De Cuong Hoa 11

<span class='text_page_counter'>(1)</span>CHƯƠNG 1. SỰ ĐIỆN LI A. LÝ THUYẾT I. DUNG DỊCH 1) Khái niệm Dung dịch là một hệ đồng thể bao gồm dung môi, chất tan và sản phẩm của sự tương tác giữa chúng  Dung môi quan trọng và phổ biến nhất là nước.  H 2O .  NaCl, ®­ êng  , chất khí  khÝ HCl, khÝ NH3  .  Chất tan có thể là chất rắn  ancol etylic, axit H2SO4 đặc . hoặc chất lỏng.  Dung dịch có thể chỉ chứa một loại chất tan, cũng có thể chứa nhiều loại chất tan (dung dịch hỗn hợp)  Tên của chất tan được lấy làm tên của dung dịch (trừ trường hợp chất tan là kim loại kiềm, kiềm thổ hoặc oxit kim loại mà khi hòa tan vào nước cho ta dung dịch bazơ) 2) Độ tan (S) Độ tan của một chất là số gam chất đó hòa tan tối đa trong 100 gam nước (dung môi): m S  t . 100 m dm  1.1  Độ tan của một chất phụ thuộc chủ yếu vào nhiệt độ, áp suất (với chất khí) vào bản chất của chất tan và dung môi  Độ tan của đa số các chất rắn tăng khi nhiệt độ tăng. Độ tan của chất khí tăng khi nhiệt độ giảm hoặc áp suất tăng 0  Theo quy ước, ở 22 C nếu: S 0,01 g 100g H 2O  chất không tan 0,01 S 1  chất ít tan S  1 g 100g H2 O  chất dễ tan hoặc tan nhiều Có thể tóm tắt tính tan của một số hợp chất vô cơ thông thường như sau: *Axit: Các axit thường gặp tan hết trừ H 2SiO3. Sr  OH  2 Ca  OH  2 *Bazơ: Chỉ có các hidroxit của kim loại kiềm, bari tan tốt, NH 3 tan tốt, và tan vừa, các hidroxit kim loại khác không tan *Muối:  Các muối nitrat tan hết      Các muối clorua, bromua, iotua đa số tan tốt, chỉ có các muối với Ag , Pb , Cu , Hg ít tan Đặc biệt các muối chì tan nhiều trong nước nóng, HgI 2 màu đỏ không tan trong nước nhưng tan trong KI thành. K 2  HgI 4 .  Các muối sunfat tan tốt trừ PbSO 4 và BaSO 4 không tan, CaSO 4 ít tan  Các muối cacbonat, sunfat, photphat trung hòa: tất cả đều ít tan, trừ các muối của kim loại NH 4 kiềm, ; các muối axit (hidrocacbonat, hidrosunfat, hidrophotphat) tan tốt, riêng NaHCO 3 ít tan Chú ý: a) Lợi dụng độ tan khác nhau, người ta có thể tách các chất khỏi nhau bằng phương pháp kết tinh phân đoạn: chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh trước khi cô cạn dung dịch. Thí dụ, khi điện phân sản xuất NaOH, dung dịch thu được còn lẫn NaCl: do độ tan của NaCl nhỏ hơn NaOH nên khi cô cạn dung dịch 1.

<span class='text_page_counter'>(2)</span> (làm cho nước bay hơi), NaCl sẽ kết tinh trước. Lặp lại nhiều lần sẽ tách được NaCl và thu được dung dịch chỉ chứa NaOH b) Lợi dụng độ tan khác nhau trong các dung môi khác nhau, người ta có thể làm giảm độ tan của một chất nào đó trong nước. Thí dụ: CaSO 4 tan được trong nước nhưng nếu thêm ancol etylic vào có thể làm kết tủa hết CaSO 4 3) Dung dịch bão hòa, chữa bão hòa và quá bão hòa a) Dung dịch bão hòa là dung dịch không thể hòa tan thêm chất tan ở một nhiệt độ nhất định, nghĩa là lượng chất tan đã đạt tới giá trị độ tan: m t S b) Dung dịch chưa bão hòa là dung dịch còn có thể hòa tan thêm chất tan, nghĩa là lượng chất tan chưa đạt tới giá trị độ tan: m t  S Trong thực tế các dung dịch thường gặp đều là dung dịch chưa bão hòa c) Dung dịch quá bão hòa là dung dịch có lượng chất tan vượt quá giá trị độ tan ở nhiệt độ đó: m t  S Dung dịch quá bão hòa thường xảy ra khi ta hòa tan chất tan ở nhiệt độ cao sau đó làm nguội từ từ Dung dịch quá bão hòa là một hệ kém bền, khi để nguội, lượng chất tan dư sẽ tách ra khỏi dung dịch dưới dạng chất kết tinh 4) Các hiđrat và tinh thể ngậm nước Khi hòa tan, các phân tử hoặc ion chất tan liên kết với các phân tử dung môi tạo thành các sonvat và quá trình đó gọi là sự sonvat hóa; khi dung môi là nước, đó là các hiđrat và sự hiđrat hóa Đối với các ion, sự hiđrat hóa là do lực hút tĩnh điện giữa các ion và phân tử nước phân cực. Ví dụ,   H 3O   : trường hợp đặc biệt đối với ion H là tạo thành ion hiđroxoni. Đối với các chất tan dạng phân tử thì sự tạo thành hiđrat cũng do tương tác tĩnh điện. Nhiều hiđrat không bền, khi cô cạn dung dịch bị mất nước, nhưng cũng có những hiđrat rất bền nên khi cô cạn dung dịch ta thu được các hiđrat tinh thể gọi là tinh thể ngậm nước và nước trong phân tử đó gọi là nước kết tinh. Công thức phân tử một số muối đơn và kép ngậm nước thường gặp: NaCO3 .10H 2O. Al 2  SO4  3 .18H 2O. CrCl 2 .4H 2O. CaCl 2 .6H 2O. AlCl 3 .6H 2O. ZnSO 4 .7H 2O. CoSO 4 .7H 2O. Al  NO3  3 .9H 2O. ZnCl 2 .1,5H 2O. MgCl 2 .6H 2 O. FeSO 4 .7H 2O. CdCl2 .2,5H2 O. MgSO 4 .7H 2O. Fe2  SO4  3 .9H 2O. CdSO 4 .2,67H 2 O. Mg  NO3  2 .6H 2O. FeCl 2 .4H 2O. NiCl 2 .6H 2O. CuSO 4 .5H 2 O. FeCl 3 .6H 2O. NiSO 4 .7H 2O. CuCl 2 .2H 2O. Fe  NO3  3 .9H 2O. K 2SO 4 .Al 2  SO 4  3 .24H 2O. BaCl 2 .2H 2O. Cr2  SO4  3 .6H2 O. K 2SO 4 .Cr2  SO4  3 .24H 2O. Cu  NO3  2 .6H 2O. CrCl3 .6H 2O. Fe  NH 4  2  SO 4  2 .6H 2O. Cr2  SO 4  3 .18H 2O.  NH 4  2 SO4 .FeSO4 .7H2O.  NH 4  2 SO 4 .Fe2  SO 4  3 .24H 2O. 2.

