›
›

Bài giảng Hóa đại cương - Chương 10: Cân bằng trong dung dịch chất điện ly

pdf 44 trang hapham 910
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa đại cương - Chương 10: Cân bằng trong dung dịch chất điện ly", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pdfbai_giang_hoa_dai_cuong_chuong_10_can_bang_trong_dung_dich_c.pdf

Nội dung text: Bài giảng Hóa đại cương - Chương 10: Cân bằng trong dung dịch chất điện ly

  1. Chương 10: CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY Slide 1 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  2. 10.1 Các dd axit, baz, muối trong nước và đặc điểm của chúng • Khơng tuân theo các định luật Raoul, Van’t Hoff về áp suất thẩm thấu (π), độ giảm áp suất hơi bảo hịa ( P), độ tăng nhiệt độ sơi và độ hạ nhiệt độ đơng đặc ( t). Các đại lượng ( P, t) luơn luơn lớn hơn so với tính tốn của định luật đĩ. • Để áp dụng được các định luật trên phải đưa thêm hệ số điều chỉnh i gọi là hệ số Van’t Hoff • Các dung dịch này dẫn điện được điều này chứng tỏ trong dung dịch cĩ chứa ion mang điện Slide 2 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  3. 10.2 Sự điên ly và các thuyết điện ly • 10.2.1 Thuyết điện ly của Arrhenius: Ngay sau khi hịa tan trong nướ,c các axit, bazơ , muối phân ly thành những ion dương (cation) và ion âm (anion) HCl = H+ + Cl- NaOH = Na+ + OH- NaCl = Na+ + Cl- Quá trình phân tử phân ly thành ion được gọi là sự điện ly, còn chất phân ly thành ion trong dung dịch (hoặc khi đun nóng chảy) được gọi là chất điện ly. Slide 3 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  4. • Do sự điện ly này mà số tiểu phân trong dung dịch chất điện ly cao hơn nhiều so với dd chất tan khơng điện ly. Vì vậy hệ số điều chỉnh Van’t Hoff luơn luơn lớn hơn 1 và giải thích được tại sao dd của chúng dẫn điện • Nhược điểm của thuyết là chưa nĩi đến vai trị của dung mơi, chưa nĩi đến tương tác của của các tiểu phân trong dung dịch, ơng cho rằng phân tử phân ly thành ion tự do Slide 4 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  5. 10.2.2 Thuyết điện ly của Kablucov- Cơ chế điện ly • Kablukov là người đầu tiên đưa ra giả thuyết về sự hydrat hĩa ion Sự điện ly là sự phân ly của các chất tan dưới tác dụng của các tiểu phân dung mơi thành những ion hydrat hố • Cơ chế của sự điện ly Slide 5 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  6. 10.3 ĐỘ ĐIỆN LY-PHÂN LOẠI CHẤT ĐIỆN LY 10.3. 1 Phân loại  Chất điện ly mạnh khi hòa tan vào nước tất cả các phân tử của chúng phân ly hoàn toàn thành ion. Ví dụ: Các axít mạnh, các bazơ mạnh và đại đa số muối trung tính.  Chất điện ly yếu khi hòa tan vào nước chỉ có một số nào đó các phân tử phân li thành ion. Ví dụ: Các axít hữu cơ, axít vô cơ yếu (CH3COOH, HCN, H2CO3, ) các ơ ơ baz vô cơ yếu (NH4OH ), baz hữu cơ (amin ), một số muối axít (NaHCO3, ). và muối bazơ Slide 6 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  7. Dung dịch điện ly - Slide 7 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  8. Dung dịch khơng điện ly Slide 8 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  9. 10.3.2 Độ điện ly ( ) hay % ion hĩa 1 Khái niệm: Độ điện ly là tỉ số giữa số mol chất đã điện ly thnh ion (n) trn tổng số mol chất hịa tan (no) n n0 Độ điện ly của một số dd 0,1N Dung dịch (%) Dung dịch (%) HCl 92,6 KOH 90 H2SO4 60 Ba(OH)2 77 H2C2O4 50 NH4OH 1,4 HF 9 KCl 86,2 CH3COOH 1,4 MgCl2 76,5 HCN 0,0001 K2SO4 77,2 Slide 9 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  10. 2. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly Độ điện ly phụ thuộc vào: • Bản chất của chất tan • Bản chất của dm: dm càng phân cực, tác dụng ion hĩa càng lớn • Nồng độ chất điện ly: nồng độ càng giảm, càng tăng, nồng độ càng tăng càng giảm • Nhiệt độ: ảnh hưởng của nhiệt độ phức tạp, tuy nhiên trong nhiều trường hợp,trong những khoảng nhiệt độ nhất định, độ điện ly tăng khi tăng nhiệt độ Slide 10 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  11. 3.Cách xác định độ điện ly a) Đo độ dẫn điện đương lượng của dung dịch điện ly  Độ dẫn diện đương lượng là độ dẫn điện của dd chứa 1 đương lượng gam chất tan chất điện ly đặt giữa 2 điện cực cách nhau 1cm. + Độ dẫn điện đương lượng tỉ lệ thuận với số ion tạo thành trong dung dịch do đĩ nĩ tỉ lệ với độ điện ly của dung dịch = k + Khi dd pha vơ cùng lỗng thì =1 nên k =  Vậy = (/  ).100% Slide 11 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  12. Cách tính độ điện ly b) Dựa vào hệ số Van’t Hoff Giả sử hịa tan n0 phân tử chất điện ly cĩ độ điện ly . Nếu từ 1 phân tử chất điện ly tạo thành ν ion Vậy số phân tử được điện ly là n0 và cho ν.n0. ion, cịn lại (n0- n0 ) phân tử chưa điện ly. Do đĩ i = (ν n0 + n0- n0 )/n0 = (ν-1) + 1 hay = ( i-1)/ (ν -1) Slide 12 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  13. 10.4 Cân bằng trong dd điện ly yếu và hằng số điện ly • Hịa tan dd chất điện ly yếu n+ m- AmBn mA + nB [An+]m[Bm-]n • K = K là hằng số điện ly hay hằng số ion hĩa [AmBn] Giá trị của K chỉ phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly,dm và t0 +Nếu hợp chất điện ly ra 2 ion (axit axetic, HCN ) 2 K C 1 K + Nếu <<1 ta cĩ 1- 1 C Slide 13 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  14. • Đối với những chất điện ly yếu AmBn cĩ m hoặc n lớn hơn 1 như axit hoặc bazơ đa bậc, sự phân ly xãy ra theo từng bậc và mỗi bậc cĩ hằng số phân ly đặc trưng. • Ví dụ axit cacbonic H2CO3 + - H2CO3 + H2O H3O + HCO3 Ka1 + - H3O HCO3 + - H3O HCO3 Ka1 = Ka1 = H2CO3 H2O H2CO3 - + -2 HCO3 + H2O H3O + CO3 Ka2 + -2 H3O CO3 Ka2 = - HCO3 Slide 14 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  15. • Do đĩ + -2 H2CO3 + 2H2O 2H3O + CO3 Ka 2 + -2 H3O CO3 = Ka1 x Ka2 Ka = H2CO3 Như vậy nếu sự điện ly của các axit- bazơ đa bậc thì hằng số điện ly của hợp chất bằng tích các hằng số điện ly của các bậc Hằng số điện ly: bậc 1 > bậc 2 > bậc 3 Slide 15 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  16. 10.5 Cân bằng trong dd chất điện ly mạnh và hoạt độ • Trong dd nước, các chất điện ly mạnh thực tế phân ly hồn tồn n+ m- AmBn = mA + nB • Bằng chứng + Các dd chất điện li mạnh mặc dù ở dd rất lỗng cũng khơng tuân theo định luật tác dụng khối lượng. Thực nghiệm cũng chứng minh trong dung dịch nước của chất điện ly mạnh khơng tồn tại các phân tử trung hịa tự do. + Tuy nhiên thực nghiệm cũng cho thấy độ điện ly khơng bao giờ bằng 1 ( <1) và tương tự như dd điện ly yếu, nĩ tăng lên khi pha lỗng và bằng 1 cho đến khi vơ cùng lỗng. Slide 16 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  17. • Debye và Hucken đã giải thích hiện tượng này là do cĩ sự phân ly hồn tồn, nồng độ ion lớn, nên cĩ lực hút, đẩy giữa các tiểu phân trong dd (sự solvat hĩa, tạo cặp ion ) nên cĩ 1 số tính