Bài giảng môn cơ sở lý thuyết hoá học - Chương V - Dung dịch

Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Chương V Dung dịch I.Hệ phân tán 1.Định nghĩa: Là hệ gồm hay nhiều chất chất phân bố chất dạng hạt nhỏ - Chất phân bố gọi chất phân tán, chất môi trường phân tán Chất phân tán môi trường phân tán trạng thái: rắn, lỏng hay Vídụ: Đường tan nước => đường chất phân tán, H2O môi trường phân tán - Dựa vào kích thước hạt phân tán, chia làm hệ phân tán: a.Hệ phân tán thô: Kích thước hạt từ 10-7-10-4m -Đặc điểm: Khôngbền,chất phân tán dễ tách khỏi môi trường phân tán -Có dạng: + Huyền phù: chất phân tán rắn, pha phân tán lỏng ví dụ: nước phù sa + Nhũ tương: chất phân tán lỏng, môi trường phân tán lỏng ví dụ: sữa có lẫn hạt mỡ lơ lửng b.Dung dịch keo: (HƯ keo): KÝch th­íc h¹t tõ 10-7 –10-9m - Đặc điểm: tương đối bền c Dung dịch thực (dung dịch): Kích thước hạt 10-10m (bằng kích thước phân tử ion), chất phân tán môi trường phân tán phân bố vào dạng phân tử ion, chúng không bề mặt phân chia, tạo thành khối đồng thể gọi dung dịch thực Chất phân tán gọi chất tan, môi trường phân tán gọi dung môi -Đặc điểm: Hệ bền 2.Các loại nồng độ -Nồng độ % (C%): tỉ lệ % khối lượng chất tan so với khối lượng dung dịch (C%chính lượng chÊt tan cã 100g(100kg) dung dÞch) C% = a 100 % a+b a,b lượng chất tan lượng dung môi, tính g (kg) -Nồng độ mol/lit (CM): sè mol chÊt tan cã lit dung dÞch -Nồng độ đương lượng (CN):Số mol đương lượng chất tan có lít dung dịch -Nồng độ molan ( z ) lµ sè mol chÊt tan cã 1000gam dung môi -Nồng độ phần mol: N i = ni ni II Đương lượng (Đ) Trong phản ứng hoá học, chất tác dụng vừa đủ với theo số phần khối lượng tương đương gọi đương lượng Chọn đương lượng H làm đơn vị ĐH=1 1.Định nghĩa đươnglượng - Đương lượng chất nguyên tố phần khối lượng chất nguyên tố tác dụng vừa đủ với đương lượng H Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Vì chất phản ứng với H => định nghĩa mở rộng sau: Đương lượng nguyên tố hay hợp chất số phần khối lượng tác dụng vừa đủ với đương lượng chÊt bÊt k× VÝ dơ: Cl2 + H2 = 2HCl Cl2 + Zn =ZnCl2 => 71 phần khối lượng Cl2 tác dụng với phần khối lượng H Vậy để kết hợp với đương lượng H cần khối lượng Cl2 khối lượng nguyên tử => ĐCl=35,5, ĐZn= 32,5 -Mol đương lượng chất: khối lượng tính g có giá trị đương lượng Ví dụ: ĐO=8g 2.Cách tính đương lượng a.Đương lượng nguyên tố Đ= A n A: khối lượng nguyên tử nguyên tố n: hoá trị nguyên tố Với nguyên tố có nhiều hoá trị khác có nhiều đương lượng đương lượng chúng gắn với phản ứng cụ thể mà chúng tham gia b.Đương lượng hợp chất Đ= M n M: khối lượng phân n: tuỳ trường hợp Cách xác định n - Đối với phản ứng oxi hoá khử: n số e trao đổi ứng với phân tử chất (n số e mà phân tử trao đổi phản ứng) - Đối với phản ứng trao đổi: n số điện tích (+) (-) mà phân tử chất trao đổi phản ứng Ví dụ: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2 O (1) § H SO4 (1) = § NaOH (1) = M H SO4 M NaOH 98 = 98 40 = = 40 = H2SO4 + 2NaOH § H SO4 ( 2) = § NaOH ( 2) = - M H SO4 M NaOH = Na2SO4 + H2 O (2) 98 = 49 40 = = 40 = Đối với trường hợp tính đương lượng chất phản ứng cụ thể thì: Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Đ= M n + Đối với axit: n số H axit phân tử + Đối với bazơ: n số nhóm OH- bazơ phân tử + Đối với muối: n số điện tích (+) điện tích (-) mà ion mang phân tư VÝ dơ: § Na SO = M Na2 SO4 § Al2 ( SO4 )3 = ; +Mối quan hệ CM CN: M Al2 ( SO4 )3 CM= CN n 3.