Khoá luận tốt nghiệp nghiên cứu xác định hằng số phân ly axit trong một số thuốc thử hữu cơ

TRƯỜNG ĐẠI HỌC sư PHẠM HÀ NỘI 2 KHOA HÓA HỌC
===£Qy3oa===

ĐINH THỊ GIANG

NGHIÊN CỨU XÁC ĐỊNH HẰNG SỐ
PHÂN LY AXIT TRONG MỘT SỐ

THUỐC THỬ Hữu cơ
KHÓA LUẬN TỐT NGHIỆP ĐẠI HỌC
• • • •

Chuyên ngành: Hóa Phân tích
Người hướng dẫn khoa học
ThS. NGUYỄN VĂN ANH

HÀ NỘI - 2015



MỤC LỤC

LỜI CẢM ƠN

Em xin bày tỏ lòng biết ơn sâu sắc tới thầy giáo Thạc Sĩ Nguyễn Văn Anh đã
tận tình dìu dắt và hướng dẫn em trong suốt quá trình thực hiện đề tài nghiên cứu.
Em xin chân thành cảm ơn các thầy cô giáo trong bộ môn Hóa Phân Tích cũng
như trong khoa Hóa -ĐHSPHN2 và gia đình, bạn bè đã nhiệt tình giúp đỡ, tạo điều
kiện thuận lợi cho em để bài khóa luận này được hoàn thành.
Hà Nội, Ngày

tháng 5 năm 2015

Sinh viên thực hiện

Đinh Thị Giang


MỤC LỤC


MỤC LỤC


MỤC LỤC
3.2.1.

Xác định hằng số phân ly axit

củaBromthymol

xanh ở

lực

ion

củaBromthymol

xanh ở

lực

ion

củaBromthymol

xanh ở

lực

ion

1= 0.1 ...31
3.2.2.

Xác định hằng số phân ly axit
I =0,2 ...34

3.2.3.

Xác định hằng số phân ly axit
ĩ=0,4 ....37

3.3.Xác định hằng số phân ly axit

củaBromcresol xanh bằng phương pháp

Bảng 1.1: Giá trị pKa của các axit trong axỉt axetic (CH3 COOH) và trong

MỤC LỤC
Bảng 3.18: Ket quả xử lý thống kê giá trị pKa của Bromcresol xanh ở 1=0,2 43
Bảng 3.19: Ket quả chuẩn độ điện thế dung dịch bromcresol xanh bằng NaOH

Hình 1.1 : Xác định hằng số phân ly axit của Hin bằng phương pháp đồ thị. 15 Hình
1.2: Xác định hằng số phân ly axit bằng phương pháp Thamer - Voigt.18 Hình 1.3:
Xác định hằng số phân ly axỉt của H2L theo phương pháp điện thế Schwarzenbach23


MỞ ĐẦU
1. Lí do chọn đề tài
Axit - bazơ là đặc tính cơ bản của hầu hết các chất trong thiên nhiên. Song,
việc hiếu đầy đủ về bản chất axit - bazơ của các chất là một quá trình tiếp cận lâu
dài. Có nhiều thuyết về axit - bazơ song cho đến nay lý thuyết của Bronsted là đầy
đủ và bao quát hơn cả. Theo thuyết này độ mạnh yếu của axit - bazơ không chỉ phụ
thuộc vào bản chất của axit - bazơ mà còn phụ thuộc vào bản chất dung môi mà các
axit - bazơ hòa tan trong đó. Độ mạnh yếu của axit (hoặc bazơ) trong dung môi xác
định được đánh giá qua đại lượng lực axit (hoặc bazơ) hay còn gọi là hằng số phân
ly axit (hoặc bazơ).
Trong lĩnh vực nghiên cứu cân bằng ion, việc xác định các tham số cân bằng
nói chung và hằng số cân bằng nhiệt động nói riêng là rất cần thiết, bởi vì có biết
chính xác các giá trị hằng số cân bằng thì mới đánh giá chính xác được giá trị pH
cũng như thành phần cân bằng của hệ nghiên cứu. Mặt khác, hiện nay trong các tài
liệu tra cứu vẫn chưa có sự thống nhất về các giá trị hằng số cân bằng.
Trong số các hằng số cân bằng thì hằng số cân bằng axit - bazơ là đại lượng
quan trọng, vì hầu hết các quá trình xảy ra trong dung dịch đều liên quan đến đặc
tính axit - bazơ của các chất. Có nhiều cách xác định đại lượng này, nhưng phương
pháp được dùng nhiều hơn cả là phương pháp chuẩn độ điện thế.
Đe tập dượt nghiên cứu khoa học và tìm hiểu sâu hơn về cách xác định hằng
số phân ly axit bằng phương pháp chuẩn độ điện thế em đã chọn đề tài “ Nghiên

