CHƯƠNG 5:5: CHƯƠNG CHƯƠNG CHƯƠNG 5:5:

DUNG DỊCH DUNG DỊCH DUNG DỊCH DUNG DỊCH

1

Nội dung

1. Một số khái niệm 1. Một số khái niệm

2. Dung dịch chất điện ly 2. Dung dịch chất điện ly

3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan 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 khí: không khí

 Dung dịch lỏng  Dung dịch lỏng

3

 Dung dịch rắn: hợp kim Ag-Au.  Dung dịch rắn: hợp kim Ag-Au.

)

)

MCM (

 Nồng độ mol

n mol ( lV )(

 Nồng độ đương lượng (CN): số đương lượng chất tan có trong 1 lít dung dịch.

Nồng độ dung dịch

C

Cn

*

N

M

hệ số tỷ lệ

4

 Nếu là hợp chất Acid/ Baz

n

H

 

trao đổi

  OH

2

NaOH

Na

SO

2

Ví dụ:

2

4

OH 2

4

2

n

n

1

SOH 2 

n

 Nếu là hợp chất Muối )( 

  )(

NaCl

(

n

);1

(

n

)2

Ví dụ:

SONa 2 4

 Nếu là hợp chất Oxy Hóa Khử

n

e

trao đổi



2

3

2

5

Fe

8

H

5

Fe

Mn

4

Ví dụ:

OH 2

n

1

 MnO 4 5

n

5

Quá trình hòa tan tạo thành dung dịch

Nguyên tắc

Các chất “giống nhau” thì Các chất “giống nhau” thì hòa tan vào nhau hòa tan vào nhau

6

Các chất phân cực thì hòa tan vào các chất phân cực và ngược lại

 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/  Quá trình solvat hóa: quá trình tương tác giữa các phân tử/

ion chất tan với dung môi. ion chất tan với dung môi.

Quá trình tỏa nhiệt ∆Hsolvat < 0 Quá trình tỏa nhiệt ∆Hsolvat < 0

H

H

H





ht

CP

solvat

7

Xét quá trình hòa tan chất rắn vào chất lỏng: 2 giai đoạn.

Quá trình chuyển pha

8

Na

Quá trình solvat hóa (hydrat hóa)

9

dd NaCl

2. Dung dịch chất điện ly

Chất điện ly

10

Là dung dịch có chất tan là chất điện ly (chất trong dung dịch phân ly thành các ion trái dấu)

NaCl

Na

Cl

 

 Chất điện ly mạnh: phân ly hoàn toàn thành ion

CH

COOH

CH

COO

H

 

3

3

11

 Chất điện ly yếu: phân ly một phần thành ion

Là tỷ số phân tử phân ly thành ion (n’) trên tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịch (n)

 

n' 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

Độ điện ly α

n

m

mA

nB

 

BA nm

Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu

nm  ]

[ A

CB

K const  

mn  [] B BA nm

[ ]

 KCB chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ

13

 KCB càng lớn  chất điện ly càng mạnh

CH

CH

H

 

COOH 3

COO 3

 

 

 Hằng số điện ly của axit yếu

5 5

 

] ]

CB CB

a a

K K K K 10.8,1 10.8,1      

14

CH COO [ [ CH COO 3 3 [ CH [ CH H ].[ ].[ H COOH COOH ] ] 3 3

  H

COH 3 2

 HCO 3

[

]

7

10.4

K a 1

H [

 HCO 3 ]

].[ COH 2 3

H 

 HCO 3

2 CO 3

 

 

] ]

[ [

11 11  

10.6,5 10.6,5

 

 

K a K a

2 2

H H [ [

2 2 CO ].[ CO ].[ 3 3   HCO HCO ] ] 3 3

Đối với axit nhiều nấc

K1 >> K2

 Axit nhiều nấc chủ yếu phân ly ở nấc 1

15

NH

OH

NH

OH

4

  4

 

[ [

].[ ].[

] ]

5 5

 

K K

K K

10.8,1 10.8,1

 

 

 

CB CB

b b

NH NH [ [

  4 4 NH NH

OH OH OH OH ] ]

4 4

16

 Hằng số điện ly của baz yếu

Mối liên hệ giữa hằng số điện ly & độ điện ly

Phương trình điện ly AB

AB

B

  A

0 0

Ban đầu C0

Điện ly C = αC0 Điện ly C = αC0

αC0 αC0

αC0 αC0

Cân bằng C0 ‒ αC0

αC0

αC0

2

]

[

K

A [

B ].[ ] AB

)

C

2 C  o 1( 

0

2

0CK 

17

Nếu AB là chất điện ly yếu : α <<1

2.1. pH của dung dịch axit – baz

2.1.1. Lý thuyết axit – baz

H2O HCl(k) → H+ + Cl- 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 Arrhenius

 Axit là chất cho proton H+

NH

NH

  H

 4

3

 Baz là chất nhận proton H+

 

CH CH

H H

CH CH

   

COO COO 3 3

COOH COOH 3 3

 Quan điểm Bronsted

HCO

CO

H 

 3

2 3

Baz liên hợp

Axit

HCO

Ví dụ:

2  3 COvà 3

19

: là cặp axit, baz liên hợp

+ + OH-

Baz acid NH3 + H2O  NH4

 Với mỗi cặp axit – baz liên hợp:  Với mỗi cặp axit – baz liên hợp:

Ka + Kb = 10-14 Ka + Kb = 10-14

hay pKa + pKb = 14 hay pKa + pKb = 14

H+

CH

CH

H

 

COOH 3

COO 3 14 

10 

Ka = 1,8.10-5

10.62,5

bK

5

10 10.8,1

20

Ví dụ:

