›
›

Hóa học - Chương 5: Sự vận chuyển điện tích

pptx 75 trang vanle 2870
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Hóa học - Chương 5: Sự vận chuyển điện tích", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptxhoa_hoc_chuong_5_su_van_chuyen_dien_tich.pptx

Nội dung text: Hóa học - Chương 5: Sự vận chuyển điện tích

  1. CHƯƠNG 5 SỰ VẬN CHUYỂN ĐiỆN TÍCH 1
  2. Nội dung 5.1. Khái niệm cơ bản 5.2. Độ dẫn điện 5.3. Phương pháp đo độ dẫn điện và ứng dụng 5.4. Linh độ ion và linh độ ion H+ - OH- 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.6. Số chuyển vận của các ion 5.7. Định luật giới hạn Debye – Huckel 2
  3. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.1. Vận chuyển điện tích Vật thể cùng loại Vật thể khác loại Ion – ion Ion – điện tử Điện tử - điện tử Điện tử - ion Khi dẫn điện, tại bề mặt tiếp xúc Thay đổi thành phần hóa học 3 Phản ứng hóa học xảy ra
  4. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.2. Phân loại dây dẫn Dựa vào bản chất dẫn điện, FARADAY chia thành 2 loại Dây dẫn loại 1 Dây dẫn loại 2 ✓ Những dây làm bằng kim loại ✓ Những dung dịch điện ly, (đồng, bạc, nhôm ) hay bán chất điện ly nóng chảy, các dẫn. khí ion hóa. ✓ Dẫn điện do sự dịch chuyển của ✓ Dẫn điện do sự chuyển vận các điện tử (electron) và lỗ trống của các ion. 4
  5. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.3. Sự điện phân ⚫ Cực âm (catod) ⚫ Cực dương (anod) + Electron chuyển từ điện cực (nối + Electron chuyển từ ion (trong cực ÂM nguồn điện) đến ion dung dịch) đến điện cực (nối (trong dung dịch) cực DƯƠNG nguồn điện) + Phản ứng khử xảy ra + Phản ứng khử xảy ra 2+ - Cu + 2e = Cu 4OH = O2 + 2H2O + 4e Fe3+ + e = Fe2+ Fe2+ = Fe3+ + e - 2+ 2H2O + 2e = H2 + 2OH Zn = Zn + 2e q Tổng Dây dẫn loại 1 (ANOD) quá trình Dây dẫn loại 2 q (CATOD) 5 Dây dẫn loại 1
  6. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Định luật Faraday 1 Lượng chất thoát ra hay bám lên bề mặt điện cực khi điện phân, tỷ lệ thuận với điện lượng đi qua dung dịch đó. m = k .I.t = k .q 6 0 0
  7. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Định luật Faraday 1 Trong đó: + q : điện lượng đi qua dung dịch chất điện ly (C) + I : cường độ dòng điện (A) + t : thời gian (s) + k0: hệ số tỉ lệ 7
  8. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Định luật Faraday 1 Nếu q = I.t = 1 thì m = k0x1 = ko Nên ko là lượng chất bị chuyển hóa khi cho một đơn vị điện lượng đi qua chất điện ly. 8 ko gọi là đương lượng điện hóa
  9. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Định luật Faraday 2 Khi cho cùng một điện lượng đi qua các dung dịch điện ly khác nhau thì lượng chất thoát ra hay bám lên trên bề mặt điện cực đó tỷ lệ với đương lượng điện hóa của nó. 9
  10. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Định luật Faraday 2 Nếu cho điện lượng 1 culong (C) qua dung dịch AgNO3, CuSO4 và H2SO4 thì trên catod thu được? Dd điện ly AgNO3 CuSO4 H2SO4 -3 -3 -3 ko 1,118.10 g Ag 0,3293.10 g Cu 0,010446.10 g H2 10
