Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
SƠ LƯỢC LÝ LỊCH KHOA HỌC
I. THÔNG TIN CHUNG VỀ CÁ NHÂN:
1. Họ và tên: Đặng Thị Cẩm Thúy
2. Ngày tháng năm sinh: 06-03-1984
3. Quê quán: Ấp Bình Tốt A, xã Vĩnh Phú Tây, Phước Long, Bạc Liêu.
4. Nơi cư trú: Ấp Long Hậu, thị trấn Phước Long, Phước Long, Bạc Liêu.
5. Điện thoại cá nhân: 0919880556.
6. Chức vụ: giáo viên.
II. TRÌNH ĐỘ ĐÀO TẠO:
- Trình độ chuyên môn, nghiệp vụ: Đại học sư phạm.
- Năm tốt nghiệp: 2007.
- Chuyên ngành đào tạo: cử nhân sư phạm hóa học.
Môn Hóa học
1
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
Phần 1: ĐẶT VẤN ĐỀ
pH là một dạng kiến thức mới đối với học sinh THPT, các em được biết đến
ở đầu chương trình Hóa Học 11 nhưng chỉ ở mức độ đơn giản. Vì vậy có thể các
em gặp phải một số khó khăn. Để giúp các em có thêm những kiến thức và kĩ năng
làm bài tập về pH hiệu quả hơn nên tôi chọn đề tài “Một số dạng bài tập về pH”
nhằm giúp các em có thể làm được các bài tập về pH trong các đề thi đại học, cao
đẳng và có thể xem là một trong các chuyên đề ôn luyện học sinh giỏi khối 10, 11,
12 để học sinh và giáo viên tham khảo.
Môn Hóa học
2
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
Phần 2: GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ
A. THỰC TRẠNG - GIẢI PHÁP
- Hiện nay, trong chương trình Hóa Học 11 cơ bản có một bài về pH với nội
dung rất cơ bản chỉ đưa ra công thức tính pH đơn giản và chỉ một vài bài tập tính
pH của một dung dịch chất điện li mạnh nên học sinh gặp khó khăn khi gặp các
dạng bài tập về pH đa dạng và phức tạp hơn.
- Trong chương trình ôn học sinh giỏi vòng tỉnh lớp 10, 11, 12 cũng thường
xuyên kiểm tra dạng bài tập tính pH.
- Đây cũng là nội dung thường gặp trong các đề thi đại học, cao đẳng và đề
thi học sinh giỏi vòng tỉnh.
Qua nghiên cứu tài liệu và kinh nghiệm giảng dạy tôi tổng hợp lại một số
dạng bài tập về pH và phương pháp giải nhằm có thể giúp học sinh giải quyết các
bài tập về pH tốt hơn.
B. NỘI DUNG
I. CƠ SỞ LÍ THUYẾT
1. Các khái niệm axit- bazơ
1.1. Thuyết Arêniut
- Axit là những chất khi tan trong nước phân li ra cation H+.
VD: HCl � H+ + Cl- Bazơ là những chất khi tan trong nước phân li ra anion OH-.
VD: NaOH � Na+ + OHNhư vậy, theo thuyết Arêniut khái niệm axit- bazơ gắn liền với dung môi nước.
1.2. Thuyết Bronstet
- Axit là chất có khả năng cho proton tạo thành bazơ liên hợp của nó.
VD: CH3COOH + H2O � H3O+ + CH3COO- Bazơ là chất nhận proton tạo thành axit liên hợp của nó
VD: NH3 + H2O � NH4+ + OH- Nước vừa là axit vừa là bazơ, nên nước là chất lưỡng tính.
● Ưu điểm của thuyết Bronstet so với thuyết Arêniut
+ Giải thích cho phân tử không có OH - như NH3, các amin hoặc dung dịch
muối của bazơ mạnh - axit yếu vẫn có tính bazơ.
+ Giải thích cho phân tử không có H + vẫn có tính axit như FeCl 3,
Al(NO3)3,...
Môn Hóa học
3
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
+ Giải thích axit – bazơ trong điều kiện không dung môi hoặc dung môi
khác nước: VD: NH3 + HCl → NH4Cl
2. Tích số ion của nước
- Trong nước nguyên chất có cân bằng: H2O � H+ + OH- K H O
2
◦
Ở 25 C, nước phân li rất yếu, quy ước:
-14
K H 2O �
H�
OH �
�
��
�
�= 1,0.10 .
