Bài giảng Hoá đại cương - Chương 7: Dung dịch điện ly

Nội dung text: Bài giảng Hoá đại cương - Chương 7: Dung dịch điện ly

1. CHƯƠNG 7: DUNG DỊCH ĐIỆN LY (Thời lượng: 5t LT + 2t BT) 1
2. 1. Các dung dịch Axit, Bazơ, muối trong nước và những đặc điểm của chúng ➢ Các dung dịch axit, baz và muối trong nước khơng tuân theo các định luật Raoul, Vant’ Hoff → cĩ giá trị thực nghiệm lớn hơn ➢Để nghiệm đúng những định luật trên, phải thêm vào một hệ số điều chỉnh i > 1; gọi là hệ số đẳng trương hay hệ số Vant’ Hoff. ➢ Các dung dịch axit, baz, muối trong nước cĩ tính dẫn điện 2
3. 2. Lý thuyết điện li Arrhenius và Kablucơp ➢ Thuyết điện li Arrhenius: ngay sau khi hịa tan vào nước các chất axit, baz và muối phân li thành các ion dương (cation) và âm (anion). ➢ Sự phân li thành ion của các chất tan trong dung dịch (hay khi nĩng chảy) được gọi là sự điện li. ➢ Chất phân li thành ion trong dung dịch (hay khi nĩng chảy) được gọi là chất điện li. Ví dụ: dung dịch KCl 0,2N cĩ i = 1,81, khi pha lỗng vơ cùng i= 2 3
4. • Hạn chế của Arrhenius: khơng tính đến sự tương tác giữa các tiểu phân trong dung dịch. Khi nĩi đến sự điện li khơng thể bỏ qua sự tương tác giữa các ion và tiểu phân dung mơi. •Kablucov (Каблуков): sự điện li là sự phân li của các chất tan dưới tác dụng của các tiểu phân dung mơi thành những ion sonvat hĩa. 4
5. 3. Độ điện ly n+ m− •Cân bằng điện li: AmBn mA + nB Để đặc trưng cho khả năng phân li các chất điện ly trong dung dịch ta sử dụng đại lượng độ điện ly α •Độ điện li α là tỉ số giữa các phân tử đã phân li thành ion (n) trên tổng số phân tử đã hịa tan trong dung dịch (n ) o n = no Ý nghĩa: nếu nĩi dung dịch HF trong nước ở 25oC cĩ độ điện li α = 0,09 thì cĩ ý nghĩa gì? 5
6. ➢Các chất điện li mạnh: phân li hồn tồn thành ion trong dung dịch nên cĩ α = 1 (các axit và baz vơ cơ mạnh và đại đa số các muối trung tính). ➢Các chất điện li yếu: trong dung dịch khơng phân li hồn tồn nên cĩ α 30% ▪ Các chất điện li yếu: α < 3% ▪ Các chất điện li trung bình: 3% < α < 30% 6
7. Các yếu tố ảnh hưởng đến α ➢ Ảnh hưởng của dung mơi: sự phân li của chất tan thành ion thường xảy ra yếu trong dung mơi cĩ cực yếu, và ngược lại. ➢ Ảnh hưởng của nồng độ: độ điện li tăng khi nồng độ dung dịch giảm, và ngược lại. ➢ Ảnh hưởng của nhiệt độ: độ điện li tăng khi tăng nhiệt độ (khơng hịan tồn đúng 100%) vì đa số trường hợp quá trình điện li thường kèm theo sự thu nhiệt. 7
8. 4. CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI YẾU 8
9. 4.1 Đặc điểm ➢ Đối với chất điện li yếu, quá trình điện li của chúng trong dung dịch là quá trình thuận nghịch. ➢ Trong dung dịch cĩ cân bằng động giữa các phân tử trung hịa và ion của nĩ. n+ m− AmBn mA + nB 9
10. 4.2 Cân bằng điện li và hằng số điện li n+ m− [An+ ]m[Bm− ]n AmBn mA + nB K = [AmBn ] ➢ K: hằng số điện li hay hằng số ion hĩa. ➢ Cân bằng điện li tuân theo định luật tác dụng khối lượng. ➢ K là đại lượng đặc trưng cho mỗi chất điện li và dung mơi và chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ. 10
