Sổ tay hóa học THPT - Đồng Đức Thiện

 nhân và electron hoá trị ở lớp ngoài cùng tăng dần, làm bán kính nguyên tử giảm dần. Do đó:
	+ Độ âm điện c của các nguyên tố tăng dần.
	+ Tính kim loại giảm dần, tính phi kim tăng dần.
	+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit giảm dần, tính axit của chúng tăng dần.
- Hoá trị cao nhất đối với oxi tăng từ I đến VII. Hoá trị đối với hiđro giảm từ IV (nhóm IV) đến I (nhóm VII). 
4. Nhóm và phân nhóm
Trong một phân nhóm chính (nhóm A) khi đi từ trên xuống dưới theo chiều tăng điện tích hạt nhân.
- Bán kính nguyên tử tăng (do số lớp e tăng) nên lực hút giữa hạt nhân và các electron ở lớp ngoài cùng yếu dần, tức là khả năng nhường electron của nguyên tử tăng dần. Do đó:
+ Tính kim loại tăng dần, tính phi kim giảm dần.
+ Tính bazơ của các oxit, hiđroxit tăng dần, tính axit của chúng giảm dần.
- Hoá trị cao nhất với oxi (hoá trị dương) của các nguyên tố bằng số thứ tự của nhóm chứa nguyên tố đó.
5.  Ý nghĩa của bảng HTTH
a. Quan hệ giữa vị trí và cấu tạo:
Biêt vị trí của nguyên tố trong bảng tuần hòan có thể suy ra cấu tạo nguyên tử của nguyên tố đó và ngược lại (mô tả bằng sơ đồ sau)
Vị trí trong bảng tuần hoàn
Câu tạo nguyên tử
Số thứ tự của nguyên tố
Số p, số n, số e
Số thứ tự của chu kỳ
Số lớp e
Số thứ tự của nhóm
Số e lớp ngoài cùng (số e hóa trị)
Ví dụ: Xét đoán vị trí của nguyên tố có Z = 25.
Cấu hình e: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 4s2.
-  Có 4 lớp e ® ở chu kỳ 4.
Đang xây dựng e ở phân lớp 3d ® thuộc phân nhóm phụ (nhóm B). Nguyên tố này là kim loại, khi tham gia phản ứng nó có thể cho đi 2e ở 4s và 5e ở 3d, có hoá trị cao nhất 7+. Do đó, nó ở phân nhóm phụ nhóm VII (nhóm VIIB). Đó là Mn.
b. Quan hệ giữa vị trí và tính chất:
 Biết vị trí của một nguyên tố trong bảng tuần hoàn có thể suy ra những tính chất hóa học cơ bản của nó:
Tính kim loại, phi kim
Hóa trị cao nhất của nguyên tố đó với O, hóa trị với H
Công thức của oxit cao nhất và hiđroxit tương ứng
Công thức của hợp chất khí với H (nếu có)
Oxit hay hiđroxit có tính axit hay bazơ
Ví dụ: S ở ô 16, nhóm VIA, chu kỳ 3. Suy ra:
S là phi kim
Hóa trị cao nhất với O là 6, công thức oxit đó là SO3
Hóa trị với H là 2, công thức của khí đó là H2S
SO3 là oxit axit còn H2SO4 là axit mạnh
c. So sánh tính chất của nguyên tố này với các nguyên tố khác lân cận
Dựa vào quy luật biến đổi các tính chất trong bảng tuần hòan theo chu kỳ và theo các nhóm, chúng ta có thể so sánh được tính chất của một nguyên tố so với các nguyên tố lân cận.
Chương 3
LIÊN KẾT HÓA HỌC
Liên kết hóa học là sự kết hợp giữa các nguyên tử tạo thành phân tử hay tinh thể bền vững. 
Liên kết hóa học được chia thành hai loại cơ bản: liên kết ion và liên kết cộng hóa trị
1. Liên kết ion
Liên kết ion là liên kết được tạo thành do lực hút tĩnh điện giữa các ion mang điện tích trái dấu.
