BÀI GIẢNG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY

Chương 9. Dung dịch điện ly

CHƯƠNG 9. DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY
9.1. Chất điện ly – Định luật Ostwald
9.1.1.Sự điện ly
- Tính bất thường của dung dịch các acid, base, muối
Khi nghiên cứu tính chất của acid, base, muối, người ta thấy chúng có đặc điểm
khác với dung dịch các chất tan tồn tại dưới dạng phân tư (đường, rượu…)
Ở cùng điều kiện nồng độ và nhiệt độ, dung dịch acid, base và muối có áp suất
hơi bão hoà nhỏ hơn và do đó có độ hạ điển đông đặc và độ tăng điểm sôi, độ tăng áp
suất thẩm thấu lớn hơn. Để áp dụng được các định luật Raoult và định luật áp suất
thẩm thấu cho dung dịch của những chất trên, nhà khoa học Van’t Hoff phải đưa thêm
hệ số điều chỉnh i (gọi là thừa số Van’t Hoff) với i > 1.
Thừa số Van’t Hoff được xác định bằng thực nghiệm. Với dung dịch các chất
khác nhau, thừa số i có giá trị khác nhau; tuy nhiên trong mọi trường hợp khi dung
dịch càng loãng thì giá trị của i càng gần với các số nguyên dương.
Dung dịch acid, base, muối có tính dẫn điện.
-Sự điện ly
Hiện tượng phân tử của nhiều chất tan trong nước bị phân ly thành ion gọi là sự
điện ly.
Ví dụ: Nước nguyên chất, rắn NaCl không dẫn điện , nhưng dung dịch nước
muối NaCl lại dẫn điện. Vậy sự điện ly trong nước là sự phân ly của các phân tử chất
tan thành ion dưới tác dụng của các phân tử nước.
Một cách tổng quát có thể nói : “Sự điện ly là sự phân ly của chất tan thành ion
dưới tác dụng của các phân tử của dung môi có cực”.
9.1.2. Chất điện ly
Chất điện ly là chất khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân ly nhiều
hay ít thành các ion.
Nguyên nhân của sự phân ly phân tử thành ion trong nước là do tương tác giữa
chất điện ly và các phân tử có cực của nước để tạo thành các ion hydrat hóa.
Ví dụ: NaCl + aq  Na

+
.aq + Cl
-
.aq (trong đó aq: lượng nước không xác định)
Để đơn giản cách viết trong nhiều trường hợp có thể bỏ qua các phân tử nước
trong phương trình phân ly.
Ví dụ: NaCl  Na
+
+ Cl
-
9.1.2.1. Độ điện ly
Trong nhiều trường hợp, không phải tất cả các chất tan có trong dung dịch đều
điện ly. Để đặc trưng cho mức độ điện ly của các phân tử chất tan, người ta đưa ra khái
niệm độ điện ly, ký hiệu là .
Định luật Ostwald:
“Độ điện ly (
α
) của một chất điện ly yếu là tỉ số giữa số phân tử chất tan bị ion
hóa trên tổng số phân tử chất tan có trong dung dịch”.
-116-
pl
c
N
N
α
=
Chương 9. Dung dịch điện ly

(9.1)
trong đó : - N

pl
là số phân tử chất tan bị phân ly thành ion
- N
c
là số phân tử chất hòa tan có trong dung dịch.
Ví dụ: Trong dung dịch CH
3
COOH 0,1M , cứ 100 mol hòa tan có 1,32 mol
phân ly thành ion , thì độ điện ly của nó 1,32%.
Giới hạn của độ điện ly :
1o
α
< ≤
( chất điện ly mạnh có  = 1, chất điện ly
yếu có  < 1).
Theo định nghĩa của độ điện ly có thể suy ra rằng độ điện ly của các hợp chất
ion phải bằng một (=1) vì ngay trong trạng thái rắn các nguyên tử tạo thành hợp chất
loại này nằm dưới dạng ion (ví dụ ion NaCl rắn tạo bởi sự sắp xếp có quy luật xác định
của các ion Na
+
và Cl
-
), tuy nhiên các kết quả thực nghiệm cho thấy  của các chất này
luôn nhỏ hơn 1 và có giá trị nằm trong khoảng 1 >  > 0,3.
• Chất điện ly mạnh là chất khi tan trong nước tất cả các phân tử hòa tan phân ly
thành các ion Các acid mạnh, base mạnh và hầu hết các muối là các chất điện ly mạnh.
Để chỉ sự điện ly mạnh, trong phương trình phân ly người ta ghi mũi tên một
chiều giữa phân tử hòa tan và các ion đựơc tạo thành.
Ví dụ: NaCl là chất điện ly mạnh.
NaCl → Na

+
+ Cl
-
• Chất điện ly yếu là chất khi tan trong nước chỉ một phần các phân tử hòa tan
phân ly thành ion.
Các acid yếu , base yếu và một số muối là các chất điện ly yếu.
Trong dung dịch chất điện ly yếu, các phân tử không phân ly nằm cân bằng
động với các ion tạo thành chúng. Để biểu thị cân bằng này trong phương trình phân ly
người ta dùng hai mũi tên trái chiều nhau giữa phân tử hòa tan và các ion được tạo
thành.
Quá trình phân ly chất điện ly yếu là thuận nghịch, nên nó tuân theo mọi định
luật về cân bằng hóa học. Trạng thái cân bằng giữa các phân tử và ion được gọi là cân
bằng ion.
Ví dụ: CH
3
COOH là chất điện ly yếu
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
(dạng a)
hay CH
3
COOH + H
2
O  CH

3
COO
-
+ H
3
O
+
( dạng b)
Với chất điện ly yếu CH
3
COOH trong dung dịch ta có một hỗn hợp gồm
CH
3
COO
-
, H
+
( hay H
3
O
+
) và phân tử CH
3
COOH chưa bị điện ly.
Sự phân loại thành các chất điện ly mạnh và yếu chỉ là tương đối, vì độ điện ly
của một chất điện ly còn phụ thuộc vào nồng độ. Chất điện ly yếu có thể phân ly gần
như hoàn toàn ở nồng độ rất loãng.
9.1.2.2. Độ điện ly biểu kiến
Đối với chất điện ly mạnh =1, nhưng bằng thực nghiệm người ta luôn xác định
được giá trị  < 1, chỉ khi dung dịch rất loãng mới đo được  = 1. Hiên tượng này

