hoá học điện ly 11 ( về các định nghĩa , bản chất , ph và một số bài toán )

Hóa h ọ
c 11] --- ĐỆ
I N LI
ĐỆ
I N LI
I. CÁC ĐỊ
N H NGH ĨA C ƠB Ả
N:
1. Ch ấ
t đệ
i n li: “Là nh ữ
ng ch ấ
t phân li thành ion d ươ
n g và ion âm khi hoà tan trong n ướ
c.”
* Axit , baz ơ và mu ố
i là các ch ấ
t đệ
i n li .
2. Ch ấ
t không đệ
i n li: “Là nh ữ
ng ch ấ
t tan t ạ
o dung dch
ị không d ẫ
n đệ
i n ”.
R ượ
u , đườ
n g … là các ch ấ

t không đệ
i n li.
3. S ự đệ
i n li: “Là quá trình phân li thành ion d ươ
n g và ion âm c ủ
a ch ấ
t đệ
i n li khi hoà tan”.
II. PH ƯƠ
N G TRÌNH ĐỆ
I N LI: Là ph ươ
n g trình bi ể
u di ễ
n s ự phân li c ủ
a ch ấ
t đệ
i n li theo các
qui t ắ
c.
* Axit : HnA--> nH+ + An* Baz ơ (tan): M(OH)m---> Mm+ + MOH* Mu ố
i (tan): MxAy---> xMm+ + yAn- (m, n l ầ
n l ượ
t là hoá tr ị c ủ
a M, A)
Lư
u ý: Trong ph ươ
n g trình đệ
i n li t ổ
ng đệ
i n tích d ươ

ng = tổ
ng đệ
i n tích âm.
III. B Ả
N CH Ấ
T CỦ
A DUNG D ỊCH CH Ấ
T ĐỆ
I N LI:
1. B ả
n ch ấ
t thu ậ
n nghch:
ị
- Đệ
i n li là m ộ
t quá trình thu ậ
n ngh ịch, vì trong dung dch
ị đồ
n g th ờ
i vớ
i s ự phân li c ủ
a ch ấ
t
đệ
i n li thành ion thì các ion c ũ
ng k ế
t h ợp nhau t ạ
o lạ
i phân t ử ch ấ

t. Do đ
ó có th ể bi ể
u di ễ
n
s ự đệ
i n li b ằ
ng hai m ũ
i tên ng ượ
c chi ề
u.
Na2CO3 ⇌ 2Na+ + CO32- Chất điện li hầu như hoàn toàn : chất điện li mạnh.
Chất chỉ điện li một phần nhỏ khi hoà tan : chất điện li yếu.
- Độ điện li (a): là tỉ số giữa số phân tử tham gia điện li và số phân tử hoà tan ban đầu.
a = X'/X.100 = n´/N 100 = C´/C 100 (%)
* X’ , n’ , C’ : là số phân tử, số mol, nồng độ của chất tham gia điện li.
* X , n , C : là số phân tử, số mol, nồng độ của chất điện li ban đầu trong dung dịch.
a £ 0,03 (3%) : chất điện li yếu, lượng chất bị điện li phụ thuộc vào a.
a > 0,3 (30%) : chất điện li mạnh.
2. Trong dung dịch điện li không thể chứa đồng thời các ion có thể kết hợp nhau tạo thành
chất không tan hoặc dể bay hơi hoặc điện li yếu.
VD: Trong cùng một dung dịch không thể tồn tại đồng thời các ion :
Ag+ và Cl- vì: Ag+ + Cl- --->AgCl (không tan)
Ba2+ và SO42- vì: Ba2+ + SO42- --->BaSO4 (không tan)
Cu2+ và OH- vì: Cu2+ + OH- --->Cu(OH)2 (không tan)
H+ và CO32- hoặc HCO3- vì: H+ + CO32- --->HCO3- (điện li yếu)
H+ + HCO3- --->H2O + CO2 (bay hơi)
H+ và S2- hoặc HS- vì: H+ + S2----> HS- (điện li yếu)
H+ + HS---> H2S (bay hơi)
CH3COO- và H+ vì: CH3COO- + H+---> CH3COOH (điện li yếu)
3. Các qui luật định lượng trong dung dịch điện li:

