Giáo án môn Hóa học 11 - Sự điện ly

SỰ ĐIỆN LY.
I. Chất điện ly.
1. Chất điện ly: Là những chất khi tan trong nước thì phân ly tạo ra các ion (cation và anion).
Chất điện ly gồm có: 
- Các axit.
- Các bazơ.
- Các muối.
2. Chất không điện ly. Là những chất không có khả năng phân ly ra ion.
II. Nguyên nhân dẫn điện của dung dịch chất điện ly.
Nước là dung môi phân cực mạnh. Sự định hướng của các phân tử nước quanh các ion trong các tinh thể hoặc phân tử chất điện ly cùng với sự chuyển động nhiệt của chúng đã làm cho liên kết giữa các ion bị yếu đi và bị cắt đứt để tạo thành các ion tan vào dung dịch. Trong dung dịch, các ion này tồn tại dạng hydrat hóa, chúng là những hạt mang điện chuyển động tự do.
Vậy dung dịch chất điện ly có khả năng dẫn được điện là các ion chuyển động tự do. Dung dịch điện ly được gọi là vật dẫn loại 2.
III. Sự điện ly.
1. Định nghĩa: Là quá trình phân ly thành ion âm và dương của phân tử chất điện ly khi tan trong nước.
Sơ đồ chung:
- Axit → proton (H+) + anion gốc axit:	HnA = nH+ + An-. 
Ví dụ:	HCl = H+ + Cl-
- Bazơ → cation gốc bazơ (cation kim loại) + anion hidroxit (OH-):	
B(OH)m = Bm+ + mOH-.
Ví dụ: NaOH = Na+ + OH-
- Muối → cation gốc bazơ + anion gốc axit:	BnAm = nBm+ + mAn-. 
Ví dụ: NaCl = Na+ + Cl-
2. Chất điện ly mạnh – chất điện ly yếu.
a. Chất điện ly mạnh. Là những chất phân ly hoàn toàn thành ion khi tan trong nước.
Thuộc nhóm này gồm có:
- Các axit mạnh: HCl, H2SO4 (nấc 1), HNO3, HBr, 
- Các bazơ mạnh: hidroxit kim loại kiềm, Ca(OH)2, Ba(OH)2, 
- Các muối.
b. Chất điện ly yếu: Là những chất chỉ phân ly một phần thành ion khi tan trong nước.
Thuộc nhóm này gồm có các axit yếu, bazơ yếu, 
2. Phương trình điện ly. Là phương trình biểu diễn sự phân ly thành ion của các phân tử chất điện ly.
Khi viết phương trình điện ly cần chú ý:
- Nếu là chất điện ly mạnh thì dùng dấu “→”
Ví dụ: NaOH → Na+ + OH-.
- Nếu là chất điện ly yếu phải dùng dấu thuận nghịch “”
Ví dụ: CH3COOH CH3COO- + H+ 
- Điện tích của ion đúng bằng hóa trị của ion đó trong hợp chất.
- Tổng điện tích ở hai vế của phương trình điện ly bằng nhau.
- Đối với trường hợp đa axit có thể viết phương trình điện ly một lượt hoặc theo từng nấc.
Ví dụ: 	H3PO4 H+ + H2PO4- 
	H2PO4- H+ + HPO42- 
	HPO42- H+ + PO43- 
- Mọi tính toán trên phương trình hóa học đều áp dụng được cho phương trình điện ly.
Ví dụ: Cu(NO3)2 → Cu2+ + 2NO3- 
 0,1mol → 0,1mol 0,2mol
- Trong tính toán định lượng, đối với chất điện ly mạnh xem như phân ly hoàn toàn rồi tính toán còn đối với chất điện ly yếu phải tính theo cân bằng dựa vào hằng số điện ly K hoặc độ điện ly a.
Ví dụ: Tính nồng độ H+ trong dung dịch CH3COOH 0,1M. Cho Ka = 1,8.10-5.
CH3COOH 	CH3COO- + H+ 
Bđ	0,1M
[]	0,1 – x	x	x
Giải gần đúng ta được: = 1,34.10-3(M).