được giải thích như sau. Trong dung dịch loãng, khoảng cách giữa các ion lớn. Nên sự
tương tác tĩnh điện giữa các ion là không đáng kể. Nhưng trong dung dịch không đủ
loãng, các ion ở gần nhau gây nên lực hút và lực đẩy giữa các ion. Mỗi ion được bao
quanh bằng những ion trái dấu tạo thành “khí quyển ion”. “Khí quyển ion” ngăn trở sự
-117-
Chương 9. Dung dịch điện ly

chuyển động tự do của các ion, ảnh hưởng đến tính chất của dung dịch theo chiều
giống như sự kết hợp một phần các ion thành các phân tử, nghĩa là theo chiều “giảm”
độ điện ly. Do đó giá trị độ điện ly đo được nhỏ hơn một và được gọi là độ điện ly
biểu kiến , nghĩa là không phải độ điện ly thực của chất điện ly, nhưng nó phản ánh
được tính chất của dung dịch chứa nó.
9.1.2.3. Xác định độ điện ly
Do hiện tượng điện ly, một phân tử phân ly thành hai hoặc nhiều hơn hai ion
làm số tiểu phân trong dung dịch tăng lên, nên để áp dụng các định luật Raoult 1,
Raoult 2 và Van ‘ t Hoff cho các dung dịch lỏng loãng, điện ly, Van’t Hoff đề nghị cần
bổ sung vào các biểu thức ở chương 8 (8.11), (8.12), (8.13) và (8.16) một thừa số ký
hiệu là i cho biết giá trị thực nghiệm lớn hơn bao nhiêu lần so với tính theo các công
thức cho các dung dịch không điện ly:
(9.2)
Trong đó: - P
1
’, ∆t’
s
, ∆t’
đ,
π
’ là các đại lượng đo thực tế
- P
1

, ∆t
s
, ∆t
đ,
π
là các đại lượng tính lý thuyết dựa trên các biểu thức
(8.11), (8.12), (8.13) và (8.16)
- i là một thừa số gọi là hệ số đẳng trương (hay hệ số Van’t Hoff) được
xác định bằng thực nghiệm.
Từ các công thức trong (9.2) rút ra hệ số đẳng trương (Van’t Hoff) của một
dung dịch được tìm qua thực nghiệm thông qua đo một trong bốn đại lượng P
1
’, ∆t’
s
,
∆t’
đ,
π
’ và áp dụng vào các biểu thức sau:
(9.3)
Nguyên nhân của các tính chất bất thường của dung dịch chất điện ly là do các
phân tử chất điện ly phân ly thành các ion làm số phân tử (số ion được tạo thành và số
phân tử không phân ly) tăng lên. Chính độ giảm áp suất hơi trên mặt dung dịch, độ
tăng nhiệt độ sôi, độ giảm nhiệt độ đông đặc và áp suất thẩm thấu của dung dịch phụ
thuộc vào nồng độ của các phân tử này, nên chúng đều tăng lên. Từ đó có thể tính i
như sau:
i = Số phân tử trong dung dịch / số phân tử hòa tan (9.4)
Ví dụ: Độ điện ly biểu kiến của KCl trong dung dich chứa 0,2 mol KCl trong
1000g nước là 0,82. Tính hệ số Van’t Hoff i và nhiệt độ bắt đầu đông đặc của dung
dịch, biết K

đ
của nước là 1,86.
Giải:
Số mol KCl “phân ly” thành ion: 0,2 . 0,82 = 0,164 mol
Số phân tử KCl được coi là không phân ly: 0,2 - 0,164 = 0,036 mol
-118-
P’
1
= i .P
1
= i P
o
N
1
∆t’
s
= i . ∆t
s
= i K
s
. C
m
∆t’
đ
= i . ∆t
đ
= i K
đ
. C
m

π
’= i.
π
= C
M
.RT
' '
'
1
1
'
s d
s d
t tP
i
P t t
π
π
∆ ∆
= = = =
∆ ∆
Chương 9. Dung dịch điện ly

Tổng số mol ion K
+
và Cl
-
“tạo thành” trong dung dịch (một mol KCl phân ly
thành một mol K
+

và một mol Cl
-
): 0,164 . 2 = 0,328
Từ đo i =
0,328 0,036
1,82
0,2
+
=
∆t’
đ
= i. ∆t
đ
= i.K
đ
.C
m
= 1,82 . 1,86 . 02 = 0,677
o
C
∆t’
đ
= t
o

đ
dung môi - t
o
đ
dung dịch = 0,677

o
C
Vậy nhiệt độ bắt đầu đông đặc của dung dịch:
t
o
đ
dung dịch = t
o

đ
dung môi - ∆t’
đ
= 0
0
C - 0,677
o
C = - 0,677
o
C
9.1.2.4. Công thức tính độ điện ly
Độ điện ly được tính theo công thức:
(9.5)
Trong đó m là số ion được tạo ra từ một phân tử khi phân tử này điện ly. Ví
dụ NaCl có m = 2, MgCl
2
có m = 3.
Ví dụ: Xác định độ điện ly của dung dịch chứa 2g acid floric (HF) trong 1000 g
nước, biết dung dịch động đặc ở nhiệt độ –0,203
o
C. (Cho hằng số nghiệm đông của

nước K
đ
= 1,86).
Giải:
Trước hết cần tính hệ số Van’t Hoff
'
d
d
t
i
t
∆
=
∆
Ta có t’
đ
= t
o

