Bài giảng Hóa đại cương - Chương 5: Dung dịch

ất ở điều kiện 
nhiệt độ và áp suất đã cho. 
Độ tan của 1 chất phụ thuộc vào bản chất của chất tan, bản chất của dung môi và 
các điều kiện bên ngoài (nhiệt độ, áp suất). 
- Các chất ion và chất phân cực thì dễ tan trong nước và trong các dung môi phân 
cực khác. Nó tan ít trong các dung môi không phân cực (Muối không tan trong mỡ, 
tan nhiều trong nước). 
- Các chất không phân cực dễ tan trong các dung môi không phân cực. Chúng ít tan 
trong dung môi phân cực (Mỡ dễ tan trong xăng, nó không tan trong nước). 
Các tác động về cơ học như: khuấy, lắc chỉ có tác dụng làm tăng tốc độ hoà tan chứ 
không làm ảnh hưởng đến độ tan của 1 chất. 
a. Sự hòa tan chất khí vào chất lỏng 
Sự hoà tan chất khí trong nước thường là quá trình phát nhiệt (H<0) do sự solvat 
hoá các phân tử khí và sự giảm entropi ( ) 0ΔS
Theo biểu thức biến thiên thế đẳng nhiệt đẳng áp STHG 
, 
Muồn cho quá trình tự diễn ra thì 0 STHG Nghĩa là phải duy trì ở nhiệt độ thấp 
Nếu tiếp tục đun nóng thì G sẽ trở nên dương, chất khí sẽ thoát ra khỏi dung dịch 
Thực tế người ta có thể đuổi toàn bộ không khí hoà tan trong nước bằng cách đun 
sôi dung dịch. 
Chú ý: cũng có trường hợp độ tan của chất khí tăng lên khi tăng nhiệt độ (quá trình 
hoà tan thu nhiệt), thí dụ khi hoà tan khí trơ trong một số dung môi hữu cơ. 
Khi hoà tan chất khí trong chất lỏng, thể tích của chất khí sẽ giảm (V<0), nên khi 
tăng áp suất khí thì độ tan của khí tăng lên. 
 Sự phụ thuộc độ tan của chất khí vào áp suất của nó được thể hiện bằng định luật 
Henry (W.Henry) 
“ Tại một nhiệt độ nhất định, độ tan của chất khí trong chất lỏng tỷ lệ thuận 
với áp suất riêng phần của nó trên chất lỏng”. 
S = k Pi 
Trong đó: Si là độ tan của chất khí i; k là hằng số 
hoà tan; Pi là áp suất riêng phần của khí i trên 
chất lỏng. 
(5.4) 
Khi Pi= 1atm thì Si= k. Vậy k là độ tan của chất i khi áp suất riêng phần của nó bằng 
1 atm. Đây chính là cách xác định hệ số k của 1 chất khí. 
Chú ý: Định luật Henry chỉ đúng với các dung dịch tương đối loãng, ở áp suất 
không cao và khi không có tương tác hoá học xảy ra giữa các chất khí tan và dung 
môi. 
9/26/2015 
4 
b. Sự hòa tan chất lỏng vào chất lỏng (tự đọc) 
Khi hoà tan chất lỏng vào chất lỏng có thể gặp các trường hợp sau: 
 - Tan hoàn toàn vào nhau theo tỉ lệ bất kì 
 - Tan hạn chế vào nhau 
 - Không tan vào nhau 
Ta thường gặp trường hợp hoà tan hạn chế vào nhau. Sự hoà tan hạn chế là quá 
trình thu nhiệt. Do đó, khi tăng nhiệt độ thì độ hoà tan tăng lên. 
c. Sự hòa tan chất rắn vào chất lỏng (tự đọc) 
Sự hoà tan đa số chất rắn vào chất lỏng là quá trình thu nhiệt. Vì vây, khi tăng nhiệt 
độ thì độ hoà tan tăng lên. 
