AXIT và BAZO (hóa vô cơ SLIDE)

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.
2.
3.
4.
5.

Định nghĩa
Dự đoán axit – baz Bronsted
Cường độ axit – baz Bronsted
Phản ứng thủy phân theo quan điểm axit – baz Bronsted
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+
aAx + bBaz ↔ cBaz + dAx
1
2
1
2

- nH+


2. Dự đốn 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 hịa 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
khơng 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.Lưỡng

Dựtính:đốn
axit
–
baz
Bronsted
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+ + F-

Kcb = 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 khơng có khả năng nhường, vừa khơng 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

Thế ion của ngun tử trung tâm:

2,2
baz

•

Ví dụ:

3,2
lưỡng tính

q
Φ=
r

axit

Φ

Mn2+
Mn4+
Mn7+
r (Å)
0,91

0,61
0,46
Φ
1,48
2,56
3,90
M2Ox Oxit baz Lưỡng tính Oxit axit


3. Cường độ axit – baz Bronsted
a.
b.
c.
d.

Cường độ axit – baz Bronsted ở trạng thái khí
Cường độ axit – baz Bronsted trong các dung mơi proton hóa
Cường độ của một số axit – baz quan trọng trong dung dịch nước
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 )

AP

B

∆H = -AP

↑→ 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
mơi
proton
hóa
Các dung mơi proton hóa H O, H SO
, NH , HF
•

2

2

4,L

3,L

L

 thường có lk hydro → Ts, Tnc > các hợp chất tương tự.
 có tính phân cực mạnh → có khả năng hịa tan nhiều
chất.
 có thể tự ion hóa một phần khi ở TT lỏng để tạo thành H +
solvat hóa:

•

Khi hồ tan HA là axit mạnh hơn H O:
2
HA +H O ⇌ H O+ + A2
3

•

Khi hịa tan B là baz mạnh hơn H O:
2
B + H O ⇌ BH+ + OH2

•

Độ mạnh của axit, baz được đặc trưng bởi K , K
a b


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

Quy luật biến đổi cường độ của các oxyaxit

•

Cường độ của các axit Mn+.xH
2O


 Quy luật biến đổi cường độ của
các hydraaxit HnX
•

Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải : χ ↑→ độ phân cực của liên kết H – X
X
↑→ Cường độ của các axit H X↑.
n

•

Trong một phân nhóm khi đi từ trên xuống: r
giảm dần → cường độ axit ↑.

X

↑→ độ bền của liên kết H – X


 Quy luật biến đổi cường độ của
các oxyaxit
H

a

XOn(OH)m

H

n
0 1
2
3
Axit Yếu TB Mạnh Rất mạnh
 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

X

O

O

H


Cường độ của các axit Mn+.xH2O
 Mn+ 8e (Na+, Ca2+, Mg2+...) tính axit ~
 Mn+ nd, 18e, (18 + 2)e: tính axit phức tạp.

2

q

r

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

2

q
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
H XO (OH)
a n
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 + H O ⇌ Ax + Baz
2

•

Arrhenius: Phản ứng thủy phân

•

Bronsted: phản ứng trao đổi proton giữa các ion do muối phân ly ra với các
phân tử H O.

2

•

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 + H O → oxyaxit + hydraaxit.
2

Ví dụ:

BCl + 3H O → H BO + 3HCl
3
2
3 3
SiCl + 4H O → H SiO + 4HCl
4
2
4
4
SO Cl + 2H O → H SO + 2HCl
2 2
2

2 4

•
•

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 hồn tồn.

Ví dụ:

NH Cl + H O → NH +.aq + Cl-.aq
4
2
4
AlCl + H O → Al3+.aq + 3Cl-.aq
3
2

CH COONa + H O → Na+.aq + CH COO-.aq
3
2
3

•

Cation.aq – axit.

– Axit mạnh hơn nước: bị thủy phân.
– axit yếu hơn nước: khơng 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


NH + + H O ⇌ NH OH + H+
4
2
4



Mn+ + H O ⇌ MOH(n-1)+ + H+
2

K tf = K a

( n −1) +

M n+

+

[ MOH
][ H ]
=
n+
[M ]

Sự thủy phân của các cation → nồng độ H+ ↑ → dung dịch có mơi
trường axit.

Mn+ – axit ↑ :bị thủy phân càng mạnh.


• Sự thủy phân của anion
 Anion – baz mạnh hơn nước → bị tphân → COH-↑
•
•

A- + H O ⇌ HA + OH2
K của HA ↓→ HA – axit ↓ → A- – baz ↑, tphân ↑
a
Ví dụ:
−11
a HCO3−

K (

K




) = 5.10

= 10

→ K b ( CO 2 − ) = 2.10 −4

−4.8

3

→ K b ( CH COO − ) = 10

→ CO 2- là baz mạnh
CH ) COOa ( CH 3hơn
COOH
3
3
→ CO 2- bị thủy phân mạnh hơn CH COO3
3
Anion q mạnh: tp hồn tồn → khơng thể tồn tại.
O2- + H O → 2OH2
N3- + 3H O → NH + 3OH2
3
Anion quá yếu: sẽ không bị thủy phân.

Ví dụ:

SO 24
I-

K = 10-12 → coi như khơng bị tp.
b
K = 10-23 < 10-14 → không bị tp.
b

3

−9.2