Bài giảng cân bằng acid base ths ngô gia lương

ThS Ngô Gia Lương


Khái niệm về acid, base.
a. Thuyết cổ điển của Arrhenius
b. Thuyết proton Bronsted
c. Thuyết electron của Lewis


Thuyết cổ điển của Arrhenius
Acid Arrhenius: chất điện ly cho ion H3O+ trong nước

HCl(aq) +H2O(l)

H3O+(aq) + Cl-(aq)

HNO3(aq)+H2O(l)

H3O+(aq) + NO3-(aq)

Base Arrhenius: chất điện ly cho ion OH- trong nước

NH3(aq) + H2O (l)

NH4+(aq) + OH-(aq)


Thuyết proton Bronsted
Acid Bronsted : cho proton H+
HA  H+ + ABase Bronsted : nhận proton H+ B + H+  BH+
Các cặp acid–base liên hợp: HA/A- ,BH+/B

HA + B



A-

+ BH+

Phản ứng giữa acid và base là pư trao đổi
proton(H+) giữa acid của 1cặp acid- base liên hợp
này với 1 base của 1 cặp acid-base liên hợp khác.


Phản ứng giữa các cặp acid base liên hợp
Cặp liên hợp
Acid

+

Base

Base

+

Acid

Cặp liên hợp
Reaction 1

HF

Reaction 2 HCOOH
Reaction 3

NH 4 +

Reaction 4

+ H 2O

F–

+ CN –

HCOO –

+
+

H 3O +
HCN

+ CO32–

NH 3

+ HCO3–

H 2 PO 4 –

+ OH–

HPO 4 2–

Reaction 5

H 2 SO 4

+ N 2H5+

HSO 4 –

+ N 2H62+

Reaction 6

HPO 4 2– + SO32–

PO 4 3–

+

+

H 2O

HSO3–

Dự đoán acid, base Bronsted
Acid Bronsted – là chất phải chứa H+
Phân tử trung hoà : HCl, HNO3, HF….
Cation có chứa H+ : NH4+
Anion có chứa H : HSO4- , H2PO4- ….
Cation kim loại trong nước : Fe2+(aq) ; Al3+(aq)..

Cation cấu hình khí trơ có q2/ r càng lớn → tính acid càng mạnh
Cation có điện tích và bán kính tương đương, cấu hình: 18e –

(18e +2e) – (18e> >8e ) → tính acid mạnh hơn cấu hình 8e


3+

Al(H2O)6
Al(H2O)63++H2O (l)

Al3+(aq) bị thuỷ phân

2+

Al(OH)(H2O)5 + H+
2+

Al(OH)(H2O)5 + H3O+


Base Bronsted - chất có dư mật độ điện tích âm

Anion: Cl-, NO3-, SO42-, PO43-….
Phân tử cộng hoá trị phân cực : NH3 ..
Chất lưỡng tính- chất vừa có khả năng cho H+ vừa
có khả năng nhận H+.
Các hợp chất có chứa H thường là chất lưỡng tính
HCl + H2PO4-  Cl- + H3PO4
H2PO4- + HCO3-  HPO42- + H2CO3
pK a 2 (H 3 PO 4 ) = 7,21

pK a 2 (H 2 CO 3 ) = 10,33


Sự điện ly của acid và base trong nước
Acid :

HA + H2O  A- + H3O+

Ka

[
H O ][ A ]
=

Base : B

+ H2O 

+



3

[ HA]

[
BH ][OH ]
=
+

Kb

−

[ B]

−

Ka càng lớn thì tính
acid càng mạnh

BH+ + OHKb càng lớn thì tính
base càng mạnh


Sự điện ly của acid và base là kết quả của pư trao đổi
proton giữa acid và base với dung môi.
NH3(aq) + H2O (l)

base

acid

NH4+(aq) + OH-(aq)

acid

base


 Đối với cặp acid – base liên hợp:

HA + H2O  A + H3O
-

+

A-+ H2O  HA + OHK a ( HA) K b ( A− )

K a ( HA)

[ H 3 O + ][ A − ]
=
[ HA]

K b ( A− )

[ HA][OH − ]
=
[ A− ]

