BÀI GIẢNG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY - 123doc

Chất điện ly – Định luật Ostwald 9.1.1.Sự điện ly - Tính bất thường của dung dịch các acid, base, muối Khi nghiên cứu tính chất của acid, base, muối, người ta thấy chúng có đặc điểm khác

CHƯƠNG 9 DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY

9.1 Chất điện ly – Định luật Ostwald

9.1.1.Sự điện ly

- Tính bất thường của dung dịch các acid, base, muối

Khi nghiên cứu tính chất của acid, base, muối, người ta thấy chúng có đặc điểm khác với dung dịch các chất tan tồn tại dưới dạng phân tư (đường, rượu…)

Ở cùng điều kiện nồng độ và nhiệt độ, dung dịch acid, base và muối có áp suất hơi bão hoà nhỏ hơn và do đó có độ hạ điển đông đặc và độ tăng điểm sôi, độ tăng áp suất thẩm thấu lớn hơn Để áp dụng được các định luật Raoult và định luật áp suất thẩm thấu cho dung dịch của những chất trên, nhà khoa học Van’t Hoff phải đưa thêm

hệ số điều chỉnh i (gọi là thừa số Van’t Hoff) với i > 1

Thừa số Van’t Hoff được xác định bằng thực nghiệm Với dung dịch các chất khác nhau, thừa số i có giá trị khác nhau; tuy nhiên trong mọi trường hợp khi dung dịch càng loãng thì giá trị của i càng gần với các số nguyên dương

Dung dịch acid, base, muối có tính dẫn điện

-Sự điện ly

Hiện tượng phân tử của nhiều chất tan trong nước bị phân ly thành ion gọi là sự điện ly

Ví dụ: Nước nguyên chất, rắn NaCl không dẫn điện , nhưng dung dịch nước muối NaCl lại dẫn điện Vậy sự điện ly trong nước là sự phân ly của các phân tử chất tan thành ion dưới tác dụng của các phân tử nước

Một cách tổng quát có thể nói : “Sự điện ly là sự phân ly của chất tan thành ion dưới tác dụng của các phân tử của dung môi có cực”.

9.1.2 Chất điện ly

Chất điện ly là chất khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân ly nhiều hay ít thành các ion

Nguyên nhân của sự phân ly phân tử thành ion trong nước là do tương tác giữa chất điện ly và các phân tử có cực của nước để tạo thành các ion hydrat hóa

Ví dụ: NaCl + aq  Na+.aq + Cl-.aq (trong đó aq: lượng nước không xác định)

Để đơn giản cách viết trong nhiều trường hợp có thể bỏ qua các phân tử nước trong phương trình phân ly

Ví dụ: NaCl  Na+ + Cl

-9.1.2.1 Độ điện ly

Trong nhiều trường hợp, không phải tất cả các chất tan có trong dung dịch đều điện ly Để đặc trưng cho mức độ điện ly của các phân tử chất tan, người ta đưa ra khái niệm độ điện ly, ký hiệu là 

Định luật Ostwald:

“Độ điện ly (α) của một chất điện ly yếu là tỉ số giữa số phân tử chất tan bị ion hóa trên tổng số phân tử chất tan có trong dung dịch”.

pl

N

α =

(9.1)

trong đó : - Npl là số phân tử chất tan bị phân ly thành ion

- Nc là số phân tử chất hòa tan có trong dung dịch

Ví dụ: Trong dung dịch CH3COOH 0,1M , cứ 100 mol hòa tan có 1,32 mol phân ly thành ion , thì độ điện ly của nó 1,32%

Giới hạn của độ điện ly : o< ≤α 1 ( chất điện ly mạnh có  = 1, chất điện ly

yếu có  < 1)

Theo định nghĩa của độ điện ly có thể suy ra rằng độ điện ly của các hợp chất ion phải bằng một (=1) vì ngay trong trạng thái rắn các nguyên tử tạo thành hợp chất loại này nằm dưới dạng ion (ví dụ ion NaCl rắn tạo bởi sự sắp xếp có quy luật xác định của các ion Na+ và Cl-), tuy nhiên các kết quả thực nghiệm cho thấy  của các chất này luôn nhỏ hơn 1 và có giá trị nằm trong khoảng 1 >  > 0,3