II- DUNG DỊCH PHÂN TỬ (Dung dịch loãng chứa chất tan không điện li, không bay hơi) 
2.1. ÁP SUẤT HƠI BÃO HÒA. ĐỊNH LUẬT RAOUNT I (1886) 
a- Áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất 
Pkk =1atm 
P0 
Ở mỗi nhiệt độ xác định luôn có 
một lượng chất lỏng bay hơi. Ví dụ, 
cho một lượng nước lỏng vào một 
bình kín, luôn luôn có một số phân 
tử nước bay hơi chiếm phần thể 
tích còn trống của bình, đó là quá 
trình bay hơi với vận tốc vbh. Các 
phân tử nước ở thể hơi lại luôn 
luôn chuyển động hỗn loạn, một số 
phân tử nước ở thể hơi đó va chạm 
với bề mặt nước lỏng và có thể bị 
ngưng tụ trở lại, quá trình ngưng tụ 
lại với vận tốc vnt. Lúc đầu chưa có 
nhiều phân tử nước ở thể hơi nên 
vbh>vnt. Dần dần lượng hơi nước 
tăng lên làm cho vnt tăng lên. Đến 
khi vbh=vnt thì nồng độ hơi nước 
trong bình không đổi. Hệ đạt trạng 
thái cân bằng: 
Nước lỏng Hơi nước 
Nước ở thể hơi nằm ở trạng thái cân bằng 
với nước ở thể lỏng được gọi là hơi nước 
bão hoà gây ra một áp suất gọi là áp suất 
hơi nước bão hoà (P0). 
9/26/2015 
5 
Trong dung dịch chất tan không điện li, không bay hơi, chỉ có 
dung môi bay hơi. Hơi dung môi gây ra một áp suất hơi trên 
bề mặt dung dịch. Khi quá trình bay hơi đạt cân bằng, áp 
suất hơi đó là áp suất hơi bão hoà của dung môi trên dung 
dịch, gọi tắt là áp suất hơi bão hoà của dung dịch (P). 
Khi hoà tan vào dung môi, các phần tử chất tan thường bị 
solvát hoá  làm giảm khả năng hoạt động tự do của các 
phần tử dung môi  dung môi khó bay hơi hơn so với các 
phần tử dung môi trong dung môi nguyên chất. Mặt khác, 
một phần khá lớn bề mặt dung dịch bị chiếm bởi các phần tử 
solvát hoá không bay hơi  các phân tử dung môi bay hơi từ 
dung dịch trong cùng đơn vị thời gian và cùng đơn vị diện 
tích bề mặt nhỏ hơn nhiều so với từ dung môi nguyên chất. 
Kết quả là ở cùng nhiệt độ, lượng hơi trên bề mặt dung dịch 
nhỏ hơn trên bề mặt dung môi nguyên chất  áp suất hơi 
bão hoà trên dung dịch (P) luôn luôn nhỏ hơn áp suất hơi 
bão hoà của dung môi nguyên chất (P0) ở cùng nhiệt độ 
(P<P0). 
Nƣớc nguyên chất 
Dung dịch phân tử 
b- Áp suất hơi bão hòa của dung dịch 
p0 
P < p0 
c- Định luật Raount I 
Hiệu số: P= P0-P được gọi là độ giảm tuyệt đói áp suất hơi bão hoà của dung dịch 
so với dung môi nguyên chất. 
Đại lượng 
0
0
0 P
PP
P
P 


 được gọi là độ giảm tương đối áp suất hơi bão hoà của dung dịch so với dung môi nguyên chất. 
Với dung dịch có nồng độ chất tan càng cao thì áp suất hơi bão hoà (P) càng nhỏ  
P càng lớn và ngược lại. 
Nhà vật lý Raoult đã thiết lập được công thức liên quan giữa độ giảm áp suất hơi bão 
hoà của dung dịch với nồng độ. 
NN
P
PP
P
P




0
0
0
0
1
P0 là áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất 
P là áp suất hơi bão hoà của dung dịch, 
N0 là nồng độ phần mol của dung môi trong dung dịch, 
N là phân số mol của chất tan 
(5.5) 
Từ biểu thức (5.5) ta phát biểu định luật Raoult I 
“ Độ giảm áp suất hơi bão hoà tương đối của dung dịch chất tan không bay hơi 
, không điện ly so với dung môi nguyên chất bằng giá trị nồng độ phân số mol 
của chất tan trong dung dịch”. 
