Dung dịch muối NaCl trong nước sẽ tuân theo định luật Raoult

Chương 11 CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH LỎNG

Khái niệm về hệ phân tán và dung dịch + Một chất là hạt rất nhỏ được phân bố vào trong chất kia. chất phân tán môi trường phân tán. + Phân loại: Hệ phân tán thô [hệ lơ lửng]: d >100m huyền phù. nhũ tương. Hệ phân tán cao [hệ keo]: 1m < d < 100m Hệ phân tán phân tử - ion [dung dịch thực]: d < 1m I.1. KN về hệ phân tán và dd

Dung dịch SỰ TẠO THÀNH DUNG DỊCH Chất tan Dung môi Chất phân tán Môi trường phân tán Dung dịch

* Thuỷ tinh [Na2O, CaO tan trong SiO2] *Vàng tan trong bạc DUNG DỊCH- là hệ đồng thể bền nhiệt động, gồm không ít hơn hai chất ở trạng thái phân tán phân tử và thành phần có thể biến thiên liên tục trong giới hạn xác định Dung dịch khí * Không khí Dung dịch rắn * Thuỷ tinh [Na2O, CaO tan trong SiO2] *Vàng tan trong bạc Dung dịch lỏng *Dung dịch nước đường[đường[r] +H2O  dung dịch] *Dung dịch H2SO4[SO3[k] + H2O  dung dịch] *Rượu Voka [C2H5OH [l] + H2O  dung dịch]

DUNG DỊCH LỎNG Cơ chế tạo thành dd lỏng Quá trình vật lý – quá trình chuyển pha Quá trình hoá học -quá trình solvat hoá tương tác giữa chất tan và dung môi Hcp ,Scp Hsol cbh

CÁC DUNG DỊCH BÃO HOÀ Ở 200C và 500C Khái niệm về độ tan S Độ tan - nồng độ của chất tan trong dd bão hòa CÁC DUNG DỊCH BÃO HOÀ Ở 200C và 500C ĐỘ TAN CHẤT TAN I.2. KN về độ tan

Chất tan là chất rắn S- thường biểu diễn số gam chất tan tan tối đa trong100g dung môi S > 10g - chất dễ tan S < 1g - chất khó tan S < 0,01g- chất gần như không tan ĐỘ TAN CỦA CÁC HALOGENUA KIM LOẠI KIỀM TRONG H2O ĐỘ TAN [số gam muối/100g dung môi]

Chất tan là chất điện ly khó tan Chất tan là chất khí S- thường biểu diễn bằng số ml khí [tan tối đa] tan trong 100g dung môi hoặc 100ml dung môi Chất tan là chất điện ly khó tan S – thường biểu diễn bằng số mol chất điện ly khó tan [tan tối đa] trong 1lit dung dịch

Độ tan của một số ion thông dụng trong nước KHÔNG TAN Ngọai trừ Ngọai trừ Ngọai trừ 14.2

CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG ĐẾN ĐỘ TAN Bản chất của dung môi và chất tan Nhiệt độ, áp suất Môi trường

Chất tương tự tan trong chất tương tự. ẢNH HƯỞNG CỦA BẢN CHẤT CHẤT TAN VÀ DUNG MÔI Chất tương tự tan trong chất tương tự. Các hợp chất có cực tan tốt trong dung môi có cực hơn là dung môi không cực NaCl thì : Tan tốt trong nước Tan ít trong ethyl alcohol Không tan trong ether và benzene Độ phân cực của dung môi

Các chất không cực thì tan tốt trong dung môi không cực hơn là các dung môi có cực. Benzene thì Không tan trong nước Tan trong ether. Độ phân cực của dung môi

Ảnh hưởng của nhiệt độ và áp suất Khí + dung môi ⇌ dung dịch HcpTđ[dd phtử] > Tđ[dd đly]  [dd phtử ] <  [dd đly]