* Tổng số mol điện tích dương của cation = tổng số mol điện tích âm của anion.
* Tổng khối lượng chất tan trong dung dịch = tổng khối lượng ion trong dung dịch.
VD:
Trong dung dịch (A) có a mol Na+, b mol Fe3+, c mol SO42-, d mol Cl- thì ta có:
Bảo toàn điện tích: (a´1) + (b´3) = (c´2) + (d´1) Û a + 3b = 2c + d
Bảo toàn khối lượng: mhỗn hợp muối khan = (23´a) + (56´b) + (96´c) + (35,5´d)
Û mhỗn hợp muối khan = 23a + 56b + 96c + 35,5d
B. AXIT – BAZƠ
I. CÁC ĐỊNH NGHĨA VỀ AXIT VÀ BAZƠ:
1. Theo Bronsted: “Axit là những hợp chất có khả năng nhường proton”.
“Bazơ là những hợp chất có khả năng nhận proton”.
“Hidroxit lưỡng tính là hidroxit có đồng thời 2 khả năng cho và nhận proton.”
2. Theo Arhenius: “Axit là những chất phân li cho ion H+.”


“Bazơ là những chất phân li cho ion OH-.”
“Hidroxit lưỡng tính là hidroxit vừa phân li cho ion H+,vừa phân li cho ion OH-.”
II. DUNG DỊCH AXIT , DUNG DỊCH BAZƠ:
1. Dung dịch axit: Dung dịch axit là dung dịch chứa ion H+.
Tất cả dung dịch axit đều có chứa H+ nên có những tính chất chung như nhau: vị chua, làm
quì tím đổi sang màu đỏ, tác dụng bazơ, oxit bazơ, tác dụng kim loại mạnh, tác dụng v ới
muối.
2.Dung dịch bazơ: Dung dịch bazơ là dung dịch chứa ion OH-.
Do đó các dung dịch bazơ đều có tính chất chung như: mùi nồng, làm quì tím đổi sang màu
xanh,
phenolphtalein đỏ sang màu hồng, tác dụng axit và oxit axit, tác dụng với dung dịch muối.
III. PHẢN ỨNG AXIT-BAZƠ: Là phản ứng hoá học trong đó có sự cho và nhận proton.
Chú ý: Phản ứng trung hoà là phản ứng giữa dung dịch axit và dung dịch baz ơ v ới ph ương
trình ion
rút gọn dạng: H+ + OH- H2O