đ
dung môi nguyên chất - t
o
đ
dung dịch = 0 -(-0.203) = 0,203
o
C
t
đ
= K
đ

. C
m
theo (8.11) , ta cần tính nồng độ molan C
m
theo (8.2)
C
m
=
bM
a
.
.1000
=
1000.2
0,1
20.1000
=
Suy ra t
đ
= K
đ
. C
m
= 1,86 . 0,1 = 0,186
Thay các số liệu t
đ
, t’
đ
vào hệ số Van’t Hoff i:
'

d
d
t
i
t
∆
=
∆
=
0,203
1,09
0,186
=
Đưa i vào công thức (8.4):
1
1
i
m
α
−
=
−
=
1,09 1
0,09
2 1
−
=
−
9.1.2.4. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly

Độ điện ly của chất tan phụ thuộc vào bản chất dung môi , bản chất chất tan,
nhiệt độ và nồng độ của chất tan.
Trong đa số trường hợp độ điện ly tăng khi nhiệt độ của dung dịch tăng lên.
Dung môi càng có cực thì chất tan điện ly càng mạnh.
9.2. Thuyết acid-base
-119-
1
1
i
m
α
−
=
−
Chương 9. Dung dịch điện ly

Hiện tại tồn tại một số thuyết acid-base. Trong phần này ta chỉ xét thuyết
Arrhénius và Bronsted-Lowry.
9.2.1. Thuyết acid-base của Arrhénius
Acid là hợp chất chứa hydro, khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân
ly ra các ion hydro H
+
.
Ví dụ: CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H

+
Base là hợp chất chứa nhóm OH, khi hòa tan trong nước các phân tử của nó
phân ly ra các ion OH
-
.
Ví dụ: NaOH  Na
+
+ OH
-
Thuyết acid-base của Arrhénius giải thích được tính chất acid và base của
nhiều chất trong dung môi nước. Tuy nhiên nó không áp dụng được cho các chất trong
dung môi không nước. Hơn nữa nhiều chất mà phân tử của chúng không chứa nhóm
OH, nhưng vẫn thể hiện tính chất base trong nước, như NH
3
, các amin, thì thuyết
Arrhénius không giải thích được.
9.2.2. Thuyết acid-base của Bronsted-Lowry
Acid là tiểu phân (phân tử hay ion) có khả năng cho proton H
+
, base là tiểu
phân (phân tử hay ion) có khả năng nhận proton H
+
.
Ví dụ: CH
3
COOH + H
2
O  CH
3
COO

-
+ H
3
O
+
Acid 1 Base 1 Base 2 Acid 2
Trong phản ứng trên CH
3
COOH nhường H
+
cho H
2
O nên CH
3
COOH là acid,
còn H
2
O nhận H
+
nên H
2
O là base. Theo phản ứng nghịch thì CH
3
COO
-
nhận H
+
của
H
3

O
+
nên CH
3
COO
-
là base, còn H
3
O
+
nhường H
+
cho CH
3
COO
-
, nên H
3
O
+
là acid.
Vậy một acid (ví dụ CH
3
COOH) khi nhường H
+
đi thì phần còn lại của nó (ion
CH
3
COO
-

) trở thành một base, còn một base (vídụ, H
2
O) khi nhận H
+
, nó trở thành
một acid (ion H
3
O
+
). Từ đó xuất hiện cặp acid-base liên hợp. Ví dụ, trong phản ứng
trên ta có hai cặp acid-base liên hợp là: CH
3
COOH/ CH
3
COO
-
và H
3
O
+
/ H
2
O.
Một số ví dụ khác:
NH
3
+ HOH  NH
4
+
+ OH

-
Base 1 Acid 2 Acid 1 Base 2
Hai cặp acid-base liên hợp là :NH
4
+
/NH
3
và H
2
O/OH
-
.
CH
3
COOH + NH
3
 CH
3
COO
-
+ NH
4
+

Acid 1 Base 2 Base 1 Acid 2
Các cặp acid-base liên hợp là: CH
3
COOH/ CH
3
COO

-
và NH
4
+
/NH
3
.
CH
3
COO
-
+ HOH  CH
3
COOH + OH
-
Base 1 Acid 2 Acid 1 Base 2
Cặp acid – base liên hợp : CH
3
COOH/ CH
3
COO
-
và H
2
O/OH
-
.
NH
4
+

+ H
2
O  NH
3
+ H
3
O
+
Acid 1 Base 2 Base 1 Acid 2
Cặp acid – base liên hợp : NH
4
+
/NH
3
và H
3
O
+
/H
2
O.
Phản ứng cho nhận proton được gọi là các phản ứng acid – base. Các phản ứng
giữa acid và base, giữa dung dịch acid và base không tan hoặc oxyt base không tan đều
thuộc loại phản ứng acid-base.
9.3. Hằng số điện ly (hằng số ion hóa)
-120-
Chương 9. Dung dịch điện ly

Các chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn trong dung dịch, còn các chất điện ly
trung bình và yếu chỉ phân ly một phần, nghĩa là trong dung dịch của chất điện ly

trung bình và yếu có một cân bằng:
A
m
B
n
 mA
n+
+ nB
m-
(9.6)
Theo định luật Guldberg – Waage, chúng ta có thể viết biểu thức cân bằng cho
hệ cân bằng điện ly thuận nghịch :
(9.7)

Trong đó: - K
dl
là hằng số điện ly;
- [A
n+
], [ B
m-
] là nồng độ ion gam của các ion A
n+
và B
m-
( ion.g/lit);
- [A
m
B
n

] là nồng độ mol của các phân tử A
m
B
n
không phân ly (mol/lit).
Hằng số điện ly của chất tan phụ thuộc vào bản chất dung môi, bản chất chất
tan và nhiệt độ. Khác với độ điện ly, hằng số điện ly không phụ thuộc vào nồng độ.
Trong đa số trường hợp khi nhiệt độ tăng thì hằng số điện ly tăng .
Dung môi càng có cực thì hằng số điện ly càng lớn.
Ví dụ: Xét chất điện ly yếu CH
3
COOH, ta có cân bằng sau:
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
(dạng a)
hay CH
3
COOH + H
2
O  CH
3
COO
-
+ H

