Tóm tắt lý thuyết hóa học 11 Chương 1: Sự điện li

Tóm tắt lý thuyết hóa học 11 Chương 1: Sự điện li. Tóm tắt lý thuyết hóa học 11 Chương 1: Sự điện li. Tóm tắt lý thuyết hóa học 11 Chương 1: Sự điện li. Tóm tắt lý thuyết hóa học 11 Chương 1: Sự điện li. Tóm tắt lý thuyết hóa học 11 Chương 1: Sự điện li.

Chương : SỰ ĐIỆN LY Bài 1: SỰ ĐIỆN LI I Chất điện li Thí nghệm * Muối NaCl khan , nước cất không dẫn điện * Dung dich HCl, NaOH dẫn điện * Dung dịch rượu etylic, đường (saccarôzơ) không dẫn điện Chất điện ly chất không điện ly : * Chất điện ly : chất dẫn điện tan vào nước hay trạng thái nóng chảy Ví dụ: Muối, bazơ thuộc loại chất điện ly * Chất không điên ly: chất tan vào nước tạo thành dung dịch không dẫn điện VD: ancol etylic , đường (saccarozơ) chất không điện ly Chú ý: Các oxit tan không coi chất điện ly hồ tan vào nước chúng phản ứng với H2O → thành chất VD: Na2O + H2O → 2NaOH II Sự điện ly: Giải thích tính dẫn điện dung dịch chất điện ly a Dung môi nước * Công thức phân tử: H2O * Công thức cấu tạo: H - O - H * Phân tử nước phân tử phân cực liên kết O - H liên kết cộng hoá trị có cực Vì dung mơi nước dung môi phân cực ( Coi phân tử nước dung môi phân cực dương âm ) b Các chất điện ly * Dung dịch NaCl + Trong phân tử NaCl có liên kết ion Na+ Cl- + Trong tinh thể NaCl ion Na+ ion Cl- hút lực hút tĩnh điện chúng không di chuyển tự nên NaCl khan không dẫn điện + Khi hoà tan NaCl vào nước, dung dịch NaCl gồm ion Na+ ion Cl- di chuyển tự dung dịch → dung dịch NaCl dẫn điện * Dung dịch kiềm NaOH + Trong phân tử NaOH có liên kết ion Na+ ion OH+ Trong tinh thể NaOH ion Na+ OH- liên kết vững bền với không di chuyển tự tinh thể nên dung dịch NaOH không dẫn điện + Khi hồ tan dung dịch NaOH có ion Na+ ion OH- di chuyển tự dung dịch nên dung dịch NaOH dẫn điện * Dung dịch HCl +Trong phân tử HCl có liên kết H - Cl liên kết cộng hố trị có cực Sơ đồ hồ tan khí HCl vào H2O + Trong dung dịch HCl gồm có ion H+ ion Cl- di chuyển tự dung dịch nên dung dịch HCl dẫn điện Kết luận: Vậy muối, axit , bazơ dẫn điện dung dịch hay trạng thái nóng chảy có ion âm ion dương chuyển động tự Sự điện ly * Là phân ly thành ion dương ion âm phân tử chất điện ly tan vào nước hay trạng thái nóng chảy * Sự điện ly trình thuận nghịch ( ion âm ion dương di chuyển tự dung dịch, chúng va chạm vào tái tạo hợp chất ban đầu ) * Tổng quát: Sự điện ly Chất điện ly → ion dương + ion âm Muối → ion dương kim loại + gốc axit Bazơ → ion dương kim loại + hiđroxit + Axit → H + gốc axit - Các ion dương gọi cation - Các ion âm gọi anion → Sự điện ly biểu diễn phương trình điện ly Chú ý : Phương trình điện li viết dạng có tham gia H2O VD : CH3COOH + H2O → CH3COO- + H3O+ CO32- + H2O → HCO3- + OH3 Phương trình điện ly * Là phương trình biểu diễn phân ly