  11. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Định luật Faraday 2 Nếu lấy đương lượng gam (Đ) chia cho ko ta được hằng số Faraday Dd điện ly AgNO3 CuSO4 H2SO4 -3 -3 -3 ko 1,118.10 g Ag 0,3293.10 g Cu 0,010446.10 g H2 Đ 107,870 31,77 1,00797 11 F 96.484,8 96.477,4 96.493,4
  12. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Định luật Faraday 2 k0 = Đ/F Vậy để chuyển hóa một đlg của một chất bất kỳ bằng phương pháp điện hóa đều cần cùng một điện lượng, đó là số FARADAY. 12
  13. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Một số công thức điện học Định luật Ohm: I = E/R Công suất (W) P = E.I Điện năng (J): Q = P.t = E.I.t = I2.R.t 13
  14. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Một số chuyển đổi đơn vị 1C (culong) = 1 ampe.giây 1F = 26,8 ampe.giờ = 96484,520 C 96500 C 1watt.giây = 1Von.1Ampe.1giây = 1 Jun 1kW.giờ = 3.600.000 J 14
  15. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Bài tập 1 So sánh khối lượng của Ag, Cu, H2 thu được ở catod khi cho cùng một điện lượng q cua 3 dung dịch điện ly: AgNO3, CuSO4 và H2SO4? 15
  16. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Bài tập 2 1. Cho điện lượng 1 Faraday qua dung dịch CuSO4 sẽ thu được bao nhiêu gam Cu và oxy? 2. Cho điện lượng 1 Faraday qua dung dịch H2SO4 sẽ cho ra bao nhiêu gam hydro và oxy? 3. Cho điện lượng 1 Faraday qua dung dịch AgNO3 sẽ thu được Ag và oxy? 16
  17. 5.1. Khái niệm cơ bản 5.1.4. Định luật Faraday Bài tập 3 Cho dòng điện 12V không đổi qua bình điện phân điện cực Pt chứa dung dịch H2SO4 loãng trong 1 giờ có 448 ml hỗn hợp khí thoát ra. Tính: a. Điện lượng q qua dung dịch điện ly? b. Cường độ dòng điện? c. Công suất và điện năng tiêu thụ của bình điện phân? 17
  18. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.1. Độ dẫn điện L Độ dẫn điện L (-1) 1 L = R Với:  - điện trở riêng, là điện R = ρ trở của dây dẫn dài 1cm, s tiết diện 1cm2. 18
  19. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.2. Độ dẫn điện riêng  Độ dẫn điện riêng  (-1.cm-1) 1 cm a 2 3 1cm c m m c 2 a 19
  20. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.2. Độ dẫn điện riêng  Độ dẫn điện riêng  (-1.cm-1) Là độ dẫn điện của một dung dịch có thể tích 1cm3 được đặt giữa hai điện cực phẳng song song có diện tích như nhau (cm2) và cách 1 cm. 1 χ = ρ 20
  21. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.2. Độ dẫn điện riêng  Một số công thức quan hệ 1  L = ; R = ρ R s Đặt:  k = : hằng số bình điện cực. s  = k.L 21
  22. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.2. Độ dẫn điện riêng  Ghi chú ▪ Độ dẫn điện của chất điện ly nhỏ hơn rất nhiều (hàng trăm, hàng ngàn) lần so với kim loại. ▪ Độ dẫn điện của chất điện ly lớn hơn rất nhiều với chất không dẫn điện ▪ Độ dẫn điện phụ thuộc vào nồng độ và nhiệt độ 22
  23. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.2. Độ dẫn điện riêng  Độ dẫn điện phụ thuộc vào nồng độ  HCl Ý nghĩa: trong thực tế 6 chọn chất điện ly và H2SO4 nồng độ để có độ dẫn 4 NaOH điện cao nhất cho KOH KCl phép tiết kiệm năng 2 AgNO 3 lượng. Ca(NO3)2 CH COOH MgSO4 23 3 5 10 15
