Bài 40. Dung dịch

CHƯƠNG VI:
DUNG DỊCH

VI.1.1. Hệ phân tán và dung dịch:
Định nghĩa: Heä phaân taùn laø heä trong ñoù coù 1 chaát phaân boá (chaát bò phaân taùn) vaøo 1 chaát khaùc (moâi tröôøng phaân taùn). Caùc chaát coù theå laø khí (K), loûng (L), raén (R).
Phân loại:  căn cứ theo kích thöôùc haït chaát bò phaân taùn:
Heä phaân taùn thoâ (theå lô löõng): 10-5 cm. Heä khoâng beàn, bò sa laéng.
VD: huyeàn phuø ñaát seùt trong nöôùc (heä R-L), nhuû töông söõa heä (L-L).
Heä phaân taùn cao (heä keo): 10-5 – 10-7cm. Heä cuõng khoâng beàn, do caùc haït lieân hôïp vôùi nhau vaø sa laéng.
VD: gelatin, keo daùn, söông muø (heä L-K), khoùi (heä R-K).
Heä phaân töû –ion (dung dòch phaân töû – ion): 10-7 -10-8cm. Heä naøy chính laø dung dòch beàn.

VI.1. Khái niệm về dung dịch:
 căn cứ theo trạng thái pha của các thành phần, có 9 hệ phân tán:
? Định nghiã: là hệ thống gồm 2 hay nhiều chất mà thành phần của chúng có thể thay đổi trong giới hạn rộng.
Theo định nghiã dung dịch giống với:
? hợp chất hóa học ở tính đồng nhất;
? hỗn hợp cơ học ở có thành phần thay đổi,
? nghiã là dung dịch chiếm vị trí trung gian giữa 2 loại này, nhưng gần với hợp chất hóa học hơn.
Đối với dung dịch: ? chất bị phân tán là chất tan,
? môi trường phân tán là dung môi.
Dung dịch có thể là khí (VD: không khí), lỏng (VD: nước biển), rắn (VD: hợp kim Ag -Au).
Dung d?ch l� h? m?t pha nhi?u c?u t? m� th�nh ph?n c?a nĩ cĩ th? bi?n d?i trong m?t gi?i h?n nh?t d?nh
Trong th?c t?, c�c dung d?ch quan trọng nhất là dung dịch lỏng, d?c bi?t dung dịch cĩ dung mơi l� nước.
VI.1.2. Khái niệm về dung dịch:
? Quá trình hòa tan và cân bằng hòa tan:
Xét trường hợp tổng quát, quá trình hòa tan chất rắn trong chất lỏng tạo dung dịch lỏng, l� m?t qu� trình thu?n ngh?ch bao gồm 2 quá trình ngược nhau xảy ra đồng thời:
tách các tiểu phân chất tan ra khỏi tinh thể chất tan và phân bố chúng vào dung môi (quá trình hòa tan);
kết tủa các tiểu phân chất tan trong dung dịch lên bề mặt tinh thể chất tan (quá trình kết tủa).
? Do vậy quá trình hòa tan sẽ diễn ra cho đến khi đạt được trạng thái cân bằng hòa tan (?G = 0) ? dung d?ch b�o hịa:
Tinh thể chất tan ? Dung dịch chất tan
VI.1.3. Lý thuyết tạo thành dung dịch:

Nồng độ chất tan trong dung dịch bão hòa ở những điều kiện xác định được gọi là độ tan của chất đó.
?Cơ chế tạo thành dung dịch:
cơ chế tạo thành dung dịch bao gồm:
Quá trình vật lý (quá trình chuyển pha): c?n ti�u t?n NL d? phá vở mạng tinh thể chất tan và phân t�n các tiểu phân chất tan ra tịan b? th? tích dung d?ch (NL n�y l� nhi?t chuy?n pha ? ?Hcp> 0).
Quá trình hóa học (quá trình solvat hóa): là quá trình tương tác của các tiểu phân chất tan với dung môi tạo thành hợp chất solvat. (n?u dung môi là nước ? quá trình hydrat hóa).
Qu� trình hĩa h?c n�y t?a ra m?t nhi?t lu?ng, ?Hs< 0
Theo lý thuyết dung dịch hiện đại
Nếu |Hsh| > |Hcp| quá trình hòa tan phát nhiệt: Hht < 0
Nếu |Hsh| < |Hcp| quá trình hòa tan thu nhiệt: Hht > 0
Hht = Hcp + Hsh
Quá trình hòa tan tự xảy ra (?G < 0) và có thể là thu nhiệt hay phát nhiệt tuỳ thuộc vào quá trình vật lý (thu nhiệt) hay quá trình hóa học (phát nhiệt) chiếm ưu thế:
NH4NO3 + aq  NH4NO3.aq Hht = + 25,10 kJ
KOH + aq  KOH.aq Hht = - 54,39kJ
do có tương tác giữa các tiểu phân chất tan với các phân tử dung môi cho các solvat, ta không thể coi hòa tan là một quá trình lý học thuần túy.
Định nghiã: Nhiệt hòa tan là lượng nhiệt thu vào hay phát ra khi hòa tan một mol chất tan. VD:
quá trình hòa tan NH4NO3 là thu nhiệt (?H0 = + 25,10 kJ) ,
còn quá trình hòa tan KOH là phát nhiệt (?H0 = - 54,39kJ)
VI.1.4. Nồng độ dung dịch và cách biểu diễn.
Độ tan và các yếu tố ảnh hưởng:
là đại lượng đặc trưng cho quan hệ giữa lượng chất tan với lượng dung môi hay dung dịch.
1.Nồng độ
VD: Dung dịch HCl 10% là dung dịch chứa 10g HCl nguyên chất và 90g H2O
a: khối lượng chaát tan (g) ; b: khối lượng dung dịch (g)
=
C% = .100 = .100
a
a + b
Nồng độ phần trăm khối lượng (%)
l� số gam chất tan có trong 100 g dung dịch.
Số gam chất tan
Số gam dung dịch
N?ng d? ph�n t? gam,nồng độ mol (M hay mol/lít)
l� số mol chất tan có trong một lít dung dịch.

