Ôn một số kiến thức hóa đại cương

Vấn đề IV vô cơ 
Vietsciences- Nguyễn Thị Chân Quỳnh 26/12/2006 
Vietsciences-Võ Hồng Thái 31/12/2006 
ÔN MỘT SỐ KIẾN THỨC HÓA ĐẠI CƯƠNG 
I. Cách biểu thị một nguyên tử để biết được các cấu tử chính bền của một nguyên tử. Nguyên 
tử đồng vị 
I.1. Cách biểu thị nguyên tử 
I.2. Nguyên tử đồng vị 
II. Cấu hình electron của nguyên tử 
II.1. Định nghĩa 
II.2. Qui tắc Klechkowski 
II.3. Qui tắc Hund (Sự phân bố điện tử vào obitan, orbital, vân đạo) 
III. Vận tốc phản ứng 
IV. Cân bằng hóa học 
IV.1. Định nghĩa 
IV.2. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng (Nguyên lý Le Châtelier) 
V. Liên kết ion 
VI. Liên kết cộng hóa trị 
VII. Sự thủy phân của muối 
VIII. Các định nghĩa về axit, bazơ 
VIII.1. Định nghĩa axit, bazơ theo Arrhénius 
VIII.2. Định nghĩa axit bazơ theo Bronsted – Lowry 
Các kiến thức hóa đại cương thuộc chương trình lớp 10 ở phổ thông. Chúng ta ôn về các kiến 
thức này như: Sự đồng vị; Cấu hình electron của nguyên tử; Sự phân bố điện tử vào obitan 
(orbital, vân đạo); Vị trí nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hoàn; Cân bằng hóa học; Vận tốc 
phản ứng; Liên kết ion; Liên kết cộng hóa trị; Sự thủy phân của muối; Định nghĩa axit, bazơ 
(acid, baz, base) theo Arrhenius, theo Bronsted – Lowry; Cách tính pH của các dung dịch axit, 
bazơ mạnh yếu; Pin điện hoá học và ăn mòn kim loại; Nước cứng và cách làm mềm nước cứng; 
Phân bón hóa học; 
I. Cách biểu thị một nguyên tử để biết được các cấu tử chính bền của một nguyên tử. 
Nguyên tử đồng vị 
I.1. Cách biểu thị nguyên tử 
 Để biết được các hạt cơ bản bền có trong nguyên tử (proton, neutron, electron) trong 
một nguyên tử, người ta dùng ký hiệu như sau: 
XAZ 
X: ký hiệu nguyên tử của nguyên tố (như Na, H, Cl, O, Fe) 
Z: số thứ tự nguyên tử (bậc số nguyên tử, số hiệu nguyên tử, số điện tích dương hạt nhân), 
có Z proton trong nhân, cũng có Z electron (điện tử) ngoài nhân (nếu không phải là ion), 
nguyên tố X ở ô thứ Z trong bảng hệ thống tuần hoàn Sở dĩ Z được gọi là số thứ tự 
nguyên tử hay bậc số nguyên tử vì người sắp xếp các nguyên tố hóa học trong bảng phân 
loại tuần hoàn theo chiều tăng dần trị số Z. Z còn được gọi là số hiệu nguyên tử vì căn cứ 
vào Z người ta biết đó là nguyên tử của nguyên tố nào (số nhãn hiệu, đặc hiệu). Z còn 
được gọi là số điện tích dương hạt nhân vì có Z proton trong nhân và điện tích của một 
proton là điện dương nhỏ nhất được biết hiện nay. 
A: số khối (số khối lượng), có tổng số A proton và neutron (nơtron) trong nhân 
 Do khối lượng của 1 proton, xấp xỉ khối lượng của 1 neutron, xấp xỉ 1 đơn vị cacbon 
(đvC, đơn vị Cacbon, đơn vị khối lượng nguyên tử, amu, u, atomic mass unit); khối 
lượng electron không đáng kể so với khối lượng của proton và neutron (khối lượng một 
electron nhỏ hơn khối lượng của một proton hay neutron khoảng gần 1 840 lần) và 
proton, neutron ở trong nhân nguyên tử nên, một cách gần đúng, có thể coi khối lượng 
của nguyên tử như là khối lượng của nhân nguyên tử và nguyên tử có khối lượng nguyên 
tử là A đvC (Do đó có thể căn cứ vào A mà có thể biết nguyên tử này nặng hay nhẹ, nên 
A được gọi là số khối). Còn tổng quát, số khối luôn luôn là một số nguyên dương trong 
khi khối lượng nguyên tử thường không là số nguyên. 
