Bài giảng Hóa đại cương: Dung dịch - Nguyễn Minh Kha

Chương VIII
DUNG DỊCH
Giảng viên: ThS. Nguyễn Minh Kha
Tóm tắt
I. KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH
II. DUNG DỊCH RẤT LOÃNG CHẤT KHÔNG ĐIỆN 
LY, KHÔNG BAY HƠI VÀ CÁC TÍNH CHẤT
III. DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY
IV. CÂN BẰNG ION CỦA NƢỚC TRONG DUNG 
DỊCH
I. KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH
1. Khái niệm về hệ phân tán và dung dịch
2. Khái niệm về độ tan S
3. Quá trình hoà tan
4. Dung dịch lý tƣởng Hht = 0 và Vht = 0 
5. Nồng độ dung dịch
- Hệ phân tán:
+ Một chất là hạt rất nhỏ được phân bố vào trong chất kia. 
+ Tính chất của hệ phân tán phụ thuộc vào d hạt phân tán
+ Phân loại:
Hệ phân tán thô (hệ lơ lửng): d >10-5cm huyền phù. 
nhũ tƣơng.
Hệ phân tán cao (hệ keo): 10-7cm < d < 10-5cm
Hệ phân tán phân tử - ion (dung dịch thực): d <10-7cm, kích thƣớc
phân tử, hay ion
chất phân tán môi trường phân tán.
1. KN về hệ phân tán và dung dịch
1. KN về hệ phân tán và dung dịch
 Dung dịch: là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà 
thành phần của chúng có thể thay đổi trong giới hạn 
rộng.
 Chất phân tán: chất tan
 Môi trường phân tán: dung môi (đó chất có trạng thái 
tập hợp không đổi (nếu khác trạng thái tập hợp), 
hoặc chất chiếm lượng chất nhiều hơn (nếu cùng 
trạng thái tập hợp)
 Dung dịch lỏng: hoà tan các chất rắn, lỏng, khí vào 
dung môi lỏng
2. Khái niệm về độ tan S
Độ tan - nồng độ của chất tan trong dd bão hòa
CÁC DUNG DỊCH BÃO HOÀ Ở 200C và 500C
Chất tan là chất rắn
S- thƣờng biểu diễn số gam chất tan tan tối đa
trong100g dung môi
 S > 10g - chất dễ tan 
 S < 1g - chất khó tan
 S < 0,01g- chất gần nhƣ không tan
ĐỘ TAN CỦA CÁC HALOGENUA KIM LOẠI KIỀM TRONG H2O
ĐỘ TAN (số gam muối/100g dung môi)
Chất tan là chất khí
S- thƣờng biểu diễn bằng số ml khí (tan tối 
đa) tan trong 100g dung môi hoặc 100ml 
dung môi
Chất tan là chất điện ly khó tan
S – thƣờng biểu diễn bằng số mol chất điện ly 
khó tan (tan tối đa) trong 1lit dung dịch
CÁC YẾU TỐ ẢNH HƢỞNG ĐẾN ĐỘ TAN
