ĐẶC ĐiỂM CỦA DUNG DỊCH ACID, BASE, MUỐI Các dung dịch chứa các chất tan điện ly axit, định bằng thực nghiệm luôn luôn lớn hơn so với tính toán lý thuyết... SỰ DẪN ĐIỆN TRONG DUNG DỊCHTh
Trang 2Dung dịch acid, base, muối
Trang 3ĐẶC ĐiỂM CỦA DUNG DỊCH ACID,
BASE, MUỐI
Các dung dịch chứa các chất tan điện ly (axit,
định bằng thực nghiệm luôn luôn lớn hơn so với tính toán lý thuyết.
1
' '
P i
Trang 4Từ đó van’t Hoff đưa ra hệ số hiệu chỉnh i trong các định luật như sau:
Trong đó:
π’, ∆T’, ∆P’ là các đại lượng thực nghiệm
i: Hệ số đẳng trương hay hệ số van’t Hoff
π, ∆T, ∆P là các đại lượng tính theo định luật Raoult, Vant’ Hof
T i
iKC T
P i
N iP P
i iRCT
m '
B '
Trang 5SỰ DẪN ĐIỆN TRONG DUNG DỊCH
Thực nghiệm cho thấy các dung dịch acid, base, muối
có tính dẫn điện, (các nguyên chất không dẫn điện)
Có hiện tượng này là do khi các chất cho vào dung môi nước sẽ xảy ra quá trình điện ly, từ phân tử nguyên chất sẽ cho ra các ion dương và âm, các ion này tạo nên tính dẫn điện cho dung dịch
Khi điện ly, số phần tử trong dung dịch tăng lên so với
số phân tử chất tan cho vào, điều này cũng giống như nồng độ chất tan tăng lên Vì vậy công thức các định luật Raoult và van’t Hoff phải thêm hệ số điều chỉnh i (hệ số van’t Hoff)
Trang 6ĐỘ DẪN ĐIỆN
Độ dẫn điện riêng của dung dịch là độ dẫn điện của 1
cm3 dung dịch đặt giữa hai điện cực có tiết diện ngang 1cm2 và cách nhau 1cm
χ = 1/ ρ (Ω -1 cm -1 , hay là S.cm -1 ), ρ là điện trở riêng.
Độ dẫn điện đương lượng:
Là độ dẫn điện của Vcm3 dung dịch chứa một đương lượng gam chất tan đặt giữa hai điện cực song song cách nhau 1cm
λ = 100(χ/C N ) (Ω -1 cm 2 mol -1 )
Độ dẫn điện pha loãng vô hạn λ∞ là đại lượng không đổi đặt trưng cho mỗi acid, base, muối
Trang 7SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY
Trang 9ĐỘ ĐIỆN LY
Độ điện ly là tỉ số giữa các phân tử đã phân ly thành ion (n) trên tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịch (no)
Giá trị của α: 0<α<1
α=0, không có hiện tượng phân ly
α=1, sự phân ly xảy ra hoàn toàn
Trang 10bản chất dung môi, nồng độ, nhiệt độ.
Trang 11 Bản chất dung môi:
Sự phân ly thành ion xảy ra yếu trong dung môi có cực yếu và xảy ra mạnh trong dung môi có cực mạnh
Trang 12Nhiệt độ:
α tăng khi nhiệt độ tăng
α được tính theo các công thức sau:
λ : độ dẫn điện đương lượng
λ∞ : độ dẫn điện đối với dung dịch loãng vô cùng (α=1)
Trang 13Ví dụ: (trang 386)
Xác định độ điện ly của dung dịch chứa 2 g acid
HF trong 1000g nước, biết dung dịch đông
1 2
86 , 1
20 203
0
đ
C K T i
Trang 14CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH ĐiỆN
LY YẾU
Qúa trình điện ly của chất điện ly yếu trong dung dịch là quá trình thuận nghịch:
AmBn mA+n + nB-mHằng số điện ly (hằng số ion hóa):
AmBn: acid, base hay muối tương ứng ta có Ka, Kb, Km
K = const ở nhiệt độ xác định, K cực đại ở một nhiệt độ nhất định nào đấy
n m
m n
B A
n B
m A
C
C
C
=
Trang 15Định luật pha loãng Ostwald (liên hệ giữa K và α của các
chất điện ly yếu).