9/26/2015 
6 
2.2. NHIỆT ĐỘ SÔI VÀ NHIỆT ĐỘ ĐÔNG ĐẶC CỦA DUNG DỊCH 
a- Nhiệt độ sôi của dung dịch chất tan không điện li, không bay hơi 
Nhiệt độ sôi của dung dịch phân tử không bay hơi, không điện li có quan hệ trực 
 tiếp với áp suất hơi bão hoà của nó. 
Khi nhiệt độ dung dịch tăng thì áp suất hơi bão hoà của dung dịch cũng tăng lên. Đến 
một nhiệt độ nhất định nào đó, khi áp suất hơi bão hoà của dung dịch bằng áp suất bên 
ngoài (P = Pkk) , thì ngoài sự bay hơi trên bề mặt dung dịch còn có sự bay hơi ngay 
trong lòng chất lỏng: Sự sôi bắt đầu. Nhiệt độ lúc đó được gọi là nhiệt độ sôi(ts
0). 
Như vậy: Nhiệt độ sôi của chất lỏng là nhiệt độ mà tại đó chất lỏng có áp suất hơi 
bão hoà bằng áp suất bên ngoài . 
Khi chất lỏng là nước nguyên chất thì P0 = Pkk =1 atm lúc đó ts
0 =1000C. Khi Pkk 
giảm thì ts
0 cũng giảm vì P0 giảm và ngược lại. 
Với dung dịch thì P < P0 (ở cùng t0). Do đó khi dung môi sôi ở nhiệt độ t0 thì dung 
dịch chưa sôi được. Muốn dung dịch sôi được thì phải cung cấp thêm nhiệt đến nhiệt 
độ t. Rõ ràng t > t0 . 
Như vậy: nhiệt độ sôi của dung dịch chất tan không bay hơi không điện ly luôn luôn 
lớn hơn nhiệt độ sôi của dung môi nguyên chất. Hiện tượng đó gọi là sự tăng nhiệt 
độ sôi của dung dịch chất tan không bay hơi không điện li so với dung môi nguyên 
chất. 
ts = ts – t0s 
Với dung dịch chất tan không điện ly, không bay hơi có nồng độ 
càng lớn thì áp suất hơi bão hoà (P) càng nhỏ, sự bay hơi càng 
kém. Nghĩa là t0s càng lớn, nên ts cũng càng lớn. Như vậy ts tỷ lệ 
thuận với nồng độ dung dịch. 
b- Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chất tan không điện li, không bay hơi 
Độ tăng nhiệt độ sôi, độ giảm nhiệt độ 
đông đặc của dung dịch 
tđ
2 tđ
1 0 100 
t0C 
4,6 
760 
mmHg 
C1 
C2 >C1 
H R 
L 
ts
1 ts
2 
ts
1 
ts
2 
tđ
1 
tđ
2 
 Nhiệt độ đông đặc của một chất lỏng là 
nhiệt độ tại đó áp suất hơi bão hoà trên pha lỏng 
bằng áp suất hơi bão hoà trên pha rắn ở trạng thái 
cân bằng rắn-lỏng-hơi. 
Xét quá trình làm lạnh cốc nước nguyên chất: 
Lượng hơi nằm trên bề mặt pha lỏng gây nên áp suất 
hơi bão hoà (P0). Khi nhiệt độ giảm thì chuyển động của 
các phần tử trong hệ giảm xuống, khả năng bay hơi giảm. 
áp suất hơi bão hoà (P0) giảm. Đến 0
0C xuất hiện tinh thể 
nước đá  xuất hiện pha rắn. Sự đông đặc bắt đầu và cân 
bằng rắn  lỏng  hơi được thiết lập. 
Trong quá trình đông đặc nhiệt độ không đổi. 
Tại cùng một nhiệt độ, áp suất hơi bão hoà của dung dịch luôn nhỏ hơn áp suất hơi 
bão hoà của dung môi, nên tại 00C, dung dịch có nồng độ C1 có áp suất hơi bão hoà trên 
pha lỏng còn lớn hơn áp suất hơi bão hoà trên pha rắn (hình vẽ). Muốn cho 2 áp suất ấy 
bằng nhau ta phải kéo dài đường C1 dến điểm E. lúc đó nhiệt độ tđ thấp hơn 0
0C. 
