Chương 13: Cân bằng ion của Axit - bazo ppt

Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn Bạch
CHƯƠNG XIII: CÂN BẰNG ION CỦA AXÍT – BAZƠ
I. Sự điện ly của nước và tích số ion của nước:
Hình 13.1. Sự ion hóa của nước
H
2
O + H
2
O  H
3
O
+
+ OH
-
Hay: H
2
O  H
+
+ OH
-
Hằng số điện ly của nước:
[ ][ ]
[ ]
16
10.8,1
2
−
==
−+
OH
OHH

K
*Tích số nồng độ các ion H
+
và OH
-
trong nước nguyên chất hay trong dung
dịch nước bất kỳ là hằng số ở nhiệt độ xác định, được gọi là tích số ion của nước K
n
.
ở 22
o
C
[ ] [ ]
[ ]
1416
2
10
18
1000
.10.8,1.
−−−+
=== OHKOHH

14
10]][[
−−+
==
OHHK
n
II. Chỉ số hydro pH và môi trường dung dịch.

1. Chỉ số pH:
pH = -lg[H
+
] và pOH = -lg[OH
-
]
=> pK
n
= pH + pOH =14
2. Môi trường dung dịch:
- Môi trường trung tính:
[H
+
] = [OH
-
] = 10
-7
=> pH = -lg[H
+
] = 7
- Môi trường axit:
[H
+
] > [OH
-
] => pH < 7
- Môi trường baz:
[H
+
] < [OH

-
] => pH > 7
III. Lý thuyết axit, baz:
1. Thuyết hệ dung môi phân (Franklin) :
 Axit: là chất có khả năng điện ly ra ion dương giống ion dương của dung môi
điện ly.
 Baz: là chất có khả năng điện ly ra ion âm giống ion âm của dung môi điện
ly.
=> Trong dung dịch nước: H
2
O + H
2
O  H
3
O
+
+ OH
-
79
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn Bạch
• Axit là những chất điện ly cho ion H
+
(H
3
O
+
) : HCl, CH
3
COOH, HCN…
• Baz là những chất điện ly cho ion OH

-
: KOH, NH
4
OH…
2. Thuyết proton H
+
của Bronsted - Lowry :
• Axit là chất có khả năng cho proton H
+
: HA = H
+
+ A
-

• Baz là chất có khả năng nhận proton H
+
: B

+ H
+
= BH
+
* HA/A
-
và B/BH
+
là các cặp axit – baz liên hợp (conjugate acid-base pairs).
CH
3
COOH(dd) + H

2
O(ℓ)  H
3
O
+
(dd) + CH
3
COO
-
(dd)
Axit
1
Baz
2
Axit
2
Baz
1

NH
3
(dd) + H
2
O(ℓ)  NH
4
+
(dd) + OH
-
(dd)
Baz

2
Axit
1
Axit
2
Baz
1
* Như vậy các phân tử hoặc ion có thể vừa cho vừa nhận proton H
+
tùy theo điều kiện
phản ứng gọi là chất lưỡng tính (amphoteric) (H
2
O, HCO
3
-
,
HCO
3
-
(dd) + H
2
O(ℓ)  H
3
O
+
(dd) + CO
3
2-
(dd)
HCO

3
-
(dd) + H
2
O(ℓ)  H
2
CO
3
(dd) + OH
-
(dd)
* Thuyết Bronsted không chỉ giới hạn trong dung dich nước mà còn áp dụng cho các
dung dịch có dung môi khác. Thí dụ trong dung môi ammoniac lỏng:
HCl(trong NH
3
) + NH
3
(ℓ)  NH
4
+
(trong NH
3
) + Cl
-
(trong NH
3
)
Axit
1
Baz

2
Axit
2
Baz
1

=> Nhận xét:
• Axit Bronsted có thể là: phân tử trung hòa (H
2
O, HCl ), cation (H
+
, H
3
O
+
,
NH
4
+
), anion (HCO
3
-
, HS
-
)
• Baz Bronsted có thể là: phân tử trung hòa (H
2
O, NH
3
), anion (OH

-
, Cl
-
,
CH
3
COO
-
)
 Sự điện ly của axit và baz trong nước – Hằng số điện ly của axit và baz :
 Axit : HA + H
2
O  A
-
+ H
3
O
+

[ ] [ ]
[ ]
HA
AOH
K
a
−+
=
.
3
K

a
là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của axit: K
a
càng lớn (pK
a
= -lgK
a
càng
nhỏ) thì axít càng mạnh, và ngược lại.
 Baz: B + H
2
O  BH
+
+ OH
-

[ ] [ ]
[ ]
B
OHBH
K
b
−+
=
.

K
b
là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của baz. K
b

càng lớn (pK
b
= -lgK
b
càng
nhỏ) thì baz càng mạnh, và ngược lại.
80
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn Bạch
 Đối với axit, baz yếu đa bậc : mỗi nấc điện ly có một K, nấc điện ly càng về sau
càng yếu.
H
3
PO
4
 H
+
+ H
2
PO
4
-

[ ]
[ ]
[ ]
3
43
42
101,7
.