K H 2 O được
gọi là tích số ion của nước.
- Đối với nước nguyên chất thì [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 M
3. Khái niệm pH – thang pH
+ Để đánh giá độ axit, độ kiềm của dung dịch, người ta dùng pH với quy ước
như sau:
[H+] = 10-pH
=> pH= -lg[H+] ; pOH = - lg[OH-]
+ Thang pH: Thường dùng từ 1 đến 14, tương ứng với nồng độ ion H+ từ
10-1 - 10-14
+ Nước nguyên chất: ở 25◦C [H+] = [OH-] = 1,0.10-7 M => pH = 7
+ Môi trường bazơ: [OH-] > [ H+]
=> pH > 7
+ Môi trường axit: [OH-] < [ H+]
=> pH < 7
4. Cách xác định pH
+ Bước 1: Tìm nồng độ [ H+].
+ Bước 2 : Xác định pH qua công thức: pH= - lg[ H+]
Đối với dung dịch có môi trường kiềm thì ta:
+ Bước 1: Xác định [OH-].
+ Bước 2: Suy ra pOH qua công thức:
pOH= - lg[ OH-]
+ Bước 3: Từ biểu thức pOH + pH = 14 � pH = 14 - pOH
* Chú ý :
1. Biết pH suy ra [ H+] = 10-pH.
C
n
2. Độ điện li α= C = n
0
0
+ C, C0 lần lượt là nồng độ phân li và ban đầu
+ n, n0 lần lượt là số mol phân li và số mol ban đầu.
+ Chất điện li mạnh thì 1 .
+ Chất điện li trung bình hoặc yếu thì 0 1
3. Đề bài cho 1 axit tác dụng với nhiều bazơ hoặc 1 bazơ tác dụng nhiều axit thì
ta đưa bài toán về dạng phương trình ion thu gọn để giải.
II. MỘT SỐ DẠNG BÀI TẬP VỀ pH
Môn Hóa học
4
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
Dạng 1: Tính pH của dung dịch axit mạnh, dung dịch bazơ mạnh.
1.1. Axit mạnh: Độ điện li = 1
Tính naxit � nH+ � [H+] � pH= - lg[ H+]
Ví dụ 1: Tính pH của dung dịch chứa 0,73 gam HCl trong 200 ml .
Giải
HCl là axit mạnh. nHCl = 0,02 (mol)
HCl → H+ + Cl0,02 0,02 (mol) .
[H+] = 0,02/0,2 = 0,1 (M).
pH = - lg[H+] = 1 .
1.2. Bazơ mạnh: Độ điện li = 1
Tính nbazơ � nOH- � [OH-] � [H+] pH.
Ví dụ 2: Tính pH của dung dịch chứa 0,8 gam NaOH trong 200 ml .
Giải
NaOH là bazơ mạnh . nNaOH = 0,02 (mol) .
NaOH → Na+ + OH- .
0,02
0,02 (mol) .
[OH-] = 0,02/0,2 = 0,1 (M) .
Ta có : [H+].[OH-] = 10-14 [H+] = 10-13 pH = 13 .
Dạng 2: Tính pH của dung dịch axit, bazơ yếu
2.1. Axit yếu 1 nấc � tính CP.li = CM * α � nH+ � [H+] � pH hoặc áp
dụng công thức nhanh
pH =
với
1
2
(log Ka+ log Ca )=
1
(pKa - log Ca ) = -log (α.Ca)
2
: là độ điện li
Ka : hằng số phân li của axit
Ca : nồng độ mol/l của axit ( Ca 0,01 M )
2.2. Bazơ yếu 1 nấc � tính CP.li = CM * α � nOH- � [OH-] � [H+] �
pH hoặc áp dụng công thức nhanh
với
1
pH = 14+ 2 (log Kb + log Cb )
Kb : hằng số phân li của bazơ
Cb : nồng độ mol/l của bazơ
Môn Hóa học
5
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
2.3. Axit yếu nhiều nấc
�
HnA
H+ + Hn-1A - (1) Ka1
Hn-1A- � H+ + Hn-2A2- (2) Ka2
......
