Chương 1 : SỰ ĐIỆN LY
Bài 1: SỰ ĐIỆN LI
I. Chất điện li
1. Thí nghệm
* Muối NaCl khan , nước cất không dẫn điện.
* Dung dich HCl, NaOH dẫn được điện.
* Dung dịch rượu etylic, đường (saccarôzơ) không dẫn được điện.
2. Chất điện ly và chất không điện ly :
* Chất điện ly : là những chất dẫn được điện khi tan vào nước hay ở trạng thái nóng chảy
Ví dụ: Muối, bazơ thuộc loại chất điện ly.
* Chất không điên ly: là những chất khi tan vào nước tạo thành dung dịch không dẫn được
điện.
VD: ancol etylic , đường (saccarozơ) là những chất không điện ly.
Chú ý: Các oxit tan không được coi là những chất điện ly vì khi hoà tan vào nước chúng đã
phản ứng với H2O → thành chất mới.
VD: Na2O + H2O → 2NaOH.
II. Sự điện ly:
1. Giải thích tính dẫn điện của dung dịch chất điện ly.
a. Dung môi nước
* Công thức phân tử: H2O
* Công thức cấu tạo: H - O - H
* Phân tử nước là phân tử phân cực do liên kết O - H là liên kết cộng hoá trị có cực. Vì
vậy dung môi nước là dung môi phân cực ( Coi phân tử nước là dung môi phân cực dương
và âm )
b. Các chất điện ly
* Dung dịch NaCl.
+ Trong phân tử NaCl có liên kết ion giữa Na+ và Cl-.
+ Trong tinh thể NaCl ion Na+ và ion Cl- hút nhau bằng lực hút tĩnh điện chúng không
di chuyển tự do nên NaCl khan không dẫn được điện.
+ Khi hoà tan NaCl vào nước, dung dịch NaCl gồm ion Na+ và ion Cl- di chuyển tự do
trong dung dịch → dung dịch NaCl dẫn được điện.

→
H + gốc axit.
- Các ion dương được gọi là cation
- Các ion âm được gọi anion
→ Sự điện ly được biểu diễn bằng phương trình điện ly.
Chú ý : Phương trình điện li có thể viết dưới dạng có sự tham gia của H2O
VD : CH3COOH + H2O → CH3COO- + H3O+
CO32- + H2O → HCO3- + OH3. Phương trình điện ly
* Là phương trình biểu diễn sự phân ly thành ion dương và ion âm của chất điện ly khi tan
vào nước hay ở trạng thái nóng chảy .
Xét trong dung dịch ta có các phương trình phân ly:
VD 1: NaCl   
→  Na + + Cl −   HCl 
→ H + + Cl −

NaOH 
→ Na + + OH −

VD2: Al(NO3)3 →Al3+ + 3NO3CuSO4 → Cu2+ + SO42Al2(SO4)3 + 3Al + 3SO42FeSO4 → Fe2+ + SO42Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO42KMnO4 → K+ + MnO4Fe(NO3)3 → Fe3+ + 3NO3K2MnO4 → 2K+ + MnO4* Chú ý:
1 - Khi viết phương trình điện ly phải đảm bảo cho tổng trị số điện tích dương bằng tổng trị
số điện tích âm hay tổng điện tích hai vế bằng nhau( ĐLBT điện tích )
2- như H2SO4, H3PO4 thì trong dung dịch chúng điên ly theo từng nấc.
VD:
Nấc 1: H2SO4 → H+ + HSO4HnA → H+ + Hn-1ANấc 2: HSO4- → H+ + SO42Hn - 1A- → H+ + Hn-2A2Tổng 2 nấc: H2SO4 → 2H+ + SO42- *
(Với n là hoá trị của gốc axit A)
III. Phân loại chất điện ly:
1. Thí nghiệm
* Lấy 2 dung dịch HCl và CH3COOH cùng nồng độ mol/l
* Kết quả : Dung dịch HCl dẫn điện tốt hơn dung dịch CH3COOH → HCl là chất điện li
mạnh , CH3COOH là chất điện li yếu

α =

n
n0

*Chú ý :
1. Tỷ số này cũng chính là tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (Cp) và nồng độ mol chất tan
vào trong dung dịch (Ct).