Liên kết ion được hình thành giữa kim loại điển hình và phi kim điển hình.( 1,7). Khi đó nguyên tố có độ âm điện lớn (các phi kim điển hình) thu e của nguyên tử có độ âm điện nhỏ (các kim loại điển hình) tạo thành các ion ngược dấu. Các ion này hút nhau bằng lực hút tĩnh điện tạo thành phân tử.
Ví dụ : 2.e
               2Na + Cl2 = 2Na+ + 2Cl- = 2NaCl
Đặc điểm của liên kết ion Không bão hoà, không định hướng, do đó hợp chất ion tạo thành những mạng lưới ion (dạng tih thể) có tính bền vững, thường có nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi khá cao, thường tan nhiều trong nước. Khi nóng chảy hoặc khi tan trong nước chúng tạo thành những dung dịch dẫn điện, còn ở trạng thái rắn chúng không dẫn điện. 
2. Liên kết cộng hóa trị
Liên kết cộng hóa trị là liên kết được hình thành giữa hai nguyên tử bằng một hay nhiều cặp e chung. 
* Đặc điểm:
Liên kết cộng hoá trị được tạo thành do các nguyên tử có độ âm điện bằng nhau hoặc khác nhau không nhiều góp chung với nhau các e hoá trị tạo thành các cặp e liên kết chuyển động trong cùng 1 obitan (xung quanh cả 2 hạt nhân) gọi là obitan phân tử. Dựa vào vị trí của các cặp e liên kết trong phân tử, người ta chia thành :
a. Liên kết cộng hoá trị không cực
- Tạo thành từ 2 nguyên tử của cùng một nguyên tố. Ví dụ :  H  :  H,  Cl  :  Cl. .(= 0) hoặc giữa các nguyên tử của các nguyên tố khác nhau mà. <0,4.
- Cặp e liên kết không bị lệch về phía nguyên tử nào.
- Hoá trị của các nguyên tố được tính bằng số cặp e dùng chung.
b. Liên kết cộng hoá trị có cực
- Tạo thành từ các nguyên tử có độ âm điện khác nhau không nhiều. Ví dụ : H  : Cl. (0,4 < <1,7 )
- Cặp e liên kết bị lệch về phía nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
- Hoá trị của các nguyên tố trong liên kết cộng hoá trị có cực được tính bằng số cặp e dùng chung. Nguyên tố có độ âm điện lớn có hoá trị âm, nguyên tố kia hoá trị dương. Ví dụ, trong HCl, clo hoá trị 1-, hiđro hoá trị 1+.
3. Liên kết cho - nhận (liên kết phối trí)
Đó là loại liên kết cộng hoá trị mà cặp e dùng chung chỉ do 1 nguyên tố cung cấp và được gọi là nguyên tố cho e; Nguyên tố kia có obitan trống (obitan không có e) được gọi là nguyên tố nhận e. Liên kết cho - nhận được ký hiệu bằng mũi tên (®) có chiều từ chất cho sang chất nhận.
Ví dụ quá trình hình thành ion NH4+ (từ NH3 và H+) có bản chất liên kết cho - nhận.:
	H +
	 H	N H
	H
Sau khi liên kết cho - nhận hình thành thì 4 liên kết N - H hoàn toàn như nhau. Do đó, ta có thể viết CTCT của NH+4 như sau:
	H +
	 H	N H
	H
Điều kiện để tạo thành liên kết cho - nhận giữa 2 nguyên tố A ® B là: nguyên tố A có đủ 8e lớp ngoài, trong đó có cặp e tự do(chưa  tham gia liên kết) và nguyên tố B phải có obitan trống.
4. Liên kết và liên kết p
Về bản chất chúng là những liên kết cộng hoá trị.
a) Liên kết : Được hình thành do sự xen phủ 2 obitan (của 2e tham gia liên kết) dọc theo trục liên kết. Tuỳ theo loại obitan tham gia liên kết là obitan s hay p ta có các loại liên kết kiểu s-s, s-p, p-p:
 Obitan liên kết có tính đối xứng trục, với trục đối xứng là trục nối hai hạt nhân nguyên tử.