� H+ + An- (n) Kan
HAn-1
- Ta có Ka1 > Ka2 > . . . > Kan
- Tính cân bằng trong dung dịch axit này ta dựa vào cân bằng (1) để tính nồng
độ
H+, bỏ qua các cân bằng sau khi Ka1 >> Ka2
2.4. Bazơ yếu nhiều nấc
B(OH)n � OH- + B(OH)n-1 + (1) Kb1
B(OH)n-1 - � OH- + B(OH)n-2 2+ (2) Kb2
......
� OH- + Bn+ (n) Kbn
B(OH) n-1
- Ta có Kb1 > Kb2 > . . . > Kbn
- Tính cân bằng trong dung dịch bazơ này ta dựa vào cân bằng (1) để tính nồng
độ OH- bỏ qua các cân bằng sau khi Kb1 >> Kb2
Ví dụ 3: Dung dịch HNO2 0,1M có hằng số phân li của axit K a = 4,0.10-4. Tính
pH của dung dịch?
Giải
HNO2 là axit yếu, ta có
HNO2 � H+ + NO2Bđ 0,1
Đl
x
x
x
Cb 0,1 – x
x
x
Do đó:
Ka
x2
4,0.10 4
0,1 x
Giả sử x << 0,1 ta có 0,1 – x = 0,1
Ta có: x2 = 4,0.10-4.0,1 x = 6,3.10-3
pH = - lg[H+] = - lg(6,3.10-3) = 2,2
Ví dụ 4: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M . Biết KCH 3 COOH = 1,8. 10-5
Giải.
CH3COOH là axit yếu nên có thể áp dụng công thức giải nhanh ở trên ta có:
Môn Hóa học
6
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
1
1
pH = - 2 (logKa + logCa ) = - 2 (log1,8. 10-5 + log0,1 ) = 2,87
Ví dụ 5: Dung dịch NH3 0,1M . Biết Kb = 1,8.10-5 . Tính pH của dung dịch?
Giải
+
NH3 + H2O � NH4 + OH
Bđ : 0,1
0
0
Đli : x
x
x
CB : 0,1 – x
x
x
x2 = 0,1.1,8.10-5 → x = 1,34.10-3 = [OH-]
Ta có : [H+].[OH-] = 10-14 → [H+] = 7,5.10-12 (M).
pH = - lg[H+] = - lg(7,5.10-12) = 11,13
Hay NH3 là bazơ yếu nên có thể áp dụng công thức giải nhanh
1
pH = 14+ 2 (log Kbazơ + log Cbazơ ) = 14 +
1
2
(log 1,8.10-5 + log 0,1 ) = 11,13
Ví dụ 6: Tính pH của dd H2S 0,1M. Biết H2S có K1=10-7; K2=1,3.10-13
Giải
H2S là axit yếu 2 nấc
H 2 S � H HS K1 (1)
HS � H S 2 K 2 (2)
K1 >>K2 nên bỏ qua cân bằng (2) nên có thể áp dụng công thức giải nhanh
pH =
1
2
(log Kaxit + log Caxit ) =
1
2
(log 10-7 + log 0,1) = 4
Dạng 3: Tính pH của hỗn hợp các dung dịch axit, các dung dịch bazơ .
3.1. Hỗn hợp các dung dịch axit: Tính ∑nH+ � [H+] pH.
3.2. Hỗn hợp các dung dịch bazơ: Tính ∑n OH- � [OH-] � [H+] � pH.
Tuy nhiên cần lưu ý:
● Nếu hỗn hợp gồm axit mạnh và axit yếu
- Khi nồng độ axit mạnh lớn hơn nồng độ axit yếu xem pH của hỗn hợp axit
chỉ là pH của axit mạnh.
- Nồng độ axit mạnh nhỏ hơn nồng độ axit yếu
Không thể bỏ qua ion H+ của axit yếu. Tính pH của dung dịch dựa vào cân
bằng sau với sự tham gia của nồng độ H+ của axit mạnh phân ly ra.
� H+ + AHA
● Nếu hỗn hợp gồm bazơ mạnh và bazơ yếu: tính tương tự dung dịch hỗn hợp
axit mạnh và yếu.
