Bài giảng Hóa đại cương - Chương 12: Dung dịch điện ly - Huỳnh Kỳ Phương Hạ

Chương 12
DUNG DỊCH ĐIỆN LY
MỘT SỐ TÍNH CHẤT DUNG DỊCH ACID – BASE - MUỐI
• Các dung dịch acid , base, muối trong nước không
tuân theo định luật Raoult và định luật van’t Hoff
trên. Từ đó van’t Hoff đưa ra hệ số hiệu chỉnh i
trong các định luật như sau:
• Trong đó , T, P là các đại lượng thực nghiệm.
• i: Hệ số đẳng trương hay hệ số van’t Hoff.
TiiKCT
PiNiPP
iiRCT
m
'
B
'
'
0
Jacobus Hendricus 
van't Hoff
Hệ số van’t Hoff
• Khi phân tử các chất hòa tan vào dung môi, 
sẽ có các hiện tượng:
– Tăng số phần tử thực tế trong dung dịch do sự điện ly (ví 
dụ NaCl điện ly cho ra Na
+
và Cl
-
)
– Giảm số phần tử thực tế trong dung dịch do sự kết hợp 
các phân tử chất tan và dung môi (ví dụ Ethanoic acid 
trong benzene, hay benzoic acid trong benzene). Tuy 
nhiên ở đây ta chỉ xét chủ yếu dung dịch các chất tan 
trong nước. 
– Số phần tử chất tan không đổi (ví dụ đường trong nước).
Hệ số van’t Hoff, i, biểu diễn tỉ lệ thay đổi số phần 
tử chất tan thực tế trong dung dịch.
Tính hệ số van’t Hoff
• Khi chất tan kết hợp trong dung dịch, i<1.
• Khi chất tan phân ly trong dung dịch, i=1.
• Trong đó, là độ phân ly hay kết hợp, n là số
phần tử tạo thành trong quá trình phân ly hay kết
hợp từ 1 phân tử chất tan.
• Khi dung dịch loãng, i= số ion tạo ra từ phân tử.
• Khi chất tan không kết hợp hay phân ly trong
dung dịch, i=1.
1
1
1
n
i
1
1
n
i
• Ví dụ:
• Với NaCl, là chất điện ly mạnh, nên trong dung
dịch nước 1 (100% phân ly), 1 phân tử NaCl tạo
thành 2 ion (Na
+
và Cl
-
), nên i=2.
• Với dung dịch sulfuric acid (H
2
SO
4
) solution, in
which α=0.64 (64% điện ly), mỗi phân tử cho ra 3
ion: 1 ion sulfate và 2 ion hydronium.
i= 1 + (0.64)x(3-1) =2.28
– Tức là 100 phân tử acid, 36 giữ nguyên và 64 phân ly
thành ioon, kết quả là tạo ra 192 ion và 36 phân tử, tổng
cộng là 228 phần tử.
Khái niệm về sự dẫn diện trong dung dịch
• Trở lại vấn đề trên, thực nghiệm cho thấy các dung dịch
acid, base, muối có tính dẫn điện. Mặc dù các nguyên chất
không dẫn điện.
• Có hiện tượng này là do khi các chất cho vào dung môi
nước sẽ xảy ra quá trình điện ly, từ phân tử nguyên chất sẽ
cho ra các ion dương và âm, các ion này tạo nên tính dẫn
điện cho dung dịch.
• Mặ khác khi điện ly, bây giờ số phần tử trong dung dịch
tăng lên so với số phân tử chất tan cho vào, điều này cũng
giống như nồng độ chất tan tăng lên. Vì vậy công thức các
định luật Raoult và van’t Hoff phải thêm hệ số đềiu chỉnh i
(hệ số van’t Hoff).
ĐỘ DẪN ĐIỆN
• Độ dẫn điện riêng:
– Độ dẫn điện của 1 cm3 dung dịch đặt giữa hai điện cực
có tiết diện ngang 1cm
2
và cách nhau 1cm.
= 1/ ( -1 .cm-1 , hay là S.m-1), là điện trở riêng.
• Độ dẫn điện đương lượng:
– Là độ dẫn điện của Vcm3 dung dịch chứa một đương
lượng gam chất tan đặt giữa hai điện cực song song cách
nhau 1cm.
= 1000( /C
N
) ( -1 cm2 mol-1)
• Độ dẫn điện pha loãng vô hạn là đại lượng
không đổi đặt trưng cho mỗi acid, base, muối.
SỰ ĐIỆN LY VÀ THUYẾT ĐIỆN LY
• Theo Arrhenius
• Ngay khi hòa tan vào nước các acid, base, muối
phân ly thành những ion dương (cation) và ion âm
(anion).
• Acid phân ly cho ra H+, base phân ly cho ra OH-,
acid tác dụng với base cho ra muối và nước.
• Ví dụ:
• HCl H+ + Cl-
NaOH Na
+
+ OH
-
NaOH + HCl Na
+
+ Cl
-
+ H
2
O
• Thuyết này không tính đến sự tương tác giữa các
tiểu phân trong dung dịch (dung môi và ion, chất
tan).
Svante August Arrhenius
• Nhà bác học Nga
Kablukov định nghĩa:
– “Sự điện ly là sự phân ly
của các chất tan dưới tác
dụng của các tiểu phân
dung môi thành những ion
solvat hóa.”
– Dung môi là nước gọi là
hydrat hóa.