Nếu giữa 2 nguyên tử chỉ hình thành một mối liên kết đơn thì đó là liên kết . Khi đó, do tính đối xứng của obitan liên kết , hai nguyên tử có thể quay quanh trục liên kết.
b) Liên kết p: Được hình thành do sự xen phủ giữa các obitan p ở hai bên trục liên kết. Khi giữa 2 nguyên tử hình thành liên kết bội thì có 1 liên kết (bền), còn lại là liên kết p (kém bền).
 Liên kết p không có tính đối xứng trục nên 2 nguyên tử tham gia liên kết không có khả năng quay tự do quanh trục liên kết. Đó là nguyên nhân gây ra hiện tượng đồng phân cis-trans của các hợp chất hữu cơ có nối đôi.
Liên kết hiđro 
Liên kết hiđro là mối liên kết phụ (hay mối liên kết thứ 2) của nguyên tử H với nguyên tử có độ âm điện lớn (như F, O, N…). Tức là nguyên tử hiđro linh động bị hút bởi cặp e chưa liên kết của nguyên tử có độ âm điện lớn hơn.
Liên kết hiđro được ký hiệu bằng 3 dấu chấm ( … ) và không tính hoá trị cũng như số oxi hoá.
Liên kết hiđro được hình thành giữa các phân tử cùng loại. 
Ví dụ: Giữa các phân tử H2O, HF, rượu, axit…
	OH … OH …; H – F …H – F …
 H H
hoặc giữa các phân tử khác loại. Ví dụ: Giữa các phân tử rượu hay axit với H2O:
	OH … O – H …OH …
	H 	 R	 H
hoặc trong một phân tử (liên kết hiđro nội phân tử). Ví dụ :
	CH2 – CH2
 OH … OH
    Do có liên kết hiđro tạo thành trong dung dịch nên:
+ Tính axit của HF giảm đi nhiều (so với HBr, HCl).
+ Nhiệt độ sôi và độ tan trong nước của rượu và axit hữu cơ tăng lên rõ rệt so với các hợp chất có khối lượng phân tử tương đương.
6. Sự lai hoá các obitan
- Để giải thích hiện tượng đa hoá trị của một nguyên tố (như của Fe, Cl, C…) và cấu trúc phân tử của một số hợp chất (đặc biệt là các phức chất), ta không thể căn cứ vào số e độc thân hoặc số e lớp ngoài cùng mà phải dùng khái niệm mới gọi là "sự lai hoá obitan". 
- Các kiểu lai hoá thường gặp:
a) Lai hoá sp3: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s với 3 obitan p tạo thành 4 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 4 đỉnh của tứ diện đều, các trục đối xứng của chúng tạo với nhau những góc bằng 109o28'. Kiểu lai hoá sp3 được gặp trong các nguyên tử O, N, C nằm trong phân tử H2O, NH3, NH+4, CH4,…
b) Lai hoá sp2: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 2obitan p tạo thành 3 obitan lai hoá q định hướng từ tâm đến 3 đỉnh của tam giác đều. Lai hoá sp2 được gặp trong các phân tử BCl3, C2H4,…
c) Lai hoá sp: Đó là kiểu lai hoá giữa 1 obitan s và 1 obitan p tạo ra 2 obitan lai hoá q định hướng thẳng hàng với nhau. Lai hoá sp được gặp trong các phân tử BCl2, C2H2,…
Ngoài các dạng lai hóa trên, các obitan còn có khả năng tạo thành nhiều kiểu lai hóa khác, như: lai hóa vuông phẳng dsp2, lai hóa bát diện d2sp3, …
Chương 4
CÁC ĐỊNH LUẬT VỀ CHẤT KHÍ
I. Định luật Avôgađrô.
1. Nội dung: ở cùng một điều kiện (nhiệt độ và áp suất) những thể tích bằng nhau của mọi chất khí đều chứa số phân tử khí bằng nhau.
