TỔNG HỢP AXIT BAZƠ MUỐI

AXIT – BAZƠ – MUỐI
A. LÍ THUYẾT
I. Axit
1. Định nghĩa
- Theo thuyết A-re-ni-ut: Axit là chất khi tan trong nước phân li ra cation H +.
HCl → H+ + Cl–
2. Axit một nấc, axit nhiều nấc
- Axit một nấc: phân li một nấc ra ion H+: HCl, HNO3, CH3COOH . . .
- Axit nhiều nấc: phân li nhiều nấc ra ion H +: H3PO4 . . .
Axit H3PO4 là axit 3 nấc
Axit H2SO4 là axit 2 nấc
+
H3PO4 ⇌ H + H2PO4
H2SO4 → H+ + HSO4+
2H2PO4 ⇌ H + HPO4
HSO4- ⇌ H+ + SO42HPO42- ⇌ H+ + PO433. Hằng số phân li axit
[H  ].[Cl  ]
VD : HCl  H  Cl ; K a 
[HCl]




II. Bazơ
- Theo A-re-ni-ut: Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH -.
NaOH → Na+ + OH –
Hằng số phân li bazơ
[NH 4 ].[OH  ]
VD : NH 3   H 2O  € NH 4   OH  ; K b 
[NH 3 ]
THEO THUYẾT BRON-STÊT (Dành cho chương trình nâng cao)

Axit: Chất nhường proton H+. Ví dụ: Al(H2O) 3+ + H2O ⇄ Al(OH)2+ + H3O+, HCl + H2O → Cl- + H3O+
H+

H+

Bazơ: Chất nhận proton H . Ví dụ: CH3COO + H2O ⇄CH3OOH + OH nên CH3COO- là một bazơ
+

-

-

H+

→ Theo Bron-stêt: axit và bazơ có thể là phân tử hoặc ion (trong phân tử không nhất thiết phải có H và OH mới
là axit hay bazơ).
III. Hiđroxit lưỡng tính: ( đọc thêm) hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như axit, vừa có thể phân li
như bazơ.
1. Một số hiđroxit lưỡng tính thường gặp: Zn(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3
Bazơ: M(OH) 2 ⇄M2+ + 2OH- ví dụ: Zn(OH)2 ⇄ Zn2+ + 2OH2. Phương trình điện li: M(OH)2
Axit: H2MO2 ⇄2H+ + MO22-

ví dụ: H2ZnO2 ⇄2H+ + ZnO22-

Bazơ: M(OH)3 ⇄M3+ + 3OH- ví dụ: Al(OH)3 ⇄ Al3+ + 3OHM(OH)3
Axit: HMO2.H2O ⇄H+ + MO2- + H2O. ví dụ: HAlO2. H2O ⇄H+ + AlO2- + H2O
Lưu ý: (Dành cho chương trình nâng cao) Cu(OH)2 cũng là hiđroxit lưỡng tính nhưng chỉ phản ứng
với axit loãng và kiềm đặc.
3. Các chất lưỡng tính thường gặp
- Oxit như: Al2O3, ZnO, BeO, SnO, PbO, Cr2O3.

- Hidroxit như: Al(OH)3. Zn(OH)3, Be(OH)3, Pb(OH)2, Cr(OH)3...


- Muối chứa ion lưỡng tính như: muối HCO3-, HSO3-, HS-, H2PO4-...
- Muối amoni của axit yếu như: (NH4)2CO3, (NH4)2SO3, (NH4)2S, CH3COONH4...

