Hoa nang cao 11

CM YK

(Tái bản lần thứ bảy)

Nhà xuất bản giáo dục viÖt nam

1


CM YK

2

Chịu trách nhiệm xuất bản : Chủ tịch Hội đồng Thành viên kiêm Tổng Giám đốc NGT NGÔ TRầN áI
Phó Tổng Giám đốc kiêm Tổng biên tập GS.TS vũ văn hùng

Biên tập lần đầu : vơng minh châu - hoàng kiều trang

Biên tập tái bản : trần ngọc huy - nguyễn văn nguyên

Biên tập mĩ thuật : phan thu hơng

Thiết kế sách : nguyễn thị hồng vy

Minh họa và trình bày bìa : nguyễn thị hồng vy
Sửa bản in : trần ngọc huy

Chế bản : Công ty cổ phần mĩ thuật và truyền thông

Bản quyền thuộc Nhà xuất bản Giáo dục Việt Nam - Bộ Giáo dục và Đào tạo

Trong sách có sử dụng một số hình ảnh minh hoạ của sách trong và ngoài nớc.

Hoá học 11
MÃ số : NH107T4

nâng cao

Số đăng kí KHXB : 01-2014/CXB/586-1062/GD.
In ............. cuốn, khổ 17 x 24 cm.
In tại Công ti cổ phần in ...................
In xong và nộp lu chiểu tháng ... năm 2014.


1

sự điện li

S Khi các axit, bazơ và muối hoà tan trong nớc xảy ra những
hiện tợng gì ?
S Phản ứng xảy ra trong dung dịch nớc có những đặc điểm gì ?

A-rê-ni-ut (S. Arrhenius, 1859 -1927),
ngời Thuỵ Điển, đợc giải Nô-ben
về Hoá học năm 1903.

Một loại máy đo pH đợc dùng trong
phòng thí nghiệm

3

sự điện li

1

ã Biết các khái niệm về sự điện li và chất điện li.
ã Hiểu nguyên nhân tính dẫn điện của dung dịch chất điện li
và cơ chế của quá trình điện li.

I - Hiện tợng điện li
1. Thí nghiệm
Chuẩn bị ba cốc : cốc a đựng nớc cất, cốc b đựng dung dịch saccarozơ
(C12H22O11), cốc c đựng dung dịch natri clorua (NaCl) rồi lắp vào bộ dụng cụ
nh h×nh 1.1.
Ngìn àiïån

dd
saccarozú

Nûúác cêët

a)

dd
natri clorua

b)

c)

H×nh 1.1. Bé dơng cơ chøng minh tính dẫn điện của dung dịch

Khi nối các đầu dây dẫn điện với cùng một nguồn điện, ta chỉ thấy bóng đèn ở
cốc đựng dung dịch NaCl bật sáng. Vậy dung dịch NaCl dẫn điện, còn nớc cất
và dung dịch saccarozơ không dẫn điện.
Nếu làm các thí nghiệm tơng tù, ngðêi ta thÊy NaCl r¾n, khan ; NaOH r¾n, khan ;
các dung dịch ancol etylic (C2H5OH) ; glixerol (HOCH2CH(OH)CH2OH) không
dẫn điện. Ngợc lại các dung dịch axit, bazơ và mi ®Ịu dÉn ®iƯn.
4


2. Nguyên nhân tính dẫn điện của các dung dịch axit, bazơ và muối trong nớc
Ngay từ năm 1887, A-rê-ni-ut đà giả thiết và sau này đà đ-ợc thực nghiệm đà xác
nhận rằng : Các dung dịch axit, bazơ và muối dẫn điên đ-ợc là do trong dung dịch
của chúng có các tiểu phân mang điện tích chuyển động tự do đợc gọi là các ion.
Nh vậy các axit, bazơ và muối khi hoà tan trong nớc phân li ra các ion, nên
dung dịch của chúng dẫn điện.
Quá trình phân li các chất trong nớc ra ion là sự điện li. Những chất khi tan
trong nớc phân li ra ion đợc gọi là những chất điện li.(*)
Vậy axit, bazơ và muối là những chất điện li.

II - Cơ chế của quá trình điện li
1. Cấu tạo của phân tử H2O
Phân tử H2O có cấu tạo nh hình 1.2. Liên kết O H là liên kết cộng hoá trị
phân cực, cặp electron dùng chung lệch về phía oxi, nên ở oxi có d điện tích
âm, còn ở hiđro có d điện tích dơng. Vì vậy, phân tử H2O là phân tử có cực.
+
+

H

2

a)

O

2

H
+

+
b)

Hình 1.2. a) Cấu tạo của phân tử nớc ; b) Mô hình đặc của phân tử nớc

2. Quá trình điện li của NaCl trong nớc
NaCl là hợp chất ion, nghĩa là gồm những cation Na+ và anion Cl liên kết với
nhau bằng lực tĩnh điện. Khi cho NaCl tinh thể vào nớc, những ion Na+ và Cl
trên bề mặt tinh thể hút về chúng các phân tử H2O (cation hút đầu âm và anion
hút đầu dơng). Quá trình tơng tác giữa các phân tử nớc có cực và các ion của
muối kết hợp với sự chuyển động hỗn loạn không ngừng của các phân tử nớc
(*)

Nhiều chất khi nóng chảy cũng phân li ra ion, nên ở trạng thái nóng chảy các chất này dẫn
điện đợc.
5

làm cho các ion Na+ và Cl của muối tách dần khỏi tinh thể và hoà tan trong nớc
(hình 1.3).
+
H
2 O H

+

+

+
H
H O 2

+

Hình 1.3. Sơ đồ quá trình phân li ra ion của tinh thể NaCl trong nớc

Từ sơ đồ trên ta thấy sự điện li của NaCl trong nớc có thể đợc biểu diễn một
cách đơn giản bằng phơng trình điện li nh sau :
NaCl Na+ + Cl
3. Quá trình điện li của HCl trong nớc
Phân tử hiđro clorua (HCl) cũng là phân tử có cực tơng tự phân tử nớc. Cực
dơng ở phía hiđro, cực âm ở phía clo.
Khi tan trong nớc, các phân tử HCl hút về chúng những cực ngợc dấu của các
phân tử nớc. Do sự tơng tác giữa các phân tử nớc và phân tử HCl, kết hợp với
sự chuyển động không ngừng của các phân tử nớc dẫn đến sự điện li phân tử
HCl ra các ion H+ và Cl (hình 1.4).