1 đvC = 1 đơn vị Cacbon = 1 u = 1amu = 1 đơn vị khối lượng nguyên tử = 
12
1 khối lượng 
của nguyên tử đồng vị C126 = gam2310.022,6
1 
Thí dụ: 
H11 (Z = 1; A = 1): H ở ô thứ 1 trong bảng hệ thống tuần hoàn (BHTTH), có 1 proton, 1 
electon, có 1 điện tích dương hạt nhân, không có neutron (nơtron), H có khối lượng nguyên tử 
(nguyên tử lượng, nguyên tử khối) là 1 đvC. 
Na2311 (Z = 11; A = 23): Na ở ô thứ 23 trong BHTTH, Na có 11 proton, có 11 điện tích dương hạt 
nhân, có 11 electron. Na có 23 proton và neutron. Na có 23 – 11 = 12 neutron. Na có khối lượng 
nguyên tử là 23 đvC. 
35
17 Cl (Z = 17; A = 35): Cl ở ô thứ 17; 17 proton; 17 điện tích dương hạt nhân; 17 electron; 35 – 
17 = 18 neutron; khối lượng nguyên tử của nguyên tử Cl này là 35 đvC. 
+Na2311 có 11 proton, có 10 electron, 12 neutron, ion 
+Na2311 có khối lượng là 23 đvC. 
−216
8O có 8 proton, có 10 electron, 8 neutron, ion 
−216
8O có khối lượng 16 đvC. (Do khối lượng 
của electron không đáng kể so với khối lượng của proton, neutron nên có thể coi khối lượng ion 
cũng bằng khối lượng của nguyên tử tương ứng). 
I.2. Nguyên tử đồng vị 
 Nguyên tử đồng vị là các nguyên tử của cùng một nguyên tố hoá học nhưng có khối 
lượng khác nhau, các nguyên tử đồng vị có cùng số thứ tự nguyên tử Z nhưng khác số 
khối A, nói cách khác các nguyên tử đồng vị có cùng số proton nhưng khác số neutron 
trong nhân. (Các nguyên tử đồng vị có cùng số thứ tự nguyên tử Z nên cùng sắp ở một ô 
trong BPLTH, do đó các nguyên tử này được gọi là đồng vị, cùng vị trí). 
Thí dụ: 
 H11 H
2
1 )(
2
1D H
3
1 )(
3
1T 
 Z = 1 Z = 1 Z = 1 
 A = 1 A = 2 A = 3 
 1 proton, 0 neutron 1 proton, 1 neutron 1 proton, 2 neutron 
 1 đvC 2đvC 3đvC 
 Trên đây là ba nguyên tử đồng vị của nguyên tố Hiđro (Hidrogen) 
 (D: Deuterium, Đơteri; T: Tritium, Triti) 
 Cl3517 Cl
37
17 
 Z = 17 Z = 17 
 A = 35 A = 37 
 17 proton, 18 neutron 17 proton, 20 neutron 
 35 đvC 37 đvC 
 Trên đây là hai nguyên tử đồng vị của nguyên tố Clo (Clor) 
Nguyên tố hoá học là loại nguyên tử (thứ nguyên tử) mà các nguyên tử của cùng một nguyên tố thì có cùng số 
thứ tự nguyên tử Z. 
Còn nguyên tử là phần nhỏ nhất của một nguyên tố hóa học mà còn giữ được tính chất của nguyên tố đó. 
Thí dụ phân tử H2SO4 được tạo bởi 3 nguyên tố hoá học (3 loại nguyên tử là hiđro, lưu huỳnh, oxi), 7 nguyên 
tử (2 nguyên tử H, 1 nguyên tử S, 4 nguyên tử O) 
Có 92 nguyên tố hóa học trong tự nhiên (Z: 1 - 92), và có khoảng 300 nguyên tử đồng vị trong tự 
nhiên. (Có khoảng 1 000 nguyên tử đồng vị nhân tạo). Như vậy trung bình một nguyên tố hóa 
học trong tự nhiên có khoảng 3 nguyên tử đồng vị. Khối lượng nguyên tử được dùng để tính toán 
trong hóa học là khối lượng nguyên tử trung bình của các nguyên tử đồng vị hiện diện trong tự 
nhiên với tỉ lệ xác định. 
