Giáo trình Hóa và vi sinh vật nước

LỜI MỞ ĐẦU Giáo trình “Hóa và vi sinh vật nước” là tài liệu được biên soạn để phục vụ cho việc giảng dạy, học tập của giáo viên và học sinh - sinh viên ngành Cấp thoát nước. Tài liệu cung cấp những kiến thức cơ sở về hai lĩnh vực: Hóa học nước và Vi sinh vật trong nước. Giáo trình được biên soạn theo đề cương học phần “Hóa và vi sinh vật nước” ở bậc cao đẳng ngành Cấp thoát nước đã được Hội đồng Khoa học và Đào tạo nhà trường thông qua. Giáo trình gồm 2 phần: Phần I - Hóa học nước - Giới thiệu thành phần hoá học cũng như đặc tính lý, hóa, sinh tạo nên chất lượng các loại nước, các phương pháp phân tích thành phần của nước. Những kiến thức này phục vụ trong nghiên cứu, điều tra, quan trắc và quản lý chất lượng môi trường nước tự nhiên. Phần II - Vi sinh vật trong nước - Giới thiệu những kiến thức cơ bản về vi sinh vật, vi sinh vật chỉ thị, vi sinh vật trong quá trình xử lý nước,… Giáo trình không những phục vụ cho việc giảng dạy, học tập học phần “Hóa và vi sinh vật nước” mà còn là tài liệu tham khảo cho sinh viên trong quá trình thực tập học phần thí nghiệm nước. Mặc dù đã hết sức cố gắng, song do biên soạn lần đầu, giáo trình không tránh khỏi những thiếu sót. Kính mong các đồng nghiệp và bạn đọc đóng góp ý kiến để giáo trình được hoàn thiện hơn. Tác giả 1 PHẦN 1: HÓA HỌC NƯỚC Chương 1: MỘT SỐ KIẾN THỨC CƠ BẢN VỀ HÓA NƯỚC 1. 1. Nước và tính chất của nước 1.1.1. Thành phần, cấu tạo và tính chất của nước a. Thành phần, cấu tạo của nước Nước là một hợp chất hoá học rất đặc biệt, trong đó mỗi nguyên tử hiđro góp một điện tử vào đôi điện tử dùng chung với nguyên tử oxy để tạo thành liên kết cộng hóa trị. Trong mỗi phân tử nước có hai nguyên tử hiđro và một nguyên tử oxy. H2 O2 H2O300 0C Hai nguyên tử hiđro liên kết với oxy tạo góc liên kết 105o. Trong nguyên tử oxy, hạt nhân của nó thường có điện tích rất mạnh. Chính vì thế nó có xu hướng kéo điện tử bật khỏi nguyên tử hiđro nhỏ hơn. Kết quả là chúng có ưu thế trong mối liên kết cộng hóa trị. Do đó, trong phân tử nước có điện tích dương gần với nguyên tử hiđro và có điện tích âm gần với nguyên tử oxy. Hyđro có 3 đồng vị Proti (1H), Dơtri (2H) và Triti (3H). Trong thiên nhiên 1H chiếm từ 99,985 ÷ 99,986% tổng số nguyên tử; 2H chiếm từ 0,0139 ÷ 0,0151% tổng số nguyên tử; đồng vị 3H có tính phóng xạ, với chu kỳ bán hủy là 12,4 năm. Oxy cũng có 6 đồng vị: 14O, 15O, 16O, 17O, 18O, 19O nhưng chỉ có 3 đồng vị thiên nhiên là 16O (chiếm 99,759% tổng số nguyên tử), trong khi đó 17O (chiếm 0,037%) và 18O (chiếm 0,037%). Hiđro được phát hiện vào thế kỷ thứ 16, do nhà giả kim thuật người thụy sỹ là paraxen (1493-1541). Oxy được phát hiện lần đầu tiên vào năm 1711 do Karl Wilhem Scheele do một nhà hóa học người thụy điển (1742-1786). Nước có M = 18 là nước thường, chiếm 99,8% tổng lượng nước tự nhiên. Nước có M ≥ 19 là nước nặng, chiếm 0,2% tổng lượng nước tự nhiên. Hàm lượng các loại nước nặng trong tự nhiên phân bố rất khác nhau. Nguyên nhân là do hàng loạt các quá trình vật lý, hóa học, sinh học xảy ra khác nhau tạo ra sự phân bố các đồng vị (H và O) khác nhau. Nước là một phân tử phân cực, nên các phân tử nước có tính chất hấp dẫn lẫn nhau nhờ lực hút tĩnh điện. Sự hấp dẫn này tạo nên mối liên kết hiđro, nhờ đó ở nhiệt độ thường chúng ở trạng thái lỏng. Giữa các nhóm phân tử nước tồn tại xen kẽ với các phân tử nước đơn lẻ: mH2O ⇔ (H2O)m có ΔH < 0. Giá trị m thay đổi theo nhiệt độ (ở thể hơi m = 1; ở thể rắn m = 5;...). Ở trạng thái rắn, cấu trúc cơ bản gồm một phân tử nước ở trung tâm và bốn phân tử xung quanh, tập hợp thành hình dạng tứ diện (hình 1). 2 Sự bền hóa cấu trúc của nước đá không những do có mặt các ion lỗ trống của nó, mà còn do đưa thêm vào những phân tử tạo được liên kết hiđro với các phân tử nước. Mặt khác, cấu trúc của nước được làm bền, khi nước còn nằm ở trạng thái lỏng và khi trộn lẫn nó với chất khác. b. Một số tính chất của nước - Nước thường và nước nặng có những tính chất vật lý khác nhau: Bảng 1. Một số tính chất vật lý của nước Tính chất vật lý Nước thường )( ΟΗΟΗ 21621 Nước nặng )( ΟΟΗ 21622 D Tỷ khối (d) ở 277oK 1 1,1056 To nóng chảy (oK) 273 276,8 To sôi (oK) 373 374,42 - Ở áp suất khí quyển là 1 atm, nước đông đặc ở OoC, sôi ở 100oC, rất cao so với điểm sôi của các hợp chất tương tự cùng nhóm. - Nhiệt độ sôi của nước giảm khi áp suất bên ngoài giảm: Bảng 2. Mối liên hệ giữa nhiệt độ sôi và áp suất của nước thường Nhiệt độ sôi toC 0 10 20 30 40 50 100 Áp suất P (mmHg) 4,5 9,2 17,5 31,8 55,3 92,5 760 - Nước là một loại dung môi rất tốt, có khả năng hòa tan một số chất rắn, khi nồng độ chất tan trong nước càng lớn thì nhiệt độ sôi càng cao và nhiệt độ đông đặc của dung dịch càng thấp. - Độ hoà tan của các khí vào nước phụ thuộc vào nhiệt độ và áp suất. - Sức căng bề mặt của nước lớn hơn sức căng bề mặt của các chất lỏng khác. - Nước là chất lỏng không có màu, trong suốt, cho ánh sáng và sóng dài đi qua (hấp thụ ánh sáng sóng ngắn mạnh hơn) giúp cho quá trình quang hợp có thể thực hiện ở độ sâu trong nước. - Nước có khối lượng riêng (tỷ trọng) cực đại ở 3,98oC (≈ 4oC) không phải là điểm đóng băng, do vậy mà nước đã nở ra khi đóng băng. Tỷ trọng của nước thay đổi theo nhiệt độ. Đối với nước tinh khiết sự thay đổi này như sau: 3 Bảng 3. Sự thay đổi tỷ trọng của nước tinh khiết đối với nhiệt độ t(oC) Tỷ trọng (kg/dm3) t(oC) Tỷ trọng (kg/dm3) 0 0,99987 20 0,99828 4 1,00000 25 0,99707 10 0,99973 30 0,99567 15 0,99913 100 0,95838 - Nhiệt bay hơi của nước (540 cal/g) lớn hơn nhiệt bay hơi của