? Nồng độ molan: m l� số mol chất tan có trong 1000g dung mơi:
Cm=  = 
a: khối lượng chaát tan (g) ; b: khối lượng dung dịch (g);
M: phân tử gam chất tan
VD: Dung dịch chứa 9g gluco trong 100g H2O có nồng độ molan bằng 0,5m:
a: khối lượng chaát tan (g) ; V: thể tích dung dịch (ml);
M: phân tử gam chất tan
VD: Dung dịch NaOH có nồng độ 0,1M hay 0,1 mol/lít
Số mol chất tan
Số kilogam dung môi
? Nồng độ đương lượng gam - nồng độ nguyên chuâ�n (N hay dlg/lít) l� số đương lượng gam chất tan có trong một lít dung dịch.
VD: Dung dịch H2SO4 có nồng độ 0,1N hay 0,1 đlg/lít
a: khối lượng chaát tan (g) ; Đ: đương lượng gam chất tan;
V: thể tích dung dịch (ml)
? N?ng d? phần mol Ni (tức ph�n sô� mol ) là tỉ số giữa số mol của chất c?n tính n?ng d? tr�n tổng số mol c?a c�c chất t?o th�nh dung dịch.
VD: Dung dịch gồm 2 chất A và B có nồng độ phần mol của 2 chất đó là:
 Mối liên hệ giữa thể tích dung dịch (V) với khối lượng (m) của nó được biết thông qua đại lượng khối lượng riêng (d):
Mối liên hệ giữa 3 loại nồng độ trên được cho bởi các biểu thức:
Trong đó:  M là khối lượng mol phân tử chất tan;
 Đ là đương lượng phân tử chất tan
 z=  ; Với z:
là số H+hay OH-của 1 phân tử axit hay baz trao đổi trong pứ
là tổng điện tích của cation hay anion trao đổi trong pứ của 1 phân tử muối.
là số electron trao đổi của 1 phân tử chất oxy hóa hay khử trong pứ.
? Cách biểu thị :
Độ tan (kí hi?u S) l� số gam chất tan tan trong 100 g dung môi (ví dụ nước) cho dung dịch bão hòa tại nhiệt độ xác định.
? S> 10: d? tan, S < 1: khĩ tan, S < 0,01 : xem nhu khơng tan

2. Độ tan l� d?i lu?ng d?c trung cho kh? nang hịa tan của một chất trong một dung môi xác định.
Độ tan của một số chất trong nước( g/100g nước) ở 200C
? Ảnh hưởng của bản chất chất tan và dung môi:
Dung môi phân cực dễ hòa tan chất tan phân cực.
Dung môi không phân cực dễ hòa tan chất tan không phân cực.
VD:  phân tử lưu huỳnh S8không có cực nên S8 tan tốt trong benzen (dung môi không cực) và không tan trong nước (dung môi phân cực).
 Trái lại phân tử muối ăn phân cực mạnh nên muối ăn tan trong nước và không tan trong benzen.



 AÛnh höôûng cuûa nhieät ñoä vaø aùp suaát ñeán ñoä tan




Trong nhiều trường hợp, độ tan của chất rắn tăng theo nhiệt độ.
Độ tan của chất khí trong nước giảm khi nhiệt độ tăng.
Ở nhiệt độ không đổi, độ tan của chất khí trong ch?t l?ng tỉ lệ thuận với áp suất khí - D?nh lu?t Henri.
Áp suất ít ảnh hưởng đến độ tan chất rắn hay chất lỏng.
VI.2. Dung dịch chất không điện li và các tính chất:
Trong quá trình tạo thành dung dịch tính chất của chất tan, dung môi thay đổi và khác với tính chất của dung dịch thu được.
? Nguyên nhân do sự tương tác giữa các tiểu phân chất tan và dung môi và sự giảm nồng độ tiểu phân tự do của dung môi khi tạo thành dung dịch.
Khi tăng nồng độ chất tan ảnh hưởng của 2 yếu tố trên tăng lên mạnh làm cho các tính chất của dung dịch trở nên phức tạp.
Ngược lại khi giảm nồng độ chất tan, đặc biệt ở những nồng độ rất loãng, ảnh hưởng của những yếu tố trên giảm mạnh đến mức có thể bỏ qua.
?Khi đó có một số tính chất của dung dịch không phụ thuộc vào bản chất chất tan mà chỉ phụ thuộc vào nồng độ chất tan, như: áp suất hơi bảo hòa , nhiệt độ sôi, nhiệt độ đông đặc, áp suất thẩm thấu
VI.2.1. A�p suất hơi bão hòa :
A�p suất hơi bão hòa c?a m?t chất lỏng nguyên chất:
C�c ch?t l?ng ít nhi?u đều bay hơi, hơi này gây trên bề mặt chất lỏng của nó một áp suất gọi là áp suất hơi bão hòa.
áp suất hơi bão hòa là đại lượng đặc trưng cho cân bằng L?H
(?Gbh= 0)

và là đại lượng không đổi tại nhiệt độ nhất định đối với chất lỏng (nguyên chất) nhất định.
Ngưng tụ,H<0
 Vì quá trình bay hơi thu nhiệt, nên khi tăng nhiệt độ thì sự bay hơi tăng cường, do đó áp suất hơi bão hòa tăng.
VD: Sự phụ thuộc của áp suất hơi nước bão hòa vào nhiệt độ
? Ở cùng nhiệt độ, áp suất hơi bão hòa của dung dịch (P1)
luôn luôn thấp hơn áp suất hơi bão hòa của dung môi nguyên chất (Po).
 Áp suất hơi bão hòa của dung dịch chứa chất tan khó bay hơi
Khi thêm một chất tan không bay hơi (VD: đường) vào dung môi lỏng (VD: nước) thì áp suất hơi bão hòa của nước sẽ giảm.
vì khi thêm chất tan, nồng độ dung môi giảm đi, cân bằng:
nước lỏng  hơi nước phải chuyển dịch theo chiều nghịch (ngưng tụ hơi) để bù lại sự giảm nồng độ của nước, do đó lượng hơi nước trên bề mặt giảm, nghĩa là áp suất hơi bão hòa của dung dịch giảm.
 Nồng độ dung dịch càng lớn, áp suất hơi bão hòa của dung dịch càng nhỏ, nghĩa là áp suất hơi của dung dịch P1 phải tỷ lệ thuận với nồng độ phần mol của dung môi N1: P1= k.N1
"Độ giảm tương đối áp suất hơi bão hòa của dung dịch, chất tan không điện li bằng phần mol của chất tan".

