Bài giảng Hóa học đại cương A - Hoàng Hải Hậu (Phần 1)

TRƯỜNG ĐẠI HỌC KIÊN GIANG 
KHOA SƢ PHẠM VÀ XÃ HỘI NHÂN VĂN 
 Hoàng Hải Hậu 
BÀI GIẢNG 
HÓA HỌC ĐẠI CƢƠNG A 
(Lƣu hành nội bộ) 
Năm 2018 
LỜI NÓI ĐẦU 
Cuốn bài giảng này gồm có 15 chương: Phần 1 với 6 chương, nội dung của 6 
chương này bao hàm các cơ sở cấu tạo và hóa lý của Hóa học đại cương. Phần 2 với 9 
chương hữu cơ, nội dung là cơ sở bước đầu của Hóa học hữu cơ. Tạo điều kiện cho 
Sinh viên tiếp cận với các bước cơ bản của môn Hóa học đại cương. 
Đối tượng phục vụ chủ yếu của cuốn bài giảng này là sinh viên các khối ngành kĩ 
thuật và tổng hợp, tuy nhiên nó cũng có thể giúp ích cho một số đối tượng khác quan 
tâm đến Hóa Học, mà ở đây cụ thể là Hóa cơ sở đại cương. 
Mặc dù đã cố gắng nhưng bài giảng không tránh khỏi những thiếu sót. Mong 
nhận được nhiều ý kiến đóng góp xây dựng từ người đọc. 
 TÁC GIẢ 
i 
MỤC LỤC 
CHƢƠNG 1 ............................................................................................................................... 1 
CẤU TẠO NGUYÊN TỬ - ĐỊNH LUẬT TUẦN HOÀN ..................................................... 1 
1.1. Mở đầu cấu tạo nguyên tử .............................................................................................................1 
1.2. Hạt nhân nguyên tử .......................................................................................................................1 
1.3. Lớp vỏ electron .............................................................................................................................2 
1.4. Định luật tuần hoàn và hệ thống tuần hoàn .................................................................................11 
1.5. Sự biến đổi tuần hoàn của một số tính chất của nguyên tử .........................................................14 
CHƢƠNG 2 ............................................................................................................................. 23 
LIÊN KẾT HÓA HỌC VÀ CẤU TẠO PHÂN TỬ ............................................................. 23 
3.1. Liên kết ion theo Kossel (Côtxen) ...............................................................................................23 
3.2. Liên kết cộng hóa trị theo Lewis (Liuyt) .....................................................................................24 
3.3. Phương pháp liên kết hóa trị (VB) (Valence – bond) ..................................................................26 
3.4. Thuyết lai hóa các orbitan nguyên tử (Sử dụng electron độc thân) .............................................29 
3.5. Các kiểu xen phủ Orbitan nguyên tử ...........................................................................................32 
3.6. Vài nét đặc trưng của liên kết ......................................................................................................33 
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 2 .................................................................................. 37 
CHƢƠNG 3 ............................................................................................................................. 40 
NHIỆT ĐỘNG HỌC .............................................................................................................. 40 
3.1. Định luật bảo toàn và chuyển hóa năng lượng ............................................................................40 
3.2. Nhiệt hóa học ..............................................................................................................................47 
3.3. Chiều tự diễn biến của các quá trình ...........................................................................................52 
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 3 .................................................................................. 58 
CHƢƠNG 4 ĐỘNG HÓA HỌC ............................................................................................ 62 
4.1. Mở đầu ........................................................................................................................................62 
4.2. Tốc độ phản ứng hóa học ............................................................................................................62 
4.3. Ảnh hưởng của nồng độ ..............................................................................................................63 
4.4. Ảnh hưởng của nhiệt độ ..............................................................................................................67 
4.5. Chất xúc tác .................................................................................................................................68 
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 4 .................................................................................. 74 
CHƢƠNG 5 ............................................................................................................................. 76 
DUNG DỊCH ........................................................................................................................... 76 
5.1 Các hệ phân tán – Dung dịch .......................................................................................................76 
5.3. Cách biểu diễn thành phần dung dịch .........................................................................................78 
5.4. Độ tan ..........................................................................................................................................78 
5.5. Áp suất thẩm thấu của dung dịch ................................................................................................80 
ii 
5.6. Áp suất hơi của dung dịch ...........................................................................................................81 
5.7. Nhiệt độ sôi và nhiệt độ đông đặc ...............................................................................................83 
5.8. Lý thuyết điện ly – Dung dịch điện ly .........................................................................................85 
5.9. Khá ... .2. Độ mạnh của axit và của bazơ 
 Độ mạnh tương đối của các cặp axit – bazơ: 
Theo Bronsted – Loury, độ mạnh của một axit thể hiện khả năng cho proton, còn 
độ mạnh của một bazơ thể hiện khả năng nhận proton. 
