Bài giảng hóa vô cơ AXIT BAZ

Chương III. AXIT – BAZ
I.

THUYẾT AXIT – BAZ CỔ ĐIỂN CỦA
ARRENIUS

II.

THUYẾT PROTON CỦA BRONSTED

III. THUYẾT ELECTRON CỦA LEWIS
IV. THUYẾT AXIT – BAZ CỦA USANOVIC


I. THUYẾT AXIT – BAZ CỔ ĐIỂN CỦA
ARRENIUS
• Định nghĩa:
Axit - chất phân ly trong nước cho ion H+
Baz - chất phân ly trong nước cho ion OH-

• Hạn chế: chỉ áp dụng được cho dung dịch
nước và những chất trong thành phần cấu
tạo có chứa H+ và OH-.


II. THUYẾT PROTON CỦA BRONSTED
1. Định nghĩa
2. Dự đoán axit – baz Bronsted
3. Cường độ axit – baz Bronsted
4. Phản ứng thủy phân theo quan điểm axit
– baz Bronsted

5. Đánh giá khả năng xảy ra phản ứng trao
đội ion bằng các hàm nhiệt động


1. Định nghĩa
•
•
•

axit - chất cho H+
Baz - chất nhận H+
Phản ứng axit – baz tổng quát:
+ nH+
aAx1 + bBaz2 ↔ cBaz1 + dAx2
- nH+


2. Dự đoán axit – baz Bronsted
• Axit – là các chất phải có chứa H+.
 Cation: NH4+…
 Các cation kim loại bị hydrat hóa trong nước
Ví dụ: Al3+ + 6H2O ⇌ [Al(H2O)6]3+
[Al(H2O)6]3+ ⇌ [Al(H2O)5OH]2+ + H+
 Anion: HSO4-, H2PO4-…
 Phân tử trung hòa điện: HCl, H2SO4, H2O …

• Baz – chất có dư mật độ điện tích âm:
 Có điện tích âm (anion): Cl-, SO42-…
 Có phân cực âm (phân tử phân cực - bất đối xứng trong
không gian): NH3, HCl

• Một chất có khả năng thể hiện tính axit (hay baz)
nếu có một tiểu phân khác nhận H+ (hoặc cho H+)


2. Dự đoán axit – baz Bronsted
• Lưỡng tính: vừa có KN cho, vừa có KN nhận H+
 Các hợp chất có chứa H+ thường là các chất lưỡng tính
Ví dụ: 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

• 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…


Quy tắc Kartletch
• đánh giá tính axit – baz của các hydroxit đơn bậc
q
Thế ion của nguyên tử trung tâm:

r
2,2
3,2


baz
lưỡng tính axit
• Ví dụ:
Mn2+
Mn4+
Mn7+
r (Å)
0,91
0,61
0,46

1,48
2,56
3,90
M2Ox Oxit baz Lưỡng tính Oxit axit


3. Cường độ axit – baz Bronsted
a. Cường độ axit – baz Bronsted ở trạng
thái khí
b. Cường độ axit – baz Bronsted trong các
dung môi proton hóa
c. Cường độ của một số axit – baz quan
trọng trong dung dịch nước
d. Mối liên hệ giữa cường độ axit baz với
tính kim loại – phi kim và mức độ oxi
hóa của chúng


a. Cường độ axit – baz Br ở TT khí

B( K )  H (K )  BH (K ) H = -AP

•
• APB  B: baz  BH+.
• AP  khi mật độ e trên các TT nhận H+ .
Từ F- đến I-: AP  do r anion .
NH3, PH3, AsH3: AP  do mật độ e trên các ⇅ tự
do  do sự kém định hướng của các AO sp3 của
các nguyên tử P, As.
NH3, NCl3, NF3: AP  do tác dụng kéo e  của F
> Cl > H làm  mật độ e trên N

• Phản ứng axit – baz ở TT khí:
H+ + BAPmax  BH+


b. Cường độ axit – baz Br trong các
dung môi proton hóa
• Các dung môi proton hóa H2O, H2SO4,L, NH3,L, HFL
 thường có lk hydro  Ts, Tnc > các hợp chất tương tự.
 có tính phân cực mạnh  có khả năng hòa tan nhiều
chất.
 có thể tự ion hóa một phần khi ở TT lỏng để tạo thành H+
solvat hóa:

• Khi hoà tan HA là axit mạnh hơn H2O:
HA +H2O ⇌ H3O+ + A• Khi hòa tan B là baz mạnh hơn H2O:
B + H2O ⇌ BH+ + OH• Độ mạnh của axit, baz được đặc trưng bởi Ka, Kb

c. Cường độ của một số axit – baz
quan trọng trong dung dịch nước
• Quy luật biến đổi cường độ của các
hydraaxit
• Quy luật biến đổi cường độ của các
oxyaxit
• Cường độ của các axit Mn+.xH2O


 Quy luật biến đổi cường độ của
các hydraaxit HnX
• Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải : X
 độ phân cực của liên kết H – X 
Cường độ của các axit HnX.
• Trong một phân nhóm khi đi từ trên xuống: rX
 độ bền của liên kết H – X giảm dần 
cường độ axit .


