Chương 10: Dung dịch điện ly pot

Chương 10
Chương 10
CÂN BẰNG TRONG
DUNG DỊCH ĐIÊN LY
1
10.1.Thuyết điện ly
10.2.Cân bằng dung dịch của chất điện ly yếu
10.3.Cân bằng d.dịch của chất điện ly mạnh
10.4.Thuyết axit-bazơ
10.5.Cân bằng ion của nước
10.6.Tính pH
10.7.Cân bằng dung dịch của chất điện ly khó tan
2
Cân bằng dung dịch điện ly
1.Tính chất bất thường


Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết
Độ giảm áp suất hơi bão hòa
∆
P’
Độ tăng nhiệt độ sôi
∆
Ts
’
Độ giảm nhiệt độ đông đặc
∆
Tđ’
Áp suất thẩm thấu
π
’

i : Hệ số Van Hốp i (hệ số đẳng trương)
3
N
n
i
P
P
o
=
∆
'
miKT
ss
=∆
'
iCRT=
'
π
miKT
đđ
=∆
'
10.1.Thuyết điện ly
10.1.Thuyết điện ly

Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết

Dung dịch axit, bazơ, muối : dẫn điện
4
π

π
'''
=
∆
∆
=
∆
∆
=
T
T
P
P
i
Muối
Độ giảm nhiệt độ đông đặc
Theo lý thuyết (∆T
đ
) Thưc nghiệm (∆T
đ
’)
KCl 0.372 0.673 1.81
KNO
3
0.372 0.664 1.78
MgCl
2
0.186 0.519 2.79
Ca(NO
3

)
2
0.186 0.461 2.18
đ
đ
T
T
i
∆
∆
=
'
10.1.Thuyết điện ly
10.1.Thuyết điện ly
10.2.Thuyết điện ly
10.2.Thuyết điện ly
2.Thuyết điện ly của Arrhenius

Sự điện ly (Sự ion hóa)


Ion Na
+
, H
+
, OH
-
, SO4
2-
…hạt mang điện

→
Dẫn điện


Chất điện ly : chất tan NaOH, H2SO4
5
+
OH
-
NaOH
=
Na
+
H
2
SO
4
=
2H
+
+
SO
4
2-
10.2.Thuyết điện ly
10.2.Thuyết điện ly
2.Thuyết điện ly của Arrhenius

Phân tử chất tan
→

Chia nhỏ:phần tử hòa tan
n1-Số phân tử hòa tan
n2-Số phần tử có trong dung dịch
↑∆
P,
↑∆
T,
↑π
Ví dụ : NaCl
→
Na
+
+ Cl
-
6
1
1
2
>=
n
n
i
2
1
2
==i
10.2.Thuyết điện ly
10.2.Thuyết điện ly
3.Thuyết điện ly của Cablucốp


Nguyên nhân phân ly


Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl
-Chuyển động nhiệt
-Tương tác với d.môi
(H
+
, OH
-
)
Ion bị hydrat hóa
7
Na
+
, Cl
-
đi vào d. dịch

OnHClOmHNaOHnmNaCl
222
)(
−+
+=++
8
Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl
10.1.Thuyết điện ly
10.1.Thuyết điện ly
3.Thuyết điện ly của Cablucốp


Sự điện ly của hợp chất phân cực : HCl
-Chuyển động nhiệt
-Tương tác với d.môi
(H
+
, OH
-
)
Ion bị hydrat hóa
H3O
+
-Ion hydroxoni
9
H
+
, Cl
-
đi vào d.dịch

HCl
+
nH
2
O
=
H
3
O
+

+
Cl
-
(n-1)H
2
O
10.1.Thuyết điện ly
10.1.Thuyết điện ly
10
Sự điện ly của hợp chất : NaCl
10.1.Thuyết điện ly
10.1.Thuyết điện ly
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu

Khái niệm
Khi hòa tan vào nước chỉ một phần các phân tử phân ly thành ion
Ví dụ
Dấu :


11
CH
3
COOH
H
+
+
CH
3

COO
-

Độ điện ly (
α
)
AB

A
+
+ B
-
n1: tổng số phân tử hòa tan
n2 : số phân tử phân ly ra ion


Hằng số điện ly (K )

K-phụ thuộc nhiệt độ
12
1
2
n
n
=
α
21
nn >
1<<
α

o
][
]][[
AB
BA
K
−+
=
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu

Định luật pha loãng Ostwald
AB

A
+
+ B
-
τ
= o C 0 0
τ
-cân bằng C -
α
C
α
C
α
C
Hằng số phân ly
↑α

→

↓
(1-
α
)
→
Vì K = const ở T-xác định
Dung dịch càng loãng thì độ phân ly càng lớn & ngược lại

13
][
]][[
CC
CC
K
α
αα
−
=
CK
α
α
−
=
1
2
α
α

−
↑
1
2
↓C
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu

Định luật pha loãng Ostwald


14
Sự phụ thuộc của độ điện ly (α) vào độ pha loãng 1/C của dung dịch
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh

Khái niệm
Khi hòa tan vào nước thì tất cả các phân tử phân ly thành ion
Ví dụ : AB = A
+
+ B
-


Dấu : “ = ”




Độ phân ly
α
< 1 Tại sao ?


