Chương 3 phản ứng axit bazo

PHẢN ỨNG
AXIT - BAZƠ


Phản ứng axit - bazơ
1. Tính chất độc đáo của proton
2. Thuyết axit - bazơ của Areniuyt
3. Thuyết axit bazơ của Bronstet và Lauri
4. Lực axit bazơ Bronstet
4.1. Tích số ion của nớc
4.2. Khái niệm về pH và pK
4.3. Xác định pH, chất chỉ thị
4.4. Lực axit
a) Lực axit
b) Xác định hằng số axit
c) Xác định nồng độ các tiểu phân trong dung dịch axit


4.5. Lực bazơ
a) Lực bazơ
b) Xác định nồng độ các tiểu phân trong dung dịch bazơ
4.6. Mối quan hệ gia lực của axit và lực của bazơ liên hợp với nó
4.7. Nhng yếu tố ảnh hởng đến lực axit và bazơ Bronstet
a) Hiđrua phi kim (E H)
b) Axit và bazơ chứa oxi
c) Lực axit của các ion kim loại hiđrat hoá
5.* Tích số ion của dung môi proton


6. Phân biệt lực axit - bazơ Bronstet trong các dung môi
6.1. Trong dung môi nớc

a) pK của các cặp axit - bazơ của nớc
b) Khoảng phân biệt lực axit trong dung môi nớc
c) Khoảng phân biệt lực bazơ trong dung môi nớc
6.2. Trong dung môi khác nớc
a) ảnh hởng của dung môi đến lực axit - bazơ
b) Khoảng phân biệt lực axit - bazơ trong dung môi khác
nớc
6.3. Hàm axit, pH hiệu dụng và pKa quy đổi. Siêu axit
a) Môi trờng axit mạnh và hàm axit Ho
b) Siêu axit
c) Môi trờng bazơ mạnh và hàm axit Hd) Giá trị pKa quy đổi về dung dịch nớc


7.* Lực axit- bazơ trong pha khí
8. Dung dịch đệm
8.1. Tính pH của dung dịch đệm
a) Dung dịch đệm pha từ axit yếu và muối của nó
b) Dung dịch đệm pha từ bazơ yếu và muối của nó
8.2. Tác dụng của dung dịch đệm
9. Sự dung môi phân của muối
9.1. Sự thuỷ phân của muối
a) Muối tạo thành từ bazơ mạnh và axit mạnh
b) Muối tạo thành từ bazơ mạnh và axit yếu
c) Muối tạo thành từ bazơ yếu và axit mạnh
d) Muối của bazơ yếu và axit yếu


9.2. Hằng số thuỷ phân và độ thuỷ phân
a) Xét sự thuỷ phân của muối tạo thành từ bazơ
mạnh và axit yếu

b) Xét sự thuỷ phân của muối tạo thành từ bazơ yếu
và axit mạnh
c) Xét sự thuỷ phân của muối tạo thành từ bazơ yếu
và axit yếu
9.3*. Sự dung môi phân của các muối
10. Phản ứng trung hoà. Chuẩn độ axit bazơ
10.1. Phản ứng trung hoà
a) Khái niệm về phản ứng trung hoà
b) Phản ứng trung hoà gia các axit yếu và bazơ
mạnh
c) Phản ứng trung hoà của bazơ yếu và axit mạnh


10.2. Chuẩn độ axit bazơ
a) Khái niệm về chuẩn độ axit - bazơ
b) Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh
c) Chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh
d) Chuẩn độ bazơ yếu bằng axit mạnh
e) Nhận xét chung
11.* Thuyết các hệ dung môi
12. Thuyết axit bazơ Liuyt
12.1. Axit, bazơ và phản ứng axit bazơ theo Liuyt
a) Axit và bazơ Liuyt
b) Phản ứng axit bazơ theo Liuyt


12.2.* Một số loại axit Liuyt thờng gặp
Axit Liuyt chứa nguyên tử thiếu hụt electron
Axit Liuyt chứa liên kết bội phân cực
Axit Liuyt là ion kim loại