cứu xác định hằng số phân ly axit trong một số thuốc thử hữu cơ”.
Vì điều kiện không cho phép nên em chọn nghiên cứu xác định hằng số phân
ly axit của một số thuốc thử hữu cơ đó là phenolphtalein, bromthymol xanh,
bromcresol xanh.
2. Mục đích nghiên cứu

8


Dựa trên những cơ sở kiến thức về phương pháp chuẩn độ điện thế để xác định
hằng số phân ly axit của một số thuốc thử hữu cơ trong đó thiên về thuốc thử axit bazơ.
3. Nhiệm yụ nghiên cứu
- Tìm hiểu lý thuyết axit - bazơ
- Nghiên cứu các phương pháp xác định hằng số phân ly axit bằng phương
pháp chuẩn độ điện thế
- Xác định được hằng số phân ly axit của các thuốc thử hữu cơ bằng phương
pháp chuẩn độ điện thế và ở 3 lực ion khác nhau: 1=0,1; 0,2; 0,4.
- Xác định hằng số phân ly axit của các thuốc thử hữu cơ Bromthymol xanh,
Bromcresol xanh và Phenolphtalein bằng phương pháp ngoại suy đồ thị ở nhiệt độ
phòng thí nghiệm và ở lực ion bằng không.
4. Đối tượng nghiên cứu
- Khái niệm axit - bazơ.
- Hằng số phân ly axit của Phenolphtalein.
- Hằng số phân ly axit của Bromthymol xanh.
- Hằng số hân ly axit của Bromcresol xanh.
5. Phương pháp nghiên cứu

Phương pháp chuẩn độ điện thế.
CHƯƠNG 1: TÓNG QUAN
1.1.Cân bằng và hoạt độ

1.1.1.

Định luật tác dụng khối lượng
Hằng số cân bằng là đại lượng đặc trưng cho trạng thái cân bằng của quá

trình thuận nghịch, ơ các điều kiện xác định đối với mỗi phản ứng thuận nghịch
hằng số cân bằng K là đại lượng không đổi. Nó không phụ thuộc vào nồng độ các
chất phản ứng, mà chỉ thay đổi khi nhiệt độ, bản chất các chất phản ứng và dung
môi thay đổi.
Hằng số cân bằng nhiệt động biểu diễn mối liên hệ giữa hoạt độ của các ion
tham gia vào cân bằng. Khi sử dụng định luật tác dụng khối lượng, định luật bảo

9


toàn điện tích và các hằng số cân bằng nhiệt động có thể tính toán được những cân
bằng trong dung dịch nhưng để tính toán cần phải biết hệ số hoạt độ của từng ion
riêng biệt ở các lực ion khác nhau. Tất cả những phương pháp để đánh giá chúng
cho đến nay vẫn được xem như là một sự gần đúng. Ket quả của nó được sử dụng
đối với lực ion thấp nghĩa là được xem như một dung dịch lý tưởng.
Thực tế,

hầu hết các hệ là những hệ thực có sai lệch so với hệ lý tưởng, vì

thế
khi biểu diễn

những tính chất nhiệt động của hệ nhất là

khi xác

định những điều
kiện diễn biến của quá trình và điều kiện cân bằng của hệ người ta không thể dùng
nồng độ mà nồng độ được thay thế bằng hoạt độ.
1.1.2.

Hoạt độ và hệ sổ hoạt độ

1.1.2.1.