[ H 3 O + ][ A − ] [ HA][OH − ]
+
−
=
x
=
[
H
O
][
OH
] = Kn
3
−
[ HA]
[A ]

Ka.Kb = Kn

pKa + pKb = pKn = 14

Ka.Kb = Kd → pKa + pKb = pKd
Acid càng mạnh (Ka↑) thì base liên hợp là base yếu(Kb↓)
Acid càng yếu (Ka↓) thì base liên hợp là base mạnh (Kb↑)


HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC BASE YẾU

HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC ACID YẾU VÀ BASE LIÊN HỢP
ở 250C


Thuyết electron của Lewis
Thuyết Lewis dùng giải thích quá trình tạo phức và tính bền
của phức.
Acid Lewis: là tiểu phân có dư mật độ điện tích dương và
orbital hoá trị trống để nhận cặp electron liên kết từ base.
Dự đoán acid Lewis:
Hầu hết các cation kim loại (Ag+, Co3+, Cr3+, Mg2+..)
Các halogenua của B, Al, Si, Sn
Các hydrua của B,Al
Các hợp chất có lk đôi trong những đk thích hợp cũng

thể hiện tính axit


Base Lewis: chất cho cặp electron.
Dự đoán base Lewis:
 Các anion : Cl-, Br-, OH Phân tử trung hoà hay ion có chứa nguyên tử (N,O ) còn
cặp e hoá trị tự do như : NH3, amin , rượu, xeton..
+

F
F B□ +
F
acid

2NH3



N H

H
base

[Ag(NH3)2]+
F

H
••

Ag+



F B
F

H
N H
H


base

acid

acid

•• + ••
OH
base
••

H

+



H

H

acid

N H

••

H+ +

H
base

••
H O H

••



+
H N H
H


HCl, acid mạnh

[H ] = [HCl]
+

HF, acid yếu

[H+] < [HF]


Sự ion hóa và tích số ion của nước
Độ dẫn điện của H2O = 5,54.10-18Ω-1.cm-1
••

K

OH- + H3O+

••
H-O-H + H-O-H

Acid Brönsted

[H3O+][OH-]
K=
[H2O]2

Baz Brönsted

+

−

Kw = [ H 3O ][OH ] = 10
pH=-lg[H+]

pOH=-lg[OH-]

−14

pK=-lgK

pKw = pH + pOH = 14


Khái niệm pH
Định nghĩa pH
pH = -lgaH O+
3
Thang pH:
0

Acid

Trung
tính

pH = -lg[H3O+]
Baz

7
pH tăng, độ acid giảm

pOH = -lg[OH-]

pH + pOH = 14

14

pH


Chỉ số pH và môi trường dd


Trong nước nguyên chất và môi trường trung tính
[H+] = [OH-] = 10-7



pH = 7

Trong dung dịch acid có môi trường acid
[H+] > [OH-]

pH < 7

 Trong dung dịch base có môi trường base

[H+] < [OH-]

pH > 7


Thang pH


pH của dd loãng acid và base mạnh
Acid mạnh

HA → H+ + ACa

Ca

pH = − lg C H + = − lg C a
Base mạnh

Ca ≥ 10-6 M

MOH → M+ + OHCb

Cb

pOH = − lg C OH − = − lg C b
pH = 14 − pOH = 14 + lg C b

Cb ≥ 10-6 M


Acid mạnh và base mạnh
HCl

CH3CO2H

Thymol Blue chỉ thị
pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH


pH của dd acid yếu và base yếu.
HA + H2O  H3O+ + A- α<<1, KaCa>> Kn

Acid yếu

Cân bằng Ca(1- α)
C H O+ = Ca α = Ca
3

pH = − lg C H O +
3

Ca α

Ca α

Ka
= K a Ca
Ca

1
1
= ( − lg K a − lg C a ) = ( pK a − lg Ca )
2
2

Base yếu
MOH

Cân bằng Cb(1- α) Cb α

M+ +
Cb α

OHα<<1, KbCb>> Kn

1
1
pOH = ( pK b − lg Cb ) pH = 14 − ( pK b − lg C b )
2
2

Hằng số điện ly của các acid và base yếu ở 250C