Phản ứng HCl + H2O → H3O
+
 + Cl
-
 xảy ra hoàn toàn: HCl là axit mạnh hơn 
H3O
+
 và H2O là bazơ mạnh hơn Cl
-
. Nói chung axit càng mạnh bao nhiêu, bazơ liên 
hợp với nó càng yếu bấy nhiêu và ngược lại. Nhờ vậy ta có thể phân loại các axit – 
bazơ với lực axit giảm dần từ trên xuống, trong khi lực bazơ liên hợp tăng tương ứng. 
Một axit ở hàng trên tác dụng được với bazơ ở hàng dưới bảng 
 Axit liên hợp Bazơ liên hợp 
HClO4 ClO4 
H2SO4 HSO4 
HCl Cl
-
HCl Cl
-
HCl Cl
-
HNO3 NO3
-
H3O
+
 H2O 
H2SO3 HSO3
-
HSO4
-
 SO4
2-
HF F
-
HCH3COO CH3COO
-
LỰC 
AXIT 
TĂNG 
LỰC 
BAZƠ 
TĂNG 
97 
H2S HS
-
HSO3
-
 SO3
2-
H2O OH
-
HS
-
 S
2-
OH
- 
O
2-
 Đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của axit hay bazơ: 
Người ta thường chọn H2O là dung môi để định lực axit hay bazơ 
* Axit A + H2O ⇌ B + H3O
+
Áp dụng định luật tác dụng khối lượng: 
Hằng số cân bằng: 
   
   OHA
OHB
K
2
3
 ⇒  
  
 A
OHB
OHK
3
2
. Đây là một hằng số gọi là hằng số axit, ký hiệu là KA 
⇒ 
  
 A
OHB
K
3
A
 pKA = -lgKA: được gọi là chỉ số axit. 
⇒ Hằng số axit KA càng lớn ( tức chỉ số axit pKA càng nhỏ) thì lực axit càng 
mạnh. 
Ví dụ: Axit CH3COOH ( KA = 1,86.10
-5, pKA = 4,73) mạnh hơn axit HCN(KA = 
7,2.10
-10
, pKA = 9,14) 
Chú ý: [] là ký hiệu của nồng độ ở trạng thái cân bằng 
- Với axit đa chức, sự điện ly xảy ra qua nhiều giai đoạn: 
Ví dụ: 
H3PO4 + H2O ⇌ H2PO4
-
 + H3O
+
 K1 = 7,51 10
-2
, pK1 = 1,12 
H2PO4
-
 + H2O ⇌ HPO4
2- 
+ H3O
+
 K2 = 6,23 10
-8
, pK2 = 7,21 
HPO4
2-
 + H2O ⇌ PO4
3- 
+ H3O
+
 K3 = 2,20 10
-13
, pK3 = 12,66 
* Bazơ B + H2O ⇌ A + OH
-
- Hằng số bazơ 
  
  
 B
OHA
OHKK
2B
98 
- Chỉ số bazơ: pKB = -lgKB 
⇒ Hằng số bazơ KB càng lớn ( tức chỉ số bazơ pKB càng nhỏ ) thì lực bazơ càng 
mạnh. 