 Bản chất của dung môi và chất tan 
 Nhiệt độ, áp suất
 Trạng thái tập hợp chất
 Môi trƣờng, sự có mặt của các ion lạ
 Các hợp chất có cực tan tốt trong dung môi có 
cực hơn là dung môi không cực
– NaCl thì 
• Tan tốt trong nƣớc
• Tan ít trong ethyl alcohol
• Không tan trong ether và benzene
ẢNH HƢỞNG CỦA BẢN CHẤT CHẤT TAN VÀ DUNG MÔI
Chất tƣơng tự tan trong chất tƣơng tự.
Độ phân 
cực của 
dung 
môi 
tăng 
dần
 Các chất không cực thì tan tốt trong dung môi
không cực hơn là các dung môi có cực
Độ phân 
cực của 
dung môi 
giảm dần
– Benzene thì
• Không tan trong nƣớc
• Tan trong ether
Ảnh hƣởng của nhiệt độ và áp suất đến độ tan
P
S
Kht 
Khí + dung môi(l) ⇌ dung dịch Hcp<0 Hs<0
 Hht < 0
 G= 0 P độ tan S
T không đổi, áp suất 
riêng phần của khí 
tăng →S tăng 
Định luật 
Henry
T tăng → độ tan chất khí giảm
Khí + dung môi (l) ⇌ dung dịch Hht<0
Chất rắn + dung môi ⇌ dung dịch Hht
Áp suất hầu nhƣ không ảnh hƣởng đến độ tan của chất rắn ở đk 
bình thƣờng.
 Hht < 0 
T↑thì S↓
 Hht>0 
T↑thì S↑
Khoảng 95% 
hợp chất ion có 
độ tan tăng theo 
nhiệt độ.
3. Quá trình hoà tan
a. Quá trình hòa tan và cân bằng hòa tan
b. Sự thay đổi các tính chất NĐ khi tạo thành dd
Quá trình vật lý – quá trình chuyển pha
Solvat hoá vật lý
Solvat hoá hoá học
 Hsol<0 , Ssol<0
Tƣơng tác giữa tiểu 
phân và chất tan là 
yếu tố hàng đầu 
quyết định sự tạo 
thành dd
 Hcp , Scp
Quá trình hoá học - quá trình solvat hoá
tƣơng tác giữa chất tan và dung môi
Cơ chế tạo thành dd lỏng
QUÁ TRÌNH VẬT LÝ , Hcp >0
QUÁ TRÌNH SOLVAT HOÁ , H s< 0
QUÁ TRÌNH HOÀ TAN VÀ CÂN BẰNG HOÀ TAN
Chất tan (r) + dung môi Dung dịch
bhC
C
lnRT
K
Q
lnRTG 
Hoà tan
Kết tinh
Dung dịch bão hoà G=0 c = cbh = độ tan
Dd chƣa bão hòa G < 0 c < cbh 
Dd quá bão hoà G > 0 c > cbh
Cân bằng
→ Ght 0 
SỰ THAY ĐỔI TÍNH CHẤT NHIỆT ĐỘNG 
KHI TẠO THÀNH DUNG DỊCH
 Ght = Hht -T Sht
Khí - Lỏng Rắn - Lỏng
Khí + dmôi (l) = dung dịch (l) Rắn + dmôi (l) = dung dịch (l)
 Hht = Hcp (-)+ Hsol(-) < 0
 Hht = Hcp (+)+ Hsol(-) < 0 
hoặc > 0
 Sht= Scp(-) + Ssol (-) 0, <0
5. Nồng độ dung dịch
a. Nồng độ phần trăm: (%)100m
m
%C
i
i 