12.3. * Lực axit bazơ Liuyt
a) Axit, bazơ cứng và mềm
b) Quy tắc axit, bazơ cứng và mềm (ABCM)
13.* Phản ứng axit và bazơ dị thể
a) Axit bề mặt
b) Axit rắn và nóng chảy trong công nghiệp
14.* ý nghĩa của các thuyết axit bazơ
Bài tập


Ph¶n øng axit - baz¬
♦ Arrhenius: đưa ra khái niệm axit-bazơ
năm 1887
Axit: Cho H+
Bazơ: Cho OH♦ Bronsted-Laury: đưa ra khái niệm axitbazơ tổng quát hơn.
Axit: Cho H+
Bazơ: Nhận H+


Ph¶n øng axit - baz¬
♦ Thuyết axit-bazơ theo các hệ dung môi
(1923) được mở rộng hơn
♦ Thuyết axit-bazơ của Lewis:(1923) được
khái quát hơn
Vì sao proton lại được sử dụng như là tiêu
chuẩn cho tính axi-bazơ?


1. TÝnh chÊt ®éc ®¸o cña proton
Vì proton là một tiểu phân độc đáo khác

biệt mọi ion khác. Nó là một ion nhỏ nhất
(rH+  1,5.10-13cm) và bé hơn nhiều so với
bán kính nguyên tử hidro (rH  10-8cm) lại
không có electron nào bao quanh và lại
tích điện dương, nên mật độ điện dương
lớn hơn bất kì một cation nào khác, do đó
nó có khả năng kết hợp với các anion
hoặc đầu âm của các phân tử lưỡng cực
cũng mạnh hơn so với bất kì một cation
nào khác trong dung dịch


1. TÝnh chÊt ®éc ®¸o cña proton
Bởi vậy, proton không thể tồn tại một mình
mà luôn kết hợp với các nguyên tử, hoặc
phân tử khác xung quanh nó.
Ví dụ: H+ + nH2O = [H(H2O)n]+
hay còn viết đơn giản H+ + H2O = [H3O]+
Tất cả các ion [H3O]+, [H5O2]+, [H7O3]+,
đều tồn tại [H(H2O)n]+ do có liên kết hidro,
có 2 bản chất: tĩnh điện và cho nhận.


1. TÝnh chÊt ®éc ®¸o cña proton


2. Thuyết axit - bazơ của Areniuyt
Axit là chất tan trong nớc phân ly cho ion H+,
bazơ là chất tan trong nớc phân ly cho ion OH-

Vớ d: HCl = H+ + ClNaOH = Na+ + OH-

Thuyết của Areniyt là thuyết axit bazơ sớm
nhất. Nó giải thích đợc nhiều tính chất và phản ứng
của các axit, bazơ trong dung dịch nớc.


2. Thuyết axit - bazơ của Areniuyt
Tuy nhiên thuyết này có nhiều hạn chế. Nó chỉ
áp dụng đúng cho dung môi là nớc, không áp
dụng đợc cho tất cả các dung môi, đồng thời nó
cha thấy đợc vai trò quyết định của dung môi
trong sự phân li axit, bazơ. Mặt khác, thuyết
Areniyt không giải thích đợc các phản ứng tạo
ra muối giống nh phản ứng trung hoà mà trong
đó lại không có H+ hoặc OH- tham gia
Vớ d: NH3(K) + HCl(K) NH4Cl(r)


Hiện nay có một số thuyết axit - bazơ tổng quát
hơn. ợc áp dụng rộng rãi nhất là 3 thuyết. Thuyết hệ
các dung môi do hai nhà hoá học ngời Mĩ là Keđi và
Franklin công bố vào nm 1905. Thuyết proton đợc
công bố vào nm 1923 đồng thời bởi nhà hoá học an
Mạch Bronstet và nhà hóa học ngời Anh Lauri. Thuyết
electron cũng đợc đề nghị vào nm 1923 do nhà hoá
học Mĩ Liuyt.


