Chơng V Dung dịch I.Hệ phân tán 1.Định nghĩa: L hƯ gåm hay nhiỊu chÊt ®ã chÊt nμy đợc phân bố chất dới dạng hạt nhỏ - Chất phân bố đợc gọi l chất phân tán, chất l môi trờng phân tán Chất phân tán v môi trờng phân tán trạng thái: rắn, lỏng hay Vídụ: Đờng tan nớc => đờng l chất phân tán, H2O l môi trờng phân tán - Dựa vo kích thớc hạt phân tán, chia lm hệ phân tán: a.Hệ phân tán thô: Kích thớc hạt từ 10-7-10-4m -Đặc điểm: Khôngbền,chất phân tán dễ tách khỏi môi trờng phân tán -Có dạng: + Huyền phù: chất phân tán l rắn, pha phân tán l lỏng ví dụ: nớc phù sa + Nhũ tơng: chất phân tán l lỏng, môi trờng phân tán l lỏng ví dụ: sữa có lẫn hạt mỡ lơ lửng b.Dung dịch keo: (Hệ keo): Kích thớc hạt từ 10-7 10-9m - Đặc điểm: tơng đối bền c Dung dịch thực (dung dịch): Kích thớc hạt 10-10m (bằng kích thớc phân tử ion), chất phân tán v môi trờng phân tán đợc phân bố vo dới dạng phân tử ion, chúng không bề mặt phân chia, tạo thnh khối đồng thể gọi l dung dịch thực Chất phân tán đợc gọi l chất tan, môi trờng phân tán đợc gọi l dung môi -Đặc điểm: Hệ ny bền 2.Các loại nồng độ -Nồng độ % (C%): l tỉ lệ % khối lợng chất tan so với khối lợng dung dịch (C%chính l lợng chất tan có 100g(100kg) dung dịch) C% = a 100 % a+b a,b l−ỵng chÊt tan vμ l−ỵng dung môi, tính g (kg) -Nồng độ mol/lit (CM): lμ sè mol chÊt tan cã lit dung dịch -Nồng độ đơng lợng (CN):Số mol đơng lợng chất tan có lít dung dịch -Nồng độ molan ( ζ ) lμ sè mol chÊt tan cã 1000gam dung môi -Nồng độ phần mol: N i = ni ni II Đơng lợng (Đ) Trong phản ứng hoá học, chất tác dụng vừa đủ với theo số phần khối lợng tơng đơng gọi l đơng lợng Chọn đơng lợng H lm đơn vị ĐH=1 1.Định nghĩa đơnglợng - Đơng lợng chất nguyên tố l phần khối lợng chất nguyên tố tác dụng vừa đủ với đơng lợng H Vì chất phản ứng với H => định nghĩa đợc mở rộng nh sau: Đơng lợng nguyên tố hay hợp chất l số phần khối lợng tác dụng vừa đủ với đơng lợng chÊt bÊt k× VÝ dơ: Cl2 + H2 = 2HCl Cl2 + Zn =ZnCl2 => 71 phần khối lợng Cl2 tác dụng với phần khối lợng H Vậy để kết hợp với đơng lợng H cần khối lợng Cl2 khối lợng nguyên tử => ĐCl=35,5, ĐZn= 32,5 -Mol đơng lợng chất: l khối lợng tính g có giá trị đơng lợng Ví dụ: ĐO=8g 2.Cách tính đơng lợng a.Đơng lợng nguyên tố Đ= A n A: khối lợng nguyên tử nguyên tố n: hoá trị nguyên tố Với nguyên tố có nhiều hoá trị khác có nhiều đơng lợng v đơng lợng chúng gắn với phản ứng cụ thể m chúng tham gia b.Đơng lợng hợp chất Đ= M n M: khối lợng phân n: tuỳ trờng hợp Cách xác định n - Đối với phản ứng oxi hoá khử: n l số e trao đổi ứng với phân tử chất (n l số e m phân tử trao đổi phản ứng) - Đối với phản ứng trao đổi: n l số điện tích (+) (-) m phân tử chất ®ã trao ®ỉi ph¶n øng = NaHSO4 + H2O (1) VÝ dơ: H2SO4 + NaOH § H SO4 (1) = § NaOH (1) = M H SO4 M NaOH 98 = 98 40 = = 40 = H2SO4 + 2NaOH § H SO4 ( ) = § NaOH ( ) = - M H SO4 M NaOH = Na2SO4 + H2O (2) 98 = 49 40 = = 40 = Đối với trờng hợp tính đơng lợng chất phản ứng cụ thể thì: Đ= M n + Đối với axit: n l số H axit phân tử + Đối với bazơ: n l số nhóm OH- bazơ phân tử + Đối với muối: n l số điện tích (+) điện tích (-) m ion mang phân tử Ví dụ: Đ Na SO = M Na2 SO4 § Al2 ( SO4 )3 = ; +Mèi quan hƯ gi÷a CM vμ CN: M Al2 ( SO4 )3 CM= CN n 3.