Nắm vững kiến thức về sự điện li sẽ giúp các em học sinh thành thạo các dạng toán và bài tập. Hãy cùng tác giả đi tìm hiểu điện phân là gì? Chất điện phân là gì? Phân loại chất điện li mạnh và yếu? để bỏ túi những lý thuyết hay trong bài viết này.
1. Hiện tượng điện li:
Khi nối các dây dẫn điện vào cùng một nguồn điện ta chỉ thấy bóng đèn sáng ở cốc đựng dung dịch NaCl sáng. Vì vậy, dung dịch NaCl dẫn điện, trong khi nước cất và dung dịch sucrose không dẫn điện.
Nếu làm các thí nghiệm tương tự, ta thấy: NaCl rắn, khan; NaOH rắn, khan; dung dịch ancol etylic C2H5OH , glixerol C2H5(OH)3 không dẫn điện.
Ngược lại, dung dịch axit, bazơ, muối đều dẫn điện.
Lý do:
– Ngay từ năm 1887, Arenius (S. Arrhenius) đã đưa ra giả thuyết và sau đó đã được thực nghiệm xác nhận rằng:
Tính dẫn điện của dung dịch axit, bazơ và muối là do trong dung dịch của chúng có các hạt mang điện chuyển động tự do gọi là ion.
Quá trình phân li các chất trong nước thành ion là quá trình điện phân. Các chất tan trong nước phân li thành ion gọi là chất điện li.
2. Điện phân là gì?
Chất điện li: là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch dẫn điện.
Sự điện li: Là quá trình phân li các chất trong nước thành ion. Những chất khi tan trong nước thì phân li ra ion gọi là chất điện li.
Chất điện li gồm: axit, bazơ và muối
Sự điện phân được biểu diễn bằng phương trình điện phân. Ví dụ:
NaCl → Na+ + Cl–
HNO3 → BẠN BÈ+ + KHÔNG3–
NaOH → Na+ + Ôi–
3. Chất điện phân là gì?
– Để biểu thị mức độ phân li thành ion của các chất điện li, ta dùng khái niệm độ điện li
+ Độ phân li α (alpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li thành ion (n) và tổng số phân tử bị hoà tan (n).o).
Ta có 0 α 1 Hay 0% α ≤ 100%
Chất không điện ly không phân ly: α = 0
Chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn: α = 1 hoặc 100%
Chất điện ly yếu có sự phân ly không hoàn toàn 0 < α < 1
Vậy ta có thể nói một cách khác: Ở cùng nhiệt độ và cùng nồng độ mol của chất điện li, chất điện li càng mạnh thì độ phân li α càng lớn.
+ Tỉ lệ phân tử cũng là tỉ lệ số mol nên α bằng tỉ lệ giữa nồng độ mol chất tan phân ly thành Cp và tổng nồng độ mol chất tan trong dung dịch C .t:
Sự biểu lộ:
Với: N là số phân tử phân li thành ion, nolà số phân tử hòa tan.
CŨ là nồng độ mol của chất tan phân ly thành ion, Co là nồng độ mol của chất tan.
Độ phân ly α phụ thuộc vào:
– Bản chất của chất tan.
– Bản chất của dung môi.
– Nhiệt độ
– Nồng độ chất điện giải.
4. Phân loại chất điện li mạnh, yếu:
4.1. Khả năng đảo ngược của điện phân:
Ý tưởng: Các cation và anion chuyển động hỗn loạn nên có thể va chạm với nhau để kết hợp lại tạo thành phân tử nên ta nói phản ứng phân ly thuận nghịch và phương trình phân ly có thể là phản ứng thuận nghịch.
4.2. Chất điện ly mạnh – chất điện ly yếu:
Chất điện li mạnh: Là chất khi tan trong nước phân li ra ion.
Ví dụ:
– Axit mạnh như HCl, HNO3h2VÌ THẾ4…
– bazơ mạnh như NaOH, KOH, Ba(OH)2Ca(OH)2 …
– muối của axit mạnh và bazơ mạnh như NaCl, KNO3KCl, K2VÌ THẾ4
Khi pha loãng chúng hầu như là chất điện li hoàn toàn ta nói chúng là chất điện li mạnh và phương trình điện li của chúng không thuận nghịch.
Na2VÌ THẾ4 → 2Na+ + VẬY42-
Chất điện li yếu: Một chất khi tan trong nước chỉ có một phần phân tử chất hòa tan phân ly thành ion, phần còn lại tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch.
