Chapter 1-1 hóa học phân tích dhct .pptx

Chương 1 hóa phân tích

1. HÓA PHÂN TÍCH CNHH (TN125) LƯƠNG HUỲNH VỦ THANH

2. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.1 Thuyết proton Có nhiều quan điểm khác nhau về axit-bazơ , trong đó quan điểm của nhà bác học người Đan Mạch J.N. Brönsted là quan trọng nhất vì tính phổ quát của nó . Thuyết axit-bazơ này còn được gọi là thuyết proton. Axit là chất có khả năng cho H + Bazơ là chất có khả năng nhận H + Từ đây xuất hiện khái niệm cặp axit-bazơ liên hợp : axit cho H + sẽ trở thành bazơ liên hợp và ngược lại . Axit ↔ H + + Bazơ Bazơ + H 2 O ↔ Axit + OH - VD:  

3. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.1 Thuyết proton Do H + không thể tồn tại độc lập ở trạng thái tự do nên một chất chỉ có thể cho H + khi có một chất thu H + . Do đó , một quá trình axir-bazơ bao giờ cũng gồm hai nũa phản ứng : cho H + và thu H + . Axit1 ↔ Bazơ1 + H + có K 1 Bazơ2 + H + ↔ Axit2 có K 2 -1 Axit1 + Bazơ2 ↔ Axit2 + Bazơ1 có K=K 1 .K 2 -1 Với K 1 và K 2 lần lượt là hằng số phân ly của axit1 và axit2.

4. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.1 Thuyết proton Trong thực tế với một dd đã cho thì một trong hai cấu tử axit1 hoặc bazơ2 tùy chất có nồng độ lớn sẽ đóng vai trò dung môi , chất có nồng độ nhỏ sẽ đóng vai trò chất tan. Do đó , độ mạnh của axit không chỉ phụ thuộc vào khả năng cho H + , mà còn phụ thuộc vào khả năng thu H + của bazơ ( tức dung môi và ngược lại ). VD: Trong nước thì HCl là axit mạnh HCl + H 2 O ↔ H 3 O + + Cl - Trong C 2 H 5 OH thì HCl là axit yếu HCl + C 2 H 5 OH ↔ C 2 H 5 OH 2 + + Cl -

5. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước Nước là một dung môi lưỡng tính , vừa có khả năng cho , vừa có khả năng thu H + : H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - H 3 O + là dạng tồn tại của H + trong nước ( bị hydrat hóa ). Tuy nhiên , để đơn giản vẫn quy ước viết H + : H 2 O ↔ H + + OH - Nếu cho một axit vào nước thì nó sẽ nhường H + cho nước : Nếu nhường hoàn toàn thì là axit mạnh : HA + H 2 O ↔ H 3 O + + A - Nếu nhường một phần thì là axit yếu : HAx + H 2 O ↔ H 3 O + + Ax -

6. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước Khi cho một bazơ vào nước sẽ xảy ra quá trình thu H + của nước : Nếu thu hoàn toàn thì là bazơ mạnh , đó là các hydroxit kim loại tan trong nước : H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - NaOH + H 3 O + → 2H 2 O + Na + NaOH → Na + + OH - Nếu thu một phần thì là bazơ yếu : H 2 O + H 2 O ↔ H 3 O + + OH - NH 3 + H 3 O + → NH 4 + + H 2 O NH 3 + H 2 O → NH 4 + + OH -

7. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước Tính axit-bazơ của dd muối cũng được biểu diễn tương tự . Muối được xem là chất điện ly mạnh , phân ly hoàn toàn . Các thành phần do muối phân ly được xem là các dạng liên hợp của axit-bazơ của dd. NH 4 Cl → NH 4 + + Cl - NH 4 + là axit mạnh , Cl - là bazơ yếu nên dd có tính axit . NH 4 + + H 2 O ↔ NH 3 + H 3 O + Đơn giản có thể viết : NH 4 + ↔ NH 3 + H +

8. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước Trong dd các ion kim loại tham gia quá trình tạo phức hydroxo giải phóng H + . Do đó ion kim loại được xem là các axit , trừ các ion kim loại kiềm , kiềm thổ . Cu 2+ + H 2 O ↔ CuOH + + H + y 1 Cu 2+ + 2H 2 O ↔ Cu(OH) 2 + 2H + y 2 Cu 2+ + 3H 2 O ↔ Cu(OH) 3 - + 3H + y 3 Các quá trình trên giải thích tại sao dd Cu(NO 3 ) 2 có tính axit . Trong các dd muối có chứa gốc axit yếu sẽ có tính bazơ do quá trình kết hợp proton của gốc axit yếu : Na 2 CO 3 → 2Na + + CO 3 2- CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH - HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -

9. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ 1.2 Cân bằng axit-bazơ trong nước Kết luận : Thuyết proton giúp giải thích một cách dễ dàng tính axit-bazơ của các dd khác nhau . Nếu sử dụng thuyết Arrhénius để giải thích tính axit-bazơ của các dd muối , phải sử dụng khái niệm phản ứng thủy phân . 1.3 Điều kiện proton Là một trường hợp đặt biệt của định luật bảo toàn nồng độ áp dụng cho cân bằng axit-bazơ . “ Nồng độ cân bằng của H + trong dd bằng tổng nồng độ H + của các chất ở trạng thái so sánh đã phóng thích ra trừ tổng nồng độ H + của các chất ở trạng thái so sánh đã nhận vào .”

10. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ Lý thuyết về axit-bazơ Bài tập 1. Cho biết những khiếm khuyết trong định nghĩa về axit-bazơ của Arrhénius . Có định nghĩa nào tổng quát hơn có khả năng khắc phục những khuyết điểm nói trên hay không ? 2. Theo Brönsted , những chất nào sau đây là axit , bazơ , trung tính , lưỡng tính : H 3 O + , OH - , NH 3 , NH 4 + , H 2 SO 4 , HSO 4 - , HCO 3 - , CN - , S 2 - , H 2 PO 4 - , C 6 H 5 NH 2 , H 2 N-CH 3 . Viết các cân bằng cho-nhận proton để minh họa . 3. Nước và rượu là dung môi lưỡng tính . Hãy viết phương trình tự proton phân của chúng , biểu thức hằng số cân bằng và tính giá trị hằng số cân bằng của các quá trình đó , biết ở nhiệt độ đã cho tích số ion của chúng lần lượt là 10 -14 và 10 -19 . 4. Thiết lập mối quan hệ giữa K a và K b của một cặp axit-bazơ liên hợp .

11. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 1: tính pH của dd axit mạnh VD1: Tính pH của dd HNO 3 0,1 M Vì HNO 3 là axit mạnh nên phân ly hoàn toàn thành ion. HNO 3 → H + + NO 3 - Ngoài ra , trong dd còn có quá trình phân ly của nước . H 2 O ↔ H + + OH - Kw = 1,0.10 -14 Do [H + ] của nước phân lý rất bé so với [H + ] của HNO 3 phân ly nên quá trình chính xảy ra trong dd được chọn là quá trình phân ly của HNO 3 , có thể bỏ qua quá trình phân ly của nước . Do đó , [H + ] = 0,1 M → pH = -log[H + ] = -log10 -1 = 1,0

12. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 1: tính pH của dd axit mạnh VD2: tính pH của dd HCl 1,0.10 -10 M Mặc dù HCl là axit mạnh , phân ly hoàn toàn thành ion nhưng lượng H + do HCl phân ly bé so với lượng H + do nước phân ly (1000 lần ) nên quá trình chính xảy ra trong dd là quá trình phân ly của nước . H 2 O ↔ H + + OH - Kw = 1,0.10 -14 Do đó [H + ] = 10 -7 → pH = 7

13. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 2: tính pH của dd axit yếu VD1: tính pH của dd HF 1,0 M, K a = 7,2.10 -4 Trong dd có hai quá trình phân ly cho H + là : HF ↔ H + + F - K a = 7,2.10 -4 và H 2 O ↔ H + + OH - K w = 1,0.10 -14 So sánh giá trị K a và K w , ta thấy mặc dù HF là axit yếu nhưng lượng H + phân ly nhiều hơn do nước tạo ra , do vậy quá trình chính xảy ra trong dd là : HF ↔ H + + F - Ban đầu : 1,0 Cân bằng : 1,0 – x x x

14. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 2: tính pH của dd axit yếu VD1: tính pH của dd HF 1,0 M, K a = 7,2.10 -4 HF ↔ H + + F - Ban đầu : 1,0 Cân bằng : 1,0 – x x x Với x là nồng độ của HF đã bị phân ly . K = 7,2.10 -4 = x 2 /(1,0 – x) Do HF là axit yếu , phân ly không đáng kể nên một cách gần đúng có thể chấp nhận x << 1,0 nên 1,0 – x ≈ 1,0. Do đó , x 2 = 7,2.10 -4 → x = 2,7.10 -2 → pH = -log[H + ] = 1,57

15. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 2: tính pH của dd axit yếu Cơ sở của phép tính gần đúng trên dựa theo yêu cầu mức độ chính xác cần có . Thường thì giá trị K a có sai số trong phạm vi ±5%. Nếu sai số trong phạm vi ±5% thì hoàn toàn có thể chấp nhận [HA] – x ≈ [HA] . Đầu tiên sẽ tính gần đúng : Sau đó lập tỷ số : Do đó , giá trị x = 2,7.10 -2 là chấp nhận được .  

16. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 2: tính pH của dd axit yếu Cơ sở của phép tính gần đúng trên dựa theo yêu cầu mức độ chính xác cần có . Thường thì giá trị K a có sai số trong phạm vi ±5%. Nếu sai số trong phạm vi ±5% thì hoàn toàn có thể chấp nhận [HA] – x ≈ [HA] . Đầu tiên sẽ tính gần đúng : Sau đó lập tỷ số : Do đó , giá trị x = 2,7.10 -2 là chấp nhận được .  

17. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 2: tính pH của dd axit yếu VD2: tính pH của dd axit HClO 0,10 M, K a = 3,5.10 -6 Trong dd có 2 cân bằng phân ly phóng thích proton. Do HClO phân ly mạnh hơn nước đáng kể và nồng độ HClO cũng không quá nhỏ nên quá trình phân ly chính được chọn là của HClO . HClO ↔ H + + ClO - Ban đầu : 0,10 Cân bằng : 0,10 – x x x Với x là nồng độ của HClO bị phân ly . K = 3,5.10 -6 = x 2 /(0,10 – x)

18. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 2: tính pH của dd axit yếu VD2: tính pH của dd axit HClO 0,10 M, K a = 3,5.10 -6 Nếu x << 0,10 thì 0,10 – x << 0,10 → x 2 = 0,10.3,5.10 -6 → x = 5,9.10 -4 . Kiểm tra trở lại giả thuyết gần đúng : Do kết quả chấp nhận đượ nên pH = - log[H + ] = - logx =4,23  

19. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 3: tính thành phần phần trăm của axit bị phân ly Để xác định % axit bị phân ly ta dùng công thức : VD1: tính % axit acetic bị phân ly trong 2 trường hợp sau : Dd CH 3 COOH 1,0 M Dd CH 3 COOH 0,1 M Cho hằng số phân ly K a = 1,75.10 -5 .  

20. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 3: tính thành phần phần trăm của axit bị phân ly Trường hợp a: Do một phân tử CH 3 COOH phân ly tạo thành chỉ một ion H + nên nồng độ axit bị phân ly chính bằng nồng độ H + , do đó : Trường hợp b:  

21. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 3: tính thành phần phần trăm của axit bị phân ly Ví dụ này cho thấy , đối với dd axit yếu , nếu nồng độ axit càng loãng thì % axit bị phân ly càng lớn , hay ngược lại nếu đồng độ axit càng đậm đặc thì % axit bị phân ly càng bé . Giá trị % axit bị phân ly thường được sử dụng để xác định hằng số phân lý K a của các axit yếu . VD2: Tính K a của axit lactic khi biết trong dd 0,1 M có 3,7% axit bị phân ly . Ta có cân bằng phân ly của axit lactic: HC 3 H 5 O 3 ↔ H + + C 3 H 5 O 3 -

22. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 3: tính thành phần phần trăm của axit bị phân ly Nồng độ axit bị phân ly = 0,1.(3,7/100) = 3,7.10 -3 mol /L. Với Trong đó : [H + ] = [C 3 H 5 O 3 - ] = 3,7.10 -3 mol /L; [HC 3 H 5 O 3 ] = 0,1 – x ≈ 0,1 Do đó , hằng số phân ly của axit lactic:  

23. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 4: tính pH của dd axit yếu đa chức VD: Tính pH của dd H 3 PO 4 5,0 M và nồng độ cân bằng của các tiểu phân khác trong dung dịch . H 3 PO 4 là một axit yếu đa chức , xảy ra các quá trình phân ly từng bậc như sau : So sánh các giá trị K ai , rõ ràng ta thấy độ mạnh của các axit như sau : H 3 PO 4 >> H 2 PO 4 - >> HPO 4 2-  

24. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 4: tính pH của dd axit yếu đa chức Điều này có nghĩa là quá trình chủ yếu phân ly cho H + trong dd là quá trình phân ly bậc thứ nhất : Ban đầu : 5,0 M Cân bằng : 5,0 – x x x Một cách gần đúng , ta chấp nhận 5,0 – x ≈ 5,0 → x = 1,9.10 -1 M Kiểm tra lại mức độ gần đúng :  

25. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 4: tính pH của dd axit yếu đa chức Nên kết quả trên là chấp nhận được : pH = - logx = 0,72 Từ đây ta xác định được : [H + ] = [H 2 PO 4 - ] = 1,9.10 -1 M và [H 3 PO 4 ] = 5,0 – 0,2 = 4,8 M Nồng độ của các cấu tử còn lại được tính dựa vào các giá trị K a tương ứng : Các kết quả trên cho thấy lượng H + được tạo ra ở bậc 2 và bậc 3 của quá trình phân ly là không đáng kể .  

26. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 5: tính pH của dd bazơ mạnh VD: tính pH của dd NaOH 5,0.10 -2 M Do NaOH là bazơ mạnh nên nó phân ly hoàn toàn thành ion khi tan vào nước tạo ra OH - . Bên cạnh đó , cũng có quá trình phân ly tạo thành OH - của nước . Tuy nhiên , lượng OH - do nước tạo ra là không đáng kể so với lượng OH - do NaOH tạo ra , nên chọn quá trình phân ly của NaOH để tính . NaOH → Na + + OH - 5,0.10 -2 5,0.10 -2 5,0.10 -2 [H + ] = 10 -14 /[OH - ] = 10 -14 /5,0.10 -2 = 2,0.10 -13 → pH=-log[H + ] = 12,7

27. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 6: tính pH của dd bazơ yếu Tính pH của dd bazơ yếu hoàn toàn tương tự như tính pH của dd axit yếu . VD: tính pH của dd NH 3 15 M, K b = 1,8.10 -5 Trong dd xảy ra 2 cân bằng phân ly cho OH - . NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH - K b = 1,8.10 -5 H 2 O ↔ H + + OH - K w = 1,0.10 -14 Do sự đóng góp OH - của nước là không đáng kể vì K b >> K w nên có thể bỏ qua cân bằng phân ly của nước .

28. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 6: tính pH của dd bazơ yếu NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH - K b = 1,8.10 -5 Ban đầu : 15,0 Cân bằng : 15,0 – x x x Một cách gần đúng , ta có : 15,0 – x ≈ 15,0. → x 2 = 15,0.1,8.10 -5 → x = 1,6.10 -2 Kiểm tra tính gần đúng : (x/[NH 3 ]).100 = (1,6.10 -2 /15,0).100 = 0,1% < 5% → chấp nhận Ta có : [OH - ] = x = 1,6.10 -2 →[H + ] = 6,3.10 -13 → pH=-log[H + ] = 12,20

29. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 7: tính pH của dd muối có tính axit hoặc bazơ Muối là một tên gọi đơn giản của hợp chất ion. Khi hòa tan muối vào nước , muối sẽ phân ly thành ion. Trong một số trường hợp các ion này có thể đóng vai trò như một axit hoặc bazơ . VD1: Tính pH của dd NaCl 1 M. Trong dd , NaCl phân ly hoàn toàn thành ion: NaCl → Na + + Cl - Các ion Na + và Cl - không ảnh hưởng gì đến nồng độ H + và OH - của dd , do đó lượng H + và OH - trong dd do cân bằng phân ly của nước tạo ra không có gì thay đổi và có giá trị là 10 -7 mol /L, nên pH = 7,0.

30. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 7: tính pH của dd muối có tính axit hoặc bazơ VD2: Tính pH của dd NaF 0,3 M cho K a của HF = 7,2.10 -4 . Khi hòa tan vào nước , NaF phân ly hoàn toàn thành ion: NaF → Na + + F - Do F - là bazơ liên hợp của axit yếu HF nên F - sẽ tham gia cân bằng kết hợp proton của nước : F - + H 2 O ↔ HF + OH - . Từ giá trị K b đã biết , ta tính được pH của dung dịch như sau :  

31. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 7: tính pH của dd muối có tính axit hoặc bazơ F - + H 2 O ↔ HF + OH - Ban đầu : 0,3 Cân bằng : 0,3 – x x x Một cách gần đúng , ta có : 0,3 – x ≈ 0,3 → x = 2,0.10 -6 Kiểm tra tính gần đúng : (2.10 -6 /0,3).100 = 0,06% < 5% → Chấp nhận Nên [OH - ] = x = 2,0.10 -6 → pOH = 5,69 Do đó , pH = 14,0 – pOH = 8,31

32. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 7: tính pH của dd muối có tính axit hoặc bazơ VD3: Tính pH của dd NH 4 Cl 0,10 M cho K b của NH 3 = 1,8.10 -5 . Trong dd , NH 4 Cl phân ly hoàn toàn thành ion: NH 4 Cl → NH 4 + + Cl - Do NH 4 + là axit liên hợp của bazơ NH 3 và là một axit yếu nên NH 4 + sẽ bị proton phân theo cân bằng : NH 4 + ↔ NH 3 + H + . Từ K a đã tính , có thể thấy NH 4 + là một axit yếu nhưng vẫn mạnh hơn nước nên sự phân ly proton của NH 4 + vẫn sẽ chiếm ưu thế .  

33. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 7: tính pH của dd muối có tính axit hoặc bazơ NH 4 + ↔ NH 3 + H + Ban đầu : 0,1 Cân bằng : 0,1 – x x x Kiểm tra gần đúng , ta có : (x/[NH 4 + ]).100 = (7,5.10 -6 /0,1 ).100 = 0,075% < 5% → Chấp nhận Do đó : [H + ] = 7,5.10 -6 → pH = 5,13  

34. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử 2.1 Dạng 7: tính pH của dd muối có tính axit hoặc bazơ Từ các ví dụ trên và nhiều khảo sát thực nghiệm khác , người ta đã đi đến một số kết luận sau : Dd muối có chứa cation của bazơ mạnh và anion của axit mạnh ( tức muối của axit mạnh và bazơ mạnh ) có pH = 7. Dd muối có chứa anion là bazơ liên hợp của axit yếu ( tức muối của axit yếu và bazơ mạnh ) có tính bazơ . Dd muối có chứa cation là axit liên hợp của bazơ ( tức muối của axit mạnh và bazơ yếu ) có tính axit .

35. Chương 1: Khảo sát cân bằng axit – bazơ 2. Cân bằng axit-bazơ của hệ đơn cấu tử Bài tập Hằng số axit Ka và nồng độ Ca của đơn axit yếu HA phải có giá trị như thế nào để khi tính pH có thể bỏ qua sự phân ly của nước ? Thiết lập công thức tính pH của dd đơn axit yếu HA, nồng độ C a , hằng số phân ly K a . Biết sự phân ly của nước là không đáng kể . Tính pH và nồng độ cân bằng của các ion trong dung dịch KCN 0,1 M. Biết HCN có pK a = 9,32. Tính pH và nồng độ của các ion trong dd NH 4 Cl 0,1 M. Biết NH 3 có pK b = 4,75. Phenol (C 6 H 5 OH) có pK a = 10. Tính pH dd phenol có nồng độ 0,001M. Tính pH dd anilin (C 6 H 5 NH 2 ) 0,001 M. Biết anilin có pK b = 9,4. Tính pH dd metylamin (CH 3 NH 2 ) 0,001 M. Biết pK b = 3,36.