Chương 7 Dung dịch điện ly Hóa Đại Cương

HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

CHƯƠNG 7: DUNG DỊCH ĐIỆN LY
CHUẨN ĐẦU RA
G2.2 Tính tốn được các loại nồng độ dung dịch. Tính tốn được các thơng số của dung dịch không điện
ly và dung dịch điện ly.
G2.4. Có khả năng chủ động tự tìm kiếm tài liệu, tự nghiên cứu và trình bày các nội dung liên quan đến
một mơn học
G3. Có khả năng giao tiếp bằng văn viết.
G4. Vận dụng được lý thuyết đã học để giải thích những vấn đề thực tế liên quan.
NỘI DUNG
1. Thuyết điện ly
1.1. Thuyết điện ly của Arrhenius
1.2. Thuyết điện ly hiện đại
2. Chất điện ly – độ điện ly
2.1. Độ điện ly
2.2. Chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu
3. Cân bằng trong dung dịch của chất điện ly yếu
3.1. Hằng số điện ly
3.2. Sự liên hệ giữa hằng số điện ly và độ điện ly – Định luật pha loãng Ostwald
3.3. Sự chuyển dịch cân bằng ion.
4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dung dịch
5. Thuyết acid-base
5.1. Thuyết acid-base của Bronsted
5.2. Chỉ số Hydro (độ pH).
5.3. Hằng số acid, hằng số điện ly của acid
5.4. Tính pH của các dung dịch acid, base.
6. Tích số hịa tan
6.1. Khái niệm

6.2. Mối liên hệ giữa tích số tan (T) và độ tan mol (S) của chất điện ly ít tan
6.3. Sự tạo thành và hòa tan một kết tủa của chất điện ly ít tan

Đọc sách HĨA HỌC ĐẠI CƢƠNG (Nguyễn Đức Chung)
Chƣơng 8: DUNG DỊCH từ trang 261-297.

1


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

1. Thuyết điện ly
Thực nghiệm cho thấy có hai sự khác biệt giữa dung dịch acid, base và muối với dung dịch
các chất tan tồn tại dưới dạng phân tử (như đường, rượu,…):
 Ở cùng điều kiện về nồng độ và nhiệt độ, dung dịch acid, base và muối có áp suất hơi bão
hịa nhỏ hơn và do đó độ hạ điểm đơng đặc và độ tăng điểm sôi, độ tăng áp suất thẩm
thấu lớn hơn  cần thêm hệ số điều chỉnh i (thừa số vant’ Hoff) để áp dụng định luật
Raoult và định luật áp suất thẩm thấu cho dung dịch của những chất này.
Ví dụ :
P '
P
’ = i i CRT
i
 ix2
P0
P0
t’s = its = i x Ks x Cm

t’đ = itđ = i x Kđ x Cm
 '  P ' t'
i


  P t
', P’, t’ là những đại lượng được đo từ thực nghiệm.
, P, t là những đại lượng được tính theo các định luật Raoult và van’t Hoff.
Thừa số van’t Hoff được xác định bằng thực nghiệm (i>1).
 Dung dịch acid, base và muối có tính dẫn điện.
1.1. Thuyết điện ly của Arrhenius
Thuyết điện ly của Arrhenius để giải thích sự khác biệt trên.
Acid
Base
Muối

Hịa tan vào nước

Chất điện ly

Sự điện ly

Ion

Ion dương : cation
Ion âm : anion

 Do sự điện ly mà số tiểu phân thực tế trong dung dịch tăng lên so với số phân tử hịa tan
(i>1), do đó làm giảm áp suất hơi bão hịa nhiều hơn, làm tăng điểm sơi và làm hạ điểm
đông đặc nhiều hơn.

i = Số tiểu phân thực tế có mặt trong dung dịch
Số tiểu phân hịa tan
 Do sự có mặt của các ion trái dấu mà khi đặt dung dịch vào điện trường thì các ion
chuyển dời có hướng về các điện cực, vì vậy dung dịch điện ly có khả năng dẫn điện.
Nhược điểm: không chú ý đến tương tác giữa chất tan và dung môi. Thuyết điện ly của
Arrhenius coi phân tử phân ly thành ion tự do.
1.2. Thuyết điện ly hiện đại Kablukob
Nguyên nhân cơ bản của sự điện ly là tác dụng tƣơng hỗ giữa chất điện ly và các phân tử
dung mơi để tạo thành các ion bị solvate hóa.
1.2.1. Sự điện ly của hợp chất phân cực
Khi hòa tan muối ăn vào nước, dưới tác động của các
phân tử nước phân cực, các ion Na+ và Cl- bứt ra khỏi mạng
lưới tinh thể NaCl làm cho những phân tử nước xoay hướng
sao cho các đầu của lưỡng cực nước ở gần những ion trái
dấu. Kết quả là có các phân tử nước bao quanh các ion, tạo
thành dạng ion hydrate hóa.
2


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Có thể biểu thị quá trình điện ly muối ăn bằng phương trình điện ly sau:
NaCl (r) + (m+n) H2O  Na+.mH2O + Cl-.nH2O.
Để đơn giản có thể viết : NaCl  Na+ + Cl1.2.2. Sự điện ly của hợp chất cộng hóa trị phân cực
Dưới tác dụng điện trường do các cực của các phân tử H2O gây ra, liên kết cộng hóa trị
phân cực chuyển dần thành liên kết ion và phân tử phân ly thành ion.
Ví dụ : sự điện ly của một hợp chất cộng hóa trị phân cực :