3
O
+
(dạng b)
Theo định luật tác dụng khối lượng, hằng số cân bằng của phản ứng điện ly
CH
3
COOH (dạng b) được viết như sau:
K’ =
[ ] [ ]
-
3 3
3 2
CH COO H O
CH COOH H O
+


   
   
Nếu dung môi là H
2
O, nồng độ của nước được xem như không đổi nên ta đặt
K = K’[H
2
O] =
[ ]
-
3 3
3

CH COO H O
CH COOH
+


   
   
Với cân bằng đơn giản (dạng a), hằng số cân bằng được viết:
K =
[ ]
-
3
3
CH COO H
CH COOH
+


   
   
Nhận xét khi K càng lớn, nồng độ cation và anion càng lớn, chất điện ly càng
mạnh.
9.4. Mối quan hệ giữa hằng số điện ly (k
đl
) và độ điện ly ( )
Xét chất điện ly yếu AB có nồng độ ban đầu là C, độ điện ly là α
AB  A
+
+ B
-

Ban đầu C 0 0
Điện ly Cα Cα Cα
Cân bằng C-Cα Cα Cα
Ta có độ điện ly α =
[ ]
o
A
AB
+

 
 
=
[ ]
o
B
AB
+

 
 
Ở trạng thái cân bằng, ta được:
[A
+
] = [B
-
] = C. α
[AB] = C - C.α = C(1- α)
-121-
[ ] [ ]

[ ]
n m m n
dl
m n
A B
K
A B
+ −
=
Chương 9. Dung dịch điện ly

Hằng số cân bằng:
K =
[ ]
A
+ −
Β
ΑΒ
   
   
=
. . .
(1 )
C C
C
α α
α
−
=
2

.
1
C
α
α
−
(9.8)
Với chất điện ly yếu, α rất nhỏ so với 1 nên có thể xem 1-α
≈
1, do đó hệ thức
K trở thành:
K = C.α
2
hay (9.9)
(9.9) cho thấy khi nồng độ C giảm, hệ số điện ly α tăng và chất điện ly yếu bị ion hóa
nhiều hơn.
Nếu nồng độ của các ion A
+
và B
-
trong dung dịch là như nhau, ta có:
[A
+
] = [B
-
] = α. C
M
=
. .
M M

M
K
C K C
C
=
(9.10)
Ví dụ: Tính nồng độ ion H
+
trong dung dịch Hypoclorơ HOCl 0,1M ( K
đl
= 5.10
-
8
).
Giải:
Độ điện ly α =
C
K
=
8
4
5.10
0,1
7.10
−
−
=
Nồng độ ion H
+
trong dung dịch Hypoclorơ :

Cách 1: dùng (9.9) [H
+
] = α. C
M
= 7.10
-4
. 0,1 = 7.10
-5
mol/lit.
Cách 2: dùng (9.10) [H
+
]=
.
M
K C
=
8 5
5.10 .0,1 7.10 /mol lit
− −
=
.
9.5. Sự phân ly của nước – pH của dung dịch
9.5.1. Sự phân ly của nước
Nước không nguyên chất dẫn điện mạnh là do sự hiện diện của các ion hòa tan
trong nước (Cl
-
, SO
−2
4
, Fe

3+
, Na
+
…). Tuy nhiên dù nước có thật nguyên chất vẫn dẫn
điện một phần dù rất yếu. Sự kiện này chứng tỏ nước tinh chất cũng chứa một số ion
do sự tự phân ly của nước.
H
2
O  H
+
+ OH
-
hay 2H
2
O  H
3
O
-
+ OH
-
Hằng số cân bằng
+ -
2
[H ].[OH ]
K =
[H O]
Vì [H
2
O] =
18

1000
= 55 được xem như không đổi nên ta có thể viết:
K
w
= K[H
2
O] = [H
+
].[OH
-
]
Tích số K
w
= [H
+
][OH
-
] là một hằng số ở một nhiệt độ xác định, được gọi là tích
số ion của nước.
K
w
là một hằng số chỉ phụ thuộc nhiệt độ . Ví dụ ở các nhiệt độ khác nhau, K
w
có các giá trị như sau:
t
0
C K
w
-122-
K =

2
.
1
C
α
α
−
α =
C
K
Chương 9. Dung dịch điện ly

0 1,2 . 10
-15
25 10
-14
100 5,8 . 10
-13
Phần lớn các phản ứng hóa học được thực hiện ở 25
0
C nên ta chọn:
[H
+
].[OH
-
] = 10
-14
(9.11)
(9.11) áp dụng cho nước tính chất, dung dịch acid hay base ở 25
0

C.
9.5.2. pH của dung dịch
9.5.2.1. Khái niệm về pH
Với H
2
O nguyên chất ở 25
0
C ta có
[ ] [ ]
−7−+
10 = ΟΗ = H
Môi trường có tính acid khi
[ ]
−7+
10 >H
, môi trường có tính base khi
[ ]
−7−
10 >OH
. Vì những lũy thừa tương đối phức tạp nên để xác định tính acid, base
hay trung hòa của môi trường, ta dùng một đại lượng khác là pH.
(9.12)
* Với môi trường trung hòa:
pH = lg
[ ]
+
H
1
= lg
7

10
1
−
= 7
* Với môi trường acid:
[ ]
7
10H
−+
>
hay
[ ]
7−+
10
1
<
H
1

⇒ pH = lg
[ ]
<
+
H
1
lg
7
10
1
−

= 7 hay pH < 7
* Với môi trường base
[ ]
−7−
10 > OH
hay
[ ]
H
+
−7
< 10
⇒ pH = lg
[ ]
>
+
H
1
lg
7
10
1
−
= 7 hay pH > 7
Vậy nếu dùng pH để biểu thị đặc tính của môi trường thì ở 25
o
C :
pH= 7: môi trường trung tính
pH< 7: môi trường acid
pH > 7: môi trường kiềm.
Thang pH

