Bài giảng Chương 11 Cân bằng trong dung dịch lỏng

Chương 11CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH LỎNG Khái niệm về hệ phân tán và dung dịch- Hệ phân tán: + Một chất là hạt rất nhỏ được phân bố vào trong chất kia. + Phân loại:Hệ phân tán thô (hệ lơ lửng): d >100m huyền phù. nhũ tương.Hệ phân tán cao (hệ keo): 1m 0 c > cbh Cân bằng Khái niệm về độ tan S Độ tan - nồng độ của chất tan trong dd bão hòaĐỘ TANCÁC DUNG DỊCH BÃO HOÀ Ở 200C và 500CCHẤT TANChất tan là chất rắnS- thường biểu diễn số gam chất tan tan tối đa trong100g dung môi S > 10g - chất dễ tan S 0 T↑thì S↑Khoảng 95% hợp chất ion có độ tan tăng theo nhiệt độ.SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT NHIỆT ĐỘNG KHI TẠO THÀNH DUNG DỊCH Ght =Hht -TShtKhí +dm(l) = dung dịch(l)Hht =Hcp (-)+Hsol(-)-0Sht= Scp(+) + Ssol (-)>0DUNG DỊCH LÝ TƯỞNGLà dung dịch có Hht=0 ; Vht=0 ; Uht=0Trong dung dịch lực tương tác giữa các tiểu phân cùng loại và khác loại giống nhau.Sự tạo thành dd là do sự tăng entropy.Tính chất của dd lý tưởng không phụ thuộc vào bản chất chất tan mà phụ thuộc vào nồng độ của chúng.Dd lỏng đạt khá tốt đk lý tưởng là dd mà các cấu tử của nó có cấu tạo phân tử và những thuộc tính vật lý và hoá học giống nhau hoặc rất gần nhau:Hỗn hợp các đồng phân quang học.Dd các cấu tử chỉ khác nhau về thành phần đồng vị Ví dụ - H2O + D2ODd những chất đồng đẳng cạnh nhau Ví dụ - Benzen + toluen ; hexan +heptanNếu lực tương tác giữa chất tan và dung môi mạnh hơn lực tương tác giữa các tiểu phân cùng loại thì dd này thường có Hht0 , Vht>0Loại dd này thường xảy ra cho hệ mà cả hai cấu tử đều có cực.Tương tác hút giữa chúng có thể dẫn tới các quá trình hoá học (solvat hoá, tạo lk hydro, tạo hợp chất hoá học ) Ví dụ - hệ nước và axit nitricLoại dd này thường xảy ra cho hệ mà cả hai cấu tử có tính phân cực khác nhau rõ rệt – Ví dụ- hoà tan chất có cực vào dm không cực: aceton trong CS2EOSThu nhiệtDd lý tưởngToả nhiệtTương tác dm-ch tan mạnh hơnTương tác dm-ch tan yếu hơnDung dịch thựcEthanol và nước có lực tương tác giữa chúng mạnh hơn giữa các ethanol với nhau và giữa các ptử nước với nhau.Nên khi trộn 50 mL H2O + 50 mL C2H5OH thì thể tích nhỏ hơn 100 mLEOS Nồng độ dung dịcha. Nồng độ phần trăm: b. Nồng độ mol: c. Nồng độ molan: d. Nồng độ phần mol: e. Nồng độ đương lượng: CN - số đương lượng gam chất tan / 1lit ddÁP SUẤT HƠI BÃO HOÀ CỦA CHẤT LỎNG NGUYÊN CHẤT Lỏng HơiBay hơi H > 0Ngưng tụ H 0Ngưng tụ Hnt Tđđ (dd)Nhận xétĐối với dung dịch chưa bão hoà, nhiệt độ sôi là nhiệt độ bắt đầu sôi,nhiệt độ đông đặc là nhiệt độ bắt đầu đông đặc.Trong quá trình sôi hay đông đặc do nồng độ dd tăng liên tục nên nhiệt độ sôi tăng liên tục, nhiệt độ đông đặc giảm liên tục.Khi dung dịch bão hoà, nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc mới là hằng số. Áp suất thẩm thấu  Sự thẩm thấu và áp suất thẩm thấu Định luật Van’t Hoff Ndm=1 Ndm N1 H2O(l) → H2O(k)Số tiểu phân chất tan không bay hơi càng tăng sẽ làm giảm số phân tử dung môi tự do trên bề mặt nên áp suất hơi bão hoà của dung dịch càng giảm nhiều.DUNG DỊCH ĐIỆN LY Dung dịch điện ly không tuân theo các đl Raoult và Van’t Hoff i là hệ số đẳng trương hay hệ số Van’t Hoff số tiểu phân ch tan (số ion ,số ph tử ch tan không điện ly) số phân tử chất tan hoà tani=m- số ion trong 1 phân tử (nguyên dương 2)Dung dich điện ly 1 P 1(ptử) > P 1(đly)Ts(dm ngchất) Tđ(dd phtử) > Tđ(dd đly) (dd phtử ) 30% chất điện ly mạnh 3%K2 >K3 >K4Hằng số điện ly chung : K=K1.K2.K3.K4Trong thực tế thường chỉ chú ý đến sự phân ly bậc thứ nhất Muối Đa số muối thuộc loại điện ly mạnh: KCl, NaF Các muối điện ly kém : muối axit (H+),muối baz(OH-),muối phức.HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC AXIT ĐA BẬCNa2HPO4 (dd) = 2Na+ (dd) + HPO4-(dd)HPO4- (dd)  H+ (dd) + PO4- (dd) K3[Fe(CN)6](dd) = 3K+ (dd) + [Fe(CN)6]3-(dd) [Fe(CN)6]3-(dd)  Fe3+ (dd) + 6CN- (dd)Hằng số không bền của phứcHằng số bền của phứcFe3+ (dd) + 6CN- (dd)  [Fe(CN)6]3- (dd) Lập luận: thực nghiệm cho thấy trong dd không có phân tử trung hòa điện  Chất điện ly mạnh: điện ly hoàn toàn  = 1CÂN BẰNG TRONG DD CHẤT ĐIỆN LY MẠNHLập luậnThực tếĐộ điện ly = 1 [OH-] pH 7 Khái niệm về axit, baz. a. Thuyết cổ điển của Arrhenius b. Thuyết proton Bronsted c. Thuyết electron của Lewis Thuyết cổ điển của ArrheniusAxit: chất điện ly cho ion H3O+ trong nướcBaz: chất điện ly cho ion OH- trong nước HCl(aq) +H2O(l) H3O+(aq) + Cl-(aq) HNO3(aq)+H2O(l) H3O+(aq) + NO3-(aq) NH3(aq) + H2O (l) NH4+(aq) + OH-(aq) Thuyết proton BronstedAxit :cho proton HA  H+ + A-Baz: nhận proton: B + H+  BH+Các cặp axit – baz liên hợp: HA/A- , BH+ /B HA + B  A- + BH+Phản ứng giữa axit và baz là pư trao đổi proton(H+) giữa axit của 1cặp axit- baz liên hợp này với 1baz của 1 cặp axit-baz liên hợp khác. Phản ứng giữa các cặp axit baz liên hợp Acid + Base Base + AcidCặp liên hợpCặp liên hợpReaction 1 HF + H2O F– + H3O+Reaction 2 HCOOH + CN– HCOO– + HCNReaction 3 NH4+ + CO32– NH3 + HCO3–Reaction 4 H2PO4– + OH– HPO42– + H2OReaction 5 H2SO4 + N2H5+ HSO4– + N2H62+Reaction 6 HPO42– + SO32– PO43– + HSO3–Dự đoán axit, baz BronstedAxit – là chất phải chứa H+Phân tử trung hoà : HCl, HNO3, HF.Cation có chứa H+ : NH4+ Cation kim loại trong nước : Fe2+(aq) ; Al3+(aq)..Cation cấu hình khí trơ có q2/ r càng lớn  tính axit càng mạnhCation có điện tích và bán kính tương đương, cấu hình: 18e – (18e +2e) – (18e> >8e )  tính axit mạnh hơn cấu hình 8e Anion có chứa H : HSO4- , H2PO4- . Al(H2O)6 Al(OH)(H2O)5 + H+ 3+ 2+Al(H2O)6 +H2O (l) Al(OH)(H2O)5 + H3O+ 3+ 2+Al3+(aq) bị thuỷ phân Baz Bronsted - chất có dư