Đang tải... (xem toàn văn)
1. Thuyết điện ly 1.1. Thuyết điện ly của Arrhenius 1.2. Thuyết điện ly hiện đại 2. Chất điện ly – độ điện ly 2.1. Độ điện ly 2.2. Chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu 3. Cân bằng trong dung dịch của chất điện ly yếu 3.1. Hằng số điện ly 3.2. Sự liên hệ giữa hằng số điện ly và độ điện ly – Định luật pha loãng Ostwald 3.3. Sự chuyển dịch cân bằng ion. 4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dung dịch 5. Thuyết acidbase 5.1. Thuyết acidbase của Bronsted 5.2. Chỉ số Hydro (độ pH). 5.3. Hằng số acid, hằng số điện ly của acid 5.4. Tính pH của các dung dịch acid, base. 6. Tích số hòa tan 6.1. Khái niệm 6.2. Mối liên hệ giữa tích số tan (T) và độ tan mol (S) của chất điện ly ít tan 6.3. Sự tạo thành và hòa tan một kết tủa của chất điện ly ít tan
HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly CHƯƠNG 7: DUNG DỊCH ĐIỆN LY CHUẨN ĐẦU RA G2.2 Tính tốn loại nồng độ dung dịch Tính tốn thông số dung dịch không điện ly dung dịch điện ly G2.4 Có khả chủ động tự tìm kiếm tài liệu, tự nghiên cứu trình bày nội dung liên quan đến mơn học G3 Có khả giao tiếp văn viết G4 Vận dụng lý thuyết học để giải thích vấn đề thực tế liên quan NỘI DUNG Thuyết điện ly 1.1 Thuyết điện ly Arrhenius 1.2 Thuyết điện ly đại Chất điện ly – độ điện ly 2.1 Độ điện ly 2.2 Chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu Cân dung dịch chất điện ly yếu 3.1 Hằng số điện ly 3.2 Sự liên hệ số điện ly độ điện ly – Định luật pha loãng Ostwald 3.3 Sự chuyển dịch cân ion Trạng thái chất điện ly mạnh dung dịch Thuyết acid-base 5.1 Thuyết acid-base Bronsted 5.2 Chỉ số Hydro (độ pH) 5.3 Hằng số acid, số điện ly acid 5.4 Tính pH dung dịch acid, base Tích số hịa tan 6.1 Khái niệm 6.2 Mối liên hệ tích số tan (T) độ tan mol (S) chất điện ly tan 6.3 Sự tạo thành hòa tan kết tủa chất điện ly tan Đọc sách HĨA HỌC ĐẠI CƢƠNG (Nguyễn Đức Chung) Chƣơng 8: DUNG DỊCH từ trang 261-297 HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Thuyết điện ly Thực nghiệm cho thấy có hai khác biệt dung dịch acid, base muối với dung dịch chất tan tồn dạng phân tử (như đường, rượu,…): Ở điều kiện nồng độ nhiệt độ, dung dịch acid, base muối có áp suất bão hịa nhỏ độ hạ điểm đơng đặc độ tăng điểm sôi, độ tăng áp suất thẩm thấu lớn cần thêm hệ số điều chỉnh i (thừa số vant’ Hoff) để áp dụng định luật Raoult định luật áp suất thẩm thấu cho dung dịch chất Ví dụ : P ' P ’ = i i CRT i ix2 P0 P0 t’s = its = i x Ks x Cm t’đ = itđ = i x Kđ x Cm ' P ' t' i P t ', P’, t’ đại lượng đo từ thực nghiệm. , P, t đại lượng tính theo định luật Raoult van’t Hoff Thừa số van’t Hoff xác định thực nghiệm (i>1) Dung dịch acid, base muối có tính dẫn điện 1.1 Thuyết điện ly Arrhenius Thuyết điện ly Arrhenius để giải thích khác biệt Acid Base Muối Hòa tan vào nước Chất điện ly Sự điện ly Ion Ion dương : cation Ion âm : anion Do điện ly mà số tiểu phân thực tế dung dịch tăng lên so với số phân tử hịa tan (i>1), làm giảm áp suất bão hòa nhiều hơn, làm tăng điểm sôi làm hạ điểm đông đặc nhiều i = Số tiểu