Bài giảng Hóa đại cương - Phần 2: Các quy luật diễn ra của các quá trình hóa học - Chương 3: Dung dịch

Chương III. DUNG DỊCH
I. KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH
II. DUNG DỊCH RẤT LOÃNG CHẤT 
KHÔNG ĐIỆN LY, KHÔNG BAY HƠI VÀ 
CÁC TÍNH CHẤT
III. DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY
IV. CÂN BẰNG ION CỦA NƯỚC TRONG 
DUNG DỊCH
I. KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH
1. Khái niệm về hệ phân tán và dung dịch
2. Khái niệm về độ tan S
3. Quá trình hoà tan
4. Dung dịch lý tưởng Hht = 0 và Vht = 0 
5. Nồng độ dung dịch
- Hệ phân tán:
+ Một chất là hạt rất nhỏ được phân bố vào trong chất kia. 
+ Tính chất của hệ phân tán phụ thuộc vào d hạt phân tán
+ Phân loại:
Hệ phân tán thô (hệ lơ lửng): d >100m huyền phù. 
nhũ tương.
Hệ phân tán cao (hệ keo): 1m < d < 100m 
Hệ phân tán phân tử - ion (dung dịch thực): d < 1m
- Dung dịch
chất phân tán môi trường phân tán.
1. KN về hệ phân tán và dung dịch
- Độ tan: nồng độ của dung dịch bão hòa (g(ml)/100g dm) 
- Phân loại
S > 10 - chất dễ tan 
S < 1 - chất khó tan
S < 10-3 - chất không tan
- Độ tan phụ thuộc vào:
Bản chất của dung môi và chất tan 
Nhiệt độ
Áp suất
Trạng thái tập hợp của chất
Sự có mặt của chất lạ
2. Khái niệm về độ tan S
3. Quá trình hoà tan
a. Quá trình hòa tan và cân bằng hòa tan
b. Sự thay đổi các tính chất NĐ khi tạo 
thành dd
Sự hòa tan bao gồm hai quá trình: chuyển pha: vật lý
solvat hóa: hóa học
Hòa tan
Tinh thể chất A Dung dịch chất A
Kết tinh
Nồng độ chất tan trong dung dịch
K = 
Nồng độ chất tan trong phần chưa tan
a. Quá trình hòa tan và cân bằng 
hòa tan
- Quá trình hòa tan sẽ tự diễn ra: Ght =  Gsp -  Gcđ < 0
 Ght = Hht - T Sht
 Hht = Hcp + Hsol
khí – lỏng < 0 < 0 Hht < 0
rắn – lỏng > 0 0
 Sht = Scp + Ssol
khí – lỏng < 0 < 0 Sht < 0
rắn – lỏng > 0 0
→ Ght 0 
b. Sự thay đổi các tính chất NĐ 
khi tạo thành dd
%100
m
m
%C
i
i 

