Giáo án Tóm tắt lí thuyết dung dịch và sự điện li

 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
I. DUNG DỊCH 
1. Khái niệm 
- Dung dịch là một hỗn hợp đồng nhất gồm dung môi và chất tan hay sản 
phẩm tương tác giữa chất tan và dung môi. 
- Dung môi quan trọng và phổ biến nhất là nước (H2O). 
- Chất tan có thể là chất rắn (NaCl, đường), chất khí (khí HCl, khí 
NH3...) hoặc chất lỏng (ancol etylic, axit H2SO4 đặc). Dung dịch có thể 
chỉ chứa một chất tan, cũng có thể chứa nhiều loại chất tan (dung dịch hỗn 
hợp). Tên của chất tan được lấy theo tên của dung dịch (trừ trường hợp chất 
tan là kim loại kiềm, oxit kim loại mạnh khi hòa tan vào nước sẽ cho ta 
dung dịch bazơ. 
2. Độ tan 
- Độ tan là lượng chất tan (gam) có thể tan được tối đa trong một lượng 
dung môi (thường là nước) xác định (thường là 100 gam) để được dung dịch 
bão hòa ở nhiệt độ xác định. 
tan
dung m«i
m
S .100
m
 
- Lưu ý: 
+ Độ tan của một chất chỉ phụ thuộc chủ yếu vào nhiệt độ, áp suất (với 
chất khí) và bản chất của chất tan và dung môi. 
+ Độ tan của đa số các chất rắn tăng khi nhiệt độ tăng. Độ tan của chất khí 
tăng khi nhiệt độ giảm hoặc áp suất tăng. 
+ Theo quy ước, ở 22oC
2
S 0,01 g/100g H O ChÊt kh«ng tan.
0,01 S 1 ChÊt Ýt tan
S 1g/100g ChÊt dÔ tan hoÆc tan nhiÒu. 
 
  
 
+ Lợi dụng độ tan khác nhau, người ta có thể tách các chất ra khỏi nhau 
bằng phương pháp kết tinh phân đoạn: chất nào có độ tan nhỏ hơn sẽ kết 
tinh trước khi cô cạn dung dịch. Ví dụ khi điện phân sản xuất NaOH, dung 
dịch thu được còn lẫn NaCl: do độ tan của NaCl nhỏ hơn NaOH nên khi cô 
cạn dung dịch (làm cho nước bay hơi), NaCl sẽ kết tinh trước. Lặp lại nhiều 
lần sẽ tách được NaCl và thu được dung dịch chỉ chứa NaOH. 
TÓM TẮT LÍ THUYẾT 
DUNG DỊCH VÀ SỰ ĐIỆN LI 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
+ Lợi dụng độ tan khác nhau trong dung môi khác nhau, người ta có thể 
làm giảm độ tan của một chất nào đó trong nước. Ví dụ: CaSO4 tan được 
trong nước nhưng khi thêm ancol etylic vào, có thể làm kết tủa hết CaSO4. 
3. Dung dịch bão hòa, chưa bão hòa và quá bão hòa 
- Dung dịch bão hòa là dung dịch không thể hòa tan thêm chất tan ở nhiệt 
độ nhất định, nghĩa là lượng chất tan đã đạt tới giá trị độ tan: 
tan
m = S . 
Trong thực tế, dung dịch ta thường gặp là dung dịch bão hòa. 
- Dung dịch chưa bão hòa là dung dịch còn có thể hòa tan thêm chất tan 
nghĩa là lượng chất tan chưa đạt tới độ tan:
tan
m < S . 
- Dung dịch quá bão hòa là dung dịch có lượng chất tan vượt quá giá trị 
độ tan ở nhiệt độ đó:
tan
m > S . Dung dịch quá bão hòa thường xảy ra khi 
hòa tan chất tan ở nhiệt độ cao sau đó làm nguội từ từ. Dung dịch quá bão 
hòa là một hệ kém bền, khi để nguội, lượng chất tan dư sẽ tách ra khỏi dung 
dịch dưới dạng chất kết tinh. 
II. NỒNG ĐỘ DUNG DỊCH 
- Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị hàm lượng chất tan trong đơn vị 
thể tích hoặc đơn vị khối lượng của dung dịch. 
+ Dung dịch chứa chất tan với lượngc ó thể so sánh được với lượng dung 
môi ta gọi là dung dịch đặc. 
+ Dung dịch chứa chất tan với lượng không thể so sánh được với lượng 
dung dịch ta gọi là dung dịch loãng. 
- Dưới đây là cách biểu thị nồng độ dung dịch thường gặp nhất: 
1. Nồng độ phần trăm (C%): Số gam chất tan trong 100 gam dung dịch: 
ct
dd
m
C% .100%
m
 
