De Cuong Hoa 11

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 t[r]

CHƯƠNG 1 SỰ ĐIỆN LI

A Lí THUYẾT

I DUNG DỊCH

1) Khỏi niệm

Dung dịch là một hệ đồng thể bao gồm dung mụi, chất tan và sản phẩm của sự tương tỏc giữa chỳng

 Dung mụi quan trọng và phổ biến nhất là nước H O2 

 Chất tan cú thể là chất rắn NaCl, đư ờng

, chất khớ khí HCl, khí NH  hoặc chất lỏng 3 

ancol etylic, axit H SO đặc 2 4 

 Dung dịch cú thể chỉ chứa một loại chất tan, cũng cú thể chứa nhiều loại chất tan (dung dịch hỗn hợp)

 Tờn của chất tan được lấy làm tờn của dung dịch (trừ trường hợp chất tan là kim loại kiềm, kiềm thổ hoặc oxit kim loại mà khi hũa tan vào nước cho ta dung dịch bazơ)

2) Độ tan (S)

Độ tan của một chất là số gam chất đú hũa tan tối đa trong 100 gam nước (dung mụi):

t dm

m

m



1.1

 Độ tan của một chất phụ thuộc chủ yếu vào nhiệt độ, ỏp suất (với chất khớ) vào bản chất của chất tan và dung mụi

 Độ tan của đa số cỏc chất rắn tăng khi nhiệt độ tăng Độ tan của chất khớ tăng khi nhiệt độ

giảm hoặc ỏp suất tăng

 Theo quy ước, ở 0

22 C nếu:

2

S0,01 g 100g H O chất khụng tan 0,01 S   chất ớt tan1

2

S1 g 100g H O chất dễ tan hoặc tan nhiều

Cú thể túm tắt tớnh tan của một số hợp chất vụ cơ thụng thường như sau:

*Axit: Cỏc axit thường gặp tan hết trừ H SiO2 3

*Bazơ: Chỉ cú cỏc hidroxit của kim loại kiềm, bari tan tốt, NH3 tan tốt, Sr OH 2

và Ca OH 2

tan vừa, cỏc hidroxit kim loại khỏc khụng tan

*Muối:

 Cỏc muối nitrat tan hết

 Cỏc muối clorua, bromua, iotua đa số tan tốt, chỉ cú cỏc muối với Ag , Pb , Cu , Hg    ớt tan

Đặc biệt cỏc muối chỡ tan nhiều trong nước núng, HgI2 màu đỏ khụng tan trong nước nhưng tan trong

KI thành K HgI2 4

 Cỏc muối sunfat tan tốt trừ PbSO4 và BaSO4 khụng tan, CaSO4 ớt tan

 Cỏc muối cacbonat, sunfat, photphat trung hũa: tất cả đều ớt tan, trừ cỏc muối của kim loại kiềm, NH4; cỏc muối axit (hidrocacbonat, hidrosunfat, hidrophotphat) tan tốt, riờng NaHCO3 ớt tan

Chỳ ý:

a) Lợi dụng độ tan khỏc nhau, người ta cú thể tỏch cỏc chất khỏi nhau bằng phương phỏp kết tinh phõn đoạn: chất nào cú độ tan nhỏ hơn sẽ kết tinh trước khi cụ cạn dung dịch Thớ dụ, khi điện phõn sản xuất NaOH, dung dịch thu được cũn lẫn NaCl: do độ tan của NaCl nhỏ hơn NaOH nờn khi cụ cạn dung dịch

(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: CaSO4 tan được trong nước nhưng nếu thêm ancol etylic vào có thể làm kết tủa hết CaSO4

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: mt 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: mt 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: mt 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, trường hợp đặc biệt đối với ion H

là tạo thành ion hiđroxoni H O3 

:

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:

3 2

2 2

4 2

2 2

4 2

 32 2

4 2

2 2

2 2

 32 2

Cu NO 6H O CrCl 6H O3 2 Fe NH 4 2 SO42.6H O 2

 

