Chương 10 CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH ĐIÊN LY Cân dung dịch điện ly 10.1.Thuyết điện ly 10.2.Cân dung dịch chất điện ly yếu 10.3.Cân d.dịch chất điện ly mạnh 10.4.Thuyết axit-bazơ 10.5.Cân ion nước 10.6.Tính pH 10.7.Cân dung dịch chất điện ly khó tan 10.1.Thuyết điện ly 1.Tính chất bất thường  Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết Độ giảm áp suất bão hịa ∆ P’ ’ Độ tăng nhiệt độ sơi ∆ Ts Độ giảm nhiệt độ đông đặc ∆ Tđ’ Áp suất thẩm thấu π ’ i : Hệ số Van Hốp i (hệ số đẳng trương) ∆P ' n =i Po N ∆T = iK s m ' s ∆T = iK đ m ' đ π = iCRT ' 10.1.Thuyết điện ly  Giá trị thực nghiệm > Giá trị tính theo lý thuyết ∆P ' ∆T ' π ' i= = = ∆P ∆T π Độ giảm nhiệt độ đông đặc Muối Theo lý thuyết (∆Tđ) Thưc nghiệm (∆Tđ’) ∆Tđ' i= ∆Tđ 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 10.2.Thuyết điện ly 2.Thuyết điện ly Arrhenius  Sự điện ly (Sự ion hóa) NaOH H SO Na+ = = + 2H + + 24  Ion Na H , OH , SO4 …hạt mang điện→ , + + OH2SO4 Dẫn điện  Chất điện ly : chất tan NaOH, H2SO4 10.2.Thuyết điện ly 2.Thuyết điện ly Arrhenius  Phân tử chất tan→ Chia nhỏ:phần tử hòa tan n1-Số phân tử hòa tan n2-Số phần tử có dung dịch ↑∆ P, ↑∆ T, ↑π + + Cl n2 i = >1 n1 Ví dụ : NaCl → Na i= =2 10.2.Thuyết điện ly 3.Thuyết điện ly Cablucốp  Nguyên nhân phân ly  Sự điện ly hợp chất ion : NaCl -Chuyển động nhiệt -Tương tác với d.môi + (H , OH ) Na+ , Cl- vào d dịch Ion bị hydrat hóa NaCl + (m + n) H 2O = Na mH 2O + Cl nH 2O + − 10.1.Thuyết điện ly Sự điện ly hợp chất ion : NaCl 10.1.Thuyết điện ly 3.Thuyết điện ly Cablucốp  Sự điện ly hợp chất phân cực : HCl -Chuyển động nhiệt -Tương tác với d.môi + (H , OH ) H+ , Cl- vào d.dịch Ion bị hydrat hóa + H3O -Ion hydroxoni HCl + nH2O = H3O + Cl-(n-1)H2O + 10.1.Thuyết điện ly Sự điện ly hợp chất : NaCl 10 10.5.Cân ion nước d.dịch 10.5.3 Chất thị pH Dung dịch phenolphtalein Màu thay đổi theo pH môi trường pH Metyl da cam Qùy Phenolphtalein 3.1 Hồng 4.4 Da cam Đỏ Khơng mầu 10 11 14 Vàng Tím Xanh Hồng Đỏ thẫm Khoảng chuyển mầu:khoảng pH mầu chất thị biến đổi 10.6.Tính pH dung dịch 10.6.1 Dung dịch axit  Axit mạnh: phân ly hịa tồn: + HX = H + X + Ca = [X ] = [H ] pH = − lg[ H ] + 10.6.Tính pH dung dịch  Axit yếu: phân ly khơng hồn tồn τ =0 Ca  τ≠0 Ca-X + H X HA + X [ X ][ X ] K Vì axiy yếu : X ≈ 0a = [Ca − X ] X = K a Ca = [ H ] + A [ X ]2 Ka = [Ca ] pH = − lg[ H ] = − ( lg K a + lg Ca ) + 10.6.Tính pH dung dịch 10.6.2.Tính pH dd bazơ  Bazơ mạnh: phân ly hoàn toàn : + BOH = B + OH + Cb = [B ] = [OH ] pOH = − lg[OH − ] = − lg Cb pH = 14 − pOH = 14 + lg Cb 10.6.Tính pH dung dịch  Bazơ yếu : phân ly khơng hồn tồn τ =0 Cb  τ≠0 Cb-X + B X BOH + X [ X ][ X ] Vì bazơ yếu : X K0 = ≈ b [Cb − X ] X = K bCb = [OH ] − pH = 14 − pOH OH [ X ]2 Kb = [Cb ] pOH = − lg[OH ] = − ( lg K b + lg Cb ) pH = 14 + ( lg K b + lg Cb ) − 10.6.Tính pH dung dịch 10.6.3.Tính pH dd muối  Muối axit mạnh & bazơ yếu MA hay M Km =  H2O  H C H + CMOH CM + = + HA + + MOH CM + CH + = Kn COH − Kn × CM + Kb K