BÀI GIẢNG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY

Chương 9. Dung dịch điện ly CHƯƠNG 9. DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY 9.1. Chất điện ly – Định luật Ostwald 9.1.1.Sự điện ly - Tính bất thường của dung dịch các acid, base, muối Khi nghiên cứu tính chất của acid, base, muối, người ta thấy chúng có đặc điểm khác với dung dịch các chất tan tồn tại dưới dạng phân tư (đường, rượu…) Ở cùng điều kiện nồng độ và nhiệt độ, dung dịch acid, base và muối có áp suất hơi bão hoà nhỏ hơn và do đó có độ hạ điển đông đặc và độ tăng điểm sôi, độ tăng áp suất thẩm thấu lớn hơn. Để áp dụng được các định luật Raoult và định luật áp suất thẩm thấu cho dung dịch của những chất trên, nhà khoa học Van’t Hoff phải đưa thêm hệ số điều chỉnh i (gọi là thừa số Van’t Hoff) với i > 1. Thừa số Van’t Hoff được xác định bằng thực nghiệm. Với dung dịch các chất khác nhau, thừa số i có giá trị khác nhau; tuy nhiên trong mọi trường hợp khi dung dịch càng loãng thì giá trị của i càng gần với các số nguyên dương. Dung dịch acid, base, muối có tính dẫn điện. -Sự điện ly Hiện tượng phân tử của nhiều chất tan trong nước bị phân ly thành ion gọi là sự điện ly. Ví dụ: Nước nguyên chất, rắn NaCl không dẫn điện , nhưng dung dịch nước muối NaCl lại dẫn điện. Vậy sự điện ly trong nước là sự phân ly của các phân tử chất tan thành ion dưới tác dụng của các phân tử nước. Một cách tổng quát có thể nói : “Sự điện ly là sự phân ly của chất tan thành ion dưới tác dụng của các phân tử của dung môi có cực”. 9.1.2. Chất điện ly Chất điện ly là chất khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân ly nhiều hay ít thành các ion. Nguyên nhân của sự phân ly phân tử thành ion trong nước là do tương tác giữa chất điện ly và các phân tử có cực của nước để tạo thành các ion hydrat hóa. Ví dụ: NaCl + aq  Na + .aq + Cl - .aq (trong đó aq: lượng nước không xác định) Để đơn giản cách viết trong nhiều trường hợp có thể bỏ qua các phân tử nước trong phương trình phân ly. Ví dụ: NaCl  Na + + Cl - 9.1.2.1. Độ điện ly Trong nhiều trường hợp, không phải tất cả các chất tan có trong dung dịch đều điện ly. Để đặc trưng cho mức độ điện ly của các phân tử chất tan, người ta đưa ra khái niệm độ điện ly, ký hiệu là . Định luật Ostwald: “Độ điện ly ( α ) của một chất điện ly yếu là tỉ số giữa số phân tử chất tan bị ion hóa trên tổng số phân tử chất tan có trong dung dịch”. -116- pl c N N α = Chương 9. Dung dịch điện ly (9.1) trong đó : - N pl là số phân tử chất tan bị phân ly thành ion - N c là số phân tử chất hòa tan có trong dung dịch. Ví dụ: Trong dung dịch CH 3 COOH 0,1M , cứ 100 mol hòa tan có 1,32 mol phân ly thành ion , thì độ điện ly của nó 1,32%. Giới hạn của độ điện ly : 1o α < ≤ ( chất điện ly mạnh có  = 1, chất điện ly yếu có  < 1). Theo định nghĩa của độ điện ly có thể suy ra rằng độ điện ly của các hợp chất ion phải bằng một (=1) vì ngay trong trạng thái rắn các nguyên tử tạo thành hợp chất loại này nằm dưới dạng ion (ví