Bài giảng Đại cương về dung dịch

ĩa: Dung dịch là hệ đồng nhất của hai hay nhiều chất có tỉ lệ khác nhau thay đổi trong một phạm vi rộng  Phân loại: * Dựa vào bản chất của chất tan: - Dung dịch không điện li. - Dung dịch điện li. 3 * Dựa vào kích thước tiểu phân hòa tan: - Dung dịch thực. - Dung dịch keo - Hệ thô. 4 2. Nồng độ dung dịch 2.1. Nồng độ phần trĕm (C%) 2.2. Nồng độ mol (CM) 2.3. Nồng độ molan (Cm) - Số mol chất tan trong 1000gam dung môi. * Ví dụ: dung dịch Glucose 0,5m có nghĩa là: trong 1000g nước có 0,5 mol Glucose ( tương ứng với 0,5.180 = 90 gam Glucose) 5 6 2.4. Nồng độ đương lượng (N) 2.4.1. Đương lượng gam (E): - Định nghĩa: E của một chất là số gam chất đó phản ứng tương đương với 1 mol nguyên tử hidro - Cách tính: M: khối lượng mol của chất n: - hóa trị nguyên tố - số điện tích mà 1 phân tử trao đổi - số electron mà 1 phân tử trao đổi M n E Mg + 2HCl  MgCl2 + H2 EMg= M/2 =12 g, EHCl = M/1 NaOH + H3PO4  NaH2PO4 + H2O ENaOH = M/1 = 40 g, EH3PO4 = M/1 = 98 g  2NaOH + H3PO4  Na2HPO4 + 2H2O ENaOH = M/1 = 40 g, EH3PO4 = M/2 = 49 g 7 FeSO4 + KMnO4 + H2SO4  Fe2(SO4)3 + MnSO4 + EFeSO4 = M/1 = 152g , EKMnO4 = M/5 = 31,6g H2C2O4 + KMnO4 + H2SO4  CO2 + MnSO4 + + EH2C2O4 = M/2 = 45g , EKMnO4 = M/5 = 31,6g 8 2.4.2. Nồng độ đương lượng (N) * Định nghĩa: Là số đương lượng gam chất tan có trong 1 lit dung dịch. * Mối quan hệ giữa CM và N: N = n.CM * Định luật đương lượng: VANA = VBNB 9 3. Áp suất thẩm thấu của dung dịch: 3.1. Hiện tượng thẩm thấu: Glucose H2O A B h h Màng bán thấm 10 Hiện tượng thẩm thấu: Là hiện tượng các phân tử dung môi khuyếch tán một chiều qua màng bán thấm từ dung môi sang dung dịch hoặc từ dung dịch có nồng độ loãng sang dung dịch có nồng độ đặc. 11 3.2. Áp suất thẩm thấu – Định luật Van Hốp * Áp suất thẩm thấu là áp suất gây nên bởi hiện tượng thẩm thấu * Định luật Van Hốp: Áp suất thẩm thấu của một dung dịch tỉ lệ thuận với nồng độ và nhiệt độ của dung dịch  = R.C.T R = 0,082 lit.at/mol.K C: nồng độ mol/lit của dung dịch T: Nhiệt độ tuyệt đối của dung dịch 12 4. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc của dung dịch. 4.1. Áp suất hơi của dung dịch • Là áp suất gây nên bởi những phân tử trên mặt thoáng của chất lỏng • Khi quá trình bay hơi đạt trạng thái cân bằng gọi là áp suất hơi bão hòa • Phụ thuộc vào bản chất của chất tan, bản chất của dung môi, nhiệt độ và nồng độ dung dịch. 13 4.2. Nhiệt độ sôi và nhiệt đô đông đặc của dung dịch 14 NhiӋt độ sôi NhiӋt đô đông đặc Áp suất hơi bão hòa của dung dịch bằng áp suất khí quyển Áp suất hơi bão hòa trên pha lỏng và pha rắn bằng nhau Cao hơn nhiệt độ sôi của dung môi Thấp hơn nhiệt độ đông đặc