HCl (k) + (m+n) H2O  H+.mH2O + Cl-.nH2O
Để đơn giản có thể viết :
HCl  H+ + ClTóm lại, sự điện ly gắn liền với tƣơng tác giữa các ion và dung môi. Kết quả của sự điện ly
tạo thành không phải các ion tự do mà là các ion hydrate hóa.
2. Chất điện ly, độ điện ly
2.1. Độ điện ly 
Cân bằng điện ly:
Ion hóa
AB
A+ + BPhân tử hóa
Độ điện ly  là đại lượng đặc trưng cho mức độ điện ly của một chất.



n
n0

01

n: Nồng độ chất đã điện ly hay số phân tử đã phân ly thành ion
n0: Nồng độ chất hòa tan hay tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịch
Độ điện ly  của chất tan phụ thuộc vào: bản chất dung môi, nồng độ và nhiệt độ.
Quy ước, chất điện ly mạnh là chất có >30%, chất điện ly yếu có <0,3%, cịn chất điện
ly trung bình có 0,35<<30% trong dung dịch nước 0,1N, ở 25oC.
Ví dụ : Trong 1 lít dung dịch CH3OOH 0,1M có 0,00132 mol phân ly. Tính độ điện ly  ?

2.2. Chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu
Dựa trên sự điện ly có xảy ra hồn tồn hay khơng mà người ta phân các chất điện ly thành
hai nhóm:
Chất điện ly mạnh là chất mà khi hịa tan vào nước thì tất cả các phân tử của chúng phân

ly thành ion (phân ly hoàn toàn). Acid mạnh (HCl, HNO3,…), base mạnh (NaOH, KOH,
Ca(OH)2,…) và đa số các muối tan (NaCl, K2SO4, NH4Cl, MgCl2,…) là các chất điện ly mạnh.
Dung dịch của chúng dẫn điện tốt.
NaCl  Na+ + Cl3


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Chất điện ly yếu là chất mà khi hịa tan vào nước thì chỉ một phần các phân tử của chúng
phân ly thành ion (phân ly khơng hồn tồn, q trình thuận nghịch). Acid hữu cơ (CH3COOH,
C6H5OH), acid vô cơ yếu (H3PO4, HCN, H2CO3,…), base yếu (CH3NH2, NH3, C6H5NH2, …) và
một số muối như HgCl2, CdCl2,… là các chất điện ly yếu. Dung dịch của chúng dẫn điện kém.
CH3COOH  H+ + CH3COOKhả năng điện ly của các loại hợp chất giảm dần theo thứ tự: hợp chất ion > hợp chất cộng
hóa trị phân cực mạnh > hợp chất cộng hóa trị phân cực yếu > hợp chất cộng hóa trị khơng phân
cực
Mối liên hệ giữa độ phân ly  và hệ số van’t Hoff i:
Giả sử hòa tan n0 phân tử chất điện ly có độ điện ly , v là số ion mà một phân tử điện ly
ra.
Ion hóa
Chất điện ly
v ion
Phân tử hóa
Ban đầu
Điện ly
Cân bằng

n0
n0

n0 - n0
i

vn0
vn0

vn0  n0  n0
  (v  1)  1
n0

Vậy



i 1
v 1

Với : v là số ion mà một phân tử điện ly ra
Ví dụ: Độ điện ly biểu kiến của dung dịch ZnSO4 0,05 M là 40%. Tính áp suất thẩm thấu
của dung dịch ở 0oC.
ĐS: 1,57 atm

3. Cân bằng trong dung dịch của chất điện ly yếu
3.1. Hằng số điện ly
Khi hòa tan chất điện ly yếu AB vào nước, xảy ra sự cân bằng :
AB

Ion hóa
A+ + BPhân tử hóa
[ A ][ B  ]

K
[ AB]

Hằng số cân bằng K được gọi là hằng số điện ly, đặc trưng cho khả năng điện ly của một
chất, phụ thuộc nhiệt độ, bản chất chất điện ly và bản chất dung môi. Đối với cùng dung môi, ở
một nhiệt độ xác định, chất điện ly có K càng lớn thì điện ly càng mạnh và ngược lại.

4


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

 Sự chuyển dịch cân bằng ion
Sự điện ly của chất điện ly yếu là một phản ứng thuận nghịch. Cân bằng ion hóa và phân tử
hóa cũng tuân theo nguyên lý Le Chatelier.
Khi tăng nồng độ ion [A+] hoặc [B-] thì Q>Kcb, cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch
về phía tạo thành phân tử không phân ly, nghĩa là làm giảm độ điện ly .
Vậy nếu đƣa vào dung dịch một chất điện ly yếu các ion đồng loại (nghĩa là những ion của
chất điện ly phân ly ra) thì độ điện ly sẽ giảm.
3.2. Sự liên hệ giữa hằng số điện ly và độ điện ly – Định luật pha lỗng Ostwald
AB
Ban đầu
Phân ly
Cân bằng

Ion hóa
Phân tử hóa

A+ + B-

C0
C0C0C0
C 0 - C0 
C0C0

C  .C0
K 0
C0  C0

K  C0

2
1

Định luật pha loãng
Ostwald

 Nếu < 5%), với mức độ khơng cần chính xác lắm, có thể coi (1- 1. Do đó:
K=C2

K
C
Dung dịch càng lỗng thì độ điện ly càng lớn
Sau khi tính tốn nếu thấy >5% phải tính lại bằng cơng thức định luật pha lỗng Ostwald.
Ví dụ : Trong dung dịch nồng độ 0,1M , độ điện ly của acid acetic bằng 1,32%. Ở nồng độ nào
của dung dịch để độ điện ly của nó bằng 90%.
ĐS : 2,15.10-6