mật độ điện tích âmAnion: Cl-, NO3-, SO42-, PO43-.Phân tử cộng hoá trị phân cực : NH3 ..Chất lưỡng tính- chất vừa có khả năng cho H+ vừa có khả năng nhận H+.Các hợp chất có chứa H thường là chất lưỡng tính HCl + H2PO4-  Cl- + H3PO4H2PO4- + HCO3-  HPO42- + H2CO3Dung môi proton hoá Là hợp chất cộng hoá trị phân cực có chứa H nên có khả năng trao đổi proton (chất lưỡng tính)Thường tạo lk H2 nên Tsvà Tnc cao.Có tính phân cực mạnh nên có khả năng hoà tan nhiều chất (có cực).Có thể tự ion hoá một phần khi ở trạng thái lỏng. Hằng số cân bằng gọi là hằng số tự proton hoá Kd H2O + H2O  H3O + OH- kn= [OH-][H3O+]NH3 + NH3  NH2- + NH4+ kd= [NH2-][NH4+] HD + HD  D- + H2D+ Kd = [D-][H2D+]Sự điện ly của axit và baz là kết quả của pư trao đổi proton giữa axit và baz với dung môi.NH3(aq) + H2O (l) NH4+(aq) + OH-(aq)axitbazaxitbazSự điện ly của axit và baz trong nướcAxit: HA + H2O  A- + H3O+ Baz: B + H2O  BH+ + OH-Ka càng lớn thì tính axit càng mạnhKb càng lớn thì tính baz càng mạnh Đối với cặp axit – baz liên hợp:HA + H2O  A- + H3O+A-+ H2O  HA + OH-pKa + pKb = pKn = 14 Ka.Kb = Kd  pKa + pKb = pKd Axit càng mạnh (Ka↑) thì baz liên hợp là baz yếu(Kb↓) Axit càng yếu (Ka↓) thì baz liên hợp là baz mạnh (Kb↑) Ka.Kb = KnHẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC BASE YẾUHẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC AXIT YẾU VÀ BASE LIÊN HỢPở 250CHiệu ứng san bằng dung môi HA + H2O  A- + H3O+ H3O+ là ax mạnh nhất trong dd HA + H2O  A- + H3O+ H3O+ là ax mạnh nhất trong ddTrong dung môi H2O : H3O+ là axit mạnh nhất, OH- là baz mạnh hnấtTrong dung môi NH3 : NH4+ là axit mạnh nhất NH2- là baz mạnh nhấtTrong dung môi HD : H2D+ là axit mạnh nhất D- là baz mạnh nhấtẢnh hưởng của dung môi đến cường độ axit bazHằng số tự proton hoá (Kd ) HD + HD  D- + H2D+ Kd = [D-][H2D+] Kd càng lớn thì tính axit của dung môi càng mạnh.Ái lực proton (AP) HD + H+ =H2D+ H = -APAP càng lớn thì dung môi có tính baz càng mạnhDung môi có AP↑ thì tính axit của chất tan tăng tính baz của chất tan giảmTrong nước, CH3COOH là axit yếuTrong NH3 , CH3COOH là axit mạnhDung môi có AP↓ thì tính axit của chất tan giảm tính baz của chất tan tăngTrong dung môi HF,HClO4 không chất nào thể hiện tính axit HNO3 + HF (dm)  H2NO3+ + F- NH4OH là baz yếu trong dung môi nướcNH4OH là baz mạnh trong dung môi axit acetic Thuyết electron của LewisAxit Lewis: là tiểu phân có dư mật độ điện tích dương và orbital hoá trị trống để nhận cặp electron liên kết từ baz.Dự đoán axit Lewis: Hầu hết các cation kim loại (Ag+, Co3+, Cr3+, Mg2+..)Các halogenua của B, Al, Si, SnCác hydrua của B,AlCác hợp chất có lk đôi trong những đk thích hợp cũng thể hiện tính axit Thuyết Lewis dùng giải thích quá trình tạo phức và tính bền của phức.Dự đoán baz Lewis:Các anion : Cl-, Br-, OH-Phân