Ví dụ 7: a. Cho dung dịch A chứa HCl 4.10-4M và H2SO4 3.10-4M
Môn Hóa học
7
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
b. Cho dung dịch B chứa NaOH 2.10-4M và Ba(OH)2 4.10-4M
Tính pH của dung dịch A và dung dịch B
Giải
a. Dung dịch A: là hỗn hợp axit mạnh nên
[H+] = 4.10-4 + 2.3.10-4 = 10-3M pH = 3
b. Dung dịch B: là hỗn hợp bazơ mạnh nên
[OH-] = 2.10-4 + 2.4.10-4 = 10-3M pOH = 3 pH = 13
Ví dụ 8 : Trộn 10 (ml) dung dịch CH3COOH 0,1M với 10(ml) dung dịch
HCl 0,01M. Tính pH của dung dịch thu được. Cho Ka (CH3COOH) = 10-4,76
Giải
10 -2.10 -2
= 5.10-3 (M)
-2
2.10
10 -1.10 -2
0
C ( CH3COOH) =
= 5.10-2 (M)
-2
2.10
C 0 ( HCl) =
C 0 ( HCl) < C0 ( CH3COOH)
CH3COOH � H+ + CH3COOBđ 5.10-2
5.10-3
Đl
x
x
x
Cb 5.10-2 – x
5.10-3 + x
x
Ka =
x(5.10 -3 x)
(5.10 -2 x)
= 10-4,76 => x= 2,3609.10-3
[H+] = 5.10-3 + 2,3609.10-3 = 7,3609.10-3
pH = 2,1331
Dạng 4: Tính pH trong dung dịch sau khi trộn axit với bazơ
4.1. pH của dung dịch tạo bởi phản ứng của axit mạnh và bazơ mạnh
- Tính số mol H+, OH- ban đầu, so sánh:
+ Nếu bài toán có số mol H+ lớn hơn số mol OH- thì tính [H+] dư và
pH = - lg[H+]dư
+ Nếu bài toán dư OH- thì tính [OH-] dư � pOH = - lg[OH-]dư � pH = 14 pOH
+ Nếu n H nOH thì pH = 7 , dung dịch có môi trường trung tính.
Ví dụ 9: Trộn 100 ml dd KOH 0,01M với 100 ml dd HCl 0,012 M. Tính pH
của dung dịch sau khi trộn.
Giải
Dung dịch KOH có
nOH 0,1.0,01
= 1.10-3 mol
Dung dịch HCl có n H 0,1.0,012 = 1,2.10-3 mol
Môn Hóa học
8
Trường THPT Võ Văn Kiệt
nH
du
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
1,2.10-3 - 10-3 = 2.10-4 mol
[H+] dư =
2.10 4
10 3 M
0,1 0,1
pH = 3
Ví dụ 10: Cho 40 ml dd HCl 0,75 M vào 160 ml dd Ba(OH) 2 0,08 M, KOH
0,04 M. Tính pH của dung dịch thu được .
Giải
Dung dịch HCl có: n H 0,75.40.10-3 = 0,03 mol;
Dung dịch hỗn hợp bazơ có : nOH
nOH du
0,032
Nên:
0,16.(0,08.2
– 0,03 = 0,002 (mol) [OH-] dư =
+ 0,04) = 0,032 (mol)
0,002
0,01M
0,04 0,16
pOH = 2 pH = 12
4.2. pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit mạnh và bazơ yếu
+ Nếu lượng axit mạnh lớn hơn lượng bazơ yếu thì tính pH theo công thức của
dung dịch hỗn hợp axit mạnh - axit yếu.
+ Nếu lượng axit nhỏ hơn lượng bazơ thì tính pH theo công thức của dung dịch
hỗn hợp dung dịch bazơ yếu và axit yếu – dung dịch đệm.
+ Nếu lượng axit bằng lượng bazơ thì tạo ra dung dịch là axit yếu ( liên hợp).
Ví dụ 11: Trộn lẫn 7 ml dung dịch NH3 1M và 3 ml dung dịch HCl 1M thu
được dung dịch A. Xác định pH của các dung dịch A, biết K NH3 1,8.10 5 .
Giải
Xét phản ứng của dung dịch NH3 và dung dịch HCl :
NH3
+
H+
�
NH4+
Bđ 0,7M
0,3M
Pư
0,3M
0,3M
CB 0,4M
0
0,3M
Vậy dung dịch A gồm các cấu tử chính là NH3 0,4M, NH4+ 0,3M và Cl-.
