skkn phương pháp giải toán ph của dung dịch thpt long thành

SƠ LƯỢC LÝ LỊCH KHOA HỌC
SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO ĐỒNG NAI
Đơn vị: Trường THPT Long Thành.
Mã số:
(Do HĐKH Sở GD&ĐT ghi)
SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM
PHƯƠNG PHÁP GIẢI TOÁN pH CỦA DUNG DỊCH
Người thực hiện: Nguyễn Trí Ngẫn
Lĩnh vực nghiên cứu:
- Quản lý giáo dục 
- Phương pháp dạy học bộ môn: Hóa học 
- Lĩnh vực khác: 
(Ghi rõ tên lĩnh vực)
Có đính kèm: Các sản phẩm không thề hiện trong bản in SKKN
 Mô hình  Đĩa CD (DVD)  Phim ảnh  Hiện vật khác
(các phim, ảnh, sản phẩm phần mềm)
Năm học: 2013 - 2014
2
SƠ LƯỢC LÝ LỊCH KHOA HỌC

I. THÔNG TIN CHUNG VỀ CÁ NHÂN
1. Họ và tên:NGUYỄN TRÍ NGẪN
2. Ngày tháng năm sinh:14/10/1972
3. Nam, nữ: Nam
4. Địa chỉ: số 3 Phan Chu Trính, khu Văn Hải, thị trấn Long Thành, huyện
Long Thành
5. Điện thoại: 0613844281 (CQ)/ 0613545279 (NR);
ĐTDĐ:0909083720
6. Fax: E-mail:
7. Chức vụ: giáo viên
8. Nhiệm vụ được giao (quản lý, đoàn thể, công việc hành chính, công việc

chuyên môn, giảng dạy môn, lớp, chủ nhiệm lớp,…):
9. Giảng dạy môn Hóa học lớp 12A3, 12B1. 11A1, 11A5, 11A6; Bồi dưỡng
học sinh giỏi môn Hóa học lớp 12
10.Đơn vị công tác:Trường THPT Long Thành
II. TRÌNH ĐỘ ĐÀO TẠO
- Học vị (hoặc trình độ chuyên môn, nghiệp vụ) cao nhất: thạc sỹ
- Năm nhận bằng: 2011
- Chuyên ngành đào tạo: Lý luận và PPDH môn Hóa học
III. KINH NGHIỆM KHOA HỌC
- Lĩnh vực chuyên môn có kinh nghiệm: dạy học hóa học
Số năm có kinh nghiệm:17 năm
- Các sáng kiến kinh nghiệm đã có trong 5 năm gần đây:
“ Phân loại và phương pháp giải bài tập Hóa học 12 phần kim loại” năm 2011
“ Phân loại và phương pháp giải bài tập chương 5 và 6 Hóa học 12 ” năm
2012
3
Tên SKKN:
PHƯƠNG PHÁP GIẢI TOÁN pH CỦA DUNG DỊCH
I. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI
Hằng năm trong các đề thi tuyển sinh Đại học, cao đẳng của Bộ giáo dục và
đào tạo thường có một câu liên quan đến pH của dung dịch.
Trong các đề thi học sinh giỏi tỉnh lớp 12 của tỉnh Đồng Nai thường có 1 câu
liên quan đến pH của dung dịch.
Trong các đề thi học sinh giỏi tỉnh lớp 12 các bài toán về pH của dung dịch
thường khó và được chia thành từng dạng bài khác nhau.Học sinh muốn làm tốt các
bài toán về pH cần nắm vững phương pháp giải của từng dạng.
Từ những lý do trên thôi thúc tôi chọn đề tài “ Phương pháp giải toán pH của
dung dịch”
II. CƠ SỞ LÝ LUẬN VÀ THỰC TIỄN
-Thuyết axit-bazơ của Arrhenius

-Thuyết axit- bazơ của Bronsted-Lowry
- Tích số ion của H
2
O
- Hằng số phân ly axit ( K
a
), bazơ (K
b
)
-Tích số K
a
. K
b
của một cặp axit-bazơ liên hợp
- Định luật bảo toàn điện tích
- Tích số tan
III. TỔ CHỨC THỰC HIỆN CÁC GIẢI PHÁP
1. Chất điện ly
Chất điện ly là chất khi tan trong nước phân ly ra ion.
Axit, bazơ, muối là chất điện ly.
2. Chất điện ly mạnh và yếu
2.1. Chất điện ly mạnh
Chất điện ly mạnh là chất khi tan trong nước các phân tử hòa tan đều phân ly ra
ion.
Các axit mạnh như HCl, HClO
4
, HNO
3
, H
2

SO
4
…, các bazơ như NaOH, KOH,
Ba(OH)
2
, Ca(OH)
2
…, hầu hết các muối là chất điện ly mạnh.
Phương trình điện ly chất điện ly mạnh là một chiều:
KOH→K
+
+ OH
-
HCl→H
+
+ Cl
-
CuSO
4
→Cu
2+
+ SO
4
2-
4
2.2. Chất điện ly yếu
Chất điện ly yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần phân ly ra ion phần
còn lại tồn tại dưới dạng phân tử trong dung dịch.
Các axit yếu hoặc trung bình như H
2

S, H
2
CO
3
, H
2
SO
3
, HF, HClO, CH
3
COOH,
H
3
PO
4
, HNO
2
… các bazơ yếu như Fe(OH)
3
, Mg(OH)
2
, Cu(OH)
2
…., các muối: HgCl
2
,
Hg(CN)
2
, CuCl
2

… là chất điện ly yếu
Phương trình điện ly yếu là 2 chiều
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
HF H
+
+ F
-
Những axit mạnh nhiều nấc, bazơ nhiều nấc, muối axit, chỉ điện ly mạnh ở nấc
thứ nhất:
H
2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
HSO
4
-
H
+

+ SO
4
2-

Ca(OH)
2
→Ca(OH)
+
+ OH
-
Ca(OH)+ Ca
2+
+ OH
-
NaHCO
3
→ Na
+
+ HCO
3
-
HCO
3
-
H
+
+ CO
3
2-

3. Độ điện ly α

Chất điện ky mạnh α =1 , chất điện ly yếu 0 < α< 1
4. Thuyết axit-bazơ của Arrhenius
Axit là những hợp chất chứa hidro, khi tan trong nước phân ly ra ion H
+

HCl→H
+
+ Cl
-
Bazơ là những hợp chất chứa nhóm OH, khi tan trong nước phân ly ra ion OH
-
NaOH→Na
+
+ OH
-
5. Thuyết axit bazơ của Bronted –Lowry
Axit là cấu tử có khả năng cho proton (H
+
)
Bazơ là cấu tử có khả năng nhận proton (H
+
)
A B + H
+

A: axit; B: bazơ, A/B : là cặp axit bazơ liên hợp
Số phân tử phân li ra ion
Số phân tử hòa tan

