CHUONG2 ACID BASE

HÓA VÔ CƠ
CÁC THUYẾT
ACID - BASE


Các loại phản ứng không thay đổi số oxy hóa
Phân chia theo quan điểm acid - base

1. Phản ứng acid – base
Là phản ứng hình thành liên kết cộng hóa trị từ 1 cặp electron của một chất và 1 orbital trống của
một chất khác.


Ví dụ:
H+(k) + Cl- (k) = H – Cl (k)
NH (k) + BF (k) = H N – BF (r) (NH .BF )
3
3
3
3
3
3
NH4+ + OH- = NH + HO – H (NH .H O)
3
3 2
NaOH (r) + CO (k) = NaHO-CO (r) (NaHCO )
2
2
3
H+(aq) + OH- (aq) = H – OH (l)
Cu2+ (aq) + NH (aq) = [Cu – NH ]2+(aq)

3
3
CaO(r) + SiO (k) = Ca2+[-O – SiO -](r) (CaSiO )
2
2
3
Chất cho cặp electron là base, chất nhận cặp electron là acid.


2. Phản ứng phân hủy

Là phản ứng phá hủy chất phức tạp, tạo thành chất đơn giản hơn.

Ví dụ:
CaCO (r) = CaO (r) + CO (r)
3
2


3. Phản ứng kết tủa từ các ion

Là phản ứng liên kết của các ion tạo thành chất rắn có liên kết ion.
Ví dụ:
Ag+(aq) + Cl- (aq)  AgCl(r) + aq
Ba2+(aq) + SO 2-(aq)  BaSO (r) + aq
4
4
Các phản ứng loại này đều có tính thuận nghịch.

4. Phản ứng gốc
Là phản ứng tạo thành một liên kết đơn cộng hóa trị từ 2 gốc tự do.
Ví dụ:
H· + ·H = H –H
5 Phản ứng polimer hóa
Là phản ứng tạo thành đại phân tử từ rất nhiều phân tử cùng loại.
Ví dụ:
nSO (k) → (-OSO -OSO -OSO -)
(r)
3
2
2
2 n/3


Các thuyết acid – base và lónh
vực áp dụng của nó
I . THUYẾT ACID –BASE ARRHENIUS (1887)
Định nghĩa: acid là chất phân li trong nước cho ion H+, base là chất phân li trong
nước cho ion OH-.
Ví dụ:

HCl (k)

H+(aq) + Cl-(aq)
2O
H

→

NaOH (r)

Na+(aq) + OH-(aq)

dịch

nước
→
Thuyết này chỉ đúng trong dung
H 2O


II. THUYEÁT ACID –
BASE BRONSTEDLOWRY
Johannes Nicolaus Brønsted

Thomas Martin Lowry

Dựa trên tính chất proton, H+: không có lớp vỏ electron, chỉ là hạt nhân nên kích thước rất
nhỏ, H+ có thể xâm nhập sâu vào lớp vỏ của các ion, phân tử khác để thưc hiện phản ứng trao
đổi ion.
1. ĐỊNH NGHĨA:
Acid là tiểu phân cho proton (H+), còn base là tiểu phân nhận proton trong phản ứng.


Ví dụ:
HCl ⇌ H+ + ClH SO ⇌ H+ + HSO 2 4
4
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 H SO /HSO 2 4
4
Những cặp acid/base như vậy gọi là cặp acid/base liên hợp.
Các acid, base Bronsted có thể là phân tử trung hoà, cation hoặc anion.


