Cân bằng trong dung dịch điên ly

Chương 10 CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH ĐIÊN LY * 10.1.Thuyết điện ly 10.2.Cân bằng dung dịch của chất điện ly yếu 10.3.Cân bằng d.dịch của chất điện ly mạnh 10.4.Thuyết axit-bazơ 10.5.Cân bằng ion của nước 10.6.Tính pH 10.7.Cân bằng dung dịch của chất điện ly khó tan * Cân bằng dung dịch điện ly 1.Tính chất bất thường  Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết Độ giảm áp suất hơi bão hòa P’ Độ tăng nhiệt độ sôi Ts’ Độ giảm nhiệt độ đông đặc Tđ’ Áp suất thẩm thấu ’ i : Hệ số Van Hốp i (hệ số đẳng trương) * 10.1.Thuyết điện ly  Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết Dung dịch axit, bazơ, muối : dẫn điện * 10.1.Thuyết điện ly 10.2.Thuyết điện ly 2.Thuyết điện ly của Arrhenius Sự điện ly (Sự ion hóa) Ion Na+, H+, OH-, SO42- …hạt mang điện Dẫn điện Chất điện ly : chất tan NaOH, H2SO4 * 10.2.Thuyết điện ly 2.Thuyết điện ly của Arrhenius Phân tử chất tan Chia nhỏ:phần tử hòa tan n1-Số phân tử hòa tan n2-Số phần tử có trong dung dịch P, T,  Ví dụ : NaCl  Na+ + Cl- * 10.2.Thuyết điện ly 3.Thuyết điện ly của Cablucốp Nguyên nhân phân ly Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl -Chuyển động nhiệt -Tương tác với d.môi (H+, OH- ) Ion bị hydrat hóa * Na+ , Cl- đi vào d. dịch * Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl 10.1.Thuyết điện ly 3.Thuyết điện ly của Cablucốp Sự điện ly của hợp chất phân cực : HCl -Chuyển động nhiệt -Tương tác với d.môi (H+, OH- ) Ion bị hydrat hóa H3O+ -Ion hydroxoni * 10.1.Thuyết điện ly * Sự điện ly của hợp chất : NaCl 10.1.Thuyết điện ly 10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu Khái niệm Khi hòa tan vào nước chỉ một phần các phân tử phân ly thành ion Ví dụ Dấu :  * Độ điện ly ( ) AB  A+ + B- n1: tổng số phân tử hòa tan n2 : số phân tử phân ly ra ion Hằng số điện ly (K ) K-phụ thuộc nhiệt độ * 10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu Định luật pha loãng Ostwald AB  A+ + B-  = o C 0 0  -cân bằng C - C C C Hằng số phân ly   (1-)  Vì K = const ở T-xác định Dung dịch càng loãng thì độ phân ly càng lớn & ngược lại * 10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu Định luật pha loãng Ostwald * Sự phụ thuộc của độ điện ly () vào độ pha loãng 1/C của dung dịch 10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu 10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh Khái niệm Khi hòa tan vào nước thì tất cả các phân tử phân ly thành ion Ví dụ : AB = A+ + B- Dấu : “ = ”  Độ phân ly  < 1 Tại sao ? * Thuyết Debye & Hucken (Khí quyển ion) Phân ly mạnh  Ion Ion trái dấu hút nhau Phân tử d.môi nằm giữa các IonIon bị solvat hóa Chuyển động nhiệt & Tương tác phân  Tái kết hợp một phần các ion thành phân tử Hệ số ph.ly  < 1 * 10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh Hoạt độ & Hệ số hoạt độ C-Nồng độ ion Vì  < 1  Nồng độ hoạt động là a < C  a : hoạt độ ta có f-Hệ số hoạt độ * 10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh Ảnh hưởng khí quyển ion :  Tính dẫn điện Dòng điện I  Ion “+”  Cực âm Ion “-”  Cực dương * 10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh Ảnh hưởng khí quyển ion :  Tính dẫn điện Dịch chuyển ion “+” -Vì “Khí quyển ion”  Tốc độ Hiệu ứng điện di -Ion “+” di chuyển  “Khí quyển ion” cũ : phá vỡ “Khí quyển ion” mới : hình thành - “Khí quyển ion” mới : Phía sau : dư điện tích âm Phía trước : ít điện tích âm Tốc độ Hiệu ứng bất đối Dịch chuyển ion “-” : tương tự * 10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh 10.4 Thuyết axit – bazơ Axit Hợp chất phân ly trong nước cho cation hyđro (H+) và anion. Mọi tính chất của axit là do ion H+ gây ra Ví dụ : HCl  H+ + Cl- CH3COOH  H+ + CH3COO- 10.4.1 Thuyết axit - bazơ của Arrhenius Bazơ  Hợp chất phân ly trong nước cho anion hyđroxyl (OH- ) và cation. Mọi tính chất của bazơ do ion OH- gây nên Ví dụ: NaOH  Na+ + OH- 10.4 Thuyết axit – bazơ Muối Hợp chất phân ly trong nước cho cation kim loại hoặc nhóm chứa cation kim loại và anion axit. Ví dụ KCl  K+ + Cl- Muối trung hoà. Anion gốc axit không còn hyđro để phân ly ra H+ (hyđro có tính axit) Ví dụ NaCl, (NH4)2SO4, Na2CO3,… Muối axit. Anion gốc axit còn hyđro để phân ly ra H+ Ví dụ NaHCO3, NaH2PO4, NaHSO4,.. Muối kép Muối phức tạp Ví dụ NaCl.KCl, KCl.MgCl2.6H2O,..phức chất [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4 10.4.2. Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury Axit là hợp chất có thể cho proton (H+).  Bazơ là chất có thể nhận proton (H+). Axit  Bazơ + H+ Viết tắt A  B + H+ A/B là cặp axit-bazơ liên hợp Johannes Nicolaus Bronsted Thomas Martin Lowry Ví dụ Cặp axit-bazơ liên hợp : HCl/Cl- & H3O+/H2O 10.4.2. Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury  Theo định nghĩa ta có 3 loại axit:  Axit trung hoà Ví dụ: HCl, HNO3, CH3COOH ứng với các bazơ Cl-, NO3-, CH3COO-  Axit cation Ví dụ: H3O+, NH4+ ứng với các bazơ liên hợp như H2O, NH3.  Axit anion Ví dụ: HSO4-, H2PO4-, HPO42- ứng với bazơ liên hợp như SO42-, HPO42-, PO43-. Cặp axit-bazơ liên hợp : H2O/OH- & NH4+/NH3 Ví dụ 10.4.2. Thuyết axit – bazơ Bronsted – Loury Ưu điểm của thuyết Bronsted – Loury Thuyết axit – bazơ của Arrhenius chỉ áp dụng đúng cho dung môi là nước, không dùng được cho dung môi khác.  Thuyết Bronsted – Loury Tổng quát hơn, nó áp dụng cho bất kì dung môi nào có khả năng nhường và nhận proton (H+), cả khi vắng mặt dung môi Ví dụ NH3 + HCl  NH4Cl. . 10.4.3 Thuyết axit – bazơ của Lewis  Axit là chất nhận cặp electron để tạo thành liên kết cộng hoá trị. Bazơ là chất cho cặp electron để tạo thành liên kết cộng hoá trị.  Tương tác axit – bazơ là sự tạo thành liên kết cộng hoá trị kiểu cho-nhận, đặc trưng cho sự tạo thành những phức chất. 10.4.3 Thuyết axit – bazơ của Lewis Ví dụ 1: NH3 + HCl  NH4Cl Ví dụ 2: OH- + H+  H2O Ví dụ 3: NH3 + BF3  NH3BF3 Axit theo Lewis : HCl, H+ , BF3 Bazơ theo Lewis : NH3 , OH- 10.5.1. Sự phân ly của nước Nước là chất điện li yếu : Theo Arrhenius H2O  H+ + OH+ Theo Bronsted –Loury H2O +H2O  H3O+ + OH-  Hằng số điện li của nước : ở 25oC 10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch  Tích số ion của nước : ở 25oC Vì [H2O] = const Tích số ion 10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch 10.5.2. Chỉ số hydro pH Từ phương trình điện li của nước ta rút ra: Dung dịch trung tính Dung dịch axit Dung dịch kiềm 10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch 10.5.2. Chỉ số hydro pH Chỉ số hydro pH Môi trường axit Dung dịch trung tính Dung dịch kiềm Chỉ số pOH 10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch 10.5.3 Chất chỉ thị pH Dung dịch phenolphtalein 10.5.Cân bằng ion của nước trong d.dịch Màu thay đổi theo pH môi trường Khoảng chuyển mầu:khoảng pH trong đó mầu của chất chỉ thị biến đổi 10.6.1. Dung dịch axit Axit mạnh: phân ly hòa toàn: HX = H+ + X- Ca = [X-] = [H+] 10.6.Tính pH của dung dịch Axit yếu: phân ly không hoàn toàn HA  H+ + A-  = 0 Ca 0 0   0 Ca-X X X Vì axiy yếu : X  0 10.6.Tính pH của dung dịch 10.6.2.Tính pH của dd bazơ  Bazơ mạnh: phân ly hoàn toàn : BOH = B+ + OH- Cb = [B+] = [OH-] 10.6.Tính pH của dung dịch  Bazơ yếu : phân ly không hoàn toàn BOH  B+ + OH-  = 0 Cb 0 0   0 Cb-X X X Vì bazơ yếu : X  0 10.6.Tính pH của dung dịch 10.6.3.Tính pH của dd muối  Muối của axit mạnh & bazơ yếu MA + H2O  HA + MOH hay M+ + H2O  H+ + MOH & 10.6.Tính pH của dung dịch 10.6.3.Tính pH của dd muối  Muối của axit yếu & bazơ mạnh MA + H2O  HA + MOH hay A- + H2O  HA + OH- 10.6.Tính pH của dung dịch 10.6.3 Tính pH của dung dịch đệm Định nghĩa Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH xác định hầu như không thay đổi khi pha loãng hoặc thêm vào 1 lượng axít hay bazơ mạnh Thành phần: dung dịch đệm gồm : Một axít yếu và muối của nó (hệ đệm axít) Một bazơ yếu và muối của nó (hệ đêm bazơ) Ví dụ : 10.6.Tính pH của dung dịch  pH của dd đệm axit HX  H+ + X- (1) MX  M+ + X- (2)  Xét HX  H+ + X-  = 0 Ca 0 0   0 Ca - Ca Ca Ca 10.6.Tính pH của dung dịch  pH của dd đệm bazơ MOH  M+ + OH- (1) MX  M+ + X- (2)  Xét MOH  M+ + OH-  = 0 Cb 0 0   0 Cb - Cb Cb Cb 10.6.Tính pH của dung dịch  Cân bằng di thể & Tích số tan Hằng số cân bằng Tích số tan 10.7.C.bằng d.dịch của chất điện ly khó tan  Điều kiện kết tủa & hòa tan của chất điện ly Khi cân bằng p/u kết tủa hay p/u hòa tan hay 10.7.C.bằng d.dịch của chất điện ly khó tan  Quan hệ tích số tan & độ tan Độ tan S mS nS Tích số tan 10.7.C.bằng d.dịch của chất điện ly khó tan