1
−
−
+
×==
POH
POHH
K
a
H
2
PO
4
-
 H
+
+ HPO
4
2-

[ ]
[ ]
[ ]
8
42
2
4
103,6
.
2

−
−
−
+
×==
POH
HPOH
K
a
HPO
4
2-
 H
+
+ PO
4
3-

[ ]
[ ]
[ ]
13
2
4
3
4
105,4
.
3
−

−
−
+
×==
HPO
POH
K
a

 Đối với cặp axit – baz liên hợp :
+ HA + H
2
O  A
-
+ H
3
O
+
][
]][[
3
)(
HA
AOH
K
HAa
−+
=
+ A
-

+ H
2
O = HA + OH
-
][
]][[
)(
−
−
=
−
A
OHHA
K
Ab
n
Ab
HAa
KOHOH
A
OHHA
HA
AOH
KK ===
−+
−
−
−+
−
]][[

][
]][[
.
][
]][[
3
3
)(
)(
Đối với mọi cặp axit – baz liên hợp, ta đều có:
pK
a
+ pK
b
= pK
n
= 14
3. Thuyết electron của Lewis:
• Axit là chất có khả năng nhận cặp electron.
• Baz là chất có khả năng cho cặp electron .
81
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn Bạch

-Nhận xét:
• Axit Lewis : là những tiểu phân có dư mật độ điện tích dương, trong phân tử
hoặc ion có các orbital trống (để nhận electron). Tất cả các cation kim loại đều
là các axit Lewis.
• Baz Lewis thường là các anion (Cl
-
, Br

-
, F
-
, OH
-
…), các phân tử trung hòa hoặc
ion trong thành phần có các nguyên tử có các cặp electron chưa liên kết như O,
N, X.
IV. Tính pH của các dung dịch.
1. pH của dung dịch axit mạnh và baz mạnh.
• Axit mạnh:
+
−=
H
CpH lg
• Baz mạnh:
−
+=
OH
CpH lg14
2. pH của dung dịch axit yếu và baz yếu.
• Axit yếu:
( )
aa
CpKpH lg
2
1
−=
• Baz yếu:
( )

bb
CpKpH lg
2
1
14 −−=
V. D ung dịch đệm (buffer solutions) .
 Định nghĩa : Dung dịch đệm là dd có giá trị pH xác định và hầu như không thay đổi
khi pha loãng hoặc thêm vào một lượng nhỏ axit mạnh hay baz mạnh.
 Phân loại dd đệm : tùy theo pH đệm ta có 3 loại hệ đệm:
• Hệ đệm axit : pH đệm < 7, dung dịch gồm một axit yếu và muối của nó.(TD:
CH
3
COOH và CH
3
COONa).
• Hệ đệm baz : pH đệm > 7, dung dịch gồm một baz yếu và muối của nó. (TD:
NH
4
OH và NH
4
Cl)
• Hệ đệm trung tính: pH đệm ≈ 7, dung dịch gồm hỗn hợp các muối axit của axit
yếu đa bậc. (TD: NaH
2
PO
4
và Na
2
HPO
4

)
 Cơ chế đệm :
Xét hệ đệm axetat: trong dung dịch tồn tại cân bằng sau:
82
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn Bạch
CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+
(1)
Khi thêm muối: CH
3
COONa = CH
3
COO
-
+ Na
+
làm tăng [CH
3
COO
-
],
cân bằng dịch chuyển theo chiều nghịch. Kết quả là trong dung dịch có 2 lượng dự trữ
lớn của CH
3

COOH và CH
3
COO
-
dùng để làm cân bằng [H
+
]
 Khi thêm vào dd một ít axit mạnh thì [H
+
]↑ sẽ kết hợp với ion CH
3
COO
-
có
sẵn trong dd để tạo thành axit CH
3
COOH, cân bằng (1) chuyển dịch theo
chiều nghịch làm [H
+
]↓ => pH của dd thay đổi không đáng kể.
 Khi thêm vào dd một ít baz mạnh: ion OH
-
sẽ kết hợp với ion H
+
có trong
dd để tạo thành H
2
O. [H
+
]↓ làm cân bằng (1) dịch chuyển theo chiều thuận,

tạo thêm ion H
+
→ pH của dd thay đổi không đáng kể.
 Khi pha loãng dd, nồng độ tất cả các chất trong dd giảm, kể cả axit
CH
3
COOH, độ điện ly ↑→ pH dd hầu như không thay đổi.
 pH của dung dịch đệm .
• Đệm axit : CH
3
COOH  CH
3
COO
-
+ H
+

][
]][[
3
3
)(
3
COOHCH
COOCHH
K
COOHCHa
−+
=
=>

m
a
aa
C
C
K
COOCH
COOHCH
KH .
][
][
.][
3
3
≈=
−
+
pH = -lg[H
+
] = -lg{
m
a
a
C
C
K .
}= -lgK
a
+ lg
a

m
C
C
=>
a
m
a
C
C
pKpH lg
+=
• Đệm baz :








+−=
b
m
b
C
C
pKpH lg14
83