Ví dụ:
Ivan Alekseevich 
Kablukov
)(.)(.)(
222
ddOnHClddOmHNalOHrmrNaCl
ĐỘ ĐIỆN LY
• Định nghĩa
– Độ điện ly là tỉ số giữa các phân tử đã phân ly
thành ion (n) trên tổng số phân tử đã hòa tan
trong dung dịch (n
o
).
• Qui ước : (trong dung dịch 0.1N)
• < 3%: chất diiện ly yếu (các acid ,base hữu cơ).
• 3%< <30%: chất điện ly trung bình.
• >30%: chất điện ly mạnh (acid,base vô cơ, muối).
• phụ thuộc vào bản chất dung môi, C, t.
• Bản chất dung môi:
– Sự phân ly thành ion xảy ra yếu trong dung môi
có cực yếu và xảy ra mạnh trong dung môi có
cực mạnh, do lực tương tác của lưỡng cực trong
dung môi.
• Nồng độ:
– tăng khi C giảm, ngược lại khi C (của chất
điện ly hay chất điện ly khác) tăng thì giảm.
• Nhiệt độ:
• tăng khi nhiệt độ tăng.
• được tính theo các công thức sau:
•
•
• Trong đó:
• i: Hệ số đẳng trương.
• n: Số ion phân ly từ 1 phân tử.
1
1
n
i
CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY YẾU 
HẰNG SỐ ĐIỆN LY
Ta có cân bằng điện ly của chất điện ly yếu trong dung
dịch nước:
A
m
B
n
 mA+n + nB-m
(Không viết kèm sự hydrat hóa)
Hằng số điện ly hay hằng số ion hóa như sau:
A
m
B
n
: acid, base hay muối tương ứng ta có K
a
, K
b
, K
m
.
K = const ở nhiệt độ xác định, K cực đại ở một nhiệt độ
nhất định nào đấy.
nm
mn
BA
n
B
m
A
C
C.C
K
• Định luật pha loãng Ostwald (liên hệ giữa K
và của các chất điện ly yếu).
• Xét sự điện ly của chất điện ly yếu AB
AB A+ + B-
• Bắt đầu C 0 0 (mol/l)
• Khi cân bằng C(1- ) C C (mol/l)
• Hằng số cân bằng điện ly:
AB
B
A
C
CC
K
• Thay các giá trị nồng độ ở trạng thái cân 
bằng, ta có:
• Với chất điện ly yếu, ta có << 1, tức là 1-
1, lúc đó:
• Đây là hệ thức pha loãng Ostwald.
1
2
C
K
C
K
CK
2
• Hằng số phân ly từng bậc
• Với acid hay base yếu đa bậc, có hiện tượng 
phân ly từng bậc. 
• Ví dụ: H
3
PO
4
H
3
PO
4
 H+ + H
2
PO
4
-
K
a1 
H
2
PO
4
 H+ + HPO
4
-2
K
a2
HPO
4
 H+ + PO
4
-3
K
a3
• Ta có:
• Nói chung, đối với chất điện ly nhiều bậc, ta 
có: 
321
321
KaKaKaKa
KaKaKa
i
i
KK
• Đối với các phức, hằng số đặc trưng này gọi là
hằng số không bền, càng nhỏ thì phức càng bền.
Ví dụ:
• Phức bền hơn phức nhiều.
323
2 NHAgNHAg
8
2
1039
23
3
.
C
C.C
K
NHAg
NH
Ag
Kb
CNFeCNFe 6
33
6
31
6
1001
3
6
3
.
C
C.C
K
CNFe
CNFe
Kb
3
6
CNFe
23
NHAg
CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT 
ĐIỆN LY MẠNH VÀ HOẠT ĐỘ
• Trong dung dịch nước, các chất điện ly mạnh
phân ly hoàn toàn thành ion:
A
m
B
n
 mA+n + nB-m
• Trong dung dịch điện ly mạnh luôn có =1
và i N (1, 2, 3, 4, ) và = const khi pha
loãng dung dịch ( = ).
• Thực tế chất điện ly mạnh chỉ có >0.3 và i
cũng không chẵn ( =1).
• Thuyết điện ly mạnh Debye – Huckel
• Tương tác giữa các ion dẫn đến sự hình thành xung
quanh mỗi ion trong dung dịch một khí quyển ion
(cấu tạo bởi các ion có điện tích ngược dấu với ion
trung tâm) sự liên hợp ion, làm cho nồng độ thực
tế bao giờ cũng nhỏ hơn nồng độ lý thuyết (đọc
thêm SGK).
• Nồng độ thực tế, hay biểu biến, gọi là hoạt độ a,
đó là đại lượng đúng với các trường hợp của định
luật tác dụng khối lượng.
• Xét A
m
B
n
 mA+n + nB-m
•
• và
• Trong đó a = f. c, f: là hệ số hoạt độ. 
• Khi f = 1 thì a = C, nếu f < 1 thì a < C.
nm
mn
BA
n
B
m
A
a
aa
K
nm
n
B
m
A
BA
mn
nm
aaa
nm
n
B
m
A
BA
mn
nm
fff
TÍNH HỆ SỐ HOẠT ĐỘ
• A: Hằng số, phụ thuộc bản chất dung môi và 
nhiệt độ.
• C
i
: Nồng độ ion i.
• Z
i
: Điện tích ion i.
• I: Lực ion của dung dịch.
I
IZ.ZA
flg
mn
nm
BA
BA
1
2
2
1
ii
ZCI
• Với dung dịch nước và ở khoảng 250C, ta 
có:
IZ.Z.flg
mn
nm BA
BA
50
Peter Debye Erich Huckel