Ví dụ: Amoniac (KNH3 = 1,79 10
-5
, pKNH3 = 4,75) là bazơ mạnh hơn Anilin (
256 NHHC
K = 410
10
-10
, pKB = 9,4) 
5.9.3. Tích số ion của nƣớc 
 KW = [H3O
+
][HO
-
] = 10
-14
 ( 25
0
C) 
 KW: hằng số tự phân hay là tích số ion của nước 
Chú ý: - Cân bằng điện ly của nước luôn tồn tại trong nước nguyên chất cũng 
như trong dung dịch nước. Điều quan trọng là trong nước nguyên chất (tinh khiết), 
nồng độ của H3O
+
 và OH
-
 bằng nhau còn trong dung dịch nước, các nồng độ đó có thể 
không bằng nhau nhưng tích các nồng độ đó luôn luôn là hằng số 
 - Các giá trị hằng số cân bằng thường được xác định ở nhiệt độ 250C 
* Trong nước nguyên chất và dung dịch trung tính: 
[H3O
+
] = [OH
-
] = 10
-7
* Trong dung dịch axit: 
[H3O
+
] > [OH
-
] suy ra [H3O
+
] > 10
-7
, [OH
-
]< 10
-7
* Trong dung dịch kiềm: 
[H3O
+
] < [OH
-
] suy ra [H3O
+
] < 10
-7
, [OH
-
] > 10
-7
Như vậy ta có thể dựa vào nồng độ ion H3O
+
 hay ion OH
-
 để biết tính chất môi 
trường của một dung dịch. Tuy nhiên để biểu thị môi trường một cách tiện lợi hơn, 
người ta sử dụng đại lượng chỉ số hiđro pH (hoặc chỉ số hiđroxyl pOH) với qui ước: 
 Chỉ số Hiđro: pH = -lg[H3O
+
] 
 Chỉ số Hiđroxyl: pOH = -lg[OH-] 
⇒ pH + pOH = 14 (250C) 
 Dung dịch trung tính: pH = 7 (pOH = 7) 
 Dung dịch axit: pH 7) 
 Dung dịch bazơ: pH >7 (pOH < 7) 
5.9.4. Liên hệ giữa KA và KB của một cặp axit – bazơ liên hợp 
Ta có: 
  
 A
OHB
K
3
A
99 
  
 B
OHA
K
B
 ⇒ KA KB = [H3O
+
][OH
-
] = KW 
Vậy pKA + pKB = pKW = 14 
⇒ Từ đó cho ta thấy: Axit càng mạnh thì bazơ liên hợp càng yếu 
5.10. Sự thủy phân muối 
a/ Định nghĩa 
- Thủy phân muối là phản ứng trao đổi giữa các ion của muối với các ion của 
nước. Theo Bronsted – Loury phản ứng thủy phân thực chất là phản ứng chuyển 
proton như mọi phản ứng axit – bazơ. 
- Sự thủy phân xảy ra với các gốc axit yếu hoặc cation gốc bazơ yếu 
Ví dụ 1: Muối axit yếu – bazơ mạnh 
CH3COONa ⇌ CH3COO
-
 + Na
+
CH3COO
-
 + HOH ⇌ CH3COOH + OH
-
⇒ dung dịch natri axetat có tính kiềm 
Ví dụ 2: Muối axit mạnh – bazơ yếu 
NH4Cl ⇌ NH4
+
 + Cl
-
NH4
+
 + HOH ⇌ NH4OH + H
+
⇒ dd NH4Cl có tính axit. 
