Chuyên đề lớp 10 chuyên Hóa

Giảng viên: ThS. Nguyễn Thị Nga
Trường CĐ Sư Phạm Ninh Thuận
1.Khái niệm: Dung dịch (solution) là một hệ đồng thể gồm dung môi, chất tan, và sản phẩm của sự tương tác giữa chúng.
- Dung môi (solvent) quan trọng phổ biến là H2O.
- Chất tan (solute) (rắn, lỏng, khí).
- Tên của chất tan được lấy làm tên của dung dịch. (trừ chất tan là kim loại kiềm, oxide base kiềm)
2.Độ tan (Solubility - S): là số g chất đó tan tối đa trong 100g dung môi (H2O).
S phụ thuộc chủ yếu vào nhiệt độ, áp suất (khí), bản chất của chất tan và dung môi)
* Rắn: S tăng khi nhiệt độ tăng
* Khí: S tăng khi nhiệt độ giảm hoặc áp suất tăng.
Ở 22 oC (quy ước):
S ≤ 0.01g/100g H2O  chất không tan;
0.01 < S ≤ 1  chất ít tan;
S > 1g/100g H2O  tan nhiều.
+ Các acid thường gặp tan hết trừ H2SiO3
+ Base tan là base của kim loại kiềm, Ba, NH3, Sr(OH)2, và Ca(OH)2 ít tan, các hydroxide kim loại khác không tan.
+ Muối: muối nitrate tan hết; muối halogenide (trừ F) đa số tan tốt chỉ có Ag+, Pb2+, Cu+, Hg+, ít tan; HgI2 màu đỏ, không tan trong nước nhưng tan trong KI  K2(HgI4);
+ Các muối sulfate tan tốt trừ PbSO4 và BaSO4 không tan, CaSO4 ít tan
+ Các muối carbonate, sulfite, sulfide, photphate trung hòa đều ít tan (các muối kim loại kiềm, NH4+, các muối acid… tan tốt trừ NaHCO3 ít tan).
* Dựa vào S khác nhau  tách hỗn hợp bằng phương pháp kết tinh
3. Định luật Henry: độ tan của khí ở nhiệt độ không đổi tỉ lệ với áp suất
S = K*P
K: hằng số - phụ thuộc tính chất của khí
P: Áp suất riêng phần của khí
Các kết quả được khảo sát ở 250C.
VD1: CO2 trong thức uống gas ; VD2: Nitrogen trong máu thợ lặn
Sự hòa tan (r) vào (l) gồm hai quá trình: phá vỡ mạng lưới tinh thể ∆H1>0; và quá trình hydrate hóa (H2O) hoặc solvate hóa (dung môi khác) ∆H2<0
Vậy: Lượng nhiệt hấp thụ hay tỏa ra khi hòa tan 1 mol chất gọi là nhiệt hòa tan chất đó
∆H1>∆H2  thu nhiệt; ∆H1<∆H2  tỏa nhiệt
Dung dịch bão hòa: S = mct không thể tan thêm ở nhiệt độ xác định
Dung dịch chưa bão hòa: mct < S
Dung dịch quá bão hòa (supersaturation): S < mct
Nồng độ dung dịch (concentration): là đại lượng biểu thị hàm lượng chất tan trong đơn vị thể tích hoặc đơn vị khối lượng của dung dịch.
Giới thiệu 4 phương pháp tính nồng độ phổ biến nhất:
1. Nồng độ M – Molarity:

