Lớp 11 · Hóa Học
Bài 2
Cân Bằng Trong Dung Dịch Nước
Sự điện li, thuyết Brønsted-Lowry, pH và chuẩn độ acid-base
1
Sự điện li & chất điện li
▼
▸ Sự điện li là gì?
ĐỊNH NGHĨA
Sự điện li là quá trình phân li các chất trong nước tạo thành các ion.
Chất điện li là những chất khi tan trong nước phân li ra ion.
Chất điện li là những chất khi tan trong nước phân li ra ion.
Ví dụ: khi hoà tan NaCl vào nước:
$\text{NaCl}(aq) \rightarrow \text{Na}^+(aq) + \text{Cl}^-(aq)$
| Loại chất | Đặc điểm | Ví dụ |
|---|---|---|
| Chất điện li | Tan trong nước → ion | HCl, NaOH, NaCl |
| Chất không điện li | Tan trong nước → không có ion | Saccharose, ethanol, glucose |
▸ Chất điện li mạnh
- Là chất khi tan trong nước, hầu hết các phân tử chất tan đều phân li ra ion.
- Quá trình phân li xảy ra gần như hoàn toàn → biểu diễn bằng mũi tên một chiều ($\rightarrow$).
- Bao gồm:
- Acid mạnh: HCl, HNO₃, H₂SO₄, HBr, HI, HClO₄…
- Base mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂…
- Hầu hết các muối
$\text{HNO}_3 \rightarrow \text{H}^+ + \text{NO}_3^-$
$\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$
$\text{Na}_2\text{CO}_3 \rightarrow 2\text{Na}^+ + \text{CO}_3^{2-}$
▸ Chất điện li yếu
- Là chất khi tan trong nước chỉ có một phần phân tử phân li ra ion, phần còn lại vẫn ở dạng phân tử.
- Quá trình phân li là phản ứng thuận nghịch → biểu diễn bằng hai mũi tên ngược chiều ($\rightleftharpoons$).
- Bao gồm:
- Acid yếu: CH₃COOH, HF, HClO, H₂CO₃, H₂S…
- Base yếu: NH₃·H₂O, Cu(OH)₂, Fe(OH)₂…
$\text{CH}_3\text{COOH} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{CH}_3\text{COO}^-$
$\text{HF} \rightleftharpoons \text{H}^+ + \text{F}^-$
💡
Cách nhận biết nhanh:
• Acid mạnh, base mạnh, muối → điện li mạnh ($\rightarrow$).
• Acid yếu, base yếu, H₂O → điện li yếu ($\rightleftharpoons$).
• Đường, rượu, hợp chất hữu cơ (không có nhóm acid/base) → không điện li.
• Acid mạnh, base mạnh, muối → điện li mạnh ($\rightarrow$).
• Acid yếu, base yếu, H₂O → điện li yếu ($\rightleftharpoons$).
• Đường, rượu, hợp chất hữu cơ (không có nhóm acid/base) → không điện li.
2
Thuyết acid - base Brønsted - Lowry
▼
THUYẾT BRØNSTED - LOWRY
Acid là chất CHO proton ($\text{H}^+$).
Base là chất NHẬN proton ($\text{H}^+$).
Base là chất NHẬN proton ($\text{H}^+$).
▸ Cách xác định acid - base
Theo dõi sự di chuyển của ion H⁺ trong phương trình:
- Chất nào mất đi H⁺ → là acid (cho proton).
- Chất nào nhận thêm H⁺ → là base (nhận proton).
📝 Ví dụ 1: HCl + H₂O
$\text{HCl} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Cl}^- + \text{H}_3\text{O}^+$
HCl → Cl⁻: mất đi 1 H⁺ → HCl là acid.
H₂O → H₃O⁺: nhận thêm 1 H⁺ → H₂O là base.
📝 Ví dụ 2: NH₃ + H₂O
$\text{NH}_3 + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{NH}_4^+ + \text{OH}^-$
Chiều thuận:
• NH₃ → NH₄⁺: nhận 1 H⁺ → NH₃ là base.