- Một số chú ý khi dùng công thức: 
+ Khối lượng chất tan ( mchất tan) và khối lượng dung dịch (mdung dịch) phải 
có cùng đơn vị khối lượng. 
+ Trong một dung dịch: dung dÞch chÊt tan dung m«im = m + m 
+ Khi hòa tan chất tan vào nước hoặc khi trộn 2 dung dịch với nhau mà có 
phản ứng hóa học xảy ra thì ta phải xác định lại thành phần của dung dịch 
sau phản ứng và nhớ loại trừ các khí thoát ra hay lượng kết tủa xuất hiện 
trong phản ứng khỏi dung dịch. 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
dung dÞch sau dung dÞch tr­íc kÕt tña khÝm = m m m  
+ Đa số các chất khi hòa tan vào nước thì khối lượng mtan không đổi, 
chẳng hạn như NaCl, HClnhưng cũng có những chất khi hòa tan vào nước 
thì lượng chất tan (mtan) thu được giảm (ví dụ hòa tan a gam CuSO4.5H2O 
vào nước thì tan
160
m .a gam
250
 hoặc tăng (đối với trường hợp chất đem hòa 
tan tác dụng với nước tạo thành chất mới, ví dụ như a gam SO3 vào nước thì 
do 
3 2 2 4
SO H O H SO  nên tan
98
m .a
80
 ) 
+ Nếu chất tan trong dung dịch được tạo thành từ nhiều nguồn khác nhau 
thì lượng chất tan của dung dịch (mtan) bằng tổng khối lượng chất tan của 
mỗi nguồn. 
Ví dụ: hòa tan a gam tinh thể CuSO4.5H2O và b gam dung dịch CuSO4 C% 
thì tan
160 b.C
m .a
250 100
  
+ Khi hòa tan dung dịch có nhiều chất tan (dung dịch hỗn hợp) thì lượng 
mtan được tính riêng cho từng chất còn mdung dịch là chung cho tất cả các chất. 
2. Nồng độ mol/l (CM): Số mol chất tan trong 1 lít dung dịch: 
M
n
C [A] (mol/ l)
V
  
- Nếu đề bài cho khối lượng dung dịch thì tta suy ra thể tích dung dịch: 
Trong ®ã
dung dÞch
m lµ khèi l­îng dung dÞch (g)m
V = 
d d lµ khèi l­îng riªng cña dung dÞch (g/ml)
 . 
3. Nồng độ % thể tích: 
- Nếu chất tan là chất lỏng, ngoài nồng độ % về khối lượng người ta còn 
dùng nồng độ % về thể tích cũng kí hiệu là C% được biểu diễn bằng số ml 
chất tan trong 100 ml dung dịch. 
tan
dung dÞch
V
C% .100
V
 
- Độ rượu chính là C% thể tích dung dịch ancol. Ví dụ dung dịch cồn 
(ancol etylic) 90
o
 nghĩa là trong 100 ml dung dịch ancol có 90 ml ancol 
etylic (C2H5OH). 
4. Biểu thức liên hệ: 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
+ C% và CM: M
A
10C%.D C%.D.V
C [A] .100% n
M 100M
    
