Bài giảng Hóa đại cương - Chương VIII: Dung dịch - Nguyễn Minh Kha

+ + nBm-
Ban đầu n0
Phân ly n0 mn0 nn0
Cb n0(1- mn0 nn0
)1()](1[
)1(
00
000
/
0
qnnmn
nnmnnnnnnn mn
nm BABA



 
1
1



q
i

q
n
qn
n
n
RTC
CRT
i
M
M 









 1
)1('
0
0
0
0
AB  A+ + B-
Ban đầu C0
Điện ly C0 C0 C0
Cân bằng C0(1 - ) C0 C0
Hằng số cân bằng điện ly:





1
. 2
0C
C
CC
K
AB
BA
Khi  << 1 : (1 - )  1→
(thƣờng  < 0,05) 0
C
K

3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu
Suy luận: Chất điên ly mạnh: điện ly hoàn toàn. 
CN 0.001 0.005 0.01 0.05 0.1 0.2
 0.977 0.953 0.936 0.882 0.852 0.818
K 0.042 0.097 0.137 0.380 0.491 0.735
Thực tế: không tuân theo ĐL tác dụng khôí lượng. Ví dụ: NaCl
Thực nghiệm: trong dung dịch không có phân tử trung hòa điện.
Lập luận Thực tế
độ điện ly  = 1  < 1
hệ số đẳng trƣơng i Là số nguyên Không nguyên
độ dẫn điện khi pha 
loãng dung dịch
Không đổi Tăng lên
4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dd
Trong dung dịch xuất hiện lực hút tương hỗ giữa 
các ion → bầu khí quyển ion. Khi pha loãng, lực hút 
tƣơng hỗ giảm, độ dẫn điện tăng.
Trong dung dịch chất điện ly mạnh có liên hiệp ion, 
khi pha loãng các liên hiệp ion phân ly thành các ion 
đơn giản.
→ dùng hoạt độ a thay cho nồng độ: a = fC
→ độ điện ly trên thực tế: độ điện ly biểu kiến.
Lý thuyết chất điện ly mạnh:
IIAz
f ii


1
lg
2
I
IzzA
f
mn
nm
BA
BA



1
lg
 221 ii zCI
Đối với dung dịch nƣớc và ở 250C: A = 0,5
Khi I  0,01 pt trên có dạng đơn giản nhƣ sau:
Izf ii
25,0lg 
Izzf mn
nm BABA
 5,0lg
Phƣơng trình của Debye và Huckel
5. Cân bằng trong dung dịch chất điện 
ly khó tan và tích số tan
a. Cân bằng dị thể của chất điện ly khó tan và tích số 
tan
b. Tích số tan và độ tan của chất điện ly khó tan
c. Ảnh hƣởng của các ion trong dung dịch đến độ tan 
của chất điện ly khó tan
d. Điều kiện hoà tan và kết tủa của chất điện ly khó tan
 
  ddddr ClAgAgCl
AgClClAg
TCCK   .
     
  mdd
n
ddrnm nBmABA
n
B
m
ABA mnnm
CCT 
000 ln STHTRTG
nmBA

Tích số tan của một chất phụ thuộc: 
Bản chất của dung môi và chất tan
 Nhiệt độ
a. Cb dị thể của chất đly khó tan và tích số tan
     
  mdd
n
ddrnm nBmABA
S mS nS
 nm
nm
BA
nm
T
S nm
   
 nmnm
nm
n
B
m
ABA
Snm
nSmS
CCT mn
nm


 
b. Tích số tan và độ tan của chất điện ly khó tan
Ion cùng loại: S      
  mdd
n
ddrnm nBmABA
Ion khác loại: s
)()()()()( nmBA
nmnmnm
BA
nm
n
B
n
B
m
A
m
A
n
B
m
ABA
nmnm
mmnnmn
nm
fSnmfnSmS
fCfCaaT
 