IV. Muối
- Muối là hợp chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH 4+ ) và anion là gốc
axit.
(NH 4 )2SO4  2NH 4+ +SO42NaHCO3  Na   HCO3
Ví dụ:
- Muối chia thành 2 loại:
+ Muối trung hòa: muối mà anion gốc axit khơng cịn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ (hiđro có
tính axit).
VD: NaCl, (NH4)2SO4, Na2CO3, Na2HPO3, NaH2PO2,…
+ Muối axit: nếu anion gốc axit của muối vẫn còn hiđro có khả năng phân li ra ion H +.
VD: NaHCO3, NaH2PO4, NaHSO4,…
- Sự điện li của muối trong nước
+ Hầu hết các muối khi tan trong nước phân li hoàn toàn ra cation kim loại (hoặc cation NH 4+) và
anion gốc axit (trừ một số muối như HgCl2, Hg(CN)2,…)
Thí dụ: NaCl  Na+ + ClNaHSO3  Na+ + HSO3+ Nếu anion gốc axit cịn hiđro có tính axit, thì gốc này tiếp tục phân li yếu ra ion H+.
Thí dụ: HSO3- ⇌ H+ + SO32CÁCH GHI NHỚ BẢNG TÍNH TAN
Hợp chất
Tính chất
Trừ
Axit
Đều tan
H2SiO3
Bazo (xem ở hàng ion OH– và các Không tan.
LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2,

cation tương ứng)
Ba(OH)2, NH4OH.
Muối liti Li+
Đều tan.
Li3PO4
+
Muối natri Na
Muối kali K+
Muối amoni NH4+
Muối nitrat NO3–
Đều tan.
Muối axetat CH3COO–
Muối bạc Ag+
Không tan (thường AgNO3, CH3COOAg.
gặp AgCl).
Muối clorua Cl–
Đều tan.
AgCl: kết tủa trắng
–
Muối bromua Br
AgBr: kết tủa vàng nhạt
–
Muối iotua I
AgI: kết tủa vàng
PbCl2, PbBr2, PbI2.
2Muối sunfat SO4
Đều tan.
BaSO4, CaSO4, PbSO4: trắng
Ag2SO4: ít tan
Muối sunfit SO32Khơng tan

Trừ muối với kim loại kiềm và NH4+
Muối cacbonnat CO32Muối sunfua S2Không tan
Trừ muối với kim loại kiềm, kiềm thổ
và NH4+
Muối photphat PO43Không tan
Trừ muối với Na+, K+ và NH4+

SỰ ĐIỆN LI CỦA NƯỚC. pH. CHẤT CHỈ THỊ AXIT – BAZƠ
-Tích số ion của nước là KH2O=[H+ ].[OH- ] = 1,0.10-14 (ở 250C). Một cách gần đúng, có thể coi giá trị
của tích số này là hằng số cả trong dung dịch lỗng của các chất khác nhau.
- Ý nghĩa tích số ion của nước


[H+] =
;
[OH-] =
- Tính pH của dung dịch: [H+] = 10-pH (M) . Nếu [H+] = 10-a (M) thì pH = a.
Hay pH = -lg[H+]
;
pOH = -lg[OH-]
pH + pOH = 14
Các giá trị [H+] và pH đặc trưng cho các mơi trường
Mơi trường
[H+]
Trung tính
= 1,0.10-7M
=7
-7
Axit
> 1,0.10 M

<7
-7
Kiềm
< 1,0.10 M
>7

pH

Màu của 2 chất chỉ thị quỳ tím và phenolphtalein
Mơi trường
Axit
AXIT
trung tính
bazơ
pH
6
7
8
8.3
Quỳ tím
đỏ ()
tím
xanh (
Phnolphtalei Khơng màu (
hồng
n
B. BÀI TẬP
Dạng 1: Tính nồng độ ion H+, OH-, pH.
Bài 1: Tính nồng độ các ion trong các dung dịch sau:
a. HCl 0,1M

