Chuyen de phuong phap tinh ph cua mot so dung dich

PHẦN I: MỞ ĐẦU
I. Đặt vấn đề
Mục đích của việc dạy học ở trường phổ thông là trang bị cho học sinh hệ thống kiến thức phổ
thông, cơ bản để trên cơ sở đó mà rèn luyện tư duy cho người học bởi lẽ kiến thức được coi là
nguyên liệu của tư duy. Việc rèn luyện các kỹ năng và kiến thức cơ bản là vô cùng cần thiết cho
mỗi học sinh bởi lẽ đó chính là cơ sở tiền đề cho học sinh có thể tiếp cận những kiến thức mới
hơn, đòi hỏi mức độ tư duy cao hơn. Trong quá trình dạy học người giáo viên cần lựa chọn và khai
thác những mảng kiến thức xung quanh một vấn đề nào đó nhằm giúp các em củng cố, khắc sâu
kiến thức và rèn luyện được những kỹ năng của mình.
Bài tốn về tính pH của dung dịch là dạng bài tốn cơ bản trong chương trình hố học phổ
thông, gặp nhiều trong các đề thi ĐH-CĐ, đề thi HSG…Để làm tốt bài tập tính tốn pH dung dịch
học sinh phải nắm vững các lí thuyết liên quan về dung dịch, nồng độ và có kỹ năng tính tốn về
mặt tốn học tốt. Với mục đích củng cố, nâng cao kiến thức, rèn luyện thêm kỹ năng tính tốn giá
trị pH của một số loại dung dịch quen thuộc trong nội dung các đề thi ĐH-CĐ và mở rộng thêm
các dạng bài tập cho đối tượng học sinh giỏi, tơi đã lựa chọn đề tài “Phương pháp tính giá trị pH
của một số loại dung dịch”.

II. Đối tượng nghiên cứu.
Phương pháp sử dụng các bài tập nhằm củng cố, khắc sâu, mở rộng kiến thức và rèn luyện kỹ
năng cho học sinh trong dạy học hóa học phổ thơng.
Cách lựa chọn, xây dựng những bài tập phù hợp với yêu cầu dạy khối, phụ đạo cho học sinh
và bồi dưỡng học sinh giỏi hóa học

III. Mục tiêu nghiên cứu.
Góp phần đổi mới xu hướng lựa chọn, sử dụng bài tập trong giảng dạy hóa học nhằm nâng cao
chất lượng dạy học mơn hóa học.


PHẦN II: NỘI DUNG
I. Cơ sở lý thuyết của đề tài
1. Các định nghĩa axit – bazơ

a. Thuyết Arrhenius (cổ điển)
Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra cation H+
Bazơ là những chất khi tan trong nước điện li ra anion OHVí dụ 1:
HCl  H+ + Cl
 CH3COO- + H+
CH3COOH 

Vậy HCl, CH3COOH là các axit
Ví dụ 2:
NaOH  Na+ + OHKOH  K+ + OHVậy NaOH, KOH là các bazơ
Như vậy về cơ bản thuyết Arrhenius giải thích được tính chất axit, bazơ của một số chất. Thực tế, ta gặp
nhiều chất có tính axit, bazơ nhưng lí thuyết cổ điển hồn tồn khơng giải thích được.
Ví dụ: NH3 là một bazơ nhưng về mặt lí thuyết nếu dựa vào thuyết Arrhenius khơng thể giải thích được.
Do đó u cầu là cần một lí thuyết cao hơn, tổng quát về axit-bazơ.
b. Thuyết Bronsted- Lowry
Axit là chất có khả năng nhường proton H+
Bazơ là chất có khả năng nhận proton H+
Ví dụ 1:


 CH3COO- + H3O+
CH3COOH + HOH 


 NH3 + H3O+
NH4+ + HOH 


Vậy CH3COOH, ion NH4+ là các axit
Ví dụ 2:


 NH4+ + OHNH3 + HOH 


 CH3COOH + H+
CH3COO- + HOH 


Vậy NH3, ion CH3COO- là các bazơ
2. Hằng số axit – bazơ. Độ mạnh của axit – bazơ.
a. Độ mạnh axit và hằng số axit Ka
[ H 3O  ].[ X  ]

 H3O + X K =
Một axit HX, trong dung dịch: HX + H2O 

[ HX ].[ H 2 O ]
+

-

Vì trong dung dịch nồng độ của H2O gần như khơng đổi. Khi đó đặt Ka = K.[H2O]
Ta có: Ka =

[ H 3O  ][ X  ]
[ HX ]

Thông thường quy ước: Ka =

[ H  ][ X  ]
[ HX ]

Trong đó: [H+], [X-], [HX] là nồng độ mol/lít của các ion H+, X- và HX lúc cân bằng.
- Giá trị Ka là hằng số phân li của axit HX. Ka chỉ phụ thuộc bản chất axit và nhiệt độ
- Giá trị Ka càng lớn lực axit càng mạnh, Ka càng bé lực axit càng yếu. Các axit mạnh thơng thường có
giá trị Ka rất lớn (do sự điện li gần như hoàn toàn).
- Trong dung dịch axit yếu, gọi α là độ điện li của axit.

 H+ + X

Gọi C là nồng độ của axit HX. Mối liên hệ giữa Ka, C và α là:
HX

1


 2 .C
Ka =
nếu α rất bé thì Ka = α2.C
(1   )

b. Độ mạnh bazơ và hằng số bazơ Kb

 BH+ + OHMột bazơ B, trong dung dịch: B + H2O 


K=

[ BH  ].[OH  ]

[ B ].[ H 2 O ]

Vì trong dung dịch nồng độ của H2O gần như khơng đổi. Khi đó đặt Kb = K.[H2O]
[ BH  ].[OH  ]
Ta có: Kb =
[ B]

Trong đó: [BH+], [OH-], [B] là nồng độ mol/lít của các ion BH+, OH- và B lúc cân bằng.
- Giá trị Kb là hằng số phân li của bazơ B. Kb chỉ phụ thuộc bản chất bazơ và nhiệt độ
- Giá trị Kb càng lớn lực bazơ càng mạnh, Kb càng bé lực bazơ càng yếu. Các bazơ mạnh thông thường
có giá trị Kb rất lớn (do sự điện li gần như hồn tồn).
3. Tích số ion của nước. Giá trị pH.
a. Tích số ion của nước
Nước là một chất điện li rất yếu:

 H+ + OHH2O 


K=

[ H  ][OH  ]
[ H 2 O]

Vì trong nước tinh khiết, nồng độ H2O có thể xem như là khơng đổi. Khi đó đặt K H 2O = K. [H2O]
KH

2O

= [H+].[OH-], gọi là tích số ion của nước.