dmg1000
n
C 2m 

i
i
i
n
n
N
ddml1000
a
C 2N 
ddml1000
n
C 2M 
5. Nồng độ dung dịch
a. Nồng độ phần trăm:
b. Nồng độ mol:
c. Nồng độ molan:
d. Nồng độ phần mol:
e. Nồng độ đương lượng:
Khái niệm về đương lượng
• Đương lượng – 1,008 phần H
– 8 phần O
– 1Đ của chất khác
Định luật đương lượng
• Các nguyên tố hóa học kết hợp với nhau 
theo những khối lượng tỷ lệ với đương 
lượng của chúng
• Trong một pư HH, số đương lượng của 
các chất tham gia phản ứng phải bằng 
nhau
II. DUNG DỊCH RẤT LOÃNG CHẤT 
KHÔNG ĐIỆN LY, KHÔNG BAY HƠI 
VÀ CÁC TÍNH CHẤT
1. Áp suất hơi bão hòa
2. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ kết tinh
3. Áp suất thẩm thấu 
Lỏng ↔ Hơi
S  p
S  N 
p  N
N1 → N0 = 1
p1 = kN1
Dung dịch → dung môi nguyên chất
p1 → p0
p0 = k
101 Npp 
N1 = 1 – N2
p1 = p0(1 – N2) = p0 – p0N2
00
10
2
p
p
p
pp
N
1. Áp suất hơi bão hòa
mss CkT 
mktkt CkT 
2. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ kết tinh
a. Nhiệt độ sôi của dung dịch
b. Nhiệt độ kết tinh của dung dịch
c. Định luật Raoult II
TT ppT 01: 
atmppC 1:100 1000
100
1
0 
atmpC 1:100 1001
0 
s
dm
s
dd TT 
a. Nhiệt độ sôi của dung dịch:
T
l
T
l ppT ,0,1: 
ktdmpppC rll ::0
0
,0
0
,0
0
,1
0 
 rl ppT ,0,1 ,:
ktddpp rl ::0
0
,0
0
,1
kt
dm
kt
dd TT 
b. Nhiệt độ kết tinh của dung dịch:
a. Sự thẩm thấu và áp suất thẩm thấu
b. Định luật Van’t Hoff 
RTCM 
V
n
CM 
nRTV 
3. Áp suất thẩm thấu 
III.DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY
1. Tính chất bất thường của dung dịch axit, 
baz, muối.
2. Sự điện ly và thuyết điện ly.
3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu.
4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong 
dung dịch.
5. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó 
tan và tích số tan.
a. Không tuân theo các định luật Raoult và Van’t 
Hoff.
 '''
T
T
p
p
i
20' Nippip 
mikCTiT '
MiRTCi '
b. Có tính dẫn điện.
1. Tính chất bất thường của dung 
dịch axit, baz, muối.
2. Sự điện ly và thuyết điện ly.
a. Sự điện ly
b. Thuyết điện ly cổ điển của Arrhenius
c. Thuyết điện ly hiện đại của Kablukov
d. Độ điện ly 
a. Sự điện ly
• Số hạt trong dung dịch tăng: các phân tử chất 
tan phân ly thành các hạt nhỏ hơn
• Tính dẫn điện: có hạt mang điện: ion.
b. Thuyết điện ly cổ điển của 
Arrhenius
Các axit, baz và muối khi tan trong nước 
phân ly thành các ion
Các chất trong dung dịch phân ly thành các 
ion - chất điện ly
* Arrhenius: phân tử phân ly thàng các ion tự 
do
Trong dung dịch các ion bị hydrat hóa
Ví dụ: NaHSO4 ⇄ Na
+ + HSO4
-
HSO4
- ⇄ H+ + SO4
2-
Chất tan: ion - hiện tượng điện ly
Chất tan: cht phân cực mạnh - hiện tượng ion hóa.
Dung môi: chất ít phân cực: sự ion hóa khg xảy ra.
Trong phân tử chất tan có nhiều kiểu liên kết: 
• liên kết ion: điện ly đầu tiên
• liên kết cht phân cực mạnh: điện ly sau 
• liên kết cht phân cực yếu hoặc không phân 
cực: không điện ly.
c. Thuyết điện ly hiện đại của Kablukov
Quá trình ion hóa
AmBn mA
n+ + nBm-
Quá trình phân tử hóa
Số phân tử đã phân ly thành ion
Tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịchα =
 = 0: dung dịch phân tử
 = 1: sự phân ly xảy ra hoàn toàn.
d. Độ điện ly 
 Phân loại:
 Chất điện ly yếu: < 1 
 Chất điện ly mạnh: = 1 
 Độ phân ly phụ thuộc vào:
 Bản chất chất tan và dung môi.
 Nồng độ dung dịch
 Nhiệt độ (ít)
Mối liên hệ giữa và i:
AmBn mA
n+ + nBm-
Ban đầu n0
Phân ly n0 mn0 nn0 
Cb n0(1- mn0 nn0 
)1()](1[
)1(
00
000
/
0
qnnmn
nnmnnnnnnn mn
nm BABA
 