Trong ®ã
A
 d lµ khèi l­îng riªng cña dung dÞch (g/ml)
M lµ khèi l­îng mol cña chÊt A (g/mol)
 
+ C% và S:
C%
S .100%
100 C%


III. SỰ ĐIỆN LI 
1. Chất điện li 
- Là quá trình phân li chất điện li thành ion dưới tác dụng của các phân tử 
dung môi (H2O) lưỡng cực hoặc khi chất điện li nóng chảy dưới tác dụng 
của nhiệt Gäi tªn
Ion d­¬ng : CATION
Ion ©m : ANION
 
- Quá trình điện li được biểu diễn bằng phương trình được gọi là phương 
trình điện li. 
2. Sự điện li 
a. Định nghĩa: 
- Sự điện li là quá trình phân li các chất trong nước ra ion. 
+ Chất điện li bao gồm: axit, bazơ và muối. 
+ Chất không điện li là những chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch 
không dẫn điện được (không điện li thành ion) có thể là chất rắn hoặc chất 
lỏng, chẳng hạn như ancol, etylic, ghixerol, glucozơ... 
b. Độ mạnh của chất điện li: 
- Độ điện li: Độ điện li của một chất là tỉ số phân tử chất tan đã điện li (n) 
và số phân tử chất tan ban đầu (n0): 
 ®iÒu kiÖn
0 0
 ®iÒu kiÖn
0
n = 0 ChÊt kh«ng ®iÖn li.n
(0 1)
n n = n ChÊt ®iÖn li hoµn toµn.
n
 hay % .100% (0% % 100%)
n

      

 
      
 
 
- Độ điện li phụ thuộc vào nhiệt độ, nồng độ của dung dịch, bản chất của 
chất tan và dung môi. Khi pha loãng dung dịch, độ điện li của các chất điện 
li đều tăng. 
- Chất điện li mạnh, chất điện li yếu: 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
 Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, các phân tử hòa tan đều 
phân li ra ion. Chất điện li mạnh có α = 1 hoặc α% = 100%, gồm có: 
+ Các axit mạnh: HClO4 ,HCl, HBr, HI, HNO3, HClO4, HMnO4, H2SO4... 
+ Các bazơ mạnh: KOH, NaOH, Ba(OH)2... 
+ Các muối tan (hầu hết): NaCl, K2SO4, Ba(NO3)2... 
+ Phương trình điện li được biểu diễn bằng dấu mũi tên chỉ chiều của quá 
trình điện li (  ) 
Ví dụ: 2
2 4 4
K SO 2K SO   
 Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử 
hòa tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại dưới dạng phân tử trong dung 
dịch. Chất điện li yếu có α < 1 hoặc α% < 100%, gồm có: 
+ Các axit yếu: HF, H2CO3, H2SO3, H2S, H3PO4, RCOOH, HNO2... 
+ Các bazơ yếu: NH3, Al(OH)3, Zn(OH)2, Mg(OH)2... 
+ Phương trình điện li được biểu diễn bằng dấu mũi tên thuận nghịch 
( ). 
Ví dụ: 
3 3
CH COOH CH COO H
  
3. Hằng số điện li K (hằng số cân bằng) 
- Để đánh giá khả năng phân li của chất, ngoài độ điện li α người ta còn 
dùng hàng số điện li K, được biểu diễn theo công thức: 
[M ].[A ]
MA M A K = 
[MA]
 
   
+
Trong ®ã
[M ] : nång ®é ion M 
[A ] : nång ®é ion A
[MA] : nång ®é cßn l¹i t¹i thêi ®iÓm c©n b»ng.