b. Nồng độ mol:
c. Nồng độ molan: )kg/mol(
m
1000.n
C
dm
ct
m 
d. Nồng độ phần mol: 

i
i
i
n
n
N
)l/mol(
V
n
C
dd
ct
M 
e. Nồng độ đƣơng lƣợng: )N(
VĐ
m
C
ddct
ct
N 
Đƣơng lƣợng và định luật đƣơng lƣợng
 Đƣơng lƣợng: Đ (E)
Đương lượng của một nguyên tố hay một hợp chất 
là số phần khối lượng của nguyên tố hay hợp chất 
đó kết hợp hoặc thay thế vừa đủ với một đương 
lượng của một nguyên tố hay hợp chất khác.
 Cách tính đƣơng lƣợng:
ĐA = M/n
M: khối lƣợng nguyên tử
n : hóa trị nguyên tố
 Ví dụ: 
Trong CO: ĐC=12/2=6
CO2 : ĐC=12/4=3
A là một nguyên tố
M : Phân tử lƣợng của axit
n : Số H+ tham gia phản ứng
Ví dụ:
H2SO4 + NaOH NaHSO4 + H2O
ĐA = 98/1=98
H2SO4 + 2NaOH Na2SO4 + H2O
ĐA = 98/2=49
A là acid
M : Phân tử lƣợng của bazơ
n : Số OH- tham gia phản ứng
Ví dụ:
Ca(OH)2 + HCl Ca(OH)Cl + H2O
ĐA = M[Ca(OH)2]/1
Ca(OH)2 + 2HCl CaCl2 + H2O 
ĐA = M[Ca(OH)2]/2
A là bazơ
A là muối
M : Phân tử lƣợng của muối
n : Số điện tích của ion (anion hoặc cation) đã
thay thế
Ví dụ:
Fe2(SO4)3 + 2NH4OH = 2Fe(OH)SO4 + (NH4)2SO4
Đ[NH4OH] = M[NH4OH] (vì chỉ có 1 nhóm OH-)
Đ[Fe2(SO4)3] = Đ[Fe2(SO4)3]/(1[SO4
-2]x2) (vì trong
2Fe.2(SO4).(SO4) có 1 nhóm SO4
-2 đã bị thay thế)
A là chất oxi hóa – khử
M : khối lƣợng phân tử chất
n : số e trao đổi trong phản ứng
Ví dụ:
8Al+3KNO3+5KOH+2H2O=3NH3+8KAlO2
Al0 - 3e Al+3
N+5 + 8e N-3
Đ[Al] = 27/3 (Số e trao đổi từ Al0 Al+3=3e)
Đ[KOH] = M[KOH]
Đ[KNO3] = M[KNO3]/8
(N+5 N-3 trao đổi 8e)
Ñöông löôïng gam (đlg)
Ñöông löôïng gam cuûa moät chaát laø löôïng tính baèng g cuûa 
chaát ñoù coù soá ño baèng ñöông löôïng cuûa noù.
 Ví dụ: 
Đƣơng lƣợng của H2SO4 là 49 hay 98 thì 1 đlg là 49g 
hay 98g. 
 Ñònh luaät ñöông löôïng
Trong moät phaûn öùng hoùa hoïc soá ñöông löôïng cuûa caùc chaát 
tham gia phaû ... a dung môi trong dung dịch.
1. ÁP SUẤT HƠI BÃO HOÀ 
của dung dịch lỏng loãng phân tử chứa chất tan không 
điện ly không bay hơi
Lỏng (dm) Hơi(dm)
dmdd Npp 0 
Bay hơi Hbh > 0
Ngưng tụ Hnt < 0
N1= Ndm =1
N1= Ndm <1
(dung dịch)
P0
PddK= Pdd / Ndm
K= P0
Ndm = 1 – Nct
pdd = p0(1 – Nct) = p0 – p0Nct 
00
0
p
p
p
pp
N ddct
Định luật
RAOULT I
Chú ý: P0và P dd ở cùng nhiệt độ T
Áp suất hơi bão hòa của dung môi trong dung 