4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dung dịch
Trong dung dịch chất điện ly mạnh, các ion ở gần nhau đưa đến xuất hiện lực hút, đẩy
tương hỗ giữa chúng. Do lực này mỗi ion bao quanh mình một lớp hình cầu các ion ngược dấu
được gọi là ‘khí quyển ion’, cịn xa hơn là lớp ion cùng dấu. Trong chuyển động nhiệt, ion trung
tâm có xu hướng muốn tách khỏi khí quyển xung quanh nó, khí quyển đó bị biến dạng và trở
nên khơng đối xứng. Một phía nào đó quanh ion trung tâm sẽ dư điện tích của ion ngược dấu nên
cản trở chuyển động ion trung tâm. Như vậy, các ion trong dung dịch chất điện ly mạnh chuyển
động khơng hồn tồn tự do. Khi đặt dung dịch điện ly vào điện trường, các ion chuyển theo hai
5


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

chiều ngược nhau: mỗi ion bứt ra khỏi khí quyển ion chạy về điện cực trái dấu, nhưng khí quyển
ion có xu hướng kéo ion theo chiều ngược lại và như thế làm giảm tốc độ di chuyển ion, nghĩa là
độ dẫn điện dung dịch giảm. Độ điện ly xác định bằng phương pháp đo độ dẫn điện trong dung
dịch (gọi là độ điện ly biểu kiến - độ điện ly thực) tất phải nhỏ hơn 1.
Ngoài ra, do lực hút tĩnh điện cation và anion có thể lại gần nhau, chúng kết hợp với nhau
thành một cặp ion. Điều này làm giảm số tiểu phân trong dung dịch, do đó, làm giảm độ dẫn điện
của dung dịch.
Khi nói độ điện ly biểu kiến của NaCl bằng 80% có nghĩa là có 80% ion được tự do cịn
20% ion mất tự do vì tương tác tĩnh điện. Vậy nồng độ ion không thể đặc trưng được cho tính
chất dung dịch. Do đó người ta dùng hoạt độ (a, nồng độ hiệu dụng) để thay thế nồng độ (C).
a=fxC
f: hệ số hoạt độ.
Trong dung dịch rất loãng chất điện ly yếu, tương tác ion là không đáng kể, f = 1, hoạt độ

bằng với nồng độ, a = C.
Trong dung dịch đậm đặc chất điện ly yếu hoặc dung dịch chất điện ly mạnh, có sự tương
tác giữa các ion nên f < 1, hoạt độ nhỏ hơn nồng độ, a < C.
5. Thuyết acid-base
5.1. Thuyết acid – base của Bronsted
Acid là tất cả những tiểu phân có khả năng cho proton H+, base là tất cả những tiểu phân có
khả năng nhận proton H+. Khi cho proton, acid tạo thành base liên hợp với nó, khi nhận proton,
base tạo thành acid liên hợp với nó.
Với một cặp acid-base liên hợp, acid càng mạnh bao nhiêu thì base liên hợp với nó càng
yếu bấy nhiêu.
Chuyển H+
H–A
+
B
acid
base



A– + H–B+
base
acid
liên hợp
liên hợp

Ví dụ :
HCl + H2O  Cl- + H3O+
acid
base
base

acid
liên hợp liên hợp
NH4+ + H2O 
acid
base

NH3 +
base
liên hợp

H3O+
acid
liên hợp

H2O + CH3COO-  OH- + CH3COOH
acid
base
base
acid
liên hợp
liên hợp
5.2. Chỉ số Hydro (độ pH)
Nước nguyên chất điện ly theo phương trình sau :
H2O + H2O  H3O+ + OHNƣớc tinh khiết mang tính chất lƣỡng tính, vừa có tính chất acid vừa có tính chất base.
6


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Có thể viết đơn giản như sau:
H2O  H+ + OHỞ trạng thái chuẩn nước có hoạt độ bằng đơn vị, hằng số cân bằng của phản ứng tự ion hóa
có tên là tích số ion của nước, KH2O = [H+][OH-]
Ở 25oC, KH2O = [H+][OH-] = 10-14
Cân bằng điện ly của H2O luôn luôn tồn tại trong nước nguyên chất cũng như trong dung
dịch nước.
Trong nước nguyên chất và dung dịch trung tính : [H+] = [OH-] = 10-7M. pH=7.
Trong dung dịch acid có mơi trường acid:
[H+] > [OH-]
pH < 7.
+
Trong dung dịch base có mơi trường base :
[H ] < [OH ]
pH > 7.
Chỉ số hidro, pH với quy ước:
pH = -lg[H+]
Một cách tương tự, người ta định nghĩa :
pOH = -lg [HO-]
Vì

[H+] [HO-] = 10-14

Suy ra:

pH + pOH = 14

5.3. Hằng số acid
Xét một cặp acid-base liên hợp trong dung môi nước:
HA + H2O  A+ H3O

A + H2O  HA + OH
Hằng số điện ly của acid HA:
Hằng số điện ly của base A
[H O ]  [A  ]
[HA]  [OH  ]
K HA  3
K A 
[HA]  [H 2O]
[A  ]  [H 2O]
Hằng số acid của acid HA
Hằng số base của base A
[H O ]  [A  ]
[HA]  [OH  ]
K a  K HA  [H 2O]  3
K b  K A   [H 2O] 
[HA]
[A  ]

Ka Kb 

[H3O ]  [A  ]  [HA]  [OH  ]
 [H3O ]  [OH  ]
[HA]  [A  ]

