Chương VI Dung dịch

Chương VI DUNG DỊCH 6.1. KHÁI NIỆM VỀ DUNG DỊCH 6.1.1. Các hệ phân tán ™Các hệ phân tán là những hệ trong đó có ít nhất một chất phân bố (chất phân tán) vào một chất khác (môi trường phân tán). Ví dụ: K-K K-L L-K L-L R-K R-L ™Dạng huyền phù: R-L: Các hạt đất sét lơ lững trong nước. ™Dạng nhũ tương: L-L: Sữa gồm các hạt mỡ lơ lững trong chất lỏng. GV: ThS. Hoàng Minh Hảo 6.1.2. Dung dịch ™Định nghĩa: Dung dịch là hệ đồng thể gồm hai hay nhiều chất mà thành phần của chúng có thể thay đổi trong giới hạn rộng. 9Chất phân tán gọi là chất tan. 9Môi trường phân tán gọi là dung môi. ™Các loại dung dịch Dung dịch khí: Các hỗn hợp khí Ví dụ: Không khí gồm N2(78%), O2(21%) và các khí khác (1%). Dung dịch rắn: ¾Do sự hòa tan của các chất rắn, lỏng hay khí vào chất rắn. ¾Các tiểu phân chất tan đã xâm nhập vào mạng lưới tinh thể của dung môi tạo thành pha tinh thể. 6.2. DUNG DỊCH LỎNG 6.2.1. Quá trình hình thành dung dịch lỏng ¾Do tương tác giữa các tiểu phân chất tan và dung môi. ¾Do sự khuếch tán- nghĩa là sự phân bố tự phát của các tiểu phân chất tan vào giữa các tiểu phân dung môi. ¾Các lực tương tác: lực hút tĩnh điện, lực van der Waals, tương tác lưỡng cực-ion, liên kết cho nhận, liên kết hydrogen, sự solvat hóa…. ¾Sự khuếch tán là nguyên nhân làm cho nồng độ dung dịch đồng đều trong toàn bộ thể tích. 6.2.2. Quá trình hòa tan và cân bằng hòa tan Tinh thể chất A Dung dịch chất A Hòa tan Kết tủa ™Khi tinh thể chất rắn A vào nước, do chuyển động nhiệt và va chạm, các phân tử nước sẽ kéo khỏi bề mặt tinh thể rồi khuếch tán vào nước dưới dạng hydrat A.nH2O. ™Trong quá trình chuyển động hỗn loạn, các tiểu phân A có thể va chạm vào bề mặt tinh thể và bị giữ lại do lực hút của những tiểu phân ở lớp bề mặt tinh thể, đây là quá trình kết tủa. ™Theo thời gian, quá trình hòa tan giảm, quá trình kết tủa tăng, khi vht = vkt thì hệ đạt trạng thái cân bằng hòa tan. 6.2.3. Sự thay đổi tính chất nhiệt động khi tạo thành dung dịch. ™Khi tạo thành dung dịch, các tính chất của hệ thay đổi do thay đổi trạng thái tập hợp và tương tác giữa chất tan và dung môi. ¾Khi hòa tan CuSO4 khan (màu trắng) → dd CuSO4 màu xanh dương. ¾Khi trộn lẫn V(C2H5OH) = V(H2O) → V nhỏ hơn V tổng khoảng 3,5%. ¾Khi hòa tan tinh thể NH4NO3 vào nước thì thu được dung dịch lạnh (∆H < 0). ¾Khi hòa tan KOH vào H2O thì thu được dd nóng hơn (∆H > 0). ™Vì quá trình hòa tan là quá trình tự xảy ra: ∆Ght < 0. ∆Ght = ∆Hht – T.∆Sht < 0 ¾Nếu ∆Hht >0 thì ∆Sht >0: yếu tố entropi chiếm ưu thế và quyết định quá trình hòa tan. ¾Nếu ∆Hht 0 hoặc ∆Sht <0, thông thường ∆Sht <0: yếu tố entanpi quyết định. ™Quá trình hòa tan gồm 2 quá trình: Quá trình chuyển pha và solvat hóa. ∆Hht = ∆Hcf + ∆Hs ∆Sht = ∆Scf + ∆Ss ¾Quá trình solvat hóa làm giảm độ hỗn loạn của hệ ∆Ss <0. Vậy ∆Sht >0 hay < 0 là phụ thuộc vào ∆Scf. 9Quá trình hòa tan chất khí vào chất lỏng: ∆Scf <0 (dung dịch giảm thể tích) → ∆Sht <0. 