Chuyên đề Sự điện li: chất điện li, pH và thủy phân có đáp án

Bạn cắm hai điện cực vào một cốc nước cất rồi bật công tắc — bóng đèn không sáng.
Bạn pha một thìa muối ăn vào cốc nước đó, khuấy tan, bật công tắc lại — bóng đèn sáng lên.
Bạn làm y hệt với một thìa đường: khuấy tan, bật công tắc — bóng đèn vẫn tối om.
Cùng là chất rắn màu trắng, cùng tan trong nước, vì sao muối làm cho nước dẫn được điện còn đường thì không?
Câu trả lời nằm ở một quá trình mà mắt thường không nhìn thấy: khi tan trong nước, muối ăn tách thành những hạt mang điện gọi là ion, còn đường tan ra vẫn giữ nguyên là những phân tử không mang điện.
Quá trình tách thành ion đó có tên là sự điện li — và nó là chìa khóa để hiểu vì sao dung dịch axit làm quỳ tím hóa đỏ, vì sao dung dịch bazơ có vị đắng và nhờn, vì sao nước biển dẫn điện, và vì sao người ta đo độ chua của đất, của nước, của dạ dày bằng một con số gọi là pH.
Chuyên đề này sẽ đi từ thí nghiệm bóng đèn quen thuộc tới thuyết điện li của Arrhenius, tới chất điện li mạnh và chất điện li yếu, tới thuyết axit – bazơ của Brønsted và Lowry, tới tích số ion của nước và thang pH, rồi tới pH của dung dịch muối — kèm 8 ví dụ tính pH giải chi tiết từng bước, những lỗi sai mà học sinh hay mắc nhất, và 5 câu tự luyện có đáp án như giáo viên chữa bài.

1. Vì sao nước muối dẫn điện còn nước đường thì không?

Dòng điện trong dây kim loại là dòng chuyển dời có hướng của các electron tự do.
Trong dung dịch, dòng điện là dòng chuyển dời có hướng của các ion: ion dương chạy về cực âm, ion âm chạy về cực dương.
Muốn dung dịch dẫn được điện, trong dung dịch phải có những hạt mang điện có thể chuyển động tự do — tức là phải có ion.
Nước cất hầu như không có ion: nước tự phân li rất ít, chỉ khoảng 1,0 × 10⁻⁷ mol ion H⁺ và 1,0 × 10⁻⁷ mol ion OH⁻ trong mỗi lít nước ở 25°C — quá ít để dẫn điện, nên bóng đèn không sáng.
Muối ăn là hợp chất ion: trong tinh thể NaCl, các ion Na⁺ và ion Cl⁻ sắp xếp xen kẽ nhau, liên kết với nhau bằng lực hút tĩnh điện.
Khi cho muối ăn vào nước, các phân tử nước có cực sẽ "kéo" các ion ra khỏi tinh thể: đầu mang điện âm của phân tử nước hút ion Na⁺, đầu mang điện dương hút ion Cl⁻.
Kết quả là trong dung dịch xuất hiện rất nhiều ion Na⁺ và ion Cl⁻ chuyển động tự do — dung dịch dẫn điện, bóng đèn sáng.
Đường ăn (saccarozơ, C₁₂H₂₂O₁₁) thì khác: phân tử đường không mang điện, khi tan trong nước nó chỉ tách thành từng phân tử đường riêng lẻ, không tạo ra ion nào.
Không có ion thì không có dòng điện — bóng đèn vẫn tối.
Muốn hiểu vì sao muối ăn là hợp chất ion còn đường là hợp chất cộng hóa trị, bạn có thể xem lại chuyên đề liên kết hóa học: natri nhường electron cho clo tạo thành ion, còn cacbon và hiđro trong phân tử đường chỉ chia sẻ electron với nhau.

Thí nghiệm bóng đèn vì vậy không chỉ là một trò vui trong phòng thí nghiệm.
Nó là cách phân loại nhanh nhất các chất thành hai nhóm: chất điện li — những chất mà dung dịch của chúng dẫn điện — và chất không điện li — những chất mà dung dịch của chúng không dẫn điện.
Muối ăn, axit clohiđric, natri hiđroxit là chất điện li; đường, rượu etylic, glixerol là chất không điện li.
Trong cơ thể bạn cũng vậy: máu dẫn điện được chính là nhờ các ion Na⁺, K⁺, Ca²⁺, Cl⁻ hòa tan trong huyết tương — và khi cơ thể mất quá nhiều ion qua mồ hôi, người ta phải uống nước oresol để bù lại các ion đó.

