Chương 10: Dung dịch điện ly

Chia sẻ: Do Thanh Tam | Ngày: | Loại File: PPT | Số trang:46

Thêm vào BST

Báo xấu

128
lượt xem 42
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Tài liệu ôn tập môn hoá dành cho học sinh hệ trung học phổ thông ôn thi tốt nghiệp và ôn thi đại học cao đẳng tham khảo ôn tập và củng cố kiến thức.

Chủ đề:

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

Lưu

Nội dung Text: Chương 10: Dung dịch điện ly

Chương 10 CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH ĐIÊN LY 1
Cân bằng dung dịch điện ly 10.1.Thuyết điện ly 10.2.Cân bằng dung dịch của chất điện ly yếu 10.3.Cân bằng d.dịch của chất điện ly mạnh 10.4.Thuyết axit-bazơ 10.5.Cân bằng ion của nước 10.6.Tính pH 10.7.Cân bằng dung dịch của chất điện ly khó tan 2
10.1.Thuyết điện ly 1.Tính chất bất thường  Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết ∆P' n Độ giảm áp suất hơi bão hòa ∆P’ =i Po N Độ tăng nhiệt độ sôi ∆Ts’ ∆ T = iK s m s ' Độ giảm nhiệt độ đông đặc ∆Tđ’ ∆ T = iK đ m đ ' Áp suất thẩm thấu π’ π = iCRT ' i : Hệ số Van Hốp i (hệ số đẳng trương) 3
 Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết ∆P ' ∆T ' π ' i= = = ∆P ∆T π Độ giảm nhiệt độ đông đặc ∆Tđ' Muối Theo lý thuyết (∆Tđ) Thưc nghiệm (∆Tđ’) i = ∆T đ KCl 0.372 0.673 1.81 KNO3 0.372 0.664 1.78 MgCl2 0.186 0.519 2.79 Ca(NO3)2 0.186 0.461 2.18 Dung dịch axit, bazơ, muối : dẫn điện 4
10.2.Thuyết điện ly 2.Thuyết điện ly của Arrhenius Sự điện ly (Sự ion hóa) NaOH = Na+ + OH- 2- H2SO4 = 2H+ + SO4 Ion Na+, H+, OH-, SO42- …hạt mang điện→ Dẫn điện Chất điện ly : chất tan NaOH, H2SO4 5
10.2.Thuyết điện ly 2.Thuyết điện ly của Arrhenius Phân tử chất tan→ Chia nhỏ:phần tử hòa tan n1-Số phân tử hòa tan n2-Số phần tử có trong dung dịch n2 i = >1 ↑∆P, ↑∆T, ↑π n1 Ví dụ : NaCl → Na+ + Cl- 2 i= =2 1 6
10.2.Thuyết điện ly 3.Thuyết điện ly của Cablucốp Nguyên nhân phân ly Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl -Chuyển động nhiệt -Tương tác với d.môi Na+ , Cl- đi vào d. dịch (H+, OH- ) Ion bị hydrat hóa NaCl + (m + n) H 2O = Na .mH 2O + Cl .nH 2O + − 7
Sự điện ly của hợp chất ion : NaCl 8
10.1.Thuyết điện ly 3.Thuyết điện ly của Cablucốp Sự điện ly của hợp chất phân cực : HCl -Chuyển động nhiệt -Tương tác với d.môi H+ , Cl- đi vào d.dịch (H+, OH- ) Ion bị hydrat hóa HCl + nH2O = H3O + + Cl-(n-1)H2O H3O+ -Ion hydroxoni 9
10.1.Thuyết điện ly Sự điện ly của hợp chất : NaCl 10
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu Khái niệm Khi hòa tan vào nước chỉ một phần các phân tử phân ly thành ion Ví dụ CH3COOH H+ + CH3COO- Dấu :  11
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu Độ điện ly (α ) AB  A+ + B- n1: tổng số phân tử hòa tan n2 α= n2 : số phân tử phân ly ra ion n1 n1 > n2 o
Định luật pha loãng Ostwald AB  A+ + B- τ =o C 0 0 τ -cân bằng C - αC αC αC Hằng số phân ly [αC ][αC ] α2 K= K= C [C − αC ] 1−α α2 ↑α →↓ (1-α) → ↑ 1−α ↓C Vì K = const ở T-xác định Dung dịch càng loãng thì độ phân ly càng lớn & ngược lại 13
10.2.Cân bằng d.dịch của điện ly yếu Định luật pha loãng Ostwald Sự phụ thuộc của độ điện ly (α) vào độ pha loãng 1/C của dung dịch 14
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh Khái niệm Khi hòa tan vào nước thì tất cả các phân tử phân ly thành ion Ví dụ : AB = A+ + B-  Dấu : “ = ”  Độ phân ly α < 1 Tại sao ? 15
Thuyết Debye & Hucken (Khí quyển ion) Phân ly mạnh → ↑Ion Khí quyển ion Ion trái dấu hút nhau Phân tử d.môi nằm giữa các Ion→Ion bị solvat hóa Chuyển động nhiệt & Tương tác phân → Tái kết hợp một phần các ion thành phân tử Hệ số ph.ly α < 1 16
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh Hoạt độ & Hệ số hoạt độ C-Nồng độ ion Vì α < 1 → Nồng độ hoạt động là a < C → a : hoạt độ a ta có f = C f-Hệ số hoạt độ 17
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh  Ảnh hưởng khí quyển ion : ↓ Tính dẫn điện 4 Dòng điện Dòng điện I → 3 Ion “+” → Cực âm + e - Ion “-” → Cực dương 1 2 Cation 3 + Anion - Hệthống điệ phân n 1-Bể điện phân 3-Điện cực 2-Dung dịch đp 4-Nguồn điện một chiều 18
10.3.C.bằng d.dịch của chất điện ly mạnh  Ảnh hưởng khí quyển ion : ↓ Tính dẫn điện Dịch chuyển ion “+” -Vì “Khí quyển ion” → ↓Tốc độ →Hiệu ứng điện di -Ion “+” di chuyển → “Khí quyển ion” cũ : phá vỡ→ “Khí quyển ion” mới : hình thành - “Khí quyển ion” mới : Phía sau : dư điện tích âm “+” bị hút lại Phía trước : ít điện tích âm ↓Tốc độ →Hiệu ứng bất đối Dịch chuyển ion “-” : tương tự 19
10.4 Thuyết axit – bazơ 10.4.1  Thuyết axit bazơ của Arrhenius Axit  Hợp chất phân ly trong nước cho cation hyđro (H+) và anion.  Mọi tính chất của axit là do ion H+ gây ra Ví dụ :