Ứng dụng địng luật Raoult làm thay đổi nhiệt độ đông đặc của nước Propylene glycol Dùng làm phụ gia pha trong nước [làm nguội động cơ ô tô] nhằm khắc phục nước đông đặc vào mùa đông. Ethylene glycol – có hại với gia súc

Để chống hiện tượng đóng băng tuyết vào mùa đông trên các con đường giao thông, theo bạn ta nên chọn các giải pháp nào sau đây : Cát, SiO2 Muối mỏ, NaCl CaCl2

Dung dịch điện ly dẫn điện Độ dẫn điện riêng  - 1cm3 dd [s=1cm2;d=1cm] Khi pha loãng   giảm Độ dẫn điện đương lượng  - V cm3 [1đlgam ctan] Khi pha loãng   tăng Khi pha loãng vô cùng   = const

THUYẾT ĐIỆN LY CỦA ARRHENIUS Phân tử chất điện ly [ax,baz,muối] ION TỰ DO CATION [+] và ANION[-] HCl  H+ + Cl- Giải thích được tính dẫn điện và do có sự gia tăng số tiểu phân chất tan nên dd điện ly không tuân theo các đl Raoult Vant’Hoff CuSO4[màu trắng]  ddCuSO4 [màu xanh] Vìsao ?

Quá trình hoà tan NaCl trong nước Các ion bị hydrat sẽ khuếch tán từ từ ra khỏi tinh thể và tan trong dung dịch. Các phân tử nước có cực sẽ hút các ion Na+ và Cl- trong mạng tinh thể muối,làm yếu lực hút giữa các ion . Khi lực hút giữa các ion yếu đi, các ion sẽ tách ra vàbị bao quanh các lưỡng cực nước 14.3

THUYẾT ĐIỆN LY CỦA KABLUKOB Quá trình solvat hoá [Quá trình hydrat hoá – H2O] Dung môi [có cực] Chất tan [có cực mạnh] ion solvat hoá [ion hydrat hoá] Trong dung dịch không có ion tự do Hợp chất ion  quá trình phân ly các ion NaCl[r] + [n+m] H2O ⇌ Na+ .nH2O + Cl- .mH2O Hợp chất cộng hoá trị có cực  quá trình ion hoá. HCl [k] + [n+m]H2O ⇌ H3O+ .[n-1]H2O + Cl- .mH2O

NaHSO4 [dd] = Na+ [dd] + HSO4-[dd] Nếu chất tan có nhiều kiểu liên kết hoá học khác nhau thì quá trình phân ly theo trật tự sau: Liên kết ion 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

Độ điện ly  = 0    1  =0 dd lỏng phân tử  =1 điện ly hoàn toàn số phân tử phân ly thành ion Tổng số phân tử hoà tan trong dung dịch = 0    1  =0 dd lỏng phân tử  =1 điện ly hoàn toàn Công thức xác định độ điện ly n- số mol chất tan hoà tan [n - n] số mol chất tan không điện ly n- số mol chất tan điện ly nm - số mol ion

Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly  Bản chất chất tan và dung môi Dung môi có cực yếu  nhỏ Dung môi có cực mạnh  lớn Nồng độ dung dịch C giảm thì  tăng C 0 thì  1 Nhiệt độ tăng thường  tăng

Quy ước đánh giá độ điện ly  Trong dd nước 0,1N ở 250C.  > 30% chất điện ly mạnh 3%<  < 30% chất điện ly trung bình  < 30% chất điện ly yếu

CÂN BẰNG TRONG DD CHẤT ĐIỆN LY YẾU Qt ion hoá AmBn[dd] mAn+[dd] + nBm-[dd] Qt phân tử hoá Biểu thức của đl tác dụng khối lượng Hằng số điện ly 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 Axit - base Baz – hsđly ký hiệu Kb Trong dd nước: Ka,Kb < 10-4  axit yếu, base yếu

QUAN HỆ GIỮA K và  Biểu thức toán học của đl pha loãng Ostwald AB [dd]  A+ [dd] + B-[dd] Ban đầu C0 Điện ly C0 C0 C0 Cân bằng C0[1 - ] C0 C0 Biểu thức toán học của đl pha loãng Ostwald Hằng số điện ly: III.3 DD chất đly yếu Khi  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

