Giáo trình Cơ sở lý thuyết hóa học - Chương 5+6

Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com CHƯƠNG V DUNG DỊCH I.HỆ PHÂN TÁN 1.Định nghĩa: Là hệ gồm 2 hay nhiều chất trong đú chất này được phõn bố trong chất kia dưới dạng những hạt rất nhỏ. - Chất phõn bố được gọi là chất phõn tỏn, chất kia là mụi trường phõn tỏn. Chất phõn tỏn và mụi trường phõn tỏn cú thể ở 1 trong 3 trạng thỏi: rắn, lỏng hay hơi. Vớ dụ: Đường tan trong nước => đường là chất phõn tỏn, H2O là mụi trường phõn tỏn - Dựa vào kớch thước của hạt phõn tỏn, chia làm 3 hệ phõn tỏn: a.Hệ phõn tỏn thụ: Kớch thước hạt từ 10-7-10-4m -Đặc điểm: Khụngbền,chất phõn tỏn dễ tỏch ra khỏi mụi trường phõn tỏn. -Cú 2 dạng: + Huyền phự: chất phõn tỏn là rắn, pha phõn tỏn là lỏng. vớ dụ: nước phự sa + Nhũ tương: chất phõn tỏn là lỏng, mụi trường phõn tỏn cũng là lỏng vớ dụ: sữa cú lẫn những hạt mỡ lơ lửng b.Dung dịch keo: (Hệ keo): Kớch thước hạt từ 10-7 –10-9m - Đặc điểm: tương đối bền c. Dung dịch thực (dung dịch): Kớch thước hạt 10-10m (bằng kớch thước phõn tử hoặc ion), trong đú chất phõn tỏn và mụi trường phõn tỏn được phõn bố vào nhau dưới dạng phõn tử hoặc ion, giữa chỳng khụng cũn bề mặt phõn chia, tạo thành 1 khối đồng thể gọi là dung dịch thực Chất phõn tỏn được gọi là chất tan, mụi trường phõn tỏn được gọi là dung mụi -Đặc điểm: Hệ này rất bền 2.Cỏc loại nồng độ -Nồng độ % (C%): là tỉ lệ % khối lượng chất tan so với khối lượng dung dịch (C%chớnh là lượng chất tan cú trong 100g (100kg) dung dịch) 100.% ba a C  % a,b lượng chất tan và lượng dung mụi, tớnh bằng g (kg) -Nồng độ mol/lit (CM): là số mol chất tan cú trong 1 lit dung dịch -Nồng độ đương lượng (CN): Số mol đương lượng chất tan cú trong 1 lớt dung dịch -Nồng độ molan ( )là số mol chất tan cú trong 1000gam dung mụi -Nồng độ phần mol:  iii n n N II. ĐƯƠNG LƯỢNG (Đ) Trong cỏc phản ứng hoỏ học, cỏc chất tỏc dụng vừa đủ với nhau theo những số phần khối lượng tương đương gọi là đương lượng. Chọn đương lượng của H làm đơn vị ĐH=1 1.Định nghĩa đươnglượng Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com - Đương lượng của một chất hoặc của 1 nguyờn tố là phần khối lượng của chất hoặc nguyờn tố đú tỏc dụng vừa đủ với 1 đương lượng của H. Vỡ khụng phải mọi chất đều phản ứng với H => định nghĩa được mở rộng như sau: Đương lượng của 1 nguyờn tố hay 1 hợp chất là số phần khối lượng của nú tỏc dụng vừa đủ với 1 đương lượng của 1 chất bất kỡ Vớ dụ: Cl2 + H2 = 2HCl Cl2 + Zn =ZnCl2 => 71 phần khối lượng của Cl2 tỏc dụng với 2 phần khối lượng của H Vậy để kết hợp với 1 đương lượng của H chỉ cần 1 khối lượng của Cl2 bằng khối lượng nguyờn tử của nú => ĐCl=35,5, ĐZn= 32,5 -Mol đương lượng của một chất: là khối lượng tớnh ra g cú giỏ trị đỳng bằng đương lượng Vớ dụ: ĐO=8g 2.Cỏch tớnh đương lượng a.Đ−ơng l−ợng của nguyên tố n AĐ Với nguyên tố có nhiều hoá trị khác nhau sẽ có nhiều đ−ơng l−ợng vμ đ−ơng l−ợng của chúng gắn với 1 phản ứng cụ thể mμ chúng tham gia. b.Đ−ơng l−ợng của hợp chất n MĐ Cách xác định n - Đối với phản ứng oxi hoá khử: n lμ số e trao đổi ứng với 1 phân tử chất đó (n lμ số e mμ 1 phân tử trao đổi trong phản ứng) - Đối với phản ứng trao đổi: n lμ số điện tích (+) hoặc (-) mμ 1 phân tử chất đó trao đổi trong phản ứng Ví dụ: H2SO4 + NaOH = NaHSO4 + H2O (1) 98 1 98 1 42 42 1  SOHSOH M )(Đ 40 1 40 11  NaOHNaOH M)(Đ H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O (2) 49 2 98 2 42 42 2  SOHSOH M )(Đ 40 1 40 12  NaOHNaOH M)(Đ A: khối l−ợng nguyên tử nguyên tố n: hoá trị nguyên tố M: khối l−ợng phân n: tuỳ từng tr−ờng hợp Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com - Đối với tr−ờng hợp tính đ−ơng l−ợng của một chất không có phản ứng cụ thể thì: n MĐ + Đối với axit: n lμ số H axit trong phân tử + Đối với bazơ: n lμ số nhóm OH- bazơ trong phân tử + Đối với muối: n lμ số điện tích (+) hoặc điện tích (-) mμ các ion mang trong 1 phân tử. Ví dụ: 2 42 42 SONa SONa MĐ ; 6 342 342 )( )(Đ SOAl SOAl M +Mối quan hệ giữa CM vμ CN: CM= n CN 3.Định luật đ−ơng l−ợng Các chất tác dụng vừa đủ với nhau theo các khối l−ợng tỉ lệ với đ−ơng l−ợng của chúng. => B A B A m m Đ Đ mA lμ khối l−ợng chất A tác dụng vừa đủ với khối l−ợng mB chất B => B B A A mm ĐĐ  => n đ−ơng l−ợng chất A phản ứng vừa đủ với n đ−ơng l−ợng chất B ( Số đ−ơng l−ợng chất A bằng số đ−ơng l−ợng chất B) => Nếu có VA(l) chất A nồng độ mol đ−ơng l−ợng lμ AN C phản ứng vừa đủ với VB(l) chất B nồng độ mol đ−ơng l−ợng lμ BN C thì VA. AN C =VB. BN C -> ứng dụng nhiều trong chuẩn độ thể tích Ví dụ: Để trung hoμ 25ml NaOH cần 28ml dung dịch axit 0,1N => tính l−ợng NaOH có trong 1l dung dịch đó? Giải Gọi x lμ nồng độ đ−ơng l−ợng mol của NaOH => x.25=0,1.28 =>x=28.0,1/25 ĐNaOH=40=> số g NaOH có trong 1 lít dung dịch lμ m=40.x=40.28.0,1/25=4,48g III.