2. Sự điện li là gì? Thuyết điện li của Arrhenius

Năm 1887, nhà hóa học người Thụy Điển Svante Arrhenius đưa ra thuyết điện li: khi tan trong nước (hoặc khi nóng chảy), các chất điện li phân li thành ion.
Sự điện li là quá trình phân li các chất trong nước hoặc khi nóng chảy thành ion.
Phương trình điện li của natri clorua được viết: NaCl → Na⁺ + Cl⁻.
Phương trình điện li của axit clohiđric: HCl → H⁺ + Cl⁻.
Phương trình điện li của natri hiđroxit: NaOH → Na⁺ + OH⁻.
Phương trình điện li của axit sunfuric: H₂SO₄ → 2H⁺ + SO₄²⁻.
Ion mang điện dương gọi là cation, ion mang điện âm gọi là anion.
Trong bất kì dung dịch nào, tổng điện tích dương của các cation luôn bằng tổng điện tích âm của các anion — dung dịch luôn trung hòa về điện.
Ví dụ: trong dung dịch NaCl 1 mol/L, nồng độ ion Na⁺ là 1 mol/L và nồng độ ion Cl⁻ là 1 mol/L — tổng điện tích dương bằng tổng điện tích âm, dung dịch không mang điện.
Một chi tiết mà nhiều bạn hay thắc mắc: ion H⁺ trong nước thực chất không tồn tại "trần" mà gắn ngay với một phân tử nước thành ion hiđroni H₃O⁺.
Trong chương trình phổ thông, người ta vẫn viết H⁺ cho gọn — khi làm bài, bạn cứ hiểu H⁺ trong dung dịch chính là H₃O⁺.
Không phải chất nào tan trong nước cũng điện li: chỉ những chất có liên kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị có cực mạnh mới phân li thành ion.
Đường, rượu etylic tan tốt trong nước nhưng không điện li, vì liên kết trong phân tử của chúng không đủ phân cực để tách thành ion.

3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu — độ điện li α

Không phải mọi chất điện li đều phân li như nhau.
Có những chất khi tan trong nước thì phân li gần như hoàn toàn thành ion — gọi là chất điện li mạnh.
Có những chất khi tan trong nước chỉ phân li một phần nhỏ thành ion, phần lớn vẫn tồn tại dưới dạng phân tử — gọi là chất điện li yếu.
Chất điện li mạnh gồm: hầu hết các muối tan (NaCl, KNO₃, CaCl₂...), các axit mạnh (HCl, HNO₃, H₂SO₄), các bazơ mạnh (NaOH, KOH, Ba(OH)₂).
Phương trình điện li của chất điện li mạnh dùng mũi tên một chiều: NaCl → Na⁺ + Cl⁻.
Chất điện li yếu gồm: các axit yếu (CH₃COOH, H₂CO₃, HF), các bazơ yếu (NH₃, các amin), nước.
Phương trình điện li của chất điện li yếu dùng mũi tên hai chiều, vì sự phân li là thuận nghịch: CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺.
Để đo mức độ phân li của một chất điện li yếu, người ta dùng độ điện li α.
Độ điện li α là tỉ số giữa số phân tử đã phân li thành ion và tổng số phân tử đã hòa tan: α bằng số phân tử phân li chia cho tổng số phân tử hòa tan.
Độ điện li có giá trị từ 0 đến 1: α bằng 1 với chất điện li mạnh, α nhỏ hơn 1 với chất điện li yếu.
Ví dụ: dung dịch axit axetic 0,1 mol/L ở 25°C có α bằng 0,0134 — tức là chỉ có 1,34% số phân tử axit axetic phân li thành ion, còn 98,66% vẫn tồn tại dưới dạng phân tử CH₃COOH.
Độ điện li tăng khi dung dịch loãng hơn và tăng khi nhiệt độ tăng — vì càng loãng, các ion càng ít gặp nhau để kết hợp lại thành phân tử.
Ngoài độ điện li, người ta còn dùng hằng số phân li để đặc trưng cho chất điện li yếu.
Với axit yếu HA: HA ⇌ H⁺ + A⁻, hằng số axit Ka bằng [H⁺] nhân [A⁻] chia cho [HA].
Ka càng lớn thì axit càng mạnh: Ka của axit axetic là 1,8 × 10⁻⁵, Ka của axit flohiđric HF là 6,8 × 10⁻⁴ — HF mạnh hơn CH₃COOH khoảng 38 lần.
Với bazơ yếu B: B + H₂O ⇌ BH⁺ + OH⁻, hằng số bazơ Kb bằng [BH⁺] nhân [OH⁻] chia cho [B].
Kb của amoniac là 1,8 × 10⁻⁵ — amoniac là một bazơ yếu, chỉ có một phần nhỏ phân tử NH₃ nhận proton từ nước để tạo thành NH₄⁺ và OH⁻.
Muốn tính nhanh nồng độ mol của dung dịch trước khi tính độ điện li hay pH, bạn có thể xem lại chuyên đề dung dịch và nồng độ để ôn lại công thức tính nồng độ mol và cách pha chế dung dịch.