α =

5
6. Tích số ion của H
2
O
Nước điện ly rất yếu
H
2
O H
+
+ OH
-

( theo thuyết arrhenius)
2H
2
O H
3
O
+
+ OH
-

( theo thuyết Bronsted –Lowry)
Ở 25
0
C
[H
+

][OH
-
]= [H
3
O
+
][OH
-
] =1.0.10
-14
= Kw
Kw được gọi là tích số ion của nước. Giá trị Kw chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
7. pH và pOH
pH = -lg [H
+
]
pOH = -lg[OH
-
]
Trong một dung dịch ( dung môi là nước)
pH + pOH = 14
Ví dụ 1
( Đề thi TSĐH KB năm, 2007)
: Trộn 100 ml dung dịch gồm Ba(OH)
2

0,1M
và NaOH 0,1M với 400 ml dung dịch gồm

H

2
SO
4

0,0375M và HCl 0,0125M, thu
được dung dịch X. Giá trị pH của dung dịch X là
Giải
Số mol H
+
= 0,035 mol
Số mol OH
-
= 0,03 mol
[ ]
201,0
1,04,0
03,0035,0
=⇒=
+
−
=
+
pHMH
Đáp án D
A. 7. B. 6. C. 1. D. 2.
Ví dụ 2 ( Đề thi TSĐH KA năm, 2008) : Trộn lẫn V ml dung dịch NaOH 0,01M với V
ml dung dịch HCl 0,03 M được 2V ml dung dịch Y. Dung dịch Y có pH là
A. 4. B. 2. C. 3. D. 1
Giải
[ ]

201,0
10.2
.01).01,003,0(
3
3
=⇒=
−
=
−
−
+
pHM
V
V
H
Đáp án B
Ví dụ 3 ( Đề thi TSĐH KB năm, 2008): Trộn 100 ml dung dịch có pH = 1 gồm HCl và
HNO
3

với 100 ml dung dịch NaOH nồng độ a (mol/l) thu được 200 ml dung dịch có pH
= 12. Giá trị của a là (biết trong mọi dung dịch [H
+
][OH
-
] = 10
-14
)
A. 0,15. B. 0,30. C. 0,03. D. 0,12
Giải

6
[ ]
MHpH 1,01
=⇒=
+
12,001,0
2,0
01,01,0
01,0][212 =⇒=
−
⇒=⇒=⇒=
−
a
a
OHpOHpH
Đáp án D
Ví dụ 4 ( Đề thi TSĐH KA năm, 2009): Trộn 100 ml dung dịch hỗn hợp gồm H
2
SO
4

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. 1,2 B. 1,0 C. 12,8 D. 13,0
Giải
Số mol H
+
= 0,02 mol

Số mol OH
-
= 0,04 mol
1311,0
1,01,0
02,004,0
][ =⇒=⇒=
+
−
=
−
pHpOHMOH
Đáp án D
Ví dụ 5 ( Đề thi TSĐH KA năm, 2010): Dung dịch X có chứa: 0,07 mol Na
+
; 0,02 mol
2
4
SO
−

và x mol OH
-
. Dung dịch Y có chứa

và y mol H
+
; t‡ng số mol
4 3
ClO , NO

− −
và là
0,04. Trộn X và Y được 100 ml dung dịch Z. Dung dịch Z có pH (bỏ qua sự điện li của
H
2
O) là
A. 1 B. 2 C. 12 D. 13
Giải
x = 0,03mol; y = 0,04 mol
[ ]
11,0
1,0
03,004,0
=⇒=
−
=
+
pHMH
Đáp án A
Ví dụ 6 ( Đề thi TSCĐ năm, 2011): Cho a lít dung dịch KOH có pH = 12,0 vào 8,00
lít dung dịch HCl có pH = 3,0 thu được dung dịch Y có pH = 11,0. Giá trị của a là:
A. 0,12 B. 1,60 C. 1,78 D. 0,80
Giải
pH =3
⇒
MH 001,0][ =
+
pH =12
MOHpOH 01,0][2 =⇒=⇒
−

78,1001,0
8
008,001,0
001,0][311
=⇒=
+
−
⇒=⇒=⇒=
−
a
a
a
OHpOHpH
Đáp án C
7.1. Môi trường trung tính, axit, bazơ
7
Môi trường trung tính : [H
+
] = [OH
-
] = 1,0.10
-7
ở 25
0
C
Môi trường axit : [H
+
]>[OH
-
] hay [H

+
] > 1.0.10
-7
hoặc pH< 7.00
Môi trường bazơ : [H
+
]< [OH
-
] hay [H
+
] < 1.0.10
-7
hoặc pH >7.00
7.2. Hằng số phân ly axit K
a
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+

][
]][[
3
3
COOHCH
HCOOCH

K
a
+−
=
Ở 25
0
C K
a
của CH
3
COOH là 1,75.10
-5
hay pK
a
= -lgK
a
= 4,757
7.3. Hằng số phân ly bazơ K
b
NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-

][

]][[
3
4
NH
OHNH
K
b
−+
=
Ở 25
0
C K
b
của NH
3
là 1,80.10
-5
hay pK
b
= -lgK
b
= 4,745
7.4. Tích số K
a
.K
b
của một cặp axit, bazơ liên hiệp
Xét cặp axit-bazơ liên hợp NH
4
+

/NH
3
NH
4
+
+H
2
O NH
3
+ H
3
O
+

][
]][[
4
33
+
+
=
NH
OHNH
K
a
NH
3
+ H
2
O NH

4
+
+ OH
-
14
3
3
4
10.0,1]][[.
][
]][[
−−
−+
==
=
OHOHKK
NH
OHNH
K
ba
b
ở 25
0
C , K
a
càng nhỏ thì K
b
càng lớn.
7.5. pH của dung dịch axit mạnh một nấc
Xét dụng dịch HCl nồng độ C

0
(mol/l)
HCl→H
+
+ Cl
-
H
2
O H
+
+ OH
-

Gọi x là nồng độ H
+
do nước điện ly ra trong dung dịch. Vậy [OH
-
] = x
(C
0
+ x ). x = 1, 0.10
-14
Cần giải phương trình bậc 2
Khi đó C
0
> 3,0.10
-7
, có thể coi [H
+
] = C

0
và pH = -lgC
0
Ví dụ 1: Tính pH của các dụng dịch sau:
8
a. 1,0.10
-3
mol HCl trong 10,0 cm
3
dung dịch
b. 6,3.10
-8
mol HNO
3
trong 1,0 lít dung dịch
Giải:
a. [H
+
] =[HCl] =
11,0
0,10
10.0,1.10.0,1
33
=⇒=
−−
pHM
b. Nồng độ 6,3.10
-8
quá nhỏ, cần phải tính cả H
+

do nước sinh ra
HNO
3
→ H
+
+ NO
3
-
6,3.10
-8
6,3.10
-8
H
2
O H
+
+ OH
-
Cân bằng 6,3.10
-8
+ x x
(6,3.10
-8
+ x)x = 1,0.10
-14
Mx
8
10.34,7
−
=⇒