Định

nghĩa, ỷ nghĩa của hoạt độ và hệ số hoạt độ

Hệ số hoạt độ là đại lượng cho biết sự sai

lệch giữa trạng thái lý tưởng và

trạng thái thực của dung dịch nghiên cứu, đồng thời cho phép thực hiện được các
phép tính nhiệt động cho hệ thực khi giữ nguyên các phương trình nhiệt động cơ
bản dùng cho hệ lí tưởng.
Hoạt độ thường được kí hiệu là a và được đo bằng đơn vị dùng để đo nồng độ.
Hoạt độ liên hệ với nồng độ c bởi hệ thức: a=f.c, trong đó f là hệ số hoạt độ, nó xác
định mức độ ảnh hưởng cùa tương tác giữa các ion với nhau. Trong dung dịch loãng
của chất điện ly yếu, tương tác không đáng kể, hệ số hoạt độ f= 1 và hoạt độ bằng
nồng độ (c=a).
Hệ số hoạt độ phản ánh lực tương tác tĩnh điện giữa các ion trong dung dịch.
Vì vậy hệ số hoạt độ không chỉ phụ thuộc vào nồng độ và điện tích của một ion chất
điện ly trong dung dịch mà còn phụ thuộc vào nồng độ và điện tích của mọi ion có
trong dung dịch (bởi vì mọi ion có trong dung dịch đều tham gia vào tương tác tĩnh

điện

1
0


Lực ion biểu diễn tương tác của các ion trong dung dịch Cj là nồng độ của các
ion i trong dung dịch, Ziđiện tích của các cấu tử, lực ion xác định bằng hệ thức:

Trong các dung dịch có nồng độ loãng (I<0,0001) có thể đánh giá hệ số hoạt độ theo
phương trình gần đúng của Debye - Huckel):

Igft= -AZ;-JĨ
A là hằng số phụ thuộc bản chất của dung môi và nhiệt độ. Trong dung dịch nước ở
25°c có A= 0,5115, vì vậy có thể viết biểu thức trên ở dạng gần đúng:
lgf]= -0,5Z 2n/7
ơ các lực ion cao hơn phải dùng các công thức kinh nghiệm có đưa thêm các số
hạng hiệu chỉnh khác nhau. Ví dụ công thức Davies:

lgf,= - AZ i 2(——ĩj=- 0, 2I) 1 + V/
Trong các trường hợp khác nhau, hoạt độ thường được chuẩn hóa như sau:
-

Trong các dung dịch loãng, hoạt độ của các ion và các phần tử đều bằng
nồng độ mol của chúng (một cách nghiêm ngặt thì hoạt độ chỉ bằng nồng độ
trong dung dịch vô cùng loãng).

-

Trong các dung dịch loãng, hoạt độ của dung môi bằng phân số mol của

dung môi và bằng đơn vị.

-

Các chất rắn hoặc lỏng nguyên chất nằm cân bằng với dung dịch đều có hoạt
độ bằng đơn vị.

-

Các chất khí nằm cân bằng với dung dịch đều có hoạt độ (hoạt áp) bằng áp
suất riêng phấn của mỗi khí.

-

Hoạt độ của mỗi cấu tử trong hỗn hợp chất lỏng gần bằng phân số mol của
từng cấu tử.
- Chấp nhận hệ số hoạt độ của các phân tử trung hòa điện bằng 1.

1.1.2.2. Hệ sổ hoạt độ của các ion riêng biệt

1
1


Mỗi ion đều có hệ số hoạt độ của từng ion riêng biệt nhưng khái niệm hệ số
hoạt độ của từng ion riêng biệt thường được coi là “không có ý nghĩa vật lý”, cho
nên chúng ta thường dùng khái niệm hệ số hoạt độ trung bình.
Mặc dù vậy, khi giải quyết các bài toán có liên quan tới nghiên cứu cân bằng
trong dung dịch, nhiều bài toán của hóa học phân tích, sinh học,... đòi hỏi phải biết
giá trị của các hệ số hoạt độ của từng ion riêng biệt chứ không phải đại lượng trung

bình.
1.2.Khái niệm về axit - bazo’
1.2.1. Định nghĩa
Có nhiều định nghĩa về axit - bazơ. Trước đây định nghĩa của Arrhenius được
sử dụng rộng rãi hơn cả. Theo định nghĩa đó axit là chất khi hòa tan vào nước phân
ly thành ion hidro (H + ) và anion hay gốc axit. Còn bazơ thì phân ly thành ion
hydroxyl (OH ) và cation.
Ví dụ: Axit :

HNO 3

->

HC1
Bazơ:

H+

+

no 3

+

+

cr

H
Na +

NaOH

+

OH‘
+

NH 4OH

NH4

+

OH'

Nhưng định nghĩa này không tổng quát vì chỉ áp dụng cho một số loại chất và
khi dung môi là nước.
Năm 1923, nhà hóa học Đan Mạch Bronsted đã đề nghị một định nghĩa tổng
quát hơn như sau:
Axit là chất có khả năng cho proton (H + ) và bazơ là chất có khả năng nhận
proton (H + ).