4. Axit, bazơ và muối nhìn từ thuyết điện li

Theo thuyết điện li của Arrhenius, axit là chất khi tan trong nước phân li ra ion H⁺.
Ví dụ: HCl → H⁺ + Cl⁻; HNO₃ → H⁺ + NO₃⁻; CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺.
Bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH⁻.
Ví dụ: NaOH → Na⁺ + OH⁻; Ba(OH)₂ → Ba²⁺ + 2OH⁻.
Muối là chất khi tan trong nước phân li ra cation kim loại (hoặc ion amoni NH₄⁺) và anion gốc axit.
Ví dụ: Na₂SO₄ → 2Na⁺ + SO₄²⁻; NH₄Cl → NH₄⁺ + Cl⁻.
Một axit có thể phân li ra một hay nhiều ion H⁺.
Axit một nấc như HCl, HNO₃ chỉ phân li một lần.
Axit nhiều nấc như H₂SO₄, H₃PO₄ phân li thành nhiều nấc, nấc sau khó hơn nấc trước: H₃PO₄ ⇌ H⁺ + H₂PO₄⁻, rồi H₂PO₄⁻ ⇌ H⁺ + HPO₄²⁻, rồi HPO₄²⁻ ⇌ H⁺ + PO₄³⁻.
Một số hiđroxit vừa có thể phân li theo kiểu bazơ, vừa có thể phân li theo kiểu axit — gọi là hiđroxit lưỡng tính.
Ví dụ nhôm hiđroxit: phân li kiểu bazơ Al(OH)₃ ⇌ Al³⁺ + 3OH⁻, và phân li kiểu axit Al(OH)₃ ⇌ H⁺ + AlO₂⁻ + H₂O.
Chính vì vậy Al(OH)₃ tan được cả trong dung dịch axit và trong dung dịch bazơ — tính chất này được dùng để tách nhôm ra khỏi quặng boxit trong công nghiệp.
Muối cũng có hai loại: muối trung hòa — trong phân tử không còn nguyên tử hiđro có thể thay thế bằng kim loại, như NaCl, Na₂SO₄; và muối axit — trong phân tử còn nguyên tử hiđro có thể thay thế, như NaHSO₄, NaHCO₃.
Muối axit như NaHCO₃ có thể vừa tác dụng với axit, vừa tác dụng với bazơ — tính chất này làm cho natri hiđrocacbonat trở thành thành phần chính của thuốc chữa đau dạ dày: nó trung hòa bớt axit trong dạ dày mà không làm dạ dày trở nên quá kiềm.

5. Thuyết Brønsted – Lowry — axit và bazơ là một cặp

Thuyết điện li của Arrhenius giải thích tốt nhiều hiện tượng, nhưng nó có một hạn chế: nó chỉ xét axit và bazơ trong dung dịch nước.
Năm 1923, hai nhà hóa học Brønsted (Đan Mạch) và Lowry (Anh) độc lập đưa ra một thuyết tổng quát hơn: axit là chất cho proton (ion H⁺), bazơ là chất nhận proton.
Theo thuyết này, amoniac NH₃ là một bazơ — vì nó nhận proton từ nước: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.
Thuyết Arrhenius không giải thích được vì sao NH₃ là bazơ, vì phân tử NH₃ không chứa nhóm OH⁻ — nhưng thuyết Brønsted – Lowry giải thích được ngay: NH₃ nhận proton nên nó là bazơ.
Trong phản ứng NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻, NH₃ nhận proton nên là bazơ, H₂O cho proton nên là axit.
Phản ứng thuận nghịch nên còn có phản ứng ngược: NH₄⁺ cho proton cho OH⁻, vậy NH₄⁺ là axit và OH⁻ là bazơ.
NH₄⁺ và NH₃ chỉ khác nhau một proton — người ta gọi chúng là một cặp axit – bazơ liên hợp: NH₄⁺ là axit liên hợp của bazơ NH₃.
Tương tự, H₂O và OH⁻ là một cặp liên hợp: H₂O là axit liên hợp của bazơ OH⁻.
Một ví dụ khác: CH₃COOH + H₂O ⇌ CH₃COO⁻ + H₃O⁺ — CH₃COOH là axit, H₂O là bazơ, CH₃COO⁻ là bazơ liên hợp của CH₃COOH, H₃O⁺ là axit liên hợp của H₂O.
Quy luật chung: axit càng mạnh thì bazơ liên hợp của nó càng yếu, và ngược lại.
Axit mạnh HCl có bazơ liên hợp Cl⁻ rất yếu — Cl⁻ gần như không nhận proton trong nước, vì vậy dung dịch muối NaCl có pH bằng 7.
Axit yếu CH₃COOH có bazơ liên hợp CH₃COO⁻ khá mạnh — CH₃COO⁻ nhận proton từ nước tạo ra OH⁻, vì vậy dung dịch muối CH₃COONa có tính bazơ, pH lớn hơn 7.
Quan hệ định lượng giữa một cặp liên hợp là: Ka nhân Kb bằng Kw — tức là hằng số axit của một axit nhân với hằng số bazơ của bazơ liên hợp của nó bằng tích số ion của nước, bằng 1,0 × 10⁻¹⁴ ở 25°C.
Ví dụ: Ka của CH₃COOH là 1,8 × 10⁻⁵, suy ra Kb của CH₃COO⁻ bằng 1,0 × 10⁻¹⁴ chia cho 1,8 × 10⁻⁵, bằng 5,6 × 10⁻¹⁰.
Một số chất vừa có thể cho proton, vừa có thể nhận proton — gọi là chất lưỡng tính.
Nước là chất lưỡng tính: với NH₃, nước cho proton nên là axit; với HCl, nước nhận proton nên là bazơ.
Ion hiđrocacbonat HCO₃⁻ cũng lưỡng tính: HCO₃⁻ + H₂O ⇌ H₂CO₃ + OH⁻ (nhận proton, là bazơ) và HCO₃⁻ + H₂O ⇌ CO₃²⁻ + H₃O⁺ (cho proton, là axit).