11. 4.3 Mối liên hệ giữa K, α và C ➢ Xét cân bằng điện li đơn giản: AB A+ + B− K C: nồng độ ban đầu của AB = α: độ điện li C ➢Đối với chất điện li AmBn cĩ m hoặc n lớn hơn 1, sự phân li xảy ra theo từng bậc và mỗi bậc cĩ hằng số điện li đặc trưng. ➢Thực tế, chỉ xét bậc phân li thứ nhất. Do hằng số điện li bậc thứ 2, thứ 3 luơn luơn nhỏ hơn hằng số bậc thứ nhất nhiều (khoảng 10-5 lần) 11
12. Ví dụ 1 •Tìm hằng số điện li của axit axetic biết rằng trong dung dịch 0,01M độ điện li của nĩ là 4,3%. •Ví dụ 2 •Tìm độ điện li axit HCN 0,05M, biết nĩ cĩ pKa = 9,15 •Ví dụ 3 -4 •Axit HNO2 cĩ K = 5.10 . Hỏi nồng độ dung dịch của nĩ là bao nhiêu để độ điện li của nĩ bằng 20%. 12
13. •Ví dụ 4 •Hịa tan 0,01 mol CH3COOH thành 2 lít dung dịch. Tìm số mol axit điện li biết độ điện li của axit là 4,3%. + - Tìm nồng độ mol ion H và ion CH3COO trong dung dịch. Tính pH của dung dịch. Biết rằng pH = -lg[H+]. Ví dụ 5 Tương tự ví dụ 4, thay CH3COOH bằng HCl 13
14. 5. DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI MẠNH 14
15. 5.1 Đặc điểm ➢ Trong dung dịch nước các chất điện li mạnh thực tế phân li hồn tồn thành ion. AB = A+ + B- ➢ Các dung dịch chất điện li mạnh dù ở nồng độ rất lỗng cũng khơng tuân theo định luật tác dụng khối lượng. ➢ Trong dung dịch chất điện li mạnh khơng cĩ các phân tử trung hịa của chất điện li tồn tại. •→ α luơn bằng 1 •→ i luơn là những số nguyên •→ độ dẫn điện khơng thay đổi khi pha lỗng dung dịch. 15
16. Thực tế cĩ đúng như vậy khơng? ➢ α chỉ bằng 1 khi pha loãng dung dịch vô cùng ➢ Hệ số i chỉ tiến đến các số nguyên khi dung dịch được pha loãng vô cùng ➢ Độ dẫn điện đương lượng chất điện li mạnh tăng lên theo độ pha loãng dung dịch mặc dù số ion trong dung dịch không thay đổi. 16
17. 5.2 Lý thuyết tương tác ion ➢ Do sự phân li hồn tồn của chất điện li mạnh mà trong dung dịch cĩ nồng độ ion lớn. ➢ Các ion ở gần nhau → xuất hiện lực hút tương hỗ giữa các ion. → các ion trong dung dịch chất điện li khơng cịn hồn tồn tự do chuyển động. ➢ Ngồi ra, ở những nồng độ cao trong dung dịch chất điện li mạnh cịn xuất hiện sự liên hợp ion, khi pha lỗng các liên hợp ion phân li thành các ion đơn giản. + - Ví dụ: BaCl , LiCl2 17
18. 6. SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚC VÀ CHỈ SỐ HYDRO pH 18
19. 6.1 Cân bằng điện li của nước và tích số ion của nước •Nước là chất điện li rất yếu: • + − •H2O + H2O H3O + OH + - −14 •Kn = [H3O ][OH ] = 10 19
20. 6.2 Chỉ số hyđro pH và mơi trường dung dịch Từ Kn suy ra: Dung dịch cĩ tính trung tính: + K −14 −7 [H ] = [OH] = n = 1 . 10 = 10 mol/lit . Dung dịch cĩ tính axít: [H+] > [OH-] và [H+] > 10−7 mol/lit . Dung dịch cĩ tính baz: [H+] < [OH-] và [H+] < 10−7 mol/lit . 20
21. •Để xác định tính chất dung dịch thuận lợi hơn, thay cho nồng độ ion [H+] người ta dùng chỉ số hyđro pH: •pH = − lg [H+] •Khi đĩ: •Dung dịch cĩ tính trung tính: pH = −lg10−7 = 7 •Dung dịch cĩ tính axít: pH 7 21
22. 6.3 Tính pH các dung dịch lỗng acid, bazơ trong nước • Axít đơn bậc HA • * Axit mạnh: •Axít cĩ nồng độ Ca, =1 + •suy ra: [H ] = Ca •và pH = −lg Ca • * Axit yếu: •HA H+ + A− •Axít cĩ nồng độ Ca, < 1, Ka + K C •suy ra: [H ] = Ca = a a •Vậy : • pH = −½ (lg Ka+lg Ca) 22