P1 = P0N1 hay  =  =
N1, N2: nồng độ phần mol của dung môi và chất tan trong dung dịch.
?P = P0 - P1: độ giảm tuyệt đối áp suất hơi bão hòa của dung dịch.
?P/P0: độ giảm tương đối áp suất hơi bão hòa của dung dịch.
?Định luật Raoult I:
A�p suất hơi bão hòa của dung dịch b?ng áp suất hơi bão hòa của dung mơi nguy�n ch?t nh�n v?i ph?n mol c?a dung d?ch
Hay
Trong đó: n2: số mol chất tan, n1: số mol dung môi
VI.2.2. Nhiệt độ sôi:
Nhiệt độ sôi của một chất lỏng là đại lượng đặc trưng cho cân bằng pha

 Nhiệt độ sôi của một chất lỏng là nhiệt độ tại đó áp suất hơi bão hòa của chất lỏng bằng áp suất ngoài và là đại lượng không đổi đ/v áp suất bên ngoài nhất định.
VD:  nước lỏng có nhiệt độ sôi là 1000C, ứng với Pkhí quyển = 1 atm.
L H
 ứng với mỗi áp suất nhất định chất lỏng có nhiệt độ sôi xác định
 Sự phụ thuộc của nhiệt độ sôi của nước vào áp suất ngoài
Xét dung dịch chứa chất tan khó bay hơi:
? ? c�ng �p su?t b�n ngồi nh?t d?nh nhiệt độ sôi c?a dung dịch luơn luơn cao hơn so với dung môi nguyên chất.
? Nồng độ dung dịch càng lớn, nhiệt độ sôi của nó càng cao.
 Định luật Raoult II:
"Độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch loãng chất tan không điện li
tỉ lệ thuận với nồng độ molan chất tan trong dung dịch".

?Ts: độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch.
Ks : hằng số nghiệm sôi của dung môi.
? Giá trị của nó chỉ phụ thuộc vào bản chất dung môi.
Khi nồng độ molan bằng 1 mol kg-1, độ tăng nhiệt độ sôi đúng bằng Ks. Nước có Ks = 0,52 0C/1 mol kg-1.
? Cm: n?ng d? molan c?a dung d?ch


 Đ/v dung dịch chưa bão hòa ban đầu nhiệt độ sôi của dung dịch tăng lên, chỉ đến khi dung dịch trở thành bão hòa nhiệt độ sôi mới dừng lại không thay đổi nữa. Vì vậy nhiệt độ sôi của dung dịch thực tế là nhiệt độ bắt đầu sôi của dung dịch.
VD: Tìm nhiệt độ bắt đầu sôi của dung dịch 9g glucose C6H12O6 hòa tan trong 100g H2O, biết rằng hằng số nghiệm sôi của H2O là 0,52 0.
Giải: Nồng độ molan của dung dịch glucose:
Độ tăng nhiệt độ sôi của dung dịch: Ts= 0,52 x 0,5 = 0,26
Nhiệt độ sôi của dung dịch ở 760mmHg là : 1000 + 0,260= 100,260
Trong quá trình sôi, T0dd tiếp tục tăng tới T0 giới hạn, là T0 tại đó bắt đầu xuất hiện tinh thể chất tan (G =0).
VI.2.3. Nhiệt độ đông đặc:
 Nhieät ñoä ñoâng ñaëc của một chất lỏng là nhiệt độ tại đó áp suất hơi bão hòa trên mặt pha lỏng bằng áp suất hơi bão hòa trên mặt pha rắn và là đại lượng không đổi tại áp suất bên ngoài nhất định.
 Nhieät ñoä ñoâng ñaëc là đại lượng đặc trưng cho cân bằng L R
VD:  Ở 00C áp suất hơi bão hòa của H2O lỏng bằng 4,6 mmHg và bằng áp suất hơi bão hòa của nước đá, do đó nước bắt đầu đông đặc.
 Nước có nhiệt độ đông đặc là 00C, ứng với P khí quyển =1atm.
Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chứa chất tan khó bay hơi:
? c�ng �p su?t b�n ngồi, dung dịch có nhiệt độ đông đặc luơn luơn thấp hơn so với dung môi nguyên chất.
?Nồng độ dung dịch càng lớn, nhiệt độ đông đặc của nó càng thấp.

?Tđ : độ hạ nhiệt độ đông đặc của dung dịch.
Kđ: hằng số nghiệm đông của dung môi.
Nước có Kđ = 1,86 0C/ mol kg-1.
 Ñònh luaät Raoult II:"Ñoä haï nhieät ñoä ñoâng ñaëc cuûa dung dòch loaõng chaát tan khoâng ñieän li tæ leä thuaän vôùi noàng ñoä molan chaát tan trong dung dòch".
Tđ= Tđdm – Tđdd = Kđ. Cm
 Cũng giống như nhiệt độ sôi, nhiệt độ đông đặc của dung dịch là nhiệt độ bắt đầu đông đặc.
Trong quá trình đông đặc , T0dd tiếp tục giảm
?Định luật Raoult II:
"Độ tăng nhiệt độ sôi và độ hạ nhiệt độ đông đặc của dung dịch loãng, chất tan không bay hơi và không điện li tỉ lệ thuận với nồng độ molan chất tan trong dung dịch".
VD: Tìm nhiệt độ bắt đầu đông đặc của dung dịch 54g glucose C6H12O6 hòa tan trong 250g H2O, biết rằng hằng số nghiệm đông của nước là 1,860.
Độ hạ điểm đông đặc của dung dịch: Tđ= 1,86 x 1,2 = 2,230
Vậy dung dịch bắt đầu đông đặc tại -2,230C
Nồng độ molan của dung dịch glucose:
Giải:
Khi cho dung dịch chất tan trong nước tiếp xúc trực tiếp với nước sẽ xảy ra sự khuyếch tán 2 chiều:
? các tiểu phân chất tan chuyển từ phần dung dịch sang phần nước v�
? các tiểu phân nước từ phần nước chuyển sang phần dung dịch;
còn khi không cho dung dịch chất tan và nước tiếp xúc trực tiếp mà cho tiếp xúc qua 1 màng đặc biệt chỉ cho các tiểu phân nước dung môi đi qua thì chỉ xảy ra sự khuyếch tán 1 chiều của các tiểu phân nước từ phần nước sang phần dung dịch
VI.2.4. Áp suất thẩm thấu
?Hiện tượng thẩm thấu:
Màng đặc biệt đó được gọi là màng bán thấm (màng colođion, nguyên sinh chất, bong bóng động vật.); sự khuyếch tán 1 chiều được gọi là sự thẩm thấu và hiện tượng thẩm thấu được gây ra bởi 1 áp suất mà được gọi là áp suất thẩm thấu

"Áp suất thẩm thấu của dung dịch có độ lớn bằng áp suất gây bởi chất tan, nếu như ở cùng nhiệt độ đó, nó ở trạng thái khí và chiếm thể tích bằng thể tích dung dịch".
?Áp suất thẩm thấu đặc trưng cho khả năng thẩm thấu của dung dịch l� �p suất gây ra sự thẩm thấu và bằng áp suất bên ngoài cần tác dụng lên dung dịch để cho hiện tượng thẩm thấu không xảy ra.

