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 Nồng độ mol C M ( M ) n( mol) V ( l) Nồng độ đương lượng (C N ): số đương lượng chất tan có trong 1 lít dung dịch. C n* C N M hệ số tỷ lệ 4
Nếu là hợp chất Acid/ Baz Ví dụ: n H OH trao đổi H 2SO 4 2 NaOH Na 2SO 4 2H 2O n 2 n 1 Nếu là hợp chất Muối n ( ) ( ) Ví dụ: NaCl n 1); Na SO ( n 2) ( 2 4 Nếu là hợp chất Oxy Hóa Khử n e trao đổi Ví dụ: 2 3 2 5Fe MnO4 8H 5Fe Mn 4H 2O n 1 n 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 H CP > 0 Quá trình solvat hóa: quá trình tương tác giữa các phân tử/ ion chất tan với dung môi. Quá trình tỏa nhiệt H solvat < 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 3COOH CH 3COO 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) Quy ước n' n 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 A m B n ma n nb m K CB n m m [ A ] [ B [ A B ] m n ] n const K CB chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ K CB càng lớn chất điện ly càng mạnh 13
Hằng số điện ly của axit yếu CH 3COOH CH 3COO H K CB K a [ CH COO ].[ H ] 5 3 1,8. 10 [ CH COOH ] 3 14
H 2CO3 H HCO3 K a [ H ].[ HCO3 ] 7 1 4. 10 [ H CO ] 2 3 HCO H 2 3 CO 3 K a 2 [ H ].[ CO 3 ] 11 5,6. 10 [ HCO3 ] 2 10 Đối với axit nhiều nấc K 1 >> K 2 Axit nhiều nấc chủ yếu phân ly ở nấc 1 15
Hằng số điện ly của baz yếu NH 4OH NH 4 OH K CB K b [ NH ].[ OH ] 5 4 1,8. 10 [ NH OH ] 4 16
Mối liên hệ giữa hằng số điện ly & độ điện ly Phương trình điện ly AB AB A B Ban đầu C 0 0 0 Điện ly C = αc 0 αc 0 αc 0 Cân bằng C 0 αc 0 αc 0 αc 0 K [ A ].[ B [ AB] ] 2 2 Co C (1 ) 0 Nếu AB là chất điện ly yếu : α <<1 2 K C 0 17
2.1. ph của dung dịch axit baz 2.1.1. Lý thuyết axit baz Quan điểm Arrhenius H 2 O HCl(k) H + + Cl - H 2 O NaOH(r) Na + + OH - Hạn chế: o Không áp dụng được cho chất trong nước không phân ly ra H + hoặc OH -. Ví dụ: NH 3 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 + CH3COO H CH3COOH Ví dụ: Axit HCO H 2 3 CO 3 Baz liên hợp HCO và 2 3 CO 3 : là cặp axit, baz liên hợp 19
Baz acid NH 3 + H 2 O NH 4+ + OH - H + Với mỗi cặp axit baz liên hợp: K a + K b = 10-14 hay pk a + pk b = 14 Ví dụ: CH 3COOH CH 3COO K a = 1,8.10-5 10 14 10 K 5,62.10 b 5 1,8.10 H 20
Quan điểm Lewis Axit là chất nhận cặp electron liên kết Baz là chất cho cặp electron liên kết.. N H 3 Baz Lewis H NH 4 Axit Lewis 21
2.1.2. Tính ph của dung dịch axit Axit mạnh H n A nh A n C a nc a ph lg C lg( nc H a ) 22
Axit yếu đơn chức HA H A ph 1 2 ( pk a lg C a ) Với: C a nồng độ ban đầu của axit HA K a hằng số axit HA. pk a = - lgk a 23
2.1.3. Tính ph của dung dịch baz Baz mạnh B( OH ) n B n noh C b nc b poh lg C lg( nc OH b ) ph = 14 poh 24
Baz yếu đơn chức BOH B OH ph 1 14 ( pk b lg Cb ) 2 Với: C b nồng độ ban đầu của baz BOH K b hằng số baz BOH. pk b = - lgk b 25
2.1.4. Tính ph của dung dịch muối Muối Acid mạnh + Baz mạnh Acid yếu + Baz mạnh (CH 3 COONa) Acid mạnh + Baz yếu (NH 4 Cl) Acid yếu + Baz yếu (CH 3 COONH 4 ) (NaCl) Giá trị ph =7 >7 <7 Tùy thuộc vào acid và baz Công thức tính ph 1 1 1 (14 pk a lgc m ) ph (14 pk b lgc m ) ph (14 pk a pk b ) 2 2 2 26
Ví dụ: Trộn lẫn 10ml dung dịch CH 3 COOH 0,2M và 10ml dung dịch NaOH 0,2M. Dung dịch mới có ph bằng? (Cho pk a = 4,8). a. 2,4 b. 6 c. 8,9 d. 12,5 27
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 Gồm axit yếu và muối của axit yếu CH 3 COOH & CH 3 COONa Dung dịch đệm baz Gồm baz yếu và muối của baz yếu NH 4 OH & NH 4 Cl 28
Dung dịch đệm axit ph pk a lg C C a muôi Dung dịch đệm baz ph 14 ( pk b lg C C b muôi ) 29
Ví dụ: Trộn lẫn 10ml dung dịch NH 4 OH 0,4M và 10ml dung dịch HCl 0,2M. Dung dịch mới có ph bằng? (Cho pk b = 4,8). a. 2,4 b. 6 c. 9,2 d. 11,6 30
3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan Xét cân bằng điện ly của muối BaSO 4 BaSO 2 2 4 ( r) BaSO4 ( l) Ba SO4 Dạng đơn giản BaSO 2 2 4 ( r) Ba SO4 Hằng số cân bằng 2 2 K CB [ Ba ].[ SO4 ] T BaSO 4 TBaSO 4 tích số tan của BaSO 4 31
Mối liên hệ giữa tích số tan & độ tan (S) A B ( r) A B ( l) m n m n ma n nb S ms ns m T ] n m m n m n m n ( mn) A m B n [ A ].[ B ] [ ms ].[ ns ] m n S S m n T m A m m B n. n n ( mol / lit) 32
Điều kiện để có kết tủa ma n nb m A m B n Đặt n m m n T ' [ A ].[ B ] T <T AmBn Dung dịch chưa bão hòa T =T AmBn Dung dịch bão hòa T >T AmBn Dung dịch quá bão hòa Xuất hiện kết tủa 33
Ví dụ: Người ta đổ từ từ dung dịch chứa CaCl 2 và BaCl 2 (có cùng nồng độ) vào dung dịch H 2 SO 4 cho đến khi xuất hiện kết tủa. Chất nào kết tủa trước? Cho 10 T T BaSO CaSO 4 4 1,1.10 2,4.10 6 34