K a  K b  K H O  1014
2

Định nghĩa pKa = -lgKa
pKb = -lgKb
Như vậy, đối với một cặp acid–base liên hợp:

pK a  pK b  pK H2O  14
7


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Đối với một acid: Ka càng lớn (hay pKa càng nhỏ) thì acid càng mạnh và base liên hợp của
nó càng yếu, và ngược lại.
Đối với một base: Kb càng lớn (hay pKb càng nhỏ) thì base càng mạnh và acid liên hợp của
nó càng yếu, và ngược lại.
Hằng số acid Ka và hằng số base Kb chỉ phụ thuộc vào bản chất của acid, base và phụ thuộc
vào nhiệt độ.
5.4. Tính pH của các dung dịch acid, base
Để tính pH của dung dịch cần phải tính được nồng độ [H3O+] (để đơn giản thường thể hiện
[H+]) trong dung dịch. Lưu ý H+ có thể tham gia vào q trình điện ly acid, base và cũng như vào
quá trình điện ly nước. Tùy theo độ mạnh của acid-base (biết được thông qua giá trị Ka), nồng độ
của acid hoặc base mà quá trình điện ly của nước có ảnh hưởng đến pH của dung dịch hay
khơng.
5.4.1. Tính pH của dung dịch acid mạnh:
Các acid mạnh phân ly hoàn toàn trong dung dịch. Xét dung dịch acid mạnh HA có nồng
độ đầu CA lớn (CA >>10-7). Bỏ qua [H+] do sự điện ly H2O. Ta có:
HA  A- + H+
Ban đầu
CA
Điện ly
CA
CA
CA

Cân bằng
0
CA
CA

[H ]  CA
pH   lgCA

Nếu nồng độ CA loãng, cần tính thêm [H+] do sự điện ly nước:
HA  A- + H+
H2O  OH- + H+
Ta có :
[A-] = CA (Do HA phân ly hoàn toàn)
K H 2O
[OH  ] 
[H  ]
[H+] = CA + [OH-]
Do đó:
KH O
[ H  ]  C A  2
[H ]
[H+]2 - CA[H+] - KH2O = 0

(lấy nghiệm dương)

Ví dụ : Tính nồng độ H+ và độ pH của các dung dịch HNO3 0,1M và 10-6M

8

HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

5.4.2. Tính pH của dung dịch base mạnh
Các base mạnh phân ly hoàn toàn trong dung dịch. Xét dung dịch base mạnh B có nồng độ
đầu CB (CB >>10-7). Bỏ qua [H+] do sự điện ly H2O. Ta có:
BOH  B+ + OHBan đầu
CB
Điện ly
CB
CB
CB
Cân bằng
0
CB
CB

[OH  ]  CB
pOH   lgCB

pH=14-pOH=14+lgCB
Nếu nồng độ CB lỗng, cần tính thêm [OH-] sinh ra từ sự điện ly nước:
BOH  B+ + OHH2O  H+ + OHTa có :
[B+] = CB (Do BOH điện ly hoàn toàn)
K H 2O
[OH  ] 
[H  ]
[OH-] = CB + [H+]
Do đó:

K H 2O
 CB  [ H  ]

[H ]
[H+]2 + CB[H+] - KH2O = 0

(lấy nghiệm dương)

Ví dụ : Tính nồng độ H+ và độ pH của các dung dịch KOH 0,5M và 10-6M

5.4.3. Tính pH của dung dịch acid yếu
Các acid yếu phân ly khơng hồn tồn. Xét dung dịch acid yếu HA có nồng độ đầu CA
(CA >>10-7). Bỏ qua [H+] do sự điện ly H2O. Ta có:
 H    A 
Ka 
HA  A- + H+
 HA
Ban đầu
CA
Điện ly
x
x
x
Cân bằng
CA - x
x
x
2

 H  

x2

Do đó : K a 
C A  x C A   H  

(*)

9


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Nếu acid rất yếu (Ka rất nhỏ) và nồng độ acid không quá nhỏ nên CA >> [H+] :

 H  
Ka 
CA

2

[ H  ]  K a .CA

pH = ½ (pKA -lgCA)

Nếu nồng độ acid quá nhỏ từ (*) suy ra phương trình bậc 2, giải phương trình này để xác định
[H+]:
[H+]2 + Ka[H+] - KaCA = 0

(lấy nghiệm dương)

pH của dung dịch acid nhiều bậc:
Các acid nhiều bậc điện ly theo nhiều nấc, nấc đầu tiên mạnh nhất, các nấc sau yếu dần.
H2S

HS

-

 HS + H

 H    HS  
Ka 
 107
 H2S 

 S

 H    S 2  
Ka 
 1013

 HS 

-

2-

+

+

+ H

Việc tính tốn pH của các dung dịch acid này rất phức tạp. Tuy nhiên trong nhiều trường
hợp sự điện ly nấc thứ hai yếu hơn nấc thứ nhất rất nhiều nên trong sự gần đúng có thể bỏ qua sự
điện ly nấc thứ hai, ba,…
Ví dụ : Tính nồng độ H+ và độ pH của dung dịch CH3COOH 0,1M, biết rằng ở nhiệt độ
khảo sát, acid acetic có độ điện ly  = 1,33%

Ví dụ : Một dung dịch acid HCOOH trong nước có pH = 3. Hãy tính nồng độ mol/lít của
acid biết hằng số điện ly của nó ở nhiệt độ khảo sát bằng 2,1.10-4.
ĐS : 5,76.10-3 M

5.4.4. Tính pH của dung dịch base yếu
Các base yếu phân ly khơng hồn tồn. Xét dung dịch base yếu BOH có nồng độ ban đầu
CB (CB>>10-7). Bỏ qua [OH-] do sự điện ly H2O. Ta có:
 B   OH  
Kb 
BOH
 B+ + OH B
Ban đầu
CB
Điện ly
x
x
x
Cân bằng
CB - x

x
x
2

Do đó :

OH  
x2
Kb 

CB  x CB  OH  

(**)
10


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Nếu base rất yếu (Kb rất nhỏ) và nồng độ base không quá nhỏ nên CB >> [OH-]:

OH  
Kb 
CB

2

[OH  ]  Kb .CB

pH = 14 - ½ (pKb –lgCB)

Nếu nồng độ base quá nhỏ từ (**) suy ra phương trình bậc 2, giải phương trình này để xác
định [OH-]:
[OH-]2 + Kb[OH-] - KbCB = 0

(lấy nghiệm dương)

Ví dụ : Tính nồng độ OH- , pH và phần trăm ion hóa của dung dịch NH3 0,2M. Biết rằng
hằng số base của NH3 ở 25oC là Kb = 1,8.10-5.
ĐS : pH = 11,28 ,  = 0,95%

6. Tích số hịa tan
6.1. Khái niệm
Xét sự hịa tan của chất điện ly ít tan như PbI2. Trong dung dịch bão hịa của PbI2, có cân
bằng sau:
PbI2 (r)  Pb2+ (dd) + 2I- (dd)
Hằng số cân bằng của quá trình này : K= [Pb2+][I-]2.
K đặc trưng cho tính tan của các chất điện ly do đó được gọi là tích số hịa tan, ký hiệu T.
Trong trường hợp tổng quát, đối với chất điện ly ít tan AmBn, ta có:
AmBn (r)  mAn+ (dd) + nBm– (dd)

TA mBn  [A n ] m  [Bm ] n
Tại nhiệt độ không đổi, trong dung dịch bão hịa chất điện ly ít tan, tích nồng độ các ion
với số mũ theo hệ số cân bằng trên phƣơng trình phản ứng là một hằng số, có tên là tích số tan
T. T phụ thuộc bản chất chất điện ly ít tan và nhiệt độ.
6.2. Mối liên hệ giữa tích số tan (T) và độ tan mol (S) của chất điện ly ít tan
AmBn (r) 
mAn+ (dd) + nBm– (dd)
S

mS
nS
Độ tan S, là nồng độ dung dịch bão hòa, đơn vị : mol/lit (M)
[ A n ] [ B m  ]

m
n
n
[A ]  m  SA mBn và [Bm ]  n  SA mBn
SA mBn 

TA mBn  [A n ] m  [Bm ] n
TA mBn  mm  nn  SmA mBnn trong điều kiện nhƣ nhau, chất có tích số tan T càng nhỏ càng ít tan (S nhỏ)

11


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Ví dụ : Tích số hịa tan của Ag2SO4 bằng 7.10-5. Tính độ hịa tan của bạc sulfat biểu diễn
bằng mol/lit và g/lít.
ĐS : 2,6.10-2 mol/lít ; 8,1g/lít

 Ảnh hưởng của các ion trong dung dịch đến độ hòa tan S của chất điện ly
Trường hợp tổng quát tích số tan được tính theo hoạt độ:
AmBn (r) 
mAn+ (dd) + nBm– (dd)
S

mS
nS

TA

m Bn

 f Am [A n ] m  f Bn [Bm ] n  mmnnS(mn) f A(mBn)
m n

S  ( m n )

TAm B m
mm n n f A(mmBnn )

Ảnh hƣởng của ion khác loại: khi thêm chất lạ khơng có ion chung với chất điện ly, sẽ
làm tăng lực ion, đưa đến giảm hoạt độ, do đó làm tăng độ tan S của chất điện ly.
- Ảnh hƣởng của ion cùng loại: khi có mặt ion cùng loại với các ion của chất điện ly, cân
bằng điện ly sẽ dịch chuyển theo chiều nghịch làm giảm độ tan S của chất điện ly.
(trường hợp này hệ số hoạt độ thay đổi không đáng kể so với sự thay đổi nồng độ ion
chung).
6.3. Sự tạo thành và hòa tan một kết tủa của chất điện ly ít tan:
AmBn (r)  mAn+ (dd) + nBm– (dd)
-

QA

m Bn

 [A n ] m  [Bm ] n

[An+] và [Bm-] tại một thời điểm xác định.
 Nếu Q > T , G>0, cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch  tạo kết tủa (dung dịch quá
bão hòa).
 Nếu Q < T , G<0, cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận  kết tủa tan (dung dịch chưa
bão hòa).
 Nếu Q = T , G=0, hệ đạt cân bằng  dung dịch bắt đầu kết tủa hoặc kết tủa bắt đầu tan.
Ví dụ : Có tạo thành kết tủa Ag3PO4 hay không khi :
a) Trộn lẫn 1 thể tích dung dịch Na3PO4 0,005M với 4 thể tích AgNO3 0,005M
b) Trộn lẫn 4 thể tích dung dịch Na3PO4 0,001M với 1 thể tích AgNO3 0,02M
Cho biết T(Ag3PO4) = 1,8.10-18.
ĐS : a), b) : đều có kết tủa.

12


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Ví dụ : Độ hịa tan của PbI2 ở 18oC bằng 1,5.10-3M. Tính :
a) Nồng độ của ion Pb2+ và I- trong dung dịch bão hịa PbI2 ở 18oC.
b) Tích số hịa tan của PbI2 ở 18oC.
c) Khi thêm KI vào thì độ hịa tan của PbI2 tăng hay giảm? Vì sao?
d) Muốn giảm độ hịa tan của PbI2 đi 15 lần, thì phải thêm bao nhiêu mol KI vào trong 1 lít
dung dịch bão hòa PbI2?
ĐS : a) 1,5.10-3 ; 3.10-3M ; b) 1,35.10-8 , d) 1,14.10-2 mol.