phân thực tế có mặt dung dịch Số tiểu phân hòa tan Do có mặt ion trái dấu mà đặt dung dịch vào điện trường ion chuyển dời có hướng điện cực, dung dịch điện ly có khả dẫn điện Nhược điểm: không ý đến tương tác chất tan dung môi Thuyết điện ly Arrhenius coi phân tử phân ly thành ion tự 1.2 Thuyết điện ly đại Kablukob Nguyên nhân điện ly tác dụng tƣơng hỗ chất điện ly phân tử dung môi để tạo thành ion bị solvate hóa 1.2.1 Sự điện ly hợp chất phân cực Khi hòa tan muối ăn vào nước, tác động phân tử nước phân cực, ion Na+ Cl- bứt khỏi mạng lưới tinh thể NaCl làm cho phân tử nước xoay hướng cho đầu lưỡng cực nước gần ion trái dấu Kết có phân tử nước bao quanh ion, tạo thành dạng ion hydrate hóa HĨA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Có thể biểu thị q trình điện ly muối ăn phương trình điện ly sau: NaCl (r) + (m+n) H2O Na+.mH2O + Cl-.nH2O Để đơn giản viết : NaCl Na+ + Cl1.2.2 Sự điện ly hợp chất cộng hóa trị phân cực Dưới tác dụng điện trường cực phân tử H2O gây ra, liên kết cộng hóa trị phân cực chuyển dần thành liên kết ion phân tử phân ly thành ion Ví dụ : điện ly hợp chất cộng hóa trị phân cực : HCl (k) + (m+n) H2O H+.mH2O + Cl-.nH2O Để đơn giản viết : HCl H+ + ClTóm lại, điện ly gắn liền với tƣơng tác ion dung môi Kết điện ly tạo thành ion tự mà ion hydrate hóa Chất điện ly, độ điện ly 2.1 Độ điện ly Cân điện ly: Ion hóa AB A+ + BPhân tử hóa Độ điện ly đại lượng đặc trưng cho mức độ điện ly chất n n0 01 n: Nồng độ chất điện ly hay số phân tử phân ly thành ion n0: Nồng độ chất hòa tan hay tổng số phân tử hòa tan dung dịch Độ điện ly chất tan phụ thuộc vào: chất dung môi, nồng độ nhiệt độ Quy ước, chất điện ly mạnh chất có >30%, chất điện ly yếu có hợp chất cộng hóa trị không phân cực Mối liên hệ độ phân ly hệ số van’t Hoff i: Giả sử hòa tan n0 phân tử chất điện ly có độ điện ly , v số ion mà phân tử điện ly Ion hóa Chất điện ly v ion Phân tử hóa Ban đầu Điện ly Cân n0 n0 n0 - n0 i vn0 vn0 vn0 n0 n0 (v 1) n0 Vậy i 1 v 1 Với : v số ion mà phân tử điện ly Ví dụ: Độ điện ly biểu kiến dung dịch ZnSO4 0,05 M 40% Tính áp suất thẩm thấu dung dịch 0oC ĐS: 1,57 atm Cân dung dịch chất điện ly yếu 3.1 Hằng số điện ly Khi hòa tan chất điện ly yếu AB vào nước, xảy cân : AB Ion hóa A+ + BPhân tử hóa [ A ][ B ] K [ AB] Hằng số cân K gọi số điện ly, đặc trưng cho khả điện ly chất, phụ thuộc nhiệt độ, chất chất điện ly chất dung môi Đối với dung môi, nhiệt độ xác định, chất điện ly có K lớn điện ly mạnh ngược lại HĨA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Sự chuyển dịch cân ion Sự điện ly chất điện ly yếu phản ứng thuận nghịch Cân ion hóa phân tử hóa tuân theo nguyên lý Le Chatelier Khi tăng nồng độ ion [A+] [B-] Q>Kcb, cân chuyển dịch theo chiều nghịch phía tạo thành phân tử khơng phân ly, nghĩa làm giảm độ điện ly Vậy đƣa vào dung dịch chất điện ly yếu ion đồng loại (nghĩa ion chất điện ly phân ly ra) độ điện ly giảm 3.2 Sự liên hệ số điện ly độ điện ly – Định luật pha loãng Ostwald AB Ban đầu Phân ly Cân Ion hóa Phân tử hóa A+ + B- C0 C0C0C0 C - C0 C0C0 C C0 K C0 