dịch luôn nhỏ hơn áp suất hơi bão hoà của dung 
môi nguyên chất ở cùng nhiệt độ . Pdd <P0
Phaân töû
dung moâi
Phaân töû chaát tan 
khoâng bay hôi
Pdd – áp suất hơi bão hoà của dd lỏng, loãng chứa 
chất tan không điện ly , không bay hơi cũng chính 
là áp suất hơi bão hoà của dung môi trong dung dịch
Dung môi 
ng chất
Nct
Ndm
Pdd
2. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ kết tinh
a. Nhiệt độ sôi của dung dịch
b. Nhiệt độ kết tinh của dung dịch
c. Định luật Raoult II
Nhiệt độ sôi của bất cứ pha lỏng nào 
(nguyên chất hay dung dịch) là nhiệt độ mà 
tại đó áp suất hơi bão hoà của nó bằng áp 
suất ngoài.
Đối với chất lỏng nguyên chất, khi áp suất ngoài 
không đổi,nhiệt độ sôi không thay đổi trong suốt 
quá trình sôi cho đến khi toàn bộ chất lỏng 
chuyển hết thành hơi.
Nhiệt độ sôi – Nhiệt độ đông đặc
Nhiệt độ sôi – Nhiệt độ đông đặc
Đối với chất lỏng nguyên chất, khi áp suất ngoài 
không đổi nhiệt độ đông đặc không thay đổi 
trong suốt quá trình đông đặc.
NHIỆT ĐỘ SÔI - ĐÔNG ĐẶC CỦA NƢỚC NGUYÊN CHẤT
Rắn Lỏng
Hơi
OA
C
B
P(atm)
t(0C)
Tđ =0,000
0C
1,00
0,006
0,010C
Ts=100
0C
Phaân töû
dung moâi
Phaân töû chaát tan 
khoâng bay hôi
TT
dd ppT 0: 
atmppC dd 1:100
100
0
1000 
atmpC dd 1:100
1000 
s
dm
s
dd TT 
a. Nhiệt độ sôi của dung dịch:
Tl
T
ldd ppT ,0,: 
ktdmpppC rlldd ::0
0
,0
0
,0
0
,
0 
 rldd ppT ,0, ,:
ktddpp rldd ::0
0
,0
0
,
Phase 
khíChất tan
Phase 
lỏng
TS(Dung môi)
TS(Dung 
dịch)
kt
dm
kt
dd TT 
b. Nhiệt độ kết tinh của dung dịch:
ĐỊNH LUẬT RAOUT II
Độ tăng nhiệt độ sôi và độ giảm nhiệt độ 
đông đặc của dung dịch so với dung môi 
nguyên chất thì:
 Không phụ thuộc bản chất chất tan .
 Phụ thuộc bản chất dung môi.
 Tỉ lệ thuận với nồng độ molan của 
chất tan.
mss CkT 
mktkt CkT 
a. Sự thẩm thấu và áp suất thẩm thấu
b. Định luật Van’t Hoff 
RTCM 
V
n
CM 
nRTV 
3. Áp suất thẩm thấu 
Nhận xét
Định luật Raoult và Van’t hoff chỉ đúng cho dd lỏng 
lý tƣởng và các dd thực có nồng độ chất tan rất 
nhỏ (dd loãng)
Đối với dd thực (không lý tƣởng) áp suất hơi 
riêng phần có thể có giá trị lớn hơn (sai lệch 
dƣơng) hoặc bé hơn (sai lệch âm) so với giá trị 
tính theo đl Raoult.
III.DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY
1. Tính chất bất thƣờng của dung dịch axit, baz, muối.
2. Sự điện ly và thuyết điện ly.
3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu.
4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dung dịch.
5. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly khó tan và 
tích số tan.
a. Không tuân theo các định luật Raoult và Van’t 
Hoff.
 '''
T
T
p
p
i
ctNippip 0' 
mikCTiT '
MiRTCi '
b. Có tính dẫn điện.
1. Tính chất bất thƣờng của dung dịch axit, baz, muối.
i là hệ số đẳng trƣơng hay hệ số Van’t Hoff
2. Sự điện ly và thuyết điện ly
a. Sự điện ly
b. Thuyết điện ly cổ điển của Arrhenius
c. Thuyết điện ly hiện đại của Kablukov
d. Độ điện ly 
a. Sự điện ly
 Số hạt trong dung dịch tăng: các phân tử chất tan 
phân ly thành các hạt nhỏ hơn
 Tính dẫn điện: có hạt mang điện: ion.
b. Thuyết điện ly cổ điển của Arrhenius
Các axit, baz và muối khi tan trong nƣớc phân ly 
thành các ion
Các chất trong dung dịch phân ly thành các ion -
chất điện ly
* Arrhenius: phân tử phân ly thành các ion tự do
Trong dung dịch các ion bị hydrat hóa
Ví dụ: NaHSO4 ⇄ Na
+ + HSO4
-
HSO4
- ⇄ H+ + SO4
2-
Chất tan: ion - hiện tượng điện ly
Chất tan: cht phân cực mạnh - hiện tƣợng ion hóa.
Dung môi: chất ít phân cực: sự ion hóa khg xảy ra.
Trong phân tử chất tan có nhiều kiểu liên kết: 
• liên kết ion: điện ly đầu tiên
• liên kết cht phân cực mạnh: điện ly sau 
• liên kết cht phân cực yếu hoặc không phân 
cực: không điện ly.
c. Thuyết điện ly hiện đại của Kablukov
Quá trình ion hóa
AmBn mA
n+ + nBm-
Quá trình phân tử hóa
Số phân tử đã phân ly thành ion
Tổng số phân tử đã hòa tan trong dung dịchα =
 = 0: dung dịch phân tử
 = 1: sự phân ly xảy ra hoàn toàn.
d. Độ điện ly 
Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly 
Bản chất chất tan và dung môi
Dung môi có cực yếu nhỏ
Dung môi có cực mạnh lớn
Nồng độ dung dịch 
C giảm thì tăng
C 0 thì 1
Nhiệt độ tăng thƣờng tăng
Quy ước đánh giá độ điện ly 
Trong dd 0,1N ở 250C:
 > 30% : chất điện ly mạnh
3%< < 30% : chất điện ly trung bình
 < 3% : chất điện ly yếu
Mối liên hệ giữa và i:
AmBn mA
n+ + nBm-
Ban đầu n0
Phân ly n0 mn0 nn0 
Cb n0(1- mn0 nn0 
)1()](1[
)1(
00
000
/
0
qnnmn
nnmnnnnnnn mn
nm BABA
 
