Ly Thuyet_Chuong 7 DUNG DỊml - Cửu Dương Thần Công . Com

Chương 7:DUNG DỊCH

7.1 Các hệ phân tán – Dung dịch

* Định nghĩa

Một hệ gồm hai (hay nhiều ) chất, trong đó một (hay nhiều) chất ở dạng các hạt kích thước nhỏ phân bố vào trong chất kia thì hệ đó được gọi là hệ phân tán. Chất được phân bố là pha phân tán

Chất trong đó có pha phân tán phân bố là môi trường phân tán.

VD: Lấy đất sét nghiền mịn rồi trộn đều vào nước, ta được hệ phân tán nước – đất sét, các hạt đất sét là pha phân tán, nước là môi trường phân tán.

* Phân loại:

- Căn cứ vào các trạng thái pha của các thành phần ta có 9 hệ phân tán:

Loại hệ phân tán	Ví dụ
Khí - khí	Không khí
Khí – lỏng	Không khí trong nước
Khí – rắn	Hiđro trong Pt (hoặc Pd…)
Lỏng – lỏng	Xăng
Lỏng -khí	Nước trong không khí
Lỏng – rắn	Thủy ngân trong vàng
Rắn – lỏng	Nước đường
Rắn – rắn	Kẽm trong đồng
Rắn – khí	Naptalen trong không khí

Tính chất của hệ phân tán (đặc biệt là tính bền) phụ thuộc vào kích thước của pha phân tán. Khi các hạt của pha phân tán càng lớn thì pha phân tán càng dễ lắng xuống và như thế hệ càng không bền.

- Dựa vào kích thước ta chia hệ phân tán thành 3 loại:

+ Hệ phân tán thô (hay hệ lơ lửng)

- Là hệ phân tán kém bền, gồm các hạt phân tán có kích thước tương đối lớn cỡ 10-5 – 10-2 cm, có thể thấy được bằng kính hiển vi hoặc bằng mắt thường

- Được chia làm hai loại:

Ø Huyền phù: Pha phân tán là chất rắn, môi trường phân tán là chất lỏng

VD: Phù sa ở các sông.

Ø Nhũ tương: pha phân tán và môi trường phân tán đều là chất lỏng.

VD: Các hạt mỡ lơ lửng trong sữa.

⇒ Hệ phân tán này thường không bền và theo thời gian sẽ tách lớp.

+ Hệ keo (hay dung dịchkeo)

- Là hệ phân tán trung gian gồm các hạt phân tán có kíchthước 10-7 – 10-5 cm, có thể thấy được bằng kính siêu hiển vi.

VD: sương mù (hệ phân tán lỏng – khí), khói (hệ phân tán rắn – khí)

+ Dung dịch thực:

- Đây là hệ rất bền, gồm các hạt có kích thước phân tử hoặc ion (cỡ 10-8 cm)

- Giữa pha phân tán và môi trường phân tánkhông có bề mặt phân chia, toàn bộ dung dịch là một pha, như vậy dung dịch thực là một hệ đồng thể. Chất phân tán được gọi là chất tan, môi trường được gọi là dung môi.

7.2. Quá trình hòa tan chất rắn – hiệu ứng nhiệt quá trình hòa tan

- Quá trình hòa tan chất rắn vào chất lỏng xảy ra theo hai giai đoạn:

+ Các phân tử ( phân tử, nguyên tử hoặc ion) trên bề mặt chất rắn – do dao động không ngừng và dưới tác dụng lôi kéo của các phân tử dung môi có cực – dần dần bị tách ra khỏi mạng lưới tinh thể. Quá trình lý học này cần tiêu tốn năng lượng để phá vỡ mạng lưới tinh thể. Quá trình lí học này chính là quá trình biến đổi trạng thái tập hợp của chất và nhiệt của quá trình lý học là nhiệt chuyển pha ( Hcp)

+ Các phân tử chất tan kết hợp với các phân tử dung môi có cực tạo nên hợp chất có tên là sonvat (nếu dung môi là H2O thì gọi là hyđrat). Quá trình hóa học này tỏa ra một nhiệt lượng gọi là nhiệt sonvat hóa ( Hs)

- Hiệu ứng nhiệt Q của quá trình hòa tan bằng tổng hiệu ứng nhiệt của hai quá trình:

Q = Hcp + Hs ( > 0, < 0)

Ø Nếu nhiệt sonvat hóa Hs lớn hơn nhiệt phát vỡ mạng lưới tinh thể thì Q > 0; quá trình hòa tan phát nhiệt

Ø Trường hợp ngược lại quá trình hòa tan sẽ thu nhiệt. VD: Hòa tan 1 mol NH4NO3 vào nước thu một nhiệt lượng 6,32kcal

* Nhiệt lượng thoát ra hay thu vào khi hòa tan 1 mol chất được gọi là nhiệt hòa tan của chất đó. VD: Nhiệt hòa tan của: CaCl2 là :+17,4kcal

NH4NO3 là : - 6,32kcal

7.3. Cách biểu diễn thành phần dung dịch

7.3.1. Nồng độ % khối lượng : cho biết số gam chất tan có trong 100 gam dung dịch

7.3.2. Nồng độ mol: cho biết số mol chất tan có trong một lít dung dịch

7.3.3. Nồng độ đương lượng gam: cho biết số đương lượng gam chất tan có trong

1 lít dung dịch

7.3.4. Nồng độ molan : cho biết số mol chất tan có trong 1 kilogam dung môi.

7.3.5. Nồng độ phần mol: của một chất là tỷ số giữa số mol của cấu tử chia cho tổng sô mol chất có trong dung dịch

7.4. Độ tan

a/ Dung dịch bão hòa

* Định nghĩa

- Hòa tan là một quá trình thuận nghịch. Thoạt tiên chất tan chuyển vào dung dịch là chiều ưu thế, khi thêm dần chất tan, chiều ngược lại mạnh dần: chất tan trong dung dịch kết tinh lại và chuyển thành pha rắn. Tới một lúc quá trình hòa tan và kết tinh đạt trạng thái cân bằng: trong một đơn vị thời gian lượng chất chuyển vào dung dịch cân bằng lượng chất từ dung dịch chuyển vào pha rắn. Dung dịch ứng với trạng thái này gọi là dung dịch bão hòa.

- Dung dịch có lượng chất tan thấp hơn lượng chất tan chứa trong dung dịch bão hòa của một số chất như Na2S2O3, Na2B4O7…lượng chất tan có dư không kết tinh ngay, các dung dịch như thế được gọi là quá bão hòa.

* Tính chất

Dung dịch bão hòa là một hệ bền: dung dịch có thể tồn tại bao lâu tùy ý mà nồng độ vẫn không đổi ( miễn là nhiệt độ và áp suất của hệ được duy trì không đổi). Dung dịch quá bão hòa là một hệ không bền, chỉ cần khuấy trộn dung dịch hoặc thêm một vài tinh thể nhỏ chất tan vào thì lượng chất có dư bắt đầu kết tinh lại (pha rắn xuất hiện), quá trình này tiếp tục cho đến khi nồng độ của dung dịch đạt nồng độ bão hòa ở nhiệt độ đó.

b/ Độ tan

* Định nghĩa

Nồng độ chất tan trong dung dịch bão hòa ở những điều kiện xác định được gọi là độ tan của chất đó.