F 
E 
Với dung dịch có nồng độ càng cao (C2 chẳng hạn) thì nhiệt độ đông đặc càng thấp hơn 
00C (tđ’< tđ< 0
0C). 
ddd ttt 
0 là độ giảm nhiệt độ đông đặc của dung dịch so với dung môi nguyên chất, 
9/26/2015 
7 
c- Định luật Raount II (1886 – Pháp) 
Độ tăng nhiệt độ sôi, độ giảm nhiệt độ đông đặc của dung dịch tỉ lệ thuận với nồng 
độ molan của dung dịch 
Ts=ks.Cm 
Tđ =kđ.Cm 
(5.6) 
ks; kđ gọi là hằng số nghiệm sôi và hằng số nghiệm 
đông của dung môi. Nó là đại lượng đặc trưng đối 
với dung môi nhất định 
Nhiệt độ sôi, nhiệt độ đông đặc, hằng số nghiệm sôi, hằng số nghiệm đông của một số dung môi 
Dung môi Ts
0 C ks Tđ
0 C kđ 
H2O 100 0,52 0 1,86 
C6H6 80 2,57 5,5 5,12 
C2H5OH 79 1,19 
C6H5OH 3,04 40 7,27 
C6H12 81 2,79 6,5 2,02 
CHCl3 61,1 3,6 -63,2 4,9 
CCl4 76,5 5,0 -24,7 29,8 
C6H5NH2 182 3,22 
Dựa vào định luật Raount và bằng thực nghiệm xác định độ tăng nhiệt độ sôi hay độ 
giảm nhiệt độ đông đặc của dung dịch người ta có thể tìm được khối lượng mol của 
một chất tan nhất định 
Thí dụ trang 94 
2.3. HIỆN TƢỢNG THẨM THẤU 
Hiện tượng chuyển một cách tự nhiên một lượng dung môi từ dung môi nguyên chất 
vào dung dịch (hoặc chuyển dung môi từ dung dịch loãng vào dung dịch đặc) qua 
màng bán thẩm gọi là hiện tượng thẩm thấu. 
Sơ đồ thí nghiệm nghiên cứu hiện tượng thẩm thấu 
Dung dịch đường 
Màng bán thẩm 
B 
B 
A 
H2O 
h 
Xét thí nghiệm như hình bên: 
Một bình thuỷ tinh A có gắn mao quản 
đựng dung dịch đường. Miệng bình bịt 
bằng một màng bán thẩm. Nhúng bình A 
vào chậu nước nguyên chất B, 
Để lâu ta thấy nước ở chậu B vào trong bình A 
qua màng bán thẩm và xuất hiện áp suất tác 
dụng theo hướng từ nước vào phía dung dịch 
đường trong bình A. Đó là áp suất thẩm thấu . 
Dung môi chuyển vào bình A làm cho mức chất lỏng trong ống mao quản dâng cao lên, cột 
chất lỏng trong ống mao quản sẽ gây ra một áp suất thuỷ tĩnh tác dụng ngược chiều với áp 
suất thẩm thấu . Đến độ cao h thì áp suất thủy tĩnh cân bằng với áp suất thẩm thấu  thì hiện 
tượng thẩm thấu dừng lại 
Cột dung dịch có độ cao h gây nên một áp suất nén lên màng bán thẩm. Áp suất đó gọi là áp 
suất thẩm thấu. 
Vậy áp suất thẩm thấu của dung dịch là áp suất thuỷ tĩnh nén lên màng bán thẩm có tác dụng 
làm “ngừng” quá trình thẩm thấu giữa dung môi nguyên chất và dung dịch. 
9/26/2015 
8 
Định luật Vant’ Hoff (Van Hốp – 1887 Hà Lan) 
Áp suất thẩm thấu của một dung dịch tỉ lệ thuận với nồng độ và nhiệt độ của dung dịch 
 = R.C.T 
R- Hằng số khí lí tưởng 
C – Nồng độ mol/l của dung dịch 
T – Nhiệt độ tuyệt đối của dung dịch 
(5.7) 
Hiện tượng thẩm thấu có ý nghĩa sinh học rất quan trọng vì màng của các tế bào là 
các màng thẩm thấu. 