Định luật đơng lợng Các chất tác dụng vừa đủ với theo khối lợng tỉ lệ với đơng lợng chúng => mA § A = mB § B => mA mB = => n đơng lợng chất A phản ứng vừa đủ với n đơng lợng chất B ( Số ĐA ĐB mA l khối lợng chất A tác dụng vừa đủ với khối lợng mB chất B đơng lợng chất A số đơng lợng chất B) => Nếu có VA(l) chất A nồng độ mol đơng lợng l C N phản ứng vừa đủ với VB(l) chất A B nồng độ mol đơng lợng l C N B VA C N =VB C N A B -> øng dơng nhiỊu chn ®é thĨ tÝch VÝ dơ: Để trung ho 25ml NaOH cần 28ml dung dịch axit 0,1N => tính lợng NaOH có 1l dung dịch đó? Giải Gọi x l nồng độ đơng lợng mol cđa NaOH => x.25=0,1.28 =>x=28.0,1/25 §NaOH=40=> sè g NaOH cã lít dung dịch l m=40.x=40.28.0,1/25=4,48g III.Độ ho tan 1.Quá trình ho tan Nhiệt ho tan chất Quá trình ho tan (không phải l trình trộn lẫn) gồm trình + Quá trình phân tán chất tan( dới dạng nguyên tử, phân tử,ion) vo khắp thể tích dung môi +Quá trình tơng tác phân tử dung môi với phần tử chất tan => tạo thnh dung dịch (hợp chất hoá học) Hợp chất hoá học tạo thnh gọi l hợp chất sonvat, dung môi l nớc gọi l hợp chất hydrat => Quá trình ho tan có phá vỡ liên kết loại để tạo liên kết khác loại v biểu diễn sơ đồ: ΔH ht + dm T+T + dm T_T T_dm ΔH pt > ΔH sv < Trong ®ã: T chất tan dm dung môi H pt lợng phân tán ( cần tiêu tốn -> H pt > ) H sv lợng trình sovat (Quá trình lμ to¶ nhiƯt > ΔH sv < ) (NÕu dung m«i lμ n−íc -> ΔH sv = ΔH h nhiƯt hidrat ho¸) ΔH ht nhiƯt hoμ tan Theo sơ đồ ta có: H ht = H pt + ΔH sv (do ΔH sv < , ΔH pt > > ΔH ht cã thĨ ©m dơng) +Nếu H pt > H sv H ht > : trình ho tan thu nhiệt, l trình ho tan đa số chất r¾n vμo n−íc +NÕu ΔH pt < ΔH sv H ht < :quá trình ho tan toả nhiệt, l trình ho tan đa số chÊt khÝ vμo n−íc +NÕu ΔH pt = ΔH sv ⇒ ΔH ht = : Trén lÉn lý tởng ( dung dịch lý tởng) - Định nghÜa nhiƯt hoμ tan cđa mét chÊt: Lμ l−ỵng nhiƯt to¶ hay thu vμo hoμ tan mol chất vo lợng dung môi đủ lớn nhiệt độ v P xác định Vídụ: Khi ho tan mol CaCl2 vo H2O thoát nhiệt lợng lμ 72,802 kJ, vËy ΔH ht (CaCl ) = 72,802kJ mol Độ hòa tan: Quá trình hòa tan: chất tan + dm dung dịch l trình thuận nghịch, đạt cân chất tan không tan thêm tạo thnh dung dịch bÃo hòa - Độ hòa tan chất đợc tính nồng độ dung dịch bÃo hòa chất điều kiƯn ®· cho vμ kÝ hiƯu lμ s - S cã thĨ biĨu diƠn b»ng mäi c¸ch biĨu diƠn nång độ - Độ hòa tan s chất phụ thuộc vo: + Bản chất dung môi v chất tan + Nhiệt độ + áp suất: (nếu chất tan lμ chÊt khÝ) a ¶nh h−ëng cđa b¶n chÊt chÊt tan v dung môi đến s - Các chất có cấu tạo phân tử tơng tự dễ hòa tan vo nhau, phân tử dung môi phân cực lớn hòa tan tốt chất phân cực v ngợc lại - VD: Dung môi l H2O l phân tử phân cực hòa tan chất m fân tử phân cực hợp chất ion nh HCl, NaCl H2O hòa tan I2 I2 không phân cực Benzen không phân cực benzen thực tế không tan H2O I2 tan tèt benzen å cã mμu tÝm Cã thĨ øng dơng tÝnh chÊt nμy t¸ch, chiÕt hữu b ảnh hởng nhiệt độ tới độ tan CT + Dm Dd , ΔH ht - Nếu H ht >0 (hòa tan đa số chất rắn): + Khi nhiệt độ tăng -> cân chuyển dịch theo chiều thuậnồ độ tan tăng + Khi nhiệt độ giảm -> cân chuyển dịch theo chiều nghịchồ độ tan giảm Trong số trờng hợp điều chế dung dịch bÃo hòa có nồng độ lớn độ hòa tan s nhiệt độ Tồ dung dịch bÃo hòa không bền - Nếu H ht cân chuyển dịch theo chiều nghịchồ độ tan giảm + Khi nhiệt độ giảm -> cân chuyển dịch theo chiều thuậnồ độ tan tăng c ảnh hởng P (đối với chất khí) Định lt Henry CT(khÝ) + dm dd (*) qu¸ trình hòa tan chất khí lm giảm n 