Dự đoán axit – baz Bronsted
Axit – là các chất phải có chứa H+.
Cation: NH +…
4
Các cation kim loại bị hydrat hóa trong nước
Ví dụ:

Al3+ + 6H O ⇌ [Al(H O) ]3+
2
2 6
[Al(H O) ]3+ ⇌ [Al(H O) OH]2+ + H+
2 6
2 5

Anion: HSO -, H PO -…
4
2 4
Phân tử trung hòa điện: HCl, H SO , H O …
2 4 2
Baz – chất có dư mật độ điện tích âm:
Có điện tích âm (anion): Cl-, SO 2-…
4
Có phân cực âm (phân tử phân cực - bất đối xứng trong không gian): NH , HCl
3

ACID
TRUNG
HÒA

ANION

BASE

HCl ⇌ H+ + Cl-

NH3 + H+ ⇌ NH4+

H2O ⇌ H+ + OH-

H2O + H+ ⇌ H3O+

HSO4- ⇌ H+ + SO42-

CH3COO- +H+ ⇌
CH3COOH

HCO3- ⇌ H+ + CO32CATION NH4+ ⇌ H+ + NH3
H3O+ ⇌ H+ + H2O

Cl- + H+ ⇌ HCl


Lưỡng tính: vừa có KN cho, vừa có KN nhận H+

 Các hợp chất có chứa H+ thường là các chất lưỡng tính

H2O + H2O ⇌ H3O+ + OHHF + HF ⇌ H2F+ + FKcb = KS
H2SO4 + H2SO4 ⇌ H3SO4+ + HSO4 Khi phản ứng với axit mạnh hơn: lưỡng tính = baz
Khi phản ứng với baz mạnh hơn: lưỡng tính = axit
Ví dụ:
H2PO4- + HCl → H3PO4 + ClH2PO4- + HCO3- → HPO42- + H2CO3
pKa2
7.21
10.33
Ví dụ:

Trung tính: vừa không có khả năng nhường, vừa không có khả năng nhận H+

 Cation kim loại khan: Na+, Ca2+…
 Phân tử không phân cực: CO2, B2Cl6…


 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 acid-base liên hợp như sau:
A +B ⇌A +B
1
2
2
1


Trong dung dịch, các phân tử và ion do dung môi điện ly ra

cũng đóng vai trò của cặp acid-base liên hợp.
H O+/H O; H O/OH3
2
2

 Các hợp chất có chứa H+ luôn là chất lưỡng tính, phụ thuộc
vào chất phản ứng với nó có khả năng cho, nhận H+ mạnh hay yếu hơn
nó.


2. CƯỜNG ĐỘ ACID-BASE BRONSTED Ở TRẠNG THÁI KHÍ:
Ta có thể đánh giá khả năng nhận H+ của một base thông qua hiệu ứng nhiệt của quá trình
trong pha khí.
B (k) + H+(k) = BH+(k),

∆ H = -Q

Ở đây Q là năng lượng giải phóng ra của quá trình.
Q càng lớn thì ∆ H càng âm, quá trình kết hợp càng mạnh.

⇒ Base B càng mạnh thì acid liên hợp BH+ càng yếu.


Bảng các giá trị Q (kJ/mol)
(trang 7 tài liệu T2 NTTNga)
Ion

Phân tử

Ion

Phân tử

H-

1674

H2

423

F-

1554

F2

399

PH2-

1541

PH3

789

Cl-

1398

HCl

564

AsH2-

1501

AsH3

7

Br-

1354

HBr

589

CH3-

1743

CH4

552

I-

1315

HI

628

N3-

3084

O2-

2318

NH2-

2565

OH-

1635

H 2O

679

NH2-

1689

H2S

712

H2 Se

717

NH3

85

S2-

2300

NCl3

795

SH-

1478

NF3

556

Se2-

2200

SeH-

1420


Để xác định cường độ của các acid, người ta dựa trên các giá trị Q của các base liên hợp của
chúng.
Ví dụ:
F-(k) + HCl(k) = HF(k) + Cl-(k)
Q (kJ/mol) 1554

1398

Ta thấy F- là base mạnh hơn Cl- (Q lớn hơn), nên F- lấy được H+ của HCl.
Bảng giá trị Q của các base liên hợp của acid trang 9 T2 NTTNga (Q càng lớn acid càng yếu).