 Quan điểm Lewis

 Axit là chất nhận cặp electron liên kết

NH

.. HHN 3

 4

  Baz Lewis Axit Lewis

21

 Baz là chất cho cặp electron liên kết

2.1.2. Tính pH của dung dịch axit

n

nH

A

 

AH n

 Axit mạnh

pH

lg

C

lg(

nC

)





a

H

22

Ca → nCa Ca → nCa

HA

A

  H

pH pH

( (

pK pK

lg lg

C C

) )

 

 

a a

a a

1 1 2 2

Với:

Ca nồng độ ban đầu của axit HA

Ka hằng số axit HA.

pKa = - lgKa

23

 Axit yếu đơn chức

2.1.3. Tính pH của dung dịch baz

( OHB

nOH

n   B

n)

 Baz mạnh

pOH

lg

C

lg(

nC

)





b

OH

pH = 14 – pOH

24

Cb Cb → nCb → nCb

BOH

OH

  B

pH pH

14 14

( (

pK pK

lg lg

C C

) )

 

 

 

b b

b b

1 1 2 2

Với:

Cb nồng độ ban đầu của baz BOH

Kb hằng số baz BOH.

pKb = - lgKb

25

 Baz yếu đơn chức

2.1.4. Tính pH của dung dịch muối

Acid Acid

Acid yếu +

Acid mạnh +

mạnh mạnh

Acid yếu +

Baz mạnh

Baz yếu

+ Baz + Baz

Baz yếu

Muối

(CH3COONa)

(NH4Cl)

mạnh mạnh

(CH3COONH4)

(NaCl) (NaCl)

Giá trị Tùy thuộc vào

=7 >7 <7

pH acid và baz

pH

14(

pK

pK

)

b

a

pH

14(

pK

lg

C

)

pH

14(

pK

lg

C

)

m

a

m

b

1 2

1 2

1 2

Công

26

thức

tính

Trộn lẫn 10ml dung dịch CH3COOH 0,2M và 10ml Trộn lẫn 10ml dung dịch CH3COOH 0,2M và 10ml

dung dịch NaOH 0,2M. Dung dịch mới có pH bằng dung dịch NaOH 0,2M. Dung dịch mới có pH bằng

? (Cho pKa = 4,8). ? (Cho pKa = 4,8).

a. 2,4 a. 2,4

b. 6 b. 6

c. 8,9 c. 8,9

d. 12,5 d. 12,5

27

Ví dụ:

2.1.5. Tính pH của dung dịch đệm

Dung dịch đệm là dung dịch khi thêm một lượng nhỏ axit, một lượng nhỏ baz hay pha loãng thì pH của dung dịch rất ít thay đổi

Dung dịch đệm axit Dung dịch đệm axit Gồm axit yếu và muối của axit yếu Gồm axit yếu và muối của axit yếu CH3COOH & CH3COONa CH3COOH & CH3COONa

28

Dung dịch đệm baz Gồm baz yếu và muối của baz yếu NH4OH & NH4Cl

a

pH

pK

lg

a

C C

muôi

 Dung dịch đệm axit

b

pH

14

(

pK

lg

)

b

C C

muôi

29

 Dung dịch đệm baz  Dung dịch đệm baz

Trộn lẫn 10ml dung dịch NH4OH 0,4M và 10ml Trộn lẫn 10ml dung dịch NH4OH 0,4M và 10ml

dung dịch HCl 0,2M. Dung dịch mới có pH bằng ? dung dịch HCl 0,2M. Dung dịch mới có pH bằng ?

(Cho pKb = 4,8). (Cho pKb = 4,8).

a. 2,4 a. 2,4

b. 6 b. 6

c. 9,2 c. 9,2

d. 11,6 d. 11,6

30

Ví dụ:

3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan

2

Xét cân bằng điện ly của muối BaSO4

 

2 SO 4

Dạng đơn giản

2 2

 

r )( l )( Ba   BaSO 4 BaSO 4

   

2 2 SO SO 4 4

Hằng số cân bằng

2

[

Ba

].[

]

BaSOT

KCB

2 SO 4

4

BaSOT

tích số tan của BaSO4

4

31

r )( )( r Ba Ba   BaSO BaSO 4 4

Mối liên hệ giữa tích số tan & độ tan (S)

n

m

mA

nB

 

)( rBA nm

)( lBA nm

m m

n n

( (

) )

nm nm  

T T

[ [

A A

mn mn   ] ]

.[ .[

B B

nm nm   ] ]

 

[ [

mS mS

] ]

.[ .[

nS nS

] ]

nm nm Snm Snm

 

 

BA BA nm nm

T

(

mol

/

lit

)

S  nm

n

BA nm m nm .

32

S mS nS

Điều kiện để có kết tủa

n

m

T

'

[

A

mn  ]

.[

B

nm  ]

mA

nB

BA nm

• Dung dịch chưa bão hòa

Đặt

T’

• Dung dịch bão hòa

T’=TAmBn

• Dung dịch quá bão hòa  Xuất hiện kết tủa

T’>TAmBn

33

Ví dụ:

Người ta đổ từ từ dung dịch chứa CaCl2 và BaCl2 (có cùng Người ta đổ từ từ dung dịch chứa CaCl2 và BaCl2 (có cùng

nồng độ) vào dung dịch H2SO4 cho đến khi xuất hiện kết nồng độ) vào dung dịch H2SO4 cho đến khi xuất hiện kết

10 10

 

tủa. Chất nào kết tủa trước? tủa. Chất nào kết tủa trước?

T T

10.1,1 10.1,1

 

BaSO BaSO 4 4

6 6

 

10.4,2 10.4,2

 

T T CaSO CaSO 4 4

34

Cho Cho