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 ã Định luật Henry: nhiệt độ không đổi, khối lợng chất khí hòa tan thể tích chất lỏng xác định tỉ lệ thuận với P bề mặt chất láng m= k.P ®ã: k- hƯ sè tØ lƯ phụ thuộc vo chất chất khí, dung môi v nhiệt độ-> gọi l 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 chÊt khÝ cã s nhá, ë P kh«ng lín vμ khí không tác dụng hóa học với dung môi IV TÝnh 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 đờng đun có H2O bay Dung dịch lý tởng: l dung dịch m tuân theo định luật tơng tự nh khí lý tởng Các dung dịch loÃng đợc coi nh dung dịch lý tởng cấu tử i dung dịch lý tởng đợc tính theo công thức giống nh khí lý tởng: μ i ( T ) = μ i0 + RT ln Ni ( T ,P) Tuy nhiên P ¶nh h−ëng rÊt Ýt ®Õn tÝnh chÊt cđa chÊt láng nên i0 v hầu nh phụ thuộc vo T dung dịch xét l (rát) loÃng-> coi l dung dịch lý tởng áp suất bÃo hòa dung dịch Định luật Raun I Khảo sát hệ cấu tử: dung môi chØ chøa chÊt tan ( c¸c kÕt ln rót cịng ®óng cho hƯ nhiỊu cÊu tư) KÝ hiƯu: lμ chÊt tan, lμ dung m«i μ10 : hóa dung môi nguyênchất i : hóa dung môi dung dịch = 10 + RT ln N1 Vì N1 có mặt chất tan , dungdịch giảm lợng l (RTlnNi) a áp suất bÃo hòa dung môi nguyên chất ( P10 ) L ỳ H(dm) ( với chất lỏng L l dung môi nguyên chất) Hơi nằm cân với lỏng gọi l bÃo hòa, bÃo hòa gây P bÃo hòa C=12+2=1: áp suất bÃo hòa dung môi nguyên chất chØ phơ thc vμo nhiƯt ®é ë cïng nhiƯt độ, chất no cng dễ bay P bÃo hòa cng lớn Quá trình bay l trình có H > => nhiệt độ tăng Phơi bÃo hòa tăng b áp suất bÃo hòa dung dịch ( P1 ) Chỉ xét dung dịch chứa 1chất tan v dung môi: dd (L) H C=2-2+2 =2 Phơi bÃo hòa dung dịch phụ thuộc vo T v C Điều kiện cân pha (của chất lỏng v nó) t0C, P xác định l: ih = μ il mμ μ ih = μ i0 h + RT ln Pi (tÝnh cho mol) μ il = μ i0 l + RT ln N i μ ih = μ il => 0= μ ioh − μ i0 l + RT ln R ln μ l − μ i0 h Pi = i = const Ni RT NghÜa lμ Pi = k i = const Ni Pi Ni t0C xác định => Pi= ki.Ni Khi Ni =1 (chất nguyên chất) ki= Pi0 l áp suất cấu tử i nguyên chất Từ có: Pi= Pi0.Ni KÕt luËn: - Khi Ni Pi < Pi0: dung dÞch chøa 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 cng lớn => Páp suất bÃo hòa dung dịch cng nhỏ c Định luật Rault I Gọi N1 l nồng độ phần mol dung dịch P1 v P1,0 lần lợt l Páp suất bÃo hòa dung dịch v dung môi nguyên chất t0C Thì: P1 =N1.P1,0 V× N1= 1-N2 => P1,0 − P1 P1,0 = n2 ΔP ΔP = N => = N2 = P1,0 P1,0 n1 + n Trong ®ã: ΔP : ®é giảm áp suất bÃo ho dung dịch so với dung môi P l độ giảm áp suất bÃo ho tơng đối dung dịch P1,0 n2: số mol chÊt hoμ tan n1: sè mol dung m«i NÕu dung dịch loÃng(N1-> 1)=> n1>>n2 thì: P n = => Biểu thức định luật Rault I P1,0 n1 Phát biểu: Độ giảm tơng đối dung dịch chứa chất ho tan không bay tỉ lệ với số mol chất tan có lợng dung môi xác định Nhiệt độ sôi v nhiệt độ đông đặc dung dịch Định luật Rault II a.Nhiệt độ sôi dung dịch * Nhiệt độ sôi chất lỏng: L nhiệt độ áp suất bÃo hòa chất lỏng áp suất bên ngoi Xét cân L ỳ H C=2+2-2 =2 Vậy nhiệt độ sôi dung dịch ngoi phụ thuộc vo áp suất bên ngòai phụ thuộc vo nồng độ chất hòa tan -ở áp suất bên ngoi nh nhau, dung môi nguyên chất sôi dung dịch chứa chất tan không bay cha 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 - Độ tăng nhiệt độ sôi dung dịch so với dung môi nguyên chất t s đợc tính theo công thức Rault 2: t s = k s ξ = k s m M ®ã t s =ts,dd-ts,dm (ts,dd: nhiệt độ sôi dung dịch, ts,dm: nhiệt độ sôi dung môi nguyên chất, nồng độ molan; ks: h»ng sè nghiƯm s«i (chØ phơ thc vμo chất dung môi) - Khi dung dịch sôi bay l dung môi nên nồng độ dung dịch tăng dần, nhiệt độ sôi dung dịch tăng dần, nhng đạt đến dung dịch bÃo hòa dung môi bay lm cho chất hòa tan kết tinh lại, lúc ny nồng độ dung dịch không thay đổi v nhiệt độ sôi dung dịch không biến đổi Vận dụng quy tắc pha ta cã: C=2-3+2 =1 NghÜa lμ xuÊt hiÖn tinh thể chất tan nhiệt độ sôi dung dịch phụ thuộc vo áp suất bên ngoi b Nhiệt độ đông đặc dung dịch chứa chất tan không bay Nhiệt độ đông đặc chất lỏng l nhiệt độ có cân sau: R ỳ L Đối với dung dịch ta có: C=2+2-2 =2 Vậy độ đông đặc dung dịch ngoi phụ thuộc vo áp suất bên ngòai phụ thuộc vo nồng độ chất hòa tan Nhiệt độ đông đặc dung dịch chứa chất tan không bay thấp dung môi nguyên chất V tuân theo định luËt Rault 2: Δt d = k d ξ = k d m M ®ã Δt s =ts,dd-ts,dm ,ks: số nghiệm đông (chỉ phụ thuộc vo chất dung môi) Sự thẩm thấu v áp suất thẩm thÊu: a Sù thÈm thÊu Lμ sù khuÕch t¸n mét chiều phân tử dung môi qua mng bán thấm (mng bán thấm l mng cho phân tử dung môi qua m không cho phân tử chất hòa tan lọt qua) Hiện tợng ny thấy rõ hai bên mng bán thấm chứa dung dịch có nồng độ khác bên l dung dịch bên l 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 ngợc lại, lm tăng thể tích dung dịch phía bên b áp suất thÈm thÊu HiƯn t−ỵng thÈm thÊu lμm cho mùc dung dịch phía mng bán thấm dâng lên cao Chiều cao cột dung dịch ny tạo nên áp suất lm cho tợng thẩm thấu ngừng lại áp suất đợc tạo cột dung dịch ny đặc trng định lợng cho thẩm thấu v đợc gọi l áp suất thẩm thấu P Nó đợc tính theo công thức: PV=nRT= m RT M Trong đó: V lμ thĨ tÝch cđa dung dÞch n= m : sè mol chÊt hßa tan M R: H»ng sè khÝ lí tởng Chơng IX: Dung dịch chất điện ly I.Tính chất dung dịch điện li 1.Chất điện ly L chất hòa tan nớc, phân tử phân ly nhiều hay thnh ion Nguyên nhân phân li phân tử thnh ion l tơng tác chất điện li v phân tử dung môi để tạo thnh ion bÞ hidrat hãa VÝ dơ: NaCl + mH2O = Na+.nH2O + Cl-(m-n)H2O Các giá trị m, n thờng không xác định đợc v phụ thuộc vo nồng độ v nhiệt độ nên thờng đợc viết: NaCl + aq = Na+.aq + Cl-.aq aq: Lợng nớc không xác định Chất điện li mạnh: L chất tan nớc, tất phân tử phân ly thnh ion Ví dụ: chất điện ly mạnh bao gồm: + c¸c muèi trung tÝnh: NaCl, NaBr, Na2SO4, NaNO3, ; + Các axit mạnh: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4; + Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Để điện li mạnh, phơng trình điện li đợc ghi dÊu “å” VÝ dô: NaCl + aq åNa+.aq + Cl-.aq Ngời ta thờng viết phơng trình ny cách đơn giản nh sau: NaCl Na+ + Cl3 Chất điện li yếu: axit hữu HCOOH, CH3COOH, số axit vô cơ: H2S, H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2, HClO3, H2SiO3, HF , bazơ yếu v bazơ tan: NH3, Mg(OH)2, Fe(OH)3, c¸c muèi Ýt tan: HgCl2, Hg(CN)2, CdCl2, L chất ho tan có phần phần tử bị phân ly thnh ion, dung dịch chất điện ly yếu tồn cân động các ion v phần tử không bị phân ly Để biểu thị điện ly không hon ton, phơng trình điện ly chất điện ly yếu dïng dÊu “ ” VÝ dơ: Trong dung dÞch axit acetic tồn cân CH3COOH H+ + CH3COO4 Tính chất bất thờng dung dịch chất điện li so với dung dịch chất không điện li - Dung dịch chÊt ®iƯn li dÉn ®iƯn tèt, ®ã lμ dung dịch có phần