NH3 + H2O ⇄
NH4+
+ OHKb
Bđ 0,4M
0,3M
Pư xM
xM
xM
Cb (0,4-x)M
(0,3+x)M
xM
K
(0,3 x ).x
1,8.10 5 x 2,4.10 5
(0,4 x )
� pH 14 [ lg(2,4.105 )] 9,4
4.3. pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit yếu và bazơ mạnh
Môn Hóa học
9
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
+ Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của
dung dịch hỗn hợp hai axit yếu.
+ Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của
dung dịch hỗn hợp bazơ mạnh và bazơ yếu.
+ Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ mạnh thì tính pH theo công thức của
dung dịch bazơ yếu (liên hợp).
Ví dụ 12: Trộn 10ml dung dịch CH3COOH ( pH = 3,5 ) với 10ml dung dịch
Ba(OH)2 ( pH = 11,5 ). Tính pH dung dịch thu được. Cho KCH COOH = 10-4,76 ;
KCH COO = 10-9,26.
Giải
+
-3,5
pH = 3,5 � [H ] = 10 M
3
-
3
CH 3COOH � CH 3COO H
C
103,5
103,5
103,5
C 103,5
103,5
10 3,5
Ka
(103,5 ) 2
104,76 � C 6, 07.103 M
3,5
C 10
pH = 11,5 � [H+] = 10-11,5M � [OH-]=10-2,5 M
Sau khi trộn ta có nồng độ
CCH 3COOH 6, 07.103.
COH 102,5.
10
3, 035.10 3 M
20
10
1,58.103 M
20
CH 3COOH
OH � CH 3COO H 2O
Bd 3, 035.103 M
1,58.10 3 M
Pu 1,58.103 M
1,58.10 3 M 1,58.10 3 M
Sau 1, 455.103 M
0
1,58.103 M
Sau phản ứng ta có hệ dd đệm gồm CH3COOH 1,455.10-3M và CH3COO- 1,58.103
M
Môn Hóa học
10
Trường THPT Võ Văn Kiệt
CH 3COOH
1, 455.103 M
x
1, 455.103 M x
Ka
�
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
CH 3COO
H
1,58.103 M
x
x
1,58.103 M x
x
(1,58.103 M x) x
104,76
1, 455.103 M x
GS x 1, 455.103 � x 104,8 M
pH=4,8
4.4. pH của dung dịch tạo ra do phản ứng của axit yếu và bazơ yếu
+ Nếu lượng axit yếu lớn hơn lượng bazơ yếu thì tạo ra dung dịch 2 axit yếu.
+ Nếu lượng axit yếu ít hơn lượng bazơ thì tạo ra dung dịch hỗn hợp 2 bazơ
yếu
+ Nếu lượng axit yếu bằng lượng bazơ thì tạo ra dung dịch gần như là trung
tính.
Dạng 5: Tính pH của dung dịch đệm
Dung dịch đệm là dung dịch chứa một hỗn hợp của axit yếu và bazơ liên hợp
với nó hoặc hỗn hợp của bazơ yếu và axit liên hợp với nó. Một hỗn hợp như vậy có
khả năng chống lại mọi biến đổi pH do một lượng nhỏ của axit, hoặc bazơ được
thêm vào hỗn hợp.
Ví dụ: dung dịch hỗn hợp của CH 3COOH và CH3COO- ; NH4+ và NH3;
HCOOH và HCOONa; HCO3- và CO32- , muối axit của đa axit NaHCO 3-,
Na2HPO4...
Ca
● Công thức tính gần đúng pH của dung dịch đệm: pH = -(log Kaxit + log C )
m
Ca : nồng độ mol/l của axit
Cm : nồng độ mol/l của muối
Ví dụ 13: Tính pH của dung dịch CH3COOH 0,1 M và CH3COONa 0,1 M ở
250C. Biết KCH 3 COOH = 1,75. 10-5 , bỏ qua sự điện li của H2O.
Giải.
Đây là dung dịch đệm của axit yếu và bazơ liên hợp nên áp dụng công thức giải
nhanh.
