Bài giảng Hóa phân tích - Chương 2: Các khái niệm và định luật cơ bản (Chuẩn kiến thức)

CHƯƠNG 2

CÁC KHÁI NIỆM VÀ

ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN

1

NỘI DUNG

1. DUNG DỊCH VÀ NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH

¾ Khái niệm dung dịch

¾ Các loại nồng độ dung dịch và cách biểu thị

¾ Các cách quy đổi giữa các dạng nồng độ

2. CÂN BẰNG HOÁ HỌC – ĐL TÁC DỤNG KHỐI

LƯỢNG

3. ĐỊNH LUẬT TÁC DỤNG ĐƯƠNG LƯỢNG

2

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

1. KHÁI NIỆM DUNG DỊCH

Tùy trạng thái tập

hợp của chất phân

tán và MT phân tán

Dung dịch (dd) là hệ đồng thể

do sự phân tán của các phân

tử hay ion vào nhau

các dạng dd khác nhau

1. R/L (dd NaCl)

2. L/L (Rượu/H₂O)

3. K/L (DD HCl)

chất phân tán Môi trường phân

(chất tan)

tán (d_môi)

4. R/K (bụi/ko khí)

5. R/R (hợp kim)

6. L/K (sương mù)

Thành phần thay đổi trong một

giới hạn rộng

3

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

¾ Nồng độ dd: lượng chất tan trong lượng dmôi xác định.

¾ Dung dịch loãng ⇒ chất tan ít

¾ Dung dịch đậm đặc ⇒ chất tan chiếm tỷ lệ lớn.

¾ Dung dịch bão hoà ⇒ chứa chất tan tối đa.

Các đại lượng liên quan đến chất tan và dung môi

trong dung dịch

• m (g): Khối lượng chất tan • q (g) : Khối lượng dung môi

• V_x(ml): Thể tích chất tan

• V (ml) : Thể tích dd cho hoà tan m (g) vào V_x(ml) dung môi

• d (g/ml): Khối lượng riêng của dd thu được.

4

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

CÁC LOẠI NỒNG ĐỘ DD

¾ Độ tan S: lượng chất tan trong 100 g dung môi để tạo

nên dd bão hoà (ở điều kiện t^ovà P xác định).

m

S = .100

q

¾ Nồng độ khối lượng (g/l): Số g chất tan có trong 1 lít

dd

m

C_{g / l}= .1000

V

¾ Độ chuẩn (T): Số g (hay mg) chất tan trong 1 ml DD

m

T_mg/ml= .1000

V

T_{g / ml}=

V

5

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

CÁC LOẠI NỒNG ĐỘ DD

¾ Nồng độ phần trăm (%): Có ba dạng biểu diễn

%(khối lượng/khối lượng): số g chất tan trong 100 g dd.

m

C%(KL/ KL) =

.100

m + q

%(khối lượng/thể tích): số g chất tan trong 100 ml dd.

m

C%(KL/TT) = .100

V

%(thể tích/thể tích): số ml chất tan trong 100 ml dd.

V_x

C%(TT /TT ) = .100

V

6

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

CÁC LOẠI NỒNG ĐỘ DD

¾ Nồng độ phần triệu (ppm): Biểu diễn khối lượng chất

tan có trong 10⁶lần khối lượng mẫu cùng đơn vị

1 ppm = 1 g chất tan trong 10⁶g hay 1000 kg mẫu

= 1 mg chất tan trong 10⁶mg hay 1 kg mẫu

m

C( ppm) =

.10⁶

m + q

Nếu mẫu lỏng và dd loãng ⇒ d ≈ 1 g/ml

⇒ C(ppm) = C(mg/l)

¾ Nồng độ mol: Số mol chất tan trong 1 lít dd

m 1000

C_M= .

M V

7

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

CÁC LOẠI NỒNG ĐỘ DD

¾ Nồng độ molan: biểu diễn số mol chất tan trong 1000

g dung môi

m 1000

C_m= .

M q

¾ Nồng độ phần mol: là tỷ số giữa số mol của cấu tử i

(n_i) trên tổng số mol các chất tạo thành dd

n_i

N_i=

N

8

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

CÁC LOẠI NỒNG ĐỘ DD

¾ Nồng độ đương lượng: Số đương lượng chất tan trong

1 lít dung dịch.

m 1000

C_N= .

