zunia.vn

Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z

zunia.vn

» Khoa Học Tự Nhiên

Bài giảng Hóa đại cương 2: Chương 5 - Cân bằng Acid Base

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:145

Báo xấu

5
lượt xem 2
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng "Hóa đại cương 2" Chương 5 - Cân bằng Acid Base, được biên soạn gồm các nội dung chính sau: Acid, Base. Cặp acid – base liên hợp; Sự tự ion hóa của nước; Thang đo pH; Sự ion hóa của Acid Base trong nước; Tính Acid, Base của các ion; Phản ứng acid base; Cấu trúc phân tử và độ mạnh của Acid – Base;...Mời các bạn cùng tham khảo!

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa đại cương 2: Chương 5 - Cân bằng Acid Base

Khoa Khoa học và Công nghệ Vật liệu Chương 5 – Cân bằng Acid – Base (phần 1) 1
Nội dung: I. Acid, Base. Cặp acid – base liên hợp II. Sự tự ion hóa của NƯỚC. Thang đo pH III. Sự ion hóa của Acid – Base trong nước. III.3. Acid mạnh, Base mạnh III.4. Acid yếu, Base yếu III.5. Acid đa proton IV. Tính Acid, Base của các ion V. Phản ứng acid-base. VI. Cấu trúc phân tử và độ mạnh của Acid – Base VII. Acid – Base Lewis. 2
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 1. Dung dịch chất điện ly: là dung dịch acid, base hoặc muối trong nước. Đặc điểm của dung dịch điện ly: ✓ Phân ly thành ion. ✓ Các hạt (tiểu phân) trong dung dịch điện ly nhiều hơn so với dung dịch không điện ly. ✓ KHÔNG TUÂN THEO các định luật Raoult, Van’t Hoff. ✓ Các dung dịch acid, base, muối trong nước có tính dẫn điện, trong khi bản thân acid, base, muối nguyên chất không dẫn điện. 3
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 1. Dung dịch chất điện ly: Để giải thích các điểm khác biệt của dd acid, base, muối trong nước so với dd chất KHÔNG ĐIỆN LY (tức là chất tan nằm trong dung dịch ở dạng phân tử) → Người ta đưa ra lý thuyết điện ly. ▪ Khi hòa tan vào nước hay khi đun nóng chảy; các acid, base, muối phân ly thành các phân tử nhỏ hơn mang điện gọi là các ion. ✓ Ion tích điện dương: cation. ✓ Ion tích điện âm: anion. ✓ Quá trình phân tử phân ly thành ion: sự điện ly. ✓ Chất phân ly thành ion trong dung dịch (hay khi nóng chảy): chất điện ly. 4
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 1. Dung dịch chất điện ly: 1884, Svante Arrhenius phát triển một thuyết về các acid và các base và muối: ▪ Acid: điện ly cho ra Cation H+ (proton) và Anion gốc acid. VD: HCl → H+ + Cl− ▪ Base: điện ly cho ra Anion OH− (hydroxide) và Cation gốc base. VD: NaOH → OH− + Na+ ▪ Muối: điện ly cho Cation gốc Base và Anion gốc Acid. Svante Arrhenius VD: NaCl → Na+ + Cl− 1859 - 1927 Các dung dịch Acid, Base và Muối dẫn điện được là do sự có mặt của các ion, đóng vai tròn chất chuyển điện 5
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 2. Mô tả Acid, Base theo Thuyết Bronsted – Lowry : Thuyết của Svante Arrhenius chỉ tập trung vào chất tan (là acid hoặc base) và bỏ qua hoàn toàn vai trò chính của dung môi. → 1923 hai nhà hóa học Bronsted và Lowry, đề xuất một cách độc lập thuyết Acid – Base mới. Thuyết này mô tả các phản ứng của các acid và các base trong dung dịch nước. ⇨ Thuyết Bronsted – Lowry. → Mô tả Acid, Base theo thuyết Bronsted – Lowry: ➢ Một Acid: là một chất CHO PROTON (H+). ➢ Một Base: là một chất NHẬN PROTON (H+). 6