2. Hệ quả:
a) Thể tích mol phân tử. ở cùng điều kiện (T, P), 1 mol của mọi chất khí đều chiếm thể tích bằng nhau.
Đặc biệt, ở điều kiện tiêu chuẩn (T = 273K, P = 1atm = 760 mmHg) 1 mol khí bất kỳ chiếm thể tích 22,4 l. Thể tích này được gọi là thể tích mol ở đktc.
Công thức liên hệ giữa số mol khí (n) và thể tích (Vo) ở đktc là.
 	 hay V0 = n. 22,4
Khi n = 1 mol ® Vo = 22,4
Khối lượng mol: M = 22,4.D
D là khối lượng riêng của chất khí đo ở đktc, tính bằng g/l.
b) Tỷ khối hơi của chất khí:
Tỷ khối của khí A so với khí B (ký hiệu là dA/B) là tỷ số khối lượng của 1 thể tích khí A so với khối lượng của một thể tích tương đương khí B, khi đo ở cùng T và P.
dA/B = 
mA, mB là khối lượng của cùng thể tích khí A và khí B.
Với n mol khí thì:
mA = n. MA; mB = n. MB
dA/B = = = 
-> MA = dA/B . MB
II. Phương trình khí lý tưởng
- Phương trình
Công thức này thường được sử dụng để tính Vo (thể tích ở đktc), từ đó tính ra số mol khí n:
- Phương trình trên còn viết dưới dạng:
        hay PV = nRT với R = 
- Ta lại biết, số mol khí n = a / M (a là số gam khí). Do đó PV = RT
III. Hỗn hợp khí
1. Áp suất riêng của chất khí trong hỗn hợp
Giả sử trong hỗn hợp có 3 khí A, B, C. Các phân tử khí gây ra áp suất tương ứng là PA, PB, PC. Người ta gọi PA, PB và PC là áp suất riêng của các chất khí A, B và C.
Vậy áp suất riêng của một chất khí trong hỗn hợp là áp suất có được nếu một mình khí đó chiếm toàn bộ thể tích hỗn hợp ở nhiệt độ đã cho.
Áp suất chung: P = PA + PB +PC
PA, PB và PC tỉ lệ với số mol của các khí A, B, C trong hỗn hợp.
2. Khối lượng mol trung bình của hỗn hợp khí ()  là khối lượng của một thể tích hỗn hợp khí đó ở một điều kiện xác định:
Ví dụ:  của không khí bằng 29 gam.
Cách tính: 
+ = dhh/A. MA
+ Khối lượng mol trung bình của hỗn hợp 3 khí.:
 =    
Nếu thay n = V/22,4 vào phương trình trên ta có:
    = 
VA, VB, VC, là thể tích các khí A, B, C (đo ở cùng điều kiện) trước khi trộn tạo thành hỗn hợp.
Chương 5
DUNG DỊCH - SỰ ĐIỆN LI – ĐIỆN PHÂN
I. Dung dịch
1. Định nghĩa
Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà tỷ lệ thành phần của chúng có thể thay đổi trong một giới hạn khá rộng.
Dung dịch gồm: các chất tan và dung môi. 
Dung môi là môi trường để phân bố các phân tử hoặc ion chất tan. Thường gặp dung môi lỏng và quan trọng nhất là H2O.
2. Quá trình hoà tan
Khi hoà tan một chất thường xảy ra 2 quá trình.
- Phá huỷ cấu trúc của các chất tan.
- Tương tác của dung môi với các tiểu phân chất tan (quá trình solvat hóa).
Ngoài ra còn xảy ra hiện tượng ion hoá hoặc liên hợp phân tử chất tan (liên kết hiđro).
