Bài giảng Hóa đại cương: Chương 12 - TS. Phan Nguyễn Quỳnh Anh

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:26

Thêm vào BST

Báo xấu

2
lượt xem 0
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Chương 12 - Dung dịch điện ly, này nghiên cứu các dung dịch có khả năng dẫn điện, trong đó chất tan phân ly thành ion. Nội dung gồm: khái niệm chất điện ly mạnh – yếu, mức độ điện ly (α), hằng số điện ly (Ka, Kb), và định luật Arrhenius. Chương cũng đề cập đến các yếu tố ảnh hưởng đến sự điện ly (nồng độ, nhiệt độ, bản chất chất tan), tính pH, pOH, và mối liên hệ giữa chúng.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa đại cương: Chương 12 - TS. Phan Nguyễn Quỳnh Anh

CHƯƠNG 12 DUNG DỊCH ĐIỆN LY TS. Phan Nguyễn Quỳnh Anh pnqanh@hcmut.edu.vn
i - Hệ số đẳng trương (Hệ số Vant’ Hoff) trong dd điện ly m.n [mol] Số tiểu phân chất tan trong [mol] điện lytử trongphân tử n dd dd phân DUNG DỊCH PHÂN TỬ i=1 Số tiểu phân chất tan = Số phân tử chất tan hòa tan DUNG DỊCH ĐIỆN LY 1< i  m Số tiểu phân chất tan = số phân tử, số ion của chất tan. m: số ion có trong 1 phân tử. Vd: MgCl2 có m = 3 Khi điện ly hoàn toàn ( =1): i = m Trong cùng điều kiện: (Số ptử chất tan)dd điện ly = (Số ptử chất tan)dd phân tử (Số tiểu phân chất tan)điện ly = i.(Số tiểu phân chất tan)phân tử
ÁP DỤNG ĐỊNH LUẬT RAOULT & VANT’HOFF CHO DUNG DỊCH ĐIỆN LY Trong cùng điều kiện: (Số tiểu phân chất tan)điện ly = i.(Số tiểu phân chất tan)phân tử NHẬN XÉT (P1)đl < (P1)pt < (P0)dm (Tđ)đl < (Tđ)pt < (Tđ)dm (Ts)đl > (Ts)pt > (Ts)dm đl > pt
Ts(dung môi) < Ts(dd phân tử) < Ts(dd điện ly) Tđ(dung môi) >Tđ(dd phân tử) > Tđ(dd điện ly)  (dd phân tử ) <  (dd điện ly) P(atm) Pdm> Pptử > Pđly Rắn Lỏng Hơi t(0C) Tđ(đly)
ĐỘ ĐIỆN LY  Số phân tử chất tan điện ly 𝜶= 01 Số phân tử chất tan hòa tan 𝑠ố 𝑚𝑜𝑙 𝑡𝑖ể𝑢 𝑝ℎâ𝑛 𝑐ℎấ𝑡 𝑡𝑎𝑛 𝑠ố 𝑚𝑜𝑙 𝑖𝑜𝑛 𝑐ℎấ𝑡 tan + 𝑠ố 𝑚𝑜𝑙 𝑐ℎấ𝑡 tan 𝑘ℎô𝑛𝑔 đ𝑖ệ𝑛 𝑙𝑦 i=  = 0 → dd lỏng phân tử. 𝑠ố 𝑚𝑜𝑙 𝑐ℎấ𝑡 tan ℎò𝑎 𝑡𝑎𝑛 𝑠ố 𝑚𝑜𝑙 𝑐ℎấ𝑡 tan ℎò𝑎 𝑡𝑎𝑛 =  = 1 → chất tan điện ly hoàn toàn. n: số mol chất tan hoà tan ; n: số mol chất tan điện ly nm: số mol ion; (n - n): số mol chất tan không điện ly nm + (n − n ) i −1 i= = 1 + (m − 1) = n m −1 Công thức xác định độ điện ly (trong dd điện ly mạnh gọi là độ điện ly biểu kiến bk)
ÁP DỤNG. Dung dịch chất điện ly AB2 có hệ số đẳng trương i = 1,84. Tính độ điện ly  của AB2 trong dung dịch.  = 0,42
QUI ƯỚC ĐÁNH GIÁ ĐỘ ĐIỆN LY  Trong dung dịch nước 0,1N ở 250C.  > 30% : Chất điện ly mạnh. 3%<  < 30% : Chất điện ly trung bình.  < 3% : Chất điện ly yếu.
Nếu chất tan có nhiều kiểu liên kết hoá học khác nhau thì quá trình phân ly theo trật tự sau: 1. Liên kết ion 2. Cộng hoá trị phân cực mạnh NaHSO4(dd) = Na+(dd) + HSO4-(dd) HSO4-(dd)+ H2O ⇌ H3O+(dd) + SO42-(dd) Sự phân ly không xảy ra cho những lk cộng hoá trị có cực yếu hoặc không phân cực.