1
2


Ví dụ:

Axit: HC1

+

OH'

-»

cr

Bazơ: NaOH

+

->

Na +

+

H20

H+

+

H20

Mỗi axit khi cho một proton thì trở thành bazơ liên hợp với axit đó. Axit và
bazơ đó được gọi là cặp axit - bazơ liên hợp.
Ví dụ: ion cr gọi là bazơ liên hợp của axit HC1.

Mỗi cặp axit - bazơ liên hợp có thê được biểu diễn bằng hệ thức sau:

Proton không có khả năngtồn tại ở trạng thái tự do, vì vậy một sốchất chỉ the
hiện rõ tính axit hay tính bazơ trong môi trường cókhả năng cho hay nhận

proton

Khi hòa tan một axit hay bazơ vào nước thì sẽ có các phản ứng:
Axit

H2o

Bazơ

H3o

Bazơ Ví

H2o

Axit

OH'

H3oH

dụ:
CH3COOH

+

H2o

CH3COO

NH/

+

H2o

NH 3

HS'

+

H2o

s2 '

+

H2o

H2S +

H2o

CH3COOH +

HS'
CH 3 COCT

+

H9o
NH 3 +

NH/

+

+

H 3O h

H3oH
OH‘
OH'
OH'

+

Theo quan niệm cổ điển thì NH 4 không phải là axit và HS’ không phải là bazơ
mà là cation và anion của những muối thủy phân. Nhưng theo định nghĩa Bronsted
thì NH 4 + là axit và HS' là bazơ và phản ứng chính là phản ứng của axit NH/ hay
bazơ HS' với H 20.
Tùy theo bản chất của dung môi, một chất có thể thể hiện tính axit hoặc thể

1
3


hiện tính bazơ.
Lý thuyết Bronsted ra đời là bổ sung quan trọng cho lý thuyết Arrhenius. Lý
thuyết này định nghĩa axit là chất cho H + , bazơ là chất nhận H + . Lý thuyết này mở
rộng rất nhiều các axit và bazơ. Lý thuyết này được dùng nhiều nhất trong thực tiễn.
Đen năm 1923 lý thuyết về axit-bazơ tổng quát hơn lý thuyết Bronsted cũng ra
đời do Gilbert Newton Lewis đề xuất. Ông định nghĩa axit là chất nhận cặp e, và
bazơ là chất cho cặp e. Do đó, một axit Lewis phải có ít nhất một obitan hóa trị
trống để nhận cặp electron, còn một bazơ Lewis phải có ít nhất một nôi electron
chưa liên kết . Từ đây ta thấy định nghĩa axit - bazơ của Lewis bao hàm định nghĩa
của Bronsted Ví dụ 1:
Phản ứng giữa Trifluorua bor và amoniac:
BF 3 + NH 3 F 3B-NH 3BF 3 là phân tử thiếu electron, xung quanh
nguyên tử Bo chỉ mới có 6 electron, khi phản ứng với NH 3 , nguyên tử Bo sẽ đạt
được cơ cấu 8 electron. BF 3 là một chất có ái lực mạnh với các chất cho electron và
do nó là một axit Lewis mạnh.Thuyết axit-bazơ của Lewis cũng giải thích thành
công quá trình hydrat hóa của ion kim loại.
Ví dụ 2:
Al 3 + + 6H 2 0

A1(H 20) 6 + Al 3 +

là chất nhận electron từ nguyên từ oxi của nước là axit và nước là bazơ. Rộng ra hơn
nữa phản ứng giữa một oxit axit và nước, theo thuyết Lewis cũng là một phản ứng
axit - bazơ, trong đó oxit axit là chất nhận một đôi electron nên là axit, nước là chất
cho một đôi electron nên là bazơ.
Qua các ví dụ trên ta thấy định nghĩa axit - bazơ của Lewis là tổng quát hơn

định nghĩa của Arrhenius và Bronsted
1.2.2.