Ví dụ 3: Muối axit yếu – bazơ yếu 
NH4CN ⇌ NH4
+
 + CN
-
NH4
+
 + HOH ⇌ NH4OH + H
+
CN
-
 + HOH ⇌ HCN + OH- 
⇒ Vì KA(NH4
+
) = 5,6.10
-10
 < KB(CN
-
) = 2,04.10
-5
) ⇒Môi trường kiềm 
NH4NO2 ⇌ NH4
+
 + NO2
-
NH4
+
 + HOH ⇌ NH3 + H3O
+
NO2
-
 + HOH ⇌ HNO2
-
 + OH
-
Vì KA(NH4
+
) = 5,6.10
-10
 > KB(NO2
-
) = 0,22.10
-10
 ⇒ Môi trường axit 
5.11. Dung dịch đệm 
a/ Định nghĩa 
100 
Dung dịch đệm là dung dịch chứa hỗn hợp một axit yếu với bazơ liên hợp của nó. 
 HA + H2O ⇌ B + H3O
+
 Axit Bazơ liên hợp 
b/ Tính chất 
Dung dịch đệm có đặc điểm là pH thay đổi rất ít khi thêm một lượng axit hoặc 
bazơ. 
c/ pH của dung dịch đệm 
 HA + H2O ⇌ B + H3O
+
 ⇒ 
  
 A
OHB
K
3
A
 ⇒  
 
 B
HA
KOH
A
3
⇒ pHđệm = pKA – lg 
5.12. Tích số tan 
a/ Định nghĩa 
Tích số tan là tích nồng độ các ion trong dung dịch bão hòa của chất điện ly ít 
tan với số mũ thích hợp. 
AmBn(r) ⇌ AmBn( dd) ⇌mA
n+
 + nB
m-
Ks hay TtAmBn = [A
n+
]
m
[B
m-
]
n 
b/ Mối liên hệ giữa độ tan (S) và tích số tan 
Ks(AmBn) = m
m
n
n
S
m+n
c/ Điều kiện kết tủa của chất điện li ít tan 
Chất điện li ít tan sẽ xuất hiện dưới dạng kết tủa khi: Tích số nồng độ các ion với 
số mũ thích hợp vượt quá giá trị tích số tan ở nhiệt độ đã cho 
AmBn(r) ⇌ AmBn( dd) ⇌mA
n+
 + nB
m-
 Q = [A
n+
]
m
[B
m-
]
n
 ≥ Ks 
Chất điện li ít tan sẽ tan vào dung dịch khi: Tích nồng độ các ion nhỏ hơn giá trị 
tích số tan tại nhiệt độ đó. 
 Q = [A
n+
]
m
[B
m-
]
n
 ≤ Ks 
5.13. Tính toán chi tiết pH các dung dịch 
[Bazơ liên hợp] 
[Axit] 
101 
5.13.1. Định luật bảo toàn nồng độ đầu 
- Nồng độ gốc (Co): là nồng độ một chất nào đó trước khi trộn hỗn hợp phản ứng. 
- Nồng độ đầu (C): là nồng độ một chất nào đó trước khi tham gia phản ứng. 
Nồng độ đầu khác với nồng độ gốc ở chỗ có sự thay đổi thể tích khi trộn lẫn các dung 
dịch. 
- Nồng độ cân bằng ([ ]): là nồng độ một cấu tử sau phản ứng và hệ ở trạng thái 
cân bằng. 
Ví dụ: Trộn 20ml dung dịch NaOH 0,15M với 10ml dd NaCl 0,06M được 30ml hỗn 
hợp. Ta có: 
 Nồng độ gốc C0 của các chất: 
C
0
(NaOH) = 0,15M, V
o
(NaOH) = 20ml 
C
0
(NaCl) = 0,06M, V
o
(NaCl) = 10ml 
Vhh = 20 + 10 = 30ml 
 Nồng độ đầu 
Nồng độ đầu từng chất: 
CNaOH = 0,15
30
20
 = 0,10M 
CNaCl = 0,06 
30
10
 = 0,02M 
 Nồng độ cân bằng 
Ta có cân bằng sau (bỏ qua sự điện ly của nước): 
NaOH = Na
+
 + OH
-
NaCl = Na
+
 + Cl
-
[Na+] = 
NaClNaNaOHNa
CC = 0,12M 
[Cl
-
] = 
NaClNa
C = 0,02M 
[OH
-
] = 
NaOHOH
C = 0,10M 
- Theo định luật bảo toàn khối lượng: nồng độ đầu của một cấu tử bất kỳ đúng 
bằng tổng các nồng độ cân bằng của tất cả các dạng tồn tại của cấu tử đó trong 
dung dịch ở trạng thái cân bằng. 
