Chuong 13 can bang ion cua acid base

1

Sự điện ly của nước

2

Tính pH của dung dịch

3

Dung dịch đệm

4

Lý thuyết acid-base


SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚC
Nước là chất điện ly yếu:

H2O (l)  H+ + OH-

Hằng số điện ly của nước

C H + C OH −

Độ điện ly của nước ở 220C :

K H 2O =

C H 2O

λ χ ×1000
α=
=
λ∞
λ∞ × C

χ là độ dẫn điện riêng của nước ở 22oC
5.54 × 10 −8 × 1000
α=
= 18 × 10 −10
1000
548.3 ×
18

K H 2O

1000
= C ×α =
× (18 × 10 −10 ) 2 = 1.8 × 10 −16
18
2


SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚC

Vì độ điện ly của nước quá nhỏ nên nồng độ của H 2O xem
như không đổi:

K H 2O C H 2O = const = C H + C OH −

⇒ Tích số nồng độ các ion H+ và OH- trong nước nguyên
chất hay trong dung dịch bất kỳ là hằng số ở nhiệt độ
nhất định.
Tích số ion của nước, Kn:

K n = C H + C OH −

(13.4)


Ở 220C, ta có:

K n = K H 2O C H 2o = 1.8 × 10 −16 ×

1000
= 10 −14
18

Để thuận tiện trong tính toán, người ta thường sử
dụng giá trị của Kn ở nhiệt độ phòng là 10-14.


CHỈ SỐ HYDRO, pH
Từ công thức (13.4):
Do

C H + = COH −

K n = C H + C OH −

−7
C
=
C
=
K
=
10
ion.g / lit
⇒ H+
n
OH −

Khi dung dịch nước có:
 Môi trường axit có

C H + > 10 −7 , C OH − < 10 −7



Môi trường bazơ có

C H + < 10 −7 , C OH − > 10 −7



Môi trường trung tính có

C H + = 10 −7 , C OH − = 10 −7


CHỈ SỐ HYDRO, pH
• Quy ước:

[ ]

[

pH = − lg H + , pOH = − lg OH −
pK = − lg[ K ]

]

• Trong các dung dòch có nồng độ cao hoặc các dung
dòch axit bazơ mạnh thì:

pH = − lg a H +

• Môi trường axit pH < 7, bazơ pH > 7 trung tính pH = 7
• Ta có:

C H+

10 −14
=
C OH −

hay

pH + pOH = 14


THUYẾT ACID – BASE BRONSTED-LOWRY

ĐỊNH NGHĨA:
Acid là chất cho proton, còn base là chất nhận proton
trong phản ứng.
Ví dụ:
HCl  H+ + ClH2SO4  H+ + HSO4-


Vì acid là chất nhường H+ và base nhận H+, nên trong 2
ví dụ trên ta có các cặp acid, base:
HCl/Cl- và H2SO4/HSO4Những cặp acid/base như vậy gọi là cặp acid/base liên
hợp.
Theo thuyết acid-base Bronsted-lowry:
- Acid có thể là phân tử trung hòa, cation hoặc anion.
- Based có thể là phân tử trung hòa hoặc anion


ACID
TRUNG HCl  H+ + ClHOAØ H2O  H+ + OHANION HSO4-  H+ + SO42-

BASE
NH3 + H+  NH4+
H2O + H+  H3O+
CH3COO- +H+CH3COOH

HCO3-  H+ + CO32- Cl- + H+  HCl

CATION NH4+  H+ + NH3
H3O+  H+ + H2O


Tổng quát, có thể biểu diễn sự cho nhận proton như sau:
A1  H+ + B*1
B2 + H+  A*2
Như vậy, A1/B*1, A2/B*1 là những cặp acid-base liên hợp.


Do H+ không tồn tại được ở dạng tự do, nên các acid chỉ cho
proton khi có base nhận và ngược lại.
Phản ứng trao đổi proton xảy ra tổng quát giữa hai cặp acidbase liên hợp như sau:
A1 + B2  A*2 + B*1
Phản ứng này còn gọi là phản ứng trao đổi proton giữa acid
và base.


