CHƯƠNG 7: DUNG DỊCH ĐIỆN LY
Thuyết điện ly của Arrhenius
i =Số tiểu phân thực tế có mặt trong dung dịch /
Số tiểu phân hòa tan
axit, base, muối hòa tan -> ion
Thuyết điện ly hiện đại Kablukob
Nguyên nhân cơ bản của sự điện ly là tác dụng tương hỗ giữa chất điện ly và các phân tử dung môi để tạo thành các ion bị solvate hóa.
Độ điện ly α
Chất điện ly
Chất điện ly mạnh:
Chất điện ly yếu:
Trạng thái
Biến dạng
Đối xứng
Độ điện ly biểu kiến
đo được bằng thực nghiệm
.
Độ điện ly α < 1 dù là dung dịch điện ly mạnh
Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu
hằng số cân bằng
- Đặc trưng cho khả năng điện ly của một chất
- Phụ thuộc nhiệt độ
Sự liên hệ giữa K và α
.
Chỉ số Hidro (độ pH)
.
pH = -lg[H+]
pOH = -lg[OH-]
pH + pOH = 14
Tính toán pH của dung dịch base mạnh
TÍNH TOÁN pH CỦA DUNG DỊCH ACID YẾU
gồm
hằng số base
hằng số axit
Tính gần đúng:
TÍNH TOÁN pH CỦA ACID PHÂN LY NHIỀU NẤC
Xem như pH của acid đa chức này chỉ do nấc thứ nhất đóng góp.
Từ đó tính toán ra pH như trường hợp một acid yếu với Ka là của nấc phân ly thứ nhất.
HIỆU ỨNG ION CHUNG
CÂN BẰNG HÒA TAN - KẾT TỦA
Khi có mặt ion chung (ion giống một trong các thành phần của chất điện ly ít tan), độ tan của chất điện ly ít tan sẽ nhỏ hơn trong dung môi nguyên chất.
DỰ ĐOÁN KHẢ NĂNG TẠO KẾT TỦA
.
Nếu Q > Ksp , ΔG>0, chiều nghịch → tạo kết tủa.
Nếu Q < Ksp , ΔG<0, chiều thuận → kết tủa tan.
Nếu Q = Ksp , ΔG=0, cân bằng → dung dịch bắt đầu kết tủa.