9.5.2.2. Khái niệm pOH
Tương tự như pH, pOH có định nghĩa như sau:
(9.13)
-123-
pH = lg
[ ]
+
H
1
= -lg
[ ]
+
H

0 7 14
acid
⇓
trung hòa
base
pOH = lg
[ ]
−
OH
1
= -lg
[ ]
−
OH
Chương 9. Dung dịch điện ly

Do K
w
=
[ ] [ ]
−+
ΟΗ H
= 10
-14
nên hệ thức liên hệ:
-lg
[ ]
+
H
. - lg
[ ]
−
OH
= -lg10
-14
hay (9.14)
Người ta đo pH của dung dịch bằng một dụng cụ đặc biệt gọi là pH kế. Ngoài
ra còn dùng giấy pH – là giấy có tẩm hóa chất mà màu thay đổi theo trị số pH.
9.6. Cách tính pH của dung dịch acid hoặc base
Trong phần này ta chỉ tính pH của dung dịch acid một bậc, base một bậc mà
khi hòa tan trong nước chỉ tồn tại một cân bằng hóa học.
9.6.1. Acid mạnh hoặc base mạnh (tức là các acid, base ion hóa hoàn toàn trong dung
dịch)
Ví dụ: NaOH là một base mạnh
NaOH  Na
+

+ OH
-
Tính pH từ hệ thức
pH = lg
[ ]
+
H
1
= -lg
[ ]
+
H
hay pH = 14 + lg[OH
-
] (9.15)
9.6.2. Acid yếu hoặc base yếu
Là acid hoặc base chỉ ion hóa một phần trong dung dịch.
Ví dụ: - acid yếu:
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
- base yếu:
NH
4
OH  NH

+
4
+ OH
-
9.6.2.1. Acid yếu
Xét dung dịch CH
3
COOH nồng độ mol/l là C
a
.
Trong dung nước tồn tại cân bằng sau:
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
Nồng độ ban đầu: C
a
0 0
Nồng độ khi cân bằng: C
a
– x x x
(9.16)
Khi biết K
a
(hằng số cân bằng của acid) và C
a

(nồng độ ban đầu của acid yếu)
giải phương trình bậc hai theo x tìm ra x = [H
+
]. Giá trị x phải thoả mãn điều kiện 0 <
x < C
a.
.
Nếu x < 5%C
a
thì có thể coi C
a
– x  C
a
, khi đó dùng công thức (9.10) tính x :
.
a a
x K C=
-124-
pH + pOH = 14
.
a
a
x x
K
C x
=
−
Chương 9. Dung dịch điện ly

hay -lg[H

+
] =
1 1
lg
2 2
a a
pK C−
Vậy
(9.17)
Có thể tính gần đúng x theo công thức (9.10) bằng cách giả thiết
a
x C=
. Nếu
giá trị x thu được nhỏ hơn 5% C
a
thì giả thiết là chấp nhận được, nếu không phải tính
lại theo công thức (9.16).
9.6.2.2. Base yếu
Xét dung dịch base yếu NH
3
NH
4
OH  NH
+
4
+ OH
-
Nồng độ ban đầu: C
b
0 0

Nồng độ khi cân bằng: C
b
– x x x
(9.18)
Với x = [OH
-
] và phải thỏa mãn điều kiện : 0 < x < C
b
Tương tự như đối với acid yếu, khi x< 5% C
b
thì có thể coi :
.
b b
x K C=
hay (9.19)
Với pK
b
= lg
b
K
1
, C
b
: nồng độ ban đầu của base yếu.
9.7. Sự thủy phân của muối
9.7.1. Sự thủy phân của muối
• Muối là những hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại và anion gốc acid.
Muối thường được tạo thành do phản ứng trung hòa giữa một acid và một base (muối
cũng được điều chế bằng nhiều cách khác).
• Khi hòa tan muối trong nước, chúng tự phân ly thành ion. Các ion này có thể:

- hoặc phản ứng với nước để cho ra dung dịch có đặc tính acid hay base.
Trường hợp này ta bảo muối bị thủy phân.
- hoặc không phản ứng với nước để cho ra một dung dịch trung hòa.
9.7.2. Phân loại muối
9.7.2.1. Muối của acid mạnh và base mạnh
Ví dụ: NaCl (do NaOH + HCl), KCl (KOH + HCl)
Trong nước, muối NaCl ion hóa hoàn toàn NaCl  Na
+
+ Cl
-
Các ion này không hóa hợp với nước vì NaCl, NaOH hay HCl là những
chất điện giải mạnh. Ta được dung dịch trung hòa, pH của môi trường bằng 7.
-125-
pH = 14 -
2
1
(pK
b
- lg C
b
)
pH =
1 1
lg
2 2
a a
pK C−
.
b
b

x x
K
C x
=
−
Chương 9. Dung dịch điện ly

9.7.2.2. Muối của acid mạnh và base yếu
Ví dụ: NH
4
Cl (do NH
4
OH + HCl)
Trong nước, muối NH
4
Cl cũng tự phân ly thành ion NH
4
+
và Cl
-
. Ion Cl
-
không
tác dụng với nước, chỉ có ion NH
4
+
cho phản ứng với nước một phần để phóng thích
H
+
.

NH
4
Cl  NH
+
4
+ Cl
-

NH
+
4
+ H
2
O  NH
4
OH + H
+

Vậy NH
4
Cl bị thủy giải và dung dịch NH
4
Cl trong nước có tính acid, pH
mt
< 7.
• pH của dung dịch muối này tính theo công thức:
(9.20)
C
m
là nồng độ ban đầu của muối (mol/l).