Ở 25oC, bằng các dụng cụ có độ nhạy cao xác định được [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 M
Giá trị tích số ion của nước ở 25oC là: K H 2O = [H+].[OH-] = 1,0.10-14
Lưu ý: Giá trị K H

2O

phụ thuộc vào nhiệt độ. Trong các dung dịch loãng ở nhiệt độ khác nhau khơng nhiều

thì chấp nhận giá trị K H 2O = 1,0.10-14
b. Giá trị pH
pH là đại lượng quy ước để xác định môi trường của dung dịch.
Quy ước: [H+] = 10-pH
Về mặt tốn học: pH = -lg[H+]
4. Phương trình trung hịa điện của dung dịch
Các dung dịch có sự trung hịa về điện, tức là tổng điện tích âm bằng tổng điện tích dương.
Ví dụ 1: Trong dung dịch NaCl
NaCl  Na+ + Cl
 H+ + OHH2O 

Phương trình trung hòa điện: [Na+] + [H+] – [Cl-] – [OH-] = 0
Ví dụ 2: Trong dung dịch chứa BaCl2, HNO3
BaCl2  Ba2+ + 2ClHNO3  H+ + NO3
 H+ + OHH2O 

Phương trình trung hịa điện: 2[Ba2+] + [H+] – [Cl-] – [NO3-] – [OH-]= 0

II. Các dạng bài tập tính pH của dung dịch
1. Tính pH của các dung dịch axit mạnh
2

a. Bài tốn: Tính pH của dung dịch axit HX nồng độ Ca (mol/lít). Giả sử trong dung dịch HX điện li hồn
tồn.
b. Phương pháp giải:
Xét các q trình trong dung dịch:
HX  H+ + X
 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

∆ Nếu Ca >> 10-7 M thì bỏ qua cân bằng điện li của H2O. Khi đó [H+] = Ca (M) → pH = -lgCa
∆ Nếu Ca << 10-7 thì chấp nhận H+ chỉ do H2O điện li tạo ra, khi đó [H+] = 10-7 M → pH = 7
∆ Nếu Ca ≈ 10-7 M thì cần tính thêm sự điện li của H2O
Áp dụng phương trình trung hịa điện tích ta có:
K H 2O
[H+] - [X-] - [OH-] = 0  [H+] - Ca =0
[H  ]
 [H+]2 – Ca. [H+] - K H

2O

=0

(1-1)

Giải phương trình bậc hai (1-1) ta tìm được [H+], từ đó tính được pH = -lg[H+]
c. Áp dụng
Câu 1.1: Tính pH của dung dịch axit HNO3 1,0.10-3 M. Giả sử trong dung dịch HNO3 điện li hoàn toàn.
Giải:

+
Trong dung dịch:
HNO3  H + NO3

 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Do Ca = 1,0.10-3 M >>10-7 nên bỏ qua sự điện li của H2O.
Nên: [H+] = 1,0.10-3 M → pH = 3,0
Câu 1.2: Tính pH của dung dịch axit clohiđric nồng độ 3,00.10-7 M. Giả sử trong dung dịch axit clohiđric
điện li hoàn toàn.
Giải:
+
Trong dung dịch:
HCl  H + Cl

 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Do Ca = 3,0.10-7 ≈ 10-7 M nên cần tính thêm sự điện li của H2O.
Áp dụng phương trình (1-1) ta có: [H+] =3,30.10-7 M → pH = 6,48
2. Tính pH của các dung dịch axit yếu (đơn nấc)
a. Bài toán: Cho dung dịch axit HX nồng độ Ca (mol/lít). Tính pH của dung dịch trên, biết hằng số phân li
axit của HX là Ka.
b. Phương pháp giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:


 H+ + XHX 


Ka =

KH

 H+ + OHH2O 

Áp dụng phương trình bảo tồn nồng độ đầu ta có:
Ca = [X-] + [HX]
Mặt khác theo phương trình trung hịa điện tích:

[ H  ][ X  ]
[ HX ]

2O

[H+] - [X-] - [OH-] = 0  [H+] - Ca -

= 10-14
(2-1)
K H 2O
[H  ]

=0

(2-2)

3


[H  ]
Từ (2-1) [X ] = Ca – [HX] với [HX] = [X ].
Ka
-

-

→ [X-] = Ca - [X-].

K a .C a
[H  ]
 [X-] =
Ka
K a  [H  ]

(2-3)

Thay (2-3) vào phương trình (2-2) và biến đổi ta được:
K H 2O
K a .C a
[H+] =0
 K a  [H ] [H  ]
∆ Nếu: Ka.Ca >> K H
[H+] -

2O

(2-4)

thì bỏ qua sự điện li của H2O. Khi đó phương trình (2-4) sẽ được biến đổi là:

K a .C a
= 0  [H+]2 + Ka. [H+] – Ka.Ca = 0
K a  [H  ]

(2-5)

Giải phương trình (2-5) tìm ra [H+]
Trường hợp [H+] << Ca thì có thể tính giá trị [H+] =

K a .C a

. Sau khi tính tốn cần đối chiếu lại để kiểm

chứng giả thiết [H+] << Ca có đúng hay khơng.
∆ Nếu: Ka.Ca << K H 2O thì có thể xem pH = 7
∆ Nếu: Ka.Ca ≈ K H

2O

thì phải giải phương trình (2-4)

c. Áp dụng:
Câu 2.1: Tính pH của dung dịch axit fomic (HCOOH) nồng độ 0,010 M. Cho biết hằng số phân li của axit
fomic là 10-3,75.
Giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:


 H+ + HCOOHCOOH 


Ka = 10-3,75


 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Vì Ka.Ca = 10-3,75.10-2 = 10-5,75 >> 10-14 nên bỏ qua sự điện li của H2O
Áp dụng phương trình (2-5) ta được: [H+] = 1,250.10-3 M → pH = 2,903
Câu 2.2: Tính pH của dung dịch NH4Cl nồng độ 0,1M. Cho biết hằng số bazơ của NH3 là 10-4,76.
Giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:
NH4Cl  NH4+ + Cl
 H+ + NH3
NH4+ 


Ka = 10-9,24


 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Vì NH4+ và NH3 là cặp axit-bazơ liên hợp nên hằng số axit của NH4+ được tính là:
K NH  
4

10  14
10  9, 24
K NH 3

Do Ka.Ca = 10-10,24 >> 10-14 nên bỏ qua sự điện li của H2O
Ta có: [H+]2 – Ka. [H+] – Ka.Ca = 0
Giả sử [H+] << Ca → [H+] =

K a .C a

= 10-5,12 << 0,1 (giả sử ban đầu hợp lý)

Vậy pH = 5,12
3. Tính pH của các dung dịch axit yếu đa nấc
a. Bài toán: Tính pH của dung dịch axit yếu H nA nồng độ Ca (mol/lít). Giả sử trong dung dịch HnA phân li
theo n nấc.
4


b. Phương pháp giải:
Nếu axit HnA là một axit n nấc, trong dung dịch lần lượt:

 H+ + Hn-1AHnA 


Ka1


 H+ + Hn-2A2Hn-1A- 


Ka2

…………………………..
Trong thực tế các đa axit này ln có K a1 >> Ka2 >> Ka3 >>….Ka(n). Do đó ta chấp nhận rằng sự phân li từ
nấc thứ hai là rất bé, nghĩa là lượng H+ tạo ra từ cân bằng điện li các nấc này có thể nói là khơng đáng kể
và có thể bỏ qua.
Như vậy lúc đó bài tốn của chúng ta được quy về tính pH của một axit yếu đơn nấc với hằng số axit bằng
Ka1 và nồng độ Ca (mol/lít).
c. Áp dụng
Câu 3.1: Tính pH và nồng độ ion S 2- trong dung dịch axit sunfuhiđric nồng độ 0,01M. Cho biết axit
sunfuhiđric có hằng số axit: Ka1 = 10-7,02 và Ka2 = 10-12,9.
Giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:

 H+ + HSH2S 


Ka1 = 10-7,02


 H+ + S2HS- 


Ka2 = 10-12,9


 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Vì Ka1 >> Ka2 nên chấp nhận bỏ qua sự điện li của nấc thứ hai khi tính tốn giá trị pH của dung dịch. Khi
đó xem như ta tính pH của dung dịch axit yếu đơn nấc với Ka = 10-7,02 và Ca = 0,01M.
Do: Ka.Ca = 10-9,02 >> K H 2O nên bỏ qua sự điện li của H2O
Áp dụng phương trình (2-5) ta có: [H+]2 – Ka. [H+] – Ka.Ca = 0
Giả thiết [H+] << Ca, thì [H+] =

K a .C a

= 10-4,51 << 0,01 (giả sử ban đầu hợp lý)

Vậy pH = 4,51
Như vậy:

H2S






H+

+

HS-

10-4,51M 10-4,51M
Để tính đến nồng độ ion S2- ta cần chú ý cân bằng phân li của nấc thứ hai
HSBan đầu:
10-4,51
Phân li:
x
Cân bằng: 10-4,51 – x
Ta có: Ka2 =






H+

+

S2-

Ka2 = 10-12,9

10-4,51
x + 10-4,51 x
x + 10-4,51 x

[ H  ].[ S 2  ] ( x  10  4,51 ).x
=

= 10-12,9
 4 , 51
[ HS  ]
10
 x

Giả sử x << 10-12,9 khi đó thì: x = 10-12,9 M << 10-4,51 (giả sử ban là hợp lý)
Vậy nồng độ ion S2- trong dung dịch H2S 0,01M là 10-12,9 M
4. Tính pH của các dung dịch bazơ mạnh
a. Bài tốn: Tính pH của dung dịch bazơ MOH có nồng độ Cb (mol/lít). Giả sử trong dung dịch MOH
phân li hồn tồn.
b. Phương pháp giải:
Xét các q trình trong dung dịch:
MOH  M+ + OH5



 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

∆ Nếu Cb >> 10-7 M thì bỏ qua cân bằng điện li của H2O. Khi đó [OH-] = Cb (M) → pH = 14 + lgCb
∆ Nếu Cb << 10-7 thì chấp nhận [H+] = [OH-] = 10-7 M → pH = 7
∆ Nếu Cb ≈ 10-7 M thì cần tính thêm sự điện li của H2O
Áp dụng phương trình trung hịa điện tích ta có:
K H 2O
[M+] + [H+] - [OH-] = 0  Cb + [H+] =0
[H  ]
 [H+]2 + Cb. [H+] - K H

2O

=0

(4-1)

Giải phương trình bậc hai (1-1) ta tìm được [H+], từ đó tính được pH = -lg[H+]
c. Áp dụng
Câu 4.1: Tính pH của dung dịch KOH 1,0.10-4 M?
Giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:
KOH  K+ + OH
 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Vì Cb = 1,0.10-4 M >> 10-7 M nên bỏ qua sự điện li của nước. Khi đó:
pH = 14 + lg(1,0.10-4) = 10
Câu 4.2: Tính pH của dung dịch NaOH 1,00.10-6 M?
Giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:
NaOH  Na+ + OH
 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Do Cb = 1,00.10-6 M ≈ 10-7 M nên cần tính đến sự điện li của nước

Áp dụng phương trình (4-1) ta có: [H+]2 + 1,00.10-6[H+] - 10-14 = 0
Giải phương trình ta có: [H+] = 9,90.10-9 M, suy ra: pH = 8,00
5. Tính pH của các dung dịch bazơ yếu đơn nấc
a. Bài tốn: Tính pH của dung dịch bazơ đơn nấc B, nồng độ C b (mol/lít). Cho biết hằng số bazơ của B là
Kb.
b. Phương pháp giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:

 BH+ + OHB + HOH 


Kb


 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Áp dụng phương trình trung hịa điện ta có: [BH+] + [H+] – [OH-] = 0
K H 2O
K b Cb
Với: [H+] =
và [BH+] =

K b  [OH  ]
[OH ]
Thay vào phương trình (5-1) ta được:

(5-1)

K H 2O
K b Cb
- [OH-] = 0 (5-2)
 +

K b  [OH ] [OH ]

Nếu Kb.Cb >> K H 2O thì bỏ qua cân bằng điện li của nước, khi đó phương trình (5-2) được biến đổi là:

K b Cb
- [OH-] = 0  [OH-]2 + Kb[OH-] –KbCb = 0
K b  [OH  ]

(5-3)

6


Giải phương trình (5-3) tìm được giá trị [OH-], từ đó tính pH = 14 + lg[OH-]
c. Vận dụng
Câu 5.1: Tính pH của dung dịch NH3 nồng độ 0,10 M. Cho biết hằng số bazơ của NH3 là 10-4,76.
Giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:

 NH4+ + OHNH3 + HOH 


Kb = 10-4,76


 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Do Kb.Cb = 10-5,76 >> K H 2O = 10-14 nên bỏ qua cân bằng điện li của nước
Áp dụng phương trình (5-3) ta có: [OH-]2 + 10-4,76[OH-] –10-5,76 = 0
Giải phương trình ta được [OH-] = 1,31.10-3 (M) → pH = 11,12
Câu 5.2: Tính pH của dung dịch NaCN 0,010 M. Biết rằng hằng số axit của HCN là Ka = 10-9,35.
Giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:
NaCN  Na+ + CN
 HCN + OHCN- + HOH 


Kb = 10-4,65


 H+ + OHH2O 


K H 2O = 10-14

Do Kb.Cb = 10-6,65 >> K H

2O

= 10-14 nên bỏ qua cân bằng điện li của nước

Áp dụng phương trình (5-3) ta có: [OH-]2 + 10-4,65[OH-] –10-6,65 = 0
Giải phương trình ta được [OH-] = 4,620.10-4 (M) → pH = 10,660
Lưu ý: Nếu trong bài tốn tính pH của các dung dịch bazơ yếu đa nấc có nồng độ C b mà Kb1 >> Kb2 >> Kb3
>>… Kb(n) thì bài tốn đó cũng được quy về tính pH của một dung dịch bazơ yếu đơn nấc với hằng số bazơ
là Kb1 và nồng độ Cb
6. Tính pH của các dung dịch hỗn hợp gồm: 1 axit mạnh và một axit yếu
a. Bài tốn: Một dung dịch A có chứa axit mạnh HX nồng độ C 1 (mol/lít) và axit yếu HY nồng độ C 2
(mol/lít). Cho hằng số axit của HY là Ka.
b. Phương pháp giải:
Đa số các trường hợp, do sự có mặt của hỗn hợp axit HX và HY với nồng độ đủ lớn thì sự điện li của nước
gần như khơng đáng kể. Vì vậy trong q trình tính pH ta bỏ qua sự điện li của nước. Khi đó ta xét hai cân
bằng sau:
HX  H+ + XC1
C1
HY
Cân bằng:
Ta có:

C2
(C2 – x)






H+ +
C1
(C1 + x)

Y-

Ka

x

(C1  x).x
= Ka  x2 + (C1 + Ka)x – KaC2 = 0
(C 2  x)

(6-1)

Giải phương trình (6-1) ta tìm được giá trị của x, từ đó tính được [H+] = (C1 + x) → pH = lg[H+]
∆ Nếu trường hợp Ka tương đối bé, các giá trị C1 và C2 không q nhỏ có thể tính gần đúng bằng cách giả
thiết rằng x << C1, x << C2 khi đó: x = Ka.