Ví dụ:
Axit yếu như axit hữu cơ, axit HF, axit HCN, cation NHỎ4+…
– căn yếu như NHỎ3R-NHS amin2…
Phương trình phân ly của chúng là phương trình phản ứng thuận nghịch
Cân bằng điện giải:
Tất nhiên, các phương trình thuận nghịch ở trên ở trạng thái cân bằng và được gọi là cân bằng phân ly.
– Cân bằng điện giải cũng là cân bằng động nên theo Le Chatelier cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại các nguyên nhân làm thay đổi cân bằng.
– Sự phân li càng hoàn toàn khi cân bằng chuyển dịch sang phải và sự chuyển dịch cân bằng phụ thuộc vào nhiệt độ, nồng độ mol của chất tan.
– Khi tăng nhiệt độ hoặc dung dịch càng loãng thì sự phân li càng hoàn toàn, cân bằng càng chuyển dịch sang phải. Vì vậy ta phải so sánh độ bền của các chất điện li ở cùng điều kiện nhiệt độ và nồng độ.
Ở cùng nhiệt độ và cùng nồng độ mol, chất nào điện ly càng mạnh thì phân ly càng hoàn toàn, tức là cân bằng càng chuyển dịch sang phải và ngược lại, chất điện ly càng yếu, phân ly càng không hoàn toàn, cân bằng càng chuyển dịch theo chiều nghịch.
5. Các dạng bài tập về chất điện li:
Dạng 1: Bài tập lý thuyết về sự điện phân, chất điện ly, viết phương trình điện phân
Ví dụ: Pha loãng dần dung dịch axit sunfuric, người ta thấy độ dẫn điện của dung dịch lúc đầu tăng, sau đó lại giảm. Hãy giải thích hiện tượng trên.
Dạy:
Axit sunfuric phân ly như sau:
h2VÌ THẾ4 → BẠN BÈ+ + HSO4– : điện phân hoàn toàn.
HSO4– h+ + VẬY42- : K = 10-2
Ban đầu khi pha loãng dung dịch, sự gia tăng chất điện phân làm tăng nồng độ ion. Do đó độ dẫn điện tăng lên. Trong dung dịch thật loãng thì coi như điện ly hoàn toàn, sau đó nếu tiếp tục pha loãng thì nồng độ các ion giảm gây ra hiện tượng giảm độ dẫn điện.
Dạng 2: Phương pháp bảo toàn điện tích trong giải toán điện phân
Ví dụ: Trong 2 lít dung dịch A chứa 0,2 mol Mg2+ ; x mol Fe3+ ; y mol Cl– và 0,45 mol SO42-. Cô cạn dung dịch X thu được 79 gam muối khan.
Một/ Tính giá trị của x và y?
b/ Biết rằng để thu được A thì phải hòa tan hai muối trong nước. Tính nồng độ mol/l của mỗi muối trong A.
Dạy:
Một/ Áp dụng định luật bảo toàn điện tích ta có:
2.0,2 + 3.x = 2.0,45 + y 3x – y = 0,5 (1)
Cô cạn dung dịch được 79 gam muối khan là:
0,2,24 + 56.x + 35,5.y + 0,45.96 = 79 ⇒ 56x + 35,5y = 31 (2)
Từ (1), (2) ta có: x = 0,3 và y = 0,4.
b/ Dung dịch A có hai muối: Fe2(VÌ THẾ)4)3 và MgCl2
CŨM(Fe2(SO4)3) = 0,15M; CŨM(MgCl2) = 0,2 M
Dạng 3: Phương pháp tính pH
Ví dụ 1: Hòa tan 4,9 mg H2SO4 vào nước thu được 1 lít dd. pH của dd thu được là:
Dạy:
NH2SO4 = 4,9/98 = 0,05 mol CM(H2SO4) = 5,10-5/1 = 5,10-5 Hoa Kỳ
⇒ [H+] = 10-4 M pH = -log(10-4) = 4
Ví dụ 2: Cho 15 ml HNO . giải pháp3 có pH = 2 trung hòa hết 10 ml dung dịch Ba(OH)2 có pH = a. Giá trị của a là gì:
Dạy:
NHNO3 = 1,5.10-2.10-2 = 1,5.10-4 nBa(OH)2 = 7,5.10-5 mol
CM(OH .)–) = 1,5.10-4/mười-2 = 1,5.10-2 ⇒ pOH = 1,8 pH = 12,2
Dạng 4: Các dạng bài tập về sự điện phân
Ví dụ 1: Tính nồng độ mol của các ion ON3COOH, CHỈ3giám đốc điều hành–h+ ở trạng thái cân bằng trong dung dịch ON3COOH 0,1M có α = 1,32%.