<span class='text_page_counter'>(3)</span> Điểm lí thú là nhiều muối khan và tinh thể ngậm nước có màu khác nhau, chẳng hạn CuSO 4 khan có màu trắng nhưng CuSO 4 .5H 2O có màu xanh; CoSO 4 khan màu xanh còn CoSO 4 .7H 2O lại có màu Cr  SO 4  3 Cr  SO 4  3 .6H 2O Cr  SO 4  3 .18H 2O hồng; 2 màu hồng nhạt nhưng 2 có màu lục còn 2 lại có màu tím. Lợi dụng sự đổi màu đó ta có thể nhận biết được hơi ẩm (nước) trong xăng, dầu và trong chất làm khô (silicagel) Chú ý: Khi hòa tan tinh thể ngậm nước vào nước thì nước kết tinh sẽ tham gia vào thành phần dung môi, do đó lượng chất tan lúc này chính là lượng muối khan (không ngậm nước). Điều này cần được đặc biệt chú ý khi tính nồng độ của dung dịch tạo thành trong trường hợp hòa tan tinh thể ngậm nước 5) Nhiệt hòa tan Sự hòa tan một chất rắn vào một chất lỏng gồm hai quá trình: phá vỡ mạng lưới tinh thể hoặc.  H.  0. 1 tách thành các phân tử riêng biệt. Quá trình này đòi hỏi cung cấp năng lượng tức là thu nhiệt ; quá trình thứ hai là các phân tử hoặc ion đã tách ra tiến lại gần các phân tử nước (quá trình hiđrat.  H.  0. 2 hóa), quá trình này tỏa nhiệt Như vậy, tùy theo H1 hoặc H 2 lớn hơn mà quá trình hòa tan là thu nhiệt hay tỏa nhiệt. Các muối amoni khi hòa tan thu nhiệt rất mạnh làm cho môi trường trở nên khá lạnh, ngược lại, quá trình hòa tan KOH, NaOH lại tỏa nhiệt rất lớn. Khi hòa tan axit H 2SO 4 đặc vào nước, do tạo thành các hiđrat,. nên lượng nhiệt tỏa ra rất lớn (vì vậy khi pha loãng axit H 2SO 4 đặc, nhất thiết phải thêm từ từ axit vào nước, tránh làm ngược lại) Vậy: Lượng nhiệt thu vào hay tỏa ra khi hòa tan 1 mol chất gọi là nhiệt hòa tan chất đó 0 Ví dụ: Nhiệt hòa tan ở 20 C của NH 4 NO3 là H 25, 4 kJ còn KOH là H  55,6 kJ 6) Nồng độ dung dịch Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị hàm lượng chất tan trong đơn vị thể tích hoặc đơn vị khối lượng của dung dịch  Dung dịch chứa chất tan với lượng có thể so sánh được với lượng dung môi ta gọi là dung dịch đặc  Dung dịch chứa chất tan với lượng không thể so sánh được với lượng dung môi ta gọi là dung dịch loãng Dưới đây là các cách biểu thị nồng độ dung dịch thường gặp nhất 6.1 Nồng độ phần trăm (khối lượng): Kí hiệu C% , là số gam chất tan có trong 100g dung dịch. Ta có: m C%  t .100% m dd  1.2  Một số chú ý khi dùng công thức a) Khối lượng chất tan.  1.2  :.  mt . và khối lượng dung dịch m dung­dÞch m t  m dm. m. dung­dÞch. . phải có cùng đơn vị về khối lượng. b) Trong một dung dịch: c) Khi hòa tan chất tan vào nước hoặc khi trộn 2 dung dịch với nhau mà có phản ứng hóa học xảy ra thì ta phải xác định lại thành phần của dung dịch sau phản ứng và nhớ loại trừ các khí thoát ra hay lượng kết tủa xuất hiện trong phản ứng khỏi dung dịch: m dung­dÞch­sau m dung­dÞch­tr­ íc  m  m d) Đa số các chất khi hòa tan vào nước thì khối lượng m t không đổi, chẳng hạn như NaCl, HCl,…. m . t nhưng cũng có những chất khi hòa tan vào nước thì lượng chất tan thu được giảm (ví dụ hòa tan a 160 mt  .a gam CuSO 4 .5H 2O 250 gam vào nước thì ) hoặc tăng (đối với trường hợp chất đem hòa tan tác. 3.

<span class='text_page_counter'>(4)</span> dụng với nước tạo thành chất mới, ví dụ hòa tan a gam SO3 vào nước thì SO3  H2O  H2SO 4 nên 98 . a m t m H2SO4  gam 80 ) e) Nếu chất tan trong dung dịch được tạo thành từ nhiều nguồn khác nhau thì lượng chất tan của dung dịch.  mt . bằng tổng khối lượng chất tan của mỗi nguồn. 160a b.C mt   250 100 Ví dụ: Hòa tan a gam tinh thể và b gam dung dịch thì f) Khi hòa tan dung dịch có nhiều chất tan (dung dịch hỗn hợp) thì lượng m t được tính riêng cho từng m chất còn dung­dÞch là chung cho tất cả các chất 6.2 Nồng độ % thể tích: Nếu chất tan là chất lỏng, ngoài nồng độ % về khối lượng, người ta còn dùng nồng độ % về thể tích, cũng kí hiệu là C% được biểu diễn bằng số ml chất tan trong 100ml dung dịch V C%  t .100  % Vdd  1.3 CuSO 4 .5H 2 O. CuSO 4 C%. 0 Độ rượu: Chính là C% thể tích dung dịch ancol. Ví dụ dung dịch cồn (ancol etylic) 90 nghĩa là trong 100 ml dung dịch ancol có 90 ml C 2 H5OH. 6.3 Nồng độ mol.  CM . biểu thị số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch. n n.1000 CM   V  l  V  ml . Nếu đề bài cho khối lượng dung dịch thì từ công thức (d là khối lượng riêng của dung dịch, g ml ).  1.2 .  1.4 . ta suy ra thể tích dung dịch:. Vdung­dÞch . m dd d. 6.4 Mối quan hệ giữa CM và C% : Từ.  1.2  ,  1.3. Trong đó:. và.  1.4 . ta dễ dàng suy ra: C%.d.100 CM  M.  1.5. g  g mol  M – Khối lượng mol chất tan d – Khối lượng riêng của dung dịch. ml . 6.5 Mối quan hệ giữa độ tan (S) và nồng độ C% dung dịch bão hòa S C%  .100  %  S  100 II. SỰ ĐIỆN LI.  1.6   H O. 2 1) Định nghĩa: Là quá trình phân li chất điện li thành các ion dưới tác dụng của các phân tử dung môi lưỡng cực hoặc khi chất điện li nóng chảy dưới tác dụng của nhiệt Các ion dương gọi là CATION, các ion âm gọi là ANION Quá trình điện li được biểu diễn bằng phương trình gọi là phương trình điện li 2) Chất điện li mạnh – Chất điện li yếu – Chất không điện li 2.1. Chất điện li mạnh là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành các ion, quá trình điện li là quá trình một chiều (trong phương trình điện li dùng dấu  )  Ví dụ: NaCl  Na  Cl. 4.

<span class='text_page_counter'>(5)</span> Những chất điện li mạnh bao gồm:  Hầu hết các muối tan  Các axit mạnh: HClO 4 , H 2SO 4 , HNO3 , HCl , HBr , HI , HMnO 4 ,  Các bazơ mạnh: Bazơ của kim loại kiềm, bari, canxi,… 2.2. Chất điện li yếu là những chất trong dung dịch nước chỉ điện li một phần thành ion còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là quá trình thuận nghịch (trong phương trình điện li dùng dấu  ) NH 3  NH 4  OH Ví dụ: Những chất điện li yếu gồm:  Các axit yếu: ROOCH , H 2CO3 , H 2SO3 , HNO2 , H 3PO 4 , H 2S,  Các bazơ yếu: dung dịch NH 3 và các hidroxit không tan 2.3. Chất không điện li là những chất khi tan vào nước hoàn toàn không điện li thành các ion. Chúng có thể là chất rắn như glucozơ C 6 H12O6 , chất lỏng như CH 3CHO , C 2H 5OH , Chú ý: Đối với chất điện li nhiều nấc sẽ phân li thành nhiều nấc H 3PO 4  H   H 2 PO 4. H 2 PO 4 . H   HPO 24. HPO 24  H   PO34 3) Độ điện li  Độ điện li  cho biết phần trăm chất tan phân li thành ion và được biểu diễn bằng tỉ số nồng độ mol của phần chất tan phân li thành ion.  C . và nồng độ ban đầu của chất điện li   C  M   A    C0 C0 C0.  C 0  : MA . M  A.  1.7 .  NÕu­C 0­chÊt­MA­kh«ng­®iÖn­li    0  1  NÕu­C C 0 ­chÊt­MA­®iÖn­li­hoµn­toµn  Chú ý: Độ điện li  phụ thuộc vào bản chất của chất tan, vào nhiệt độ và nồng độ của dung dịch. Dung.  C ­cµng­nhá  thì  càng lớn dịch càng loãng 0 4) Hằng số điện li (hằng số cân bằng) K Để đánh giá khả năng phân li của chất, ngoài độ điện li  người ta còn dùng hằng số điện li K được định nghĩa theo công thức:  M    A   K  vµ pK  lg K  MA .  1.8.  M   ,  A    MA là nồng độ mol của các ion và phần MA còn lại tại thời điểm cân bằng Trong đó  và Đối với một chất tan nhất định thì K là một hằng số chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ và bản chất dung môi  Nếu MA là axit  K gọi là hằng số axit, kí hiệu K a  Nếu MA là bazơ  K gọi là hằng số bazơ, kí hiệu K b.  Nếu MA là phức chất  K gọi là hằng số không bền , kí hiệu K kb Chú ý: Đối với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số điện li riêng Ví dụ: Axit cacbonic: CO2  2H 2O  H 3O   HCO 3 K1 4,5.10 7. HCO3  H 2O  H 3O   CO32 Khi đó: K1  K 2  5. K 2 4,7.10  11.