dụ ion NaCl rắn tạo bởi sự sắp xếp có quy luật xác định của các ion Na + và Cl - ), tuy nhiên các kết quả thực nghiệm cho thấy  của các chất này luôn nhỏ hơn 1 và có giá trị nằm trong khoảng 1 >  > 0,3. • Chất điện ly mạnh là chất khi tan trong nước tất cả các phân tử hòa tan phân ly thành các ion Các acid mạnh, base mạnh và hầu hết các muối là các chất điện ly mạnh. Để chỉ sự điện ly mạnh, trong phương trình phân ly người ta ghi mũi tên một chiều giữa phân tử hòa tan và các ion đựơc tạo thành. Ví dụ: NaCl là chất điện ly mạnh. NaCl → Na + + Cl - • Chất điện ly yếu là chất khi tan trong nước chỉ một phần các phân tử hòa tan phân ly thành ion. Các acid yếu , base yếu và một số muối là các chất điện ly yếu. Trong dung dịch chất điện ly yếu, các phân tử không phân ly nằm cân bằng động với các ion tạo thành chúng. Để biểu thị cân bằng này trong phương trình phân ly người ta dùng hai mũi tên trái chiều nhau giữa phân tử hòa tan và các ion được tạo thành. Quá trình phân ly chất điện ly yếu là thuận nghịch, nên nó tuân theo mọi định luật về cân bằng hóa học. Trạng thái cân bằng giữa các phân tử và ion được gọi là cân bằng ion. Ví dụ: CH 3 COOH là chất điện ly yếu CH 3 COOH  CH 3 COO - + H + (dạng a) hay CH 3 COOH + H 2 O  CH 3 COO - + H 3 O + ( dạng b) Với chất điện ly yếu CH 3 COOH trong dung dịch ta có một hỗn hợp gồm CH 3 COO - , H + ( hay H 3 O + ) và phân tử CH 3 COOH chưa bị điện ly. Sự phân loại thành các chất điện ly mạnh và yếu chỉ là tương đối, vì độ điện ly của một chất điện ly còn phụ thuộc vào nồng độ. Chất điện ly yếu có thể phân ly gần như hoàn toàn ở nồng độ rất loãng. 9.1.2.2. Độ điện ly biểu kiến Đối với chất điện ly mạnh =1, nhưng bằng thực nghiệm người ta luôn xác định được giá trị  < 1, chỉ khi dung dịch rất loãng mới đo được  = 1. Hiên tượng này được giải thích như sau. Trong dung dịch loãng, khoảng cách giữa các ion lớn. Nên sự tương tác tĩnh điện giữa các ion là không đáng kể. Nhưng trong dung dịch không đủ loãng, các ion ở gần nhau gây nên lực hút và lực đẩy giữa các ion. Mỗi ion được bao quanh bằng những ion trái dấu tạo thành “khí quyển ion”. “Khí quyển ion” ngăn trở sự -117- Chương 9. Dung dịch điện ly chuyển động tự do của các ion, ảnh hưởng đến tính chất của dung dịch theo chiều giống như sự kết hợp một phần các ion thành các phân tử, nghĩa là theo chiều “giảm” độ điện ly. Do đó giá trị độ điện ly đo được nhỏ hơn một và được gọi là độ điện ly biểu kiến , nghĩa là không phải độ điện ly thực của chất điện ly, nhưng nó phản ánh được tính chất của dung dịch chứa nó. 9.1.2.3. Xác định độ điện ly Do hiện tượng điện ly, một phân tử phân ly thành hai hoặc nhiều hơn hai ion làm số tiểu phân trong dung dịch tăng lên, nên để áp dụng các định luật Raoult 1, Raoult 2 và Van ‘ t Hoff cho các dung dịch lỏng loãng, điện ly, Van’t Hoff đề nghị cần bổ sung vào các biểu thức ở chương 8 (8.11), (8.12), (8.13) và (8.16) một thừa số ký hiệu là i cho biết giá trị thực nghiệm lớn hơn bao nhiêu lần