Dạy:
CHỈ MỘT3COOH : THÁNH+ + CHỈ3giám đốc điều hành–
Nguyên bản0 0 0
phản ứng C0 . αC0 . αC0 . α
cân bằng C0 .(1- α)C0 . αC0 . α
Vì thế [H+ ] = [CH3COO–] =C0 . α = 0,1. 1,32.10-2 M = 1,32.10-3 M
[CH3COOH] = 0,1M – 0,00132M =0,09868M
Ví dụ 2: Một dung dịch chứa các ion: Mg2+Cl–Br–.
-Nếu cho dd này phản ứng với dd KOH dư thu được 11,6 gam kết tủa.
-Nếu dd này tác dụng với AgNO3 thì cần vừa đúng 200 ml dd AgNO3 2,5 M và sau phản ứng thu được 85,1 gam kết tủa.
Một. Tính toán [ion] trong dd đầu tiên? biết Vdd = 2 lít.
b. Cô cạn dung dịch ban đầu thì thu được bao nhiêu gam chất rắn?
Dạy:
Phương trình ion: Mg2+ + 2OH– → Mg(OH)2↓
0,2 0,2 mol
Ag+ + Cl– → AgCl↓; Ag+ + Anh– → AgBr↓
Gọi x, y lần lượt là số mol của Cl.–Br–.
x + y = 0,5 (1) ; 143,5x + 188y = 85,1 (2) . Từ (1),(2) x = 0,2, y = 0,3
Một. [Mg2+] = 0,2/2 = 0,1M; [Cl–] = 0,2/2 = 0,1M; [Br–] = 0,3/0,2 = 0,15 M
b. m = 0,2.24 + 0,2.35,5 + 0,3.80 = 35,9 gam.
Dạng 5: Dạng bài tập Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch
Ví dụ Dd X chứa các ion: Fe3+VÌ THẾ42-BÉ NHỎ4+Cl–. Chia dd X thành hai phần bằng nhau:
Phần 1: phản ứng với lượng dư NaOH, đun nóng thu được 0,672 lít khí (dktc) và 1,07 gam kết tủa.
Phần 2: phản ứng với dd BaCl dư2, thu được 4,66 gam kết tủa. Tổng khối lượng muối khan thu được khi làm bay hơi dd X là (trong quá trình cô cạn chỉ có nước bay hơi)
Dạy:
NNH4+ = nNH3 = 0,672/22,4 = 0,03 mol
NFe3+ = 1,07/107 = 0,01 mol; NSO42- = 4,66/233 = 0,02 mol
Áp dụng nguyên tắc bảo toàn điện tích: 3.0,01 + 0,03 = 2.0,02 +x ⇒ x = 0,02
m = 0,01.56 + 0,03.18 + 0,02.96 + 0,02.35,5 = 3,73 gam
Khối lượng muối khan trong dung dịch X: 3,73,2 = 7,46 gam
Dạng 6: Phản ứng thủy phân muối
Giải thích môi trường của dung dịch muối: Fe2(VÌ THẾ)4)3; KHSO4; NaHCO3; KỲ2S; Ba (KHÔNG3)2; CHỈ MỘT3ĐẦU BẾP.
Dạy:
+ Fe2(VÌ THẾ)4)3 → 2Fe3+ + 3SO42-
Fe3+ + BẠN BÈ2O ⇔ Fe(OH)2+ + BẠN BÈ+
⇒ Môi trường axit
+KHSO4 → CZK+ + HSO4–
HSO4– + BẠN BÈ2Ô SO42- + BẠN BÈ3Ô+
⇒ Môi trường axit
+ NaHCO3 → Na+ + HCO3–
HCO3– + BẠN BÈ2Ô CO32- + BẠN BÈ3Ô+
HCO3– + BẠN BÈ2O ⇔ H2khí CO3 + Ôi–
⇒Môi trường trung tính
+ KỲ2S → 2K+ + SẼ2-
S2- + BẠN BÈ2Ơ HS– + Ôi–
⇒Môi trường cơ bản
+ Ba(KHÔNG3)2 → bố2+ + 2KHÔNG3–
⇒Môi trường trung tính
+ CHỈ3NẤU → CHỈ3giám đốc điều hành– + KỲ+
CHỈ MỘT3giám đốc điều hành– + BẠN BÈ2O ⇔ CHỈ3COOH + OH–
⇒ Môi trường cơ bản.