+ H

2
O
H
+

+
2
+ H O
H
+

HCl
(1)
Hình 1.4. Sơ đồ quá trình phân li ra ion của phân tử HCl trong nớc
((1) Thực tế trong dung dịch H+ luôn tồn tại dðíi d¹ng H3O+)

6


Phơng trình điện li của HCl trong nớc nh sau :
HCl H+ + Cl
Trong các phân tử ancol etylic, saccarozơ, glixerol, có liên kết phân cực nhng
rất yếu, nên dới tác dụng của các phân tử nớc chúng không thể phân li ra ion
đợc, chúng là các chất không ®iƯn li.

Bµi tËp
1. Sù ®iƯn li, chÊt ®iƯn li lµ gì ? Những loại chất nào là chất điện li ? Lấy một số thí dụ về
chất điện li và chất không điện li.
2. Các dung dịch axit, bazơ và muối dẫn điện đợc là do nguyên nhân gì ?

3. Trong số các chất sau, những chất nào là chất ®iÖn li ?
H2S, SO2, Cl2, H2SO3, CH4, NaHCO3, Ca(OH)2, HF, C6H6, NaClO.
4. Chất nào sau đây không dẫn điện đợc ?
A. KCl rắn, khan.

C. MgCl2 nóng chảy.

B. KOH nóng chảy.

D. HI trong dung môi nớc.

5. Chất nào dới đây không phân li ra ion khi hoà tan trong nớc ?
A. MgCl2.

B. HClO3.

C. C6H12O6 (glucozơ). D. Ba(OH)2.

6. Dung dịch chất nào sau đây không dẫn điện đợc ?
A. HCl trong C6H6 (benzen).

C. Ca(OH)2 trong nðíc.

B. CH3COONa trong nðíc.

D. NaHSO4 trong nðíc.

7. Với chất điện li là hợp chất ion và hợp chất cộng hoá trị có cực thì cơ chế của quá trình
điện li nh thế nào ?

7


2

Phân loại các chất điện li
ã Hiểu độ điện li, cân bằng điện li là gì.
ã Hiểu thế nào là chất điện li mạnh và chất điện li yếu.

I - Độ điện li
1. Thí nghiệm
Chuẩn bị hai cốc : một cốc đựng dung dịch HCl 0,10M, cốc kia đựng dung dịch
CH3COOH 0,10M rồi lắp vào bộ dụng cụ nh hình 1.1. Khi nối các đầu dây dẫn
điện với cùng một ngn ®iƯn, ta thÊy bãng ®Ìn ë cèc ®ùng dung dịch HCl sáng
hơn so với bóng đèn ở cốc đựng dung dịch CH3COOH.
Điều đó chứng tỏ rằng : nồng độ các ion trong dung dịch HCl lớn hơn nồng độ
các ion trong dung dịch CH3COOH, nghĩa là số phân tử HCl phân li ra ion nhiều
hơn so với số phân tử CH3COOH phân li ra ion.
2. Độ điện li
Để đánh giá mức độ phân li ra ion của chất điện li trong dung dịch, ngời ta dùng
khái niệm độ điện li.
Độ điện li (anpha) của chất điện li là tỉ số giữa số phân tử phân li ra ion (n) và
tổng số phân tử hoà tan (no).
=

n
no

Độ điện li của các chất điện li khác nhau nằm trong khoảng 0 < α ≤ 1. Khi mét
chÊt cã α = 0, quá trình điện li không xảy ra, đó là chất không điện li. Độ điện

li thờng đợc biểu diễn dới dạng phần trăm. Thí dụ, trong dung dịch
CH3COOH 0,043M, cứ 100 phân tử hoà tan chỉ có 2 phân tử phân li ra ion, độ
điện li là :
2
=
= 0,02 hay 2%
100

8


II - Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
1. Chất điện li mạnh
Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nớc(*), các phân tử hoà tan đều phân li
ra ion.
Vậy chất điện li mạnh có = 1. Đó là các axit mạnh, nh HCl, HNO3, HClO4,
H2SO4,... ; các bazơ mạnh, nh NaOH, KOH, Ba(OH)2,... và hầu hết các muối.
Trong phơng trình điện li của chất điện li mạnh, ngời ta dùng một mũi tên chỉ
chiều của quá trình điện li. Thí dụ :
Na 2SO 4 2Na + + SO 24