 
)(
)(
nm
nm
BA
nm
BA
nm
nm
fnm
T
S 


c. Ảnh hƣởng của các ion trong dung 
dịch đến độ tan của chất điện ly khó tan
Chất điện ly sẽ kết tủa khi: nmmn BA
n
B
m
A
TCC 
Chất điện ly sẽ tan hết khi:
nm
mn BA
n
B
m
A
TCC 
Trong dung dịch bão hòa
n
B
m
ABA mnnm
CCT 
d. Điều kiện hoà tan và kết tủa của 
chất điện ly khó tan
ỨNG DỤNG 1
 Trộn các dung dịch:
 1) 100ml dd AgNO3 10
-4M với 100ml dd HCl 10-5M
 2) 100ml dd AgNO3 10
-4M với 100ml dd NaCl 10-4M
 3) 100ml dd AgNO3 10
-4M với 100ml dd HCl 10-6 M
Trong trƣờng hợp nào có sự tạo thành kết tủa AgCl? 
Cho biết tích số tan của AgCl là T = 10 -9,6.
ỨNG DỤNG 2
Chọn trƣờng hợp đúng:
Cho tích số tan của CdCO3 ở 25
0C là 10–12.
1) Độ tan của CdCO3 trong nƣớc nguyên chất là 10
–6 M.
2) Độ tan của CdCO3 trong dd Na2CO3 0,1M giảm đi 10
5
lần so với trong nƣớc nguyên chất.
3) Độ tan của CdCO3 trong nƣớc sẽ nhiều hơn trong dd
NaCl 0,1M.
4) Độ tan của CdCO3 trong dm benzen sẽ lớn hơn trong 
dm nƣớc.
IV. CÂN BẰNG ION CỦA NƢỚC TRONG DUNG DỊCH
1. Sự ion hóa và tích số ion của nƣớc
2. Chỉ số pH và môi trƣờng dd
3. Khái niệm về axit, baz
4. Cách tính pH của các dung dịch
Độ dẫn điện của H2O = 5,54.10
-18-1.cm-1
H2O + H2O  H3O
+ + OH-
H2O  H
+ + OH-
  14162 10
18
1000
.10.8,1]][[   OHKOHH
1410]][[   OHHKn
  
 
1610.8,1
2


OH
OHHK
1. Sự ion hóa và tích số ion của nƣớc
 Trong nước nguyên chất:
[H+] = [OH-] = 10-7 pH = 7
 Trong dung dịch axit có môi trường axit:
[H+] > [OH-] pH < 7
 Trong dung dịch baz có môi trường baz:
[H+] 7
2. Chỉ số pH và môi trƣờng dd
3. Khái niệm về axit, baz
a. Thuyết cổ điển của Arrhenius
b. Thuyết proton Bronsted
c. Thuyết electron của Lewis
a. Thuyết cổ điển của Arrhenius
 Axit: chất điện ly cho ion H+
 Baz: chất điện ly cho ion OH-
 Định nghĩa:
 Dự đoán
Axit :cho proton HA = H+ + A-
Baz: nhận proton: B + H+ = BH+
Các cặp axit – baz liên hợp: HA/A-, BH+/B
 Tất cả các chất có chứa proton đều có thể là axit Bronsted
 Tất cả các chất có điện tích âm (anion) hay phân cực âm (phân 
tử phân cực) đều có thể là baz Bronsted
b. Thuyết proton Bronsted
Axit: HA + H2O  A
- + H3O
+
  
 HA
AOH
Ka

 3
 Baz: B + H2O  BH
+ + OH-
  
 B
OHBH
Kb


 Nƣớc: H2O + H2O  H3O+ + OH
-
Kn = [H3O
+][OH-] = 10-14 (ở 298K)
Sự điện ly của axit và baz trong nước:
HA + H2O  A
- + H3O
+
][
]][[ 3
)(
HA
AOH
K HAa


A- + H2O = HA + OH
-
][
]][[
)( 


A
OHHA
K
Ab
nAbHAa
KOHOH
A
OHHA
x
HA
AOH
KK  


 ]][[
][
]][[
][
]][[
3
3
)()(
pKa + pKb = pKn = 14
 Đối với cặp axit – baz liên hợp:
Định nghĩa:
Axit: nhận cặp electron.
Baz: cho cặp electron.
Dự đoán:
Axit Lewis: + có dƣ mật độ điện tích dƣơng,
+ có orbital trống
 Tất cả các cation kim loại đều là các axit Lewis.
Baz Lewis + các anion (Cl-, Br-, F-, OH-) 
+ các ptử trung hòa hoặc ion có  tự do
Phạm vi sử dụng: giải thích phức chất. 
c. Thuyết electron của Lewis
aCpH lg bCpH lg14
 aa CpKpH lg
2
1
  bb CpKpH lg
2
1
14 
m
a
a
C
C
pKpH lg 






m
b
b
C
C
pKpH lg14
 mb CpKpH lg
2
1
7   ma CpKpH lg
2
1
7   ba pKpKpH 
2
1
7
4. Cách tính pH của các dung dịch
a. pH của dd axit mạnh và baz mạnh
b. pH của dd axit yếu và baz yếu
c. pH của dung dịch đệm
d. pH của dung dịch muối
Axit mạnh HA  H+ + A-
Ca Ca
CaCpH
H
lglg  
Baz mạnh BOH  B+ + OH-
Cb Cb
b
bOH
CpOHpH
CCpOH
lg1414
lglg