các chất khác, cho nên nước được sử dụng rộng rãi trong các quá trình truyền nhiệt. - Nhiệt hòa tan của nước cao hơn các chất lỏng khác (trừ NH3) và tạo điều kiện giữ nhiệt ở điểm kết tinh của nước. - Nhiệt dung riêng của nước (1cal/g.oC) cao hơn của các chất lỏng khác (trừ NH3) nên có thể ổn định nhiệt độ ở các vùng địa lý khác nhau. - Nước có thể đóng vai trò là một chất khử, chất oxy hoá: 2H2O - 4e ⇔ 4H+ + O2 E0 = - 1,230V 2H2O + 2e ⇔ 2OH- + H2 E0 = - 0,828V - Tất cả các quá trình trao đổi chất của tế bào phải thông qua nước, bao gồm: Các quá trình đồng hoá; các quá trình dị hoá và lên men. - Nước là trung tâm cuộc sống của vi khuẩn. 1.1.2. Sự hòa tan các chất trong nước Nước là một dung môi đặc biệt: ở nhiệt độ thường trên bề mặt trái đất, nước là chất lỏng có khối lượng phân tử nhỏ nhất lại phân cực mạnh, vì vậy có khả năng xâm nhập hòa tan rất nhiều các chất vô cơ, hữu cơ thành dung dịch. Với phân tử nhỏ và phân cực mạnh, nước cũng có khả năng thấm ướt và phân rã các chất khó tan tạo thành các hệ phân tán như keo, huyền phù. a. Sự hòa tan chất rắn trong nước Nước có thể tạo liên kết hiđro với các chất hòa tan. Các chất hòa tan có thể ở dạng ion cũng có thể không ở dạng ion. Cả hai loại này đều có thể hòa tan trong nước. Sự hòa tan bao chủ yếu gồm 2 quá trình: lý học và hoá học (hiđrat hoá). - Quá trình lý học thường thu nhiệt: ΔΗa > 0. - Quá trình hiđrát hoá thường toả nhiệt: ΔΗb < 0. Nhiệt của quá trình hoà tan ΔΗ (là lượng nhiệt toả ra hay thu vào khi hòa tan một mol chất tan vào nước): ΔΗ = ΔΗa + ΔΗb (1-1) Nếu ΔΗ > 0 : thì quá trình hòa tan là thu nhiệt. Nếu ΔΗ < 0 : thì quá trình hòa tan là toả nhiệt. Ví dụ: Hòa tan NaCl vào nước, quá trình có thể chia làm 2 bước: - Bước 1: Phá vỡ cấu trúc tinh thể của chất tan để tạo thành tiểu phân riêng biệt. Tiếp đó là phá vỡ lực liên kết liên phân tử giữa các phân tử dung môi để tạo ra các khoảng trống cho các tiểu phân của chất tan xâm nhập. Trong đa số trường hợp đều thu nhiệt. 4 - Bước 2: Xảy ra tương tác giữa các tiểu phân của chất tan và các phân tử dung môi để tạo thành dung dịch, tức xảy ra quá trình solvat hóa. Quá trình hòa tan là toả nhiệt. Nhiệt hoà tan của dung dịch, chính là tổng nhiệt của các giá trị trên. Tùy quá trình nào chiếm ưu thế mà giá trị ΔH (hiệu ứng nhiệt của phản ứng) có thể (+) hoặc (-) hay nói cách khác quá trình hòa tan thu nhiệt hoặc tỏa nhiệt. Thực tế, nhiệt hòa tan NaCl trong nước khoảng 3KJ/mol. Độ hòa tan của một chất là nồng độ bão hòa của dung dịch chứa chất tan đó ở một nhiệt độ xác định. Độ hoà tan thường được ký hiệu là S (S tính theo mol/l hay g/l). Dung dịch bão hòa là dung dịch chứa lượng chất tan bằng độ hòa tan của nó tại một nhiệt độ xác định. Dung dịch quá bão hòa là dung dịch chứa lượng chất tan