Ví dụ: Tính pH của dungdịch NH
4
Cl 0,1M , biết rằng K
b
của NH
3
là 1,78.10
-5
.
• Cách 1: dùng công thức (9.20)
Ta có
14
10
5
10
5,62.10
1,78.10
a
K
−
−
−
= =
Áp dụng (9.2) ta tính pH:
pH = 7 +
2
1
(pK
a
+ lgC

m
) = 7 +
2
1
(lg
1
a
K
+ lgC
m
)
= 7 +
2
1
(lg
10
1
5,62.10
−
+ lg0,1)
= 5,13
• Cách 2: NH
4
Cl phân ly hoàn toàn trong dung dịch , nên nồng độ ban đầu của
NH
4
+
là 0,1M:
NH
4

+
+ H
2
O  NH
3
+ H
3
O
+
Nồng độ ban đầu: 0,1 0 0
Nồng độ khi cân bằng: 0,1-x x x
14
10
5
10
5,62.10
1,78.10
a
K
−
−
−
= =

2
10
5,62.10
0,1
x
x

−
=
−
Giả thiết x
=
0,1  0,1 – x  0,1
10
6
3
5,62.10 .0,1
[ ] 7,5.10 0,1
x
hay H O M M
−
+ −
⇒ =
≈ =
Vậy giả thiết trên là đúng .
pH = -lg 7,5.10
-6
5,13
9.7.2.3. Muối của acid yếu và base mạnh
Ví dụ: CH
3
COONa (do CH
3
COOH + NaOH)
-126-
pH = 7 +
2

1
(pK
a
+ lgC
m
)
Chương 9. Dung dịch điện ly

Trong nước, CH
3
COONa ion hóa cho CH
3
COO
-
, Na
+
. Ion Na
+
không tác dụng
với nước, chỉ có ion CH
3
COO
-
tác dụng cho ra ion OH
-
.
CH
3
COONa  CH
3

COO
-
+ Na
+
CH
3
COO
-
+ H
2
O  CH
3
COOH + OH
-

Vậy dung dịch CH
3
COONa có tính base, pH môi trường > 7.
Phản ứng thủy phân của CH
3
COONa:
CH
3
COONa + H
2
O  CH
3
COOH + Na
+
+ OH

-
(CH
3
COOH là acid yếu rất ít bị phân ly, NaOH là base mạnh bị phân ly hoàn toàn)
pH của dung dịch muối này là:
(9.21)
Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH
3
COONa 0,1M, biết rằng K
a
của CH
3
COOH
là 1,75.10
-5
.
• Cách 1: dùng công thức (9.21)
K
b
=
14
10
5
10
5,71.10
1,75.10
−
−
−
=

pH = 7 -
2
1
(pK
b
+ lg C
m
)
= 7 -
2
1
( lg
10
1
5,71.10
−
+ lg 0,1)
= 8,88
• Cách 2: CH
3
COONa phân ly hoàn toàn trong dung dịch , nên nồng độ ban đầu
của CH
3
COO
-
là 0,1M:
CH
3
COO
-

+ H
2
O  CH
3
COOH + OH
-
Nồng độ ban đầu: 0,1 0 0
Nồng độ khi cân bằng: 0,1-x x x
14
10
5
10
5,71.10
1,75.10
b
K
−
−
−
= =

2
10
5,71.10
0,1
x
x
−
=
−

Giả thiết x
=
0,1  0,1 – x  0,1
10
6
3
5,71.10 .0,1
[ ] 7,56.10 0,1
x
hay H O M
−
+ −
⇒ =
≈ =
Vậy giả thiết trên là đúng .
pH = -lg 7,56.10
-6
 8,88
9.7.2.4. Muối của acid yếu và base yếu
Ví dụ: CH
3
COONH
4
(do CH
3
COOH + NH
4
OH)
Muối CH
3

COONH
4
ion hóa cho ra CH
3
COO
-
và NH
+
4
, nhưng cả hai ion này
đều tác dụng với nước nên muối được xem như bị thủy giải hoàn toàn. Trong trường
hợp này ta không thể tính được pH của dung dịch một cách chính xác.
-127-
pH = 7 -
2
1
(pK
b
+ lgC
m
)
Chương 9. Dung dịch điện ly

CH
3
COONH
4
+ H
2
O  CH

3
COOH + NH
4
OH
Cả acid CH
3
COOH và base NH
4
OH đều yếu nên ít bị phân ly.
9.8. Dung dịch đệm (dung dịch độn)
9.8.1. Định nghĩa
Dung dịch đệm là những dung dịch có tác dụng giữ cho pH của dung dịch
không đổi khi thêm vào một ít acid mạnh hay base mạnh.
Có hai loại dung dịch đệm:
- Dung dịch đệm tạo bởi acid yếu và muối của acid này với base mạnh.
Ví dụ :CH
3
COOH, CH
3
COONa.
- Dung dịch đệm tạo bởi base yếu và muối của base này với acid mạnh.
Ví dụ: NH
3
, NH
4
Cl.
9.8.2. Tác động của dung dịch đệm
Ví dụ: - Xét dung dịch CH
3
COOH, CH

3
COONa
• Khi thêm một ít H
+
vào, ion H
+
sẽ tác dụng với ion CH
3
COO
-
có sẵn để cho acid
yếu:
CH
3
COO
-
+ H
+
 CH
3
COOH
• Ngược lại khi thêm một ít ion OH
-
, OH
-
sẽ tác dụng với CH
3
COOH trong môi
trường theo phản ứng trung hòa:
CH

3
COOH + OH
-
 CH
3
COO
-
+ H
2
O
Do đó, trong hai trường hợp ion H
+
và OH
-
thêm vào đều biến mất nên pH của
môi trường thay đổi không bao nhiêu.
9.8.3. Công thức tính pH của dung dịch đệm
9.8.3.1. Dung dịch đệm “acid yếu và muối”
(9.22)
trong đó - C
m
: nồng độ mol của muối (mol/l);
- C
a
: nồng độ mol của acid (mol/l).
9.8.3.2. Dung dịch đệm “base yếu và muối”
(9.23)
trong đó: - C
m
: nồng độ mol của muối (mol/l);

- C
b
: nồng độ mol của base (mol/l).
9.9. Tích số tan (T)
9.9.1. Định nghĩa
Trong dung dịch bão hòa của chất điện ly ít tan, tồn tại cân bằng giữa phần chất
rắn không tan và các ion của nó trong dung dịch .
Ví dụ: AgCl (tt)  Ag
+
+ Cl
-
Hằng số cân bằng K của phản ứng này:
K = [Ag
+
] [Cl
-
]
-128-
pH = pK
a
+ lg
m
a
C
C
pH = 14 - pK
b
- lg
m
b