9Quá trình hòa tan chất rắn vào chất lỏng: ∆Scf >0 và ∆Scf >>∆Ss → ∆Sht >0. ¾Quá trình solvat hóa: ∆Hs 0 hay <0 9Quá trình hòa tan chất khí vào chất lỏng: ∆Hcf <0 (Quá trình ngưng tụ khí) → ∆Hht <0. 9Quá trình hòa tan chất rắn vào chất lỏng có ∆Hcf >0. Nếu: Hs Hcf Hs Hcf Hht Hht> < 0 0 6.2.4. Nồng độ dung dịch và cách biểu diễn “Nồng độ dung dịch là lượng chất tan trong một lượng hay một thể tích nhất định của dung dịch hoặc dung môi”. ™Nồng độ phần trăm khối lượng (%) C% = aa + b x 100 a: khối lượng chất tan b: khối lượng dung môi ™Nồng độ phân tử gam hay nồng độ mol (M: mol/l) C% = CM . M 10 . d CM = a M 1000. V a: khối lượng chất tan (g) M: phân tử gam của chất tan V: thể tích dung dịch (ml) d: khối lượng riêng của dung dịch (g/ml) ™Nồng độ molan (Cm) bằng số phân tử gam chất tan trong 1000 gam dung môi. Cm = a . 1000 M . b a: số gam chất tan b: số gam dung môi M:phân tử gam chất tan ™Nồng độ phần phân tử hay phần mol Ni = ni/∑ni Ta có ∑Ni = 1 ™Nồng độ đương lượng gam (N) bằng số đương lượng gam chất tan trong 1 lít dung dịch CN = 1000 . a D . V C% = CN . D 10 . d 6.2.5. Độ tan và các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan 6.2.5.1. Độ tan ™Quá trình hòa tan đạt TTCB thì dung dịch thu được sẽ chứa lượng tối đa chất tan ở những điều kiện bên ngoài. Dung dịch ở trạng thái này gọi là dung dịch bão hòa. (∆Ght = 0), nồng độ ở trạng thái này gọi là nồng độ bão hòa. ™Dung dịch có nồng độ nhỏ hơn nồng độ bão hòa là dung dịch chưa bão hòa (∆Ght <0). ™Dung dịch có nồng độ lớn hơn nồng độ bão hòa là dung dịch quá bão hòa, đây là hệ cân bằng giả (∆G > 0), hệ không bền, dễ dàng kết tủa. “Độ tan của một chất là nồng độ chất tan trong dung dịch bão hòa ở điều kiện nhất định”. Độ tan biểu diễn bằng số gam chất tan trong 100 gam dung môi (Bảng 1). 64,5 59,8 33,01 14,97 1,302 0,307 0,05 NH3 H2O C6H6O2 CH3OH CH3COCH3 CH3NO2 C6H5CN Độ tan của KI trong các dung môi khác nhau Dung môi 931,5 432 112 36 5 0,79 0,2 0,08 0,0041 0,00052 0,00000013 SbCl3 ZnCl2 KOH NaCl H3BO3 Ag2SO4 CaSO4 C6H6 PbSO4 MgO AgI Độ tanChất Bảng 1: Độ tan của các chất trong H2O ở 200C (g/100g nước) và độ tan của KI (% khối lượng) trong các dung môi khác nhau. ¾ Chất dễ tan, có độ tan > 10g/100g dung môi. ¾ Chất khó tan, có độ tan < 1g/100g dung môi. ¾ Chất hầu như không tan, có độ tan < 0,001g/100g dung môi. 6.2.5.2. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan a) Ảnh hưởng của bản chất chất tan và dung môi “Chất tương tự tan trong chất tương tự” Ví dụ: 9 Các chất béo tan tốt trong các dung môi không phân cực (n- hexan).. 