thành ion dương ion âm chất điện ly tan vào nước hay trạng thái nóng chảy Xét dung dịch ta có 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: - Khi viết phương trình điện ly phải đảm bảo cho tổng trị số điện tích dương tổng trị số điện tích âm hay tổng điện tích hai vế nhau( ĐLBT điện tích ) 2- H2SO4, H3PO4 dung dịch chúng điên ly theo nấc VD: Nấc 1: H2SO4 → H+ + HSO4HnA → H+ + Hn-1ANấc 2: HSO4- → H+ + SO42Hn - 1A- → H+ + Hn-2A2Tổng nấc: H2SO4 → 2H+ + SO42- * (Với n hoá trị gốc axit A) III Phân loại chất điện ly: Thí nghiệm * Lấy dung dịch HCl CH3COOH nồng độ mol/l * Kết : Dung dịch HCl dẫn điện tốt dung dịch CH3COOH → HCl chất điện li mạnh , CH3COOH chất điện li yếu Chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu: Sự điện ly trình thuận nghịch a Chất điện ly mạnh: * Là chất phân ly gần hồn tồn * Phương trình biểu diễn dùng dấu hay mũi tên chiều - Chất điện ly mạnh gồm: axit mạnh HX (Cl, Br, I), HNO3, HClO4, H2SO4 - Các bazơ tan: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 - Các muối tan: VD: H2SO4 → 2H+ + SO42Fe2(SO4)3 → 2Fe3+ + 3SO42- Ba(OH)2 → Ba2+ + 2OHb Chất điện ly yếu : * Là chất phân ly phần * Phương trình điện ly biểu diễn mũi tên chiều : " ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ " - Chất điện ly yếu gồm: + Các axit yếu: H2CO3, H2SO3, H2S, HF, CH3COOH, H3PO4 + Các bazơ muối tan: + + 2VD1: H2S ‡ˆ ˆˆ ˆ† HS- ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ H + HS ˆˆ H + S Độ điện ly α số điện li : a) Độ điện ly α : * Đ/ n : tỉ số số phân tử điện ly n với số phân tử điện ly ban đầu n0 * Công thức : α = n n0 *Chú ý : Tỷ số tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (Cp) nồng độ mol chất tan vào dung dịch (Ct) Độ điện ly α phụ thuộc vào yếu tố: + Bản chất liên kết phân tử chất điện ly + Dung môi, nhiệt độ, nồng độ (nồng độ loãng → độ tan lớn → độ điện li tăng ) đ/ k: < α ≤ ( 0% ≤ α ≤ 100%) b) Hằng số điện li ( K hay pK = -lgK ) * K/n : Hằng số điện li số cân điện li * Công thức : *Chú ý : + Cơng thức tính số cân áp dụng với chất điện li yếu + Có loại số cân :Hằng số cân axit ( Ka ) số cân bazơ ( Kb ) + Khi Ka lớn pKa nhỏ Kb lớn pKb nhỏ c) Quan hệ độ điện li số điện li Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu Co, độ điện li α , ta có: Hằng số điện li: Dựa vào biểu thức này, biết độ điện li ứng với nồng độ dung dịch C o, ta tính Kđl ngược lại Ví dụ: Trong dung dịch axit HA 0,1M có độ điện li 0,01 Tính số điện li axit (kư hiệu Ka) Giải: Trong dung dịch, axit HA phân li: Nồng độ mol/l ion dung dịch: * KN: Nồng độ mol/l ion A (hay chất A) số mol A lít dung dịch * Ký hiệu nồng độ mol/l A [A] Biểu thức: [ A ] = nA nA = 100 Vdd (l) Vdd (ml) Ví dụ 1: Tính nồng độ mol/l ion Na+ Cl- có trong: a Trong 1,5l dung dịch có chứa 0,3 mol NaCl b Trong 