  24. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.2. Độ dẫn điện riêng  Độ dẫn điện phụ thuộc nhiệt độ 2 χ t = χ 25 1 − α(t − 25) + β(t − 25)   = 0,0163( - 0,0174) ▪ Acid mạnh : = 0,0164 ▪ Baz mạnh : = 0,0190 24 ▪ Muối : = 0,022
  25. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.2. Độ dẫn điện riêng  Bài tập 4 Điện trở của dung dịch KCl 0,01N ở 25oC trong một bình đo độ dẫn điện đo được là 450 . Biết độ dẫn điện riêng của dung dịch KCl là 0,002768-1.cm-1. Dùng bình này đo độ dẫn điện của dung dịch CaCl2 chứa 0,555g CaCl2 trong 1 lít thông qua đo điện trở có giá trị là 1050. a. Xác định k? b. Xác định độ dẫn điện riêng của dung dịch CaCl2? 25
  26. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  Độ dẫn điện đương lượng  (cm2/đlg.) 1 cm 3 a 2 Vcm c m m c 1đlg 2 a 26
  27. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  Độ dẫn điện đương lượng  (cm2/đlg.) Là độ dẫn điện của một thể tích tính theo cm3 chứa đúng một đương lượng gam chất điện ly nằm giữa hai điện cực phẳng song song cách nhau 1cm. 27
  28. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  Công thức tính: χ.1000 λ = CN Trong đó: CN : nồng độ đương lượng λ : độ dẫn điện đương lượng (cm2.  -1.đlg-1) 28
  29. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  Bài tập 5 Hỗn hợp hai muối nóng chảy KCl và NaCl ở 8000C và có phân mol NaCl là 0,56; có độ dẫn điện riêng bằng 2,862 -1.cm-1. Khối lượng riêng của dung dịch muối nóng chảy trên ở 8000C bằng 1,484 g/cm3. Xác định độ dẫn điện đương lượng của dung dịch? 29
  30. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  300 Sự g l phụ đ .  HCl thuộc / 200 2 m c  vào , KOH nồng  độ 100 KCl CH3COOH 30 0 1 2 3 4 5 C, đlg/l
  31. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  HCl Sự 300 phụ g l đ thuộc . KOH  / 200  vào 2 m c , nồng ¥ KCl độ  100 LiCl CH3COOH 2 0 (đlg/l) 31 0,05 0,10
  32. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  Nhận xét 1. Khi nồng độ tăng thì  giảm lúc đầu nhanh sau chậm; 2. Đối với chất điện ly mạnh,  giảm theo quy luật tuyến tính và chậm với . Điều này thích hợp phương trình Koklrausch. 32
  33. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  Đối với chất điện ly mạnh, thích hợp PT thực nghiệm Kohlrausch: λ = λ¥ - A C Định luật thứ nhất Trong đó: Kohlrausch λ¥ : độ dẫn điện đương lượng giới hạn (dung dịch vô cùng loãng) A : giá trị thực nghiệm. Phụ thuộc T, P, dung môi, chất điện ly 33
  34. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.3. Độ dẫn điện đương lượng  Bài tập 6 o Để xác định λ¥ của dung dịch HCl ở 25 C, người ta đo độ dẫn điện ở các nồng độ khác nhau (50ml dung dịch) thu được kết quả: C (đlg/l) 0,001 0,002 0,003 0,004 L (S) 1385 1367 1235 978 Đồng thời, Người ta sử dụng hệ thống này đo độ dẫn điện 50ml dung dịch KCl 0,01N thu được giá trị 1245S, biết độ dẫn điện o -3 -1 -1 riêng của dung dịch này ở 25 C là 1,413.10  .cm . Xác định λ¥ của dung dịch HCl? 34
  35. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.4. Quan hệ giữa  - C và PT Kohlrausch Đối với chất điện ly yếu, độ điện ly được tính theo công thức độ dẫn điện đương lượng: λ α = λ¥ 35