Ngược với quá trình hoà tan là quá trình kết tinh. Trong dung dịch, khi tốc độ hoà tan bằng tốc độ kết tinh (chất tan trong dung dịch ở trạng thái cân bằng với chất tan nguyên chất), ta có dung dịch bão hoà. Lúc đó chất tan không tan thêm được nữa. 
Ở mỗi nhiệt độ xác định, dung dịch bão hòa chứa một lượng chất tan xác định ứng với độ tan của chất đó. Tuy nhiên đối với một số chất người ta có thể điều chế được dung dịch quá bão hòa có chứa một lượng chất tan lớn hơn so với dung dịch bão hòa. Ví dụ, hòa tan muối natriaxetat vào nước đến bão hòa ở nhiệt độ cao rồi hạ từ từ nhiệt độ dung dịch xuống, phần chất tan còn dư chưa thể kết tinh (hiện tượng chậm kết tinh), khi đó ta được dung dịch quá bão hòa. Trạng thái quá bão hòa là trạng thái kém bền, chỉ cần một va chạm nhỏ hoặc bỏ một tinh thể chất tan vào dung dịch là lượng chất tan dư sẽ kết tinh khỏi dung dịch. 
3. Độ tan của các chất
Độ tan được xác định bằng lượng chất tan bão hoà trong một lượng dung môi xác định ở điều kiện cho trước.
 Nếu trong 100 g H2O hoà tan được:
>10 g chất tan: chất dễ tan hay tan nhiều.
<1 g chất tan: chất tan ít.
< 0,01 g chất tan: chất thực tế không tan.
4. Tinh thể ngậm nước
Quá trình liên kết các phân tử (hoặc ion) chất tan với các phân tử dung môi gọi là quá trình sonvat hoá. Nếu dung môi là H2O thì đó là quá trình hiđrat hoá.
Hợp chất tạo thành gọi là sonvat (hay hiđrat).
Ví dụ: CuSO4.5H2O  ;  Na2SO4.10H2O.
Các sonvat (hiđrat) khá bền vững. Khi làm bay hơi dung dịch thu được chúng ở dạng tinh thể, gọi là những tinh thể ngậm H2O. Nước trong tinh thể gọi là nước kết tinh.
Một số tinh thể ngậm nước thường gặp:
FeSO4.7H2O, Na2SO4.10H2O, CaSO4.2H2O.
5. Nồng độ dung dịch
Nồng độ dung dịch là đại lượng biểu thị lượng chất tan có trong một lượng nhất định dung dịch hoặc dung môi. Thường gặp các cách biểu diễn nồng độ sau đây:
a) Nồng độ phần trăm (C%): Nồng độ phần trăm được biểu thị bằng số gam chất tan có trong 100 g dung dịch.
 = 
Trong đó : mct, mdd là khối lượng của chất tan và của dung dịch.
V là thể tích dung dịch (ml), D là khối lượng riêng của dung dịch (g/ml)
b) Nồng độ mol (CM): Nồng độ mol được biểu thị bằng số mol chất tan trong 1 lít dung dịch. Ký hiệu là M.
      CM = 
c) Quan hệ giữa C% và CM:
      C% = 
	CM = 
Ví dụ : Tính nồng độ mol của dung dịch axit H2SO4 20%, có D = 1,143 g/ml
Giải : Theo công thức trên ta có :
Top of Form
      CM = 
Bottom of Form
II. Sự điện li
1. Định nghĩa
- Sự điện li là quá trình phân li chất tan thành các ion (ion dương và ion âm) dưới tác dụng của các phân tử dung môi (thường là nước) hoặc khi nóng chảy.
Ion dương gọi là cation, ion âm gọi là anion.
- Chất điện li là những chất tan trong nước và phân li ra ion, tạo thành dung dịch dẫn điện.
Ví dụ: Các chất muối axit, bazơ.
- Chất không điện li là chất khi tan trong nước tạo thành dung dịch không dẫn điện.