b. H2SO4 0,05M (coi như nấc 2 phân li hoàn toàn)
c. HNO3 0,2M
d. HClO4 0,3M.
e. NaOH 0,4M.
f. Ba(OH)2 0,06M.
g. KOH 0,25M.
h. LiOH 0,08M.
+
Bài 2: Tính nồng độ ion H trong các dung dịch sau:
a. NaOH 0,02M.
b. LiOH 0,1M.
c. Ba(OH)2 0,05M. d. KOH 0,125M.
Bài 3: Tính nồng độ ion OH trong các dung dịch sau:
a. HNO3 0,01M
b. HCl 0,05M.
c. 200 ml dd H2SO4 9,8g.
Bài 4: Tính pH của :
a) dung dịch H2SO4 0,05M
b) dung dịch Ba(OH)2 0,005M
c) dung dịch NaCl 0,1M
d) dung dịch HCl 0,001M
e) dung dịch HNO3 0,05M
f) dung dịch NaOH 0,01M
Bài 5: Tính nồng độ mol của dung dịch NaOH có pH = 12.
Bài 6: Tính nồng độ mol của dung dịch Ba(OH)2 có pH = 13.
Bài 7: Tính nồng độ mol của dung dịch HCl có pH =3.
Bài 8: Tính nồng độ mol của dung dịch H2SO4 có pH = 4.
Bài 9: Trộn 50 ml dung dịch NaOH 0,1M với 50 ml dung dịch HCl 0,1M . Tính pH của dung dịch thu
được.
Bài 10: Trộn 100 ml dung dịch NaOH 0,1M với 50 ml dung dịch HCl 0,1M. Tính pH của dung dịch thu

được.
Bài 11: Hòa tan m gam Na vào nước được 100 ml dung dịch có pH = 13. Tính m.
Bài 12: Trộn 100ml dung dịch KOH có pH=13 với 100ml dung dịch HCl a mol/l , thu được dung dịch có
pH=1 . Tính giá trị của a?
Bài 13: Dung dịch X chứa 0,03 mol K+ ; 0,02 mol Ba2+ và x mol OH-. Dung dịch Y chứa : y mol H+ ; 0,02
mol NO3- và z mol Cl- .Trộn X với Y được 200 ml dung dịch có pH =13. Giá trị của z là
Bài 14: Trộn 100ml dung dịch hỗn hợp gồm H2SO4 0,05M và HCl 0,1M với 100 ml dung dịch hỗn hợp
gồm NaOH 0,2M và Ba(OH)2 0,1M thu được dung dịch X có pH là
Bài 15: Cho V ml dung dịch Ba(OH)2 0,025M tác dụng với 100ml dung dịch gồm HNO 3 và HCl có pH=1
thu được dung dịch có pH=2. Giá trị của V là
Dạng 2: Định luật bảo tồn điện tích
Bài 1: Dung dịch A chứa Al3+ 0,1 mol, Mg2+ 0,15 mol, NO3- 0,3 mol và Cl- a mol . Tính a .
ĐS: a = 0,3 mol


Bài 2: Dung dịch A chứa Na+ 0,1 mol , Mg2+ 0,05 mol , SO42- 0,04 mol còn lại là Cl- . Tính khối lượng
muối trong dung dịch .
ĐS: m = 11,6 gam
2+
3+
Bài 3: Một dung dịch có chứa hai loại cation là Fe (0,1 mol) và Al (0,2 mol) cùng hai loại anion là Cl(x mol) và SO42- (y mol) . Tính x và y biết rằng khi cơ cạn dung dịch và làm khan thu được 46,9 gam chất
rắn khan .
ĐS: x = 0,2 (mol) và y = 0,3


Bài 4: Trộn dung dịch chứa Ba2+; 0,04 mol Na+; 0,2 mol OH với dung dịch chứa K+; 0,06 mol HCO3 ;
2
0,05 mol CO3 thu được m gam kết tủa. Tính m?

(15,76g)


3


Bài 5: Trong dung dịch X có 0,02 mol Ca2+; 0,05 mol Mg2+; HCO và 0,12 mol ion Cl . Trong dung


dịch Y có OH ; 0,04 mol Cl và 0,16 mol ion K+. Cho X vào Y, sau khi các phản ứng xảy ra hồn tồn.

Tính khối lượng kết tủa thu được?
(ĐA: 4,9g)
2+
+
Bài 6: Một dung dịch chứa x mol Cu , y mol K ; 0,03 mol Cl và 0,02 mol SO. Tổng khối lượng các
muối tan có trong dung dịch là 5,435 gam. Hãy xác định giá trị x và y.