CHƯƠNG CÁC KHÁI NIỆM VÀ ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN CHƯƠNG CÁC KHÁI NIỆM&ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN 2.1 Đương lượng 2.2 Dung dịch–nồng độ dung dịch 2.3 Cân hóa học-Định luật tác dụng khối lượng 2.4 Định luật tác dụng đương lượng Chương CHƯƠNG KHÁI NIỆM&ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN 2.1 Đương lượng – Định nghĩa – Đương lượng nguyên tố X – Đương lượng hợp chất AB Chương ĐỊNH NGHĨA ĐƯƠNG LƯỢNG Đương lượng của môôt nguyên tố hay môôt hợp chất là số phần khối lượng của nguyên tố hay hợp chất kết hợp hay thay thế vừa đủ với: Môôt đơn vị đương lượng 1,008 phần khối lượng của H2 hay phần khối lượng của O2 Môôt đương lượng của môôt nguyên tố hay hợp chất khác Chương ĐƯƠNG LƯỢNG CỦA NGUYÊN TỐ X MX ĐX = n n: hóa trị của X hợp chất Ví dụ:đương lượng của N các hợp chất: Hợp chất N2O NO N2O3 NO2 N2O5 ĐN 14 / 14 / 14 / 14 / 14 / Chương ĐƯƠNG LƯỢNG CỦA HỢP CHẤT AB M AB ĐAB = n n là số đơn vị đương lượng AB tham gia phản ứng: AB là chất oxy hóa/khử AB là acid/baz AB là muối/ hợp chất ion /phức chất n:số electron trao đổi ứng với mol n: số H+/OH– cho/nhận ứng với mol n: số ion điện tích +1/-1 thay vào AB mà khơng làm AB thay đổi điện tích Chương ĐƯƠNG LƯỢNG CỦA HỢP CHẤT AB ĐAB Phan ̉ ứng MnO4− + 5e− → Mn2+ AB: − − Cl + 2e → 2Cl CHẤT OXY HÓA/ Cr O 2− + 6e− → 2Cr3+ KHỬ Đ(KMnO4) = M(KMnO4) / Đ(MnCl2) = M(MnCl2) / Đ(Cl2 ) = M (Cl2 ) / Đ(HCl) = M(HCl) / Đ(K2Cr2O7) = M/ Đ(CrCl3 ) =M/3 S4O62− + 2e− → S2O32− Đ(Na2S4O6) = M / Fe2(SO4)3+2e− →2FeSO4 Đ(FeSO4) Đ(Na2S2O3) = M / =M/1 Đ(Fe (SO ) ) = M / Chương ĐƯƠNG LƯỢNG CỦA HỢP CHẤT AB Đ(HCl) = M/1 Đ(H2SO4) = M/2 Đ(H3PO4) = M/3 AB: ACID/ BAZ Đ(NaOH) = M/1 Đ(Ca(OH)2) = M/2 Đ(NH3)= M/1 Đ(Na2CO3 )= M/2 (Các phản ứng trung hòa hoàn toàn) Chương ĐƯƠNG LƯỢNG CỦA HỢP CHẤT AB AB: MUỐI/ HỢP CHẤT ION Đ(BaCl2) = M/ Đ(NaCl) = M/1 Đ(FeSO4) = M/2 Đ{Fe2(SO4)3 } = M/6 Đ(Cu2+) = M /2 Đ[Cu(NH3 )4]2+=M /2 Đ(NH3)=M/ ½ = 2M n+ AB: AB là phức chất [MLx] tạo thành bởi PHỨC ion kim loại Mn+ (nguyên tố kim loại CHẤT chuyển tiếp) với các ligand L (nguyên tố /nhóm nguyên tố có các electron tự do) Vd: Cu2+ + 4NH3 = [Cu(NH3 )4]2+ Chương CHƯƠNG KHÁI NIỆM&ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN 2.2 Dung dịch – Nồng độ dung dịch – Định nghĩa – Phân loại – Nồng độ dung dịch (định nghĩa-bài toán pha trộn- mối liên hệ số nồng độ thông dụng) – Hoạt độ dung dịch Chương NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH Tỷ số mol của cấu tử Nông ̀ đô ô i (ni) tổng số phân mol mol N của các chất Ni tạo thành dung dịch Nông ̀ đô ô Đương Lượng CN ni Ni = N Số đương lượng chất tan 1L (1000ml) dung dịch Đ:đương lượng gram của chất tan Chương NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH Nông ̀ Đô ô Dung Dịch Sau Khi Pha Trộn Trôôn dung dịch a% với dung dịch b% (của cùng môôt chất) sẽ dung dịch c % với a > c > b nếu a>b Tỷ lêô pha trôôn xác định bằng quy tắc đường chéo: a c-b c b a-c mdda % c − b = mddb % a − c Chương NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH Mối Liên Hệ Giữa Một Số Nồng Đôô Cg / l = CM.M = CN.