C2
C1

c. Áp dụng
7


Câu 6.1: Tính pH của dung dịch X có chứa HCl nồng độ 0,1 và CH 3COOH 0,003M. Cho biết hằng số axit
của CH3COOH là 10-4,75.
Giải:
Do CHCl >> 10-7 M nên bỏ qua sự điện li của nước
Xét các quá trình trong dung dịch:
HCl  H+ + Cl0,1
0,1

CH3COOH






0,003
Cân bằng: (0,003 – x)
Ta có:

H+ +

CH3COO- Ka

0,1
(0,1 + x)

x

(0,1  x).x
= 10-4,75
(0,003  x )
0,1.x

Giả sử x << 0,003 khi đó: 0,003 = 10-4,75 → x = 5,33.10-7 << 0,003 (giả sử đúng)
Vì x << 0,1 nên [H+] ≈ 0,1 M do đó pH = 1
7. Tính pH của hỗn hợp dung dịch gồm: 1 bazơ mạnh và 1 bazơ yếu.
a. Bài toán: Cho dung dịch X gồm bazơ mạnh MOH nồng độ C1 (mol/lít) và bazơ yếu B có nồng độ C2
(mol/lít). Biết hằng số bazơ của B là Kb. Tính pH của dung dịch X?

b. Phương pháp giải:
Đa số các trường hợp, do sự có mặt của hỗn hợp bazơ gồm MOH và B với nồng độ đủ lớn thì sự điện li
của nước gần như khơng đáng kể. Vì vậy trong q trình tính pH ta bỏ qua sự điện li của nước. Khi đó ta
xét hai cân bằng sau:
MOH  M+ + OHC1
C1
B +
Cân bằng:
Ta có:

C2
(C2 - x)



HOH 


BH+ + OHx

Kb

C1
(C1 + x)

(C1  x).x
[OH  ].[ BH  ]
 K b  x2 + (Kb + C1)x – Kb.C2 = 0 (7-1)
K b 
[ B]

(C 2  x )

Giải phương trình (7-1) tìm được giá trị của x, từ đó tính pH = [14 + lg (C1 + x)]
∆ Nếu trường hợp Kb tương đối bé, các giá trị C1 và C2 khơng q nhỏ, có thể tính gần đúng bằng cách giả
thiết rằng x << C1, x << C2 khi đó: x = Kb.

C2
C1

c. Áp dụng
Câu 7.1: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm: NaOH 1,00.10-5 và CH3COONa 0,10 M. Biết rằng hằng số
axit của CH3COOH là 10-4,75.
Giải:
Bỏ qua sự điện li của nước, xét các quá trình điện li sau trong dung dịch:
NaOH  M+ + OHCH3COONa  CH3COO- + Na+

 CH3COOH + OHCH3COO- + HOH 


Kb = 10-9,25

8


Ta có:

(C1  x).x
(1,00.10  5  x ).x
 K b hay
10  9 , 25

0,10  x
(C 2  x )

Giả thiết rằng, x << 0,1 khi đó ta tính được x = 1,92.10-5 << 0,1 (giả thiết đúng)
pH = 14 + lg (1,00.10-5 + 1,92.10-5) = 9,47
8. Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm hai axit yếu đơn nấc
a. Bài toán: Cho dung dịch X chứa hai axit yếu: axit HA 1 nồng độ C1, hằng số axit Ka1 và axit HA2 nồng
độ C2, hằng số axit Ka2. Tính pH của dung dịch X?
b. Phương pháp giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:

 H+ + A1(1) HA1 


Ka1


 H+ + A2(2) HA2 


Ka2


 H+ OH(3) H2O 


K H 2O = 10-14

Áp dụng phương trình bảo tồn điện tích ta có
[H+] – [OH-] – [A1-] – [A2-] = 0

K H 2O
Ka 2.C 2
Ka1 .C1
 [H+] =0

 [ H ] [ H ]  Ka1 [ H  ]  Ka 2
Nếu giả sử Ka1.C1, Ka2C2 >> K H

2O

(8-1)

thì ta bỏ qua phương trình điện li của nước.

∆ Nếu: Ka1.C1 >> Ka2.C2 thì chấp nhận bỏ qua sự điện li của HA2, phương trình (8-1) sẽ được biến đổi là:
[H+] -

Ka1 .C1
=0
[ H  ]  Ka1

Như vậy bài tốn quy về tính pH của dung dịch axit yếu đơn nấc HA1.
∆ Nếu: Ka1.C1 ≈ Ka2.C2
Áp dụng bảo toàn proton ta được: [H+] = [A1-] + [A2-]  [H+] =
Rút ra được: [H+] =

Ka1 .[ HA1 ]
Ka 2 .[ HA2 ]
+


[H ]
[H  ]

(8-2)

Ka1 .[ HA1 ]  Ka 2 .[ HA2 ]

Lần 1: với [HA1] = C1, [HA2] = C2 → [H+] =

Ka1 .C1  Ka 2 .C 2

(8-3)

Lần 2: Từ giá trị [H+] vừa có ta tính lại [HA1] và [HA2]
[HA1] = C1.

[H  ]
[H  ]
và
[HA
]
=
C
.
2
2
[ H  ]  Ka1
[ H  ]  Ka 2

Thay các giá trị này vào (8-2) ta tìm được giá trị [H+].

Đến đây so sánh với giá trị tính được ở lần 1 nếu có sự khác nhau khơng q lớn thì chấp nhận giá trị [H +]
vừa tính được và suy ra pH. Nếu còn sự khác nhau lớn thì tiếp tục tính lặp lại đến khi sự khác biệt giữa giá
trị thứ n và (n-1) là không nhiều thì ta lấy giá trị ở lần thứ n làm giá trị cuối cùng.
c. Áp dụng
Câu 8.1: Tính pH của dung dịch chứa CH 3COOH 0,010M và NH4Cl 0,100M. Cho biết Kb (NH3) = 10-4,76
và Ka (CH3COOH) = 10-4,76.
Giải:
Dung dịch trên chứa hai axit yếu là: CH3COOH 0,010M và NH4+ 0,100M
Xét các quá trình trong dung dịch:

 H+ + CH3COO(1) CH3COOH 


Ka1 = 10-4,76
9



 H+ + NH3
(2) NH4+ 


Ka2 = 10-9,24


 H+ OH(3) H2O 


K H 2O = 10-14

Vì Ka1.C1 >> Ka2C2 >> K H 2O nên pH dung dịch do CH3COOH quyết định. Áp dụng phương trình (2-5) ta
có:
[H+]2 + 10-4,76[H+] – 10-6,76 = 0
→ [H+] = 4,080.10-4 M. Vậy pH = 3,39
Câu 8.2: Tính pH của dung dịch chứa axit CH3COOH, C1 = 0,010M và axit C2H5COOH, C2 = 0,050M.
Cho biết Ka1(CH3COOH) = 10-4,76 và Ka2(C2H5COOH) = 10-4,89.
Giải:
Do Ka1.C1 >> K H

2O

và Ka2.C2 >> K H

2O

nên bỏ qua sự điện li của nước.