- Nhờ có hiện tượng thẩm thấu nước được vận chuyển từ rễ cây lên ngọn 
- Dịch trong hồng cầu có áp suất thẩm thấu 7,4 – 7,5 atm. Vì vậy để tránh hiện tượng 
vỡ hoặc teo hồng cầu người ta thường sử dụng những dung dịch đẳng trương ( có 
áp suất thẩm thấu bằng áp suất thẩm thấu của máu) để đưa vào cơ thể. 
- Dựa vào định luật Vant’ Hoff người ta có thể xác định được khối lượng mol phân tử 
của một chất bằng cách đo áp suất thẩm thấu. 
Thí dụ trang 92 
III- DUNG DỊCH ĐIỆN LI 
1 – ĐẶC ĐIỂM VÀ MỘT SỐ ĐẠI LƢỢNG VỀ DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI 
1.1 – Đặc điểm của dung dịch điện li 
- Khi hòa tan chất điện li vào nước có sự phân li phân tử thành 2 hay nhiều 
ion trái dấu. Điều này làm tăng số cấu tử trong dung dịch, nên khi áp dụng 
các công thức của Raoult, Van’t Hoff ở dung dịch phân tử vào dung dịch 
điện li thấy không còn chính xác nữa. 
- Để áp dụng được các công thức của dung dịch phân tử, Van’t Hoff đã đưa 
vào hệ số hiệu chỉnh I gọi là hệ số đẳng trương. Nghĩa là: 
Đối với dung dịch rất loãng thì i có giá trị bằng số cấu tử có trong dung dịch 
Đối với dung dịch thông thường thì i có giá trị nhỏ hơn số cấu tử có trong 
dung dịch. Ví dụ: dd KCl có i = 1,81 ; dd MgCl2 có i = 2,79. 
T = i.k.Cm  = i.R.C.T 
9/26/2015 
9 
1.2 – Hằng số điện li 
Sự phân li của chất điện li yếu là thuận nghịch, nghĩa là trong dung dịch có 
cân bằng động giữa các phân tử và ion phân li ra 
AmBn mA
x+ + nBy- 
[Ax+]m [By-]n 
 Kđ = 
 [AmBn] 
Khi m=n=1 ta có chất điện ly1:1. 
Kđ chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, bản chất của chất điện li và vào bản chất của dung 
môi mà không phụ thuộc vào nồng độ chất điện li. 
1.3 – Độ điện li () 
Để đánh giá khả năng điện li mạnh hay yếu của các chất điện li người ta dùng 
khái niệm độ điện li (). 
 Số phần tử chất tan đã điện li 
 = 
 Tổng số phần tử chất tan 
.100%
C 
C
α%
0
Hay 
Độ điện li () phụ thuộc vào 
nhiệt độ, bản chất của chất 
điện li, bản chất của dung môi 
và phụ thuộc vào nồng độ chất 
điện li 
Như vậy, giá trị của độ điện li 0    1. Thực tế không có  = 1 (nó chỉ có 
được khi dung dịch được pha loãng đến vô cùng) 
C0 là nồng độ ban đầu của chất điện li 
C là nồng độ chất điện li đã bị phân li 
(5.8) 
(5.9) 
Sự liên hệ giữa hằng số điện li và độ điện li  
Giả sử có cân bằng trong loại chất điện li 1:1. Gọi nồng độ ban đầu của AB là C0 
AB A+ + B- 
Các nồng độ ở cân bằng: C0(1-) C0 C0 
α1
Cα
α)(1C
.Cα.C
K 0
2
0
00
d





Hằng số cân bằng: 
Đối với chất điện ly rất yếu ( << 1). Khi đó phương trình (5.10) có thể viết 
(5.10) 
0
dl
C
K
α  (5.11) 
Biểu thức (5.11) là biểu thức của định luật pha loãng Ostwald (Ôt-oan) 
Từ biểu thức ta thấy: 
- Khi nồng độ giảm (pha loãng) thì độ điện li  của dung dịch tăng lên 
- Các biểu thức trên cho phép tính hằng số K khi biết độ điện li  ở một nồng 
độ xác định và ngược lại. 
Thí dụ trang 98 
9/26/2015 
10 
1.4- Hoạt độ ion – lực ion 
 Đặc điểm của dung dịch chất điện li mạnh là có nồng độ ion rất lớn. Vì thế 
khoảng cách giữa các ion nhỏ. Lực tương tác giữa các ion lớn, làm cho “độ hoạt động” 
của các ion giảm xuống. 
