1. Trang chủ
  2. » Giáo án - Bài giảng

Chuong 12 dung dich dien ly

28 439 0

Đang tải... (xem toàn văn)

Tài liệu hạn chế xem trước, để xem đầy đủ mời bạn chọn Tải xuống

THÔNG TIN TÀI LIỆU

Thông tin cơ bản

Định dạng
Số trang 28
Dung lượng 5,39 MB

Nội dung

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 2

Dung dịch acid, base, muối

Trang 3

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.

1

' '

P i

Trang 4

Từ 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 5

SỰ 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 6

ĐỘ 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 (-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 ) (-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 7

SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY

Trang 9

ĐỘ 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 10

bản 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 12

Nhiệt 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 13

Ví 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 14

CÂN 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 15

Định 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 16

ĐịNH 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 17

Với 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 18

Ví dụ: Đối với các muối phức, [Ag(NH3)2]Cl:

9

2 3

C

C K

NH Ag

NH Ag

Trang 19

3 6

=

− +

C

C

C K

CN Fe

CN Fe

Kb

6 6

3[ Fe CN ] = 3 K + + [ Fe CN ]−

K

Trang 20

Hằng số điện ly chung (quá trình phân ly tổng quát) đặc trưng cho độ bền của muối phức.

NH Ag

Trang 21

CÂN 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 22

Thuyết 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 23

a: là hoạt độ

n m

m n

B A

n B

m A

2

Trang 24

Đối 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 25

Cách 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 26

Với 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 27

Z

f

lg AmBn = − 0 5 A+n B−m

01.0)

101.01

01.0

(2

1)

(2

=

×+

×

=+

= C K+Z K+ C ClZ Cl

I

Trang 28

Ví 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

Ngày đăng: 03/12/2016, 12:39

TỪ KHÓA LIÊN QUAN

w