Thí dụ: Clo (Cl) có 2 nguyên tử đồng vị trong tự nhiên là Cl3517 (chiếm 75% số nguyên tử) và 
Cl3717 (chiếm 25% số nguyên tử). Do đó khối lượng nguyên tử của Cl là: 
 MCl = M các đồng vị của Cl = 
100
)25(37)75(35 + ≈ 35,5 
(Lấy khối lượng của Cl3517 bằng 35; khối lượng của Cl
37
17 bằng 37 là lấy gần đúng, còn khối lượng thật của các đồng 
vị này không là số nguyên) 
II. Cấu hình electron của nguyên tử 
II.1. Định nghĩa 
Cấu hình electron (Cấu hình điện tử) của một nguyên tử là cách sắp xếp các electron của 
nguyên tử này trong các lớp và phân lớp thích hợp. 
Thí dụ: Cấu hình electron của natri (Na, Z = 11) là: 
 1s2 2s2 2p6 3s1 
(11 electron của Natri được sắp vào 3 lớp điện tử, lớp 1, lớp 2 và lớp 3. Lớp 1 có 2 điện tử, lớp 2 
có 8 điện tử, lớp 3 có 1 điện tử. Có 2 điện tử ở phân lớp s của lớp 1, có 2 điện tử ở phân lớp s của 
lớp 2, có 6 điện tử ở phân lớp p của lớp 2, có 1 điện tử ở phân lớp s của lớp thứ 3) 
Viết cấu hình electron của nguyên tử nhằm mục đích qua đó có thể biết được tính chất hóa học 
cơ bản của nguyên tử, như kim loại hay phi kim, có tính khử hay tính oxi hóa, có hóa trị bao 
nhiêu, có số oxi hóa bao nhiêu,.Đồng thời căn cứ vào cấu hình electron của nguyên tử có thể 
biết được vị trí của nguyên tố của nguyên tử đó trong bảng phân loại tuần hoàn (bảng hệ 
thống tuần hoàn) 
Thí dụ: Qua cấu hình electron của Na trên cho thấy Natri có 1 điện tử hóa trị, nên Na là một kim 
loại mạnh, nó có tính khử mạnh. Na dễ cho điện tử hóa trị này để tạo ion Na+. Do đó Na 
có hóa trị I, có số oxi hóa bằng +1 trong các hợp chất. Natri ở ô thứ 11 trong BPLTH, 
Natri có 3 lớp điện tử nên Na ở chu kỳ 3, Na ở phân nhóm chính nhóm I (IA). 
II.2. Qui tắc Klechkowski 
 (qui tắc này giúp viết cấu hình electron của một nguyên tử) 
Điện tử được sắp vào phân lớp có mức năng lượng thấp nhất trước, khi phân lớp có mức năng 
lượng thấp nhất đã đủ điện tử rồi mà còn dư điện tử thì mới sắp tiếp điện tử vào phân lớp có mức 
năng lượng cao hơn; 
Điện tử được sắp xếp vào các phân lớp như thế nào để nguyên tử có năng lượng thấp nhất (nên nguyên tử sẽ bền 
nhất). Phân lớp nào có tổng trị số số lượng tử chính n và số lượng tử phụ l nhỏ hơn thì sẽ có mức năng lượng thấp 
hơn. Nếu các phân lớp có cùng tổng trị số (n + l) thì phân lớp nào có số lượng tử chính n nhỏ hơn sẽ có mức năng 
lượng thấp hơn. Thí dụ: 1s có (n + l) = (1+ 0) = 1; 2s có (n + l) = (2 + 0) = 2; 2p có (n + l) = (2 + 1) = 3; 3d có (n + l) 
= (3 + 2) = 5; 4p có (n + l) = (4 + 1) = 5; 5s có (n + l) = (5 + 0) = 5; 4f có (n + l) = (4 + 3) = 7;.Số lượng tử chính 
n chỉ lớp (tầng). Số lượng tử phụ l chỉ phân lớp (phụ tầng). 
