slide bài giảng hóa đại cương dung dich dien ly compatibility mode

DUNG DỊCH ĐIỆN LY MỘT SỐ TÍNH CHẤT DUNG DỊCH ACID – BASE - MUỐI • Các dung dịch acid , base, muối nước không tuân theo định luật Raoult định luật van’t Hoff Từ van’t Hoff đưa hệ số hiệu chỉnh i định luật sau:  '  iRCT  i P '  iP0 N B  iP T '  iKC m  iT Jacobus Hendricus van't Hoff • Trong , T, P đại lượng thực nghiệm • i: Hệ số đẳng trương hay hệ số van’t Hoff Hệ số van’t Hoff • Khi phân tử chất hòa tan vào dung môi, có tượng: – Tăng số phần tử thực tế dung dịch điện ly (ví dụ NaCl điện ly cho Na+ Cl-) – Giảm số phần tử thực tế dung dịch kết hợp phân tử chất tan dung môi (ví dụ Ethanoic acid benzene, hay benzoic acid benzene) Tuy nhiên ta xét chủ yếu dung dịch chất tan nước – Số phần tử chất tan không đổi (ví dụ đường nước) Hệ số van’t Hoff, i, biểu diễn tỉ lệ thay đổi số phần tử chất tan thực tế dung dịch Tính hệ số van’t Hoff • Khi chất tan kết hợp dung dòch, i1 i 1  n 1 • Trong đó,  độ phân ly hay kết hợp, n số phần tử tạo thành trình phân ly hay kết hợp từ phân tử chất tan • Khi dung dịch loãng, i= số ion tạo từ phân tử • Khi chất tan không kết hợp hay phân ly dung dịch, i=1 • Ví dụ: • Với NaCl, chất điện ly mạnh, nên dung dịch nước (100% phân ly), phân tử NaCl tạo thành ion (Na+ Cl-), nên i=2 • Với dung dịch sulfuric acid (H2SO4) solution, in which α=0.64 (64% điện ly), phân tử cho ion: ion sulfate vaø ion hydronium i= + (0.64)x(3-1) =2.28 – Tức 100 phân tử acid, 36 giữ nguyên 64 phân ly thành ioon, kết tạo 192 ion 36 phân tử, tổng cộng 228 phần tử SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY • Theo Arrhenius • Ngay hòa tan vào nước acid, base, muối phân ly thành ion dương (cation) ion âm (anion) • Acid phân ly cho H+, base phân ly cho OH-, acid tác dụng với base cho muối nước • Ví dụ: • HCl  H+ + ClNaOH  Na+ + OHNaOH + HCl  Na+ + Cl- + H2O Svante August Arrhenius • Thuyết không tính đến tương tác tiểu phân dung dịch (dung môi ion, chất tan) • Nhà bác học Nga Kablukov định nghóa: – “Sự điện ly phân ly chất tan tác dụng tiểu phân dung môi thành ion solvat hóa.” – Dung môi nước gọi hydrat hóa Ivan Alekseevich Kablukov Ví dụ: NaCl r   m  r H 2O (l )  Na mH 2O (dd )  Cl nH 2O ( dd )   ĐỘ ĐIỆN LY • Định nghóa – Độ điện ly tỉ số phân tử phân ly thành ion (n) tổng số phân tử hòa tan dung dịch (no) •  phụ thuộc vào chất dung môi, C, t • Bản chất dung môi: – Sự phân ly thành ion xảy yếu dung môi có cực yếu xảy mạnh dung môi có cực mạnh, lực tương tác lưỡng cực dung môi • Nồng độ: –  tăng C giảm, ngược lại C (của chất điện ly hay chất điện ly khác) tăng  giảm • Nhiệt độ: •  tăng nhiệt độ tăng •  tính theo công thức sau: i 1  n 1 • • • Trong đó: • i: Hệ số đẳng trương • n: Số ion phân ly từ phân tử CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY YẾU HẰNG SỐ ĐIỆN LY Ta có cân điện ly chất điện ly yếu dung dịch nước: AmBn  mA+n + nB-m (Không viết kèm hydrat hóa) Hằng số điện ly hay số ion hóa sau: K C mA n C nB m C A m Bn AmBn: acid, base hay muoái tương ứng ta có Ka, Kb, Km K = const nhiệt độ xác định, K cực đại nhiệt độ định • Định luật pha loãng Ostwald (liên hệ K  chất điện ly yếu) • Xét điện ly chất điện ly yếu AB AB  A+ + B• Bắt đầu C 0 (mol/l) • Khi cân C(1-) C C (mol/l) • Hằng số cân điện ly: K C A C B C AB  • Thay giá trị nồng độ trạng thái cân bằng, ta có: C K 1 • Với chất điện ly yếu, ta có 