  36. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.4. Quan hệ giữa  - C và PT Kohlrausch Đối với chất điện ly yếu, 1 – 1: 1 1 λ.C = + 2 λ λ¥ λ¥.K Trong đó: K : hằng số phân ly 36
  37. 5.2. Độ dẫn điện 5.2.4. Quan hệ giữa  - C và PT Kohlrausch Bài tập 7 Tiến hành đo độ dẫn điện ở các nồng độ khác nhau (cùng thể o tích) của dung dịch CH3COOH ở 25 C thu được kết quả: C (N) 0,125 0,0625 0,03125 0,015625 L (S) 545 368 251 175 Đồng thời, sử dụng hệ thống này đo độ dẫn điện dung dịch KCl 0,01N (cùng thể tích với CH3COOH) thu được giá trị 1245S, biết độ dẫn điện riêng của dung dịch này là 1,413.10-3 -1.cm-1. Xác định λ của dung dịch CH COOH? 37 ¥ 3
  38. 5.3. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng 5.3.1. Phương pháp đo độ dẫn điện b b R R R Rc = 1/.C x x 3 R G G 3 a c a c d d R2 R2 R1 R1 N N Phương pháp cầu Wheatstone Hiệu chỉnh điện dung 38
  39. 5.3. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng 5.3.1. Phương pháp đo độ dẫn điện Người ta sử dụng các bình đo đo dẫn điện, thay vì đo  và S của điện cực bình thì người ta đo k = /S thông qua việc đo điện trở của chất đã biết chính xác độ dẫn điện riêng. Sau đó, tính  như sau: k  = k.L = Rx Người ta thường dùng dung dịch điện ly chuẩn KCl 39
  40. 5.3. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng 5.3.2. Ứng dụng pháp đo độ dẫn ➢ Trong điện phân, tiết kiệm năng lượng và nâng cao chất lượng sản phẩm. ➢ Hàm lượng muối trong các dung dịch. ➢ Xác định bậc axít ➢ Xác định độ hòa tan ➢ Phép định phân điện dẫn trong phân tích. 40
  41. 5.3. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng 5.3.2. Ứng dụng pháp đo độ dẫn Phép định phân điện dẫn  a c H+ OH- Na+ b Cl- VNaOH 41 Chuẩn HCl bằng NaOH
  42. 5.3. PP đo độ dẫn điện - Ứng dụng 5.3.2. Ứng dụng pháp đo độ dẫn Phép định phân điện dẫn  c Ag+ – NO3 Cl– a b K+ b' 42 Chuẩn KCl bằng AgNO3
  43. 5.4. Linh độ ion – Linh độ ion H+ - OH- 5.4.1. Khái niệm ➢ Linh độ ion chính là tốc độ tuyệt đối của các ion, đơn vị cm2/von.giây. ➢ Gọi: +, - là tốc độ chuyển động các ion o+, o- là tốc độ tuyệt đối các ion Ta có: : Cường độ điện trường 43
  44. 5.4. Linh độ ion – Linh độ ion H+ - OH- 5.4.2. Linh độ ion của các ion H+ và OH- ➢ Linh độ của các ion trong dung dịch nước thường có cùng độ lớn khoảng 6.10-4 cm2/V.s ➢ Riêng linh độ của H+ và OH- rất lớn: + H+: 36,3.10-4 cm2/V.s + OH-: 20,5.10-4 cm2/V.s Nguyên nhân 44
  45. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.1. Bài toán Khảo sát bình điện phân ống hình trụ, trong đó: ▪ Tiết diện ống hình trụ: S (cm2) ▪ Khoảng cách hai điện cực: 1(cm) ▪ Hiệu điện thế hai điện cực: E (vôn) Gọi: ▪ +, - là tốc độ chuyển động các ion, cm/giây ▪ C : nồng độ dung dịch điện ly, đlg/l 45 ▪ : độ điện ly
  46. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.1. Bài toán Trong 1cm3 Số cation = số anion = C. /1000 đlg/cm3 Số đlg cation = +.S.C. /1000 đlg Khảo sát S cm2 – 1 giây Số đlg anion = +-.S.C. /1000 đlg Điện lượng q = q + q ; q = I.t = I; qua dung dịch + - (1 giây) I = (+ + −).S.C. .F/1000 Mà  = o .E/l I = (o+ + o−).S.C. .F.E/(1000.l) 46