Định luật đương lượng Các chất tác dụng vừa đủ với theo khối lượng tỉ lệ với đương lượng chúng => mA § A = mB § B => mA mB = => n đương lượng chất A phản ứng vừa đủ với n đương lượng chất B ( Số ĐA ĐB mA khối lượng chất A tác dụng vừa đủ với khối lượng mB chất B đương lượng chất A số đương lượng chất B) => Nếu có VA(l) chất A nồng độ mol đương lượng C N phản ứng vừa đủ với VB(l) chất A B nồng độ mol đương lượng C N B VA C N =VB C N A B -> øng dụng nhiều chuẩn độ thể tích Ví dụ: Để trung hoà 25ml NaOH cần 28ml dung dịch axit 0,1N => tính lượng NaOH có 1l dung dịch đó? Giải Gọi x nồng độ đương lượng mol NaOH => x.25=0,1.28 =>x=28.0,1/25 §NaOH=40=> sè g NaOH cã lít dung dịch m=40.x=40.28.0,1/25=4,48g III.Độ hoà tan 1.Quá trình hoà tan Nhiệt hoà tan chất Quá trình hoà tan (không phải trình trộn lẫn) gồm trình + Quá trình phân tán chất tan( dạng nguyên tử, phân tử,ion) vào khắp thể tích dung môi +Quá trình tương tác phân tử dung môi với phần tử chất tan => tạo thành dung dịch (hợp chất hoá học) Hợp chất hoá học tạo thành gọi hợp chất sonvat, dung môi nước gọi hợp chất hydrat => Quá trình hoà tan có phá vỡ liên kết loại để tạo liên kết khác loại biểu diễn sơ đồ: Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học + dm T+T + dm T_T DH ht T_dm DH pt > Trong ®ã: DH sv < T chÊt tan dm dung môi DH pt lượng phân tán ( cần tiêu tốn -> DH pt > ) DH sv lượng trình sovat (Quá trình to¶ nhiƯt > DH sv < ) (NÕu dung môi nước -> DH sv = DH h nhiệt hidrat hoá) DH ht nhiệt hoà tan Theo sơ ®å trªn ta cã: DH ht = DH pt + DH sv (do DH sv < , DH pt > > DH ht âm dương) +Nếu DH pt > DH sv ị DH ht > : trình hoà tan thu nhiệt, trình hoà tan đa số chất rắn vào nước +Nếu DH pt < DH sv ị DH ht < :quá trình hoà tan toả nhiệt, trình hoà tan đa số chất khÝ vµo n­íc +NÕu DH pt = DH sv Þ DH ht = : Trén lÉn lý t­ëng ( dung dịch lý tưởng) - Định nghĩa nhiệt hoà tan chất: Là lượng nhiệt toả hay thu vµo hoµ tan mol chÊt vào lượng dung môi đủ lớn nhiệt độ P xác định Vídụ: Khi hoà tan mol CaCl2 vào H2O thoát nhiệt lượng 72,802 kJ, vËy DH ht (CaCl ) = -72,802kJ mol -1 Độ hòa tan: Quá trình hòa tan: chất tan + dm dung dịch trình thuận nghịch, đạt cân chất tan không tan thêm tạo thành dung dịch bÃo hòa - Độ hòa tan chất tính nồng độ dung dịch bÃo hòa chất điều kiện ®· cho vµ kÝ hiƯu lµ s - S cã thể biểu diễn cách biểu diễn nồng độ - Độ hòa tan s chất phụ thuộc vào: + Bản chất dung môi chất tan + Nhiệt độ + áp suất: (nếu chất tan chÊt khÝ) a ¶nh h­ëng cđa b¶n chÊt chÊt tan dung môi đến s - Các chất có cấu tạo phân tử tương tự dễ hòa tan vào nhau, phân tử dung môi phân cực lớn hòa tan tốt chất phân cực ngược lại - VD: Dung môi H2O phân tử phân cực hòa tan chất mà fân tử phân cực hợp chất ion HCl, NaCl Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học H2O hòa tan I2 I2 không phân cực Benzen không phân cực benzen thực tế không tan H2O I2 tan tèt benzen cã mµu tÝm Cã thể ứng dụng tính chất tách, chiết hữu b ảnh hưởng nhiệt độ tới độ tan CT + Dm Dd , DH ht - NÕu DH ht >0 (hòa tan đa số chất rắn): + Khi nhiệt độ tăng -> cân chuyển dịch theo chiều thuận độ tan tăng + Khi nhiệt độ giảm -> cân chuyển dịch theo chiều nghịch độ tan giảm Trong số trường hợp điều chế dung dịch bÃo hòa có nồng độ lớn độ hòa tan s nhiệt độ T dung dịch bÃo hòa không bền - Nếu DH ht cân chuyển dịch theo chiều nghịch độ tan giảm + Khi nhiệt độ giảm -> cân chuyển dịch theo chiều thuận độ tan tăng c ảnh hưởng P (đối với chất khí) Định luật Henry