lớn hơn độ hòa tan của nó tại một nhiệt độ xác định. b. Độ hòa tan chất khí trong nước Sự có mặt của chất khí hoà tan có vai trò rất lớn đối với các đặc tính hoá, sinh học của nước, đặc biệt là oxy và khí cacbonic. Sự tồn tại của các chất khí trong nước đã làm biến đổi pH và tính thế oxy hoá khử (Eh) của nước, gây ảnh hưởng xấu đến chất lượng của nước. Sự hòa tan phụ thuộc vào bản chất của chất khí, nhiệt độ của nước, độ khoáng hóa của nước và áp suất của chất khí đó. Xét sự gia tăng độ tan của khí trong dung dịch: giả sử đang xảy ra cân bằng giữa chất khí và chất lỏng, nghĩa là số phân tử khí thoát ra hoặc tan vào dung dịch với tốc độ bằng nhau. Nếu ta tăng áp suất, số phân tử khí trong một đơn vị thể tích sẽ gia tăng, khí sẽ tan vào dung dịch với tốc độ lớn hơn tốc độ thoát ra, lúc này nồng độ khí tan trong dung dịch sẽ tăng cho đến khi một cân bằng mới được thiết lập và dĩ nhiên lúc này dung dịch sẽ chứa một lượng khí tan nhiều hơn. Sự phụ thuộc độ hòa tan của chất khí và áp suất riêng phần của khí đó trên mặt nước tuân theo định luật Henry: Độ hoà tan của một chất khí trong chất lỏng ở một nhiệt độ không đổi tỷ lệ thuận với áp suất riêng phần của khí đó tác dụng lên chất lỏng. Gọi Si (mg/l) là độ hòa tan của khí i: Si = k.Pi (1-2) k : hằng số Henry, phụ thuộc vào bản chất của chất khí và nhiệt độ. Bảng 4. Sự phụ thuộc của hằng số Henry (k) vào nhiệt độ k Nhiệt độ (oK) O2 (× 10-5) CO2 (× 10-5) H2S (× 10-5) 273 67,45 3349,51 6825,24 275 63,48 3000,97 6397,08 277 60,52 2788,34 5998,05 279 57,47 2602,91 5626,21 291 43,83 1736,89 3966,99 298 38,76 1407,76 3332,03 5 Định luật Henry chỉ đúng trong trường hợp khí tan không phản ứng với dung môi, ví dụ: đúng với trường hợp khí O2 tan trong nước, nhưng không đúng với trường hợp HCl tan trong nước vì ở đây xảy ra sự phân ly của HCl. Ví dụ: Xác định độ hoà tan (S) của O2 ở 279oK dưới áp suất p = 0,2163.105 N/m2. Tra bảng 4 ta được: k = 57,47.10-5 S = 57,47.10-5 . 0,2163.105 ≈ 12,43 mg/l. Độ hòa tan các chất khí trong nước tăng khi nhiệt độ nước giảm. Chất khí là hợp chất có độ hòa tan lớn hơn chất khí là đơn chất do các phân tử hợp chất thường là phân tử phân cực. Thông thường khi độ khoáng của nước tăng lên thì độ hòa tan của các khí giảm. Độ hòa tan của O2 sẽ giảm 25% khi tăng lượng muối hòa tan trong nước tới 40 gam. c. Độ hòa tan chất lỏng trong nước Chất có cùng bản chất phân cực hòa tan tốt vào nhau, mà sự phân cực của một chất được xác định bởi cấu trúc của nó (dạng lai hoá, sự tương tác giữa các electron ở lớp vỏ điện tử,...). Do đó, giữa cấu trúc và độ tan có một mối quan hệ xác định. Thông thường các chất lỏng phân cực thường dễ hòa tan trong nước; Các chất hữu cơ thường khó hòa tan trong nước. 1.1.3. Định luật tác dụng khối lượng a. Tốc độ phản ứng Trong quá trình phản ứng nồng độ các chất phản ứng giảm dần còn nồng độ các chất sản phẩm tăng dần. Phản ứng xảy ra càng nhanh thì trong một đơn vị thời gian thì nồng độ các chất phản ứng giảm xuống và nồng độ các chất sản phẩm tăng lên càng nhiều. Như vậy, có thể dùng độ biến thiên nồng độ của một chất bất kì trong phản ứng theo thời gian để làm thước đo tốc độ phản ứng. Tốc độ phản ứng là đại lượng đặc trưng cho diễn biến nhanh hay chậm của một phản ứng. Nó được đo bằng độ biến thiên nồng độ của các chất phản ứng hay sản phẩm phản ứng trong một đơn vị thời gian. Xét phản ứng: A = M + N Tốc độ trung bình của chất A: 1 2 1 2 2 1 1 2 C C C C Cv t t t t t − − − Δ= ± = − = −− − Δ :v − vận tốc trung bình trong khoảng thời gian từ t1 đến t2; ΔC: sự biến thiên nồng độ mol của chất khảo sát từ C1 đến C2. Khi Δt → 0 thì v tức thời là: dCv dt − = ± Tổng quát: aA + bB ⇔ cC + dD thì tốc độ phản ứng: dt dCBAKV ba −== ][][ b. Hằng số cân bằng Cân bằng hoá học là trạng thái của một quá trình thuận nghịch khi vận tốc của phản ứng thuận bằng vận tốc của phản ứng nghịch và do đó nồng độ các chất không biến đổi nữa. 6 Xét phản ứng cân bằng: A(K) + B(K) C(K) + D(K) k1 k2 Gọi k1 và k2 lần lượt là hằng số vận tốc của phản ứng thuận và nghịch. Giả sử phản ứng thuận cũng như phản ứng nghịch đều thuộc loại đơn giản (nghĩa là phản ứng chỉ xảy ra trong một giai đoạn, bậc phản ứng riêng phần của mỗi chất bằng hệ số tỉ lượng nguyên tối giản đứng trước mỗi chất trong phản ứng). Thực nghiệm cho thấy, với phản ứng đồng thể thì: vận tốc của phản ứng tỷ lệ thuận với tích nồng độ các chất tham gia. Vận tốc phản ứng thuận là: v1 = k1[A][B] Vận tốc phản ứng nghịch là: v2 = k2[C][D] Giả sử lúc bắt đầu phản ứng, chỉ có A, B hiện diện. Vận tốc phản ứng thuận v1 lúc đầu rất lớn, vận tốc phản ứng nghịch v2 bằng không. Phản ứng càng xảy ra lâu, nồng độ các chất A, B càng giảm , nồng độ các sản phẩm C, D càng tăng. Như vậy, v1 giảm dần theo thời gian, còn v2 tăng dần theo thời gian. Sau một thời gian vận tốc phản ứng thuận v1 sẽ bằng vận tốc phản ứng nghịch v2, lúc này phản ứng đạt trạng thái cân bằng: v1 = v2 ⇔ k1[A][B] = k2[C][D] k1 k2 KC = = [C][D] [A][B] Vì k1 và k2 là các hằng số vận tốc phản ứng, chỉ tùy thuộc nhiệt độ (và tùy thuộc bản chất của phản ứng), cho nên ứng với một nhiệt độ xác định (và một phản ứng xác định), ta có: k1 k2 KC = = [C][D] [A][B] CB CB: cân bằng, chỉ nồng độ các chất C, D, A, B lúc đạt trạng thái cân bằng. KC được gọi là hằng số cân bằng của phản ứng liên hệ đến nồng độ (mol/l). Kc chỉ phụ thuộc nhiệt độ và bản chất của phản ứng, mà không phụ thuộc vào nồng độ các chất trong phản ứng. Tổng quát: mA + nB ⇔ pC + qD k1 k2 KC = = [C]p[D]q [A]m[B]n k1, k2 : đặc trưng cho hằng số tốc độ của phản ứng thuận