23. o Baz đơn bậc MOH: * Mạnh: Baz cĩ nồng độ Cb, =1, 10−14 K 10−14 [H + ] = [OH − ] = C = n = b [H + ] H + Cb 10−14 pH = − lg = 14 + lg Cb Cb •* Yếu: MOH M+ + OH− Baz cĩ nồng độ Cb, <1 và hằng số cân bằng Kb K 10 −14 = K C n b b = = + [H + ] [H ] 10 −14 [H+] = → pH = 14 + ½ (lg K + lg C ) K C b b b b 23
24. Axít và baz yếu đa bậc: thường chỉ xét bậc điện li thứ nhất và tiến hành như trên. Ví dụ: Tính pH của dung dịch axit H2CO3 trong nước cĩ nồng độ 0,01M biết hằng số điện li bậc thứ nhất là 4,3.10-7. Sự điện ly bậc nhất của axit H2CO3: + - H2CO3 + H2O H3O + HCO3 + − [H 3O ][HCO3 ] −7 Ka1 = = 4,3.10 [H 2CO3 ] 1 1 pH = (− lg K − lg C ) = (− lg 4,3.10−7 − lg 10−2 ) 2 a1 a 2 1 pH = (7 − 0,65 + 2) = 4,19 2 24
25. Ví dụ 1 •Tính pH của từng dung dịch sau: •a. HCl 0,001M -4 •b. HNO3 5,2.10 M •c. Hịa tan 2g NaOH với 0,56g KOH thành 2l dung dịch. •d. Thêm 25ml nước vào 5ml dung dịch HCl pH = 1 •e. Tính pH của dung dịch axit formic 0,001M. Biết pKa = 3,752 25
26. Ví dụ 2 •Thêm 10ml dung dịch KOH vào 15ml dung dịch H2SO4 0,5 M, dung dịch cịn dư axit. Thêm tiếp 3ml dung dịch NaOH 1M vào thì dung dịch vừa trung hịa. Tìm nồng độ mol của dung dịch KOH. •ĐS: 1,2M Ví dụ 3 •Trộn lẫn dung dịch HCl 0,2M với dung dịch H2SO4 0,1M theo tỷ lệ 1:1 về thể tích. Để trung hịa 100ml dung dịch thu được cần bao nhiêu ml dung dịch Ba(OH)2 0,02M? •ĐS: 500ml 26
27. Ví dụ 4 •(A) là dung dịch HCl cĩ pH = 1. •(B) là dung dịch Ba(OH)2 cĩ pH = 13. •a. Tính nồng độ mol của chất tan, nồng độ mol của từng ion trong dung dịch A và dung dịch B. •b. Trộn 2,25 l dung dịch A với 2,75l dung dịch B được dung dịch C. Tìm pH của dung dịch C. •ĐS: pH=12 27
28. BÀI TẬP 1 • Tính pH của các dung dịch sau: -4 (1)Dung dịch Ba(OH)2 5.10 M (2) Dung dịch axit benzoic C6H5COOH 10-2 M, độ điện ly 7,8% 28
29. BÀI TẬP 2 (1)Hịa tan 0,49 gam H2SO4 vào 10 lít nước được dung dịch A. Tính pH dung dịch A. Xem thể tích dung dịch thay đổi khơng đáng kể (2) Hịa tan 1,7 gam NH3 vào 5 lít nước được dung dịch B cĩ pH = 11. Tính độ điện ly của dung dịch NH3 Biết: H = 1; S = 32; O = 16; N = 14 29
30. 6.4 Chất chỉ thị Chất chỉ thị màu là những axít hoặc baz hữu cơ yếu mà dạng phân tử và dạng ion của nĩ cĩ màu sắc khác nhau và tùy thuộc vào pH của mơi trường mà tồn tại ở dạng này hay dạng kia. Ví dụ ➢ Quỳ tím ➢ Phenolphthalein ➢ Methyl da cam 30
31. 7. SỰ ĐIỆN LI CỦA CHẤT ĐIỆN LI KHĨ TAN 31
32. 7.1 Cân bằng dị thể của chất điện li khĩ tan và tích số tan ➢ Các chất điện li khĩ tan là các hyđroxyt và muối khĩ tan. ➢ Chúng tan trong nước rất ít nên dung dịch thu được cĩ nồng độ rất lỗng. ➢ Do vậy, trong dung dịch cĩ cân bằng dị thể giữa chất điện li khĩ tan và các ion của nĩ. •Ví dụ: cân bằng điện li của muối khĩ tan AgCl được biểu diễn như sau : • AgCl (r) Ag+ (d) + Cl− 32
33. •Áp dụng định luật tác dụng khối lượng: [Ag + ][Cl − ] K = [AgCl] → K [AgCl] = [Ag+][Cl−] = const = T T là hằng số (tại nhiệt độ nhất định) và được gọi là tích số tan của AgCl 33
