Bài học

Sự điện li, thuyết Brønsted–Lowry và pH

Mục tiêu bài học

Sau bài này, em phân loại được chất điện li mạnh/yếu, xác định được cặp acid–base liên hợp theo thuyết Brønsted–Lowry, và tính được pH của dung dịch acid hoặc base mạnh cũng như xử lý bài toán chuẩn độ acid–base ở mức đề kiểm tra.

Kiến thức nền cần nhớ

Course 2 đã xây dựng ba mảnh ghép: chất điện li phân li thành ion trong nước; thuyết Brønsted–Lowry coi acid là chất cho proton ( $H^+$ ), base là chất nhận proton; và tích số ion của nước $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ ở $25\,°C$ dẫn tới thang pH. Bài ôn tập này gộp lại thành một chuỗi suy luận liền mạch: từ bản chất phân li, tới định nghĩa acid–base, tới con số pH đo được.

Course 2 đã xây dựng ba mảnh ghép: chất điện li phân li thành ion trong nước; thuyết Brønsted–Lowry coi acid là chất cho proton ($H^+$), base là chất nhận proton; và tích số ion của nước $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ ở $25\,°C$ dẫn tới thang pH. Bài ôn tập này gộp lại thành một chuỗi suy luận liền mạch: từ bản chất phân li, tới định nghĩa acid–base, tới con số pH đo được.

Khởi động

Cùng nồng độ 0,1 M, dung dịch $HCl$ và dung dịch $CH_3COOH$ có độ dẫn điện khác hẳn nhau dù công thức đều là acid một nấc. Vì sao — và điều đó liên quan gì đến việc dung dịch nào có pH thấp hơn?

Kiến thức trọng tâm

Sự điện li: chất điện li mạnh phân li hoàn toàn trong nước (kí hiệu mũi tên một chiều $\to$ ), ví dụ $HCl \to H^+ + Cl^-$ , $NaOH \to Na^+ + OH^-$ . Chất điện li yếu chỉ phân li một phần, là một quá trình thuận nghịch (kí hiệu $\rightleftharpoons$ ), ví dụ $CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$ , $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$ . Đây chính là lý do dung dịch $HCl$ 0,1 M dẫn điện mạnh hơn hẳn dung dịch $CH_3COOH$ 0,1 M cùng nồng độ — nồng độ ion thực tế trong dung dịch acid mạnh cao hơn nhiều so với acid yếu.

Thuyết Brønsted–Lowry: acid là chất cho proton ( $H^+$ ), base là chất nhận proton. Mỗi acid có một base liên hợp (sau khi cho proton), mỗi base có một acid liên hợp (sau khi nhận proton) — tạo thành cặp acid–base liên hợp. Ví dụ trong $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$ : $NH_3$ là base (nhận $H^+$ để thành $NH_4^+$ ), $H_2O$ đóng vai trò acid (cho $H^+$ để thành $OH^-$ ); $NH_4^+$ là acid liên hợp của $NH_3$ , $OH^-$ là base liên hợp của $H_2O$ . Một số chất, như $HCO_3^-$ , có thể vừa là acid vừa là base tùy chất phản ứng cùng — gọi là chất lưỡng tính: với acid mạnh hơn ( $HCl$ ) nó nhận thêm proton (đóng vai base), với base mạnh hơn ( $OH^-$ ) nó cho proton (đóng vai acid).

pH: ở $25\,°C$ , tích số ion của nước $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ luôn đúng cho mọi dung dịch nước loãng. Định nghĩa $pH = -\log[H^+]$ . Dung dịch trung tính có $[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}$ M nên $pH = 7$ ; dung dịch acid có $[H^+] > 10^{-7}$ M nên $pH < 7$ ; dung dịch base có $pH > 7$ . Với acid hoặc base MẠNH, phân li hoàn toàn nên có thể tính trực tiếp $[H^+]$ hoặc $[OH^-]$ từ nồng độ ban đầu mà không cần biện luận cân bằng.