• H₂O → OH⁻: mất 1 H⁺ → H₂O là acid.
• NH₃ → NH₄⁺: nhận 1 H⁺ → NH₃ là base.
• H₂O → OH⁻: mất 1 H⁺ → H₂O là acid.
Chiều nghịch:
• NH₄⁺ → NH₃: cho 1 H⁺ → NH₄⁺ là acid.
• OH⁻ → H₂O: nhận 1 H⁺ → OH⁻ là base.
• NH₄⁺ → NH₃: cho 1 H⁺ → NH₄⁺ là acid.
• OH⁻ → H₂O: nhận 1 H⁺ → OH⁻ là base.
▸ Chất lưỡng tính
Là chất vừa có thể cho H⁺ (acid), vừa có thể nhận H⁺ (base).
| Chất lưỡng tính | Là acid khi… | Là base khi… |
|---|---|---|
| H₂O | Cho H⁺ → OH⁻ | Nhận H⁺ → H₃O⁺ |
| HCO₃⁻ | Cho H⁺ → CO₃²⁻ | Nhận H⁺ → H₂CO₃ |
⭐
Ưu điểm thuyết Brønsted - Lowry: Tổng quát hơn thuyết Arrhenius. Theo Brønsted - Lowry, các chất không có nhóm OH như NH₃ hoặc ion như CO₃²⁻, S²⁻ cũng được xem là base.
3
pH và môi trường dung dịch
▼
▸ Tích số ion của nước
Ở 25°C, trong mọi dung dịch nước, tích nồng độ ion H⁺ và OH⁻ là một hằng số:
TÍCH SỐ ION CỦA NƯỚC
$K_w = [\text{H}^+] \cdot [\text{OH}^-] = 10^{-14}$
Với nước nguyên chất: $[\text{H}^+] = [\text{OH}^-] = 10^{-7}$ mol/L.
▸ Công thức tính pH
CÔNG THỨC PH
$\text{pH} = -\lg[\text{H}^+] \quad \Leftrightarrow \quad [\text{H}^+] = 10^{-\text{pH}}$
Trong đó $[\text{H}^+]$ là nồng độ mol của ion H⁺ (mol/L).
▸ Xác định môi trường dung dịch
| Môi trường | $[\text{H}^+]$ | pH |
|---|---|---|
| Acid | $> 10^{-7}$ M | $< 7$ |
| Trung tính | $= 10^{-7}$ M | $= 7$ |
| Base | $< 10^{-7}$ M | $> 7$ |
Thang pH thường có giá trị từ 1 đến 14
▸ Chất chỉ thị acid - base
| Chất chỉ thị | pH ≤ 6 | pH = 7 | pH ≥ 8 |
|---|---|---|---|
| Giấy quỳ | Đỏ | Tím | Xanh |
| Phenolphthalein | Không màu | Không màu | Hồng |
📝 Ví dụ tính pH
Tính pH của dung dịch HCl 0,01 M.
Bước 1: HCl là acid mạnh, điện li hoàn toàn:
$\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-$
→ $[\text{H}^+] = 0{,}01$ M $= 10^{-2}$ M.
$\text{HCl} \rightarrow \text{H}^+ + \text{Cl}^-$
→ $[\text{H}^+] = 0{,}01$ M $= 10^{-2}$ M.
Bước 2: Áp dụng công thức:
$\text{pH} = -\lg(10^{-2}) = 2$.
$\text{pH} = -\lg(10^{-2}) = 2$.
Kết luận: pH = 2 → môi trường acid mạnh.
📝 Ví dụ tính pH (dung dịch base)
Tính pH của dung dịch NaOH 0,001 M.
Bước 1: NaOH là base mạnh, điện li hoàn toàn:
$\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$
→ $[\text{OH}^-] = 10^{-3}$ M.
$\text{NaOH} \rightarrow \text{Na}^+ + \text{OH}^-$
→ $[\text{OH}^-] = 10^{-3}$ M.
