Qui luật chung về sự hòa tan trong nước của các muối và hidroxit

Các bạn thân mến,
Chúng tơi cố gắng chuyển kiểu chữ VNI Times qua unicode, nhưng nếu khơng chuyển kịp thì xin các bạn hãy
download font VNI Times để đọc đỡ. Xin cám ơn. Vietsciences />
Chương trình Hóa học
Chuần bị thi vơ Đại học: Số oxi hóa khử
Phản ứng oxi hóa khử
Thế điện hóa chuẩn
Các phương pháp cân bằng phản ứng oxi hóa khử


Quy luật chung về sự hòa tan trong nước các muối và hydroxyd

IV.QUI LUẬT CHUNG VỂ SỰ HỊA TAN TRONG
NƯỚC CỦA CÁC MUỐI VÀ HIDROXIT THƯỜNG GẶP


Các qui luật thực nghiệm về sự hòa tan này giúp biết được muối hay bazơ (baz, base) nào có
thể hòa tan trong nước tạo dung dịch, muối hay bazơ nào khơng tan (kết tủa, trầm hiện, coi
như khơng tạo dung dịch). Điều này để chúng ta biết phản ứng trao đổi hay phản ứng trong
dung dịch có thể xảy ra hay khơng (như muối với muối, muối với bazơ, kim loại với dung
dịch muối,…).

1. Tất cả các muối N
itrat (NO
3
-
), Axetat (CH
3
COO
-
), Clorat (ClO

3
-
)
đều
tan.


Thí dụ: AgNO
3
, Pb(NO
3
)
2
, Zn(CH
3
COO)
2
, Fe(CH
3
COO)
3
, KClO
3
, Ca(ClO
3
)
2
,
Pb(CH
3

COO)
2
, Al(NO
3
)
3
tan được trong nước tạo dung dòch.

2. Tất cả các muối
Natri (Na
+
), Kali (K
+
), Amoni (Amonium, NH
4
+
) tan.


Thí dụ: NaCl, K
2
CO
3
, (NH
4
)
2
SO
4
, Na

2
SO
3
, K
2
S, (NH
4
)
2
C
2
O
4
, K
2
SO
3
, Na
3
PO
4

tan được trong nước tạo dung dòch.

3. Hầu hết các muối
Clorua (Cl
-
)
,
Bromua (Br

-
)
,
Iua (I
-
)

tan
. Nhưng các muối
Clorua, Bromua, Iua sau đây không tan ( ): Bạc (Ag
+
), Chì (Pb
2+
), Đồng(I) (Cu
+
), Thủy ngân (I) (Hg
2
2+
).

Thí dụ: AlCl
3
, CuCl
2
, ZnBr
2
, FeI
2
, MgCl
2

, HgCl
2
, CuBr
2
, BaI
2
, FeCl
3
, ZnCl
2

tan. AgCl, PbCl
2
, CuCl, Hg
2
Cl
2
, AgBr, AgI không tan ( ).

4. Hầu hết các muối
Sunfat (SO
4
2-
) tan
. Nhưng các muối Sunfat sau đây không tan:
Bari (Ba
2+
), Stronti (Sr
2+
), Chì (Pb

2+
). Các muối Sunfat sau đây tan ít: Canxi
(Ca
2+
),

Bạc (Ag
+
), Thủy ngân (I) (Hg
2
2+
).

Thí dụ: ZnSO
4
, Al
2
(SO
4
)
3
, CuSO
4
, HgSO
4
, FeSO
4
, Fe
2
(SO

4
)
3
, MgSO
4
, (NH
4
)
2
SO
4
,
Cr
2
(SO
4
)
3
, K
2
SO
4
tan.
BaSO
4
, SrSO
4
, PbSO
4
không tan.

CaSO
4
, Ag
2
SO
4
, Hg
2
SO
4
tan ít (tan vừa phải).

5. Hầu hết các muối
Sunfua (S
2-
)
không tan. Nhưng các muối Sunfua sau đây tan:
của kim loại kiềm [ Liti (Li
+
), Natri (Na
+
), Kali (K
+
), Rubiđi (Rb
+
), Xezi (Cs
+
),

Franxi (Fr

+
) ], của kim loại kiềm thổ [ Canxi (Ca
2+
), Stronti (Sr
2+
), Bari (Ba
2+
),
Ri (Ra
2+
) ] và Amoni (NH
4
+
).

Thí dụ
: CuS, ZnS, Ag
2
S, FeS, HgS không tan;
Na
2
S, K
2
S, CaS, BaS, (NH
4
)
2
S tan.

Lưu ý

L.1. Các muối Sunfua kim loại hóa trò 3 như
Al
2
S
3
, Fe
2
S
3
, Cr
2
S
3
không hiện diện trong
nước
. Trong nước chúng bò thủy phân hoàn toàn tạo hiđroxit kim loại kết tủa ( ) và
khí H
2
S bay ra.

L.2. Do đó, nếu có phản ứng nào tạo các muối Sunfua kim loại trên trong dung dòch nước,
thì thực tế là thu được hiđroxit kim loại tương ứng kết tủa và khí H
2
S bay ra.

