Bài giảng Hóa Lý Kĩ thuật - Chương 12: Tính chất của dung dịch-Các chất điện ly

π π= = Δ = .Δ = Δ = Δ = Δ = Δ = X ứng với dd điện ly Xo ứng với dd không điện lyi > 1 và - Dung dịch điện ly có khả năng dẫn điện • Nguyên nhân: • Sự phân ly của chất điện ly trong dd • làm cho số phần tử trong dd điện ly lớn hơn trong dd không điện ly • Các phần tử phân ly mang điện tích ª Sự tồn tại của ion trong dd chất điện ly v Sự điện ly: là sự phân ly thuận nghịch chất thành ion trong dung dịch. Tính chất của dd điện ly: • - Đồng nhất về tính chất hóa lý trong thể tích, có thành phần có thể thay đổi liên tục trong một giới hạn • - Dung dịch điện ly cho dòng điện đi qua nhờ sự chuyển động của các ion. Chất điện ly: (chất điện phân) có thể tạo ra dung dịch ion hoặc ion khi nóng chảy ν ν ν ν+ − + −+ −= +z zM A M A THUYẾT ĐIỆN LY CỦA ARRHENIUS Giá trị i của dd có C = 0,2N 2,180,4610,186Ca(NO3)2 2,790,5190,186MgCl2 1,780,6640,372KNO3 1,810,6730,372KCl Muối ĐTΔoĐTΔ Đo Đ Ti T Δ= Δ i là hệ số Vant’ Hoff (hệ số đẳng trương) phụ thuộc vào bản chất & nồng độ của chất tan khi dd càng loãng thì i = 2 - 4 số phần tử sau phân ly số phần tử trước phân ly i = Độ phân ly (độ điện ly): số phần tử phân ly số phần tử ban đầu α = z zM A M Aν ν ν ν+ − + −+ −= + [ ] [ ][ ]−+ −+ νν ν−ν+ = AM A.MK zz D Hằng số điện ly: :tổng số ion trong một phân tử chất điện ly ν ν ν+ −= +1 1 iα ν −= − ( ) 0 0 + 0 0 ban đầu: n 0 0 điện ly: n 1 z zM A M A n n ν ν ν ν α ν α ν α + − + − + − − = + − ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 0 0 0 1 0 1 . . . 1 D n n K n n ν ν ν ν ν ν ν ν ν α ν α α α ν να + − + − + − + − + − + − + + − = − = − 2 0 + .Khi 1: 1D n K αν ν α−= = = − THUYẾT ĐIỆN LY HIỆN ĐẠI • Nguyên nhân cơ bản của sự điện ly là • sự tác dụng tương hỗ giữa các chất điện ly và các phân tử dung môi để tạo thành • các ion bị solvat hóa. ( )2 2 2. . NaCl mH O Na nH O Cl m n H O NaCl Na Cl + − + − + = + − = + Sự điện ly của tinh thể NaCl Sự điện ly của phân tử phân cực ( )2 3 2. 1 HCl mH O H O Cl m H O HCl H Cl + − + − + = + − = + Ảnh hưởng của dung môi • Bản chất của dung môi quyết định sự tương tác hóa học giữa dung môi và chất tan Ví dụ: • HCl : không dẫn điện trong dm C6H6, C6H12 • CH3COOH : phân ly không hoàn toàn trong H2O • phân ly hoàn toàn trong dd NH3 • Dung môi có độ thẩm điện môi ε cao • thì có tác dụng ion hóa tốt • Ví dụ: HF lỏng, HCN, H2O2, NH3 lỏng , • Metyl formamid • Lực tĩnh điện giữa hai hạt ion: • ε nhỏ⇒ F lớn ≈ các ion trái dấu tương tác với nhau mạnh • ⇒ các ion tự do ít⇒ khó tương tác với dung môi 2 21 r...4 q.qF επ= SỰ SOLVAT HÓA • TỰ ĐỌC II. PHÂN LOẠI CHẤT ĐIỆN LY • Dựa vào độ phân ly: • Chất điện ly mạnh: α ≈ 1 • Chất điện ly yếu: α << 1 • Dung dịch chất điện ly yếu: – dd rất loãng ≈ dd lý tưởng – α giống nhau khi xác định bằng pp khác nhau Dung dịch chất điện ly mạnh • - dd rất loãng ≠ dd lý tưởng • - Thực tế: • α khác nhau khi xác định bằng pp khác nhau • α < 1 ; α = 1 khi dd rất loãng; • Nguyên nhân: lực tương tác giữa các ion tạo ra “KHÍ QUYỂN ION” bao quanh mỗi ion → giảm tốc độ di chuyển & khả năng hoạt động của ion • Ỵ α chỉ là giá trị biểu kiến Phân loại dựa vào bản chất của liên kết trong phân tử và trong tinh thể chất điện ly: Chất điện ly thực: ở nút mạng là ion Chất điện ly thế: ở nút mạng là phân tử phân cực. Cơ chế hòa tan trong nước: tương tác hóa học với nước→ phá hủy tinh thể chất điện ly và tạo ra các ion hydrat Chất điện ly thực: - ion đứt khỏi mạng tinh thể và đi vào trong dung môi tương tác với dung môi. Chất điện ly thế: - các phân tử có cực phân ly thành ion → ion bị hydrat hóa→ ion tương tác proton với nước như một