? Định luật Van`t Hoff
?: áp suất thẩm thấu (atm); C: nồng độ mol chất tan;
T: nhiệt độ tuyệt đối;
R: hằng số khí (22,4/273 = 0,082 lít.atm/mol.d?).
VI.2.5. Xác định phân tử lượng chất tan:
Trong đó : K - haèng soá nghieäm sôi hoặc nghiệm ñoâng
Giải: Số gam glyxerin hòa tan trong 1000g nước:
m= .1000= 13,8g
Theo ĐL Raoult II, ta có :
t = K. Cm = k 
m
M
Hay : M = k 
m
t
t - ñoä tăng ï nhieät ñoä sôi hay ñoä haï nhieät ñoä ñoâng ñaëc
 Khi biết lượng chất tan đã hòa tan và đo được t của dung dịch là có thể xác địng KLPT chất tan
VD: Khi hòa tan 2,76g glyxerin trong 200g nước thì nhiệt độ đông đặc của dung dịch thu được hạ xuống 0,2790C. Xác định KLPT glyxerin
2,76
200
 M = 1,86x = 92
13,8
0,279
VI.3. Dung dịch chất điện li:
VI.3.1. Khái niệm về sự điện li:
a. Các đặc điểm của dung dịch axit, baz, muối trong nước
? Những tính chất bất thường của dung dịch điện li:
Các dung dịch axit, baz, muối trong nước không tuân theo các định luật Raoult, Van`t Hoff ở trên: các đại lượng ?P, ?t, ? của những dung dịch này có giá trị xác định bằng thực nghiệm luôn luôn lớn hơn so với tính toán theo các định luật đó
VD: dung dịch chứa 1g NaCl trong 100g nước có độ hạ nhiệt độ đông đặc (?tđ`) đo được lớn hơn gía trị tính theo định luật Raoult II (?tđ) hầu như 2 lần.
Ở cùng điều kiện nồng độ và nhiệt độ, dung dịch axit, bazơ và muối có áp suất thẩm thấu lớn hơn, có áp suất hơi bão hòa nhỏ hơn do đó có độ hạ điểm đông đặc và độ tăng điểm sôi lớn hơn.

Các dung dịch axit, bazơ, muối trong nước có tính dẫn điện, trong khi bản thân axit, baz, muối nguyên chất không dẫn điện.
i= ? = ? = ?
?P`, ?T`, ?`: đo bằng thực nghiệm;
?P, ?T, ?: tính theo các định luật Raoult, Van`t Hoff.
N2: nồng độ phần mol của chất tan trong dung dịch.
Muốn áp dụng được những định luật này vào các dung dịch axit, baz, muối trong nước cần phải thêm vào công thức của chúng hệ số điều chỉnh gọi là hệ số Van`t Hoff hay hệ số đẳng trương i

?Để giải thích các đặc điểm khác với các dung dịch chất tan không điện li (chất tan nằm trong dung dịch dưới dạng phân tử) nêu trên của các dung dịch axit, bazơ, muối trong nước, người ta đưa ra l� thuyết điện li.

b. Lí thuyết điện li:
?Thuy?t Arrh�nius:
Khi hòa tan vào nước hoặc khi đun nóng chảy, các axit, bazơ và muối phân li thành các phần tử nhỏ hơn mang điện tích gọi là các ion:
ion tích điện dương được gọi là cation và
ion tích điện âm được gọi là anion.
Quá trình phân tử phân li thành ion được gọi là sự điện li, còn chất phân li thành ion trong dung dịch (hoặc khi đun nóng chảy) được gọi là chất điện li.
Theo Arrhénius, axit điện li cho cation H+ (proton) và anion gốc axit: HCl  H+ + Cl-
Baz điện li cho anion hydroxyl OH- và cation gốc baz:
NaOH  Na+ + OH-
Còn muối điện li cho cation gốc baz và anion gốc axit:
NaCl  Na+ + Cl-
Do sự điện li mà số tiểu phân có trong dung dịch tăng lên so với số phân tử hòa tan, do đó làm giảm áp suất hơi bão hòa nhiều hơn, làm tăng điểm sôi và hạ điểm đông đặc nhiều hơn,
VD: các dung dịch 0,2N của KCl và Ca(NO3)2trong nước có i tương ứng 1,81 và 2,48. Khi pha loãng các dung dịch này thì giá trị i xấp xỉ tương ứng 2 và 3.
Giải thích các đặc điểm khác biệt của dung dịch axit, baz và muối:
i =1 : không có điện li
i >1: có điện li.
Khi pha loãng vô cùng dung dịch thì giá trị của i 2,3,4,…tương ứng số ion có trong phân tử chất tan
 Hệ số Van’t Hoff i:
Các dung dịch axit, baz, muối dẫn điện được là do sự có mặt các ion đóng vai trò chất chuyển điện.
?Thuy?t Kablukov:
Thuyết Arrhénius không chú ý đến tương tác giữa các tiểu phân chất tan và dung môi khi tạo thành dung dịch nên Kablukov bổ sung:
Söï ñieän li là sự phân li của chất tan dưới tác dụng của các tiểu phân dung môi thành những ion solvat hóa.
c. Cơ chế điện li:
Đối với hợp chất ion: quá trình phân li các ion có sẵn trong tinh thể hợp chất.
Đối với hợp chất cộng hóa trị: quá trình ion hóa phân tử hợp chất.
 Söï ñieän li cuûa hôïp chaát ion:
Sơ đồ hòa tan muối
Theo Arrhénius: NaCl  Na+ + Cl-
Theo Kablukov:
Quá trình hydrat hóa phát ra lượng nhiệt lớn đủ để bù lại năng lượng cần tiêu tốn để phá vỡ mạng lưới tinh thể NaCl
Chất điện li yếu khi hòa tan vào nước chỉ có một số nào đó các phân tử phân li thành ion. Sự điện li của các chất điện li yếu là thuận nghịch:

Những hợp chất trong dung dịch chỉ tồn tại dưới dạng ion được gọi là chất điện li mạnh, g?m c�c axit m?nh, c�c baz m?nh v� d?i da s? mu?i trung tính, VD:
HNO3 ? H+ + NO3-
KOH ?K+ + OH-
NH4Cl ? NH4+ + Cl-
CH3COOH  CH3COO- + H+
NH4OH  NH4+ + OH-
Các axit hữu cơ, axit vô cơ yếu (HCN, H2CO3,…), các baz vô cơ yếu (NH4OH…), một số muối axit và muối baz ( NaHCO3, Cu(OH)Cl,…) là những chất điện ly yếu.
?D?nh nghia: Độ điện li (tức phần trăm ion hóa)? là:
đại lượng đặc trưng cho mức độ điện li của một chất.
tỉ số giữa s? ph�n t? d� ph�n li th�nh ion (n) tr�n t?ng s? ph�n t? d� hịa tan trong dung d?ch (n0)
VD: Axit axetic 0,1M ? nhi?t d? phịng cĩ ? = 0,014 = 1,4%
Chất điện li mạnh có ? = 1, chất không điện li ? = 0.
d- Độ điện li :
 =  =  (0   1)
?Độ điện li du?c bi?u di?n b?ng ph?n don v? hay ph?n tram
Bản chất chất tan và dung môi.
 Nồng độ dung dịch: nồng độ dung dịch tăng  độ điện li giảm và ngược lại. Từ đây khi pha loãng dung dịch  sẽ tăng lên và tiến đến 1 khi pha loãng vô cùng.

Cách xác định:
Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện li:
 Nhiệt độ: thường nhiệt độ tăng độ điện li tăng.
VD: độ điện li của axit axetic thay đổi theo nồng độ đlượng gam CN
Dựa vào hệ số Van’t Hoff i:  =  với m: số ion trong ptử chất điện li
i - 1
m - 1
Dựa vào độ dẫn điện:  = 
với , : độ dẫn điện đương lượng của dung dịch ở nồng độ khảo sát
và khi pha loãng vô cùng.


Phân loại các chất điện li:
Mạnh: phân li hoàn toàn (=1), gồm muối trung tính, axit và baz vô cơ mạnh.
Yếu: phân li không hoàn toàn (<1), gồm axit và baz hữu cơ, axit và baz vô cơ yếu, muối axit và muối baz.

Dựa theo độ điện li  phân loại như sau:
Lý thuyết: chia làm 2 nhóm:
Thực tế: quy ước chia làm 3 nhóm đối với dung dịch nước nồng độ 0,1N:
mạnh với  > 30%
yếu với  < 2 %
trung bình 2% <  < 30%
VI.3.2. Dung dịch chất điện li yếu (axit yếu, baz yếu ,muối axit, muối baz)
Là dung dịch chứa chất điện li khi tan trong nước chỉ phân li một phần thành ion.
Quá trình điện li của chất điện li yếu cũng là quá trình thuận nghịch, gồm quá trình ion hóa (thuận) và quá trình phân tử hóa (nghịch) và khi tốc độ của 2 quá trình này bằng nhau thì có cân bằng điện li:
Cân bằng điện li và hằng số điện li K:
Tính chất: Có << 1 và ,  tăng lên khi pha loãng dung dịch. Điều này được giải thích: do chất điện li yếu điện li không hoàn toàn nên khi pha loãng chúng tăng lên.
Cân bằng điện li cũng là CBHH nên khi áp dụng định luật tác dụng khối lượng sẽ rút ra được HSCB mà được gọi là hằng số điện li , kí hiệu là K
?Hằng số điện li (K) của chất điện li yếu AmBn :
K được gọi là hằng số điện li (hằng số ion hóa). Giá trị của nó chỉ phụ thuộc vào bản chất chất điện li, dung môi và nhiệt độ.
D?i v?i ch?t di?n li nh?t d?nh h?ng s? di?n li cung ch? ph? thu?c v�o nhi?t d?.
D?i v?i c�ng m?t dung mơi v� ? nhi?t d? x�c d?nh, ch?t di?n li cĩ h?ng s? K càng nhỏ thì nó càng kém điện li v� ngu?c l?i K c�ng l?n ch?t di�n li c�ng m?nh.
[An+], [Bm-], [AmBn]: nồng độ lúc cân bằng.
VD: CH3COOH  CH3COO- + H+ Ka=  = 1,8.10-5
[CH3COO-][H+]
[CH3COOH]
H2CO3  H+ + HCO3- K1 =  = 4.10-7
[H+][HCO3-]
[H2CO3]
HCO3-  H+ + CO32- K2 =  = 5,6.10-11
[H+][CO32-]
[HCO3-]
H2CO3  2H+ + CO32- Ka =  = 2,44.10-17

[H+]2 [CO32-]
[H2CO3]
NH4OH  NH4+ + OH- Kb =  =1,8.10-5
[NH4+][OH-]
[NH4OH]
Pb(OH)2  PbOH- + OH- K1=  = 9,6.10-4
[PbOH+][OH-]
[Pb(OH)2]
PbOH+  Pb2+ + OH- K2= = 3.10-8
[Pb2+][OH-]
[PbOH+]
Đối với chất điện li đa bậc: K1> K2> K3….trong đó HS điện li bậc thứ 2, thứ 3… luôn luôn nhỏ hơn HS điện li bậc thứ 1 nhiều, vì vậy thực tế thường chỉ xét nấc điện li thứ nhất K1
Mối liên hệ giữa hằng số điện li và độ điện li:
Xét dung dịch chất điện li yếu AB có nồng độ C, độ điện li , hằng sồ điện li K:
Với chất điện li yếu ?<<1 ?1 - ? ? 1 ? K = C. ? 2

Dung dịch càng loãng, độ điện li càng lớn.
[A+] = [B-]= C;
[AB]= C - C = C(1-) mol/lít
 K =  =  
[A+][B-]
[AB]
C.C
C(1- )
Đây là biểu thứ toán học của định luật pha loãng Ostwald.
AB  A+ + B-
Lúc cân bằng nồng độ các chất và ion:
VD tính toán về điện li:
Tính độ điện li  của XY trong dung dịch nước ở 250C, biết nồng độ ion X+ trong dung dịch bằng 0,0013 mol/lít.
Tính hằng số điện li K của XY ở 250C.
Tính độ điện li  của XY trong dung dịch nước ở 250C khi pha loãng dung dịch 4 lần.
Tính nồng độ ion X- trong dung dịch ở 250C khi thêm vào dung dịch không pha loãng một lượng chất điện li mạnh AY tương ứng nồng độ 0,1 mol/lít. Nồng độ ion X+ trong dung dịch sau khi thêm AY tăng hay giảm bao nhiêu lần?
Hòa tan 0,1 mol chất điện li yếu XY trong nước tạo thành 1 lít dung dịch ở 250C.
Giải:
a) Tính  trong dung dịch ban đầu: XY  X+ + Y-
Nồng độ XY trong dung dịch ban đầu: C = 0,1 mol/lít
[X+] = C   =  =  = 0,013 = 1,3%
b) Tính K của XY:
So sánh kết quả tính toán thấy 2 giá trị K thu được hầu như không khác nhau, nên trong thực tế khi chất điện li quá yếu ( khi có