<span class='text_page_counter'>(6)</span> 5) Mối quan hệ giữa  và K Từ (1.7) và (1.8) ta có công thức liên hệ giữa  và K:  M    A   C . C 2 0 K  0  .C 0 C 0  C 0 1    MA . Vì.  1  1   1  K  2C 0  . K C0.  1.9 .  1.9  khi C 0 càng nhỏ (dung dịch càng loãng) thì độ điện li  càng lớn. Vì K const nên theo 6) Sự điện li của nước – pH của dung dịch a) Sự điện li của nước H O  H 2O  H 3O  OH  H O  H   OH  Nước là chất điện li yếu: 2 hay viết đơn giản: 2   Tích số nồng độ các ion H và OH trong nước nguyên chất hoặc trong dung dịch nước không quá đặc K w  H    OH   K w ở mỗi nhiệt độ là một hằng số gọi là tích số ion của nước (kí hiệu ): 0. Ở 25 C ta có: Từ.  1.10 . K w  H    OH   1,0.10  14.  1.10 . ta suy ra:.  Môi trường axit:  Môi trường bazơ:.  H     OH   H    1,0.10  7 M và    H     OH   H    1,0.10  7 M và    H    OH   1,0.10  7 M.  Môi trường trung tính: b) pH dung dịch: Là chỉ số để đo nồng độ (đặc, loãng) của dung dịch axit hay bazơ khi nồng độ của dung dịch nhỏ hơn 0,1M. Công thức tính:. pH  lg  H   Nếu. pH a   H   10 a M. Logarit hóa hai vế. Từ.  1.11.  1.10 . ta có trong một dung dịch: pH  pOH 14.  1.12 .  1.12 . suy ra:  Trong môi trường axit: pH  7  Trong môi trường bazơ: pH  7  Trong môi trường trung tính: pH 7 c) Cách tính pH của một dung dịch.   1. 1. Đối với dung dịch axit mạnh   H    pH  lg  H   Từ C 0 (axit).   1. 2. Đối với dung dịch bazơ mạnh   OH    pOH  lg  OH    pH 14  pOH Từ C 0 (bazơ).    1. 3. Đối với dung dịch axit yếu HA  H   A , K a Xét axit yếu 6.

<span class='text_page_counter'>(7)</span>  H    A   Ka   HA. và pK a  lg K a  H    A   Vì HA là một đơn axit nên hơn nữa lại là một axit yếu nên. C C 0   HA  C 0. . Vậy ta có:. 2.  H   2 Ka    H   K a C 0 C0 Lấy logarit hai vế: 1 pH   pK a  lg C 0  2 4. Đối với bazơ yếu.  1.13.    1 :. BOH  B   OH  , K b Xét đơn bazơ yếu  B    OH   Kb     BOH  và pK b  lg K b Tương tự như trường hợp axit yếu, ta dễ dàng suy ra: 1 pOH   pK b  lg C 0  2 1  pH 14   pK b  lg C 0   1.14  2 Trong đó C 0 là nồng độ mol ban đầu của dung dịch axit bazơ 5. Với dung dịch đệm HA : C a , K a  NaA : C b Cho dung dịch đệm của axit yếu  . Khi đó:   NaA  Na  A Cb Cb. HA  H   A   H    A   Ka   HA  C   HA  C a ;  A   C b  pH pK a  lg a C b  1.15  Vì axit yếu Trường hợp đệm của bazơ yếu nồng độ C b và muối của nó nồng độ C a thì ta có: C pH 14  pK b  lg a  1.16  Cb Chú ý: a) Giá trị lg của các số tự nhiên: N lgN. 2 0,3. 3 0,48. 4 0,6. 5 0,7. 6 0,78. 7 0,85. 8 0,9. 9 0,95.  1.9  được hiểu gần b) Đối với các chất điện li yếu, vì  1 nên 1   1 và công thức đúng: 7.

<span class='text_page_counter'>(8)</span> K  2C 0 hay  . K C0.  1.17 . 7) Thuyết axit – bazơ Areniuyt   Axit là những chất khi tan trong nước phân li ra cation H .   Bazơ là những chất khi tan trong nước phân li ra anion OH Những hạn chế: 1. Phạm vi áp dụng của thuyết này là hẹp vì chỉ đúng cho dung môi là nước   2. Không nêu lên được vai trò của dung môi: HCl  H  Cl. HCl  H 2O  H 3O   Cl  Thực ra:  3. Thuyết này coi cation H tồn tại độc lập trong dung dịch là không đúng thực tế bởi vì dung môi nước.  H 2O .  là những phân tử lưỡng cực, ion H là một hạt proton kích thước vô cùng nhỏ và mang điện tích dương nên không thể đứng độc lập cạnh phân tử H 2O khổng lồ và lưỡng cực. 4. Thuyết này không giải thích được các trường hợp là bazơ mà trong phân tử lại không có nhóm OH như NH 3 , R  NH 2 , và do quan niệm phản ứng trung hòa là phản ứng trong đó: H   OH   H 2O.  axit   baz¬  Nên không giải thích được phản ứng axit – bazơ sau: NH3  HCl  NH 4 Cl 8) Thuyết axit – bazơ của Bronsted   Axit tiểu phân (phân tử hoặc ion) có khả năng cho proton H để biến thành bazơ liên hợp. Axit càng mạnh thì bazơ liên hợp càng yếu và ngược lại   Bazơ là tiểu phân (phân tử hoặc ion) có khả năng nhận proton H để biến thành axit liên hợp. Bazơ càng mạnh thì axit liên hợp càng yếu và ngược lại HCl  H 2O  Cl   H 3O  Ví dụ 1: axit 1 baz¬­2 baz¬­1 axit 2. H O H 2 O Trong phản ứng này có 2 cặp axit – bazơ liên hợp, đó là HCl Cl và 3 . Vì HCl là axit rất   mạnh nên Cl là bazơ rất yếu (yếu đến nỗi không thể hiện tính bazơ, Cl là trung tính). Do đó phản ứng không xảy ra theo chiều ngược lại NH 3  HOH  NH 4  OH  Ví dụ 2: baz¬­1 axit 2 axit 1 baz¬­2 NH 4 NH 3 H O OH  Hai cặp axit – bazơ liên hợp là và 2 Từ định nghĩa về axit – bazơ của Bronsted ở trên cho phép ta mở rộng phạm vi axit – bazơ 8.1. Axit có thể là: a) Phân tử trung hòa: HCl , H 2SO 4 , HNO 3 ,  H 2SO4  2H 2O  SO 24  2H3O  8.