  47. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.1. Bài toán I = (o+ + o−).S.C. .F.E/(1000.l) Mặt khác I = E/R = E.L = E..S/l Quan hệ I = E..S.C/l.1000  –  47
  48. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.2. Công thức quan hệ Chất điện ly mạnh, = 1 nên: – – Điện ly mạnh: Điện ly yếu: 48 Điện ly mạnh - yếu: ¥ = +¥ + −¥
  49. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.2. Công thức quan hệ Tóm tắt Đối với chất điện ly mạnh (α = 1)  = + + − Với chất điện ly yếu khi dung dịch vô cùng loãng: λ¥ = λ+¥ + λ−¥ Định luật thứ hai Đối với chất điện ly yếu:  Kohlrausch = ¥ Trong đó: ¥, +¥, -¥ : độ dẫn điện đương lượng tới hạn các ion với 49 dung dịch vô cùng loãng (cm2/.đlg)
  50. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.2. Công thức quan hệ Quan hệ giữa  - C Chất điện ly mạnh (PT thực nghiệm Kohlrausch): λ = λ¥ - A C Chất điện ly yếu, phương trình nghiệm đúng: 1 1 λ.C = + 2 λ λ¥ λ¥.Kc 50
  51. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.2. Công thức quan hệ Bài tập 8 Biết độ dẫn điện giới hạn của dung dịch HCl, CH3COONa và NaCl lần lượt là 426,1; 91 và 126,5 cm2.Ω-1.đlg-1. Xác định độ dẫn điện đương lượng giới hạn của dung dịch CH3COOH ở 250C ? 51
  52. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.2. Công thức quan hệ Bài tập 9 Độ dẫn điện riêng của dung dịch AgCl bão hòa ở 25oC bằng 3,14.10-6-1.cm-1; độ dẫn điện riêng của nước cũng ở nhiệt độ trên là 1,60.10-6-1.cm-1. Biết độ dẫn điện giới hạn của Ag+ và Cl- là 61,92 và 76,34 cm2/.đlg. Xác định độ hoà tan và tích số tan của AgCl ở 250C? 52
  53. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.2. Công thức quan hệ Bài tập 10 Dung dịch CH3COOH có nồng độ 0,05N và độ dẫn điệng riêng -4 -1 -1 bằng 3,24.10  .cm . Dung dịch CH3COONa nồng độ 0,0001N có độ dẫn điện riêng bằng 7,75.10-6 -1.cm-1. Linh độ ion của H+ và Na+ bằng 314,9 và 43,5 -1.đlg-1.cm2. Xác định hằng số phân ly của CH3COOH? 53
  54. 5.5. Quan hệ độ dẫn điện – tốc độ chuyển vận 5.5.2. Công thức quan hệ Bài tập 11 Ở 298K, độ dẫn điện riêng của dung dịch AgCl bão hòa trong nước bằng 2,68.10-6-1.cm-1, của nước nguyên chất bằng 0,86.10-6. Độ dẫn điện đương lượng giới hạn của các dung dịch -1 -1 2 AgNO3, HCl và HNO3 bằng 133; 426 và 421  .đlg .cm . Tính độ tan của AgCl trong nước ở nhiệt độ trên? 54
  55. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.1. Khái niệm Số chuyển vận các ion (số tải) Là tỷ số giữa điện lượng mang bởi một loại ion nào đó qua tiết diện của chất điện ly và tổng điện lượng đi qua tiết diện dung dịch điện ly đó. q t = i i q 55  i
  56. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.2. Công thức tính toán Trong dung dịch chứa hai loại ion gồm cation và anion thì: q+ v + vo+ λ+ t+ = = = = q+ + q− v + + v − vo+ + vo− λ+ + λ− q− v − vo− λ− t− = = = = q+ + q− v + + v − vo+ + vo− λ+ + λ− 56
  57. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.2. Công thức tính toán Bài tập 12 0 -1 -1 Ở 25 C, độ dẫn điện riêng của MgCl2 bằng 0,002412  .cm . Số tải của ion Mg2+ trong dung dịch này bằng 0,345. Tính tốc độ 2+ - tuyệt đối của ion Mg và Cl trong dung dịch MgCl2 0,01N? 57