2.Nồng độ đương lượng: Số đương lượng gam chất tan
CN =
Số lít dung dịch
3.Nồng độ phần mol (phân số mol): là tỉ số giữa số mol của cấu tử chia cho tổng số mol chất có trong dung dịch (gồm chất tan và dung môi). Nồng độ phần mol là một đại lượng vô hướng (dimensionless) vì không có đơn vị.
Ưu điểm: Đại lượng phần mol không phụ thuộc nhiệt độ và thực sự hữu dụng khi tính toán các hệ hỗn hợp khí.
Trừ một số trường hợp đặc biệt, phần mol ít khi sử dụng khi tính toán các hệ dung dịch lỏng vì các phương pháp tính khác tiện lợi hơn.
4. Phần trăm khối lượng: của bất kì hợp phần nào trong dung dịch chính là khối lượng hợp phần đó chia cho tổng khối lượng dung dịch.
5. Nồng độ molan (Cm) của dung dịch được định nghĩa bởi số mol của chất tan trong một kg dung môi (mol/kg).
Ưu điểm: Nồng độ molan không phụ thuộc vào nhiệt độ, vì khối lượng là đại lượng bất biến khi thay đổi nhiệt độ.
Nhược điểm: Lượng dung dịch được tính bởi khối lượng nên không đơn giản như thể tích. Ngoài ra phải biết tỉ trọng của dung dịch để chuyển nồng độ M sang nồng độ Molan.
1. Pha 49g H2SO4 thành 200ml dung dịch. CN = ?
ĐH2SO4 = 98/2 = 49 ; n’= 49/49 = 1  CN = 1/0.2 = 5(N)
2. Cần bao nhiêu ml dung dịch H2SO4 96% (d = 1.84) để pha chế thành 1 lít dung dịch 0.5N biết ĐH2SO4 = 49.
 n’ = 0.5 đlg => mH2SO4 = ĐH2SO4 * n’ = 0.5 * 49 = 24.5(g)
mdd = 24.5 * 100/96  V = mdd/d = 24.5 * 100/96 * 1.84 = 13.8 (ml)
1. Định nghĩa: là quá trình phân li chất điện li (electrolyte) thành các ion dưới tác dụng của các phân tử dung môi (H2O) lưỡng cực hoặc khi chất điện li nóng chảy dưới tác dụng của nhiệt.
Ion dương gọi là cation; và các ion âm gọi là anion.
Quá trình điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li
a. Chất điện li mạnh: là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành các ion, quá trình điện li là quá trình mội chiều ().
- Bao gồm các muối tan, acid mạnh, các base mạnh.
b. Chất điện li yếu: là những chất trong dung dịch nước chỉ điện li một phần, còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là quá trình hai chiều.
- Bao gồm các acid yếu, base yếu, các hydrate không tan.
NH4OH  NH4+ + OH-
c. Chất không điện li: là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không điện li thành các ion, chúng có thể là chất rắn như glucose, lỏng (CH3CHO, C2H5OH…)
Độ điện li α: phần trăm chất tan phân li thành ion và được biểu diễn bằng tỉ số nồng độ mol của phần chất tan phân li thành ion (c), và nồng độ ban đầu của chất điện li (c0).
α = c/c0
c = 0 là chất không điện li
c = c0 điện li hoàn toàn
0≤α≤1
α phụ thuộc vào bản chất chất tan, nhiệt độ, và nồng độ của dung dịch. Nếu nồng độ dung dịch càng loãng (c0 càng nhỏ)  α càng lớn.
Hằng số điện li (hằng số cân bằng K):
Để đánh giá khả năng phân li của một chất, ngoài α, người ta còn dùng K
MA  M+ + A- ; K = [M+]*[A-]/[MA] và pK = -lgK
(nồng độ trong biểu thức là nồng độ [])
K phụ thuộc nhiệt độ và bản chất dung môi (với một chất tan nhất định)  Ka, Kb, Kkb (khi MA là phức chất thì K là hằng số không bền).
Định luật pha loãng:
K = [M+]*[A-]/[MA] = α*Co* α*Co/(Co - α*Co) = (α2/(1 – α))Co ; Do K = const
Nên khi Co càng nhỏ (dung dịch càng loãng) thì α càng lớn.
Kw = [H+][OH-] với H2O nguyên chất hoặc dung dịch không quá đặc.
Ở 22oC Kw = 10-14
+ Môi trường acid [H+] > [OH-] và [H+] > 10-7M
+ Môi trường base [H+] < [OH-] và [H+] < 10-7M
+ Môi trường trung tính [H+] = [OH-] = 10-7M
Là chỉ số để đo nồng độ (đặc, loãng) của dung dịch acid và base.
Khi nồng độ < 0.1M
pH = -lg[H+] ; nếu pH = a => [H+] = 10-a (mol/l)
lg hóa hai vế Kw = [H+][OH-] = 10-14 => pH + pOH = 14
môi trường acid pH < 7; môi trường base pH > 7 ; môi trường trung tính pH = 7
a. Dung dịch acid mạnh: (α = 1) pH = -lg[H+]
b. Dung dịch base mạnh: (α = 1) pOH = -lg[OH-]
c. Dung dịch acid yếu: (α < 1)
HA  H+ + A-
Ka = [H+]*[A-]/[HA] và pKa = -lgKa
Đơn acid: [H+] = [A-] vì acid yếu nên C << Co ; lg hóa hai vế
pH = ½ (pKa – lgCo)