Ví dụ: Trong dung dịch H3PO4 0,1M có các cân bằng sau: 
H3PO4 → H
+
 + H2PO4
-
102 
H2PO4
-
 → H+ + HPO4
2-
HPO4
2
- → H+ + PO4
3-
Nồng độ đầu của axit H3PO4 là 0,1M, áp dụng định luật bảo toàn khối lượng (tức 
bảo toàn nồng độ đầu): 
43 POH
C [H3PO4] + [H2PO4
-
] + [HPO4
2-
] + [PO4
3-
] = 0,1 
5.13.2. Định luật trung hòa điện tích 
Do sự trung hòa điện của dung dịch các chất điện ly, tổng các điện tích âm của 
các anion phải bằng tổng các điện tích dương của các cation. 
Ví dụ: Trong dung dịch H3PO4: 
[H+] = [H2PO4
-
] + 2 [HPO4
2-
] + 3 [PO4
3-
] + [OH
-
] 
Trong dung dịch Na3PO4: 
[Na] + [H
+
] = [H2PO4
-
] + 2 [HPO4
2-
] + 3 [PO4
3-
] + [OH
-
] 
5.13.3. pH dung dịch axit mạnh 
Giả sử có dung dịch đơn axit mạnh HA nồng độ đầu CA: 
HA + H2O = H3O
+
 + A
-
H2O + H2O = H3O
+
 + OH
-
Có thể viết đơn giản: 
HA = H
+
 + A
-
H2O = H
+
 + OH
-
Định luật bảo toàn nồng độ đầu: 
[A
-
] = CA 
Định luật trung hòa điện: 
[H
+
] = [A
-
] + [OH
-
] = CA + 
  H
K
w 
⇒ [H+]2 - CA[H
+
] - KW = 0 (1) 
a/ CA<<10
-7
 : có thể bỏ qua nồng độ H+ do axit điện ly, vì vậy: 
[H
+
]
2
 = KW 
⇒  
w
KH 
⇒ pH = -lg[H+] 
 = -lg
w
K 
103 
⇒ pH = 7 
b/ CA ≃10-7: Giải phương trình bậc hai (1) 
c/ CA>>10
-7: Có thể bỏ qua H+ do nước điện ly, vì thế: 
[H
+
] = CA 
⇒ pH = pCA 
5.13.4. pH dung dịch bazơ mạnh 
Giả sử có dung dịch đơn bazơ mạnh B nồng độ CB 
B + H2O = HB
+
 + OH
-
H2O + H2O = H3O
+
 + OH
-
Định luật bảo toàn nồng độ đầu: 
[HB
+
] = CB 
Định luật trung hòa điện: 
 [OH
-
] = [HB
+
] + [H
+
] 
⇒ 
  H
K
w = CB + [H
+
] 
⇒ [H+]2 - CB[H
+
] - KW = 0 (2) 
a/ CB<<10
-7: Bỏ qua sự phân ly của bazơ 
⇒    
w
KOHH 
⇒ pH = 7 
b/ CB ≃10
-7: Giải phương trình bậc hai (2) 
c/ CB>>10
-7: Có thể bỏ qua sự điện ly của nước 
⇒[OH-] = CB 
⇒ [H+] = 
B
w
C
K
⇒ pH = pKW + lgCB 
⇒ pH = 14 + lgCB 
5.13.5. pH dung dịch đơn axit yếu 
Giả sử có dung dịch đơn axit yếu HA nồng độ C0 
C0>>10
-7
 ⇒ Bỏ qua quá trình ion hóa của nước 
 HA + H2O = H3O
+
 + A
-
104 
Ban đầu C0 
Phản ứng x x x 
Còn lại (C0 – x) x x 
⇒ KA = 
xC
x
0
2
Nếu C0 >> x ⇒ KAC0= x
2
 ⇒
0
CK
A
 =[H3O
+
] 
 ⇒ pH = 
2
1
(pKA + pC0) 
5.13.6. pH dung dịch đơn bazơ yếu 