bazơ và tạo ion oxoni H3O+ Sự tạo ion trong dung môi không phải là H2O • Dung môi proton (cho proton do chứa nhóm – OH hay –NH2 ): • Phân tử dm tạo liên kết hydro với chất tan → hòa tan → phân ly→ solvate hóa ion. • Dung môi aproton (có các cặp e dùng chung) • Dm này solvat hóa tốt các cation, tạo dd ion. • Sự phân ly có thể do kết quả của phản ứng hóa học giữa dm và chất điện ly. III. TÍNH CHẤT NHIỆT ĐỘNG CỦA DUNG DỊCH ĐIỆN LY • Xét chất điện ly mạnh: • m : nồng độ molan • x : nồng độ phần mol • C : nồng độ mol • a : hoạt độ • γ : hệ số hoạt độ z zM A M Aν ν ν ν+ − + −+ −= + • Ký hiệu • 1 : tính cho dung môi • 2 : tính cho chất tan • + : tính cho ion dương • – : tính cho ion âm • ± : tính trung bình cho các ion Nồng độ ion: . . Hoạt độ ion : . . Hoạt độ trung bình của ion: m m m m a m a m ν ν γ γ + + − − + + + − − − = = = = .a a aν νν + −± + −= Nồng độ và hoạt độ 22 Hoạt độ mol của phân tử muối: . Hoạt độ trung bình của ion: . a a a a a a a a ν ν ν νν ν + − + − + − ± + − ± = = ⇒ = Liên hệ giữa nồng độ và hoạt độ .a a aν ν ν+ −± + −= .a mγ± ± ±= . . a m a m γ γ + + + − − − = = ( ) ( ) ( )( ) . . . . . = . v a m m m m m ν νν ν ν ν ν ν γ γ γ γ γ + − + − + − ± + + − − + − + − ± ± = = ⇒ Với . .m m m ν ν ν ν ν ν γ γ γ+ −± + − + − ± + − = = Tính trung bình cho các ion ( ) ( ) ( ) 1 1 1 . . . = .. m v m v m mm ν ν ν νν ν ν ν νν ν + + − − + − ± + − ± + − = ⇒ ( ) ( ) ( ) 1 1 1 . . . . . . a a a a a a m m m m m m ν ν ν νν ν ν ν ν νν ν ν νν ν ν ν γ γ γ γ γ γ + − + − + − + − + − + − ± + − ± + − ± + − ± + − ± + − ± + − = ⇒ = = ⇒ = = ⇒ = Thế hóa học • ++++++ +γ+μ=+μ=μ mln.RTln.RTaln.RT 00 −−−−−− +γ+μ=+μ=μ mln.RTln.RTaln.RT 00 ( )1/. .. . . ln .o o RT a a νν νν μ ν μν μ ν μμ ν ν ν+ − + −+ −+ + − −± + −+ − ++= = ++ ( ) ( ) 0 0 .ln .ln RT a RT a μ μ μ μ ν ± ± ± ± = + = + ( ) ( )0 . . ln . . lnRT m RTμ μ ν ν γ± ±= + + Thế hóa dưThế hóa của dd lý tưởng ª Ý nghĩa ( )±γν ln.RT. là thế hóa dư do tương tác giữa : - các ion - ion và phân tử dung môi - các phân tử dung môi Nếu dung dịch loãng: ( )±γν ln.RT. tức γ± = 1 thì hóa thế của dd bằng hóa thế lý tưởng → 0 γ± : đại lượng đặc trưng cho sự sai lệch nồng độ giữa dung dịch thực và dung dịch lý tưởng. Giá trị thực nghiệm của γ± • Thực nghiệm cho thấy rằng hệ số hoạt độ γ phụ thuộc vào nồng độ, hóa trị, bản chất ion, • Tuy nhiên, với nồng độ loãng (khoảng 10–2) thì γ chỉ phụ thuộc LỰC ION , tức là phụ thuộc nồng độ và hóa trị của ion: • → γ = f(I) = f(Zi , Ci ) Qui tắc về lực ion • Do Lewis và Randall đưa ra: • “ Trong vùng nồng độ loãng của các dd, hệ số hoạt độ trung bình của một chất điện ly mạnh có giá trị như nhau cho tất cả các dd có cùng lực ion”. • Với LỰC ION là: • Trong đó: Ic : lực ion • Ci : nồng độ mol ion • Zi : hóa trị (số điện tích) của ion. 21I . 2c i ii C Z= ∑ Định luật giới hạn Debye – Huckel 2lg lg . i iAZ I A Z Z I γ γ ± + − = − = − 2 2 0 08 2,303.2 .1000 Ae e NA kT kT π ε ε= k : Hằng số Boltzmann NA: Số Avogadroε : Hằng số điện môi Zi : Điện tích ion. e0 : Đơn vị tĩnh điện = 4,8 . 10-10 đvđt • Phương trình gần đúng bậc I: • Đối với dung môi là nước thì ở 25oC : A= 0,509 2lg 0,509 lg 0,509 . i iZ I Z Z I γ γ ± + − = − = − • Phương trình gần đúng bậc I của Debye- Huckel chỉ đúng cho dd loãng của chất điện ly: • (C < 0,01 mol/L); (0,01 ≤ I ≤ 0,03 ) • Với dung dịch đậm đặc hơn: • Khi 0,03≤ I≤ 0,1: • Khi 0,1≤ I≤ 0,5 • (đối với các chất • điện ly hoá trị 1-2): . lg 1 A Z Z I aB I γ + −± = − + . lg 1 A Z Z I CI aB I γ + −± = − ++ •Phương trình gần đúng bậc 3 •Phương trình gần đúng bậc 2 Các PP thực nghiệm xác định HỆ SỐ HỌAT ĐỘ • TỰ ĐỌC • BÀI TẬP: Trang 145 – 146 • 2, 3, 4, 6, 7, 8, 9