Thí dụ:
2AlCl
3
+ 3Na
2

S Al
2
S
3
+ 6NaCl
Al
2
S
3
+ 6H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3H
2
S

2AlCl
3
+ 3Na
2
S + 6H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3H
2
S + 6NaCl

Cr

2
(SO
4
)
3
+ 3K
2
S Cr
2
S
3
+ 3K
2
SO
4

Cr
2
S
3
+ 6H
2
O 2Cr(OH)
3
+ 3H
2
S

Cr
2

(SO
4
)
3
+ 3K
2
S + 6H
2
O 2Cr(OH)
3
+ 3H
2
S + 3K
2
SO
4


2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
S Fe
2
S
3
+ 6NaNO
3

Fe
2
S
3
+ 6H
2
O 2Fe(OH)
3
+ 3H
2
S

2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
S + 6H
2
O 2Fe(OH)
3
+ 3H
2
S + 6NaNO
3

6. Hầu hết các muối
Cacbonat (CO

3
2-
), Sunfit (SO
3
2-
), Silicat (SiO
3
2-
), Photphat

(PO
4
3-
), Oxalat (
-
OOC-COO
-
, C
2
O
4
2-
)

không tan
. Nhưng các muối Cacbonat,
Sunfit, Silicat, Photphat, Oxalat sau đây tan: của kim loại kiềm (Na
+
, K
+

, Rb
+
, Cs
+
,
Fr
+
), của Amoni (NH
4
+
).

Thí dụ:
CaCO
3
, BaSO
3
, FeCO
3
, MgSiO
3
, Ag
3
PO
4
, CaC
2
O
4
, PbCO

3
, ZnSO
3
, Al
2
(SiO
3
)
3
, FePO
4
,
CuC
2
O
4
, Ca
3
(PO
4
)
2
không tan.
Na
2
CO
3
, K
2
SO

3
, (NH
4
)
2
C
2
O
4
, K
3
PO
4
, Na
2
SiO
3
, K
2
CO
3
tan.

Lưu ý
L.1. Li
2
CO
3
, Li
3

PO
4
tan ít.

L.2. Các muối Cacbonat kim loại hóa trò 3 như
Al
2
(CO
3
)
3
, Fe
2
(CO
3
)
3
, Cr
2
(CO
3
)
3
không

hiện diện trong nước
. Trong nước chúng bò thủy phân hoàn toàn tạo hiđroxit kim
loại tương ứng kết tủa và khí CO
2
bay ra. Do đó, nếu có phản ứng nào các muối

Cacbonat trên trong dung dòch nước thì thực tế là thu được Hiđroxit kim loại kết tủa
và khí CO
2
thoát ra.

Thí dụ
:
Al
2
(SO
4
)
3
+ 3K
2
CO
3
Al
2
(CO
3
)
3
+ 3K
2
SO
4

Al
2

(CO
3
)
3
+ 3H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3CO
2


Al
2
(SO
4
)
3
+ 3K
2
CO
3
+ 3H
2
O 2Al(OH)
3
+ 3CO
2
+ 3K
2

SO
4


2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
CO
3
Fe
2
(CO
3
)
3
+ 6NaNO
3

Fe
2
(CO
3
)
3
+ 3H
2
O 2Fe(OH)

3
+ 3CO
2


2Fe(NO
3
)
3
+ 3Na
2
CO
3
+ 3H
2
O 2Fe(OH)
3
+ 3CO
2
+ 6NaNO
3


2CrCl
3
+ 3K
2
CO
3
Cr

2
(CO
3
)
3
+ 6KCl
Cr
2
(CO
3
)
3
+ 3H
2
O 2Cr(OH)
3
+ 3CO
2


2CrCl
3
+ 3K
2
CO
3
+ 3H
2
O 2Cr(OH)
3

+ 3CO
2
+ 6KCl

7. Tất cả các muối
Cacbonat axit (HCO
3
-
)
,
Sunfit axit (HSO
3
-
)
,
Aluminat (AlO
2
-
)

Zincat (ZnO
2
2-
)

tan
.

Thí dụ: NaHCO
3

, Ca(HCO
3
)
2
, Ba(HCO
3
)
2
, KHSO
3
, Ca(HSO
3
)
2
, Ba(HSO
3
)
2
, NaAlO
2
,
Ba(AlO
2
)
2
, K
2
ZnO
2
, BaZnO

2
tan.

8. Hầu hết
Hiđroxit (OH
-
) kim loại không tan
. Nhưng các Hiđroxit sau đây tan: của
kim loại kiềm (Li
+
, Na
+
, K
+
, Rb
+
, Cs
+
, Fr
+
),
Bari (Ba
2+
)
, Amoni (NH
4
+
). Các
Hiđroxit sau đây tan ít: Canxi (Ca
2+

), Stronti (Sr
2+
).