tử mang điện l ion - Dung dịch chất điện li có độ giảm áp suất P' , độ tăng nhiệt độ sôi t ''s , độ giảm nhiệt độ đông đặc t' d v áp suất thẩm thấu P lớn so với dung dịch chất không điện li nồng độ: ΔP' Δt ' P' = = = i >1 ΔP t P Tính chất bất thờng ny phân tử chất điện li phân li thnh ion lm số phần tử dung dịch tăng lên Các tính chất dung dịch phụ thuộc vo nồng độ phần tử ny Từ tính i cách sau: Số phần tử có dung dịch i = Sè phÇn tư hoμ tan Sè phÇn tư dung dịch số ion đợc tạo thnh cộng với số phân tử cha bị phân li thnh ion II Độ điện ly Để đánh giá mức độ điện ly chấtồ đa khái niệm độ điện ly 1.Định nghĩa: Số phần tử bị phân ly α = (0 < 1) Tổng số phần tử bị ho tan - Đối với chất điện ly yếu: =1 nhng thực tế đo đợc thực nghiệm khoảng cách ion lớn => bỏ qua lực tơng tác tĩnh điện ion - Đối với chất điện ly mạnh: + Trong dung dịch loÃng -> khoảng cách ion lớn => bỏ qua tơng tác tĩnh điện ion + Trong dung dịch đặc -> số ion có mặt dung dịch nhiều => khoảng cách ion nhỏ =>Không bỏ qua tơng tác tĩnh điện ion, ion hút đẩy dẫn đến tợng bao quanh ion có nhiều ion trái dấu tạo khí ion => có tợng nh số phân tử không điện ly 2.Cách xác định Gọi N l số phần tư hoμ tan, q lμ sè ion mμ ph©n tử phân ly Số phần tử bị phân ly l N, số ion tạo thnh l .N.q Số phần tử lại không phân ly l N - .N Số phần tử có dung dịch l N= Số ion + số fần tử không phân ly = q αN + (N -αN) q α.N + N - α.N q α - α + => i = = N i −1 = q −1 Dùa vμo c«ng thøc nμy ta cã thĨ tÝnh đợc I xác định thực nghiệm từ việc đo độ giảm nhiệt độ đông đặc độ giảm Phơi bÃo hòa từ t s ' Δt s' Δt d' ΔP = = i= Δt s t d P nhng i đo đợc từ việc đo t s P cho kết qủa xác so với việc đo t d ' nên thờng xác ®Þnh i tõ viƯc ®o Δt d ' : i = t d' Biết i tính đợc v ngợc lại t d Ví dụ: Một dung dịch chứa 8g NaOH ho tan 1000g nớc đông đặc -0,677oC HÃy xác định Giải: Vì q= Δt®’ i = Δt®’ = t®(dm) - t®(dd) = 0- (-0,677) = 0,677oC Δt® Δt® = k®.C = 1,86 = 0,372 → α = 40 1,82−1 = 0,82 hay 82% −1 III C©n b»ng dung dịch chất điện ly yếu Hằng số điện ly Trong dung dịch chất điện ly yếu AB tồn c©n b»ng sau: AB A+ + B- [A ][ B ] Hằng số điện ly phản ứng K = + − [AB] K phơ thc vμo b¶n chÊt cđa chất AB v nhiệt độ Đối với chất định T= const K l số K đặc trng cho khả điện ly chất điện ly yếu, K cng lớn khả điện ly chất điện ly cng mạnh v ngợc lại Mối liên hệ K v Định luật pha loÃng Ostwald AB A+ + BBan đầu: C 0 C©n b»ng C- Cα Cα Cα K= (C )2 → CC K= C Công thức toán học định luật pha loÃng Ostwald Từ công thức ny nhận thÊy r»ng C cμng nhá th× α cμng lín, cã nghĩa l dung dịch cng loÃng độ điện ly cng lớn Khi độ loÃng 1/C ®èi víi chÊt ®iƯn ly u ë nång ®é v« loÃng coi trình điện ly l hon ton Có thể xác định đợc C khác biết K v ngợc lại α 1/C NÕu α < 0,05 th× 1- α ≈ → α2.C = K → = K C Dịch chuyển cân dung dịch chất điện ly u - Sù ®iƯn ly cđa chÊt ®iƯn ly yếu l 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 CH3COO- + H+ CH3COOH NÕu tăng thêm nồng độ ion axetat cách thêm vi 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 l lm giảm độ điện ly axit * Kết luận: Khi tăng nồng độ ion đồng loại với ion chất điện ly ®é ®iƯn ly cđa chÊt ®iƯn ly u gi¶m ®i IV Thuyết axit- bazơ Bronsted 1.