Số lượng tử 
phụ (l) 
0 1 2 3 4 5 6 7 8 
Tên phân lớp 
(phụ tầng) 
s p d f g h i j k 
Trong một phân lớp có chứa các obitan (orbital, vân đạo). Số điện tử tối đa trong một obitan là 2, 
ký hiệu là ↑↓ hay ↑↓ . 
Phân lớp s có 1 obitan, phân lớp p có 3 obitan, phân lớp d có 5 obitan, phân lớp f có 7 obitan, 
phân lớp g có 9 obitan, 
Tổng quát lớp điện tử thứ n sẽ có n phân lớp. Thí dụ ở lớp 1 (lớp K) chỉ có 1 phân lớp, đó là 
phân lớp s. Phân lớp s có 1 obitan nên phân lớp s chứa tối đa 2 điện tử; Lớp 2 (lớp L) có 2 phân 
lớp, đó là phân lớp s và phân lớp p. Phân lớp p có 3 obitan nên phân lớp p chứa tối đa 6 điện tử; 
Lớp thứ 3 (lớp M) có 3 phân lớp, đó là các phân lớp: s, p và d. Phân lớp d có 5 obitan nên phân 
lớp d chứa tối đa 10 điện tử; Lớp điện tử thứ 4 (lớp N) có 4 phân lớp, đó là các phân lớp: s, p, d 
và f. Phân lớp f có 7 obitan nên phân lớp f chứa tối đa 14 điện tử. Lớp điện tử thứ 5 (lớp O) sẽ có 
5 phân lớp, đó là các phân lớp: s, p, d, f và g; Lớp điện tử thứ 6 (lớp P) sẽ có 6 phân lớp, đó là 
các phân lớp: s, p, d, f, g và h; Lớp thứ 7 (lớp Q) sẽ có 7 phân lớpTuy nhiên trong thực tế, số 
nguyên tố được biết không nhiều, Z không lớn, số điện tử không nhiều nên chưa đủ điện tử để 
sắp xếp vào các phân lớp g, h, i, j mà hiện chỉ mới cần các phân lớp s, p, d và f. 
Khi viết 1s2 (đọc là “một s hai”) thì hiểu là có 2 điện tử ở phân lớp s của lớp thứ nhất (số 1 chỉ 
thứ tự của lớp điện tử, chữ s chỉ phân lớp, còn số 2 viết bên trên phía phải của s cho biết số điện 
tử có mặt trong phân lớp); Khi viết 2p5 (đọc là “hai p năm”) hiểu là có 5 điện tử ở phân lớp p của 
lớp thứ hai; khi viết 3d8 (đọc là “3 d 8”) hiểu là có 8 điện tử ở phân lớp d của lớp thứ ba; Khi viết 
4f12 (đọc là “bốn f mười hai”) hiểu là có 12 điện tử ở phân lớp f của lớp 4 
Phân lớp s p d f g h 
Số obitan trong phân lớp 1 3 5 7 9 11 
Số điện tử tối đa trong phân lớp 2 6 10 14 18 22 
Số thứ 
tự lớp 
điện tử 
Tên lớp Tên phân lớp Số 
obitan 
(orbital) 
Số điện tử 
1 K 1s 1 2 
2 L 2s; 2p 4 8 
3 M 3s; 3p; 3d 9 18 
4 N 4s; 4p; 4d; 4f 16 32 
5 O 5s; 5p; 5d; 5f; 5g 25 50 
n n2 2n2 
Như vậy lớp điện tử thứ n sẽ có n2 obitan và 2n2 điện tử. 
Giản đồ cách  ... phân ly ở các chức sau không đáng kể, có thể bỏ qua). 
 Thí dụ ta xét sự thủy phân của muối sắt (III) trong dung dịch: 
 Fe3+ + H2O Fe(OH)2+ + H+ (1) 
 Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)2+ + H+ (2) 
 Fe(OH)2+ + H2O Fe(OH)3 + H+ (3) 
Sự thủy phân Fe 3+ trải qua 3 giai đoạn như trên, tuy nhiên chỉ sự thủy phân ở (1) là đáng kể, sự thủy ở các lần sau 
không đáng kể, có thể bỏ qua. 