chất tương tự như dd chất điện ly yếu • Như vậy nếu pha lỗng thì tính chất của nĩ sẽ thay đổi theo chiều hướng giống như độ điện ly tăng lên (mặc dù khơng phải như vậy) Slide 17 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  18. • Do đĩ người ta gọi độ điện ly của chất điện ly mạnh là độ điện ly biểu kiến • Lewis đưa ra khái niệm nồng độ biểu kiến hay hoạt độ thay cho khái niệm nồng độ thơng thường và ký kiệu là a • Giữa hoạt độ a và nồng độ C cĩ mối liên hệ a = f.C f gọi là hệ số hoạt độ, nĩ phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly và nồng độ của dd Nếu thay a cho nồng độ thì áp dụng được định luật tác dụng khối lượng m n a An+b Bm+ K= aAmBn Slide 18 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  19. 10.6 Cân bằng ion của axit-bazơ 10.6.1 Cân bằng trong dung dịch nước và hằng số ion của nước + - H2O + H2O H3O + OH Hằng số điện ly được xác định bằng cơng thức + - H3O OH K = H2O + - -14 o Từ đĩ K.[H2O] = [H3O ][OH ] = const = 1. 10 ( ở 25 C) Tích số ion của nước tăng theo nhiệt độ Slide 19 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  20. 10.6.2 CÁC THUYẾT AXÍT VÀ BAZƠ 1. Thuyết axit-bazơ của Arrhenius H O HCl(k) →2 H+(aq) + Cl-(aq) H O NaOH(r) →2 Na+(aq) + OH-(aq) + - + - + - Na (aq) + OH (aq) + H (aq) + Cl (aq) → H2O(l) + Na (aq) + Cl (aq) + - H (aq) + OH (aq) → H2O(l) Hạn chế: • Thuyết Arrhenius khơng áp dụng cho một số chất khi hồ tan trong nước khơng cho ra H+ hoặc OH- • Khơng cho thấy ảnh hưởng của dung mơi Slide 20 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  21. 2. Thuyết axit-baz theo Bronsted-Lauri • Axit là chất nhường proton • Bazơ là chất nhận proton. bazơ axit + - NH3 + H2O ⇋ NH4 + OH + - NH4 + OH ⇋ NH3 + H2O axit bazơ Những chất khơng nhận hay cho proton là chất trung tính Slide 21 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  22. 3. Thuyết axit-bazơ Lewis • Axit là những chất cĩ khả năng nhận electron, cịn bazơ là chất cĩ khả năng nhường cặp e tạo liên kết phối trí + - NH3: + H2O [NH4] OH bazơ Lewis axit Lewis Slide 22 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  23. 10.6.3 Đại lượng đặc trưng cho độ mạnh bazơ- Hằng số bazơ Kb + - Cho cân bằng B + H2O ⇋ BH + OH [B H+][OH-] K = [B][H2O] [BH+][OH-] Hằng số bazơ Kb= K[H2O] = [B] Chỉ số bazơ: pKb= - lgKb + - Ví dụ NH3 + H2O ⇋ NH4 + OH [NH +][OH-] K = 4 [NH3][H2O] + - [NH4 ][OH ] -5 Kb= K[H2O] = = 1.85.10 [NH3] pKb(NH3)= 4,75 Slide 23 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  24. 10.6.4 Đại lượng đặc trưng độ mạnh axit- Hằng số axit Ka + Cho cân bằng A + H2O ⇋ B + H3O [B][H O+] K = 3 [A ][H2O] [B ][H O+] K = K [H O] = 3 a 2 [A] Đặt pKa= - lg Ka ( gọi là chỉ số axit) Ví dụ - + CH3COOH + H2O ⇋ CH3COO + H3O - + [CH3COO ][H3O ] Kc= [CH3COOH][H2O] [CH COO-][H O+] 3 3 -5 Ka= Kc[H2O] = = 1.85.10 [CH3COOH] Slide 24 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  25. Mối quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit- baz liên hợp Ka x Kb = KH2O 0 pKa + pKb = pKH2O= 14 (ở 25 C) Slide 25 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  26. 