* Ký hiệu

Độ tan ( kí hiệu S) bằng số gam chất tan có trong 100 gam dung môi (của dung dịch bão hòa ). Độ tan là đại lượng đặc trưng cho khả năng hòa tan của các chất trong dung môi nào đó. Thông thường những chất có: S > 10 được gọi là dễ tan

S < 1: là khó tan

S < 0,01: là hầu như không tan

* Tính chất

- Độ tan của một chất phụ thuộc vào :

Ø Bản chất chất tan và dung môi

Ø Nhiệt độ và áp suất ( chủ yếu cho chất khí)

VD : Thực nghiệm cho thấy rằng phân tử lưu huỳnh không có cực nên lưu huỳnh tan tốt trong benzen ( dung môi không có cực) và không tan trong nước (dung môi phân cực). Trái lại phân tử muối ăn phân cực mạnh nên muối ăn tan trong nước và không tan trong benzen.

- Độ tan của hầu hết chất rắn tăng khi nhiệt độ tăng. Áp suất ít ảnh hưởng đến độ tan chất rắn.

Trong đa số trường hớp, khi nhiệt độ tăng thì độ tan của chất lỏng tăng.

- Độ tan của chất khí trong chất lỏng tăng lên khi tăng áp suất.

Vì quá trình hòa tan của chất khí trong chất lỏng dẫn đến sự giảm áp suất của khí cho nên theo nguyên lý Lơ Satơliê, độ tan của khí tăng lên khi áp suất tăng. Điều này thể hiện trong định luật Henri : « Độ tan của khí ở một nhiệt độ không đổi tỉ lệ với áp suất »

* Cần chú ý rằng định luật Henri chỉ đúng với các dung dịch tương đối loãng, khi áp suất không cao và khi không có tương tác hóa học xảy ra giữa chất tan và dung môi.

7.5. Áp suất thẩm thấu của dung dịch

7.5.1. Sự khếch tán

Khi cho một dung dich tiếp xúc nước nguyên chất ta quan sát thấy chất tan khếch tán từ dung dịch qua nước, kết quả dẫn đến sự phân bố đồng đều chất tan trong toàn bộ thể tích của hệ. Sự khếch tán cũng xảy ra khi cho tiếp xúc hai dung dịch cùng chất tan có nồng độ khác nhau mà kết quả là có sự san bằng nồng độ trong toàn bộ hệ.

7.5.2. Sự thẩm thấu

Nếu cho dung dịch và nước tiếp xúc với nhau qua một màng đặc biệt, màng này chỉ cho phép các phân tử nước (dung môi) đi qua thì sự khếch tán xảy ra một chiều : dung dịch bị pha loãng và thể tích tăng lên, còn thể tích dung môi giảm đi. Màng đặc biệt tạo ra sự khuếch tán một chiều được gọi là màng bán thấm (làm bằng bong bóng động vật, colodion..) hiện tượng khếch tán một chiều của dung môi qua màng bán thấm được gọi là sự thẩm thấu.

7.5.3. Áp suất thẩm thấu

a/ Thí nghiệm

Lấy một xilanh, trong đó có một pitông di động. Đáy pitông là một màng bán thẩm. Giả thiết lực ma sát giữa pitông và xilanh là không đáng kể. Phần xilanh ở phía dưới pitông đựng dung dịch, còn phần xilanh ở phía trên pitông đựng dung môi tinh khiết.

Dung dịch

Dung môi

Vì nồng độ của dung môi trong dung môi tinh khiết lớn hơn so với trong dung dịch cho nên trong cùng một đơn vị thời gian, số phân tử dung môi từ phía trên pitông đi xuống. Do đó thể tích của dung dịch tăng lên và pitông được nâng lên. Muốn giữ cho pitông đứng nguyên chỗ cũ, cần đặt lên pitông những tải trọng P nào đó.

b/ Định nghĩa

Lực cần phải tác dụng lên 1cm2 màng bán thẩm để ngăn không cho dung môi đi qua nó, nghĩa là làm cho hiện tượng thẩm thấu ngừng lại, được gọi là áp suất thẩm thấu

c/ Biểu thức

Nghiên cứu áp suất thẩm thấu của dung dịch loãng, người ta nhận thấy áp suất thẩm thấu không phụ thuộc vào bản chất của chất tan mà tỉ lệ với nồng độ của dung dịch và nhiệt độ tuyệt đối:

= CRT

§ : là áp suất thẩm thấu, C là nồng độ mol/l của dung dịch

§ R là hằng số khí

§ T là nhiệt độ tuyệt đối.

Nếu thay C = , n là số mol chất tan có trong thể tích V lit của dung dịch, ta có:

V = nRT

Phương trình này giống với phương trình của khí lí tưởng đã xét trước đây và đã cho phép VanHôp phát biểu ( năm 1887)

“ Áp suất thẩm thấu của chất tan trong dung dịch loãng bằng áp suất gây nên bởi chất đó nếu như ở trạng thái khí và ở cùng nhiệt độ nó chiếm cùng một thể tích như dung dịch”

7.6. Áp suất hơi của dung dịch

7.6.1. Áp suất hơi bão hòa của một chất lỏng nguyên chất

- Các chất lỏng ít nhiều đều bay hơi. Nếu bình chất lỏng để ngỏ thì chất lỏng bay hơi dần cho tới hết. Nếu chất lỏng được giữ trong một bình kín thì sự bay hơi và ngưng tụ là hai chiều của một quá trình thuận nghịch: khi tốc độ bay hơi bằng tốc độ ngưng tụ, cân bằng động được thiết lập.

- Hơi cân bằng động với chất lỏng của nó được gọi là hơi bão hòa . Áp suất do hơi bão hòa gây ra trên bề mặt chất lỏng gọi là áp suất hơi bão hòa. Vì quá trình bay hơi thu nhiệt, nên khi tăng nhiệt độ thì sự bay hơi tăng cường, do đó áp suất hơi bão hòa tăng. VD: sự phụ thuộc của áp suất hơi nước bão hòa vào nhiệt độ là như sau:

Nhiệt độ (00C)	0	20	40	60	80	100
Áp suất hơi bão hòa (mm Hg)	4,6	17,4	55,3	149,2	355,5	760

¬ Vậy áp suất hơi bão hòa là đại lượng đặc trưng cho sự bay hơi các chất lỏng.

- Ở cùng nhiệt độ, chất nào dễ bay hơi sẽ có áp suất hơi bão hòa lớn.

7.6.2. Áp suất hơi bão hòa của dung dịch chứa chất tan không bay hơi

- Khi hòa tan một chất tan không bay hơi vào trong một dung môi, áp suất hơi bão hòa của dung môi ở trên dung dich, hay gọi tắt là áp suất hơi của dung dịch, giảm xuống. Nhìn vào hình bên chúng ta có thể hiểu được lý do của sự giảm áp suất hơi bão hòa đó. Mặt thoáng của dung môi tinh khiết chỉ gồm những phân tử dung môi còn mặt thoáng của dung dịch gồm những hạt chất tan xen kẽ với nhữngphân tử dung môi. Vì vậy trong cùng một đơn vị thời gian, ở một nhiệt độ nhất định, số phân tử bay hơi từ dung dịch bé hơn số phân tử bay hơi từ dung môi tinh khiết. Do đó trong trường hợp của dung dịch, trạng thái cân bằng được thiết lập ở áp suất thấp hơn so với trường hộp của dung môi. Đó là nguyên nhân gây nên sự giảm ápsuất hơi bão hòa của dung môi trên dung dịch.