[H
+
] = 6,3.10
-8
+7,35.10
-8
= 1,4.10
-7
9,6
=⇒
pH
7.6.pH của dung dịch bazơ mạnh một nấc
Xét dụng dịch NaOH nồng độ C
0
(mol/l)
NaOH→Na
+
+ OH
-
H
2
O H
+
+ OH
-

Điều kiện trung hòa điện tích
[OH
-
] = [Na

+
] + [H
+
] = C
b
+ [H
+
]
→
][
][
+
+
+= HC
H
K
b
W
→[H
+
]
2
+ C
b
[H
+
] –K
W
= 0
Nếu C

b
> 3,0.10
-7
thì coi [OH
-
] = C
b
pH =14 – pOH
Ví dụ 1:
a. 0,80 gam NaOH trong 1,0 lít dung dịch
b.2,8.10
-6
gam NaOH trong 1,0 lít dung dịch
Giải :
a. [OH
-
]=
⇒=⇒= 7,1020,0
0,40
80,0
pOH
pH= 12,3
b. [OH
-
] =
M
8
6
10.0,7
0,40

10.8,2
−
−
=
Vì nồng độ OH
-
quá bé, phải tính OH
-
do nước sinh ra, Gọi x là nồng độ OH
-
do nước sinh ra
NaOH → Na
+
+ OH
-
9
7.0.10
-8
7,0.10
-8
H
2
O H
+
+ OH
-
Ban đầu 0 7,0.10
-8

Cân bằng x x + 7,0.10

-8
(7,0.10
-7
+ x) x = 1,0.10
-14
Mx
8
10.1,10
−
=⇒
[OH-] = 7,0.10
-8
+10,1.10
-8
= 17,1.10
-8
M
2,78,6
=⇒=⇒
pHpOH
7.7. pH của dung dịch axit yếu một nấc
Xét dung dịch HNO
2
nồng độ C
a
mol/l
HNO
2
H
+

+ NO
2
-
][
]][[
2
2
HNO
NOH
K
a
−+
=
H
2
O H
+
+ OH
-

Khi K
a
C
a
> 10
-13
và 0,10
100
>
b

a
K
C
, có thể bỏ qua H
+
do H
2
O điện ly ra , chỉ cần xét
câng bằng axit yếu
HNO
2
H
+
+ NO
2
-
Nồng độ ban đầu C
a
0 0
Nồng độ câng bằng C
a
- x x x
xC
x
K
a
a
−
=
2

với điều kiện 0 < x < C
a
và x = [H
+
] =
aa
KC .
pH =
)lg(lg
2
1
aa
CK
+−

Ví dụ 1: Tính pH của các dung dịch sau
a. CH
3
COOH 0,10, K
a
= 1,75.10
-5
b. CH
3
COOH 1,0.10
-4
c. H
2
SO
4

1,0.10
-3
K
a
nấc 2 là 1,0.10
-2
Giải
a.
CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
Ban đầu 0,1 0 0
Cân bằng 0,1-x x x
K
a
.C
a
= 1,75.10
-5
.10
-1
=1,75.10
-6
>10
-13

và
100
10.75,1
1,0
5
>=
−
a
a
K
C
10
pH =
)lg(lg
2
1
aa
CK
+−
=
9,2)1,0lg10.75,1(lg
2
1
3
=+−
−
b.
CH
3
COOH CH

3
COO
-
+ H
+
Ban đầu 0,01 0 0
Cân-bằng 0,01-x x x
5,410.40,3][10.75,1
10
55
4
2
=⇒==⇒=
−
−+−
−
pHMHx
x
x
x
K
a
.C
a
= 1,75.10
-5
.10
-4
=1,75.10
-9

>10
-13
và
100
10.75,1
10
5
4
<=
−
−
a
a
K
C
Nên
5,410.4,3][75,1
10
55
4
2
=⇒==⇒=
−
−+−
−
pHMHx
x
x
c.
H

2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4
-
1,0.10
-3
1,0.10
-3
1,0.10
-3

HSO
4
-
H
+
+ SO
4
2-
Ban đầu 1,0.10
-3
1,0.10
-3
0
cân bằng 1,0.10
-3

- x 1,0.10
-3
+ x

x
7,2
10.8,110.44,810.0,1][10.44,810.0,1
10
)10(
34342
3
3
=⇒
=+=⇒=⇒=
−
+
−−−+−−
−
−
pH
MHx
x
xx
Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch HNO
2
0,10M, biết hằng số phân ly của axit HNO
2
là
K
a

= 4,0.10
-4
HNO
2
H
+
+ NO
2
-
Nồng độ ban đầu 0,1 0 0
Nồng độ câng bằng 0,1- x x x
x
x
−
=
−
1,0
10.0,4
2
4
với điều kiện 0 < x < C
a

và x = [H
+
] =
2,210.63,0010,4.1,0
24
=⇒=
−−

pHM
Ví dụ 3 ( Đề thi HSG tỉnh Đồng Nai vòng một, năm học 2013-2014):
a. Tính pH của dung dịch HCOOH 0,1M (dung dịch X) biết HCOOH có K
a
=1,77.10
-4
b. Cho vào dung dịch X một lượng axit H
2
SO
4
x mol/l có cùng thể tích thấy pH
dung dịch giảm 0,385 đơn vị so với pH khi chưa cho H
2
SO
4
vào. Tính x. Biết
H
2
SO
4
có hằng số axit đối với nấc phân ly thứ 2 là K
a2
= 1,20.10
-2
, giả thiết khi pha
trộn thể tích dung dịch mới thu được bằng t‡ng thể tích các dung dịch ban đầu.
11
Giải
a.
HCOOH H

+
+ HCOO
-

(1)
Nồng độ ban đầu 0,1 0 0
Nồng độ câng bằng 0,1- x x x
x
x
−
=
−
1,0
10.77,1
2
4
với điều kiện 0 < x < C
a

và x = [H
+
] =
385,210.12,410.77,1.1,0
34
=⇒=
−−
pHM
b. pH sau = 2,385-0,385 = 2,00
MpH 01,0
=⇒

[HCOOH]
M05,0
2
1.1,0
==
[H
2
SO
4
]
xM
x
5,0
2
1.
==
HCOOH H
+
+ HCOO
-

(2)
H
2
SO
4
→ H
+
+ HSO
4

-

(2)
HSO
4
-
H
+
+ SO
4
2-

(3)

Vì K
a2
>K
a
>K
W
⇒
bỏ qua sự điện ly của H
2
O, [HCOOH] = 0,05M (*)
*)*(*
10.2,1
]][[
][10.2,1
][
]][[