Chỉ thị và chuẩn độ: quỳ tím hóa đỏ trong môi trường acid ( $pH < 7$ ), hóa xanh trong môi trường base ( $pH > 7$ ); phenolphthalein không màu khi $pH < 8{,}3$ và chuyển hồng khi $pH > 8{,}3$ . Chuẩn độ acid–base dùng một dung dịch đã biết chính xác nồng độ (chuẩn) để xác định nồng độ chưa biết của dung dịch còn lại, dựa vào thể tích cần dùng để phản ứng vừa đủ (điểm tương đương, nhận biết qua đổi màu chỉ thị).

Các phản ứng acid–base trong Chương này thực chất là một trường hợp riêng của cân bằng hóa học đã ôn ở Chương 1: sự điện li của một acid/base yếu chính là một cân bằng thuận nghịch, và Le Chatelier vẫn áp dụng được — thêm một chất phản ứng với ion $H^+$ (như base) sẽ kéo cân bằng điện li của acid yếu chuyển dịch theo chiều phân li thêm, giải phóng thêm $H^+$ để bù lại. Trong đời sống, nhiều dung dịch quen thuộc minh họa rõ thang pH: giấm ăn (chứa $CH_3COOH$ loãng) có $pH$ khoảng 3, nước xà phòng có $pH$ khoảng 9–10 do chứa muối của acid béo yếu và base mạnh, còn nước chanh có $pH$ khoảng 2 do nồng độ acid citric khá cao — pH đo được không chỉ phụ thuộc loại acid/base mà còn phụ thuộc nồng độ và độ mạnh yếu của chất điện li tương ứng.

**Sự điện li**: chất điện li mạnh phân li hoàn toàn trong nước (kí hiệu mũi tên một chiều $\to$), ví dụ $HCl \to H^+ + Cl^-$, $NaOH \to Na^+ + OH^-$. Chất điện li yếu chỉ phân li một phần, là một quá trình thuận nghịch (kí hiệu $\rightleftharpoons$), ví dụ $CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+$, $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$. Đây chính là lý do dung dịch $HCl$ 0,1 M dẫn điện mạnh hơn hẳn dung dịch $CH_3COOH$ 0,1 M cùng nồng độ — nồng độ ion thực tế trong dung dịch acid mạnh cao hơn nhiều so với acid yếu. **Thuyết Brønsted–Lowry**: acid là chất cho proton ($H^+$), base là chất nhận proton. Mỗi acid có một base liên hợp (sau khi cho proton), mỗi base có một acid liên hợp (sau khi nhận proton) — tạo thành cặp acid–base liên hợp. Ví dụ trong $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$: $NH_3$ là base (nhận $H^+$ để thành $NH_4^+$), $H_2O$ đóng vai trò acid (cho $H^+$ để thành $OH^-$); $NH_4^+$ là acid liên hợp của $NH_3$, $OH^-$ là base liên hợp của $H_2O$. Một số chất, như $HCO_3^-$, có thể vừa là acid vừa là base tùy chất phản ứng cùng — gọi là chất lưỡng tính: với acid mạnh hơn ($HCl$) nó nhận thêm proton (đóng vai base), với base mạnh hơn ($OH^-$) nó cho proton (đóng vai acid). **pH**: ở $25\,°C$, tích số ion của nước $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ luôn đúng cho mọi dung dịch nước loãng. Định nghĩa $pH = -\log[H^+]$. Dung dịch trung tính có $[H^+] = [OH^-] = 10^{-7}$ M nên $pH = 7$; dung dịch acid có $[H^+] > 10^{-7}$ M nên $pH < 7$; dung dịch base có $pH > 7$. Với acid hoặc base MẠNH, phân li hoàn toàn nên có thể tính trực tiếp $[H^+]$ hoặc $[OH^-]$ từ nồng độ ban đầu mà không cần biện luận cân bằng. **Chỉ thị và chuẩn độ**: quỳ tím hóa đỏ trong môi trường acid ($pH < 7$), hóa xanh trong môi trường base ($pH > 7$); phenolphthalein không màu khi $pH < 8{,}3$ và chuyển hồng khi $pH > 8{,}3$. Chuẩn độ acid–base dùng một dung dịch đã biết chính xác nồng độ (chuẩn) để xác định nồng độ chưa biết của dung dịch còn lại, dựa vào thể tích cần dùng để phản ứng vừa đủ (điểm tương đương, nhận biết qua đổi màu chỉ thị). Các phản ứng acid–base trong Chương này thực chất là một trường hợp riêng của cân bằng hóa học đã ôn ở Chương 1: sự điện li của một acid/base yếu chính là một cân bằng thuận nghịch, và Le Chatelier vẫn áp dụng được — thêm một chất phản ứng với ion $H^+$ (như base) sẽ kéo cân bằng điện li của acid yếu chuyển dịch theo chiều phân li thêm, giải phóng thêm $H^+$ để bù lại. Trong đời sống, nhiều dung dịch quen thuộc minh họa rõ thang pH: giấm ăn (chứa $CH_3COOH$ loãng) có $pH$ khoảng 3, nước xà phòng có $pH$ khoảng 9–10 do chứa muối của acid béo yếu và base mạnh, còn nước chanh có $pH$ khoảng 2 do nồng độ acid citric khá cao — pH đo được không chỉ phụ thuộc loại acid/base mà còn phụ thuộc nồng độ và độ mạnh yếu của chất điện li tương ứng.