Định nghĩa axit-bazơ ĩ Axit l tiểu phân (ion hay phân tử) có khả cho H+ (proton) ĩ Bazơ l chất có khả nhận H+ Ví dụ 1: Trong dung dịch HCl HCl + H2O = Cl- + H3O+ (1) baz¬1 axit2 axit1 baz¬2 ax1 - bz1: HCl/Cl ax2 - bz2: H3O+/H2O l 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 xÐt: - Định nghĩa axit bazơ có tính chất tơng đối: H2O (1) l bazơ nhng (2) H2O lại l axit - Độ mạnh cặp axit bazơ ngoi phụ thuộc vo chất cặp phụ thuộc vo độ mạnh cặp tồn với dung dịch - Đối với cặp axit bazơ liên hợp axit cng mạnh bazơ liên hợp cng yếu v ngợc lại Tích số ion nớc - chØ sè hydro (pH) N−íc lμ chÊt ®iƯn 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 l chất điện ly yếu => [H2O]cb C H O ban đầu => K C [H O] = [H O ][OH ] = const= K = TÝch sè ion cña H O => Trong n−íc nguyªn chÊt : [H O ] = [OH ] = K + − H2O + − H2O chØ phơ thc vμo nhiƯt ®é: K H O =10-14 250C K H2O Trong nớc nguyên chất(môi tr−êng trung tÝnh) : [H O + ] = [OH − ] = K H O ë 250C [H O + ] = [OH − ] = K H O = 10 −14 = 10 −7 (mol / l) VËy: - M«i tr−êng trung tÝnh lμ môi trờng [H O + ] = [OH − ] vμ ë 250C [H O ] = 10 + - −7 M M«i tr−êng axit lμ môi trờng [H O + ] > [OH − ] vμ ë 250C [H O + ] > 10 M Môi trờng bazơ l môi tr−êng ®ã [H O + ] < [OH − ] vμ ë 250C [H O + ] < 10 M Hằng số điện ly axit-bazơ a H»ng sè ®iƯn ly cđa axit Ka Trong dung dịch axit yếu HA tồn cân động sau: HA + H2O ⇔ A- + H3O+ [H O ][ A ] =const ë T= const = + Ka [HA] − Ka lμ h»ng sè ®iƯn ly cđa axit nớc, đặc trng cho độ mạnh axit Ka cng cao axit cng mạnh Ka phụ thuộc vμo b¶n chÊt cđa axit vμ phơ thc vμo nhiƯt độ - Axit mạnh : không dùng Ka coi α ≈ - Axit yÕu ( < α < ) cã h»ng sè c©n b»ng 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 lμ h»ng số điện ly bazơ B, phụ thuộc vo chất bazơ v nhiệt độ T= const Kb = const 4.Mối liên hệ Ka Kb cặp axit-bazơ liên hợp Xét cặp A/B liên hợp Khi ho tan nớc xảy trình ®iÖn ly nh− sau: B + H3O+ Ka A + H2O B + H2O A + OH Kb [B].[H 3O + ] Ka = [A] [ A].[OH− ] Kb = [B] [ B].[H3O+ ] [A].[OH− ] = [H3O+ ][ OH− ] = KH O =10−14 ë 25 C Ka Kb = [A] [B] o VËy ®èi víi cặp A-B liên hợp Ka.Kb = [H3O+][OH-] = KH2O = 10-14 Trong cặp axit - bazơ liên hợp axit cng mạnh bazơ cng yếu v ngợc l¹i 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) - CH3COO n−íc thĨ hiƯn tÝnh baz¬ (yÕu): CH3COO- + H2O ú CH3COOH + OH5 ChØ sè hydro - ®é pH pH = -lg[H3O+] - M«i tr−êng trung tÝnh [H O + ] = 10 −7 M => pH= ë 250C - M«i trờng axit có - Môi trờng bazơ [H O ] > 10 [H O ] < 10 + −7 M => pH pH >7 250C 3 ã Cách xác định pH: + Xác định máy đo pH + Sử dụng giấy đo pH - Chất thị mu: L chất thay đổi mu theo giá trị pH Thờng gặp thị mu phòng thí nghiệm +Quì tím +Metyl da cam: thị môi trờng axit yếu +Phenol phatalein: thị môi trờng kiềm Khoảng chuyển mu: l khoảng pH mu thị biến đổi đợc Đối với thị mu có khoảng chuyển mu xác định VD: phenolphtalein: + pH =0 8: không mu + 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 vμng - V TÝnh 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) + 2H2O H3O + OH (2) + Trong dung dịch tồn ion H3O , OH , A Phơng trình bảo ton điện tích: [H O + ] = [OH − ] + [A ] Suy ra, ta có hệ phơng trình sau [ [ ][ ] ] [ ] [ ] [ ⎧⎪ H O + OH − = K H2O ⎨ ⎪⎩ H O + = OH − + A − = OH − + C a [ ] ] [HK O ] + C →[H O ] − C [H O ]− K + => H3O = + H2O + a + a H2O =0 => [H O ] = + Ca + Ca2 + K H2O NÕu dung dÞch có Ca> 3,16.10-7 (M) (pH pH = -lg Ca VÝ dơ: TÝnh pH cđa dungdÞch HCl 0,01M HCl lμ axit m¹nh vμ Ca> 3,16.10-7 (M) pH =-lg Ca=-lg10-2=2 Tính pH dung dịch bazơ mạnh bậc Trong dung dịch tồn cân bằng: BOH = B+ + OHH3O+ + OH2H2O Nếu dung dịch không lo·ng Cb > 3,17.10-7M th× bá qua [OH-] n−íc ®iÖn ly [OH-] = Cb → p(OH) = - lgCb pH + p(OH) = 14 → pH= 14 + lgCb Nếu dung dịch loÃng Cb < 3,17.10-7M phải tÝnh ®Õn [OH-] n−íc ®iƯn ly ra, ®ã ®Ĩ gi¶i dùa vμo tÝnh trung hoμ vỊ ®iƯn tÝch vμ tÝch sè ion cđa n−íc [ ][ ] [ ][ ][ ][ ⎧⎪ H3O+ OH− = KH2O ⎨ − ⎪⎩ OH = H3O+ + Na+ = H3O+ + Cb [ O ] KH [OH ] + C − → OH = − b ] [ ] [ ] → OH − − C b OH K H2O = Giải phơng trình tìm đợc OH- pH VD: Tính pH dung dịch NaOH 0,01M => pH = 14+ lgCb =14-2=12 TÝnh pH cña axit yÕu bËc Axit HA cã nång ®é ban ®Çu lμ Ca A- + H3O+ (1) HA + H2O + H3O + OH (2) 2H2O [ ][ [ ] ][ ] [ ] [ ] [ [ ] ⎧ H O + OH − = K H O ⎪ H 3O + A − ⎪ ⎪K = [HA ] => ta cã hÖ: ⎨ a ⎪ + = A − + OH − ⎪ H 3O ⎪ [HA ] = C − A − a ] Giải phơng trình bậc [H3O+] tìm đợc pH Tuy nhiên giải phơng trình bậc m áp dụng phơng pháp gần ®óng víi sai sè < 5% * NÕu Ca.Ka ≥ 10-12 vμ 0,1 < Ca 10 Ka x2 Ka = Ca → x = Ka Ca → tÝnh pH axit rÊt yÕu x 10-12 Ca 10 −1 = > 100 [H3O+] < < Ca −5 K a 1,8.10 CH3COOH + H2O [H O ] = + CH3COO- + H3O+ Ka Ca = 1,8.10−5.10−1 → pH = − lg 1,8.10 −6 = 2,87 TÝnh pH cđa baz¬ u bËc Xét cân dung dịch bazơ yếu B (A l axit liên hợp B) B + H2O A + OH2H2O H3O+ + OHLý luËn t−¬ng tù nh− tr−êng hợp axit yếu thấy để tìm đợc [OH ] phải giải phơng bậc Đi đến phép gần đúng: * Nếu Cb.Kb 10-12 v 0,1 < Cb < 100 Kb B + H2O b® Cb cb Cb-x A + OH- đặt [OH-] = x 0 x x x2 Kb = Cb −x gi¶i tìm đợc [OH-] * Nếu Cb.Kb 10-12 v C K b baz¬ yÕu x 100 xét phơng trình ®iƯn ly cđa baz¬ u Cb KH2O Ka TÝnh pH dung dịch muối: Muối l sản phẩm phản ứng trung ho axit v bazơ Khi hoμ tan mi n−íc nã ph©n ly thμnh ion bị hydrat hoá Tuỳ vo chất ion m trình dừng lại (pH=7) ion tơng tác với nớc lm thay đổi pH môi trờng, tức l chúng đà thực phản ứng thuỷ phân ã Định nghĩa phản ứng thủy phân: L phản ứng cation bazơ yếu anion axit yếu với nớc lm thay đổi pH môi tr−êng VÝ dơ: Al3+ lμ cation cđa baz¬ u thùc phản ứng thuỷ phân: Al2+OH + H3O+ Al3+.H2O + H2O Al2+OH + H2O Al(OH)2+ +H3O+ Al(OH)3 + H3O+ Al(OH)2+.H2O + H2O - Đặc điểm: - Phản ứng thuỷ phân cã tÝnh thn nghÞch ̇ NÕu ion cđa axit u bazơ có nhiều điện tích điện ly thμnh nhiỊu nÊc, nÊc sau u h¬n nÊc tr−íc NÕu dung dịch không loÃng nấc sau bỏ qua Nếu dung dịch loÃng phản ứng thuỷ phân chuyển dịch đến mức hon ton * Các loại muối thuỷ phân: - Mi t¹o bëi anion cđa axit u vμ cation cđa bazơ mạnh (tạo axit yếu v bazơ mạnh), ho tan nớc tạo thnh môi trờng kiềm Ví dô: NaCH3COO, Na2S, Na2CO3, NaClO NaCH3COO → Na+ + CH3COOCH3COOH + OHCH3COO- + H2O - Mi t¹o bëi anion cđa axit mạnh với cation bazơ yếu, ho tan nớc tạo môi trờng axit Ví dụ: NH4Cl, (NH4)2SO4, NH4NO3 NH4Cl → NH4+ + ClNH4+ + H2O NH3 + H3O+ - Mi t¹o bëi anion cđa axit u v cation bazơ yếu, ho tan gốc thuỷ phân, pH môi trờng phụ thuộc vo mức độ thuỷ phân gốc Nếu Ka(cation bazơ yếu) > Kb(anion axit yếu) môi trờng có pH < Nếu Ka(cation bazơ yếu) < Kb(anion axit yếu) môi trờng có pH > NÕu Ka(cation baz¬ u) = Kb(anion cđa axit yếu) môi trờng có pH = Ví dụ: NH4CH3COO, NH4CH3COO → NH4+ + CH3COONH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka(NH4+) = 5,6.10-10 CH3COO- + H2O CH3COOH + OHKb(CH3COO-) = 5,7.10-10 Cã Ka(NH4+) = Kb(CH3COO-) nªn pH = → NH4+ + NO2 NH4 NO2 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ Ka(NH4+) = 5,6.10-10 NO2- + H2O HNO2 + OHKb(NO2-) = 2.10-11 Cã Ka(NH4+) > Kb(NO2-) nªn pH < - Muối tạo axit mạnh v bazơ mạnh không thuỷ phân: NaCl, NaClO4 - Muối axit l chất lỡng tính pH môi trờng dung dịch chứa phụ thuộc vo độ mạnh tính axit hay tính bazơ Ví dụ: Dung dịch NaHCO3 l lỡng tính v×: H2CO3 + OHKb(HCO3-) = 2,4.10-8 HCO3- + H2O CO32- + H3O+ Ka2(H2CO3) = 4,8.10-11 HCO3- + H2O * TÝnh pH dung dịch muối: Nguyên tắc: Giống nh cách tính pH dung dịch axit yếu bazơ yếu VÝ dơ 1: TÝnh pH cđa dung dÞch mi MCl3 0,1M BiÕt r»ng ion M3+ cã tÝnh axit, cã h»ng số điện ly Ka = 2.10-3 nấc thủy phân sau cã thÓ bá qua Ka.Ca = 2.10-3.10-1 > 10-12 Ca 0,1 = < 100 nªn bá qua [H3O+] n−íc ®iƯn ly Ka 2.10−3 M3+.H2O + 2H2O Ka = MOH2+ + H3O+ [MOH ][ H O ] = 2.10 [M ] 2+ + 3 3+ Đặt x= [H3O+] x2 Ka = = 2.10−3 → x → pH 0,1 − x VÝ dơ 2: Cho dung dÞch K2CO3 0,2M, biÕt r»ng Ka2(H2CO3) = 5,6.10-11 TÝnh pH cđa dung dÞch, bá qua nÊc ®iƯn ly thø cđa CO32- K2CO3 → 2K+ + CO32CO32- + HOH HCO3- + OHCO32- lμ bazơ liên hợp HCO3 14 14 Kb(CO32-) = 10 = 10 −11 = 1,78 10 − Ka.Kb = 10-14 Ka -4 Kb.Cb = 0,2.1,78.10 > 10 -12 5, 10 nên bỏ qua điện ly cđa n−íc Cb 0,2 = > 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 cña NO2- lμ 2.10-11 Vì KaC v KbC lớn 10-14 nhiều nên phản ứng chủ yếu dung dịch l: NH4- + NO2- NH3 + HNO2 -2 -2 10 M 0 Ban đầu: 10 M -2 -2 10 -x x x C©n b»ng: 10 -x + VËy [NH4 ]=[NO2 ] vμ [NH3]=[HNO2] Ta biÕt r»ng K a cña NH4+ lμ: K a = 1 [NH3 ][ H O + ] [NH 4+ ] − - vμ K a cña NO2 lμ: K a 2 [ H O + ][NO2 ] = [ HNO2 ] => K a K a = [ H3 O + ]2 => [ H3 O + ] = K a K a => K a = 2 10 −14 = 5.10 −4 ; [ H 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: Nh điện ly axit H2S HS- + H3O+ Ka1 = 10-7 H2S + H2O HS- + H2O S2- + H3O+ Ka2 = 10-13 Do nÊc yếu nhiều so với nấc nên có thĨ bá qua sù ®iƯn ly cđa nÊc vμ ®−a vỊ bμi to¸n tÝnh pH cđa axit bËc VI Cân dung dịch chất điện ly tan 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 v ion dung dÞch: mAn+ + nBm- ( thùc chÊt lμ AmBn (r) AmBn dd (tan) > mAn+ + nBm- ) AmBn (r) Kc = [An+ ]m[Bm-]n Trong tr−êng hỵp nμy Kc đặc trng cho tính tan chất điện ly tan v đợc gọi l tích số hòa tan chất điện ly tan Ks * Định nghĩa: Tích số hòa tan chất điện ly tan l tích số nồng độ ion dung dịch bÃo ho chất điện ly tan (víi sè mị lμ hƯ sè t−¬ng øng ph−¬ng trình điện ly) Ca2+ + SO42- K s ,CaSo = [Ca 2+ ][ SO42− ] VD: CaSO4 Nh− vËy Ks l trờng hợp số cân Kc, chất Ks l số cân K, tính chất K áp dụng đợc Ks - Ks phụ thuộc vo chất chất v nhiệt độ Mối quan hệ tích số tan Ks v độ ho tan s Gọi s l nồng độ dung dịch bÃo ho, ví dụ dung dịch 2Ag+ + SO42Ag2SO4 2s s K s,CaSO4 = [Ag + ]2 bh [SO 2− ]bh = (2s)2.s = 4s3 → s = Ks Độ ho tan chất điện ly tan giảm đi, thêm vo dung dịch lợng ion đồng loại Ví dụ: Cho K s, AgI = 1,5.10-16 ë t = 250C TÝnh ®é hoμ tan cđa AgI n−íc nguyªn chÊt vμ dung dịch KI 0,1M Giải: Độ ho tan AgI l s AgI Ag+ + I- (*) s s [ ] [] Ks,AgI = Ag+ bh I− bh = s2 → s = Ks ,AgI = 1,5.10−16 = 1,22.10−8 M Trong dung dÞch KI 0,1M KI = K+ + I0,1 0,1 Nồng độ ion I- tăng lên lm cho cân (*) dịch chuyển theo chiều nghịch lm cho độ ho tan AgI giảm xuống Gọi s l độ hoμ tan cđa AgI dung dÞch KI Ag+ + Is’ s’ + 0,1 AgI K s , AgI = [ Ag + ][ I − ] = s' (s'+0,1) = 1,5.10 −16 V× s’