nghịch, chỉ phụ thuộc vào bản chất phản ứng và nhiệt độ. Với [A], [B], [C], [D] là nồng độ của A, B, C, D lúc cân bằng. Kc: hằng số cân bằng chỉ phụ thuộc vào bản chất hệ phản ứng và nhiệt độ. c. Hằng số điện ly Sự điện ly của chất điện ly yếu là một quá trình thuận nghịch nên ta có thể áp dụng định luật tác dụng khối lượng. Giả sử có cân bằng: HA ⇔ H+ + A- (1-3) 7 Ta có: ][ ][][ HA AH −+=Κ [H+], [A-]: nồng độ mol Hằng số cân bằng K gọi là hằng số điện ly hoặc hằng số ion hóa, đặc trưng cho khả năng điện ly của một chất; K càng lớn thì sự điện ly càng mạnh, chất điện ly phân ly ra các ion càng nhiều và ngược lại. K phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly, dung môi và nhiệt độ. d. Tích số hòa tan Giả sử có chất điện li ít tan AnBm trong nước có cân bằng: AnBm ⇔ Am+ + Bn- (chất rắn) (trong dung dịch) Quá trình thuận nghịch đạt trạng thái cân bằng, ta có dung dịch bão hòa chất điện ly ít tan. Áp dụng định luật tác dụng khối lượng vào cân bằng dị thể ta có: .m nn m n n A B A B T a a+ −= Như vậy, trong dung dịch bão hòa chất điện ly ít tan tích số hoạt độ các ion với số mũ tương ứng là một hằng số, hằng số này có tên là tích số tan. Vì chất điện ly khó tan có nồng độ rất nhỏ, nên đa số trường hợp có thể coi hoạt độ bằng nồng độ, khi đó biểu thức tích số tan có dạng đơn giản: [ ] [ ] n m m n n m A BT A B + −= Giá trị T càng bé thì chất điện li càng ít tan và ngược lại. Giá trị T là một hằng số xác định ở một nhiệt độ xác định. Tích số tan là hằng số cân bằng, độ lớn của nó chỉ phụ thuộc vào bản chất chất tan, nhiệt độ. Tích số tan có liên hệ chặt chẽ với độ tan S (biểu thị bằng nồng độ mol) của chất điện ly ít tan. . . n m m n m n A BT m n S += Bảng 5. Tích số tan của một số hợp chất điện ly ít tan (T) ở 20oC Chất điện ly T Chất điện ly T AgCl 2,8.10-10 BaSO4 1,5.10-9 AgBr 5.10-13 BaCO3 1,6.10-9 AgI 8,5.10-17 BaCrO4 1,2.10-10 Ag2S 1.10-50 Al(OH)3 5.10-33 Ag2CrO4 1,9.10-12 Cr(OH)3 7.10-31 AgCNS 1.10-12 CaSO4 2,4.10-5 ZnS 1.10-20 PbS 4.10-26 (1-4) (1-5) (1-7) (1-6) 8 1.1.4. Hoạt độ các ion trong dung dịch a. Khái niệm về hoạt độ Hoạt độ là nồng độ hiệu dụng của các ion trong dung dịch. Biểu thức: a = f.C (1-8) Trong đó: C: là nồng độ thực a: là hoạt độ. f : là hệ số hoạt độ. - Với dung dịch loãng chất điện ly yếu, tương tác các ion không đáng kể: f = 1, a = C. - Với dung dịch chất điện ly mạnh hoặc dung dịch đậm đặc của chất điện ly yếu: 0 < f < 1 và a < C. Thực tế cho thấy nồng độ các ion trong dung dịch càng lớn thì sự tương tác tương hỗ giữa chúng càng mạnh, sự khác nhau giữa a và C càng lớn, f càng nhỏ và ngược lại. Trong nước tự nhiên, nồng độ các ion thường rất nhỏ (< 200 mg/l) nên sự khác nhau giữa a và C thường không lớn. Nhưng với nước có độ khoáng hóa rất cao (>500mg/l) thì sự khác nhau giữa a và C lại là lớn. b. Cách tính hệ số hoạt độ * Tính lực ion: Lực ion đặc trưng cho cường độ trường lực chung của các ion trong dung dịch. Nhằm đánh giá tác động tĩnh điện của các ion trong dung dịch. Ký hiệu: μ Lực ion μ được tính theo công thức: 2 2 2 1 1 2 2 1 1 1( ... 