Hằng số điện ly của acid và base
Xét acid:
HA + H2O ⇄ A- + H3O+

[
H O ][. A ]
=
+

Ka

−

3

[ HA]

Ka là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của acid:
Ka càng lớn (pKa = -lgKa càng nhỏ) thì acid càng mạnh,
và ngược lại.


Hằng số điện ly của acid và base
Xét base:
B + H2O ⇄ BH+ + OH-

[
BH ][. OH ]
=
+

Kb

−

[ B]

Kb là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của base.
Kb càng lớn (pKb = -lgKb càng nhỏ) thì base càng
mạnh, và ngược lại.

Hằng số điện ly của acid và base
Đối với acid, base yếu đa bậc: mỗi nấc điện ly có
một K, nấc điện ly càng về sau càng yếu
(K1>>K2>>K3).
K a1

[
H ].[ H PO ]
=
= 7,1 × 10

K a2

[
H ].[ HPO ]
=
= 6,3 ×10

Ví dụ:

H3PO4 ⇄ H+ + H2PO4-

−

+

2

[ H 3 PO4 ]

2−

+

H2PO4- ⇄ H+ + HPO42-

[H PO ]
4
−

2

HPO42- ⇄ H+ + PO43-

−3

−8

4

[
H ].[ PO ]
=
= 4,5 × 10
3−

+

K a3

4

[ HPO ]
4
2−

4

−13


Hằng số điện ly của acid và 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 − ]
+
−
=
.
=
[
H
O
][
OH
] = Kn
3
−
[ HA]
[A ]


Hằng số điện ly của acid và base
Tổng quát,
Đối với mọi cặp acid – base liên hợp:

pKa + pKb = pKn = 14


THUYẾT ACID – BASE LEWIS

ĐỊNH NGHĨA:
Base là chất cho cặp electron và acid là chất nhận cặp

electron để tạo thành liên kết hóa học.
Khái niệm này liên quan đến liên kết cộng hóa trị cho –
nhận.
Acid Lewis:
Là những tiểu phân có dư mật độ điện tích dương,
trong phân tử (ion) có các orbital trống có thể tiếp
nhận cặp e chuyển đến từ base.


Ví dụ:
Ag+, Co3+, Cr3+…), hay các halogen, hydrua của B, Al…
Ag+ + NH3  [Ag(NH3)2]+


Base Lewis:
Là những tiểu phân có khả năng cho đi cặp e.
Base 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.
Ví dụ:
HCl + NH3  NH4Cl


pH CỦA DUNG DỊCH ACID MẠNH

Acid mạnh điện ly hoàn toàn
HA → H+ + A-

[H ] ≈ C
+

HA

⇒ pH = − lg C H + = − lg C a


pH ACID YẾU ĐƠN BẬC


Lúc đầu

HA
Ca

H+ + A0
0

Cân bằng

Ca(1-α) Caα

Caα

Hằng số cân bằng điện ly được gọi là hằng số axit, Ka:
CH C A
(Ca × α ) 2
Ca × α 2
Ka =
=
=

C HA
(Ca (1 − α ))
(1 − α )
+

−

Do acid yếu:

→ α << Ca ⇒ Ca (1 − α ) = Ca ⇒ α =

[ ]

⇒ pH = − lg H

+

Ka
Ca

1
= − lg(Ca × α ) = − [ lg K a + lg Ca ]
2


pH DUNG DỊCH ACID YẾU ĐA BẬC
Ví dụ
Tính pH của dung dịch acid H2CO3 trong nước có nồng
độ 0.01M biết hằng số điện ly bậc thứ nhất là 4.3× 10 -7.
Giải:

1
pH = − [ lg K 1 + lg C a ]
2

Sử dụng công thức:

[

]

1
pH = − lg(4.3 ×10 −7 ) + lg(0.01) = 4.19
2


pH DUNG DỊCH ACID YẾU ĐA BẬC
Do K1>>K2>>K3 (ví dụ với H3PO4, K1=10-2,12, K2=10-7.21, K3=1012.38
), do đó để tính pH, ta chỉ tính cho bậc phân ly đầu.
Nên cách tính cũng giống trường hợp acid yếu đơn
bậc.

1
pH = − [ lg K 1 + lg C a ]
2


pH DUNG DỊCH BASE MẠNH

MOH → M+ + OHCOH- ≅ Cb

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