Cr SO 18H O NH42SO FeSO 7H O4 4 2 NH42SO Fe SO4 2 43.24H O2

Điểm lí thú là nhiều muối khan và tinh thể ngậm nước có màu khác nhau, chẳng hạn CuSO4 khan có màu trắng nhưng CuSO 5H O4 2 có màu xanh; CoSO4 khan màu xanh còn CoSO 7H O4 2 lại có màu hồng; Cr SO2 4 3

màu hồng nhạt nhưng Cr SO2 43.6H O2

có màu lục còn Cr SO2 43.18H O lại có màu2

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

tách thành các phân tử riêng biệt Quá trình này đòi hỏi cung cấp năng lượng tức là thu nhiệt H10

; quá trình thứ hai là các phân tử hoặc ion đã tách ra tiến lại gần các phân tử nước (quá trình hiđrat

hóa), quá trình này tỏa nhiệt H20

Như vậy, tùy theo H1 hoặc H2 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 SO2 4 đặc vào nước, do tạo thành các hiđrat, nên lượng nhiệt tỏa ra rất lớn (vì vậy khi pha loãng axit H SO2 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

Ví dụ: Nhiệt hòa tan ở 0

20 C của NH NO4 3 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:

t dd

m

m



1.2 Một số chú ý khi dùng công thức 1.2:

a) Khối lượng chất tan mt

và khối lượng dung dịch mdung­dÞch

phải có cùng đơn vị về khối lượng b) Trong một dung dịch: mdung­dÞch mtmdm

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:

dung­dÞch­sau dung­dÞch­tr­ íc

d) Đa số các chất khi hòa tan vào nước thì khối lượng mt không đổi, chẳng hạn như NaCl, HCl,… nhưng cũng có những chất khi hòa tan vào nước thì lượng chất tan mt

thu được giảm (ví dụ hòa tan a

gam CuSO 5H O4 2 vào nước thì t

160

250



) hoặc tăng (đối với trường hợp chất đem hòa tan tác

dụng với nước tạo thành chất mới, ví dụ hòa tan a gam SO3 vào nước thì SO3H O2  H SO2 4 nên

t H SO

98 a

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

Ví dụ: Hòa tan a gam tinh thể CuSO 5H O4 2 và b gam dung dịch CuSO C%4 thì t

m

f) Khi hòa tan dung dịch có nhiều chất tan (dung dịch hỗn hợp) thì lượng mt được tính riêng cho từng chất còn mdung­dÞchlà 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

  t

dd

V

V



1.3

Độ rượu: Chính là C% thể tích dung dịch ancol Ví dụ dung dịch cồn (ancol etylic) 900 nghĩa là trong

100 ml dung dịch ancol có 90 ml C H OH2 5

6.3 Nồng độ mol CM

biểu thị số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch

   

M

n n.1000 C

Nếu đề bài cho khối lượng dung dịch thì từ công thức 1.2

ta suy ra thể tích dung dịch:

dd dung­dÞch

m V

d



(d là khối lượng riêng của dung dịch, g ml )

6.4 Mối quan hệ giữa C M và C% :

Từ 1.2

, 1.3

và 1.4

ta dễ dàng suy ra:

M

C%.d.100 C

M



1.5 Trong đó: d – Khối lượng riêng của dung dịch g ml

M – Khối lượng mol chất tan g mol

6.5 Mối quan hệ giữa độ tan (S) và nồng độ C% dung dịch bão hòa

 

S

S 100



II SỰ ĐIỆN LI

1) Định nghĩa: Là quá trình phân li chất điện li thành các ion dưới tác dụng của các phân tử dung môi H O2  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

Những chất điện li mạnh bao gồm:

 Hầu hết các muối tan

 Các axit mạnh: HClO , H SO , HNO , HCl , HBr , HI , HMnO ,4 2 4 3 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  )

Ví dụ: NH3  NH4OH

Những chất điện li yếu gồm:

 Các axit yếu: ROOCH , H CO , H SO , HNO , H PO , H S,2 3 2 3 2 3 4 2

 Các bazơ yếu: dung dịch NH3 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 H O6 12 6 , chất lỏng như CH CHO , C H OH ,3 2 5

Chú ý: Đối với chất điện li nhiều nấc sẽ phân li thành nhiều nấc

H PO H H PO





2

H PO  HHPO 

HPO  HPO

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  C0

: MA MA

C

1.7 0





Chú ý: Độ điện li  phụ thuộc vào bản chất của chất tan, vào nhiệt độ và nồng độ của dung dịch Dung

dịch càng loãng C ­cµng­nhá thì  càng lớn0 

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:

 

