chương 11 bài giảng trong dung dịch lỏng

• Các hợp chất có cực tan tốt trong dung môi có cực hơn là dung môi không cực Độ phân cực của dung môi – NaCl thì : • Tan tốt trong nước • Tan ít trong ethyl alcohol • Không tan trong et

Chương 11

CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH LỎNG

Khái niệm về hệ phân tán và dung dịch

Hệ phân tán cao (hệ keo): 1m < d < 100m

Hệ phân tán phân tử - ion (dung dịch thực): d < 1m

chất phân tán môi trường phân tán .

DUNG DỊCH- là hệ đồng thể bền nhiệt động, gồm không ít

hơn hai chất ở trạng thái phân tán phân tử và thành phần có thể biến thiên liên tục trong giới hạn xác định

*Dung dịch nước đường(đường(r) +H2O  dung dịch)

*Dung dịch H2SO4(SO3(k) + H2O  dung dịch)

*Rượu Voka (C H OH (l) + H O  dung dịch)

DUNG DỊCH LỎNG

Cơ chế tạo thành dd lỏng

 Quá trình vật lý – quá trình chuyển pha

 Quá trình hoá học -quá trình solvat hoá

tương tác giữa chất tan và dung môi

Tương tác hút giữa chất tan và dung môi càng mạnh thì quá trình hoà tan càng thuận lợi

Ví dụ - ethanol tan tốt trong nước

Ethanol = CH3CH2OH

Lực tương tác=liên kết hydro;lưỡng cực-lưỡng cực; khuếch tán

Glucose

có liên kết hydro nên

tan rất tốt trong nước

Cyclohexane

chỉ có lực khuếch tán

không tan trong nước

• Vitamin A tan trong dung môi không cực (chất béo)

• Vitamin C tan trong nước

QUÁ TRÌNH HOÀ TAN VÀ CÂN BẰNG HOÀ TAN

Chất tan (r) + dung môi Dung dịchHoà tan

Kết tinh

bh

C

Cln

RTK

QlnRT



Dung dịch bão hoà G=0 c = cbh = độ tan

Dd chưa bão hòa G < 0 c < cbh

Dd quá bão hoà G > 0 c > cbh

Cân bằng

Khái niệm về độ tan S

Độ tan - nồng độ của chất tan trong dd bão hòa

ĐỘ TAN

CÁC DUNG DỊCH BÃO HOÀ Ở 200C và 500C

CHẤT TAN

Chất tan là chất rắn

S- thường biểu diễn số gam chất tan tan tối đa

trong100g dung môi

• S > 10g - chất dễ tan

• S < 1g - chất khó tan

• S < 0,01g- chất gần như không tan

ĐỘ TAN (số gam muối/100g dung môi)

Chất tan là chất khí

S- thường biểu diễn bằng số ml khí (tan tối đa)

tan trong 100g dung môi hoặc 100ml dung môi

Chất tan là chất điện ly khó tan

S – thường biểu diễn bằng số mol chất điện ly

khó tan (tan tối đa) trong 1lit dung dịch

Độ tan của một số ion thông dụng trong nước

Ngọai trừ

Ngọai trừ

Ngọai trừ

CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN ĐỘ TAN

• Bản chất của dung môi và chất tan

• Nhiệt độ, áp suất

• Môi trường

• Các hợp chất có cực tan tốt trong dung

môi có cực hơn là dung môi không cực

Độ phân

cực của

dung môi

– NaCl thì :

• Tan tốt trong nước

• Tan ít trong ethyl alcohol

• Không tan trong ether và benzene

ẢNH HƯỞNG CỦA BẢN CHẤT CHẤT TAN

VÀ DUNG MÔI

Chất tương tự tan trong chất tương tự

• Các chất không cực thì tan tốt trong

dung môi không cực hơn là các dung

• Không tan trong nước

• Tan trong ether.

Ảnh hưởng của nhiệt độ và áp suất

Khí + dung môi dung dịch ⇌ dung dịch Hcp<0 Hs<0

Định luật

Henry

T tăng → độ tan chất khí giảm

Khí + dung môi dung dịch ⇌ dung dịch H ht <0

Chất rắn + dung môi dung dịch ⇌ dung dịch Hht

Áp suất hầu như không ảnh hưởng đến độ tan của chất rắn

SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT NHIỆT ĐỘNG

KHI TẠO THÀNH DUNG DỊCH

DUNG DỊCH LÝ TƯỞNG

• Là dung dịch có Hht=0 ; Vht=0 ; Uht=0

• Trong dung dịch lực tương tác giữa các tiểu phân

cùng loại và khác loại giống nhau.Sự tạo thành dd là

do sự tăng entropy.