so với tính theo các công thức cho các dung dịch không điện ly: (9.2) Trong đó: - P 1 ’, ∆t’ s , ∆t’ đ, π ’ là các đại lượng đo thực tế - P 1 , ∆t s , ∆t đ, π là các đại lượng tính lý thuyết dựa trên các biểu thức (8.11), (8.12), (8.13) và (8.16) - i là một thừa số gọi là hệ số đẳng trương (hay hệ số Van’t Hoff) được xác định bằng thực nghiệm. Từ các công thức trong (9.2) rút ra hệ số đẳng trương (Van’t Hoff) của một dung dịch được tìm qua thực nghiệm thông qua đo một trong bốn đại lượng P 1 ’, ∆t’ s , ∆t’ đ, π ’ và áp dụng vào các biểu thức sau: (9.3) Nguyên nhân của các tính chất bất thường của dung dịch chất điện ly là do các phân tử chất điện ly phân ly thành các ion làm số phân tử (số ion được tạo thành và số phân tử không phân ly) tăng lên. Chính độ giảm áp suất hơi trên mặt dung dịch, độ tăng nhiệt độ sôi, độ giảm nhiệt độ đông đặc và áp suất thẩm thấu của dung dịch phụ thuộc vào nồng độ của các phân tử này, nên chúng đều tăng lên. Từ đó có thể tính i như sau: i = Số phân tử trong dung dịch / số phân tử hòa tan (9.4) Ví dụ: Độ điện ly biểu kiến của KCl trong dung dich chứa 0,2 mol KCl trong 1000g nước là 0,82. Tính hệ số Van’t Hoff i và nhiệt độ bắt đầu đông đặc của dung dịch, biết K đ của nước là 1,86. Giải: Số mol KCl “phân ly” thành ion: 0,2 . 0,82 = 0,164 mol Số phân tử KCl được coi là không phân ly: 0,2 - 0,164 = 0,036 mol -118- P’ 1 = i .P 1 = i P o N 1 ∆t’ s = i . ∆t s = i K s . C m ∆t’ đ = i . ∆t đ = i K đ . C m π ’= i. π = C M .RT ' ' ' 1 1 ' s d s d t tP i P t t π π ∆ ∆ = = = = ∆ ∆ Chương 9. Dung dịch điện ly Tổng số mol ion K + và Cl - “tạo thành” trong dung dịch (một mol KCl phân ly thành một mol K + và một mol Cl - ): 0,164 . 2 = 0,328 Từ đo i = 0,328 0,036 1,82 0,2 + = ∆t’ đ = i. ∆t đ = i.K đ .C m = 1,82 . 1,86 . 02 = 0,677 o C ∆t’ đ = t o đ dung môi - t o đ dung dịch = 0,677 o C Vậy nhiệt độ bắt đầu đông đặc của dung dịch: t o đ dung dịch = t o đ dung môi - ∆t’ đ = 0 0 C - 0,677 o C = - 0,677 o C 9.1.2.4. Công thức tính độ điện ly Độ điện ly được tính theo công thức: (9.5) Trong đó m là số ion được tạo ra từ một phân tử khi phân tử này điện ly. Ví dụ NaCl có m = 2, MgCl 2 có m = 3. Ví dụ: Xác định độ điện ly của dung dịch chứa 2g acid floric (HF) trong 1000 g nước, biết dung dịch động đặc ở nhiệt độ –0,203 o C. (Cho hằng số nghiệm đông của nước K đ = 1,86). Giải: Trước hết cần tính hệ số Van’t Hoff ' d d t i t ∆ = ∆ Ta có t’ đ = t o đ dung môi nguyên chất - t o đ dung dịch = 0 -(-0.203) = 0,203 o C t đ = K đ . C m theo (8.11) , ta cần tính nồng độ molan C m theo (8.2) C m = bM a . .1000 = 1000.2 0,1 20.1000 = Suy ra t đ = K đ . C m = 1,86 . 0,1 = 0,186 Thay các số liệu t đ , t’ đ vào hệ số Van’t Hoff i: ' d d t i t ∆ = ∆ = 0,203 1,09 0,186 = Đưa i vào công thức (8.4): 1 1 i m α − = − = 1,09 1 0,09 2 1 − = − 9.1.2.4. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly Độ điện ly của chất tan phụ thuộc vào bản chất dung môi , bản chất chất tan, nhiệt độ và nồng độ của chất tan. Trong đa số trường hợp độ điện ly tăng khi nhiệt độ của dung dịch tăng lên. Dung môi càng có cực thì chất tan điện ly càng mạnh. 9.2. Thuyết acid-base -119- 1 1 i m α − = − Chương 9. Dung dịch điện ly Hiện tại tồn tại một số thuyết acid-base. Trong phần này ta chỉ xét thuyết Arrhénius và Bronsted-Lowry. 9.2.1. Thuyết acid-base của Arrhénius Acid là hợp chất chứa hydro, khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân ly ra các ion hydro H + . Ví dụ: CH 3 COOH  CH 3 COO - + H + Base là hợp chất chứa nhóm OH, khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân ly ra các ion OH - . Ví dụ: NaOH  Na + + OH - Thuyết acid-base của Arrhénius giải thích được tính chất acid và base của nhiều chất trong dung môi nước. Tuy nhiên nó không áp dụng được cho các chất trong dung môi không nước. Hơn nữa nhiều chất mà phân tử của chúng không chứa nhóm OH, nhưng vẫn thể hiện tính chất base trong nước, như NH 3 , các amin, thì thuyết Arrhénius không giải thích được. 9.2.2. Thuyết acid-base của Bronsted-Lowry Acid là tiểu phân (phân tử hay ion) có khả năng cho proton H + , base là tiểu phân (phân tử hay ion) có khả năng nhận proton H + . Ví dụ: CH 3 COOH + H 2 O  CH 3 COO - + H 3 O + Acid 1 Base 1 Base 2 Acid 2 Trong phản ứng trên CH 3 COOH nhường H + cho H 2 O nên CH 3 COOH là acid, còn H 2 O nhận H + nên H 2 O là base. Theo phản ứng nghịch thì CH 3 COO - nhận H + của H 3 O + nên CH 3 COO - là base, còn H 3 O + nhường H + cho CH 3 COO - , nên H 3 O + là acid. Vậy một acid (ví dụ CH 3 COOH) khi nhường H + đi thì phần còn lại của nó (ion CH 3 COO - ) trở thành một base, còn một base (vídụ, H 2 O) khi nhận H + , nó trở thành một acid (ion H 3 O + ). Từ đó xuất hiện cặp acid-base liên hợp. Ví dụ, trong phản ứng trên ta có hai cặp acid-base liên hợp là: CH 3 COOH/ CH 3 COO - và H 3 O + / H 2 O. Một số ví dụ khác: NH 3 + HOH  NH 4 + + OH - Base 1 Acid 2 Acid 1 Base 2 Hai cặp acid-base liên hợp là :NH 4 + /NH 3 và H 2 O/OH - . CH 3 COOH + NH 3  CH 3 COO - + NH 4 + Acid 1 Base 2 Base 1 Acid 2 Các cặp acid-base liên hợp là: CH 3 COOH/ CH 3 COO - và NH 4 + /NH 3 . CH 3 COO - + HOH  CH 3 COOH + OH - Base 1 Acid 2 Acid 1 Base 2 Cặp acid – base liên hợp : CH 3 COOH/ CH 3 COO - và H 2 O/OH - . NH 4 + + H 2 O  NH 3 + H 3 O + Acid 1 Base 2 Base 1 Acid 2 Cặp acid – base liên hợp : NH 4 + /NH 3 và H 3 O + /H 2 O. Phản ứng cho nhận proton được gọi là các phản ứng acid – base. Các phản ứng giữa acid và base, giữa dung dịch acid và base không tan hoặc oxyt base không tan đều thuộc loại phản ứng acid-base. 9.3. Hằng số điện ly (hằng số ion hóa) -120- Chương 9. Dung dịch điện ly Các chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn trong dung dịch, còn các chất điện ly trung bình và yếu chỉ phân ly một phần, nghĩa là trong dung dịch của chất điện ly trung bình và yếu có một cân bằng: A m B n  mA n+ + nB m- (9.6) Theo định luật Guldberg – Waage, chúng ta có thể viết biểu thức cân bằng cho hệ cân bằng điện ly thuận nghịch : (9.7) Trong đó: - K dl là hằng số điện ly; - [A n+ ], [ B m- ] là nồng độ ion gam của các ion A n+ và B m- ( ion.g/lit); - [A m B n ] là nồng độ mol của các phân tử A m B n không phân ly (mol/lit). Hằng số điện ly của chất tan phụ thuộc vào bản chất dung môi, bản chất chất tan và nhiệt độ. Khác với độ điện ly, hằng số điện ly không phụ thuộc vào nồng độ. Trong đa số trường hợp khi nhiệt độ tăng thì hằng số điện ly tăng . Dung môi càng có cực thì hằng số điện ly càng lớn. Ví dụ: Xét chất điện ly yếu CH 3 COOH, ta có cân bằng sau: CH 3 COOH  CH 3 COO - + H + (dạng a) hay CH 3 COOH + H 2 O  CH 3 COO - + H 3 O + (dạng b) Theo định luật tác dụng khối lượng, hằng số cân bằng của phản ứng điện ly CH 3 COOH (dạng b) được viết như sau: K’ = [ ] [ ] - 3 3 3 2 CH COO H O CH COOH H O +         Nếu dung môi là H 2 O, nồng độ của nước được xem như không đổi nên ta đặt K = K’[H 2 O] = [ ] - 3 3 3 CH COO H O CH COOH +         Với cân bằng đơn giản (dạng a), hằng số cân bằng được viết: K = [ ] - 3 3 CH COO H CH COOH +         Nhận xét khi K càng lớn, nồng độ cation và anion càng lớn, chất điện ly càng mạnh. 9.4. Mối quan hệ giữa hằng số điện ly (k đl ) và độ điện ly ( ) Xét chất điện ly yếu AB có nồng độ ban đầu là C, độ điện ly là α AB  A + + B - Ban đầu C 0 0 Điện ly Cα Cα Cα Cân bằng C-Cα Cα Cα Ta có độ điện ly α = [ ] o A AB +     = [ ] o B AB +     Ở trạng thái cân bằng, ta được: [A + ] = [B - ] = C. α [AB] = C - C.α = C(1- α) -121- [ ] [ ] [ ] n m m n dl m n A B K A B + − = Chương 9. Dung dịch điện ly Hằng số cân bằng: K = [ ] A + − Β ΑΒ         = . . . (1 ) C C C α α α − = 2 . 1 C α α − (9.8) Với chất điện ly yếu, α rất nhỏ so với 1 nên có thể xem 1-α ≈ 1, do đó hệ thức K trở thành: K = C.α 2 hay (9.9) (9.9) cho thấy khi nồng độ C giảm, hệ số điện ly α tăng và chất điện ly yếu bị ion hóa nhiều hơn. Nếu nồng độ của các ion A + và B - trong dung dịch là như nhau, ta có: [A + ] = [B - ] = α. C M = . . M M M K C K C C = (9.10) Ví dụ: Tính nồng độ ion H + trong dung dịch Hypoclorơ HOCl 0,1M ( K đl = 5.10 - 8 ). Giải: Độ điện ly α = C K = 8 4 5.10 0,1 7.10 − − = Nồng độ ion H + trong dung dịch Hypoclorơ : Cách 1: dùng (9.9) [H + ] = α. C M = 7.10 -4 . 0,1 = 7.10 -5 mol/lit. Cách 2: dùng (9.10) [H + ]= . M K C = 8 5 5.10 .0,1 7.10 /mol lit − − = . 9.5. Sự phân ly của nước – pH của dung dịch 9.5.1. Sự phân ly của nước Nước không nguyên chất dẫn điện mạnh là do sự hiện diện của các ion hòa tan trong nước (Cl - , SO −2 4 , Fe 3+ , Na + …). Tuy nhiên dù nước có thật nguyên chất vẫn dẫn điện một phần dù rất yếu. Sự kiện này chứng tỏ nước tinh chất cũng chứa một số ion do sự tự phân ly của nước. H 2 O  H + + OH - hay 2H 2 O  H 3 O - + OH - Hằng số cân bằng + - 2 [H ].[OH ] K = [H O] Vì [H 2 O] = 18 1000 = 55 được xem như không đổi nên ta có thể viết: K w = K[H 2 O] = [H + ].[OH - ] Tích số K w = [H + ][OH - ] là một hằng số ở một nhiệt độ xác định, được gọi là tích số ion của nước. K w là một hằng số chỉ phụ thuộc nhiệt độ . Ví dụ ở các nhiệt độ khác nhau, K w có các giá trị như sau: t 0 C K w -122- K = 2 . 