Thí dụ: Al(OH)
3
, Cu(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
, Zn(OH)
2
, Mg(OH)
2
, Cr(OH)
3
,
Ni(OH)
2
không tan.
NaOH, KOH, Ba(OH)
2
, NH
4
OH tan.
Ca(OH)
2
, Sr(OH)

2
tan ít.
Lưu ý

L.1. Có một số Hiđroxit kim loại không bền. Đó là: AgOH, CuOH, Hg(OH)
2
. Chúng dễ bò
phân tích tạo Hiđroxit kim loại và nước (H
2
O). Do đó nếu có phản ứng nào tạo các
chất trên thì thực tế là thu được Oxit kim loại tương ứng và nước.



Thí dụ: 2AgNO
3
+ 2NaOH 2AgOH
↓
+ 2NaNO
3

+ 2AgOH
↓
Ag
2
O
↓

+ H
2

O
(Không bền) Bạc oxit

⇒ 2AgNO
3
+ 2NaOH Ag
2
O↓ + H
2
O + 2NaNO
3


HgCl
2
+ 2NaOH Hg(OH)
2
↓ + 2NaCl
+ Hg(OH)
2
HgO↓ + H
2
O

(Không bền) Thủy ngân (II) oxit


⇒ HgCl
2
+ 2NaOH HgO↓ + H

2
O + 2NaCl

L.2. Các qui luật về sự hòa tan trên chỉ
tương đối
mà thôi vì còn nhiều ngoại lệ khác nữa.
Và thực ra
không muối nào lại không tan trong nước, không tan nhiều thì tan ít
mà thôi
. Người ta qui ước, 100 gam nước hòa tan được nhiều hơn 10 gam một chất
(độ tan của chất này lớn hơn 10 gam) thì chất này được coi là tan nhiều trong nước
(muối tan); 100 gam nước hòa được khoảng 1 gam một chất (độ tan của chất này
khoảng 1 gam) thì chất này được coi là tan ít trong nước (tan vừa phải); Còn 100 gam
nươc hòa tan ít hơn 0,01 gam một chất (độ tan nhỏ hơn 0,01 gam) thì chất này được
coi là không tan trong nước (kết tủa, nếu là chất rắn).

Thí du
ï:
100g nước hòa tan được tối đa 35,9 gam NaCl (ở 20
o
C), nên NaCl là một muối tan (tan
nhiều trong nước).
100 gam nước hòa tan được tối đa 0,2 gam CaSO
4
(ở 30
0
C), nên CaSO
4
là một muối tan ít
(tan vừa phải trong nước).

100 gam nước hòa tan được tối đa 0,0002 gam BaSO
4
(ở 20
0
C), nên BaSO
4
là một muối
không tan (tan rất ít trong nước, coi như không tan).

L.3.
Độ tan
của một
chất rắn hay lỏng
là bằng
số gam tối đa chất đo
ù hòa tan được
trong
100 gam nước
ở một nhiệt độ xác đònh (khi không nói nhiệt độ hiểu ngầm là
ở nhiệt độ thường, 25
0
C) để tạo
dung dòch bão hòa
chất tan đó trong dung môi
nước.

Sau đây là độ tan của một số chất ở 20
0
C (Số gam chất tan hòa tan tối đa trong 100g H
2

O ở
20
0
C)




Hóa chất Độ tan
(g/100g

H
2
O)
Hóa chất Độ tan
(g/100g H
2
O)
K
2
CO
3
110 Ag
2
SO
4
0,79
CuSO
4
36,2 Ca(OH)

2
0,19
KBr 65,8 CaSO
4
0,2
NH
4
Cl 37,6 Li
2
CO
3
1,5
CuS 0,00003 Fe(OH)
2
0,00015
CaCO
3
0,0014 AgCl 0,00009
AgNO
3
219,2 Hg
2
SO
4
0,06

Như vậy K
2
CO
3

, CuSO
4
, KBr, NH
4
Cl, AgNO
3
là các muối tan.
Ag
2
SO
4
, Ca(OH)
2
, CaSO
4
, Li
2
CO
3
, Hg
2
SO
4
là các chất tan ít.
CaCO
3
, CuS, Fe(OH)
2
, AgCl là các chất không tan.

Bài tập 13 (Tuyển sinh ĐH Cần Thơ 7/2000)
Cho các cặp hóa chất sau đây hòa tan vào nước:
(1) NaHCO
3
và CaCl
2

(2) Na
2
CO
3
và AlCl
3

(3) MgCl
2
và NaOH
(4) NH
4
Cl và KOH
Cặp nào tồn tại, cặp nào không tồn tại trong dung dịch?. Viết phản ứng (nếu có).

Bài tập 13’ (Bộ đề TSĐH môn Hóa)
Có ba ống nghiệm, đựng ba dung dòch. Mỗi ống chứa hai cation và hai anion (không trùng
lặp) trong các cation và anion sau đây: NH
4
+
, Na
+
, Ag

+
, Ba
2+
, Mg
2+
, Al
3+
và Cl
-
, Br
-
, NO
3
-
,
SO
4
2-
, PO
4
3-
, CO
3
2-
. Hãy xác đònh các cation và anion trong mỗi dung dòch.

