỔ SUNG
1. Tra cứu giá trị hằng số phân li của acetic acid ở 25 oC, so sánh với
giá trị xác định được trong bài thực hành. Giải thích sự khác nhau nếu có.

  của acetic acid bằng định luật Kohlrausch,
 = ν+λ+,   + ν–λ–,  tra cứu λ+,  và λ –,  trong tài liệu. So sánh với giá trị
2.

Tính

thực nghiệm trong bài. Nhận xét.
3. Có nhiều yếu tố ảnh hưởng đến độ dẫn điện của dung dịch chất điện li.

Với hai chất điện li mạnh KCl và HCl, độ dẫn điện của dung dịch HCl lớn hơn
của dung dịch KCl mặc dù ở cùng nồng độ 0,2000 M. Giải thích.

18


Bài 17: XÁC ĐỊNH HỆ SỐ HOẠT ĐỘ CỦA CHẤT ĐIỆN LI
BẰNG PHƯƠNG PHÁP ĐO SỨC ĐIỆN ĐỘNG
I.

MỤC ĐÍCH
Xác định hệ số hoạt độ ion trung bình của HCl.

II. CƠ SỞ LÍ THUYẾT
Sự khác nhau giữa dung dịch thực so với dung dịch lí tưởng có thể được
biểu thị thơng qua hệ số hoạt độ ().

Hệ số hoạt độ của cấu tử i trong thang nồng độ molan (m) được định nghĩa
như sau:

i 

ai
mi

(1)

trong đó ai là hoạt độ của cấu tử i. Dung dịch được coi là lí tưởng nếu như
dung dịch đó có  bằng đơn vị. Tuy nhiên, đối với dung dịch khơng lí tưởng,
khi lực ion tiến tới giá trị 0 thì hoạt độ của các ion trong dung dịch bằng với

nồng độ của chúng. Do đó, hệ số hoạt độ của các ion này sẽ bằng đơn vị.
Lực ion I được xác định bởi biểu thức:
1
I   m iZ 2i
(2)
2
trong đó, mi và Zi lần lượt là nồng độ và điện tích của ion i. Định luật giới hạn
của Debye – Hückel cho phép tính được hệ số hoạt độ ion trung bình của chất
điện li () theo phương trình sau:

lg    A Z Z  I

(3)

trong đó, Z+ và Z– là điện tích của cation và anion tương ứng. A là hằng số
phụ thuộc vào bản chất của dung môi và nhiệt độ, có giá trị 0,509 mol–1/2 dm–3/2
ở 25 °C đối với dung dịch nước. Đối với chất điện li 1 : 1 thì I = m. Khi đó

lg    A m

(4)

Tuy nhiên định luật giới hạn Debye – Hückel chỉ đúng đối với các
dung dịch rất loãng trong khoảng nồng độ 0,005  0,010 m. Ở khoảng
nồng độ cao hơn (0,010  0,100 m), phương trình (3) khơng cịn đúng và được
Debye – Hückel hiệu chỉnh khi chú ý đến ảnh hưởng của kích thước các ion
trong dung dịch đến bán kính Debye (đại lượng liên quan đến điều kiện biên
19

khi giải bài toán về hệ số hoạt độ). Phương trình hiệu chỉnh đơn giản nhất có
dạng như sau:
lg   

A Z Z  I
1 I

Ở khoảng nồng độ cao hơn (0,1  0,2 m), Guggenheim đã chỉ ra rằng hệ số
hoạt độ ion trung bình tuân theo mối quan hệ sau đây cho các chất điện li 1:1:

A m
 Bm
(5)
1 m
trong đó, B là một hàm số của “các hệ số tương tác” đối với mỗi tổ hợp
cation – anion.
Có nhiều phương pháp có thể xác định hệ số hoạt độ. Phép đo sức điện
động của một pin điện là một trong những phương pháp dễ thực hiện nhất.
Hãy xét một pin điện có sơ đồ sau đây:
lg   

(–) Pt, Hg, Hg2Cl2 | KClb.h || HCl (m), HQ, Q | Pt (+)

(m là nồng độ molan của HCl và có giá trị khác nhau, Q là viết tắt của quinone
và HQ là viết tắt của hydroquinone)
Bán phản ứng cho điện cực trái là:


Hg2Cl2(S) + 2e– 
 2Hgl + 2Cl aq

và thế điện cực của điện cực trái là:
o
  Cl

/Hg Cl
2

2 ,Hg



RT 1
ln
2F a 2Cl 

(6)

Ở 25 oC, điện cực calomel bão hồ có:
Cl  /Hg Cl
2

2 ,Hg

 0,24 V

Bên phải là điện cực quinhydrone, với phản ứng điện cực là:
1
1


Q + e + H+ 
 QH2
2
2
Phương trình Nernst:
HQ,Q/Pt  oHQ,Q/Pt 

20

a Q .a H
RT
ln
F
a HQ

(7)