C
C
Chương 9. Dung dịch điện ly

Trong trường hợp này K đặc trưng cho độ hòa tan của chất điện ly ít tan, nên
được gọi là tích số tan và ký hiệu là K
s
.
Tổng quát
• Những chất rắn ít tan A
m
B
n
, nếu phần tan điện ly hoàn toàn trong dung môi lỏng
thì có cân bằng giữa các ion của chất tan trong dung dịch và phần rắn của nó:
A
m
B
n
(tt)  mA
n+
+ nB
m-

• Hằng số điện ly K
s

m n
n m
s

K A

+ −
   
= Β
   
(9.24)
Vậy tích số tan của chất điện ly ít tan là hằng số cân bằng của phản ứng giữa
phần không tan và các ion của nó trong dung dịch.
9.9.2. Điều kiện kết tủa và hòa tan kết tủa của chất điện ly ít tan
Xét dung dịch bão hòa Mg(OH)
2
:
Mg(OH)
2
(tt)  Mg
2+
+ 2OH
-
Ở nhiệt độ xác định, trong dung dịch luôn có :
K
s
= [Mg
2+
] [OH
-
]
2
= const
Vận dụng nguyên lý cân bằng đối với quá trình hòa tan chất điện ly ít tan ta dễ

dàng rút ra điều kiện kết tủa và hoà tan kết tủa.
Thật vậy, khi dung dịch đang ở trạng thái bão hòa nếu ta thêm vào dung dịch
một trong hai ion Mg
2+
, OH
-
khi đó cân bằng hòa tan sẽ chuyển dịch từ phải sang trái,
kết tủa tạo thành nhiều hơn. Do đó Mg(OH)
2
chỉ có thể kết tủa từ dung dịch khi tích số
nồng độ [Mg
2+
] [OH
-
]
2
lớn hơn tích số tan. Dung dịch có điều kiện trên là dung dịch
quá bão hòa.
Vậy điều kiện để kết tủa chất điện ly ít tan từ dung dịch là tích số ion của nó,
mỗi ion có số mũ thích hợp, phải lớn hơn tích số tan.
Ngược lại, khi dung dịch chất điện ly ít tan đạt đến trạng thái bão hòa, nếu bằng
cách nào đó ta lấy đi một trong hai ion Mg
2+
và OH
-
khỏi dung dịch thì khi đó cân
bằng hòa tan sẽ chuyển dịch từ trái sang phải . Do đó kết tủa Mg(OH)
2
chỉ có thể hòa
tan khi tích số nồng độ [Mg

2+
] [OH
-
]
2
nhỏ hơn tích số tan. Đây là dung dịch chưa bão
hòa.
Muốn hòa tan một chất điện ly ít tan, phải thêm vào dung dịch chứa nó một
chất có khả năng kết hợp với một trong các ion của chất đện ly ít tan sao cho tích số
nồng độ các ion mỗi ion có số mũ thích hợp của chất điện ly ít tan luôn luôn nhỏ hơn
tích số tan.
Ví dụ: Quá trình hòa tan đá vôi xảy ra như sau:
CaCO
3
(tt)  Ca
2+
+ CO
3
2-
Lựơng đá vôi sẽ tăng hay giảm khi :
a) thêm vào dung dịch một ít HCl
b) thêm vào dung dịch một ít Na
2
CO
3
Giải CaCO
3
(tt)  Ca
2+
+ CO

3
2-
Ta có K
s
= [Ca
2+
].[ CO
3
2-
]
a) Nếu thêm vào dung dịch trên một ít acid HCl thì phản ứng xảy ra
CO
3
2-
+ 2H
3
O
+
= H
2
CO
3
+ 2 H
2
O
H
2
CO
3
= H

2
O + CO
2
Nồng độ CO
3
2-
trong dung dịch giảm đi: K
s
> [Ca
2+
].[ CO
3
2-
]
-129-
Chương 9. Dung dịch điện ly

Cân bằng dịch chuyển theo chiều thuận, đá vôi bị hòa tan dần.
b) Ngược lại nếu thêm vào dung dịch CaCO
3
một ít Na
2
CO
3
thì
Na
2
CO
3
= 2Na

+
+ CO
3
2-
Nồng độ CO
3
2-
tăng lên trong dung dịch nên K
s
< [Ca
2+
].[ CO
3
2-
]
Cân bằng dịch chuyển từ phải sang trái, kết tủa CaCO
3
tạo thành nhiều hơn.
9.9.3. Sự liên hệ giữa tích số tan và độ hòa tan của chất điện ly ít tan
Xét trường hợp AgCl . Nếu ở nhiệt độ nào đó độ hòa tan của AgCl là s mol/l,
thì nồng độ Ag
+
và Cl
-
trong dung dịch đều bằng s mol/l. Từ đó:
K
s
= [Ag
+
] [Cl

-
] = s
2
s
s K⇒ =
Mối quan hệ này phụ thuộc vào số ion mà một phân tử chất điện ly ít tan phân
ly trong dung dịch. Ví dụ, độ hòa tan của CaF
2
là s mol/l , thì trong dung dịch bão hòa
nồng độ F
-
sẽ gấp đôi nồng độ Ca
2+
vì một phân tử CaF
2
phân ly ra một ion Ca
2+
và hai
ion F
-
, do đó:
K
s
= [Ca
2+
] [ F
-
]
2
= s (2s)