CT(khí) + dm dd (*) trình hòa tan chất khí làm giảm Dn nên: + Khi P tăng => độ hòa tan s tăng +Khi P giảm => độ hòa tan s giảm Từ cân (*) thấy rằng: Sự tăng P dẫn đến chuyển dịch cân sang phải Nếu tăng P lên n lần độ hòa tan chất khí tăng lên n lần à Định luật Henry: nhiệt độ không đổi, khối lượng chất khí hòa tan thể tích chất lỏng xác định tỉ lệ thuận với P bề mặt chất lỏng m= k.P ®ã: k- hƯ sè tØ lƯ phơ thuộc vào chất chất khí, dung môi nhiệt độ-> gọi hệ số Henry P áp suất riêng phần chất khí mặt chất lỏng Nếu mặt chất lỏng có hỗn hợp khí s khí tỉ lệ với P riêng phần khí Định luật Henry cho chất khí có s nhỏ, P không lớn khí không tác dụng hóa học với dung môi IV Tính chÊt cđa dung dÞch - ChØ xÐt dung dÞch: + loÃng + chất tan không bay + chất tan không tạo dung dịch rắn với dung môi VD: dd muối dd đường đun có H2O bay Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học - Dung dịch lý tưởng: dung dịch mà m tuân theo định luật tương tự khí lý tưởng Các dung dịch loÃng coi dung dịch lý tưởng m cấu tử i dung dịch lý tưởng tính theo công thức giống khí lý tưởng: m i ( T ) = m i0 + RT ln Ni ( T ,P ) Tuy nhiên P ảnh hưởng đến tính chất chất lỏng nên m i0 m phụ thuộc vào T dung dịch xét (rát) loÃng-> coi dung dịch lý tưởng áp suất bÃo hòa dung dịch Định luật Raun I Khảo sát hệ cấu tử: dung môi chứa chất tan ( kết luận rót cịng ®óng cho hƯ nhiỊu cÊu tư) KÝ hiệu: chất tan, dung môi m10 : hóa dung môi nguyênchất mi : hóa dung môi dung dịch m1 = m10 + RT ln N1 Vì N1 có mặt chất tan , m dungdịch giảm lượng (RTlnNi) a áp suất bÃo hòa dung môi nguyên chất ( P10 ) L ú H(dm) ( với chất lỏng L dung môi nguyên chất) Hơi nằm cân với lỏng gọi bÃo hòa, bÃo hòa gây P bÃo hòa C=12+2=1: áp suất bÃo hòa dung môi nguyên chất phụ thuộc vào nhiệt độ nhiệt độ, chất dễ bay P bÃo hòa lớn Quá trình bay trình có DH > => nhiệt độ tăng Phơi bÃo hòa tăng b áp suất bÃo hòa dung dịch ( P1 ) Chỉ xét dung dịch chứa 1chất tan dung môi: dd (L) H C=2-2+2 =2 Phơi bÃo hòa dung dịch phụ thuộc vào T C Điều kiện cân pha (của chất lỏng nó) t0C, P xác định là: m ih = m il mµ m ih = m i0 h + RT ln Pi (tÝnh cho mol) m il = m i0l + RT ln N i m ih = m il => 0= m ioh - m i0 l + RT ln R ln Pi m l - m i0 h = i = const Ni RT NghÜa lµ Pi = k i = const Ni Pi Ni t0C xác định => Pi= ki.Ni Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Khi Ni =1 (chất nguyên chất) ki= Pi0 áp suất cấu tử i nguyên chất Từ có: Pi= Pi0.Ni KÕt luËn: - Khi Ni Pi < Pi0: dung dịch chứa chất tan không bay Páp suất bÃo hòa dung dịch nhỏ Páp suất bÃo hòa dung môi nguyên chất nhiệt độ Nếu nồng độ dung dịch lớn => Páp suất bÃo hòa dung dịch nhỏ c Định luật Rault I Gọi N1 nồng độ phần mol dung dịch P1 P1,0 Páp suất bÃo hòa dung dịch dung môi nguyên chất t0C Thì: P1 =N1.P1,0 V× N1= 1-N2 => P1,0 - P1 P1,0 = n2 DP DP = N => = N2 = P1,0 P1,0 n1 + n Trong ®ã: DP : ®é giảm áp suất bÃo hoà dung dịch so với dung môi DP độ giảm áp suất bÃo hoà tương đối dung dịch P1,0 n2: số mol chất hoà tan n1: số mol dung môi Nếu dung dịch loÃng(N1-> 1)=> n1>>n2 thì: DP n = => Biểu thức định luật Rault I P1,0 n1 Phát biểu: Độ giảm tương đối dung dịch chứa chất hoà tan không bay tỉ lệ với số mol chất tan có lượng dung môi xác định Nhiệt độ sôi nhiệt độ đông đặc dung dịch Định luật Rault II a.Nhiệt độ sôi dung dịch * Nhiệt độ sôi chất lỏng: Là nhiệt độ áp suất bÃo hòa chất lỏng áp suất bên Xét cân L ú H C=2+2-2 =2 Vậy nhiệt độ sôi dung dịch phụ thuộc vào áp suất bên