⚗️ Sự điện li & pH dung dịch

Hoá học 11 – Chương: Sự điện li & Axit – Bazơ – Muối

1. Sự điện li – Chất điện li

Sự điện li là quá trình các phân tử (hoặc hợp chất ion) khi tan trong nước hoặc nóng chảy phân li thành các ion (cation và anion). Chất có khả năng điện li gọi là chất điện li.

Phương trình điện li thường dùng mũi tên thuận nghịch (⇌) với chất điện li yếu, mũi tên một chiều (→) với chất điện li mạnh.

📌 Ví dụ 1 – Chất điện li mạnh (HCl, NaOH, NaCl):

\(\mathrm{HCl \rightarrow H^+ + Cl^-}\) (axit mạnh)

\(\mathrm{NaOH \rightarrow Na^+ + OH^-}\) (bazơ mạnh)

\(\mathrm{NaCl \rightarrow Na^+ + Cl^-}\) (muối tan)

📌 Ví dụ 2 – Chất điện li yếu (CH₃COOH, NH₃, H₂O):

\(\mathrm{CH_3COOH \rightleftharpoons CH_3COO^- + H^+}\) (axit yếu)

\(\mathrm{NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-}\)

Độ điện li (α) cho biết tỉ lệ phân tử phân li thành ion. \(0 < \alpha \le 1\). Chất điện li mạnh có α ≈ 1, chất điện li yếu có α << 1.

🔹 Chất điện li mạnh	HCl, HNO₃, H₂SO₄, NaOH, KOH, Ba(OH)₂, hầu hết muối tan
🔸 Chất điện li yếu	CH₃COOH, H₂S, H₂CO₃, NH₃, H₂O, Al(OH)₃, Fe(OH)₃

2. pH dung dịch – thang pH

pH là chỉ số đo nồng độ ion H⁺ trong dung dịch. Công thức: \(\mathrm{pH = -\log[H^+]}\) (với [H⁺] tính bằng mol/L).

Trong nước nguyên chất ở 25°C: \([H^+] = 10^{-7} \mathrm{M}\) → pH = 7 (trung tính).

pH < 7 : môi trường axit (dung dịch chứa H⁺ dư).
pH = 7 : môi trường trung tính (H⁺ = OH⁻).
pH > 7 : môi trường bazơ (OH⁻ dư).

🧪 Ví dụ tính pH – Dung dịch HCl 0,001 M

HCl là axit mạnh → \([H^+] = 0,001\,\mathrm{M} = 10^{-3}\,\mathrm{M}\).

\(\mathrm{pH = -\log(10^{-3}) = 3}\). Vậy dung dịch có pH = 3 (axit).

🧪 Ví dụ dung dịch NaOH 0,0001 M

NaOH → Na⁺ + OH⁻, [OH⁻] = 10⁻⁴ M. Tích số ion nước: \([H^+][OH^-] = 10^{-14}\).

\([H^+] = \dfrac{10^{-14}}{10^{-4}} = 10^{-10}\,\mathrm{M}\) → \(\mathrm{pH = 10}\) (bazơ).

Thang pH thông dụng từ 0 đến 14. Một số giá trị tham khảo: nước chanh pH≈2, giấm ăn pH≈3, máu người pH≈7,35 – 7,45, xà phòng pH≈9-10.

3. Mối liên hệ [H⁺] – pH – môi trường

Khi biết pH, ta tính được \([H^+] = 10^{-\mathrm{pH}}\). Ngược lại, nếu biết \([H^+]\) thì pH = –log[H⁺].

Với dung dịch bazơ mạnh (NaOH, KOH), ta thường tính pOH trước: \(\mathrm{pOH = -\log[OH^-]}\) và \(\mathrm{pH + pOH = 14}\) (ở 25°C).

📝 Nhận xét quan trọng: Sự điện li của nước rất yếu, nhưng đóng vai trò quyết định trong cân bằng axit – bazơ. Mọi dung dịch nước đều có \([H^+] \cdot [OH^-] = 10^{-14}\) (25°C).

📘 Câu hỏi củng cố (tự luận ngắn)

Viết phương trình điện li của: HNO₃, Ba(OH)₂, K₂SO₄ và CH₃COOH. Cho biết chất nào là chất điện li mạnh, yếu?
Tính pH của dung dịch HCl 0,01 M và dung dịch KOH 0,001 M (coi như điện li hoàn toàn).
Một dung dịch có pH = 4. Hãy cho biết môi trường axit, bazơ hay trung tính? Nồng độ H⁺ là bao nhiêu?
So sánh sự khác nhau về độ điện li (α) giữa chất điện li mạnh (ví dụ NaCl) và chất điện li yếu (ví dụ CH₃COOH). Giải thích ngắn.
Dung dịch A có [H⁺] = 2,5·10⁻⁶ M. Tính pH của dung dịch A và cho biết nó làm quỳ tím chuyển màu gì? (Biết quỳ tím hóa đỏ khi pH < 6).

👉 Hãy tự trả lời vào vở, không cần nộp. Đáp án sẽ được thảo luận trong buổi học trực tuyến.

✏️ Biên soạn: Giáo viên Hoá 11 – Bài học tự học “Sự điện li & pH”