ĐỘ HOÀ TAN 1.Quỏ trỡnh hoà tan. Nhiệt hoà tan của một chất Quỏ trỡnh hoà tan (khụng phải là quỏ trỡnh trộn lẫn) gồm quỏ trỡnh + Quỏ trỡnh phõn tỏn chất tan( dưới dạng nguyờn tử, phõn tử,ion) vào trong khắp thể tớch dung mụi. +Quỏ trỡnh tương tỏc giữa cỏc phõn tử của dung mụi với cỏc phần tử của chất tan => tạo thành dung dịch (hợp chất hoỏ học) Hợp chất hoỏ học tạo thành gọi là hợp chất sonvat, nếu dung mụi là nước thỡ gọi là hợp chất hydrat. Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com => Quỏ trỡnh hoà tan cú sự phỏ vỡ liờn kết cựng loại để tạo liờn kết khỏc loại và cú thể biểu diễn bằng sơ đồ: T_T + dm T_dm T+T dm + htH 0 ptH 0 svH Trong đó: T chất tan dm dung môi ptH năng l−ợng phân tán ( cần tiêu tốn -> 0 ptH ) svH năng l−ợng quá trình sovat (Quá trình lμ toả nhiệt --> 0 svH ) (Nếu dung môi lμ n−ớc ->  svH hH nhiệt hidrat hoá) htH nhiệt hoμ tan Theo sơ đồ trên ta có: svptht HHH  (do 0 svH , 0 ptH --> htH có thể âm hoặc d−ơng) +Nếu 0 htsvpt HHH : quá trình hoμ tan thu nhiệt, đó lμ quá trình hoμ tan của đa số chất rắn vμo trong n−ớc. +Nếu 0 htsvpt HHH :quá trình hoμ tan toả nhiệt, đó lμ quá trình hoμ tan của đa số chất khí vμo trong n−ớc. +Nếu 0 htsvpt HHH : Trộn lẫn lý t−ởng ( đối với dung dịch lý t−ởng) The formation of a liquid solution can be divided into three steps: (1) expanding the solute, (2) expanding the solvent, and (3) combining the expanded solute and solvent to form the solution. Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com - Định nghĩa nhiệt hoμ tan của một chất: Lμ l−ợng nhiệt toả ra hay thu vμo khi hoμ tan 1 mol chất đó vμo 1 l−ợng dung môi đủ lớn ở nhiệt độ vμ P xác định. Ví dụ: Khi hoμ tan 1 mol CaCl2 vμo H2O thoát ra 1 nhiệt l−ợng lμ 72,802 kJ, vậy 1 2 80272  molkJCaClHht .,)( Độ hũa tan: Quỏ trỡnh hũa tan: chất tan + dm dung dịch là một quỏ trỡnh thuận nghịch, khi đạt cõn bằng chất tan khụng tan thờm nữa tạo thành dung dịch bóo hũa. - Độ hũa tan của một chất được tớnh bằng nồng độ của dung dịch bóo hũa chất đú ở điều kiện đó cho và kớ hiệu là s. - S cú thể biểu diễn bằng mọi cỏch biểu diễn nồng độ. - Độ hũa tan s của một chất phụ thuộc vào: + Bản chất của dung mụi và chất tan. + Nhiệt độ + Áp suất: (nếu chất tan là chất khớ). a. Ảnh hưởng của bản chất chất tan và dung mụi đến s - Cỏc chất cú cấu tạo phõn tử tương tự nhau dễ hũa tan vào nhau, phõn tử dung mụi phõn cực lớn thỡ hũa tan tốt cỏc chất phõn cực và ngược lại. - VD: Dung mụi là H2O là phõn tử phõn cực  chỉ hũa tan cỏc chất mà phõn tử phõn cực hoặc hợp chất ion như HCl, NaCl. H2O ớt hũa tan I2 vỡ I2 khụng phõn cực Benzen khụng phõn cực  benzen thực tế khụng tan trong H2O. I2 tan tốt trong benzen  cú màu tớm. Cú thể ứng dụng tớnh chất này trong tỏch, chiết hữu cơ. b. ảnh h−ởng của nhiệt độ tới độ tan CT + Dm Dd , htH - Nếu htH >0 (hòa tan đa số các chất rắn): + Khi nhiệt độ tăng -> cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận độ tan tăng. + Khi nhiệt độ giảm -> cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch độ tan giảm. Trong một số tr−ờng hợp có thể điều chế dung dịch quá bão hòa có nồng độ lớn hơn độ hòa tan s ở nhiệt độ T dung dịch quá bão hòa không bền. - Nếu htH <0 (hòa tan đa số chất khí) + Khi nhiệt độ tăng -> cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch độ tan giảm. + Khi nhiệt độ giảm -> cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận độ tan tăng. Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com The solubilities of several solids as a function of temperature. Note that while most substances become more soluble in water with increasing temperature,sodium sulfate and cerium sulfate become less soluble. c. ảnh h−ởng của P (đối với chất khí). Định luật Henry CT(khí) + dm dd (*)  quá trình hòa tan chất khí lμm giảm n nên: + Khi P tăng => độ hòa tan s tăng +Khi P giảm => độ hòa tan s giảm Từ cân bằng (*) thấy rằng: Sự tăng P sẽ dẫn đến sự chuyển dịch cân bằng sang phải. Nếu tăng P lên n lần thì độ hòa tan của chất khí cũng tăng lên n lần.  