1
CHƢƠNG 5
DUNG DỊCH ĐIỆN
LY
2
Nội dung
5.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly
5.2. Thuyết điện ly
5.3. Độ điện ly – Hằng số điện ly
5.4. Sự solvat hóa các ion
5.5. Hoạt độ và hệ số hoạt độ
5.6. Lực ion
5.7. Bài tập
3
5.1. Tính bất thường của dung dịch điện ly
Thực nghiệm
Lý thuyết
P
T
đ
T
s
ACID – BAZ – MUỐI
Phát hiện – Điều chỉnh
Arrhenius Van’t Hoff
4
Hệ số điều chỉnh i
Van’t Hoff
m
C.K.iT
i.C.R.Tπ

Giải thích
Arrhenius
do
Quá trình điện ly
không giải thích đƣợc khả
năng dẫn điện khác nhau
và nguyên nhân.
5.2. Thuyết điện ly
7
Arrhenius cho rằng:
Khi hòa tan trong nƣớc các dung dịch bị phân ly thành các phần tử
nhỏ hơn mang điện tích gọi là các ion. Ion dƣơng gọi là cation và ion
tích điện âm đƣợc gọi là anion.
Thuyết điện ly Arrhenius
5.2. Thuyết điện ly
8
Thuyết điện ly hiện đại
Sự điện ly là do có tác dụng tƣơng hỗ giữa
chất điện ly và các phân tử dung môi để
tạo thành các ion bị solvat hóa.
5.2. Thuyết điện ly
9
Thuyết điện ly hiện đại
Ví dụ
NaCl + mH
2
O = Na
+
.nH
2

Trong đó:
n : là số phân tử phân ly
n
0
: là số phân tử ban đầu hòa tan.
hay
5.3. Độ điện ly và hằng số điện ly
13
Hệ số Van’t Hoff:
i = 1 + (v - 1)α
Với = m + n
1ν
1i
α
5.3. Độ điện ly và hằng số điện ly
m
C.K.iT
i.C.R.Tπ
14
 Dung dịch rất loãng, dung dịch chất điện ly yếu giống dung dịch lý
tƣởng.
 Dung dịch có nồng độ cao hơn không sử dụng đƣợc nhƣ dung dịch
lý tƣởng. Do đó, cần hiệu chỉnh:
+ Nồng độ  Hoạt độ
+ Áp suất  Hoạt áp.
5.4. Hoạt độ - Hệ số hoạt độ
15
Xét quá trình phân ly của M
+
A

m , m
+
,m
-
: molan trung bình và molan thành phần của ion M
+
và A
-
,
+
,
-
: hệ số hoạt độ trung bình, ion của ion M
+
và A
-
16
1
.
Ta có: a
+
=
+
. m
+
; a
-
=
-
. m

- nồng độ thực của các ion
2
iim
Zm
2
1
I
2
iiC
ZC
2
1
I
Công thức
5.5. Lực ion
19
CHƢƠNG 6
ĐIỆN HÓA HỌC
20
Nội dung
6.1. Khái niệm cơ bản
6.2. Độ dẫn điện
6.3. Linh độ ion và linh độ ion H
+
- OH
-
6.4. Độ dẫn điện của dung dịch điện ly trong dung môi khác
6.5. Số chuyển vận của các ion
6.6. Phƣơng pháp đo độ dẫn điện và ứng dụng
6.7. Bài tập

cực ÂM nguồn điện) đến ion (trong
dung dịch)
+ Phản ứng khử xảy ra
Cu
2+
+ 2e = Cu
Fe
3+
+ e = Fe2+
2H
2
O + 2e = H
2
+ 2OH
-
• Cực dƣơng (anod)
+ Electron chuyển từ ion (trong dung
dịch) đến điện cực (nối cực
DƢƠNG nguồn điện)
+ Phản ứng khử xảy ra
4OH
-
= O
2
+ 2H
2
O + 4e
Fe
2+
= Fe

0
.q
6.1.4. Định luật Faraday
6.1. Khái niệm cơ bản
Định luật Faraday 1
25
Khi cho cùng một điện lƣợng đi qua các dung dịch điện
ly khác nhau thì lƣợng chất thoát ra hay bám lên trên bề
mặt điện cực đó tỷ lệ với đƣơng lƣợng điện hóa của
nó.
Định luật Faraday 2
6.1.4. Định luật Faraday
6.1. Khái niệm cơ bản

Trích đoạn Thế phân huỷ

---