1
1
q
i
q
n
qn
n
n
RTC
CRT
i
M
M 
 1
)1('
0
0
0
0
 Quy ước theo độ điện ly biểu kiến: dd 0.1N
Chất điện ly mạnh: có > 30%
Chất điện ly yếu: có < 3%
Chất điện ly trung bình: có 3% < < 30%
AB A+ + B-
Ban đầu C0
Điện ly C0 C0 C0 
Cân bằng C0(1 - ) C0 C0 
Hằng số cân bằng điện ly:
1
. 2
0C
C
CC
K
AB
BA
Khi << 1 : (1 - ) 1→
0C
K
3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu
Suy luận: Chất điên ly mạnh: điện ly hoàn toàn. 
CN 0.001 0.005 0.01 0.05 0.1 0.2
 0.977 0.953 0.936 0.882 0.852 0.818
K 0.042 0.097 0.137 0.380 0.491 0.735
Thực tế: không tuân theo ĐL tác dụng khôí lượng. Ví dụ: NaCl
Thực nghiệm: trong dung dịch không có phân tử trung hòa 
điện.
Lập luận Thực tế
độ điện ly = 1 < 1
hệ số đẳng trương i Là số nguyên Không nguyên
độ dẫn điện khi pha 
loãng dung dịch
Không đổi Tăng lên
4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dd
Trong dung dịch xuất hiện lực hút tương hỗ giữa 
các ion → bầu khí quyển ion. Khi pha loãng, lực hút 
tương hỗ giảm, độ dẫn điện tăng.
Trong dung dịch chất điện ly mạnh có liên hiệp ion, 
khi pha loãng các liên hiệp ion phân ly thành các ion 
đơn giản.
→ dùng hoạt độ a thay cho nồng độ: a = fC
→ độ điện ly trên thực tế: độ điện ly biểu kiến.
Lý thuyết chất điện ly mạnh:
IIAz
f ii
1
lg
2
I
IzzA
f
mn
nm
BA
BA
1
lg
 221 ii zCI
Đối với dung dịch nước và ở 250C: A = 0,5
Khi I 0,01 pt trên có dạng đơn giản như sau:
Izf ii
25,0lg 
Izzf mn
nm BABA 
 5,0lg
Phương trình của Debye và Huckel
5. Cân bằng trong dung dịch chất 
điện ly khó tan và tích số tan
a. Cân bằng dị thể của chất điện ly khó tan và 
tích số tan
b. Tích số tan và độ tan của chất điện ly khó 
tan
c. Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch 
đến độ tan của chất điện ly khó tan
d. Điều kiện hoà tan và kết tủa của chất điện 
ly khó tan
  ddddr ClAgAgCl
AgClClAg
TCCK .
  mdd
n
ddrnm nBmABA
n
B
m
ABA mnnm
CCT 
000 ln STHTRTG
nmBA
Tích số tan của một chất phụ thuộc: 
Bản chất của dung môi và chất tan
 Nhiệt độ
a. Cb dị thể của chất đly khó tan và tích số tan
  mdd
n
ddrnm nBmABA
S mS nS
 nm
nm
BA
nm
T
S nm 
 nmnm
nm
n
B
m
ABA
Snm
nSmS
CCT mn
nm
b. Tích số tan và độ tan của chất 
điện ly khó tan
Ion cùng loại: S 
  mdd
n
ddrnm nBmABA
Ion khác loại: S
)()()()()( nmBA
nmnmnm
BA
nm
n
B
n
B
m
A
m
A
n
B
m
ABA
nmnm
mmnnmn
nm
fSnmfnSmS
fCfCaaT
)(
)(
nm
nm
BA
nm
BA
nm
nm
fnm
T
S 
c. Ảnh hưởng của các ion trong dung 
dịch đến độ tan của chất điện ly khó tan
Chất điện ly sẽ kết tủa khi: nmmn BA
n
B
m
A
TCC 
Chất điện ly sẽ tan hết khi:
nm
mn BA
n
B
m
A
TCC 
Trong dung dịch bão hòa
n
B
m
ABA mnnm
CCT 
d. Điều kiện hoà tan và kết tủa 
của chất điện ly khó tan
IV. CÂN BẰNG ION CỦA NƯỚC 
TRONG DUNG DỊCH
1. Sự ion hóa và tích số ion của nước
2. Chỉ số pH và môi trường dd
3. Khái niệm về axit, baz
4. Cách tính pH của các dung dịch
Độ dẫn điện của H2O = 5,54.10
-18-1.cm-1
H2O + H2O H3O
+ + OH-
H2O H
+ + OH-
  14162 10
18
1000
.10.8,1]][[ OHKOHH
1410]][[ OHHKN
  