Bài tập 14
Cho các cặp hóa chất sau đây hòa tan vào nước. Cặp nào hiện diện được trong dung dòch,
cặp nào không? Tại sao? Viết phản ứng xảy ra, nếu có.
(a) CuSO

4
, KOH
(b) NaOH , BaCl
2

(c) AgNO
3
, K
2
SO
3

(d) FeCl
3
, Na
2
CO
3

(e) AlBr
3
, ZnSO
4

(f) KNO
3
, CuS
(g) HNO
3
, KOH

(h) KHSO
4
, NaHCO
3


Bài tập 14’
Cho các cặp hóa chất sau đây vào nước. Cặp nào tồn tại tạo dung dòch, cặp nào không?
Giải thích. Viết phản ửng xảy ra (nếu có).
(a) AlCl
3
, K
2
S (f) KOH , Na
2
CO
3

(b) Al
2
(SO
4
)
3
, Cu(NO
3
)
2
(g) Pb(NO
3

)
2
, FeCl
3

(c) Mg(CH
3
COO)
2
, Ba(OH)
2
(h) CaCO
3
, NaOH
(d) Al(NO
3
)
3
, K
2
CO
3
(i) Ba(OH)
2
, K
2
SO
4

(e) CuSO

4
, AlBr
3
(j) KClO
3
, (NH
4
)
2
SO
4




V.
TRẠNG THÁI CÁC CHẤT ĐIỆN LY TRONG NƯỚC. CÁC
AXIT, BAZƠ MẠNH, YẾU

V.1. Chất điện ly

Chất điện ly
là chất có thể
phân ly thành ion trong dung dòch
(dung môi là nước) (Chất
điện ly cũng có khả năng phân ly thành ion khi nóng chảy).

Chất điện ly gồm các
muối

tan
, các
axit tan
, các
bazơ tan
.

Thí dụ: NaCl, K
2
SO
4
, HCl, H
2
SO
4
, NaOH, Ba(OH)
2
, CH
3
COOH, NH
3


NaCl
dd
Na
+
+ Cl
-

K
2
SO
4

dd
2K
+
+ SO
4
2-


HCl
dd
H
+
+ Cl
-


H
2
SO
4

dd
H
+

+ HSO
4
-


NaOH
dd
Na
+
+ OH
-


Ba(OH)
2

dd
Ba
2+
+ 2OH
-


CH
3
COOH
dd
CH
3
COO

-
+ H
+


NH
3
+ H
2
O NH
4
+
+ OH
-



V.2. Chất không điện ly

Chất không điện ly
là chất
không ly thành ion trong dung dòch
. Hầu hết các chất là
không điện ly, trừ muối, axit, bazơ tan.

Thí dụ:
Glucozơ (Glucose, C
6
H
12

O
6
), Saccarozơ (Saccarose, C
12
H
22
O
11
), Benzen (C
6
H
6
), Rượu
etylic (C
2
H
5
OH), Brom (Br
2
), Thủy ngân (Hg), Axeton (Aceton, CH
3
-CO-CH
3
),
Đietyl ete (CH
3
-CH
2
-O-CH
2

-CH
3
) là các chất không điện ly.

Trong thực tế, để biết một chất có phải là chất điện ly hay không thì ta xét xem
dung dòch
được tạo bởi chất này trong nước có dẫn điện hay không
. Nếu dung dung dòch dẫn điện
được thì đó là chất điện ly; còn dung dòch không dẫn điện thì đó là chất không điện ly.

V.3. Chất điện ly mạnh

Chất điện ly mạnh
là chất
phân ly hoàn toàn thành ion trong dung dòch
. Nghóa là nếu
có bao nhiêu phân tử chất điện ly mạnh hòa tan trong nước tạo dung dòch thì có bấy nhiêu
phân tử này phân ly hết thành ion. Chất điện ly mạnh hiện diện ở dạng ion trong dung dòch,
không hiện diện dạng phân tử.

Chất điện ly mạnh gồm các muối tan, các axit mạnh, các bazơ mạnh.

Thí du
ï:
KNO
3
, Na
2
CO
3

, CuCl
2
, HNO
3
, HCl, H
2
SO
4
, NaOH, KOH, Ca(OH)
2
, Ba(OH)
2
là các chất
điện ly mạnh.
KNO
3

dd
K
+
+ NO
3
-


HNO
3

dd
H

+
+ NO
3
-


KOH
dd
K
+
+ OH
-

H
2
SO
4

dd
H
+
+ HSO
4
-

V.4. Chất điện ly yếu

Chất điện ly yếu
là chất chỉ
phân ly một phần thành ion trong dung dòch

. Chất điện ly
yếu phần lớn hiện diện dạng phân tử trong dung dòch.

Chất điện ly yếu gồm các axit yếu, các bazơ yếu.
Thí dụ:

CH
3
-COOH, NH
3
, CH
3
-NH
2
, HCN là các chất điện ly yếu.