34. 7.2 Tích số tan và độ tan của chất điện li khĩ tan •* Định nghĩa tích số tan: Tích số tan của chất điện li khĩ tan là tích số nồng độ các ion tự do với số mũ tương ứng của chất điện li khĩ tan trong dung dịch bão hịa của nĩ và là đại lượng khơng đổi tại nhiệt độ nhất định. •Với chất điện li khĩ tan AmBn : + - • AmBn = mAn + nBm + m − n • T = [An ] [Bm ] 34
35. •Ý nghĩa: •Tích số tan đặc trưng cho tính tan của chất điện li khĩ tan: Định tính: T càng nhỏ chất điện li càng khĩ tan. •Ví dụ: Độ tan các chất điện li khĩ tan sau đây giảm dần theo thứ tự: •AgCl (T=1,8.10−10) •AgBr (T= 5,3.10−13) •AgI (T= 1.10−16) 35
36. •Định lượng: • • Khi biết tích số tan T cĩ thể tính được độ tan S của chất điện li khĩ tan. TA B S = m+n m n m m n n o Ví dụ: Cho tích số tan của Zn(OH)2 ở 25 C bằng −17 1.10 . Tính độ tan mol/lit và g/lít của Zn(OH)2 ở 25oC trong nước. Biết Zn = 65, H = 1, O = 16. Tính pH của dung dich bão hịa Zn(OH)2 trong nước. T 1.10 −17 S = 3 = 3 = 1,36.10 −6 mol / lít 4 4 36
37. 7.3 Điều kiện kết tủa và hịa tan chất điện li khĩ tan • • Kết tủa: Tích số nồng độ các ion (với số mũ tương ứng) của chất điện li trong dung dịch lớn hơn tích số tan của nĩ ở nhiệt độ khảo sát. • • Hịa tan: Tích số nồng độ các ion (với số mũ tương ứng) của chất điện li trong dung dịch nhỏ hơn tích số tan của nĩ ở nhiệt độ khảo sát. •Ví dụ: Cĩ kết tủa CaSO4 tạo thành hay khơng khi trộn lẫn những thể tích bằng nhau của 2 dung dịch CaCl2 và H2SO4 cĩ nồng độ tương ứng bằng 0,5 và 0,1 o -5 mol/lit (ở 25 C)? Biết T CaSO4 = 2,4.10 37
38. Ví dụ 1 o -5 •1. Độ tan mol của Ag3PO4 ở 18 C là 1,6.10 M. Tìm tích số tan của Ag3PO4. •2. Độ tan của PbSO4 (M=303) trong nước ở nhiệt độ thường là 0,038g trong 1000ml dung dịch. Tìm tích số tan của PbSO4 tại nhiệt độ này. o -11 •3. Tích số tan của Mg(OH)2 ở 25 C là 1,2.10 . Tính độ tan mol của Mg(OH)2 tại nhiệt độ trên. •4. Tích số tan của Pb3(PO4)2 ở nhiệt độ phịng là 7,9.10-43. Tính độ tan mol của nĩ tại nhiệt độ phịng. 38
39. Ví dụ 2 o -7 1.Ở 25 C tích số tan của SrSO4 bằng 3,8.10 . Khi trộn 1 thể tích dung dịch SrCl2 0,002N với cùng 1 thể tích dung dịch K2SO4 0,002N thì kết tủa cĩ xuất hiện khơng? o -10 2.Ở 25 C tích số tan của BaSO4 bằng 1,1.10 . Khi trộn đúng 200ml dung dịch BaCl2 0,004M với đúng 600ml dung dịch K2SO4 0,008M thì kết tủa cĩ xuất hiện khơng? 3.Lấy 100ml dung dịch amoni oxalat trong đĩ cĩ 0,0248 g chất tan (NH4)2C2O4 trong một lít dung dịch, trộn với 100ml dung dịch bão hịa CaSO4. Độ tan của CaSO4 là 2g/l. Kết tủa CaC2O4 cĩ xuất hiện khơng? Biết tích số tan của nĩ là 1,3.10-9. 39
40. THANK YOU!!! 40
41. o a. Tích số tan của Fe(OH)3 ở 25 C là 1,1.10-36. Tính độ tan mol/lít, độ tan gam/lít và pH của dung dịch bão hịa Fe(OH)3 ở nhiệt độ trên. b. A là dung dịch NaOH 0,01M, B là dung dịch H2SO4 pH = 2. Trộn 500ml dung dịch A với 1,5 lít dung dịch B được dung dịch C. Tính pH của dung dịch C? 41
42. • Hịa tan 18,6 gam Na2O vào một lượng nước cần thiết để tạo thành 3 lít dung dịch A cĩ d = 1,12g/cm3 a. Tính nồng độ mol/l, nồng độ molan, nồng độ phần trăm và nồng độ đương lượng của dung dịch A. b. Tính pH của dung dịch A c. Lấy 10ml dung dịch A trộn với 10ml dung dịch -4 MgCl2 10 M. Hỏi cĩ kết tủa sinh ra khơng, biết -11 TMg(OH)2 = 1,2.10 42