)4(
(**)
][
].[10.77,1
][10.77,1
]][[
)2(
2
2
4
4
2
4
2
4
4
4
−
−+
−−
−
−+
+
−
−−
−+
=⇒=⇒
=⇒=⇒
SOH
HSO

HSO
SOH
H
HCOOH
HCOO
HCOOH
HCOOH
Áp dụng định luật bảo toàn proton cho các quá trình (2,3,4)
[H
+
]=[HCOO
-
] + [HSO
4
-
] + 2[SO
4
2-
] (****)
Từ (*), (**), (***), (****)





=
=
⇒
−−
−−

MHSO
MSO
3
4
32
4
10.6809,2][
10.2171,3][
MxHSOSOx
2
4
2
4
10.1796,1][][5,0
−−−
=⇒+=⇒
7.8. pH của dung dịch bazơ yếu một nấc
Xét dung dịch NH
3
nồng độ C
b
mol/l
NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH

-
H
2
O H
+
+ OH
-

Khi K
b
.C
b
>1, 0.10
-13
và 0,10 <
100
<
b
b
K
C
, có thể bỏ qua OH
-
do nước điện ly ra,
chỉ xét cân bằng bazơ yếu
Nếu K
b
.C
b
> 10

-13
và
100
<
b
b
K
C
thì [OH
-
] =
bb
CK .
12
pOH =
)lg(lg
2
1
bb
CK +−
pH = 14 +
)lg(lg
2
1
bb
CK
+
Ví dụ 1: Tính pH của các dung dịch NH
3
1,0.10

-3
; K
b
= 1,8.10
-5
NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-
Ban đầu 1,0.10
-3
0 0
Cân bằng 1,0.10
-3
- x x x
K
b
.C
b
>10
-13
và 0,10<
100
<
b

b
K
C
nên bỏ qua nồng độ OH
-
do nước phân ly ra
1,109,310.24,1][10.8,1
10
45
3
2
=⇒=⇒==⇒=
−
−−−
−
pHpOHMOHx
x
x
Ví dụ 2: Tính pH của các dung dịch NH
3
1,0.10
-2
; K
b
= 1,8.10
-5
NH
3
+ H
2

O NH
4
+
+ OH
-
Ban đầu 1,0.10
-2
0 0
Cân bằng 1,0.10
-2
- x x x
K
b
.C
b
>10
-13
và 0,10<
100
<
b
b
K
C
nên bỏ qua nồng độ OH
-
do nước phân ly ra
4,116,210.42,0][10.8,1
10
35

2
2
=⇒=⇒==⇒=
−
−−−
−
pHpOHMOHx
x
x
Ví dụ 3 ( Đề thi TSCĐ năm, 2012) : Biết ở 25
0
C, hằng số phân li bazơ của NH
3
là
1,74.10
-5
, bỏ qua sự phân li của nước. Giá trị pH của dung dịch NH
3
0,1M ở 25
0
C là
A. 11,12 B. 4,76 C. 13,00 D. 9,24
Giải
Xét dung dịch NH
3
nồng độ C
b
mol/l
NH
3

+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-
Vì K
b
.C
b
> 10
-13
và
100
<
b
b
K
C
thì [OH
-
] =
bb
CK .
pOH =
88,2)1,0lg10.74,1(lg
2
1
)lg(lg

2
1
5
=+−=+−
−
bb
CK
pH= 14 - 2,88 = 11,12 ⇒ Đáp án A
7.9. pH của dung dịch muối chứa cation của axit yếu
Xét dung dịch NH
4
Cl có nồng độ C mol/l
NH
4
Cl→NH
4
+
+ Cl
-

Với [NH
4
+
] = C mol/l Chỉ có NH
4
+
thể hiện tính axit, còn Cl
-
trung tính trong
nước

13
NH
4
+
+ H
2
O NH
3
+ H
3
O
+
Nồng độ ban đầu C
a
0 0
Nồng độ câng bằng C- x x x
xC
x
K
a
−
=
2
với điều kiện 0 < x < C

và x = [H
+
] =
a
KC.

pH =
)lg(lg
2
1
CK
a
+−
Ví dụ: tính pH của các dung dịch sau
a. NH
4
Cl 1,0.10
-4

M
b. NH
4
Cl 0,10 M
Giải
a. NH
4
Cl 0,10 M
NH
4
Cl → NH
4
+
+ Cl
-
0,1 0,1
NH

4
+
+ H
2
O NH
3
+ H
3
O
+
Nồng độ ban đầu 0,1

0 0
Nồng độ câng bằng 0,1

–x x x
x
x
−
=
−
1,0
10
2
26,9
1,5][10.94,7
3
6
=⇒==⇒
+−

pHOHx
NH
4
Cl → NH
4
+
+ Cl
-
1,0.10
-4
1,0.10
-4
NH
4
+
+ H
2
O NH
3
+ H
3
O
+
Nồng độ ban đầu 1,0.10
-4

0 0
Nồng độ câng bằng 1,0.10
-4

–x x x
x
x
−
=
−
−
4
2
26,9
10.0,1
10
6,6][10.5,2
3
7
=⇒==⇒
+−
pHOHx
7.10. pH của dung dịch muối chứa anion bazơ yếu
Xét dung dịch CH
3
COONa nồng độ C mol/l
CH
3
COONa→ CH
3
COO
-
+ Na
+

Với nồng độ ban đầu của [CH
3
COO
-
] = C mol/l
CH
3
COO
-
CH
3
COOH + OH
-

H
2
O H
+
+ OH
-

Ion Na
+
trung tính trong nước, CH
3
COO
-
thể hiện tính bazơ
CH
3

COO
-
+ H
2
O CH
3
COOH + OH
-
14
Nồng độ ban đầu C 0 0
Nồng độ câng bằng C- x x x
xC
x
K
b
−
=
2
với điều kiện 0 < x < C

và x = [OH
-
] =
b
KC.
pOH =
)lg(lg
2
1
CK

b
+−
pH = 14
)lg(lg
2
1
CK
b
++
Ví dụ 1: Tính pH của các dung dịch CH
3
COONa 1,0.10
-2
M biết K
b
của CH
3
COO
-
là 5,71.10
-10
Giải
CH
3
COO
-
+ H
2
O CH
3

COOH + OH
-
Nồng độ ban đầu C 0 0
Nồng độ câng bằng C- x x x
xC
x
K
b
−
=
2
với điều kiện 0 < x < C

và x = [OH
-
] =
b
KC.
pOH =
)lg(lg
2
1
CK
b
+−
pH = 14
)lg(lg
2
1
CK

b
++
= 14
88,8)10,0lg10.71,5(lg
2
1
10
=++
−
Ví dụ 2: Tính pH của các dung dịch CH
3
COONa 0,36 M biết K
b
của CH
3
COO
-
là
5,6.10
-10
Giải
CH
3
COO
-
+ H
2
O CH
3
COOH + OH

