Bài giảng Hóa đại cương - Chương 5: Dung dịch

Chia sẻ: Banhbeodethuong | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:36

Thêm vào BST

Báo xấu

37
lượt xem 7
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng Hóa đại cương - Chương 5: Dung dịch, cung cấp cho người học những kiến thức như: Một số khái niệm; dung dịch chất điện ly; cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan. Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa đại cương - Chương 5: Dung dịch

CHƯƠNG 5: DUNG DỊCH 1
Nội dung 1. Một số khái niệm 2. Dung dịch chất điện ly 3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan 2
Dung dịch Là hệ đồng thể gồm 2 hay nhiều chất (chất tan & dung môi) mà thành phần của chúng thay đổi trong giới hạn rộng.  Dung dịch khí: không khí  Dung dịch lỏng  Dung dịch rắn: hợp kim Ag-Au. 3
Nồng độ dung dịch n(mol )  Nồng độ mol CM ( M )  V (l )  Nồng độ đương lượng (CN): số đương lượng chất tan có trong 1 lít dung dịch. C N  x * CM hệ số tỷ lệ 4
 Nếu là hợp chất Acid/ Baz x   H    OH  trao đổi Ví dụ: H 2 SO 4  2 NaOH  Na 2 SO 4  2 H 2 O x2 x 1  Nếu là hợp chất Muối x   (  )   ( ) Ví dụ: NaCl ( x  1); Na2 SO4 ( x  2)  Nếu là hợp chất Oxy Hóa Khử x   e trao đổi Ví dụ: 5 Fe 2  MnO4  8 H   5 Fe3  Mn 2  4 H 2O x 1 x5 5
Quá trình hòa tan tạo thành dung dịch Nguyên tắc Các chất “giống nhau” thì hòa tan vào nhau Các chất phân cực thì hòa tan vào các chất phân cực và ngược lại 6
Xét quá trình hòa tan chất rắn vào chất lỏng: 2 giai đoạn.  Quá trình chuyển pha: quá trình phá vỡ mạng tinh thể chất rắn để tạo thành các phân tử/ ion. Quá trình thu nhiệt ∆HCP > 0  Quá trình solvat hóa: quá trình tương tác giữa các phân tử/ ion chất tan với dung môi. Quá trình tỏa nhiệt ∆Hsolvat < 0 H ht  H CP  H solvat 7
Quá trình chuyển pha Na 8
Quá trình solvat hóa (hydrat hóa) dd NaCl 9
2. Dung dịch chất điện ly Là dung dịch có chất tan là chất điện ly (chất trong dung dịch phân ly thành các ion trái dấu) Chất điện ly 10
 Chất điện ly mạnh: phân ly hoàn toàn thành ion   NaCl  Na  Cl  Chất điện ly yếu: phân ly một phần thành ion   CH 3 COOH  CH 3 COO H 11
Độ điện ly α Là tỷ số phân tử phân ly thành ion (n’) trên tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịch (n) n'  n Quy ước  α > 0,3  chất điện ly mạnh  α < 0,03  chất điện ly yếu  0,03 < α < 0,3  chất điện ly trung bình 12
Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu Am B n  mA n   nB m  [ An ]m[Bm ]n KCB   const [ Am Bn ]  KCB chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ  KCB càng lớn  chất điện ly càng mạnh 13
 Hằng số điện ly của axit yếu CH 3COOH  CH 3COO   H  [CH 3COO  ].[ H  ] K CB  Ka   1,8.10 5 [CH 3COOH ] 14
H 2CO3  H   HCO3 [ H  ].[ HCO3 ] K a1   4.10 7 [ H 2CO3 ] HCO3  H   CO32 [ H  ].[CO32 ] 11 Ka2   5,6.10 [ HCO3 ]  2 H 2CO3  2 H  CO Đối với axit nhiều nấc 3 K1 >> K2  2 2 [ Hnấc  Axit nhiều ] .[chủ CO3yếu ] phân ly ở nấc 1 Ka   K a1.K a 2  2,2.10 17 [ H 2CO3 ] 15
 Hằng số điện ly của baz yếu   NH 4OH  NH  OH 4 [ NH 4 ].[OH  ] K CB  Kb   1,8.10 5 [ NH 4OH ] 16
Mối liên hệ giữa hằng số điện ly & độ điện ly Phương trình điện ly AB   AB  A  B Ban đầu C0 0 0 Điện ly C = αC0 αC0 αC0 Cân bằng C0 ‒ αC0 αC0 αC0 [ A ].[ B  ] Co2 2 K  [ AB] C0 (1   ) Nếu AB là chất điện ly yếu : α
2.1. Dung dịch axit – baz 2.1.1. Lý thuyết axit – baz  Quan điểm Arrhenius H2O HCl(k) → H+ + Cl- H2O NaOH(r) → Na+ + OH- Hạn chế: o Không áp dụng được cho chất trong nước không phân ly ra H+ hoặc OH- . Ví dụ: NH3 o Chỉ xét trong dung môi nước 18
 Quan điểm Bronsted  Axit là chất cho proton H+   NH 4  H  NH 3  Baz là chất nhận proton H+ CH 3COO   H   CH 3COOH Ví dụ:   2 HCO  H  CO 3 3 Axit Baz liên hợp HCO3 và CO32 : là cặp axit, baz liên hợp 19
Baz acid NH3 + H2O  NH4+ + OH- H+  Với mỗi cặp axit – baz liên hợp: Ka . Kb = 10-14 hay pKa + pKb = 14 Ví dụ: CH 3COOH  CH 3COO   H  Ka = 1,8.10-5 10 14 10 Kb   5,62.10 1,8.10 5 20