Chương 13: Cân bằng ion của Axit - bazo

Chia sẻ: daica9x

Tích số nồng độ các ion H+ và OH- trong nước nguyên chất hay trong dung dịch nước bất kỳ là hằng số ở nhiệt độ xác định, được gọi là tích số ion của nước Kn. Axit: là chất có khả năng điện ly ra ion dương giống ion dương của dung môi điện ly. Baz: là chất có khả năng điện ly ra ion âm giống ion âm của dung môi điện ly.

Nội dung Text: Chương 13: Cân bằng ion của Axit - bazo

Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn
Bạch

CHƯƠNG XIII: CÂN BẰNG ION CỦA AXÍT – BAZƠ

I. Sự điện ly của nước và tích số ion của nước:




Hình 13.1. Sự ion hóa của nước
H2O + H2O  H3O+ + OH-
Hay: H2O  H+ + OH-

K = [ H[ H][2OH] ] = 1,8.10 −16
+ −
Hằng số điện ly của nước: O

*Tích số nồng độ các ion H+ và OH- trong nước nguyên chất hay trong dung
dịch nước bất kỳ là hằng số ở nhiệt độ xác định, được gọi là tích số ion của nước
Kn.

ở 22oC [ H ][OH ] = K [ H O] = 1,8.10
+
. −
2
−16
.
1000
18
= 10−14

K n =[ H +][OH −] =10 −14




II. Chỉ số hydro pH và môi trường dung dịch.
1. Chỉ số pH:
pH = -lg[H+] và pOH = -lg[OH-]
=> pKn = pH + pOH =14
2. Môi trường dung dịch:
- Môi trường trung tính:
[H+] = [OH-] = 10-7 => pH = -lg[H+] = 7
- Môi trường axit:
[H+] > [OH-] => pH < 7
- Môi trường baz:
[H+] < [OH-] => pH > 7
III. Lý thuyết axit, baz:
1. Thuyết hệ dung môi phân (Franklin):
 Axit: là chất có khả năng điện ly ra ion dương giống ion dương của dung
môi điện ly.
 Baz: là chất có khả năng điện ly ra ion âm giống ion âm của dung môi điện
ly.



79
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn
Bạch
=> Trong dung dịch nước: H2O + H2O  H3O+ + OH-
• Axit là những chất điện ly cho ion H+(H3O+): HCl, CH3COOH, HCN…
• Baz là những chất điện ly cho ion OH-: KOH, NH4OH…
2. Thuyết proton H+ của Bronsted - Lowry:
• Axit là chất có khả năng cho proton H+: HA = H+ + A-
• Baz là chất có khả năng nhận proton H+: B + H+ = BH+
* HA/A- và B/BH+ là các cặp axit – baz liên hợp (conjugate acid-base pairs).
CH3COOH(dd) + H2O(ℓ)  H3O+(dd) + CH3COO-(dd)
Axit1 Baz2 Axit2 Baz1
NH3(dd) + H2O(ℓ)  NH4+(dd) + OH-(dd)
Baz2 Axit1 Axit2 Baz1
* Như vậy các phân tử hoặc ion có thể vừa cho vừa nhận proton H+ tùy theo điều
kiện phản ứng gọi là chất lưỡng tính (amphoteric) (H2O, HCO3-,
HCO3-(dd) + H2O(ℓ)  H3O+(dd) + CO32-(dd)
HCO3-(dd) + H2O(ℓ)  H2CO3(dd) + OH-(dd)
* Thuyết Bronsted không chỉ giới hạn trong dung dich nước mà còn áp dụng cho các
dung dịch có dung môi khác. Thí dụ trong dung môi ammoniac lỏng:
HCl(trong NH3) + NH3(ℓ)  NH4+(trong NH3) + Cl-(trong NH3)
Axit1 Baz2 Axit2 Baz1
=> Nhận xét:
• Axit Bronsted có thể là: phân tử trung hòa (H2O, HCl...), cation (H+, H3O+,
NH4+...), anion (HCO3-, HS-...)
• Baz Bronsted có thể là: phân tử trung hòa (H2O, NH3...), anion (OH-, Cl-,
CH3COO-...)
 Sự điện ly của axit và baz trong nước – Hằng số điện ly của axit và baz:
 Axit: HA + H2O  A- + H3O+

Ka =
[ H O ][ A ]
3 . + −


[ HA]
Ka là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của axit: Ka càng lớn (pKa = -lgKa càng
nhỏ) thì axít càng mạnh, và ngược lại.
 Baz: B + H2O  BH+ + OH-

Kb =
[ BH ][OH ]
. + −


[ B]



80
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn
Bạch
Kb là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của baz. Kb càng lớn (pKb = -lgKb càng
nhỏ) thì baz càng mạnh, và ngược lại.
 Đối với axit, baz yếu đa bậc: mỗi nấc điện ly có một K, nấc điện ly càng về
sau càng yếu.