• Tính chất của dd lý tưởng không phụ thuộc vào bản chất chất tan mà phụ thuộc vào nồng độ của chúng.

• Dd lỏng đạt khá tốt đk lý tưởng là dd mà các cấu tử của nó có cấu tạo phân tử và những thuộc tính vật lý

và hoá học giống nhau hoặc rất gần nhau:

•Nếu lực tương tác giữa chất tan và dung môi mạnh hơn

lực tương tác giữa các tiểu phân cùng loại thì dd này

thường có H ht <0 , V ht <0.

Dung dịch thực

•Ngược lại, nếu lực tương tác giữa chất tan và dung môi

yếu hơn lực tương tác giữa các tiểu phân cùng loại thì dd này thường có H ht >0 , V ht >0

Loại dd này thường xảy ra cho hệ mà cả hai cấu tử đều có

cực.Tương tác hút giữa chúng có thể dẫn tới các quá trình

hoá học (solvat hoá, tạo lk hydro, tạo hợp chất hoá học …)

Ví dụ - hệ nước và axit nitric

Loại dd này thường xảy ra cho hệ mà

cả hai cấu tử có tính phân cực khác

nhau rõ rệt – Ví dụ- hoà tan chất có cực

vào dm không cực: aceton trong CS2

ethanol với nhau và giữa

các ptử nước với nhau.

+ 50 mL C2H5OH thì thể

tích nhỏ hơn 100 mL

EOS

n N

e Nồng độ đương lượng:

CN - số đương lượng gam chất tan / 1lit dd

dd ml 1000

n

M 

ÁP SUẤT HƠI BÃO HOÀ CỦA CHẤT LỎNG

NGUYÊN CHẤT

Lỏng Hơi

V

T

H dT

Nhiệt độ sôi của bất cứ pha lỏng nào (nguyên chất hay dung dịch) cũng đều bắt đầu sôi ở nhiệt độ mà tại đó áp suất hơi bão hoà của nó bằng áp suất

ngoài.

Đối với chất lỏng nguyên chất, khi áp suất ngòai

không đổi,nhiệt độ sôi không thay đổi trong suốt quá trình sôi cho đến khi toàn bộ chất lỏng chuyển hết

thành hơi.

Nhiệt độ đông đặc của bất cứ pha lỏng nào

(nguyên chất hay dung dịch) cũng đều bắt đầu đông

đặc ở nhiệt độ mà tại đó áp suất hơi bão hoà trên pha lỏng bằng với áp suất hơi bão hoà trên pha rắn.

Đối với chất lỏng nguyên chất, khi áp suất ngòai không đổi nhiệt độ đông đặc không thay đổi trong suốt quá

trình đông đặc.

Áp suất hơi bão hoà của dung dịch lỏng

Áp suất hơi bão hoà của dd là hơi cân bằng với dung dịch lỏng.

Áp suất hơi bão hoà của dd bằng tổng áp suất hơi

bão hoà của tất cả các cấu tử có trong hệ Pdd = Pi

Áp suất hơi bão hoà của dd lỏng, loãng chứa chất tan không điện ly, không bay hơi chính là áp suất hơi bão hoà của dung môi trong dung dịch.

ÁP SUẤT HƠI BÃO HOÀ của dung dịch lỏng loãng phân tử chứa chất tan không điện ly không bay hơi

Lỏng Hơi

1

0 2

p

p p

Áp suất hơi bão hịa của dung mơi trong dung

dịch luơn nhỏ hơn áp suất hơi bão hồ của dung mơi nguyên chất ở cùng nhiệt độ P1 <P0

Phân tử dung môi

Phân tử chất tan không bay hơi

Phân tử dung môi

Phân tử chất tan không bay hơi

P1 – áp suất hơi bão hồ của dd lỏng, lỗng chứa

chất tan khơng điện ly , khơng bay hơi cũng chính

là áp suất hơi bão hồ của dung mơi trong dung dịch

Định luật Raoult II

ms

ss

T

dm ddphtu  





m đ

đ đ

Dung môi nguyên chất

TS

Tđ

Dung môi Tsôi (°C) Ks ( 0 C/m) Tđđ ( 0 C) Kđ ( 0 C/m)