Bước 2: Tính $[\text{H}^+]$:
$[\text{H}^+] = \dfrac{10^{-14}}{[\text{OH}^-]} = \dfrac{10^{-14}}{10^{-3}} = 10^{-11}$ M.
$[\text{H}^+] = \dfrac{10^{-14}}{[\text{OH}^-]} = \dfrac{10^{-14}}{10^{-3}} = 10^{-11}$ M.
Bước 3: $\text{pH} = -\lg(10^{-11}) = 11$ → môi trường base.
🌿
Ý nghĩa pH trong thực tiễn: Máu (7,3–7,4), dạ dày (1,5–3,5), cây lúa (5,5–6,5), tôm cá (7,5–8,5)… Mỗi đối tượng có khoảng pH phù hợp riêng.
4
Sự thủy phân của các ion
▼
ĐỊNH NGHĨA
Phản ứng giữa ion với nước tạo ra các dung dịch có môi trường khác nhau được gọi là phản ứng thuỷ phân.
▸ Quy tắc xác định môi trường dung dịch muối
| Loại ion | Có thuỷ phân? | Môi trường |
|---|---|---|
| Ion từ acid yếu (CO₃²⁻, CH₃COO⁻, S²⁻, ClO⁻…) | Có → tạo OH⁻ | Base (pH > 7) |
| Ion từ base yếu (Al³⁺, Fe³⁺, NH₄⁺, Cu²⁺…) | Có → tạo H⁺ | Acid (pH < 7) |
| Ion từ acid mạnh & base mạnh (Na⁺, K⁺, Cl⁻, NO₃⁻…) | Không | Trung tính (pH ≈ 7) |
📝 Ví dụ 1: Dung dịch Na₂CO₃
Bước 1: Na₂CO₃ phân li: $\text{Na}_2\text{CO}_3 \rightarrow 2\text{Na}^+ + \text{CO}_3^{2-}$
Bước 2: Ion Na⁺ không thuỷ phân (từ base mạnh NaOH); ion CO₃²⁻ thuỷ phân (từ acid yếu H₂CO₃):
$\text{CO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HCO}_3^- + \text{OH}^-$
$\text{CO}_3^{2-} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{HCO}_3^- + \text{OH}^-$
Kết luận: Phản ứng tạo OH⁻ → môi trường base (pH > 7).
📝 Ví dụ 2: Dung dịch AlCl₃, FeCl₃
Bước 1: Phân li: $\text{AlCl}_3 \rightarrow \text{Al}^{3+} + 3\text{Cl}^-$
Bước 2: Cl⁻ không thuỷ phân; Al³⁺ thuỷ phân:
$\text{Al}^{3+} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{Al(OH)}^{2+} + \text{H}^+$
$\text{Al}^{3+} + \text{H}_2\text{O} \rightleftharpoons \text{Al(OH)}^{2+} + \text{H}^+$
Kết luận: Phản ứng tạo H⁺ → môi trường acid (pH < 7).
🌱
Ứng dụng thực tiễn:
• Đất chứa nhiều Al³⁺, Fe³⁺ → pH thấp (đất chua) → bón vôi để khử chua.
• Phèn nhôm, phèn sắt dùng làm chất keo tụ xử lí nước (Fe(OH)₃, Al(OH)₃ kết tủa keo cuốn theo chất bẩn).
• Đất chứa nhiều Al³⁺, Fe³⁺ → pH thấp (đất chua) → bón vôi để khử chua.
• Phèn nhôm, phèn sắt dùng làm chất keo tụ xử lí nước (Fe(OH)₃, Al(OH)₃ kết tủa keo cuốn theo chất bẩn).
5
Chuẩn độ acid - base
▼
ĐỊNH NGHĨA
Chuẩn độ là phương pháp xác định nồng độ của một chất bằng một dung dịch chuẩn đã biết nồng độ.