9 Muối ăn tan tốt trong H2O. b) Ảnh hưởng của nhiệt độ và áp suất ™ Độ tan của chất khí lý tưởng trong chất lỏng Chất khí + chất lỏng dung dịch ¾∆H < 0 → Độ tan giảm khi tăng nhiệt độ. ¾∆V < 0 → Độ tan tăng khi tăng áp suất. Định luật Henry: “Ở nhiệt độ không đổi, độ tan của chất khí tỷ lệ với áp suất riêng phần của nó”. S = k.P S: độ tan; P: áp suất riêng phần của khí; k: hằng số Henry Ví dụ: Ở 00C và 1atm, độ tan của Nitơ và Oxy trong nước là 23,54 và 48,89 ml/l. Tính độ tan của không khí trong nước ở điều kiện trên. Biết rằng không khí chủ yếu là 79% N2 và 21% O2 về thể tích. S (N2) = 23,54 . 0,79 = 18,6 ml/l S (O2) = 48,89 .0,21 = 10,27 ml/l Skk = 18,6 + 10,27 = 28,87 ml/l ™Độ tan của chất lỏng trong chất lỏng ¾Phổ biến là trường hợp các chất lỏng hòa tan hạn chế vào nhau, có ∆H > 0 nên khi nhiệt độ tăng thì S tăng. Điều này làm thành phần hai chất lỏng tiến tại gần nhau và ở nhiệt độ nhất định nào đó sẽ trở thành đồng nhất với nhau: Hệ 2 pha trở thành 1 pha. Nhiệt độ tại đó hai chất lỏng tan vô hạn vào nhau gọi là nhiệt độ tới hạn. T0 (0C) T A BM N K % B Sự phân lớp chỉ xảy ra trong khoảng nhiệt độ và thành phần nhất định (Vùng MKN) ¾Áp suất hầu như không có ảnh hưởng đến độ tan vì ∆V không đáng kể. ™Độ tan của chất rắn trong chất lỏng. ¾Nếu ∆H < 0: t0 tăng→ S tăng ¾Nếu ∆H > 0: t0 tăng→ S giảm 6.3. CÁC TÍNH CHẤT CỦA DUNG DỊCH LỎNG, LOÃNG CHẤT KHÔNG ĐIỆN LY ™Dung dịch lỏng, loãng chất không điện ly là dung dịch mà trong đó chất tan phân bố trong dung dịch dưới dạng các phân tử trung hòa bị solvat hóa. 6.3.1.Áp suất hơi bão hòa của dung dịch “Áp suất hơi bão hòa là đại lượng đặc trưng cho sự bay hơi của các chất lỏng, nó là đại lượng không đổi ở nhiệt độ nhất định và tăng theo nhiệt độ”. ™Khi hòa tan vào chất lỏng bay hơi A một chất tan rắn không điện ly, không bay hơi thì áp suất hơi bão hòa của dung môi trong dung dịch sẽ giảm. ™Việc thêm chất tan làm cho nồng độ các tiểu phân tự do của dung môi giảm xuống nên cân bằng dịch chuyển sang trái. L (R) H H H >0 <0 L (R) H PA = k. NA PA: Áp suất hơi bão hòa của dung môi trong dung dịch. NA: Nồng độ phần phân tử của dung môi trong dung dịch (NA < 1). k: Hệ số tỷ lệ 9Khi NA = 1: dung môi nguyên chất→ k = PA0 → PA = PA0 . NA Vì NA = 1-NB (NB: Nồng độ phần phân thử của chất tan B) PA = PA0 (1-NB) → PA0 - PA PA0 NB = PA0 – PA = ∆P: gọi là độ giảm áp suất hơi bão hòa của dung dịch. PA0 - PA PA0 Độ giảm tương đối áp suất hơi bão hòa của dung dịch Định luật Raoult I (1887): “ Tại một nhiệt độ xác định, độ giảm tương đối áp suất hơi bão hòa của dung dịch bằng nồng độ phần phân tử của chất tan không bay hơi”. ¾Nếu chất tan B cũng bay hơi thì: PA = PA0 . NA PB = PB0 . NB Pdd = PA + PB 6.3.2. Nhiệt độ sôi của dung dịch ™Nhiệt độ sôi của chất lỏng là nhiệt độ ở áp suất hơi bão hòa của nó bằng áp suất bên ngoài. ¾Khi hòa tan chất tan vào dung môi, vì áp suất bão hòa giảm nên muốn đạt đến áp