TÓMTẮT Lí THUYẾT Các công thức Raoiilt áp dụng cho dung dịch chất điện li
^ = ^ = ^ ĩj_ = i > l ; i - h ệ Số Van’t Hoff. AP Àts Atd
AP’, At’s và At’đ - độ giảm áp suất hơi, độ tăng nhiệt sôi và độ hạ nhiệt độ đông đặc của dung dịch chất điện li đều lớn hơn i lần so với dung dịch chất không điện li cùng nồng độ, nghĩa là:
AP' = ĨAP = ĨP0 ——— n2 + n¡ At's = iAts = iks^ At'đ = iAtđ = ikd w
Chất điện li mạnh
Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước tất cả các phân tử hòa tan đều phân li ra ion.
Chất điện li yếu
Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra ion.
Độ điện li a cùa mộ. chít điện li là ti só só phân từ phân li ra ion (n) và số phân tử hòa tan (no).
n a = -—•
n 0
Vậy chất điện li mạnh có a = 1, chất điện li yếu có 0 < a < 1.
Độ điện li biểu kỉến
Chất điện li mạnh có a = 1. Nhưng bằng thực nghiệm giá trị oc đo được thường nhỏ hơn 1. Chỉ khi dung dịch rất loãng giá trị a đo được mới bằng 1. Đây không phải là độ điện li thực của chất điện li mạnh, mà là độ điện li biểu kiến. Chính trong đung dịch không loãng sự tương tác tĩnh điện giữa các ion ngăn cản việc đo chính xác giá trị ot.
Mối liên hệ giữa a và i
i - 1
a = - —- q- 1
i - hệ số Vanh Hoff, q - số ion mà một phân tử phân li rạ
Hằng số điện li của chất điện li yếu
Sự điện li của chất điện li yếu là quá trình thuận nghịch. Khi ở trạng thái cân bằng, nó tuân theo mọi định luật cùa cân bằng hóa học, như có hằng số cân bằng K, tuân theo nguyên lí Lơ Satơliê.
Ví dụ:
CH3COOH ^ CH3COO + H+
K = "[CH3COO-] [H+f
v [CH3COOH] y
cb
Đây là cân bằng động, nên sự biến đổi nồng độ, nhiệt độ đều làm cho cân bằng chuyển dịch.
Mối liên hệ giífe hằng sọ điện li và độ điện li
Độ điện li a có thể viết dưới dạng tỉ số sau: _ n n .N :‘. r ‘
Na - hằng số Avogadro, n.N Á i 1 - số m o l.r1 của chất điện li phân li ra ion, nghĩa là nồng độ m o l.r1 của chất điện li phân li ra ion; c - nồng độ mol.l 1 ban đầu của chất điện lị
Vậy C a là nồng độ chất điện li phân li ra ion. Từ phương trình phân li ra hai ion ta có: CH3COOH ^ CH3COO“ + H+ Nồng độ ban đầu: c 0 0 Nồng độ lúc cân bằng: c - Ca Ca Ca K = ^ 1 - a
Công thức trên biểu thị định luật pha loãng của Ostwald, nghĩa là dung dịch càng loãng độ điện li a càng lớn. (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
Thuyết axit - bazđ của Arrhenius
Axìt là hợp chất chứa hiđro khi tan trong nước phân li ra cation H+. Bazơ là hợp chất chứa nhóm OH khi tan trong nước phần li ra anion OH .
Thuyết axit - bazơ của Brởnsted - Lowry
Axit là tiểu phân (phân tử, ion) có khả năng nhường proton (H*). Bazơ là tiểu phân của khả năng nhận proton.
A ^ B + H+
A - axit, B - bazơ, A/B - cặp axit - bazơ liên hợp.
Tích số ion của nước
Kh,o OH~] = 1.10~14 Ở25°C
KH Q - tích số ion của nước. Ở nhiệt độ xác định KH2o không những là hằng số trong nước nguyên chất, mà cả trong dung dịch loãng của các chất khác nhaụ
pH
pH là đại lượng để biểu thị độ axit hay độ kiềm của dung dịch pH = -lg [H+] = - lg [ H 30 +]
Môi trường axit, trung tính và kiểm
Môi trường axit: [H30 +] > [OH ] hoặc [H30 +] > 1 0 7mol.l 1 hoặc pH < 7 hoặc pOH > 7 với pOH = -lg[O H ].