13

HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

TỔNG KẾT CHƯƠNG 7
1.Dung dịch điện ly
P '
 ix2
P0

’  i CRT

t’s = i x Ks x Cm
Hệ số hiệu chỉnh i >1.
Mối liên hệ giữa i và :

t’đ = i x Kđ x Cm

i 1
v 1
Hệ số i càng lớn  P’ càng thấp, ts’ càng cao, tđ’ càng thấp, ’ càng cao.
Khả năng điện ly của các chất:
Hợp chất ion > hc CHT phân cực mạnh > hc CHT phân cực yếu > hc CHT không phân cực
Chất điện ly mạnh: acid mạnh, base mạnh, muối tan.
Chất điện ly yếu: acid hữu cơ, base hữu cơ, acid vô cơ yếu, một số muối.
2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu
Ion hóa
AB (dd)
A+ (dd) + B- (dd)

Phân tử hóa
Ban đầu
C0



Phân ly

C0C0C0

Cân bằng

C0-C0

[ A ][ B  ]
K
[ AB]

C0 

2
K  C0
1



C0 

K
C (<5%)

3. Thuyết acid – base. Độ pH
pH = -lg[H+]
pOH = -lg[OH-]
pK = -lgK
o
Tích số ion của nước ở 25 C:
KH2O = [H+][OH-] = 10-14
pKH2O = pH + pOH = 14
Một cặp acid base liên hợp:
Ka x Kb = KH2O = 10-14
pKa + pKb = pKH2O = 14
4. Tính pH của các dung dịch acid hoặc base
Dung dịch acid mạnh: phân ly hoàn toàn
CM lớn:
HnA  An- + nH+
Ban đầu
CA
Điện ly
CA
CA
nCA
Cịn lại
0
CA
nCA
[H+] = nCA
CM nhỏ (dung dịch lỗng): tính thêm [H+] do sự điện ly của nước đóng góp
H2O  OH- + H+
KH O

[ H  ]  nC A  [OH  ]  nC A  2
[H ]
14


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

Dung dịch base mạnh: phân ly hoàn toàn
CM lớn:
B(OH)n  Bn+ + nOHBan đầu
CB
Điện ly
CB
CB
nCB
Cịn lại
0
CB
nCB
[OH ] = nCB
CM nhỏ (dung dịch lỗng): tính thêm [OH-] do sự điện ly của nước đóng góp
H2O  OH- + H+
K H 2O
[OH  ]  nCB  [ H  ]  nCB 
[OH  ]
Dung dịch acid yếu: (nếu acid yếu nhiều nấc thì chỉ tính như acid yếu phân ly một nấc đầu
tiên)
HA  A- + H+

Ban đầu
CA
Điện ly
x
x
x
Cân bằng
CA - x
x
x
2

 H  
[ H  ][ A ]
Do đó : K a 

[ HA]
C A   H  

Dung dịch base yếu:
Ban đầu
Điện ly
Cân bằng

BOH
CB
x
CB - x

 B+ + OHx

x

x
x
2

OH  
[ B  ][OH  ]
Do đó : Kb 

[ BOH ]
CB  OH  

Lưu ý :
Với base hữu cơ hoặc NH3 công thức không thể hiện dạng BOH thì viết phương trình
điện ly bằng cách cộng thêm H2O để phân ly ra OH-.
Ví dụ: aniline C6H5NH2 + H2O  C6H5NH3+ + OHVới các hydroxyt lưỡng tính như Zn(OH)2, Be(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3,… sự điện ly
của chúng trong nước có thể xảy ra theo kiểu acid hoặc base tùy thuộc mơi trường dung
dịch.
Ví dụ:
-

Trong mơi trường acid

Zn(OH)2

 Zn2+ + 2OH

Trong môi trường base

Zn(OH)2

 2H+ + ZnO22

Trong môi trường acid

Al(OH)3

 Al3+ + 3OH

Trong mơi trường base

Al(OH)3

 H+ + AlO2

-

Ví dụ:
-

-

+ H2O
15


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

5. Sự điện ly của chất điện ly ít tan
Tích số tan
AmBn (r) 
mAn+ + nBm–
S
mS
nS
n m
m n
TA mBn  [A ]  [B ]
n
TA mBn  mm  nn  Sm
A mBn
S: độ tan (mol/lit) là nồng độ dung dịch bão hòa

Khả năng tạo kết tủa:
 Nếu Q > T  tạo kết tủa (dung dịch quá bão hòa).
 Nếu Q < T  kết tủa tan (dung dịch chưa bão hòa).
 Nếu Q = T  dung dịch bắt đầu kết tủa hoặc kết tủa bắt đầu tan.
Ảnh hưởng của các ion đến độ hịa tan:
- Khi thêm chất có ion lạ làm tăng độ tan S của chất điện ly ít tan.
- Khi thêm ion cùng loại làm giảm độ tan S của chất điện ly ít tan.
Lưu ý: khi trộn 2 dung dịch thì phải tính tốn lại thể tích dung dịch tổng cộng.

BÀI TẬP:
1.Trong dung dịch nồng độ 0,1 M , độ điện ly của acid acetic bằng 1,32%. Ở nồng độ nào
của dung dịch để độ điện ly của nó bằng 90%.
ĐS : 2,15.10-6
2. Tính nồng độ H3O+ (H+) và độ pH của các dung dịch sau :

a) HNO3 0,1 M ; 10-6 M
b) KOH 0,5 M ; 10-6 M
c) CH3COOH 0,1 M, biết rằng ở nhiệt độ khảo sát, acid acetic có độ điện ly  = 1,33%
d) CH3COOH 0,1 M ở 25 oC, biết rằng ở nhiệt độ khảo sát Ka(CH3COOH) = 1,76.10-5
e) HCOOH 0,1 M ở 25o C, biết rằng ở nhiệt độ khảo sát Ka(HCOOH) = 1,77.10-4
f) HCN 0,2 M ở 25 oC, biết rằng ở 25 oC, Ka(HCN)= 6,17.10-10
g) H2SO4 10-4 M
h) H2SO4 0,02 N
i) NH4OH 0,1 M có pKb=4,8
j) 1 lit dung dịch H2SO4 10-4 M cho vào 4 lit dung dịch KOH 10-4 M
k) Hỗn hợp 1 lit dung dịch H2SO4 0,1 M và 1 lit dung dịch CH3COOH 0,1 M có độ điện ly
=1%
ĐS : a) 1,0; 5,99; b) 13,7; 8,00; c) 2,88 ; d) 2,87 ; e) 2,37 ; f) 4,95