của dung môi Càng cao khi nồng độ dung dịch càng cao Càng thấp khi nồng độ dung dịch càng cao ∆Ts = t0s,dd - t0s,dm (độ tĕng điểm sôi) ∆Tđ = t0đ,dm - t0đ,dd (độ hạ điểm đông) 4.3. Định luật Raun Độ tĕng điểm sôi hay độ hạ điểm đông của dung dịch tỉ lệ thuận với nồng độ molan của dung dịch ∆Ts = ks . Cm ∆Tđ = kđ . Cm ks , kđ là hằng số nghiệm sôi và hằng số nghiệm đông, chỉ phụ thuộc vào bản chất của dung môi. 15 16 DUNG DӎCH CÁC CHҨT ĐIӊN LI 17 Mөc tiêu 1. Nêu đѭӧc một số quan niӋm vӅ Acid-Base. Nhận biӃt đѭӧc acid – base theo Bronsted. 2. Tính toán đѭӧc pH của các dung dӏch chҩt điӋn li ( acid, base, muối, acid amin) 3. Nêu đѭӧc thành phần, cѫ chӃ và tính đѭӧc pH của dung dӏch đӋm. 4. Đӏnh nghĩa đúng tích số tan của chҩt điӋn li mҥnh khó tan và nêu đѭӧc mối quan hӋ giữa tích số tan và độ tan. 5. Trình bày đѭӧc sự hình thành, cҩu tҥo và cҩu trúc không gian của phức chҩt. 6. Trình bày đѭӧc bҧn chҩt, đặc điểm của các phѭѫng pháp phân tích thể tích. 18 1. Một số khái niӋm vƠ đҥi lѭӧng 1.1. ThuyӃt điӋn li 1.2. Hằng số điӋn li (K) - Đҥi lѭӧng đặc trѭng cho các chҩt điӋn li yӃu - LƠ hằng số cơn bằng của phҧn ứng phơn li chҩt đó trong dung dӏch - Không phө thuộc nồng độ - ChӍ phө thuộc bҧn chҩt chҩt điӋn li, nhiӋt độ vƠ dung môi. 19 1.3. Độ điӋn li (α) α = n/n0 LƠ tӍ số giữa số phơn tử đư phơn li thƠnh ion n vƠ tổng số phơn tử đư hòa tan n0. Có thể có giá trӏ 0≤ α ≤1. Phө thuộc vƠo bҧn chҩt dung môi, nhiӋt độ vƠ nồng độ dung dӏch. Đặc trѭng cho khҧ nĕng điӋn li của một dung dӏch điӋn li nói chung 20  Mối tѭѫng quan giữa K và α của một chҩt điӋn li yӃu: AB  A+ + B- C – Cα Cα Cα Khi α<<1(α<0,1) có thể coi K  Cα2 α = Độ điӋn li tӍ lӋ nghӏch với cĕn bậc 2 của nồng độ chҩt điӋn li (đӏnh luật pha loãng Ostwald) 21 K = [A+ ].[B-] [AB] = Cα . Cα C.(1- α) (1- α) = Cα2 1.4. Sự điӋn li của nѭớc – pH của dung dӏch H2O  H+ + OH- Ӣ 250C có = 1,8.10-16 H2O = 1000g/18 = 55,5 mol/l H+.OH- =10-14 gọi lƠ tích số ion của nѭớc (ӣ 250C) 22 [H+] . [OH-] K [H2O] 1.5. Chҩt chӍ thӏ pH - Có mƠu sắc thay đổi phө thuộc vƠo pH HInd  H+ + Ind- - Khi H+ tĕng, cơn bằng mƠu của HInd - Khi H+ giҧm, cơn bằng mƠu của Ind- - Khoҧng chuyển mƠu: khoҧng pH chҩt chӍ thӏ chuyển hoƠn toƠn từ mƠu của dҥng nƠy sang mƠu của dҥng kia. 23 Chҩt chӍ thӏ Màu HInd Màu Ind- Khoҧng chuyển màu Phenolphtalein không màu hồng 8 - 10 Quì tím hồng xanh 5 - 8 Metyl đỏ hồng (đỏ) vàng 4,4 - 6,2 Metyl da cam da cam vàng 3,1 - 4,5 24 2. Acid - Base 2.1. ThuyӃt Bronsted Acid lƠ chҩt có khҧ nĕng nhѭӡng proton Base lƠ chҩt có khҧ nĕng nhận proton HA  H+ + A- HA/A- lƠ cặp acid/base liên hӧp Với một cặp acid/base liên hӧp luôn có: Ka.Kb=10-14  pKa+ pKb=14 25 