  
- Đối với một chất tan nhất định thì K là một hằng số chỉ phụ thuộc vào 
nhiệt độ và bản chất dung môi: 
+ Nếu MA là axit K gọi là hằng số axit, kí hiệu là Ka 
+ Nếu MA là bazơ K gọi là hằng số bazơ, kí hiệu là Kb 
+ Nếu MA là phức chất K gọi là hằng số không bền, kí hiệu là Kkb 
Chú ý: Đối với chất điện li nhiêu nấc, mỗi nấc có một hằng số điện li riêng 
- Mối quan hệ giữaα là K: 
α α α
α α
2
0 0
0
0 0
.n . .n[M ].[A ]
K = .n
[MA] n .n 1
 
 
 
Vì K là hằng số thì khi n0 càng nhỏ (dung dịch càng loãng) thì độ điện li α
càng lớn. 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
I. AXIT – BAZƠ 
1. Định nghĩa axit – bazơ theo areniut và bronstêt 
ARENIUT BRONSTÊT 
Axit 
Axit là những chất khi tan trong 
nước phân li ra cation H+. 
HCl H Cl   
Axit là chất nhường proton H+. 
2 3
HCl H O H O Cl    
Bazơ 
Bazơ là những chất khi tan 
trong nước phân li ra anion 
OH : 
NaOH Na OH   
Bazơ là chất nhận proton H+ 
3 2 4
NH H O NH OH
   
2. Axit nhiều nấc và bazơ nhiều nấc 
a. Axit nhiều nấc 
- Những axit khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra ion H+ là 
các axit nhiều nấc. 
Ví dụ: H3PO4 là axit nhiều nấc (ba nấc) 
3 4 2 4
H PO H H PO
  
2
2 4 4
H PO H HPO
   
2 3
4 4
HPO H PO
   
b. Bazơ nhiều nấc 
- Những bazơ khi tan trong nước mà phân tử phân li nhiều nấc ra ion 
OH là các bazơ nhiều nấc. 
Ví dụ: Mg(OH)2 là bazơ nhiều nấc (hai nấc) 
2
Mg(OH) Mg(OH) OH
  
2Mg(OH) Mg OH   
3. Hiđroxit lưỡng tính 
- Hiđroxit lưỡng tính là hiđroxit khi tan trong nước vừa có thể phân li như 
axit vừa có thể phân li như bazơ. 
Ví dụ: Zn(OH)2 hay H2ZnO2 
KiÓu baz¬ 2
2Ph©n li
KiÓu axit 2
2 2
Zn(OH) Zn 2OH
Zn(OH) 2H ZnO 
 
 
 

 
TÓM TẮT LÍ THUYẾT 
AXIT – BAZƠ – MUỐI 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
- Các hiđroxit lưỡng tính thường gặp: Be(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3, 
Cr(OH)3, Pb(OH)2, Sn(OH)2. 
4. Hằng số phân li axit – bazơ 
AXIT BAZƠ 
3 3
CH COOH CH COO H
  
3 2 4
NH H O NH OH
   
3
a
3
[CH COO ][H ]
K
[CH COOH]
 
 
pKa = –lg Ka 
4
a
3
[NH ][OH ]
K
[NH ]
 
 
pKb = –lg Kb 
Ka phụ thuộc vào bản chất của axit 
và nhiệt độ. Giá trị Ka càng nhỏ (hay 
pKa càng lớn), lực axit của nó càng 
yếu. 
Kb phụ thuộc vào bản chất của 
bazơ và nhiệt độ. Giá trị Kb càng 
nhỏ (hay pKb càng lớn), lực bazơ 
của nó càng yếu. 
II. MUỐI 
1. Định nghĩa 
- Muối là hợp chất được cấu bởi cation kim loại (hoặc cation 
4
NH ) với 
anion gốc axit. 
Ví dụ: Na2SO4, NH4Cl, BaCl2... 
2. Muối axit, muối trung hòa 
- Muối axit là những muối gốc axit vẫn còn hiđro có thể tách thành 
proton: NaHSO4, KH2PO4, Ba(HCO3)2... 
- Muối trung hòa là những muối gốc axit không còn hiđro trong phân tử: 
Na2SO4, K2CO3, Ba2(PO4)3... 
Chú ý: Na2HPO3, NaH2PO2 vẫn còn hiđro trong gốc axit nhưng các hiđro 
đó không có khả năng phân li ra ion H+ nên được gọi là muối trung hòa. 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
0 7 14 
Axit tăng Bazơ tăng 
I. THANG pH 
- Giá trị của pH và môi trường dung dịch:
 m«i tr­êng axit
 m«i tr­êng baz¬
 m«i tr­êng trung tÝnh
pH 7
pH 7
pH 7
 