IV. PHẢN ỨNG CỦA HIDROXIT LƯỠNG TÍNH:
- Hidroxit lưỡng tính vừa tác dụng dung dịch axit (nhận proton thể hiện tính bazơ) v ừa tác
dụng dung dịch bazơ (nhường proton thể hiện tính axit).
- Các hidroxit lưỡng tính thường gặp là Al(OH)3, Zn(OH)2, Cr(OH)3.
2.1. Nhôm hidroxit Al(OH)3:
* Al(OH)3 tan trong dung dịch axit: Al(OH)3 nhận proton tạo ra muối Al3+, có vai trò là baz ơ
trong phản ứng.
VD: Al(OH)3 + 3HCl AlCl3 + 3H2O
Hoặc: 2Al(OH)3 + 3H2SO4---> Al2(SO4)3 + 6H2O
Phương trình rút gọn:Al(OH)3 + 3H+---> Al3+ + 3H2O
* Al(OH)3 tan trong dung dịch bazơ: Al(OH)3 nhường proton, tạo ra muối Aluminat (AlO2-),
có vai trò là axit trong phản ứng.
VD: Al(OH)3 + NaOH ---> Na[Al(OH)4]
2Al(OH)3 + Ba(OH)2---> Ba[Al(OH)4]2
Phương trình rút gọn: Al(OH)3 + OH- ---> [Al(OH)4]Hoặc Al(OH)3 + NaOH ---> NaAlO2 + 2H2O
2Al(OH)3 + Ba(OH)2 --->Ba(AlO2)2 + 4H2O
Phương trình rút gọn: Al(OH)3 + OH- --->AlO2- + 2H2O
2.2. Kẽm hidroxit Zn(OH)2:
* Zn(OH)2 tác dụng dung dịch axit: Zn(OH)2 nhận proton tạo muối Zn2+, thể hiện tính bazơ
trong phản ứng.
VD: Zn(OH)2 + H2SO4 --->ZnSO4 + 2H2O
Hoặc: Zn(OH)2 + 2HCl ---> ZnCl2 + 2H2O
Phương trình rút gọn: Zn(OH)2 + 2H+ --->Zn2+ + 2H2O
* Zn(OH)2 tác dụng dung dịch bazơ: Zn(OH)2 nhường proton tạo muối Zincat (ZnO22-), thể
hiện tính axit trong phản ứng.
VD: Zn(OH)2 + 2KOH K2[Zn(OH)4]
Zn(OH)2 + Ba(OH)2 Ba[Zn(OH)4]
Phương trình rút gọn: Zn(OH)2 + 2OH- [Zn(OH)4]2Hoặc: Zn(OH)2 + 2KOH---> K2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + Ba(OH)2---> BaZnO2 + 2H2O
Phương trình rút gọn: Zn(OH)2 + 2OH- --->ZnO22- + 2H2O

(Phương trình tươ ng tự với KOH, Ca(OH)2)
Chú ý
** Kim loại và oxit tạo hidroxit lưỡng tính cũng có khả năng tác dụng dung dịch bazơ tạo
muối như hirdoxit lưỡng tính.
2Al + 6H2O + 2NaOH ---> 2Na[Al(OH)4] + 3H2
Al2O3 + 2NaOH + 3H2O ---> 2Na[Al(OH)4]


Zn + 2NaOH + 2H2O ---> Na2[Zn(OH)4] + H2
ZnO + 2NaOH + H2O ---> Na2[Zn(OH)4]
Hoặc: 2Al + 2H2O + 2NaOH ---> NaAlO2 + 3H2
Al2O3 + 2NaOH --->2NaAlO2 + H2O
Zn + 2NaOH ---> Na2ZnO2 + H2
ZnO + 2NaOH ---> Na2ZnO2 + H2O
( Phương trình tương tự với KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2)
** Al(OH)3 và Zn(OH)2 là các axit rất yếu, dễ bị các axit khác đẩy khỏi muối.
Na[Al(OH)4] + HCl vừa đủ Al(OH)3 + NaCl + H2O
Na[Al(OH)4] + CO2 --->Al(OH)3 + NaHCO3
Na2[Zn(OH)4] + HCl vừa đủ---> Zn(OH)2 + 2NaCl + 2H2O
Na2[Zn(OH)4] + 2CO2 --->Zn(OH)2 + 2NaHCO3
NaAlO2 + CO2 + 2H2O ---> Al(OH)3¯ + NaHCO3
NaAlO2 + H2O + HClvừa đủ Al(OH)3¯ + NaCl
Na2ZnO2 + 2CO2 + 2H2O---> Zn(OH)2¯ + 2NaHCO3
Na2ZnO2 + 2HCl + H2O---> Zn(OH)2¯ + 2NaCl
( Phương trình tương tự với K2ZnO2,BaZnO2)
C. CHỈ SỐ ĐÁNH GIÁ MÔI TRƯỜNG DUNG DỊCH. ĐỘ pH
I. NỒNG ĐỘ MOL/LÍT CỦA ION H+ TRONG DUNG DỊCH:
- Dung dịch trung tính ( nước nguyên chất ) có [H+] = 10-7 mol/lít.
- Dung dịch axit có [H+] > 10-7 mol/llít; [H+] càng lớn dung dịch axit càng mạnh.
- Dung dịch bazơ có [H+] < 10-7 mol/lít; [H+] càng nhỏ dung dịch baz ơ càng mạnh.