Mặc dù các thuyết này xuất phát từ nhng luận điểm

khác nhau nhng chúng không chống đối lại nhau mà hỗ
trợ cho nhau.
Vấn đề đặt ra là từ một hệ cụ thể và tiến hành tơng tác
ở một điều kiện nhất định, ngời ta sẽ sử dụng thuyết
nào trong các thuyết đã nêu ra cho thích hợp.


Các thuyết axit-bazơ hiện đại
3. Thuyết axit-bazơ của Bronsted và Laury
a) ĐN:
➣ Axit là chất có khả năng cho prôton H+
➣ Bazơ là chất có khả năng nhận H+
 VD:
HCl + H2O  H3O+ + Cl
NH3 + H2O  NH4+ + OH
Thực chất là ở bất kì phản ứng axit - bazơ nào
cũng đều xảy ra sự cạnh tranh giữa hai bazơ để chiếm
proton


Các thuyết axit-bazơ hiện đại
3. Thuyết axit-bazơ của Bronsted và Laury
b) Hệ quả:
- Mọi axít, bazơ theo thuyết Areniut thì cũng là
axit, bazơ theo Bronsted
-Các phản ứng sau cũng là phản ứng axít- bazơ
 NH3(K) + HCl(K)  NH4Cl(r)
 NaNH2 + NH4Cl  NaCl + 2NH3(K)

3. ThuyÕt axit - baz¬ cña Bronstet vµ Lauri
♦ Phương trình tổng quát của phản ứng
axit-bazơ theo Bronstet – Lauri
 HA + B
 BH+ + AAxit 1 Bazơ2
Axit 2
bazơ 1
♦ Phản ứng theo chiều từ trái sang phải nếu
axit 1 mạnh hơn axit 2 và bazơ 2 mạnh
hơn bazơ 1.


4. Lùc axit – baz¬ Bronstet
4.2. Kh¸i niÖm vÒ pH vµ pK
pH = - lg

[H+]

= lg

pK = - lgK = lg

pOH = -

lg[OH–]

1
[H  ]

1

K
= lg

1
[OH  ]


4. Lùc axit – baz¬ Bronstet
4.4. Lùc axit
HA + H2O  H3O+ + AK

Ka =

[H3O ].[A  ]
[HA]

[H3O ].[A  ]
[H 2O].[HA]

[H  ].[A  ]
hoÆc cã thÓ viÕt lµ Ka =
[HA]

[A  ]
pKa = - lgKa = pH - lg
[HA]


4. Lùc axit - baz¬ Bronstet
4.5 Lùc baz¬

M(OH)n 

Mn+ + nOH– Kb =

B(aq) + H2O  BH+ + OH–

1
pKb = - lgKb = lg
Kb

[M n  ][OH  ]n
[M(OH)n ]

[BH  ][OH  ]
Kb =
[B]


4. Lùc axit – baz¬ Bronstet
4.6. Mèi quan hÖ gi÷a lùc axit vµ lùc baz¬ liªn hîp víi nã
HA + H2O  H3O+ + A–

A- + H2O  HA + OH–

Ka.Kb =

Ka =

Kb =

[A  ][H3O  ]
[HA]

[HA][OH  ]
[A  ]

[H3 O ][A  ] [HA][OH  ]
.
 [H3 O ][OH  ]  K H O
2
[HA]
[A  ]

pKa + pKb = 14


4. Lực axit bazơ Bronstet

4.7. Nhng yếu tố ảnh hởng tới lực axit và bazơ Bronsted
Nói đến lực axit trong dung dịch nớc chính là xét
xem phân tử phân li ra proton dễ hay khó. Còn về lực
bazơ thi phụ thuộc vào khả nng của phân tử phân li ra
ion OH hoặc khả nng nhận proton mạnh hay yếu. ể
giải thích sự biến đổi lực axit và bazơ ta cần xét xem
hiệu ứng của độ âm điện, bán kính nguyên tử và nng
lợng liên kết.