Bài tập: Viết phương trình điện ly:
a. HNO3 → H+ + NO3-.
b. Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OH-.
c. NH3 + H2O NH4+ + OH-.
d. Al2(SO4)3 →	2Al3+ + 3SO42-.
e. H2SO4 → 2H+ + SO42-.
Nếu viết theo từng nấc:
	H2SO4 → H+ + HSO4-.
	HSO4- → H+ + SO42-.
3. Độ điện ly – hằng số điện ly.
a. Độ điện ly.(a)
Trong đó: 
- N, n, C lần lượt là số phân tử, số mol, nồng độ mol/l của chất điện ly được chuyển thành ion.
- N0, n0, C0 lần lượt là số phân tử, số mol, nồng độ mol/l của chất điện ly có trong dung dịch.
- Giá trị a biến thiên trong khoảng: 0 £ a £ 1 hay 0% £ a £ 100%.
Khi a < 1 thì chất điện ly thuộc loại yếu.
Độ điện ly của một chất phụ thuộc vào các yếu tố:
- Bản chất của chất điện ly (mạnh hay yếu) và dung môi.
- Nồng độ (thường nồng độ càng loãng thì độ điện ly càng tăng).
- Nhiệt độ (thường nhiệt độ càng cao thì độ điện ly càng tăng).
b. Hằng số điện ly (K). Là hằng số cân bằng của quá trình điện ly.
Tổng quát: HnA nH+ + An-; K = ?
- Hằng số axit: Hằng số điện ly của axit.
- Hằng số bazơ: Hằng số điện ly của bazơ.
- Tích số tan: Hằng số cân bằng của quá trình phân ly thành ion của các chất ít tan trong dung dịch.
- Các yếu tố ảnh hưởng đến hằng số điện ly K: Bản chất của chất điện ly và dung môi, nhiệt độ.
4. Nồng độ dung dịch.
a. Nồng độ % (C%). 	
b. Nồng độ mol/l (CM(A) hay [A]). 
c. Công thức liên hệ giữa nồng độ mol/l và nồng độ %.
d. Công thức pha loãng.
* Đối với nồng độ %: C1(%).m1(dd) = C2(%).m2(dd).
* Đối với nồng độ mol/l: C1(M).V1(dd) = C2(M).V2(dd).
IV. Axit – bazơ.
1. Định nghĩa.
a. Theo thuyết điện ly (Areniut).
- Axit là những chất khi tan trong nước phân ly ra ion H+.
Ví dụ: HCl → H+ + Cl-.
- Bazơ là những chất khi tan trong nước phân ly ra ion OH-.
Ví dụ: NaOH → Na+ + OH-.
b. Theo thuyết proton (Bronstet).
- Axit là những chất có khả năng cho proton (H+).
- Bazơ là những chất có khả năng nhận proton.
Mở rộng.
- Chất lưỡng tính là những chất vừa có khả năng cho vừa có khả năng nhận proton.
- Chất trung tính là những chất không có khả năng cho hoặc nhận proton.
Thuyết proton rộng hơn so với thuyết điện ly về khái niệm axit – bazơ!
	→ Theo thuyết proton, những chất nào thuộc nhóm axit, bazơ, lưỡng tính, trung tính?
* Nhóm các axit:
- Các axit theo thuyết điện ly của Areniut: HCl, HNO3, H2SO4, HSO4-, axit hữu cơ, 
Ví dụ: HCl + HOH → H3O+ + Cl-.
- Các cation kim loại (gốc bazơ) của bazơ yếu: NH4+, Al3+, Fe3+, Cu2+, 
Ví dụ:	NH4+ + HOH NH3 + H3O+.
	Al3+ + 3HOH	 Al(OH)3 + 3H+.
- H+ (H3O+ ion hidroni) là axit mạnh.
Các oxit axit cũng được xem như những axit.
* Nhóm các bazơ:
- Các bazơ theo thuyết điện ly của Areniut: NaOH, Cu(OH)2, Fe(OH)3, 
- Các anion gốc axit yếu không còn proton: CO32-, S2-, CH3COO-, C6H5O-, 
Ví dụ: CO32- + HOH HCO3- + OH-.