• Chất điện ly mạnh là chất khi tan trong nước tất cả các phân tử hòa tan phân ly

thành các ion Các acid mạnh, base mạnh và hầu hết các muối là các chất điện ly mạnh

Để chỉ sự điện ly mạnh, trong phương trình phân ly người ta ghi mũi tên một chiều giữa phân tử hòa tan và các ion đựơc tạo thành

Ví dụ: NaCl là chất điện ly mạnh

NaCl → Na+ + Cl

-• Chất điện ly yếu là chất khi tan trong nước chỉ một phần các phân tử hòa tan

phân ly thành ion

Các acid yếu , base yếu và một số muối là các chất điện ly yếu

Trong dung dịch chất điện ly yếu, các phân tử không phân ly nằm cân bằng động với các ion tạo thành chúng Để biểu thị cân bằng này trong phương trình phân ly người ta dùng hai mũi tên trái chiều nhau giữa phân tử hòa tan và các ion được tạo thành

Quá trình phân ly chất điện ly yếu là thuận nghịch, nên nó tuân theo mọi định luật về cân bằng hóa học Trạng thái cân bằng giữa các phân tử và ion được gọi là cân bằng ion

Ví dụ: CH3COOH là chất điện ly yếu

CH3COOH  CH3COO- + H+ (dạng a)

hay CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ ( dạng b)

Với chất điện ly yếu CH3COOH trong dung dịch ta có một hỗn hợp gồm

CH3COO-, H+ ( hay H3O+) và phân tử CH3COOH chưa bị điện ly

Sự phân loại thành các chất điện ly mạnh và yếu chỉ là tương đối, vì độ điện ly của một chất điện ly còn phụ thuộc vào nồng độ Chất điện ly yếu có thể phân ly gần như hoàn toàn ở nồng độ rất loãng

9.1.2.2 Độ điện ly biểu kiến

Đối với chất điện ly mạnh =1, nhưng bằng thực nghiệm người ta luôn xác định được giá trị  < 1, chỉ khi dung dịch rất loãng mới đo được  = 1 Hiên tượng này được giải thích như sau Trong dung dịch loãng, khoảng cách giữa các ion lớn Nên sự tương tác tĩnh điện giữa các ion là không đáng kể Nhưng trong dung dịch không đủ loãng, các ion ở gần nhau gây nên lực hút và lực đẩy giữa các ion Mỗi ion được bao quanh bằng những ion trái dấu tạo thành “khí quyển ion” “Khí quyển ion” ngăn trở sự

chuyển động tự do của các ion, ảnh hưởng đến tính chất của dung dịch theo chiều giống như sự kết hợp một phần các ion thành các phân tử, nghĩa là theo chiều “giảm”

độ điện ly Do đó giá trị độ điện ly đo được nhỏ hơn một và được gọi là độ điện ly biểu kiến , nghĩa là không phải độ điện ly thực của chất điện ly, nhưng nó phản ánh

được tính chất của dung dịch chứa nó

9.1.2.3 Xác định độ điện ly

Do hiện tượng điện ly, một phân tử phân ly thành hai hoặc nhiều hơn hai ion làm số tiểu phân trong dung dịch tăng lên, nên để áp dụng các định luật Raoult 1, Raoult 2 và Van ‘ t Hoff cho các dung dịch lỏng loãng, điện ly, Van’t Hoff đề nghị cần

bổ sung vào các biểu thức ở chương 8 (8.11), (8.12), (8.13) và (8.16) một thừa số ký hiệu là i cho biết giá trị thực nghiệm lớn hơn bao nhiêu lần so với tính theo các công thức cho các dung dịch không điện ly:

(9.2)

Trong đó: - P1’, ∆t’s, ∆t’đ, π ’ là các đại lượng đo thực tế

- P1, ∆ts, ∆tđ, π là các đại lượng tính lý thuyết dựa trên các biểu thức (8.11), (8.12), (8.13) và (8.16)

- i là một thừa số gọi là hệ số đẳng trương (hay hệ số Van’t Hoff) được xác định bằng thực nghiệm

Từ các công thức trong (9.2) rút ra hệ số đẳng trương (Van’t Hoff) của một dung dịch được tìm qua thực nghiệm thông qua đo một trong bốn đại lượng P1’, ∆t’s,