10.6.6 pH của dung dịch Khái niệm. Những dung dịch axit, bazơ lỗng, nồng độ H+ hoặc OH– rất nhỏ để cĩ những con số dễ sử dụng hơn, người ta thường dùng các đại lượng pH và pOH được định nghĩa như sau: pH = - lg[H+] và pOH = - lg[OH–] pH + pOH = 14 . Trong nước nguyên chất: [H+] = [OH–] =10–7 pH = 7 . Trong dung dịch axit: [H+] > [OH–] tức [H+] > 10–7 pH 7 Vậy pH = 7 là ranh giới giữa các dung dịch axit và dung dịch bazơ. DD acid DD baz 0 TT 14 Slide 26 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  27. pH của dung dịch Slide 27 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  28. 10.6.7 Cách tính pH của dung dịch -6 1.pH của dd axit mạnh (với Ca≥ 10 ) HA H+ + A- + [H ] = CA pH = -lgCa -6 2.pH của baz mạnh (với Cb ≤ 10 ) B(OH) B+ + OH- - [OH ] = Cb pOH = -lgCb pH = 14 – pOH = 14 + lg[OH-] Slide 28 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  29. 3. pH của dung dịch axit yếu - + • HA + H2O ⇋ A + H3O - + • Ka = [A ][H3O ]/ [HA] • Nếu gọi Ca và Cb là nồng độ ban đầu của cặp axit và baz liên hợp này và khi cân bằng được thiết lập đã cĩ x mol HA phản ứng với nước thì tại cân bằng - + - [A ] = Cb+ x ; [HA] = Ca – x, [H3O ]= x +[OH ] + vì nồng độ của H3O bằng tổng nồng độ do nước phân li (bằng - + nồng độ OH ) và H3O do axit tương tác với nước, + - + - nên [H3O ]= x +[OH ] x = [H3O ] -[OH ] Thay x vào biểu thức tính Ka, + - + Cb + [H3O ] – [OH ] Ka= [H3O ] (1) + - Ca-[H3O ] +[OH ] Slide 29 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  30. pH của dung dịch axit yếu Do axit yếu nên cĩ thể xem Cb=0. Nếu axit khơng quá yếu thì COH<<CH3O+ ta cĩ + 2 [H3O ] Ka= + Ca-[H3O ] + + Hay [H3O ] + Ka[H3O ] – KaCa = 0. + Giải phương trình trên ta tính được nồng độ H3O và tính được pH + 2 +Nếu axit rất yếu [H3O ] << Ca + 2 + 2 Khi đĩ Ka = thì [H3O ] /Ca [H3O ] = K aCa Do đĩ 1 pH (pK lg C ) 2 a a Slide 30 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  31. 4.Dung dịch của baz yếu • Dd của baz yếu cĩ thể coi Ca =0 + - + Nếu baz khơng quá yếu [H3O ] <<[OH ] thay vào pt tính Ka ta rút ra được + + Cb [H3O ] – Ka[H3O ] = KaKnước= 0 Giải pt ta tính được pH - + Nếu baz rất yếu,[OH ] << Cb Ta cĩ 1 pH 14 (pK lg C ) 2 b b Slide 31 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  32. 5. Tính pH của dung dịch muối . a. Muối của axit mạnh và bazơ mạnh Các muối này cation kim loại khơng thu hay cho proton và các anion là các bazơ liên hợp của các axit mạnh nên tính bazơ rất yếu. Vì vậy pH của dd muối axit mạnh và bazo mạnh chính là pH của nước nguyên chất cĩ pH = 7. Slide 32 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  33. b.Muối của axit mạnh và baz yếu Loại muối này cĩ cation cĩ tính axit yếu và anion cĩ tính baz vơ cùng yếu. Vì vậy pH dd coi như do cation gây ra tương tự như dd của một axit yếu 1 1 pH (pK lg C ) hay pH (pKH O pKb lg CM ) 2 a a 2 2 -4,75 Ví dụ:Tính pH của dd NH4Cl 0,1M cĩ Kb = 10 H2O + - Ví dụ NH4Cl(r) NH4 (aq) + Cl (aq) + + NH4 (aq) + H2O NH3(aq) +H3O (aq) Ta cĩ: pH = 1/2 (9,25 + 1) = 5,12 Hoặc 1/2 (14- 4,75 +1) = 5,12 Slide 33 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  34. C Muối củà axit yếu và baz mạnh Muối này cation cĩ tính axit vơ cùng yếu cịn anion cĩ tính baz yếu. Vì vậy cĩ thể xem dung dịch này như chỉ chứa bazo yếu. Do đĩ 1 pOH (pK pK lg C ) 2 H2O a M hay pH = 14 – (pKb - lg Cb)/2 -4,75 Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COONa 0,05M cĩ Ka= 10 - + CH3COONa CH3COO + Na - - CH3COO + H2O ⇋ CH3COOH + OH Áp dụng cơng thức ta cĩ pOH =1/2 (14 - 4,75 + 1,3 ) = 5,275 pH = 14- 5,275= 8,725 Hoặc pH = 14 –( 9,25 + 1,3)/2 = 8,725 Slide 34 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  35. 