C0 K C0 2 1 Định luật pha loãng Ostwald Nếu < 5%), với mức độ không cần xác lắm, coi (1- Do đó: K=C2 K C Dung dịch lỗng độ điện ly lớn Sau tính tốn thấy >5% phải tính lại cơng thức định luật pha lỗng Ostwald Ví dụ : Trong dung dịch nồng độ 0,1M , độ điện ly acid acetic 1,32% Ở nồng độ dung dịch để độ điện ly 90% ĐS : 2,15.10-6 Trạng thái chất điện ly mạnh dung dịch Trong dung dịch chất điện ly mạnh, ion gần đưa đến xuất lực hút, đẩy tương hỗ chúng Do lực ion bao quanh lớp hình cầu ion ngược dấu gọi ‘khí ion’, cịn xa lớp ion dấu Trong chuyển động nhiệt, ion trung tâm có xu hướng muốn tách khỏi khí xung quanh nó, khí bị biến dạng trở nên khơng đối xứng Một phía quanh ion trung tâm dư điện tích ion ngược dấu nên cản trở chuyển động ion trung tâm Như vậy, ion dung dịch chất điện ly mạnh chuyển động không hoàn toàn tự Khi đặt dung dịch điện ly vào điện trường, ion chuyển theo hai HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly chiều ngược nhau: ion bứt khỏi khí ion chạy điện cực trái dấu, khí ion có xu hướng kéo ion theo chiều ngược lại làm giảm tốc độ di chuyển ion, nghĩa độ dẫn điện dung dịch giảm Độ điện ly xác định phương pháp đo độ dẫn điện dung dịch (gọi độ điện ly biểu kiến - độ điện ly thực) tất phải nhỏ Ngoài ra, lực hút tĩnh điện cation anion lại gần nhau, chúng kết hợp với thành cặp ion Điều làm giảm số tiểu phân dung dịch, đó, làm giảm độ dẫn điện dung dịch Khi nói độ điện ly biểu kiến NaCl 80% có nghĩa có 80% ion tự cịn 20% ion tương tác tĩnh điện Vậy nồng độ ion đặc trưng cho tính chất dung dịch Do người ta dùng hoạt độ (a, nồng độ hiệu dụng) để thay nồng độ (C) a=fxC f: hệ số hoạt độ Trong dung dịch loãng chất điện ly yếu, tương tác ion không đáng kể, f = 1, hoạt độ với nồng độ, a = C Trong dung dịch đậm đặc chất điện ly yếu dung dịch chất điện ly mạnh, có tương tác ion nên f < 1, hoạt độ nhỏ nồng độ, a < C Thuyết acid-base 5.1 Thuyết acid – base Bronsted Acid tất tiểu phân có khả cho proton H+, base tất tiểu phân có khả nhận proton H+ Khi cho proton, acid tạo thành base liên hợp với nó, nhận proton, base tạo thành acid liên hợp với Với cặp acid-base liên hợp, acid mạnh base liên hợp với yếu nhiêu Chuyển H+ H–A + B acid base A– + H–B+ base acid liên hợp liên hợp Ví dụ : HCl + H2O Cl- + H3O+ acid base base acid liên hợp liên hợp NH4+ + H2O acid base NH3 + base liên hợp H3O+ acid liên hợp H2O + CH3COO- OH- + CH3COOH acid base base acid liên hợp liên hợp 5.2 Chỉ số Hydro (độ pH) Nước nguyên chất điện ly theo phương trình sau : H2O + H2O H3O+ + OHNƣớc tinh khiết mang tính chất lƣỡng tính, vừa có tính chất acid vừa có tính chất base HĨA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Có thể viết đơn giản sau: H2O H+ + OHỞ trạng thái chuẩn nước có hoạt độ đơn vị, số cân phản ứng tự ion hóa có tên tích số ion nước, KH2O = [H+][OH-] Ở 25oC, KH2O = [H+][OH-] = 10-14 Cân điện ly H2O luôn tồn nước nguyên chất dung dịch nước Trong nước nguyên chất dung dịch trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M pH=7 Trong dung dịch acid có môi trường acid: [H+] > [OH-] pH < + Trong dung dịch base có mơi trường base : [H ] < [OH ] pH > Chỉ số hidro, pH với quy ước: pH = -lg[H+] Một cách tương tự, người ta định nghĩa : pOH = -lg [HO-] Vì [H+] [HO-] = 10-14 Suy ra: pH + pOH = 14 5.3 Hằng số acid Xét cặp acid-base liên hợp dung môi nước: HA + H2O A+ H3O A + H2O HA + OH Hằng số điện ly acid HA: Hằng số điện ly base A [H O ] [A ] [HA] [OH ] K HA K A [HA] [H 2O] [A ] [H 2O] Hằng số acid acid HA Hằng số base base A [H O ] [A ] [HA] [OH ] K a K HA [H 2O] K b K A [H 2O] [HA] [A ] Ka Kb [H3O ] [A ] [HA] [OH ] [H3O ] [OH ] [HA] [A ] K a K b K H O 1014 Định nghĩa pKa = -lgKa pKb = -lgKb Như vậy, cặp acid–base liên hợp: pK a pK b pK H2O 14 HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Đối với acid: Ka lớn (hay pKa nhỏ) acid mạnh base liên hợp yếu, ngược lại Đối với base: Kb lớn (hay pKb nhỏ) base mạnh acid liên hợp yếu, ngược lại Hằng số acid Ka số base Kb phụ thuộc vào chất acid, base phụ thuộc vào nhiệt độ 5.4 Tính pH dung dịch acid, base Để tính pH dung dịch cần phải tính nồng độ [H3O+] (để đơn giản thường thể [H+]) dung dịch Lưu ý H+ tham gia vào trình điện ly acid, base vào trình điện ly nước Tùy theo độ mạnh acid-base (biết thông qua giá trị Ka), nồng độ acid base mà trình điện ly nước có ảnh hưởng đến pH dung dịch hay khơng 5.4.1 Tính pH dung dịch acid mạnh: Các acid mạnh phân ly hoàn toàn dung dịch Xét dung dịch acid mạnh HA có nồng độ đầu CA lớn (CA >>10-7) Bỏ qua [H+] điện ly H2O Ta có: HA A- + H+ Ban đầu CA Điện ly CA CA CA Cân CA CA [H ] CA pH lgCA Nếu nồng độ CA lỗng, cần tính thêm [H+] điện ly nước: HA A- + H+ H2O OH- + H+ Ta có : [A-] = CA (Do HA phân ly hoàn toàn) K H 2O [OH ] [H ] [H+] = CA + [OH-] Do đó: KH O [ H ] C A 2 [H ] [H+]2 - CA[H+] - KH2O = (lấy nghiệm dương) Ví dụ : Tính nồng độ H+ độ pH dung dịch HNO3 0,1M 10-6M HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly 5.4.2 Tính pH dung dịch base mạnh Các base mạnh phân ly hoàn toàn dung dịch Xét dung dịch base mạnh B có nồng độ đầu CB (CB >>10-7) Bỏ qua [H+] điện ly H2O Ta có: BOH B+ + OHBan đầu CB Điện ly CB CB CB Cân CB CB [OH ] CB pOH lgCB pH=14-pOH=14+lgCB Nếu nồng độ CB lỗng, cần tính thêm [OH-] sinh từ điện ly nước: BOH B+ + OHH2O H+ + OHTa có : [B+] = CB (Do BOH điện ly hoàn toàn) K H 2O [OH ] [H ] [OH-] = CB + [H+] Do đó: K H 2O CB [ H ] [H ] [H+]2 + CB[H+] - KH2O = (lấy nghiệm dương) Ví dụ : Tính nồng độ H+ độ pH dung dịch KOH 0,5M 10-6M 5.4.3 Tính pH dung dịch acid yếu Các acid yếu phân ly khơng hồn tồn Xét dung dịch acid yếu HA có nồng độ đầu CA (CA >>10-7) Bỏ qua [H+] điện ly H2O Ta có: H A Ka HA A- + H+ HA Ban đầu CA Điện ly x x x Cân CA - x x x H x2 Do : K a C A x C A H (*) HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Nếu acid yếu (Ka nhỏ) nồng độ acid không nhỏ nên CA >> [H+] : H Ka CA [ H ] K a CA pH = ½ (pKA -lgCA) Nếu nồng độ acid nhỏ từ (*) suy phương trình bậc 2, giải phương trình để xác định [H+]: [H+]2 + Ka[H+] - KaCA = (lấy nghiệm dương) pH dung dịch acid nhiều bậc: Các acid nhiều bậc điện ly theo nhiều nấc, nấc mạnh nhất, nấc