- NH3, các amin là những bazơ.
Ví dụ: NH3 + HCl → NH4Cl.
- OH- là bazơ mạnh.
- Các oxit bazơ cũng được xem là những bazơ.
* Nhóm các chất lưỡng tính:
- Các hidroxit lưỡng tính: Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3, 
Ví dụ:	Al(OH)3 + 3H+ → Al3+ + 3H2O.
	Al(OH)3 + OH- → AlO2- + 2H2O. (AlO2-: ion aluminat)
	Zn(OH)2 + 2H+ → Zn2+ + 2H2O.
	Zn(OH)2 + 2OH- → ZnO22- + 2H2O. (ZnO22-: ion zincat)
- Các anion gốc axit yếu còn proton: HCO3-, HS-, 
Ví dụ:	HCO3- + H+ → H2O + CO2.
	HCO3- + OH- → CO32- + H2O.
- Nước là dung môi lưỡng tính.
Ví dụ: 	HOH + NH3 NH4+ + OH-.
	HOH + NH4+ NH3 + H3O+.
* Nhóm các chất trung tính. Thường là các cation gốc bazơ mạnh (Na+, K+, Ca2+, ), các anion gốc axit mạnh không còn proton (Cl-, SO42-, NO3-, ), các oxit không tạo muối (NO, N2O, CO, )
2. Dung dịch axit – dung dịch bazơ.
a. Dung dịch axit. Là dung dịch có chứa ion H+ (hay H3O+).
Dung dịch axit có những tính chất cơ bản:
- Vị chua của giấm.
- Làm đỏ giấy quỳ (lực axit đủ lớn).
- Tác dụng với bazơ, oxit bazơ và muối.
Ví dụ: 	H+ + OH- → H2O.
	2H+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2O.
	3H+ + Fe(OH)3 → Fe3+ + 3H2O.
	2H+ + CO32- → CO2 + H2O.
	2H+ + FeO → Fe2+ + H2O.
b. Dung dịch bazơ. Là dung dịch có chứa ion OH-.
Dung dịch bazơ có những tính chất cơ bản:
- Mùi nồng của vôi.
- Làm xanh giấy quỳ (lực bazơ đủ lớn).
- Tác dụng với axit, oxit axit và muối.
Ví dụ:	OH- + H+ → H2O.
	OH- + CH3COOH → CH3COO- + H2O.
	2OH- + CO2 → CO32- + H2O.
	OH- + CO2 → HCO3-.
	2OH- + Cu2+ → Cu(OH)2.
3. Phản ứng axit – bazơ.
Phản ứng axit – bazơ là phản ứng trong đó có sự cho và nhận proton.
Những loại phản ứng axit – bazơ phổ biến:
a. Phản ứng giữa một axit với một bazơ tan hoặc không tan.
Ví dụ 1:	HNO3 + NaOH	→ NaNO3 + H2O.
Phương trình ion:	H+ + OH- → H2O.
Hay:	H3O+ + OH- → 2H2O.
Ví dụ 2:	3H2SO4 + 2Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + 6H2O.
Phương trình ion:	3H+ + Fe(OH)3 → Fe3+ + 3H2O.
b. Phản ứng của một axit với oxit bazơ.
Ví dụ:	6HCl + Fe2O3 → 2FeCl3 + 3H2O.
Phương trình ion:	6H+ + Fe2O3 → 2Fe3+ + 3H2O.
c. Phản ứng của một dung dịch bazơ với oxit axit. Phản ứng này được xem là phản ứng giữa dung dịch axit và dung dịch bazơ.
d. Phản ứng đặc biệt khác.
Ví dụ 1.	3Na2CO3 + 2AlCl3 + 3H2O → 2Al(OH)3¯ + 3CO2­ + 6NaCl.
Phương trình ion: 3CO32- + 2Al3+ + 3H2O → 2Al(OH)3 + 3CO2.
Ví dụ 2.	NaAlO2 + HCl + H2O → Al(OH)3¯ + NaCl.
Phương trình ion: AlO2- + H+ + H2O → Al(OH)3.
