Lý thuyết Hóa học 11 Kết nối tri thức Bài 2: Cân bằng trong dung dịch nước

Với tóm tắt lý thuyết Hóa 11 Bài 2: Cân bằng trong dung dịch nước sách Kết nối tri thức hay nhất, chi tiết sẽ giúp học sinh lớp 11 nắm vững kiến thức trọng tâm, ôn luyện để học tốt môn Hóa học 11.

Lý thuyết Hóa 11 Kết nối tri thức Bài 2: Cân bằng trong dung dịch nước

I. Sự điện li

1. Hiện tượng điện li

Quá trình phân li các chất trong nước tạo thành ion được gọi là sự điện li. Những chất khi tan trong nước phân li ra ion được gọi là chất điện li.

Ví dụ: Sự phân li của NaCl trong nước

NaCl là hợp chất ion, trong tinh thể có các ion Na⁺ và Cl⁻ liên kết với nhau bằng lực hút tĩnh điện. Nước là một dung môi phân cực. Khi cho các tinh thể NaCl vào nước, các ion Na⁺ và Cl⁻ trên bề mặt hút các phân tử nước lại gần. Các phân tử nước hướng các đầu âm vào ion Na⁺, các đầu dương vào ion Cl⁻ và làm yếu các liên kết giữa các cation, anion trong tinh thể và khuếch tán vào nước.

Quá trình trên được biểu diễn đơn giản bằng phương trình điện li:

NaCl (aq) → Na⁺ (aq) + Cl⁻ (aq).

2. Chất điện li

a. Chất điện li và chất không điện li

- Chất điện li là chất khi tan trong nước phân li ra các ion.

Ví dụ: hydrochloric acid (HCl); sodium hydroxide (NaOH); sodium chloride (NaCl) …

Sự phân li một chất thành các ion mang điện tích trái dấu trong dung dịch được biểu diễn bằng phương trình điện li.

Ví dụ:

NaOH (aq) → Na⁺ (aq) + OH⁻ (aq).

HCl (aq) → H⁺ (aq) + Cl⁻ (aq).

- Chất không điện li là chất khi tan trong nước không phân li ra ion.

Ví dụ: Saccarose, ethanol …

b. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu

Dựa vào mức độ phân li thành các ion, chất điện li được chia thành hai loại:

- Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, hầu hết các phân tử chất tan đều phân li ra ion.

Các chất điện li mạnh thường gặp là:

+ Các acid mạnh: HCl, HNO₃, H₂SO₄, …

+ Các base mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ …

+ Hầu hết các muối.

Quá trình phân li của chất điện li mạnh xảy ra gần như hoàn toàn và được biểu diễn bằng mũi tên một chiều. Ví dụ:

HNO₃ → H⁺ + ${\mathrm{NO}}_3^{-}$

NaOH → Na⁺ + OH⁻

Na₂CO₃ → 2Na⁺ + ${\mathrm{CO}}_3^{2-}$

- Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử chất tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại ở dạng phân tử trong dung dịch.

Những chất điện li yếu bao gồm:

+ Các acid yếu như: CH₃COOH, HClO, HF, H₂CO₃ …

+ Các base yếu như: Cu(OH)₂, Fe(OH)₂ …

Quá trình phân li của chất điện li yếu là một phản ứng thuận nghịch và được biểu diễn bằng hai nửa mũi tên ngược chiều nhau:

CH₃COOH ⇌ CH₃COO⁻ + H⁺

II. Thuyết acid – base của Bronsted – Lowry

1. Khái niệm acid – base theo thuyết Bronsted – Lowry

Thuyết Bronsted – Lowry cho rằng acid là chất cho proton (H⁺) và base là chất nhận proton.

Ví dụ:

Trong phản ứng này: HCl cho H⁺, HCl là acid; H₂O nhận H⁺, H₂O là base.

2. Ưu điểm của thuyết Bronsted – Lowry

Theo thuyết Arrhenius, trong phân tử acid phải có nguyên tử H, trong nước phân li ra ion H⁺, trong phân tử base phải có nhóm OH, trong nước phân li ra ion OH⁻.

Thuyết Arrhenius chỉ đúng trong trường hợp dung môi là nước.

Thuyết Bronsted – Lowry tổng quát hơn thuyết Arrhenius, phân tử không có nhóm OH⁻ như NH₃ hoặc ion ${\mathrm{CO}}_3^{2-}$cũng là base.

III. Khái niệm pH và ý nghĩa của pH trong thực tiễn

1. Khái niệm pH

pH là chỉ số đánh giá độ acid hay độ base của một dung dịch với quy ước như sau:

pH = -log[H⁺] hoặc [H⁺] = 10^-pH

Trong đó [H⁺] là nồng độ mol của ion H⁺.