suất bên ngoài thì cần đun nóng dung dịch tới nhiệt độ cao hơn. Đo đó, nhiệt độ sôi của dung dịch lớn hơn nhiệt độ sôi của dung môi nguyên chất. 6.4. DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY 6.4.1. Các dung dịch acid, baz, muối trong nước và các đặc điểm của chúng ™Các dung dịch acid, baz, muối trong nước không tuân theo định luật Raoult về độ giảm áp suất hơi bão hòa (∆P), giá trị đo được luôn lớn hơn so với tính toán theo định luật Raoult. ™Các dung dịch acid, baz, muối trong nước có tính dẫn điện. 6.4.2. Sự điện ly, thuyết điện ly Thuyết điện ly 1) Khi hòa tan các acid, baz, muối trong nước thì xảy ra sự phân ly các chất này, tạo thành các tiểu phân tích điện gọi là các ion (Cation và anion). 2) Độ dẫn điện của các dung dịch acid, baz và muối trong nước tỷ lệ với nồng độ chung các ion trong dung dịch. ¾ Do sự phân ly nên số tiểu phân trong dung dịch tăng mà áp suất hơi bão hòa tăng theo sự tăng của số tiểu phân. ¾ Do có các ion trái dấu, khi có điện trường tác dụng lên dung dịch thì các ion sẽ đóng vai trò chất chuyển điện và đi về các điện cực. ™ Theo Kablukov: “Sự điện ly là sự phân ly của các chất tan dưới tác dụng của các tiểu phân dung môi thành những ion solvat hóa”. 6.4.3. Cơ chế điện ly ™ Đối với hợp chất ion (NaCl) _ NaCl(r) + (m+n)H2O → Na+.mH2O(dd) + Cl-.nH2O(dd) ™Đối với hợp chất cộng hóa trị có cực HCl + (m+n)H2O(l) → H+.mH2O(dd) + Cl-.nH2O(dd) Qt ion hóa (Chậm) Qt phân ly (Nhanh) ™Đặc biệt: Sự solvat hóa của ion H+ H+ + H2O → H3O+(dd) H3O+(dd) + nH2O → H3O+.nH2O(dd) ™Đối với hợp chất vừa có liên kết ion, vừa có liên kết cộng hóa trị có cực Ví dụ: NaHCO3 NaHCO3→ Na+ + HCO3- (1) HCO3-→ H+ + CO32- (2)H O C ONa O lk ion lkCHT Có cực 6.4.4. Độ điện ly AmBn mAn+ + nBm- Quá trình ion hóa Quá trình phân tử hóa ™Độ điện ly (α) α = n/n0 n: Số phân tử điện ly n0: Số phân tử đã hòa tan ban đầu 0≤α≤1 α = 1: Chất điện ly mạnh: HCl, NaOH, H2SO4, Ca(OH)2… α < 1: Chất điện yếu: H2CO3, CH3COOH… 9Chất điện ly mạnh: α > 30% 9Chất điện ly trung bình: 3%<α<30% 9Chất điện ly yếu: α < 3% 6.4.4.1. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ điện ly a) Ảnh hưởng của dung môi ¾ Dung môi có cực càng mạnh thì α càng lớn và ngược lại. b) Ảnh hưởng của dung dịch ¾ α tăng khi CM giảm. c) Ảnh hưởng của nhiệt độ ¾ Trong khoảng nhiệt độ nhất định thì α tăng khi nhiệt độ tăng. 6.5. CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY YẾU K = CA . CB CAB + - AB A+ + B- K = (C0. ) . (C0. ) C0 - C0. (C0. )2 C0(1 - ) αα α αα = Hằng số cân bằng: αK = C0 1 - 2 α ™Khi α <<1 → 1- α ≈ 1 → K = C0 . α2→ α = KC (*) Từ (*) → C giảm→ α tăng K1=9,6.10-4 K2=3,0.10-8 Pb(OH)2K1=8,0.10-3 K2=6,0.10-8 K3=4,0.10-13 H3PO4 1,75.10-5NH4OH 5,0.10-3AgOHK1=1,6.10-2 K2=6,3.10-8 H2SO3 4,0.10-14HNO2 K1=6,0.10-8 K2=1,0.10-14 H2S8,0.10-10HCN 