3. CƯỜNG ĐỘ ACID-BASE BRONSTED TRONG DUNG MÔI PROTON HOÁ
DUNG MÔI PROTON HÓA:
Là các dung môi có thể bị tự ion hóa một phần khi ở trạng thái lỏng tạo H+.
Do H+ không có lớp vỏ electron, nên chỉ là một điện tích điểm với mật độ điện tích dương rất cao. Do
đó, khi ở trạng thái lỏng (khoảng cách các phân tử rất gần nhau), H+ không tồn tại tự do mà luôn bị
solvat hoá bởi các tiểu phân dung môi quanh nó.


Ví dụ: H O(l), NH (l), H SO (l), HCl(l)…
2

3
2 4
Với nước: H O + H O = H O+ + OH2
2
3
Tổng quát, với dung môi proton hóa HSol, ta có:
⇌ H Sol+ + Sol- , K
2
S
Hằng số cân bằng của quá trình này gọi là Hằng số tự proton hóa K :
S
HSol + HSol

K = [H Sol+][Sol-], do [HSol] xem là hằng số.
S
2
Với nước K = [H O+][OH- ] = 10-14 ở 220C.
S
3


Các dung môi proton hóa là những chất lưỡng tính theo quan điểm acid-base
Bronsted.
Trong các dung môi proton hóa có mặt 2 cặp acid/base liên hợp:
Sol- + H+ ⇌ HSol

(HSol/Sol-)

HSol + H+ ⇌ H Sol+
2

(H Sol+/HSol)
2


Cường độ acid-base cũng được xét dựa trên ái lực proton của chúng, tức là ∆ H = -Q của quá trình (Q
s
s
s
≠ Q ở pha khí).
Ví dụ trong pha khí:
H+(k) + OH-(k) = H O(k), ∆ H= -Q = -1635kJ/mol
2
Trong pha lỏng:
H+(aq) + OH-(aq) = H O(l), ∆ H= -Q = -1188kJ/mol
2
s
H+(aq) + H O(l) = H O+(aq), ∆ H= -Q = -1130kJ/mol
2
3
s
Khi hòa tan 1 chất, Q phụ thuộc vào dung môi, Q lớn thì tính base mạnh.
s
s


Với acid HA trong H O:
2
HA + H O ⇌ H O+ + A2
3

Nếu HA mạnh hơn H O+ thì cân bằng theo chiều thuận → Trong nước không có acid mạnh hơn H O+.
3
3
Với base B trong H O:
2
B + H O ⇌ BH+ + OH2
Nếu B là base mạnh hơn H O thì cân bằng theo chiều thuận → Trong nước không có base mạnh hơn OH-.
2
HIỆU ỨNG SAN BẰNG:
Trong dung dịch nước không thể có một acid mạnh hơn H O+ và một base mạnh hơn OH- (mở rộng cho cả các
3
dung moi HSol khác).
Độ mạnh của acid/base phụ thuộc vào độ mạnh dung môi, đánh giá bằng hằng số cân bằng trong quá trình trao
đổi proton của chất đó với dung môi.


CệễỉNG ẹO CUA ACID BRONSTED
Cng ca acid proton HA ho tan trong dung mụi proton hoỏ c ỏnh giỏ bi hng s cõn
bng:
HA + HSol H Sol+ + A2

[H 2Sol + ][A ]
[H 2Sol + ][A ]
K=
K[HSol] = K a =
[HA][HSol]
[HA]
Trong H O, tng t ta cú:
2

+

K : Hng s acid
a



[H 3O ][A ]
Ka =
[HA]


K càng lớn thì tính acid càng mạnh.
a
K phụ thuộc bản chất acid, dung môi và nhiệt độ.
a

 Độ mạnh của acid còn phụ thuộc vào dung môi, dung môi có tính base càng mạnh thì HA thể hiện
tính acid càng mạnh.

VD: HClO là acid rất mạnh trong dung dịch nước (K =1010), nhưng trong CH COOH lại là acid
4
a
3
yếu (K =10-6)
a


CÖÔØNG ÑOÄ CUÛA BASE
BRONSTED

Tương tự như acid:
B + HSol ⇌ HB+ + Sol-

+

−

[HB ][Sol ]
Kb =
[B]
K càng lớn thì base càng mạnh.
b