Ví dụ: Dung dịch đường, dung dịch rượu,…
- Nếu chất tan cấu tạo từ các tinh thể ion (như NaCl, KOH,…) thì quá trình điện li là quá trình điện li là quá trình tách các ion khỏi mạng lưới tinh thể rồi sau đó ion kết hợp với các phân tử nước tạo thành ion hiđrat.
- Nếu chất tan gồm các phân tử phân cực (như HCl, HBr, HNO3,…) thì đầu tiên xảy ra sự ion hoá phân tử và sau đó là sự hiđrat hoá các ion.
- Phân tử dung môi phân cực càng mạnh thì khả năng gây ra hiện tượng điện li đối với chất tan càng mạnh.
Trong một số trường hợp quá trình điện li liên quan với khả năng tạo liên kết hiđro của phân tử dung môi (như sự điện li của axit).
2. Sự điện li của axit, bazơ, muối trong dung dịch nước
a) Sự điện li của axit
Axit điện li ra cation oxoni H3O+ (H+) và anion gốc axit.
	HCl + H2O = H3O+ + Cl-
Để đơn giản, người ta chỉ viết
	HCl = H+ + Cl-                   
Nếu axit nhiều lần axit thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước.
                  H2CO3 HCO3- + H+
	HCO3- CO2- + H+
b) Sự điện li của bazơ
Bazơ điện li ra anion OH- và cation kim loại hoặc amoni.
                  NaOH = Na+ + OH-
	NH3 + H2ONH4+ + OH-                   
Nếu bazơ nhiều lần bazơ thì sự điện li xảy ra theo nhiều nấc, nấc sau yếu hơn nấc trước.
                  Fe(OH)3 Fe(OH)2+ + OH-
	Fe(OH) Fe(OH)2+ + OH-
	Fe(OH)Fe3+ + OH-       
c) Sự điện  li của muối
Muối điện li ra cation kim loại hay amoni và anion gốc axit, các muối trung hoà thường chỉ điện li 1 nấc.
                  K2SO4 = 2K+ + SO42-
Muối axit, muối bazơ điện li nhiều nấc :
                  NaH2PO4 = Na+ + H2PO4-	H2PO4- HPO4- + H+
	HPO4- PO43- + H+
Muối bazơ :
                  CaOHCl = CaOH+ + Cl-
	CaOH+ = Ca2+ + OH-                   
d) Sự điện li của hiđroxit lưỡng tính
Hiđroxit lưỡng tính có thể điện li theo 2 chiều ra cả ion H+ và OH-.
            2H+ + ZnO22- Zn(OH)2 Zn2+ + 2OH-
 H+ + AlO2- + H2OAl(OH)3 Al3+ + 3OH-
3. Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
a) Chất điện li mạnh
Chất điện li mạnh là những chất trong dung dịch nước điện li hoàn toàn thành ion. Quá trình điện li là quá trình một chiều, trong phương trình điện li dùng dấu “=” (hoặc dấu ).
 Ví dụ:
                  KCl = K+ + Cl-
Những chất điện li mạnh là những chất mà tinh thể ion hoặc phân tử có liên kết phân cực mạnh.
Đó là: 
- Hầu hết các muối tan.
- Các axit mạnh: HCl, HNO3, H2SO4,…
- Các bazơ mạnh: NaOH, KOH, Ca(OH)2,…
b) Chất điện li yếu
 Chất điện li yếu là những chất trong dung dịch nước chỉ có một phần nhỏ số phân tử điện li thành ion, còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân tử. Quá trình điện li là thuận nghịch, trong phương trình điện li dùng dấu “”
Ví dụ:
                  CH3COOH CH3COO- + H+
	NH3 + H2O NH4+ + OH-
Những chất điện li yếu thường gặp là:
- Các axit yếu: CH3COOH, H2CO3, H2S,…
- Các bazơ yếu: NH3,…
- Mỗi chất điện li yếu được đặc trưng bằng hằng số điện li (Kđl) - đó là hằng số cân bằng của quá trình điện li. 