d. Dung dịch base yếu: Tương tự acid yếu.

pOH = ½(pKb - lgCo) và pH = 14 - ½(pKb - lgCo)
* Đối với các chất điện li yếu α << 1 => 1 – α ~ 1
=> K = Co*α2/(1 – α) => K = α2 * Co => α = √(K/Co)
Dung dịch đệm (buffer solution): Là dung dịch có pH hoàn toàn xác định và không đổi được tạo nên khi trộn dung dịch của acid yếu hay base yếu với muối của chúng.
Ứng dụng hệ đệm: Dung dịch đệm rất quan trọng trong các hệ sinh học.
Máu: Các phản ứng sinh hóa trong cơ thể có thể sinh ra acid và base, làm thay đổi pH. pH của máu chỉ được thay đổi một cách cẩn thận quanh giá trị 7.4 bởi cặp acid-base liên hợp – H2CO3 & HCO3- .
Khả năng lưu thông oxygen của máu phụ thuộc vào sự điều khiển pH trong khoảng 0.1 đơn vị.
CH3COOH  CH3COO- + H+ hay
CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+
Ka = [CH3COO-]*[H3O+]/[[CH3COOH]*[H2O] do [acid] không lớn =>
[H2O] = const
[H3O+] = Ka * [CH3COOH]/[CH3COO-] nếu cho thêm vào dung dịch đó CH3COONa (muối phân li hoàn toàn)  Quá trình ion hóa của CH3COOH giảm do nồng độ CH3COO- tăng
=> CCH3COOH không ion hóa ~ CCH3COOH ban đầu và CCH3COOH ~ CCH3COONa
Tổng quát: dung dịch đệm được pha từ acid yếu và muối của nó
CH+ = CH3O+ = Ka * Cacid / Cmuối
Lg hóa hai vế:
=> pH = pKa + lg(Cmuối/Cacid)

Do: pKa là hằng số acid nên pH của dung dịch đệm chỉ phụ thuộc vào tỉ số nồng độ của muối và acid.

Khi pha loãng dung dịch đệm thì Cacid và Cmuối đều giảm nhưng tỉ số Cmuối/Cacid = const => pH = const

- Để pha một dung dịch đệm có giá trị pH xác định người ta thường chọn acid có pKa càng gần với giá trị pH đó, rồi tính Cmuối/Cacid như thế nào để có được pH theo yêu cầu.
VD1: thêm vào dung dịch CH3COOH 0.7M một lượng muối CH3COONa 0.6M thu được dung dịch đệm có CH+ = ? biết Ka = 1.8 * 10-5
CH+ = Ka * Cacid/Cmuối = 1.8 * 10-5 * 0.7/0.6 = 2.1 * 10-5 (M)
VD2: người ta có thể thêm vào dung dịch NaH2PO4 1M (pKa = 7.24) một lượng Na2HPO4 = ? để thu được dung dịch có pH = 7?
7 = 7.24 + lg(Cmuối/Cacid) => lg(Cmuối/Cacid) = -0.24
=> Cmuối/Cacid = 0.57 => Cmuối = 0.57M
Tương tự acid yếu và muối của nó:
COH- = Kb * Cbase/Cmuối
VD: NH3 + H2O  NH4+ + OH- ; COH- = Kb * CNH3/CNH4+
- Dung dịch đệm không biến đổi pH không những khi pha loãng mà cả khi thêm một lượng acid mạnh hay base mạnh.