Đ C % ×10d C % ×10d CM = ; CN = M Đ Chương HOẠT ĐỘ DUNG DỊCH Nêu ́ chât́ tan dung dich ô hiên ô diên ô dưới dang ô ion Nêu ́ d/dich ô đông ̀ thời hiên ô diên ô nhiêu ̀ ion Giữa chung ́ có lực tương tac ́ µ lam ̀ cho khả hoatô đông ô cua ̉ cac ́ ion thay đôỉ theo chiêu ̀ hướng giam ̉ Ion không ̀ hiên ô diên ô với nông ̀ đô ô thực C mà xem hiên ô diên ô với nông ̀ đô ô hiêu ô dung ô a (hoatô đô): ô a = f.C Chương HOẠT ĐỘ DUNG DỊCH f là ô số hoatô đô,ô thay đơỉ theo lực tương tac ́ (lực ion) µ: n µ = ∑ Ci Z i2 i =1 Ci, Zi - nông ̀ đô ô và điên ô tich ́ cua ̉ ion i d/dich ô Sự thay đơỉ cua ̉ f theo µ biêu ̉ diên ̃ bằng cac ́ công thức thực nghiêm ô có giá triô gân ̀ đung ́ trinh ̀ bay ̀ cac ́ sổ tay hoa ́ lý Chương HOẠT ĐỘ DUNG DỊCH Trong HPT, các nồng đôô sử dụng thường khá nhỏ, điều này làm cho f tiến khá gần đến Trong các chương sau, để đơn giản hóa viê c ô tính toán, f thường lấy = Chương CHƯƠNG KHÁI NIỆM&ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN 2.3 Cân hóa học – Định luật tác dụng khối lượng – Khái niệm – Hằng số cân K – Sự hòa tan tạo tủa – Tích số tan – độ tan Chương KHÁI NIỆM-HẰNG SỐ CÂN BẰNG K Một số ít p/ứng hóa học xảy hoàn toàn 2H2 + O2 → 2H2O Trong thực tê,́ đa số cac ́ phan ̉ ứng thường gă p ô là thuân ô nghich: ô H2 + I2 2HI Xét phan ̉ ứng thuân ô nghich ô tông ̉ quat́ aA + bB (1) dD + eE (2) ( D) d ( E ) e [ D]d [ E ]e = ĐL tác dụng khối lượngK (1) = a b [ A]a [ B ]b ( A) ( B) K(1)>1: Cân bằng ưu tiên theo (1) K(1)>=107: CB (xem như) hoàn toàn theo (1) Chương SỰ HÒA TAN VÀ SỰ TẠO TỦA Hòa tan và tạo tủa là hai hiê n ô tượng ngược của môôt phản ứng thuâ n ô nghịch, ví dụ: AgNO3 + NaCl Hay Ag+ + Cl- (1) (2) (1) (2) AgCl ↓ + NaNO3 AgCl ↓ Theo (1) : phản ứng tạo tủa AgCl với vkt Theo (2) : phản ứng hòa tan AgCl với vht (1) và (2) xảy song song đến vkt = vht, DD đạt trạng thái cân bằng Chương SỰ HÒA TAN VÀ SỰ TẠO TỦA Lúc đó, tích hoạt đôô (Ag+)(Cl− ) = const, gọi tích số tan của AgCl, ký hiêôu TAgClvới TAgCl = (Ag+)(Cl− ) = aAg+.aCl− Tổng quát, với hợp chất AmBn AmBn (1) n+ m− mA + nB (2) TAmBn = aAnm × aBmn = [An+]m ×[Bm− ]n × fAm × fBn (fA,fB : hêô số hoạt đôô của A,B) Chương ĐƠơ TAN Đơ tan S cua ̉ mơtơ chât́ điên ô ly it́ tan là khả tan tôí đa cua ̉ chât́ đó và tao ô ̀ ion hiên ô diên ô dung dich ô (nông ̀ đô ô mol/ L hay ion g/ L) Liên ô đô ô tan và tich ́ số tan: AmBn mAn+ + nBm− S mS nS Nêu ́ AmBn là chât́ điên ô ly it́ tan, DD không có ion nao ̀ khac ́ hiên ô diên ô : f ~1 ⇒ a ~ c TAmBn = [An+]m.[Bm− ]n Chương ĐƠơ TAN S= m+n TAmBn m m n n Ví dụ: TAgCl = 10– 10 ⇒ SAgCl = 10 – 5M TAg 2CrO4 = 10 −12 ⇒ S Ag 2CrO4 −12 10 =3 2 ×1 Tủa AgCl bền dù có tích sớ tan lớn Chương CHƯƠNG KHÁI NIỆM&ĐỊNH LUẬT CƠ BẢN 2.4 Định luật tác dụng đương lượng Chương ĐỊNH LUÂôT TÁC DỤNG ĐƯƠNG LƯỢNG Danton: “Trong môôt phản ứng hóa học, môôt đương lượng của chất này thay thế hay kết hợp với môôt đương lượng của chất khác mà thôi” A+B C+D Định luật tác dụng đương lượng: mA mB m A ÑA = hay = ĐA ĐB m B ĐB mA, mB : khới lượng của A, B ĐA, ĐB : đương lượng gam của A, B Chương ĐỊNH LUÂôT TÁC DỤNG ĐƯƠNG LƯỢNG Lưu ý rằng nếu VA(ml) dung dịch A (nồng độ đương lượng CA) tác dụng vừa đủ với VB(ml) dung dịch B (nồng độ đương lượng CB): VAx CA= VBx CB Chương