CH
3
-COOH CH
3
-COO
-
+ H
+


NH
3
+ H
2

O NH
4
+
+ OH
-

CH
3
-NH
2
+ H
2
O CH
3
-NH
3
+
+ OH
-


HCN
dd
H
+
+ CN
-


Axit xianh

iđric

V.5. Sau đây là một số axit mạnh:

HNO
3

Axit nitric

H
2
SO
4

Axit sunfuric (Acid sulfuric)

HCl

Axit clohiđric (Acid clorhidric)

HBr Axit bromhiđric
HI Axit iothiđric (Acid iodhidric)
HClO
3
Axit cloric
HClO
4
Axit pecloric
H
2

Cr
2
O
7
Axit đicromic
H
2
CrO
4
Axit cromic
HMnO
4
Axit pemanganic (Acid permanganic)

V.6. Sau đây là một số bazơ mạnh thường gặp:

Hiđroxit (Hidroxid) của kim loại kiềm
,
kiềm thổ
là các
bazơ mạnh
.

LiOH Liti hiđroxit
NaOH

Natri hiđroxit

Ca(OH)
2

Canxi hiđroxit

KOH

Kali hiđroxit
Sr(OH)
2
Stronti hiđroxit
RbOH Rubiđi hiđroxit
Ba(OH)
2

Bari hiđroxit

CsOH Xezi hiđroxit (Ra(OH)
2
Ri hiđroxit)
(FrOH Franxi hiđroxit)

V.7. Sau đây là một số axit yếu:

+ Tất cả axit hữu cơ [ R-COOH, R(COOH)
n
] đều là axit yếu.

Thí dụ:
H-COOH (Axit fomic), CH
3
-COOH (Axit axetic), CH

2
=CH-COOH
(Axit acrilic), HOOC-COOH (Axit oxalic) là các axit yếu.

+ Các axit vô cơ yếu như:


H
2
CO
3

Axit cacbonic

H
2
SO
3

Axit sunfurơ


H
2
S

Axit sunfuahiđric
HNO
2
Axit nitrơ

HClO Axit hipoclorơ HClO
2
Axit clorơ
H
2
SiO
3
Axit silicic HCN Axit xianhiđric
HF Axit flohiđric
HAlO
2
.H
2
O
[ Al(OH)
3
] Axit aluminic
H
2
ZnO
2
[ Zn(OH)
2
] Axit zincic HCrO
2
.H
2
O [ Cr(OH)
3
] Axit Cromơ

H
2
BeO
2
[ Be(OH)
2
] Axit berilic

V.8. Sau đây là một số
bazơ yếu
:


Hiđroxit kim loại khác kim loại kiềm, kiềm thổ (bazơ không tan)
đều là
bazơ


yếu
, như:

Al(OH)
3
, Cu(OH)
2
, Fe(OH)
2
, Fe(OH)
3
, Mg(OH)

2
, Zn(OH)
2
, Cr(OH)
2
,
AgOH , Cr(OH)
3
, Ni(OH)
2
, Pb(OH)
2
.
-
Amoniac
(NH
3
)
- Các
amin
(R-NH
2
, R-NH-R’, R-N-R’’) như:
CH
3
-NH
2
(Metylamin), C
6
H

5
-NH
2

R’
(Anilin), CH
3
-CH
2
-NH
2
(Etylamin), CH
3
-NH-CH
3
(Đimetylamin), (CH
3
)
3
N (Trimetylamin).

V.9. Độ điện ly (α)

Độ điện ly
là một đại lượng cho biết khả năng phân ly thành ion của một chất điện ly trong
dung dòch. Độ điện ly bằng
tỉ số giữa số phân tử chất điện ly thực sự phân ly thành ion
trên tổng số phân tử chất điện ly này hòa tan trong dung dòch lúc đầu.

Số phân tử chất điện ly thực sự phân ly thành ion Số mol chất điện ly thực sự phân ly thành ion
α = =

Tổng số số phân tử chất điện ly này hòa tan trong dung dòch Tổng số số mol chất điện ly này hòa tan trong dung dòch


0 ≤ α

≤ 1
α = 0: chất không điện ly.
α = 1: chất điện ly mạnh, phân ly hoàn toàn thành ion trong dung dòch.
Độ điện ly càng lớn (α → 1): Chất điện ly càng mạnh.
Độ điện ly càng nhỏ (α→ 0): Chất điện ly càng yếu.

Độ điện ly α còn có ý nghóa: cứ 1 mol chất điện ly hòa tan trong dung dòch lúc đầu thì
có α mol chất điện ly này phân ly thành ion và còn lại (α - 1) mol chất điện ly này
không phân ly.

Độ điện ly phụ thuộc vào các yếu tố:

- Bản chất của chất điện ly.
- Bản chất của dung môi. Dung môi nước là dung môi rất phân cực, hỗ trợ cho sự
phân ly ion (α lớn trong dung môi nước). Các dung môi hữu cơ không phân cực
hay kém phân cực ít hỗ trợ sự phân ly ion (α nhỏ hơn trong dung môi hữu cơ).