  58. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.3. Phương pháp Hittorf xác định số chuyển vận Mô hình phương pháp Hittorf Anod Catod (+) (-) Vùng I Vùng II Vùng III (A) + + + + + + + + + + + + + + + + + + _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ Ta được: na vo+ λ+ = = = 5 + + + + + + + + + + + + + + + + + + nc vo− λ− (B) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ - - + + + + + + + + + + + + + + - - + + (C) _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ _ - - + + 58 Anolit Catolit
  59. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.3. Phương pháp Hittorf xác định số chuyển vận Tính toán theo phương pháp Hittorf Số vận chuyển của các ion được xác định theo quan hệ sau: vo+ λ+ na ma t+ = = = = vo+ + vo− λ+ + λ− na + nc ma + mc vo− λ− nc mc t− = = = = vo+ + vo− λ+ + λ− na + nc ma + mc 59
  60. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.3. Phương pháp Hittorf xác định số chuyển vận Bài tập 13 Để xác định số tải người ta tiến hành điện phân dung dịch Cu(NO3)2 với anot bằng Ag và catot bằng Cu. Sau một thời gian điện phân người ta thấy dung dịch khu anot chứa 0,02 mol AgNO3 còn dung dịch khu catot lại mất 0,006 mol Cu(NO3)2. 60
  61. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.3. Phương pháp Hittorf xác định số chuyển vận Bài tập 13 Khu anot: - Nhận được t(NO3-) đương lượng NO3 chuyển tới; song lại mất đi t+ đương lượng Cu2+ chuyển khỏi anod. Tổng cộng tại khu này có thêm (t+ + t– = 1) đương lượng AgNO3 và mất đi t+ đương lượng Cu(NO3)2. Do đó, số đương lượng bằng 0,02 mol (vậy na + nc = 0,02). 61
  62. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.3. Phương pháp Hittorf xác định số chuyển vận Bài tập 13 Khu catot: 2+ - Nhận được t+ đương lượng Cu và mất đi t- đương lượng NO3 do sự tải ion. Tổng cộng khu này mất đi t- đương lượng Cu(NO3)2. Do đó mất đi 0,006 mol hay 0,006.2 = 0,012 = nc đương lượng Cu(NO3)2. Tính số tải NO3: nC 0,012 62 t − = = = 0,6 na + nC 0,02
  63. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.4. Phương pháp ranh giới di động Mô hình phương pháp – ✓ MA – chất điện ly cần nghiên cứu MA b’ ✓ M’A – chất điện ly chỉ thị ✓ Mz+ tốc độ chuyển vận lớn hơn M’Z+ x ✓ Dung dịch không màu đo sự di b chuyển bằng chỉ số khúc xạ. M’A 63 +
  64. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.4. Phương pháp ranh giới di động Tính toán theo phương pháp ranh giới di động Số vận chuyển của cation được xác định theo quan hệ sau: x . S . F. C t = t– = 1 – t+ + q Trong đó: ✓ x : ranh giới di động, cm. ✓ S : diện tích tiết diện bình, cm2. ✓ C : số đlg trong 1 cm3 dung dịch. 64 Khi dung dịch có nồng độ lớn, độ chính xác không cao
  65. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.4. Phương pháp ranh giới di động Bài tập 14 Sự di động của ranh giới dung dịch thallium clorua (TlCl3) bằng 0,0498N và dung dịch KCl quét qua thể tích 1,023 cm3 trong 3678 giây, dòng điện qua là 4,573mA. Hãy tính số chuyển vận của ion Tl3+? 65