Water, H2O 100.0 0.52 0.00 1.86 Benzen, C6H6 80.1 2.53 5.5 5.12

Nhiệt độ sôi của dung dịch lỏng phân tử cao

hơn nhiệt độ sôi của dung môi nguyên chất

) dm (

T )

ddlpt (

) dm (

T )

ddlpt (

Nhiệt độ đông đặc của dung dịch lỏng phân

tử thấp hơn nhiệt độ đông đặc của dung môi nguyên chất

Tinh thể dung môi nguyên chất

Tđđ (H2O) >Tđđ (dd)

Nhận xét

• Đối với dung dịch chưa bão hoà, nhiệt độ sôi là

nhiệt độ bắt đầu sôi,nhiệt độ đông đặc là nhiệt độ bắt đầu đông đặc.Trong quá trình sôi hay đông đặc

do nồng độ dd tăng liên tục nên nhiệt độ sôi tăng liên tục, nhiệt độ đông đặc giảm liên tục.

• Khi dung dịch bão hoà, nhiệt độ sôi và nhiệt độ

đông đặc mới là hằng số.

Áp suất thẩm thấu 

Sự thẩm thấu và áp suất thẩm thấu

Định luật Van’t Hoff

Sự khác biệt của dd điện ly

H2O(l) → H2O(k)

Áp suất hơi bão hoà của dung môi

nguyên chất lớn hơn áp suất hơi bão

hoà của dm trong dd là do các phân tử

dm tự do trên bề mặt chất lỏng nhiều

hơn N(dm ngchất)= 1 > N1

H2O(l) → H2O(k)

Số tiểu phân chất tan không bay hơi càng tăng sẽ

làm giảm số phân tử dung môi tự do trên bề mặt nên

áp suất hơi bão hoà của dung dịch càng giảm nhiều

DUNG DỊCH ĐIỆN LY

Dung dịch điện ly không tuân theo các đl Raoult và Van’t Hoff

i là hệ số đẳng trương hay hệ số Van’t Hoff

số tiểu phân ch tan (số ion ,số ph tử ch tan không điện ly)

số phân tử chất tan hoà tani=

m- số ion trong 1 phân tử (nguyên dương 2)

Dung dich điện ly 1< i  m ; Dung dịch lỏng phân tử i=1

1 mol chất (dd điện ly) =N1 +N2 Số tiểu phân chất tan = i.N2

Trong 1000g dmôi →số tiểu phân chất tan =i.cm

Trong 1lit dung dịch →số tiểu phân chất tan= i.C(mol/l)

p

p p p

2

p

p p p

' p

iN   

Cm i.cm

m s

s ik C '

T 

m

đ

đ .i k C '

Ứng dụng địng luật Raoult làm thay đổi

nhiệt độ đông đặc của nước

Propylene glycol

Ethylene glycol – có hại với gia súc

a) Cát, SiO 2

b) Muối mỏ, NaCl

Để chống hiện tượng đóng băng

tuyết vào mùa đông trên các

con đường giao thông, theo bạn

ta nên chọn các giải pháp nào

sau đây :

Khi pha loãng   tăng Khi pha loãng vô cùng   = const

Khi pha loãng   giảm

THUYẾT ĐIỆN LY CỦA ARRHENIUS

Phân tử chất điện ly (ax,baz,muối)

Khi lực hút giữa các ion

yếu đi, các ion sẽ tách ra

vàbị bao quanh các lưỡng

THUYẾT ĐIỆN LY CỦA KABLUKOB

Trong dung dịch không có ion tự do

Quá trình solvat hoá

(Quá trình hydrat hoá – H 2 O)

NaCl(r) + (n+m) H 2 O Na ⇌ dung dịch + nH 2 O + Cl - mH 2 O

HCl (k) + (n+m)H 2 O H ⇌ dung dịch 3 O + (n-1)H 2 O + Cl - mH 2 O

Hợp chất ion  quá trình phân ly các ion

Hợp chất cộng hoá trị có cực  quá trình ion hoá

Chất tan

(có cực mạnh)

Dung môi (có cực) ion solvat hoá (ion hydrat hoá)

Độ điện ly 

số phân tử phân ly thành ion

Tổng số phân tử hoà tan trong dung dịch

1 m

n n

m n

i         

n- số mol chất tan hoà tan

n- số mol chất tan điện ly (n - n) số mol chất

tan không điện ly

nm - số mol ion

Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly 

 Bản chất chất tan và dung môi

Dung môi có cực yếu  nhỏ

Quy ước đánh giá độ điện ly 

Trong dd nước 0,1N ở 250C.