 
a. pH của dd axit và baz mạnh.
Axit yếu HA ↔ H+ + A-
Ban đầuCa
Điện ly Ca Ca Ca
Cân bằng Ca(1- ) Ca  Ca 
aa
a
a
aaH
CK
C
K
CCC  
   aaaaH CpKCKCpH lg2
1
lglg
2
1
lg  
 bb CpKpOH lg
2
1
  bb CpKpH lg
2
1
14 
b. pH của dd axit yếu và baz yếu.
Định nghiã: Dung dịch đệm là dd có pH ≈ const.
Cấu tạo
đệm axit: axit yếu + muối của nó 
đệm baz: baz yếu + muối của nó 
Cơ chế tác dụng của dung dịch đệm
CH3COOH  CH3COO
- + H+ (1)
CH3COONa  CH3COO
- + Na+
Thêm axit mạnh: cb (1) ←
Thêm baz mạnh: H+ + OH- → H2O: lƣợng H
+↓→ cb (1) →
Pha loãng dd, độ điện ly CH3COOH ↑
c. pH của dung dịch đệm.
CH3COOH  CH3COO
- + H+ (1)
Ca(1-’) Ca’ Ca’
CH3COONa  CH3COO
- + Na+
Cm
m
a
a
m
a
a
C
C
pK
C
C
KHpH lglglg]lg[  
  
 HAc
AcH
Ka


 
m
a
a
am
a
aa
C
C
K
CC
C
K
Ac
HAc
KH 





'
'1
][
][
][


pH của dung dịch đệm
d. pH của dung dịch muối
Muối tạo thành từ axit mạnh và baz yếu
Muối tạo thành từ axit yếu và baz mạnh
Muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu
Muối tạo thành từ axit mạnh và baz mạnh
HA (dd) + MOH(dd)
Hthuỷ phan >0
Số phân tử muối hoà tan
số phân tử muối thuỷ phân
MA (dd) + H2O
HẰNG SỐ THỦY PHÂN & ĐỘ THỦY PHÂN
Htrung hoà <0
HẰNG SỐ THỦY PHÂN Kt:
Hằng số cân bằng của quá trình thuỷ phân 
Độ thuỷ phân h =  1
Muối tạo thành từ axit yếu và baz mạnh
anion bị thuỷ phân, dd có tính bazơ
 Sự điện ly:MA → M+ + A-
 Sự thủy phân: A- + H2O ⇌ HA + OH
-
Cm(1-h) Cmh Cmh
 Hằng số thủy phân:
 Độ thủy phân:
 Tính pH:
  
 
 
      a
n
t
K
K
OHH
AH
HA
A
OHHA
K  


  
 
 
 
2
0
2
0
0
2
0
t hC
h1
hC
h1C
hC
A
OHHA
K 






ma
n
m
t
CK
K
C
K
h 
 
a
mn
ma
n
mm
K
CK
CK
K
ChCOH 
    m
ann
C
KK
OH
K
H 

    maman ClgpK
2
1
7ClgpKpK
2
1
pH 
Muối tạo thành từ axit mạnh và baz yếu
cation thuỷ phân, dd có tính axit
Sự điện ly: MA → M+ + A-
Sự thủy phân: M+ + H2O ⇌ MOH + H
+
Cm(1-h) Cmh Cmh
Hằng số thủy phân:
 Độ thủy phân:
Tính pH:
  
 
 
      b
n
t
K
K
OHH
OHM
MOH
M
HMOH
K  


  
 
 
 
2
0
2
0
0
2
0
t hC
h1
hC
h1C
hC
M
HMOH
K 






mb
n
m
t
CK
K
C
K
h 
 
b
mn
mb
n
mm
K
CK
CK
K
ChCH 
   mbmbn ClgpK
2
1
7ClgpKpK
2
1
pH 
Muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu
Sự điện ly: MA → M+ + A-
Sự thủy phân: M+ + A- + H2O ⇌ HA + MOH
Cm(1-h) Cm(1-h) Cmh Cmh
Hằng số thủy phân:
Độ thủy phân:
Tính pH:
  
  
 
  
 
      ba
n
t
KK
K
OHH
OHM
MOH
AH
HA
AM
MOHHA
K  

  
  
 
   
2
2
2
22
0
2
0
t h
h1
h
h1C
hC
AM
MOHHA
K 





ba
n
t
KK
K
Kh 
     b
an
ba
n
aaa
m
m
aa
K
KK
KK
K
KhK
h1
h
K
)h1(C
hC
K
A
HA
KH 






   baban pKpK
2
1
7pKpKpK
2
1
pH 
ĐIỀU KIỆN CHO PHẢN ỨNG 
TRAO ĐỔI MỘT CHIỀU
aA + bB ⇌ cC + dD








b
B
a
A
d
D
c
C
TT
CC
CC
RTGG ln0
Nếu (∆GT )pƣ < 0 : phản ứng xảy ra theo chiều thuận.
Phản ứng sẽ xảy ra nếu sản phẩm phản ứng :
Chất kết tủa
Chất điện ly yếu
Chất bay hơi 
∆GT < 0
Dựa vào (∆G0298)pƣ dự doán chiều hƣớng diễn 
ra của phản ứng trong thực tế
 (∆G0298)pƣ < - 40kJ : tự phát hoàn toàn theo chiều
thuận (Kt   )
 (∆G0298)pƣ > +40kJ : phản ứng không tự xảy ra theo
chiều thuận.
 - 40kJ < (∆G0298)pƣ< +40kJ : phản ứng thuận nghịch