Chuyên đề lớp 10 chuyên Hóa

Giảng viên: ThS. Nguyễn Thị Nga
Trường CĐ Sư Phạm Ninh Thuận


1.Khái niệm: Dung dịch (solution) là một hệ đồng thể gồm dung môi, chất tan, và
sản phẩm của sự tương tác giữa chúng.
- Dung môi (solvent) quan trọng phổ biến là H
2
O.
- Chất tan (solute) (rắn, lỏng, khí).
- Tên của chất tan được lấy làm tên của dung dịch. (trừ chất tan là kim loại kiềm,
oxide base kiềm)


2.Độ tan (Solubility - S): là số g chất đó tan tối đa trong 100g dung môi (H
2
O).
S phụ thuộc chủ yếu vào nhiệt độ, áp suất (khí), bản chất của chất tan và dung
môi)
* Rắn: S tăng khi nhiệt độ tăng
* Khí: S tăng khi nhiệt độ giảm hoặc áp suất tăng.
Ở 22
o
C (quy ước):
S ≤ 0.01g/100g H
2
O  chất không tan;
0.01 < S ≤ 1  chất ít tan;
S > 1g/100g H

2
O  tan nhiều.


+ Các acid thường gặp tan hết trừ H
2
SiO
3

+ Base tan là base của kim loại kiềm, Ba, NH
3
, Sr(OH)
2
, và Ca(OH)
2
ít tan, các
hydroxide kim loại khác không tan.
+ Muối: muối nitrate tan hết; muối halogenide (trừ F) đa số tan tốt chỉ có Ag
+
,
Pb
2+
, Cu
+
, Hg
+
, ít tan; HgI
2
màu đỏ, không tan trong nước nhưng tan trong KI 
K

2
(HgI
4
);
+ Các muối sulfate tan tốt trừ PbSO
4
và BaSO
4
không tan, CaSO
4
ít tan
+ Các muối carbonate, sulfite, sulfide, photphate trung hòa đều ít tan (các muối
kim loại kiềm, NH
4
+
, các muối acid… tan tốt trừ NaHCO
3
ít tan).
* Dựa vào S khác nhau  tách hỗn hợp bằng phương pháp kết tinh


3. Định luật Henry: độ tan của khí ở nhiệt độ không đổi tỉ lệ với áp suất
S = K*P
K: hằng số - phụ thuộc tính chất của khí
P: Áp suất riêng phần của khí
Các kết quả được khảo sát ở 25
0
C.
VD1: CO
2

trong thức uống gas ; VD2: Nitrogen trong máu thợ lặn


Sự hòa tan (r) vào (l) gồm hai quá trình: phá vỡ mạng lưới tinh thể ∆H
1
>0; và
quá trình hydrate hóa (H
2
O) hoặc solvate hóa (dung môi khác) ∆H
2
<0
Vậy: Lượng nhiệt hấp thụ hay tỏa ra khi hòa tan 1 mol chất gọi là nhiệt hòa tan
chất đó
∆H
1
>∆H
2
 thu nhiệt; ∆H
1
<∆H
2
 tỏa nhiệt




Dung dịch bão hòa: S = m
ct
không thể tan thêm ở nhiệt độ xác định
Dung dịch chưa bão hòa: m

ct
< S
Dung dịch quá bão hòa (supersaturation): S < m
ct


Nồng độ dung dịch (concentration): là đại lượng biểu thị hàm lượng chất tan trong
đơn vị thể tích hoặc đơn vị khối lượng của dung dịch.
Giới thiệu 4 phương pháp tính nồng độ phổ biến nhất:
1. Nồng độ M – Molarity:
2.Nồng độ đương lượng: Số đương lượng gam chất tan
C
N
=
Số lít dung dịch


3.Nồng độ phần mol (phân số mol): là tỉ số giữa số mol của cấu tử chia cho tổng
số mol chất có trong dung dịch (gồm chất tan và dung môi). Nồng độ phần mol là
một đại lượng vô hướng (dimensionless) vì không có đơn vị.
Ưu điểm: Đại lượng phần mol không phụ thuộc nhiệt độ và thực sự hữu dụng
khi tính toán các hệ hỗn hợp khí.
Trừ một số trường hợp đặc biệt, phần mol ít khi sử dụng khi tính toán các hệ
dung dịch lỏng vì các phương pháp tính khác tiện lợi hơn.