6. Tính pH của dung dịch đệm Định nghĩa: Dung dịch đệm là dung dịch tạo thành khi trộn lẫn một axit yếu (hoặc một baz yếu) với baz liên hợp của nĩ (hoặc axit liên hợp của nĩ). Ví dụ: hỗn hợp gồm - CH3COOH + CH3COO hay + NH3 + NH4 HA + A- hay B + BH+ Tính chất: pH của dung dịch đệm thay đổi rất ít khi thêm một lượng axit hoặc bazơ Slide 35 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  36. pH của dung dịch đệm + Dung dịch đệm cĩ mơi trường axit Ca Caxit + Do đĩ pH = pK - [H ] = Ka a Cmuối C muối + Dung dịch đệm cĩ mơi trường baz - Cbaz [OH ] = Kb Cmuối Cbaz pH = 14 – pOH = 14 – ( pKb - lg ) Cmuối Slide 36 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  37. Tĩm lai cơng thức tính pH các dd như sau +  Nước nguyên chất: pH = – lg [H3O ] = 7 –6  Dung dịch axit mạnh: Với Ca 10 M + Vậy [H ] = Ca pH = – lgCa –6  Dung dịch baz mạnh: Với Cb 10 M – Vậy [OH ] = Cb và pOH = – lgCb pH = 14 – pOH  Dung dịch axit yếu: Với Ka khá nhỏ và Ca khá lớn. 1 pH (pK lg C ) 2 a a  Dung dịch baz yếu: Với Kb khá nhỏ và Ca khá lớn. 1 pH 14 (pK lg C ) 2 b b Slide 37 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  38.  Dung Dịch Đệm  Dung dịch cĩ mơi trường axít. Ca pH pKa lg Cb  Dung dịch cĩ mơi trường baz. Cb pH 14 (pKb lg Ca Slide 38 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  39. Ví dụ: Tính pH của dung dịch hỗn hợp khi trộn 100 ml dung dịch HCl 0,01M với 200 ml dung dịch H2SO4 0,005M và 300 ml dung dịch HNO3 0,02M. Ta cĩ pt phân ly: HCl  H+ + Cl– + 2– H2SO4  2H + SO4 + – HNO3  H + NO3 0,1.0,01 C 1,67.10 3 M HCl 0,6 0,2.0,005 C 1,67.10 3 M H2SO4 0,6 0,02.0,3 C 0,01M HNO3 0,6 Slide 39 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  40. + + + + [H ]hỗn hợp = [H ]HCl + [H ]H2SO4 + [H ]HNO3 1,67.10–3 + 2x1,67.10–3 + 0,01 = 0,015 + pH = – lg[H ]hỗn hợp = 1,824 Slide 40 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  41. 10.7 Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khĩ tan 10.7.1 Cân bằng dị thể các chất điện ly khĩ tan và tích số tan Khi hịa tan chất điện ly khĩ tan n+ m- AmBn(rắn) ⇋ mA (aq) + nB (aq) Áp dụng định luật tác dụng khối lượng n+ m m- n Ksp = [A ] [B ] Hằng số này gọi là tích số tan và được ký hiệu là TAmBn Như vậy tại nhiệt độ khơng đổi, trong dung dịch bảo hịa của chất điện ly ít tan, tích các nồng độ của các ion với số mũ thích hợp là một hằng số, hằng số này gọi là tích số tan 0 TtSlide chỉ 41 ofphụ 48 thuộc vào bảnGeneral chất Chemistry: của chất tan. dm và t HUI© 2006
  42. 10.7.2 Quan hệ giữa tích số tan và độ tan n+ m- AmBn(rắn) ⇋ mA (aq) + nB (aq) pha rắn dd dd Độ tan S mS nS m n m n (m+n) Tích số tan TAmBn = CAn+ .CBm- = m n S Slide 42 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  43. 10.6.3 Điều kiện kết tủa và hịa tan của chất điện ly khĩ tan + Chất điên ly sẽ kết tủa khi m n C An+ C Am- > TAmBn + Chất điện ly sẽ hịa tan khi m n C An+ C Am- < TAmBn Slide 43 of 48 General Chemistry: HUI© 2006
  44. 10.7.4 Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch đến độ tan của chất điện ly • Nĩi chung khi thêm chất điện ly lạ khơng cĩ ion chung với chất điện ly vào dd nĩi chung nĩ làm tăng lực ion, làm giảm hệ số hoạt độ nên làm tang độ tan của chất điên ly • Nếu thêm chất lạ cĩ ion chung với chất điện ly thì độ tan của chất điện ly giảm xuống Slide 44 of 48 General Chemistry: HUI© 2006