Cường độ của axit và bazơ. Hằng số axỉt KA và hằng số bazơ

KB ì.2.2.1. Hằng số axit KA
Nước là dung môi có thế cho hoặc nhận proton. Một axit khi hòa tan vào nước
sẽ nhường proton cho nước theo phản ứng:


A+

H20

<

B

H 30 +

+

(1.1)

A là axit - B là bazơ liên hợp với A. Công thức H 30 + chỉ proton đã bị hidrat
hóa và được gọi là hidroni hoặc oxoni.
Axit càng mạnh tức là nhường proton cho nước càng nhiều, cân bằng(l.l)
chuyển dịch sang bên phải càng nhiều tức là hằng số cân bằng bằng:
[fi]x[tf 30+] [A]x[H,0]
K

, 1000 =
của cân băng càng
lớn. Nông độ H 2 0 xâp xỉ băng

tương

1o

đối lớn so với nồng độ cân bằng của các ion và phân tử khác trong dung dịch nên có
thể coi như không đổi và ta có thể viết:
Kx[H20] =

[B]x[H 3 0 + ]
(1.2)

K A được gọi là hằng số axit và biếu thị cường độ của axit. Vì K A càng lớn,axit
càng mạnh
Đe thuận tiện cho việc tính toán, người ta còn thường dùng pK A = -lgK A thay
cho K A .
Ví dụ : Axit axetic có pK a =4,75, mạnh hơn axit xianhidric HCN có pKa =
9,40. Các axit mạnh phân li hoàn toàn trong nước(HCl, HNO 3,.) thì K a =+oo
1.2.2.2.

Hằng số bazơ KR
Một bazơ khi được hòa tan trong nước sẽ nhận proton của nước theo phản

ứng:
B+

H20

^ A + OH'

(1.3)

Bazơ càng mạnh, tức là nhận proton của nước càng nhiều hay càng dễ nhận
proton.Cân bằng (1.3) dịch chuyển về bên phải càng nhiều, tức là:
KJA]x[OH-]
[B]x[H20]
của nó càng lớn. Trong các dung dịch, nồng độ loãng, [H 2 OJ được coi là không đổi,


nên ta có thế viết:

Kx[H 2 0] =

[A] X
[OH~ ] [B]

(1.4)

K b được gọi là
hằng số bazơ, biểu
thị cường độ của
bazơ, vì K B càng lớn
thì bazơ càng mạnh.
Người

ta

dùng

thường

pK b =-lgK b

thay cho K b .
Có những axit mà
phân tử chứa hai
hoặc nhiều hơn hai
proton có thể tách ra
trong nước. Những
axit đó gọi là các đa
axit.

Trong

nước

phân tử của các đa
axit phân ly lần lượt
theo từng nấc, ứng
với mỗi nấc có một
hằng số axit.
1.2.3. Các axỉt - bazơ
trong các dung môi
khác nưởc
Tính chất axit
- bazơ của các chất
phụ thuộc vào tính

chất của dung môi


trong đó chúng được
hoà tan. Dựa vào
khả năng trao đổi
proton, có thể chia
các dung môi thành
ba loại chính như
sau:
a. Các

dung

môi có khả năng
proton phân.
Ví dụ : nước ,
amoniac, axit axetic
+ OH'

2H 2 0

Các dung môi thuộc
loại này chia thành

H3o+

ba phân nhóm:
- Các

dung

môi có khả năng cho
và nhận proton như
nước, rượu,...
- Những dung
môi ái proton là các
dung môi thể hiện
chủ yếu tính bazơ
như amoniac lỏng,
dimetylflomamit...
- Những dung
môi thể hiện chủ
yếu tính axit như


axit

axetic,

axit

fomic...
b. Các

dung

môi không có khả
năng

proton

phân

nhưng có thể hiện
proton như piridin,
axeton. Phân tử của
những dung môi loại
này chứa nguyên tử
nitơ(N),
(O)

hoặc

oxi

có

cặp

còn

electron tự do dễ
nhận proton nên thể
hiện tính bazơ.
c. Các

dung

môi trơ: là các dung

môi không có khả
năng cho hoặc nhận
proton,

không

có

khả năng tham gia
phản úng trao đổi
proton.
Ví dụ: bezen,
clorofom.
Cân bằng axit
- bazơ xảy ra do sự
phân ly các phân tử
axit - bazơ thành


các ion. Do đó khả
năng ion hóa của
các dung môi có vai
trò quan trong đối
với các cân bằng
axit

-

bazơ.