ngòai phụ thuộc vào nồng độ chất hòa tan -ở áp suất bên nhau, dung môi nguyên chất sôi dung dịch chứa chất tan không bay chưa sôi áp suất bÃo hòa dung dịch luôn nhỏ áp suất bÃo hòa dung môi nguyên chất nhiệt độ Vậy dung dịch chứa chất tan không bay có nhiệt độ sôi cao dung môi nguyên chất Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học - Độ tăng nhiệt độ sôi dung dịch so với dung môi nguyên chất Dt s tính theo công thức Rault 2: Dt s = ks x = ks m M ®ã Dt s =ts,dd-ts,dm (ts,dd: nhiệt độ sôi dung dịch, ts,dm: nhiệt độ sôi dung môi nguyên chất, x nồng độ molan; ks: số nghiệm sôi (chỉ phụ thuộc vào chất dung môi) - Khi dung dịch sôi bay dung môi nên nồng độ dung dịch tăng dần, nhiệt độ sôi dung dịch tăng dần, đạt đến dung dịch bÃo hòa dung môi bay làm cho chất hòa tan kết tinh lại, lúc nồng độ dung dịch không thay đổi nhiệt độ sôi dung dịch không biến đổi Vận dụng quy tắc pha ta cã: C=2-3+2 =1 NghÜa lµ xt hiƯn tinh thĨ chất tan nhiệt độ sôi dung dịch phụ thuộc vào áp suất bên b Nhiệt độ đông đặc dung dịch chứa chất tan không bay Nhiệt độ đông đặc chất lỏng nhiệt độ có cân sau: R ú L Đối với dung dịch ta có: C=2+2-2 =2 Vậy độ đông đặc dung dịch phụ thuộc vào áp suất bên ngòai phụ thuộc vào nồng độ chất hòa tan Nhiệt độ đông đặc dung dịch chứa chất tan không bay thấp dung môi nguyên chất Và tuân theo định luật Rault 2: Dt d = k d x = k d m M ®ã Dt s =ts,dd-ts,dm ,ks: h»ng sè nghiệm đông (chỉ phụ thuộc vào chất dung môi) Sự thẩm thấu áp suất thẩm thấu: a Sự thẩm thấu Là khuếch tán chiều phân tử dung môi qua màng bán thấm (màng bán thấm màng cho phân tử dung môi qua mà không cho phân tử chất hòa tan lọt qua) Hiện tượng thấy rõ hai bên màng bán thấm chứa dung dịch có nồng độ khác bên dung dịch bên dung môi nguyên chất; phân tử dung môi khuếch tán từ dung dịch loÃng từ dung môi nguyên chất sang phía bên nhiều khuếch tán theo trình ngược lại, làm tăng thể tích dung dịch phía bên b áp suất thẩm thấu Hiện tượng thẩm thấu làm cho mực dung dịch phía màng bán thấm dâng lên cao Chiều cao cột dung dịch tạo nên áp suất làm cho tượng thẩm thấu ngừng lại áp suất tạo cột dung dịch đặc trưng định lượng cho thẩm thấu gọi áp suất thẩm thấu P Nó tính theo công thức: Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học PV=nRT= m RT M Trong đó: V thĨ tÝch cđa dung dÞch n= m : sè mol chÊt hßa tan M R: H»ng sè khÝ lÝ t­ëng Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Chương IX: Dung dịch chất điện ly I.Tính chất dung dịch điện li 1.Chất điện ly Là chất hòa tan nước, phân tử phân ly nhiều hay thành ion Nguyên nhân phân li phân tử thành ion tương tác chất điện li phân tử dung môi để tạo thành ion bị hidrat hãa VÝ dô: NaCl + mH2O = Na+.nH2O + Cl-(m-n)H2O Các giá trị m, n thường không xác định phụ thuộc vào nồng độ nhiệt độ nên thường viết: NaCl + aq = Na+.aq + Cl-.aq aq: Lượng nước không xác định Chất điện li mạnh: Là chất tan nước, tất phân tử phân ly thành ion Ví dụ: chất điện ly mạnh bao gồm: + muối trung tÝnh: NaCl, NaBr, Na2SO4, NaNO3, ; + C¸c axit mạnh: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4; + Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Để điện li mạnh, phương trình điện li ghi dấu VÝ dô: NaCl + aq àNa+.aq + Cl-.aq Ng­êi ta thường viết phương trình cách đơn giản sau: NaCl Na+ + Cl3 ChÊt ®iƯn li u: axit hữu HCOOH, CH3COOH, số axit vô c¬: H2S, H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2, HClO3, H2SiO3, HF , bazơ yếu bazơ tan: NH3, Mg(OH)2, Fe(OH)3, muối tan: HgCl2, Hg(CN)2, CdCl2, Là chất hoà tan có phần phần tử bị phân ly thành ion, dung dịch chất điện ly yếu tồn cân động các ion phần tử không bị phân ly Để biểu thị điện ly không hoàn toàn, phương trình điện ly chất điện ly yếu dùng dấu Ví dụ: Trong dung dịch axit acetic tồn c©n b»ng CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO4 TÝnh chÊt bÊt thường dung dịch chất điện li so với dung dịch chất không điện li - Dung dịch chất điện li dẫn điện tốt, dung dịch có phần tử mang điện ion Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học - Dung dịch chất điện li có độ giảm áp suất DP' , độ tăng nhiệt độ sôi Dt's' , độ giảm nhiệt độ đông đặc Dt' d áp suất thẩm thấu P lớn so với dung dịch chất không điện li nồng độ: DP' Dt ' P' = = = i >1 DP Dt P TÝnh chất bất thường phân tử chất điện li phân li thành ion làm số phần tử dung dịch tăng lên Các tính chất dung dịch phụ thuộc vào nồng độ phần tử Từ tính i cách sau: Số phần tử có dung dịch i = -Sè phÇn tư hoà tan Số phần tử dung dịch số ion tạo thành cộng với số phân tử chưa bị phân li thành ion II Độ điện ly Để ®¸nh gi¸ møc ®é ®iƯn ly cđa tõng chÊtà ®­a khái niệm độ điện ly a 1.Định nghĩa: Số phần tử bị phân ly a = (0 bỏ qua lực tương tác tĩnh điện ion - Đối với chất điện ly mạnh: + Trong dung dịch loÃng -> khoảng cách ion lớn => bỏ qua tương tác tĩnh điện ion + Trong dung dịch đặc -> số ion có mặt dung dịch nhiều => khoảng cách ion nhỏ =>Không bỏ qua tương tác tĩnh điện ion, ion hút đẩy dẫn đến tượng bao quanh ion cã thĨ cã nhiỊu ion tr¸i dÊu tạo khí ion => có tượng số phân tử không điện ly 2.Cách xác định a Gọi N số phần tử hoà tan, q số ion mà phân tử phân ly Số phần tử bị phân ly aN, số ion tạo thành a.N.q Số phần tử lại không phân ly N - a.N Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Số phần tử có dung dịch N= Số ion + số fần tử không phân ly = q aN + (N -aN) q a.N + N - a.N q a - a + => i = = N i -1 = q -1 Dựa vào công thức ta tính a I xác định thực nghiệm từ việc đo độ giảm nhiệt độ đông đặc độ giảm Phơi bÃo hòa hc tõ Dt s i= ' Dt s' Dt d' DP = = Dt s Dt d DP nh­ng i đo từ việc đo Dt s DP cho kết qủa xác so với việc đo Dt d ' nên thường xác định i từ việc đo Dt d ' : i = Dt d' BiÕt i tính a ngược lại Dt d Ví dụ: Một dung dịch chứa 8g NaOH hoà tan 1000g nước đông đặc -0,677oC HÃy xác định a Giải: Vì q= Dtđ i = Dt®’ = t®(dm) - t®(dd) = 0- (-0,677) = 0,677oC Dt® Dt® = k®.C = 1,86 = 0,372 ® a = 40 1,82-1 = 0,82 hay 82% -1 III Cân dung dịch chất điện ly yếu Hằng số điện ly Trong dung dịch chất điện ly yếu AB tồn cân sau: AB A+ + B- [A ][ B ] H»ng sè ®iƯn ly cđa ph¶n øng K = + - [AB] K phụ thuộc vào chất chất AB nhiệt độ Đối với chất định T= const K số K đặc trưng cho khả điện ly chất điện ly yếu, K lớn khả điện ly chất điện ly mạnh ngược lại Mối liên hệ K a Định luật pha loÃng Ostwald AB A+ + B- Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Ban đầu: Cân K= C C- Ca 0 Ca Ca ® α2 C K= 1-α (C)2 C - C Công thức toán học định luật pha loÃng Ostwald Từ công thức nhận thấy C nhỏ a lớn, có nghĩa dung dịch loÃng độ điện ly lớn Khi độ loÃng 1/C đ a đ ®èi víi chÊt ®iƯn ly u ë nång ®é v« loÃng coi trình điện ly hoàn toàn Có thể xác định a C khác biết K ngược lại a 1/C NÕu a < 0,05 th× 1- a » ® a2.C = K ® α= K C Dịch chuyển cân dung dịch chất điện ly u - Sù ®iƯn ly cđa chÊt ®iƯn ly yếu phản ứng thuận nghịch => cân dung dịch chất điện ly yếu tuân theo qui luật cân hoá học VD: xét cân b»ng dung dÞch CH3COOH CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ Nếu tăng thêm nồng độ ion axetat cách thêm vài tinh thể muối axetat natri theo nguyên lý dịch chuyển cân cân dịch chuyển từ phải sang trái, cho nồng độ ion axetat giảm đi, nghĩa làm giảm độ điện ly axit * Kết luận: Khi tăng nồng độ ion đồng loại với ion chất điện ly độ điện ly chất điện ly yếu giảm IV Thuyết axit- bazơ Bronsted 1.