Mặt khác, Ka1.C1 ≈ Ka2.C2. Áp dụng biểu thức (8-2) ta có:
[H+]1 =

Ka1 .C1  Ka 2 .C 2 = 9,040.10-4 (M)

pH1 = 3,040
Lặp lại:

[CH3COOH] = 0,01.

10  3, 04
= 9,810.10-4 (M)
10  3, 04  10  4, 76

[C2H5COOH] = 0,05.

10  3,04
= 4,93.10-2 (M)
10  3, 04  10  4,89

Thay các giá trị này vào công thức (8-3) ta có:
[H+]2 =

10  4 , 76.9,810.10  4  10  4,89.4,93.10  2

= 8,980.10-4

So sánh với giá trị [H+]1 nhận thấy có sự khác nhau khơng nhiều nên ta chấp nhận gần đúng [H+] ≈ [H+]2
Suy ra pH = 3,050
9. Tính pH của dung dịch muối axit (của axit yếu)
a. Bài toán: Cho dung dịch muối NaHX nồng độ C (mol/lít). Tính pH khi biết axit yếu H 2X có hằng số
axit các nấc lần lượt là Ka1 và Ka2.
b. Phương pháp giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:
(1) NaHX  Na+ + HX
 H+ + X2(2) HX- 

-


 H2X + OH(3) HX + H2O 


Ka2
10  14
Kb =
Ka1

Bằng các định luật cơ sở ta thiết lập được: [H+] =
Nếu: Ka1 << C hay Ka1-1.C >> 1 và Ka2.C >> K H
[H+]=

Ka1 .Ka 2 → pH =

2O

K H 2O  Ka 2 .C
1  Ka1 1 .C

(9-1)

thì:

pKa1  pKa 2
2

(9-2)

c. Áp dụng:
Câu 9.1: Tính pH của dung dịch NaHS nồng độ 1,00.10 -2 M. Cho biết axit sunfuhiđric có hằng số axit lần
lượt là: Ka1 = 10-7,02 và Ka2 = 10-12,9.
Giải:
Kiểm tra điều kiện gần đúng:

Ka2.C = 10-14,9 ≈ K H

2O

. Do đó khơng thể áp dụng công thức (9-2)
10


Theo đó, ta sử dụng cơng thức (9-1) để tìm [H+], vì Ka1 = 10-7,02 << C = 10-2
Nên: [H+] =

K H 2O  Ka 2 .C
Ka1 1 .C

10  14  10  14,9
= 3,28.10-10 M
2
7 , 02
10 .10

=

pH = 9,48
Chú ý: Nếu áp dụng công thức (9-2): pH = 9,96 (giá trị này có sự sai lệch tương đối lớn)
Câu 9.2: Tính pH của dung dịch NaHCO3 0,020 M. Cho biết axit cacbonic là axit hai nấc với Ka1 = 10-6,35
và Ka2 = 10-10,33
Giải:
Kiểm tra điều kiện gần đúng:
Ka2.C = 2.10-12,33 > K H

2O

và Ka1 = 10-6,35 << C = 2.10-2

Áp dụng cơng thức (9-2) ta có: pH =

6,35  10,33
= 8,34
2

Chú ý: Nếu sử dụng công thức giống ở câu 9.2 (vì Ka1 << C) thì khi đó:
[H+] = 4,60.10-9 → pH = 8,3376 (giá trị này gần xấp xỉ với 8,34 tính theo cơng thức 9-2)
10. Tính pH của các dung dịch đệm liên hợp
 Dung dịch đệm liên hợp là dung dịch hỗn hợp gồm axit yếu và bazơ liên hợp của axit đó
Ví dụ: dung dịch gồm CH3COOH và CH3COONa hoặc dung dịch gồm NH4Cl và NH3…là các dung dịch
đệm liên hợp.
 Các dung dịch đệm liên hợp có thể thu được khi thực hiện phản ứng một axit yếu với một bazơ mạnh
(lượng bazơ thiếu) hoặc thực hiện phản ứng một bazơ yếu với một axit mạnh (lượng axit thiếu).
Ví dụ: Dung dịch đệm axetat (CH 3COOH và CH3COO-) có thể thu được khi cho CH 3COOH phản ứng với
NaOH/KOH thiếu.
 Các dung dịch đệm có giá trị pH thay đổi khơng đáng kể khi thêm axit mạnh hoặc bazơ mạnh vào,
chính nhờ điều này mà trong thực tế ngươi ta sử dụng các dung dịch đệm để làm môi trường cho các phản
ứng.
a. Bài tốn: Tính pH của một dung dịch đệm chứa axit yếu HX nồng độ Ca và bazơ yếu liên hợp X - nồng
độ Cb? Cho biết hằng số axit của HX là Ka.
b. Phương pháp giải:
Xét các quá trình trong dung dịch:
K H 2O = 10-14



 H+ OH(1) H2O 


 H+ + X(2) HX 


Ka


 HX + OH(3) X- + H2O 


Kb =

K H 2O
Ka

∆ Nếu Ka.Ca >> Kb.Cb và KaCa >> K H 2O , khi đó ta chú ý đến cân bằng (2) trong dung dịch
HX
[]






Ca
Ca - x
Khi đó: Ka =

H+
0
x

+

X-

Ka

Cb
Cb + x

(C b  x).x
(C a  x)

(10-1)

Giải phương trình bậc 2 (10-1) thu được x và tìm được pH
Trường hợp nếu x << Ca, x << Cb thì
11


x = Ka.

Ca
Cb

hay

pH = pKa + lg

Cb
Ca

(10-2)

∆ Nếu Kb.Cb >> Ka.Ca và Kb.Cb >> K H 2O , khi đó ta chú ý đến cân bằng (3) trong dung dịch
X-

[]

+



H2O 


HX

Cb
Cb - x

OH-

+

Ca
Ca + x

Khi đó: Kb =

Kb =

K H 2O
Ka

0
x

(C a  x).x
(Cb  x)

(10-3)

Giải phương trình bậc 2 (10-3) tìm được x và tính được pH = 14 + lg(x)
Trường hợp nếu x << Ca, x << Cb thì x = [OH-] = Kb.