1
1
q
i
q
n
qn
n
n
RTC
CRT
i
M
M 
 1
)1('
0
0
0
0
AB A+ + B-
Ban đầu C0
Điện ly C0 C0 C0 
Cân bằng C0(1 - ) C0 C0 
Hằng số cân bằng điện ly:
1
. 2
0C
C
CC
K
AB
BA
Khi << 1 : (1 - ) 1→
(thƣờng < 0,05) 0
C
K
3. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu
Suy luận: Chất điên ly mạnh: điện ly hoàn toàn. 
CN 0.001 0.005 0.01 0.05 0.1 0.2
 0.977 0.953 0.936 0.882 0.852 0.818
K 0.042 0.097 0.137 0.3800.491 0.735
Thực tế: không tuân theo ĐL tác dụng khôí lượng. Ví dụ: NaCl
Thực nghiệm: trong dung dịch không có phân tử trung hòa điện.
Lập luận Thực tế
độ điện ly = 1 < 1
hệ số đẳng trƣơng i Là số nguyên Không nguyên
độ dẫn điện khi pha 
loãng dung dịch
Không đổi Tăng lên
4. Trạng thái của chất điện ly mạnh trong dd
Trong dung dịch xuất hiện lực hút tương hỗ giữa 
các ion → bầu khí quyển ion. Khi pha loãng, lực hút 
tƣơng hỗ giảm, độ dẫn điện tăng.
Trong dung dịch chất điện ly mạnh có liên hiệp ion, 
khi pha loãng các liên hiệp ion phân ly thành các ion 
đơn giản.
→ dùng hoạt độ a thay cho nồng độ: a = fC
→ độ điện ly trên thực tế: độ điện ly biểu kiến.
Lý thuyết chất điện ly mạnh:
IIAz
f ii
1
lg
2
I
IzzA
f
mn
nm
BA
BA
1
lg
 221 ii zCI
Đối với dung dịch nƣớc và ở 250C: A = 0,5
Khi I 0,01 pt trên có dạng đơn giản nhƣ sau:
Izf ii
25,0lg 
Izzf mn
nm BABA
 5,0lg
Phƣơng trình của Debye và Huckel
5. Cân bằng trong dung dịch chất điện 
ly khó tan và tích số tan
a. Cân bằng dị thể của chất điện ly khó tan và tích số 
tan
b. Tích số tan và độ tan của chất điện ly khó tan
c. Ảnh hƣởng của các ion trong dung dịch đến độ tan 
của chất điện ly khó tan
d. Điều kiện hoà tan và kết tủa của chất điện ly khó tan
  ddddr ClAgAgCl
AgClClAg
TCCK .
  mdd
n
ddrnm nBmABA
n
B
m
ABA mnnm
CCT 
000 ln STHTRTG
nmBA
Tích số tan của một chất phụ thuộc: 
Bản chất của dung môi và chất tan
 Nhiệt độ
a. Cb dị thể của chất đly khó tan và tích số tan
  mdd
n
ddrnm nBmABA
S mS nS
 nm
nm
BA
nm
T
S nm 
 nmnm
nm
n
B
m
ABA
Snm
nSmS
CCT mn
nm
b. Tích số tan và độ tan của chất điện ly khó tan
Ion cùng loại: S 
  mdd
n
ddrnm nBmABA
Ion khác loại: s
)()()()()( nmBA
nmnmnm
BA
nm
n
B
n
B
m
A
m
A
n
B
m
ABA
nmnm
mmnnmn
nm
fSnmfnSmS
fCfCaaT
)(
)(
nm
nm
BA
nm
BA
nm
nm
fnm
T
S 
c. Ảnh hƣởng của các ion trong dung 
dịch đến độ tan của chất điện ly khó tan
Chất điện ly sẽ kết tủa khi: nmmn BA
n
B
m
A
TCC 
Chất điện ly sẽ tan hết khi:
nm
mn BA
n
B
m
A
TCC 
Trong dung dịch bão hòa
n
B
m
ABA mnnm
CCT 
d. Điều kiện hoà tan và kết tủa của 
chất điện ly khó tan
ỨNG DỤNG 1
 Trộn các dung dịch:
 1) 100ml dd AgNO3 10
-4M với 100ml dd HCl 10-5M
 2) 100ml dd AgNO3 10
-4M với 100ml dd NaCl 10-4M
 3) 100ml dd AgNO3 10
-4M với 100ml dd HCl 10-6 M
Trong trƣờng hợp nào có sự tạo thành kết tủa AgCl? 
Cho biết tích số tan của AgCl là T = 10 -9,6.
ỨNG DỤNG 2
Chọn trƣờng hợp đúng:
Cho tích số tan của CdCO3 ở 25
0C là 10–12.
1) Độ tan của CdCO3 trong nƣớc nguyên chất là 10
–6 M.
2) Độ tan của CdCO3 trong dd Na2CO3 0,1M giảm đi 10
5
lần so với trong nƣớc nguyên chất.
3) Độ tan của CdCO3 trong nƣớc sẽ nhiều hơn trong dd
NaCl 0,1M.
4) Độ tan của CdCO3 trong dm benzen sẽ lớn hơn trong 
dm nƣớc.
IV. CÂN BẰNG ION CỦA NƢỚC TRONG DUNG DỊCH
1. Sự ion hóa và tích số ion của nƣớc
2. Chỉ số pH và môi trƣờng dd
3. Khái niệm về axit, baz
4. Cách tính pH của các dung dịch
Độ dẫn điện của H2O = 5,54.10
-18-1.cm-1
H2O + H2O H3O
+ + OH-
H2O H
+ + OH-
  14162 10
18
1000
.10.8,1]][[ OHKOHH
1410]][[ OHHKn
  