6. Tích số ion của nước và thang pH

Nước tinh khiết tự phân li rất ít: H₂O ⇌ H⁺ + OH⁻.
Tích số nồng độ của hai ion này ở một nhiệt độ xác định là một hằng số, gọi là tích số ion của nước, kí hiệu Kw.
Ở 25°C, Kw bằng [H⁺] nhân [OH⁻] bằng 1,0 × 10⁻¹⁴.
Trong nước tinh khiết, số ion H⁺ sinh ra bằng số ion OH⁻ sinh ra, nên [H⁺] bằng [OH⁻] bằng 1,0 × 10⁻⁷ mol/L.
Khi hòa tan axit vào nước, nồng độ H⁺ tăng lên và nồng độ OH⁻ giảm xuống, nhưng tích số của chúng vẫn bằng 1,0 × 10⁻¹⁴ — vì vậy chỉ cần biết một trong hai nồng độ là tính được nồng độ còn lại.
Để tránh phải làm việc với những số rất nhỏ như 1,0 × 10⁻⁷, nhà hóa học Đan Mạch Sørensen đề xuất dùng thang pH.
pH bằng trừ logarit thập phân của nồng độ ion H⁺: pH bằng −log[H⁺].
Tương tự, pOH bằng −log[OH⁻].
Vì [H⁺] nhân [OH⁻] bằng 1,0 × 10⁻¹⁴ nên pH cộng pOH bằng 14 ở 25°C.
Nước tinh khiết có pH bằng 7 — môi trường trung tính.
Dung dịch axit có [H⁺] lớn hơn 1,0 × 10⁻⁷ mol/L nên pH nhỏ hơn 7.
Dung dịch bazơ có [H⁺] nhỏ hơn 1,0 × 10⁻⁷ mol/L nên pH lớn hơn 7.
Một điểm cần nhớ kĩ: pH tăng lên 1 đơn vị thì nồng độ H⁺ giảm đi 10 lần.
Dung dịch có pH bằng 3 có nồng độ H⁺ gấp 10 lần dung dịch có pH bằng 4, và gấp 100 lần dung dịch có pH bằng 5.
Để đo pH, người ta dùng giấy quỳ (chỉ biết axit hay bazơ một cách định tính), giấy chỉ thị vạn năng (đo gần đúng, sai số khoảng 1 đơn vị pH) hoặc máy đo pH (đo chính xác tới 0,01 đơn vị pH).
Trong đời sống, pH có mặt khắp nơi: dạ dày của bạn có pH khoảng 1,5 đến 2 — đủ axit để tiêu hóa thức ăn; máu của bạn có pH khoảng 7,35 đến 7,45 — chỉ cần lệch khỏi khoảng này một chút là nguy hiểm; đất trồng lúa thích hợp có pH khoảng 5,5 đến 6,5; nước mưa tự nhiên có pH khoảng 5,6 do hòa tan khí CO₂ trong không khí.

7. pH của dung dịch muối — sự thủy phân

Nhiều bạn tưởng rằng dung dịch muối nào cũng trung tính, pH bằng 7 — điều này chỉ đúng với một loại muối.
Muối tan trong nước phân li thành cation và anion, và một số ion trong đó có thể phản ứng với nước — phản ứng đó gọi là sự thủy phân.
Muối tạo bởi bazơ mạnh và axit mạnh — ví dụ NaCl, KNO₃ — không bị thủy phân: cả cation Na⁺ và anion Cl⁻ đều là các ion của axit mạnh và bazơ mạnh, chúng không nhận hay cho proton trong nước, nên dung dịch có pH bằng 7.
Muối tạo bởi bazơ mạnh và axit yếu — ví dụ CH₃COONa, Na₂CO₃ — bị thủy phân cho môi trường bazơ.
Ion CH₃COO⁻ là bazơ liên hợp của axit yếu CH₃COOH nên nó nhận proton từ nước: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻ — dung dịch sinh ra ion OH⁻ nên pH lớn hơn 7.
Muối tạo bởi bazơ yếu và axit mạnh — ví dụ NH₄Cl, FeCl₃ — bị thủy phân cho môi trường axit.
Ion NH₄⁺ là axit liên hợp của bazơ yếu NH₃ nên nó cho proton cho nước: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺ — dung dịch sinh ra ion H₃O⁺ nên pH nhỏ hơn 7.
Muối tạo bởi bazơ yếu và axit yếu — ví dụ CH₃COONH₄ — cả cation và anion đều bị thủy phân; pH của dung dịch phụ thuộc vào việc Ka của axit và Kb của bazơ, bên nào lớn hơn.
Muốn tính pH của dung dịch muối, bạn chỉ cần nhớ hai công thức: hằng số thủy phân của anion bằng Kw chia cho Ka của axit liên hợp, và hằng số thủy phân của cation bằng Kw chia cho Kb của bazơ liên hợp.
Ví dụ: để tính pH của dung dịch CH₃COONa 0,1 mol/L, ta tính Kb của CH₃COO⁻ bằng 1,0 × 10⁻¹⁴ chia cho 1,8 × 10⁻⁵ bằng 5,6 × 10⁻¹⁰, rồi tính [OH⁻] bằng căn bậc hai của Kb nhân nồng độ muối — xem ví dụ 7 ở mục dưới.
Hiểu được sự thủy phân, bạn sẽ hiểu vì sao nước rửa chén (chứa muối của axit béo) có tính bazơ nhẹ, vì sao phèn chua làm trong nước, và vì sao đất chua (nhiều ion Al³⁺, Fe³⁺ bị thủy phân cho môi trường axit) cần bón vôi để cải tạo.