Na2HPO4 [dd] = 2Na+ [dd] + HPO4-[dd] HPO4- [dd]  H+ [dd] + PO4- [dd] K3[Fe[CN]6][dd] = 3K+ [dd] + [Fe[CN]6]3-[dd] [Fe[CN]6]3-[dd]  Fe3+ [dd] + 6CN- [dd] Hằng số không bền của phức Fe3+ [dd] + 6CN- [dd]  [Fe[CN]6]3- [dd] Hằng số bền của phức

CÂN BẰNG TRONG DD CHẤT ĐIỆN LY MẠNH Lập luận: thực nghiệm cho thấy trong dd không có phân tử trung hòa điện  Chất điện ly mạnh: điện ly hoàn toàn  = 1 Lập luận Thực tế Độ điện ly  = 1  < 1 Hệ số đẳng trương i Là số nguyên Không nguyên Độ dẫn điện khi pha loãng dung dịch Không đổi Tăng lên III.4 DD chất đly mạnh

Thực tế: không tuân theo ĐL tác dụng khối lượng. Ví dụ: NaCl CN 0.001 0.005 0.01 0.05 0.1 0.2  0.977 0.953 0.936 0.882 0.852 0.818 K 0.042 0.097 0.137 0.380 0.491 0.735 Nồng độ molan Giá trị giới hạn của i Hợp chất Hệ số đẳng trương i

Lý thuyết chất điện ly mạnh Trong dung dịch xuất hiện lực hút tương hỗ giữa các ion → bầu khí quyển ion. Khi pha loãng, lực hút tương hỗ giảm, độ dẫn điện tăng. Trong dd chất điện ly mạnh có liên hiệp ion, khi pha loãng các liên hiệp ion phân ly thành các ion đơn giản. → độ điện ly trên thực tế : độ điện ly biểu kiến. Lý thuyết chất đly mạnh → dùng hoạt độ a thay cho nồng độ: a = fC

a = fc f- hệ số hoạt độ 0 < f  1 Dd loãng f =1  a = c HOẠT ĐỘ [a] – là nồng độ hoạt động mang tính tổng quát hơn hơn nồng độ và áp dụng đl tác dụng khối lượng cho mọi dd chất tan ở các nồng độ khác nhau a = fc f- hệ số hoạt độ 0 < f  1 Dd loãng f =1  a = c Dd có nồng độ cao f [OH-] pH < 7 IV.2 pH và môi trường Trong dung dịch baz có môi trường baz [H+] < [OH-] pH > 7

Khái niệm về axit, baz. a. Thuyết cổ điển của Arrhenius b. Thuyết proton Bronsted c. Thuyết electron của Lewis iV.3 KN về ax, baz

Thuyết cổ điển của Arrhenius Axit: chất điện ly cho ion H3O+ trong nước HCl[aq] +H2O[l] H3O+[aq] + Cl-[aq] HNO3[aq]+H2O[l] H3O+[aq] + NO3-[aq] Baz: chất điện ly cho ion OH- trong nước Thuyết ax – baz Arrhenius NH3[aq] + H2O [l] NH4+[aq] + OH-[aq]

HA + B  A- + BH+ Axit :cho proton HA  H+ + A- Thuyết proton Bronsted Axit :cho proton HA  H+ + A- Baz: nhận proton: B + H+  BH+ Các cặp axit – baz liên hợp: HA/A- , BH+ /B HA + B  A- + BH+ Thuyết Bronsted Phản ứng giữa axit và baz là pư trao đổi proton[H+] giữa axit của 1cặp axit- baz liên hợp này với 1baz của 1 cặp axit-baz liên hợp khác.

Phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp Acid + Base Base + Acid Cặp liên hợp Reaction 1 HF + H2O F– + H3O+ Reaction 2 HCOOH + CN– HCOO– + HCN Reaction 3 NH4+ + CO32– NH3 + HCO3– Reaction 4 H2PO4– + OH– HPO42– + H2O Reaction 5 H2SO4 + N2H5+ HSO4– + N2H62+ Reaction 6 HPO42– + SO32– PO43– + HSO3–

Dự đoán axit, baz Bronsted Axit – là chất phải chứa H+ Phân tử trung hoà : HCl, HNO3, HF…. Cation có chứa H+ : NH4+ Anion có chứa H : HSO4- , H2PO4- …. Cation kim loại trong nước : Fe2+[aq] ; Al3+[aq].. Cation cấu hình khí trơ có q2/ r càng lớn  tính axit càng mạnh Cation có điện tích và bán kính tương đương, cấu hình: 18e – [18e +2e] – [18e> >8e ]  tính axit mạnh hơn cấu hình 8e

Al[H2O]6 +H2O [l] Al[OH][H2O]5 + H3O+ Al[H2O]6 Al[OH][H2O]5 + H+ 3+ 2+ Al[H2O]6 +H2O [l] Al[OH][H2O]5 + H3O+ 3+ 2+ Al3+[aq] bị thuỷ phân

Baz Bronsted - chất có dư mật độ điện tích âm Anion: Cl-, NO3-, SO42-, PO43-…. Phân tử cộng hoá trị phân cực : NH3 .. Chất lưỡng tính- chất vừa có khả năng cho H+ vừa có khả năng nhận H+. Các hợp chất có chứa H thường là chất lưỡng tính HCl + H2PO4-  Cl- + H3PO4 H2PO4- + HCO3-  HPO42- + H2CO3

Dung môi proton hoá Là hợp chất cộng hoá trị phân cực có chứa H nên có khả năng trao đổi proton [chất lưỡng tính] Thường tạo lk H2 nên Tsvà Tnc cao. Có tính phân cực mạnh nên có khả năng hoà tan nhiều chất [có cực]. Có thể tự ion hoá một phần khi ở trạng thái lỏng. Hằng số cân bằng gọi là hằng số tự proton hoá Kd

H2O + H2O  H3O + OH- kn= [OH-][H3O+] NH3 + NH3  NH2- + NH4+ kd= [NH2-][NH4+] HD + HD  D- + H2D+ Kd = [D-][H2D+]

Sự điện ly của axit và baz là kết quả của pư trao đổi proton giữa axit và baz với dung môi. NH3[aq] + H2O [l] NH4+[aq] + OH-[aq] baz axit axit baz

Sự điện ly của axit và baz trong nước Axit: HA + H2O  A- + H3O+ Ka càng lớn thì tính axit càng mạnh Baz: B + H2O  BH+ + OH- Thuyết Bronsted [tt] Kb càng lớn thì tính baz càng mạnh

Ka.Kb = Kd  pKa + pKb = pKd pKa + pKb = pKn = 14 Đối với cặp axit – baz liên hợp: HA + H2O  A- + H3O+ A-+ H2O  HA + OH- Ka.Kb = Kn pKa + pKb = pKn = 14 Thuyết Bronsted Ka.Kb = Kd  pKa + pKb = pKd Axit càng mạnh [Ka↑] thì baz liên hợp là baz yếu[Kb↓] Axit càng yếu [Ka↓] thì baz liên hợp là baz mạnh [Kb↑]

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC BASE YẾU

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC AXIT YẾU VÀ BASE LIÊN HỢP

Hiệu ứng san bằng dung môi HA + H2O  A- + H3O+ H3O+ là ax mạnh nhất trong dd HA + H2O  A- + H3O+ H3O+ là ax mạnh nhất trong dd Trong dung môi H2O : H3O+ là axit mạnh nhất, OH- là baz mạnh hnất Trong dung môi NH3 : NH4+ là axit mạnh nhất NH2- là baz mạnh nhất Trong dung môi HD : H2D+ là axit mạnh nhất D- là baz mạnh nhất

