Chuong12 dung dịch điện ly

Chöông 12

DUNG DÒCH ÑIEÄN LY


MỘT SỐ TÍNH CHẤT DUNG DỊCH ACID – BASE - MUỐI

• Các dung dòch acid , base, muối trong nước không
tuân theo đònh luật Raoult và đònh luật van’t Hoff
trên. Từ đó van’t Hoff đưa ra hệ số hiệu chỉnh i
trong các đònh luật như sau:

 '  iRCT  i
P '  iP0 N B  iP
T '  iKC m  iT

Jacobus Hendricus
van't Hoff

• Trong đó , T, P là các đại lượng thực nghiệm.
• i: Hệ số đẳng trương hay hệ số van’t Hoff.


Hệ số van’t Hoff
• Khi phân tử các chất hòa tan vào dung môi,
sẽ có các hiện tượng:
– Tăng số phần tử thực tế trong dung dòch do sự điện ly (ví
dụ NaCl điện ly cho ra Na+ và Cl-)
– Giảm số phần tử thực tế trong dung dòch do sự kết hợp
các phân tử chất tan và dung môi (ví dụ Ethanoic acid
trong benzene, hay benzoic acid trong benzene). Tuy

nhiên ở đây ta chỉ xét chủ yếu dung dòch các chất tan
trong nước.
– Số phần tử chất tan không đổi (ví dụ đường trong nước).

Hệ số van’t Hoff, i, biểu diễn tỉ lệ thay đổi số phần
tử chất tan thực tế trong dung dòch.


Tính hệ số van’t Hoff
• Khi chất tan kết hợp trong dung dòch, i<1.
i 1

1
1
n

• Khi chất tan phân ly trong dung dòch, i=1.

i 1

n 1
• Trong đó,  là độ phân ly hay kết hợp, n là số
phần tử tạo thành trong quá trình phân ly hay kết
hợp từ 1 phân tử chất tan.
• Khi dung dòch loãng, i= số ion tạo ra từ phân tử.
• Khi chất tan không kết hợp hay phân ly trong dung
dòch, i=1.


• Ví dụ:

• Với NaCl, là chất điện ly mạnh, nên trong dung dòch
nước 1 (100% phân ly), 1 phân tử NaCl tạo thành 2
ion (Na+ và Cl-), nên i=2.
• Với dung dòch sulfuric acid (H2SO4) solution, in
which α=0.64 (64% điện ly), mỗi phân tử cho ra 3
ion: 1 ion sulfate và 2 ion hydronium.
i= 1 + (0.64)x(3-1) =2.28
– Tức là 100 phân tử acid, 36 giữ nguyên và 64 phân ly
thành ioon, kết quả là tạo ra 192 ion và 36 phân tử, tổng
cộng là 228 phần tử.


Khái niệm về sự dẫn diện trong dung dòch
• Trở lại vấn đề trên, thực nghiệm cho thấy các dung dòch
acid, base, muối có tính dẫn điện. Mặc dù 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 dòch.
• Mặ khác khi điện ly, bây giờ số phần tử trong dung dòch 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 đònh
luật Raoult và van’t Hoff phải thêm hệ số đềiu chỉnh i (hệ số
van’t Hoff).


ĐỘ DẪN ĐIỆN
• Độ dẫn điện riêng:
– Độ dẫn điện của 1 cm3 dung dòch đặt giữa hai điện cực có

tiết diện ngang 1cm2 và cách nhau 1cm.

 = 1/ ( -1 .cm-1 , hay là S.m-1),  là điện trở riêng.
• Độ dẫn điện đương lượng:
– Là độ dẫn điện của Vcm3 dung dòch chứa một đương
lượng gam chất tan đặt giữa hai điện cực song song cách
nhau 1cm.

 = 1000(/CN) ( -1 cm2 mol-1)
• Độ dẫn điện pha loãng vô hạn  là đại lượng
không đổi đặt trưng cho mỗi acid, base, muối.


SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY
• Theo Arrhenius
• Ngay 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-,
acid tác dụng với base cho ra muối và nước.
• Ví dụ:
• HCl  H+ + ClNaOH  Na+ + OHNaOH + HCl  Na+ + Cl- + H2O
Svante August Arrhenius

• Thuyết này không tính đến sự tương tác giữa các
tiểu phân trong dung dòch (dung môi và ion, chất
tan).