Tính chính xác: K = C  = 0,1  = 0,0000171 =1,71.10-5
Tính gần đúng: K = C2 = 0,1 x ( 0,013)2 = 0,0000169 = 1,69.10-5
C
K
  102) thường dùng cách tính gần đúng.
Tính  trong dung dịch khi pha loãng:
Nồng độ dung dịch sau khi pha loãng: C’=  =  = 0,025 mol/lít
C
4
0,1
4
Vì nhiệt độ không thay đổi nên K = 0,0000169. Từ đây:
K = C’2  = = 0,026 = 2,6.10-2
Tính nồng độ ion X+ sau khi thêm AY
[X+]= x; [Y-] = (x + 0,1); [XY] = (0,1 -x ) mol/lít
Việc thêm AY làm cân bằng điện li của XY chuyển dịch theo chiều nghịch, đưa đến giảm nồng độ ion X+. Đặt x là nồng độ mới của ion X+ thì nồng độ các chất và ion trong dung dịch sau khi thêm AY sẽ là:
Sau khi thêm AY nồng độ ion X+ giảm: = 77 lần
0,0013
0,0000169
 Lý thuyết tương tác ion:

VI.3.3. Dung dịch chất điện li mạnh:

Tính chất:
Theo lý thuyết, chất điện li mạnh phân li hoàn toàn nên =1 và ,  không tăng khi pha loãng dung dịch. Tuy nhiên trong thực tế, cũng giống như dung dịch chất điện li yếu, dung dịch chất điện li mạnh có <1 và ,  tăng khi pha loãng.
Để giải thích thực tế này của dung dịch chất điện li mạnh dùng lý thuyết tương tác ion của Debye, Huckel và Onsager.
Trong dung dịch chất điện li mạnh, n?ng d? các ion l?n, ở gần nhau đưa đến xuất hiện lực hút, đẩy tương hỗ giữa chúng. Do lực này mỗi ion được bao quanh mình một lớp hình cầu các ion ngược dấu được gọi là "khí quyển ion".
Ngoài ra, do lực hút tĩnh điện, cation và anion có thể lại gần nhau, chúng kết hợp nhau tạo nên một cặp ion (c�c ion li�n h?p).
Vì vậy, các ion trong dung dịch chất điện li mạnh chuyển động không hoàn toàn tự do v� th? hi?n nhu trong dung d?ch s? ion ít hon s? ion cĩ th?c ? số tiểu phân trong dung dịch giảm.
N?ng d? dung d?ch c�ng l?n tuong t�c gi?a c�c ion c�ng m?nh, ?nh hu?ng c�ng l?n v� ngu?c l?i
?Nh?ng d?i lu?ng li�n quan v?i s? ion trong dung d?ch nhu d? di?n li, n?ng d?, d? d?n di?n,. d?u th? hi?n nh? hon cĩ th?c. Vì v?y ?, C, ?,. do du?c trong th?c t? du?c g?i l� c�c d?i lu?ng bi?u ki?n
Độ điện li xác định bằng phương pháp đo độ dẫn điện dung dịch (gọi là độ điện li biểu kiến) tất phải nhỏ hơn 1 (độ điện li thực).
 Khi pha loãng dung dịch tương tác giữa các ion giảm xuống nên số ion hình như tăng lên, đưa đến ,  tăng lên
Ho?t d? - kí hiệu a , l� nồng độ hiệu dụng (c?a ch?t, ion) th? hi?n trong th?c t?, liên hệ với nồng độ C qua biểu thức:
a = f × C
Hoaït ñoä (a), heä soá hoaït ñoä (f)
Để đặc trưng cho trạng thái của ion trong dung dịch chất điện li mạnh dùng hoạt độ thay cho nồng độ thông thường
f l� h? s? t? l?, du?c g?i l� hệ số hoạt độ. Thơng thu?ng:
? Với dung dịch loãng chất điện li yếu, tương tác ion không đáng kể f = 1, a = C.
? Với dung dịch đậm đặc chất điện li yếu hoặc dung dịch chất điện li mạnh: f < 1, a < C.

?Hoạt độ là đại lượng thay cho nồng độ khi đặt nó vào biểu thức định luật tác dụng khối lượng thì làm biểu thức này áp dụng được cho dung dịch chất điện li cũng như không điện li ở mọi nồng độ.
[An+], [Bm-], [AmBn]: nồng độ lúc cân bằng
Xác định f: phương trình Debye-Huckel:
lg fi =  và lg f = 
A: hằng số, phụ thuộc vào bản chất dung môi và nhiệt độ, ở 250C và dung môi là nước A=0,5.
z: điện tích ion
I: lực ion của dung dịch,
I = ½ Ci zi2
Khi I < 0,01 và ở 250C với dung môi là nước:
lg fi = -0,5 zi2 và lg f = -0,5z . z 
VI.4. Sự điện li của nước và chỉ số hydro pH:
Nước là chất điện li rất yếu: H2O  H+ + OH-
Ở 220C hằng số điện li của nước:
H+OH- 
H2O 
Tích số ion của nước Kn:
Vì K quá nhỏ nên có thể xem:H2O= const = —— =55,55 mol/lít. Do đó: K H2O = const= [H+][OH-]= Kn
Tích số ion của nước là tích số nồng độ các ion H+và OH- trong nước nguyên chất hay trong dung dịch nước và là hằng số tại nhiệt độ nhất định.
Ở 220 C: Kn= [H+][OH-]= 1,8.10-16 x55,55 = 1.10-14
VI.4.1. Cân bằng điện li của nước và tích số ion của nước:
K=  = 1,8.10-16
VI.4.2.Chỉ số hydro pH và môi trường dung dịch:
Từ Kn suy ra:
Dung dịch có tính trung tính:
Dung dịch có tính axit : [H+] > [OH-] vaø [H+] > 10-7 mol/lít.
Dung dịch coù tính baz : [H+] < [OH-] vaø [H+] < 10-7 mol/lít.
 Ñeå xaùc ñònh tính chaát thuaän lôïi hôn, thay cho noàng ñoä ion [H+],ngöôøi ta duøng chæ soá hydro pH:

Dung dịch coù tính trung tính :pH= -lg 10-7 = 7
Dung dịch coù tính axit : pH< 7
Dung dịch coù tính baz: pH>7
[H+] = [OH-] = = = 10-7mol/lít
pH= -lg [H+]
Khi đó:
?Thang pH:
Xaùc ñònh pH baèng chaát chæ thò maøu:
Chaát chæ thò maøu laø nhöõng axit hoaëc baz höõu cô yeáu maø daïng phaân töû vaø daïng ion cuûa noù coù maøu saéc khaùc nhau vaø tuøy thuoäc vaøo pH cuûa moâi tröôøng maø toàn taïi ôû daïng naøy hay daïng kia.
[H+] 10-1 10-2 10-3 10-4 10-5 10-6 10-7 10-8 10-9 10-10 10-11 10-12 10-13 10-14
pH 1 2 3 4 5 6  8 9 10 11 12 13 14
VD: Qùy tím (ký hiệu HQ) là axit hữu cơ yếu:
HQ (đỏ) ? H+ + Q- (xanh lam)
? Trong môi trường axit có màu đỏ của HQ, trong môi trường kiềm có màu xanh lam của Q-
Mỗi chất chỉ thị có khoảng pH ở đó màu sắc của nó thay đổi:
VD: Metyl da cam đỏ < pH = 3,1 - 4,4 < vàng
Qùy đỏ < pH = 5 -8 < xanh lam
Phenol phtalein không màu < pH = 8 - 10 < hồng
?Tính pH các dung dịch axit, baz:
?Axit đơn bậc HA:
Mạnh : Axit có nồng độ Ca, ? = 1 ? [H+]= Ca và pH = - lg Ca
Yếu: HA ? H+ + A-
Axit có nồng độ Ca, ?< 1, Ka ? [H+] = Ca? =
pH = -1/2(lgKa + lg Ca)
Vậy:
?Baz đơn bậc MOH:


Mạnh: Baz có nồng độ Cb, ?= 1, suy ra:
[OH-] = Cb =  = 

Kb
[H+]
10-14
[H+]
Từ đây:
[H+] =   pH = -lg  = 14 + lg Cb
Yếu: MOH ? M+ + OH-
Baz có nồng độ Cb, ? < 1, Kb, suy ra : [OH-] = Cb? =
=  = 
Từ đây:
[H+] =   pH = 14 + ½(lg Kb + lg Cb)
Axit và baz đa bậc: thường chỉ xét bậc điện li thứ nhất và tiến hành như trên.
VI.4.3. Khái niệm về lý thuyết proton về axit - baz và sự chuẩn độ axit - baz:
1. Lí thuyết proton của Brưnsted và Lowry:
a) Axit là tất cả những tiểu phân (phân tử hoặc ion) có khả năng cho proton H+, bazơ là tất cả những tiểu phân có khả năng nhận proton H+. Khi cho proton, axit tạo thành bazơ liên hợp với nó; khi nhận proton, bazơ tạo thành axit liên hợp với nó. Ví dụ:

b) Thực chất của phản ứng giữa một axit với một bazơ là sự chuyển proton (tức cho - nhận proton) giữa hai cặp axit - bazơ liên hợp.
Các phản ứng mang tên thủy phân có bản chất là phản ứng axit - bazơ: ở đây cũng có sự chuyển proton.
c) Axit càng mạnh thì bazơ liên hợp với nó càng yếu. Bazơ càng mạnh thì axit liên hợp với nó càng yếu.
Axít (1) /baz(1) và axít (2) /baz(2) laø hai caëp axit-bazô lieân hôïp.
Nước là ch?t di?n li r?t y?u v� lưỡng tính:
Ở�� 250 C, tích số ion của nước có giá trị bằng 1,00 �10-14 .
2. Tích số ion của nước:
Ta có: K =   K.[H2O]2 = [H3O+][OH-]

[H3O+][OH-]
[H2O]2
H2O  H+ + OH- ( H2O + H2O  H3O+ + OH- )
Là tích số nồng độ các ion H+ và OH- trong nước nguyên chất hay trong dung dịch nước và là hằng số ở nhiệt độ nhất định
Kn = [H+][OH-]= [H3O+][OH-]
Trong nước nguyên chất và dd trung tính: [H3O+] = [OH-] = 10-7
Trong dung dịch axit: [H3O+] > [OH-] [H3O+] > 10-7, [OH-] < 10-7
Trong dung dịch baz: [H3O+] < [OH-] [H3O+] < 10-7 , [OH-] > 10-7
là hai đại lượng đặc trưng cho tính chất (axit, baz, trung tính) c?a dung d?ch:
pH + pOH = 14 ? pH = 14 - pOH
3. Chỉ số hydro pH (đoä pH) và chỉ số hydroxyl pOH (ñoä pOH)
(Ở 250C)
4. Đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của một axit, một bazơ:
Hằng số axit càng lớn (tức chỉ số axit càng nhỏ) thì lực axit càng mạnh.
a) Hằng số axit Ka và chỉ số axit pKa
b) Hằng số bazơ Kb và chỉ số bazơ pKb
Hằng số bazơ Kb càng lớn (tức là chỉ số axit pKb càng nhỏ) thì lực bazơ càng mạnh.
5.Mối liên hệ giữa hằng số axit và hằng số bazơ của một cặp axit - bazơ liên hợp
a) Dung dịch muối cation bazơ mạnh - anion axit mạnh là dung dịch trung tính. Ví dụ: dung dịch NaCl.
b) Dung dịch muối cation bazơ mạnh - anion axit yếu có tính kiềm. Ví dụ: dung dịch CH3COONa.
c) Dung dịch muối cation bazơ yếu - anion axit mạnh là dung dịch có tính axit. Ví dụ: dung dịch NH4Cl.
d) Muối cation bazơ yếu - anion axit yếu.
Dung dịch CH3COONH4 có môi trường trung tính.
Dung dịch NH4CN có môi trường kiềm.
Dung dịch NH4NO2 có môi trường axit.
6. Tính chất axit - bazơ của các dung dịch muối:
7. Dung dịch đệm là dung dịch chứa hỗn hợp một axit yếu với bazơ liên hợp của nó.
Dung dịch đệm l� dung d?ch cĩ gi� tr? pH x�c d?nh v� h?u nhu khơng thay đổi khi pha lỗng ho?c thêm v�o một lượng nh? axit hoặc bazơ m?nh.
(Phương trình Henderson-Hasselbalch)
Tính đơn giản pH của một vài dung dịch:
Nếu bỏ qua sự điện li của nước cũng như tương tác giữa các ion trong dung dịch, ta có thể tính đơn giản pH của một số dung dịch axit, baz thông thường.
VD 1: Tính pH của dung dịch axit HCl 0,001M
Giải:
Axit mạnh HCl điện li hoàn toàn, [H3O+] = 10-3M
pH của dung dịch bằng 3
VD 2: Hòa tan 0,6g NaOH vào nước thành 1 lít dung dịch. Tính pH của dung dịch?
Baz mạnh NaOH điện li hoàn toàn, [OH-] = 0,015M
[H3O+]= 10-14: 0,015 = 6,6.10-13M  pH = 12,18
Giải:
VD 3: Tính pH của dung dịch axit CH3COOH, C= 0,01M biết hằng số điện li của nó ở nhiệt độ phòng là K= 1,86.10-5
Giải:
Độ điện li của axit axetic là:
Nồng độ axit điện li = [H3O+] =  x C=
[H3O+] =  x C= = = 4,31.10-4