<span class='text_page_counter'>(9)</span> b) Cation:. NH 4 , H 3O  , Al  H 2O  Al  H 2O . c) Anion:. 3. 3. , Fe  H 2O .  H 2O  Al  OH . 2. 3. ,.  H 3O  H 2O. HSO 4 HSO 4  H 2O  SO 24  H3O . 8.2 Bazơ có thể là:. KOH , NaOH , Ca  OH  2 , Fe  OH  3 , a) Phân tử trung hòa:  KOH  H 2O  K  H 2O   OH  . Fe  OH  3  H 2O  Fe  H 2 O   OH  2  OH . b) Cation: Fe  OH . c) Anion:. 2.  H 2O  Fe  H 2O . 3.  OH . CO32 , SO32  , S 2  , CH 3COO  , C 6H 5O  , C 2H 5O  CO32  H 2O  HCO3  OH  C 6 H 5O   H 2O . C 6H 5OH  OH . C 2 H 5O   H 2O  C 2H 5OH  OH  . 8.3 Chất lưỡng tính: là chất vừa có khả năng nhường và nhận proton H Zn  OH  2 , Al  OH  3 , Pb  OH  2 , H 2O,  NH 4  2 CO3 , NH 2  R  COOH, Ví dụ: ZnO, Al 2O3 , PbO,. HCO3 , HSO3 , HS  , H 2O  H 2O  H3O   OH  HCO3  H 3O   CO 2 2H 2O HCO3  H 2O  HCO23  H 3O  8.4. Chất trung tính: Là những chất không có khả năng nhường và cũng không có khả năng nhận proton. Chất trung tính bao gồm:    2 2  Cation kim loại mạnh: Li , Na , K , Ca , Ba , SO24 , ClO4 , NO3 , Cl  , Br  ,  Anion gốc axit mạnh: 9) Giải thích độ mạnh của axit – bazơ  Độ mạnh của axit, bazơ được đánh giá qua khả năng nhường hoặc nhận proton H , điều đó tùy thuộc vào dung môi và độ bền của các liên kết. Vì ta chỉ giới hạn xét dung môi là H 2O nên độ mạnh axit, bazơ chỉ còn phụ thuộc vào độ bền các liên kết 9.1. Axit 1) Axit không có oxi (axit hidrit): Hn X.  kJ mol  ). Năng lượng Lực axit tùy thuộc vào độ bền liên kết H  X (đo bằng năng lượng liên kết E  liên kết càng nhỏ, H n X càng dễ nhường H làm cho tính axit càng tăng Ví dụ: Tính axit của các axit hidric của nguyên tố halogen (phân nhóm chính nhóm VII) tăng dần theo thứ tự từ trên xuống: HF  HCl  HBr  HI.  kJ mol . Năng lượng liên kết E : H  F  H  Cl  H  Br  H  I 562,6 2) Axit có oxi (oxiaxit):. 431,4 H x RO y. 298,87  kJ mol . 365,75 hay.  HO  x ROy - x 9.

<span class='text_page_counter'>(10)</span> Lực axit tùy thuộc vào sự phân cực của liên kết O  H : liên kết O  H phân cực càng mạnh, càng kém  bền, dễ đứt để giải phóng H nên tính axit càng mạnh. Sự phân cực của liên kết O  H :  TỉưlệưthuậnưvớiưđộưâmưđiệnưcủaưR    TØ­lÖ­nghÞch­víi­kÝch­th­ íc­nguyªn­tö­R­  HNO3  HPO3   TØ­lÖ­thuËn­víi­hiÖu­y - x .  H 2ZnO2  a) y  x 0 : axit rất yếu  HNO2 , H2SO4 ,  b) y  x 1 : axit rất yếu  H2SO4  c) y  x 1 : axit mạnh  HClO4  d) y  x 1 : axit rất mạnh 9.2. Bazơ Lực bazơ nói chung tùy thuộc độ âm điện của kim loại, tính kim loại giảm thì độ âm điện tăng nên tính bazơ giảm Xét hidroxit kim loại M, hóa trị n:. M  OH  n. Kim loại M có khuynh hướng nhường electron, tương đương với lực đẩy electron mạnh, làm giảm sự phân cực liên kết O  H , khó phân li theo kiểu axit. Hơn nữa liên kết M  O không bền nên dễ dàng  giải phóng ion OH làm cho dung dịch bazơ Vì vậy, tính kim loại càng mạnh, khả năng nhường electron càng lớn, sự đứt liên kết M  OH càng nhỏ  tính bazơ càng mạnh NaOH  Mg  OH  2  Al  OH  3  Fe  OH  3  Ví dụ: Chú ý: Để định lượng độ mạnh yếu của một dung dịch axit – bazơ người ta dùng khái niệm pH  lg  H   (xem chương 2) 10) Muối – Sự thủy phân của muối Muối là sản phẩm của sự trung hòa một axit bằng một bazơ. Khi hòa tan với nước các muối sẽ phân li thành các ion bị hidrat hóa. 1. Nếu ion muối là những anion và cation tung tính (muối tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh) thì quá trình.  pH 7 . phân li chỉ dừng lại ở các ion bị hidrat hóa và pH của dung dịch không thay đổi     NaCl   n  m  H 2O  Na  H 2O  n Cl  H 2O  m (hay đơn giản NaCl  Na  Cl ) 2. Nếu ion của muối là những anion và cation axit, bazơ hoặc lưỡng tính thì chúng sẽ tương tác với dung.  H O. 2 môi để tạo ra sản phẩm là chất kết tủa, bay hơi hoặc điện li yếu. Quá trình này gọi là sự thủy phân của muối. Trong các trường hợp này pH của dung dịch sẽ thay đổi. Từ đó ta thấy chỉ có các loại muối sau đây mới bị thủy phân: a) Muối của axit yếu bazơ mạnh CH 3COONa  CH 3COOH   Na  (bazơ) (trung tính)  CH3COO  H2O  CH3COOH  OH   pH  7 . b) Muối của axit mạnh bazơ yếu NH 4Cl  NH 4  Cl  (axit) (trung tính) 10.

<span class='text_page_counter'>(11)</span> NH 4  H 2O  H 3O   NH 3  pH  7  c) Muối của axit yếu và bazơ yếu: CH 3COONH 4  CH 3COO   NH 4 (bazơ) (axit)  CH 3COO  H 2O  CH 3COOH  OH  K b NH 4  H 2O  NH 3  H 3O  K a Để kết luận pH của môi trường ta phải dựa vào các hằng số K a , K b của hai phản ứng trên, nếu:   H 3O    OH    pH 7   H 3O     OH    pH  7   H 3O     OH    pH  7 11) Các phản ứng trao đổi xảy ra trong dung dịch 11.1. Phản ứng trao đổi ion 1) Khái niệm: Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch là phản ứng xảy ra do sự trao đổi ion giữa các chất điện li để tạp thành chất mới, trong đó, số oxi hóa của chúng trước và sau phản ứng không đổi (do không có sự trao đổi electron giữa các chất phản ứng) Phản ứng trao đổi ion bao gồm: Muối tác dụng axit, muối tác dụng bazơ, muối tác dụng với muối và axit tác dụng với bazơ. (xét riêng gọi là phản ứng axit – bazơ) Sơ đồ tổng quát: AB  CD  AD  CB 2) Điều kiện phản ứng trao đổi ion xảy ra hoàn toàn Do phản ứng trao đổi ion xảy ra theo chiều: nhiều ion  ít ion Nên để phản ứng xảy ra hoàn toàn: a) Điều kiện cần: Các chất tham gia phản ứng phải tan, điện li mạnh. b) Điều kiện đủ: Một trong các sản phẩm phải là chất kết tủa, chất bay hơi hoặc chất điện li yếu Một số ví dụ:. AgNO3  HCl  AgCl HNO3. Ba  CH3COO  2  2HCl  2CH3COOH  BaCl 2 (điện li yếu) Dung dÞch NaCl  dung dÞch H 2SO 4  Kh«ng­x¶y­ra­. 2NaCl  H 2SO 4  Na 2SO 4  2HCl  (khan) (đặc, nóng) Na 2SO 4  CaCO 3 . không xảy ra c) Xét một số trường hợp phức tạp: Nếu trong số các chất tham gia có chất khó tan hoặc điện li yếu thì đối với chương trình phổ thông thường xảy ra 4 trường hợp sau:  Phản ứng xảy ra do quan hệ đẩy: axit (bazơ) mạnh hơn đẩy axit (bazơ) yếu hơn khỏi dung dịch muối: CaCO3  CH 3COOH  Ca  CH 3COO  2  CO 2  H 2O Khó tan điện li yếu (mạnh hơn H 2CO3 )  Hợp chất ít tan chuyển thành khó tan Ca  OH  2  CO 2  CaCO3  H 2O (ít tan) (khó tan) CaCO3  NaOH  không xảy ra  NH 3 điện li yếu cho kết tủa các hidroxit khó tan: AlCl3  3NH 3  3H 2O  Al  OH  3  3NH 3Cl 11.