VD2: Tính pH của dng dịch A (CH3COOH 0.1M và CH3COONa 0.1M) biết KCH3COOH = 10-4.76 ;
CH+ = Ka * Cacid/Cmuối = 10-4.76 * 0.1/0.1 = 10-4.76
pH = -lg[H+] = -lg10-4.76 => pH = 4.76
VD1:
Dung dịch đệm có 1mol/l CH3COOH và 1mol/l CH3COONa có pKa = 4.75. Sau khi cho thêm vào 100ml dung dịch đệm đó 10ml dung dịch NaOH 0.1N thì nồng độ của muối và acid sẽ biến đổi như thế nào? Giá trị pH của dung dịch = ?

NNaOH = 0.01 * 0.1 = 0.001 đlg
CH3COOH  CH3COO- + H+
CH3COONa  CH3COO- + Na+
nCH3COOH = nCH3COONa = 0.1 mol
CCH3COONa = (0.1 + 0.001)/0.11 = 0.918
CCH3COOH = (0.1 – 0.001)/0.11 = 0.9
pH dd = 4.75 + lg(Cmuối/Cacid) = 0.918/0.9 = 4.76 => dung dịch đệm biến đổi không đáng kể.
VD: 0.10M acetic acid – 0.10M sodium acetate.
Thêm 0.01 mol NaOH rắn vào 1 lít dung dịch đệm trên.
Tương tự tiến hành thêm 0.01 mol HCl vào 1 lít dung dịch đệm trên.
Nồng độ các chất sau phản ứng trung hòa:
[CH3CO2H] = 0.11 M và [CH3CO2-] = 0.09 M
=> pH
Log hóa hai vế:
Ví dụ thực tế ứng dụng phương trình Henderson – Hasselbalch trong hóa sinh (biochemistry), tính toán ảnh hưởng pH tới độ tan của các acid yếu.

Dựa vào phương trình Henderson – Hasselbalch, ta có thể đưa ra một nguyên tắc chung cho việc chọn vật liệu làm dung dịch đệm với pH cho trước. Ta tiến hành chọn acid có pKa gần với pH đệm, rồi tính tỉ số [base]/[acid] để có giá trị pH yêu cầu.
Tính phần trăm tan của acid yếu – amino acid glycine, một trong những phân tử tạo nên protein. pH dung dịch lớn hơn 2.00 đơn vị so với pKa của glycine.
Henderson – Hasselbalch:
Kết luận: pH cao hơn pKa 2 đơn vị  hầu hết các amino acid glycine (100/101) tan hoàn toàn.
Vẫn xét ví dụ trên, nhưng thay đổi độ lớn pH so với pKa của acid yếu.
Khi hòa tan một chất rắn vào H2O có cân bằng dị thể giữa pha rắn và lỏng

AgCl  AgCl(dd) ; cân bằng thiết lập AgClr  Ag+dd + Cl-dd
Độ tan của AgCl rất bé => dung dịch bão hòa của nó có nồng độ rất thấp

K = [Ag+]*[Cl-]/[AgCl] ; [AgCl] = const => K = T
K = T = [Ag+][Cl-] là một hằng số ở nhiệt độ xác định.

Vậy: Tích số tan của một hợp chất ít tan là tích nồng độ của các ion ở trong dung dịch bão hòa hay ở trong dung dịch tiếp xúc với pha rắn của chất đó.
AmBn  mAn+ + nBm- ; TAmBn = [An+]m * [Bm-]n

T phụ thuộc vào bản chất chất tan, dung môi và nhiệt độ.
∆G0 = - 2.303*R*T*lgTAmBn
mối liên hệ với các dữ kiện nhiệt độ.
VD: Có cân bằng:
AgCl(r)  Ag+dd + Cl-dd
∆H0298 -127.1 105 -167.1 KJ/mol
∆S0298 96.11 72.62 56.53 J/mol
TAgCl = ?