 
 
- Màu của quỳ tím và phenolphtalein trong dung dịch ở các khoảng pH 
khác nhau. 
+ 
Quú
Phenolphtalein
Hãa ®á
pH 6
Kh«ng mµu



+ 
Quú tÝm
Phenolphtalein
Kh«ng ®æi mµu
pH 7
Kh«ng mµu



+ 
Quú tÝm
Phenolphtalein
Hãa xanh
pH 8
Kh«ng mµu



+ 
Quú tÝm
Phenolphtalein
Hãa xanh
pH 8,3
Hãa hång



II. CÔNG THỨC 
pH H
n
pH lg[H ] [H ] 10 (mol/ l)
V
       
pOH OH
n
pOH lg[OH ] [OH ] 10 (mol/ l)
V
       
14pH pOH 14 [H ][OH ] 10      
Trung tính 
TÓM TẮT LÍ THUYẾT 
pH CỦA DUNG DỊCH 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
I. BẢNG TAN TRONG NƯỚC CỦA MỘT SỐ HỢP CHẤT VÔ CƠ 
HỢP CHẤT Tan Không tan Ít tan 
Axit Đa số tan H2SiO3 
Bazơ LiOH,KOH, Ba(OH)2, 
NaOH 
Đa số không tan Ca(OH)2 
Muối 
Cl Đa số tan AgCl, PbCl2, CuCl, Hg2Cl2 
3
NO Tất cả tan 
3
HCO
Tất cả tan 
2
3
CO  M2CO3 (M: Li, Na, K, 
Rb, Cs, Fr), (NH4)2CO3 
Đa số không tan 
2
4
SO  Đa số tan BaSO4, SrSO4, 
PbSO4 
CaSO4, 
Ag2SO4 
3
4
PO  M3PO4 (M: Li, Na, K, 
Rb, Cs, Fr), (NH4)3PO4 
Đa số không tan 
2
S