<span class='text_page_counter'>(12)</span> Điện li yếu  H 2S điện li yếu cho kết tủa sunfua kim loại nặng (Cu, Zn, Ag) CuSO 4  H 2S  CuS  H 2SO 4 Điện li yếu Ngoài 4 trường hợp xảy ra ở trên, các trường hợp khác phải căn cứ vào độ tan và hằng số phân li của các chất mới có thể cho kết luận đúng đắn Chú ý: 3 1. Phản ứng giữa một số muối tan dung dịch có thể là phản ứng oxi hóa – khử. Vì dụ muối Fe có tính  2 oxi hóa mạnh, gặp muối có tín khử mạnh như I , S thì xảy ra phản ứng oxi hóa – khử (không phải là phản ứng trao đổi ion) 3. 1. 2. 0. 2 Fe Cl 3  2KI  2 Fe Cl 2  I 2  2KCl 3. 2. 2. 0. 2 Fe Cl3  H 2 S  2 Fe Cl 2  S  2HCl 2. Một số chất kết tủa có khả năng tạo phức chất tan a) Bạc clorua và các hidroxit của đồng, bạc, kẽm không tan trong nước nhưng tan được trong amoniac dư do tạo thành phức chất tan:. M   2NH3   M  NH3  2 . . M   4NH 3   M  NH 3  4 . 2.  M : Cu , Ag   M : Cu , Zn  . . 2. . 2. 2. . AgCl  2NH 3   Ag  NH 3  4   Cl  Ví dụ: 2. Zn  OH  2  4NH3   Zn  NH3  4   2OH  2 3 b) Đối với Fe và Fe thì có thể tạo phức ion xyanua:. Fe2  6CN    Fe  CN  6 . 4. 3.  Fe   Fe 4  Fe  CN  6   3. Xanh Prusse 3. . Fe  6CN   Fe  CN  6 . 3. Fe2.   Fe3  Fe  CN  6   2. Xanh Turnbull 3. 3. c) Fe , Al có thể tạo phức với ion halogenua: dùng để giải thích cơ chế phản ứng thế trên vòng benzen . FeBr3  Br2   FeBr4  Br  . AlCl 3  Cl 2   AlCl 4  Cl  11.2 Phản ứng axit – bazơ  Phản ứng axit – bazơ là phản ứng tong đó có sự cho nhận proton H (trường hợp đặc biệt của phản ứng trao đổi ion) Ví dụ: HCl  NaOH  NaCl  H 2O HNO3  NH 3  NH 4NO 3. Nếu tính axit và tính bazơ càng mạnh thì phản ứng thực hiện càng dễ và càng đến cùng. Do đó muốn phản ứng xảy ra thuận lợi thì ít nhất phải có một thành phần là mạnh CH 3COOH  NaOH  CH 3COONa  H 2O CH 3COOH  NH 3  CH 3COONH 4 (không xảy ra hoàn toàn) Al 2O3  NaOH  2NaAlO 2  H 2O Al 2 O3  NH 3  Không xảy ra. 12.

<span class='text_page_counter'>(13)</span> Chú ý: Phản ứng giữa axit mạnh và bazơ mạnh còn gọi là phản ứng trung hòa B. BÀI TẬP Bài tập cơ bản Sự điện li 1) Trong số các chất sau, chất nào là chất điện li: H 2S, SO2, Cl2, H2SO4, CH4, NaHCO3, Ca(OH)2, HF, C6H6, CaClO? 2) Trong số các chất sau, chất nào là chất điện li: H 2O, SO2, Br2, H2SO4,CH2Cl, NaHSO4, Ba(OH)2, HI, C2H2, KClO? 3) Viết phương trình điện li của các chất sau đây (nếu có): HCl, HNO 3, H2SO4, H2S, H2CO3, KOH, Ba(OH)2,NH4OH, NaCl, K2SO4, Na2S, Al2(SO4)3, NH4NO3,(NH4)2SO4, NaHCO3, NaHSO4, H2O, Pb(OH)2, Fe(OH)3, AgCl, CaCO3, Ba(H2PO4)2, K2HPO4? 4) Viết phương trình phân tử, phương trình ion thu gọn, của các phản ứng sau (nếu có): a) H2SO4 +NaOH b) HClO + Ba(OH)2 c) pHCl + Fe(OH)2 d) H2SO4 + Mg(OH)2 e) HNO3 + CuO f) H2SO4 + Al2O3 g) FeO + HCl h) Fe2O3 + HNO3 l) Fe3O4 + H2SO4 j) CO2 dư + NaOH k) CO2 + NaOH dư l) CO2 Ba(OH)2 (2 trường hợp CO2 dư và Ba(OH)2 dư) m) Fe2(SO4)3 + NaOH n) CuSO4 + KOH o) NH4Cl + Ca(OH)2 p) (NH4)2SO4 + Ba(OH)2 q) MgCl2 + KNO3 r) NH4Cl + AgNO3 s) Na2CO3 + Ca(NO3)2 t) K2CO3 + NaCl 5) Viết phương trình phân tử của các phương trình ion thu gọn sau 2− a) Pb2+ + SO4 → PbSO4 b) Mg2+ + 2OH- → Mg(OH)2 c) S2- + 2H+ → H2S 3− e) Ca2+ + PO 4 → Ca3(PO4)2. 2−. d) Ba2+ + CO3. → BaCO3 2− f) 2H+ + CO3 → CO2 + H2O 6) Viết phương trình hóa học (dạng ion thu gọn và phân tử) của phản ứng trao đổi ion trong dung dịch tạo thành kết tủa: Mg3(PO4)2, Fe(OH)2, Cu(OH)2, AlCl, BaSO4, CaCO3. 7) Tính nồng độ mol của các ion: a) 3 (l) dung dịch có hòa tan 0,6 (mol) Na2CO3. b) 2 (l) dung dịch có hòa tan 4,48 (l) khí HCl (đktc). c) Trộn 250 (ml) dung dịch CuCl2 ) 0,15M với 100 (ml) dung dịch KCl ) 0,5M. d) Trộn 200 (ml) NaNO3 0,5M với 300 (ml) dung dịch Na2SO4 1M. e) Trộn 200 (ml) dung dịch Ca(OH)2 0,05M với 30 (ml) dung dịch KOH 0,1M. f) Trộn 25 (ml) dung dịch H2SO4 0,5M với 10 (ml) dung dịch HCl 0,05M. 8) Tính nồng dộ mol của các ion khi: a) Trộn 50 (ml) đung dịch NaOH 5M với 30 (ml) dung dịch H2SO4 1,25M. b) Trộn 1,5 (l) dung dịch Ca(OH)2 0,025M với 2,5 (l) dung dịch HCl 0,014M. c) Trộn 300 (ml) dung dịch Na2CO2 1M với 500 (ml) dung dịch H2SO4 1,5M d) Trộn 0,5 (l) dung dịch Ca(NO3)2 với 0,05 (l) dung dịch Na2CO3 0,4M. pH 9) Tính pH của các dung dịch sau: a) Dung dịch HNO3 0,01M. b) Dung dịch H2SO4 0,005M. c) Dung dịch NaOH 0,1M. d) Dung dịch Ca(OH)2 0,05M. 10) Tính pH của các dung dịch sau: a) 2,5 (ml) dung dịch HCl chứa 3,66 gam chất tan. b) 300 (ml) dung dịch HCl có chứa 0,98 gam H2SO4. c) 250 (ml) dung dịch KOH có chứa 0,05 mol chất tan. d) 100 (ml) dung dịch Ba(OH)2 có chứa 0,0855 (g) chất tan . 13.