Xét sự điện ly của chất điện ly yếu AB
AB A+ + BBan đầu C 0 0 (mol/l)
-Cân bằng C(1-α) αC αC (mol/l)
Hằng số cân bằng điện ly:
AB
B A
C
C
C K
Trang 16ĐịNH LUậT PHA LOÃNG OSTWALD
Định luật pha loãng Ostwald cho phép tính hằng số K khi biết độ điện ly α ở nồng độ nào đó
Với chất điện ly yếu, ta có α<< 1, tức là 1- α ≈1, công thức (12.15) biến đổi thành :
(12.16) là hệ thức pha loãng Ostwald
C
K C
K = × α 2 ⇒ α =
(12.16)
Trang 17Với acid hay base yếu đa bậc, có hiện tượng phân ly từng bậc
Ví dụ: H3PO4
H3PO4 H+ + H2PO4- Ka1
H2PO
-4 H+ + HPO4-2 Ka2HPO4-2 H+ + PO4-3 Ka3
H3PO4 3H+ + PO4-3 Ka
Ta có:
HẰNG SỐ PHÂN LY TỪNG BẬC
3 2
Ka
3 2
1 Ka Ka
Ka >> >
Trang 18Ví dụ: Đối với các muối phức, [Ag(NH3)2]Cl:
9
2 3
C
C K
NH Ag
NH Ag
Trang 193 6
=
−
− +
C
C
C K
CN Fe
CN Fe
Kb
6 6
3[ Fe CN ] = 3 K + + [ Fe CN ]−
K
Trang 20Hằng số điện ly chung (quá trình phân ly tổng quát) đặc trưng cho độ bền của muối phức.
NH Ag
Trang 21CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT
ĐIỆN LY MẠNH VÀ HOẠT ĐỘ
Trong dung dịch nước, các chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn thành ion:
AmBn mA+n + nB-m
Trong dung dịch điện ly mạnh luôn có α=1 và i∈ N (1, 2,
3, 4, …) và λ = const khi pha loãng dung dịch (λ = λ∞).Thực tế chất điện ly mạnh chỉ có α>0.3 và i không phải
là số nguyên
Trang 22Thuyết điện ly mạnh Debye – Huckel
Tương tác giữa các ion dẫn đến sự hình thành xung quanh mỗi ion trong dung dịch một khí quyển ion (cấu tạo bởi các ion có điện tích ngược dấu với ion trung tâm) → sự liên hợp ion, làm cho nồng độ thực tế bao
giờ cũng nhỏ hơn nồng độ lý thuyết.
Nồng độ thực tế, hay biểu biến, gọi là hoạt độ a, đó là
đại lượng đúng với các trường hợp của định luật tác dụng khối lượng
Trang 23a: là hoạt độ
n m
m n
B A
n B
m A
2
Trang 24Đối với ion i: ai = fi×Ci
Đối với AmBn : a AmBn = f AmBn ×C AmBn
Hệ số hoạt độ của chất AmBn bằng trung bình nhân của
HỆ SỐ HOẠT ĐỘ
Trang 25Cách khác để tính hệ số hoạt độ dựa vào lực ion:
A: Hằng số, phụ thuộc bản chất dung môi và nhiệt độ
Z
A f
lg m n A n B m
B A
I = ∑
Trang 26Với dung dịch nước và ở khoảng 25 0 C, I<0.01 ta có:
I Z
Z
f
lg AmBn = − 0 5 A+n B−m
I z
fi 0 5 i2
lg = −
Trang 27Z
f
lg AmBn = − 0 5 A+n B−m
01.0)
101.01
01.0
(2
1)
(2
=
×+
×
=+
= C K+Z K+ C Cl−Z Cl−
I
Trang 28Ví dụ 2:
Cho dung dịch BaCl2, xác định hệ số hoạt độ của ion
Ba2+, biết lực ion của dung dịch bằng 0.01 và hệ số hoạt độ của BaCl2 là 0.8
= Ba Cl
BaCl f f f
62
0 89
0
8
0
2
3 2
⇒