Định luật Henry: ở một nhiệt độ không đổi, khối l−ợng chất khí hòa tan trong 1 thể tích chất lỏng xác định tỉ lệ thuận với P của nó trên bề mặt chất lỏng. m= k.P trong đó: k- hệ số tỉ lệ phụ thuộc vμo bản chất của chất khí, dung môi vμ nhiệt độ-> gọi lμ hệ số Henry. P áp suất riêng phần của chất khí trên mặt chất lỏng. Nếu trên mặt chất lỏng có 1 hỗn hợp khí thì s của mỗi khí tỉ lệ với P riêng phần của từng khí. Định luật Henry chỉ đúng cho chất khí có s nhỏ, ở P không lớn vμ khí không tác dụng hóa học với dung môi. IV. Tính chất của dung dịch. - Chỉ xét dung dịch: + loãng Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com + chất tan không bay hơi + chất tan không tạo dung dịch rắn với dung môi. VD: dd muối hoặc dd đ−ờng  khi đun chỉ có H2O bay hơi. - Dung dịch lý t−ởng: lμ dung dịch mμ  của nó tuân theo định luật t−ơng tự nh− đối với khí lý t−ởng. Các dung dịch rất loãng đ−ợc coi nh− dung dịch lý t−ởng.  của cấu tử i trong dung dịch lý t−ởng đ−ợc tính theo công thức giống nh− đối với khí lý t−ởng: iiTi NRTPT ln),()(  0 . Tuy nhiên vì P ảnh h−ởng rất ít đến tính chất của chất lỏng nên ở đây 0i vμ  hầu nh− chỉ phụ thuộc vμo T.  dung dịch xét ở đây lμ (rát) loãng-> coi lμ dung dịch lý t−ởng. 1. áp suất hơi bão hòa của dung dịch. Định luật Raun I. Khảo sát hệ 2 cấu tử: dung môi chỉ chứa 1 chất tan ( các kết luận rút ra cũng đúng cho hệ nhiều cấu tử). Kí hiệu: 2 lμ chất tan, 1 lμ dung môi 01 : thế hóa của dung môi nguyênchất. i : thế hóa của dung môi trong dung dịch. 1 0 11 NRT ln  Vì N1 khi có mặt chất tan ,  của dungdịch sẽ giảm đi 1 l−ợng lμ (RTlnNi). a. áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất ( 01P ) L  H(dm) ( với chất lỏng L lμ dung môi nguyên chất) Hơi nằm cân bằng với lỏng gọi lμ hơi bão hòa, hơi bão hòa gây P hơi bão hòa  C=1- 2+2=1: áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất chỉ phụ thuộc vμo nhiệt độ. ở cùng 1 nhiệt độ, chất nμo cμng dễ bay hơi thì P hơi bão hòa cμng lớn Quá trình bay hơi lμ quá trình có 0H => khi nhiệt độ tăng thì Phơi bão hòa cũng tăng. b. áp suất hơi bão hòa của dung dịch ( 1P ) Chỉ xét dung dịch chứa 1chất tan vμ 1 dung môi: dd (L) H C=2-2+2 =2  Phơi bão hòa của dung dịch phụ thuộc vμo cả T vμ C. Điều kiện cân bằng pha (của chất lỏng vμ hơi của nó) ở t0C, P xác định lμ: li h i   mμ ihihi PRT ln 0 (tính cho 1 mol). i l i l i NRT ln 0 l i h i   => 0= i il i oh i N P RT ln 0 const RTN P R h i l i i i  00  ln ở t0C xác định. Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com Nghĩa lμ constk N P i i i  => Pi= ki.Ni Khi Ni =1 (chất nguyên chất) thì ki= Pi0 lμ áp suất hơi của cấu tử i nguyên chất. Từ đó có: Pi= Pi0.Ni Kết luận: - Khi Ni Pi < Pi0: dung dịch chứa chất tan không bay hơi thì Páp suất hơi bão hòa của dung dịch luôn nhỏ hơn Páp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất ở cùng nhiệt độ. - Nếu nồng độ dung dịch cμng lớn => Páp suất hơi bão hòa của dung dịch cμng nhỏ. c. Định luật Rault I Gọi N1 lμ nồng độ phần mol của dung dịch P1 vμ P1,0 lần l−ợt lμ Páp suất hơi bão hòa của dung dịch vμ dung môi nguyên chất ở cùng một t0C. Thì: P1 =N1.P1,0 Vì N1= 1-N2 => 2 0101 101 N P P P PP  ,, , => 21 2 2 01 nn n N P P   , Trong đó: P : độ giảm áp suất hơi bão hoμ của dung dịch so với dung môi. 01,P P lμ độ giảm áp suất hơi bão hoμ t−ơng đối của dung dịch n2: số mol chất hoμ tan n1: số mol dung môi. Nếu dung dịch loãng(N1-> 1)=> n1>>n2 thì: 1 2 01 n n P P  , => Biểu thức của định luật Rault I Phát biểu: Độ giảm t−ơng đối của dung dịch chứa chất hoμ tan không bay hơi tỉ lệ với số mol chất tan có trong 1 l−ợng dung môi xác định. 2. Nhiệt độ sôi vμ nhiệt độ đông đặc của dung dịch. Định luật Rault II a.Nhiệt độ sôi của dung dịch * Nhiệt độ sôi của chất lỏng: Lμ nhiệt độ ở đó áp suất hơi bão hòa của chất lỏng bằng áp suất bên ngoμi. Xét cân bằng L  H C=2+2-2 =2 Vậy nhiệt độ sôi của dung dịch ngoμi sự phụ thuộc vμo áp suất bên ngòai còn phụ thuộc vμo nồng độ chất hòa tan. -ở áp suất bên ngoμi nh− nhau, khi dung môi nguyên chất sôi thì dung dịch chứa chất tan không bay hơi sẽ ch−a sôi vì áp suất hơi bão hòa của dung dịch luôn luôn nhỏ hơn áp suất Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com hơi bão hòa của dung môi nguyên chất ở cùng 1 nhiệt độ. Vậy dung dịch chứa chất tan không bay hơi có nhiệt độ sôi cao hơn dung môi nguyên chất. - Độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch so với dung môi nguyên chất st đ−ợc tính theo công thức Rault 2: M m kkt sss   trong đó st =ts,dd-ts,dm (ts,dd: nhiệt độ sôi dung dịch, ts,dm: nhiệt độ sôi dung môi nguyên chất,  nồng độ molan; ks: hằng số nghiệm sôi (chỉ phụ thuộc vμo bản chất dung môi). - Khi dung dịch sôi thì hơi bay ra lμ của dung môi nên nồng độ dung dịch tăng dần, do đó nhiệt độ sôi của dung dịch tăng dần, nh−ng khi đạt đến dung dịch bão hòa thì hơi dung môi bay ra lμm cho chất hòa tan kết tinh lại, lúc nμy nồng độ dung dịch không thay đổi vμ nhiệt độ sôi của dung dịch không biến đổi nữa. Vận dụng quy tắc pha ta có: C=2-3+2 =1. Nghĩa lμ khi xuất hiện tinh thể chất tan thì nhiệt độ sôi của dung dịch chỉ còn phụ thuộc vμo áp suất bên ngoμi. b. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chứa chất tan không bay hơi Nhiệt độ đông đặc của chất lỏng lμ nhiệt độ ở đó có cân bằng sau: R  L Đối với dung dịch ta có: C=2+2-2 =2 Vậy độ đông đặc của dung dịch ngoμi sự phụ thuộc vμo áp suất bên ngòai còn phụ thuộc vμo nồng độ chất hòa tan. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chứa chất tan không bay hơi luôn thấp hơn dung môi nguyên chất. Vμ tuân theo định luật Rault 2: M m kkt ddd   trong đó st =ts,dd-ts,dm ,ks: hằng số nghiệm đông (chỉ phụ thuộc vμo bản chất dung môi). 3. Sự thẩm thấu vμ áp suất thẩm thấu: a. Sự thẩm thấu Lμ sự khuếch tán một chiều của các phân tử dung môi qua mμng bán thấm (mμng bán thấm lμ mμng chỉ cho các phân tử dung môi đi qua mμ không cho các phân tử chất hòa tan lọt qua). Hiện t−ợng nμy thấy rất rõ khi hai bên của mμng bán thấm chứa dung dịch có nồng độ khác nhau hoặc 1 bên lμ dung dịch còn bên kia lμ dung môi nguyên chất; khi đó các phân tử dung môi sẽ khuếch tán từ dung dịch loãng hoặc từ dung môi nguyên chất sang phía bên kia nhiều hơn sự khuếch tán theo quá trình ng−ợc lại, do đó lμm tăng thể tích của dung dịch phía bên kia. b. áp suất thẩm thấu Hiện t−ợng thẩm thấu lμm cho mực dung dịch ở một phía của mμng bán thấm dâng lên cao. Chiều cao của cột dung dịch nμy tạo nên một áp suất lμm cho hiện t−ợng thẩm thấu Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com ngừng lại. áp suất đ−ợc tạo ra bởi cột dung dịch nμy đặc tr−ng định l−ợng cho sự thẩm thấu vμ đ−ợc gọi lμ áp suất thẩm thấu P. Nó đ−ợc tính theo công thức: PV=nRT= RT M m Trong đó: V lμ thể tích của dung dịch M m n  : số mol chất hòa tan. R: Hằng số khí lí t−ởng. Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com Ch−ơng IX: Dung dịch chất điện ly I.Tính chất của dung dịch điện li 1.Chất điện ly Lμ chất khi hòa tan trong n−ớc, các phân tử của nó phân ly nhiều hay ít thμnh các ion. Nguyên nhân cơ bản của sự phân li phân tử thμnh ion lμ do t−ơng tác giữa các chất điện li vμ các phân tử dung môi để tạo thμnh các ion bị hidrat hóa. Ví dụ: NaCl + mH2O = Na+.nH2O + Cl-(m-n)H2O. Các giá trị m, n th−ờng không xác định đ−ợc vμ phụ thuộc vμo nồng độ vμ nhiệt độ nên th−ờng đ−ợc viết: NaCl + aq = Na+.aq + Cl-.aq aq: L−ợng n−ớc không xác định 2. Chất điện li mạnh: Lμ chất khi tan trong n−ớc, tất cả các phân tử của nó phân ly thμnh ion. Ví dụ: chất điện ly mạnh bao gồm: + các muối trung tính: NaCl, NaBr, Na2SO4, NaNO3,...; + Các axit mạnh: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, HClO4; + Các bazơ mạnh: NaOH, KOH,... Để chỉ sự điện li mạnh, trong ph−ơng trình điện li đ−ợc ghi bằng dấu “” Ví dụ: NaCl + aq Na+.aq + Cl-.aq Ng−ời ta th−ờng viết ph−ơng trình nμy một cách đơn giản nh− sau: NaCl  Na+ + Cl- 3. Chất điện li yếu: các axit hữu cơ HCOOH, CH3COOH, một số axit vô cơ: H2S, H2CO3, H2SO3, HClO, HClO2, HClO3, H2SiO3, HF..., các bazơ yếu vμ bazơ ít tan: NH3, Mg(OH)2, Fe(OH)3, các muối ít tan: HgCl2, Hg(CN)2, CdCl2,... Lμ chất khi hoμ tan chỉ có một phần các phần tử bị phân ly thμnh ion, trong dung dịch chất điện ly yếu tồn tại cân bằng động giữa các các ion vμ các phần tử không bị phân ly. Để biểu thị sự điện ly không hoμn toμn, trong ph−ơng trình điện ly của chất điện ly yếu dùng dấu “⇄” Ví dụ: Trong dung dịch axit acetic tồn tại cân bằng CH3COOH ⇄ H+ + CH3COO- 4. Tính chất bất th−ờng của dung dịch chất điện li so với dung dịch chất không điện li - Dung dịch chất điện li dẫn điện tốt, đó lμ do trong dung dịch có các phần tử mang điện lμ ion. Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com - Dung dịch chất điện li có độ giảm áp suất hơi 'P , độ tăng nhiệt độ sôi ''st , độ giảm nhiệt độ đông đặc dt' vμ áp suất thẩm thấu P’ đều lớn hơn so với dung dịch chất không điện li cùng nồng độ: 1   i P P t t P P ''' Tính chất bất th−ờng nμy do các phân tử chất điện li phân li thμnh các ion lμm số phần tử trong dung dịch tăng lên. Các tính chất trên của dung dịch phụ thuộc vμo nồng độ các phần tử nμy. Từ đó có thể tính i bằng cách sau: Số phần tử có trong dung dịch i -------------------------------------- Số phần tử hoμ tan Số phần tử trong dung dịch bằng số ion đ−ợc tạo thμnh cộng với số phân tử ch−a bị phân li thμnh ion. II. Độ điện ly Để đánh giá mức độ điện ly của từng chất đ−a ra khái niệm độ điện ly . 