Môn Hóa học
11
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
Ca
0,1
pH = - (logKa + log C ) = - (log1,75. 10-5 + log 0,1 ) = 4,76
m
Dạng 7: Tính pH của dung dịch muối
Muối là sản phẩm của phản ứng giữa một axit và một bazơ. Về cấu trúc thì
muối là hợp chất ion. Muối là những chất điện li mạnh, do đó điện li hoàn toàn
trong nước và trong một số trường hợp muối còn phản ứng với cả dung môi nước
được gọi là sự thủy phân. Sự thủy phân thường làm pH của dung dịch muối khác
nhau:
7.1. Muối khi hòa tan không làm thay đổi pH khi hòa tan vào nước
Là muối tạo bởi bazơ mạnh và axit mạnh như NaCl, K2SO4, ... pH = 7
7.2. Muối tạo môi trường bazơ khi hòa tan: tính như cân bằng của bazơ
yếu.
Là muối tạo bởi bazơ mạnh và axit yếu như CH3COONa, KF, Na2CO3, KHS,... Khi
đó có sự thủy phân gốc axit yếu sinh ra nồng độ OH- lớn hơn trong nước, nên pH >
7:
Ví dụ:
CH3COO- + H2O � CH3COOH + OH- Kb = 5,6. 10-10
7.3. Muối tạo môi trường axit khi hòa tan:
Gồm muối tạo bởi axit mạnh và bazơ yếu (NH4Cl, AlCl3, Fe2(SO4)3,...).
Chỉ có cation bazơ yếu trở thành axit liên hợp, cho nên tính như cân bằng của
axit yếu.
Ví dụ: NH4Cl(r)
+
��� NH4
H 2O
+ Cl-
NH4+ + H2O � NH3 + H3O+
Ka = 5,6. 10-1
7.4. Sự thủy phân của muối tạo bởi một axit yếu và một bazơ yếu
Trong trường hợp này cả hai ion cation và anion đều có phản ứng với nước tạo
thanh dung dịch muối có tinh axit, bazơ, trung tính tùy thuộc vào lực tương đối của
axit yếu và bazơ yếu. Để đơn giản ta xét vấn đề một cách định tính:
+ Trường hợp Kb> Ka: dung dịch có tính bazơ vì anion bị thủy phân mạnh hơn
cation. Lúc cân bằng, có nhiều ion OH- hơn ion H3O+.
+ Trường hợp Kb< Ka dung dịch có tính axit vì cation bị thủy phân mạnh hơn
anion
+ Trường hợp K b K a : dung dịch gần như là trung tính
Ví dụ 14: Đánh giá độ pH của dd NaF 0,3M. Biết Ka=7,2.10-4
Môn Hóa học
12
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
Giải
NaF là muối của bazơ mạnh và axit yếu
NaF � Na F
0,3M
0,3M
F H 2O � HF OH
Bd 0,3M
Pu x
x
x
CB 0,3 x
x
x
x2
1014
Kb
0,14.1010
4
0,3 x 7, 2.10
x 0, 2.105 M � pOH 5, 7 � pH 8,3
Ví dụ 15: Muối Fe3+ thuỷ phân theo phản ứng:
Fe3 H 2O � Fe(OH )2 H ; K 4.103
Tính pH của dd FeCl3 0,05M.
Giải.
Fe3 H 2O � Fe(OH )2 H ; K 4.103
Bđ
0,05M
Pư
xM
xM
xM
Cb
0,05-x
xM
xM
x2
4.10 3
0, 05 x
�
x 0, 014
pH 1,85
K
Môn Hóa học
13
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
III. CÁC BÀI TẬP TỰ LUYỆN
Bài 1:
a. Tính pH của dung dịch sau ở 250C:
Dung dịch NaCl 0,1M ; dung dịch H2SO4 0,005M ; dung dịch Ba(OH)2
0,05M
b. Tính pH của dung dịch NaOH, biết 1 lit dung dịch đó có chứa 4 gam NaOH
c. Hoà tan 0,56 lít khí HCl (đktc) vào H2O thu được 250 ml dung dịch. Tính pH
của dung dịch thu được?