Môi trường trung tính: [H30 +] = [OH ] hoặc pH=7.
Môi trường kiềm: [H30 +] < [OH ] hoặc [H30 +] < 10_7m o l.r hoặc pH > 7 hoặc pOH < 7.
Hằng số điện li axit K a
Hằng số điện li axit là hằng số cân bằng của phản ứng điện li axit yếu trong nước. Ví dụ:
CH3COOH ^ CH3COO + H+, K a / [CH3COÕ][H+] A
[CH3COOH] cb
hoặc CH3COOH + H20 ^ CH3COO" + H30 + , K ị [CH3C 0 Q -][H 30 +] "
a l [CH3COOH] J cb
Ở 25°c, Ka của CH3COOH là 1,75.10 5. Hằng số Ka của axit xác định chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
Hằng số điện li bazơ Kb
Hằng số điện li bazơ là hằng số cân bằng của phản ứng điện li bazơ yếu trong nước. Ví dụ:
NH3 + H20 ^ N H ^+O H ~, K t [NH+][OH~] [n h3]
cb
Ở 25°c, Kb của NH3 là 1,80.10 5. Hằng số Kb của bazơ xác định chỉ phụ thuộc vào nhiêt độ.
Mối liên hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit-bazơ liên hợp.
K a. K b = l. ic r14 ở 25°c
Ví dụ: Với cặp axit - bazơ liên hợp CH3COOH/CH3COÕ, khi biết KăCH3COOH) = 1,75.10~5 thì Kb (CH3COÕ) là: (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
K b( C H3C O O ~ ) = -1f ^ ~ 14< = 5,71.10~10 v ’ 1,75.10~5
Hằng số Kb này ứng với cân bằng sau:
CH3COÓ + H20 ^ CH3COOH + OH
Với cặp axit-bazơ liên hợp NH4+/NH3, khi biết Kb của NH3 thì Ka của NH4+ là:
1 10~14
K (N H4) = —— — — - = 5,56.1e r10
1,80.10~5
Hằng số Ka này ứng với cân bằng sau:
NH4+ + H20 ^ NH3 + H30 +
pH của dung dịch axit mạnh một nấc
Axit một nấc là axit mà một phân tử (hoặc một ion) chỉ có khả năng nhường một proton hoặc chỉ có thể phân li ra một cation H+.
Ví dụ: HN03 + H20 -> N 0 3" + H30 +
Vì H N 03 phân li hoàn toàn ra các ion nên nồng độ của axit Ca = [H30 +] do HN 03 phân li rạ Nếu dung dịch có pH < 6,5, nghĩa là dung dịch không quá loãng (Ca > 3 . lCf7M), có thể bỏ qua nồng độ H30 + do nước phân li ra, do đó: pH = -lgCạ
pH của dung dịch bazơ mạnh một nấc
Bazơ một nấc là bazơ mà một phân tử (hoặc một ion) chỉ có khả năng nhận một proton hoặc chỉ có thể phân li ra một anion OH . Ví dụ:
NaOH -» Na+ + OH”
Vì các phân tử NaOH phân li hoàn toàn ra các ion OH , nên nồng độ của bazơ mạnh c b = [OH ] do NaOH hòa tan phân li rạ
Nếu dung dịch có pH > 7,5, nghĩa là dung dịch không quá loãng '(Cb > 3.10~7M), có thể bỏ qua nồng độ OH do nước phân li ra, do đó
pOH = -lg[OH~].