1.Định nghĩa: Số phần tử bị phân ly  = -------------------------------- (0 < 1) Tổng số phần tử bị hoμ tan - Đối với chất điện ly yếu: <1. - Đối với chất điện ly mạnh: theo lý thuyết => =1 nh−ng trong thực tế  đo đ−ợc bằng thực nghiệm luôn <1 (chỉ dung dịch rất loãng mới có =1). Giá trị đo đ−ợc bằng thực nghiệm luôn <1 đ−ợc gọi lμ độ điện ly biểu kiến. * Giải thích: - Đối với chất điện ly yếu => số ion có mặt trong dung dịch ít => khoảng cách giữa các ion lớn => bỏ qua lực t−ơng tác tĩnh điện giữa các ion. - Đối với chất điện ly mạnh: + Trong dung dịch loãng -> khoảng cách giữa các ion lớn => bỏ qua t−ơng tác tĩnh điện giữa các ion. + Trong dung dịch đặc -> số ion có mặt trong dung dịch nhiều => khoảng cách giữa các ion nhỏ =>Không bỏ qua t−ơng tác tĩnh điện giữa các ion, các ion hút hoặc đẩy nhau dẫn đến hiện t−ợng bao quanh 1 ion có thể có nhiều ion trái dấu tạo “khí quyển ion” => có hiện t−ợng nh− 1 số phân tử không điện ly. 2.Cách xác định  Gọi N lμ số phần tử hoμ tan, q lμ số ion mμ 1 phân tử phân ly ra. Số phần tử bị phân ly lμ N, do đó số ion tạo thμnh lμ .N.q Số phần tử còn lại không phân ly lμ N - .N Số phần tử có trong dung dịch lμ N’= Số ion + số fần tử không phân ly Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com = q N + (N -N) q. .N + N - .N q.  -  + 1 => i = -------------------------- = ----------------- N 1 1q 1iα   Dựa vμo công thức nμy ta có thể tính đ−ợc  I có thể xác định bằng thực nghiệm từ việc đo độ giảm nhiệt độ đông đặc hoặc độ giảm Phơi bão hòa hoặc từ st P P t t t t i d d s s     ''' nh−ng i đo đ−ợc từ việc đo st hoặc P cho kết qủa kém chính xác so với việc đo 'dt nên th−ờng xác định i từ việc đo 'dt : d d t t i   ' . Biết i tính đ−ợc  vμ ng−ợc lại. Ví dụ: Một dung dịch chứa 8g NaOH hoμ tan trong 1000g n−ớc đông đặc ở -0,677oC. Hãy xác định  . Giải: Vì q= 2 tđ’ i = ----- tđ’ = tđ(dm) - tđ(dd) = 0- (-0,677) = 0,677oC tđ tđ = kđ.C = 40 8861 ., = 0,372   = 12 1821  , = 0,82 hay 82%. III. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu 1. Hằng số điện ly Trong dung dịch chất điện ly yếu AB tồn tại cân bằng sau: AB ⇄ A+ + B- Hằng số điện ly của phản ứng    ABB.AK   K phụ thuộc vμo bản chất của chất AB vμ nhiệt độ. Đối với mỗi chất nhất định ở T= const thì K lμ hằng số. K đặc tr−ng cho khả năng điện ly của chất điện ly yếu, K cμng lớn thì khả năng điện ly của chất điện ly cμng mạnh vμ ng−ợc lại. 2. Mối liên hệ giữa K vμ . Định luật pha loãng Ostwald AB ⇄ A+ + B- Ban đầu: C 0 0 Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com Cân bằng C- C C C   CαC Cα K 2   α1 .Cα K 2  Công thức toán học của định luật pha loãng Ostwald Từ công thức nμy nhận thấy rằng C cμng nhỏ thì  cμng lớn, có nghĩa lμ dung dịch cμng loãng thì độ điện ly cμng lớn. Khi độ loãng 1/C  ∞ thì   đối với chất điện ly yếu ở nồng độ vô cùng loãng thì có thể coi quá trình điện ly lμ hoμn toμn. Có thể xác định đ−ợc  ở các C khác nhau nếu biết K vμ ng−ợc lại Nếu  < 0,05 thì 1-   1  2.C = K  C Kα  3. Dịch chuyển cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu - Sự điện ly của chất điện ly yếu lμ phản ứng thuận nghịch => cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu cũng tuân theo mọi qui luật của cân bằng hoá học. VD: xét cân bằng trong dung dịch CH3COOH CH3COOH ⇄ CH3COO- + H+ Nếu tăng thêm nồng độ của ion axetat bằng cách thêm một vμi tinh thể muối axetat natri thì theo nguyên lý dịch chuyển cân bằng cân bằng sẽ dịch chuyển từ phải sang trái, sao cho nồng độ của ion axetat giảm đi, nghĩa lμ lμm giảm độ điện ly của axit. * Kết luận: Khi tăng nồng độ của ion đồng loại với ion của chất điện ly thì độ điện ly của chất điện ly yếu giảm đi. IV. Thuyết axit- bazơ của Bronsted 1.Định nghĩa axit-bazơ  Axit lμ tiểu phân (ion hay phân tử) có khả năng cho H+ (proton).  