- Nhiệt độ. Trong đa số trường hợp khi nhiệt tăng thì độ điện ly tăng. Vì sự phân ly
ion coi như sự cắt đứt liên kết, mà sự cắt đứt liên kết thu nhiệt, nên nhiệt độ tăng thì
hỗ trợ sự cắt đứt liên kết, nên độ điện ly trong đa số trường hợp tỉ lệ thuận với nhiệt
độ. Tuy nhiên trong sự phân ly ion còn có quá trình solvat – hóa (hiđrat – hoá nếu là

dung môi nước) ion, mà sự solvat – hóa thì tỏa nhiệt, nên trong một số trường hợp
độ điện ly tỉ lệ nghòch với nhiệt độ. Nói chung, độ điện ly phụ thuộc vào nhiệt độ.
Tùy thuộc vào năng lượng ion – hóa, năng lượng solvat – hóa mà độ điện ly tỉ lệ
thuận hoặc tỉ lệ nghòch với nhiệt độ.

- Nồng độ.
Độ điện ly tỉ lệ nghòch với nồng độ dung dòch chất điện ly
. Nghóa là
dung dòch loãng (nồng độ nhỏ) thì độ điện ly lớn; Còn trong dung dòch đậm đặc
(nồng độ lớn ) thì độ điện ly nhỏ. (Đònh luật Oswald)

Thí dụ:

CH
3
-COOH trong dung dòch CH
3
-COOH 2M có độ điện ly nhỏ hơn so với trong dung
dòch CH
3
-COOH 1M.

Với dung dòch CH
3
-COOH 0,1M ở 25
0
C có độ điện ly là 1,3%.
α = 1,3% =
013,0
1000

13
100
3,1
==
. Hiểu là cứ 1000 phân tử CH
3
-COOH hòa tan trong
nước lúc đầu thì có 13 phân tử CH
3
-COOH đã phân ly thành ion, còn lại 1000 - 13 =
987 phân tử không phân ly. Hay cứ 100 mol CH
3
-COOH hòa tan trong nước lúc đầu thì
có 1,3 mol CH
3
-COOH đã phân ly thành ion, còn lại 100 - 1,3 = 98,7 mol CH
3
-COOH
ở dạng phân tử. Hay cứ 1 mol CH
3
-COOH hòa

tan trong nước thì có 0,013 mol chất
điện ly ấy phân ly thành ion và còn lại 1 - 0,013 = 0,987 mol CH
3
-COOH chưa phân ly.
Bài tập 15
a.
Công thức tính pH của một dung dòch là: pH =
]lg[

][
1
lg
+
+
−= H
H
. Với [H
+
] là nồng độ
mol/lit của ion H
+
trong dung dòch. Hãy thiết lập biểu thức tính pH của một dung dòch
axit yếu AH có nồng C (mol/lit), có độ điện ly
α
.


b. p dụng: Tính pH của dung dòch CH
3
COOH 0,1M, có độ điện ly 1,3%.
Cho biết lg1,3 = 0,114.
ĐS: a. pH = -lg
α
C b. pH = 2,89

Bài tập 15’
a. Thiết lập công thức tính pH của dung dòch H-COOH có nồng độ C (mol/l), có độ điện ly
α
.

b. Tính pH của dung dòch H-COOH 0,05M, có độ điện ly 5,8% (ở 25
0
C).
Cho biết lg5,8 = 0,76 ; lg5 = 0,70
ĐS: a. pH = -lg
α
C b. pH = 2,54

Bài tập 16
Dung dòch CH
3
-COOH 0,05M có độ điện ly 1,9% ở 25
0
C.
a. Tính số mol CH
3
-COOH (dạng phân tử) có trong 1 lít dung dòch này ở 25
0
C.
b.
Tính tổng số các ion CH
3
-COO
-
, H
+
(không kể các ion H
+
, OH
-

do nước phân ly
)
có
trong 1 lít dung dòch trên.

c. Tính pH của dung dòch CH
3
-COOH 0,05M.
Cho biết lg19 = 1,28 ; lg5 = 0,70
ĐS:a. 0,049 mol CH
3
-COOH ; b. 1,144.10
21
ion (CH
3
-COO
-
, H
+
) ; c. pH = 3,02

Bài tập 16’
Dung dòch H-COOH 0,1M có độ điện ly 4,2% ở 25
0
C.
a. Trong 2 lít dung dòch trên có bao nhiêu phân tử H-COOH không phân ly thành ion?
b. Có bao nhiêu mol ion H
+
và HCOO
-

do H-COOH phân ly thành ion trong 2 lít dung dòch
trên?
c. Tính pH của dung dòch này ở 25
0
C.
Cho biết lg42 = 1,62
ĐS: a. 1,154.10
23
phân tử ; b. 0,0168 mol ion ; c. pH = 2,38

Bài tập 17
Ở 25
0
C dung dòch CH
3
-COOH 0,1M có độ điện ly
α
= 1,3%, dung dòch CH
3
-COOH

0,05M
có độ điện ly
α
= 1,9%.

Tính tổng số mol các ion (CH
3
-COO
-

, H
+
) do CH
3
COOH phân ly ra trong:
a. 100ml dung dòch CH
3
-COOH 0,1M.
b. 100ml dung dòch CH
3
-COOH 0,05M.
c. Trong hai dung dòch trên, dung dòch nào dẫn điện tốt hơn? Tại sao?
d. Tính pH c
ủa mỗi dung dịch trên.