II. pH CỦA DUNG DỊCH:
1. Đinh nghĩa: “pH là giá trị đánh giá độ axit hoặc bazơ của dung dịch dựa vào [H+]”.
3. Các công thức áp dụng trong bài toán pH:
pH = -lg [H+] ; pOH = -lg[OH-]
Trong một dung dịch bất kỳ ta đều có:
[H+] ´ [OH-] = 10-14 (biểu thức tích số ion)
Nên: pH + pOH = 14 pH = 14 – pOH
4. Ý nghĩa của pH:
Dựa vào giá trị của pH ta xác định được tính chất axit hoặc baz ơ của môi trường (dung
dịch).
- pH = 7 [H+] = 10-7 mol/lít Þ dung dịch trung tính (không làm quì tím đổi màu).
- pH < 7 [H+] > 10-7 mol/lít Þ dung dịch axit (làm quì tím đổi sang màu đỏ).
pH càng nhỏ tính axit của dung dịch càng mạnh.
- pH > 7 [H+] < 10-7 mol/lít Þ dung dịch bazơ (làm quì tím đổi sang màu xanh).
pH càng lớn tính bazơ của dung dịch càng mạnh.
5. Cách xác định pH:
5.1. Dùng chất chỉ thị màu: quì tím, phenolphtalein, metyl da cam …
5.2. Dùng máy đo pH.
III/ BÀI TOÁN TÌM pH: Là các bài toán định lượng [H+] hoặc [OH-].
* Nếu dung dịch axit : tính [H+] Þ pH.
* Nếu dung dịch bazơ : tính [OH-] Þ pOH Þ pH.
D. MUỐI – PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION
I. MUỐI VÀ DUNG DỊCH MUỐI:
1. Muối: “Là những hợp chất phân tử khi phân li cho cation kim loại hoặc NH4+ và anion gốc
axit”.
2. Dung dịch muối:“Là những dung dịch có chứa cation kim loại hoặc NH4+ và anion gốc
axit”.
II. MUỐI AXIT , MUỐI TRUNG HOÀ:
1. Muối trung hoà:“Là những muối trong không có khả năng phân li ra ion H+”.
VD: Na2SO4 ; CaCO3 ; NaCl …

** Muối Na2HPO3 cũng là muối trung hoà vì H3PO3 là một diaxit , với công th ức cấu tạo:


H–O
H – O P = O Þ chỉ có khả năng nhường hai proton.
H
2. Muối axit: “Là những muối có khả năng phân li cho ion H+”.
VD: KHSO4 ; NaHCO3 ; CaHPO3 …
2.1. Muối axit tạo thành do trong phản ứng giữa bazơ v ới các poliaxit tỉ lệ số mol giữa baz ơ
và axit không thoả để axit nhường hết proton.
VD: Phản ứng CO2 với dung dịch NaOH.
Nếu phản ứng có tỉ lệ mol CO2 : NaOH = 1 : 1 thì:
CO2 + NaOH ---> NaHCO3
Nếu phản ứng có tỉ lệ mol CO2 : NaOH = 1 : 2 thì:
CO2 + 2NaOH---> Na2CO3 + H2O
2.2. Muối axit ngoài tính chất của muối còn có tính chất của axit: tác dụng v ới baz ơ nh ường
proton tạo muối trung hoà.
VD:NaHCO3 + NaOH ---> Na2CO3 + H2O
2KHCO3 + 2NaOH ---> K2CO3 + Na2CO3 + 2H2O
Ca(HCO3)2 + Ba(OH)2---> CaCO3 + BaCO3 + 2H2O
3. Muối kép: do nhiều loại muối hợp thành
(KCl.NaCl; 2NaF.AlF3; K2SO4.Al2(SO4)3.24H2O; …)
4. Muối phức: Có cation hoặc anion liên kết với phân tử khác
([Cu(NH3)42+; [Ag(NH3)2]+; …)
III. TÍNH CHẤT CỦA ION TRONG DUNG DỊCH. TÍNH AXIT VÀ BAZƠ CỦA DUNG DỊCH
MUỐI:
1. Sự thuỷ phân của ion: Trong dung dịch, ion của các axit và bazơ có thể bị thuỷ phân, do
đó chúng thể hiện các tính chất khác nhau.
1.1. Cation của bazơ mạnh (Na+;K+;Ca2+;Ba2+) và anion của axit mạnh (Cl-; NO3-;
SO42-):