ĐS: a. pH=7; 2; 13
b. pH=13
c. pH=1
Bài 2: Cho 1,44 gam Mg vào 5 lít dung dịch axit HCl có pH =2
a. Mg có tan hết trong dung dịch axit hay không ?
b. Tính thể tích khí H2 bay ra (đktc)?
c. Tính nồng độ mol/ lít của dung dịch sau phản ứng (coi Vdd không đổi)?
ĐS: a. Mg dư
b. 0,56 lít
c. 5.10-3M
Bài 3: Trộn 1 lít dung dịch H2SO4 0,15M với 2 lít dung dịch KOH 0,165M thu
được dung dịch E. Tính pH của dung dịch E?
ĐS: pH=12
Bài 4: Cho dung dịch A gồm HCl và H2SO4. Trung hoà 2 lít dd A cần 400ml dung
dịch NaOH 0,5M . Cô cạn dung dịch tạo thành thì thu được 12,95 gam muối khan.
a. Tính nồng độ mol/lít của các axit trong dung dịch A?
b. Tính pH của dung dịch A?
ĐS: a. 0,05M; 0,025M
b. pH=1
Bài 5: Độ điện li của axit axetic (CH 3COOH ) trong dung dịch CH3COOH 0,1M là
1,34%. Tính pH của dung dịch axit này.
ĐS: pH=2,87
Bài 6: Cho dung dịch H2SO4 có pH = 2. Thêm 100 ml dung dịch KOH 0,1M vào
100 ml dung dịch trên. Tính nồng độ mol / lít và pH của dung dịch thu được?
ĐS: 0,045M; pH=12,6
Bài 7 : Cho dung dịch HCl có pH = 4. Hỏi phải thêm một lượng nước gấp bao
nhiêu lần thể tích dung dịch ban đầu để thu được dung dịch HCl có pH = 5.
ĐS: 9 lần
Bài 8: Cho dung dịch NaOH có pH = 12 (dung dịch A). Cần pha loãng bao nhiêu
lần để thu được dung dịch NaOH có pH = 11.
ĐS: 10 lần
Bài 9: Trộn 250 ml dung dịch hỗn hợp gồm HCl 0,08 M và H 2SO4 0,01M với 250
ml dung dịch Ba(OH)2 amol/lít thu được m gam kết tủa và 500ml dung dịch có pH
= 12
Tính m và a.
ĐS: m=1,165g
a=0,06M
Bài 10: H2CO3 có pKa1 = 6,52; pKa2 = 10,32; tính pH của dd này biết α = 1,74 %.
ĐS: pH=4,76
Môn Hóa học
14
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
Bài 11: Dung dịch axit formic 3% (d=1,0049g/ml); pH=1,97. Cần pha loãng dung
dịch này bao nhiêu lần để độ điện li tăng 10 lần.
ĐS: 1,176 lần
Bài 12: Dung dịch NH3 0,01M có 4,1% . Tính
a. [NH 4 ];[OH ];[NH 3 ]
b. KNH3?
c. pH dd sau khi thêm 9.10-3 mol NH4Cl vào 1(l) dd trên.
d. pH dd sau khi hòa tan 0,01 mol NH3 và 0,005 mol HCl vào 1(l) dd trên.
ĐS: a. 4,1.10-4 M; 4,1.10-4 M; 9,59.10-3 M.
b. 1,75.10-5
c. pH=9,29
d. pH=9,72
Bài 13: Lấy 25ml dd CH3COOH 4M pha loãng thành 1(l) dd A.
a) Tính độ điện li 1 của CH3COOH và pH của dd A. Biết 1ml dd A có 6,09.10 19
hạt (ion và phân tử).
b) Lấy 1 (l) dd A cho thêm nước để thể tích tăng gấp đôi, pH của dd =3,05.
Tính 2 .
c) Thêm vào 1 (l) dd A: 0,001mol HCl; pH bấy giờ là 2,7. Tính 3 .
ĐS: a. 1 1,16% ; pH=2,9 b. 2 1, 78
c. 3 0,995%
Bài 14: Cho dd X (CH3COOH 0,5M và CH3COONa 0,5M); CH3COOH, K =
1,8.10-5.
a) Xác định nồng độ ion H+, CH3COO- trong dd và pH dd X.
b) Thêm 0,01 mol NaOH vào 1 lit dd X được dd Y. Tính pH của dd Y.
c) Thêm 0,01 mol HCl vào 1 lit dd X được dd Z. Tính pH của dd Z.