ĐS: a. 2,6.10
- 4
mol ion ; b. 1,9.10
- 4
mol ion ; c. Dung dòch CH
3
-COOH 0,1M;
d. 2,89; 3,02

Bài tập 17’
Ở 25
0
C, dung dòch H-COOH 0,1M có độ điện ly
α
= 4,2%, dung dòch H-COOH 0,05M có

độ điện ly
α
= 5,8%.
a. Tính số mol các ion (HCOO
-
, H
+
) có trong 200ml dung dòch H-COOH 0,1M.
b. Tương tự như câu (a) với 200ml dung dòch H-COOH 0,05M.
c. Dung dòch nào dễ phân ly ion hơn? Dung dòch nào dẫn điện tốt hơn ? Giải thích.
d. Tính pH c
ủa mỗi dung dịch trên.

ĐS: a. 16,8.10
- 4
mol ion ; b. 1,16.10
- 3
mol ion ; c. d
d H-COOH 0,1M dẫn điện tốt
hơn;
d. 2,38; 2,54

Lưu ý

L.1. Để biết độ mạnh của các axit yếu, người ta còn căn cứ vào đại lượng K
a
, gọi là hằng
số phân ly ion của axit, được đònh nghóa như sau:

AH A
-
+ H
+

cb
a
AH
HA
K








=
+−
][
]][[


Với [ A
-
], [ H
+
], [ AH ] là nồng (mol/lit) của A
-

, H
+
, AH lúc sự phân ly ion đạt trạng thái
cân bằng (lúc đã phân ly xong).

K
a
càng lớn thì axit càng mạnh (0 < K
a
<
∞
).

Sau đây là trò số K
a
của một số axit:

HNO
2
(Axit nitrơ) có K
a
= 7,1.10
- 4
HF (Axit flohiđric) K
a
= 6,8.10
- 4

H-COOH (Axit fomic) K
a

= 1,8.10
- 4

CH
3
-COOH (Axit axetic) K
a
= 1,8.10
- 5

CH
3
-CH
2
-COOH (Axit propionic) K
a
= 1,34.10
- 5

HClO (Axit hipoclorơ) K
a
= 3,0.10
- 8

HCN (Axit xianhiđric) K
a
= 6,2.10
- 10
C
6

H
5
-OH (phenol, axit phenic, axit cacbolic) K
a
= 1,3.10
- 10


Do đó, độ mạnh tính axit giảm dần như sau:
HNO
2
> HF > H-COOH > CH
3
-COOH > CH
3
-CH
2
-COOH
> HClO > HCN > C
6
H
5
-OH.

L.2. Với các axit chứa nhiều H axit trong phân tử (axit đa chức), thì
chức axit thứ nhất

luôn luôn
mạnh hơn chức axit thứ nhì
,

chức axit thứ nhì mạnh hơn chức axit thứ
ba
.
Thí dụ:

H
3
PO
4
H
+
+ H
2
PO
4
-

3
43
2
42
10.1,7
][
]][[
1
−
−
+
==
POH

POHH
Ka


H
2
PO
4
-
H
+
+ HPO
4
2-

8
42
2
4
10.3,6
][
]][[
2
−
−
−+
==
POH
HPOH
Ka

HPO
4
2-
H
+
+ PO
4
3-

13
2
4
3
4
10.5,4
][
]][[
3
−
−
−+
==
HPO
POH
Ka

Axit đa chức K
a1

K
a2
H
2
SO
4
Rất lớn 1,0.10
- 2
H
2
CrO
4
5,0 1,5.10
- 6
HOOC-COOH 5,6.10
- 2
5,4.10
- 5
H
2
SO
3
1,2.10
- 2
6,6.10
- 8
HOOC-CH
2
-COOH 1,4.10
- 3

2,0.10
- 6
H
2
CO
3
4,5.10
- 7
4,7.10
- 11
H
2
S 9,5.10
- 8
1,0.10
- 19

Do đó, chức axit thứ nhất đẩy được chức axit thứ nhì của cùng một axit ra khỏi muối. Chức
thứ nhì đẩy được chức thứ ba ra khỏi muối.

Thí dụ:
CO
2
+ H
2
O + Na
2
CO
3
2NaHCO

3


( CO
2
trong H
2
O tạo H
2
CO
3
có tính axit mạnh hơn HCO
3
-
nên nó đẩy được HCO
3
-
ra khỏi
muối CO
3
2-
, còn H
2
CO
3
sau khi phản ứng xong cũng tạo ra HCO
3
-
)

CO
2
+ H
2
O + CaCO
3
Ca(HCO
3
)
2
(tan)

Khí cacbonic Canxi cacbonat Canxi cacbonat axit

SO
2
+ H
2
O + BaSO
3
Ba(HSO
3
)
2
(tan)

Khí sunfurơ Bari sunfit Bari sunfit axit

H
2

SO
4
+ K
2
SO
4
2KHSO
4


Axit sunfuric Kali sunfat Kali sunfat axit
H
3
PO
4
+ CaHPO
4
Ca(H
2
PO
4
)
2


Axit photphoric Canxi hiđrophotphat Canxi đihiđrophotphat


NaH
2

PO
4
+ Na
3
PO
4
2Na
2
HPO
4

Natri đihihđrophotphat Natri photphat Natri hiđrophotphat

L.3. Để biết độ mạnh của các bazơ yếu, người ta căn cứ vào đại lượng K
b
,
gọi là
hằng số phân ly ion của bazơ, được đònh nghóa như sau:



BOH B
+
+ OH
-

][
]][[
BOH
OHB

Kb
−+
=


Với [B
+
], [OH
-
], [BOH] là nồng độ (mol/lit) của các ion B
+
, OH
-
và BOH lúc sự phân ly
thành ion đạt trạng thái cân bằng (lúc phân ly xong).