 M2S và MS (M: Li, Na, 
K, Rb, Cs, Fr), (NH4)2S. 
Đa số không tan 
II. CHẤT ĐIỆN LI MẠNH 
1. Axit mạnh: 
HCl, HNO3, H2SO4, HClO4... 
2. Bazơ kiềm: 
KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, NaOH... 
3. Các muối tan và không tan: 
NaCl, Na2SO4, Ba(NO3)2, KNO3, BaSO4, BaCO3, AgCl... 
- Phần điều chỉnh của sách giáo khoa về sự điện li của các muối không tan 
như BaSO4, AgCl... tuy rất hay nhưng gây ít nhiều khó khăn cho học sinh 
học chương này. Các em nên nhớ rằng đại đa số các muối là chất điện li 
mạnh, như vậy trên mặt lí thuyết khi đề thi yêu cầu viêt phương trình điện li 
các chất thì phải viết (kể cả các muối không tan). Tuy nhiên trên bài tập khi 
viết phương trình ion các em không được viết điện li các muối không tan 
trên. 
TÓM TẮT LÍ THUYẾT 
KIẾN THỨC BỔ SUNG 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
III. CHẤT ĐIỆN LI YẾU 
1. Axit yếu: 
 H2CO3, H2SO3, H2S, CH3COOH... 
2. Bazơ yếu: 
 Al(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)3, Mg(OH)2... 
3. Nước (H2O). 
IV. PHƯƠNG PHÁP BẢO TOÀN ĐIỆN TÍCH 
- Trong một hệ cô lập: 
Q Q
n n   hay tæng ®iÖn tÝch vÕ tr¸i tæng ®iÖn tÝch vÕ ph¶i  
- Khối lượng muối bằng tổng khối lượng các ion: muèi ionm m 
V. ĐÁNH GIÁ pH CỦA DUNG DỊCH MUỐI 
- Một số axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4, HClO4... 
- Một số axit yếu: H2CO3, H2SO3, H2S, CH3COOH... 
- Một số bazơ mạnh: KOH, Ba(OH)2, NaOH, Ca(OH)2 
- Một số bazơ yếu: NH4OH, Al(OH)3, Zn(OH)2, Fe(OH)3... 
1. Sự thủy phân muối 
a. Khái niệm 
- Tương tác giữa các ion trong muối và nước gọi là sự thủy phân muối. 
b. Đặc điểm 
- Muối tạo bởi các axit yếu hoặc bazơ yếu sẽ bị thủy phân. 
c. Ví dụ: 
- Dung dịch Na2CO3: 
2
2 3 3
Na CO 2Na CO   
 Ion 2
3
CO  bị thủy phân: 2
3 2 3
CO H O HCO OH
    
- Dung dịch NH4Cl: 4 4NH Cl NH Cl
   
 Ion 
4
NH bị thủy phân: 
4 2 3 3
NH H O NH H O
   
- Dung dịch (NH4)2CO3: 
2
4 2 3 4 3
(NH ) CO 2NH CO   
 Ion 
4
NH và ion 2
3
CO  cùng bị thủy phân: 
4 2 3 3
NH H O NH H O
   
 2
3 2 3
CO H O HCO OH
    
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
2. Đánh giá pH của dung dịch muối 
a. Bảng tóm tắt 
Muối tạo bởi Thủy phân Dung dịch pH 
Axit mạnh + bazơ mạnh Không Trung tính = 7 
Axit mạnh + bazơ yếu Có Tính axit < 7 
Axit yếu + bazơ mạnh Có Tính bazơ > 7 
Axit yếu + bazơ yếu Có Tùy thuộc vào độ 
mạnh yếu của axit 
hay bazơ mà dung 
dịch có tính axit 
hay bazơ. 
Axit mạnh 
hơn < 7 
Bazơ mạnh 
hơn > 7 
b. Kết luận 
- pH = 7 thì quì tím không đổi màu. Nhưng quì tím không đổi màu thì 
chưa chắc pH = 7. 
- Quì tím hóa đỏ thì pH < 7. Nhưng pH < 7 thì chưa chắc quì tím hóa đỏ. 
- Quì tím hóa xanh thì pH > 7. Nhưng pH < 7 thì chưa chắc quì tím hóa 
xanh. 
Ghi nhớ: Muối tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh không làm đổi màu quì 
tím, còn muối tạo bởi axit yếu hoặc bazơ yếu với giá trị pH thích hợp làm 
đổi màu quì tím. Vì vậy khi sử dụng quì tím để phân biệt các dung dịch 
muối phải thận trọng. Thông thường các muối tạo bởi axit yếu hoặc bazơ 
yếu phải dùng axit mạnh hoặc bazơ mạnh để phân biệt chúng trước dựa vào 
sự xuất hiện bọt khí mùi đặc trưng, sau đó mới được dùng quì tím. Với giá 
trị pH thích hợp quỳ tím đổi thành màu đỏ trong môi trường axit và đổi 
thành màu xanh trong môi trường bazơ, trong quá trình này tạo ra một dạng 
phức. Như vậy với phương pháp hóa học được phép dùng quỳ tím. 
VI. CÁC DẠNG BÀI TẬP VỀ pH 
1. Dạng 1: Tính pH của dung dịch axit 
Phương pháp: 
- Viết phương trình điện li các axit 
- Tính H
axit H
n
n n [H ]
V