1 C α α − α = C K Chương 9. Dung dịch điện ly 0 1,2 . 10 -15 25 10 -14 100 5,8 . 10 -13 Phần lớn các phản ứng hóa học được thực hiện ở 25 0 C nên ta chọn: [H + ].[OH - ] = 10 -14 (9.11) (9.11) áp dụng cho nước tính chất, dung dịch acid hay base ở 25 0 C. 9.5.2. pH của dung dịch 9.5.2.1. Khái niệm về pH Với H 2 O nguyên chất ở 25 0 C ta có [ ] [ ] −7−+ 10 = ΟΗ = H Môi trường có tính acid khi [ ] −7+ 10 >H , môi trường có tính base khi [ ] −7− 10 >OH . Vì những lũy thừa tương đối phức tạp nên để xác định tính acid, base hay trung hòa của môi trường, ta dùng một đại lượng khác là pH. (9.12) * Với môi trường trung hòa: pH = lg [ ] + H 1 = lg 7 10 1 − = 7 * Với môi trường acid: [ ] 7 10H −+ > hay [ ] 7−+ 10 1 < H 1 ⇒ pH = lg [ ] < + H 1 lg 7 10 1 − = 7 hay pH < 7 * Với môi trường base [ ] −7− 10 > OH hay [ ] H + −7 < 10 ⇒ pH = lg [ ] > + H 1 lg 7 10 1 − = 7 hay pH > 7 Vậy nếu dùng pH để biểu thị đặc tính của môi trường thì ở 25 o C : pH= 7: môi trường trung tính pH< 7: môi trường acid pH > 7: môi trường kiềm. Thang pH 9.5.2.2. Khái niệm pOH Tương tự như pH, pOH có định nghĩa như sau: (9.13) -123- pH = lg [ ] + H 1 = -lg [ ] + H 0 7 14 acid ⇓ trung hòa base pOH = lg [ ] − OH 1 = -lg [ ] − OH Chương 9. Dung dịch điện ly Do K w = [ ] [ ] −+ ΟΗ H = 10 -14 nên hệ thức liên hệ: -lg [ ] + H . - lg [ ] − OH = -lg10 -14 hay (9.14) Người ta đo pH của dung dịch bằng một dụng cụ đặc biệt gọi là pH kế. Ngoài ra còn dùng giấy pH – là giấy có tẩm hóa chất mà màu thay đổi theo trị số pH. 9.6. Cách tính pH của dung dịch acid hoặc base Trong phần này ta chỉ tính pH của dung dịch acid một bậc, base một bậc mà khi hòa tan trong nước chỉ tồn tại một cân bằng hóa học. 9.6.1. Acid mạnh hoặc base mạnh (tức là các acid, base ion hóa hoàn toàn trong dung dịch) Ví dụ: NaOH là một base mạnh NaOH  Na + + OH - Tính pH từ hệ thức pH = lg [ ] + H 1 = -lg [ ] + H hay pH = 14 + lg[OH - ] (9.15) 9.6.2. Acid yếu hoặc base yếu Là acid hoặc base chỉ ion hóa một phần trong dung dịch. Ví dụ: - acid yếu: CH 3 COOH  CH 3 COO - + H + - base yếu: NH 4 OH  NH + 4 + OH - 9.6.2.1. Acid yếu Xét dung dịch CH 3 COOH nồng độ mol/l là C a . Trong dung nước tồn tại cân bằng sau: CH 3 COOH  CH 3 COO - + H + Nồng độ ban đầu: C a 0 0 Nồng độ khi cân bằng: C a – x x x (9.16) Khi biết K a (hằng số cân bằng của acid) và C a (nồng độ ban đầu của acid yếu) giải phương trình bậc hai theo x tìm ra x = [H + ]. Giá trị x phải thoả mãn điều kiện 0 < x < C a. . Nếu x < 5%C a thì có thể coi C a – x  C a , khi đó dùng công thức (9.10) tính x : . a a x K C= -124- pH + pOH = 14 . a a x x K C x = − Chương 9. Dung dịch điện ly hay -lg[H + ] = 1 1 lg 2 2 a a pK C− Vậy (9.17) Có thể tính gần đúng x theo công thức (9.10) bằng cách giả thiết a x C= . Nếu giá trị x thu được nhỏ hơn 5% C a thì giả thiết là chấp nhận được, nếu không phải tính lại theo công thức (9.16). 