- Ở cùng nhiệt độ, áp suất hơi bão hòa của dung dịch (P1) luôn luôn thấp hơn áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất. Rõ ràng nồng độ dung dịch càng lớn, áp suất hơi bão hòa của dung dịch càng nhỏ, nghĩa là áp suất hơi của dung dịch phải tỷ lệ thuận với nồng độ phần mol của dung môi:

P1 = K.N1

Khi dung dịch loãng:

N1 → 1

P1 → P0 và K =

Do đó: P1 = P0.N1

Nếu phần mol chất tan trong dung dịch là N2 thì N1 = 1 – N2

Do đó:

P1 = P0(1-N2)

⇒ N2 =

P1: áp suất hơi bão hòa của dung dịch

P0: áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất

N2: Phần mol chất tan trong dung dịch

Định luât Raoult I

“ Độ giảm tương đối áp suất hơi bão hòa của dung dịch bằng phần mol chất tan trong dung dịch”

Lưu ý:Định luật Raoult chỉ nghiệm đúng với dung dịch loãng và chất tan không điện ly.

¬ Với dung dịch rất loãng ta có:

Do đó

⇒

n2: số mol chất tan

n1:số mol dung môi

7.7. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc

7.7.1. Nhiệt độ sôi của một chất lỏng nguyên chất

- Nhiệt độ sôi của một chất lỏng là nhiệt độ tại đó áp suất hơi bão hòa của nó bằng áp suất ngoài.

VD: Nhiệt độ sôi của nước:

P ngoài (mmHg)	730	760	760,2	760,4
Đs của nước (O0C)	98,9	100	120	143

- Chính vì vậy ở áp suất thấp hay trong chân không các chất lỏng có nhiệt độ sôi thấp hơn và ngược lại ở áp suất cao chất lỏng có nhiệt độ sôi cao.

- Khi sôi những bọt hơi sinh ra trong khắp chất lỏng, nghĩa là sự bay hơi xảy ra trong toàn thể tích chất lỏng chứ không phải chỉ ở trên bề mặt.

7.7.2.Nhiệt độ sôi của dung dịch có chất tan không bay hơi

- Dung dịch có áp suất hơi bão hòa nhỏ hơn dung môi nguyên chất. Muốn dung dịch sôi cần tăng nhiệt độ dung dịch lên để làm cho áp suất hơi bão hòa của nó bằng áp suất ngoài, tức là dung dịch có nhiệt độ sôi cao hơn dung môi nguyên chất. Nồng độ dung dịch càng lớn, nhiệt độ sôi của nó càng cao.

Định luật Raoult II

“ Độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch loãng chất tan không điện ly tỷ lệ thuận với nồng độ molan chất tan trong dung dịch”

Ø : độ tăng nhiệt độ sôi

Ø Cm: nồng độ molan của chất tan trong dung dịch

Ø Ks: hằng số nghiệm sôi của dung môi

- Nhiệt độ sôi của dung dịch là nhiệt độ ứng với trạng thái cân bằng của dung dịch với bọt hơi thứ nhất, nghĩa là nhiệt độ bắt đầu sôi.

- Khi dung dịch sôi, dung môi thoát ra khỏi dung dịch, do đó nồng độ dung dịch tăng lên và như thế nhiệt độ dung dịch tiếp tục tăng. Vậy khác với dung môi nguyên chất, trong quá trình sôi, nhiệt độ dung dịch tiếp tục tăng. Tuy nhiên nhiệt độ dung dịch không tiếp tục tăng mãi mà tới một giới hạn nào đó sẽ dừng lại. Tại nhiệt độ giới hạn này bắt đầu xuất hiện tinh thể chất tan làm cho nồng độ dung dịch không đổi và dung dịch tiếp tục sôi ở nhiệt độ này.

7.7.3. Nhiệt độ đông đặc của một chất lỏng

Nhiệt độ đông đặc của một chất lỏng là nhiệt độ tại đó áp suất hơi trên mặt pha lỏng bằng áp suất hơi trên mặt pha rắn.

VD: Ở 00 áp suất hơi bão hòa của H2O lỏng bằng 4,6mmHg và bằng áp suất hơi bão của nước đá, do đó nước bắt đầu đông đặc.

7.7.4. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch

- Vì áp suất hơi bão hòa của dung dịch nhỏ hơn áp suất hơi bão hòa của dung môi nên ở 00C áp suất hơi bão hòa của dung dịch nước nhỏ hơn 4,6mmHg, do đó nước trong dung dịch chưa thể đông đặc. Muốn cho dung dịch đông đặc phải hạ nhiệt độ. Vậy dung dịch đông đặc ở nhiệt độ thấp hơn so với dung môi nguyên chất. Nồng độ dung dịch càng lớn nhiệt độ đông đặc của nó càng thấp.

Định luật Raoult II

“ Độ hạ nhiệt độ đông đặc của dung dịch loãng chất tan không điện ly tỷ lệ thuận với nồng độ molan chất tan trong dung dịch”

Kđ: hằng số nghiệm đông của dung môi.

¬ Các hằng số nghiệm sôi và hằng số nghiệm lạnh không phụ thuộc vào bản chất của chất tan mà chỉ phụ thuộc vào bản chất của dung môi.

- Khi dung dịch đông đặc, dung môi thoát khỏi dung dịch do đó nồng độ tăng lên và như thế trong quá trình đông đặc, nhiệt độ dung dịch tiếp tục giảm. Tuy nhiên, nhiệt độ đông đặc của dung dịch không giảm mãi mà tới một giới hạn nào đó sẽ dừng lại.Tại nhiệt độ giới hạn này, đồng thời với tinh thể của dung môi còn xuất hiện tinh thể chất tan. Lúc này thành phần dung dịch không đổi nữa, nhiệt độ dung dịch giữ nguyên cho tới khi toàn bộ dung dịch đông đặc thành một hỗn hợp rắn. Hỗn hợp gồm có tinh thể chất ta và tinh thể dung môi như thế gọi là hỗn hợp ơtecti.

7.8. Lý thuyết điện ly – Dung dịch điện ly

7.8.1.Tính bất thường của các dung dịch axit, bazơ, muối

Khi nghiên cứu tính chất của axit, baz, muối, người ta thấy chúng có đặc điểm khác với dung dịch các chất tan tồn tại dưới dạng phân tử ( đường, rượu….)

* Ở cùng điều kiện nồng độ và nhiệt độ, dung dịch axit, baz và muối có áp suất hơi bão hòa nhỏ hơn và do đó có độ hạ điểm đông đặc và độ tăng điểm sôi, độ tăng áp suất thẩm thấu lớn hơn.