(8)


Trong dung dịch bão hoà của quinhydrone, nồng độ của quinone và
hydroquinone bằng nhau. Do đó, hoạt độ của Q bằng hoạt độ của HQ, suy ra:
HQ,Q/Pt  0HQ,Q/Pt  0,059lga H

(9)

Sức điện động của pin:
E = phải – trái





E  0Q  0,24  0,059lga H 
 E 0  0,059lg(a  )HCl



(10)



với E0  0Q  0,24 và a H  a  đối với chất điện li 1 – 1, lỗng.
Đối với HCl có m± = m
Thay a± = ± m± vào (10):
E = E0 + 0,059lg m + 0,059lg ±
E – 0,059lg m = E0 + 0,059lg ±

(11)
(12)

A m
 Bm ) vào (12) và sắp xếp lại để có
1 m
được phương trình cuối cùng như sau:
Thay giá trị của ± ( lg   

E  0,059lgm  0,059

A m

 E0  0,059Bm
1 m

(13)

Ở độ loãng vơ hạn, dung dịch có thể coi là lí tưởng khi đó “a’’ và “m” bằng
nhau, nên ± là đơn vị. Do đó, nếu vẽ đồ thị phía bên trái của biểu thức (13)
theo m, ngoại suy sẽ xác định được giá trị của E0. B có thể xác định được từ
hệ số góc của đường thẳng. Giá trị của ± có thể được xác định từ phương trình


A m
 Bm  với các nồng độ molan khác nhau.
 lg   
1 m



III. HOÁ CHẤT, DỤNG CỤ VÀ THIẾT BỊ
1. Hoá chất
Dung dịch HCl 0,100 M chuẩn được pha một cách cẩn thận; các dung dịch
loãng hơn đều được pha từ dung dịch HCl 0,100 M này.
2. Dụng cụ, thiết bị
– Bình định mức 50 mL

– Cốc thuỷ tinh 50 mL
21


– Điện cực calomel bão hoà Cl–Hg2Cl2, Hg được sử dụng làm điện cực

so sánh
– Điện cực quinhydrone Q, HQ, HClPt
– Đồng hồ vạn năng dùng để đo sức điện động
– Cầu muối.
IV. TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
1. Chuẩn bị
– Từ dung dịch gốc HCl 0,100 M pha các dung dịch HCl 0,020 M,
0,040 M, 0,060 M và 0,080 M bằng cách dùng pipet cho 10,00; 20,00; 30,00;
40,00 mL HCl 0,100 M vào bình định mức 50 mL, thêm nước cất đến vạch
định mức và lắc đều.

– Chuẩn bị 5 cốc 50 mL, dán nhãn (0,020; 0,040; 0,060; 0,080; 0,100 M)
và đổ vào mỗi cốc 40 mL các dung dịch có nồng độ tương ứng với nhãn dán
trên cốc.
– Làm bão hoà dung dịch HCl bằng quinhydrone, khuấy mạnh và đợi
15 phút để đạt đến trạng thái cân bằng.
– Rửa kĩ các điện cực bằng HCl 0,100 M và nước cất.
2. Đo sức điện động của pin
Ghép từng dung dịch vừa chuẩn bị với điện cực calomel bão hoà và đo
sức điện động của pin.
V. KẾT QUẢ THÍ NGHIỆM VÀ XỬ LÍ
1. Kết quả thực nghiệm
Bảng 17.1: Các giá trị sức điện động ứng với các nồng độ khác nhau
của dung dịch HCl
Nồng độ dung dịch HCl (mol L–1)
0,020
0,040
0,060
0,080
0,100

22

Sức điện động E (V)

Giá trị bên trái
của phương trình (13)


Bảng 17.2: Các giá trị hệ số hoạt độ ứng với các nồng độ khác nhau
của dung dịch HCl tính theo phương trình (3) và phương trình (5)
HCl (M)

± (tính theo phương trình (5))

± (tính theo phương trình (3))

0,020
0,040
0,060
0,080
0,100
2. Xử lí kết quả thí nghiệm
– Vẽ đồ thị phần bên trái của biểu thức (13) theo m bằng cách sử dụng
các giá trị sức điện động (E) đo được từ các pin điện khác nhau khi m thay
đổi. Chú ý trong điều kiện của thí nghiệm nồng độ molan được chấp nhận
bằng nồng độ mol L–1.

– Tính E0 khi ngoại suy m đến 0.
– Tìm giá trị B từ độ dốc của đồ thị.