Nếu dung dịch có [H⁺] = 10^-a thì pH = a.

Chú ý:

+ Môi trường acid có pH < 7.

+ Môi trường base có pH > 7.

+ Môi trường trung tính có pH = 7.

Thang pH thường có giá trị từ 1 đến 14.

2. Ý nghĩa của pH trong thực tiễn

Chỉ số pH có ý nghĩa to lớn trong thực tiễn, pH có liên quan đến sức khoẻ của con người, sự phát triển của động vật, thực vật,…

Ví dụ:

+ Chỉ số pH trong nước tiểu thường trong khoảng 4,8 – 7. Nếu pH nước tiểu cao trên 8 thì có thể bệnh nhân đang mắc một số bệnh như sỏi thận, nhiễm trùng đường tiết niệu …

+ Một số động vật sống dưới nước cần có môi trường có giá trị pH thích hợp, ví dụ: tôm và cá ưa sống trong môi trường nước có pH khoảng 7,5 đến 8,5.

+ Một số loài thực vật chỉ phát triển tốt trong đất có giá trị pH thích hợp, ví dụ cây chè ưa sống trong đất có pH từ 4,5 – 5,5.

3. Xác định pH

Giá trị pH của dung dịch được xác định gần đúng bằng cách sử dụng chất chỉ thị acid – base. Khi cần xác định giá trị pH chính xác hơn, người ta sử dụng máy đo pH.

IV. Sự thuỷ phân của các ion

Khi tan trong nước, muối phân li thành các ion. Phản ứng giữa ion với nước tạo ra các dung dịch có môi trường khác nhau được gọi là phản ứng thuỷ phân.

Ví dụ:

Trong dung dịch Na₂CO₃, ion Na⁺ không bị thuỷ phân, còn ion ${\mathrm{CO}}_3^{2-}$ bị thuỷ phân trong nước tạo OH⁻ theo phương trình:

${\mathrm{CO}}_3^{2-}+H_{2}O\rightleftharpoons {\mathrm{HCO}}_3^{-}+{\mathrm{OH}}^{-}$

Vì vậy, dung dịch Na₂CO₃ có môi trường base. Na₂CO₃ được sử dụng trong công nghiệp thực phẩm, dệt, nhuộm, công nghệ thuỷ tinh, silicate,…

V. Chuẩn độ acid – base

Chuẩn độ là phương pháp xác định nồng độ của một chất bằng một dung dịch chuẩn đã biết nồng độ. Dựa vào thể tích của các dung dịch khi phản ứng vừa đủ với nhau, xác định được nồng độ dung dịch chất cần chuẩn độ.

Ví dụ:

Trong phòng thí nghiệm, nồng độ của dung dịch base mạnh (NaOH) được xác định bằng một dung dịch acid mạnh (HCl) đã biết trước nồng độ mol dựa trên phản ứng:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

Khi các chất phản ứng vừa đủ với nhau, số mol HCl phản ứng bằng số mol NaOH.

Ta có:

V_HCl. C_HCl = V_NaOH. C_NaOH

Trong đó:

+ C_HCl, C_NaOH lần lượt là nồng độ mol của dung dịch HCl và NaOH.

+ V_HCl, V_NaOH lần lượt là thể tích của dung dịch HCl và NaOH (cùng đơn vị đo).

Khi biết V_HCl, V_NaOH trong quá trình chuẩn độ và biết C_HCl sẽ tính được C_NaOH.

Xem thêm tóm tắt lý thuyết Hóa học lớp 11 Kết nối tri thức hay khác:

• Lý thuyết Hóa 11 Bài 3: Ôn tập chương 1

• Lý thuyết Hóa 11 Bài 4: Nitrogen

• Lý thuyết Hóa 11 Bài 5: Ammonia. Muối ammonium

• Lý thuyết Hóa 11 Bài 6: Một số hợp chất của nitrogen với oxygen

• Lý thuyết Hóa 11 Bài 7: Sulfur và sulfur dioxide

Xem thêm các tài liệu học tốt lớp 11 hay khác:

• Giải sgk Hóa học 11 Kết nối tri thức
• Giải Chuyên đề học tập Hóa 11 Kết nối tri thức
• Giải SBT Hóa học 11 Kết nối tri thức
• Giải lớp 11 Kết nối tri thức (các môn học)
• Giải lớp 11 Chân trời sáng tạo (các môn học)
• Giải lớp 11 Cánh diều (các môn học)

---