¬ Để áp dụng được các định luật Raoult và định luật áp suất thẩm thấu, Van’tHoff phải đưa thêm hệ số điều chỉnh i ( gọi là hệ số đẳng trương) với i > 1

- Hệ số i về sau được gọi là hệ số Van’tHoff.

Ø Đối với dung dịch loãng của các chất không điện li: i = 1

Ø Đối với dung dịch loãng của axit, bazơ hay muối, i > 1.

- Hệ số i có thể xác định được bằng thực nghiệm dựa vào những hệ thức sau:

:là độ giảm tương đối áp suất hơi, độ tăng nhiệt độ sôi hay độ giảm nhiệt độ hóa rắn và áp suất thẩm thấu của dung dịch đo được bằng thực nghiệm.

P, T và : là độ giảm tương đối áp suất hơi, độ tăng nhiệt độ sôi hay độ giảm nhiệt độ hóa rắn và áp suất thẩm thấu của dung dịch tính bằng lý thuyết theo các định luật Raoult và Van’tHoff.

* Dung dịch axit, baz, muối có tính dẫn điện

7.8.2. Lý thuyết điện ly

Để giải thích các tính chất đặc biệt trên, năm 1887 Arrêniuyt đề ra thuyết điện ly mà nội dung chủ yếu như sau: khi hòa tan vào nước, axit, baz và muối phân li thành các phần tử nhỏ hơn gọi là ion mang điện trái dấu; ion dương (cation) và ion âm (anion). Quá trình phân tử phân li thành ion được gọi là sự điện ly, còn chất phân li thành ion trong dung dịch (hoặc khi đun nóng chảy) được gọi là chất điện ly.

Theo Arrenuyt:

v Axit điện ly cho cation H+ (proton) và anion gốc axit:

HCl → H++Cl-

v Baz điện ly cho cation kim loại và anion OH - (hyđroxyl):

NaOH → Na++ OH -

v Muối điện ly cho cation kim loại và anion gốc axit:

NaCl → Na++Cl-

Ø Do sự điện ly mà số tiểu phân có trong dung dịch tăng lên với số phân tử hòa tan, do đó làm giảm áp suất hơi bão hòa nhiều hơn, làm tăng điểm sôi và làm hạ điểm đông đặc nhiều hơn.

VD: Các dung dịch 0,2N của KCl và Ca(NO3)2 trong nước có i tương ứng 1,81 và 2,48. Khi pha loãng các dung dịch nói trên thì giátrị i xấp xỉ tương ứng 2 và 3.

Số tiểu phân thực tế có mặt trong dung dịch

Như vậy:

i =

Số phân tử hòa tan

Ø Cũng do sự có mặt của các ion trái dấu mà khi đặt dung dịch vào điện trường thì các ion chuyển dời có hướng về các điện cực, vì vậy dung dịch điện ly có khả năng dẫn điện.

7.8.3. Sự phát triển của thuyết điện ly

- Nhà hóa học Kablukov chỉ rõ nguyên nhân của sự điện ly là quá trình sonvathóa (nếu dung môi là nước: hyđrat hóa)

Khi bỏ một hợp chất ion vào nước, những ion ở trên bề mặt của tinh thể làm cho những phân tử nước xoay hướng như thế nào để các đầu của lưỡng ở gần những ion ngược dấu. Kết quả là có các phân tử nước bao quanh các ion. Do đó lực tương tác giữa các ion bị suy yếu đi đến mức năng lượng chuyển động phân tử ở trong dung dịch cũng đủ làm cho các ion tách rời nhau và đi vào dung dịch.

VD: Dưới tác động của các phân tử H2O có cực, các ion Na+ và Cl- bứt ra khỏi mạng lưới tinh thể NaCl và đi vào dung dịch dưới dạng ion hyđrat hóa:

NaCl(r)+(m + n)H2O=Na+.mH2O+Cl-.nH2O

+ Quá trình hyđrat hóa phát ra lượng nhiệt đủ để bù lại năng lượng cần tiêu tốn để phá vỡ mạng lưới tinh thể NaCl.

+ Với những phân tử có cực như H-Cl, dưới tác động của các phân tử H2O có cực, liên kết cộng hóa trị chuyển dần thành liên kết ion cuối cùng phân tử HCl phân li thành ion:

H-Cl+(m+n)H2O ⇌ H+.mH2O+Cl-.nH2O

- Tóm lại sự điện ly gắn liền với tương tác giữa các ion và dung môi. Kết quả của sự điện ly tạo thành không phải các ion tự do mà là các ion hyđrat hóa.

- Người ta còn phân biệt chất điện ly mạnh với chất điện ly yếu.

+ Chất điện ly mạnh: khi hòa tan vào nước tất cả các phân tử của chúng phân ly hoàn toàn thành ion. Các axit mạnh, các bazơ mạnh và đại đa số muối trung tính là chất điện ly mạnh.

VD:

HNO3 =H++NO3-

KOH=K++ OH -

NH4Cl=NH4++Cl-

+ Chất điện ly yếu: khi hòa tan vào nước chỉ có một số nào đó các phân tử phân li thành ion. Sự điện ly của các chất điện ly yếu là thuận nghịch:

Các axit hữu cơ, axit vô cơ yếu (HCN, H2CO3…) các bazơ vô cơ yếu (NH4OH), bazơ hữu cơ (amin..), một số muối axit và muối bazơ (NaHCO3, Cu(OH)Cl…) là những chất điện ly yếu:

CH3COOH ⇌ CH3COO-+H+

NH4OH ⇌ NH4++ OH -

¬ Độ điện ly

* Định nghĩa

Là đại lượng đặc trưng cho mức độ điện ly của một chất. Độ điện ly là tỷ số giữa số mol chất điện ly (n) với tổng số mol chất hòa tan (no):

VD: Axit axetic (CH3COOH) ở nhiệt độ phòng có = 0,014 = 1,4%

* Phân loại

Ø Chất điện ly mạnh: ≃ 1

Ø Chất điện ly yếu: <1

Thường quy ước: Những chất mà trong dung dịch 0,1N ở nhiệt độ thưồng có dộ phân ly trên 30% là chất điện ly mạnh, có độ phân ly dưới 3% là chất điện ly yếu và có độ phân ly từ 3 đến 30% là chất điên ly trung bình.

* Tính chất

- Độ điện ly phụ thuộc vào:

§ Bản chất chất tan

§ Bản chất dung môi

§ Nồng độ và nhiệt độ

+ Dung môi

Phân tử dung môi càng phân cực tác dụng ion hóa của nó càng lớn.Trong những dung môi thường dùng, có tác dụng ion hóa lớn nhất là nước và kém nhất là benzen.

+ Chất tan

Sự phân li sẽ xảy ra trước hết ở liên kết ion rồi đến liên kết có cực có khả năng chuyển thành liên kết ion và không xảy ra ở liên kết có cực yếu hoặc không có cực.

+ Nồng độ

Độ điện ly một chất tăng khi nồng độ của nó trong dung dịch giảm và ngược lại.