0,2l dung dịch có hồ tan 1,7g NaCl Ví dụ 2: a Tính nồng độ mol/l ion K+ SO42+ có dung dịch K2SO4 0,75M b Tính nồng độ mol/l ion Ba+ OH- có dung dịch Ba(OH)2 0,125M Ví dụ 3: Tính nồng độ mol/l ion H+ dung dịch HNO3 10% (D = 1,054 g/ml) Bài 2: AXIT - BAZƠ - MUỐI I A xit - Bazơ : Định nghĩa - Theo phân tử (lớp 9) Axit hợp chất hữu mà phân tử gồm có nhiều nguyên tử H liên kết với gốc axit - Bazơ hợp chất mà phân tử có nguyên tử kim loại liên kết với nhiều nhóm OH * Theo thuyết điện ly Areniut thì: + Axit hợp chất tan nước điện li thành ion H+ + Bazơ hợp chất tan nước điện li thành ion OH - áp dung cho dung môi H2O * Theo thuyết đại Bronsted nhận xét axit, bazơ Vậy theo thuyết axit bazơ Bronsted : + Axit chất cho proton (H+) hay (H3O+ ) + Bazơ chất có khả 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 khơng có sẵn nhóm OH ví dụ NH3 Từ phương trình thuỷ phân tạo ion OHNH3 + H2O → NH4+ + OH* Chú ý: Một số ion đóng vai trị axit (theo Bronsted) NH4+, Al3+, Fe3+, HSO4- … + VD1: NH4+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ NH3 + H3O HSO4- → H+ + SO42- Hay HSO4- + H2O → SO42- + H3O+ Một số ion đóng vai trị bazơ như: S2-, SiO32-, SO32-, CH3COO- , CO32VD: S 2- + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ HS + OH Tính chất dung dịch axit , bazow a) Dung dịch axit tính chất axit Cần nhớ: dung dịch axit chứa H+ hay H3O+ nên dung dịch axit có số tính chất chung như: - Có vị chua giấm - Làm quỳ tím chuyển đỏ - Tác dụng với bazơ, oxit bazơ → muối + nước - Tác dụng với kim loại đứng trước H2 - Tác dụng với muối b) Dung dịch bazơ tính chất Cần nhớ: Các dung dịch bazơ khác chứa ion OH - chúng có số tính chất chung như: - Có vị nồng vơi - Làm quỳ tím chuyển xanh, dd phenolphtalein khơng màu chuyển hồng - Tác dụng với oxit, axit - Tác dụng với dung dịch muối Phản ứng giữua axit với oxit bazơ ( bazơ ) a) Đ/n : KL: Phản ứng axit bazơ phản ứng có nhường nhận proton chất phản ứng b) Một số ví dụ * Trường hợp Phản ứng dung dịch axit dung dịch bazơ VD1: HCl + NaOH → NaCl + H2O - Phương trình ion đầy đủ: H+ + Cl- + Na+ + OH- → Na+ + Cl- + H2O - Phương trình ion thu gọn: H+ + OH- → H2O - Phương trình chất: H3O+ + OH- → 2H2O NX: Trong phản ứng axit HCl nhường proton cho NaOH chuyển qua ion H3O+ VD2: H2SO4 + 2NaOH → Na2SO4 + 2H2O 2H+ + SO42- + 2Na+ + 2OH- → 2Na+ + SO42- + 2H2O 2H+ + 2OH- → 2H2O H3O+ + OH- → 2H2O * Trường hợp Phản ứng 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 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 axit H2SO4 nhường proton CuO qua H3O+ CuO đóng vai trị bazơ nước nhận proton H+ * Chú ý: + Khi viết phương trình ion, phương trình ion thu gọn cần nhớ tất chất rắn không tan, chất kết tủa, chất khí, chất điện li yếu H2O, H2S, CH3COOH… viết dạng công thức phân tử + Phương trình ion phương trình biểu diễn kết hợp ion thành chất + Các oxit axit SO3, SO2, CO2, NO2 … phản ứng với dung dịch bazơ thực chất phản ứng axit bazơ (vì oxit axit thường tác dụng với H2O → axit nên có thể…) VD: SO3 + NaOH dư Giai đoạn 1: SO3 + H2O → H2SO4 Giai đoạn 2: H2SO4 + 2NaOH dư → Na2SO4 + 2H2O Viết gọn: SO3 + 2NaOH → Na2SO4 + H2O II Hiđroxit lưỡng tính 1.