Vì sự điện li của Na2SO4 là hoàn toàn, nên ta dễ dàng tính đợc nồng độ các ion
do Na2SO4 phân li ra. Thí dụ, trong dung dịch Na2SO4 0,10M, nồng độ ion Na+
là 0,20M và nồng độ ion SO24 là 0,10M.
2. Chất điện li yếu
Chất điện li yếu là chất khi tan trong nớc chỉ có một phần số phân tử hoà tan
phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dới dạng phân tử trong dung dịch.
Vậy độ điện li của chất điện li yếu nằm trong khoảng 0 < < 1.
Những chất điện li yếu là các axit yếu, nh CH3COOH, HClO, H2S, HF, H2SO3,
H2CO3,... ; các bazơ yếu, nh Bi(OH)3, Mg(OH)2,... Trong phơng trình điện li

của chất điện li yếu, ngời ta dùng hai mũi tên ngợc chiều nhau. ThÝ dô :
CH3COOH R H + + CH 3COO _

a) Cân bằng điện li
Sự điện li của chất điện li yếu là quá trình thuận nghịch, khi nào tốc độ phân li
và tốc độ kết hợp các ion tạo lại phân tử bằng nhau, cân bằng của quá trình điện
li đợc thiết lập. Cân bằng điện li là cân bằng động.
Giống nh mọi cân bằng hoá học khác, cân bằng điện li cũng có hằng số cân
bằng K và tuân theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Sa-tơ-li-ê.
b) ¶nh hðëng cđa sù pha lo·ng ®Õn ®é ®iƯn li
Khi pha loÃng dung dịch, độ điện li của các chất điện li đều tăng.
(*) Tất cả các chất đều ít nhiỊu tan trong nðíc. ThÝ dơ, ë 25oC nång ®é b·o hoµ cđa BaSO4
lµ 1,0.10−5 mol/l, cđa AgCl lµ 1,2.10−5 mol/l, cđa CaCO3 lµ 6,9.10−5 mol/l, cđa Fe(OH)2 lµ
5,8.10−6 mol/l.
9


ThÝ dơ, ë 25oC ®é ®iƯn li cđa CH3COOH trong dung dịch 0,10M là 1,32%, trong
dung dịch 0,043M là 2% và trong dung dịch 0,010M là 4,11%.
Có thể giải thích hiện tợng này nh sau. Khi pha loÃng dung dịch, các ion
dơng và âm của chất điện li dời xa nhau hơn, ít có điều kiện va chạm vào nhau
để tạo lại phân tử, trong khi đó sự pha loÃng không cản trở đến sự điện li của các
phân tử.

Bài tập
1. Độ điện li là gì ? Thế nào là chất điện li mạnh, chất điện li yếu ? Lấy một số thí dụ chất
điện li mạnh, chất điện li yếu và viết phơng trình điện li của chúng.
2. Chất ®iƯn li m¹nh cã ®é ®iƯn li
a. α = 0.

C. α < 1.

B. α = 1.

D. 0 < α < 1.

3. ChÊt ®iƯn li u cã ®é ®iƯn li
A. α = 0.

C. 0 < α< 1.

B. α = 1.

D. α < 0.

4. NaF là chất điện li mạnh, HF là chất điện li yếu. Bằng phơng pháp thực nghiệm nào
có thể phân biệt đợc chúng ? Mô tả phơng pháp ®ã.
5. TÝnh nång ®é mol cđa cation vµ anion trong các dung dịch sau :
a) Ba(NO3)2 0,10M.
b) HNO3 0,020M.
c) KOH 0,010M.
6*. a) Chøng minh r»ng ®é ®iƯn li α cã thể tính bằng công thức sau :
C
=
Co
Trong đó Co là nồng độ mol của chất hoà tan, C là nồng độ mol của chất hoà tan
phân li ra ion.
b) Tính nồng độ mol của CH3COOH, CH3COO và H+ trong dung dịch CH3COOH 0,043M,
biết rằng độ điện li của CH3COOH bằng 20%.
7. Cân bằng sau tồn tại trong dung dịch : CH3COOH

Độ điện li của CH3COOH sẽ biến đổi nhð thÕ nµo ?
a) Khi nhá vµo vµi giät dung dịch HCl.
b) Khi pha loÃng dung dịch.
c) Khi nhỏ vào vài giọt dung dịch NaOH.
10

H+ + CH3COO


3

axit, bazơ và muối
ã Biết thế nào là axit, bazơ theo thuyết A-rê-ni-ut và thuyết Bron-stêt.
ã Biết viết phơng trình điện li của các axit, bazơ và muối trong nớc.
ã BiÕt h»ng sè ph©n li axit, h»ng sè ph©n li bazơ và sử dụng chúng để
giải các bài tập đơn giản.

I - Axit và bazơ theo thuyết A-rê-ni-ut
1. Định nghĩa
a) Axit
Axit là chất khi tan trong nớc phân li ra cation H+.
ThÝ dô :
HCl → H+ + Cl−
CH3COOH R H + + CH 3COO _
Các dung dịch axit đều có một số tính chất chung, đó là tính chất của các cation
H+ trong dung dịch.
b) Bazơ
Bazơ là chất khi tan trong nðíc ph©n li ra anion OH−.
ThÝ dơ :
NaOH → Na+ + OH

Các dung dịch bazơ đều có một số tính chất chung, đó là tính chất của các anion
OH trong dung dịch.
2. Axit nhiều nấc, bazơ nhiều nấc
a) Axit nhiều nấc
Từ hai thí dụ trên ta thấy phân tử HCl cũng nh phân tử CH3COOH trong dung
dịch nớc chỉ phân li một nấc ra ion H+. Đó là các axit một nấc. Đối với axit
H3PO4 thì :
H 3PO 4 R H + + H 2PO _4 ; K 1 = 7,6.10 _3
H 2 PO _4 R H + + HPO 2_
4

;

K 2 = 6,2.10 _8

R H + + PO 3_
HPO 2_
4
4

;

K 3 = 4,4.10 _13

Ph©n tư H3PO4 ph©n li ba nấc ra ion H+, H3PO4 là axit ba nấc.
Những axit khi tan trong nớc mà phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ là các axit
nhiều nấc.
11

b) Bazơ nhiều nấc
Phân tử NaOH khi tan trong nớc chỉ phân li một nấc ra ion OH, NaOH là bazơ
một nấc. Đối với Mg(OH)2 thì :
Mg(OH) 2 R Mg(OH) + + OH _
Mg(OH) + R Mg 2 + + OH _
Ph©n tư Mg(OH)2 ph©n li hai nÊc ra ion OH, Mg(OH)2 là bazơ hai nấc.
Những bazơ khi tan trong nớc mà phân tử phân li nhiều nấc ra ion OH là các
bazơ nhiều nấc.
3. Hiđroxit lỡng tính
Hiđroxit lỡng tính là hiđroxit khi tan trong nớc vừa có thể phân li nh axit,
vừa có thể phân li nh bazơ.
Thí dụ : Zn(OH)2 là hiđroxit lỡng tính :
Zn(OH) 2 R Zn 2 + + 2OH _