-
Nồng độ ban đầu C 0 0
Nồng độ câng bằng C- x x x
xC
x
K
b
−
=
2
với điều kiện 0 < x < C

và x = [OH
-
] =
b
KC.
pOH =
)lg(lg
2
1
CK
b
+−
pH = 14
)lg(lg
2
1
CK
b

++
= 14
88,8)36,0lg10.6,5(lg
2
1
5
=++
−
15
7.11. pH của của dung dịch axit nhiều nấc
Xét dung dịch H
3
PO
4
0,100M , trong dung dịch có hệ cân bằng sau:
H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO
4
-

K
1
= 10

-2,23
(1)
H
2
PO
4
- H
+
+ HPO
4
2-

K
2
= 10
-7,21
(2)
HPO
4
2-
H
+
+ PO
4
3-

K
3
= 10
-12,32

(3)
H
2
O H
+
+ OH
-
K
W
= 1,0.10
-14
(4)
Vì K
1
>> K
2
>>K
3
>> K
W
nên (1) là câng bằng chủ yếu
H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO

4
-

K
1
= 10
-2,23
(1)
Ban đầu 0,1 0 0
Cân bằng 0,1-x x x
MHx
x
x
223,2
2
10.15,2][10
1,0
−+−
==⇒=
−
Tính nồng độ H
2
PO
4
-
và HPO
4
2-
như sau:
H

2
PO
4
-
H
+
+ HPO
4
2-

K
2
= 10
-7,21
(2)
Ban đầu 2,15.10
-2
2,15.10
-2
0
Cân bằng 2,15 10
-2
-y 2,15.10
-2
+ y y
MHPOy
y
yy
21,72
4

21,7
2
2
10][10
10.15,2
)10.15,2(
−−−
−
−
==⇒=
−
+
Tính nồng độ PO
4
3-
dựa vào cân bằng (3)
HPO
4
2-
H
+
+ PO
4
3-

K
3
= 10
-12,32
(3)

Ban đầu 10
-7.21
2,15.10
-2
0
Cân bằng 10
-7,21
- z 2,15.10
-2
+ z z
MPOz
z
zz
183
4
32,12
21,7
2
10.37,1][10
10
)10.15,2(
−−−
−
−
==⇒=
−
+
Ví dụ1: Tính pH của dung dịch H
2
S 0,010M, biết K

a1
= 10
-7,02
, K
a2
=10
-12,9
Giải:
H
2
S H
+
+ HS
-

K
a1
= 10
-7,02

(1)
HS
-
H
+
+ S
2-

K
a2

=10
-12,9
(2)
H
2
O H
+
+ OH
-
K
W
= 1,0.10
-14

(3)
Vì K
1
>>K
2
>>K
W
nên cân bằng (1) là chủ yếu
H
2
S H
+
+ HS
-

K

a1
= 10
-7,02


Ban đầu 0,01 0 0
Cân bằng 0,01-x x x
16
51,410][10
)01,0(
51,402,7
2
=⇒==⇒=
−
−+
pHHx
xx
x
Ví dụ 2:
a. Tính nồng độ của S
2-
và pH của dung dịch H
2
S 0,010
b. Nếu thêm 0,001 mol HCl vào 1 lít dung dịch H
2
S 0,010M thì nồng độ S
2-
bằng bao
nhiêu? ( Biết K

a1
=10
-7
, K
a2
=10
-12,92
)
Giải:
a.
H
2
S H
+
+ HS
-

K
a1
= 10
-7

(1)
HS
-
H
+
+ S
2-

K
a2
=10
-12,92
(2)
H
2
O H
+
+ OH
-
K
W
= 1,0.10
-14

(3)
Vì K
1
>>K
2
>>K
W
nên cân bằng (1) là chủ yếu
H
2
S H
+
+ HS
-

K
a1
= 10
-7,02


Ban đầu 0,01 0 0
Cân bằng 0,01-x x x
5,410][10
)01,0(
5,40,7
2
=⇒==⇒=
−
−+
pHHx
xx
x
HS
-
H
+
+ S
2-

K
a2
=10
-12,92

(2)
Ban đầu 10
-4,5
10
-4,5
0
Cân bằng 10
-4,5
–y y + 10
-4,5
y
MSy
y
yy
92,12292,12
5,4
5,4
10][10
10
).10(
==⇒=
−
+
−−
−
−
b. HCl → H
+
+ Cl
-

0,001 0,001
H
2
S→ 2H
+
+ S
2-

ban đầu 0,01 0,001 0
cân bằng 0,01-z 0,001+ z z
MSzKK
z
zz
aa
92,15292,127
21
2
10][10.10.
01,0
.)001,0(
−−−−
==⇒===
−
+
Ví dụ 3( Đề thi học sinh giỏi tỉnh Đồng Nai lớp 12 vòng 1 năm học 2010-2011):
a. Trộn 200 ml dung dịch HCl C mol/l với 300 ml dung dịch NaOH có pH bằng 13 thu
được 500 ml dung dịch A. Dung dịch A hòa tan vừa đủ 0,27 gam Al. Tìm giá trị của C
b.Thêm 10,00 ml dung dịch HCl 0,164 mol/l vào 10,00 ml dung dịch Na
2
CO

3
0,080
mol/l, Tính pH dung dịch thu được
17
Cho các giá trị :pK
a1
= 65,35; pK
a2
= 10,33. Độ tan của CO
2
trong H
2
O bằng 0,030 mol/l
Giải
a. pH = 13
⇒==⇒=⇒
−
1,0][][1 NaOHOHpOH
số mol NaOH = 0,03 mol
số mol Al = 0,01 mol
có 2 trường hợp
Trường hợp 1: HCl dư
HCl + NaOH
→
NaCl+ H
2
O
0,03 0,03
6HCl + 2Al→2AlCl
3

+3H
2
↑
0,03 0,01
T‡ng số mol HCl = 0,03 + 0,03 = 0,06 mol
MCC 3,006,02,0
=⇒=⇒
Trường hợp 2: NaOH dư
HCl + NaOH
→
NaCl+ H
2
O
0,2C 0,2C
2NaOH + 2Al + 2H
2
O→2NaAlO
2
+3H
2
↑
0,01 0,01
T‡ng số mol NaOH = 0,2C + 0,01 = 0,03 mol
MCC 1,002,02,0
=⇒=⇒
b. Số mol HCl = 0,00164mol ; số mol Na
2
CO
3
= 0,0008 mol

Na
2
CO
3
+ 2HCl→2NaCl + CO
2
↑+ H
2
O
0,0008 0,0016 0,0008
[CO
2
] tan trong H
2
O =
lmollmol /03,0/04,0
01,001,0
0008,0
>=
+
Nồng độ CO
2
trong dung dịch là 0,03 mol/l phần còn lại thoát ra khỏi dung dịch
[HCl] dư =
M002,0
02,0
0016.000164,0
=
−
CO