Cb
Cb
→ pOH = pKb - lg
(10-4)
Ca
Ca

Thay các giá trị: pOH = 14 – pOH và pKb = 14 – pKa
vào biểu thức (10-4) ta có:

pH = pKa + lg

Cb
Ca

(trở lại biểu thức 10-2)

Như vậy: Bài tốn tính pH của một dung dịch đệm cần chú ý:
- Kiểm tra điều kiện [H+] hoặc [OH-] nếu các giá trị đó nhỏ hơn nhiều so với C a, Cb thì ta áp dụng
cơng thức gần đúng (10-2)
- Trường hợp nếu đều kiện gần đúng khơng thõa mãn thì cần giải các phương trình bậc hai (10-1)
hoặc (10-3)
c. Áp dụng:
Câu 10.1: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm CH 3COOH 0,10M và CH3COONa 0,080M. Cho pKa của
CH3COOH là 4,76.
Giải:
0,1

Giả sử [H+] << 0,08, ta có: [H+] = 10-4,76. 0,08 = 10-4,66 <<0,08
Như vậy giả sử ban đầu là hợp lý, khi đó pH = 4,66
Câu 10.2: Tính pH của dung dịch gồm NH4Cl 0,050M và NH3 0,070M. Cho biết pKb của NH3 là 4,76.
Giải:
0,07

Giải sử [OH-] << 0,05, ta có: [OH-] = 10-4,76. 0,05 = 10-4,610 << 0,05
0,05

Vậy pH = 9,24 + lg( 0,07 ) = 9,390
Câu 10.3: Cho dung dịch hỗn hợp gồm HCOOH 1,00.10-2M và HCOONa 1,00.10-3M. Tính pH của dung
dịch trên biết rằng Ka(HCOOH) = 10-3,75.
Giải:

+
-2,75
Kiểm tra điều kiện: [H ] = 10
M giá trị này không khác nhiều so với C a và Cb do đó khơng thể tính pH
gần đúng theo cơng thức (10-2)
Xét cân bằng: HCOOH
[]
Ta có:

Ca
Ca – x






HCOOCb
Cb + x

+

H+

Ka

0
x

(C b  x).x

(1,00.10  3  x ).x
 Ka , thay số ta có:
10  3, 75
2
Ca  x
(1,00.10  x)

12


Giải phương trình trên được giá trị của x = 8,69.10-4, suy ra pH = 3,06
Chú ý: Nếu áp dụng cơng thức gần đúng thì khi đó pH = 2,75 (có sự sai khác rất nhiều)
II. Mở rộng các bài tốn tính pH.
Các bài tốn tính pH trong các đề thi khơng đơn thuần chỉ là tính pH của một dung dịch cho sẵn chất
cụ thể, nồng độ xác định mà đi kèm đó là các giả thiết về bài tốn pha trộn các dung dịch. Như vậy ngồi
việc năm vững cách tính pH thì chúng ta cần chú ý đến giả thiết và nguyên tắc giải bài toán về pha trộn
dung dịch.
- Đầu tiên cần xác định xem trong q trình pha trộn đó có phản ứng hóa học xảy ra hay khơng.
- Nếu khơng có phản ứng thì đây thực chất là q trình pha lỗng dung dịch, như vậy ta chỉ việc tính lại
nồng độ các chất sau pha trộn và tính pH
- Nếu có phản ứng hóa học xảy ra thì cần:
+ Xác định phương trình phản ứng
+ Xem thử chất dư, chất hết để tìm ra thành phần dung dịch sau phản ứng
+ Xác định nồng độ mỗi cấu tử có trong dung dịch từ đó tính giá trị pH
Chú ý rằng: Q trình pha trộn ln có sự hao hụt về mặt thể tích, có nghĩa là thể tích thu được sau pha
trộn sẽ khác so với tổng hai thể tích ban đầu. Tuy nhiên, để bài tốn đơn giản hơn thì ta coi sự hao hụt đó
là rất bé và có thể bỏ qua được. Vì vậy ta chấp nhận rằng thể tích sau pha trộn bằng tổng thể tích ban đầu.
Ví dụ áp dụng:
Câu 1: Trộn lẫn V mL dung dịch NaOH 0,01 M với V mL dung dịch HCl 0,03M thu được 2V mL dung
dịch Y. Tính pH của dung dịch Y?

Giải:
Để đơn giản bài toán ta chọn V = 1000 mL hay 1 lít
Trộn dung dịch NaOH và HCl xảy ra phản ứng:
NaOH
+
HCl → NaCl + H2O
0,01 mol
0,03 mol
Phản ứng:
0,01
0,01
0,01
Sau:
0
0,02
0,01
Vậy dung dịch thu được sau phản ứng có 0,01 mol NaCl và 0,02 mol HCl. Trong đó HCl sẽ quyết định pH
của dung dịch.
Nồng độ của HCl là: CHCl = 0,02/2 = 0,01 M >> 10-7 do đó bỏ qua sự điện li của nước
Nên: pH = -lg0,01 = 2
Câu 2: Trộn lẫn 200 mL dung dịch HCl có pH = 2,00 với 300 mL dung dịch HNO 3 có pH = 3,00. Tính
pH của dung dịch thu được. Giả sử thể tích dung dịch thu được là 500 mL.
Giải:
Dung dịch HCl có pH = 2 → C oHCl = 0,01M
o

Dung dịch HNO3 có pH = 3 → C HNO3 = 0,001M
Thực tế quá trình trộn lẫn dung dịch HCl và HNO3 chỉ là sự pha loãng dung dịch. Nên sau khi trộn:
CHCl =

0,01.200
0,001.300
= 4.10-3 M và CHNO3 =
= 6.10-4 M
500
500

Vì nồng độ các axit khác nhau khơng nhiều và đều lớn hơn rất nhiều so với giá trị 10 -7 nên bỏ qua sự điện
li của H2O
[H+] = 4.10-3 + 6.10-4 = 4,6.10-3 M
pH = 2,34
13


Câu 3: Trộn 100 ml 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. Dung dịch X có pH là
A. 13,0.
B. 1,0.
C. 12,8.
D. 1,2.
(Trích đề thi tuyển sinh ĐH-CĐ năm 2009, Khối B)
Giải:
Đây cũng là một bài tốn tính pH dung dịch sau q trình pha trộn có xảy ra phản ứng. Tuy nhiên nếu sử
dụng phương trình phản ứng dạng phân tử thì cần viết 4 phương trình, như vậy bài tốn sẽ rất phức tạp. Do
đó cách tối ưu ở đây là sử dụng các phản ứng dạng ion thu gọn.
Khi trộn lẫn hai dung dịch trên các phản ứng xảy ra:
H+ + OH- → H2O
(1)
2+
2Ba + SO4 → BaSO4

(2)
Để tính pH của dung dịch sau phản ứng ta quan tâm đến phản ứng (1)
Tổng số mol H+ ban đầu là: n H = 2.n H 2 SO4 + nHCl = 0,02 mol


Tổng số mol OH- ban đầu là: n OH = 2.n Ba (OH ) 2 + nNaOH = 0,04 mol


Vì số mol OH- lớn hơn số mol H+ nên OH- dư: n OH (dư) = 0,04 – 0,02 = 0,02 mol


Nồng độ ion OH- sau phản ứng là: C OH = 0,02/0,2 = 0,1M (chấp nhận thể tích thu được là 200 mL)