15

Thuyết Debye & Hucken (Khí quyển ion)


Phân ly mạnh
→

↑
Ion
Ion trái dấu hút nhau


Phân tử d.môi nằm giữa các Ion
→
Ion bị solvat hóa

Chuyển động nhiệt & Tương tác phân
→

Tái kết hợp một phần các ion thành phân tử

Hệ số ph.ly
α
< 1

16
Khí quyển ion
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh

Hoạt độ & Hệ số hoạt độ
C-Nồng độ ion
Vì
α
< 1
→
Nồng độ hoạt động là a < C
→

a : hoạt độ
ta có
f-Hệ số hoạt độ



17
C
a
f =
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh

Ảnh hưởng khí quyển ion :

↓
Tính dẫn điện

Dòng điện I
→
Ion “+”
→
Cực âm
Ion “-”
→
Cực dương



18
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh

Ảnh hưởng khí quyển ion :
↓
Tính dẫn điện


Dịch chuyển ion “+”
-Vì “Khí quyển ion”
→

↓
Tốc độ
→

Hiệu ứng điện di
-Ion “+” di chuyển
→
“Khí quyển ion” cũ : phá vỡ
→
“Khí quyển ion” mới : hình thành
- “Khí quyển ion” mới :
Phía sau : dư điện tích âm
Phía trước : ít điện tích âm
↓
Tốc độ
→
Hiệu ứng bất đối


Dịch chuyển ion “-” : tương tự


19
“+” bị hút lại

10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh
10.4 Thuyết axit – bazơ
Axit
Hợp chất phân ly trong nước cho cation hyđro
(H
+
) và anion.
Mọi tính chất của axit là do ion H

+
gây ra
Ví dụ :
HCl  H+ + Cl-
CH3COOH  H+ + CH3COO-
10.4.1 Thuyết axit - bazơ của Arrhenius

Bazơ

Hợp chất phân ly trong nước cho anion hyđroxyl (OH
-
) và cation.

Mọi tính chất của bazơ do ion OH
-
gây nên
Ví dụ:
NaOH

Na
+
+ OH
-
10.4 Thuyết axit – bazơ

Muối
Hợp chất phân ly trong nước cho cation kim loại hoặc nhóm chứa cation kim loại và anion axit.
Ví dụ KCl

K

+
+ Cl
-

Muối trung hoà.
Anion gốc axit không còn hyđro để phân ly ra H
+
(hyđro có tính axit)
Ví dụ NaCl, (NH4)2SO4, Na2CO3,…

Muối axit.
Anion gốc axit còn hyđro để phân ly ra H
+
Ví dụ NaHCO3, NaH2PO4, NaHSO4,

Muối kép
Muối phức tạp
Ví dụ NaCl.KCl, KCl.MgCl2.6H2O, phức chất [Ag(NH3)2]Cl,
[Cu(NH3)4]SO4
10.4.2. Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury

Axit là hợp chất có thể
cho proton (H
+
).

Bazơ là chất có thể nhận proton (H
+
).
Axit


Bazơ + H
+
Viết tắt A

B + H
+
A/B là cặp axit-bazơ liên hợp
Johannes Nicolaus Bronsted

Thomas Martin Lowry
HCl + H
2
O H
3
O
+
+ Cl
-
Ví dụ
A1
B2
A2
B1
Cặp axit-bazơ liên hợp : HCl/Cl
-
& H
3
O
+

/H
2
O
10.4.2. Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury

Theo định nghĩa ta có 3 loại axit:

Axit trung hoà
Ví dụ: HCl, HNO3, CH3COOH ứng với các bazơ Cl
-
, NO3
-
, CH3COO
-


Axit cation
Ví dụ: H3O
+
, NH4
+
ứng với các bazơ liên hợp như H2O,
NH3.


Axit anion
Ví dụ: HSO4
-
, H2PO4
-

, HPO4
2-
ứng với bazơ liên hợp như SO4
2-
, HPO4
2-
, PO4
3-
.
NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-
B2
A1
A2
B1
Cặp axit-bazơ liên hợp : H
2
O/OH
-
& NH
4
+
/NH

3
Ví dụ
10.4.2. Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury

Ưu điểm của thuyết Bronsted – Loury


Thuyết axit – bazơ của Arrhenius
chỉ áp dụng đúng cho dung môi là nước, không dùng được cho dung môi khác.


Thuyết Bronsted – Loury
Tổng quát hơn, nó áp dụng cho bất kì dung môi nào có khả năng nhường và nhận proton (H+), cả khi
vắng mặt dung môi
Ví dụ NH3 + HCl
→
NH4Cl.
.