 Kết quả là với một dung dịch chất điện li mạnh có nồng độ C, nhưng mức độ 
hoạt động của các ion chỉ tương đương với nồng độ a (a < C ). 
 a được gọi là nồng độ hoạt động hay hoạt độ của chất điện li 
 Hoạt độ và nồng độ có liên quan với nhau qua biểu thức: 
f.Ca  (5.12) 
C- Nồng độ vốn có của ion dung dịch 
f – Hệ số hoạt độ 
Hệ số hoạt độ f có thể nhận giá trị 0 < f  1. Đối với dung dịch điện li mạnh có nồng độ 
thấp, sự tương tác giữa các ion trong dung dịch không đáng kể thì f  1, khi đó a  C 
Hệ số hoạt độ f liên hệ với lực ion I bằng biểu thức của Debye và Huckel 
IAZlgf 2 (5.13) Z- Điện tích của ion 
I – Lực ion trong dung dịch 
A – là hằng số, phụ thuộc vào bản chất của dung môi và 
nhiệt độ. Đối với nước ở 200C A = 0,505 
Lực ion I là đại lượng phản ánh ảnh hưởng của nồng độ và điện tích của các ion khác có 
mặt trong dung dịch, nó được tính bằng biểu thức: 
Phương trình này được áp dụng cho 
dung dịch ở nồng độ thấp 
2
ii.ZC
2
1
I  (5.14) 
Ci – Nồng độ mỗi loại ion trong dung dịch 
Zi – Điện tích ion 
Thí dụ trang 99 
1.5 – Sự điện li của nƣớc – Tích số ion của nƣớc - pH 
Nước nguyên chất điện li rất yếu. H2O + H2O H3O
+ + OH- 
Hằng số điện li của H2 ở 25
0C: Kđ = 
 [H2O] 
 [H+] [OH-] 
 = 1,8.10-16 
[H2O]  55,5 mol/l Kđ.[H2O] = [H
+].[OH-]= 55,5. 1,8.10-16 = 10-14 = Kn (5.15) 
Kn gọi là tích số ion của nước 
Từ phương trình điện li, cho thấy: nước điện li theo kiểu 1:1 
 [OH-] = [H+] = 10-7 mol/l ( ở 250C) 
Trong dung dịch bất kì, nồng độ ion H+ hay OH- có thể thay đổi nhưng tích 
số nồng độ của chúng luôn bằng 10-14 ở 250C. Do đó: 
 Nếu [OH-] = [H+] = 10-7 mol/l là môi trường trung tính. 
 Nếu [H+] > 10-7 mol/l là môi trường axít. 
 Nếu [H+] < [OH-] là môi trường bazơ. 
Để đặc trưng cho độ axit, bazơ hay trung tính của một dung dịch người ta sử 
dụng một đại lượng gọi là pH 
pH = -lg[H+] (5.16) 
-Nước nguyên chất pH = 7 
-Dung dịch axit pH < 7 
-Dung dịch bazơ pH > 7 
 Lớp học phần VNUA-Học Viện Nông Nghiệp Việt Nam
 https://sites.google.com/site/lophocphank57vnua/
9/26/2015 
11 
1.6 – Chất chỉ thị acid - base 
Chất chỉ thị acid – base là chất có màu sắc thay đổi phụ thuộc vào pH của môi 
trường. Chúng thường là acid hay base hữu cơ yếu mà dạng phân tử và dạng 
ion có màu khác nhau 
Cụ thể đọc sách trang 100 
2 – ACID VÀ BAZƠ 
2.1 – Thuyết proton về acid – base của Bronsted (1923-Đan Mạch) 
Acid là chất có khả năng nhường proton, base là chất có khả năng nhận proton 
CH3COOH H
+ + CH3COO
- 
NH4
+ H+ + NH3 
R-NH3
+ H+ + R-NH2 
Tổng quát: HA H+ + A- 
Như vậy, acid HA khi phân li cho ra proton và một base A- 
Cặp HA/A- gọi là một cặp acid – base liên hợp 