Thí dụ khác, sự thủy phân muối cacbonat (CO32−) trong dung dịch: 
 CO32− + H2O HCO32− + OH− (1) 
 HCO32− + H2O H2CO3 + OH− (2) 
Tương tự như trên, chúng ta có thể bỏ qua sự thủy phân ở (2). Và nếu coi có cả quá trình (2), thì sẽ không có khí 
CO2 thoát ra, vì lượng H2CO3 tạo ra rất không đáng kể. Chỉ khi nào có yếu tố nào làm cho sự thủy phân đáng kể thì 
mới có khí CO2 thoát ra. Tương tự với sự thủy phân Fe3+, khi hòa tan muối sắt (III) vào nước ta không thấy xuất 
hiện kết tủa Fe(OH)3, vì nếu sự thủy phân nếu có tạo ra Fe(OH)3 thì lượng này rất ít, chưa đạt dung dịch bão hòa 
Fe(OH)3, nên không thấy Fe(OH)3 kết tủa. Chỉ khi nào hỗ trợ sự thủy phân Fe3+ rất nhiều, có sự tạo Fe(OH)3 đáng 
kể, thì bấy giờ mới có thể tạo Fe(OH)3 kết tủa. 
Bài tập 
Muối nào trong các muối sau đây bị thủy phân? Dung dịch muối trung tính, có môi trường axit 
hay môi trường kiềm? pH dung dịch bằng 7, nhỏ hơn 7 hay lớn hơn 7? Dung dịch muối này có 
làm đổi màu quì tím không? Quí tím trong dung muối này có màu gì? Viết phản ứng thủy phân, 
nếu có, chỉ viết quá trình thủy phân ứng với phân tử nước đầu tiên: KBr, MgCl2, Cu(NO3)2, 
Na2CO3, KAlO2, AgCl, CH3COONa, Fe2(SO4)3, Al(NO3)3, C6H5ONa (Natri phenolat), BaSO4, 
KHSO4, BaCl2, K2ZnO2, CH3COONH4, HCOONH4, Mg(NO3)2, CuS, CuBr2, CH3ONa, ZnSO4, 
CH3COOH3CH3, C6H5NH3Cl (Phenylamoni clorua), CaCl2, ClCH2COONa, ClCH2COONH4, 
K2S, Na2SO3, AgNO3, NH4Cl, KCN, KI, ZnBr2. 
Chú ý: 
- Tuy muối KHSO4 được tạo bởi bazơ mạnh KOH, axit mạnh H2SO4, muối này không bị 
thủy phân, nhưng do HSO4− là muối axit của axit mạnh nên nó có độ mạnh trung bình, 
trong dung dịch nó phân ly một phần tạo ion H+. Do đó dung dịch KHSO4 có môi 
trường axit, pH < 7, có thể làm đổi màu quì tím hóa đỏ. 
- Với các muối không tan (rất ít bị hòa tan) như AgCl, BaSO4, CaCO3 coi như không 
tạo dung dịch, có thể coi các muối này không bị thủy phân. 
VIII. Các định nghĩa về axit, bazơ 
VIII.1. Định nghĩa axit, bazơ theo Arrhénius 
Axit là chất trong nước phân ly tạo ion H+ 
Thí dụ: 
HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, CH3COOH là các axit theo định nghĩa Arrhénius. Vì các chất này 
khi hòa tan trong nước tạo dung dịch thì có sự phân ly tạo ion H+. 
 HCl ⎯→⎯ OH 2 H+ + Cl− 
 H2SO4 ⎯→⎯ OH2 H+ + HSO4− 
 CH3COOH H2O CH3COO− + H+ 
Bazơ là chất trong nước phân ly tạo ion OH−. 
Thí dụ: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 là các bazơ theo định nghĩa Arrhénius. 
 NaOH ⎯→⎯ OH 2 Na+ + OH− 
 Ca(OH)2 ⎯→⎯ OH 2 Ca2+ + 2OH− 
VIII.2. Định nghĩa axit bazơ theo Bronsted – Lowry 
Axit là chất cho được ion H+ (proton) 
Ion H+ còn được gọi là proton vì H có 1 điện tử ngoài nhân, 1 prton trong nhân, khi H mất 1 điện tử duy nhất ở 
ngoài nhân, thì H chỉ còn 1 proton duy nhất, đó chính là ion H+. 