∆t’đ, π ’ và áp dụng vào các biểu thức sau:

(9.3)

Nguyên nhân của các tính chất bất thường của dung dịch chất điện ly là do các phân tử chất điện ly phân ly thành các ion làm số phân tử (số ion được tạo thành và số phân tử không phân ly) tăng lên Chính độ giảm áp suất hơi trên mặt dung dịch, độ tăng nhiệt độ sôi, độ giảm nhiệt độ đông đặc và áp suất thẩm thấu của dung dịch phụ thuộc vào nồng độ của các phân tử này, nên chúng đều tăng lên Từ đó có thể tính i như sau:

i = Số phân tử trong dung dịch / số phân tử hòa tan (9.4)

Ví dụ: Độ điện ly biểu kiến của KCl trong dung dich chứa 0,2 mol KCl trong 1000g nước là 0,82 Tính hệ số Van’t Hoff i và nhiệt độ bắt đầu đông đặc của dung dịch, biết Kđ của nước là 1,86

Giải:

Số mol KCl “phân ly” thành ion: 0,2 0,82 = 0,164 mol

Số phân tử KCl được coi là không phân ly: 0,2 - 0,164 = 0,036 mol

P’1 = i P1 = i Po N1

∆ t’s = i ∆ ts = i Ks Cm

∆ t’đ = i ∆ tđ = i Kđ Cm

π ’= i π = CM.RT

' ' '

1 1

'

s d

s d

P i

π π

Tổng số mol ion K+ và Cl- “tạo thành” trong dung dịch (một mol KCl phân ly thành một mol K+ và một mol Cl-): 0,164 2 = 0,328

Từ đo i = 0,328 0,036 1,82

0, 2

∆t’đ = i ∆tđ = i.Kđ.Cm = 1,82 1,86 02 = 0,677oC

∆t’đ = to

đ dung môi - to

đ dung dịch = 0,677oC Vậy nhiệt độ bắt đầu đông đặc của dung dịch:

to dung dịch = to

đ dung môi - ∆t’đ = 00 C - 0,677oC = - 0,677oC 9.1.2.4 Công thức tính độ điện ly

Độ điện ly được tính theo công thức:

(9.5)

Trong đó m là số ion được tạo ra từ một phân tử khi phân tử này điện ly Ví

dụ NaCl có m = 2, MgCl2 có m = 3

Ví dụ: Xác định độ điện ly của dung dịch chứa 2g acid floric (HF) trong 1000 g nước, biết dung dịch động đặc ở nhiệt độ –0,203oC (Cho hằng số nghiệm đông của nước Kđ= 1,86)

Giải:

Trước hết cần tính hệ số Van’t Hoff

'

d d

t i t

∆

=

∆

Ta có t’đ = to

đ dung môi nguyên chất - to

đ dung dịch = 0 -(-0.203) = 0,203oC

tđ = Kđ Cm theo (8.11) , ta cần tính nồng độ molan Cm theo (8.2)

Cm =

b M

a

1000

= 20.10001000.2 =0,1

Suy ra tđ = Kđ Cm = 1,86 0,1 = 0,186

Thay các số liệu tđ, t’đ vào hệ số Van’t Hoff i:

'

d d

t i t

∆

=

0, 203

1,09 0,186=

Đưa i vào công thức (8.4):

1 1

i

m

1,09 1

0,09

2 1− =

−

9.1.2.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly

Độ điện ly của chất tan phụ thuộc vào bản chất dung môi , bản chất chất tan, nhiệt độ và nồng độ của chất tan.

Trong đa số trường hợp độ điện ly tăng khi nhiệt độ của dung dịch tăng lên Dung môi càng có cực thì chất tan điện ly càng mạnh

9.2 Thuyết acid-base

1 1

i m

−

Hiện tại tồn tại một số thuyết acid-base Trong phần này ta chỉ xét thuyết Arrhénius và Bronsted-Lowry

9.2.1 Thuyết acid-base của Arrhénius

Acid là hợp chất chứa hydro, khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân

ly ra các ion hydro H+

Ví dụ: CH3COOH  CH3COO- + H+

Base là hợp chất chứa nhóm OH, khi hòa tan trong nước các phân tử của nó phân ly ra các ion OH-