 > 30% chất điện ly mạnh

3%<  < 30% chất điện ly trung bình

 < 30% chất điện ly yếu

B A

B

A K

Axit – hsđly ký hiệu Ka

Baz – hsđly ký hiệu Kb

Đặc trưng cho cường độ Axit - base

Trong dd nước: Ka,Kb < 10-4  axit yếu, base yếu

Biểu thức của

đl tác dụng khối lượng

QUAN HỆ GIỮA K và 

AB (dd)  A+ (dd) + B-(dd)Ban đầu C0

C

C K

2 0 AB

B A

AXIT - BASE YẾU ĐA BẬC

 Hằng số điện ly các bậc giảm dần theo trật tự sau:

K1>K2 >K3 >K4…

 Hằng số điện ly chung : K=K1.K2.K3.K4…

Trong thực tế thường chỉ chú ý đến sự phân ly bậc thứ nhất

Muối

Đa số muối thuộc loại điện ly mạnh: KCl, NaF…

Các muối điện ly kém : muối axit (H+),muối baz(OH-),muối phức

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC AXIT ĐA BẬC

)CN(

Fe

CN

FeK

Hằng số không bền của phức

 3  6

3 6 kb

b

CN Fe

) CN (

Fe K

1 K

 Lập luận: thực nghiệm cho thấy trong dd không có phân tử trung hòa điện  Chất điện ly mạnh: điện ly hoàn toàn  = 1

CÂN BẰNG TRONG DD CHẤT ĐIỆN LY MẠNH

Lập luận Thực tế

Độ điện ly  = 1  < 1

Hệ số đẳng trương i Là số nguyên Không nguyên

Độ dẫn điện khi pha

loãng dung dịch Không đổi Tăng lên

Giá trị giới hạn của i

Nồng độ molan

Lý thuyết chất điện ly mạnh

Trong dung dịch xuất hiện lực hút tương hỗ giữa các ion → bầu khí quyển ion Khi pha loãng, lực hút tương

hỗ giảm, độ dẫn điện tăng.

Trong dd chất điện ly mạnh có liên hiệp ion, khi pha loãng các liên hiệp ion phân ly thành các ion đơn giản.

→ dùng hoạt độ a thay cho nồng độ: a = fC

→ độ điện ly trên thực tế : độ điện ly biểu kiến.

I

I z

z

A

n m

B

A B

Đối với dung dịch nước và ở 250C: A = 0,5

Khi I  0,01 phương trình trên có dạng đơn giản như sau:

I z

fi 0 , 5 i2

lg  

I z

z

f A B   0 , 5 A n B m

lg

 Bản chất của dung môi và chất tan

 Nhiệt độ

B A

n m

n m

n B

m A B

A

S n

m

nS mS

C C

n m

Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch đến

độ tan của chất điện ly khó tan.

Thêm ion cùng loại: S Am Bn r  mA n dd   nB m dd 

Thêm ion khác loại: S

) n m

( B A

) n m ( n m )

n m

( B A

n m

n B

n B

m A

m A

n B

m A B

A

n m n

m

m m

n n

m n

n m

f S

n m

f ) nS (

) mS (

f C

f C

a a

n

m

n

m B A

n m

B A

n m

n m

f n

Điều kiện hoà tan và kết tủa của chất đ ly khó tan.

Chất điện ly sẽ kết tủa khi

n m m

n B

n B

RT

G 



Solutions

Khái niệm về axit, baz

b Thuyết proton Bronsted

c Thuyết electron của Lewis

Axit: chất điện ly cho ion H3O+ trong nước

Baz: chất điện ly cho ion OH- trong nước

HCl(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) HNO 3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq)

NH 3(aq) + H2O (l) NH4+(aq) + OH-(aq)

Thuyết proton Bronsted

 Axit :cho proton HA  H+ + A

Phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp

Acid + Base Base + Acid

Cặp liên hợp

Cặp liên hợpReaction 1 HF + H 2 O F – + H 3 O +

Reaction 2 HCOOH + CN – HCOO – + HCN

Dự đoán axit, baz Bronsted

Axit – là chất phải chứa H+

Cation có chứa H+ : NH4+

Cation kim loại trong nước : Fe2+(aq) ; Al3+(aq)

Cation cấu hình khí trơ có q2/ r càng lớn  tính axit càng mạnh

Cation có điện tích và bán kính tương đương, cấu hình: 18e – (18e +2e) – (18e> >8e )  tính axit mạnh hơn cấu hình 8e

Anion có chứa H : HSO4- , H2PO4- ….