Bazơ lμ chất có khả năng nhận H+. Ví dụ 1: Trong dung dịch HCl  1 1/C Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com HCl + H2O = Cl- + H3O+ (1) axit1 bazơ2 bazơ1 axit2 ax1 - bz1: HCl/Cl- ax2 - bz2: H3O+/H2O lμ 2 cặp axit bazơ liên hợp Ví dụ 2: Trong dung dịch NH3 NH3+ H2O ⇄ NH4+ + OH- bz1 ax2 ax1 bz2 ax1- bz1- NH4+/NH3 ax2- bz2- H2O/OH- Nhận xét: - Định nghĩa axit –bazơ chỉ có tính chất t−ơng đối: H2O ở (1) lμ 1 bazơ nh−ng ở (2) thì H2O lại lμ 1 axit. - Độ mạnh của 1 cặp axit –bazơ ngoμi sự phụ thuộc vμo bản chất của cặp đó còn phụ thuộc vμo độ mạnh của cặp cùng tồn tại với nó trong dung dịch. - Đối với một cặp axit –bazơ liên hợp nếu axit cμng mạnh thì bazơ liên hợp của nó cμng yếu vμ ng−ợc lại. 2. Tích số ion của n−ớc - chỉ số hydro (pH) N−ớc lμ chất điện ly rất yếu, vừa có tính axit vμ vừa có tính bazơ: H2O + H2O ⇋ OH- + H3O+ =>     OH OHH K 2 3 C   O Vì H2O lμ chất điện ly rất yếu => [H2O]cb  OHC 2 ban đầu. =>      OHHOHK 32C O = const= OHK 2 = Tích số ion của H2O. => Trong n−ớc nguyên chất :     OH3 2OHH KO   OHK 2 chỉ phụ thuộc vμo nhiệt độ: OHK 2 =10-14 ở 250C. Trong n−ớc nguyên chất(môi tr−ờng trung tính) :     OH3 2OHH KO   ở 250C     )/(OHH OH3 2 lmolKO 714 1010   Vậy: - Môi tr−ờng trung tính lμ môi tr−ờng trong đó      OHO3H vμ ở 250C   710 O3H M. - Môi tr−ờng axit lμ môi tr−ờng trong đó      OHO3H vμ ở 250C   710 O3H M. - Môi tr−ờng bazơ lμ môi tr−ờng trong đó      OHO3H vμ ở 250C   710 O3H M. 3. Hằng số điện ly axit-bazơ a. Hằng số điện ly của axit Ka Trong dung dịch của axit yếu HA tồn tại cân bằng động sau: Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com HA + H2O  A- + H3O+     HA A.OH K 3a   =const ở T= const Ka lμ hằng số điện ly của axit trong n−ớc, đặc tr−ng cho độ mạnh của axit. Ka cμng cao thì axit cμng mạnh. Ka phụ thuộc vμo bản chất của axit vμ phụ thuộc vμo nhiệt độ. - Axit mạnh : không dùng Ka vì coi 1 . - Axit yếu ( 10   ) có hằng số cân bằng Ka. b. Hằng số điện ly của bazơ Kb Trong dung dịch của bazơ yếu B tồn tại cân bằng động sau B + H2O ⇄ BH+ + OH-     BOH.BHKb   Kb lμ hằng số điện ly của bazơ B, phụ thuộc vμo bản chất của bazơ vμ nhiệt độ. ở T= const thì Kb = const. 4.Mối liên hệ giữa Ka Kb của 1 cặp axit-bazơ liên hợp Xét một cặp A/B liên hợp. Khi hoμ tan trong n−ớc xảy ra quá trình điện ly nh− sau: A + H2O ⇄ B + H3O+ Ka B + H2O ⇄ A + OH- Kb     A OH.B K 3a      BOH.AKb               14OH33ba 10KOH.OHBOH.A.AOH.B.KK 2    ở 25oC Vậy đối với 1 cặp A-B liên hợp thì Ka.Kb = [H3O+][OH-] = KH2O = 10-14 Trong 1 cặp axit - bazơ liên hợp nếu axit cμng mạnh thì bazơ cμng yếu vμ ng−ợc lại. VD: 510751 3  .,)( COOHCHaK )()( .,.,/ OHbCOOCHb KK 23 10514 107151075110    CH3COO- trong n−ớc thể hiện tính bazơ (yếu): CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- 5. Chỉ số hydro - độ pH pH = -lg[H3O+] - Môi tr−ờng trung tính   710 O3H M => pH= 7 ở 250C - Môi tr−ờng axit có   710 O3H M => pH <7 ở 250C - Môi tr−ờng bazơ   710 O3H M => pH >7 ở 250C  Cách xác định pH: + Xác định bằng máy đo pH. Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com + Sử dụng giấy đo pH. - Chất chỉ thị mμu: Lμ chất thay đổi mμu theo giá trị pH. Th−ờng gặp các chỉ thị mμu trong phòng thí nghiệm. +Quì tím. +Metyl da cam: chỉ thị môi tr−ờng axit yếu. +Phenol phatalein: chỉ thị môi tr−ờng kiềm. - Khoảng chuyển mμu: lμ khoảng pH trong đó mμu của chỉ thị biến đổi đ−ợc. Đối với chỉ thị mμu có 1 khoảng chuyển mμu xác định. VD: phenolphtalein: + pH =0 –8: không mμu. + pH =8-10 : hồng +pH =10-14 đỏ thắm Metyl da cam: + pH =0 –3: hồng + pH =3-4,4 : da cam + pH =4,4-14 vμng. V. Tính pH của các dung dịch axit- bazơ- muối 1. Tính pH của dung dịch axit mạnh 1 bậc Xét dung dịch axit mạnh HA, nồng độ Ca, trong dung dịch tồn tại các cân bằng: HA + H2O  A- + H3O+ (1) 2H2O ⇄ H3O+ + OH- (2) Trong dung dịch tồn tại các ion H3O+, OH-, A-. Ph−ơng trình bảo toμn điện tích:        AOHOH3 . Suy ra, ta có hệ ph−ơng trình sau                  a3 OH3 COHAOHOH KOH.OH 2 =>         0KOHCOHCOHKOH OH3a23a3 OH3 22   =>   2 4 2 2 3 OHaa KCC OH  Nếu dung dịch có Ca> 3,16.10-7 (M) (pH<6,5: Tùy theo độ chính xác yêu cầu mμ có các điều kiện gần đúng khác nhau, ở đây chấp nhận nếu pH môi tr−ờng axit): bỏ qua cân bằng (2): tức lμ bỏ qua [H3O+] do n−ớc phân ly ra so với [H3O+] do axit phân ly. Do đó: [H3O+]=Ca => pH = -lg Ca Ví dụ: Tính pH của dungdịch HCl 0,01M. HCl lμ axit mạnh vμ Ca> 3,16.10-7 (M)  pH =-lg Ca=-lg10-2=2. 2. Tính pH của dung dịch bazơ mạnh 1 bậc Trong dung dịch tồn tại cân bằng: BOH = B+ + OH- Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com 2H2O ⇄ H3O+ + OH- Nếu dung dịch không quá loãng Cb > 3,17.10-7M thì bỏ qua [OH-] do n−ớc điện ly. [OH-] = Cb  p(OH) = - lgCb pH + p(OH) = 14  pH= 14 + lgCb Nếu dung dịch quá loãng Cb < 3,17.10-7M thì phải tính đến [OH-] do n−ớc điện ly ra, do đó để giải dựa vμo tính trung hoμ về điện tích vμ tích số ion của n−ớc                 b33 OH3 COHNaOHOH KOH.OH 2         0KOH.COHCOHOKHOH OHb2b2 2   Giải ph−ơng trình tìm đ−ợc OH-  pH VD: Tính pH của dung dịch NaOH 0,01M => pH = 14+ lgCb =14-2=12. 