2
+ H
2
O→ H
2
CO
3
0,03 0,03
H
2
CO
3
H
+
+ HCO
3
-

(1)
HCO
3
-
H
+
+ CO
3
2-

(2)
H

2
O H
+
+ OH
-

(3)
Vì K
a1
>>K
a2
>>K
W
nên cân bằng (1) là chủ yếu
H
2
CO
3
H
+
+ HCO
3
-

(1)
Ban đầu 0,03 0,002 0
18
Cân bằng 0,03-x x + 0,002 x
7,2)002,010.07,6lg(]lg[
10.07,610

002,0
).03,0(
6
635,6
=+−=−=⇒
=⇒=
+
−
−+
−−
HpH
x
x
xx
7.12. pH của dung dịch bazơ nhiều nấc
Xét dung dịch Na
2
CO
3
0,100M.
Na
2
CO
3
→2Na
+
+ CO
3
2-
0,1→ 0,1

Trong dung dịch có các cân bằng sau:
CO
3
2-
+ H
2
O HCO
3
-

+ OH
-
K
1
=10
-3,67
(1)
HCO
3
-
+ H
2
O H
2
CO
3
+ OH
-

K

2
=10
-7,65
(2)
H
2
O H
+
+ OH
-

K
W
= 1,0.10
-14

(3)
Vì K
1
>> K
2
>> K
W
nên (1) là cân bằng chủ yếu
CO
3
2-
+ H
2
O HCO

3
-

+ OH
-
K
1
=10
-3,67
Ban đầu 0,1 0 0
Cân bằng 0,1-x x x
MHCOOHx
x
x
3
3
67,3
2
10.52,4][][10
1,0
−−−−
===⇒=
−
[CO
−
2
3
] = 0,1 - 4,52.10
-3
= 0,09548M

Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch Na
2
S 0,10 M biết K
b1
= 10
-1,1
, K
b2
=10
-6,98
Giải
Na
2
S → 2Na
+
+ S
2-
0,1 0,1
S
2-
+ H
2
O HS
-
+ OH
-

(1)
HS
-

+ H
2
O H
2
S+ OH
-

(2)
H
2
O H
+
+ OH
-

(3)
Ví K
b1
> K
b2
> K
W
nên cân bằng (1) là chủ yếu
S
2-
+ H
2
O HS
-
+ OH

-

(1)
Ban đầu 0,1 0 0
Cân bằng 0,1-x x x
77,1223,1058,0][10
)1,0(
1,1
2
=⇒=⇒==⇒=
−
−−
pHpOHMOHx
xx
x
19
Ví dụ 2:Tính nồng độ mol/l các ion và pH của dung dịch Na
2
CO
3
0,010M.
Na
2
CO
3
→2Na
+
+ CO
3
2-

0,01→ 0,01 0,01
Trong dung dịch có các cân bằng sau:
CO
3
2-
+ H
2
O HCO
3
-

+ OH
-
K
1
=10
-3,67

(1)
HCO
3
-
+ H
2
O H
2
CO
3
+ OH
-

K
2
=10
-7,65
(2)
H
2
O H
+
+ OH
-

K
W
= 1,0.10
-14
(3)
Vì K
1
>> K
2
>> K
W
nên (1) là cân bằng chủ yếu
CO
3
2-
+ H
2

O HCO
3
-

+ OH
-
K
1
=10
-3,67
Ban đầu 0,01 0 0
Cân bằng 0,01-x x x
MHCOOHx
x
x
3
3
67,3
2
10.36,1][][10
01,0
−−−−
===⇒=
−
[CO
−
2
3
] = 0,01-1,35.10
-3

= 8,64.10
-3
M
[Na
+
] = 0,01M
pOH = -lg 1,36.10
-3
= 2,87
⇒
pH =11,13
7.13. Mối liên hệ giữa hằng số phân ly và độ điện ly
Xét dung dịch HA nồng độ C mol/l
HA H
+
+ A
-

K (1)
H
2
O H
+
+ OH
-


K
w
(2)

Vì K>> K
W
, chỉ xét cân bằng (1)
HA H
+
+ A
-



Ban đầu C 0 0
Cân bằng C-Cα Cα Cα
α
α
α
α
−
=
−
=
1
)(
22
C
CC
C
K
Ví dụ 1: Tính độ điện ly của dung dịch CH
3
COOH 0,10M, K

a
= 1,75
10-5.Hỏi nồng độ nào của CH
3
COOH thì
2
,
α
?
Giải
α
α
α
α
−
=
−
=
1
)(
22
C
CC
C
K
25
2
10.3,110.75,1
1
−−

=⇒=
−
⇒
α
α
α
20
MC
C
40,0
0065,01
.)0065,0(
10.3,11
10,0).10.3,1(
10.65,0
2
10.3,1
,
,2
2
2
2
2
,
=⇒
−
=
−
⇒==
−

−
−
−
α
Ví dụ 2: Độ điện ly của axit HA 2M là 0,95%
a. Tính hằng số phân li của HA
b. Nếu pha loãng 10 ml dung dịch thành 100ml thì độ điện lý của HA là bao nhiêu?
Tính pH của dung dịch lúc này. Có nhận xét gì về độ điện ly khi pha loãng dung
dịch axit này
Giải
HA H
+
+ A
-



Ban đầu C 0 0
Cân bằng C-Cα Cα Cα
4
22
10.8,1
0095,0.22
)0095,0.2()(
−
=
−
=
−
=

α
α
CC
C
K
Sau khi pha loãng [HA]
M2,0
100
10.2
==
α =
22,210.6lg10.610.3.2,0.][
%310.3
2,0
10.8,1
332
2
4
==⇒===
===
−−−+
−
−
pHMCH
C
K
a
a
a
α

Vậy khi pha loãng axit độ điện ly tăng
7.14. Tích số tan của chất điện ly ít tan
Trong dung dịch bảo hòa của chất điện ly ít tan, ví dụ M
m
A
n
tồi tại cân bằng sau :
M
m
A
n
(tt) mM
n+
+ nA
m-
Cân bằng này ứng với hằng số cân bằng K
C
K
C
= [M
n+
][A
m-
]
Trong trường hợp này K
C
đặc trưng cho độ hòa tan của M
m
A
n

, nên người ta gọi K
C
là tích số tan của M
m
A
n
và thường kí hiệu là Ks
Người ta cũng thường dùng đại lượng pK
s
= - lgK
s
Ví dụ 1: Cation Al
3+
có tính axit với hằng số điện ly nấc thứ nhất K
a
= 5.10
-3
. Bỏ
qua nấc thứ 2 và nấc thứ 3 của Al
3+
a. Hãy tính pH của dung dịch Al(NO
3
)
3
0,01M
b. Tính pH và nồng độ mol/l của muối Al(NO
3
)
3
để bắt đầu kết tủa Al(OH)

3
, cho
Ks của Al(OH)
3
= 10
-37
Giải
a. Al
3+
+ H
2
O Al(OH)
2
+
+ H
+
K
a
= 5.10
-3

(1)
H
2
O H
+
+ OH
-
Kw = .10
-14

(2)
Vì K
a
>> K
W
nên chỉ xét quá trình (1)
21
Al
3+
+ H
2
O Al(OH)
2
+
+ H
+
K
a
= 5.10
-3