<span class='text_page_counter'>(14)</span> 11) Tính nồng độ mol của các thành phần có trong các dung dịch sau: a) Dung dịch HCl pH = 2. b) Dung dịch H2SO4 pH= 3. c) Dung dịch KOH pH =10. d) Dung dịch Ba(OH)2 =12. 12) Tính pH của các dung dịch sau khi thí nghiệm như sau: a) Trộn 40 (ml) dung dịch HCl 0,2M với 80 (ml) dung dịch HCl 2M. b) Trộn 50 (ml) dung dịch NaOH 0,1 M với 150 (ml) dung dịch NaOH 0,05M. c) Trộn 10 (ml) dung dịch HNO3 0,2M với 30 (ml) dung dịch H2SO4 0,015M. d) Trộn 20 (ml) dung dịch NaOH 0,15M với 20 (ml) dung dịch Ba(OH)2 0,5M. 13) Tính pH của các dung dịch sau thí nghiệm: a) Trộn 2,7 (l) dung dịch KOH 0,1M với 2,25 (l) dung dịch HCl 0,1M. b) Trộn 1 (l) dung dịch Ba(OH)2 0,1M với 2,25 (l) dung dịch HCl 0,1M. c) Cho 100 (ml) dung dịch HNO3 0,1M vào 300 (ml) dung dịch chứa đồng thời Ca(OH)2 0,05M và NaOH 0,2M. d) Cho 40 (ml) dung dịch HCl 0,75M vào 160 (ml) dung dịch chứa đồng thời Ba(OH)2 0,08M và KOH 0,04M. e) Cho 15 (ml) dung dịch NaOH 0,4M vào 35 (ml) dung dịch chứa đồng thời H2SO4 0,02M và HCl 0,1M. 14) Tính thể tích các dung dịch thỏa yêu cầu: a) Trộn V (l) dung dịch HCl 0,5M với 2 (l) dung dịch Ba(OH)2 0,05M thu được dung dịch X có pH = 2,3. Tìm V. b) Trộn V (l) dung dịch H2SO4 0,25M với 1 (l) dung dịch Ca(OH)2 0,5M thu được dung dịch X có pH= 11. Tìm V c) Tính thể tích dung dịch NaOH có pH =12 cần dùng để trung hòa vừa đủ 100 (ml) dung dịch có chứa HCl 0,2M và H2SO4 0,1M. 15) Tính nồng độ các dung dịch thỏa yêu cầu: a) Trộn 200 (ml) dung dịch gồm HCl 0,1M và H 2SO4 0,05M với dung dịch Ba(OH)2 thu được 500 (ml) dung dịch có pH = 13 và a (g) kết tủa. Tìm nồng độ mol của dung dịch Ba(OH)2 ban đầu và tính a. b) Trộn 200 (ml) dung dịch chứa đồng thời HCl 0,08M và H 2SO4 0,01M với 250 (ml) dung dịch NaOH thu được dung dịch A có pH = 12. Tính nồng độ mol của dung dịch NaOH ban đầu. 16) Xác định môi trường của dung dịch sau: a) Dung dịch có [H+] = 1,75.10-3M. b) Dung dịch có [H+] = 3.10-10M. -2 c) Dung dịch có [OH ] = 2,5.10 M. d) Dung dịch có [OH-] = 0,5.10-12M. 1.2 Bài tập luyện tập 17) Trong số các chất sau, chất nào là chất điện li: HNO 3, CO2, I2, Na2SO4, CH3CHO, KHSO3, NaOH, HCl, C2H4, KClO3, H3PO4, H2CO3, F2, K2SO4, CH3COOH, Ba(HCO3)2, Cu(OH)2, HBr, C2H6, NaClO3, CuCl2, P2O5, O2, CaSO4, CH3COONa, Ca(H2PO3)2, Fe(OH)2, HF, C4H8CaOCl2? 18) Giải thích vì sao khả năng dẫn điện của dung dịch nước vôi trong Ca(OH) 2 bị giảm dần khi để trong không khí? Viết phương trình phản ứng minh họa nếu (có)? 19) Viết phương trình phân tử của các phương trình ion thu gọn sau: 2− a) Ca2+ + SO4  CaSO4 b) Fe2+ + 2OH-  Fe(OH)2 c) S2- + Cu2+  CuS 3− e) Ba2+ + PO 4  Ba3(PO4)2. 2−. d) Ca2+ + CO3.  CaCO3. +. f) Ag + Br⁻  AgBr + h) NH 4 + OH-  NH3 + H2O. 2− CO3. g) 2H+ +  H2O + CO2 20) Viết phương trình hóa học (dạng ion thu gọn và phân tử) của phản ứng trao đổi ion trong dung dịch tạo thành kết tủa: Pb(OH)2, Cr(OH)2, Mn(OH)2, MgSO3, Ba3(PO4)2, Ca3(PO4)2. 21) Tính nồng độ mol của: a) 0,3 (l) dung dịch có hòa tan 0,09 (mol) KNO3. b) 0,5 (l) dung dịch có hòa tan 4,48 (l) khí NH3 (đktc). c) Trộn 350 (ml) dung dịch CaCl2 0,75M với 150 (ml) dung dịch NaCl 1,5M. d) Trộn 100 (ml) dung dịch Al2(SO4)3 1,5M với 400 (ml) dung dịch Al(NO3)3 1,5M. 14.

<span class='text_page_counter'>(15)</span> e) Trộn 250 (ml) dung dịch KOH 0,5M với 50 (ml) dung dịch HCl 1,75M thu được dung dịch A. Tính nồng độ mol các ion có trong dung dịch A. f) Trộn 1 (l) dung dịch Ba(OH)2 0,25M với 1,5 (l) dung dịch HNO3 0,14M thu được dung dịch B. Tính nồng độ mol các ion có trong dung dịch B. g) Trộn 1 (l) dung dịch KOH 0,25M với 1,5 (l) dung dịch HNO 3 0,14M và H2SO4 0,1M thu được dung dịch C. Tính nồng độ mol các ion có trong dung dịch C. h) Trộn 0,5 (l) dung dịch Ba(OH) 2 0,5M với 1 (l) dung dịch HNO 3 0,14M và HCl 0,05M thu được dung dịch D. Tính nồng độ mol các ion trong dung dịch D. i) Trộn 0,75 (l) dung dịch Ba(OH)2 0,25M và NaOH 0,2M với 0,25 (l) dung dịch HNO 3 1M và dung dịch HCl 0,5M thu được dung dịch E. Tính nồng độ mol các ion có trong dung dịch E. 22) Tính nồng độ mol của các ion trong dung dịch sau: a) Trộn thêm nước vào 500 (g) dung dịch H2SO4 19,6% để được 0,6 (l) dung dịch. b) Trộn 125 (g) dung dịch H 2SO4 10% với 875 (g) dung dịch H 2SO4 30% để thu được dung dịch D=1,25 (g/ml). c) Hòa tan 11,2 (l) khí HCl (00C, 1atm) vào 238,5 (g) nước để được dung dịch có D = 1,1 (g/ml). d) Hòa tan 11,4 (g) Na2CO3.10H2O vào 185,6 (ml) nước để tạo thành dung dịch có D = 1,25(g/ml). 23) Tính thể tích các dung dịch: a) Dung dịch HNO3 4M có chứa số mol ion H+ bằng số mol ion H+ trong 0,5 (l) dung dịch H2SO4 1M. b) Dung dịch NaOH 2M có chứa số mol ion OH⁻ bằng số mol ion OH⁻ có trong 500 (ml) dung dịch Ba(OH)2 0,4M. 24) Tính pH của các dung dịch thu được khi: a) Hòa tan hoàn toàn 13,7 (g) Ba trong 100 (ml) dung dịch HCl 3M. b) Hòa tan hoàn toàn 8,12 (g) CaO trong 100 (ml) dung dịch HCl 3M. c) Hòa tan hoàn toàn 0,8 (g) NaOH trong 20 (ml) dung dịch H2SO4 1M. 25) a) X là dung dịch H2SO4 0,02M, Y là dung dịch NaOH 0,035M. Phải trộn X và Y theo tỉ lệ về thể tích bằng bao nhiêu để được dung dịch có pH=2. b) X là dung dịch H2SO4 0,01M, Y là dung dịch Ba(OH) 2 0,005M. Phải trộn X và Y theo tỉ lệ về thể tích bằng bao nhiêu để được dung dịch có pH=3. 26) Cho dung dịch A chứa đồng thời H 2SO4 2,10-4M và HCl 6.10-4M và dung dịch B chứa đồng thời NaOH 3.10-4M và Ba(OH)2 3,5.10-4M. a) Tính pH của dung dịch A và dung dịch B. b) Trộn 300 (ml) dung dịch A với 200 (ml) dung dịch B, tính pH của dung dịch thu được. 27) a) Một dung dịch HCl pH = 3, cần pha loãng dung dịch này bao nhiêu lần để được dung dịch có pH=4? b) Một dung dịch HCl pH = 1, cần pha loãng dung dịch này bao nhiêu lần để được dung dịch có pH=3? c) Một dung dịch NaOH pH = 12, cần pha loãng dung dịch này bao nhiêu lần để được dung dịch có pH= 10? d) Một dung dịch HCl pH = 13, cần pha loãng dung dịch này bao nhiêu lần để được dung dịch có pH= 12? 28) Tính thể tích dung dịch NaOH có pH = 12 cần dùng để trung hòa vừa đủ 100 (ml) dung dịch chứa HCl 0,2M và H2SO4 0,1M. 29) Trộn 100 (ml) dung dịch có pH = 1 gồm HCl và HNO 3 với 100 (ml) dung dịch NaOH nồng độ aM thu được 200 (ml) dung dịch có pH = 12. Tính giá trị của a. 30) Trộn 300 (ml) dung dịch có pH = 2 gồm H2SO4 và HNO3 với 80 (ml) dung dịch KOH nồng độ aM thu được 380(ml) dung dịch có pH = 10. Tính giá trị của a. 31) Cho 150 (ml) dung dịch KOH và 50 (ml) dung dịch H 2SO4 1M, sau phản ứng thấy còn dư bazơ. Cô cạn dung dịch thu được 11,5 (g) chất rắn. Tính nồng độ mol của dung dịch KOH ban đầu. 32) Cho 150 (ml) dung dịch NaHCO 3 0,2M vào 250 (ml) dung dịch HCl 0,2M ta thu được khí A và dung dịch D. Tính thể tích khí A (540C và 7atm) và nồng độ mol của các ion trong dung dịch D. 33) Cho150 (ml) dung dịch KOH vào 50 (ml) dung dịch H 2SO4 1M, sâu phản ứng thấy còn dư bazơ. Cô cạn dung dịch thu được 11,5 (g) chất rắn. Tính nồng độ mol của dung dịch KOH ban đầu. 15.