2. Độ điện ly α phụ thuộc vào các yếu tố:
+ Bản chất liên kết của phân tử chất điện ly.
+ Dung môi, nhiệt độ, nồng độ (nồng độ càng loãng → độ tan càng lớn → độ điện li tăng )
đ/ k: 0 < α ≤ 1 ( 0% ≤ α ≤ 100%).
b) Hằng số điện li ( K hay pK = -lgK )

* K/n : Hằng số điện li là hằng số cân bằng của sự điện li
* Công thức :

*Chú ý : + Công thức tính hằng số cân bằng chỉ áp dụng với chất điện li yếu
+ Có 2 loại hằng số cân bằng :Hằng số cân bằng axit ( Ka ) và hằng số cân bằng
bazơ ( Kb )
+ Khi Ka càng lớn thì pKa càng nhỏ và Kb càng lớn thì pKb càng nhỏ
c) . Quan hệ giữa độ điện li và hằng số điện li.
Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu Co, độ điện li của nó là α

, ta có:


Hằng số điện li:
Dựa vào biểu thức này, nếu biết độ điện li ứng với nồng độ dung dịch C o, ta tính được Kđl và

- Bazơ là những hợp chất mà phân tử có 1 nguyên tử kim loại liên kết với một hoặc nhiều
nhóm OH.
* Theo thuyết điện ly của Areniut thì:
+ Axit là những hợp chất tan trong nước điện li thành ion H+
+ Bazơ là những hợp chất tan trong nước điện li thành ion OH -

chỉ áp dung cho
dung môi H2O

* Theo thuyết hiện đại của Bronsted nhận xét đúng hơn về axit, bazơ.
Vậy theo thuyết axit bazơ của Bronsted :
+ Axit là những chất cho proton (H+) hay (H3O+ )
+ Bazơ là những chất có khả năng nhận proton (H+ )
VD1 . Axit
- Từ phương trình điện ly: HCl → H+ + ClHay HCl H
+ H2O → H3O+ + ClVD2 . Bazơ
* Bazơ có sẵn nhóm OH ví dụ NaOH.
Từ phương trình điện ly: NaOH → Na+ + OHHay : NaOH + H2O
* Bazơ không có sẵn nhóm OH
ví dụ NH3.
Từ phương trình thuỷ phân tạo ion OHNH3 + H2O → NH4+ + OH* Chú ý:
1. Một số ion đóng vai trò là axit (theo Bronsted) như NH4+, Al3+, Fe3+, HSO4- …
+
VD1: NH4+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ†
ˆˆ NH3 + H3O
HSO4- → H+ + SO42-

Hay HSO4- + H2O → SO42- + H3O+
2. Một số ion đóng vai trò là bazơ như: S2-, SiO32-, SO32-, CH3COO- , CO32VD: S 2- + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ†
ˆˆ HS + OH

H3O+ + OH- → 2H2O
* Trường hợp 2. Phản ứng giữa dung dịch axit với bazơ không tan
VD1: 3HCl + Fe(OH)3 → FeCl3 + 3H2O
3H+ + 3Cl- + Fe(OH)3 → Fe+ + 3Cl- + 3H2O
3H+ + Fe(OH)3 → Fe3+ + 3H2O
H

3H3O+ + Fe(OH)3 → Fe3+ + 6H2O
VD2: H2SO4 + Cu(OH)2 → CuSO4 + 2H2O
2H+ + SO42- + Cu(OH)2 → Cu2+ + SO42- + 2H2O
2H+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 2H2O
2H3O+ + Cu(OH)2 → Cu2+ + 4H2O
* Trường hợp 3.Phản ứng giữa dung dịch axit với oxit bazơ
VD: 2HCl + CuO → CuCl2 + H2O
H2SO4 + CuO → CuSO4 + H2O
2H+ + SO42- + CuO → Cu2+ + SO42- + H2O
2H+ + CuO → Cu2+ + H2O
2H3O+ + CuO → Cu2+ + 3H2O
NX: Trong phản ứng trên axit H2SO4 nhường proton CuO qua H3O+ khi đó CuO đóng vai trò
là một bazơ vì nước nhận proton H+.
* Chú ý:
+ Khi viết phương trình ion, phương trình ion thu gọn cần nhớ tất cả chất rắn không tan, chất
kết tủa, chất khí, chất điện li yếu như H2O, H2S, CH3COOH… đều viết dạng công thức phân
tử.
+ Phương trình ion là phương trình biểu diễn sự kết hợp các ion thành chất mới.


+ Các oxit axit như SO3, SO2, CO2, NO2 … khi phản ứng với dung dịch bazơ thì thực chất là
phản ứng giữa axit và bazơ (vì các oxit axit thường tác dụng với H2O → axit nên có thể…).
VD: SO3 + NaOH dư

Al(OH)3 + OH- → 2H2O + AlO2VD2:

Hay HAlO2 . H2O + OH- →AlO2- + H2O

Zn(OH)2 + 2NaOH → Na2ZnO2 + 2H2O
Zn(OH)2 + 2Na+ + 2OH- → 2Na+ + ZnO22- + 2H2O

Zn(OH)2 + 2OH- → ZnO22- + 2H2O
Hay H2ZnO2 + 2OH- → ZnO22- + 2H2O
NX: Trong hai phản ứng trên Al(OH)3 và Zn(OH)2 cho proton đóng vai trò là axit.
III. Oxit lưỡng tính Al2O3 và ZnO