Đối với quá trình hòa tan:
∆H0t = 105 – 167.1 + 127.1 = 65.5 KJ/mol
∆S0t = 72.62 + 56.53 – 96.11 = 33.04 J/mol
∆G0t = 65500 – 33.04 * 298 = 5560 (J/mol)
∆G0t = -2.303 RT lgTAgCl = 5560 => lgTAgCl = -9.74 => TAgCl = 1.8 * 10-10
* Mối quan hệ giữa tích số tan và độ tan
AmBn  mAn+ + nBm-
S → mS → nS
T = [An+]m[Bm-]n = (mS)m (nS)n = mmnn * S(n+m)

+ Nếu tích số nồng độ các ion trong dung dịch = T  dung dịch bão hòa (kết tủa xuất hiện)

+ Nếu tích số nồng độ các ion trong dung dịch < T  dung dịch chưa bão hòa (không có kết tủa)

+ Nếu tích số nồng độ các ion trong dung dịch > T  dung dịch quá bão hòa (kết tủa xuất hiện nhiều hay ít tùy thuộc lượng An+ và Bm-)
Là một trong những tính chất nhiệt động hóa học quan trọng nhất của chất lỏng

Khi hòa tan một chất tan không bay hơi vào một dung môi, áp suất hơi bão hòa của dung môi ở trên dung dịch (hay gọi tắt là áp suất hơi của dung dịch) giảm xuống.

Giải thích: mặt thoáng của dung môi tinh khiết chỉ gồm những phân tử dung môi, còn mặt thoáng của dung dịch gồm những hạt chất tan xen lẫn với những phân tử dung môi. Vì vậy trong cùng một đơn vị thời gian, ở một nhiệt độ nhất định số phân tử bay hơi từ dung dịch bé hơn số phân tử bay hơi từ dung môi tinh khiết

=> trong trường hợp của dung dịch, trạng thái cân bằng được thiết lập ở áp suất thấp hơn so với trường hợp dung môi.
Đó là nguyên nhân gây nên sự giảm áp suất hơi bão hòa của dung môi trên dung dịch.
Đó là nguyên nhân gây nên sự giảm áp suất hơi bão hòa của dung môi trên dung dịch.

- Sự giảm càng nhiều khi nồng độ của chất tan càng lớn hoặc nói cach khác áp suất hơi bão hòa của dung dịch (P1) tỉ lệ với phần mol (N1) của dung môi
P1 = K*N1
K là hệ số tỉ lệ
Khi N1 = 1 => dung môi tinh khiết => K = P10
P10 là áp suất hơi bão hòa của dung môi => P1 = P10 * N1
Định luật Raoult thứ nhất (về áp suất hơi bão hòa của dung dịch điện li):

Áp suất hơi của dung dịch = tích áp suất hơi bão hòa của dung môi và phần mol của dung môi. Nếu gọi N2 là phần mol của chất tan trong dung dịch => N1 = 1 – N2
Từ P1 = P10 * N1 => P1 = P10 (1 – N2)  P1 = P10 – P10*N2
 P10*N2 = P10 – P1

=> N2 = (P10 – P1)/P10 ; tỉ số này là độ giảm tương đối áp suất hơi của dung môi trên dung dịch

- Cách phát biểu khác của định luật Raoult 1: Độ giảm áp suất hơi bão hòa của dung dịch bằng phần mol của chất tan trong dung dịch.
* Định luật Raoult thứ hai (về sự tăng nhiệt độ sôi và giảm nhiệt độ hóa rắn của dung dịch)
(một chất lỏng sôi ở nhiệt độ tại đó Phơi bão hòa của nó = P bên ngoài)
(một chất lỏng hóa rắn ở nhiệt độ tại đó Phơi của pha lỏng = Pk của pha rắn)

- Độ tăng nhiệt độ sôi và độ giảm nhiệt độ hóa rắn của dung dịch loãng tỉ lệ với nồng độ molan của dung dịch.
∆ts = Ks * Cm
∆tđ = Kđ * Cm
=> ∆t = K * Cm
∆t: là độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch hoặc độ giảm nhiệt độ hóa rắn của dung dịch
K: là hằng số nghiệm sôi hoặc hằng số nghiệm lạnh không phụ thuộc vào bản chất chất tan mà phụ thuộc vào bản chất dung môi.
Cm: là nồng độ molan.