VD: Độ điện ly của axit axetic thay đổi theo nồng độ CN như sau:

CN	0,1	0,01	0,001
	0,014	0,042	0,124

+ Nhiệt độ

Trong nhiều trường hợp và trong những khoảng nhiệt độ nhất định, độ điện ly tăng lên khi nhiệt độ tăng

* Cách xác định

- Người ta thường xác định độ điện ly ( ) một dung dịch chất điện ly bằng cách đo độ dẫn điện đương lượng ( ).

* Độ dẫn điện đương lượng: chính là độ dẫn điện dung dịch chứa 1 đương lượng gam chất tan mà toàn bộ thể tích dung dịch đó nằm giữa 2 điện cực đặt song song và cách nhau 1cm. Độ dẫn điện đương lượng tỷ lệ thuận với độ điện ly: = k

Khi pha loãng dung dịch chất điện ly yếu (độ dẫn điện của dung dịch vô cùng loãng). .

Do đó:

* Ngoài ra còn có thể xác định độ điện ly căn cứ vào hệ số đẳng trương i

Hệ số Van’tHoff i là số lần tăng số hạt trong dung dich:

Giả sử hòa tan no phân tử chất điện ly có độ điện ly . Như vậy số phân tử điện ly sẽ là no và cho ion, còn lại no-no phân tử không phân ly. Tổng số tiểu phân có trong dung dịch là ( là số ion mà 1 phân tử điện li ra)

Do đó:

Vậy:

7.8.4. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu

Hòa tan chất điện ly yếu AmBn vào nước ta có cân bằng:

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng ta có:

- Hằng số cân bằng K được gọi là hằng số điện ly (còn gọi là hằng số ion hóa).

- Giá trị của nó chỉ phụ thuộc vào bản chất chất điện ly, dung môi và nhiệt độ.

- Đối với cùng một dung môi và ở nhiệt độ xác định, chất điện ly có hằng số K càng nhỏ thì nó càng kém điện ly.

VD: Axit xianhiđric (HCN, K = 8.10-10) là chất điện ly yếu hơn axi axetic (CH3COOH, K = 1,75.10-5)

¬ Với những chất phân tử điện ly ra hai ion ( như CH3COOH, HCN…) giữa hằng số điện ly K và độ điện ly có mối liên hệ sau:

AB ⇌ A++ B-

C

C C C

C(1- )C C

Ta có:

Mà trong cùng thể tích V nên tỷ lệ số mol cũng là tỷ lệ nồng độ

⇒

C: nồng độ của AB ban đầu

⇒

Nếu <<1 ta có 1- ≃ 1 thì

K = C. 2

⇒

- Dung dịch càng loãng độ điện ly càng lớn.

7.8.5. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dung dich

a/ Một vài tính chất đặc biệt của chất điện ly mạnh

Việc nghiên cứu bằng quang phổ cho biết trong dung dịch chất điện ly mạnh không tồn tại, các phân tử trung hòa không điện ly. Ngoài ra, nhiều chất điện ly mạnh ( ví dụ KCl, NaCl…) ở ngay trạng thái rắn đã tồn tại dưới dạng ion. Vậy khi hòa tan chúng vào nước thì tất cả tồn tại dưới dạng ion (nghĩa là =1). Thực tế khi xác định độ điện ly chất điện ly mạnh (bằng phương pháp đo độ dẫn điện, cũng như phương pháp hệ số đẳng trương) người ta thấy luôn nhỏ hơn 1, chỉ khi dung dịch rất loãng mới dần tới 1.

¬Giải thích:

* Độ phân ly

- Trong dung dịch của chất điện ly, các ion luôn luôn chuyển động hỗn loạn. Các ion không phải trơ đối với nhau mà tương tác với nhau bằng những lực tĩnh điện. Các ion cùng dấu đẩy nhau và các ion ngược dấu hút nhau. Kết quả là bao quanh mỗi ion ở trong khí quyển đó lại là ion trung tâm của một khí quyển ion khác.

Trong chuyển động nhiệt, ion trung tâm có xu hướng muốn tách khỏi khí quyển ion bao quanh nó nên khí quyển đó bị biến dạng và trở nên không đối xứng. Một phía nào đó ở xung quanh ion trung tâm sẽ dư điện tích của ion ngược dấu nên cản trở chuyển động của ion trung tâm. Nếu nhúng vào dung dịch của chất điện ly hai điện cực nối với nguồn điện một chiều thì các ion chuyển động theo hai chiều ngược nhau. Mỗi ion bứt ra khỏi khí quyển ion chạy về điện cực ngược dấu nhưng khí quyển ion có xu hướng kéo ion đó chạy ngược lại và như thế làm chậm chuyển động của ion. Do đó, số ion đi qua dung dịch trong một đơn vị thời gian giảm xuống nghĩa là dòng điện giảm xuống so với trường hợp các ion hoàn toàn chuyển động tự do. Độ phân ly xác định bằng phương pháp đo độ dẫn điện của dung dịch, tất nhiên bé hơn độ phân ly thực.

- Trường hợp độ phân ly được tính dựa vào hệ số Van’tHoff người ta cũng thu được kết quả tương tự, nghĩa là độ phân ly biểu kiến bé hơn độ phân ly thực. Sự sai lệch ở đây cũng có nguyên nhân là sự có mặt khí quyển ion nên số ion có trong mặt thoáng của dung dịch.

* Áp suất hơi

Vì sự có mặt khí quyển ion nên số ion có trong mặt thoáng của dung dịch bé hơn so với số ion có trong các lớp dung dịch nằm ở phía dưới của mặt thoáng. Do đó độ giảm áp suất hơi đo được sẽ bé hơn so với độ giảm áp suất tính theo lý thuyết khi chất điện ly phân ly hoàn toàn và độ phân ly xác định được sẽ bé hơn độ phân ly thực.

* Nhiệt độ sôi

Sự giảm áp suất hơi là nguyên nhân gây nên sự tăng nhiệt độ sôi và giảm nhiệt độ hóa rắn cho nên độ phân ly biểu kiến xác định theo phương pháp nghiệm sôi và nghiệm lạnh cũng bé hơn độ phân ly thực.

* Áp suất thẩm thấu

Khi đo áp suất thẩm thấu cũng có sai lệch như vậy.Nguyên nhân ở đây là sự có mặt khí quyển ion làm cho số ion ở lớp dung dịch tiếp xúc với màng bán thấm bé hơn so với các lớp ở trong lòng dung dịch cho nên áp suất thẩm thấu đo được sẽ bé hơn so với khi tính một cách lý thuyết với chất điện ly phân ly hoàn toàn.

b/ Hoạt độ

Trong dung dịch chất điện ly mạnh dù với nồng độ thấp, sối ion vẫn có nhiều, tác dụng của khí quyển ion là đáng kể nên dung dịch thể hiện tính chất sút kém đi tựa như nồng độ của ion ở trong dung dịch bé hơn nồng độ thực của chúng. Nồng độ mới này là nồng độ có hiệu lực thật sự của ion và được gọi là hoạt độ. Hoạt độ thường được kí hiệu là a và được đo bằng đơn vị dùng để đo nồng độ. Nó liên hệ với nồng độ thực C bởi hệ thức:

a= fC

Trong đó:

Ø f là hệ số hoạt độ, nó xác định mức độ ảnh hưởng của tương tác giữa các ion với nhau.