: Phân li theo kiểu bazơ

Zn(OH) 2 R 2H + + ZnO 22 − (*) : Phân li theo kiểu axit

Để thể hiện tính axit của Zn(OH)2 ngðêi ta thðêng viÕt nã dðíi d¹ng H2ZnO2.
Mét sè hiđroxit lỡng tính thờng gặp là Al(OH)3, Zn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)2,
Cr(OH)3, Cu(OH)2. Chúng đều tan ít trong nớc và lực axit, lực(**) bazơ đều yếu.

II - khái niệm về Axit và bazơ theo thuyết Bron-stêt
1. Định nghĩa
Axit là chất nhờng proton (H+). Bazơ là chất nhận proton.
Axit

Bazơ + H+

Thí dụ 1 : CH3COOH + H2O

H3O+ + CH3COO

Trong phản ứng này, CH3COOH nhðêng H+ cho H2O, CH3COOH lµ axit ;
H2O nhËn H+, H2O là bazơ. Theo phản ứng nghịch CH3COO nhận H+,
CH3COO là bazơ, còn H3O+ (ion oxoni) nhờng H+, H3O+ là axit.
(*) Thực tế trong dung dịch tồn tại ion [Zn(OH)4]2 :
Zn(OH)2 + 2H2O
[Zn(OH)4]2− + 2H+
(**) Lùc axit hay lùc baz¬ đợc đánh giá bằng hằng số phân li K của axit hay bazơ đó.
12


ThÝ dô 2 :
NH 3 + H 2O R NH 4+ + OH _

NH3 là bazơ, H2O là axit. Theo phản ứng nghịch NH +4 là axit và OH là baz¬.
ThÝ dơ 3 :

HCO3− + H 2 O R H 3O + + CO32 _

HCO 3− vµ H3O+ lµ axit, H2O và CO32 là bazơ.
HCO3 + H 2O R H 2CO3 + OH
HCO 3 và OH là bazơ, H2O vµ H2CO3 lµ axit. Ion HCO 3− võa cã thÓ nhðêng

proton võa cã thÓ nhËn proton, vËy HCO 3− là chất lỡng tính.
Nhận xét : ã Phân tử H2O có thể đóng vai trò axit hay bazơ. Vậy H2O là chất
lỡng tính.
ã Theo thuyết Bron-stêt, axit và bazơ có thể là phân tử hoặc ion.
2. Ưu điểm của thuyết Bron-stêt

Theo thuyết A-rê-ni-ut, trong phân tử axit phải có hiđro và trong nớc phân li
ra ion H+, trong phân tử bazơ phải có nhóm OH và trong nớc phân li ra ion OH.
Vậy thuyết A-rê-ni-ut chỉ đúng cho trờng hợp dung môi là nớc. Ngoài ra, có
những chất không chứa nhóm OH, nhng là bazơ, nh NH3, các amin thì thuyết
A-rê-ni-ut không giải thích đợc.
Thuyết Bron-stêt tổng quát hơn, nó áp dụng đúng cho bất kì dung môi nào có
khả năng nhờng và nhận proton, cả khi vắng mặt dung môi. Tuy nhiên, ở đây
chúng ta chỉ nghiên cứu tính chất axit - bazơ trong dung môi nớc, nên cả hai
thuyết đều cho kết quả giống nhau.

III - Hằng số phân li axit và bazơ
1. Hằng số phân li axit
Sự điện li của axit yếu trong nớc là quá trình thuận nghịch, ở trạng thái cân
bằng có thể áp dụng biĨu thøc h»ng sè c©n b»ng cho nã. ThÝ dơ :
[H + ][CH 3COO _ ]
Ka =
CH 3COOH
H + + CH 3COO _ (1) ;
[CH3COOH]
13


Trong đó : [H+], [CH3COO] và [CH3COOH] là nồng độ mol của H+, CH3COO
và CH3COOH lúc cân bằng.
Cân bằng trong dung dÞch CH3COOH cã thĨ viÕt :
[H 3O + ][CH 3COO _ ]
[CH 3COOH]
H2O trong cân bằng (2) là dung môi, trong dung dịch loÃng nồng độ của H2O
đợc coi là hằng số, nên không có mặt trong biểu thức tính K.
Phơng trình (1) đợc viết theo thuyết A-rê-ni-ut, phơng trình (2) đợc viết theo

thuyết Bron-stêt. Hai cách viết này cho kết quả giống nhau, nghĩa là giá trị Ka
nh nhau, vì nồng độ H+ hay nồng độ H3O+ trong dung dịch chỉ là một.
Ka là hằng số phân li axit. Giá trị Ka chỉ phụ thuộc vào bản chất axit và nhiệt độ.
Giá trị Ka của axit càng nhỏ, lùc axit cđa nã cµng u.
ThÝ dơ, ë 25oC, Ka cđa CH3COOH lµ 1,75.10−5 vµ cđa HClO lµ 5,0.10−8. VËy
lùc axit của HClO yếu hơn của CH3COOH, nghĩa là nếu hai axit có cùng nồng
độ mol và ở cùng nhiệt độ thì nồng độ mol của H+ trong dung dịch HClO nhá h¬n.
CH 3COOH + H 2O R H 3O + + CH 3COO − (2) ; K a =