  66. 5.6. Số chuyển vận các ion 5.6.4. Phương pháp ranh giới di động Bài tập 15 Để xác định số tải ion K+ người ta sử dụng phương pháp ranh giới di động giữa hai dung dịch KCl 0,1M và LiCl 0,065M trong đó dung dịch LiCl được dùng làm chất chỉ thị. Cho biết cường độ dòng bằng 5,893mA; tiết diện ngang của ống đo là 11,42mm2; tốc độ di động của ranh giới là 0,0263 mm/giây và độ dẫn điện riêng 2,346 -1.cm-1. Xác định số tải của K+ và linh độ của ion K+? 66
  67. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.1. Phương trình gần đúng bậc nhất Định luật giới hạn Debye - Huckel Định luật giới hạn Debye – Huckel về hệ số hoạt độ (hay phương trình gần đúng bậc nhất): 2 lgi = −A.Zi . Ic Phương trình giới hạn của hệ số hoạt độ trung bình có dạng: lg = −A.Z+ .Z− . Ic 67
  68. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.1. Phương trình gần đúng bậc nhất Định luật giới hạn Debye - Huckel Nếu dùng nồng độ molan, khi dung dịch loãng Ci = mi. o 2 lg = −A'.Z2. I lgi = −A.Zi . Ic i i m lg = −A'.Z .Z . I lg = −A.Z+.Z−. Ic + − m A' = A. ρo 68 Ở 250C, A’ = 0,509
  69. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.2. Phương trình gần đúng bậc hai Định luật giới hạn Debye - Huckel Khi nồng độ dung dịch lớn hơn, vượt quá nồng độ giới hạn của định luật giới hạn (Pt gần đúng bậc hai): 2 IC IC lgγi = −A.Zi . lgγ = −A.Z+.Z− . 1 + a.B. IC 1 + a.B. IC a – đường kính hữu hiệu trung bình ion 0 Ở 25 C: A = 0,509 mol-1/2.dm-1/2 69 B = 0,329.107 dm1/2.mol-1/2.nm-1
  70. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.2. Phương trình gần đúng bậc hai Định luật giới hạn Debye - Huckel Ở 250C, sự gần đúng bậc hai có dạng 2 I I lgi = −A.Zi . lg = −A.Z+.Z− . 1 + a.B. I 1 + a.B. I 2 I I lgi = −A.Zi . lg = −A.Z+.Z− . 70 1 + I 1 + I
  71. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.3. Phương trình Onsager Phương trình Onsager Đối với chất điện ly 2 – 1 trong nước, PT Onsager có dạng:   . .¥ . .¥  = ¥ − 3 / 2 + 1/ 2 C (ε.T) (ε.T) .η  - độ thẩm điện môi;  - độ nhớt; c – nồng độ Đối với chất điện ly 1 – 1 trong nước, PT Debye – Onsager: 71  = ¥ − ( + ,.¥ ) C
  72. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.4. Bài tập Bài tập 16 Xác định hệ số hoạt độ trung bình ion của FeCl3 khi dung dịch chứa 0,001 mol FeCl3 và 0,005 mol H2SO4 trong 1000g nước biết A = 0,509? 72
  73. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.4. Bài tập Bài tập 17 + 3+ - - Tính hệ số hoạt độ của các ion Na , La , Cl và NO3 trong dung dịch nước ở 298K biết rằng nồng độ NaCl là 0,002M và La(NO3)3 là 0,001M? 73
  74. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.4. Bài tập Bài tập 18 Tính hệ số hoạt độ trung bình của các dung dịch chứa chất điện ly riêng biệt và hỗn hợp các muối: MgSO4 0,005mol; LaCl3 0,0010 mol và Na2SO4 0,020 mol? 74
  75. 5.7. Định luật giới hạn Debye - Huckel 5.7.4. Bài tập Bài tập 19 Hằng số phân ly nhiệt động của axít -clopicric (HA) ở 298K bằng 1,47.10-3. Tính độ phân ly của axít này trong dung dịch có nồng độ 0,01M trong dung dịch lý tưởng và trong sự gần đúng bậc nhất? Xem hệ số hoạt độ của axít này bằng 1 (HA = 1). 75