Ví dụ: NaOH  Na+ + OH

-Thuyết acid-base của Arrhénius giải thích được tính chất acid và base của nhiều chất trong dung môi nước Tuy nhiên nó không áp dụng được cho các chất trong dung môi không nước Hơn nữa nhiều chất mà phân tử của chúng không chứa nhóm

OH, nhưng vẫn thể hiện tính chất base trong nước, như NH3, các amin, thì thuyết Arrhénius không giải thích được

9.2.2 Thuyết acid-base của Bronsted-Lowry

Acid là tiểu phân (phân tử hay ion) có khả năng cho proton H+, base là tiểu phân (phân tử hay ion) có khả năng nhận proton H+

Ví dụ: CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+

Trong phản ứng trên CH3COOH nhường H+ cho H2O nên CH3COOH là acid, còn H2O nhận H+ nên H2O là base Theo phản ứng nghịch thì CH3COO- nhận H+ của

H3O+ nên CH3COO- là base, còn H3O+ nhường H+ cho CH3COO- , nên H3O+ là acid

Vậy một acid (ví dụ CH3COOH) khi nhường H+ đi thì phần còn lại của nó (ion

CH3COO-) trở thành một base, còn một base (vídụ, H2O) khi nhận H+, nó trở thành một acid (ion H3O+) Từ đó xuất hiện cặp acid-base liên hợp Ví dụ, trong phản ứng trên ta có hai cặp acid-base liên hợp là: CH3COOH/ CH3COO- và H3O+/ H2O

Một số ví dụ khác:

NH3 + HOH  NH4+ + OH

Hai cặp acid-base liên hợp là :NH4+/NH3 và H2O/OH-

CH3COOH + NH3  CH3COO- + NH4+ Acid 1 Base 2 Base 1 Acid 2 Các cặp acid-base liên hợp là: CH3COOH/ CH3COO- và NH4+/NH3

CH3COO- + HOH  CH3COOH + OH

Cặp acid – base liên hợp : CH3COOH/ CH3COO- và H2O/OH-

NH4 + H2O  NH3 + H3O+

Cặp acid – base liên hợp : NH4 /NH3 và H3O+/H2O

Phản ứng cho nhận proton được gọi là các phản ứng acid – base Các phản ứng giữa acid và base, giữa dung dịch acid và base không tan hoặc oxyt base không tan đều thuộc loại phản ứng acid-base

9.3 Hằng số điện ly (hằng số ion hóa)

Các chất điện ly mạnh phân ly hoàn toàn trong dung dịch, còn các chất điện ly trung bình và yếu chỉ phân ly một phần, nghĩa là trong dung dịch của chất điện ly trung bình và yếu có một cân bằng:

AmBn  mAn+ + nBm- (9.6) Theo định luật Guldberg – Waage, chúng ta có thể viết biểu thức cân bằng cho

hệ cân bằng điện ly thuận nghịch :

(9.7)

Trong đó: - Kdl là hằng số điện ly;

- [An+], [ Bm-] là nồng độ ion gam của các ion An+ và Bm- ( ion.g/lit);

- [AmBn ] là nồng độ mol của các phân tử AmBn không phân ly (mol/lit)

Hằng số điện ly của chất tan phụ thuộc vào bản chất dung môi, bản chất chất tan và nhiệt độ Khác với độ điện ly, hằng số điện ly không phụ thuộc vào nồng độ

Trong đa số trường hợp khi nhiệt độ tăng thì hằng số điện ly tăng

Dung môi càng có cực thì hằng số điện ly càng lớn

Ví dụ: Xét chất điện ly yếu CH3COOH, ta có cân bằng sau:

CH3COOH  CH3COO- + H+ (dạng a)

hay CH3COOH + H2O  CH3COO- + H3O+ (dạng b)

Theo định luật tác dụng khối lượng, hằng số cân bằng của phản ứng điện ly

CH3COOH (dạng b) được viết như sau:

K’ = [ ] [ ]

CH COOH H O

+

Nếu dung môi là H2O, nồng độ của nước được xem như không đổi nên ta đặt

K = K’[H2O] =

3

CH COO H O

CH COOH

+

Với cân bằng đơn giản (dạng a), hằng số cân bằng được viết:

K =

-3 3

CH COO H

CH COOH

+

Nhận xét khi K càng lớn, nồng độ cation và anion càng lớn, chất điện ly càng mạnh

