Chuong 12 dung dich dien ly

1

Dung dịch acid, base, muối

2

Độ điện ly

3

Cân bằng trong dung dịch điện ly yếu


ĐẶC ĐiỂM CỦA DUNG DỊCH ACID,
BASE, MUỐI
Các dung dịch chứa các chất tan điện ly (axit,
baz, muối), các giá trị như π, ∆P, ∆Ts, ∆Tđ xác
định bằng thực nghiệm luôn luôn lớn hơn so
với tính toán lý thuyết.
∆P ' ∆T ' π '
i=
=
= >1
∆P ∆T π


Từ đó van’t Hoff đưa ra hệ số hiệu chỉnh i trong các
định luật như sau:

π ' = iRCT = iπ

∆P = iP0 N B = i∆P
'

∆T ' = iKC m = i∆T
Trong đó:
π’, ∆T’, ∆P’ là các đại lượng thực nghiệm.
i: Hệ số đẳng trương hay hệ số van’t Hoff.
π, ∆T, ∆P là các đại lượng tính theo định luật Raoult,
Vant’ Hof.


SỰ DẪN ĐIỆN TRONG DUNG DỊCH

Thực nghiệm cho thấy các dung dịch acid, base, muối
có tính dẫn 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 tính dẫn điện cho dung dịch.
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 công thức các định
luật Raoult và van’t Hoff phải thêm hệ số điều chỉnh i
(hệ số van’t Hoff).


ĐỘ DẪN ĐIỆN
Độ dẫn điện riêng của dung dịch là độ dẫn điện của 1
cm3 dung dịch đặt giữa hai điện cực có tiết diện ngang

1cm2 và cách nhau 1cm.
χ = 1/ ρ (Ω -1 .cm-1 , hay là S.cm-1), ρ là
điện trở riêng.
Độ dẫn điện đương lượng:
Là độ dẫn điện của Vcm3 dung dịch chứa một đương
lượng gam chất tan đặt giữa hai điện cực song song
cách nhau 1cm.
λ = 100(χ/CN) (Ω -1 cm2 mol-1)


SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY
Theo Arrhenius
Khi hòa tan vào nước, các acid, base, muối phân ly
thành những 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.
Ví dụ:
HCl = H+ + ClNaOH =Na+ + OHNaCl = Na+ + Cl-


ĐỘ 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).
n
α=
n0
Giá trị của α: 0<α<1
α=0, không có hiện tượng phân ly.
α=1, sự phân ly xảy ra hoàn toàn.


ĐỘ ĐIỆN LY
Phân biệt chất điện ly (trong dung dịch nước
0.1N):
α<

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

cơ).


3%< α <30%: chất điện ly trung bình.

α >30%: chất điện ly mạnh (acid,base vô cơ,
muối).


Độ điện ly của chất tan, α, phụ thuộc vào
bản chất dung môi, nồng độ, nhiệt độ.

ĐỘ ĐIỆN LY
 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, tức là tăng quá trình phân tử hóa)


ĐỘ ĐIỆN LY
Nhiệt độ:
α tăng khi nhiệt độ tăng.
α được tính theo các công thức sau:

λ
α=
λ∞

λ : độ dẫn điện đương lượng
λ∞ : độ dẫn điện đối với dung dịch loãng vô cùng (α=1)

Trong đó:
i: Hệ số đẳng trương.
m: Số ion phân ly từ 1 phân tử.

i −1

α=
m −1


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:
∆Tđ'
0.203 × 20
Tính hệ số đẳng trương, i i = K C = 1,86 × 2 = 1,09
đ

m

Độ điện ly α=(i-1)/(m-1)=0.09, (9%)


CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH ĐiỆN
LY YẾU
Qúa trình điện ly của chất điện ly yếu trong dung dịch là
quá trình thuận nghịch:
AmBn  mA+n + nB-m
Hằng số điện ly (hằng số ion hóa): K =

C mA+ n .C nB− m
C A m Bn

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
Định luật pha loãng Ostwald (liên hệ giữa K và α của các
chất điện ly yếu).
Xét sự điện ly của chất điện ly yếu AB
AB  A+ + BBan đầu
C
0
0
(mol/l)
Cân bằng
C(1-α) αC αC (mol/l)
Hằng số cân bằng điện ly:
K=

C A+ C B
C AB

−

Cα 2
⇒K=
1−α

(12.15)

ĐịNH LUậT PHA LOÃNG OSTWALD

Định luật pha loãng Ostwald cho phép tính hằng số K
khi biết độ điện ly α ở nồng độ nào đó.
Với chất điện ly yếu, ta có α<< 1, tức là 1- α ≈1, công
thức (12.15) biến đổi thành :

K = C ×α ⇒ α =
2

(12.16) là hệ thức pha loãng Ostwald.

K
C

(12.16)


HẰNG SỐ PHÂN LY TỪNG BẬC
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:

Ka1 >> Ka2 > Ka3

Ka = Ka1 × Ka2 × Ka3


HẰNG SỐ PHÂN LY CỦA PHỨC CHẤT
Ví dụ: Đối với các muối phức, [Ag(NH3)2]Cl:

[ Ag ( NH 3 ) 2 ]Cl = [ Ag ( NH 3 ) 2 ] + + Cl −

[ Ag ( NH 3 ) 2 ] + ⇔ [ Ag ( NH 3 )

]

+

+ NH 3

[ Ag ( NH 3 ) ] + ⇔ Ag + + NH 3
K Kb =

C Ag + .C 2NH3
C [ Ag ( NH ) ] +
3 2

= 9.3 × 10 −8


K 3 [ Fe( CN ) 6 ] = 3K + + [ Fe( CN ) 6 ]−3
Fe( CN )
K Kb =

−3
6

⇔ Fe +3 + 6CN −

C Fe + 3 .C 6CN −
C Fe ( CN ) −3
6

= 1.0 × 10 −31


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.
⇒ Phức Fe( CN ) 6 bền hơn phức Ag( NH 3 ) 2 .
−3

+

Hằng số điện ly còn được gọi là hằng số không bền của
muối phức, ký hiệu là Kkb


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 α=1 và i∈ N (1, 2,
3, 4, …) và λ = const khi pha loãng dung dịch (λ = λ∞).
Thực tế chất điện ly mạnh chỉ có α>0.3 và i không phải
là số 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.


HỆ SỐ HOẠT ĐỘ

AmBn  mA+n + nB-m

Xét

K=

a

m
A+n

a

n
B− m

a A m Bn

và

a A m Bn =

m+n

a

m
A+n

a

n
B− m

Mối liên hệ giữa hoạt độ và nồng độ:
a = f×C
2
−
Az
I
f: là hệ số hoạt độ.
i
lg f i =
1+ I
a: là hoạt độ


HỆ SỐ HOẠT ĐỘ
Đối với ion i: ai = fi×Ci
Đối với AmBn : a AmBn = f AmBn ×C AmBn
Hệ số hoạt độ của chất AmBn bằng trung bình nhân của
hệ số hoạt độ các ion:

f A m Bn =

m+n

f

f

m
n
A + n B− m

Hệ số hoạt độ phụ thuộc vào điện tích ion và lực ion
trong dung dịch.
Khi f = 1 thì a = C, nếu f < 1 thì a < C.


HỆ SỐ HOẠT ĐỘ
Cách khác để tính hệ số hoạt độ dựa vào lực ion:

lg fA m Bn =

− A Z A + n .Z B− m

I

1+ I

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.

1
I = ∑ C i Z 2i
2