 Quy luật biến đổi cường độ của
các oxyaxit
 HaXOn(OH)m

H

n
0 1
2
3
Axit Yếu TB Mạnh Rất mạnh

X

O

 Quy tắc Pauling: cho các oxyaxit đa bậc:
HaXOn(OH)m H3PO4
pKa1

7 – 5n

2,12

pKa2

pKa1 + 5

7,21

pKa3

pKa2 + 5

12,38

O

H

Cường độ của các axit Mn+.xH2O
2

Mn+

8e

(Na+,

Ca2+,

Mg2+...)

q
tính axit ~
r

Mn+ nd, 18e, (18 + 2)e: tính axit phức tạp.
Tính axit của các cation này > Mn+ 8e và có q và
r tương đương.
Mn+ 18e, (18 + 2)e: tính axit của Mn+ thuộc chu
kỳ VI >> Mn+ thuộc chu kỳ IV và Mn+ nd có cùng
giá trị q

2

r


Tính axit của các cation kim loại 8e

Ion

Mg2+.aq

Ba2+.aq

pKa

11,4

13,5

q2
r

14,3

7,6


Tính axit của các cation kim loại d
Ion

Cấu hình e

q2/r

pKa

Hg2+.aq 18e (5s25p25d10) 4/1,10 3,70

Sr2+.aq 8e (4s24p6)

4/1,13 13,18

Zn2+.aq 18e (3s23p63d10) 4/0,74 9,60
Pb2+.aq 6s2

4/1,20 7,78


d. Mối liên hệ giữa cường độ axit
baz với tính kim loại – phi kim
HaXOn(OH)m
• Tính kim loại của X  tính baz 
• Tính phi kim của X  tính axit 
Trong một chu kỳ:

đầu chu kỳ - baz
cuối chu kỳ - axit.

Trong PNC: tính baz , tính axit
Trong PNP: tính kim loại  nhưng do Rion   
tính axit 


d. Mối liên hệ giữa cường độ axit
baz với mức độ oxi hóa
Đối với cùng một nguyên tố, mức oxi hóa
 tính axit 
MnO: oxit baz khá mạnh, tan trong dd axit

loãng  Mn2+.
Mn2O7: oxit axit mạnh, HMnO4 pKa = -2,3.
Tan trong baz loãng tạo muối
permanganat.
Mn2O3 và MnO2: oxit lưỡng tính: tính axit
và baz đều yếu.


• Ví dụ
Trong PN IIA, tính baz trong dãy M(OH)2:
Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2
pKb1 –

–-

pKb2 –

2,60

1,37

–

–

0,82

0,64

Trong PN VIIA tính axit trong dãy HXO 

pKa

HClO

HBrO

HIO

7,30

8,7

10,64


4. Phản ứng thủy phân theo quan
điểm axit – baz Bronsted
a. Định nghĩa
b. Sự thủy phân của các hợp chất
cộng hóa trị
c. Sự thủy phân của các muối trong
dung dịch nước
• Sự thủy phân của cation
• Sự thủy phân của anion
• Sự thủy phân của muối


a. Định nghĩa
M + H2O ⇌ Ax + Baz

• Arrhenius: Phản ứng thủy phân
• Bronsted: phản ứng trao đổi proton giữa các
ion do muối phân ly ra với các phân tử H2O.
• Kết quả: pH của nước bị thay đổi.


b. Sự thủy phân của các hợp chất
cộng hóa trị
• Hợp chất cht không bị điện ly trong nước.
•

CHT + H2O  oxyaxit + hydraaxit.

Ví dụ:

BCl3 + 3H2O  H3BO3 + 3HCl
SiCl4 + 4H2O  H4SiO4 + 4HCl
SO2Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl

• Phản ứng bất thuận nghịch.
• Thực tế thường phức tạp hơn nhiều.


c. Sự thủy phân của các muối
trong dung dịch nước
• Các muối trong nước phân ly hoàn toàn.
Ví dụ:
NH4Cl + H2O → NH4+.aq + Cl-.aq
AlCl3 + H2O → Al3+.aq + 3Cl-.aq
CH3COONa + H2O → Na+.aq + CH3COO-.aq

• Cation.aq – axit.
– Axit mạnh hơn nước: bị thủy phân.
– axit yếu hơn nước: không bị thủy phân.

• Anion – baz.
– Baz mạnh hơn nước: bị thủy phân.
– baz yếu hơn nước: không bị thủy phân


• Sự thủy phân của cation


NH4+ + H2O ⇌ NH4OH + H+



Mn+ + H2O ⇌ MOH(n-1)+ + H+
( n 1) 

K tf  K a

M n



[ MOH
][ H ]

n
[M ]

Sự thủy phân của các cation  nồng độ H+ 
 dung dịch có môi trường axit.
Mn+ – axit  :bị thủy phân càng mạnh.


• Sự thủy phân của anion
 Anion – baz mạnh hơn nước  bị tphân  COH-
A- + H2O ⇌ HA + OH• Ka của HA  HA – axit   A- – baz , tphân 
• Ví dụ:
K a HCO    5.10 11  K b CO 2    2.10 4
3

K a CH 3COOH   10

3

4.8

 K b CH COO    10

9.2

3

 CO32- là baz mạnh hơn CH3COO CO32- bị thủy phân mạnh hơn CH3COO Anion quá mạnh: tp hoàn toàn  không thể tồn tại.
O2- + H2O  2OHN3- + 3H2O  NH3 + 3OH Anion quá yếu: sẽ không bị thủy phân.
Ví dụ:
SO42- Kb = 10-12  coi như không bị tp.
IKb = 10-23 < 10-14  không bị tp.