n = 10 −14 MOH CH + CM + C H + CMOH Km = CH + = H2O + + + C MOH K n Kn Km = × = C M + COH − K b pH = − lg C H + & C M + = Cm ( CH + CM + = Kn Kb ) = − lg K n − lg K b + lg CM + pH = + ( lg K a − lg Cm ) 10.6.Tính pH dung dịch 10.6.3.Tính pH dd muối  Muối axit yếu & bazơ mạnh MA hay A - + H2O  HA + + H2O  HA + OH MOH - [C HA ][COH ] [COH ]2 Km = = [C A− ] [C A− ] [C ][C ] K m = HA OH [C A− ] Kn COH − = [C H + ] COH − = Kn × C A− Ka pH = 14 − pOH Kn [C HA ] K n Km = × = [C A− ] [C H + ] K a pOH = − lg COH − & C A− = Cm ( [COH ]2 K n = [C A− ] K a = − lg K n − lg K a + lg C A− pH = − ( lg K a − lg Cm ) ) 10.6.Tính pH dung dịch 10.6.3 Tính pH dung dịch đệm  Định nghĩa Dung dịch đệm dung dịch có giá trị pH xác định khơng thay đổi pha lỗng thêm vào lượng axít hay bazơ mạnh  Thành phần: dung dịch đệm gồm :  Một axít yếu muối (hệ đệm axít)  Một bazơ yếu muối (hệ đêm bazơ) Ví dụ : CH COOH ⇔ H + + CH COO − CH COONa → CH COO − + Na + 10.6.Tính pH dung dịch  pH dd đệm axit HX MX  Xét HX τ =0 Ca - α Ca → + H + M  + H + Ca τ≠0  α Ca + + X X (1) (2) X α Ca [ H + ][ X − ] Ka = [ HX ] [ HX ] =C a −αC a ≈C a [ H + ]Cm Ka = Ca [ X − ] = C m + αC a ≈ C m C [H ] = Ka a Cm + Ca pH = − lg[ H ] = pK a − lg Cm + 10.6.Tính pH dung dịch  pH dd đệm bazơ MOH MX MOH τ =0 Cb - α Cb + M + Cb τ≠0 → + M + M   Xét  α Cb OH (2) - α Cb [ MOH ] = C b −αC b ≈C b [ M + ] = C m + α Cb ≈ C m Cb − lg[OH ] = − lg K b − lg Cm pH = 14 − pOH + (1) [ M + ][OH − ] Kb = [ BOH ] − OH X + Cm [OH − ] Cb C [OH − ] = K b b Cm  C  pH = 14 −  pK b − lg b   Cm    Kb = 10.7.C.bằng d.dịch chất điện ly khó tan  Cân di thể & Tích số tan AB  Hằng số cân m n ( R )  [ A n + ]m [ B m − ]n K=  Tích số tan [ Am Bn ] mAn + + nB m − K [ Am Bn ] = [ An + ]m [ B m − ]n = const TAm Bn = [ An + ]m [ B m − ]n 10.7.C.bằng d.dịch chất điện ly khó tan  Điều kiện kết tủa & hòa tan chất điện ly Am Bn ( R )  Khi cân  p/u kết tủa mAn + + nB m − ∆G o = − RT ln K = − RT ln TAm Bn = hay ∆G o = − RT ln K > K > TAm Bn  p/u hòa tan − RT ln K > − RT ln TAm Bn [ An + ]m [ B m − ]n > TAm Bn hay ∆G o = − RT ln K < K < TAm Bn − RT ln K < − RT ln TAm Bn [ An + ]m [ B m − ]n < TAm Bn 10.7.C.bằng d.dịch chất điện ly khó tan  Quan hệ tích số tan & độ tan Độ tan S Am Bn ( R )  mS nS mAn + + nB m − Tích số tan TAm Bn = [ An + ]m [ B m − ]n TAm Bn = [mS ]m [nS ]n = m m n n S ( m + n ) S= ( m+ n ) TAm Bn mm nn ... dung dịch điện ly 10.1.Thuyết điện ly 10.2.Cân dung dịch chất điện ly yếu 10.3.Cân d .dịch chất điện ly mạnh 10.4.Thuyết axit-bazơ 10.5.Cân ion nước 10.6.Tính pH 10.7.Cân dung dịch chất điện ly. .. 10.1.Thuyết điện ly Sự điện ly hợp chất ion : NaCl 10.1.Thuyết điện ly 3.Thuyết điện ly Cablucốp  Sự điện ly hợp chất phân cực : HCl -Chuyển động nhiệt -Tương tác với d.môi + (H , OH ) H+ , Cl- vào d .dịch. .. 10.1.Thuyết điện ly Sự điện ly hợp chất : NaCl 10 10.2.Cân d .dịch điện ly yếu  Khái niệm Khi hòa tan vào nước phần phân tử phân ly thành ion Ví dụ Dấu :  CH3COOH H+ + CH3COO- 11 10.2.Cân d .dịch điện ly