Khả

năng ion hóa của
một dung môi đặc
trưng bằng hằng số
điện


môi của nó.
Bronsted

đã

phân loại các dung
môi dựa vào ba tính
chất của chúng là
khả năng ion hóa,
khả

năng

cho

proton (tính axit) và
khả

năng

nhận

proton (tính bazơ).
Tính

axit

-

bazơ của các chất
phụ thuộc vào tính
chất của các dung
môi dùng đê hòa tan
chúng.
Thậm chí có
những chất là axit
trong dung môi này
nhung lại là bazơ
trong

dung

khác.
Đe đặc
trưng cho
cường độ của
các axit và
bazơ trong các
dung môi khác
nước, người ta

môi

dùng đại
lượng hằng số
axit - hằng số
bazơ.
Ví dụ: Đối với axit
HA trong dung môi
S:

SH+
+
A'

HA + s

7777:

(HA)
Đối với bazơ
trong dung môi S:

SH

B + s <- BH+ +

-9Đối với một
cặp axit - bazơ liên
hợp trong dung môi
tự proton phân tích

số của hằng số axit
và hằng số bazơ
bằng tích số ion của
dung môi.
K a .K b = K s
Hay:

pK a

+

pK b = pK s Trong đó:


K s là tích số ion của
dung môi.
Cũng

như

trong nước, trong
các dung môi khác
nước, một axit hoặc
một

bazơ

càng

mạnh có K a hoặc K b

càng lớn.
Dung môi axit
là những dung môi
có khả năng cho
proton của mình. Vì
vậy trong các dung
môi đó số chất thể
hiện tính axit giảm,
số chất thể hiện tính
bazơ tăng lên.
Ví dụ: Trong
axit axetic nguyên
chất

thì

các

cacboxylic

axit

không

thế hiện tính axit các axit mạnh trong
nước lại trở thành
các axit yếu trong
dung môi này (có
pK a

từ

3

-1

).

Nguyên nhân có sự


giảm về cường độ
axit đó là do tính
bazơ yếu và khả
năng ion hoá thấp
của CH3COOH ( £ =
6,13).
Khả năng ion
hoá của dung môi
ảnh hưởng lớn đến
tính axit của

các

chất.
Ví

dụ:

Axit

fomic tuy có tính
axit mạnh hơn axit
axetic nhưng lại ít
làm giảm cường độ
của các axit vô cơ
hơn axit axetic. Vì
axit fomic có khả
năng ion hoá chất
tan cao hơn ( £ =
57).
Bảng

1.1:

Giá

trịpKa của các axit
trong

axít

axetỉc

(CH3COOH) và trong
xit

ic

axitfomic (HCOOH).

pK a trong HCOOH
0,28

pK a trong CH 3 OOH
5,80


ric

0,98

8,85

ic

0,85

8,20

iđric

-

6,47

-

9,38
Những chât
khi ở trong nước

thê hiện tính bazơ
yêu hay không thê
hiện tính bazơ, có
thể trở thành bazơ
mạnh

hay

yếu

trong các dung môi
axit.

Trong

các

dung môi có tính
axit cao và có khả
năng ion hoá cao
thì tính bazơ của
các chất tan trong
đó tăng mạnh.
Bảng 1.2: Các giá
trịpKb của các bazơ
trong nước và trong
các dung môi khác
nước
Bazơ

din
tylamin

pK b
Trong

Trong

Trong

Trong

H2o

HCOOH

CH3COOH

C 2H 5 COOH

8,35

0,27

4,45

9,68

3,02

0,58

4,5

9,54


icolin

7,52

-

4,32

9,51

eriđin

2,80

-

4,4

9,50

6,9

10,87

13,82

1,10

Ảnh hưởng của các dung môi có tín 1 bazơ thì ngược ại. Vì những dun
này có khả năng
nhận

proton

nên

trong môi trường
của

những

dung

môi đó số chất the
hiện tính axit tăng
lên, còn số chất thế
hiện

tính

bazơ

giảm đi.

Trong

các

dung môi có tính
bazơ, cường độ của
các axit yếu tăng
lên, nhiều axit yếu
trở thành axit mạnh.
Giá trị pKa của đa
số các axit trong
amoniac lỏng biến
thiên trong giới hạn
từ 2,5 - 4,4. Đồng
thời vói tính bazơ
thì khả năng ion
hoá cũng ảnh hưởng
tới cường độ axit và
bazơ.