Định nghĩa axit-bazơ ỉ Axit tiểu phân (ion hay phân tử) có khả cho H+ (proton) Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học ỉ Bazơ chất có khả nhận H+ Ví dụ 1: Trong dung dịch HCl HCl + H2O = Cl- + H3O+ (1) axit1 baz¬2 baz¬1 axit2 ax1 - bz1: HCl/Cl ax2 - bz2: H3O+/H2O cặp axit bazơ liên hợp Ví dụ 2: Trong dung dÞch NH3 NH3+ H2O ⇄ NH4+ + OHbz1 ax2 ax1 bz2 ax1- bz1- NH4+/NH3 ax2- bz2- H2O/OHNhËn xét: - Định nghĩa axit bazơ có tính chất tương đối: H2O (1) bazơ (2) H2O lại axit - Độ mạnh cặp axit bazơ phụ thuộc vào chất cặp phụ thuộc vào độ mạnh cặp tồn với dung dịch - Đối với cặp axit bazơ liên hợp axit mạnh bazơ liên hợp yếu ngược lại Tích số ion nước - số hydro (pH) Nước chất điện ly rÊt yÕu, võa cã tÝnh axit vµ võa cã tÝnh baz¬: H2O + H2O ⇋ OH- + H3O+ => K C = [H O ][OH ] + - [H O] Vì H2O chất điện ly yếu => [H2O]cb ằ C H O ban đầu => K C [H O] = [H O ][OH ] = const= K = TÝch sè ion cña H O => Trong n­íc nguyªn chÊt : [H O ] = [OH ] = K + - H 2O + - H2O chØ phơ thc vµo nhiƯt ®é: K H O =10-14 ë 250C K H 2O Trong nước nguyên chất(môi trường trung tính) : [H O + ] = [OH - ] = K H O ë 250C [H O + ] = [OH - ] = K H O = 10 -14 = 10 -7 (mol / l) VËy: - Môi trường trung tính môi trường [H O + ] = [OH - ] vµ ë 250C [H O ] = 10 + - -7 M Môi trường axit môi trường [H O + ] > [OH - ] vµ ë 250C [H O + ] > 10 -7 M Môi trường bazơ môi trường [H O + ] < [OH - ] vµ ë 250C [H O + ] < 10 -7 M NguyÔn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học Hằng số điện ly axit-bazơ a Hằng số điện ly cđa axit Ka Trong dung dÞch cđa axit u HA tồn cân động sau: HA + H2O A- + H3O+ Ka = [H O ][ A ] =const ë T= const + - [HA] Ka lµ số điện ly axit nước, đặc trưng cho độ mạnh axit Ka cao axit mạnh Ka phụ thuộc vào chất axit phụ thuộc vào nhiệt độ - Axit mạnh : không dùng Ka coi a ằ - Axit yÕu ( < a < ) cã số cân Ka b Hằng số điện ly bazơ Kb Trong dung dịch bazơ yếu B tồn cân động sau B + H2O BH+ + OH- [BH ][ OH ] K = + b - [B] Kb số điện ly bazơ B, phụ thuộc vào chất bazơ nhiệt độ T= const Kb = const 4.Mối liên hệ Ka Kb cặp axit-bazơ liên hợp Xét cặp A/B liên hợp Khi hoà tan nước xảy trình điện ly sau: A + H O ⇄ B + H O+ Ka B + H2O ⇄ A + OH- Kb Ka = [B].[H O + ] [A] Kb = [A].[OH- ] [B] [ B].[H3O+ ] [A].[OH- ] Ka Kb = = [H3O+ ][ OH- ] = KH O = 10-14 ë 25 C [A] [B] o VËy cặp A-B liên hợp Ka.Kb = [H3O+][OH-] = KH2O = 10-14 Trong cỈp axit - bazơ liên hợp axit mạnh bazơ yếu ngược lại VD: K a( CH COOH ) = 1,75.10 -5 K b( CH COO - ) = 10 -14 / 1,75.10 -5 = 5,71.10 -10 > K b ( H2O ) ð - CH3COO n­íc thĨ hiƯn tÝnh baz¬ (u): CH3COO- + H2O ó CH3COOH + OH5 ChØ sè hydro - ®é pH pH = -lg[H3O+] Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hãa häc - M«i tr­êng trung tÝnh [H O + ] = 10 -7 M => pH= ë 250C - Môi trường axit có - Môi trường bazơ [H O ] > 10 [H O ] < 10 + -7 M => pH pH >7 ë 250C 3 · C¸ch xác định pH: + Xác định máy đo pH + Sử dụng giấy đo pH - Chất thị màu: Là chất thay đổi màu theo giá trị pH Thường gặp thị màu phòng thí nghiệm +Quì tím +Metyl da cam: thị môi trường axit yếu +Phenol phatalein: thị môi trường kiềm - Khoảng chuyển màu: khoảng pH màu thị biến đổi Đối với thị màu có khoảng chuyển màu xác định VD: phenolphtalein: + pH =0 8: không màu + pH =8-10 : hồng +pH =10-14 đỏ thắm Metyl da cam: + pH =0 3: hång + pH =3-4,4 : da cam + pH =4,4-14 vàng V Tính pH dung dịch axit- bazơ- muối Tính pH dung dịch axit mạnh bậc Xét dung dịch axit mạnh HA, nồng độ Ca, dung dịch tồn cân bằng: HA + H2O ® A- + H3O+ (1) ⇄ H3O+ + OH- 2H2O (2) Trong dung dịch tồn ion H3O+, OH-, A- Phương trình bảo toàn điện tích: [H O + ] = [OH - ] + [A - ] Suy ra, ta có hệ phương trình sau ìï H O + OH - = K H O í ïỵ H O + = OH - + A - = OH - + C a [ [ ][ ] ] [ ] [ ] [ ] K [ H O ] = => [H O ] + C ®[H O ] - C [H O ]- K + + H2O a + + a H2O =0 => [H O ] = + Ca + C a2 + K H2O NÕu dung dÞch cã Ca> 3,16.10-7 (M) (pH pH = -lg Ca VÝ dô: TÝnh pH dungdịch HCl 0,01M HCl axit mạnh Ca> 3,16.10-7 (M) ð pH =-lg Ca=-lg10-2=2 TÝnh pH dung dịch bazơ mạnh bậc Trong dung dịch tồn cân bằng: BOH = B+ + OH2H2O H3O+ + OHNếu dung dịch không loÃng Cb > 3,17.10-7M bỏ qua [OH-] nước điện ly [OH-] = Cb ® p(OH) = - lgCb pH + p(OH) = 14 đ pH= 14 + lgCb Nếu dung dịch loÃng Cb < 3,17.10-7M phải tính đến [OH-] nước điện ly ra, để giải dựa vào tính trung hoà điện tích tích số ion cđa n­íc [ ][ ] [ ][ ][ ][ ìï H3O+ OH- = KH2O í ïỵ OH = H3O+ + Na+ = H3O+ + Cb [ O ] KH [OH ] + C ® OH = - b [ ] ] [ ] ® OH - - C b OH- - K H2O = Giải phương trình tìm OH- đ pH VD: Tính pH cđa dung dÞch NaOH 0,01M => pH = 14+ lgCb =14-2=12 TÝnh pH cña axit yÕu bËc Axit HA có nồng độ ban đầu Ca HA + H2O ⇄ A- + H3O+ 2H2O (1) ⇄ H3O+ + OH- (2) [ ][ [ ] ][ ] [ ] [ ] [ [ ] ì H O + OH - = K H O ï H 3O + A ï ïKa = [HA ] => ta cã hƯ: í ï + = A - + OH ï H 3O ï [HA ] = C - A ợ a ] Giải phương trình bậc [H3O+] tìm pH Tuy nhiên giải phương trình bậc mà áp dụng phương pháp gần với sai số < 5% Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học * Nếu Ca.Ka 10-12 0,1 < Ca 10 Ka axit rÊt yÕu x 10-12 Ca 10 -1 = > 100 [H3O+] < < Ca -5 K a 1,8.10 CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO- + H3O+ [H O ] = + Ka Ca = 1,8.10-5.10-1 ® pH = - lg 1,8.10 -6 = 2,87 TÝnh pH cđa baz¬ yếu bậc Xét cân dung dịch bazơ yếu B (A axit liên hợp B) B + H2O ⇄ A + OH2H2O ⇄ H3O+ + OH- Lý luận tương tự trường hợp axit yếu thấy để tìm [OH - ] phải giải phương bậc Đi đến phép gần đúng: C * NÕu Cb.Kb ³ 10-12 vµ 0,1 < b < 100 xét phương trình điện ly bazơ yếu Kb B + H2O A + OH- đặt [OH-] = x bđ Cb 0 Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học cb Cb-x x x2 Kb = Cb -x x giải tìm [OH-] * NÕu Cb.Kb ³ 10-12 vµ C K > 100 b ® x = [OH ] = Cb Kb = - bazơ yếu x Kb(anion axit yếu) môi trường có pH < Nếu Ka(cation bazơ yếu) < Kb(anion axit yếu) môi tr­êng cã pH > NÕu Ka(cation baz¬ yÕu) = Kb(anion axit yếu) môi trường có pH = VÝ dơ: NH4CH3COO, NH4CH3COO ® NH4+ + CH3COO⇄ NH3 + H3O+ NH4+ + H2O CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH- Ka(NH4+) = 5,6.10-10 Kb(CH3COO-) = 5,7.10-10 Cã Ka(NH4+) = Kb(CH3COO-) nên pH = NH4 NO2 đ NH4+ + NO2 ⇄ NH3 + H3O+ NH4+ + H2O ⇄ HNO2 + OH- NO2- + H2O Ka(NH4+) = 5,6.10-10 Kb(NO2-) = 2.10-11 Cã Ka(NH4+) > Kb(NO2-) nªn pH < - Muối tạo axit mạnh bazơ mạnh không thuỷ phân: NaCl, NaClO4 - Muối axit chất lưỡng tính pH môi trường dung dịch chứa phụ thuộc vào độ mạnh tính axit hay tính bazơ Ví dụ: Dung dịch NaHCO3 lưỡng tính vì: HCO3- + H2O ⇄ H2CO3 + OH⇄ CO32- + H3O+ HCO3- + H2O Kb(HCO3-) = 