<span class='text_page_counter'>(16)</span> 34) Cho 250 (ml) dung dịch NaOH vào 500 9ml) dung dịch H 3PO4 1,5M, sau phản ứng thấy còn dư bazơ. Cô cạn dung dịch thu được 16,4 (g) chất rắn. Tính nồng độ mol của dung dịch NaOH ban đầu. 35) Trộn 250 (ml) dung dịch hỗn hợp HCl 0,08M và H 2SO4 0,011M với 250 (ml) dung dịch Ba(OH) 2 có nồng độ x (mol/l) thu được m (g) kết tủa và 500 (ml) dung dịch có pH = 2. Hãy tính x và m, coi như Ba(OH) 2 điện li hoàn toàn cả hai nấc. 36) Trộn 300 (ml) dung dịch có chứa NaOH 0,1M và Ba(OH) 2 0,025M với 200 (ml) H2SO4 x (mol/l) thu được m (g) kết tủa và 500 (ml) dung dịch có pH = 12. Tính x và m, coi như H2SO4 điện li hoàn toàn cả hai nấc. 37) Thêm từ từ 400 (g) dung dịch H 2SO4 49% vào nước và điều chỉnh lượng nước để thu được đúng 2 (l) dung dịch A. Coi H2SO4 điện li hoàn toàn cả hai nấc. a) Tính nồng độ mol của ion H+ có trong dung dịch A. b) Tính thể tích dung dịch NaOH 1,8M cần thêm vào 0,5 (l) dung dịch A để thu được: Dung dịch có pH = 1. Dung dịch có pH = 13. 38) Dung dịch X chứa hỗn hợp gồm Na2CO3 1,5M và KHCO3 1M. nhỏ từ từ từng giọt cho đến hết 200 (ml) dung dịch HCl 1M vào 100 (ml) dung dịch X, tính thể tích khí sinh ra ở đktc. 39) Dung dịch X chứa hỗn hợp gồm K2SO3 0,5M và NaHSO3 1,5M. nhỏ từ từ từng giọt cho đến hết 150 (ml) dung dịch HNO3 1,5M vào 80 (ml) dung dịch X, tính thể tích khí sinh ra ở đktc. 2− 40) Một dung dịch Y có chứa các ion Zn 2+, Fe3+, SO4 . Biết rằng cần dùng hết 350 (ml) dung dịch NaOH 2M để làm kết tủa hết ion Zn2+ và Fe3+trong 100 (ml) dung dịch Y. Nếu đổ thêm 200 (ml) dung dịch NaOH 2M thì có một chất kết tủa bị tan hết. Tính nồng độ mol các muối trong dung dịch Y. 1.3 Bài tập tổng hợp Độ điện li, hằng số diện li. C 41) Chứng minh rằng độ điện li α có thể được tính bằng công thức: α = C 0 . Trong đó C0 là nồng độ mol của chất hòa tan và C là nồng độ mol của chất tan phân li ra ion. − 42) Trong 1 (ml) dung dịch axit nitrơ ở nhiệt độ nhất định có 5,64.1019 phân tử HNO2 và 3,60.1018 ion NO2 . Tính độ điện li α của axit trên và nồng độ mol của dung dịch axit. 43) Trong 1 (l) dung dịch CH3COOH 0,01M có 6,26.1021 phân tử và ion. Biết giá trị số Avogadro là 6,023.10 23. Tính độ điện li của dung dịch axit trên. 44) Trong 500 (ml) dung dịch axit axetic 0,01M có 3,13.10 21 hạt (phân tử và ion). Tính độ điện li α và pH của dung dịch. 45) Tính pH của các dung dịch sau: a) Dung dịch CH3COOH 0,1M có độ điện li α = 0,1%. b) Dung dịch HNO2 0,001M có đọ điện li α = 0,1%. c) Dung dịch HF 0,1M, biết hằng số Ka = 5.10-8. d) Dung dịch HClO 0,1M có hằng số phân li axit Ka = 1,58.10-5. e) Dung dịch CH3COOH 0,1M có hằng số phân li axit Ka = 1,58.10-5. f) Dung dịch NH3 0,1M (Kb = 1,8.10-5), tính nồng độ mol của ion OH-, tính pH của dung dịch. g) Dung dịch amoniac NH3 0,1M (phản ứng: NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH-, biết Kb = 5,9.10-4). 46) Tính: + a) Dung dịch NH4Cl 0,1M (Ka của NH 4 là 5,56.10-10), tính nồng độ mol của ion H +, tính pH của dung. dịch. − b) Dung dịch NaNO2 1M (Kb của NO2 là 2,5.10-10), tính nồng độ mol của ion OH ⁻, tính pH của dung dịch. c) Dung dịch Ch3COONa 0,1M (Kb của CH3COO⁻ là 5,71.10-10), tính nồng độ mol của ion OH⁻, tính pH của dung dịch. 47) Dung dịch HCOOH 0,46% (D = 1 g/ml) có pH = 3. Tính độ điện li của α axit này. 48) Dung dịch axit axetic 0,6% có khối lượng riêng xấp xỉ 1 (g/ml). Độ điện li của axit axetic trong điều kiện này là 1%. Tính nồng độ mol của ion H + trong dung dung dịch và tính pH của dung dịch (bỏ qua sự điện li của nước).. 16.

<span class='text_page_counter'>(17)</span> 49) Trong 2 (l) dung dịch axit flohidric có chứa 4,0 (g) HF nguyên chất. Độ điện li của axit này là 8%. Hãy tính hằng số phân li của axit flohidric. 50) (Dung dịch đệm) Tính pH của các dung dịch: a) Dung dịch X chứa hỗn hợp gồm CH 3COOH 0,1M và CH3COONa 0,1M biết ở 250C Ka của CH3COOH là 1,75.10-5 (bỏ qua sự phân li của nước). b) Dung dịch Y chứa đồng thời HCOOH 0,01M và HCOONa 0,001M biết Ka của HCOOH = 10-3,75. c) 100 (ml) dung dịch NH3 10-2M có hòa tan thêm 0,535 (g) NH4Cl, biết Kb của NH3 là 1,8.10-5. 51) Cân bằng sau tồn tại trong dung dịch: CH3COOH ⇌ H+ + CH3COO-. Độ điện li α của CH3COOH sẽ biến đổi như thế nào khi: a) Nhỏ vài giọt dung dịch HCl. b) Pha loãng dung dịch. c) Nhỏ vài giọt dung dịch NaOH. 52) Dung dịch axit fomic (HCOOH) 0,007M có pH = 3. a) Tính độ điện li của axit fomic trong dung dịch trên. b) Nếu hòa tan thêm 0,001 (mol) HCl vào 1(l) dung dịch đó thì độ điện li của axit fomic tăng hay giảm. Giải thích. 53) Trộn 0,5 (l) dung dịch axit fomic (HCOOH) 0,2M vào 0,5 (l) dung dịch HCl 2 (milimol/l) thu được dung dịch A. biết thể tích dung dịch không bị hao hụt khi pha trộn, HCl bị điện li hoàn toàn, HCOOH có K a = 1,8.104 . a) Tính pH của dung dịch A. b) Tính độ điện li α1 của axit fomic trong dung dịch A. c) Nếu pha loãng 0,5(l) dung dịch axit fomic trên với 0,5 (l) nước cất thì độ điện li α 2 của axit fomic là bao nhiêu? So sánh với α1 và giải thích. 54) Trộn 100 (ml) dung dịch axit yếu HA 0,1M (với K a = 10-3,75) với 100 (ml) dung dịch NaOH 0,05M thu được dung dịch B. a) Tính pH của dung dịch B. b) pH của dung dịch B sẽ thay đổi như thế nào khi thêm 0,01 (mol) HCl vào dung dịch B. 55) Trong phòng thí nghiệm có sẵn dung dịch NH3 30% (D=0,891 (g/cm3)). Cần bao nhiêu (ml) dung dịch NH3 trên và bao nhiêu (ml) nước cất để pha chế được 0,5 (l) dung dịch NH 3 có pH=11. Biết NH3 có Kb = 1,8.10-5 và thể tích dung dịch không bị hao hụt khi pha trộn. 1.4 Bài tập trăc nghiệm Điện li 56) Trong các phát biểu sau,phát biểu nào đúng? A/ Sự điện li là quá trình phân li các chất trong nước (hay ở trạng thái nóng chảy) ra ion B/ Axit, bazơ, muối và ancol là những chất điện li. C/ Chất điện li yếu có thể điện li một phần hay hoàn toàn. D/ Chất điện li mạnh là chất điện li một phần. 57) Cho dãy các chất: [Ag(NH3)2]Cl, C2H5OH, C12H22O11, CH3COOH, Ca(OH)2, CH3COONH4. Số chất điện li là: A/ 4 B/ 5 C/ 2 D/ 3 58) Chất nào dưới đây không phân li ra ion khi hoàn tan trong nước? A/ C6H12O6(glucozơ) B/ CuSO4 C/ Ba(OH)2 D/ HClO4 59) Chất điện li mạnh có độ điện li A/ α = 0 B/ α =1 C/ α <1 D/ 0 < α < 1 60) Chất điện li yếu có độ điện li: A/ α = 0 B/ α =1 C/ 0 < α D/ 0 < α < 1 61) Dãy nào dưới đây chỉ gồm chất điện li mạnh? A/ HBr, Na2S, Mg(OH)2 B/ H2SO4, NaOH, HF C/ HNO3, KOH, K2CO3 D/ Ca(OH)2, KOH, CH2COOH 62) Các chất điện li mạnh là: A/ HCl, Na2SO4, Cu(OH)2 B/ AgCl, Na2SO4, Cu(NO3)2 17.