Là những chất trung tính, chúng không bị thuỷ phânà Dung dịch không làm quỳ tím đổi màu
1.2. Cation của các bazơ yếu (Mg2+ ; Al3+ … ; NH4+):
Là những axit vì chúng bị thuỷ phân tạo ion H+ (nhường proton).--> Dung dịch làm quỳ tím
hóa đỏ
Mn+ + nH2O ⇌ M(OH)n¯ + nH+
NH4+ + H2O ⇌ NH3 + H3O+ hoặc NH4+ ⇌ NH3 + H+
1.3. Anion của các axit yếu (CO32-; S2-; F-; CH3COO-…):
Là những bazơ vì chúng bị thuỷ phân tạo ion OH- (nhận proton).--> Dung dịch làm quỳ tím
hóa màu xanh
An- + nH2O ⇌ HnA + nOH** Chú ý:
- Ion HSO4- là một axit vì phân li hoàn toàn:
HSO4- H+ + SO42- Ion HCO3- ; HS- là các chất lưỡng tính , thể hiện vai trò tuỳ theo môi tr ường.
Trong dung dịch axit hay dung dịch nước chúng nhận proton , là một baz ơ.
HCO3- + H+ H2O +CO2 ; HCO3-+ H2O ⇌ H2CO3 + OH-

HS- + H+ H2S ; HS- + H2O ⇌ H2S + OHTrong dung dịch bazơ chúng nhường proton , là một axit.
HCO3- + OH- CO32- + H2O ; HS- + OH- S2- + H2O
2. Tính axit – bazơ của dung dịch muối:
Do sự thuỷ phân trong dung dịch của các ion đã nêu ở trên mà dung dịch của muối có thể có
tính axit hoặc bazơ.
· Muối tạo bởi bazơ mạnh-axit mạnh: dung dịch trung tính (pH = 7, không đổi màu chất chỉ
thị)


· Muối tạo bởi bazơ mạnh-axit yếu: dung dịch có tính bazơ (pH > 7, làm quì tím hoá xanh và
phenolphtalein hoá hồng.
· Muối tạo bởi bazơ yếu-axit mạnh: dung dịch có tính axit (pH > 7, làm quì tím hoá đỏ).
3. Phản ứng của dung dịch muối của bazơ yếu- axit mạnh với muối của bazơ mạnh-axit yếu:
Tạo muối của axit mạnh – bazơ mạnh + axit yếu + bazơ yếu.
VD: Xét phản ứng dung dịch K2CO3 với dung dịch FeCl3

3K2CO3 + 2FeCl3 + 3H2O ---> 2Fe(OH)3 + 6KCl + 3CO2
Hoặc rút gọn: 3CO32- + 2Fe3+ + 3H2O ---> 2Fe(OH)3 + 3CO2
4. Phản ứng dung dịch muối axit của axit mạnh và muối axit của axit yếu:
Tạo muối trung hoà của axit mạnh – bazơ mạnh và axit yếu.
VD: Cho dung dịch NaHSO4 tác dụng dung dịch Ba(HCO3)2.
2NaHSO4 + Ba(HCO3)2 Na2SO4 + BaSO4 + H2O + CO2
IV. PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION:
1. Định nghĩa:
“Là phản ứng hoá học trong đó các chất tham gia phản ứng trao đổi thành phần ion v ới
nhau”.
2. Điều kiện để phản ứng trao đổi ion xảy ra:
- Chất tham gia phản ứng phải là chất điện li, trừ trường hợp muối không ta của axit yếu tác
dụng axit mạnh.
- Sản phẩm phản ứng có ít nhất 1 chất không tan hoặc bay h ơi hoặc điện li yếu.