sau yếu dần H2S HS - HS + H H HS Ka 107 H2S S H S Ka 1013 HS - 2- + + + H Việc tính tốn pH dung dịch acid phức tạp Tuy nhiên nhiều trường hợp điện ly nấc thứ hai yếu nấc thứ nhiều nên gần bỏ qua điện ly nấc thứ hai, ba,… Ví dụ : Tính nồng độ H+ độ pH dung dịch CH3COOH 0,1M, biết nhiệt độ khảo sát, acid acetic có độ điện ly = 1,33% Ví dụ : Một dung dịch acid HCOOH nước có pH = Hãy tính nồng độ mol/lít acid biết số điện ly nhiệt độ khảo sát 2,1.10-4 ĐS : 5,76.10-3 M 5.4.4 Tính pH dung dịch base yếu Các base yếu phân ly khơng hồn tồn Xét dung dịch base yếu BOH có nồng độ ban đầu CB (CB>>10-7) Bỏ qua [OH-] điện ly H2O Ta có: B OH Kb BOH B+ + OH B Ban đầu CB Điện ly x x x Cân CB - x x x Do : OH x2 Kb CB x CB OH (**) 10 HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Nếu base yếu (Kb nhỏ) nồng độ base không nhỏ nên CB >> [OH-]: OH Kb CB [OH ] Kb CB pH = 14 - ½ (pKb –lgCB) Nếu nồng độ base nhỏ từ (**) suy phương trình bậc 2, giải phương trình để xác định [OH-]: [OH-]2 + Kb[OH-] - KbCB = (lấy nghiệm dương) Ví dụ : Tính nồng độ OH- , pH phần trăm ion hóa dung dịch NH3 0,2M Biết số base NH3 25oC Kb = 1,8.10-5 ĐS : pH = 11,28 , = 0,95% Tích số hịa tan 6.1 Khái niệm Xét hòa tan chất điện ly tan PbI2 Trong dung dịch bão hịa PbI2, có cân sau: PbI2 (r) Pb2+ (dd) + 2I- (dd) Hằng số cân trình : K= [Pb2+][I-]2 K đặc trưng cho tính tan chất điện ly gọi tích số hịa tan, ký hiệu T Trong trường hợp tổng quát, chất điện ly tan AmBn, ta có: AmBn (r) mAn+ (dd) + nBm– (dd) TA mBn [A n ] m [Bm ] n Tại nhiệt độ không đổi, dung dịch bão hịa chất điện ly tan, tích nồng độ ion với số mũ theo hệ số cân phƣơng trình phản ứng số, có tên tích số tan T T phụ thuộc chất chất điện ly tan nhiệt độ 6.2 Mối liên hệ tích số tan (T) độ tan mol (S) chất điện ly tan AmBn (r) mAn+ (dd) + nBm– (dd) S mS nS Độ tan S, nồng độ dung dịch bão hòa, đơn vị : mol/lit (M) [ A n ] [ B m ] m n n [A ] m SA mBn [Bm ] n SA mBn SA mBn TA mBn [A n ] m [Bm ] n TA mBn mm nn SmA mBnn điều kiện nhƣ nhau, chất có tích số tan T nhỏ tan (S nhỏ) 11 HÓA ĐẠI CƯƠNG Chương 7: Dung dịch điện ly Ví dụ : Tích số hịa tan Ag2SO4 7.10-5 Tính độ hịa tan bạc sulfat biểu diễn mol/lit g/lít ĐS : 2,6.10-2 mol/lít ; 8,1g/lít Ảnh hưởng ion dung dịch đến độ hòa tan S chất điện ly Trường hợp tổng quát tích số tan tính theo hoạt độ: AmBn (r) mAn+ (dd) + nBm– (dd) S mS nS TA m Bn f Am [A n ] m f Bn [Bm ] n mmnnS(mn) f A(mBn) m n S ( m n ) TAm B m mm n n f A(mmBnn ) Ảnh hƣởng ion khác loại: thêm chất lạ khơng có ion chung với chất điện ly, làm tăng lực ion, đưa đến giảm hoạt độ, làm tăng độ tan S chất điện ly - Ảnh hƣởng ion loại: có mặt ion loại với ion chất điện ly, cân điện ly dịch chuyển theo chiều nghịch làm giảm độ tan S chất điện ly (trường hợp hệ số hoạt độ thay đổi không đáng kể so với thay đổi nồng độ ion chung) 6.3 Sự tạo thành hòa tan kết tủa chất điện ly tan: AmBn (r) mAn+ (dd) + nBm– (dd) - QA m Bn [A n ] m [Bm ] n [An+] [Bm-] thời điểm xác định Nếu Q > T , G>0, cân chuyển dịch theo chiều nghịch tạo kết tủa (dung dịch bão hòa) Nếu Q < T , G