Bài giảng hoá học đại cương chương 5 ths trần thị minh nguyệt

CHƢƠNG V: DUNG DỊCH 5.1 Những vấn đề chung dung dịch 5.2 Tính chất dung dịch phân tử 5.3 Tính chất dung dịch điện ly 5.4 Trạng thái cân dung dịch 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.1 Khái niệm: + Hệ phân tán: hệ gồm hay nhiều chất dạng hạt có kích thước nhỏ phân tán chất khác + Hệ phân tán gồm : Chất phân tán Môi trường phân tán + Pha phân tán : trạng thái tập hợp R, L, K + Môi trường phân tán : trạng thái tập hợp R, L, K 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.2 Phân loại: + Dựa vào trạng thái tập hợp : có hệ phân tán + Dựa vào kích thước hạt (d) người ta chia thành:  Hệ phân tán thô: d = 10-7 – 10-4m Hệ không bền Loại hệ gồm + Huyền phù: Chất rắn phân tán chất lỏng (phù sa…) +Nhũ tương: Chất lỏng phân tán chất lỏng (hạt mỡ nước…)  Hệ phân tán keo: d = 10-9 – 10-7m Hệ tương đối bền (sương mù : lỏng-khí; khói : rắn - khí)  Dung dịch thật: Hạt pha phân tán kích thước phân tử ion (≤ 10-10m) 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.3 Sự tạo thành dung dịch: a) Khả hòa tan chất Hỗn hợp đồng (dung dịch) tạo phụ thuộc vào tương tác phân tử dung môi, tiểu phân chất tan tiểu phân chất tan-với dung mơi b) Các bước q trình hịa tan hiệu ứng nhiệt q trình hịa tan – Bước 1: Sự tách rời tiểu phân chất tan: ΔH1 – Bước 2: Sự tách rời tiểu phân dung môi: ΔH2 – Bước 3: Sự tương tác tiểu phân chất tan dung môi: ΔH3 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.3 Sự tạo thành dung dịch: 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.3 Sự tạo thành dung dịch: Bước 1: ΔH1> (quá trình thu nhiệt) Bước 2: ΔH2 > (quá trình thu nhiệt) Bước 3: ΔH3 < (qúa trình tỏa nhiệt) Nếu ΔH3 > ΔH1 + ΔH2 ΔHs < 0: q trình hịa tan tỏa nhiệt thuận lợi cho hòa tan Nếu ΔH3 < ΔH1 + ΔH2 ΔHs > 0: trình hịa tan thu nhiệt khơng thuận lợi cho hịa tan Nhiệt lượng hay thu vào hịa tan mol chất vào lượng dung mơi đủ lớn gọi nhiệt hòa tan chất 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.4 Độ tan Khái niệm Chất rắn Hòa tan Kết tinh Chất tan (dd) Độ tan số gam chất tan 100g dung môi để tạo dung dịch bão hịa Bão Thơng thường chất có độ tan hịa nước +Trên 10g/100g nước chất dễ tan +Dưới g/100 g nước chất khó tan + Dưới 0,1 g /100g nước coi không tan 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.4 Độ tan Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan a) Ảnh hưởng nhiệt độ tới độ tan  Đối với chất rắn nói chung t0 tăng độ tan tăng 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.4 Độ tan Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan a) Ảnh hưởng nhiệt độ tới độ tan  Đối với chất lỏng + Các chất lỏng tan hoàn toàn vào nhau: nhiệt độ nói chung khơng ảnh hưởng + Các chất lỏng tan hạn chế với nhau: tăng nhiệt độ, độ tan tăng đến nhiệt độ mà chúng tan với tỉ lệ Nhiệt độ gọi nhiệt độ tới hạn + Các chất lỏng khơng hồn tồn tan vào 5.1 NHỮNG VẤN ĐỀ CHUNG VỀ DUNG DỊCH 5.1.4 Độ tan Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan a) Ảnh hưởng nhiệt độ tới độ tan Đối với chất khí: Độ tan chất khí giảm nhiệt độ tăng 10 5.4.1 Trạng thái CB dung dịch chất điện ly yếu b Quan hệ KC độ đly  - Đluật pha loãng Ostwald AB  A+ + B- Ban đầu Co 0 Cân Co-Co Co Co [A  ][B  ] αCo αCo α2 KC    Co [AB] Co  αCo  α Vì AB điện ly yếu   38 Định luật pha loãng Ostwald:  10-7  pH < Môi trường bazơ: [H3O+] < 10-7  pH > 5.4.4 Hằng số axit – Hằng số bazơ HA + H2O  H3O+ + A [H 3O  ][A - ] K C    [HA][H 2O] Hằng số axit:   CB  [H 3O  ][A  ]   K a  K C [H 2O]   [HA]  CB Ka: đặc trƣng cho khả đly axit HA nƣớc Ka lớn  axit mạnh Ka > 10-2 axit mạnh 10-4 < Ka < 10-2 axit TB Ka < 10-4 axit yếu 41 5.4.4 Hằng số axit – Hằng số bazơ B + H2O  BH+ + OH [BH  ][OH- ]   K C    [B][H 2O] CB  [BH  ][OH ]   Hằng số bazơ: K b  K C [H 2O]   [B]  CB Kb: đặc trưng cho khả điện ly bazơ B nước Kb lớn  bazơ mạnh Chỉ số axit: Chỉ số bazơ: 42 pKa = - lgKa pKb = - lgKb 5.4.4 Hằng số axit – Hằng số bazơ Quan hệ Ka Kb cặp axit – bazơ liên hợp: NH4+ + H2O  NH3 + H3O+  [NH3 ][H 3O  ]   K a    [NH4 ]  CB NH3 + H2O  NH4+ + OH-  [NH4 ][OH ]   K b    [NH3 ] CB  Dung môi nước : KaKb = [H3O+][OH-] = KH2O 43 5.4.5 Tính pH dung dịch axit, bazơ a pH dung dịch đơn axit mạnh HA + H2O = H3O+ + A– Ca Ca 2H2O  H3O+ + OH– Vì dung dịch trung hịa điện nên: [H3O+] = [A–] + [OH–] = Ca + KH2O/ [H3O+] [H3O+]2 – Ca[H3O+] – KH2O = Giải pt bậc  [H3O+]  pH Nếu dung dịch HA không lỗng bỏ qua [H3O+] nƣớc điện ly  44 pH = - lgCa 5.4.5 Tính pH dung dịch axit, bazơ b pH dung dịch đơn bazơ mạnh B + H2O = BH+ + OH – Cb 2H2O Cb H3O+ + OH – Vì dung dịch trung hịa điện nên: [H3O+] + [BH+] = [OH –] [H3O+] + Cb = KH2O/ [H3O+] [H3O+]2 + Cb[H3O+] – KH2O = Giải pt bậc  [H3O+]  pH Nếu Cb khơng q lỗng bỏ qua điện ly nƣớc  45 pH =14 + lgCb 5.4.5 Tính pH dung dịch axit, bazơ c pH dung dịch đơn axit yếu HA + H2O  H3O+ + A– Ca 2H2O  H3O+ + OH–  [H 3O  ][A  ]   K a   [HA]  CB [A–] = [H3O+] – [OH–] = [H3O+] – KH2O/ [H3O+] [HA] = Ca – [A–] Giải pt bậc  [H3O+]  46 pH 5.4.5 Tính pH dung dịch axit, bazơ  Gần cấp 1: Ca ko loãng  bỏ qua đly nƣớc HA + H2O  H3O+ + A– Ban đầu Ca Cân Ca – x x x2 Ka  Ca  x  Gần cấp 2:  x x + Ka x – K a C a = HA yếu  Ca>>x  Ca – x  Ca x = Ka C a 1 pH = - lgK a - lgCa 2 47 HAY 1 pH = pK a - lgCa 2 5.4.5 Tính pH dung dịch axit, bazơ d pH dung dịch đơn bazơ yếu B + H2O  BH+ + OH – Cb 2H2O  H3O+ + OH – 1 pH = 14 + lgK b + lgCb 2 1 pH = + pK a + lgCb 2 48 5.4.5 Chất thị màu Chất thị màu: màu biến đổi theo pH môi trƣờng Thƣờng axit, bazơ hữu yếu mà màu dạng ion khác với màu dạng phân tử không phân ly HP + H2O  H3O+ + PKhông màu Màu hồng Màu chất thị d/dịch tỷ số nồng độ [HP]/[P-] qđịnh Khoảng pH làm chất thị thay đổi màu từ dạng phân tử sang dạng ion ngƣợc lại gọi khoảng chuyển màu Metyl da cam: 3,1 ÷ 4,4 Phenolphtalein: ÷ 10 49 5.4.6 Trạng thái CB dung dịch chất điện ly tan Cân điện ly chất điện ly tan AmBn ↓  mAn+ + nBm-  [A n  ]m [Bm- ]n   K C    [A m Bn ] CB Tích số tan AmBn:  TAmBn  K C[AmBn ]  [An ]m [Bm- ]n  Điều kiện tạo thành kết tủa: [A  Điều kiện hòa tan kết tủa: [A 50 n m ] [Bm- ]n n m  ] [Bm- ]n dd   TAmBn dd  TAmBn  CB BÀI TẬP ÁP DỤNG BT Dung dịch chứa 8,7g K2SO4 100g nước đông đặc nhiệt độ -1,83oC; kđ(H2O) = 1,86 Xác định độ điện ly biểu kiến K2SO4 Hướng dẫn giải: K2SO4 = 2K+ + SO42- q=3 T’đ = i.kđ.Cm = Tđdm – Tđdd = 1,83  bk  51 i  1,96    0, 48  48% q 1 1 i = 1,96 BÀI TẬP ÁP DỤNG BT Dung dịch chứa 2g CaCl2 120g nước nhiệt độ 293K có độ điện ly biểu kiến 62% Tính nhiệt độ bắt đầu sơi dung dịch Cho nước có ks= 0,52 ; khối lượng mol: MCa=40g/mol; MCl=35,5g/mol Hướng dẫn giải: CaCl2 = Ca2+ + ClTìm i từ cơng thức  bk  q=3 i 1 i 1   0, 62 q 1 1 Áp dụng công thức tính nhiệt độ sơi ΔTs = Ts,dd 52 mct 1000 - Ts,dm = i k s Mct mdm