Ví dụ 3.	3NaAlO2 + AlCl3 + 6H2O →	4Al(OH)3 + 3NaCl.
Phương trình ion: 3AlO2- + Al3+ + 6H2O → 4Al(OH)3.
V. pH dung dịch.
1. Tích số ion của nước (W):	W = [H+].[OH-] = 10-14 là một hằng số ở nhiệt độ 250C.
- Đối với nước cất hoặc dung dịch trung tính: [H+] = [OH-] = 10-7(M).
- Đối với dung dịch axit: [H+] > 10-7(M), [OH-] < 10-7(M).
- Đối với dung dịch bazơ: [H+] 10-7(M).
2. Khái niệm về pH dung dịch.
Nếu dung dịch A có [H+] = 10-a(M) thì pH của nó sẽ bằng a.
Mở rộng: Nếu một dung dịch B có [OH-] = 10-b(M) thì pOH của nó sẽ bằng b.
Có thể tính pH của dung dịch theo công thức:
	PH = -lg[H+] và pOH = -lg[OH-] → [H+] = 10-pH và [OH-] = 10-pOH.
Vì [H+].[OH-] = 10-14 → pH + pOH = 14.
3. Thang pH.
[H+]
1
10-1
10-2
10-3
10-4
10-5
10-6
10-7
10-8
10-9
10-10
10-11
10-12
10-13
10-14
pH
0
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
pOH
14
13
12
11
10
9
8
7
6
5
4
3
2
1
0
[OH-]
10-14
10-13
10-12
10-11
10-10
10-9
10-8
10-7
10-6
10-5
10-4
10-3
10-2
10-1
1
Môi
trường
Môi trường axit
Độ axit tăng
Tr tính
Môi trường bazơ
Độ bazơ tăng
4. Cách tính pH của một số dung dịch.
a. Dung dịch axit mạnh.
- Tính nồng độ mol/l của axit.
- Viết phương trình điện ly.
- Xác định nồng độ mol/l của H+.
- Suy ra pH dung dịch theo định nghĩa hoặc công thức.
Ví dụ. Tính pH dung dịch tạo thành khi trộn 200ml dung dịch H2SO4 0,05M với 200ml dung dịch HCl 0,1M.
- Nồng độ thực của các axit trong dung dịch sau khi trộn [H2SO4] = 0,025M và [HCl] = 0,05M
- Phương trình điện ly:	H2SO4 = 2H+ + SO42-.
HCl = H+ + Cl-.
	→ [H+] = 2[H2SO4] + [HCl] = 0,1M = 10-1(M) → pH = 1.
b. Dung dịch bazơ mạnh.
- Tính nồng độ mol/l của bazơ.
- Viết phương trình điện ly.
- Xác định nồng độ mol/l của OH-.
- Suy ra pOH rồi suy ra pH hoặc suy ra nồng độ mol/l của H+ rồi suy ra pH.
Ví dụ: Hòa tan 1,53 gam BaO vào nước thành 2 lit dung dịch. Tính pH.
- nBaO = 0,01mol.
- Phương trình phản ứng: BaO + HOH = Ba(OH)2.
→ dung dịch chứa 0,01 mol Ba(OH)2 → [Ba(OH)2] = 0,005M.
- Phương trình điện ly.	Ba(OH)2 = Ba2+ + 2OH-.
→ [OH-] = 0,01M = 10-2M → pOH = 2 → pH = 12.
c. Dung dịch đơn axit yếu.
- Tính nồng độ mol/l của axit.
- Viết cân bằng điện ly.
- Tính gần đúng:	
- Suy ra pH dung dịch.
Ví dụ: Tính pH dung dịch CH3COOH. Biết 1 lit dung dịch có hòa tan 0,6 gam axit. Cho Ka = 10-4,76.
- Số mol CH3COOH bằng 0,01mol → nồng độ CH3COOH bằng 0,01M.
- Cân bằng điện ly:	CH3COOH	CH3COO- + H+.	Ka
- Tính gần đúng: 	 
Hay: 
d. Dung dịch đơn bazơ yếu.
- Tính nồng độ mol/l của bazơ.
- Viết cân bằng phân ly của bazơ.