3. Tính pH của axit yếu 1 bậc Axit HA có nồng độ ban đầu lμ Ca HA + H2O ⇄ A- + H3O+ (1) 2H2O ⇄ H3O+ + OH- (2) => ta có hệ:                               ACHA OHAOH HA AOH K KOHOH a a OH 3 3 3 2 . Giải ph−ơng trình bậc 3 đối với [H3O+] tìm đ−ợc pH Tuy nhiên không phải giải ph−ơng trình bậc 3 mμ áp dụng các ph−ơng pháp gần đúng với sai số < 5% * Nếu Ca.Ka  10-12 vμ 0,1 < a a K C <100 thì có thể bỏ qua sự điện ly của n−ớc, do đó chỉ cần xét sự điện ly của axit yếu HA + H2O ⇄ A- + H3O+ Bđ Ca 0 0 cb Ca- x x x Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com xC x K a 2 a  Giải ra tìm đ−ợc x  pH * Nếu Ca.Ka  10-12 vμ 010 K C a a  axit rất yếu x << Ca có thể coi Ca-x  Ca  a a C xK 2  aa CKx .  tính pH Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M biết Ka = 1,8.10-5 Ca.Ka = 0,1.1,8.10-5 = 10-6 > 10-12 100 1081 10 5 1    .,K C a a [H3O+] < < Ca CH3COOH + H2O ⇄ CH3COO- + H3O+   15 101081   ..,.CKOH aa3 8721081 6 ,.,lgpH   4. Tính pH của bazơ yếu 1 bậc Xét cân bằng trong dung dịch bazơ yếu B (A lμ axit liên hợp của B) B + H2O ⇄ A + OH- 2H2O ⇄ H3O+ + OH- Lý luận t−ơng tự nh− tr−ờng hợp axit yếu thấy rằng để tìm đ−ợc  OH phải giải ph−ơng bậc 3 . Đi đến các phép gần đúng: * Nếu Cb.Kb  10-12 vμ 10010  b b K C , thì chỉ xét ph−ơng trình điện ly của bazơ yếu B + H2O ⇄ A + OH- đặt [OH-] = x bđ Cb 0 0 cb Cb-x x x xC x K b 2 b  giải ra tìm đ−ợc [OH-] * Nếu Cb.Kb  10-12 vμ 100 b b K C bazơ yếu x<< Cb  Cb - x  Cb  x = [OH-] a OHb bb K .KC .KC 2 5. Tính pH của dung dịch muối: Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com Muối lμ sản phẩm của phản ứng trung hoμ giữa 1 axit vμ 1 bazơ. Khi hoμ tan muối trong n−ớc nó phân ly thμnh các ion bị hydrat hoá. Tuỳ vμo bản chất của các ion mμ quá trình dừng lại (pH=7) hoặc các ion t−ơng tác với n−ớc lμm thay đổi pH của môi tr−ờng, tức lμ chúng đã thực hiện phản ứng thuỷ phân.  Định nghĩa phản ứng thủy phân: Lμ phản ứng giữa cation của bazơ yếu hoặc anion của axit yếu với n−ớc lμm thay đổi pH của môi tr−ờng. Ví dụ: Al3+ lμ cation của bazơ yếu thực hiện phản ứng thuỷ phân: Al3+.H2O + H2O ⇄ Al2+OH + H3O+ Al2+OH + H2O ⇄ Al(OH)2+ +H3O+ Al(OH)2+.H2O + H2O ⇄ Al(OH)3 + H3O+ - Đặc điểm: - Phản ứng thuỷ phân có tính thuận nghịch  Nếu ion của axit yếu hoặc bazơ có nhiều điện tích thì sẽ điện ly thμnh nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc tr−ớc. Nếu dung dịch không quá loãng thì các nấc sau có thể bỏ qua. Nếu dung dịch quá loãng thì phản ứng thuỷ phân có thể chuyển dịch đến mức hoμn toμn. * Các loại muối có thể thuỷ phân: - Muối tạo bởi anion của axit yếu vμ cation của bazơ mạnh (tạo bởi axit yếu vμ bazơ mạnh), khi hoμ tan trong n−ớc tạo thμnh môi tr−ờng kiềm. Ví dụ: NaCH3COO, Na2S, Na2CO3, NaClO NaCH3COO  Na+ + CH3COO- CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH- - Muối tạo bởi anion của axit mạnh với cation của bazơ yếu, khi hoμ tan trong n−ớc tạo môi tr−ờng axit. Ví dụ: NH4Cl, (NH4)2SO4, NH4NO3... NH4Cl  NH4+ + Cl- NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+ - Muối tạo bởi anion của axit yếu vμ cation của bazơ yếu, khi hoμ tan cả 2 gốc đều thuỷ phân, pH của môi tr−ờng còn phụ thuộc vμo mức độ thuỷ phân của cả 2 gốc. Nếu Ka(cation bazơ yếu) > Kb(anion của axit yếu) thì môi tr−ờng có pH < 7 Nếu Ka(cation bazơ yếu) 7 Nếu Ka(cation bazơ yếu) = Kb(anion của axit yếu) thì môi tr−ờng có pH = 7 Ví dụ: NH4CH3COO, NH4CH3COO  NH4+ + CH3COO- NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+ Ka(NH4+) = 5,6.10-10 CH3COO- + H2O ⇄ CH3COOH + OH- Kb(CH3COO-) = 5,7.10-10 Có Ka(NH4+) = Kb(CH3COO-) nên pH = 7 NH4 NO2  NH4+ + NO2 NH4+ + H2O ⇄ NH3 + H3O+ Ka(NH4+) = 5,6.10-10 NO2- + H2O ⇄ HNO2 + OH- Kb(NO2-) = 2.10-11 Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com Có Ka(NH4+) > Kb(NO2-) nên pH < 7 - Muối tạo bởi axit mạnh vμ bazơ mạnh không thuỷ phân: NaCl, NaClO4 - Muối axit lμ chất l−ỡng tính. pH của môi tr−ờng của dung dịch chứa nó phụ thuộc vμo độ mạnh của tính axit hay tính bazơ. Ví dụ: Dung dịch NaHCO3 lμ l−ỡng tính vì: HCO3- + H2O ⇄ H2CO3 + OH- Kb(HCO3-) = 2,4.10-8 HCO3- + H2O ⇄ CO32- + H3O+ Ka2(H2CO3) = 4,8.10-11 * Tính pH của dung dịch muối: Nguyên tắc: Giống nh− cách tính pH của dung dịch axit yếu hoặc bazơ yếu Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch muối MCl3 0,1M. Biết rằng ion M3+ có tính axit, có hằng số điện ly Ka = 2.10-3 các nấc thủy phân sau có thể bỏ qua. Ka.Ca = 2.10-3.10-1 > 10-12 3102 10  . , K C a a < 100 nên bỏ qua [H3O+] do n−ớc điện ly M3+.H2O + 2H2O ⇄ MOH2+ + H3O+     3102    . M OH.MOH K 3 3 2 a Đặt x= [H3O+] 3 2 102 10  .,Ka x x  x  pH Ví dụ 2: Cho dung dịch K2CO3 0,2M, biết rằng Ka2(H2CO3) = 5,6.10-11. Tính pH của dung dịch, bỏ qua nấc điện ly thứ 2 của CO32-. K2CO3  2K+ + CO32- CO32- + HOH ⇄ HCO3- + OH- CO32- lμ bazơ liên hợp của HCO3- Ka.Kb = 10-14  Kb(CO32-) = 411 1414 10781 1065 1010     ., .,K a Kb.Cb = 0,2.1,78.10-4 > 10-12 nên bỏ qua sự điện ly của n−ớc 100 10781 20 4  ., , K C b b    7112010781142010781 44 ,,..,lgpH,..,.CKOH bb   Ví dụ 3: Tính pH của NH4NO2 10-2 M, biết rằng Ka của NH4 + lμ 6,3. 