– Tính các giá trị ± của các dung dịch khác nhau từ biểu thức (5).
– So sánh giá trị thực nghiệm của ± thu được với các giá trị lí thuyết cho
các dung dịch HCl có nồng độ khác nhau.
VI. CÂU HỎI BỔ SUNG
1. Tại sao sử dụng điện cực so sánh để tìm sức điện động?

2. Tại sao sử dụng dung dịch quinhydrone bão hoà?
3. So sánh kết quả thực nghiệm với lí thuyết và giải thích kết quả thu được.
4. Sẽ có lỗi tính tốn gì nếu (3) được sử dụng thay vì (5)?

23


Bài 22: BẬC CỦA PHẢN ỨNG GIỮA IODINE VÀ ACETONE
I. MỤC ĐÍCH
– Xác định bậc riêng phần của acetone, iodine và H+ trong phản ứng giữa
iodine và acetone trong môi trường acid.

– Xác định hằng số tốc độ của phản ứng.
II. CƠ SỞ LÍ THUYẾT
Phản ứng giữa iodine và acetone trong dung dịch được xúc tác bởi H+ và
xảy ra theo phương trình hố học sau:


H
CH3  CO  CH3  I2 
 CH3  CO  CH2I  H  I

Tốc độ của phản ứng được định nghĩa là tốc độ mất đi của iodine:
d I 

r    2
dt
Tốc độ phản ứng cũng được xác định bằng phương trình luật tốc độ như sau:
z

r  k CH 3COCH 3  I2  H  
Hằng số tốc độ phản ứng k và các bậc riêng phần x, y, z có thể được xác
định dựa vào tốc độ đầu r0 của phản ứng:
x

y

r0  k CH3COCH3 0 I2 0 H 
x

y

z
0

Trong đó [CH3COCH3]0, [I2]0 và [H+]0 lần lượt là nồng độ ban đầu của
acetone, I2 và H+. Tốc độ đầu của phản ứng được xác định một cách gần đúng
theo tốc độ trung bình của phản ứng trong một khoảng thời gian ngắn tính
từ thời điểm bắt đầu phản ứng. Tốc độ này được xác định bằng sự thay đổi
nồng độ của iodine trong khoảng thời gian phản ứng t ban đầu:
I 
r0    2 
t
Khi đó:
z

I 
x
y
r0    2   k CH 3COCH 3  0 I2  0 H  
0
t
Bậc riêng phần theo mỗi chất phản ứng có thể được xác định thông qua
việc khảo sát sự biến đổi của tốc độ đầu khi thay đổi nồng độ ban đầu của các
chất phản ứng.

24


Ví dụ, nếu như tăng gấp đơi nồng độ ban đầu của acetone trong dung
dịch phản ứng thứ 2 (2A0) so với trong dung dịch phản ứng thứ 1 (A0) và giữ
nguyên nồng độ I2 và H+. Khi đó:

r02  k 2A0 I2 0 H 
x

y

z
0

r01  k A0 I2 0 H 
x

y

z
0

Lấy tỉ số r02/r01, vì k và các nồng độ [I2]0 và [H+]0 không đổi, thu được:
x

x

r02 2A 0  2A 0 
x


 2
x
r01 A
 A0 
0
Từ đó có thể xác định được bậc riêng phần x. Bằng cách tương tự, có thể
tìm được các bậc riêng phần y và z.

III. HOÁ CHẤT, DỤNG CỤ VÀ THIẾT BỊ
1. Hoá chất
– Dung dịch I2/KI 0,400 M

– Dung dịch HCl 0,100 M
– Dung dịch CH3COONa 0,500 M
– Dung dịch Na2S2O3 chuẩn 0,020 M
– Dung dịch acetone 50,0 %
– Dung dịch hồ tinh bột.
2. Dụng cụ, thiết bị

– Các dụng cụ thuỷ tinh thơng dụng: cốc, ống nghiệm, ống đong, bình
nón có nút nhám, đũa, pipet, buret.

– Đồng hồ bấm giây.
IV. TIẾN HÀNH THÍ NGHIỆM
1. Xác định nồng độ iodine bằng phương pháp chuẩn độ
– Chuẩn bị buret chứa dung dịch Na2S2O3 0,020 M.

– Dùng pipet hút 5,00 mL dung dịch I2/KI vào bình nón 100 mL, sau đó,
dùng ống đong thêm vào bình nón 10,0 mL nước cất. Chuẩn độ dung dịch
thu được bằng dung dịch Na2S2O3 0,020 M cho đến khi dung dịch có màu
vàng rơm. Thêm 2 – 3 giọt hồ tinh bột, dung dịch chuyển từ màu vàng rơm
sang màu xanh tím. Tiếp tục chuẩn độ đến khi dung dịch chuyển từ màu xanh
tím sang khơng màu thì dừng lại. Ghi lại giá trị thể tích Na2S2O3 đã dùng để

25