Baz Bronsted - chất có dư mật độ điện tích âm

21 , 7 )

PO H

(

pKa 3 4 

Anion : Cl-, NO3-, SO42-, PO43-….

Phân tử cộng hoá trị phân cực : NH3

CO H

(

pKa 2 3 

Dung môi proton hoá

 Là hợp chất cộng hoá trị phân cực có chứa H nên có khả năng trao đổi proton (chất lưỡng tính)

 Thường tạo lk H2 nên Tsvà Tnc cao.

 Có tính phân cực mạnh nên có khả năng hoà tan

nhiều chất (có cực).

 Có thể tự ion hoá một phần khi ở trạng thái lỏng.

Hằng số cân bằng gọi là hằng số tự proton hoá Kd

H2O + H2O  H3O + OH- kn= [ OH-][ H3O+]

NH3 + NH3  NH2 - + NH4+ kd= [NH2-][NH4+]

HD + HD  D- + H2D+ Kd = [Fe(CN) D-][Fe(CN)H2D+]

Sự điện ly của axit và baz là kết quả của pư trao

đổi proton giữa axit và baz với dung môi.

NH3(aq) + H2O (l) NH4 +( aq) + OH-(aq)

axit

Sự điện ly của axit và baz trong nước

 Axit : HA + H2O  A- + H3O+

  

 HA 

A O

Kb càng lớn thì tính baz càng mạnh

 Đối với cặp axit – baz liên hợp:

HA + H2O  A - + H3O+ [ ]

] ][

[ 3

) (

HA

A O

] ][

K b A

n A

b HA

A

OH HA

x HA

A O

H K

] ][

[ ]

[

] ][

[

3

3 )

( )

(

pKa + pKb = pKn = 14

Ka.Kb = Kd  pKa + pKb = pKd

Axit càng mạnh (Ka↑) thì baz liên hợp là baz yếu(Kb↓)

Axit càng yếu (Ka↓) thì baz liên hợp là baz mạnh (Kb↑)

Ka.Kb = Kn

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC BASE YẾU

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC AXIT YẾU VÀ BASE LIÊN HỢP

ở 25 0 C

Hiệu ứng san bằng dung môi

Ảnh hưởng của dung môi đến

cường độ axit baz

Hằng số tự proton hoá (Kd )

HD + HD  D- + H2D+ Kd = [ D-][H2D+]

Kd càng lớn thì tính axit của dung môi càng mạnh.

Ái lực proton (AP) HD + H+ =H2D+ H = -AP

AP càng lớn thì dung môi có tính baz càng mạnh

Dung môi có AP↑ thì tính axit của chất tan tăng

tính baz của chất tan giảm

• Trong nước, CH3COOH là axit yếu

• Trong NH3 , CH3COOH là axit mạnh

Dung môi có AP↓ thì tính axit của chất tan giảm

tính baz của chất tan tăng

Trong dung môi HF,HClO4 không chất nào thể hiện tính axit

HNO 3 + HF (dm)  H 2 NO 3 + + F

Axit Lewis: là tiểu phân có dư mật độ điện tích dương và

orbital hoá trị trống để nhận cặp electron liên kết từ baz

Dự đoán axit Lewis:

Hầu hết các cation kim loại (Ag + , Co 3+ , Cr 3+ , Mg 2+ )

Các halogenua của B, Al, Si, Sn

Các hydrua của B,Al

Các hợp chất có lk đôi trong những đk thích hợp cũng thể hiện tính axit

Thuyết Lewis dùng giải thích quá trình tạo phức và tính bền của phức

Dự đoán baz Lewis:

 Các anion : Cl - , Br - , OH

- Phân tử trung hoà hay ion có chứa nguyên tử (N,O )

còn cặp e hoá trị tự do như : NH3, amin , rượu, xeton

Base Lewis: chất cho cặp electron

N H••

HH

acid base

F B

FF

FF

N HH

H

Ag+ + 2NH3  [Fe(CN)Ag(NH3)2]+



□

HCl, axit mạnh HF, axit yếu

[Fe(CN)H+] = [Fe(CN)HCl] [Fe(CN)H+] < [Fe(CN)HF]