MA

 

   

   

1.8 Trong đó M , A

là nồng độ mol của các ion và phần MA còn lại tại thời điểm cân bằng 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 Ka

 Nếu MA là bazơ  K gọi là hằng số bazơ, kí hiệu Kb

 Nếu MA là phức chất  K gọi là hằng số không bền , kí hiệu Kkb

Chú ý: Đối với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số điện li riêng

Ví dụ: Axit cacbonic:

1

K 4,5.10 2

2

K 4,7.10 Khi đó: K1 K2  

5) Mối quan hệ giữa  và K

Từ (1.7) và (1.8) ta có công thức liên hệ giữa  và K:

 

2

0

Vì   1 1   1 K2C0

0

K C

  

1.9

Vì K const nên theo 1.9

khi C0 càng nhỏ (dung dịch càng loãng) thì độ điện li  càng lớn

6) Sự điện li của nước – pH của dung dịch

a) Sự điện li của nước

Nước là chất điện li yếu: H O H O2  2  H O3 OH hay viết đơn giản: H O2  HOH

Tích số nồng độ các ion H

và OH

trong nước nguyên chất hoặc trong dung dịch nước không quá đặc

ở mỗi nhiệt độ là một hằng số gọi là tích số ion của nước (kí hiệu Kw): Kw H  OH

Ở 0

25 C ta có:

14 w

K H  OH 1,0.10 1.10

Từ 1.10

ta suy ra:

 Môi trường axit: H  OH

và

7

 Môi trường bazơ: H  OH

và

7

 Môi trường trung tính:

7

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 

 1.11 Nếu

a

pH a H 10 M

Logarit hóa hai vế 1.10

ta có trong một dung dịch:

Từ 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 Đối với dung dịch axit mạnh  1

Từ C0 (axit) H pH lg H

2 Đối với dung dịch bazơ mạnh  1

3 Đối với dung dịch axit yếu  1

Xét axit yếu HA H A , Ka

 

a

K

HA

   

   



và pKa  lg Ka

Vì HA là một đơn axit nên H A

    hơn nữa lại là một axit yếu nên

C C  HA C

Vậy ta có:

2

2

a 0 0

a

H

C





 

Lấy logarit hai vế:

 a 0

1

2

4 Đối với bazơ yếu  1

:

Xét đơn bazơ yếu BOH BOH , Kb

 

b

K

BOH



và pKb  lg Kb

Tương tự như trường hợp axit yếu, ta dễ dàng suy ra:

 b 0

1

2

 b 0

1

2

1.14 Trong đó C0 là nồng độ mol ban đầu của dung dịch axit bazơ

5 Với dung dịch đệm

Cho dung dịch đệm của axit yếu

b

HA : C , K NaA : C





NaA NaA b

HA HA

 

a

K

HA

   

   



b

C

C



 

1.15 Trường hợp đệm của bazơ yếu nồng độ Cb và muối của nó nồng độ Cathì ta có:

a b

b

C

C

1.16

Chú ý:

a) Giá trị lg của các số tự nhiên:

b) Đối với các chất điện li yếu, vì  1 nên 1  1 và công thức 1.9

được hiểu gần đúng:

2 0

0

K

C

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

Thực ra: HClH O2  H O3  Cl

3 Thuyết này coi cation H tồn tại độc lập trong dung dịch là không đúng thực tế bởi vì dung môi nước

H O2  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 O2 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 , R3  NH ,2  và do quan niệm phản ứng trung hòa là phản ứng trong đó:

   

2

Nên không giải thích được phản ứng axit – bazơ sau: NH3HCl NH Cl4

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

Ví dụ 1: HCl  H O2  Cl  H O3 

Trong phản ứng này có 2 cặp axit – bazơ liên hợp, đó là HCl Cl và H O3  H O2 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