CÂN BẰNG TRONG DD CHẤT ĐIỆN LY YẾU AmBn(dd) Qt ion hoá mAn+(dd) + nBm-(dd) Qt phân tử hoá Hằng số điện ly K= A  .B  n+ m m− n Biểu thức của đl tác A m Bn  dụng khối lượng Hằng số điện ly là hs cân bằng của qt điện ly nên là đlg đặc trưng cho mỗi chất điện ly và dung môi, phụ thuộc vào nhiệt độ. Axit – hsđly ký hiệu Ka Đặc trưng cho cường độ Baz – hsđly ký hiệu Kb Axit - base Trong dd nước: Ka,Kb < 10-4 → axit yếu, base yếu
QUAN HỆ GIỮA K và  2 𝛼 Khi  → (1 - ) →  AB (dd)  A (dd) + B-(dd) + (1−𝛼) Ban đầu const thì K = const → C  Ở T= C0 0 Điện ly C0  C0 C0 Hay khi C0 - thì  . C  Cân bằng C0(1 ) C0 0 Hằng số điện ly C A + .C B− C02 Biểu thức toán K= = học của đl pha C AB 1−  loãng Ostwald. Khi 
CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN ĐỘ ĐIỆN LY  ➢Chất tan và dung môi có cực càng mạnh →  lớn. ➢Hằng số điện môi của dung môi càng lớn →  lớn. Thường dung môi có cực càng mạnh thì hằng số điện môi càng lớn. ➢Nồng độ dung dịch càng nhỏ →  lớn. ➢Nhiệt độ tăng thường  tăng.
ÁP DỤNG. Dung dịch HA 0,1M có độ điện ly α = 1,310–2. Hỏi trong cùng điều kiện, ở nồng độ nào của CH3COOH thì α’ = α/2 0,4M
ÁP DỤNG. Xét quá trình điện ly: HA(dd) + H2O  H3O+(dd) + A-(dd) ; H > 0 Trường hợp nào dd HA có độ điện ly  tăng: 1. Tăng nhiệt độ. Đáp án: 1, 4 2. Tăng nồng độ HA. 3. Thay dung môi nước bằng rượu etylic. (hằng số điện môi của nước lớn hơn rượu) 4. Thêm dd NaOH.
AXIT - BASE YẾU ĐA BẬC ➢Hằng số điện ly các bậc giảm dần theo trật tự: K1 > K2 > K3 > K4… ➢Hằng số điện ly chung : K = K1.K2.K3.K4… Trong thực tế thường chỉ chú ý đến sự phân ly bậc thứ nhất. Muối Đa số muối thuộc loại điện ly mạnh: KCl, NaF… Các muối điện ly kém: muối axit (H+),muối baz(OH-),muối phức.
HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC AXIT ĐA BẬC
DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY MẠNH a = f.c HOẠT ĐỘ (a): nồng độ hoạt động Dung dịch rất loãng: f =1 → a = c →  = 1 Dung dịch có nồng độ cao: f < 1 → a < c → bk < 1 Độ điện ly biểu kiến của dd chất điện ly mạnh xác định bằng thực nghiệm. f phụ thuộc vào: bản chất dung môi, nhiệt độ, điện tích và nồng độ các ion (lực ion trong dd)
CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY KHÓ TAN n+ m− Am Bn (r )  mA ( dd ) + nB ( dd ) Kcb = [An+]mcb.[Bm-]ncb (pT = - lgT) G = − RT ln TAm Bn = H − TS 0 0 0 Tích số tan TAmBn : Đặc trưng cho độ hòa tan của AmBn. Phụ thuộc: nhiệt độ, bản chất của dung môi và chất tan.
ĐỘ TAN TRONG NƯỚC CỦA CHẤT ĐIỆN LY KHÓ TAN n+ m− Am Bn (r )  mA (dd ) + nB (dd ) S mS nS [mol/l] T Am Bn = C m An + C n Bm− = (mS )  (nS ) m n (m+ n ) =m n S m n (m+ n ) TAm Bn S = m n m n (bỏ qua phản ứng ion chất điện ly khó tan với nước)
ÁP DỤNG. Thiết lập biểu thức tích số tan theo độ tan trong nước của các chất sau: 1. Al(OH)3 T = 33.S4 2. CdCO3 T = S2 3. Ag2CrO4 T = 22.S3 4. Fe3(PO4)2 T = 33.22.S5
ẢNH HƯỞNG CỦA CÁC ION TRONG DUNG DỊCH ĐẾN ĐỘ TAN CỦA CHẤT ĐIỆN LY KHÓ TAN. Am Bn (r )  mA(n + ) + nB(m− ) dd dd ➢Thêm ion cùng loại: S ( < độ tan trong nước) ➢Thêm ion khác loại: S (> độ tan trong nước) TAm Bn 𝑆 𝑡𝑟𝑜𝑛𝑔 𝑛ướ𝑐 S = ( m+ n ) = f