4. Phần trăm khối lượng: của bất kì hợp phần nào trong dung dịch chính là khối
lượng hợp phần đó chia cho tổng khối lượng dung dịch.

5. Nồng độ molan (C
m
) của dung dịch được định nghĩa bởi số mol của chất tan
trong một kg dung môi (mol/kg).
Ưu điểm: Nồng độ molan không phụ thuộc vào nhiệt độ, vì khối lượng là
đại lượng bất biến khi thay đổi nhiệt độ.
Nhược điểm: Lượng dung dịch được tính bởi khối lượng nên không đơn
giản như thể tích. Ngoài ra phải biết tỉ trọng của dung dịch để chuyển nồng
độ M sang nồng độ Molan.


1. Pha 49g H
2
SO
4
thành 200ml dung dịch. C
N
= ?
Đ
H2SO4
= 98/2 = 49 ; n’= 49/49 = 1  C
N
= 1/0.2 = 5(N)
2. Cần bao nhiêu ml dung dịch H
2
SO
4
96% (d = 1.84) để pha chế thành 1 lít
dung dịch 0.5N biết Đ
H2SO4

= 49.
 n’ = 0.5 đlg => m
H2SO4
= Đ
H2SO4
* n’ = 0.5 * 49 = 24.5(g)
m
dd
= 24.5 * 100/96  V = m
dd
/d = 24.5 * 100/96 * 1.84 = 13.8 (ml)


1. Định nghĩa: là quá trình phân li chất điện li (electrolyte) thành các ion dưới
tác dụng của các phân tử dung môi (H
2
O) lưỡng cực hoặc khi chất điện li
nóng chảy dưới tác dụng của nhiệt.
Ion dương gọi là cation; và các ion âm gọi là anion.
Quá trình điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li


a. Chất điện li mạnh: là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành
các ion, quá trình điện li là quá trình mội chiều ().
- Bao gồm các muối tan, acid mạnh, các base mạnh.
b. Chất điện li yếu: là những chất trong dung dịch nước chỉ điện li một phần, còn
phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là quá trình hai chiều.
- Bao gồm các acid yếu, base yếu, các hydrate không tan.
NH
4

OH  NH
4
+
+ OH
-

c. Chất không điện li: là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không điện li
thành các ion, chúng có thể là chất rắn như glucose, lỏng (CH
3
CHO, C
2
H
5
OH…)




Độ điện li α: phần trăm chất tan phân li thành ion và được biểu diễn bằng tỉ số
nồng độ mol của phần chất tan phân li thành ion (c), và nồng độ ban đầu của
chất điện li (c
0
).
α = c/c
0

c = 0 là chất không điện li
c = c
0
điện li hoàn toàn

0≤α≤1
α phụ thuộc vào bản chất chất tan, nhiệt độ, và nồng độ của dung dịch. Nếu
nồng độ dung dịch càng loãng (c
0
càng nhỏ)  α càng lớn.


Hằng số điện li (hằng số cân bằng K):
Để đánh giá khả năng phân li của một chất, ngoài α, người ta còn dùng K
MA  M
+
+ A
-
; K = [M
+
]*[A
-
]/[MA] và pK = -lgK
(nồng độ trong biểu thức là nồng độ [])
K phụ thuộc nhiệt độ và bản chất dung môi (với một chất tan nhất định)  K
a
,
K
b
, K
kb
(khi MA là phức chất thì K là hằng số không bền).
Định luật pha loãng:
K = [M
+

]*[A
-
]/[MA] = α*C
o
* α*C
o
/(C
o
- α*C
o
) = (α
2
/(1 – α))C
o
; Do K = const
Nên khi C
o
càng nhỏ (dung dịch càng loãng) thì α càng lớn.