(1)
Ban đầu 0,01 0 0
Cân bằng 0,01-x x x
3,2][10.510.5
01,0
33
2
=⇒==⇒=

−
+−−
pHHx
x
x
b. [Al
3+
][OH
-
]
3
= 10
-37
gọi

y = [H
+
] khi bắt đầu kết tủa thì [OH
-
]
yH
1414
10
][
10
−
+
−
==
5

3
3373
14
3
10
1
][10)
10
]([
=⇒=⇒
+−
−
+
y
Al
y
Al
Al
3+
+ H
2
O Al(OH)
2
+
+ H
+
K
a
= 5.10
-3

(1)
Vậy Al(OH)
3
bắt đầu kết tủa khi [H
+
] = 2.10
-3

7,2
=⇒
pH
,
lúc đó [Al
3+
] =10
5
y
3

= 8.10
-4
M
Vậy nồng độ mol/l của Al(NO
3
)
3
khi bắt đầu kết tủa là
C = [Al
3+

]+ [H
+
] = 8.10
-4
+ 2.10
-3
= 2,8.10
-3

mol/l
Ví dụ 2:Người ta dự định làm kết tủa một dung dịch có chứa Cd
2+
và Zn
2+
có nồng
độ [Cd
2+
] = [Zn
2+
] =0,02M bằch cách làm bão hòa liên tục H
2
S ( nồng độ không đ‡i
bằng 0,1M). Xác định pH để làm kết tủa CdS mà không làm kết tủa ZnS
Cho biết Ks của CdS =10
-28
, Ks của ZnS =10
-22
, H
2
S có K

1
=10
-7
và K
2
=1,3.10
-13
Giải
H
2
S 2 H
+
+ S
2-
K = K
1
.K
2
=

1,3.10
-20
(1)

ss
s
K
M
K
MSHK

H
KSM
SH
SH
].[1,0.10.3,1]].[[
][
)2(
)1(
)2(]].[[
)1(10.3.1
][
][][
2202
2
2
22
20
2
22
+−+
+
−+
−
−+
==⇒
=
=
Khi bắt đầu kết tủa có [M
2+
] = 0,02 mol/l

)lg5,22(
2
110.6,2
][
1
23
2
s
s
KpH
K
H +=⇒=⇒
−
+
Khi kết thúc kết tủa, có [M
2+
] = 10
-6

M
)lg8,26(
2
110.3,1
][
2
27
2
s
s

KpH
K
H +=⇒=⇒
−
+
Như vậy
Cd
2+
Zn
2+
pH
1
-2,75 -0,25
22
pH
2
-0,6 2,4
Vậy để kết tủa hết CdS mà chưa kết tủa ZnS cần chọn
-0,6 < pH< 0,25
Ví dụ 3:(Đề thi Học sinh giỏi tỉnh Đồng Nai lớp 12 vòng 1 năm học 2012-2013)
a. Dung dịch bão hòa Mg(OH)
2
có pH = 10,5 tính tích số tan T
t
của Mg(OH)
2
b. Trộn 1,16 gam Mg(OH)
2
với 100 ml dung dịch HCl 0,02M. Tính pH của dung
dịch khi cân bằng được thiết lập ‡n định ( Coi dung dịch khi trộn có thể tích không

đ‡i), tích số ion của H
2
O = 1,0.10
-14
Giải
a.pH =10,5
5,10
10][
−+
=⇒ H
Mg(OH)
2
Mg
2+
+ 2OH
-
x x 2x
H
2
O H
+
+ OH
-
2x =
Mx
8.3
5,10
14
10
10

10
−
−
−
=⇒
T
t
= x. (2x)
2

= 10
-3,8
(2.10
-3,8
)
2
=
1,585.10
-11
b. số mol Mg(OH)
2
= 0,02 mol; số mol HCl = 0,002
Mg(OH)
2
+ 2HCl → MgCl
2
+ H
2
O
0,001 0,002 0,001

[Mg(OH)
2
] =
MMgM 01,0
1,0
001,0
][;19,0
1,0
001,002,0
2
===
−
+
Mg(OH)
2
Mg
2+
+ 2OH
-
Ban đầu 0,19 0
Cân bằng 0,19 + y 2y
(0,19 + y).(2y)
2
= 10
-10,8

7,4
10
−
=⇒

y
M

pOH= -lg 2.10
-4,7

= 4,4
pH = 14- 4,4 = 9,6
7.15. Quan hệ giữa tích số tan và độ hòa tan
Ví dụ 1: Tính tích số tan trong dung dịch bão hòa AgCl, biết rằng độ tan của AgCl
ở 20
0
C là 1, 001.10
-5
mol/l
Các phản ứng trong dung dịch :
AgCl(tt) Ag
+
+ Cl
-

K
S
=?
Ag
+
+ H
2
O AgOH + H
+

K =10
-11,7
23

Độ tan của AgCl: s= [Ag
+
] + [AgOH] = [Cl
-
] = 0,1001.10
-5

Vì K rất bé nên có thể coi sự thủy phân của Ag
+
tạo ra AgOH không đáng kể
[Ag
+
] = [Cl] = s
Vậy tích số tan của AgCl là
KS = [Ag
+
][Cl
-
]= (1.001.10
-5
)
2
= 1,002.10
-10
Ví dụ 2 : Tính độ tan s mol/l từ tích số tan. Tính độ tan của BaSO
4

trong dung dịch
bảo hòa BaSO
4
, biết rằng K
S
(BaSO
4
) = 10.
-9,96
Các phản ứng trong dung dịch :
BaSO
4
(tt) Ba
2+
+ SO
4
2-
K
S
= 10
-9.96
Ba
2+
+ H
2
O BaOH
+
+ H
+
K

a
= 10
-13,4
SO
4
2-
+ H
2
O HSO
4
-
+ OH
-
H
b
= 10
-12,0

Vì K
a
và K
b
quá bé, nên bỏ qua 2 quá trình này. Từ đó
BaSO
4
(tt) Ba
2+
+ SO
4
2-

K
S
= 10
-9.96
s s
K
S
= s
2

98,496,9
1010
−−
==⇒
s
Ví dụ 3: Tính độ tan s.mol/l của PbI
2
ở pH = 6,00
PbI
2
(tt) Pb
2+
+ 2I
-
K
S
= 10
-7.86
(1)
Pb

2+
+ H
2
O PbOH
+
+ H
+
K
a
= 10
-7,8

(2)
Từ (2) : [PbOH
+
] = K
a
[Pb
2+
][H
+
]
-1
[PbOH
+
] = 10
-7,8
.10
-6
[Pb

2+
]= 10
-1,8
[Pb
2+
]
s = [Pb
2+
] + [PbOH
+
] = [Pb
2+
] (1+1,0.10
-1,8
)
8,1
2
101
][
−
+
+
=⇒
s
Pb
2s = [I
-
]
K
S