2.2 – Thuyết electron về acid – base của Lewis 
Acid là chất có khả năng nhận cặp electron, còn base là chất có khả năng cho cặp 
electron 
H+ + :O : H H2O H
+ + NH4
+ 
H 
H 
:N H 
2.3. Sự điện li của acid – base trong nước . Cặp axit – bazơ liên hợp (SGK T 101) 
pKa= - lgKa; pKb = -lgKb (5.17) 
(5.18) 
Hằng số điện li (Ka, Kb) và chỉ số pKa, pKb của một số acid yếu và base yếu được 
đưa ra ở trang 102, 103 SGK 
pKa + pKb = 14 
9/26/2015 
12 
2.5 – pH của dung dịch acid yếu, base yếu (SGK T 104) 
Acid yếu )lgC(pK
2
1
pH aa  (5.21) 
Base yếu )lgC(pK
2
1
pOH bb 
)lgC(pK
2
1
14pOH14pH bb  (5.22) 
2.6 – pH của dung dịch acid yếu nhiều nấc, base yếu nhiều nấc (SGK T 105) 
3 – SỰ ĐIỆN LI CỦA CÁC AMIN ACID (SGK T 106) 
2.4 – pH của dung dịch acid mạnh, base mạnh (SGK T 103) 
 HnA nH
+ + An- pH = -lg[H
+] = -lgn.Ca (5.19) Ca nCa 
Acid 
Base B(OH)n nOH
- + Bn+ pH = 14 + lg[OH
-] = 14 + lgn.Cb 
Cb nCb 
(5.20) 
4 – pH CỦA DUNG DỊCH MUỐI (SGK T 107) 
Các muối tạo bởi acid mạnh và base mạnh ( NaCl, Na2SO4,) khi tan vào nước 
thương cho pH 7 
Các muối còn lại khi hòa tan vào nước thường cho pH< 7 ( muối tạo bởi acid 
mạnh và base yếu) hoặc pH> 7 ( muối tạo bởi acid yếu và base mạnh). 
Việc làm cho giá trị pH 7 của dung dịch muối là do khi hòa tan 
các muối này trong nước, chúng phân li hoàn toàn thành các ion, sau đó ion của 
muối sinh ra (các ion gốc acid yếu hoặc của base yếu) sẽ tham gia phản ứng 
thủy phân tạo ra ion H+(tạo pH 7) 
Hòa tan muối tạo bởi acid mạnh và base yếu sẽ cho môi trường có pH < 7 
Thí dụ: hòa tan muối NH4Cl vào nước 
Đầu tiên xảy raquá trình phân li: NH4Cl NH4
+ + Cl- 
Sau đó xảy ra phản ứng thủy phân của ion NH4
+:NH4
+ + H2O NH4OH + H
+
pH<7 
Hòa tan muối tạo bởi acid yếu và base mạnh sẽ cho môi trường có pH > 7 
4.1– Sự thủy phân của muối (SGK T 107) 
Muối tạo bởi acid yếu và base yếu ( (NH4)2CO3; (NH4)2S), tùy theo pK của 
acid và base tạo muối đó mà pH 7. Nhưng pH thương rất gần 7 
9/26/2015 
13 
4.2– pH của dung dịch muối (SGK T 107) 
a- Muối tạo bởi acid mạnh và base yếu 
)lgC(pK
2
1
7pH mb 
Kb- hằng số bazơ 
Cm- nồng độ của muối 
(5.22) 
b- Muối tạo bởi acid yếu và base mạnh 
)lgC(pK
2
1
7pH ma 
Ka- hằng số acid 
Cm- nồng độ của muối 
c- Muối tạo bởi acid yếu và base yếu (xem thí dụ trang 107) 
(5.23) 
5 – DUNG DỊCH ĐỆM ACID-BASE (SGK T 108) 
5.1– Khái niệm về dung dịch đệm acid - base 
5.2– pH của dung dịch đệm acid - base 
6 – DUNG DICH CHẤT ĐIỆN LI MẠNH ÍT TAN (SGK T 110) 
7 – SỰ ĐIỆN LI CỦA PHỨC CHẤT (SGK T 112) 
6.1– Khái niệm về chất điện li mạnh ít tan 
6.2– Tích số ion – Tích số tan 
7.1– Khái niệm về phức chất 
7.2– Sự điện li của phức chất – Hằng số không bền của phức chất