8. Ví dụ giải chi tiết — tính pH không còn đáng sợ

Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch HCl 0,01 mol/L.
Bước 1: HCl là axit mạnh, phân li hoàn toàn: HCl → H⁺ + Cl⁻.
Bước 2: Nồng độ ion H⁺ bằng nồng độ axit ban đầu: [H⁺] = 0,01 mol/L = 1,0 × 10⁻² mol/L.
Bước 3: pH = −log[H⁺] = −log(1,0 × 10⁻²) = 2.
Đáp số: pH = 2.
Lưu ý: với axit mạnh, không cần dùng Ka — cứ lấy [H⁺] bằng nồng độ axit rồi bấm log là xong.

Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch NaOH 0,001 mol/L.
Bước 1: NaOH là bazơ mạnh, phân li hoàn toàn: NaOH → Na⁺ + OH⁻.
Bước 2: Nồng độ ion OH⁻ bằng nồng độ bazơ ban đầu: [OH⁻] = 0,001 mol/L = 1,0 × 10⁻³ mol/L.
Bước 3: pOH = −log[OH⁻] = −log(1,0 × 10⁻³) = 3.
Bước 4: pH = 14 − pOH = 14 − 3 = 11.
Đáp số: pH = 11.
Lưu ý: với bazơ mạnh, tính pOH trước rồi trừ đi 14 — đừng quên bước này, vì pH và pOH cộng lại mới bằng 14.

Ví dụ 3: Tính độ điện li α của dung dịch axit axetic 0,1 mol/L, biết Ka = 1,8 × 10⁻⁵.
Bước 1: Viết phương trình điện li: CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺.
Bước 2: Gọi nồng độ H⁺ lúc cân bằng là x mol/L, ta có Ka = x² : (0,1 − x).
Bước 3: Vì Ka rất nhỏ nên x rất nhỏ so với 0,1, ta gần đúng 0,1 − x ≈ 0,1, suy ra x² ≈ Ka × 0,1 = 1,8 × 10⁻⁶, vậy x = 1,34 × 10⁻³ mol/L.
Bước 4: Độ điện li α = x : 0,1 = 1,34 × 10⁻³ : 0,1 = 1,34 × 10⁻² = 1,34%.
Đáp số: α = 1,34%.
Kiểm tra lại: với axit yếu, α ≈ căn bậc hai của (Ka chia nồng độ) = căn bậc hai của (1,8 × 10⁻⁵ : 0,1) = căn bậc hai của 1,8 × 10⁻⁴ = 1,34 × 10⁻² — khớp.

Ví dụ 4: Tính pH của dung dịch axit axetic 0,1 mol/L, biết Ka = 1,8 × 10⁻⁵.
Bước 1: Từ ví dụ 3, nồng độ H⁺ lúc cân bằng là [H⁺] = 1,34 × 10⁻³ mol/L.
Bước 2: pH = −log(1,34 × 10⁻³).
Bước 3: log(1,34) ≈ 0,13, log(10⁻³) = −3, nên log(1,34 × 10⁻³) ≈ 0,13 − 3 = −2,87.
Bước 4: pH = 2,87.
Đáp số: pH = 2,87.
So sánh: dung dịch HCl 0,1 mol/L có pH = 1, còn dung dịch CH₃COOH cùng nồng độ có pH = 2,87 — axit yếu cho pH cao hơn hẳn axit mạnh cùng nồng độ.
Muốn kiểm tra nhanh phép tính log, bạn có thể dùng máy tính Casio online để bấm lại −log(1,34 × 10⁻³) và đối chiếu với kết quả tính tay.

Ví dụ 5: Tính pH của dung dịch NH₃ 0,1 mol/L, biết Kb = 1,8 × 10⁻⁵.
Bước 1: Viết phương trình: NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻.
Bước 2: Gọi nồng độ OH⁻ lúc cân bằng là x mol/L, ta có Kb = x² : (0,1 − x) ≈ x² : 0,1.
Bước 3: x² ≈ Kb × 0,1 = 1,8 × 10⁻⁶, suy ra x = [OH⁻] = 1,34 × 10⁻³ mol/L.
Bước 4: pOH = −log(1,34 × 10⁻³) = 2,87.
Bước 5: pH = 14 − 2,87 = 11,13.
Đáp số: pH = 11,13.
Nhận xét: NH₃ và CH₃COOH có cùng hằng số phân li 1,8 × 10⁻⁵ và cùng nồng độ 0,1 mol/L, nên pH của dung dịch NH₃ (11,13) đối xứng với pH của dung dịch CH₃COOH (2,87) qua 7 — một cách kiểm tra nhanh rất hay.

Ví dụ 6: Trộn 100 ml dung dịch HCl 0,1 mol/L với 100 ml dung dịch NaOH 0,08 mol/L. Tính pH của dung dịch thu được.
Bước 1: Tính số mol H⁺ và OH⁻ ban đầu: n(H⁺) = 0,1 × 0,1 = 0,01 mol; n(OH⁻) = 0,08 × 0,1 = 0,008 mol.
Bước 2: Phản ứng trung hòa: H⁺ + OH⁻ → H₂O — OH⁻ hết, H⁺ còn dư 0,01 − 0,008 = 0,002 mol.
Bước 3: Thể tích dung dịch sau khi trộn là 200 ml = 0,2 lít, nồng độ H⁺ dư là [H⁺] = 0,002 : 0,2 = 0,01 mol/L.
Bước 4: pH = −log(0,01) = 2.
Đáp số: pH = 2.
Lưu ý: lỗi hay gặp nhất ở dạng bài này là quên cộng thể tích hai dung dịch lại — nồng độ sau trộn phải tính trên tổng thể tích 0,2 lít, không phải 0,1 lít.

Ví dụ 7: Tính pH của dung dịch CH₃COONa 0,1 mol/L, biết Ka của CH₃COOH là 1,8 × 10⁻⁵.
Bước 1: CH₃COONa là muối của bazơ mạnh và axit yếu, anion CH₃COO⁻ bị thủy phân: CH₃COO⁻ + H₂O ⇌ CH₃COOH + OH⁻.
Bước 2: Hằng số thủy phân Kb của CH₃COO⁻ bằng Kw chia Ka = 1,0 × 10⁻¹⁴ : (1,8 × 10⁻⁵) = 5,6 × 10⁻¹⁰.
Bước 3: Gọi nồng độ OH⁻ sinh ra là x mol/L, ta có x² : 0,1 ≈ 5,6 × 10⁻¹⁰, suy ra x² = 5,6 × 10⁻¹¹, x = 7,5 × 10⁻⁶ mol/L.
Bước 4: pOH = −log(7,5 × 10⁻⁶) = 6 − log(7,5) = 6 − 0,87 = 5,13.
Bước 5: pH = 14 − 5,13 = 8,87.
Đáp số: pH = 8,87 — dung dịch có tính bazơ, đúng như lí thuyết ở mục 7.

Ví dụ 8: Tính pH của dung dịch NH₄Cl 0,1 mol/L, biết Kb của NH₃ là 1,8 × 10⁻⁵.
Bước 1: NH₄Cl là muối của bazơ yếu và axit mạnh, cation NH₄⁺ bị thủy phân: NH₄⁺ + H₂O ⇌ NH₃ + H₃O⁺.
Bước 2: Hằng số axit của NH₄⁺ bằng Kw chia Kb của NH₃ = 1,0 × 10⁻¹⁴ : (1,8 × 10⁻⁵) = 5,6 × 10⁻¹⁰.
Bước 3: Gọi nồng độ H⁺ sinh ra là x mol/L, ta có x² : 0,1 ≈ 5,6 × 10⁻¹⁰, suy ra x = 7,5 × 10⁻⁶ mol/L.
Bước 4: pH = −log(7,5 × 10⁻⁶) = 5,13.
Đáp số: pH = 5,13 — dung dịch có tính axit, đúng như lí thuyết ở mục 7.
Nhận xét: pH của CH₃COONa 0,1 mol/L (8,87) và pH của NH₄Cl 0,1 mol/L (5,13) đối xứng nhau qua 7 — vì hai muối này "đổi vai" cho nhau: một bên là bazơ liên hợp của axit yếu, một bên là axit liên hợp của bazơ yếu, với cùng một giá trị hằng số 1,8 × 10⁻⁵.

9. Những lỗi sai hay gặp nhất khi làm bài về sự điện li

Lỗi 1: Viết phương trình điện li của chất điện li yếu bằng mũi tên một chiều.
Chất điện li yếu chỉ phân li một phần và sự phân li là thuận nghịch, nên phương trình điện li phải dùng mũi tên hai chiều: CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺.
Viết mũi tên một chiều là khẳng định axit axetic phân li hoàn toàn — sai hoàn toàn về bản chất, và mọi tính toán pH sau đó đều sai theo.
Cách tránh: cứ thấy axit yếu, bazơ yếu, nước thì viết mũi tên hai chiều; chỉ muối tan, axit mạnh, bazơ mạnh mới dùng mũi tên một chiều.

Lỗi 2: Cho rằng nước cất dẫn điện hoặc nước tinh khiết có pH khác 7.
Nước tinh khiết ở 25°C có [H⁺] = [OH⁻] = 1,0 × 10⁻⁷ mol/L nên pH = 7 và gần như không dẫn điện.
Nước máy, nước mưa, nước sông dẫn điện được là vì trong đó có hòa tan các muối và khí CO₂ — không phải vì bản thân nước dẫn điện.
Cách tránh: nhớ Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴ ở 25°C và nước tinh khiết luôn trung tính.

Lỗi 3: Tính pH của axit yếu như tính pH của axit mạnh.
Với HCl 0,1 mol/L, [H⁺] = 0,1 mol/L và pH = 1.
Với CH₃COOH 0,1 mol/L, [H⁺] chỉ bằng 1,34 × 10⁻³ mol/L và pH = 2,87 — nếu lấy [H⁺] = 0,1 rồi kết luận pH = 1 thì sai tới gần 2 đơn vị pH, tức là sai gần 100 lần về nồng độ H⁺.
Cách tránh: với axit yếu, bao giờ cũng phải dùng Ka để tính [H⁺]; với bazơ yếu thì dùng Kb để tính [OH⁻] rồi mới suy ra pH.