tử trung hoà hay ion có chứa nguyên tử (N,O ) còn cặp e hoá trị tự do như : NH3, amin , rượu, xeton..Base Lewis: chất cho cặp electron.N H••HHacidbaseF BFF+F BFFN HHHAg+ + 2NH3  [Ag(NH3)2]+□H+H O H••••+ OH-••••••acidbaseN H••HHH++acidbaseN HHHH+baseacidHCl, axit mạnhHF, axit yếu[H+] = [HCl][H+] 10-7 ion.g/litCb >10-7 ion.g/litAxit mạnh và base mạnhHCl CH3CO2HThymol Blue chỉ thịpH > KnBaz yếu MOH  M+ + OH-Cân bằng Cb(1- ) Cb  Cb > KnĐối với axit , base yếu đa bậc Khi tính pH dung dịch ta chỉ dựa vào bậc phân ly thứ nhấtVí dụ : tính pH dung dịch H2CO3 0,01M . Hằng số điện ly của các axit và base yếu ở 250CĐo pH của giấmĐo pH của dd NH3Các phương pháp đo pH cho các dd nước(a) Giấy đo pH (định tính) (b) Máy đo pH(định lượng) pH của dung dịch đệm.Định nghiã: Dung dịch đệm là dd có pH ≈ const khi thêm lượng nhỏ axit mạnh hoặc baz mạnh hoặc pha loãng dd. Cấu tạo (HA / A- )Đệm axit: axit yếu + muối của nó CH3COOH+CH3COONaĐệm baz: base yếu + muối của nó NH3.H2O+ NH4ClĐệm trung tính : hỗn hợp các muối axit yếu Cơ chế tác dụng của dung dịch đệm CH3COOH  CH3COO- + H+ (1) CH3COONa  CH3COO- + Na+Thêm axit mạnh: cb (1) ←Thêm base mạnh: H+ + OH- → H2O: lượng H+↓→ cb (1) →Pha loãng dd, độ điện ly CH3COOH ↑ CH3COONa  CH3COO- + Na+ Cm Cm CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ Ca(1-) (Ca + Cm≈ Cm) Ca pH của dung dịch đệm axit ( HA + MA)PH của dd đệm base ( MOH + MA ) HA (dd) + MOH(dd)Hthuỷ phân >0Số phân tử muối hoà tansố phân tử muối thuỷ phânPhản ứng thủy phân là phản ứng là phản ứng nghịch của pư trung hoà.MA (dd) + H2O pH của dung dịch muốiPhản ứng thuỷ phân là pư trao đổi ion giữa muối và nước, có khả năng làm thay đổi pH môi trường.Htrung hoà 0M+.nH2O / M(OH).(n-1)(H2O) là cặp axit- base liên hợpHA / A- là cặp axit - baz liên hợpTheo thuyết axit - base Bronsted : Cation của muối (M+) là axit bronsted Anion của muối ( A-) là base bronstedVậy pư thuỷ phân thực chất là pư trao đổi proton giữa các ion của muối với các ptử nước.Hay pư thuỷ phân là pư axit base Bronsted.Muối nào sẽ bị thuỷ phân ?Nếu cation của muối (M+) là axit mạnh hơn nước (MOH là base yếu), nó sẽ nhường H+ cho nước  cation muối bị thuỷ phân làm cho pHmtr 7CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH-Tất cả các muối (MA) đều bị thuỷ phân trừ muối được tạo thành từ axit mạnh (HA) và base mạnh (MOH)Cation cấu hình khí trơ có q2/ r càng lớn  tính axit càng mạnh nên thuỷ phân càng mạnh.Ví dụ : Ka[Mg2+(aq)] > Ka[Ba2+(aq)]  Mg2+(aq) thuỷ phân mạnh hơn Ba2+(aq).Cation có điện tích và bán kính tương đương, cấu hình: 18e – (18e +2e) – (18e> >8e )  tính axit mạnh hơn cấu hình 8e nên thuỷ phân sẽ mạnh hơnVí dụ : Mg2+ (aq) thuỷ phân yếu hơn Hg2+(aq)Hằng số Ka của các ion kim loại trong nước ở 250CIon kim loại KaFe3+ (aq) 6 x 10-3Sn2+ (aq) 4 x 10-4Cr3+ (aq) 1 x 10-4Al3+ (aq) 1 x 10-5Be2+ (aq) 4 x 10-6Cu2+ (aq) 3 x 10-8Pb2+ (aq) 3 x 10-8Zn2+ (aq) 1 x 10-9Co2+ (aq) 2 x 10-10Ni2+ (aq) 1 x 10-10 Tính axit tăng dầnThuỷ phân mạnh dầnCƯỜNG ĐỘ CỦA CẶP AXIT BASE LIÊN HỢPCác anion (A-) có tính base càng mạnh sẽ thuỷ phân càng mạnh trong nuớc.HAA-pH của dung dịch muốiMuối tạo thành từ axit mạnh và base yếu (M+ +H2O pH 7)Muối không tpCation tp(Axit)Anion tp(Base)pHCH3COONH4 NH4+ CH3COO- 7AlCl3 Al3+ 7NaFF->7NaBrKhông 7NH4CNNH4+ CN->7NH4FNH4+ F-KK≈K Muối tạo thành từ axit yếu (Ka) và baz mạnh PH >7Sự điện ly: MA → M+ (axy) + A- (base mạnh hơn H2O) Sự thủy phân: A- + H2O ⇌ HA + OH- Cm(1-h) Cmh CmhHằng số thủy phân: Độ thủy phân:Tính pH:>7Muối tạo thành từ axit mạnh và baz yếu (Kb) pH<7Sự điện ly: MA → M+ (axit mạnh hơn nước) + A- (basey) Sự thủy phân: M+ + H2O ⇌ MOH + H+ Cm(1-h) Cmh CmhHằng số thủy phân: Độ thủy phân:Tính pH:<7Muối tạo thành từ axit yếu (Ka) và base yếu (Kb)Sự điện ly: MA → M+(axit mạnh hơn nước) + A-(base mạnh hơn nước) Sự thủy phân: M+ + A- + H2O ⇌ HA + MOH Cm(1-h) Cm(1-h) Cmh CmhHằng số thủy phân: Độ thủy phân:Tính pH:NHẬN XÉTHằng số thuỷ phân Kt phụ thuộc vào : Bản chất của muối và nhiệt độ Độ thuỷ phân h phụ thuộc vào:Ka và Kb của axit và baz liên hợp với các ion của muối, được tạo thành trong qt thuỷ phân,chúng có giá trị càng nhỏ thì độ thuỷ phân càng tăng.Cm càng nhỏ thì độ thuỷ phân tăng (trừ muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu )Nhiệt độ tăng thì độ thuỷ phân tăng. Cách tính pH của các dung dịch. a. pH của dd axit mạnh và base mạnh. b. pH của dd axit yếu và base yếu. c. pH của dung dịch đệm. d. pH của dung dịch muốiPha loãng dung dịchPha loãng nồng độ dung dịch A từ 1M xuống 0,02MpipetBình định mứcddA 1MDùng pipet hút 10,00 ml dd A 1M cho vào bình định mức 500ml +nước vào  cho đến vạch chuẩn của bình  lắc đều ddA 0,02MPhản ứng trung hoàHCl (dd) +NaOH(dd) = NaCl (dd) + H2OH3O+ + OH- = 2H2O ; H0298 = -13,36 kcal = - 55,84 kJHiệu ứng nhiệt tiêu chuẩn là hằng số, không phụ thuộc vào loại axit mạnh và base mạnh tham gia phản ứng.Phản ứng đến cùng, không có phản ứng thuỷ phân xảy raĐiểm tương đương : VNaOH.CNaOH(N) = VHCl.CHCl(N)Tại điểm tương đương pH =7Dùng phép chuẩn độ axit base để xác định nồng độ axitCho dd NaOH 0,10N vào buret tới vạch chuẩn (mức 0)Cho 10,00 ml dd axit HCl chưa biết nồng độ + 100ml nước cất + 3 giọt phenolphatalein  vào bình tam giác (erlen)VNaOH.CNaOH(N) = VHCl.CHCl(N)0Chuẩn độ dd HCl bằng dd NaOHNhỏ từ từ dd NaOH từ burét xuống bình tam giác và lắc đều dd trong bình cho đến khi dung dịch trong bình bắt đầu chuyển sang màu hồng nhạt (bền trong 30 giây) đọc thể tích ddNaOH đã dùng trên buret V=24,6 ml  tính nồng độ dd HCl theo đl đương lượng. CHCl = 0,25NddNaOH 0,10NDd HCl CHCl ?024,6