Vậy pH = 14 + lg0,1 = 13
Câu 4: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn lẫn các dung dịch sau:
a. 10 mL dung dịch CH3COOH 0,10 M với 10 mL dung dịch HCl có pH = 4,00
b. 25 mL dung dịch CH3COOH có pH = 3,00 với 15 mL dung dịch KOH có pH = 11,00
c. 10 mL dung dịch CH3COOH có pH = 3,00 với 10 mL dung dịch axit fomic (HCOOH) có pH = 3,00.
Biết Ka của CH3COOH và HCOOH lần lượt là 10-4,76 và 10-3,75 (Khi tính lấy tới chữ số thứ 2 sau dấu phẩy ở
kết quả cuối cùng).
(Trích đề thi HSG lớp 11 năm học 2012-2013, Sở GD và ĐT Hà Tĩnh)
Giải:
a. Dung dịch HCl có pH = 4,0  [H+] = [HCl] = 10-4 M
Quá trình trộn lẫn khơng xảy ra phản ứng, ta tính lại nồng độ các axit sau pha trộn:
CHCl =

0,0001.10
0,10.10
= 5.10-5 M và C CH 3COOH =

= 0,05 M
20
20

Trong dung dịch :

HCl
-5
5.10 M
CH3COOH

[]
Ta có:

H+ +
Cl5.10-5 M





x
0,05 – x
(5.10  5  x).x
(0,05  x)

CH3COO- +
x
x

H+

Ka

5.10-5
5.10-5 + x
5.10-5 + x

= 10-4,76

Giải phương trình tìm được: x = 8,991.10-4 M
Khi đó: pH = -lg[H+] = - lg(5.10-5 + 8,991.10-4) = 3,02

14


b. Dung dịch CH3COOH có pH = 3,00 ta tìm được giá trị nồng độ của CH 3COOH = 0,0585M (bài tốn
ngược của việc tính pH dung dịch axit CH3COOH khi biết nồng độ)
10 14
10 3 M
 11
10
-3
Số mol CH3COOH = 0,025.0,0585 = 1,4625.10 mol
Số mol KOH = 0,015.0,001 = 1,5.10-5 mol
PTHH: CH3COOH + KOH  CH3COOK + H2O
Như vậy dung dịch KOH thiếu, CH 3COOH dư. Dung dịch sau phản ứng chứa CH 3COOK và CH3COOH
(dung dịch đệm)
Sau phản ứng:
Số mol CH3COOH (dư) = 1,4625.10-3 - 1,5.10-5 = 1,4475.10-3 (mol)

Số mol CH3COOK = 1,5.10-5 (mol)
Dung dịch KOH có pH = 11,0  [OH-] = [KOH] =

Tính lại nồng độ: C CH

3 COOH

=

1,5.10  5
1,4475.10 3
=0,0362 M và C CH 3COOK =
3,75.10-4 M
0,04
0,04

Do Ka.Ca >> Kb.Cb và Ka.Ca >> K H 2O nên bỏ qua sự điện li của H2O và CH3COOXét cân bằng: CH3COOH

CH3COO-

+

3,75.10-4
3,75.10-4 + x
3,75.10-4 + x

0,0362
x
0,0362 – x

[]
Ta có:






H+
x
x

(3,75.10 -4  x).x
= 10-4,76
(0,0362  x)

Giải ra ta được: x = 6,209.10-4 M. Do đó pH = 3,21
c. Từ giá trị pH ta tính ngược lại nồng độ các axit
Dung dịch CH3COOH có pH = 3,0 ứng với nồng độ axit axetic là 0,0585 M
Dung dịch HCOOH có pH = 3,0 ứng với nồng độ axit fomic là 6,62.10-3 M
Sau khi trộn lẫn:
0, 0585.10
0, 02925M
20
6, 62.10 3.10

3,31.10  3 M
20

CCH3COOH 

CHCOOH

Như vậy bài toán của chúng ta trở về dạng tính pH của dung dịch chứa hai axit yếu đơn chức (Dạng 8)
- Kiểm tra điều kiện nhận thấy: K a (CH3COOH). CCH3COOH ≈ Ka (HCOOH). CHCOOH > K H 2O . Bỏ qua sự
điện li của H2O
Lần 1: [H+]1 =

10  4, 76.0,02925  10  3, 75.3,31.10  3

= 1,047.10-3 M

Giá trị pH1 = 2,98
Lần 2: [CH3COOH] = 0,02925.
[HCOOH] = 3,31.10-3.
[H+]2 =

10  2 ,98
= 0,0288 M
10  2,98  10  4, 76

10  2 ,98
= 2,83.10-3 M
 2 , 98
 3, 75
10
 10

10  4 , 76.0,0288  10  3, 75.2,83.10  3

= 1,002.10-3 M

Giá trị [H+]2 thu được khác biệt với giá trị [H+]1 không nhiều nên chấp nhận: pH = -lg1,002.10-3 = 3,00
III. Bài tập đề nghị
15


Câu 1: Dung dịch X có chứa: 0,07 mol Na+; 0,02 mol SO42- và x mol OH- . Dung dịch Y có chứa ClO4-,
NO3- và y mol H+; tổng số mol ClO4- và NO3- là 0,04. Trộn X và Y được 100 ml dung dịch Z. Dung dịch
Z có pH (bỏ qua sự điện li của H2O) là?
(Đáp số: pH = 1)
Câu 2: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn lẫn 15,00 mL dung dịch HCl có pH = 3,00 với 25,00 mL
dung dịch NaOH có pH = 10,00?
(Đáp số: pH = 3,51)
Câu 3: Tính pH của dung dịch NaOH 0,025 M?
(Đáp số: pH = 12,40)
Câu 4: Tính pH dung dịch thu được khi nhỏ 1 giọt dung dịch NaOH 0,0010 M vào 100 mL dung dịch
NaCl 0,10 M. Cho biết 1 giọt dung dịch NaOH có thể tích là 0,03 mL?
(Đáp số: pH = 7,52)
Câu 5: Trộn lẫn 1,00 mL dung dịch HCl nồng độ C (mol/lít) với 999 mL dung dịch NaNO3 thu được 1 lít
dung dịch có pH = 6,70. Tính C?
(Đáp số: C = 1,49.10-4 M)
Câu 6: Tính pH của dung dịch thu được khi trộn lẫn 20,00 mL dung dịch NH 3 1,5.10-3M với 40,00 mL
dung dịch HCl 7,5.10-4 M? Cho Ka (NH4+) = 10-9,24.
(Đáp số: pH = 6,26)
Câu 7: Tính pH của dung dịch HCN 1,00.10-4 M? cho Ka (HCN) = 10-9,35.
(Đáp số: pH = 6,63)
Câu 8: Tính pH của dung dịch NH3 0,0100 M. Cho Kb (NH3) = 10-4,76
(Đáp số: pH = 10,62)
Câu 9: Cho dung dịch axit axetic (CH3COOH) có pH = 2,90. Tính độ điện li của CH 3COOH? Biết rằng Ka
(CH3COOH) = 10-4,76.