Ø Trong dung dịch loãng của chất điện ly yếu, tương tác đó không đáng kể, hệ số hoạt độ f = 1 và hoạt độ bằng nồng độ (a=C).

Ø Trong dung dịch của chất điện ly mạnh và trong dung dịch đậm đặc của chất điện ly yếu, tương tác đó đáng kể, hệ số hoạt độ f < 1 và hoạt độ bé hơn nồng độ (a<C)

⇒ Bởi vậy, định luật tác dụng khối lượng khi không kể đến tương tác giữa các hạt chỉ áp dụng đúng cho dung dịch loãng của chất điện ly yếu. Muốn áp dụng định luật đó cho dung dịch của chất điện ly mạnh và dung dịch đậm đặc của chất điện ly yếu người ta thay nồng độ trong hệ thức tính hằng số cân bằng bằng hoạt độ của ion

* Cách tính hệ số f:

- Hệ số f phụ thuộc vào lực ion biểu thị tương tác điện giữa các ion trong dung dich:

Trong đó Ci là nồng độ thứ i và Zi là điện tích của nó.

- Biết lực ion ta có thể tính được f

§ ≃ 0 dung dịch rất loãng, có thể bỏ qua các tương tác ion, khi đó f = 1 và a = C

§ 0< <0,02 thì

§ 0,02< <0,2 thì

7.9. Khái niệm axit – bazơ

7.9.1. Các luận điểm căn bản

1. Thuyếtđiện ly

* Theo Arrênuyt:

Ø Axit là những chất trong nước điện ly cho cation H+ và anion gốc axit

Ø Bazơ là những chất điện ly cho anion gốc hyđroxyl OH - và cation gốc bazơ

Ø Phản ứng trung hòa của axit với bazơ cho muối và nước.

VD:HCl=H++Cl-

NaOH=Na++ OH -

HCl+NaOH=NaCl+H2O

Ø Các muối điện ly cho anion gốc axit và cation gốc bazơ:

VD:Na2SO4=2Na++SO42-

* Hạn chế:

Thuyết axit – bazơ của Arrênuyt áp dụng đúng cho trường hợp dung môi là nước nhưng không áp dụng được cho các dung môi khác. Mặt khác có nhiều phản ứng tạo nên muối giống như phản ứng trung hòa nhưng trong đó không có sự tham gia của ion H+ và ion OH - . VD: Khí amoniac tác dụng với khí HCl tạo thành muối NH4Cl theo phản ứng :

NH3(k)+HCl(k)=NH4Cl(r)

Khí HCl khi tan trong benzen tuy không phân ly ra ion H+ nhưng vẫn làm đổi màu chất chỉ thị

Những trường hợp như vậy, thuyết Arrênuyt không giải thích được. Rõ ràng là cần có một lý thuyết chung hơn nữa về axit – bazơ.

2. Thuyết proton

Năm 1923 gần như đồng thời với nhau nhà hóa học Đan Mạch là Bronsted (1879-1947) và nhà hóa học người Anh là Loury (1874-1936) đã đưa ra một định nghĩa rộng hơn về axit và bazơ: Axit là chất có thể cho proton và bazơ là chất có thể nhận proton. Bởi vậy thuyết axit-bazơ của Bronsted và Loury được gọi là thuyết proton. Khi cho proton, axit A biến thành bazơ B:

A⇌B+H+

Mỗi axit tương ứng với một bazơ liên hiệp B và mỗi bazơ B tương ứng với một axit liên hợp A.

AxitBazơ liên hợp (hiệp)

CH3COOH -H+CH3COO-

NH4+ - H+NH3

BazơAxit liên hợp

OH- +H+H2O

HCO3-+H+H2CO3

Proton không tồn tại tự do. Một chất chỉ thể hiện tính axit khi có mặt một bazơ để nhận proton. Ngược lại, một chất chỉ thể hiện tính bazơ khi có mặt một axit để cho proton. Thực chất của phản ứng giữa một axit với một bazơ là sự chuyển proton.

VD1:

CH3COOH+NH3→CH3COO-+ NH4+

Axit bazơ

⇒* CH3COOH/CH3COO- là một cặp axit – bazơ liên hợp

* NH4+/NH3 là một cặp axit – bazơ liên hợp khác

VD2:

NH4++H2O→NH3+H3O+

CH3COO-+H2O→CH3COOH+ OH -

- Trong dung dịch nước, proton kết hợp với một phân tử nước tạo thành ion oxoni H3O+

H++H2O=H3O+

- Tùy thuộc điều kiện cụ thể, một chất có thể là axit hoặc bazơ:

VD:

NH4++H2O(bazơ)→NH3+H3O+

CH3COO-+H2O(axit)→CH3COOH+ OH -

⇒ Nước được gọi là dung môi lưỡng tính

Như vậy khác với thuyết axit – bazơ của Arrênuyt chỉ áp dụng được cho môi trường nước, thuyết của Bronsted-Loury có thể áp dụng cho bất kỳ môi trường nào và cả khi không có môi trường.

3. Thuyết electron

Thuyết proton của Bronsted – Loury đã được các nhà hóa học coi là hoàn hảo nhất trong lý thuyết axit – bazơ. Tuy nhiên thuyết đó chỉ đúng cho những phản ứng axit – bazơ, trong đó tính chất axit – bazơ là thực tế gây nên bởi proton. Có những chất cũng thể hiện mạnh tính axit, tính bazơ nhưng không phải là axit, bazơ theo thuyết proton vì rằng trong đó không có mặt proton. Bởi vậy, đồng thời với thuyết proton, thuyết electron của Liuyt ra đời (năm 1923).

Theo Liuyt:

Ø Bazơ là chất cho cặp electron để tạo thành liên kết cộng hóa trị

Ø Axit là chất nhận cặp electron.

Ø Như vậy tương tác axit-bazơ là sự tạo thành liên kết cộng hóa trị kiểu cho – nhận:

VD1:

Bazơaxit

VD2:

Bazơaxit

VD3:

Bazơ axit

VD4:

Bazơ axit

Trong các ví dụ 1 và 2, những axit (H+, HCl) và bazơ (NH3, OH-) theo thuyết electron cũng là những axit và bazơ theo thuyết proton. Những chất chỉ là axit hay bazơ theo thuyết electron được gọi là axit Liuyt hay bazơ Liuyt. VD: như Cu2+ và BF các ví dụ 3 và 4 là những axit Liuyt

⇒ Như vậy ta thấy rằng thuyết electron của Liuyt đã đưa thêm vào danh sách axit những hợp chất không chứa proton nhưng có đầy đủ những chỉ tiêu của axit. Tuy nhiên nhược điểm chính của thuyết này là không giải quyết được vấn đề độ mạnh của axit và bazơ như thuyết Arrênuyt và thuyết Bronsted – Loury.