 
1610.8,1
2
OH
OHHK
1. Sự ion hóa và tích số ion của nước
 Trong nước nguyên chất:
[H+] = [OH-] = 10-7 pH = 7
 Trong dung dịch axit có môi trường axit:
[H+] > [OH-] pH < 7
 Trong dung dịch baz có môi trường baz:
[H+] 7
2. Chỉ số pH và môi trường dd
3. Khái niệm về axit, baz
a. Thuyết cổ điển của Arrhenius
b. Thuyết proton Bronsted
c. Thuyết electron của Lewis
a. Thuyết cổ điển của Arrhenius
 Axit: chất điện ly cho ion H+
 Baz: chất điện ly cho ion OH-
 Định nghĩa:
 Dự đoán
Axit :cho proton HA = H+ + A-
Baz: nhận proton: B + H+ = BH+
Các cặp axit – baz liên hợp: HA/A-, BH+/B
 Tất cả các chất có chứa proton đều có thể là axit Bronsted
 Tất cả các chất có điện tích âm (anion) hay phân cực âm (phân 
tử phân cực) đều có thể là baz Bronsted
b. Thuyết proton Bronsted
Axit: HA + H2O A
- + H3O
+
  
 HA
AOH
Ka
 3
 Baz: B + H2O BH
+ + OH-
  
 B
OHBH
Kb
 Nước: H2O + H2O H3O+ + OH
-
Kn = [H3O
+][OH-] = 10-14 (ở 298K)
Sự điện ly của axit và baz trong nước:
HA + H2O A
- + H3O
+
][
]][[ 3
)(
HA
AOH
K HAa
A- + H2O = HA + OH
-
][
]][[
)( 
A
OHHA
K
Ab
nAbHAa
KOHOH
A
OHHA
x
HA
AOH
KK 
 ]][[
][
]][[
][
]][[
3
3
)()(
pKa + pKb = pKn = 14
 Đối với cặp axit – baz liên hợp:
Định nghĩa:
Axit: nhận cặp electron.
Baz: cho cặp electron.
Dự đoán:
Axit Lewis: + có dư mật độ điện tích dương,
+ có orbital trống
 Tất cả các cation kim loại đều là các axit Lewis.
Baz Lewis + các anion (Cl-, Br-, F-, OH-) 
+ các ptử trung hòa hoặc ion có  tự do
Phạm vi sử dụng: giải thích phức chất. 
c. Thuyết electron của Lewis
aCpH lg bCpH lg14 
 aa CpKpH lg
2
1
 bb CpKpH lg
2
1
14 
m
a
a
C
C
pKpH lg 
m
b
b
C
C
pKpH lg14
 mb CpKpH lg
2
1
7 ma CpKpH lg
2
1
7 ba pKpKpH 
2
1
7
4. Cách tính pH của các dung dịch.
a. pH của dd axit mạnh và baz mạnh
b. pH của dd axit yếu và baz yếu
c. pH của dung dịch đệm
d. pH của dung dịch muối
Axit mạnh HA H+ + A-
Ca Ca
CaCpH
H
lglg 
Baz mạnh BOH B+ + OH-
Cb Cb
b
bOH
CpOHpH
CCpOH
lg1414
lglg
a. pH của dd axit và baz mạnh.
Axit yếu HA ↔ H+ + A-
Ban đầuCa
Điện ly Ca Ca Ca 
Cân bằng Ca(1- ) Ca Ca 
aa
a
a
aaH
CK
C
K
CCC 
 aaaaH CpKCKCpH lg2
1
lglg
2
1
lg 
 bb CpKpOH lg
2
1
 bb CpKpH lg
2
1
14 
b. pH của dd axit yếu và baz yếu.
Định nghiã: Dung dịch đệm là dd có pH ≈ const.
Cấu tạo
đệm axit: axit yếu + muối của nó 
đệm baz: baz yếu + muối của nó 
Cơ chế tác dụng của dung dịch đệm
CH3COOH CH3COO
- + H+ (1)
CH3COONa CH3COO
- + Na+
Thêm axit mạnh: cb (1) ←
Thêm baz mạnh: H+ + OH- → H2O: lượng H
+↓→ cb (1) →
Pha loãng dd, độ điện ly CH3COOH ↑
c. pH của dung dịch đệm.
CH3COOH CH3COO
- + H+ (1)
Ca(1- ’) Ca ’ Ca ’
CH3COONa CH3COO
- + Na+
Cm
m
a
a
m
a
a
C
C
pK
C
C
KHpH lglglg]lg[ 
  
 HAc
AcH
Ka
m
a
a
am
a
aa
C
C
K
CC
C
K
Ac
HAc
KH 
'
'1
][
][
][
pH của dung dịch đệm
d. pH của dung dịch muối
Sự thủy phân