Ví dụ 2: NH3  HOH  NH4  OH

Hai cặp axit – bazơ liên hợp là NH4 NH3 và H O OH2 

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 SO , HNO , 2 4 3

2

2 4 2 4 3

H SO 2H O SO  2H O

b) Cation: NH , H O , Al H O4 3   2  , Fe H O 2  ,

c) Anion: HSO4

2

4 2 4 3 HSO H O SO  H O

8.2 Bazơ có thể là:

a) Phân tử trung hòa: KOH , NaOH , Ca OH 2, Fe OH 3, 

b) Cation:

c) Anion: CO32 , SO23 , S2 , CH COO , C H O , C H O3  6 5  2 5 

2

CO  H O HCO OH

6 5 2 6 5

C H O H O C H OH OH 

2 5 2 2 5

C H O H O C H OHOH

8.3 Chất lưỡng tính: là chất vừa có khả năng nhường và nhận proton H

Ví dụ: ZnO, Al O ,2 3 PbO, Zn OH ,  2 Al OH , 3 Pb OH , 2 H O,2 NH42CO , 3 NH2  R COOH,

3 3

HCO , HSO , HS ,   

H OH O H OOH

HCO H O  CO  2H O

2

HCO H O HCO  H O

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:

 Cation kim loại mạnh: Li , Na , K , Ca   2, Ba2,

 Anion gốc axit mạnh: SO24 , ClO , NO , Cl , Br ,4 3   

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 O2 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): H X n

Lực axit tùy thuộc vào độ bền liên kết H X (đo bằng năng lượng liên kết E kJ mol

) Năng lượng liên kết càng nhỏ, H Xn 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  

Năng lượng liên kết E kJ mol

:

562,6 431,4 365,75 298,87 kJ mol

2) Axit có oxi (oxiaxit): H RO hay x y HO ROx y - x

Lực axit tựy thuộc vào sự phõn cực của liờn kết O H : liờn kết O H phõn cực càng mạnh, càng kộm bền, dễ đứt để giải phúng H nờn tớnh axit càng mạnh Sự phõn cực của liờn kết O H :

TỉưlệưthuậnưvớiưđộưâmưđiệnưcủaưR Tỉưlệưnghịchưvớiưkíchưthư ớcưnguyênưtửưRư HNO HPO Tỉưlệưthuậnưvớiưhiệuưy - x

















 a) y x0: axit rất yếu H ZnO2 2 b) y x1: axit rất yếu HNO , H SO ,2 2 4  c) y x1: axit mạnh H SO2 4

d) y x1: axit rất mạnh HClO4

9.2 Bazơ

Lực bazơ núi chung tựy thuộc độ õm điện của kim loại, tớnh kim loại giảm thỡ độ õm điện tăng nờn tớnh bazơ giảm

Xột hidroxit kim loại M, húa trị n: M OH n

Kim loại M cú khuynh hướng nhường electron, tương đương với lực đẩy electron mạnh, làm giảm sự phõn cực liờn kết O H , khú phõn li theo kiểu axit Hơn nữa liờn kết M O khụng bền nờn dễ dàng giải phúng ion OH làm cho dung dịch bazơ

Vỡ vậy, tớnh kim loại càng mạnh, khả năng nhường electron càng lớn, sự đứt liờn kết M OH càng nhỏ

 tớnh bazơ càng mạnh

Vớ dụ: NaOHMg OH 2 Al OH 3 Fe OH 3

Chỳ ý: Để định lượng độ mạnh yếu của một dung dịch axit – bazơ người ta dựng khỏi niệm

pH lg H 

(xem chương 2)

10) Muối – Sự thủy phõn của muối

Muối là sản phẩm của sự trung hũa một axit bằng một bazơ Khi hũa tan với nước cỏc muối sẽ phõn li thành cỏc ion bị hidrat húa

1 Nếu ion muối là những anion và cation tung tớnh (muối tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh) thỡ quỏ trỡnh phõn li chỉ dừng lại ở cỏc ion bị hidrat húa và pH của dung dịch khụng thay đổi pH7

2 Nếu ion của muối là những anion và cation axit, bazơ hoặc lưỡng tớnh thỡ chỳng sẽ tương tỏc với dung mụi H O2 

để tạo ra sản phẩm là chất kết tủa, bay hơi hoặc điện li yếu Quỏ trỡnh này gọi là sự thủy phõn của muối Trong cỏc trường hợp này pH của dung dịch sẽ thay đổi Từ đú ta thấy chỉ cú cỏc loại muối sau đõy mới bị thủy phõn:

a) Muối của axit yếu bazơ mạnh

CH COONa CH COOH Na

(bazơ) (trung tớnh)

CH COO H O CH COOH OH  pH7

b) Muối của axit mạnh bazơ yếu

NH Cl NH  Cl

(axit) (trung tớnh)