<span class='text_page_counter'>(18)</span> C/ KCl, BaSO4, CuCl2 D/ AgNO3, Na2SO4, CuCl2 63) Tập hợp nào sau đây chỉ gồm các chất điện li mạnh: A/ CH3COOH, NaNO3, K2CO3, H2S B/ HNO3, Cu(NO3)2, Na3PO4, H3PO4 C/ H2SO4, MgCl2, K2CO3, Ba(NO3)2 D/ BaCl2, ZnSO4, FeSO4, HClO 64) Dãy các chất nào sau đây chỉ bao gồm chất điện li mạnh? A/ Al(OH)3, HNO3, KOH, CuCl2 B/ CaSO4, Cu(NO3)2, Ba(OH)2, Zn(NO3)2 C/ HCl, NaOH, FeCl3, AgNO3 D/ H2SO4, H2S, KOH, NaCl 65) Cho các chất sau: H3PO4, H2SO4, HClO, CH3COOH, CuSO4, KCl, HNO3, Ca(NO3)2, C2H5OH, C6H12O6(glucozơ) chất điện li mạnh gồm: A/ H3PO4, H2SO4 HClO,C2H5OH B/ H2SO4, CuSO4, KCl, Ca(NO3)2 C/ H3PO4, H2SO4 HClO, CH3COOH, CuSO4, KCl, C6H12O6 D/ H3PO4, CuSO4, KCl, HNO3, Ca(NO3)2 66) Dãy nào trong các dãy sau gồm toàn các chất điện li mạnh: A/ NaOH, H2SO4, KCl, CuCl2, AgCl B/ H2SiO3, H3PO4, H2SO4, KOH, LiOH C/ HCl, HI, CuSO4, Ba(OH)2, AgNO3 D/ H2S, H2SO4, H3PO4, Fe(OH)3, CH3COOH 67) Dãy nào trong các dãy sau đây gồm toàn các chất điện li mạnh? A/ H2S, H2SO4, H3PO4, Fe(OH)3, CH3COOHB/ NaOH, H2SO4, KCl, CuCl2, H2CO3 C/ H3PO4, H2SO4,KOH, Mg(OH)2 D/ HCl, HI, CuSO4, Ba(OH)2,AgNO3 68) Trong các dãy chất sau, dãy chứa chất điện li yếu là: A/ H2S, H2SO3, H2SO4 B/ HClO, HNO2,HF C/ Ba(NO3)2, HNO3, Ba(HCO3)2 D/ HClO4, HNO3, H2SO4, 69) Có bao nhiêu chất điện li yếu trong các chất sau: H2SO4, HClO, Ba(OH)2, H2S, Al2(SO4)3? A/ 3 B/ 1 C/ 2 D/ 4 70) Dung dịch chất nào sau đây dẫn điện được? A/ Glucozơ (C6H12O6) B/ HCl trong nước C/ H2SO4 trong benzene D/ B và C đúng 71) Trong các dung dịch chất sau đây, dung dịch không dẫn điện là: A/ Ca(OH)2 trong nước B/ CH3COONa trong nước C/ HCl trong C6H5 D/ NaHSO4 trong nước 72) Các dung dịch sau đây có cùng nồng độ 0,10 (mol/l), dung dịch dẫn điện kém nhất là: A/ HCl B/ HF C/ HI D/ HBr 73) Trong số các dung dịch cùng nồng độ mol sau đây, dung dịch có độ dẫn điện kém nhất là: A/ Na2CO3 B/ HCOONa C/ C2H5COOH D/ HNO3 74) Cho 4 dung dịch có cùng nồng độ mol là: NaCl, CH 3COONa, H2SO4, CH3COOH. Dung dịch có độ dẫn điện nhỏ nhất là: A/ CH3COOH B/ NaCl C/ H2SO4 D/ CH3COONa 75) Có 4 dung dịch đều có cùng nồng độ là 0,1M: (1) natri clorua, (2) đường glucozơ, (3) axit a xetic, (4) sắt (III) sunfat. Sắp xếp theo khả năng dẫn điện tăng dần của các dung dịch là: A/ 1;2;3;4 B/ 4;3;2;1 C/ 2;3;4;1 D/ 3;2;1;4 76) Cho các dung dịch có cùng nồng độ 0,05M: NaOH, C 2H5OH, CH3COOH, Na2SO4. Thứ tự khả năng dẫn điện tăng dần là: A/ C2H5OH, CH3COOH, NaOH, Na2SO4 B/ NaOH, C2H5OH, CH3COOH, Na2SO4 C/ Na2SO4, C2H5OH, CH3COOH, NaOH D/ CH3COOH, C2H5OH, NaOH, Na2SO4 77) Khi nói axit fomic HCOOH mạnh hơn axit axetic CH3COOH có nghĩa là: A/ Dung dịch axit fomic có nồng độ mol lớn hơn dung dịch axit axetic B/ Dung dịch axit fomic có nồng độ % lớn hơn dung dịch axit axetic C/ Axit fomic có hằng số phân li lớn hơn axit axetic (cùng nhiệt độ) D/ Dung dịch axit fomic bao giờ cũng có độ H+ lớn hơn dung dịch axit axetic 78) Một dung dịch axit yếu HClO 0,02M. Nồng độ mol ion nào sau đây là phù hợp (Không xét sự điện li của nước): A/ [H+] >0,02M B/ [H+]= 0,02M C/ [H+]<[ClO-] D/ [H+]<0,02M 18.

<span class='text_page_counter'>(19)</span> Axit – Bazơ – Muối – Thủy phân muối 79) Theo thuyết Arrhenius, kết luận nào sau đây là đúng? A/ Bazơ là chất phản có H trong phân tử B/ Một hợp chất có khả năng phân li ra anion OH- trong nước là bazơ C/ Chất nào có chứa H thì chất đó là axit D/ Chất nào có chứa OH- thì chất đó là bazơ 80) Theo thuyết Bronsted thì nhận xét nào sau đây là đúng? A/ Axit hay bazơ không thể là ion B/ Axit hay bazơ có thể là phân tử hay ion C/ Trong thành phần của bazơ phải có nhóm OH D/ Trong thành phần của axit phải có hiđro. 19.

<span class='text_page_counter'>(20)</span>