Sự điện li là gì? Độ điện li là gì? Phân loại chất điện ly mạnh yếu?

Nắm vững kiến thức về chất điện li sẽ giúp các bạn học sinh làm chủ trong các dạng toán, bài tập. Hãy cùng tác giả đi tìm hiểu Sự điện li là gì? Độ điện li là gì? Phân loại chất điện ly mạnh yếu? để bỏ túi những lý thuyết hay tại bài viết này

1. Hiện tượng điện li:

Khi nối các đầu dây dẫn điện với cùng một nguồn điện, ta chỉ thấy bóng đèn ở cốc đựng dung dịch NaCl bật sáng. Vậy dung dịch NaCl dẫn điện, còn nước cất và dung dịch saccarozơ không dẫn điện.

Nếu làm các thí nghiệm tương tự, người ta thấy: NaCl rắn, khan; NaOH rắn, khan; các dung dịch ancol etylic C2H5OH , glixerol C2H5(OH)3 không dẫn điện.

Ngược lại, các dung dịch axit, bazơ và muối đều dẫn điện.

Nguyên nhân:

– Ngay từ năm 1887, A-rê-ni-ut (S.Arrhenius) đã giả thiết và sau này thực nghiệm đã xác nhận rằng:

– Tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ và muối là do trong dung dịch của chúng có các tiểu phân mang điện tích chuyển động tự do được gọi là các ion.

– Quá trình phân li các chất trong nước ra ion là sự điện li. Những chất tan trong nước phân li ra ion được gọi là những chất điện li .

2. Sự điện li là gì?

– Chất điện li: là những chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch có tính dẫn điện.

– Sự điện li: là quá trình phân li các chất trong nước ra ion. Những chất khi tan trong nước phân li ra ion được gọi là chất điện li.

– Chất điện li gồm có: axit, bazo và muối

– Sự điện li được biểu diễn bằng phương trình điện li. Ví dụ:

NaCl → Na+ + Cl-

HNO3 → H+ + NO3-

NaOH → Na+ + OH-

3. Độ điện li là gì?

– Để biểu thị mức độ phân li ra ion của các chất điện li, ta dùng khái niệm độ điện li

+ Độ điện li α ( anpha) của một chất điện li là tỷ số giữa phân tử phân li thành ion (n) và tổng số phân tử hòa tan (no).

Ta có 0 ≤ α ≤ 1 Hay 0% ≤ α ≤ 100%

Chất không điện li tức là không bị phân li: α = 0

Chất điện li mạnh thì sự phân li hoàn toàn: α = 1 hay 100%

Chất điện li yếu thì sự phân li không hoàn toàn 0 < α < 1

Vậy ta có thể phát biểu cách khác: Ở cùng một nhiệt độ và cùng nồng độ mol/lít chất điện li càng mạnh thì độ điện li α càng lớn.

+ Tỷ lệ phân tử cũng là tỷ lệ số mol, nên α bằng tỷ số phần nồng độ mol chất tan phân li thành Cp và tổng nồng độ mol của chất tan trong dung dịch Ct:

Biểu thức:

Với: n là số phân tử phân li ra ion, nolà số phân tử hòa tan.

C là nồng độ mol chất tan phân li thành ion, Co là nồng độ mol chất hòa tan.

Độ điện li α phụ thuộc vào:

– Bản chất của chất tan.

– Bản chất của dung môi.

– Nhiệt độ

– Nồng độ chất điện li.

4. Phân loại chất điện ly mạnh yếu:

4.1. Tính thuận nghịch của sự điện li:

Khái niệm: Các cation và anion chuyển động hỗn lọan nên có thể va chạm vào nhau để tái hợp thành phân tử do đó ta nói sự điện li có tính thuận nghịch và phương trình điện li có thể là phương trình phản ứng thuận nghịch.

4.2. Chất điện li mạnh- chất điện li yếu:

Chất điện li mạnh: Là chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều phân li ra ion.

Ví dụ:

– axit mạnh như HCl, HNO3, H2SO4…

– bazơ mạnh như NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 …

– các muối của axit mạnh và bazơ mạnh như NaCl, KNO3, KCl, K2SO4

Khi được pha loãng thì chúng điện li hầu như hoàn toàn ta nói chúng là những chất điện li mạnh và phương trình điện li của chúng không thuận nghịch. Na2SO4 → 2Na+ + SO42-

Chất điện li yếu: Là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch.

Ví dụ:

– Các axit yếu như axit hữu cơ, axit HF, axit HCN, cation NH4+…

– bazơ yếu như NH3, các amin R-NH2…

Phương trình điện li của chúng là là những phương trình phản ứng thuận nghịch

Cân bằng điện li:

Tất nhiên các phương trình phản ứng thuận nghịch như trên là một hệ cân bằng và được gọi là cân bằng điện li.

– Cân bằng điện li cũng thuộc loại cân bằng động nên theo Le Chatelier, cân bằng sẽ chuyển dời theo chiều chống lại các nguyên nhân làm thay đổi cân bằng.

– Sự phân li càng hoàn toàn khi cân bằng càng chuyển dời theo chiều thuận, và sự dịch chuyển cân bằng phụ thuộc vào nhiệt độ, nồng độ mol/lít của chất tan.

– Khi nhiệt độ càng tăng hay dung dịch càng loãng thì sự phân li càng hoàn toàn, cân bằng càng chuyển dời theo chiều thuận. Vì thế ta phải so sánh độ mạnh của các chất điện li ở cùng một điều kiện nhiệt độ và nồng độ.