2.2. pH của dung dӏch acid mҥnh, base mҥnh  Acid mҥnh: nồng độ ban đầu Ca HnA  nH+ + An- * NӃu Ca không quá nhỏ (Ca > 10-7M), bỏ qua sự điӋn li của nѭớc * pH = - lgH+ = - lg(nCa) * Tính pH của các dung dӏch sau: HCl 0,2M; H2SO4 10-3M; HNO3 10-8M 26 Base mҥnh: nồng độ ban đầu Cb B(OH)n  Bn+ + nOH- * NӃu Cb không quá nhỏ (Cb > 10-7), bỏ qua sự điӋn li của nѭớc * OH- = nCb ; pOH = - lgOH- = - lg(nCb) pH = 14 - lgOH- pH = 14 + lg(nCb) * Tính pH của các dung dӏch sau: NaOH 0,2M; Ba(OH)210-3M; KOH 10-8M 27 28 29 Ví dө 1: Cho pKCH3COOH = 4,76, tính pH của dung dӏch CH3COOH 0,5M  pH = ½ (4,76 – lg 5.10-1) = 2,53 Ví dө 2: Tính pH của dung dӏch NH3 0,2M, cho pKb = 4,74 pH = 14 - ½ (4,74 – lg 2.10-1) = 11,28 30 3. Sự điӋn li của acid amin COOH COO- COO- R-CH R-CH R-CH NH3+ NH3+ NH2 cation lѭỡng cực anion  Trong dd có pH = pHi a.a tồn tҥi ӣ dҥng lѭỡng cực pH < pHi a.a tồn tҥi ӣ dҥng cation pH > pHi a.a tồn tҥi ӣ dҥng anion 31 - H+ - H+ pK 1+ pK2 2 pHi = 4. pH của dung dӏch muối 32 Dung dӏch muối của acid mҥnh vƠ base mҥnh có pH = 7 acid mҥnh vƠ base yӃu có pH < 7 acid yӃu vƠ base yӃu có pH không phө thuộc nồng độ Ca, Cb pH = ½(pKa – lgCa) acid yӃu vƠ base mҥnh có pH > 7 pH = 14 - ½(pKb – lgCb) Ví dө: Tính pH của dung dӏch:  a/ NH4Cl 0,01M biӃt pKNH3 = 4,74 pKa = 14 - pKb = 14 - 4,74 = 9,26 pH = ½ (pKa – lgCa) pH = ½ (9,26 – lg0,01) = 5,63  b/ NaCH3COO 0,01M biӃt pKCH3COOH = 4,76 pKb = 14 - pKa = 14 - 4,76 = 9,24 pH = 14 - ½ (pKb – lgCb) pH = 14 - ½ (9,24 – lg0,01) = 8,38 33 5. Dung dӏch đӋm 5.1. Đӏnh nghĩa – ThƠnh phần – Cѫ chӃ - Đӏnh nghĩa: lƠ dung dӏch có pH thay đổi không đáng kể khi thêm vƠo đó một ít acid, base hay khi pha loưng - ThƠnh phần: gồm 1acid yӃu vƠ base liên hӧp của nó -Ví dө: CH3COOH/CH3COONa NH4Cl/NH3 34 Cѫ chӃ: HA H+ + A- - Thêm một ít acid (H+ tĕng) cơn bằng - Thêm một ít base (H+ giҧm) cơn bằng 5.2. pH của dung dӏch đӋm 35 pH = pKa + lg Cb Ca nb na pH = pKa + lg Cb, Ca lƠ nồng độ của dҥng base, acid sau khi trộn Ví dө 1: Tính pH của dung dӏch thu đѭӧc khi trộn 300ml dung dӏch CH3COOH 0,2M với 100ml dung dӏch CH3COOK 0,4M, cho pKCH3COOH = 4,76 Ví dө 2: Tính thể tích dung dӏch NaH2PO4 0,1M và dung dӏch Na2HPO4 0,1M cần lҩy để pha đѭӧc 100 ml dung dӏch đӋm có pH = 7,81. Cho pK2 = 7,21 36 6. Dung dӏch các chҩt điӋn li mҥnh ít tan – Tích số tan *Các hӧp chҩt ion ít tan trong nѭớc, nhѭng những phơn tử nƠo đư tan thì sẽ phơn li hoƠn toƠn thƠnh các ion gọi lƠ các chҩt điӋn li mҥnh ít tan. Ví dө: AgCl, Mg(OH)2 , BaSO4 , PbI2 , Ag3PO4 37 BaSO4(r)  Ba2+ + SO42- PbI2(r)  Pb2+ + 2I- TBaSO4 = Ba2+SO42- TPbI2 = Pb2+I-2 Ag3PO4(r)  3Ag++ PO43- TAg3PO4 = Ag+3PO43- *Tích số tan T của chҩt