Bài giảng Hóa lý: Chương 4 - GV. Nguyễn Trọng Tăng

Bài giảng Hóa lý - Chương 4: Dung dịch điện ly do GV. Nguyễn Trọng Tăng biên soạn sẽ giúp các bạn sinh viên chuyên ngành Hóa học nắm vững các nội dung cơ bản về tính bất thường của dung dịch điện ly, thuyết điện ly, độ điện ly – Hằng số điện ly, sự solvat hóa các io, hoạt độ và hệ số hoạt độ, lực ion. Bài giảng được biên soạn đầy đủ súc tích có nội dung khái quát cao.
Nội dung trích xuất từ tài liệu:
Bài giảng Hóa lý: Chương 4 - GV. Nguyễn Trọng Tăng CHƯƠNG 4 DUNG DỊCH ĐIỆN LY1 Nội dung 4.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly 4.2. Thuyết điện ly 4.3. Độ điện ly – Hằng số điện ly 4.4. Sự solvat hóa các ion 4.5. Hoạt độ và hệ số hoạt độ 4.6. Lực ion2 4.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly  P Thực nghiệm Lý thuyết Tđ Phát hiện – Điều chỉnh Ts3 ACID – BAZ – MUỐI Arrhenius Van’t Hoff 4.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly Hệ số điều chỉnh i - Van’t Hoff ∆T = i.K.Cm ΔPtn ΔTS, tn ΔTD, tn π tn i= = = = ΔPlt ΔTS,lt ΔTD,lt π lt π = i.C.R.T Ø i phụ thuộc vào bản chất và nồng độ chất tan4 Ø Trong dung dịch loãng, có giá trị từ 2 – 4 4.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly Bài tập 1 Dung dịch chứa 7,308g NaCl trong 250g nước cho biết ở 291K áp suất thẩm thấu của dung dịch là 2,1079.106 N/m2, khối lượng riêng của dung dịch là 1 g/cm3, hằng số nghiệm lạnh của nước 1,86. Xác định nhiệt độ kết tinh của dung dịch?5 4.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly Bài tập 2 Dung dịch 2,45g H2SO4 trong 500g nước đông đặc ở - 0,20550C. Hằng số nghiệm lạnh của nước là 1,86. Xác định hệ số đẳng trương i?6 4.2. Thuyết điện ly Thuyết điện ly Thuyết điện ly Thuyết điện ly Arrhenius hiện đại7 4.2. Thuyết điện ly Thuyết điện ly Arrhenius – 1887Giải thích Bất thường Arrhenius do không giải thích được khả năng dẫn điện khác nhau và nguyên nhân. Quá trình điện ly8 4.2. Thuyết điện ly Thuyết điện ly Arrhenius – 1887 Arrhenius cho rằng: Khi hòa tan trong nước các dung dịch bị phân ly thành các ph ần tử nhỏ hơn mang điện tích gọi là các ion. Ion dương gọi là cation và ion tích điện âm được gọi là anion.9 4.2. Thuyết điện ly Thuyết điện ly hiện đại Sự điện ly là do có tác dụng tương hỗ giữa chất điện ly và các phân tử dung môi để tạo thành các ion bị solvat hóa.10 4.2. Thuyết điện ly Thuyết điện ly hiện đại Ví dụ NaCl + mH2O = Na+.nH2O + Cl-.(m - n)H2O11 4.2. Thuyết điện ly Phân lọai chất điện ly Chất điện ly Chất điện ly mạnh Chất điện ly yếu12 4.3. Độ điện ly và hằng số điện ly Độ điện ly -  n hay α= n : là số phân tử phân ly n0 n0 : là số phân tử ban đầu hòa tan.13 4.3. Độ điện ly và hằng số điện ly Hằng số điện ly - KD Xét phản ứng điện ly sau: AmBn mAn+ + nBm- Hằng số cân bằng: KD = [A ] [B ] n+ m m− n14 [ A m Bn ] 4.3. Độ điện ly và hằng số điện ly Quan hệ  - KD Xét phản ứng điện ly sau: AmBn mAn+ + nBm- Ban đầu: n0 0 0 Phản ứng: .n0 m.n0 n.n0 Cân bằng: n0(1-) m.n0 n.n0 ( m + n −1) n0 .α(m+n ) m n KD = m .n15 (1 − α) 4.3. Độ điện ly và hằng số điện ly Quan hệ  - KD ( m +n −1) n0 .α(m+n ) m n KD = m .n (1 − α) Nếu chất điện ly 1- 1 (m = 1, n= 1  AB) 2 n0 .α KD =16 (1 − α) 4.3. Độ điện ly và hằng số điện ly Quan hệ i –  Quan điểm Van’t Hoff: Theo Van’t Hoff, hệ số i trong hiện tượng điện ly là số phần tử sau khi điện ly so với các phần tử hòa tan.17 4.3. Độ điện ly và hằng số điện ly Quan hệ i –  Hệ số Van’t H ...