Hóa đại cương Chuong 12 dung dich dien ly

10/17/2012

1

Dung dịch acid, base, muối

2

Độ điện ly

3

Cân bằng trong dung dịch điện ly yếu

1


10/17/2012

ĐẶC ĐiỂM CỦA DUNG DỊCH ACID,
BASE, MUỐI
Các dung dịch của axit, baz và muối khác biệt so
với những dd các chất tan (đường, glyxerin):


Các dung dịch của axit, baz và muối không tuân
theo định luật Raoult, Vant’ Hoff.



Các dung dịch của axit, baz và muối có tính dẫn

điện.

ĐẶC ĐIỂM CỦA DUNG DỊCH ACID,
BASE, MUỐI
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 các
công thức của định luật Raoult và Van’t Hoff phải
thêm hệ số điều chỉnh i (hệ số Van’t Hoff).

i

P'
P

T'
T

'

1

Các dung dịch chứa các chất tan điện ly (axit, baz,
muối), các giá trị như , P, Ts, Tđ xác định bằng
thực nghiệm luôn luôn lớn hơn so với tính toán lý
thuyết.

2

10/17/2012

HỆ SỐ VANT’ HOFF
Van’t Hoff đưa ra hệ số hiệu chỉnh i trong các định
luật như sau:
'

iRCT

i

P'

iP0 N B

i P

T'

iKC m

i T

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

TÍNH DẪN ĐIỆN

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.

3


10/17/2012

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.
= 1/
riêng.

(

-1

.cm-1 , hay là S.cm-1),

là điện trở

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.
= 100( /CN) (

-1

cm2 mol-1)

SỰ 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+ + Cl-

NaOH =Na+ + OHNaCl = Na+ + Cl-

4


10/17/2012

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

5


10/17/2012

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




< 3%: chất điện ly yếu (các acid ,base hữu
cơ).
3%<

<30%: chất điện ly trung bình.

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

Độ điện ly của chất tan, , 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  tăng quá trình phân tử hóa)

6


10/17/2012

ĐỘ ĐIỆN LY


Nhiệt độ:



tăng khi nhiệt độ tăng.



được tính theo các công thức sau:

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

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:
Tính hệ số đẳng trương, i
i

Tđ'
K đ Cm

0.203 20
1,09
1,86 2

Độ điện ly =(i-1)/(m-1)=0.09, (9%)

7


10/17/2012

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):

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
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- )
C
C (mol/l)
Hằng số cân bằng điện ly:

của các

(12.15)

8


10/17/2012

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

K

C

2

K
C

1, công

(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:

Ka

Ka1

Ka 2

Ka3

Ka1 Ka 2 Ka3

9

10/17/2012

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

Ag NH 3

Ag NH 3

2

Cl

Ag NH 3

Ag NH 3

2

Ag NH 3
C Ag NH

C Fe 3 .C 6CN
C Fe CN

8

3 2

[ Fe CN 6 ]

Fe

3
6

NH 3

9.3 10

K 3[ Fe CN 6 ] 3K

K Kb

NH 3

Ag

C Ag .C 2NH3

K Kb

Fe CN

Cl

2

3

3

6CN

1.0 10

31

3
6

10


10/17/2012

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

3
6

bền hơn phức Ag NH 3

2

.

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

11


10/17/2012

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 mA n a nB m
a A m Bn

và

a A m Bn

m n

Mối liên hệ giữa hoạt độ và nồng độ:
a=f C
f: là hệ số hoạt độ.
lg f i
a: là hoạt độ

a mA n a nB m

Azi2 I
1
I

12

10/17/2012

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:

fA m Bn

m n

fAm n fBn 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
1

I

I

A: Hằng số, phụ thuộc bản chất dung môi và nhiệt độ.
Zi: Điện tích ion i.
I: Lực ion của dung dịch.
1
I
C i Z 2i
Ci: Nồng độ ion i.

2

13


10/17/2012

Với dung dịch nước và ở khoảng 250C, I<0.01 ta có:

lg fA m Bn
lg f i

0.5 Z A n .Z B m

I

0.5 zi2 I

Ví dụ 1:
Tính hoạt độ của KCl và các ion K+, Cl- trong dung dịch nước

có nồng độ 0.01M ở 25oC.
Giải:

14


10/17/2012

Ví dụ 2:
Cho dung dịch BaCl2, xác định hệ số hoạt độ của ion
Ba2+, biết lực ion của dung dịch bằng 0.01 và hệ số hoạt
độ của BaCl2 là 0.8.
Giải:

15