Do đó pH của dung dịch là : PH = ½ (pK – lgC)= 3,37
VI.5. Sự thủy phân muối:
VI.5.1. Khái niệm về sự thủy phân muối:
Sự thủy phân muối là quá trình tương tác của các ion muối với các ion của nước.
Sự thủy phân của muối làm thay đổi môi trường dung dịch muối thu được.
Phản ứng thủy phân muối là phản ứng nghịch của pứ trung hòa giữa axit và baz.

VD: NaCN + H2O  NaOH + HCN
CN- + H2O  OH- + HCN
VI.5.2. Cơ chế thủy phân:
Các muối bị thủy phân là những muối tạo bởi: axit mạnh và baz yếu; axit yếu và baz mạnh ; axit yếu và baz yếu. Xét cơ chế thủy phân của chúng.
Muối tạo bởi axit mạnh và baz yếu: NH4Cl, Al2(SO4)3.
Dạng phân tử: NH4Cl + H2O ? NH4OH + HCl
Dạng ion rút gọn: NH4+ + H2O ? NH4OH + H+
Cơ chế thủy phân: sự thủy phân cation. Môi trường dung dịch: axit.
Muối tạo bởi axit yếu và baz mạnh : CH3COONa, K2CO3.
Dạng phân tử: CH3COONa + H2O ? CH3COOH + NaOH
Dạng ion rút gọn: CH3COO- + H2O ? CH3COOH + OH-
Cơ chế thủy phân: sự thủy phân anion. Môi trường dung dịch:baz.


Muối tạo bởi axit yếu và baz yếu: NH4 CN, (CH3COO)2Zn...
Dạng phân tử: NH4CN + H2O ? NH4OH + HCN
Dạng ion rút gọn: NH4+ + CN- + H2O ? NH4OH + HCN
Cơ chế thủy phân: sự thủy phân cả cation lẫn anion. Môi trường dung dịch: tùy thuộc vào độ mạnh, yếu của axit và baz tạo thành :
? nếu axit mạnh hơn (Ka > Kb) dung dịch có tính axit yếu,
? nếu baz mạnh hơn (Ka < Kb) dung dịch có tính baz,
? còn nếu độ mạnh của chúng bằng nhau, dung dịch có tính trung tính.

VD: Trong trường hợp đang xét dung dịch có tính baz vì baz NH4OH (Kb = 1,75.10-5) mạnh hơn axit (Ka = 8.10-10)
là những đại lượng đặc trưng cho cân bằng thủy phân: giá trị của chúng càng lớn muối bị thủy phân càng mạnh.
Độ thủy phân h:
? Là tỉ số giữa số phân tử muối bị thủy phân n trên tổng số phân tử đã hòa tan n0 trong dung dịch:
h = 
n
n0
Độ thủy phân phụ thuộc vào các yếu tố:
bản chất muối (muối tạo bởi axit hay baz càng yếu bị thủy phân càng mạnh; muối tạo bởi axit và baz đều yếu bị thủy phân sâu xa nhất),
nhiệt độ (h tăng khi t0 tăng) và
nồng độ (h tăng khi C giảm, riêng muối tạo bởi axit và baz đều yếu có h không phụ thuộc vào nồng độ).
VI.5.3. Độ thủy phân và hằng số thuỷ phân:
Hằng số thủy phân K1:
D/v muối nhất định K1 là hằng số tại nhiệt độ nhất định.
Xét áp dụng định luật tác dụng khối lượng vào cân bằng thủy phân của các muối:
? Muối tạo bởi axit mạnh và baz yếu MA: M+ + H2O ? MOH+ H+


Kt =  =  = Cm  Cmh2  h =
? Muối tạo bởi axit yếu và baz mạnh MA: A-+ H2O ? OH- + HA
Kt = ???? = ?? = Cm?? ? Cmh2 ? h =

? Muối tạo bởi axit yếu và baz yếu MOH:M++ A-+H2O ? MOH+ HA

? Muối tạo bởi axit mạnh và baz yếu MA :M+ + H2O ? MOH+ H+
[H+] = Cmh = Cm
? Muối tạo bởi axit yếu và baz mạnh MA: A-+ H2O ? OH- + HA

? Muối tạo bởi axit yếu và baz yếu MOH: M++ A-+H2O ? MOH+ HA

[H+] = Kb = Ka = Ka = Kah =
pKb = -lgKb; pOH = - lg[OH-]; Cm: nồng độ muối trong dung dịch.
VI.5.4. Tính pH của dung dịch muối thuỷ phân:
VI.6. Sự điện li của chất điện li khó tan:
VI.6.1. Cân bằng dị thể của chất điện li khó tan và tích số tan:
?Các chất điện li khó tan là các hydroxyt và muối khó tan. Chúng tan trong nước rất ít nên dung dịch thu được có nồng độ rất loãng và có thể xem chúng điện li hoàn toàn trong dung dịch. Do vậy trong dung dịch có cân bằng dị thể giữa chất điện li khó tan và các ion của nó.
VD: cân bằng điện li của muối khó tan AgCl được biểu diễn như sau: AgCl (r) ? Ag+ (d) + Cl- (d)
Đơn giản hóa: AgCl = Ag+ + Cl-
? A�p dụng định luật tác dụng khối lượng vào cân bằng dị thể trên và chú ý rằng nồng độ chất rắn tại nhiệ độ nhất định là đại lượng không đổi ta có:
K=   k[AgCl] = [Ag+][Cl-] = const = T
[Ag+][Cl-]
[AgCl]
T là hằng số (tại nhiệt độ nhất định) và được gọi là tích số tan của AgCl
VI.6.2. Tích số tan và độ tan của chất điện li khó tan:
Định nghiã tích số tan:Tích số tan của chất điện li khó tan là tích số các nồng đ