* SO SÁNH BA THUYẾT

Thuyết Arreniuyt	Thuyết Bronsted –Laury	ThuyếtLewis
- Axit: Khi phân li trong nước cho H+ (trong cấu trúc phân tử phải có H) - Bazơ: Khi phân li trong nước cho OH - (trong cấu trúc phân tử phải có nhóm OH- )	- Axit: Có khả năng cho proton (giống thuyết Arreniuyt) - Bazơ: Có khả năng nhận proton (không cần trong phân tử có nhóm OH) Vd: NH3 và H2O NH3 + H2O⇋ NH4++ OH - H2O+H2O ⇋ H3O++ OH -	- Axit: Có khả năng nhận cặp electron (trong phân tử không cần phải có H) Vd: AlCl3 - Bazơ: có cặp electron chưa sử dụng và có khả năng cho đi ( có ý nghĩa tương tự bazơ theo định nghĩa của Bronsted)

Quan niệm axit – bazơ là tính chất tương đối vì tính axit chỉxuất hiện khí có bazơvà ngược lại.

7.9.2. Độ mạnh của axit và của bazơ

v Độ mạnh tương đối của các cặp axit – bazơ:

Theo Bronsted – Loury, độ mạnh của một axit thể hiện khả năng cho proton, còn độ mạnh của một bazơ thể hiện khả năng nhận proton. Phản ứng HCl + H2O → H3O+ + Cl- xảy ra hoàn toàn: HCl là axit mạnh hơn H3O+ và H2O là bazơ mạnh hơn Cl-. Nói chung axit càng mạnh bao nhiêu, bazơ liên hợp với nó càng yếu bấy nhiêu và ngược lại. Nhờ vậy ta có thể phân loại các axit – bazơ với lực axit giảm dần từ trên xuống, trong khi lực bazơ liên hợp tăng tương ứng. Một axit ở hàng trên tác dụng được với bazơ ở hàng dưới bảng

Axit liên hợpBazơ liên hợp

HClO4ClO4

LỰC BAZƠ TĂNG

LỰC AXIT TĂNG

H2SO4HSO4

HClCl-

HClCl-

HClCl-

HNO3NO3-

H3O+H2O

H2SO3HSO3-

HSO4-SO42-

HFF-

HCH3COOCH3COO-

H2S HS-

HSO3-SO32-

H2O OH -

HS- S2-

OH- O2-

v Đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của axit hay bazơ:

Người ta thường chọn H2O là dung môi để định lực axit hay bazơ

* AxitA+H2O⇌B+H3O+

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng:

Hằng số cân bằng:

⇒ . Đây là một hằng số gọi là hằng số axit, ký hiệu là KA

⇒

v pKA = -lgKA: được gọi là chỉ số axit.

⇒ Hằng số axit KA càng lớn ( tức chỉ số axit pKA càng nhỏ) thì lực axit càng mạnh.

VD: Axit CH3COOH ( KA = 1,86.10-5, pKA = 4,73) mạnh hơn axit HCN(KA = 7,2.10-10,

pKA = 9,14)

Chú ý: [] là ký hiệu của nồng độ ở trạng thái cân bằng

- Với axit đa chức, sự điện ly xảy ra qua nhiều giai đoạn:

VD:

H3PO4+H2O⇌H2PO4-+H3O+K1 = 7,51 10-2, pK1 = 1,12

H2PO4-+H2O ⇌HPO42-+H3O+K2 = 6,23 10-8, pK2 = 7,21

HPO42-+H2O ⇌PO43-+H3O+K3 = 2,20 10-13, pK3 = 12,66

* Bazơ B+H2O⇌A+ OH -

- Hằng số bazơ

- Chỉ số bazơ: pKB = -lgKB

⇒ Hằng số bazơ KB càng lớn ( tức chỉ số bazơ pKBcàng nhỏ ) thì lực bazơ càng mạnh.

VD: Amoniac (KNH3 = 1,79 10-5, pKNH3 = 4,75) là bazơ mạnh hơn Anilin ( = 410 10-10, pKB = 9,4)

7.9.3. Tích số ion của nước

* Chứng minh

VậyKW = [H3O+][HO-] = 10-14( 250C)

KW: hằng số tự phân hay là tích số ion của nước

Chú ý: - Cân bằng điện ly của nước luôn tồn tại trong nước nguyên chất cũng như trong dung dịch nước. Điều quan trọng là trong nước nguyên chất (tinh khiết), nồng độ của H3O+ và OH- bằng nhau còn trong dung dịch nước, các nồng độ đó có thể không bằng nhau nhưng tích các nồng độ đó luôn luôn là hằng số

- Các giá trị hằng số cân bằng thường được xác định ở nhiệt độ 250C

* Trong nước nguyên chất và dung dịch trung tính:

[H3O+] = [ OH - ] = 10 -7

* Trong dung dịch axit:

[H3O+] > [ OH -] suy ra [H 3O +] > 10 -7, [ OH - ]< 10 -7

* Trong dung dịch kiềm:

[H3O+] < [ OH -] suy ra [H 3O +] < 10 -7, [ OH - ] > 10 -7

Như vậy ta có thể dựa vào nồng độ ion H3O+ hay ion OH- để biết tính chất môi trường của một dung dịch. Tuy nhiên để biểu thị môi trường một cách tiện lợi hơn, người ta sử dụng đại lượng chỉ số hiđro pH (hoặc chỉ số hiđroxyl pOH) với qui ước:

Ø Chỉ số Hiđro: pH = -lg[H3O+]

Ø Chỉ số Hiđroxyl: pOH = -lg[ OH - ]

⇒pH+pOH=14 (250C)

v Dung dịch trung tính: pH = 7 (pOH = 7)

v Dung dịch axit: pH < 7 (pOH > 7)

v Dung dịch bazơ: pH >7 (pOH < 7)

7.9.4. Liên hệ giữa KA và KB của một cặp axit – bazơ liên hợp

Ta có:

⇒ KA KB = [H3O+][ OH - ] = KW

VậypKA+pKB=pKW = 14

⇒ Từ đó cho ta thấy: Axit càng mạnh thì bazơ liên hợp càng yếu

7.10. Sự thủy phân muối

a/ Định nghĩa

- Thủy phân muối là phản ứng trao đổi giữa các ion của muối với các ion của nước. Theo Bronsted – Loury phản ứng thủy phân thực chất là phản ứng chuyển proton như mọi phản ứng axit – bazơ.

- Sự thủy phân xảy ra với các gốc axit yếu hoặc cation gốc bazơ yếu

VD1: Muối axit yếu – bazơ mạnh

CH3COONa⇌ CH3COO-+Na+

CH3COO-+HOH ⇌ CH3COOH+ OH -

⇒ dung dịch natri axetat có tính kiềm

VD2: Muối axit mạnh – bazơ yếu

NH4Cl⇌ NH4++Cl-

NH4++HOH ⇌ NH4OH+H+

⇒ dd NH4Cl có tính axit.

VD3: Muối axit yếu – bazơ yếu

NH4CN⇌ NH4++CN-

NH4++HOH ⇌ NH4OH+H+

CN-+HOH ⇌ HCN+ OH -

⇒ Vì KA(NH4+) = 5,6.10-10 < KB(CN-) = 2,04.10-5) ⇒Môi trường kiềm

NH4NO2 ⇌ NH4++NO2-

NH4++HOH⇌ NH3+H3O+

NO2-+HOH⇌ HNO2-+ OH -

Vì KA(NH4+) = 5,6.10-10 > KB(NO2-) = 0,22.10-10 ⇒ Môi trường axit

7.11. Dung dịch đệm

a/ Định nghĩa

Dung dịch đệm là dung dịch chứa hỗn hợp một axit yếu với bazơ liên hợp của nó.