16


HĨA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

3. Độ hịa tan của PbI2 ở 18 oC bằng 1,5.10-3 M. Tính :
a) Nồng độ của ion Pb2+ và I- trong dung dịch bão hịa PbI2 ở 18 oC.
b) Tích số hịa tan của PbI2 ở 18 oC.
c) Khi thêm KI vào thì độ hịa tan của PbI2 tăng hay giảm? Vì sao?
d) Muốn giảm độ hòa tan của PbI2 đi 15 lần, thì phải thêm bao nhiêu mol KI vào trong 1 lít
dung dịch bão hịa PbI2?
ĐS : a) 1,5.10-3 ; 3.10-3 M ; b) 1,35.10-8 , d) 1,14.10-2 mol.
4.Tích số hịa tan của Ag2SO4 bằng 7.10-5. Tính độ hịa tan của bạc sulfat biểu diễn bằng
mol/lit và g/lít.

ĐS : 2,6.10-2 mol/lít ; 8,1 g/lít
5. Độ hịa tan của canxi oxalat CaC2O4 trong dung dịch muối amoni oxalat (NH4)2C2O4
0,05M sẽ nhỏ hơn trong nước nguyên chất bao nhiêu lần, nếu độ điện ly biểu kiến của amoni
oxalat bằng 70% và tích số hòa tan của canxi oxalat bằng 3,8.10-9 ?
ĐS : 565 lần
6. Tính xem có kết tủa BaSO4 hay khơng nếu trộn lẫn hai thể tích bằng nhau của hai dung
dịch BaCl2 0,01 M và CaSO4 bão hòa. Cho biết tích số tan của BaSO4 và CaSO4 lần lượt bằng
1,08.10-10 và 6,1.10-5 .
ĐS : có kết tủa
7. Một dung dịch acid HCOOH trong nước có pH = 3. Hãy tính nồng độ mol/lít của acid biết
hằng số điện ly của nó ở nhiệt độ khảo sát bằng 2,1.10-4.
ĐS : 5,76.10-3 M
8. Có tạo thành kết tủa Ag3PO4 hay khơng khi :
a) Trộn lẫn 1 thể tích dung dịch Na3PO4 0,005 M với 4 thể tích AgNO3 0,005
b) Trộn lẫn 4 thể tích dung dịch Na3PO4 0,001 M với 1 thể tích AgNO3 0,02 M
Cho biết T(Ag3PO4) = 1,8.10-18.
ĐS : a) 6,4.10-11, b) 5,12.10-11: đều có kết tủa.

9. Tính nồng độ CM của dung dịch HCOOH để 95% acid này không bị điện ly. Cho biết ở
25 C, KHCOOH = 1,77.10-4.
ĐS : 0,067 M
10.Ở một nhiệt độ T, dung dịch acid HCN có nồng độ 0,2 M có hằng số Ka = 4,9.10-10. Xác
định nồng độ H3O+ và độ điện ly  ?
ĐS :  = 4,95.10-5 , [H3O+] = 0,99.10-5
o

11.Trộn hai thể tích bằng nhau của hai dung dịch BaCl2 0,02 M và Na2SO4 0,001 M. Hỏi có
kết tủa BaSO4 khơng ? cho biết T(BaSO4) = 1,08.10-10.
ĐS : Có kết tủa
12.Tính nồng độ OH- , pH và phần trăm ion hóa của dung dịch NH3 0,2 M. Biết rằng hằng số

base của NH3 ở 25oC là Kb = 1,8.10-5.
ĐS : pH = 11,28 ,  = 0,95%

17


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

13. Xác định nồng độ Ba2+ cần thiết để bắt đầu kết tủa BaSO4 khi cho muối dễ tan BaCl2
dạng tinh thể vào dung dịch Na2SO4 1,5.10-3 M. Giả sử việc thêm muối BaCl2 khơng làm thay
đổi thể tích dung dịch. Cho biết ở nhiệt độ khảo sát, TBaSO4 = 1,1.10-10.
ĐS : 7,3.10-8M
14. Hãy thiết lập cơng thức tính độ pH của dung dịch acid mạnh và acid yếu đơn bậc, áp
dụng tính độ pH của dung dịch H2SO4 0,005 M và HCOOH 0,1 M, biết KHCOOH = 2,1.10-4, ở
25oC. Giả sử H2SO4 phân ly hoàn toàn 2 nấc.
ĐS: 2; 2,35
15. Trộn dung dịch Pb(NO3)2 0,01 M với dung dịch H2SO4 0,01 M với thể tích bằng nhau.
Chứng minh rằng dung dịch sau khi trộn có kết tủa PbSO4. Cho biết tích số tan của PbSO4 là
1.38.10-8. Tìm nồng độ mol/lit của ion Pb2+ và SO42- trong dung dịch bão hòa thu được sau khi
PbSO4 ngừng không lắng xuống nữa.
ĐS : 1,17.10-4
16. a) Tính độ hịa tan, pH, pOH của dung dịch bão hịa Zn(OH)2. Biết tích số tan của
Zn(OH)2 ở 25oC là 4,3.10-17.
b) Nếu trộn hai thể tích bằng nhau của dung dịch ZnCl2 0,002 M với dung dịch NaOH
0,02 M thì có xuất hiện kết tủa khơng Zn(OH)2 khơng ?
ĐS : 2,2.10-6; 8,65; có kết tủa
17. a) Cho dung dịch acid HClO 0,1 M (Ka=5.10-8 ở 25 oC). Hãy viết cân bằng điện ly, xác
định độ điện ly , nồng độ H+ và pH của dung dịch ở 25 oC.