điӋn li mҥnh, ít tan: AmBn ↔ mAn+ + nBm- T = [An+]m[Bm-]n - phө thuộc vào nhiӋt độ, bҧn chҩt dung môi và bҧn chҩt chҩt tan - cho biӃt khҧ nĕng tan của một chҩt điӋn li mҥnh ít tan (tính đѭӧc độ tan S của nó ӣ nhiӋt độ xác đӏnh) - xác đӏnh đѭӧc điӅu kiӋn hòa tan hay kӃt tủa của nó 38 39 Chҩt T Chҩt T AgCl 1,78.10-10 MgCO3 1.10-5 AgBr 5,3.10-13 CaSO4 9,1.10-6 AgI 8,3.10-17 Mg(OH)2 7,1.10-12 Ag2SO4 7,7.10-5 Al(OH)3 1,9.10-33 PbI2 9,8.10-9 Cu(OH)2 5,6.10-20 BaCO3 5,1.10-9 Fe(OH)3 3,8.10-38 BaSO4 1,1.10-10 Fe(OH)2 7,9.10-16 CaCO3 4,8.10-9 FeS 8.10-19 *Ví dө 1: Tính độ tan (S) của BaSO4 ӣ 250C a/Trong nѭớc b/Trong dung dӏch K2SO4 0,01M (biӃt TBaSO4 ӣ 250C là 1,1.10-10) *Ví dө 2: Cho TAg2SO4 ӣ 250C là 7,7.10-5 Có kӃt tủa tҥo thƠnh hay không khi trộn: a/ AgNO3 0,2M với Na2SO4 0,1M theo tỷ lӋ 1:1 (V) b/ Pha loãng AgNO3 100 lần rồi trộn theo tỷ lӋ 1:1 40 41 - Sự tҥo phức của một chҩt điӋn li mҥnh ít tan sẽ làm tĕng độ tan của chҩt đó - Ví dө: Độ tan của AgCl trong H2O là 1,3.10-5 mol/l trong NH3 1M là  0,1 mol/l 42 8. Phѭѫng pháp phân tích thể tích 8.1. Đҥi cѭѫng vӅ phѭѫng pháp phân tích thể tích Bҧn chҩt: Xác đӏnh nồng độ của một chҩt dựa vào một chҩt đư biӃt nồng độ  Sự chuẩn độ.  Điểm tѭѫng đѭѫng.  Chҩt chӍ thӏ pH.  Tính toán: NA. VA = NB. VB  Phân loҥi: + Phѭѫng pháp phân tích trung hòa + Phѭѫng pháp phân tích tҥo phức + Phѭѫng pháp phân tích oxy hóa khử. 43 8.2. Phѭѫng pháp phân tích trung hòa  Cѫ sӣ: H+ + OH- = H2O  Đặc điểm: * Xác đӏnh nồng độ của các dung dӏch acid hoặc base * Phҧi dùng chӍ thӏ pH  Đѭӡng cong chuẩn độ: đѭӡng biểu diӉn sự biӃn đổi pH của dd trong quá trình chuẩn độ  Bѭớc nhҧy pH: pH bӏ biӃn đổi đột ngột tҥi thӡi điểm sát trѭớc và sau điểm tѭѫng đѭѫng  Nguyên tắc chọn chҩt chӍ thӏ: chҩt chӍ thӏ có khoҧng chuyển màu nằm trong bѭớc nhҧy pH. 44 pH 45 Chuẩn acid mҥnh bằng base mҥnh V(ml) NaOH V(ml) NaOH V(ml) HCl Chuẩn acid yӃu bằng base mҥnh Chuẩn base yӃu bằng acid mҥnh metyl đỏ hoặc phenolphtalein phenolphtalein metyl đỏ 8.3. Pp chuẩn độ tҥo phức (pp complexon)  Cѫ sӣ: Dựa vào phҧn ứng tҥo phức giữa Mn+ với chҩt tҥo phức (complexon III) Erioc + Mn+  Erioc- M + 2H+ xanh biển hồng tím Na2H2Y + Erioc - M  Na2MY + Erioc hồng tím xanh biển 46  Đặc điểm: *Xác đӏnh nồng độ ion kim loҥi *ChӍ thӏ có thể tҥo phức với Mn+, màu của phức khác với màu của dҥng tự do *Kkb của Na2MY < Kkb của Erioc-M *Phҧi dùng thêm dd đӋm 47 8.4. Pp chuẩn độ oxy hóa - khử (pp pemanganat)  Cѫ sӣ: Dựa vào tính oxy hóa mҥnh của MnO4-/H+ MnO4- + 5e + 8H+  Mn2+ + 4H2O tím hồng không màu  Đặc điểm: *Xác đӏnh nồng độ chҩt khử (trực tiӃp hoặc gián tiӃp) *Không cần dùng chҩt chӍ thӏ *Phҧi dùng môi trѭӡng acid 48