Thí dụ: Các axit đúng theo định nghĩa Arrhénius thì cũng là các axit theo định nghĩa Bronsted 
– Lowry; ngoài ra, các ion dương xuất phát tử bazơ yếu như NH4+, Ag+, CH3NH3+, 
C6H5-NH3+, Mg2+, Cu2+, Fe2+, Zn2+, Cr2+, Ni2+, Hg2+, Al3+, Fe3+, Cr3+là axit theo định 
nghĩa Bronsted – Lowry. 
 NH4+ + NaOH ⎯→⎯ NH3 + H2O + Na+ 
 (Cho H+ tạo NH3) 
 NH4+ + H2O NH3 + H3O+ 
 (Cho H+ ⇒ axit) 
 Al3+ + 3NH3 + 3H2O ⎯→⎯ Al(OH)3↓ + 3NH4+ 
 (Cho được H+ trong dd ⇒ axit) 
Hay: Ion Al3+ trong dung dịch nước ở dạng Al(H2O)3+ nên quá trình trên như sau: 
 Al(H2O)33+ + 3NH3 ⎯→⎯ Al(OH)3↓ + 3NH4+ 
 (Cho được H+ ⇒ axit) 
 Al3+ + H2O Al(OH)2+ + H+ (Al3+ trong nước bị thủy phân, tạo dd có tính axit) 
 (Tạo được H+ trong dd ⇒ axit) 
Hay: 
 Al(H2O)3+ Al(OH)2+ + H+ 
(Cho được H+ trong dd ⇒ axit) 
Bazơ là chất nhận được H+ (proton) 
Thí dụ: Các bazơ theo đúng nghĩa Arrhénius như NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, 
OH−cũng là các bazơ theo đúng định nghĩa Bronsted – Lowry, vì các chất này 
nhận được ion H+. Ngoài ra các các chất như amoniac (NH3), các amin như: 
CH3NH2 (Metylamin), CH3-NH-CH3 (Đimetylamin), (CH3)3N (Trimetylamin), 
CH3CH2NH2 (Etylamin), C6H5NH2 (anilin), C6H5NHC6H5 (Điphenylamin); Các ion 
âm xuất phát từ axit yếu, như: CH3O− (Metylat), CH3CH2O− (Etylat), C6H5O− 
(Phenolat), HCOO− (Fomiat, Formiat), CH3COO− (Axetat, Acetat), AlO2− 
(Aluminat), ZnO22− (Zincat), CO32− (Cacbonat, Carbonat), SO32− (Sunfit, Sulfit), S2− 
(Sunfua, Sulfur), NO2− (Nitrit), H− (Hiđrua, Hidrur), NH2− (Amiđua, Amidur), ClO− 
(Hipoclorit), ClO2− (Clorit), −OOC-COO− (C2O42−) (Oxalat), CN− (Xianua, 
Cianur).cũng là các bazơ theo đúng định nghĩa Bronsted – Lowry. Vì các chất 
này có thể nhận được proton (H+). 
 OH− + H+ ⎯→⎯ H2O 
(Nhận H+) (Cho H+) 
 Bazơ Axit 
 NH3 + HCl ⎯→⎯ NH4Cl (NH4+ Cl−) 
 (Nhận H+) (Cho H+) 
 Bazơ Axit 
 NH3 + H2O NH4+ + OH− 
 (Nhận H+) (Cho H+) 
 Bazơ Axit 
 CH3O− + H2O ⎯→⎯ CH3OH + OH− 
 (Nhận H+) (Cho H+) 
 Bazơ Axit 
2CH3COO− + H2SO4 ⎯→⎯ 2CH3COOH + SO42− 
 (Nhận H+) (Cho H+) 
 Bazơ Axit 
 CH3COO− + H2O CH3COOH + OH− (Muối axetat bị thủy phân, 
 tạo dd có tính bazơ) 
 (Nhận H+) (Cho H+) 
 Bazơ Axit 
CO32− + 2HCl ⎯→⎯ H2CO3 + 2Cl− 
 CO 2 + H2O 
 CO 2− + H2O HCO3− + OH− (Muối cacbonat bị thủy phân, tạo dd có 
 tính bazơ) 
Các chất trung tính (chất trung hòa) là các chất không phải là axit, cũng không phải là bazơ, các 
chất trung tính không cho H+, cũng không nhận được ion H+. 