1. Tác dụng với dung dịch axit thì Al2O3 và ZnO đóng vai trò là oxit axit.
VD: Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
Al2O3 + 6H+ + 6Cl- → 2Al3+ + 6Cl- + 3H2O
Al2O3 + 6H+ → 2Al3+ + 3H2O
VD2: ZnO + 2HCl → ZnCl2 + H2O
ZnO + 2H+ + 2Cl- → Zn2+ + 2Cl- + H2O


ZnO + 2H+ → Zn2+ + 2H2O
2. Tác dụng với dung dịch bazơ thì Al2O3 và ZnO đóng vai trò là ôxit axit.
VD1: Al2O3 + 2NaOH → 2NaAlO2 + H2O
Al2O3 + 2OH- → 2AlO2- + H2O
VD2: ZnO + 2NaOH → Na2ZnO2 → Na2ZnO2 + H2O
ZnO + 2Na+ + 2OH- → 2Na+ + ZnO2- + 2H2O
ZnO + 2OH- → ZnO2- + H2O
* Vận dụng: Tính nồng độ các chất trong dung dịch phản ứng sau:
VD1: Trộn 100ml dung dịch NaOH với 1000ml dung dịch HCl 0,5M được dung dịch A.
a. Tính [OH-] trong dung dịch A.

VD: NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
2NaHSO4 + 2KOH → Na2SO4 + K2SO4 + 2H2O
2NaHSO4 + Ba(OH)2 → Na2SO4 + BaSO4 ↓ + 2H2O
Nếu Ba(OH)2 dư ta có phản ứng:
Na2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 ↓ + 2NaOH
VD: 2NaHSO4 + Mg → MgSO4 + Na2SO4 + H2 ↑
NaHSO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + CO2 + H2O


NaHSO4 + K2CO3 → K2SO4 + Na2SO4 + H2O
c). Muối bazơ : Mg(OH)Cl
3. Tính chất của muối tan
+) Tất cả các muối (NO3- ) đều tan.
+) Tất cả các muối amoni (NH4+) đều tan.
+) Tất cả các muối của kim loại kiềm (Na, K) đều tan (riêng NaHCO 3 ít tan ).
+) Hầu hết các muối clorua (Cl-) đều tan ( trừ AgCl, PbCl2 ).
+) Đa số các muối sunfat đều tan (trừ BaSO4 không tan, muối ít tan: Ag2SO4, CaSO4, PbSO4).
+) Muối CO32- đều kết tủa , trừ muối của KLK và muối amoni
+) Muối sun phua và muối sun phit như muối cacbonat
4. Sự thủy phân của muối trong dung dịch
a) Sự thủy phân của muối
* Đ/n : Sự thủy phân của muối là pư giữa anion gốc axit yếu trong muối với nước hoặc pư
giữa cation gốc bazơ yếu trong muối với nước làm biến đổi pH của dung dịch
* Đặc điển của phản ứng thủy phân :
1- Có tính thuận nghịch , do đó nó tuân theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng
2- Chỉ có anion gốc axit yếu và cation bazơ yếu bị thủy phân . Axit , bazơ càng yếu thì gốc
của chúng trong muối thủy phân càng mạnh
3- Khi gốc axit yếu , bazơ yếu mang nhiều điện tích thì thủy phân thành nhiều nấc , nấc sau
yếu hơn nấc trước
4- Khi nhiệt độ tăng thì độ thủy phân cũng tăng lên

VD: NH4Cl, (NH4)2SO4, Al(NO3)3. ZnCl2,Fe2(SO4)3…
+ Giải thích:
VD1: NH4Cl có tính axit (pH < 7).
+
Phương trình thuỷ phân: NH4+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ†
ˆˆ NH3 + H3O .
Sau phản ứng thuỷ phân dung dịch có chứa ion H3O+ (môi trường axit tức pH < 7).


VD2: (NH4)2SO4 có tính axit (pH < 7).
Phương trình điện ly: (NH4)2SO4 → 2NH4+ + SO42+
Phương trình thuỷ phân: NH4+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ†
ˆˆ NH3 + H3O .
Sau phản ứng thuỷ phân trong dung dịch có chứa ion H3O+ (môi trường axit).

VD3 : Muối Al(NO3)3 có tính axit
Phương trình điện ly: Al(NO3)3 →Al3+ + 3NO3- .
Trong dung dịch ion Al3+ được viết dưới dạng Al(H2O)3+.
2+
+
Phương trình thuỷ phân: Al(H2O)3+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ†
ˆˆ Al(OH) + H3O
Sau đó thuỷ phân trong dung dịch chứa ion H3O+ (mà môi trường axit nên pH < 7).