Ảnh hưởng của dung môi đến cường độ axit baz Hằng số tự proton hoá [Kd ] HD + HD  D- + H2D+ Kd = [D-][H2D+] Kd càng lớn thì tính axit của dung môi càng mạnh. Ái lực proton [AP] HD + H+ =H2D+ H = -AP AP càng lớn thì dung môi có tính baz càng mạnh

Dung môi có AP↓ thì tính axit của chất tan giảm Dung môi có AP↑ thì tính axit của chất tan tăng tính baz của chất tan giảm Trong nước, CH3COOH là axit yếu Trong NH3 , CH3COOH là axit mạnh Dung môi có AP↓ thì tính axit của chất tan giảm tính baz của chất tan tăng Trong dung môi HF,HClO4 không chất nào thể hiện tính axit HNO3 + HF [dm]  H2NO3+ + F- NH4OH là baz yếu trong dung môi nước NH4OH là baz mạnh trong dung môi axit acetic

Thuyết electron của Lewis Thuyết Lewis dùng giải thích quá trình tạo phức và tính bền của phức. Axit Lewis: là tiểu phân có dư mật độ điện tích dương và orbital hoá trị trống để nhận cặp electron liên kết từ baz. Dự đoán axit Lewis: Hầu hết các cation kim loại [Ag+, Co3+, Cr3+, Mg2+..] Các halogenua của B, Al, Si, Sn Các hydrua của B,Al Các hợp chất có lk đôi trong những đk thích hợp cũng thể hiện tính axit IV.3.c. Thuyết ax - baz Lewis

Base Lewis: chất cho cặp electron. Dự đoán baz Lewis: Các anion : Cl-, Br-, OH- Phân tử trung hoà hay ion có chứa nguyên tử [N,O ] còn cặp e hoá trị tự do như : NH3, amin , rượu, xeton.. Ag+ + 2NH3  [Ag[NH3]2]+ F B F N H H N H • H F B F  □ + base acid

base acid + OH- • H O H • H+  acid base N H H + N H • H H+ +  acid base

HCl, axit mạnh HF, axit yếu [H+] < [HF] [H+] = [HCl]

pH của dd loãng axit và baz mạnh Axit mạnh HA  H+ + A- Ca Ca Ca >10-7 ion.g/lit Baz mạnh MOH  M+ + OH- Cb Cb pH của dd ax và baz mạnh Cb >10-7 ion.g/lit

pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH Axit mạnh và base mạnh HCl CH3CO2H Thymol Blue chỉ thị pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH

pH của dd axit yếu và base yếu. Axit yếu HA + H2O  H3O+ + A- Cân bằng Ca[1- ] Ca  Ca   Kn Baz yếu MOH  M+ + OH- pH của dd ax, baz yếu  Kn Cân bằng Cb[1- ] Cb  Cb 

Đối với axit , base yếu đa bậc Khi tính pH dung dịch ta chỉ dựa vào bậc phân ly thứ nhất Ví dụ : tính pH dung dịch H2CO3 0,01M .

Hằng số điện ly của các axit và base yếu ở 250C

Đo pH của giấm Đo pH của dd NH3

Các phương pháp đo pH cho các dd nước [a] Giấy đo pH [định tính] [b] Máy đo pH[định lượng]

pH của dung dịch đệm. Định nghiã: Dung dịch đệm là dd có pH ≈ const khi thêm lượng nhỏ axit mạnh hoặc baz mạnh hoặc pha loãng dd. Cấu tạo [HA / A- ] Đệm axit: axit yếu + muối của nó CH3COOH+CH3COONa Đệm baz: base yếu + muối của nó NH3.H2O+ NH4Cl Đệm trung tính : hỗn hợp các muối axit yếu Cơ chế tác dụng của dung dịch đệm CH3COOH  CH3COO- + H+ [1] CH3COONa  CH3COO- + Na+ DD đệm Thêm axit mạnh: cb [1] ← Thêm base mạnh: H+ + OH- → H2O: lượng H+↓→ cb [1] → Pha loãng dd, độ điện ly CH3COOH ↑