- Tính gần đúng:	
Ví dụ: Tính pH dung dịch NH3 0,01M. Biết hằng số bazơ của NH3 trong nước bằng 10-4,75.
- Cân bằng phân ly của NH3 trong nước:
	NH3 + H2O	NH4+ + OH-.	Kb
- Tính gần đúng theo công thức: pH = 14 – ½ (4,75 + 2) = 10,125.
* Đối với dung dịch của chất tan bất kỳ trong nước ta có:	pKa + pKb = pKW = 14.
e. Dung dịch đệm. 
Trường hợp 1. Giả sử hỗn hợp đệm gồm NaA nồng độ Cb(M) và HA nồng độ Ca(M).
* Tính nồng độ mol/l các chất ban đầu.
* Viết các quá trình phân ly:	NaA → Na+ + A-
	HA H+ + A-.
* Tính gần đúng nồng độ mol/l ion H+ → pH dung dịch:
	 Trường hợp 2. Giả sử hỗn hợp đệm gồm bazơ B Cb(M) và muối BCl Ca(M).
	f. So sánh pH của các dung dịch.
	- Nồng độ H+ càng tăng thì pH càng giảm và ngược lại.
	- Nồng độ OH- càng tăng thì pH càng tăng và ngược lại.
	Ví dụ 1. Sắp xếp các dung dịch chứa các chất tan riêng biệt cùng nồng độ mol/l sau đây theo chiều pH tăng dần: HNO3, H2SO4, CH3COOH.
	Ví dụ 2. Sắp xếp các dung dịch chứa các chất tan riêng biệt cùng nồng độ mol/l sau đây theo chiều pH tăng dần: NaOH, NH3, Ba(OH)2.
	Ví dụ 3. Sắp xếp các dung dịch chứa các chất tan riêng biệt cùng nồng độ mol/l sau đây theo chiều pH tăng dần: NaCl, H2SO4, HCl, NaHCO3, Na2CO3, NaOH.
V. Muối.
1. Định nghĩa. Muối là hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại (cation gốc bazơ) liên kết với anion gốc axit. Dạng tổng quát: MaXb.
2. Phân loại muối.
a. Muối trung hòa. Gốc axit không còn H có thể thay thế bằng ion kim loại (không phân ly cho H+).
Ví dụ: NaCl, Na2CO3, K2SO4, Al2(SO4)3, Na2HPO3, CH3COONa, 
Na2HPO3 → 2Na+ + HPO32- 
b. Muối axit. Gốc axit còn H có thể thay thế bằng ion kim loại (phân ly cho H+).
Ví dụ: NaHCO3, KHSO4, Ca(H2PO4)2, 
NaHCO3 → Na+ + HCO3- 
HCO3- H+ + CO32- 
c. Muối bazơ. Muối còn chứa nhóm –OH trong phân tử.
Ví dụ: Mg(OH)Cl, [Cu(OH)]2CO3, 
d. Muối kép. Thường tồn tại ở dạng ngậm nước.
Ví dụ: Phèn nhôm – kali (phèn chua): K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay KAl(SO4)2.12H2O.
Phèn nhôm – amoni: (NH4)2SO4.Al2(SO4)3.24H2O hay NH4Al(SO4)2.12H2O.
Sự điện ly của muối kép là tổng hợp các quá trình điện ly của các muối hợp phần.
e. Muối phức. Phân tử có chứa ion phức (phức anion hoặc phức cation):
- Phức anion: K4[Fe(CN)6], 
- Phức cation: [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4, 
3. Tính chất.
a. Tính tan. Xem bảng tính tan.
b. Màu đặc trưng.
c. Tính chất hóa học.
* Tính bền nhiệt.
* Phản ứng trao đổi ion.
- Điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion:
+ Chất tham gia phải tan được trong môi trường phản ứng.
+ Sản phẩm phải có tạo chất kết tủa, chất bay hơi hoặc chất điện ly yếu.
Một số dạng phản ứng thường gặp:
+ Phản ứng của muối với axit: Muối + axit = muối mới + axit mới.
	Ví dụ: 	Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2­ + H2O.