2
= 4s
3
3
4
s
K
s⇒ =
9.10. Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện ly
9.10.1. Bản chất và điều kiện của phản ứng trao đổi ion
9.10.1.1. Bản chất của phản ứng trao đổi ion
Phản ứng trao đổi ion là loại phản ứng xảy ra giữa các ion trong dung dịch và
không có sự thay đổi mức oxi hóa của các nguyên tử trong các chất tham gia và tạo
thành trong phân tử.
Ví dụ: phản ứng giữa HF và NaOH trong dung dịch nước là một phản ứng trao
đổi ion, thực chất xảy ra giữa ion H+ và ion OH- để tạo ra nước.
HF + NaOH  NaF + H
2
O
9.10.1.2. Điều kiện để phản ứng trao đổi ion xảy ra
Vì phản ứng trao đổi ion là phản ứng thuận nghịch nên về lý thuyết khi cho mọi
chất điện ly có ion khác loại vào dung dịch thì luôn có phản ứng ion xảy ra ở một mức
độ nào đó, tuy nhiên chỉ có một số trong chúng có thể xảy ra ở một mức độ đáng kể.
Vậy điều kiện để cho phản ứng trao đổi ion xảy ra ở mức độ đáng kể là các sản
phẩm tạo thành ít điện ly (acid yếu, base yếu, nước…) hoặc ít tan trong dung
môi( chất rắn, chất khí ít tan trong dung môi).
9.10.1.3.Phương trình phân tử – ion của các phản ứng trao đổi ion
Phản ứng trao đổi ion là loại phản ứng thuận nghịch, do đó trong hệ có các
trạng thái cân bằng. Các trạng thái nàyđược mô tả bằng phương trình phân tử ion. Nhờ
phương trình phân tử ion, chúng ta có thể tính toán định lượng được các phản ứng trao

đổi ion.
Phương trình phân tử – ion gồm các phân tử của các chất (chất đầu và sản
phẩm) kém điện ly trong dung dịch và các ion tham gia vào phản ứng và tạo thành sau
phản ứng.
-130-
Chương 9. Dung dịch điện ly

Ví dụ:
HF + NaOH  NaF + H
2
O
NaOH, NaF là các chất điiện ly mạnh.
HF là một acid trung bình và H
2
O là các chất điện ly yếu.
HF + Na
+
+ OH
-
 Na
+
+ F
-
+ H
2
O
⇒ HF + OH
-
F
-

+ H
2
O
Ví dụ:
Na
2
S + H
2
O  NaHS + NaOH
Na
2
S, NaHS, NaOH là các chất điện ly mạnh; H
2
O là chất điện ly yếu.
2Na
+
+ S
2-
+ H
2
O  Na
+
+ HS
-
+ Na
+
+ OH
-
⇒ S
2-

+ H
2
O  HS
-
+ OH
-
9.10.2.Hằng số cân bằng (K
CB
) của phương trình phân tử-ion là thước đo chiều hướng
của các phản ứng trao đổi ion
Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch điện ly cũng tuân theo điều kiện nhiệt
động, tức là phản ứng chỉ xảy ra khi
0
298, pu
G∆
< 0.
Khi các chất điện ly hòa tan trong dung môi đều bị phân ly thành ion (hay là bị
ion hóa).
Hệ các ion trong dung dịch trong điều kiện xác định cũng nằm ở trạng thái cân
bằng ion. Sự chuyển dịch cân bằng xảy ra khi nồng độ của một ion nào đó trong hệ
giảm đi do sự tạo thành phân tử bị ion hóa yếu, hoặc tạo thành kết tủa hoặc chất dễ bay
hơi.
Ta có phương trình quan hệ giữa K
CB
và thế đẳng áp tiêu chuẩn:
∆G
0

T, pư
= – RT ln K

CB
= – 2,303 RT lg K
CB
0
,
2,303
10
T pu
G
RT
CB
K
∆
=
Trong đó ∆G tính bằng kCal , R = 1,987 Cal/mol.
0
K , T: nhiệt độ Kenvil (K)
(nếu ∆G tính bằng kJ, R = 8,314 J/ mol.
0
K).
Từ quy tắc đã học ở chương 5 rút ra quy tắc đối với các phản ứng trao đổi ion:
• ∆G
0

T, pư
> 10 kCal ⇒ K
CB
< 1.10
-7,33
: phản ứng trao đổi ion không tự xảy ra

theo chiều thuận, chỉ xảy ra theo chiều nghịch ở bất cứ nồng độ của các chất đầu và
sản phẩm phản ứng.
• ∆G
0

T, pư
< – 10 kCal ⇒ K
CB
> 1.10
7,33
: phản ứng chỉ tự xảy ra theo chiều thuận,
không tự xảy ra theo chiều nghịch ở mọi nồng độ nào.
• – 10 kCal < ∆G
0

T, pư
<10 kCal ⇒ 1.10
-7,33
< K
CB
< 1.10
7,33
thì phản ứng trao đổi
ion có thể xảy ra theo chiều thuận hoặc chiều nghịch tùy thuộc vào nồng độ các chất
đầu và sản phẩm phản ứng.
Ví dụ 1: Phản ứng trung hòa giữa acid mạnh với kiềm trong dung dịch nước tạo
thành phân tử nước bị ion hóa yếu:
KOH + HNO
3
= KNO

3
+ H
2
O
Phương trình ion thu gọn:
OH
-
+ H
+
= H
2
O;
0
298, pu
G∆
=-80kJ
0
,298s
G∆
-157 0 -237
-131-
Chương 9. Dung dịch điện ly

Ví du 2: Phản ứng giữa các chất điện ly mạnh tạo thành chất kết tủa trong dung
dịch nước :
NaCl + AgNO
3
= AgCl + NaNO
3
Phương trình ion thu gọn :

Ag
+
+ Cl
-
= AgCl↓ ;
0
298, pu
G∆
= -131.4kJ
Ví dụ 3: Phản ứng tạo thành chất khí
Na
2
CO
3
+ 2HCl = 2NaCl + CO
2
↑ + H
2
O
Phương trình ion thu gọn:
CO
3
2-
+ 2H
+
= CO
2
+ H
2
O;

0
298, pu
G∆
=-103k
0
,298s
G∆
-528 0 -394 -237
Vậy điều kiện phản ứng trao đổi trong dung dịch điện ly là một trong các sản
phẩm tạo thành là chất bị ion hoá yếu, chất kết tủa hoặc chất bay hơi.
-132-