PH của dd đệm base [ MOH + MA ] pH của dung dịch đệm axit [ HA + MA] CH3COONa  CH3COO- + Na+ Cm Cm CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ Ca[1-] [Ca + Cm≈ Cm] Ca pH dd đệm PH của dd đệm base [ MOH + MA ]

pH của dung dịch muối Phản ứng thuỷ phân là pư trao đổi ion giữa muối và nước, có khả năng làm thay đổi pH môi trường. Hthuỷ phân >0 HA [dd] + MOH[dd] MA [dd] + H2O Htrung hoà 0 Theo thuyết axit - base Bronsted : M+.nH2O / M[OH].[n-1][H2O] là cặp axit- base liên hợp HA / A- là cặp axit - baz liên hợp Cation của muối [M+] là axit bronsted Anion của muối [ A-] là base bronsted Vậy pư thuỷ phân thực chất là pư trao đổi proton giữa các ion của muối với các ptử nước. Hay pư thuỷ phân là pư axit base Bronsted.

Muối nào sẽ bị thuỷ phân ? Nếu cation của muối [M+] là axit mạnh hơn nước [MOH là base yếu], nó sẽ nhường H+ cho nước  cation muối bị thuỷ phân làm cho pHmtr 7 CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH- Tất cả các muối [MA] đều bị thuỷ phân trừ muối được tạo thành từ axit mạnh [HA] và base mạnh [MOH]

Cation cấu hình khí trơ có q2/ r càng lớn  tính axit càng mạnh nên thuỷ phân càng mạnh. Ví dụ : Ka[Mg2+[aq]] > Ka[Ba2+[aq]]  Mg2+[aq] thuỷ phân mạnh hơn Ba2+[aq]. Cation có điện tích và bán kính tương đương, cấu hình: 18e – [18e +2e] – [18e> >8e ]  tính axit mạnh hơn cấu hình 8e nên thuỷ phân sẽ mạnh hơn Ví dụ : Mg2+ [aq] thuỷ phân yếu hơn Hg2+[aq]

Hằng số Ka của các ion kim loại trong nước ở 250C Tính axit tăng dần Thuỷ phân mạnh dần Ion kim loại Ka Fe3+ [aq] 6 x 10-3 Sn2+ [aq] 4 x 10-4 Cr3+ [aq] 1 x 10-4 Al3+ [aq] 1 x 10-5 Be2+ [aq] 4 x 10-6 Cu2+ [aq] 3 x 10-8 Pb2+ [aq] 3 x 10-8 Zn2+ [aq] 1 x 10-9 Co2+ [aq] 2 x 10-10 Ni2+ [aq] 1 x 10-10

CƯỜNG ĐỘ CỦA CẶP AXIT BASE LIÊN HỢP HA A- Các anion [A-] có tính base càng mạnh sẽ thuỷ phân càng mạnh trong nuớc.

pH của dung dịch muối HA MOH Muối tạo thành từ axit mạnh và base yếu [M+ +H2O pH < 7] Muối tạo thành từ axit yếu và base mạnh [A- +H2O pH >7] Muối tạo thành từ axit yếu và base yếu [ M+ +A- + H2O  ] Muối tạo thành từ axit mạnh và base mạnh MA không bị thuỷ phân  pH ≈7

pH 7 AlCl3 7 NaF F- NaBr NH4CN Muối không tp Cation tp [Axit] Anion tp [Base] pH CH3COONH4 NH4+ CH3COO- 7 AlCl3 Al3+ 7 NaF F- NaBr NH4CN CN- NH4F K≈K KK pK[NH3]=4,76; pK[CH3COOH]=4,75;pK[HCN]=9,2;pK[HF]=3,18

Muối tạo thành từ axit yếu [Ka] và baz mạnh PH >7 Sự điện ly: MA → M+ [axy] + A- [base mạnh hơn H2O] Sự thủy phân: A- + H2O ⇌ HA + OH- Cm[1-h] Cmh Cmh Hằng số thủy phân: Độ thủy phân: Tính pH: >7

Muối tạo thành từ axit mạnh và baz yếu [Kb] pH