Với các bazơ B, không có OH trong phân tử, như NH
3
, các amin, thì:

B + H
2
O BH
+
+ OH
-

][
]][[
B

OHBH
Kb
−+
=

0 < K
b
<
∞


Bazơ nào có
K
b
càng lớn
thì
bazơ đó càng mạnh
. Sau đây là trò số K
b
của một số bazơ:


CH
3
-NH-CH
3
có K
b
= 9,6.10
- 4

CH
3
-NH
2
K
b
= 4,4.10
- 4

CH
3
-N-CH
3
K
b
= 7,4.10
- 5
CH
3
NH
3
K
b
= 1,8.10
- 5

C
6

H
5
-NH
2
(Anilin) K
b
= 4,1.10
- 10
C
6
H
5
-NH-C
6
H
5
(Điphenylamin) K
b
= 6,0.10
- 14

Do đó, độ mạnh tính bazơ giảm dần như sau:
CH
3
-NH-CH
3
> CH
3
-NH
2

> (CH
3
)
3
N > NH
3
> C
6
H
5
-NH
2
> C
6
H
5
-NH-C
6
H
5


L.4. HCl, HBr, HI là các axit mạnh, nhưng HF là một axit yếu.

Cũng như các muối
AgCl, AgBr, AgI không tan (trong nước, ), nhưng AgF là một muối tan trong
nước.

Và đặc biệt, axit flohiđric (HF) hòa tan được thủy tinh (SiO
2

) do có phản
ứng sau đây:

4HF + SiO
2
SiF
4
+ 2H
2
O

Tetraflosilan
Silic tetraflorua

L.5. H
2
SO
3
(Axit sunfurơ), H
2
CO
3
(Axit cacbonic) tuy là hai axit yếu, nhưng

H
2
SO
3
mạnh
hơn H

2
CO
3
, nên khi sục khí sunfurơ (SO
2
) vào dung dòch chứa muối cacbonat thì khí
CO
2
bò đẩy ra khỏi muối cacbonat.



SO
2
+ Na
2
CO
3
(dd) CO
2
+ Na
2
SO
3


SO
2
+ 2NH
4

CO
3
(dd) 2CO
2
+ (NH
4
)
2
SO
3


CO
2
+ K
2
SO
3
(dd)

Bài tập 18
Dung dòch NH
3
0,075M có độ điện ly 1,5% ở 25
0
C.
Tính hằng số phân ly K
b
của NH
3

ở nhiệt độ này. Tính pH c
ủa dung dịch này.
ĐS: K
b
= 1,7.10
- 5
; pH = 11,05

Bài tập 18’
Dung dòch anilin 0,09M có độ điện ly 0,0069% ở 25
0
C.
a. Tính nồng độ ion OH
-
do sự phân ly của anilin trong dung dòch trên.
b. Có thể bỏ qua sự phân ly ion của nước trong dung dòch ở trường hợp này không?
c. Tính hằng số K
b
của anilin ở 25
0
C. Tính pH c
ủa dung dịch này.

ĐS: a. 6,21.10
- 6
mol ion/l; b. Có thể; c. K
b
= 4,3.10
- 10
; pH = 8,8

Bà tập 19
Dung dòch CH
3
COOH 0,1M có độ điện ly 1,3% ở 25
0
C. Tính hằng số phân ly K
a
của axit
CH
3
-COOH ở 25
0
C. T
ừ Ka tìm được, tính lại độ điện ly của dung dịch CH
3
COOH 0,1M.
Tính pH của dung dịch này theo hai cách (dựa vào nồng độ, độ điện ly hoặc dựa vào nồng độ
và Ka).
ĐS: Ka = 1,7.10
- 5
; pH = 2,89

Bài tập 19’
Dung dòch H-COOH 0,1M có độ điện ly 4,2% ở 25
0
C. Tính hằng số phân ly axit K
a
của H-
COOH ở 25

0
C. Tính l
ại độ điện ly của dung dịch HCOOH 0,1M (sau khi biết được Ka). Tính
pH của dung dịch theo hai cách (như cách hướng dẫn ở bài 19).
ĐS: Ka = 1,8.10
- 4
; pH = 2,38

Bài tập 20
Axit flohiđric (HF) có hằng số K
a
= 6,8.10
- 4
ở 25
0
C
.
Tính độ điện ly của HF trong

dung
dòch 1M và 0,1M. Kết luận. Mật độ ion trong dung dòch nào lớn hơn?
ĐS: 2,6% ; 7,9%