K
w
= [H
+
][OH
-
] với H
2
O nguyên chất hoặc dung dịch không quá đặc.
Ở 22

o
C K
w
= 10
-14

+ Môi trường acid [H
+
] > [OH
-
] và [H
+
] > 10
-7
M
+ Môi trường base [H
+
] < [OH
-
] và [H
+
] < 10
-7
M
+ Môi trường trung tính [H
+
] = [OH
-
] = 10
-7

M


Là chỉ số để đo nồng độ (đặc, loãng) của dung dịch acid và base.
Khi nồng độ < 0.1M
pH = -lg[H
+
] ; nếu pH = a => [H
+
] = 10
-a
(mol/l)
lg hóa hai vế K
w
= [H
+
][OH
-
] = 10
-14
=> pH + pOH = 14
môi trường acid pH < 7; môi trường base pH > 7 ; môi trường trung tính pH = 7


a. Dung dịch acid mạnh: (α = 1) pH = -lg[H
+
]
b. Dung dịch base mạnh: (α = 1) pOH = -lg[OH
-
]

c. Dung dịch acid yếu: (α < 1)
HA  H
+
+ A
-

K
a
= [H
+
]*[A
-
]/[HA] và pK
a
= -lgK
a
Đơn acid: [H
+
] = [A
-
] vì acid yếu nên C << C
o
; lg hóa hai vế
pH = ½ (pK
a
– lgC
o
)
d. Dung dịch base yếu: Tương tự acid yếu.

pOH = ½(pK
b
- lgC
o
) và pH = 14 - ½(pK
b
- lgC
o
)

* Đối với các chất điện li yếu α << 1 => 1 – α ~ 1
=> K = C
o
*α
2
/(1 – α) => K = α
2
* C
o
=> α = √(K/C
o
)




Dung dịch đệm (buffer solution): Là dung dịch có pH hoàn toàn xác định và
không đổi được tạo nên khi trộn dung dịch của acid yếu hay base yếu với muối
của chúng.
Ứng dụng hệ đệm: Dung dịch đệm rất quan trọng trong các hệ sinh học.

Máu: Các phản ứng sinh hóa trong cơ thể có thể sinh ra acid và base, làm thay
đổi pH. pH của máu chỉ được thay đổi một cách cẩn thận quanh giá trị 7.4 bởi
cặp acid-base liên hợp – H
2
CO
3
& HCO
3
-
.
Khả năng lưu thông oxygen của máu phụ thuộc vào sự điều khiển pH trong
khoảng 0.1 đơn vị.


CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
hay
CH
3
COOH + H
2
O  CH
3
COO

-
+ H
3
O
+

K
a
= [CH
3
COO
-
]*[H
3
O
+
]/[[CH
3
COOH]*[H
2
O] do [acid] không lớn =>
[H
2
O] = const
[H
3
O
+
] = K
a

* [CH
3
COOH]/[CH
3
COO
-
] nếu cho thêm vào dung dịch đó CH
3
COONa
(muối phân li hoàn toàn)  Quá trình ion hóa của CH
3
COOH giảm do nồng
độ CH
3
COO
-
tăng
=> C
CH3COOH
không ion hóa ~ C
CH3COOH
ban đầu và C
CH3COOH
~ C
CH3COONa


Tổng quát: dung dịch đệm được pha từ acid yếu và muối của nó
C
H+

= C
H3O+
= K
a
* C
acid
/ C
muối

Lg hóa hai vế:
=> pH = pK
a
+ lg(C
muối
/C
acid
)
Do: pK
a
là hằng số acid nên pH của dung dịch đệm chỉ phụ thuộc vào tỉ số nồng
độ của muối và acid.

-
Khi pha loãng dung dịch đệm thì C
acid
và C
muối
đều giảm nhưng tỉ số C
muối
/C

acid

= const => pH = const
- Để pha một dung dịch đệm có giá trị pH xác định người ta thường chọn acid có
pKa càng gần với giá trị pH đó, rồi tính C
muối
/C
acid
như thế nào để có được pH theo
yêu cầu.