 
1610.8,1
2
OH
OHHK
1. Sự ion hóa và tích số ion của nƣớc
 Trong nước nguyên chất:
[H+] = [OH-] = 10-7 pH = 7
 Trong dung dịch axit có môi trường axit:
[H+] > [OH-] pH < 7
 Trong dung dịch baz có môi trường baz:
[H+] 7
2. Chỉ số pH và môi trƣờng dd
3. Khái niệm về axit, baz
a. Thuyết cổ điển của Arrhenius
b. Thuyết proton Bronsted
c. Thuyết electron của Lewis
a. Thuyết cổ điển của Arrhenius
 Axit: chất điện ly cho ion H+
 Baz: chất điện ly cho ion OH-
 Định nghĩa:
 Dự đoán
Axit :cho proton HA = H+ + A-
Baz: nhận proton: B + H+ = BH+
Các cặp axit – baz liên hợp: HA/A-, BH+/B
 Tất cả các chất có chứa proton đều có thể là axit Bronsted
 Tất cả các chất có điện tích âm (anion) hay phân cực âm (phân 
tử phân cực) đều có thể là baz Bronsted
b. Thuyết proton Bronsted
Axit: HA + H2O A
- + H3O
+
  
 HA
AOH
Ka
 3
 Baz: B + H2O BH
+ + OH-
  
 B
OHBH
Kb
 Nƣớc: H2O + H2O H3O+ + OH
-
K n= [H 3O
+][OH-] = 10-14 (ở 298K)
Sự điện ly của axit và baz trong nước:
HA + H2O A
- + H3O
+
][
]][[ 3
)(
HA
AOH
K HAa
A- + H2O = HA + OH
-
][
]][[
)( 
A
OHHA
K
Ab
nAbHAa
KOHOH
A
OHHA
x
HA
AOH
KK 
 ]][[
][
]][[
][
]][[
3
3
)()(
pKa + pKb = pKn = 14
 Đối với cặp axit – baz liên hợp:
Định nghĩa:
Axit: nhận cặp electron.
Baz: cho cặp electron.
Dự đoán:
Axit Lewis: + có dƣ mật độ điện tích dƣơng,
+ có orbital trống
 Tất cả các cation kim loại đều là các axit Lewis.
Baz Lewis + các anion (Cl-, Br-, F-, OH-) 
+ các ptử trung hòa hoặc ion có  tự do
Phạm vi sử dụng: giải thích phức chất. 
c. Thuyết electron của Lewis
aCpH lg bCpH lg14 
 aa CpKpH lg
2
1
 bb CpKpH lg
2
1
14 
m
a
a
C
C
pKpH lg 
m
b
b
C
C
pKpH lg14
 mb CpKpH lg
2
1
7 ma CpKpH lg
2
1
7 ba pKpKpH 
2
1
7
4. Cách tính pH của các dung dịch
a. pH của dd axit mạnh và baz mạnh
b. pH của dd axit yếu và baz yếu
c. pH của dung dịch đệm
d. pH của dung dịch muối
Axit mạnh HA H+ + A-
Ca Ca
CaCpH
H
lglg 
Baz mạnh BOH B+ + OH-
Cb Cb
b
bOH
CpOHpH
CCpOH
lg1414
lglg
a. pH của dd axit và baz mạnh.
Axit yếu HA ↔ H+ + A-
Ban đầuCa
Điện ly Ca Ca Ca 
Cân bằng Ca(1- ) Ca Ca 
aa
a
a
aaH
CK
C
K
CCC 
 aaaaH CpKCKCpH lg2
1
lglg
2
1
lg 
 bb CpKpOH lg
2
1
 bb CpKpH lg
2
1
14 
b. pH của dd axit yếu và baz yếu.
Định nghiã: Dung dịch đệm là dd có pH ≈ const.
Cấu tạo
đệm axit: axit yếu + muối của nó 
đệm baz: baz yếu + muối của nó 
Cơ chế tác dụng của dung dịch đệm
CH3COOH CH3COO
- + H+ (1)
CH3COONa CH3COO
- + Na+
Thêm axit mạnh: cb (1) ←
Thêm baz mạnh: H+ + OH- → H2O: lƣợng H
+↓→ cb (1) →
Pha loãng dd, độ điện ly CH3COOH ↑
c. pH của dung dịch đệm.
CH3COOH CH3COO
- + H+ (1)
Ca(1- ’) Ca ’ Ca ’
CH3COONa CH3COO
- + Na+
Cm
m
a
a
m
a
a
C
C
pK
C
C
KHpH lglglg]lg[ 
  