Ví dụ:
            CH3COOH CH3COO- + H+	Kđl = 
  Trong đó: [CH3COO-], [H+] và [CH3COOH] là nồng độ các ion và phân tử trong dung dịch lúc cân bằng. Kđl là hằng số, không phụ thuộc nồng độ. Chất điện li càng yếu thì Kđl càng nhỏ.
Với chất điện li nhiều nấc, mỗi nấc có một hằng số Kđl riêng. H2CO3 có 2 hằng số điện li:
                  H2CO3 HCO3- + H+ K1 = 
	HCO3- CO2- + H+ K2 = 
4. Độ điện li a
 Độ điện li a của chất điện li là tỷ số giữa số phân tử phân li thành ion Np và tổng số phân tử chất điện li tan vào nước Nt.
Ví dụ: Cứ 100 phân tử chất tan trong nước có 25 phân tử điện li thì độ điện li a bằng:
 Tỷ số này cũng chính là tỷ số nồng độ mol chất tan phân li (Cp) và nồng độ mol chất tan vào trong dung dịch (Ct).
- Giá trị của a biến đổi trong khoảng 0 đến 1(hay từ 0% tới 100%)
                               0 £ a £ 1
Khi a = 1: chất tan phân li hoàn toàn thành ion. Khi a = 0: chất tan hoàn toàn không phân li (chất không điện li).
- Độ điện li a phụ thuộc các yếu tố : bản chất của chất tan, dung môi, nhiệt độ và nồng độ dung dịch.
5. Quan hệ giữa độ điện li a và hằng số điện li
Giả sử có chất điện li yếu MA với nồng độ ban đầu Co, độ điện li của nó là a, ta có:
	MA M+ + A-
Nồng độ lúc cân bằng: 
Hằng số điện li:
Dựa vào biểu thức này, nếu biết a ứng với nồng độ dung dịch Co, ta tính được Kđl và ngược lại.
Ví dụ: Trong dung dịch axit HA 0,1M có a = 0,01. Tính hằng số điện li của axit đó (ký hiệu là Ka).
Giải: Trong dung dịch, axit HA phân li:
                 HA H+ + A-
6. Axit - bazơ
a) Định nghĩa
Theo quan niệm cũ:
	- Axit là những chất khi tan trong nước điện li ra ion H+ (chính xác là H3O+).
	- Bazơ là những chất khi tan trong nước điện li ra ion OH-.
- Đối với axit, ví dụ HCl, sự điện li thường được biểu diễn bằng phương trình:
                  HCl = H+ + Cl-
Nhưng thực ra axit không tự phân li mà nhường proton cho nước theo phương trình.
        HCl + H2O = H3O+ + Cl-
Vì H2O trong H3O+ không tham gia phản ứng nên thường chỉ ghi là H+
- Đối với bazơ, ngoài những chất trong  phân tử có sẵn nhóm OH- (như NaOH, Ba(OH)2…) Còn có những bazơ trong phân tử không có nhóm OH (như NH3…) nhưng đã nhận proton của nước để tạo ra OH- 
        H2O + NH3 NH4+ + OH-
Do đó để nêu lên bản chất của axit và bazơ, vai trò của nước (dung môi), Bronxtet đã đưa ra định nghĩa mới về axit - bazơ như sau:
Axit là những chất có khả năng cho proton.
Bazơ là những chất có khả năng nhận proton.
b) Phản ứng axit - bazơ
- Tác dụng của dung dịch axit và dung dịch bazơ.
Cho dung dịch H2SO4 tác dụng với dung dịch NaOH, phản ứng hoá học xảy ra toả nhiệt làm dung dịch nóng lên.
Phương trình phân tử:
      2NaOH + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
Phương trình ion:
2Na+ + 2OH- + 2H+ + SO42- = 2Na+ + SO42- + 2H2O
2OH- + 2H+ = 2H2O
Hoặc là: 
                  H3O+ + OH- = 2H2O
H2SO4 cho proton (chuyển qua ion H3O+) và NaOH nhận proton (trực tiếp là ion