9.6.2.2. Base yếu Xét dung dịch base yếu NH 3 NH 4 OH  NH + 4 + OH - Nồng độ ban đầu: C b 0 0 Nồng độ khi cân bằng: C b – x x x (9.18) Với x = [OH - ] và phải thỏa mãn điều kiện : 0 < x < C b Tương tự như đối với acid yếu, khi x< 5% C b thì có thể coi : . b b x K C= hay (9.19) Với pK b = lg b K 1 , C b : nồng độ ban đầu của base yếu. 9.7. Sự thủy phân của muối 9.7.1. Sự thủy phân của muối • Muối là những hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại và anion gốc acid. Muối thường được tạo thành do phản ứng trung hòa giữa một acid và một base (muối cũng được điều chế bằng nhiều cách khác). • Khi hòa tan muối trong nước, chúng tự phân ly thành ion. Các ion này có thể: - hoặc phản ứng với nước để cho ra dung dịch có đặc tính acid hay base. Trường hợp này ta bảo muối bị thủy phân. - hoặc không phản ứng với nước để cho ra một dung dịch trung hòa. 9.7.2. Phân loại muối 9.7.2.1. Muối của acid mạnh và base mạnh Ví dụ: NaCl (do NaOH + HCl), KCl (KOH + HCl) Trong nước, muối NaCl ion hóa hoàn toàn NaCl  Na + + Cl - Các ion này không hóa hợp với nước vì NaCl, NaOH hay HCl là những chất điện giải mạnh. Ta được dung dịch trung hòa, pH của môi trường bằng 7. -125- pH = 14 - 2 1 (pK b - lg C b ) pH = 1 1 lg 2 2 a a pK C− . b b x x K C x = − [...]... thể tính được pH của dung dịch một cách chính xác -127- Chương 9 Dung dịch điện ly CH3COONH4 + H2O  CH3COOH + NH4OH Cả acid CH3COOH và base NH4OH đều yếu nên ít bị phân ly 9.8 Dung dịch đệm (dung dịch độn) 9.8.1 Định nghĩa Dung dịch đệm là những dung dịch có tác dụng giữ cho pH của dung dịch không đổi khi thêm vào một ít acid mạnh hay base mạnh Có hai loại dung dịch đệm: - Dung dịch đệm tạo bởi acid... từ dung dịch khi tích số nồng độ [Mg2+] [OH-]2 lớn hơn tích số tan Dung dịch có điều kiện trên là dung dịch quá bão hòa Vậy điều kiện để kết tủa chất điện ly ít tan từ dung dịch là tích số ion của nó, mỗi ion có số mũ thích hợp, phải lớn hơn tích số tan Ngược lại, khi dung dịch chất điện ly ít tan đạt đến trạng thái bão hòa, nếu bằng cách nào đó ta lấy đi một trong hai ion Mg 2+ và OH- khỏi dung dịch. .. của các chất (chất đầu và sản phẩm) kém điện ly trong dung dịch và các ion tham gia vào phản ứng và tạo thành sau phản ứng -130- Chương 9 Dung dịch điện ly Ví dụ: Ví dụ: HF + NaOH  NaF + H2O NaOH, NaF là các chất điiện ly mạnh HF là một acid trung bình và H2O là các chất điện ly yếu HF + Na+ + OH-  Na+ + F- + H2O ⇒ HF + OH- F- + H2O Na2S + H2O  NaHS + NaOH Na2S, NaHS, NaOH là các chất điện ly mạnh;... một phân tử chất điện ly ít tan phân ly trong dung dịch Ví dụ, độ hòa tan của CaF 2 là s mol/l , thì trong dung dịch bão hòa nồng độ F- sẽ gấp đôi nồng độ Ca2+ vì một phân tử CaF2 phân ly ra một ion Ca2+ và hai ion F-, do đó: Ks = [Ca2+] [ F - ]2 = s (2s) 2 = 4s3 ⇒s= 3 Ks 4 9.10 Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện ly 9.10.1 Bản chất và điều kiện của phản ứng trao đổi ion 9.10.1.1 Bản chất của phản... thì có cân bằng giữa các ion của chất tan trong dung dịch và phần rắn của