Thí dụ: Các ion dương xuất phát từ bazơ mạnh (như ion của kim loại kiềm, kiềm thổ: Li+, Na+, 
K+, Rb+, Cs+, Ca2+, Sr2+, Ba2+); Các ion âm xuất phát từ axit mạnh (như: NO3−, SO42−, 
Cl−, Br−, I−, ClO3−, ClO4−,) là các chất trung tính vì các ion này không , cũng không 
nhận ion H+. 
Các chất lưỡng tính là các chất vừa là axit vừa là bazơ, các chất lưỡng tính vừa cho được ion 
H+ vừa nhận được ion H+. 
Thí dụ: ngoài các chất lưỡng tính đã biết như Al2O3, Cr2O3, ZnO, BeO, SnO, PbO, SnO2, PbO2, 
Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)4, thì H2O, 
NH3, các ion âm là muối axit của các axit yếu như: HCO3−, HSO3−, HS−, HSiO3−, 
H2PO4− , HPO42−,.cũng là các chất lưỡng tính, vì các chất này vừa cho được ion H+, 
vừa nhận được ion H+. 
 H2O + H2O H3O+ + OH− 
Nhận H+ Cho H+ 
 Bazơ Axit 
 NH3 + NH3 NH4+ + NH2− 
Amoniac Amoniac Amonium Amidur 
 Nhận H+ Cho H+ 
 Bazơ Axit 
Al(OH)3 + 3HCl ⎯→⎯ AlCl3 + 3H2O 
Nhận H+ Cho H+ 
 Bazơ Axit 
 Al(OH)3 + NaOH ⎯→⎯ NaAlO2 + 2H2O 
(HAlO2.H2O) 
 Cho H+ Nhận H+ 
 Axit Bazơ 
 HCO3− + HCl ⎯→⎯ H2CO3 + Cl− 
 CO2 + H2O 
Nhận H+ ⇒ Axit 
 HCO3− + NaOH ⎯→⎯ CO32− + Na+ + H2O 
Cho H+ ⇒ Bazơ 
Như vậy HCO3− vừa là axit, vừa là bazơ nên HCO3− là một chất lưỡng tính. 
Ghi chú 
- Ion dương xuất phát từ bazơ mạnh (thường gặp là ion của kim loại kiềm, kiềm thổ, 
gồm: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+) ; Các ion âm xuất phát từ axit 
mạnh (như Cl−, Br−, I−, NO3−, SO42−, ClO3−, ClO4−, MnO−, CrO42−, Cr2O72−) là các chất 
trung tính (trung hòa). Vì các ion này không cho ion H+, cũng không nhận ion H+. 
- Ion dương xuất phát từ bazơ yếu (ion của các kim loại khác kim loại kiềm, kiềm thổ, 
như Ag+, Cu2+, Mg2+, Ni2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Hg2+, Al3+,.Ion dương của amoniac, của 
các amin, như NH4+, CH3NH3+, C6H5NH3+, (CH3)2NH2+,.là axit. Vì các ion này cho 
được ion H+. 
- Ion âm xuất phát từ axit yếu, như CO32−, SO32−, S2−, CH3COO−, CN−, C6H5O−, 
C2H5O−, AlO2−, ZnO22−, F−, .Các ion này là bazơ, vì chúng có thể nhận ion H+. 
- Ion âm gốc axit của các muối axit của các axit yếu, như HCO3−, HSO3−, HS−, H2PO4−, 
HPO42−, là các chất lưỡng tính. Vì các ion này vừa cho được ion H+, vừa nhận được 
ion H+. 
- Ion âm là gốc axit của muối axit của axit mạnh, mà thường gặp là HSO4−, là một axit, 
vì nó thể phân ly tiếp tạo H+ ra dung dịch. 