Thang pH: giá trị càng nhỏ càng acid, càng lớn càng base, pH = 7 là trung tính ở

25\,°C

.Thang pH: giá trị càng nhỏ càng acid, càng lớn càng base, pH = 7 là trung tính ở $25\,°C$.

Ví dụ

Tính pH của acid và base mạnh

1
Tính pH của dung dịch có $[H^+] = 10^{-3}$ M. Sau đó tính $[OH^-]$ và pH của dung dịch NaOH 0,01 M (base mạnh, phân li hoàn toàn).
Tính pH của dung dịch có $[H^+] = 10^{-3}$ M. Sau đó tính $[OH^-]$ và pH của dung dịch NaOH 0,01 M (base mạnh, phân li hoàn toàn).
2
$pH = -\log[H^+] = -\log(10^{-3}) = 3$ .
$pH = -\log[H^+] = -\log(10^{-3}) = 3$.
3
$NaOH \to Na^+ + OH^-$ phân li hoàn toàn nên $[OH^-] = 0{,}01 = 10^{-2}$ M.
$NaOH \to Na^+ + OH^-$ phân li hoàn toàn nên $[OH^-] = 0{,}01 = 10^{-2}$ M.
4
Theo $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ , suy ra $[H^+] = \dfrac{10^{-14}}{10^{-2}} = 10^{-12}$ M. Do đó $pH = -\log(10^{-12}) = 12$ .
Theo $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$, suy ra $[H^+] = \dfrac{10^{-14}}{10^{-2}} = 10^{-12}$ M. Do đó $pH = -\log(10^{-12}) = 12$.
5
Vậy dung dịch $[H^+] = 10^{-3}$ M có $pH = 3$ (acid); dung dịch NaOH 0,01 M có $pH = 12$ (base mạnh) — đúng như dự đoán vì $pH > 7$ với mọi dung dịch base.
Vậy dung dịch $[H^+] = 10^{-3}$ M có $pH = 3$ (acid); dung dịch NaOH 0,01 M có $pH = 12$ (base mạnh) — đúng như dự đoán vì $pH > 7$ với mọi dung dịch base.