10-10 vμ Kb của NO2- lμ 2.10-11. Vì KaC vμ KbC đều lớn hơn 10-14 rất nhiều nên phản ứng chủ yếu trong dung dịch lμ: NH4- + NO2- NH3 + HNO2 Ban đầu: 10-2 M 10-2 M 0 0 Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com Cân bằng: 10-2 -x 10-2 -x x x Vậy [NH4+]=[NO2-] vμ [NH3]=[HNO2] Ta biết rằng 1a K của NH4+ lμ: ][ ]][[    4 33 1 NH OHNH Ka vμ 2a K của NO2- lμ: ][ ]][[ 2 23 2 HNO NOOH Ka   => 2121 3 2 3 aaaa KKOHOHKK .][][.   => 411 14 105 102 10 2     . . aK ; MOH 7410 3 10651051036   .,...,][ => pH =6,25. 6.Tính pH của dung dịch axit nhiều bậc: - Đối với axit nhiều bậc nh− H2S, H2SO3, H3PO4 sẽ điện ly theo nhiều nấc, nấc đầu tiên mạnh nhất còn các nấc sau yếu dần. Ví dụ: Nh− sự điện ly của axit H2S H2S + H2O ⇄ HS- + H3O+ Ka1 = 10-7 HS- + H2O ⇄ S2- + H3O+ Ka2 = 10-13 Do nấc 2 yếu hơn nhiều so với nấc 1 nên có thể bỏ qua sự điện ly của nấc 2 vμ đ−a về bμi toán tính pH của axit 1 bậc. VI. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly ít tan 1.Tích số hòa tan của chất điện ly ít tan Xét dung dịch bão hòa chất điện ly ít tan AmBn: Trong dung dịch luôn tồn tại cân bằng giữa phần rắn không tan vμ ion của nó trong dung dịch: AmBn (r) ⇄ mAn+ + nBm- ( thực chất lμ AmBn (r) ⇄ AmBn dd (tan) --> mAn+ + nBm- ). Kc = [An+ ]m[Bm-]n Trong tr−ờng hợp nμy Kc đặc tr−ng cho tính tan của chất điện ly ít tan vμ đ−ợc gọi lμ tích số hòa tan của chất điện ly ít tan Ks. * Định nghĩa: Tích số hòa tan của 1 chất điện ly ít tan lμ tích số nồng độ của các ion trong dung dịch bão hoμ chất điện ly ít tan đó (với số mũ lμ hệ số t−ơng ứng trong ph−ơng trình điện ly). VD: CaSO4 ⇄ Ca2+ + SO42- ]][[,  2424 SOCaK CaSos Nh− vậy Ks lμ 1 tr−ờng hợp của hằng số cân bằng Kc, bản chất của Ks lμ hằng số cân bằng K, do đó mọi tính chất của K đều áp dụng đ−ợc đối với Ks. - Ks phụ thuộc vμo bản chất từng chất vμ nhiệt độ. 2. Mối quan hệ giữa tích số tan Ks vμ độ hoμ tan s Gọi s lμ nồng độ của dung dịch bão hoμ, ví dụ đối với dung dịch Ag2SO4 ⇄ 2Ag+ + SO42- 2s s Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com 4s,CaSO K =    bh24bh SO.Ag  2 = (2s)2.s = 4s3 3 s4Ks  Độ hoμ tan của chất điện ly ít tan sẽ giảm đi, nếu thêm vμo dung dịch một l−ợng ion đồng loại. Ví dụ: Cho AgIs,K = 1,5.10-16 ở t = 250C. Tính độ hoμ tan của AgI trong n−ớc nguyên chất vμ trong dung dịch KI 0,1M. Giải: AgI ⇄ Ag+ + I- (*) Độ hoμ tan của AgI lμ s s s    bhbhAgIs, I.AgK  = s2 M816 102211051   .,.,,Ks AgIs Trong dung dịch KI 0,1M KI = K+ + I- 0,1 0,1 Nồng độ của ion I- tăng lên lμm cho cân bằng (*) dịch chuyển theo chiều nghịch lμm cho độ hoμ tan của AgI giảm xuống. Gọi s’ lμ độ hoμ tan của AgI trong dung dịch KI AgI ⇄ Ag+ + I- s’ s’ + 0,1 16105110   .,),'(']][[, ssIAgK AgIs Vì s’ << 0,1 bỏ qua s’ so với 0,1. Vậy s’ = 1,5.10-15M Độ hoμ tan giảm đi 615 8 1018 1051 10221 ., ., ., s' s    lần 3. Điều kiện tạo thμnh kết tủa vμ hoμ tan kết tủa * Điều kiện tạo thμnh kết tủa: Muốn tạo thμnh kết tủa chất điện ly ít tan thì tích số nồng độ của các ion của chúng trong dung dịch với số mũ thích hợp phải lớn hơn tích số hoμ tan. Ví dụ: Trộn 2 thể tích bằng nhau của dung dịch AgNO3 10-2M với NaI 2.10-2 M. Có tạo thμnh kết của AgI hay không?   M32 105 2 10   .Ag   M22 10 2 102   .I Vậy    16523 105110510105   .,,K...I.Ag AgIs vậy tạo thμnh kết tủa b. Điều kiện hoμ tan kết tủa Ví dụ: Hoμ tan FeS bằng dung dịch HCl FeS (r) ⇄ S2- + Fe2+ (1) Bμi giảng môn Cơ sở lý thuyết Hóa học TS. Nguyễn Ngọc Thịnh, Đại học Bỏch khoa Hà Nội Email: thinhbk@gmail.com HCl = H+ + Cl- (2) S2- + 2H+ = H2S (3) Do (3) nên nồng độ của ion S2- giảm xuống lμm [Fe2+].[S2-] < TFeS vμ lμm cho cân bằng dịch chuyển theo chiều thuận. Nh− vậy để hoμ tan một chất điện ly ít tan thì phải thêm vμo dung dịch một chất nμo đó có khả năng kết hợp với một trong các ion của chất điện ly, lμm cho tích số nồng độ của các ion < tích số tan. TÀI LIỆU THAM KHẢO 1. Lờ Mậu Quyền, Cơ sở lý thuyết húa học (phần bài tập), NXBKHKT, 2010. 2. Nguyễn Hạnh, Cơ sở lý thuyết húa học phần II, NXB Giỏo dục, 2006