(Đáp số: α = 1,36%))
Câu 10: Trộn lẫn 20,00 mL dung dịch CH3COONa 0,15M với 10,00 mL dung dịch HCl 0,30M. Tính pH
của dung dịch thu được?
(Đáp số: pH = 2,88)
Câu 11: Tính pH của dung dịch hỗn hợp gồm HCl 2,00.10 -4 M và NH4Cl 1,00.10-2 M? Cho biết rằng giá trị
Kb(NH3) = 10-4,76.
(Đáp số: pH = 3,70)
Câu 12: Hòa tan 0,5350 gam muối NH4Cl vào 400,0 mL dung dịch NaOH 2,51.10-2 M thu được 400 mL
dung dịch X. Tính pH của dung dịch X? cho Kb(NH3) = 10-4,76.
(Đáp số: pH = 10,85)
Câu 13: Một dung dịch chứa HBr nồng độ C (mol/lít) và HCOOH 5,00.10 -2 M có pH = 1,30. Tính giá trị
của C? biết Ka(HCOOH) = 10-3,75.
(Đáp số: C = 0,0499 M)
Câu 14: Tính pH của dung dịch chứa KOH 0,0040 M và natri propionat (CH3CH2COONa) 0,050 M. Cho
biết Ka (CH3CH2COOH) = 1,34.10-5.
(Đáp số: pH = 11,60)
Câu 15: Cation Fe3+ là một axit, trong dung dịch:

 Fe(OH)2+ + H+ Ka = 10-2,2
Fe3+ + H2O 

a. Tính pH của dung dịch FeCl3 nồng độ 10-3 M?
16


b. Ở nồng độ nào của FeCl3 thì bắt đầu có kết tủa Fe(OH) 3, tính pH của dung dịch lúc bắt đầu xuất hiện kết
tủa. Cho TFe(OH)3 = 10-38.
“Trích đề thi olympic 30/4 lớp 11 năm 2012 tại trường chuyên Lê Quý Đôn, Bà Rịa-Vũng Tàu”
(Đán số: a. pH = 3,06; b. pH bắt đầu có kết tủa = 1,8 với C = 0,05566 M)
Câu 16: Cho Ka (HCN) = 10-9,35

a. Tính pH của dung dịch chứa NaCN 10-3 M và HCN 10-3 M?
b. Khi thêm 0,03 mL dung dịch NaOH 2.10-3 M vào 300 mL dung dịch NaCN 10-3 M (chấp nhận thể tích
dung dịch thu được là 300 mL). Tính pH của dung dịch thu được?
“Trích đề thi olympic 30/4 lớp 10 năm 2012 tại trường chuyên Lê Quý Đôn, Bà Rịa-Vũng Tàu”
(Đáp số: a. pH = 9,35; b. pH = 10,14)
Câu 17: a. Tính pH của dung dịch HNO2 0,1M?
b. Thêm 100 mL dung dịch NH 3 0,2M vào 100 mL dung dịch HNO 2 0,2M thu được dung dịch Y. Tính pH
của dung dịch Y?
“Trích đề thi olympic 30/4 lớp 10 năm 2009 tại trường chuyên Lê Hồng Phong, Tp Hồ Chí Minh”
(Đáp số: a. pH = 2,16; b. pH = 6,265)
Câu 18: Tính giá trị pH của dung dịch H2SO4 0,1M. Cho biết axit H2SO4 có nấc 1 điện li hồn tồn, nấc 2
có Ka = 10-1,99.
(Đáp số: pH = 0,964)
Câu 19: a. Tính pH của dung dịch HCl nồng độ 0,5.10-7 M?
b. Trộn lẫn 200 mL dung dịch axit fomic (HCOOH) 0,1M với 200 mL dung dịch KOH 0,05M thu được
dung dịch X. Tính pH của dung dịch X? Cho biết pH của thay đổi như thế nào khi thêm vào X một lượng
HCl là 10-3 mol? Cho Ka (HCOOH) = 10-3,75.
(Đáp số: a. pH = 6,90; b. pH = 3,75; thêm HCl vào pH = 3,66)
Câu 20: Muối sắt (III) bị thủy phân trong dung dịch theo phương trình:

 Fe(OH)2+ + H+ Ka = 4,0.10-3
Fe3+ + H2O 

a. Tính pH của dung dịch FeCl3 0,05M?
b. Tính pH mà dung dịch phải có để 95%) muối sắt (III) khơng bị thủy phân?
“Trích đề thi HSG lớp 12năm học 2008-2009, Sở GD và ĐT Hà Tĩnh”
(Đáp số: a. pH = 1,91; b. pH = 1,12)

PHẦN III: KẾT LUẬN
Việc củng cố, nâng cao kiến thức và rèn luyện kỹ năng cho học sinh là việc cần thực hiện

thường xun trong q trình dạy học hố học. Trong quá trình dạy học việc sử dụng các bài tập
hố học nhằm mục đích này có ý nghĩa quan trọng. Đây là công cụ giúp giáo viên đánh giá chính
xác mức độ nhận thức của mỗi học sinh. Để làm được điều này giáo viên cần có chuẩn bị, định
hình một số dạng câu hỏi bài tập cụ thể.
Trong giới hạn của đề tài này đã trình bày một số dạng bài tập về tính tốn giá trị pH của một số
loại dung dịch thường gặp cùng các bài tập liên hệ, vận dụng nhằm mục đích củng cố và nâng cao
kiến thức cho đối tượng học sinh khá giỏi.
17


Mặc dù đã rất cố gắng nhưng trong quá trình thực hiện đề tài này sẽ không tránh khỏi những
thiếu sót. Rất mong nhận được sự đóng góp ý kiến của các quý vị đồng nghiệp để đề tài được hoàn
thiện hơn.

Hà Tĩnh, ngày 20 tháng 09 năm 2013
Người thực hiện

Trần Bá Phúc

18


TÀI LIỆU THAM KHẢO
[1]. Nguyễn Tinh Dung; Hóa học phân tích: Cân bằng ion trong dung dịch. Nhà xuất bản Đại học Sư
Phạm, năm 2007.
[2]. Nguyễn Tinh Dung, Đào Thị Phương Diệp; Hóa học phân tích: Câu hỏi và bài tập cân bằng ion
trong dung dịch. Nhà xuất bản Đại học sư phạm, năm 2008.
[3]. Cao Cự Giác; Tuyển tập các bài giảng hóa học vơ cơ. Nhà xuất bản Đại học sư phạm, năm 2005.
[4]. Vũ Đăng Độ; Cơ sở lý thuyết các q trình hóa học. Nhà xuất bản giáo dục, năm 2002.
[5]. Tuyển tập đề thi olympic 30 tháng 4, lần thứ XVIII - năm 2012. Nhà xuất bản Đại học sư phạm, năm

2012.
[6]. Ngô Ngọc An; Hóa học cơ bản và nâng cao 11. Nhà xuất bản Đại học sư phạm, năm 2011.
[7]. Đào Hữu Vinh; Cơ sở lý thuyết nâng cao và bài tập chọn lọc hóa học 11. Nhà xuất bản Hà Nội, năm
2011.
[8]. Tổng tập đề thi olympic 30 tháng 4 mơn hóa học 10. Nhà xuất bản Đại học sư phạm, năm 2012.

19