   
- Tính pH lg[H ]  . (chú ý xlg10 x   ) 
2. Dạng 2: Tính pH của dung dịch bazơ 
Phương pháp: 
- Viết phương trình điện li các bazơ 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
- Tính OHbaz¬ OH
n
n n [OH ]
V


   
- Tính pOH lg[OH ] pH 14 pOH     
3. Dạng 3: Trộn dung dịch axit mạnh với bazơ mạnh, tính pH sau cùng 
Phương pháp: 
- Tính: 
axit H
n n   . baz¬ OHn n   
- Viết phương trình điện li các axit, bazơ 
- Dựa vào phương trình ion thu gọn: 
2
H OH H O   
(so sánh số mol, tính được số mol ion dư). 
- Ta có hai trường hợp sau: 
+ H+ dư, quay về cách tính pH của dạng 1. 
+ OH dư, quay về cách tính pH của dạng 2. 
4. Dạng 4: Trộn dung dịch axit mạnh với bazơ mạnh, cho pH sau cùng, 
tìm một đại lượng chưa biết là CM hoặc V. 
a. Nguyên tắc 
- Giải bài toán bằng cách lập phương trình f(x) = g(x) 
b. Các bước tiến hành 
- Từ pH sau cùng của đề thi cho ta có hai trường hợp sau: 
+ pH < 7 (H+ dư): Từ 
pH pH
d­ H d­
pH [H ] 10 n 10 .V
      (1). 
+ pH > 7 ( OH dư): Từ pOH
d­pH pOH 14 pH [OH ] 10
      
pOH
OH d­
n 10 .V
  (2). 
- Viết phương trình điện li các axit, bazơ 
+ Tính: 
axit H
baz¬ OH
n n
n n




. 
+ Dựa vào phương trình ion thu gọn: 
2
H OH H O   
(so sánh số mol, tính được số mol ion dư) 
- Ta có hai trường hợp sau: 
+ Trường hợp 1: 
H d­
n  (1’) 
+ Trường hợp 2: 
OH d­
n  (2’) 
 Kết hợp: (1) = (1’) hoặc (2) = (2’). Rút ra phương trình giải. 
 Giáo trình HOÁ HỌC LÊ VĂN NAM (0121.700.4102) 
Người duy nhất mà bạn nên CỐ GẮNG để tốt hơn đó chính là bạn của ngày hôm qua. 
5. Dạng 5: Tính pH của dung dịch muối tạo từ axit mạnh, bazơ mạnh 
bằng nước cất ta luôn có: 
t sH H
n n  và 
t sOH OH
n n  
VII. MỘT SỐ PHẢN ỨNG CHỨNG MINH LƯỠNG TÍNH CỦA 
HIĐROXIT 
1. Với Al(OH)3 
3 3 2
Al(OH) 3HCl AlCl 3H O   
3 2 2
Al(OH) NaOH NaAlO 2H O   
Hoặc 
3 4
Al(OH) NaOH Na[Al(OH) ]  
Hoặc 
3 2 4 2
2Al(OH) Ba(OH) Ba[Al(OH) ]  
2. Với Zn(OH)2 
3 2 2
Zn(OH) 2HCl ZnCl 2H O   
2 2 2 2
Zn(OH) 2NaOH Na ZnO 2H O   
Hoặc 
2 2 4
Zn(OH) 2NaOH Na [Zn(OH) ]  
2 2 2 2
Zn(OH) Ba(OH) BaZnO 2H O   
Hoặc 
2 2 4
Zn(OH) Ba(OH) Ba[Zn(OH) ]  
3 2 2 2 2
2Al(OH) Ba(OH) Ba(AlO ) 4H O  