1,75.10-5CH3COOH K1=4,5.10-7 K2=4,7.10-11 H2CO36,6.10-4HF KChất điện lyKChất điện ly Bảng 2: Hằng số điện ly (K) của một số chất điện ly yếu trong dung dịch nước ở 250C Ví dụ 1: Dung dịch CH3COOH 0,1M có [H+] = 0,0013 M. Tính độ điện ly α? Ví dụ 2: Dung dịch HCOOH 0,46% (d=1) có pH=3. Tính α? Ví dụ 3: a) Viết hằng số điện ly của CH3COOH? b) Tính độ điện ly α của CH3COOH 0,1M? 6.6. CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY MẠNH 6.6.1. Đặc điểm của dung dịch chất điện ly mạnh ™Đối với các chất điện ly mạnh, trong dung dịch nước thường phân ly thành các ion, có α = 1. Tuy nhiên, thực tế có α < 1. 6.6.2. Lý thuyết chất điện ly mạnh -Hoạt độ 6.6.2.1. Thuyết Debye-Huckel-Onsager về dung dịch chất điện ly mạnh ¾Xung quanh các ion dương có các ion âm bao quanh và ngược lại, hình thành nên một lớp cầu, lớp cầu này gọi là bầu khí quyển ion. ¾Giữa các ion còn có các phân tử dung môi và các ion bị solvat hóa. Vậy các ion trong dung dịch chất điện ly mạnh không hoàn toàn tự do chuyển động. 6.6.2.2. Hoạt độ a = f . C a: nồng độ biểu kiến hay hoạt độ C: nồng độ của chất tan f: hệ số hoạt độ 9Nồng độ cao thì f < 1: giữa các ion có tương tác. 9Nồng độ loãng f ≈ 1, khi pha loãng vô cùng thì f = 1 → a = C Như vậy: Hệ số hoạt độ phản ánh mức độ tương tác giữa các ion trong dung dịch và có thể coi là một hệ số điều chỉnh áp dụng cho các phép tính thực tế. ™Vì các ion không tồn tại riêng từng loại trong dung dịch nên việc đo hệ số hoạt độ riêng của từng loại ion bằng thực nghiệm là không thể thực hiện được, do đó phải dùng hoạt độ trung bình. AmBn mAn+ + nBm- amAn+ Bm-a n.m+n fm fnAn+ Bm- m+n AmBn AmBn a f = = . 6.7. CÂN BẰNG ION CỦA NƯỚC 6.7.1. Sự điện ly của H2O và tích số ion của nước Hằng số điện ly K = C[H ] . C[OH ] CH O2 + - ¾Ở 220C, K = 1,8.10-16 ¾Trong dung dịch nước loãng, nồng độ H2O được xem là không đổi K . C(H2O) = C(H+) . C(OH-) = const = Kn ¾Kn : Tích số ion của nước Ở nhiệt độ phòng Kn = 10-14 6.7.2. Chỉ số hydro (pH) 6.7.2.1. Tính acid, baz của dung dịch nước- chỉ số Hydro- thang acid, baz a) Các dung dịch acid và baz mạnh Kn = C(H+) . C(OH-) = 10-14 ion g/l (mol/l) → [H+] = [OH-] = 10-7 ion g/l (mol/l) pH = -lg[H+] pOH = -lg[OH-] Ta có [H+] . [OH-] = 10-14 → -lg([H+] . [OH-]) = -lg[H+] – lg[OH-] = pH + pOH = 14 ¾ Khi [H+] > [OH-]: [H+] > 10-7 hay pH < 7: môi trường acid. ¾ Khi [H+] 7 : môi trường baz. ¾ Khi [H+] = [OH-] : [H+] = [OH-] = 10-7 hay pH = pOH: môi trường trung tính. b) Các dung dịch acid, baz yếu Các acid yếu: pH = -lgCH+ = -lg(Ca . α) = 1/2(-lgKa – lgCa) Vì –lgKa = pKa pH = ½(pKa – lgCa) HA H+ + A- pH = -lgCa . Ka Ca = -lg Ca . Ka Các baz yếu: pOH = 1/2(pKb – lgCb) Ví dụ: Tính pH của dung dịch H2CO3 trong nước có nồng độ 0,01M. Biết hằng số điện ly bậc thứ nhất là 4,5.10-7 H2CO3 H+ + HCO3 - Ka1 = 4,5.10-7 