ĐS: a. [H+]= 1,8.10-5M; [ CH3COO-] = 0,5 + 1,8.10-5 M; pH=4,74
b. pH=4,76
c. pH=4,73
Bài 15: Khi cho từ từ dd KOH 0,1M và dd CH 3COOH 0,1M tại thời điểm có 50%
CH3COOH được trung hòa thì pH của dd thu được là bao nhiêu? Ka=1,8.10-5.
ĐS: pH=4,57
Bài 16: Cho dd NaOH có pH = 12. Cho vào 100 ml dd đó 0,5885 gam NH 4Cl, đun
nóng, sau phản ứng giá trị pH tăng hay giảm so với ban đầu.
ĐS: pH giảm
Bài 17: Tính số gam KCN phải lấy để khi hòa tan 100ml nước thu được dung dịch
có pH=11 (bỏ qua sự thay đổi thể tích trong quá trình hòa tan).Ka(HCN)=4,1.10-10
ĐS: 0,2795 gam
Bài 18: Tính pH của dd AlCl3 0,02M, biết hằng số thủy phân của Al3+ là 1,4.10-5.
Tính Kb của Al(OH)3.
ĐS: pH=3,28
Kb=10-10,72
Bài 19: Đánh giá độ pH và nồng độ CO32 , HCO3 trong dd Na2CO3 0,01M.
Biết Kb1=10-3,67; Kb2=10-7,65.
ĐS: pH=11,13 ; [CO32-]=8,64.10-3M ; [HCO3-]=1,36.10-3M
Bài 20: Tính pH của:
a) dd Na2HPO4 0,1M.
Môn Hóa học
15
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
b) dd NaH2PO4 0,1M
Biết axit H3PO4 có K1 = 7,62.10-2; K2 = 6,23.10-8; K3 = 2,2.10-13
ĐS: a. pH=10,1 b. pH=4,1
Môn Hóa học
16
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
Phần 3: KẾT LUẬN
Qua nghiên cứu về pH của dung dịch chất điện li trong nước, tôi đã làm được
một số việc như sau:
1. Tìm hiểu sâu sắc hơn các khái niệm axit –bazơ, pH.
2. Hệ thống lại cách tính pH của các loại dung dịch điện li trong nước mà sách
giáo khoa và sách bài tập chưa đề cập đến.
3. Phân loại bài tập tính pH và cách giải các loại bài tập đó.
4. Tổng hợp các bài tập về pH trong các đề thi đại học, cao đẳng và các đề thi
học sinh giỏi.
Đề tài có thể được áp dụng để giảng dạy phần tự chọn chương điện li cho lớp
11CA, ôn học sinh giỏi, luyện thi đại học, cao đẳng.
Kết quả đạt được khi vận dụng đề tài
- Năm học 2011- 2012: đạt 01 giải khuyến khích học sinh giỏi vòng tỉnh khối
11.
- Năm học 2013- 2014: đạt 02 giải khuyến khích, đạt 02 giải ba học sinh giỏi
vòng tỉnh khối 10.
Môn Hóa học
17
Trường THPT Võ Văn Kiệt
GV: Đặng Thị Cẩm Thúy
MỤC LỤC
Trang
Phần 1: Đặt vấn đề
2
Phần 2: Giải quyết vấn đề
A. Thực trạng- Giải pháp
B. Nội dung
I. Cơ sở lý thuyết
II. Các dạng bài tập về pH
III. Một số bài tập tự luyện
3
3
Phần 3: Kết luận
17
3
5
14
TÀI LIỆU THAM KHẢO
1. Ngô Ngọc An – Rèn luyện kĩ năng giải toán Hóa Học 11. NXBGD
2. Nguyễn Tinh Dung – Hóa học phân tích, cân bằng ion trong dung dịch.
NXBGD.
3. Nguyễn Tinh Dung – Hóa học phân tích, phần I, lí thuyết cơ sở. NXBGD
4. Nguyễn Tinh Dung – Bài tập hóa học phân tích. NXBGD
5. Các đề thi tuyển sinh đại học, cao đẳng, đề thi học sinh giỏi.
Môn Hóa học
18
- Xem thêm -
.DOC 
18 
1271 
60 