Đ V

¾ Đương lượng (Đ): là phần khối lượng của nguyên tố hay

hợp chất kết hợp hay thay thế vừa đủ với một đơn vị

đương lượng, hoặc một đương lượng của nguyên tố khác

Một đơn vị đương lượng bằng 1,008 phần khối lượng H₂

hay 8 phần khối lượng O₂.

9

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

CÁCH TÍNH ĐƯƠNG LƯỢNG

¾ Đối với nguyên tố:

• Đ_X: Đ của nguyên tố X

M_X

Đ_X=

• M_X: KLNT của X

n

• n : Số hoá trị của X

¾ Đối với hợp chất AB:

• Đ_AB: Đ của hợp chất AB

M_AB

Đ_AB=

• M_AB: KLPT của AB

n

• n : Số đơn vị đương lượng

⇒ Số đơn vị đương lượng n thay đổi tùy theo phản ứng

10

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

ĐƯƠNG LƯỢNG HỢP CHẤT

¾ AB là chất oxy hoá - khử: n là số điện tử trao đổi ứng với

1 mol AB

2KMnO₄+ 10FeSO₄+ 8H₂SO₄= 2MnSO₄+ 5Fe₂(SO₄)₃+ K₂SO₄+ 8H₂O

M

158,03

KMnO₄

KMnO₄: Mn⁷⁺

Mn²⁺: Nhận 5 e^-⇒

Đ_KMnO

=

= 31,6

4

5

Đ(Cl₂) = M (Cl₂) / 2

Đ(HCl) = M(HCl) / 1

Cl₂

+ 2e⁻→ 2Cl⁻

Đ(K₂Cr₂O₇) = M/ 6

Đ(CrCl₃) = M / 3

2−

Cr₂O₇+ 6e⁻→ 2Cr³⁺

Đ(Na₂S₄O₆) = M / 2

Đ(Na₂S₂O₃) = M / 1

2−

S₄O₆

+ 2e⁻→ 2 S₂O₃

Đ(FeSO₄) = M / 1

Đ(Fe₂(SO₄)₃) = M / 2

Fe₂(SO₄)₃+ 2e⁻→ 2FeSO₄

11

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

ĐƯƠNG LƯỢNG HỢP CHẤT

¾ AB là axit hay baz: n là số ion H⁺hay OH^-thực sự tham

gia phản ứng trong 1 mol AB.

Với các axit đơn chức (HCl, HNO₃), baz đơn chức (NaOH,

KOH hay NH₄OH (NH₃)) ⇒ Đ = M.

Với các axit hay bazo đa chức ⇒ đương lượng tuỳ thuộc

vào phản ứng.

Ví dụ, với Na₂CO₃, có hai đương lượng khác nhau tuỳ phản ứng

Na₂CO₃+ HCl = NaHCO₃+ NaCl

⇒ Đ = M/1

Na₂CO₃+ 2HCl = NaCl + CO₂+ H₂O ⇒ Đ = M/2

12

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

ĐƯƠNG LƯỢNG HỢP CHẤT

¾ AB là hợp chất ion (muối): Đ_ABlà lượng AB có khả năng

trao đổi với 1 mol ion mang điện tích +1 hay -1.

Đ(NaCl)

= M/ 1

Đ(BaCl₂)

= M / 2

Đ(Fe₂(SO₄)₃) = M / 6

13

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

ĐƯƠNG LƯỢNG HỢP CHẤT

¾ AB là phức chất:

¾ Nếu AB là phức chất được tạo thành từ sự kết hợp ion

kim loại trung tâm Mⁿ⁺với các phối tử L (ligand) theo PỨ:

Mⁿ⁺+ x L = [ML_x]^m

⇒ Đương lượng của phức chất (hoặc thành phần) được xác

định giống ĐL của muối

Ví dụ: Cu²⁺+ 4 NH₃= [Cu(NH₃)₄]²⁺

Đ(Cu²⁺)

Đ [Cu(NH₃)₄]²⁺

=

M /2

Đ(NH₃)

M / ½ = 2M

14

DUNG DỊCH – NỒNG ĐỘ DD

Pha trộn từ hai dung dịch đã biết nồng độ

m_ac −b

=

m_ba −c

+ a, b: Nồng độ % của các dung dịch ban đầu (a > b)