VD 4: Giải thích Fe(NO3)3 có tính axit
Phương trình điện ly: Fe(NO3 )3 → Fe3+ + 3NO3-.
Trong dung dịch ion Fe3+ được viết dưới dạng Fe(H2O)3+.
2+
+
Phương trình thuỷ phân: Fe(H2O)3+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ†



NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O

Bài 3: SỰ ĐIỆN LI CỦA H2O - ĐỘ PH - CHẤT CHỈ THỊ
I. Nồng độ mol/l của ion H+ trong dung dịch
1. Nhận xét từ môi trường dd
a. Với nước nguyên chất
+
Từ phương trình điện ly H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ†
ˆˆ H + OH
ở 250C có kết quả: [H+] = [OH-] = 10-7 (mol/l)
→ Nước cất được coi là môi trường trung tính có [H+] = 10-7.
Chú ý : Trong bất kỳ dung dịch với dung môi là nước đều có: [H+] .[OH-] = 10-14 (mol2/l2)
b. Xét với dung dịch HCl 0,001M
Từ phương trình điện ly HCl → H+ + Cl→[H+] = [HCl] = 0,001M = 10-3 > 10-7
→ Như vậy với dung dịch axit thì [H+] > 10-7M.


c. Xét với dung dịch NaOH 0,01M
Từ phương trình điện ly NaOH → Na+ + OH→ [OH-] = [NaOH] = 0,01 = 10-2M

10−14
10−14
= −2 = 10−14−( −2) = 10-12 < 10-7
Ta có [H ] =
−
OH  10
+


3- Lg10 = 1
4- Lg1 = 0
5- lgba = lga - lgb
6- lga. b = lga + lgb
7- Tõ hµm y = 10x ⇔ lgy =
lg10x = x
Lgy = x

khi đó pOH = -lg[OH-]

Xuất phát từ [H+] .[OH-] = 10-14 (mol2/l2)
Lg[H+].[OH-] = 10-14
Lg[H+] .[OH-] = 14
Lg[H+] + lg[OH-] = -14
- lg[H+]- lg[OH-] = 14
4. Nhận xét môi trường dung dịch dựa vào pH
- Môi trường trung tính
pH = 7
- Môi trường axit
pH < 7
- Môi trường bazơ
pH > 7
Chú ý: Khi pH tăng tính bazơ tăng đồng thời tính axit giảm. Khi pH giảm tính axit tăng.
5. Thang pH
- Cần nhớ: Giá trị pH chỉ đúng trong khoảng 1 ≤ pH ≤ 13. Song thang pH được chia từ 0 14.
Tính axit tăng
tính bazơ tăng
0
-1
-7

1. Khi tính pH của dung dịch cần tính [H+] của dung dịch trước hay sau phản ứng.
- Nếu tính được [OH-] → [H+] = 10-14 / [OH-]
- Nếu tính nồng độ sau phản ứng cần chú ý đến Vdd sau phản ứng.
2. Nếu đề bài cho sẵn pH của dung dịch thì xem nó thuộc dung dịch gì (axit, bazơ). Khi
đó: [H+] = 10- pH.
VD1: Nếu bài cho dung dịch sau phản ứng bằng có pH = 2 tức là môi trường axit dư, bazơ
hết → [H+] = 10-2M .
VD2: Nếu bài cho dung dịch sau trộn (phản ứng) có pH = 12 tức môi trường bazơ → axit phản ứng
hết, bazơ dư: [H+] = 10-12M → [OH-] = 10-12 = 10-2 = 0,01M.
3. Ngoài phản ứng trung hoà cần chú ý đến phản ứng tạo kết tủa.
VD: H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 ↓ + 2H2O
4. Nếu tính pH của dung dịch với chất điện ly yếu (có độ điện ly α) thì tính [H+] thực thế
trong dung dịch:
[H+] trong dung dịch = [H+] lý thuyết.α

Bài 4: PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI ION TRONG DD CHẤT ĐIỆN LY
I. Một số ví dụ :
1- Sản phẩm sau phản ứng phải có kết tủa
VD1: Trộn dung dịch Na2SO4 với dung dịch BaCl2.
BaCl2 + Na2SO4 → BaSO4 ↓ + 2NaCl
Ba2+ + 2Cl- + 2Na+ + SO42- → BaSO4↓ + 2Na+ + 2Cl-.
Ba2+ + SO42- → BaSO4
+ Nhận xét: Bản chất phản ứng là sự kết hợp giữa ion Ba2+ và ion SO42- tạo thành BaSO4
không tan tách ra khỏi dung dịch.
VD2: CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2NaCl
Ca2+ + CO32- → CaCO3
+ Nhận xét: Bản chất phản ứng là sự kết hợp giữa ion Ca2+ và CO32- tạo thành CaCO3 không
tan tách ra khỏi dung dịch.
2- Sản phẩm sau phản ứng có chất dễ bay hơi
VD1: H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + CO2↑ + H2O