Khi phản ứng vừa đủ giữa acid và base (điểm tương đương):
CÔNG THỨC CHUẨN ĐỘ
$V_{\text{HCl}} \cdot C_{\text{HCl}} = V_{\text{NaOH}} \cdot C_{\text{NaOH}}$
Trong đó: $V$ là thể tích (mL hoặc L), $C$ là nồng độ mol (mol/L).
▸ Dụng cụ và các bước tiến hành
| Bước | Thao tác |
|---|---|
| 1 | Dùng pipette lấy 10 mL HCl 0,1 M cho vào bình tam giác, thêm 1–2 giọt phenolphthalein. |
| 2 | Cho NaOH vào burette, điều chỉnh về mức 0. |
| 3 | Mở khoá burette, nhỏ từng giọt NaOH xuống bình tam giác (lắc đều). |
| 4 | Khi dung dịch xuất hiện màu hồng nhạt bền trong khoảng 10 giây thì dừng. |
| 5 | Đọc thể tích NaOH đã dùng → tính được $C_{\text{NaOH}}$. |
Bộ dụng cụ chuẩn độ NaOH (burette) — HCl (bình tam giác) với chất chỉ thị phenolphthalein
⚠️
Lưu ý quan trọng khi chuẩn độ:
• Tráng burette bằng dung dịch chuẩn trước khi đổ.
• Nhỏ giọt chậm khi gần điểm tương đương để tránh quá điểm.
• Đọc thể tích tại vạch dưới cùng của vành lõm trên burette.
• Lặp lại thí nghiệm ít nhất 3 lần, lấy giá trị trung bình.
• Tráng burette bằng dung dịch chuẩn trước khi đổ.
• Nhỏ giọt chậm khi gần điểm tương đương để tránh quá điểm.
• Đọc thể tích tại vạch dưới cùng của vành lõm trên burette.
• Lặp lại thí nghiệm ít nhất 3 lần, lấy giá trị trung bình.
❌
Nguyên nhân gây sai số:
• Đọc thể tích sai vạch trên burette.
• Nhỏ quá nhanh, vượt qua điểm tương đương.
• Chọn chất chỉ thị không phù hợp.
• Dụng cụ không sạch, không tráng bằng dung dịch chuẩn.
• Đọc thể tích sai vạch trên burette.
• Nhỏ quá nhanh, vượt qua điểm tương đương.
• Chọn chất chỉ thị không phù hợp.
• Dụng cụ không sạch, không tráng bằng dung dịch chuẩn.
6
Xem đầy đủ lý thuyết
▼
Để xem lý thuyết đầy đủ với các công thức mở rộng, 9 dạng bài tập có lời giải chi tiết và bài tập SGK + nâng cao, các em hãy đọc bài viết bên dưới:
📚
Bài 2 — Cân bằng trong dung dịch nước (Lý thuyết & Phương pháp giải đầy đủ)
Toàn bộ lý thuyết, 9 dạng bài tập, ví dụ mẫu kèm lời giải chi tiết, sơ đồ tư duy và mẹo nhớ nhanh.
Xem ngay →
Toàn bộ lý thuyết, 9 dạng bài tập, ví dụ mẫu kèm lời giải chi tiết, sơ đồ tư duy và mẹo nhớ nhanh.
Sau khi đã nắm vững lý thuyết, các em hãy chuyển sang tab Bài Tập để luyện 27 câu bám sát chương trình SGK Kết Nối Tri Thức!
1
—
Điểm: 0/27
🧪
Luyện tập Bài 2 – Cân bằng trong dung dịch nước!
27 câu: 21 trắc nghiệm · 2 đúng/sai · 4 tự luận
🏆
Tuyệt vời!
0/27
💡 Gợi ý
ThS. Lê Thị Mai Nhi
(Người kiểm duyệt, ra đề)
Chức vụ: Trưởng ban biên soạn môn Hoá Học THPT
Trình độ: Thạc sĩ Hóa học, Chứng chỉ hạng II, Chứng chỉ STEM, Ngoại ngữ B1
Kinh nghiệm: 10+ năm kinh nghiệm tại Trường THPT Chuyên Nguyễn Huệ