pH = 1/2( -lgKa – lgCa) = 4,18 6.7.3. Dung dịch đệm 6.7.3.1. Dung dịch đệm, cơ chế tác dụng đệm ™Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH xác định và hầu như không thay đổi khi pha loãng hoặc thêm vào một lượng nhỏ acid hay baz mạnh. ™Hệ đệm acid: Trộn một acid yếu với muối của nó: CH3COOH/CH3COONa ™Hệ đệm baz: trộn một baz yếu với muối của nó: NH3/NH4OH Cơ chế: Xét hệ đệm CH3COOH/CH3COONa CH3COOH CH3COO- + H+ (1) CH3COONa CH3COO- + H+ (2) ¾Khi thêm một lượng H+ vào thì: H+ + CH3COO-→ CH3COOH → làm giảm lượng H+ đưa vào→ pH thay đổi không đáng kể ¾Khi thêm một lượng OH- vào thì: OH- + H+→ H2O → làm giảm lượng ion H+ trong dung dịch, điều này làm cân bằng (1) chuyển dịch sang phía phải, sinh ra H+ để bù vào lượng phản ứng với OH- thêm vào. 6.7.3.2. Tính pH của dung dịch đệm- pha dung dịch đệm ¾Xét hệ đệm CH3COOH/CH3COONa pH = pKa + lg Cm Ca Cm: nồng độ của muối Ca: Nồng độ ban đầu của acid Ka: Hằng số phân ly của acid ¾Xét hệ đệm baz: NH3/NH4Cl CmpOH = pKb + lg Cb ™Pha dung dịch đệm có pH xác định ¾Chọn acid có pKa hoặc baz có (14 – pKb) gần với pH của dung dịch đệm muốn pha. ¾Tính tỷ số nồng độ muối và acid hoặc muối và baz để được độ pH cần thiết. Ví dụ:Muốn pha dung dịch đệm có pH = 7, ta chon hệ NaH2PO4/Na2HPO4 đóng vai trò acid yếu có pKa = 7. H2PO4 H+ + HPO4 - 2- → pKa = 7,24 Ka = CH . CHPO CH PO 2- 2 + - = 6,2. 10 -8 Na2HPO4 là muối của acid này pH = pKa + lg Cm Ca 7 = 7,24 + lg(Cm/Ca) → Cm/Ca = 0,57 6.7.4. Lý thuyết acid- baz ™Thuyết electron (Lewis, 1923): “Acid là chất nhận cặp electron liên kết, baz là chất cho cặp electron liên kết”. N H HH + H Cl NH4Cl .. H O ..- + H+ H2O C2H5 O C2H5 BF3 (C2H5)2OBF3 .. + NH3, OH-, (C2H5)2O: là baz HCl, H+, BF3: là acid ™Thuyết proton (Bronted-laury, 1923): “Acid là chất nhường proton (H+), baz là chất nhận proton” 6.8. CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH ĐIỆN LY KHÓ TAN 6.8.1. Sự phân ly của chất khó tan- Tích số tan Chất điện ly khó tan AmBn(r) AmBn(r) + (mx + ny)H2O m(An+.xH2O)dd + n(Bm-.yH2O)dd Hay AmBn(r) mAn+(dd) + nBm-(dd) Ta có: K = am . an An+ Bm- a AmBn K = am . an An+ Bm- a AmBn K . a AmBn = am . anAn+ Bm- = const = TAmBn TAmBn Vì aAmBn là không đổi Gọi là tích số tan của AmBn ¾Tích số tan (T) là đại lượng đặc trưng cho tính tan của chất điện ly khó tan, tại một nhiệt độ nhất định, chất có tích số tan càng bé càng kém tan. 6.8.2. Mối quan hệ giữa tích số tan (T) và độ tan (S) TAmBn mm . nn m+n S = AmBn mAn+(dd) + nBm-(dd) Nếu gọi S (mol/l) là độ tan của AmBn trong nước thì C = m.S C = n.S An+ Bm- → TAmBn = (mS)m . (nS)n = mm . nn . Sm+n → Ví dụ: Tính độ tan của Ag2CrO4 trong nước ở nhiệt độ T0. Biết tích số tan của Ag2CrO4 ở T0 là 2.10-12? Ag2CrO4 2Ag+ + CrO4 Bỏ qua lực ion m = 2; n = 1 T mm . nn m+n S = Ag2CrO4 = 2.10-12 22.11 3