H3PO4  H + H2PO + - K a1 =
[ H ].[ H PO ] = 7,1×10
+
2 4

−3
4
[ H 3 PO4 ]
[ H ].[HPO ] = 6,3 ×10
+ 2−
−8
K a2 =
[H PO ]
4
H2PO  H + HPO
4
- +
4
2-

2 4


[ H ].[ PO ] = 4,5 ×10
+ 3−
−13
=
[ HPO ]
4
HPO  H + PO
4
2- +
4
3- K a3 2−
4

 Đối với cặp axit – baz liên hợp:
+ HA + H2O  A- + H3O+
[ H 3O + ][ A − ]
K a ( HA) =
[ HA]
+ A- + H2O = HA + OH-
[ HA][OH − ]
K b ( A− ) =
[ A− ]

[ H 3 O + ][ A − ] [ HA][OH − ]
K a ( HA) K b ( A− ) = . −
= [ H 3O + ][OH − ] = K n
[ HA] [A ]
Đối với mọi cặp axit – baz liên hợp, ta đều có:
pKa + pKb = pKn = 14
3. Thuyết electron của Lewis:
• Axit là chất có khả năng nhận cặp electron.
• Baz là chất có khả năng cho cặp electron.




81
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn
Bạch




-Nhận xét:
• Axit Lewis: là những tiểu phân có dư mật độ điện tích dương, trong phân tử
hoặc ion có các orbital trống (để nhận electron). Tất cả các cation kim loại
đều là các axit Lewis.
• Baz 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.
IV. Tính pH của các dung dịch.
1. pH của dung dịch axit mạnh và baz mạnh.
• Axit mạnh: pH = − lg CH +

• Baz mạnh: pH = 14 + lg COH −

2. pH của dung dịch axit yếu và baz yếu.
1
• Axit yếu: pH = ( pK a − lg Ca )
2




82
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn
Bạch
1
• Baz yếu: pH = 14 − ( pK b − lg Cb )
2
V. Dung dịch đệm (buffer solutions).
 Định nghĩa: Dung dịch đệm là dd có giá trị pH xác định và hầu như không thay đổi
khi pha loãng hoặc thêm vào một lượng nhỏ axit mạnh hay baz mạnh.
 Phân loại dd đệm: tùy theo pH đệm ta có 3 loại hệ đệm:
• Hệ đệm axit: pH đệm < 7, dung dịch gồm một axit yếu và muối của nó.(TD:
CH3COOH và CH3COONa).
• Hệ đệm baz: pH đệm > 7, dung dịch gồm một baz yếu và muối của nó. (TD:
NH4OH và NH4Cl)
• Hệ đệm trung tính: pH đệm ≈ 7, dung dịch gồm hỗn hợp các muối axit của axit
yếu đa bậc. (TD: NaH2PO4 và Na2HPO4)
 Cơ chế đệm:
Xét hệ đệm axetat: trong dung dịch tồn tại cân bằng sau:
CH3COOH  CH3COO- + H+ (1)
Khi thêm muối: CH3COONa = CH3COO- + Na+ làm tăng [CH3COO-],
cân bằng dịch chuyển theo chiều nghịch. Kết quả là trong dung dịch có 2 lượng dự
trữ lớn của CH3COOH và CH3COO- dùng để làm cân bằng [H+]
 Khi thêm vào dd một ít axit mạnh thì [H+]↑ sẽ kết hợp với ion CH3COO- có
sẵn trong dd để tạo thành axit CH3COOH, cân bằng (1) chuyển dịch theo
chiều nghịch làm [H+]↓ => pH của dd thay đổi không đáng kể.
 Khi thêm vào dd một ít baz mạnh: ion OH- sẽ kết hợp với ion H+ có trong
dd để tạo thành H2O. [H+]↓ làm cân bằng (1) dịch chuyển theo chiều thuận,
tạo thêm ion H+ → pH của dd thay đổi không đáng kể.
 Khi pha loãng dd, nồng độ tất cả các chất trong dd giảm, kể cả axit
CH3COOH, độ điện ly ↑→ pH dd hầu như không thay đổi.
 pH của dung dịch đệm.
• Đệm axit: CH3COOH  CH3COO- + H+
[ H + ][CH 3COO − ] [CH 3COOH ] C
K a ( CH 3COOH ) = => [H + ] = Ka. −
≈ Ka . a
[CH 3COOH ] [CH 3COO ] Cm

Ca Cm
pH = -lg[H+] = -lg{ K a . }= -lgKa + lg
Cm Ca

Cm
=> pH = pK a + lg
Ca


 C 
• Đệm baz: pH = 14 −  pK b + lg m
 

 Cb 




83
Chương XIII: Cân Bằng Ion Axít – Bazơ Nguyễn sơn
Bạch




84
Đề thi vào lớp 10 môn Toán |  Đáp án đề thi tốt nghiệp |  Đề thi Đại học |  Đề thi thử đại học môn Hóa |  Mẫu đơn xin việc |  Bài tiểu luận mẫu |  Ôn thi cao học 2014 |  Nghiên cứu khoa học |  Lập kế hoạch kinh doanh |  Bảng cân đối kế toán |  Đề thi chứng chỉ Tin học |  Tư tưởng Hồ Chí Minh |  Đề thi chứng chỉ Tiếng anh
Theo dõi chúng tôi
Đồng bộ tài khoản