Ví dụ

Bài toán chuẩn độ — dạng thi

1
Chuẩn độ 25,00 mL dung dịch $HCl$ chưa biết nồng độ bằng dung dịch $NaOH$ 0,10 M, dùng phenolphthalein làm chỉ thị. Khi thêm đúng 20,00 mL dung dịch $NaOH$ thì dung dịch chuyển từ không màu sang hồng nhạt bền trong 30 giây (điểm tương đương). Tính nồng độ mol của dung dịch $HCl$ ban đầu.
Chuẩn độ 25,00 mL dung dịch $HCl$ chưa biết nồng độ bằng dung dịch $NaOH$ 0,10 M, dùng phenolphthalein làm chỉ thị. Khi thêm đúng 20,00 mL dung dịch $NaOH$ thì dung dịch chuyển từ không màu sang hồng nhạt bền trong 30 giây (điểm tương đương). Tính nồng độ mol của dung dịch $HCl$ ban đầu.
2
$HCl + NaOH \to NaCl + H_2O$ . Tỉ lệ mol phản ứng là 1:1. Tại điểm tương đương (dung dịch bắt đầu chuyển hồng bền), số mol $HCl$ ban đầu đúng bằng số mol $NaOH$ đã dùng.
$HCl + NaOH \to NaCl + H_2O$. Tỉ lệ mol phản ứng là 1:1. Tại điểm tương đương (dung dịch bắt đầu chuyển hồng bền), số mol $HCl$ ban đầu đúng bằng số mol $NaOH$ đã dùng.
3
$n(NaOH) = 0{,}10 \times 0{,}020 = 2{,}0 \times 10^{-3}$ mol.
$n(NaOH) = 0{,}10 \times 0{,}020 = 2{,}0 \times 10^{-3}$ mol.
4
Theo tỉ lệ 1:1: $n(HCl) = n(NaOH) = 2{,}0 \times 10^{-3}$ mol. $C_M(HCl) = \dfrac{n}{V} = \dfrac{2{,}0 \times 10^{-3}}{0{,}025} = 0{,}08$ M.
Theo tỉ lệ 1:1: $n(HCl) = n(NaOH) = 2{,}0 \times 10^{-3}$ mol. $C_M(HCl) = \dfrac{n}{V} = \dfrac{2{,}0 \times 10^{-3}}{0{,}025} = 0{,}08$ M.
5
Vậy nồng độ dung dịch $HCl$ ban đầu là $0{,}08$ M. Phenolphthalein là chỉ thị hợp lý ở đây vì điểm tương đương của phản ứng acid mạnh–base mạnh có pH gần 7, và phenolphthalein đổi màu rõ ngay khi vượt qua điểm đó.
Vậy nồng độ dung dịch $HCl$ ban đầu là $0{,}08$ M. Phenolphthalein là chỉ thị hợp lý ở đây vì điểm tương đương của phản ứng acid mạnh–base mạnh có pH gần 7, và phenolphthalein đổi màu rõ ngay khi vượt qua điểm đó.

Sai lầm thường gặp

Học sinh hay áp dụng công thức $pH = -\log[H^+]$ ngay cả cho base mà quên đổi qua $[OH^-]$ trước — kết quả bị đảo ngược (tính ra pH acid cho một dung dịch base). Luôn xác định trước dung dịch cho là acid hay base mạnh, phân li hoàn toàn hay không, rồi mới chọn công thức phù hợp.

Luyện tập có hướng dẫn

Luyện tập độc lập

Kiểm tra nhanh

Ghi nhớ

Điện li mạnh phân li hoàn toàn ( $\to$ ), điện li yếu phân li một phần, thuận nghịch ( $\rightleftharpoons$ ). Acid Brønsted–Lowry cho $H^+$ , base nhận $H^+$ . $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ ở $25\,°C$ ; $pH = -\log[H^+]$ . Chuẩn độ dùng tỉ lệ mol từ phương trình để suy ra nồng độ chưa biết từ thể tích và nồng độ đã biết.

Điện li mạnh phân li hoàn toàn ($\to$), điện li yếu phân li một phần, thuận nghịch ($\rightleftharpoons$). Acid Brønsted–Lowry cho $H^+$, base nhận $H^+$. $K_w = [H^+][OH^-] = 10^{-14}$ ở $25\,°C$; $pH = -\log[H^+]$. Chuẩn độ dùng tỉ lệ mol từ phương trình để suy ra nồng độ chưa biết từ thể tích và nồng độ đã biết.

Chương tiếp theo ôn lại nitrogen và các hợp chất của nó — nơi $NH_3$ chính là một base yếu theo đúng khung lý thuyết Brønsted–Lowry vừa học ở bài này.