Vì pH + pOH = 14 nên pH = 14 - pOH hay: pH = 14 + lg c b
pH của dung dịch axit yếu một nấc
Nếu dung dịch có pH < 6,5, nghĩa là dung dịch không quá loãng thì việc tính pH được tiến hành chỉ dựa vào cân bằng của axit trong dung dịch và bỏ qua nồng độ H30 + do nước phân li rạ Ví dụ:
CH3COOH + H20 ^ CH3COCT + h3o+ hoặc NH4+ + H20 ^ NH3 + H30 +
Gọi nồng độ ban đầu của axit là Ca, khi cân bằng, nồng độ axit phân li ra ion là
X, nồng độ axit không phân li là Ca - X, nồng độ H30 + tạo thành là X, ta có:
n h; + h2o NH3 + h3o+
nđbđ: c a 0 0
nđcb: Ç, - a X X X
Giải phương trình bậc hai tìm được X = [H30 +] với 0 < X < Cạ Nếu X < 5% Ca, có thể coi Ca - X = Ca, do đó:
x = V C c T (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
pH của dung dịch bazơyếu một nấc
Nếu dung dịch có pH > 7,5, nghĩa là dung dịch không quá loãng thì khi tính pH chỉ dựa vào cân bằng của bazơ trong dung dịch và bỏ qua nồng độ OH do nước phân li rạ Ví dụ:
n h3 + h2ọ ^ n h ; + 0 X 1
hoặc c h3c o o t h2o ^ C H jC O O H + O H
nđbđ: c b 0 0
K b = — ; X = [OH ] với 0< X < c b. c b - x
Nếu x < 5% c b có thể coi c b - X = c b, do đó: X = V Ĩ ^ Ã
pH của dung dịch chất !ưỡng tính
- Các muối axit như NaHC03, NaH9P 04, Na2HP04 và các muối NH4N 02, NH4CH3COO, NH4F, ... ỉà các chất lưỡng tính. Ta hãy xét một trường hợp cụ thể. Ví dụ xét dung dịch NaH9P 04 nồng độ c mol.l '. Khi tan trong nước, trước tiên NaH9P 0 4 phân li mạnh ra ion:
Nồng độ [H9P 0 Ị] = C m o l . r ' . Trong dune dịch có thể xảy ra những quá trình sau:
Ion H2PO¡ là lưỡng tính, nên trong dung dịch có thể xảy ra các phản ứng: H2PO¡ + H20 ^ H P04~ + H ,0 + ; H2PO, thể hiện là một axit
H2PO¡ + H20 H3P 0 4 + OH' ; H2PO¡ thể hiện là một bazo
H2PO¡ + H2PO¡ HP04“ + H3P 0 4 Phản ứng cuối cùng là phản ứng chính, nên có thể dựa vào phản ứng đó để tính pH của dung dịch:
NaH2P 0 4 -» Na+ + H2PO
2 H 2PO; ^ H P 0 ^ + H 3P 0 4
nđbđ: c 0 0
nđcb: c - X X X
0 0
Khi cân bằng nồng độ [HP04 ] = [H3P 0 4] Axit photphoric H3P 04 là axit ba nấc:
H3P 04 + H20 ^ I
HP0*- + H20 ^ H2P 0 ; + H 20 ^
[H2p o ;][H 3o +] [h p o2-][h3o+]
r 2 [H3p o 4] ' [H2p o 4] Vì [HPOj~] = [H3P 0 4] nên K, . K2 = [H30 +]2
=> [H3o +] = 3/K 1.K2
=> pH = - ( p K j + pK2) với pK = -lgK.
Tích số tan của chất điện li ít tan
Tích số tan của chất điện li ít tan là hằng số cân bằng của phản ứng giữa phần không tan của chất điện li đó và các ion của nó trong dung dịch. Ví dụ:
CaF2(tt) <=> Ca2+ +2F~
K , = [ C a 2*]cb[F-]?b = const ở nhiệt độ xác định
Ks - tích số tan của CaF2, Ks của chất điện li xác định chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ; (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
[Ca2+] và [F ] — nồng độ m o l . 1 1 của ion Ca2+ và F~ trong dung dịch bão hòa CaF2.
Điểu kiện kết tủa chất điện li ít tan
Ví dụ muốn kết tủa CaF2 người ta trộn hai dung dịch: một dung dịch chứa ion Ca2+ (chẳng hạn dung dịch CaCl2), một dung dịch chứa ion F~ (như dung dịch NaF) sao cho:
[Ca2t]0 [F-]02 > Ks thì CaF2 sẽ kết tủa cho tới khi [Ca2+] [F~]2 = Ks.
V ậy điều kiện kết tủa chất điện li ít tan từ dung dịch là tích số nồng độ các ion của nó, mỗi nồng độ với số mũ thích họp, phải lớn hơn tích số tan.
Điều kiện hòa tan chất điện li ít tan
Ví dụ xét dung dịch bão hòa CaC03:
Nếu cho vào dung dịch này một axit bất kì, chẳng hạn HC1, các ion H+ do HC1 phân li ra sẽ phản ứng với C 032 ■.