2,4.10-8 Ka2(H2CO3) = 4,8.10-11 * Tính pH dung dịch muối: Nguyên tắc: Giống cách tính pH dung dịch axit yếu bazơ u VÝ dơ 1: TÝnh pH cđa dung dÞch mi MCl3 0,1M BiÕt r»ng ion M3+ cã tÝnh axit, cã số điện ly Ka = 2.10-3 nấc thủy ph©n sau cã thĨ bá qua Ka.Ca = 2.10-3.10-1 > 10-12 Ca 0,1 = < 100 nªn bá qua [H3O+] n­íc ®iƯn ly Ka 2.10-3 M3+.H2O + 2H2O ⇄ MOH2+ + H3O+ Ka = [MOH ][ H O ] = 2.10 [M ] 2+ + -3 3+ Đặt x= [H3O+] x2 Ka = = 2.10-3 ® x ® pH 0,1 - x Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thut Hãa häc VÝ dơ 2: Cho dung dÞch K2CO3 0,2M, biÕt r»ng Ka2(H2CO3) = 5,6.10-11 TÝnh pH cña dung dịch, bỏ qua nấc điện ly thứ CO32- K2CO3 ® 2K+ + CO32CO32- + HOH ⇄ HCO3- + OHCO32- bazơ liên hợp HCO3- 14 - 14 ® Kb(CO32-) = 10 = 10 -11 = 1,78 10 - Ka.Kb = 10-14 Ka 5, 10 Kb.Cb = 0,2.1,78.10-4 > 10-12 nªn bá qua sù ®iƯn ly cđa n­íc Cb 0, = > 100 K b 1,78 10 - [ ] -4 -4 ® OH = Kb Cb = 1,78.10 0,2 ® pH= 14+ lg 1,78.10 0,2 = 11,7 VÝ dô 3: TÝnh pH cña NH4NO2 10-2 M, biÕt r»ng Ka cña NH4 + lµ 6,3 10-10 vµ Kb cđa NO2- lµ 2.10-11 Vì KaC KbC lớn 10-14 nhiều nên phản ứng chủ yếu dung dịch là: NH4- + NO2- NH3 + HNO2 -2 -2 Ban đầu: 10 M 10 M 0 -2 -2 C©n b»ng: 10 -x 10 -x x x + VËy [NH4 ]=[NO2 ] vµ [NH3]=[HNO2] [NH ][ H3 O + ] cđa NH4 lµ: K a1 = [NH 4+ ] + Ta biÕt r»ng K a - - vµ K a cđa NO2 lµ: K a 2 [ H O + ][NO2 ] = [ HNO2 ] => K a K a = [ H 3O + ]2 => [ H 3O + ] = K a K a => K a = 2 -14 10 = 5.10 - ; [ H3 O + ] = 6,3.10 -10.5.10 -4 = 5,6.10 -7 M -11 2.10 => pH =6,25 6.TÝnh pH cña dung dịch axit nhiều bậc: - Đối với axit nhiều bậc nh­ H2S, H2SO3, H3PO4 sÏ ®iƯn ly theo nhiỊu nÊc, nấc mạnh nấc sau yếu dần Ví dụ: Như điện ly axit H2S H2S + H2O ⇄ HS- + H3O+ Ka1 = 10-7 ⇄ S2- + H3O+ Ka2 = 10-13 HS- + H2O Do nÊc u h¬n nhiỊu so víi nÊc nên bỏ qua điện ly nấc đưa toán tính pH axit bậc VI Cân dung dịch chất điện ly tan Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học 1.Tích số hòa tan chất điện ly tan Xét dung dịch bÃo hòa chất điện ly tan AmBn: Trong dung dịch tồn cân phần rắn không tan ion nã dung dÞch: AmBn (r) ⇄ mAn+ + nBm- ( thùc chÊt lµ AmBn (r) ⇄ AmBn dd (tan) > mAn+ + nBm- ) Kc = [An+ ]m[Bm-]n Trong trường hợp Kc đặc trưng cho tính tan chất điện ly tan gọi tích số hòa tan chất điện ly tan Ks * Định nghĩa: Tích số hòa tan chất điện ly tan tích số nồng độ ion dung dịch bÃo hoà chất điện ly tan (với số mũ hệ số tương ứng phương trình điện ly) VD: CaSO4 Ca2+ + SO42- K s ,CaSo = [Ca 2+ ][ SO42- ] Như Ks trường hợp số cân Kc, chất Ks số cân K, tính chất K áp dụng Ks - Ks phụ thuộc vào chất chất nhiệt độ Mối quan hệ tích số tan Ks độ hoà tan s Gọi s nồng độ dung dịch bÃo hoà, ví dụ dung dÞch Ag2SO4 ⇄ 2Ag+ + SO422s s K s,CaSO4 = [Ag + ]2 bh [SO - ]bh = (2s)2.s = 4s3 ® s = Ks Độ hoà tan chất điện ly tan giảm đi, thêm vào dung dịch lượng ion ®ång lo¹i VÝ dơ: Cho K s, AgI = 1,5.10-16 t = 250C Tính độ hoà tan AgI nước nguyên chất dung dịch KI 0,1M Giải: AgI Ag+ + I- (*) s Độ hoà tan cđa AgI lµ s s [ ] [] Ks,AgI = Ag+ bh I- bh = s2 ® s = K s ,AgI = 1,5.10-16 = 1,22.10-8 M Trong dung dÞch KI 0,1M KI = K+ + I0,1 0,1 Nång độ ion I- tăng lên làm cho cân (*) dịch chuyển theo chiều nghịch làm cho độ hoà tan AgI giảm xuống Gọi s độ hoà tan cđa AgI dung dÞch KI AgI ⇄ Ag+ + I- Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bách khoa Hà Nội Email: ngocthinhbk@yahoo.com Bài giảng môn Cơ sở lý thuyết Hãa häc s’ + s’ + 0,1 - K s , AgI = [ Ag ][ I ] = s' (s'+0,1) = 1,5.10 -16 V× s’