b) Có kết tủa CaCO3 hay không khi trộn lẫn 2 thể tích CaCl2 0,0001 M với 3 thể tích
Na2CO3 0,0005 M, biết TCaCO3 = 9,3.10-9 ở 25 oC.
ĐS: 7,07.10-4; 4,15; có kết tủa
18. A là dung dịch HCl có pH=1. B là dung dịch Ba(OH)2 có pH=13.
a) Tính nồng độ mol của chất tan, nồng độ mol của từng ion có trong dung dịch A cũng như
dung dịch B.
b) Trộn 2,25 lit dung dịch A với 2,75 lit dung dịch B được 5,00 lit dung dịch C. Tìm pH của
dung dịch C.
ĐS: 0,1 M, 0,05 M, pH=12
19. Có 1 lit dung dịch HNO3 2 M.
a) Cần thêm vào một lit dung dịch acid trên bao nhiêu lit dung dịch NaOH 1,8 M để thu được
dung dịch có pH=1?
b) Cần thêm vào một lit dung dịch acid trên bao nhiêu lit dung dịch NaOH 1,8 M để thu được
dung dịch có pH=13?
ĐS: 1,0 lit, 1,235 lit
20. Cho hai dung dịch chứa lượng nước như nhau. Dung dịch A chứa 0,2 mol CaCl 2, dung
dịch B chứa 0,5 mol saccharose (C12H22O11). Cả hai dung dịch này sôi ở cùng một nhiệt độ ở
một áp suất xác định. Tính độ điện ly biểu kiến của CaCl2 trong nước.
21. Một dung dịch acid benzoic C6H5COOH có pH=2,85. Tính nồng độ dung dịch acid này
biết ở nhiệt độ khảo sát acid benzoic có Ka=6,46.10-5.
ĐS: 0,032 M
22. Thêm từ từ NaOH rắn vào dung dịch Mg(NO3)2 0,01 M (giả sử khơng có sự thay đổi thể
tích). Tính pH tại đó Mg(OH)2 bắt đầu kết tủa. Cho biết tích số tan của Mg(OH)2 tại 25oC là
1,2.10-11.
ĐS: pH=9,54

18


HÓA ĐẠI CƯƠNG

Chương 7: Dung dịch điện ly

23. Cho 5 ml dung dịch Ca(NO3)2 0,02M vào ống nghiệm 1 và 5 ml dung dịch AgNO3
4.10-3M vào ống nghiệm 2. Sau đó đồng thời cho vào 2 ống nghiệm trên mỗi ống 5 ml
dung dịch Na3PO4 0,1 M. Biết tích số tan của Ca3(PO4)2 và Ag3PO4 ở nhiệt độ khảo sát
lần lượt là 1,2.10-26 và 1,8.10-18. Hỏi ống nào có xuất hiện kết tủa.
24. Ở 25oC, tích số tan của SrSO4 bằng 3,8.10-7. Khi trộn 1 thể tích dung dịch SrCl2 0,004M
với 4 thể tích dung dịch K2SO4 0,002 M thì có kết tủa SrSO4 khơng ?
25. Tính pH của dung dịch H2SO4 0,1M, biết acid này phân ly hoàn toàn nấc thứ nhất còn
nấc thứ 2 phân ly với hằng số acid Ka=1,2x10-2.
26. Cho dung dịch chứa a gam chất điện ly có phân tử lượng là A trong m gam nước. Biết
dung dịch này sôi ở nhiệt độ ts, hằng số nghiệm sôi của nước là Ks, bậc phân ly của A là
q. Tính độ điện ly biểu kiến của A trong nước theo các giá trị đã cho biết thí nghiệm này
được thực hiện ở áp suất 1atm.
27. Cho 1 lit dung dịch CaCl2 2.10-2M vào 1 lit dung dịch Na2SO4 2.10-2M. Hỏi có kết tủa
CaSO4 hay khơng, biết TCaSO4=6.10-5.
28. Tích số tan của Zn(OH)2 ở 25oC được ký hiệu là T. Hãy thiết lập biểu thức tính pH của
dung dịch bão hịa Zn(OH)2 ở nhiệt độ đó và biểu thức tính G0 của phản ứng hịa tan
Zn(OH)2 trong dung dịch bão hòa ở nhiệt độ đã cho theo T.
29. Dung dịch A là dung dịch SrCl2 có chứa 0,159 g chất tan trong 1 lít dung dịch. Dung dịch
B là dung dịch bão hòa CaSO4 ở 25oC. Biết tích số hịa tan ở 25oC của SrSO4 và của
CaSO4 lần lượt bằng 3,8.10-7 và 6,1.10-5. Hỏi khi trộn 20 ml dung dịch A với 20 ml dung
dịch B ở 25oC thì có xuất hiện kết tủa khơng ?
30. Tính pH của các dung dịch sau đây ở 25oC:
a) Dung dịch hypobromua HBrO 0,105 M. Biết pKa=8,6.
b) Dung dịch Ba(OH)2 8,82.10-3M.
ĐS: 4,79; 12,24
31. Hòa tan 0,02 mol NH3 và 0,01 mol KOH thành 1 lít dung dịch. Tính nồng độ ion amoni
trong dung dịch này. Cho biết hằng số base của NH3 là KNH3 = 1,8x10-5.

ĐS: 3,6.10-5M

19