2. Hằng số phân li bazơ
Thí dụ : NH3 và CH3COO ở trong nớc đều là các bazơ yếu :
NH 3 + H 2 O R NH 4+ + OH − ;

[NH +4 ][OH _ ]
Kb =
[NH 3 ]

CH 3COO − + H 2O R CH 3COOH + OH − ;

Kb =

[CH3COOH][OH − ]
[CH3COO − ]

[NH +4 ] , [OH−], [NH3], [CH3COOH] và [CH3COO] là nồng độ mol của NH +4 ,

OH, NH3, CH3COOH và CH3COO lúc cân bằng ;
Kb là hằng số phân li bazơ. Giá trị Kb chỉ phụ thuộc vào bản chất bazơ và nhiệt độ.
Giá trị Kb của bazơ càng nhỏ, lực bazơ của nó càng yếu.

IV - Muối
1. Định nghĩa
Muối là hợp chất, khi tan trong nớc phân li ra cation kim loại (hoặc cation NH +4 )
vµ anion gèc axit.
14


ThÝ dô :

(NH 4 )2 SO 4 → 2NH 4+ + SO 42 −
NaHCO 3 → Na + + HCO 3

Muối mà anion gốc axit không còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+ (hiđro
có tính axit)(*) đợc gäi lµ mi trung hoµ. ThÝ dơ : NaCl, (NH4)2SO4, Na2CO3.
Nếu anion gốc axit của muối vẫn còn hiđro có khả năng phân li ra ion H+, thì
muối đó đợc gäi lµ mi axit. ThÝ dơ : NaHCO3, NaH2PO4, NaHSO4.
Ngoµi ra có một số muối phức tạp thờng gặp nh muèi kÐp : NaCl.KCl ;
KCl.MgCl2.6H2O ;... phøc chÊt : [Ag(NH3)2]Cl ; [Cu(NH3)4]SO4 ;...
2. Sự điện li của muối trong nớc
Hầu hết các muối (kể cả muối kép) khi tan trong nớc phân li hoàn toàn ra cation
kim loại (hoặc cation NH +4 ) vµ anion gèc axit (trõ mét sè muối nh HgCl2,
Hg(CN)2,... là các chất điện li yếu).
Thí dụ :
K 2SO 4 → 2K + + SO 24 −
NaCl . KCl → Na+ + K+ + 2Cl−
NaHSO 3 → Na + + HSO 3−

NÕu anion gèc axit cßn chøa hiđro có tính axit, thì gốc này tiếp tục phân li yÕu ra ion H+.
ThÝ dô :
HSO3− R H + + SO 32 −

Phøc chÊt khi tan trong nðíc ph©n li hoàn toàn ra ion phức (đợc ghi trong dấu
móc vuông), sau đó ion phức phân li yếu ra các cấu tử thành phần.
Thí dụ :
[Ag(NH 3 ) 2 ]Cl → [Ag(NH 3) 2] + + Cl −
[Ag(NH 3 ) 2 ] + R Ag + + 2NH 3

(*) Trong gèc axit cña mét sè muèi (nhð Na2HPO3, NaH2PO2) vÉn còn hiđro, nhng là muối
trung hoà vì các hiđro đó không có khả năng phân li ra ion H+.
15


Bài tập
1. Phát biểu các định nghĩa axit và bazơ theo thuyết A-rê-ni-ut và thuyết Bron-stêt. Lấy
các thí dụ minh hoạ.
2. Thế nào là bazơ một nấc và nhiều nấc, axit một nấc và nhiều nấc, hiđroxit lỡng tính,
muối trung hoà, muối axit ? Lấy các thí dụ và viết phơng trình điện li của chúng trong nớc.
3. Hằng số phân li axit, hằng số phân li bazơ là gì ? Lấy thí dụ.
4. Kết luận nào dới đây là đúng theo thuyết A-rêniut ?
A. Một hợp chất trong thành phần phân tử có hiđro là axit.
B. Một hợp chất trong thành phần phân tử có nhóm OH là bazơ.
C. Một hợp chất trong thành phần phân tử có hiđro và phân li ra H+ trong nớc là axit.
D. Một bazơ không nhất thiết phải có nhóm OH trong thành phần phân tử.
5. Theo thuyết Bronstêt thì nhận xét nào sau đây là đúng ?
A. Trong thành phần của bazơ phải có nhóm OH.
B. Axit hoặc bazơ có thể là phân tử hoặc ion.
C. Trong thành phần của axit có thể không có hiđro.
D. Axit hoặc bazơ không thể là ion.
6. Chọn câu trả lời đúng trong số các câu dới đây :
A. Giá trị Ka của một axit phụ thuộc vào nồng độ.
B. Giá trị Ka của một axit phụ thuộc vào áp suất.

C. Giá trị Ka của một axit phụ thuộc vào nhiệt độ.
D. Giá trị Ka của axit càng nhỏ lực axit càng mạnh.
7. Viết phơng trình điện li của các chất sau trong dung dịch : K2CO3, NaClO, Na2HPO4,
Na3PO4, Na2S, NaHS, Sn(OH)2.
8. H·y cho biÕt c¸c phân tử và ion sau là axit, bazơ hay lỡng tÝnh theo thuyÕt Bron−stªt :
HI, CH3COO−, H2PO 4− , PO 34− , NH3 , S 2− , HPO 24− . Giải thích.
9. Viết biểu thức hằng số phân li axit Ka hoặc hằng số phân li bazơ Kb cho các trðêng hỵp
sau : HF ; ClO− ; NH+4 ; F−.
10. Cã hai dung dÞch sau :
a) CH3COOH 0,10M (Ka = 1,75.10−5). TÝnh nång ®é mol cđa ion H+.
b) NH3 0,10M (Kb = 1,80.10−5). TÝnh nång ®é mol cđa ion OH−.