- Định nghĩa axit, bazơ theo Bronsted – Lowry và sự thủy phân của muối hỗ trợ nhau, 
hầu hết có thể dùng kiến thức này để trả lời cho kiến thức kia và ngược lai. Nhưng cũng 
có một số trường hợp mà chỉ giải quyết được khi dùng một trong hai kiến thức. Như dd 
KHSO4 coi như không thủy phân vì được tạo từ bazơ mạnh, axit mạnh, rồi từ đó kết 
luận dung dịch này trung tính, pH dung dịch bằng 7 là sai. Vì HSO4− là một axit theo 
Bronsted – Lowry, còn K+ trung tính, nên dd KHSO4 có tính axit, pH dd < 7; Còn dd 
NaHCO3 nếu xét theo định nghĩa axit, bazơ theo Bronsted – Lowry thì Na+ trung tính, 
HCO3− lưỡng tính, rồi kết luận dd muối này trung tính, pH dd = 7 là sai. Trường hợp 
này ta xét sự thủy phân của muối. Muối NaHCO3 được tạo bởi bazơ mạnh (NaOH) và 
axit yếu (H2CO3) nên dd này bị thủy phân và tạo dd có tính bazơ, pH dd > 7, dd này có 
thể làm đổi màu quì tím hóa xanh. 
- Axit Bronsted AH sau khi cho H+ tạo ion A−, A− có thể nhận ion H+ để tạo trở lại AH, 
như vậy A− là một bazơ theo định nghĩa Bronsted. A− được gọi là bazơ liên hợp của 
axit AH. Ngược lại AH là axit liên hợp của bazơ A−. Như vậy bazơ liên hợp của một 
axit là chất được tạo ra do axit này mất bớt ion H+; còn axit liên hợp của một bazơ là 
chất được tạo ra khi bazơ này nhận thêm ion H+. 
 CH3COOH + NH3 CH3COO− + NH4+ 
 Axit Bazơ Bazơ Axit 
 CH3COO− là bazơ liên hợp của axit CH3COOH, NH4+ là axit liên hợp của bazơ NH3 và ngược lại, 
CH3COOH là axit liên hợp của bazơ CH3COO−, NH3 là bazơ liên hợp của axit NH4+. 
 Độ mạnh của axit và bazơ liên hợp tương ứng ngược nhau, nghĩa là nếu axit rất mạnh 
thì bazơ liên hợp sẽ rất yếu. Hoặc nếu bazơ rất mạnh thì axit liên hợp sẽ rất yếu. Điều 
này cũng dễ hiếu vì nếu AH là axit rất mạnh, tức phân ly H+ rất dễ để tạo bazơ liên hợp 
A− thì bazơ A− sẽ rất khó nhận H+ để tạo trở lại axit AH, nên A− sẽ là bazơ rất yếu. 
Bài tập 
1) Hãy cho biết chất nào là axit, bazơ, lưỡng tính hay trung tính: Na+, Mg2+, Li+, NH4+, Ag+, 
Ca2+, Hg2+, Zn2+, Fe3+, Al3+, NH4+, CH3NH3+, Fe2+ , Ba2+, Cl−, CH3COO−, SO42−, SH−, 
CO32−, C6H5O−, NO3−, NO2−, AlO2−, HCOO−, ZnO22−, SO 32−, CN−, S2−, HCO3−, HSO3−, 
HSO4− , C2H5O−, Al(OH)3, NH3, H2O, ZnO. 
2) Hãy cho biết các dung dịch sau đây có pH = 7, 7, có làm đổi màu quì tím không? 
NaCl, MgCl2, CH3COONa, KHSO4, (NH4)2SO4, K2CO3, Cu(NO3)2, KAlO2, Ba(HCOO)2, 
BaCl2, Na2SO3, CH3COONH4, CH3NH3Cl, Fe2(SO4)3, KCl. 
Để đầy đủ kiến thức hóa học trong chương trình trung học phổ thông, có thể gặp trong kỳ thi 
tuyển sinh đại học, người học cần coi thêm các phần sau: 
IX. Pin điện hóa học và ăn mòn kim loại 
X. Các phương pháp điều chế kim loại 
XI. Nước cứng, phân loại nước cứng và cách làm mềm nước 
XII. pH và cách tính pH của dung dịch axit, bazơ mạnh, yếu 
XIII. Phân bón hóa học 
XIV. Nguyên tắc luyện gang, luyện thép, các phản ứng liên quan 
XV. Ôn tập một số kim loại: Kiềm, Kiềm thổ, Mg, Al, Zn, Fe, Cu, Cr, Mn; Một số phi kim: 
H2, Halogen X2 (Cl2, Br2, I2), O2, S, C, Si, N2, P.