Đ/n : Là chất vừa có tính axit , vừa có tính bazơ ( hợp chất lưỡng tính hợp chất vừa có khả cho nhận proton ) 2.Cần nhớ: Al(OH)3 , Zn(OH)2 , Be(OH)2 , Cr(OH)3 chất biểu diễn dạng công thức axit: HAlO2 H2O [ A xit meta aluminic ] , H2ZnO2 [ A xit meta Zin cic ] , H2BeO2 [ Axit Beri lic ] , HCrO2 H2O [ Axit cromơ ] Một số ví dụ * Phản ứng với dung dịch axit VD1: Al(OH)3 + 3HCl →AlCl3 + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ + 3Cl- →Al3+ + 3Cl- + 3H2O Al(OH)3 + 3H+ →Al3+ + 3H2O H+ Hay Al(OH)3 + 3H3O+ →Al3+ + 6H2O NX: Trong phản ứng Al(OH)3 nhận proton bazơ nhận proton bazơ VD2: Zn(OH)2 + 2HCl → ZnCl2 + 2H2O H+ Zn(OH)2 + 2H+ + 2Cl- → Zn2+ + 2Cl- + 2H2O Zn(OH)2 + 2H+ → Zn2+ + 2H2O Hay Zn(OH)2 + 2H3O → Zn2+ + 4H2O * Phản ứng với dung dịch bazơ VD1: Al(OH)3 + NaOH → NaAlO2 + 2H2O Al(OH)3 + Na+ + OH-→ Na+ + AlO2- + 2H2O + H 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 Al(OH)3 Zn(OH)2 cho proton đóng vai trị axit III Oxit lưỡng tính Al2O3 ZnO Tác dụng với dung dịch axit Al2O3 ZnO đóng vai trị 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 Tác dụng với dung dịch bazơ Al2O3 ZnO đóng vai trị ơxit 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 chất dung dịch phản ứng sau: VD1: Trộn 100ml dung dịch NaOH với 1000ml dung dịch HCl 0,5M dung dịch A a Tính [OH-] dung dịch A b Tính thể tích dung dịch H2SO4 0,5M cần dùng để trung hoà dung dịch A VD2: Cho dung dịch H2SO4 10% tác dụng vừa đủ với 16g CuO dung dịch B Tính nồng độ muối dung dịch B VD3 : Cho 0,5 mol AlCl3 + 500ml dung dịch NaOH 4M Tính khối lượng kết tủa thu ? IV Muối : Định nghĩa : * Muối hợp chất tạo cation Kl ( hay NH4+ ) anion gốc axit * Tên muối = tên cation + tên anion gốc axit VD: AlCl3 : Nhôm clorua Fe(NO3)3 : Sắt III nitrat (NH4)2SO4: Amoni sunfat * Muối coi sản phẩm phản ứng axit với bazơ tương ứng * Dung dịch muối dung dịch chứa cation anion gốc axit VD: FeSO4 → Fe2+ + SO42(NH4)2SO4 → 2NH4+ + SO42- * Màu sắc dung dịch số muối màu ion dung dịch VD: Dung dịch muối có chứa: - ion Cu2+ : có màu xanh lam - ion MnO4-: có màu tím (KMnO4: Kali Pemanganat) - ion MnO42-: có màu tím xanh (K2MnO4: Kali manganat) - ion Fe2+: có màu lục nhạt hay trắng xanh - ion Fe3+: có màu vàng Phân loại : a) Muối trung hoà: muối phân li khơng có khả tạo ion H+ VD: Na2SO4, NH4Cl , Na2HPO3 b) Muối axit: muối mà phân tử cịn H+ gốc axit điện ly thành ion H+ VD: NaHSO4 → Na+ + SO42- + H+ * Lưu ý: Các muối axit ngồi tính chất muối cịn có tính chất axit ion H+ muối gây Riêng muối HSO4-(hiđro sunfat) coi axit mạnh 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 Tính chất muối tan +) Tất muối (NO3- ) tan +) Tất muối amoni (NH4+) tan +) Tất muối kim loại kiềm (Na, K) tan (riêng NaHCO tan ) +) Hầu hết muối clorua (Cl-) tan ( trừ AgCl, PbCl2 ) +) Đa số muối sunfat tan (trừ BaSO4 khơng tan, muối tan: Ag2SO4, CaSO4, PbSO4) +) Muối CO32- kết tủa , trừ muối KLK muối amoni +) Muối sun phua muối sun phit muối cacbonat Sự thủy phân muối dung dịch a) Sự thủy phân muối * Đ/n : Sự thủy phân muối pư anion gốc axit yếu muối với nước pư cation gốc bazơ yếu muối với nước làm biến đổi pH dung dịch * Đặc điển phản ứng thủy phân : 1- Có tính thuận nghịch , tn theo ngun lí chuyển dịch cân 2- Chỉ có anion gốc axit yếu cation bazơ yếu bị thủy phân Axit , bazơ yếu gốc chúng muối thủy phân mạnh 3- Khi gốc axit yếu , bazơ yếu mang nhiều điện tích thủy phân thành nhiều nấc , nấc sau yếu nấc trước 4- Khi nhiệt độ tăng độ thủy phân tăng lên 5- Khi pha lỗng dung dịch muối độ thủy phân tăng b) Các trường hợp thủy phân muối * Muối tạo từ axit bazơ có độ mạnh yếu tương đương + mơi trường dung dịch coi trung tính pH = khơng làm đổi màu quỳ tím: NaCl, NaNO3, Na2SO4, CH3COONH4 (Na thay K, Ca, Ba) +Giải thích: - NaCl có mơi trường pH = ion Na+ ion Cl- không bị thuỷ phân dung dịch tức không ảnh hưởng đến pH dung dịch nên môi trường trung tính - CH3COONH4 có mơi trường trung tính phương trình điện ly: CH3COONH4 → CH3COO- + NH4+ Các phương trình thuỷ phân: CH3COO- + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ CH3COOH + OH- (2) + NH4+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† (3) ˆˆ NH3 + H3O + Sau phản ứng thuỷ phân (2), (3) lượng OH H3O tạo tương đương nên coi môi trường dung dịch trung tính tức pH = * Muối tạo axit mạnh bazơ yếu + Môi trường dung dịch muối môi trường axit ( pH < 7) làm quỳ tím chuyển sang màu đỏ 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 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+ viết dạng Al(H2O)3+ 2+ + Phương trình thuỷ phân: Al(H2O)3+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ Al(OH) + H3O Sau thuỷ phân 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+ viết dạng Fe(H2O)3+ 2+ + Phương trình thuỷ phân: Fe(H2O)3+ + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ Fe(OH) + H3O Sau phản ứng thuỷ phân dung dịch có chứa ion H3O+ (môi trường axit pH < 7) * Muối tạo axit yếu bazơ mạnh + môi trường dung dịch muối dung dịch bazơ pH > làm quỳ tím chuyển xanh VD: Na2CO3 , Na2S, Na2SO3, CH3COONa (thay Na K, Ba, Ca) + Giải thích VD 1: dung dịch Na2CO3 Phương trình điện ly: Na2CO3 → 2Na+ + CO32- Phương trình thuỷ phân: CO32- + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ HCO3 + OH VD 2: Phương trình điện ly: Na2SO3 → 2Na+ + SO3- Phương trình thuỷ phân: SO32- + H2O → HSO3- + OHSau phản ứng thuỷ phân dung dịch có chứa OH- (môi trường bazơ tức pH > 7) VD 3: dung dịch CH3COONa Phương trình điện ly: CH3COONa → CH3COO- + Na+ Phương trình thuỷ phân: CH3COO- + H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ CH3COOH + OH * Chú ý: 1) Các ion dương kim loại như: Na+, K+, Ba2+, Ca2+….trong dung dịch muối chúng không bị thuỷ phân tức không ảnh hưởng đến pH dung dịch 2) Các anion gốc axit mạnh X-(Cl-, Br-, I-), NO3-, SO42- dung dịch muối không bị thuỷ phân tức không ảnh hưởng đến pH dung dịch 3) - Các axit mạnh: H2SO4, HNO3, HX, HClO - Cấc axit yếu: H2S , HF, H2CO3, H2SO3, HNO2 (axit nitro) - Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2 - Các bazơ yếu: dung dịch NH3, hiđroxit không tan 4) Với muối hiđrocacbonat (HCO3-), hiđro sunhfat (HSO3-), hiđro sunfua (HS-) bazơ mạnh mơi trường dung dịch coi trung tính Vì: Chúng hợp chất lưỡng tính, song tính bazơ trội NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2↑ + H2O Bài 3: SỰ ĐIỆN LI CỦA H2O - ĐỘ PH - CHẤT CHỈ THỊ I Nồng độ mol/l ion H+ dung dịch Nhận xét từ môi trường dd a Với nước nguyên chất + Từ phương trình điện ly H2O ‡ˆ ˆˆ ˆ† ˆˆ H + OH 250C có kết quả: [H+] = [OH-] = 10-7 (mol/l) → Nước cất coi mơi trường trung tính có [H+] = 10-7 Chú ý : Trong dung dịch với dung môi nước 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 với dung dịch axit [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 + → Trong dung dịch bazơ [H+] < 10-7 M Đánh giá môi trường dung dịch theo nồng độ Môi trường Trung tính Axit Bazơ [H+] (mol/l) 10-7 > 10-7 < 10-7 * Chú ý: Khi H+ tăng tính axit dung dịch tăng đồng thời tính bazơ giảm ngược lại II pH dung dịch ( Chỉ số hiđrô ) Khái niệm: số hiđro dùng để đo nồng độ [H+] dung dịch Biểu thức liên hệ Nếu [H+] = 10-a Trị số a pH dung dịch hay [H+] = 10-pH VD1: Nếu [H+] = 10-7 pH = Nếu [H+] = 10-3 pH = Nếu [H+] = 10-12 pH = 12 Biểu thức tốn học pH = -lg[H+] * Chú ý : Ta ln có pH + pOH = 14 1- Lga logarit sè 10 cña a hay 2- log10a = lga 3- Lg10 = 4- Lg1 = 5- lgba = lga - lgb 6- lga b = lga + lgb 7- Tõ hµm y = 10x ⇔ lgy = lg10x = x Lgy = x 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 Nhận xét môi trường dung dịch dựa vào pH - Mơi trường trung tính pH = - Môi trường axit pH < - Môi trường bazơ pH > Chú ý: Khi pH tăng tính bazơ tăng đồng thời tính axit giảm Khi pH giảm tính axit tăng Thang pH - Cần nhớ: Giá trị pH khoảng ≤ pH ≤ 13 Song thang pH chia từ 14 Tính axit tăng tính bazơ tăng -1 -7 10 10 10 10-13 10-14 H+ Tính axit tăng tính bazơ tăng 13 14 pH - Mơi trường trung tính: pH = - Mơi trường axit : pH < - Môi trường bazơ : pH > * Chú ý: - Khi pH tăng