(áp dụng cho dung dịch loãng chất tan không điện li. Nên nếu C=1 thì nồng độ cách xa với nồng độ dung dịch loãng nên phương trình Raoult 2 không áp dụng được).
VD1: Hòa tan 27g glucose vào 200g H2O. Tính nhiệt độ đông đặc của dung dịch biết Kđ(H2O) = 1.86

Lượng glucose trong 1000g dung môi (H2O) là: 1000*27/200 = 135g
n = 135/180 = 0.75(mol) => ∆tđ = K*Cm = 0.75 * 1.86 = 1.395
nghĩa là dung dịch trên đông đặc ở -1.395oC

VD2: Dung dịch chứa 8.8g X không điện li trong 125g benzene sôi cao hơn benzene nguyên chất 1oC. Tính Mx biết Ks(C6H6) = 2.53oC.

mX trong 1000g dung môi (C6H6) là: 1000*8.8/125 = 70.4(g)
∆ts = K*Cm = K*m/M => M = 178.112 (g)
Khái niệm hoạt độ: (a) (nồng độ biểu kiến hay hiệu dụng).

Hoạt độ là đại lương thay cho nồng độ khi đặt nó vào biểu thức ĐL t/d khối lượng thì làm cho biểu thức này áp dụng được cho dung dịch chất điện li cũng như không điện li ở mọi nồng độ.

a = f*c ; a < c ; f < 1

- Trong đó:
+ a là hoạt độ; c là nồng độ thực
+ f là hệ số hoạt độ, nó xác định mức độ ảnh hưởng của tương tác giữa các ion với nhau.
* Thuyết Acid – Base của Arrhenius: phân li trong dung dịch cho H+
Chỉ áp dụng cho dung môi là H2O.

* Thuyết Bronsted – Lowry: Acid là chất cho proton – base là chất nhận proton, gọi là thuyết proton. Khi cho proton, acid (A) biến thành base (B).
A  B + H+

Mỗi acid (A) tương ứng với một base liên hợp (B) và ngược lại.
- Acid:
+ Trung hòa: HCl, H2SO4 … (base liên hợp Cl-, HSO4-)
+ Cation: NH4+, H3O+ (ứng với base liên hợp NH3, H2O)
+ Anion: HSO4-, HPO42- (ứng với base liên hợp SO42-, PO43-)

- Base:
+ Trung hòa: NH3, H2O
+ Anion: OH- . Các base Cl-, CH3COO-, ClO- là base rất yếu.

- Thuyết Bronsted áp dụng cho bất kì môi trường nào.
HA + H2O  H3O+ + A- ; Ka = CH3O+*CA-/CHA*CH2O

Tại nhiệt độ xác định, Ka càng lớn, acid ion hóa càng nhiều  acid càng mạnh  base liên hợp càng yếu.
Thuyết Lewis: (thuyết electron) base là chất cho cặp electron để tạo thành liên kết cộng hóa trị và acid là chất nhận cặp electron (tương tác A-B là sự tạo thành liên kết cho nhận đặc trưng cho sự tạo thành phức chất).
Nhược điểm thuyết Lewis: không giải quyết được vấn đề độ mạnh của acid và base như thuyết Arrhenius và Bronsted-Lowry.
Phản ứng trong dung dịch chất điện li: (đa số các phản ứng trong hóa vô cơ)

Phản ứng trao đổi của các chất điện li ở trong dung dịch thực chất là phản ứng giữa các ion và phản ứng xảy ra khi tạo nên chất điện li yếu hoặc chất điện li yếu hơn chất ban đầu hoặc chất ít tan (hơn chất ban đầu), chất dễ bay hơi.

* Sự thủy phân của các muối:
Nếu muối tạo bởi:

- Acid yếu và base mạnh  môi trường base
CH3COONa  CH3COO- + Na+ (do HA là acid yếu nên base liên hợp A- là base mạnh => phản ứng thủy phân.
CH3COO- + H2O  CH3COOH + OH-
Nếu acid càng yếu thì hằng số thủy phân của muối càng mạnh.

- Base yếu và acid mạnh  môi trường acid.
VD: NH4Cl  NH4+ + Cl- ; NH4+ + H2O  NH3 + H3O+
(tương tự acid nếu base càng yếu thì hằng số thủy phân càng mạnh)

- Acid yếu và base yếu  môi trường tùy trường hợp.
Ví dụ: CH3COONH4  CH3COO- + NH4+