9.4 Mối quan hệ giữa hằng số điện ly (k đl ) và độ điện ly ()

Xét chất điện ly yếu AB có nồng độ ban đầu là C, độ điện ly là α

AB  A+ + B

Ta có độ điện ly α =

[ ]o

A AB

+

 

=

[ ]o

B AB

+

 

Ở trạng thái cân bằng, ta được:

[A+] = [B-] = C α

[AB] = C - C.α = C(1- α)

[ ] [ ]

n m m n dl

m n

K

A B

=

Hằng số cân bằng:

K =

[ ]

A+ Β −

ΑΒ

   

= C C C .(1α α−α) = . 2

1

α

−

(9.8)

Với chất điện ly yếu, α rất nhỏ so với 1 nên có thể xem 1-α ≈1, do đó hệ thức

K trở thành:

K = C.α2 hay (9.9)

(9.9) cho thấy khi nồng độ C giảm, hệ số điện ly α tăng và chất điện ly yếu bị ion hóa nhiều hơn

Nếu nồng độ của các ion A+ và B- trong dung dịch là như nhau, ta có:

[A+] = [B-] = α CM = M M

M

K

Ví dụ: Tính nồng độ ion H+ trong dung dịch Hypoclorơ HOCl 0,1M ( Kđl= 5.10

-8)

Giải:

Độ điện ly α =

C

K

= 5.10 8 4 0,1− =7.10− Nồng độ ion H+ trong dung dịch Hypoclorơ :

Cách 1: dùng (9.9) [H+] = α CM = 7.10-4 0,1 = 7.10-5 mol/lit

Cách 2: dùng (9.10) [H+]= K C M = 5.10 0,1 7.10− 8 = − 5mol lit/

9.5 Sự phân ly của nước – pH của dung dịch

9.5.1 Sự phân ly của nước

Nước không nguyên chất dẫn điện mạnh là do sự hiện diện của các ion hòa tan trong nước (Cl-, SO24−, Fe3+, Na+…) Tuy nhiên dù nước có thật nguyên chất vẫn dẫn điện một phần dù rất yếu Sự kiện này chứng tỏ nước tinh chất cũng chứa một số ion

do sự tự phân ly của nước

H2O  H+ + OH- hay 2H2O  H3O- + OH

-Hằng số cân bằng

+

-2

[H ].[OH ]

K = [H O]

Vì [H2O] = 181000 = 55 được xem như không đổi nên ta có thể viết:

Kw = K[H2O] = [H+].[OH-] Tích số Kw = [H+][OH-] là một hằng số ở một nhiệt độ xác định, được gọi là tích

số ion của nước

Kw là một hằng số chỉ phụ thuộc nhiệt độ Ví dụ ở các nhiệt độ khác nhau, Kw

có các giá trị như sau:

1

α

−

α =

C K

25 10-14

100 5,8 10-13 Phần lớn các phản ứng hóa học được thực hiện ở 250C nên ta chọn:

(9.11) áp dụng cho nước tính chất, dung dịch acid hay base ở 250C

9.5.2 pH của dung dịch

9.5.2.1 Khái niệm về pH

Với H2O nguyên chất ở 250C ta có [ ] [ ]H+ = ΟΗ− = 10−7

Môi trường có tính acid khi [ ]H+ >10−7, môi trường có tính base khi

[ ]OH− >10−7 Vì những lũy thừa tương đối phức tạp nên để xác định tính acid, base hay trung hòa của môi trường, ta dùng một đại lượng khác là pH

(9.12)

* Với môi trường trung hòa:

pH = lg [ ]H+

1 = lg 10 7

1

− = 7

* Với môi trường acid:

[ ]H+ >10− 7 hay [ ]+ 10− 7

1

<

H

1

⇒ pH = lg[ ]H+ <

1

lg 10 7

1

− = 7 hay pH < 7

* Với môi trường base

[ ]OH− >10−7 hay [ ]H + < 10−7

⇒ pH = lg [ ]H+ >

1

lg 10 7

1

− = 7 hay pH > 7 Vậy nếu dùng pH để biểu thị đặc tính của môi trường thì ở 25oC :

pH= 7: môi trường trung tính pH< 7: môi trường acid

pH > 7: môi trường kiềm

Thang pH

9.5.2.2 Khái niệm pOH

Tương tự như pH, pOH có định nghĩa như sau:

(9.13)

pH = lg [ ]H+

1

= -lg [ ]H+

pOH = lg [ ]OH−

1

= -lg [ ]OH−

Do Kw = [ ][ ]H+ ΟΗ− = 10-14 nên hệ thức liên hệ:

-lg[ ]H - lg+ [ ]OH = -lg10− -14 hay (9.14)

Người ta đo pH của dung dịch bằng một dụng cụ đặc biệt gọi là pH kế Ngoài

ra còn dùng giấy pH – là giấy có tẩm hóa chất mà màu thay đổi theo trị số pH

9.6 Cách tính pH của dung dịch acid hoặc base

Trong phần này ta chỉ tính pH của dung dịch acid một bậc, base một bậc mà khi hòa tan trong nước chỉ tồn tại một cân bằng hóa học

9.6.1 Acid mạnh hoặc base mạnh (tức là các acid, base ion hóa hoàn toàn trong dung dịch)

Ví dụ: NaOH là một base mạnh

NaOH  Na+ + OH -Tính pH từ hệ thức

pH = lg[ ]H+

1 = -lg[ ]H+

9.6.2 Acid yếu hoặc base yếu

Là acid hoặc base chỉ ion hóa một phần trong dung dịch

Ví dụ: - acid yếu:

CH3COOH  CH3COO- + H+

- base yếu:

NH4OH  NH+4 + OH -9.6.2.1 Acid yếu

Xét dung dịch CH3COOH nồng độ mol/l là Ca

Trong dung nước tồn tại cân bằng sau:

CH3COOH  CH3COO- + H+

Nồng độ khi cân bằng: Ca – x x x

(9.16)

Khi biết Ka (hằng số cân bằng của acid) và Ca (nồng độ ban đầu của acid yếu) giải phương trình bậc hai theo x tìm ra x = [H+] Giá trị x phải thoả mãn điều kiện 0 <

x < Ca.

Nếu x < 5%Ca thì có thể coi Ca – x  Ca, khi đó dùng công thức (9.10) tính x :

a a

x= K C

pH + pOH = 14

a a

x x K

=

−

hay -lg[H+] = 1 1lg

2 pK a −2 C a Vậy

(9.17)

Có thể tính gần đúng x theo công thức (9.10) bằng cách giả thiết x=C a Nếu giá trị x thu được nhỏ hơn 5% Ca thì giả thiết là chấp nhận được, nếu không phải tính lại theo công thức (9.16)

9.6.2.2 Base yếu

Xét dung dịch base yếu NH3

NH4OH  NH+4 + OH -Nồng độ ban đầu: Cb 0 0

Nồng độ khi cân bằng: Cb – x x x

(9.18)

Với x = [OH-] và phải thỏa mãn điều kiện : 0 < x < Cb

Tương tự như đối với acid yếu, khi x< 5% Cb thì có thể coi : x= K C b b

Với pKb = lg

b

K

1 , Cb : nồng độ ban đầu của base yếu

9.7 Sự thủy phân của muối

9.7.1 Sự thủy phân của muối

• Muối là những hợp chất mà phân tử gồm cation kim loại và anion gốc acid Muối thường được tạo thành do phản ứng trung hòa giữa một acid và một base (muối cũng được điều chế bằng nhiều cách khác)

• Khi hòa tan muối trong nước, chúng tự phân ly thành ion Các ion này có thể:

- hoặc phản ứng với nước để cho ra dung dịch có đặc tính acid hay base Trường hợp này ta bảo muối bị thủy phân

- hoặc không phản ứng với nước để cho ra một dung dịch trung hòa

9.7.2 Phân loại muối

9.7.2.1 Muối của acid mạnh và base mạnh

Ví dụ: NaCl (do NaOH + HCl), KCl (KOH + HCl)

Trong nước, muối NaCl ion hóa hoàn toàn NaCl  Na+ + Cl

Các ion này không hóa hợp với nước vì NaCl, NaOH hay HCl là những chất điện giải mạnh Ta được dung dịch trung hòa, pH của môi trường bằng 7

pH = 14 - 2

1

(pKb - lg Cb)

2 pK a −2 C a

b b

x x K

=

−