• Nhà

bác
học
Nga
Kablukov đònh nghóa:
– “Sự điện ly là sự phân ly
của các chất tan dưới tác
dụng của các tiểu phân
dung môi thành những ion
solvat hóa.”
– Dung môi là nước gọi là
hydrat hóa.
Ivan Alekseevich
Kablukov
Ví dụ:
NaCl r   m  r H 2O (l )  Na .mH 2O (dd )  Cl .nH 2O ( dd )





ĐỘ ĐIỆN LY
• Đònh nghóa
– 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 dòch (no).

• Qui ước : (trong dung dòch 0.1N)
• < 3%: chất diiện ly yếu (các acid ,base hữu cơ).
•
•

3%<  <30%: chất điện ly trung bình.
 >30%: chất điện ly mạnh (acid,base vô cơ, muối).

•  phụ thuộc vào bản chất dung môi, C, t.


• 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, do lực tương tác của lưỡng cực trong dung
môi.

• Nồng độ:
–  tăng khi C giảm, ngược lại khi C (của chất điện
ly hay chất điện ly khác) tăng thì  giảm.


• Nhiệt độ:
•  tăng khi nhiệt độ tăng.
•  được tính theo các công thức sau:





•
•
i 1


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


CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY YẾU

HẰNG SỐ ĐIỆN LY
Ta có cân bằng điện ly của chất điện ly yếu trong dung
dòch nước:
AmBn  mA+n + nB-m
(Không viết kèm sự hydrat hóa)
Hằng số điện ly hay hằng số ion hóa như sau:
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 đònh, K cực đại ở một nhiệt độ
nhất đònh nào đấy.


• Đònh 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• Bắt đầu
C
0

0
(mol/l)
• Khi cân bằng C(1-) C C (mol/l)
• Hằng số cân bằng điện ly:
K

C A C B
C AB




• Thay các giá trò nồng độ ở trạng thái cân
bằng, ta có:
2
C
K
1

• Với chất điện ly yếu, ta có << 1, tức là 1- 
1, lúc đó:
K
K  C  
C
2


• Đây là hệ thức pha loãng Ostwald.

• 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+ + H2PO4H2PO4  H+ + HPO4-2
HPO4  H+ + PO4-3

• Ta có:

Ka1
Ka2
Ka3

Ka1  Ka 2  Ka 3
Ka  Ka1  Ka 2  Ka3

• Nói chung, đối với chất điện ly nhiều bậc, ta
có:
K
K


i

i


• Đối với các phức, hằng số đặc trưng này gọi là
hằng số không bền, càng nhỏ thì phức càng bền.
Ví dụ:

AgNH3 2   Ag   2NH3
K Kb 

C Ag  .C 2NH3
C Ag NH  
3 2

 9.3  10 8

FeCN  Fe  6CN
3
6

K Kb 

3

C Fe 3 .C 6CN 
C FeCN 3



 1.0  10 31

6

• Phức FeCN63 bền hơn phức AgNH 3 2 nhiều.


CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT

ĐIỆN LY MẠNH VÀ HOẠT ĐỘ
• Trong dung dòch nước, các chất điện ly mạnh
phân ly hoàn toàn thành ion:
AmBn  mA+n + nB-m

• Trong dung dòch điện ly mạnh luôn có =1
và i N (1, 2, 3, 4, …) và  = const khi pha
loãng dung dòch ( = ).
• Thực tế chất điện ly mạnh chỉ có >0.3 và i
cũng không chẵn (=1).


• Thuyết điện ly mạnh Debye – Huckel
• Tương tác giữa các ion dẫn đến sự hình thành xung
quanh mỗi ion trong dung dòch 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 (đọc
thêm SGK).
• Nồng độ thực tế, hay biểu biến, gọi là hoạt độ a, đó
là đại lượng đúng với các trường hợp của đònh luật
tác dụng khối lượng.


• Xét AmBn  mA+n + nB-m
•
•

K

a mA n a nB m
a A m Bn

mn a m a n
a

và A m Bn
A  n B m

• Trong đó a = f. c, f: là hệ số hoạt độ.

fA m Bn  m  n fAm n fBn m
• Khi f = 1 thì a = C, nếu f < 1 thì a < C.


TÍNH HỆ SỐ HOẠT ĐỘ
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.
• Ci: Nồng độ ion i.
• Zi: Điện tích ion i.
• I: Lực ion của dung dòch.
1

I   C i Z 2i
2


Vụựi dung dũch nửụực vaứ ụỷ khoaỷng 250C, ta
coự:
lg fA m Bn 0.5 Z A n .Z B m I

Peter Debye

Erich Huckel