2 2 n i i i C Z C Z C Zμ = = + + = ∑ (1-9) Trong đó Ci: nồng độ thứ i và Zi: điện tích của nó. Vì điện tích của các ion là không đổi, hàm lượng các ion trong nước thường được tính bằng mg/l nên người ta có thể chuyển đổi công thức trên bằng công thức: )...( 2 1 2211 nn KCKCKC +++=μ (1-10) C1, C2, … Cn: nồng độ mỗi loại ion (mg/l). K1, K2, …Kn: hệ số tỷ lệ chuyển đổi được tính sẵn. Bảng 6. Giá trị hệ số tỷ lệ chuyển đổi K Ion K Ion K K+ 0,026.10-3 NO3- 0,016.10-3 Na+ 0,043.10-3 HCO3- 0,016.10-3 Ca2+ 0,10.10-3 Cl- 0,028.10-3 9 * Tính hệ số hoạt độ: Trong thực tế chỉ có thể xác định hệ số hoạt độ trung bình ±f . Chẳng hạn với chất điện ly AmBn: )( .nm nm fff + −+± = (1-11) Công thức thực nghiệm tính hệ số hoạt độ f phụ thuộc vào giá trị của μ ở 298oK như sau: - Với dung dịch có lực ion μ ≤ 0,01, hệ số hoạt độ f tính theo công thức: μ2.5,0lg Ζ−=f (1-12) - Với dung dịch có lực ion 0,01 < μ ≤ 0,5 thì hệ số hoạt độ f được tính theo công thức: μ μ + Ζ−= 1 .5,0 lg 2 f (1-13) - Với dung dịch có lực ion μ > 0,5 thì hệ số hoạt độ f được tính theo công thức: A r f ++ Ζ−= μ μ .10.33,01 .5,0 lg 8 2 (1-14) r : bán kính ion ngậm nước tính theo cm. Chú ý: Một số ion có bán kính ngậm nước vào khoảng 3.10-8 cm, thí dụ OH-, F-, Cl-, Br-, I-, NH4+, Ag+,…; r ≈ 4.10-8 cm cho: Na+, H2PO4-, Pb2+, SO42-, PO43-,... Một số ion ngậm nước khác có bán kính to lớn, đặc biệt ion H+ ngậm nước có bán kính rất lớn: 9.10-8 cm. A: hệ số thực nghiệm phụ thuộc vào bản chất của chất điện ly và dung môi. Bảng 7. Giá trị hệ số hoạt độ f theo μ và điện tích ion Z Hệ số hoạt độ f μ Z = 1 Z = 2 Z = 3 0,000 1,00 1,00 1,00 0,001 0,96 0,87 0,72 0,002 0,95 0,81 0,63 0,003 0,92 0,72 0,48 0,010 0,9 0,63 0,35 Từ bảng giá trị trên cho thấy: lực ion càng lớn và ion có điện tích càng lớn, thì hệ số hoạt độ f càng nhỏ, tức là sự khác giữa nồng độ và hoạt độ càng lớn. Còn khi lực ion nhỏ, với các ion có điện tích thấp, thì f ≈ 1. Một số ví dụ Ví dụ 1: Xác định lực ion μ của dung dịch hỗn hợp HCl 0,1M và CaCl2 0,2M. Giải: HCl và CaCl2 trong dung dịch coi α = 1. 10 HCl = H+ + Cl- CaCl2 = Ca2+ + 2Cl- [H+] = 0,1M; [Ca2+] = 0,2M; [Cl-] = 0,1 + 0,4 = 0,5M. 7,0)2.2,01.5,01.1,0( 2 1 222 =++=μ Ví dụ 2: Tính hoạt độ của các ion K+ và Cl- trong dung dịch KCl 0,01M. Giải: KCl = K+ + Cl- Lực ion μ của dung dịch: 01,0)1.01,01.01,0( 2 1 22 =+=μ → 1,0=μ Hệ số hoạt độ của các ion: Mff ClK 05,01,0.1.5,0lglg 2 −=−== −+ Mff ClK 9,01,0.1.5,0 2 ≈−== −+ Hoạt độ của các ion: Maa ClK 310