tính bazơ tăng, tính axit giảm - Khi pH giảm tính bazơ giảm, tính axit tăng III Chất thị axit - bazo ( SGK ) III Một số vấn đề cần ý giải toán pH Khi tính pH dung dịch cần tính [H+] dung dịch trước hay sau phản ứng - Nếu tính [OH-] → [H+] = 10-14 / [OH-] - Nếu tính nồng độ sau phản ứng cần ý đến Vdd sau phản ứng Nếu đề cho sẵn pH dung dịch xem thuộc dung dịch (axit, bazơ) Khi đó: [H+] = 10- pH VD1: Nếu cho dung dịch sau phản ứng có pH = tức môi trường axit dư, bazơ hết → [H+] = 10-2M VD2: Nếu 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 Ngoài phản ứng trung hoà cần ý đến phản ứng tạo kết tủa VD: H2SO4 + Ba(OH)2 → BaSO4 ↓ + 2H2O Nếu tính pH dung dịch với chất điện ly yếu (có độ điện ly α) tính [H+] thực dung dịch: [H+] 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 kết hợp ion Ba2+ ion SO42- tạo thành BaSO4 không tan tách khỏi dung dịch VD2: CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ + 2NaCl Ca2+ + CO32- → CaCO3 + Nhận xét: Bản chất phản ứng kết hợp ion Ca2+ CO32- tạo thành CaCO3 không tan tách khỏi dung dịch 2- Sản phẩm sau phản ứng có chất dễ bay VD1: H2SO4 + Na2CO3 → Na2SO4 + CO2↑ + H2O 2H+ + CO32- → CO2↑ + H2O * Nhận xét: chất phản ứng kết hợp ion H+ CO32- tạo thành H2CO3 chất không bền phân huỷ thành CO2 H2O tách khỏi dung dịch chất điện ly VD2: NH4Cl + NaOH → NaCl + NH3 ↑ + H2O NH4 + + OH- → NH3↑ + H2O 3- Sản phẩm sau phản ứng tạo thành chất điện ly yếu VD: CH3COONa + HCl → CH3COOH + NaCl CH3COO- + Na+ + H+ + Cl- → CH3COOH + Na+ + ClCH3COO- + H+ → CH3COOH * Nhận xét: chất phản ứng kết hợp ion CHCOO - ion H+ tạo thành CH3COOH chất điện ly yếu tách khỏi dung dịch KL: Phản ứng trao đổi ion dung dịch chất điện ly xảy khi: có ion + ion - kết hợp với tạo thành chất kết tủa, chất bay chất điện ly yếu tách khỏi dung dịch II Đ/n đk pư trao đổi : KN: Phản ứng trao đổi ion phản ứng có trao đổi thành phần chất (cấu tạo nên chất dung dịch chất điện ly) ĐK xảy pư : có kết hợp ion tạo thành chất chất kết tủa chất bay hơi, chất điện ly yếu * Chú ý: Với muối axit yếu dù tan hay không tan tác dụng với axit mạnh ( trừ PbS, CuS, Ag2S ) CaCO3 + 2HCl → CaCl2 + H2O + CO2 ↑ CaCO3 + 2H+ → H2O + CO2↑ + Ca2+ ... pKb nhỏ c) Quan hệ độ điện li số điện li Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu Co, độ điện li α , ta có: Hằng số điện li: Dựa vào biểu thức này, biết độ điện li ứng với nồng độ dung... điện li tăng ) đ/ k: < α ≤ ( 0% ≤ α ≤ 100%) b) Hằng số điện li ( K hay pK = -lgK ) * K/n : Hằng số điện li số cân điện li * Công thức : *Chú ý : + Công thức tính số cân áp dụng với chất điện li. .. điện ly: Thí nghiệm * Lấy dung dịch HCl CH3COOH nồng độ mol/l * Kết : Dung dịch HCl dẫn điện tốt dung dịch CH3COOH → HCl chất điện li mạnh , CH3COOH chất điện li yếu Chất điện ly mạnh, chất điện