16


4

Sự điện li của nớc. ph.
Chất chỉ thị axit - bazơ
ã Hiểu tích số ion của nớc là gì.
ã Hiểu cách đánh giá độ axit và độ kiềm của các dung dịch theo
nồng độ ion H+ và pH.

ã Biết màu cđa mét sè chÊt chØ thÞ trong dung dÞch ë các khoảng
pH khác nhau.

I - nớc là chất điện li rÊt u
1. Sù ®iƯn li cđa nðíc
B»ng dơng cơ ®o nhạy, ngời ta thấy nớc cũng dẫn điện nhng cực kì yếu.
Nớc là chất điện li rất yếu : H 2 O R H + + OH −

(1)
2. TÝch sè ion của nớc
Từ phơng trình (1) ta có thể viết đợc biểu thức hằng số cân bằng K của
phản ứng :
[H + ][OH ]
K=
[H 2 O]
Thực nghiệm đà xác định đợc rằng, ở nhiệt độ thờng cứ 555 triệu ph©n tư nðíc
chØ cã mét ph©n tư ph©n li ra ion, nên [H2O] đợc coi là hằng số. Từ đó, ®Ỉt :
K H2O = K[H 2O] = [H + ].[OH ]

K H2O đợc gọi là tích số ion của nớc, tích số này là hằng số ở nhiệt độ xác định.
+

14
ở 25oC : K H2O = [H ].[OH ] = 1,0.10 , tuy nhiên giá trị này còn đợc dùng

ở nhiệt độ không khác nhiều với 25oC
Một cách gần đúng, có thể coi giá trị tích số ion của nớc là hằng số cả trong
dung dịch loÃng của các chất khác nhau.
Vì một phân tử H2O phân li ra một ion H+ và một ion OH, nên trong nớc :
[H + ] = [OH − ] = 1,0.10 −14 = 1,0.10 7M

Nớc có môi trờng trung tính, nên có thể định nghĩa :
Môi trờng trung tính là môi trờng trong ®ã [H+] = [OH−] = 1,0.10−7M.
17


3. ý nghÜa tÝch sè ion cđa nðíc
a) M«i trðêng axit

Khi hoà tan axit vào nớc, nồng độ H+ tăng, nên nồng độ OH phải giảm sao
cho tích số ion của nớc không đổi.
Thí dụ, hoà tan axit vào nớc ®Ĩ nång ®é H+ b»ng 1,0.10−3 M th× nång ®é
OH− lµ :
1,0.10 −14
1,0.10 −14
=
= 1,0.10 −11M
[OH − ] =
+
−3
[H ]
1,0.10
VËy môi trờng axit là môi trờng trong đó [H+] > [OH] hay [H+] > 1,0.107 M.
b) Môi trờng kiềm
Khi hoà tan bazơ vào nớc, nồng độ OH tăng, nên nồng ®é H+ ph¶i gi¶m sao
cho tÝch sè ion cđa nðíc không đổi. Thí dụ, hoà tan bazơ vào nớc để nồng độ
OH bằng 1,0.105M thì nồng độ H+ là :
[H + ] =

1,0.10 −14
−

[OH ]

=

1,0.10 −14
1,0.10

−5

= 1,0.10 −9M

VËy m«i trðêng kiềm là môi trờng trong đó : [H+] < [OH] hay [H+] <1,0.107 M.
Những thí dụ trên cho thấy, nếu biết nồng độ H+ trong dung dịch nớc, thì nồng
độ OH cũng đợc xác định và ngợc lại. Vì vậy, độ axit và độ kiềm của dung
dịch có thể đợc đánh giá chỉ bằng nồng độ H+ :
Môi trờng trung tÝnh
:
[H+] = 1,0.10−7M
M«i trðêng axit
:
[H+] > 1,0.10−7M
M«i trðêng kiỊm
:
[H+] < 1,0.107M

II - Khái niệm về pH. Chất chỉ thị axit bazơ
1. Khái niệm về pH
Nh đà thấy ở trên, dựa vào nồng độ H+ trong dung dịch nớc có thể đánh giá
đợc độ axit và độ kiềm của dung dịch. Nhng dung dịch thờng dùng có nồng
độ H+ nhỏ, để tránh ghi nồng độ H+ với số mũ âm, ngðêi ta dïng pH víi quy
ðíc nhð sau :
[H+] = 1,0.10−pH(*)M. NÕu [H+] = 1,0.10−aM th× pH = a.
(*) VỊ mặt toán học pH = lg[H+]
18


ThÝ dơ :

[H+] = 1,0.10−1M

⇒ pH = 1,00 : m«i trðêng axit.

[H+] = 1,0.10−7M

⇒ pH = 7,00 : m«i trðêng trung tÝnh.

[H+] = 1,0.10−11M

⇒ pH = 11,00 : m«i trðêng kiềm.

Thang pH thờng dùng có giá trị từ 1 đến 14.
Giá trị pH có ý nghĩa to lớn trong thực tế. Chẳng hạn, pH của máu ngời và động
vật có giá trị gần nh không đổi. Thực vật có thể sinh trởng bình thờng chỉ khi
giá trị pH của dung dịch trong đất ở trong khoảng xác định đặc trng cho mỗi
loại cây. Tốc độ ăn mòn kim loại trong nớc tự nhiên phụ thuộc rất nhiều vào pH
của nớc mà kim loại tiếp xúc.
2. Chất chỉ thị axit - bazơ
Chất chỉ thị axit-bazơ là chất có màu biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung
dịch. Thí dụ, màu của hai chất chỉ thị axit - bazơ là quỳ và phenolphtalein trong
các khoảng pH khác nhau đợc đa ra trong bảng 1.1.
Bảng 1.1. Màu của quỳ và phenolphtalein trong dung dịch ở các khoảng pH khác nhau

