Giáo trình Hóa học đại cương - Chương 5: Dung dịch - Nguyễn Vinh Lan

Nội dung text: Giáo trình Hóa học đại cương - Chương 5: Dung dịch - Nguyễn Vinh Lan

1. CHƯƠNG 5: DUNG DỊCH 1
2. 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
3. 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
4. Nồng độ dung dịch n(mol)  CM (M ) Nồng độ mol V (l)  Nồng độ đương lượng (CN): số đương lượng chất tan có trong 1 lít dung dịch. CN n*CM hệ số tỷ lệ 4
5.  Nếu là hợp chất Acid/ Baz n  H OH trao đổi Ví dụ: H 2 SO 4 2NaOH Na 2 SO 4 2H 2O n 2 n 1  Nếu là hợp chất Muối n ( ) ( ) Ví dụ: NaCl(n 1); Na2SO4 (n 2)  Nếu là hợp chất Oxy Hóa Khử n e trao đổi 2 3 2 Ví dụ: 5Fe MnO4 8H 5Fe Mn 4H 2O n 1 n 5 5
6. 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
7. 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 ∆HCP > 0  Quá trình solvat hóa: quá trình tương tác giữa các phân tử/ ion chất tan với dung môi. Quá trình tỏa nhiệt ∆Hsolvat < 0 H ht HCP H solvat 7
8. Quá trình chuyển pha Na 8
9. Quá trình solvat hóa (hydrat hóa) dd NaCl 9
10. 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
11.  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
12. 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) n' n Quy ước  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
13. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu n m Am Bn  mA nB [An ]m[Bm ]n KCB const [AmBn ]  KCB chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ  KCB càng lớn chất điện ly càng mạnh 13
14.  Hằng số điện ly của axit yếu CH3COOH  CH3COO H [CH3COO ].[H ] 5 KCB Ka 1,8.10 [CH3COOH ] 14
15. H 2CO3  H HCO3 [H ].[HCO3 ] 7 Ka1 4.10 [H 2CO3 ] 2 HCO3  H CO3 2 [H ].[CO3 ] 11 Ka2 5,6.10 [HCO3 ] Đối với axit nhiều nấc K1 >> K2 Axit nhiều nấc chủ yếu phân ly ở nấc 1 15
16.  Hằng số điện ly của baz yếu NH 4OH  NH 4 OH [NH 4 ].[OH ] 5 KCB Kb 1,8.10 [NH 4OH ] 16
17. Mối liên hệ giữa hằng số điện ly & độ điện ly Phương trình điện ly AB AB  A B Ban đầu C0 0 0 Điện ly C = αC0 αC0 αC0 Cân bằng C0 ‒ αC0 αC0 αC0 [A ].[B ] C 2 2 K o [AB] C0 (1 ) Nếu AB là chất điện ly yếu : α <<1 2 K C0 17
18. 2.1. pH của dung dịch axit – baz 2.1.1. Lý thuyết axit – baz  Quan điểm Arrhenius H2O HCl(k) → H+ + Cl- H2O NaOH(r) → Na+ + OH- Hạn chế: o Không áp dụng được cho chất trong nước + - không phân ly ra H hoặc OH . Ví dụ: NH3 o Chỉ xét trong dung môi nước 18
19.  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: 2 HCO3  H CO3 Axit Baz liên hợp 2 HCO3 vàCO3 : là cặp axit, baz liên hợp 19
20. Baz acid + - NH3 + H2O NH4 + OH H+  Với mỗi cặp axit – baz liên hợp: -14 Ka + Kb = 10 hay pKa + pKb = 14 Ví dụ: CH3COOH  CH3COO H 14 -5 10 10 Ka = 1,8.10 K 5,62.10 b 1,8.10 5 20
21.  Quan điểm Lewis . Axit là chất nhận cặp electron liên kết . Baz là chất cho cặp electron liên kết N H 3 H  NH 4 Baz Lewis Axit Lewis 21
22. 2.1.2. Tính pH của dung dịch axit  Axit mạnh n H n A nH A Ca → nCa pH lgC lg(nC ) H a 22
23.  Axit yếu đơn chức HA  H A 1 pH ( pK lgC ) 2 a a Với: Ca nồng độ ban đầu của axit HA Ka hằng số axit HA. pKa = - lgKa 23
24. 2.1.3. Tính pH của dung dịch baz  Baz mạnh n B(OH )n B nOH Cb → nCb pOH lgC lg(nC ) OH b pH = 14 – pOH 24
25.  Baz yếu đơn chức BOH  B OH 1 pH 14 ( pK lgC ) 2 b b Với: Cb nồng độ ban đầu của baz BOH Kb hằng số baz BOH. pKb = - lgKb 25
26. 2.1.4. Tính pH của dung dịch muối Acid Acid yếu + Acid mạnh + mạnh Acid yếu + Baz mạnh Baz yếu Muối + Baz Baz yếu (CH3COONa) (NH4Cl) mạnh (CH3COONH4) (NaCl) Giá trị Tùy thuộc vào =7 >7 <7 pH acid và baz Công 1 1 1 pH (14 pK lgC ) pH (14 pK lgC ) pH (14 pKa pKb ) thức 2 a m 2 b m 2 tính 26
27. Ví dụ: Trộn lẫn 10ml dung dịch CH3COOH 0,2M và 10ml dung dịch NaOH 0,2M. Dung dịch mới có pH bằng ? (Cho pKa = 4,8). a. 2,4 b. 6 c. 8,9 d. 12,5 27
28. 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 CH3COOH & CH3COONa Dung dịch đệm baz Gồm baz yếu và muối của baz yếu NH4OH & NH4Cl 28
29.  Dung dịch đệm axit Ca pH pKa lg Cmuôi  Dung dịch đệm baz Cb pH 14 ( pKb lg ) Cmuôi 29
30. Ví dụ: Trộn lẫn 10ml dung dịch NH4OH 0,4M và 10ml dung dịch HCl 0,2M. Dung dịch mới có pH bằng ? (Cho pKb = 4,8). a. 2,4 b. 6 c. 9,2 d. 11,6 30
31. 3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan Xét cân bằng điện ly của muối BaSO4 2 2 BaSO4 (r)  BaSO4 (l) Ba SO4 Dạng đơn giản 2 2 BaSO4 (r)  Ba SO4 Hằng số cân bằng 2 2 T KCB [Ba ].[SO4 ] BaSO4 T BaSO4 tích số tan của BaSO4 31
32. Mối liên hệ giữa tích số tan & độ tan (S) n m Am Bn (r)  Am Bn (l) mA nB S mS nS T [An ]m.[Bm ]n m n m n (m n) Am Bn [mS] .[nS] m n S TA B S m n m n (mol / lit) mm.nn 32
33. Điều kiện để có kết tủa n m n m m n mA nB  Am Bn Đặt T' [A ] .[B ] • Dung dịch chưa bão hòa T’ TAmBn 33
34. Ví dụ: Người ta đổ từ từ dung dịch chứa CaCl2 và BaCl2 (có cùng nồng độ) vào dung dịch H2SO4 cho đến khi xuất hiện kết tủa. Chất nào kết tủa trước? Cho T 1,1.10 10 BaSO4 T 2,4.10 6 CaSO4 34