HA+ H2O ⇌ B+ H3O+

AxitBazơ liên hợp

b/ Tính chất

Dung dịch đệm có đặc điểm là pH thay đổi rất ít khi thêm một lượng axit hoặc bazơ

Ø Khi thêm một lượng axit mạnh:

Ø Khi thêm một lượng bazơ mạnh:

c/ pH của dung dịch đệm

HA+ H2O ⇌ B+ H3O+

⇒ ⇒

[Axit]

[Bazơ liên hợp]

⇒ pHđệm=pKA – lg

7.12. Tích số tan

a/ Định nghĩa

Tích số tan là tích nồng độ các ion trong dung dịch bãohòa của chất điện ly ít tan với số mũ thích hợp.

AmBn(r)⇌AmBn( dd) ⇌mAn++nBm-

Ks hay TtAmBn = [An+]m[Bm-]n

b/ Mối liên hệ giữa độ tan (S) và tích số tan

Ks(AmBn)=mmnnSm+n

c/ Điều kiện kết tủa của chất điện li ít tan

Chất điện li ít tan sẽ xuất hiện dưới dạng kết tủa khi: Tích số nồng độ các ion với số mũ thích hợp vượt quá giá trị tích số tan ở nhiệt độ đã cho

AmBn(r)⇌AmBn( dd) ⇌mAn++nBm-

Q = [An+]m[Bm-]n ≥ Ks

Chất điện li ít tan sẽ tan vào dung dịch khi: Tích nồng độ các ion nhỏ hơn giá trị tích số tan tại nhiệt độ đó.

Q = [An+]m[Bm-]n ≤ Ks

7.13. Tính toán chi tiết pH các dung dịch

7.13.1. Định luật bảo toàn nồng độ đầu

- Nồng độ gốc (Co): là nồng độ một chất nào đó trước khi trộn hỗn hợp phản ứng.

- Nồng độ đầu (C): là nồng độ một chất nào đó trước khi tham gia phản ứng. Nồng độ đầu khác với nồng độ gốc ở chỗ có sự thay đổi thể tích khi trộn lẫn các dung dịch.

- Nồng độ cân bằng ([ ]): là nồng độ một cấu tử sau phản ứng và hệ ở trạng thái cân bằng.

VD: Trộn 20ml dung dịch NaOH 0,15M với 10ml dd NaCl 0,06M được 30ml hỗn hợp. Ta có:

v Nồng độ gốc C0 của các chất:

C0(NaOH) = 0,15M, Vo(NaOH) = 20ml

C0(NaCl) = 0,06M, Vo(NaCl) = 10ml

Vhh = 20+10=30ml

v Nồng độ đầu

Nồng độ đầu từng chất:

CNaOH = 0,15 = 0,10M

CNaCl = 0,06 = 0,02M

v Nồng độ cân bằng

Ta có cân bằng sau (bỏ qua sự điện ly của nước):

NaOH=Na++ OH -

NaCl=Na++Cl-

[Na+] = = 0,12M

[Cl-] = = 0,02M

[ OH - ] = = 0,10M

- Theo định luật bảo toàn khối lượng: nồng độ đầu của một cấu tử bất kỳ đúng bằng tổng các nồng độ cân bằng của tất cả các dạng tồn tại của cấu tử đó trong dung dịch ở trạng thái cân bằng.

VD: Trong dung dịch H3PO4 0,1M có các cân bằng sau:

H3PO4 → H++H2PO4-

H2PO4- → H++HPO42-

HPO42- → H++PO43-

Nồng độ đầu của axit H3PO4 là 0,1M, áp dụng định luật bảo toàn khối lượng (tức bảo toàn nồng độ đầu):

[H3PO4] +[H2PO4-]+[HPO42-]+[PO43-] = 0,1

7.13.2. Định luật trung hòa điện tích

Do sự trung hòa điện của dung dịch các chất điện ly, tổng các điện tích âm của các anion phải bằng tổng các điện tích dương của các cation.

VD: Trong dung dịch H3PO4:

[H+] = [H2PO4-]+2 [HPO42-]+3 [PO43-]+[ OH - ]

Trong dung dịch Na3PO4:

[Na]+[H+] = [H2PO4-]+2 [HPO42-]+3 [PO43-]+[ OH - ]

7.13.3. pH dung dịch axit mạnh

Giả sử có dung dịch đơn axit mạnh HA nồng độ đầu CA:

HA+H2O=H3O++A-

H2O+H2O=H3O++ OH -

Có thể viết đơn giản:

HA=H++A-

H2O = H++ OH -

Định luật bảo toàn nồng độ đầu:

[A-] = CA

Định luật trung hòa điện:

[H+] = [A-] + [ OH - ] = CA+

⇒ [H+]2-CA[H+]-KW=0 (1)

a/ CA<<10-7 : có thể bỏ qua nồng độ H+ do axit điện ly, vì vậy:

[H+]2=KW

⇒

⇒ pH = -lg[H+]

= -lg

⇒ pH = 7

b/ CA ≃10-7: Giải phương trình bậc hai (1)

c/ CA>>10-7: Có thể bỏ qua H+ do nước điện ly, vì thế:

[H+] = CA

⇒ pH = pCA

7.13.4. pH dung dịch bazơ mạnh

Giả sử có dung dịch đơn bazơ mạnh B nồng độ CB

B+H2O=HB++ OH -

H2O+ H2O = H3O++ OH -

Định luật bảo toàn nồng độ đầu:

[HB+] = CB

Định luật trung hòa điện:

[ OH - ] = [HB +] + [H +]

⇒ =CB+[H+]

⇒ [H+]2-CB[H+]-KW=0 (2)

a/ CB<<10-7: Bỏ qua sự phân ly của bazơ

⇒

⇒ pH = 7

b/ CB ≃10-7: Giải phương trình bậc hai (2)

c/ CB>>10-7: Có thể bỏ qua sự điện ly của nước

⇒[ OH - ] = CB

⇒ [H+] =

⇒ pH = pKW+lgCB

⇒ pH = 14 + lgCB

7.13.5. pH dung dịch đơn axit yếu

Giả sử có dung dịch đơn axit yếu HA nồng độ C0

C0>>10-7 ⇒ Bỏ qua quá trình ion hóa của nước

HA+H2O=H3O++A-

Ban đầuC0

Phản ứngxxx

Còn lại(C0 – x)xx

⇒ KA =

Nếu C0 >> x⇒KAC0= x2

⇒ =[H3O+]

⇒ pH = (pKA+pC0)

7.13.6. pH dung dịch đơn bazơ yếu

Giả sử có dung dịch đơn bazơ mạnh B nồng độ C0

C0>>10-7 ⇒ Bỏ qua quá trình ion hóa của nước

B+H2O=HB++ OH -

Ban đầuC0

Phản ứngxxx

Còn lại(C0 – x)xx

⇒ Kb =

Nếu C0 >> x ⇒KAC0= x2

⇒ =[ OH - ]

⇒ pOH = (pKB+pC0)

⇒ pH = 14 - (pKB+pC0)