Trộn lẫn một số chất chỉ thị có màu biến đổi kế tiếp nhau theo giá trị pH, ta đợc
hỗn hợp chất chỉ thị vạn năng. Dùng băng giấy tẩm dung dịch hỗn hợp này có
thể xác định đợc gần đúng giá trị pH của dung dịch (hình 1.5).
[H+] 101

pH

1

102 103

2

3

104

4

105 106

5

6

ửồ axit tùng

10−7 10−8

7
trung tđnh

8

10−9 10−10 10−12 10−14 M

9

10

12

14

àưå kiïìm tùng

H×nh 1.5. Màu của chất chỉ thị vạn năng (thuốc thử MERCK của Đức) ở các giá trị pH khác nhau

Để xác định tơng đối chính xác giá trị pH của dung dịch ngời ta dùng máy đo pH.
(*) Trong dung dịch xút đặc màu hồng bị mất.
19


Bài tập
1. Phát biểu các định nghĩa môi trờng axit, trung tính và kiềm theo nồng độ H+ và pH.
2. Một dung dịch có [OH] = 2,5.1010M. Môi trờng của dung dịch là
A. axit

B. kiềm

C. trung tính

D. không xác định đợc.

3. Trong dung dịch HNO3 0,010M, tích số ion của nðíc lµ

A. [H+] [OH−] = 1,0.10−14 ;

B. [H+] [OH−] > 1,0.1014 ;

C. [H+] [OH] < 1,0.1014 ;

D. không xác định đợc.

4. Một dung dịch có [H+] = 4,2.103M, đánh giá nào dới đây là đúng ?
A. pH = 3,00 ;

B. pH = 4,00 ;

C. pH < 3,00 ;

D. pH > 4,00.

5. Một dung dịch có pH = 5,00, đánh giá nào dới đây là đúng ?
A. [H+] = 2,0.105M ;

B. [H+] = 5,0.10−4M ;

C. [H+] = 1,0.10−5M ;

D. [H+] = 1,0.10−4M.

6. Ka(CH3COOH) = 1,75.10−5 ; Ka(HNO2) = 4,0.10−4. NÕu hai axit có nồng độ mol bằng
nhau và ở cùng nhiệt độ, khi quá trình điện li ở trạng thái cân bằng, đánh giá nào dới
đây là đúng ?
+

+
A. [H ]CH3COOH > [H ] HNO 2

;

C. pH(CH3COOH) < pH(HNO 2) ;

+
+
B. [H ]CH3COOH < [H ]HNO 2 ;

D. [CH3COO − ] > [NO 2 ].

7. Hai dung dịch axit đa ra ở câu 6 có cùng nồng độ mol và ở cùng nhiệt độ, axit nào có
độ điện li lớn hơn ?
8. Chất chỉ thị axit bazơ là gì ? H·y cho biÕt mµu cđa q vµ phenolphtalein trong dung
dịch ở các khoảng pH khác nhau.
9. Cần bao nhiêu gam NaOH để pha chế 300,0 ml dung dịch có pH = 10,0 ?
10.a) TÝnh pH cđa dung dÞch chøa 1,46 g HCl trong 400,0 ml.
b) TÝnh pH cña dung dịch tạo thành sau khi trộn 100,0 ml dung dịch HCl 1,00M víi
400,0 ml dung dÞch NaOH 0,375M.

20


pH và sự sâu răng
Răng đợc bảo vệ bởi lớp men cứng, dày khoảng 2 mm. Lớp men này là hợp chất
Ca5(PO4)3OH và đợc tạo thành bằng phản ứng :
5Ca 2+ + 3 PO 34− + OH − R Ca 5(PO 4) 3OH

(1)

Quá trình tạo lớp men này là sự bảo vệ tự nhiên của con ngời chống lại bệnh sâu răng.
Sau bữa ăn, vi khuẩn trong miệng tấn công các thức ăn còn lu lại trên răng tạo thành
các axit hữu cơ nh axit axetic, axit lactic. Thức ăn với hàm lợng đờng cao tạo điều
kiện tốt cho việc sản sinh ra các axit đó.
Lợng axit trong miệng tăng, pH giảm, làm cho phản ứng sau xảy ra :
H+ + OH

H2O

Khi nồng độ OH giảm, theo nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-ê, cân bằng (1) chuyển dịch theo chiều
nghịch và men răng bị mòn, tạo điều kiện cho sâu răng phát triển.
Biện pháp tốt nhất phòng sâu răng là ăn thức ăn ít chua, ít đờng, đánh răng sau khi ăn.
Ngời ta thờng trộn vào thuốc đánh răng NaF hay SnF2, vì ion F tạo điều kiện cho phản
ứng sau x¶y ra :
5Ca 2+ + 3 PO 34− + F Ca 5(PO 4) 3F

Hợp chất Ca5(PO4)3F là men răng thay thế một phần Ca5(PO4)3OH.
ở nớc ta, một số ngời có thói quen ăn trầu, việc này rất tốt cho việc tạo men răng theo
phản ứng (1), vì trong trầu có vôi tôi (Ca(OH)2), chứa các ion Ca2+ và OH làm cho cân
bằng (1) chuyển dịch theo chiều thuận.

21


5

Luyện tập
Axit, bazơ và muối

ã Củng cố kiến thức về axit, bazơ và muối.
ã Rèn luyện kĩ năng tính pH của các dung dịch axit một nấc
và bazơ một nấc.