Lỗi 4: Áp dụng pH + pOH = 14 ở mọi nhiệt độ.
Quan hệ pH + pOH = 14 chỉ đúng ở 25°C, vì Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴ ở 25°C.
Khi nhiệt độ tăng, nước phân li nhiều hơn, Kw tăng lên — ở 100°C, Kw ≈ 5,1 × 10⁻¹³, nước tinh khiết có pH ≈ 6,14 chứ không phải 7, dù nước vẫn trung tính.
Cách tránh: mọi bài tập pH trong chương trình phổ thông đều ngầm hiểu ở 25°C, nhưng khi gặp câu hỏi lí thuyết về nhiệt độ thì nhớ rằng pH của nước trung tính thay đổi theo nhiệt độ.

Lỗi 5: Cho rằng dung dịch muối nào cũng có pH bằng 7.
Chỉ muối của bazơ mạnh và axit mạnh (NaCl, KNO₃) mới có pH bằng 7.
Muối của bazơ mạnh và axit yếu (CH₃COONa, Na₂CO₃) có pH lớn hơn 7; muối của bazơ yếu và axit mạnh (NH₄Cl, FeCl₃) có pH nhỏ hơn 7.
Cách tránh: nhìn vào "gốc gác" của muối — cation là của bazơ nào, anion là của axit nào — rồi xét xem ion nào bị thủy phân, như đã hệ thống ở mục 7.

10. Bài tập tự luyện — làm rồi mới xem đáp án nhé

Câu 1. Chất nào sau đây là chất điện li mạnh?
A. Axit axetic (CH₃COOH)
B. Natri clorua (NaCl)
C. Rượu etylic (C₂H₅OH)
D. Đường saccarozơ (C₁₂H₂₂O₁₁)
→ Đáp án: B. Giải thích: NaCl là muối tan, phân li hoàn toàn thành Na⁺ và Cl⁻ nên là chất điện li mạnh. Đáp án A sai vì CH₃COOH là axit yếu, chỉ phân li một phần nhỏ (α ≈ 1,34% ở nồng độ 0,1 mol/L). Đáp án C sai vì C₂H₅OH là chất không điện li — tan trong nước nhưng không phân li thành ion. Đáp án D sai vì đường saccarozơ cũng là chất không điện li, dung dịch đường không dẫn điện.

Câu 2. pH của dung dịch HCl 0,001 mol/L bằng bao nhiêu?
A. 1
B. 3
C. 11
D. 13
→ Đáp án: B. Giải thích: HCl là axit mạnh, phân li hoàn toàn nên [H⁺] = 0,001 = 1,0 × 10⁻³ mol/L, pH = −log(1,0 × 10⁻³) = 3. Đáp án A (pH = 1) là pH của dung dịch HCl 0,1 mol/L, gấp 100 lần nồng độ đề bài cho. Đáp án C (pH = 11) là pH của dung dịch NaOH 0,001 mol/L, không phải của HCl. Đáp án D (pH = 13) là pH của dung dịch NaOH 0,1 mol/L, càng không liên quan.

Câu 3. Theo thuyết Brønsted – Lowry, trong phản ứng NH₃ + H₂O ⇌ NH₄⁺ + OH⁻, chất nào đóng vai trò là bazơ?
A. NH₃
B. H₂O
C. NH₄⁺
D. OH⁻
→ Đáp án: A. Giải thích: NH₃ nhận proton từ H₂O để tạo thành NH₄⁺, nên NH₃ là bazơ theo thuyết Brønsted – Lowry. Đáp án B sai vì H₂O cho proton nên H₂O là axit trong phản ứng này. Đáp án C sai vì NH₄⁺ là axit liên hợp của NH₃ (nó cho proton trong phản ứng ngược), không phải bazơ. Đáp án D sai vì OH⁻ là bazơ liên hợp của H₂O, nhưng trong phản ứng thuận này, chất nhận proton trực tiếp là NH₃ — OH⁻ là sản phẩm, không phải chất đóng vai trò bazơ ban đầu.

Câu 4. Dung dịch nào sau đây có pH lớn hơn 7?
A. Dung dịch CH₃COOH 0,1 mol/L
B. Dung dịch NaCl 0,1 mol/L
C. Dung dịch Na₂CO₃ 0,1 mol/L
D. Dung dịch NH₄Cl 0,1 mol/L
→ Đáp án: C. Giải thích: Na₂CO₃ là muối của bazơ mạnh (NaOH) và axit yếu (H₂CO₃), anion CO₃²⁻ bị thủy phân tạo ra OH⁻ nên dung dịch có tính bazơ, pH lớn hơn 7. Đáp án A sai vì CH₃COOH là axit yếu, dung dịch của nó có pH = 2,87, nhỏ hơn 7. Đáp án B sai vì NaCl là muối của bazơ mạnh và axit mạnh, không bị thủy phân, pH bằng 7. Đáp án D sai vì NH₄Cl là muối của bazơ yếu và axit mạnh, cation NH₄⁺ bị thủy phân tạo ra H⁺ nên pH nhỏ hơn 7.