+ c : Nồng độ % của dung dịch mong muốn

+ m_a, m_b: Khối lượng của dung dịch nồng độ a và b

Liên hệ giữa một số nồng độ thông dụng

10.C%.d

C_N

n

10.C%.d

C_M=

C_N=

M

Đ

15

HOẠT ĐỘ

Trong dd, các chất tan → các ion. Khi có đồng thời nhiều

ion trong dd ⇒ lực tương tác ion μ

⇒ Giảm khả năng hoạt động ion

⇒ Ion chỉ còn hiện diện với nồng độ hiệu dụng a (thay vì c)

a = f . c

hoạt độ hệ số hoạt độ (phụ thuộc μ)

n

1

2

Công thức tính lực ion μ

μ = C Z

∑

i

2

i=1

Từ μ ⇒ suy ra f theo các công thức nghiệm hay bảng tra

trong sổ tay (sách trang 30 – 31).

16

HOẠT ĐỘ

Ví dụ : Tính hoạt độ của dung dịch KCl và của K⁺, Cl⁻

trong nước có C = 0,01M

KCl → K⁺+ Cl⁻

a_KCl= a_K+ = a_Cl− = 0,89×0,01 = 0,0089 M

Lưu ý:

Dung dịch loãng ⇒ μ ≈ 0 nên f = 1 và a = c

Hoạt độ thường được ký hiệu bằng dấu ().

Trong HPT, dd thường loãng nên thường lấy f =1

17

QUÁ TRÌNH HOÀ TAN VÀ TẠO TỦA

Quan sát các hiện tượng sau:

Khi cho muối vào trong nước ⇒ muối tan ⇒ Hoà tan

Khi tiếp tục cho muối vào dung dịch ⇒ dung dịch bão hòa

⇒ muối không tan nữa.

Khi cho bay hơi dung dịch bão hoà ⇒ muối rắn tách ra

⇒ Quá trình kết tủa

¾ Quá trình hòa tan và kết tủa là hai hiện tượng ngược

nhau của một phản ứng thuận nghịch.

(1)

⎯⎯→

AgNO₃+ NaCl

AgCl ↓ + NaNO₃

←⎯⎯

(2)

Theo (1) : phản ứng tạo tủa AgCl với v_kt

Theo (2) : phản ứng hòa tan AgCl với v_ht

(1) = (2) khi v_kt= v_ht⇒ Hệ đạt trạng thái cân bằng

18

QUÁ TRÌNH HOÀ TAN VÀ TẠO TỦA

(1)

⎯⎯→

←⎯⎯

AgNO₃+ NaCl

AgCl ↓ + NaNO

(2)

¾ Tại trạng thái cân bằng, tích số hoạt độ (Ag⁺)(Cl^-) là hằng

số và được gọi là tích số tan của AgCl, ký hiệu T_AgCl.

+

-

T_AgCl= (Ag⁺)(Cl^-) = a_Ag.a_Cl.

¾ Tổng quát:

¾ Nếu là hợp chất AB: AB↓ ⇔ Aⁿ⁺+ B^n-

+

−

T_AB= a_A.a_B= [Aⁿ⁺].[Bⁿ⁻].f_A.f_B

(f_A,f_B: hệ số hoạt độ của A,B)

¾ Nếu là hợp chất A_mB_n: A_mB_n→ mAⁿ⁺+ nB^m−

T_AmBn= a_An+× a_Bm−= [Aⁿ⁺]^m.[B^m−]ⁿ. f_A.f_B

m

n

m

n

19

QUÁ TRÌNH HOÀ TAN VÀ TẠO TỦA

LIÊN HỆ GIỮA ĐỘ TAN VÀ TÍCH SỐ TAN

Độ tan: Với chất điện ly ít tan, độ tan là khả năng tan tối

đa → tạo thành các ion trong dung dịch.

Đơn vị độ tan: g/l hay mol/l.

Xét tổng quát, nếu A_mB_nlà chất điện ly ít tan và trong dung

dịch không có ion nào khác hiện diện, ta có

A_mB_n↔ mAⁿ⁺+ nB^m−

S

mS

nS

Do chất ít tan nên c rất nhỏ và f ~1 ⇒ a ~ c

T_AmBn= [Aⁿ⁺]^m.[B^m−]ⁿ

T_AmBn

m^m.nⁿ

m+n

S =

20