I - kiến thức cần nắm vững
1. Axit khi tan trong nớc phân li ra cation H+ (theo thuyết A-rê-ni-ut) hoặc axit là
chất nhờng proton H+ (theo thuyết Bron-stêt).
Bazơ khi tan trong nớc phân li ra anion OH (theo thuyết A-rê-ni-ut) hoặc bazơ
là chất nhận proton H+ (theo thuyết Bron-stêt).
2. Chất lðìng tÝnh võa cã thĨ thĨ hiƯn tÝnh axit, võa có thể thể hiện tính bazơ.
3. Hầu hết các muối khi tan trong nớc phân li hoàn toàn ra cation kim loại (hoặc
cation NH +4 ) và anion gốc axit.
Nếu gốc axit còn chứa hiđro có tính axit, thì gốc đó tiếp tục phân li yếu ra cation
H+ và anion gốc axit.
4. Hằng số phân li axit Ka và hằng số phân li bazơ Kb là các đại lợng đặc trng
cho lực axit và lực bazơ của axit yếu và bazơ yếu trong nớc.
5. Tích số ion của nớc là K H

2O

= [H + ] [OH _ ] = 1,0.10 _14 . Một cách gần đúng có

thể coi giá trị của tích số này là hằng số cả trong dung dịch loÃng của các chất
khác nhau.
6. Giá trị [H+] và pH đặc trng cho các môi trờng :
Môi trờng trung tÝnh : [H+] = 1,0.10−7M hay pH = 7,00
M«i trðêng axit
: [H+] > 1,0.10−7M hay pH < 7,00
M«i trðêng kiỊm
: [H+] < 1,0.10−7M hay pH > 7,00

7. Mµu cđa q, phenolphtalein và chất chỉ thị vạn năng trong dung dịch ở các giá
trị pH khác nhau (xem bảng 1.1 và h×nh 1.5).
22


II - Bài tập
1. Viết các biểu thức tính hằng số phân li axit Ka hoặc hằng số phân li bazơ Kb của các
axit và bazơ sau : HClO, BrO, HNO2, NO2 .
2. Đối với dung dịch axit yếu HNO2 0,10M, nếu bỏ qua sự điện li của nớc thì đánh giá
nào sau đây là đúng ?
A. pH > 1,00 ;

−
B. pH = 1,00 ; C. [H+] > [NO2 ] ;


D. [H+] < [NO2 ].

3. Đối với dung dịch axit mạnh HNO3 0,10M, nếu bỏ qua sự điện li của nớc thì đánh giá
nào sau đây là đúng ?
A. pH < 1,00 ;

−
B. pH > 1,00 ; C. [H+] = [NO3 ] ;


D. [H+] > [NO3 ].

4. Độ điện li của axit yếu tăng theo độ pha loÃng dung dịch. Khi đó giá trị của hằng số
phân li axit Ka

A. tăng.

B. giảm.

C. không đổi.

D. có thể tăng, có thể giảm.

5. a) Hoà tan hoàn toàn 2,4 g Mg trong 100,0 ml dung dÞch HCl 2,1M. TÝnh pH cđa dung
dÞch thu đợc.
b) Tính pH của dung dịch thu đợc sau khi trén 40,0 ml dung dÞch HCl 0,50M víi
60,0 ml dung dịch NaOH 0,50M.
6. Viết phơng trình điện li của c¸c chÊt sau trong nðíc : MgSO4, HClO3, H2S, Pb(OH)2, LiOH.
7. Ion nào dới đây là axit theo thuyết Bron-stêt ?
A. SO24− ;

B. NH+4 ;

C. NO3− ;

D. SO32 − .

8. Theo thuyết Bron-stêt, ion nào dới đây là bazơ ?
A. Cu2+ ;

B. Fe3+ ;

C. BrO− ;

D. Ag+.

9. Ion nµo sau đây là lỡng tính theo thuyết Bron-stêt ?
A. Fe2+ ;

B. Al3+ ;

C. HS− ;

D. Cl−.

10. TÝnh nång ®é mol cđa ion H+ trong dung dÞch HNO2 0,10M, biÕt r»ng h»ng số phân li
axit của HNO2 là Ka = 4,0.104.

23


6

Phản ứng trao đổi ion trong
dung dịch các chất điện li
ã Hiểu bản chất và điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong
dung dịch các chất điện li.

ã Viết đợc phơng trình ion rút gọn của phản ứng trong dung
dịch các chất điện li.

I điều kiện xảy ra phản ứng trao đổi ion trong dung dịch
các chất điện li
1. Phản ứng tạo thành chất kết tủa
Thí nghiệm : Nhỏ dung dịch natri sunfat (Na2SO4) vào ống nghiệm đựng dung

dịch bari clorua (BaCl2) thấy kết tủa trắng của BaSO4 xuÊt hiÖn :
(1)
Na2SO4 + BaCl2 → 2NaCl + BaSO4
Giải thích : Na2SO4 và BaCl2 đều dễ tan và phân li mạnh trong nớc :
2
Na2SO4 2Na+ + SO 4

BaCl2 Ba2+ + 2Cl
Trong số bốn ion đợc phân li ra chỉ có các ion Ba2+ và SO24 kết hợp đợc với
nhau tạo thành chất kết tủa là BaSO4 (hình 1.6), nên thực chất phản ứng trong
dung dịch là :
Ba2+ + SO24 BaSO4
(2)
Phơng trình (2) đợc gọi là phơng trình ion rút gọn của phản ứng (1).
Phơng trình ion rút gọn cho biết bản chất của
phản ứng trong dung dịch các chất điện li.
Cách chuyển phơng trình hoá học dới dạng
phân tử thành phơng trình ion rút gọn nh sau :
ã Chuyển tất cả các chất vừa dễ tan vừa điện li
mạnh thành ion, các chất khí, kết tủa, điện li yếu
để nguyên dạng phân tử. Phơng trình thu đợc
là phơng trình ion đầy đủ, thí dụ đối với phản
ứng (1) ta có :
Hình 1.6. ChÊt kÕt tña BaSO4

24