Câu 5. Độ điện li α của dung dịch CH₃COOH 0,01 mol/L (Ka = 1,8 × 10⁻⁵) xấp xỉ bằng bao nhiêu?
A. 1,34%
B. 4,24%
C. 0,42%
D. 13,4%
→ Đáp án: B. Giải thích: Với axit yếu, α ≈ căn bậc hai của (Ka chia nồng độ) = căn bậc hai của (1,8 × 10⁻⁵ : 0,01) = căn bậc hai của 1,8 × 10⁻³ = 4,24 × 10⁻² = 4,24%. Đáp án A (1,34%) là độ điện li của dung dịch CH₃COOH 0,1 mol/L, gấp 10 lần nồng độ đề bài cho — dung dịch càng loãng thì độ điện li càng lớn. Đáp án C (0,42%) là kết quả khi lấy Ka chia nồng độ rồi quên lấy căn bậc hai. Đáp án D (13,4%) là kết quả khi nhầm nồng độ thành 0,001 mol/L.

11. Câu hỏi thường gặp về sự điện li

Vì sao nước biển dẫn điện? Vì nước biển chứa khoảng 3,5% muối, chủ yếu là NaCl, cùng với MgCl₂, CaCl₂, KCl — tất cả đều là chất điện li mạnh, phân li thành rất nhiều ion Na⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Cl⁻ chuyển động tự do trong nước. Chính vì vậy nước biển dẫn điện tốt, và cũng vì vậy mà bơi ở biển khi có giông sét rất nguy hiểm.

Vì sao giấm làm quỳ tím hóa đỏ? Vì giấm ăn chứa khoảng 5% axit axetic, một axit yếu phân li ra ion H⁺: CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺. Ion H⁺ làm quỳ tím hóa đỏ. Giấm có pH khoảng 2,4 đến 3,4 — đủ axit để làm quỳ đỏ nhưng không đủ mạnh để gây bỏng như axit clohiđric đậm đặc.

pH của nước mưa là bao nhiêu? Nước mưa có phải là nước tinh khiết không? Nước mưa tự nhiên có pH khoảng 5,6 — không phải 7 — vì nước mưa hòa tan khí CO₂ trong không khí tạo thành axit cacbonic yếu: CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO₃ ⇌ H⁺ + HCO₃⁻. Nước mưa ở vùng ô nhiễm có pH nhỏ hơn 5,6, thậm chí xuống tới 4 hoặc thấp hơn — gọi là mưa axit, do khí SO₂ và NO₂ từ khói nhà máy và xe cộ.

Vì sao không dùng giấy quỳ để đo pH chính xác? Vì giấy quỳ chỉ cho biết dung dịch có tính axit hay tính bazơ một cách định tính — quỳ đỏ trong axit, quỳ xanh trong bazơ — chứ không cho biết pH bằng bao nhiêu. Muốn đo pH gần đúng thì dùng giấy chỉ thị vạn năng với thang màu, muốn đo chính xác thì dùng máy đo pH.

Dung dịch đệm là gì, và vì sao máu cần có dung dịch đệm? Dung dịch đệm là dung dịch chứa một axit yếu và muối của nó (ví dụ CH₃COOH và CH₃COONa) hoặc một bazơ yếu và muối của nó (NH₃ và NH₄Cl) — khi thêm một lượng nhỏ axit hay bazơ vào, pH của dung dịch đệm gần như không thay đổi. Máu là một dung dịch đệm (hệ H₂CO₃ và HCO₃⁻) giữ pH ổn định trong khoảng 7,35 đến 7,45 — nếu pH máu lệch khỏi khoảng này, các enzim trong cơ thể sẽ mất hoạt tính và tính mạng bị đe dọa.

Kết luận: ion — những hạt vô hình làm nên dung dịch

Đi hết chuyên đề này, bạn đã có trong tay toàn bộ khung kiến thức của chương sự điện li: chất điện li phân li thành ion khi tan trong nước; chất điện li mạnh phân li hoàn toàn, chất điện li yếu phân li một phần với độ điện li α và hằng số Ka, Kb; axit cho proton, bazơ nhận proton theo thuyết Brønsted – Lowry; tích số ion của nước Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴ ở 25°C cho ra thang pH với pH + pOH = 14; và dung dịch muối có thể axit, bazơ hoặc trung tính tùy theo ion nào bị thủy phân.
Chỉ cần nhớ bốn con số — Kw = 1,0 × 10⁻¹⁴, Ka của CH₃COOH = 1,8 × 10⁻⁵, Kb của NH₃ = 1,8 × 10⁻⁵, và pH của nước tinh khiết bằng 7 — cùng hai công thức pH = −log[H⁺] và Ka × Kb = Kw, bạn có thể tính được pH của hầu hết các dung dịch trong chương trình phổ thông.
Muốn đi xa hơn, hãy nối chuyên đề này với chuyên đề dung dịch và nồng độ để tính nồng độ mol thật chắc trước khi tính pH, đối chiếu với chuyên đề phản ứng hóa học để thấy phản ứng trung hòa axit – bazơ cũng tuân theo những quy luật chung của phản ứng hóa học, và dùng máy tính Casio online để kiểm tra lại từng phép tính log của mình.
Làm lại 5 câu tự luyện cho đến khi đúng cả 5 câu không cần nhìn đáp án, rồi thử tự tính pH của ba dung dịch trong nhà: giấm ăn, nước xà phòng pha loãng và nước chanh — đo bằng giấy chỉ thị vạn năng và đối chiếu với kết quả tính toán, bạn sẽ thấy sự điện li không còn là lí thuyết trên giấy mà là hóa học của chính cuộc sống quanh mình.