=
386,72
8,1
10.52,110)2(
101
−−
−
=⇒=
+
ss
s
7.16. Điều kiện kết tủa của chất điện ly ít tan
Điều kiện để kết tủa chất điện ly ít tam M
m
A
n
là
[M
n+
]
m
[A
m-
]
n
> K
S
(M
m
A

n
)
[M
n+
] và [A
m-
] nồng độ trước khi xảy ra kết tủa
Ví dụ 1: Trôn 1,0 ml dung dịch HI 0,30 M với 1,0 ml dung dịch Pb(NO
3
)
2
0,010M.
Hỏi có kết tủa không ? Tích số tan của PbI
2
là 1,38 .10
-8
và K
S
của Pb
2+
là 10
-7,8
Giải
Nông độ ban đầu sau khi trộn : HI 0,15M và Pb(NO
3
)
2
0,0050 M
[Pb
2+

][I
-
]
2
= (5,0.10
-3
)(1,5.10
-1
)
2
=1,1.10
-4
> K
S
(PbI
2
)
24
Vậy có sự rạo thành kết tủa
Trong tính toán, ta bỏ qua sự thủy phân của Pb
2+
vì KS của nó rất bé, đặc biệt trong
môi trường axit HI, thật vậy
Pb
2+
+ H
2
O PbOH
+
+ H

+

Nồng độ cân bằng 5.10
-3
-x x x +1,5.10
-1
10
-7,8
x
xx
−
+
=
−
−
3
1
10.5
)10.5.1(
với x<< 5.10
-3
⇒
x = 5,3.10
-10
Vậy [Pb
2+
] = 5,0.10
-3
- x = 5.10
-3

M
Ví dụ 2: Cho khí H
2
S đi qua dung dịch chứa FeCl
2
0,01M và HCl 0,2M đến bão
hòa. Có kết tủa FeS hay không ?
Biết FeS có tích số tan K
S
= 3,7.10
-19
H
2
S có hằng số axit K
a1
=1,0.10
-7
và K
a2
= 1,0.10
-14
Trong dung dịch bão hòa nồng độ của H
2
S là 0,1M
Giải
FeCl
2
→Fe
2+
+2Cl

-
HCl→ H
+
+ Cl
-
[Fe
2+
] = 0,01M
[H
+
] = 0,2M
Khi cho khí H
2
S bão hòa vào dung dịch hỗn hợp gồm FeCl
2
0,01M và HCl
0,2M có các cân bằng sau:
H
2
S HS
-
+ H
+

K
a1
= 1,0.10
-7
HS
-

H
+
+ S
2-
K
a2
= 1,0.10
-14
H
2
S S
2-
+ 2H
+
K= K
a1
.K
a2
=10
-21
Ban đầu 0,1 0 0,2
Cân bằng 0,1-x x 0,2 + x
MSx
x
xx
21221
2
10.5,2][10
1,0
)2,0.(

−−−
==⇒=
−
+
Tích số ion T
i
của Fe
2+
+ S
2-
= 0,01.2,5.10
-21
= 2,5.10
-23
< Ks = 3,7.10
-19
nên không có
kết tủa FeS xuất hiện
7.17.Điều kiện hòa tan kết tủa của chất điện ly ít tan
Quá trình hòa tan này ngược với quá trình tạo kết tủa. Muốn quá trình này xảy ra,
cần làm giảm tích số ion của chất điện ly ít tan xuống đại lượng nhỏ hơn tích số tan
của nó.
Ví dụ, cần nồng độ HCl tối thiểu là bao nhiêu để hòa tan hoàn toàn 0,010 mol CdS.
Cho biết K
S
(CdS) = 10
-26,1
(K
1
.K

2
)
a
của H
2
S là 10
-19,92
và Cd
2+
+ 2Cl
-
CdCl
2

2
β
=
10
2,469
25
Phản ứng hòa tan
CdS (tt) + 2H
+
+ 2Cl
-

+→
2
CdCl
K

H
2
S
Cd
2+
+ S
2-
+2H
+
+2Cl
-
→ Cd
2+
+ 2Cl
-
+ H
2
S (K
1
K
2
)
1
−
a
K= Ka ( K
1
.K
2
)

1
−
a
.
2
β
= 10
-3,69
CdS (tt) + 2H
+
+ 2Cl
-
CdCl
2+
+ H
2
S
Nồng độ cân bằng C- 0,02 C -0,02 0,01 0,01
MC
C
72,0
)02,0(
)01,0(
10
2
2
69,3
=⇒
−
=

−

7.18.Sự thủy phân muối
Đa số các muối khi hòa tan trong nước xảy ra phản ứng trao đ‡i ion của muối với
nước làm pH của nước biền đ‡i. Phản ứng như thế gọi là phản ứng thủy phân
Ví dụ: khi hòa tan CH
3
COONa trong nước, trước tiên xảy ra sự điện ly của muối
CH
3
COONa→ CH
3
COO
-
+ Na
+

Ion CH
3
COO
-
phản ứng trao đ‡i ion với nước
CH
3
COO
-
+ H
2
O
-

CH
3
COOH + OH
-
Đây là phản ứng thủy phân của ion CH
3
COO
-

, phản ứng này giải phóng OH
-
, nên
dung dịch có pH >7,0
 Ba loại muối bị thủy phân
 Muối trung hòa chứa cation của bazơ mạnh và anion của axit yếu ví
dụ : CH
3
COONa, Na
2
CO
3
, Na
2
S. Khi tan trong nước các anion lọai
muối này bị thủy phân giải phóng ra ion OH
-

và dung dịch có pH>7
 Muối trung hòa chứa cation của bazơ yếu và anion của axit mạnh ,
chẳng hạn NH

4
Cl, FeCl
3
, Cu(NO
3
)
2
. Dung dịch các muối này có
pH<7, vì các cation bị thủy phân, giài phóng ra ion H
+
, ví dụ
Fe
3+
+ H
2
O Fe(OH)
2+
+H
+

 Muối trung hòa chứa cation của bazơ yếu và anion của axit yếu như
CH
3
COONH
4
, NH
4
NO
2
. Khi hòa tan trong nước cả cation và anion

đề bị thủy phân . Giá trị của pH của loại muối này phụ thuốc vào sự
thủy phân của cation và anion.
 Muối axit như NaHCO
3
, Na
2
HPO
4
, NaH
2
PO
4
chứa các gốc HCO
3
-
,
HPO
4
2-
, H
2
PO
4
-
là lưỡng tính. Giá trị pH của các dung dịch muối này
phụ thuộc vào bản chất gốc axit.
7.18.1. Dung dịch đệm
Dung dịch đệm là những dung dịch giữ được giá trị pH của mình thay đ‡i không
đáng kể khi ta cho vào dung dịch đó một lượng nhỏ axit hoặc bazơ mạnh hoặc khi pha
K

s
2
β