Giả sử có dung dịch đơn bazơ mạnh B nồng độ C0 
C0>>10
-7
 ⇒ Bỏ qua quá trình ion hóa của nước 
 B + H2O = HB
+
 + OH
-
Ban đầu C0 
Phản ứng x x x 
Còn lại (C0 – x) x x 
⇒ Kb = 
xC
x
0
2
Nếu C0 >> x ⇒ KAC0= x
2
 ⇒
0
CK
B
 =[OH
-
] 
 ⇒ pOH = 
2
1
(pKB + pC0) 
⇒ pH = 14 - 
2
1
(pKB + pC0) 
105 
CÂU HỎI VÀ BÀI TẬP CHƢƠNG 5 
1. Quá trình hòa tan xảy ra như thế nào? Nêu định nghĩa độ tan, dung dịch bão hòa và 
dung dịch quá bão hòa. Hãy trình bày các yếu tố ảnh hưởng đến độ hòa tan của chất rắn 
và chất khí vào dung môi lỏng. 
2. Định nghĩa nhiệt hòa tan. Tại sao có quá trình hòa tan thu nhiệt và tỏa nhiệt? 
3. Thế nào là áp suất hơi bão hòa, nhiệt độ sôi, nhiệt độ kết tinh của chất lỏng. Trình bày 
định luật Raoult về độ tăng nhiệt độ sôi, độ hạ nhiệt độ kết tinh của dung dịch chứa chất 
tan không bay hơi. Quá trình sôi và quá trình kết tinh của dung dịch loãng chứa chất tan 
không bay hơi xảy ra như thế nào? 
4. Định nghĩa hiện tượng thẩm thấu và áp suất thẩm thấu. Viết phương trình Van’t Hoff 
tính áp suất thẩm thấu. 
5. Hãy trình bày những điểm chính của thuyết điện ly Arrhenius. 
6. Thế nào là độ điện ly, hằng số điện ly, chất điện ly mạnh, chất điện ly yếu? 
7. Nêu ý nghĩa của hệ số Van’t Hoff. Mối quan hệ của nó với độ điện ly. Sự khác nhau 
giữa dung dịch điện ly và dung dịch phân tử. 
8. Tích số tan là gì? Mối quan hệ giữa tích số tan, độ tan. Trình bày điều kiện để hòa tan 
và kết tủa. 
9. Tính áp suất thẩm thấu ở 00C của dung dịch chứa 46 gam glixerin C3H8O3 trong 1 lít 
dung dịch. 
 (đs: 11,2 atm) 
10. Manit là chất không điện ly , 9 g manit tan trong nước cho 250 ml dung dịch . Ở 
0
0C dung dịch có áp suất thẩm thấu là 4,5 atm. Định khối lượng phân tử của manit. 
 (đs: 179,2 g/ mol) 
 11. Cần phải có bao nhiêu gam glucozơ (C6H12O6) trong 1 lít dung dịch để áp suất 
thẩm thấu của nó bằng áp suất thẩm thấu của dung dịch chứa 3 gam andehit fomic 
(HCHO) trong 1 lít dung dịch? 
 (đs: 18 g) 
12. Áp suất thẩm thấu của máu ở 370C là 7,65 atm. Cần hòa tan bao nhiêu gam 
glucozơ vào nước thành 1 lít dung dịch để khi tiêm vào cơ thể glucozơ cũng có áp súât 
thẩm thấu như máu. 