2H+ + c o 2 -» H20 + CO2 1
Khi đó nồng độ [C02~]giảm xuống, cân bằng chuyển dịch sang phải, nghĩa là CaC03 tan rạ Nói cách khác, khi cho HC1 vào thì nồng độ c o , - giảm xuống và tích số [Ca2+] [CO2'] < Ks, nên CaC03 phải tan rạ
Vậy điều kiện hòa tan một chất điện li ít tan là phải làm cho tích số nồng độ các ion của nó, mỗi nồng độ với số mũ thích hợp, nhỏ hơn tích số tan.
Mối quan hệ giữa tích số tan và độ hòa tan m o l.r1
Gọi s là độ hòa tan mol.l 1 của Ca3(P04)2 thì trong dung dịch bão hòa nồng độ [Ca2+] = 3s và nồng độ [PO4'] = 2 s. Từ đó
Ks = [Ca2+]3[P 02'] 2 = (3s)3(2s)2 = 36s5
=>s
BÀI TẬP
8.1. Dung dịch đường và dung dịch NaCl có cùng số mol chất hòa tan trong cùng một lượng nước. Hỏi ở cùng một nhiệt độ áp suất hơi bão hòa của hai dung dịch có bằng nhau không? Tại saỏ
Trả lời
Áp suất hơi của hai dung dịch không bằng nhaụ Áp suất hơi của dung dịch đường lớn hơn, vì NaCl là chất điện li, nó phân li ra các ion làm số phần tử trong dung dịch lớn hơn so với dung dịch đường, nghĩa là i > 1:
Đối với dung dịch đường:
P ọ - P ^ n2 p0 n2 +nj Đối với dung dịch NaCl:
P0 - P ' _ ; --- = i —-Ần2 — 5 với:... p0 n2 + n i
số phần tử trong dung dịch số phân tử hòa tan
8.2. Hai dung dịch NaCl và MgCl2 có cùng số mol chất hòa tan trong cùng một lượng nước. Hỏi ở cùng một nhiệt độ dung dịch nào có áp suất hơi bão hòa lớn hơn? Tại saỏ
Trả lời
Dùng dịch NaCỈ có áp suất hơi bão hòa lớn hơn, vì MgCl2 phân li ra nhiều ion hơn NaCỈ nên có số phần tử trong dung dịch lớn hơn.
Áp suất hơi phụ thuộc vào số phần tử này, số phần tử càng lớn áp suất hơi càng giảm, nghĩa là i càng lớn.
8.3. Hai dung dịch glucozơ và K2S04 có cùng số mol chất hòa tan trong cùng một lượng nước. Dung dịch nào có nhiệt độ sôi cao hơn và dung dịch nào có nhiệt độ đông đặc thấp hơn? Tại saỏ
Trả lời
Dung dịch K2S04 có nhiệt độ sôi cao hơn và nhiệt độ đông đặc thấp hơn vì K2S 0 4 phân li ra ion làm số phần tử trong dung dịch lớn hơn. Đối với dung dịch glucozơ: Atx = kx ?'’và Atđ = kđ9? (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
Đối với dung dịch K2S04: Ats = iks? ’và Atđ = ikđ^
8.4. Viết phương trình điện li của các chất sau trong nước Na2S04, K2C 03, HCIO3, KOH, H N 02, H2S, NaHC03, Na2H P04.
Bài giải Na2S 0 4 —> 2Na+ + S 0 4- K2C 0 3 -» 2K+ + C 0 3~ HC103 - * H + +C 10; KOH -» K+ + OH~ H N 0 2 ?=> H+ + N 0 2 H2S H+ + HS~
.2-
NaHC03 -> Na+ +HCO3' HCO3 H+ + C 0 2-
Na2H P04 -> 2Na+ + HPO2“
H P O f H+ + PÔ
8.5. Mỗi dung dịch chứa một chất sau: NaOCl, K2S, Na3P04 đều có nồng độ 0,01 m o l.r1; CH3COOH 0,1M có độ điện li a = 1,32%. Tính nồng độ các ion trong mỗi dung dịch trên.