	Phương trình ion: CO32- + 2H+ → CO2 + H2O.
	+ Phản ứng của muối với bazơ: Muối + bazơ = muối mới + bazơ mới.
	Ví dụ:	Fe2(SO4)3 + 6NaOH → 2Fe(OH)3¯ + 3Na2SO4.
	Phương trình ion: Fe3+ + 3OH- → Fe(OH)3.
	+ Phản ứng của muối với muối: Muối + muối = muối mới + muối mới.
	Ví dụ:	Na2CO3 + CaCl2 → CaCO3¯ + 2NaCl.
	Phương trình ion: CO32- + Ca2+ → CaCO3.
* Phản ứng thủy phân – môi trường dung dịch muối.
Phản ứng thủy phân là gì? Là phản ứng của muối và nước để tạo ra axit và bazơ tương ứng.
Ví dụ:	AlCl3 + 3HOH	 Al(OH)3 + 3HCl.
Phương trình ion: Al3+ + 3HOH	 Al(OH)3 + 3H+.
Một số trường hợp các muối dễ thủy phân:
+ Muối của bazơ mạnh và axit mạnh xem như không thủy phân khi tan trong nước vì vậy dung dịch của chúng cho môi trường trung tính. Ví dụ NaCl, K2SO4, 
+ Muối của axit mạnh và bazơ yếu khi tan trong nước nó bị thủy phân cho dung dịch có môi trường axit.
	Ví dụ: 	NH4Cl + HOH NH4OH + HCl.
	Phương trình ion:
	NH4+ + HOH NH4OH + H+.
	Hay:	NH4+ + HOH NH3 + H3O+ → pH < 7.
	+ Muối của axit yếu và bazơ mạnh khi tan trong nước nó bị thủy phân cho dung dịch có môi trường bazơ. Ví dụ:	Na2CO3 + HOH 	NaHCO3 + NaOH.
	Phương trình ion:	CO32- + HOH HCO3- + OH- → pH > 7.
	+ Muối của bazơ yếu và axit yếu thủy phân rất mạnh, môi trường dung dịch phụ thuộc vào độ mạnh yếu khác nhau của axit và bazơ tạo muối.
	Ví dụ: 	CH3COONH4 + HOH CH3COOH + NH4OH.
	+ Một số muối có thể thủy phân hoàn toàn trong nước, đó là các muối của axit yếu và kim loại hóa trị III: M2(CO3)3, M2S3. Trong đó M3+ là Fe3+, Al3+, Cr3+.
	Ví dụ: 	Al2S3 + 6HOH → 2Al(OH)3¯ + 3H2S­.
* Phản ứng nhiệt phân; phản ứng oxi hóa – khử; phản ứng điện phân. 
	- Muối nào bị phân hủy bởi nhiệt? không phân hủy bởi nhiệt?
	- Muối nào chỉ có tính oxi hóa? Chỉ có tính khử? Vừa có tính oxi hóa vừa có tính khử?
	- Muối nào bị điện phân nóng chảy, điện phân dung dịch (xem chuyên đề điện phân).
	* Giải bài toán thông qua phương trình ion rút gọn.
	- Phạm vi áp dụng: Thường sử dụng cho bài toán có nhiều phản ứng xảy ra trong dung dịch nhưng:
+ Các phản ứng lại có cùng bản chất.
+ Các phản ứng phức tạp nếu biểu diễn ở dạng phương trình phân tử.
- Cách tiến hành:
+ Tính số mol (nồng độ) các chất → số mol (nồng độ) các ion tạo ra từ các chất đó.
+ Viết phương trình phản ứng dạng ion.
+ Tính toán trên phương trình ion tương tự trên phương trình hóa học thông thường.
Ví dụ 1. Dung dịch A gồm HCl 0,1M; HNO3 0,2M và H2SO4 0,3M. Dung dịch B gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,3M. Cần bao nhiêu ml dung dịch A để trung hòa vừa đủ 20 ml dung dịch B?
Ví dụ 2. Trộn 500 ml dung dịch H2SO4 0,002M với 500 ml dung dịch NaOH 0,002M thu được dung dịch X có pH bằng a. Tính a.