(đs: 54,2 gam) 
13. Dung dịch chứa 6,85 g một gluxit trong 100 g nước có khối lượng riêng 1,024 g/ml 
và có áp suất thẩm thấu 4,61 atm ờ 200C.Tìm khối lượng mol phân tử của gluxit. 
(đs: 342g/mol) 
106 
14. Ở 200C áp suất hơi nước bão hòa là 17,5 mm Hg. Tìm áp suất hơi bão hòa ở 200C 
của dung ịch chứa 0,2 mol đường hòa tan trong 450 g nước. 
(đs: 17,36 mm Hg) 
15. Áp suất hơi nước bão hòa ở 700C là 233,8 mm Hg. 270 g nước hòa tan 12 g chất 
tan tạo dung dịch có áp suất hơi bão hòa là 230,68 mmHg. Định khối lượng mol phân 
tử chất tan. 
(đs: 60g/mol) 
16. A là một chất không bay hơi, không điện ly. 10,6 gam A hòa tan trong 740g 
dietylete cho 1 dung dịch có độ tăng nhiệt độ sôi là 0,284 0C. Biết hằng số nghiệm sôi 
của dietylete là 2.110Ckg/mol. Tìm khối lượng mol phân tử chất A. 
(đs: 106,4 g/mol) 
17. Khi hòa tan 13 g camphor vào 400 g dietylete thì nhiệt độ sôi tăng thêm 0,453 0C. 
Biết hằng số nghiệm sôi của dietylete là 2,110C kg/mol. Tìm khối lượng mol phân tử 
của camphor. 
(đs: 151,4 g/mol) 
18. Khi hòa tan 3,24 g lưu huỳnh vào 40 g benzen thì nhiệt độ sôi của benzen tăng 
0,81 
0C. Trong dung dịch này, phân tử lưu huỳnh gồm bao nhiêu nguyên tử? Cho 
Ksbenzen=2,53
0
Ckg/mol 
(đs: 8 nguyên tử) 
19. Tìm nhiệt độ đông đặc của dung dịch rượu metylic CH3OH 10% trong nước. 
(đs: -6,460C) 
20. Nhiệt độ đông đặc của naptalen là 80,60C. Khi hòa tan 0,512 g một hợp chất B 
trong 7,03 g naptalen thì dung dịch động đặc ở 75,2 0C. Biết hằng số nghiệm động của 
naptalen là 6,8
0Ckg/mol. Cho biết khối lượng mol phân tử của B 
(đs: 91,7 g/mol) 
21. Cần phải hòa tan bao nhiêu gam đường saccarozơ C12H22O11 vào 100 g nước để: 
a/ Giảm nhiệt độ đông đặc 10C 
b/ Tăng nhiệt độ sôi 10C 
Cho KđH2O = 1,86
0
CKg/mol, KsH2O= 0,52 
0
C Kg/mol 
(đs: a/ 18,4 g; b/ 65,8 g) 
22. Hòa tan một lượng AgCl vào nước ở 250C.Trong dung dịch bão hòa AgCl nồng độ 
ion bạc là 1,27.10-5 M.Tính tích số tan của bạc clorua tại nhiệt độ trên. 
23. Độ tan mol của Ag3PO4 ở 18
0
C là 1,6.10
-5M. Tím tích số tan của bạc photphat. 
107 
(đs: 1,77.10-18) 
24. Tích số tan của Pb3(PO4)2 ở nhiệt độ phòng là 7,9.10
-43. Tính độ tan mol của nó tại 
nhiệt độ phòng. 
(đs:1.5.10-9) 
 25. Tính độ tan mol của AgCl trong dung dịch AgNO3 6,5.10
-3
 M. Biết rằng tích số 
tan của AgCl ở 250C là 1,6.10-10 
(đs: 2,5.10-8)