nó: AmBn (tt)  mAn+ + nBmm n Hằng số điện ly Ks K s =  An +   Βm −  (9.24)     Vậy tích số tan của chất điện ly ít tan là hằng số cân bằng của phản ứng giữa phần không tan và các ion của nó trong dung dịch • 9.9.2 Điều kiện kết tủa và hòa tan kết tủa của chất điện ly ít tan Xét dung dịch bão hòa Mg(OH)2: Mg(OH)2 (tt)... cân bằng giữa phần chất rắn không tan và các ion của nó trong dung dịch Ví dụ: AgCl (tt)  Ag+ + ClHằng số cân bằng K của phản ứng này: K = [Ag+] [Cl-] -128- Chương 9 Dung dịch điện ly Trong trường hợp này K đặc trưng cho độ hòa tan của chất điện ly ít tan, nên được gọi là tích số tan và ký hiệu là Ks Tổng quát • Những chất rắn ít tan AmBn, nếu phần tan điện ly hoàn toàn trong dung môi lỏng thì có... hòa tan sẽ chuyển dịch từ trái sang phải Do đó kết tủa Mg(OH) 2 chỉ có thể hòa tan khi tích số nồng độ [Mg2+] [OH-]2 nhỏ hơn tích số tan Đây là dung dịch chưa bão hòa Muốn hòa tan một chất điện ly ít tan, phải thêm vào dung dịch chứa nó một chất có khả năng kết hợp với một trong các ion của chất đện ly ít tan sao cho tích số nồng độ các ion mỗi ion có số mũ thích hợp của chất điện ly ít tan luôn luôn... sẽ tăng hay giảm khi : a) thêm vào dung dịch một ít HCl b) thêm vào dung dịch một ít Na2CO3 Giải CaCO3 (tt)  Ca2+ + CO32Ta có Ks = [Ca2+].[ CO32-] a) Nếu thêm vào dung dịch trên một ít acid HCl thì phản ứng xảy ra CO32- + 2H3O+ = H2CO3 + 2 H2O H2CO3 = H2O + CO2 Nồng độ CO32- trong dung dịch giảm đi: Ks > [Ca2+].[ CO32-] -129- Chương 9 Dung dịch điện ly Cân bằng dịch chuyển theo chiều thuận, đá vôi... mạnh; H2O là chất điện ly yếu 2Na+ + S2- + H2O  Na+ + HS- + Na+ + OH⇒ S2- + H2O  HS- + OH9.10.2.Hằng số cân bằng (KCB) của phương trình phân tử-ion là thước đo chiều hướng của các phản ứng trao đổi ion Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện ly cũng tuân theo điều kiện nhiệt 0 động, tức là phản ứng chỉ xảy ra khi ∆G298, pu < 0 Khi các chất điện ly hòa tan trong dung môi đều bị phân ly thành ion... phản ứng Ví dụ 1: Phản ứng trung hòa giữa acid mạnh với kiềm trong dung dịch nước tạo thành phân tử nước bị ion hóa yếu: KOH + HNO3 = KNO3 + H2O Phương trình ion thu gọn: 0 OH+ H+ = H2O; ∆G298, pu =-80kJ ∆Gs0,298 -157 0 -237 -131- Chương 9 Dung dịch điện ly Ví du 2: Phản ứng giữa các chất điện ly mạnh tạo thành chất kết tủa trong dung dịch nước : NaCl + AgNO3 = AgCl + NaNO3 Phương trình ion thu gọn : . dùng (9. 9) [H + ] = α. C M = 7.10 -4 . 0,1 = 7.10 -5 mol/lit. Cách 2: dùng (9. 10) [H + ]= . M K C = 8 5 5.10 .0,1 7.10 /mol lit − − = . 9. 5. Sự phân ly của nước – pH của dung dịch 9. 5.1 (mol/l). 9. 8.3.2. Dung dịch đệm “base yếu và muối” (9. 23) trong đó: - C m : nồng độ mol của muối (mol/l); - C b : nồng độ mol của base (mol/l). 9. 9. Tích số tan (T) 9. 9.1. Định nghĩa Trong dung dịch bão hòa. mạnh. 9. 2. Thuyết acid-base -1 19- 1 1 i m α − = − Chương 9. Dung dịch điện ly Hiện tại tồn tại một số thuyết acid-base. Trong phần này ta chỉ xét thuyết Arrhénius và Bronsted-Lowry. 9. 2.1.