Ở cùng một nhiệt độ và cùng một nồng độ mol/ lít chất điện li càng mạnh thì sự phân li càng hoàn toàn tức là cân bằng càng chuyển dời theo chiều thuận và ngược lại chất điện li càng yếu thì sự phân li càng không hoàn toàn, cân bằng càng chuyển dời theo chiều nghịch.

5. Các dạng bài tập về chất điện li:

Dạng 1: Bài tập lý thuyết về sự điện li, chất điện li, viết phương trình điện li

Ví dụ: Pha loãng dần dần một dung dịch axit sunfuric, người ta thấy độ dẫn điện của dung dịch lúc đầu tăng dần sau đó lại giảm dần. Hãy giải thích hiện tượng.

Hướng dẫn:

Axit sunfuric phân li như sau :

H2SO4 → H+ + HSO4- : điện li hoàn toàn.

HSO4- ⇔ H+ + SO42- : K = 10-2

Lúc đầu khi pha loãng dung dịch, độ điện li tăng lên làm tăng nồng độ ion. Do đó độ dẫn điện tăng. Trong dung dịch rất loãng, sự điện li coi như hoàn toàn, lúc đó nếu tiếp tục pha loãng thì nồng độ ion giảm làm cho độ dẫn điện giảm.

Dạng 2: Phương pháp bảo toàn điện tích trong giải bài tập sự điện li

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.

a/ Tính giá trị của x và y?

b/ Biết rằng để thu được A người ta đã hòa tan 2 muối vào nước. Tính nồng độ mol/lít của mỗi muối trong A.

Hướng dẫn:

a/ 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:

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 2 muối là: Fe2(SO4)3 và MgCl2

CM(Fe2(SO4)3) = 0,15 M; CM(MgCl2) = 0,2 M

Dạng 3: Phương pháp tính pH

Ví dụ 1: Hòa tan 4,9 mg H2SO4 vào nước thu dược 1 lít dd. pH của dd thu được là:

Hướng dẫn:

nH2SO4 = 4,9/98 = 0,05 mol ⇒ CM(H2SO4) = 5.10-5/1 = 5.10-5 M

⇒ [H+] = 10-4 M ⇒ pH = -log(10-4) = 4

Ví dụ 2: Cho 15 ml dung dịch HNO3 có pH = 2 trung hòa hết 10 ml dung dịch Ba(OH)2 có pH = a. Giá trị của a là:

Hướng dẫn:

nHNO3 = 1,5.10-2.10-2 = 1,5.10-4 ⇒ nBa(OH)2 = 7,5.10-5 mol

⇒ CM(OH-) = 1,5.10-4/10-2 = 1,5.10-2 ⇒ pOH = 1,8 ⇒ pH = 12,2

Dạng 4: Các dạng bài tập về sự điện li

Ví dụ 1: Tính nồng độ mol của các ion CH3COOH, CH3COO-, H+ tại cân bằng trong dung dịch CH3COOH 0,1M có α = 1,32%.

Hướng dẫn:

CH3COOH : H+ + CH3COO-

Ban đầu C0 0 0

Phản ứng C0 . α C0 . α C0 . α

Cân bằng C0 .(1- α) C0 . α C0 . α

Vậy [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 có chứa các ion: Mg2+, Cl-, Br-.

-Nếu cho dd này tác dụng với dd KOH dư thì thu được 11,6 gam kết tủa.

-Nếu cho dd này tác dụng với AgNO3 thì cần vừa đúng 200 ml dd AgNO3 2,5M và sau phản ứng thu được 85,1 g kết tủa.

a. Tính [ion] trong dd đầu? biết Vdd = 2 lít.

b. Cô cạn dung dịch ban đầu thì thu được bao nhiêu gam chất rắn?

Hướng dẫn:

Phương trình ion: Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2↓

0,2 ← 0,2 mol

Ag+ + Cl- → AgCl↓; Ag+ + Br- → AgBr↓

Gọi x, y lần lượt là mol của Cl-, Br-.

x + y = 0,5 (1) ; 143,5x + 188y = 85,1 (2) . Từ (1),(2) ⇒ x = 0,2, y = 0,3

a. [Mg2+] = 0,2/2 = 0,1 M; [Cl-] = 0,2/2 = 0,1 M; [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+, SO42-, NH4+, Cl-. Chia dd X thành hai phần bằng nhau:

Phần 1: tác dụng với lượng dư dd NaOH, đun nóng thu được 0,672 lít khí (đktc) và 1,07 gam kết tủa.

Phần 2: tác dụng với lượng dư dd BaCl2, thu được 4,66 gam kết tủa. Tổng khối lượng các muối khan thu được khi cô cạn dd X là (quá trình cô cạn chỉ có nước bay hơi)

Hướng dẫn:

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 đL 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 các dung dịch muối: Fe2(SO4)3; KHSO4; NaHCO3; K2S; Ba(NO3)2; CH3COOK.

Hướng dẫn:

+ Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO42-

Fe3+ + H2O ⇔ Fe(OH)2+ + H+

⇒ Môi trường axit

+ KHSO4 → K+ + HSO4-

HSO4- + H2O ⇔ SO42- + H3O+

⇒ Môi trường axit

+ NaHCO3 → Na+ + HCO3-

HCO3- + H2O ⇔ CO32- + H3O+

HCO3- + H2O ⇔ H2CO3 + OH-

⇒ Môi trường trung tính

+ K2S → 2K+ + S2-

S2- + H2O ⇔ HS- + OH-

⇒ Môi trường bazo

+ Ba(NO3)2 → Ba2+ + 2NO3-

⇒ Môi trường trung tính

+ CH3COOK → CH3COO- + K+

CH3COO- + H2O ⇔ CH3COOH + OH-

⇒ Môi trường bazo.