 HAc
AcH
Ka
m
a
a
am
a
aa
C
C
K
CC
C
K
Ac
HAc
KH 
'
'1
][
][
][
pH của dung dịch đệm
d. pH của dung dịch muối
Muối tạo thành từ axit mạnh và baz yếu
Muối tạo thành từ axit yếu và baz mạnh
Muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu
Muối tạo thành từ axit mạnh và baz mạnh
HA (dd) + MOH(dd)
 Hthuỷ phan >0
Số phân tử muối hoà tan
số phân tử muối thuỷ phân
MA (dd) + H2O
HẰNG SỐ THỦY PHÂN & ĐỘ THỦY PHÂN
 Htrung hoà <0
HẰNG SỐ THỦY PHÂN Kt:
Hằng số cân bằng của quá trình thuỷ phân 
Độ thuỷ phân h = 1
Muối tạo thành từ axit yếu và baz mạnh
anion bị thuỷ phân, dd có tính bazơ
 Sự điện ly:MA → M+ + A-
 Sự thủy phân: A- + H2O ⇌ HA + OH
-
Cm(1-h) Cmh Cmh
 Hằng số thủy phân:
 Độ thủy phân:
 Tính pH:
  
 
 
      a
n
t
K
K
OHH
AH
HA
A
OHHA
K 
  
 
2
0
2
0
0
2
0
t hC
h1
hC
h1C
hC
A
OHHA
K 
ma
n
m
t
CK
K
C
K
h 
 
a
mn
ma
n
mm
K
CK
CK
K
ChCOH 
    m
ann
C
KK
OH
K
H 
 maman ClgpK
2
1
7ClgpKpK
2
1
pH 
Muối tạo thành từ axit mạnh và baz yếu
cation thuỷ phân, dd có tính axit
Sự điện ly: MA → M+ + A-
Sự thủy phân: M+ + H2O ⇌ MOH + H
+
Cm(1-h) Cmh Cmh
Hằng số thủy phân:
 Độ thủy phân:
Tính pH:
  
 
 
      b
n
t
K
K
OHH
OHM
MOH
M
HMOH
K 
  
 
2
0
2
0
0
2
0
t hC
h1
hC
h1C
hC
M
HMOH
K 
mb
n
m
t
CK
K
C
K
h 
 
b
mn
mb
n
mm
K
CK
CK
K
ChCH 
 mbmbn ClgpK
2
1
7ClgpKpK
2
1
pH 
Muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu
Sự điện ly: MA → M+ + A-
Sự thủy phân: M+ + A- + H2O ⇌ HA + MOH
Cm(1-h) Cm(1-h) Cmh Cmh
Hằng số thủy phân:
Độ thủy phân:
Tính pH:
  
  
 
  
 
      ba
n
t
KK
K
OHH
OHM
MOH
AH
HA
AM
MOHHA
K 
  
  
2
2
2
22
0
2
0
t h
h1
h
h1C
hC
AM
MOHHA
K 
ba
n
t
KK
K
Kh 
     b
an
ba
n
aaa
m
m
aa
K
KK
KK
K
KhK
h1
h
K
)h1(C
hC
K
A
HA
KH 
 baban pKpK
2
1
7 pKpKpK
2
1
pH 
ĐIỀU KIỆN CHO PHẢN ỨNG 
TRAO ĐỔI MỘT CHIỀU
aA + bB ⇌ cC + dD

b
B
a
A
d
D
c
C
TT
CC
CC
RTGG ln0
Nếu (∆GT )pƣ < 0 : phản ứng xảy ra theo chiều thuận.
Phản ứng sẽ xảy ra nếu sản phẩm phản ứng :
Chất kết tủa
Chất điện ly yếu
Chất bay hơi 
∆GT < 0
Dựa vào (∆G0298)pƣ dự doán chiều hƣớng diễn 
ra của phản ứng trong thực tế
 (∆G0298)pƣ < - 40kJ : tự phát hoàn toàn theo chiều
thuận (Kt )
 (∆G0298)pƣ > +40kJ : phản ứng không tự xảy ra theo
chiều thuận.
 - 40kJ < (∆G0298)pƣ< +40kJ : phản ứng thuận nghịch