Bài giải
NaOCl -» Na+ + O C f
[Na+] = [OC1 ] = 0,01 M vì NaOCl là chất điện li mạnh. K2S -> 2K+ + s 2~
[K+] = 2[S2-] => [K+] = 0,02 M và [S2-] = 0,01M. Na3P 04 3Na+ + P 0 43~
[Na+] = 3[PƠ4_] => [Na+] = 0,03M và [PC£] = 0,01M. Với dung dịch CH3COOH, nồng độ [CH3C0 0 I = [H+] = Ca vì
CH3COOH ^ CH3COÓ + H+
nđcb: C - C a Ca Ca
[CH3C O O I = [H+] = 0,1.0,0132 = 1,32.10~3M
8.6. Mỗi dung dịch chứa một chất sau: KOC1, Na2S, K3P 04jFe(N03)2, CuCl2, KC1, NH4N 0 3. Dung dịch nào là môi trường axit, môi trường trung tính, môi trường kiềm? Giải thích bằng phản ứng hóa học.
Bài giải
KOC1 -> K+ + OC1 K+ là trung tính trong nước, OQ là bazơ: o a - + H20 ^ HOC1 + OH- : môi trường kiềm
Na2S 2Na+ + s2~
Na+ là trung tính trong nước, s 2 là bazo:
s 2" + H-,0 ^ HS~ + OH- : môi trường kiềm K3P 0 4 -> 3 K + +POỈ"
PO4" là bazo:
P 0 4~ + H20 <r± HPO2' + O H ': môi trường kiềm Fe(N 03)2 Fe2+ + 2NO3
NO3 là trung tính trong nước, Fe2+ là axit:
Fe2+ + H20 ?=* Fe(ƠH)+ + H+ : môi trường axit CuCl2 Cu2+ + 2CĨ
c r là trung tính trong nước, Cu2+ là axit
Cu2+ + H20 Cu(OH)+ + H+: môi trường axit KC1 -» K+ + c r
K+ và C f đều trung tính trong nước: môi trường trung tính
n h4n o3 - »n h; + n o; (adsbygoogle = window.adsbygoogle || []).push({});
NO3 là trung túìh trong nước, NH4 là axit
NH4 + H20 NH3 + H30 +: môi trường axit.
8.7. Nồng độ molan của glixerol (CH2OH - CHOH - CH2OH) trong nước phải là bao nhiêu để ap suất hơi của dung dịch đó bằng áp suất hơi của dung dịch chứa 8,49 g NaN03 trong lOOOgam nước? Độ điện li biểu kiến của N aN 03 trong dung dịch này là 64,9%.
Bài giải
Hai dung dịch có áp suất hơi bằng nhau nên: ÀP _ ị n2 _ n2
p0 n2 +n| n2 +nj
n ’2 - số mol N aN 03; n2 - số mol glixerol; n! - số mol nước. a = — => 0,649 = — = i - 1 =í> i = 1,649.
, 8,49 , 1000 « _ , n 7 = —r— = 0,1 ; nj = ---= 55,56 v ì n 2 « n j n ê n n 2 + nj SSri| => ; = 1 T =U-I ; n ‘ ' i r = “¿ = * ^ 1 = 0,00297. nj 55,56
— = —- => 0,00297 = —~ — => n2 = 0,165 mol glixerol trong 1000 g
n( nị 55,56
nước, nghĩa là nồng độ molan của glixerol là 0,165 (W= 0,165).
8.8. Xác định độ điện li biểu kiến của H I03 trong dung dịch chứa 0,506 g HIO3 trong 22,48 g C2H5OH. Dung dịch này sôi ở 351,624 K, còn C^k^OH nguyên chất sôi ở 351,46K. Hằng số nghiệm sôi của qHgO H là 1,19.
Bài giải
Khối lượng HIO3 hòa tan trong 1000 g C^HsOH là: 0,506.1000 22,48 = 22,51g. At’ _ 351,624-351,46 1 = --- = --- — ---- = l,Uo At 1,1922,51 176 « = 1 4 = 1 2 4 1 = 0,0 8 . q - 1 2 - 1
8.9. Nhiệt độ bắt đầu đông đặc của đung dịch chứa 0,2 mol KQ trong 1000 g nước là -0 ,6 7 3 °c . Tính độ điện li biểu kiến của KC1 trong dung dịch