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 2. Mô tả Acid, Base theo Thuyết Bronsted – Lowry: VÍ DỤ 1: Sử dụng thuyết Acid, Base của Bronsted – Lowry để mô tả quá trình ion hóa của acid acetic (CH3COOH) trong nước: CH3COOH(aq) + H2O(l) ⇋ CH3COO−(aq) + H3O+(aq) Acid Base Base Acid ➢ Trong phản ứng trên, ở Chiều Thuận: ✓ CH3COOH hoạt động như một Acid: Cho đi một proton (H+) ✓ H2O hoạt động như một Base: Nhận một proton (H+) (được cho bởi CH3COOH). ➢ Ở chiều NGHỊCH: ✓ Ion CH3COO− (ion acetate): hoạt động như một Base. ✓ Ion H3O+ (ion hydronium): hoạt động như một Acid. 7
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 2. Mô tả Acid, Base theo Thuyết Bronsted – Lowry: Trong VÍ DỤ 1: phản ứng ion hóa của acid acetic (CH3COOH) trong nước: Cặp acid/ base liên hợp CH3COOH(aq) + H2O ⇋ CH3COO−(aq) + H3O+(aq) Cặp acid/ base liên hợp ➢ Khi CH3COOH (acid acetic) mất một proton chuyển thành Ion CH3COO− (ion acetate). HAI TIỂU PHÂN CH3COOH và CH3COO− có công thức khác nhau CHỈ 1 PROTON (H+) → CH3COOH / CH3COO− là một cặp acid/ base liên hơp. ⇨ Các tiểu phân mà công thức KHÁC NHAU bởi CHỈ 1 proton (H+), cấu tạo nên một cặp acid/ base liên hợp (conjugate acid/base pair). o Tiểu phân công thức được thêm H+ goi là ACID. o Tiểu phân công thức KHÔNG ĐƯỢC thêm H+ gọi là BASE. 8
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 2. Mô tả Acid, Base theo Thuyết Bronsted – Lowry: VÍ DỤ 2: Sử dụng thuyết Acid, Base của Bronsted – Lowry để mô tả quá trình ion hóa của ammoniac (NH3) trong nước: NH3(aq) + H2O ⇋ NH4+(aq) + OH−(aq) Base Acid Acid Base ➢ Trong phản ứng trên, ở Chiều Thuận: ✓ NH3 hoạt động như một Base: Nhận một proton (H+) (được cho bởi H2O). ✓ H2O hoạt động như một Acid: Cho đi một proton (H+) ➢ Ở chiều NGHỊCH: ✓ Ion NH4+ (ion ammonium): hoạt động như một Acid. ✓ Ion OH− (ion hydroxide): hoạt động như một Base. 9
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 2. Mô tả Acid, Base theo Thuyết Bronsted – Lowry: Trong VÍ DỤ 2: phản ứng ion hóa của ammoniac (NH3) trong nước: Cặp acid/ base liên hợp NH3(aq) + H2O ⇋ NH4+(aq) + OH−(aq) Cặp acid/ base liên hợp → Có 2 cặp acid/ base liên hợp gồm: o NH3/ NH4+: trong đó NH3 là Base, NH4+ là acid liên hợp của NH3. o H2O/ OH− : trong đó H2O là Acid, OH− là Base liên hợp của H2O. ⇨ Phát biểu đầy đủ thuyết Bronsted – Lowry về Acid – Base: Một Acid chứa tối thiểu 1 nguyên tử H có thể ion hóa, và một Base chứa một nguyên tử với một cặp electron đơn độc (độc thân) mà một proton (H+) có thể liên kết trên đó. ⇨ Từ VÍ DỤ 1 và VÍ DỤ 2 → sự ion hóa của một acid hoặc một base là một phản ứng 10 thuận nghịch đạt một trạng thái cân bằng động.
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 2. Mô tả Acid, Base theo Thuyết Bronsted – Lowry: Tóm tắt một số khía cạnh hữu ích của thuyết Bronsted – Lowry về Acid – Base. i) Một acid chứa tối thiểu một nguyên tử H có thể ion hóa, và một Base chứa một nguyên tử với một cặp electron đơn độc (độc thân) mà một proton (H+) có thể liên kết trên đó. Vì lý do này: − Một acid có thể được đại diện trong Thuyết Bronsted - Lowry bằng công thức chung HA, H2A, H3A... phụ thuộc vào số nguyên tử H. − Một base được đại diện bởi :B. − Một số chất: chứa cả nguyên tử H có thể ion hóa và một nguyên tử với một cặp electron đơn độc → Chất lưỡng tính (VD: H2O trong ví dụ 1 và ví dụ 2 thể hiện vai trò khác nhau). 11
I. Acid, Base. Cặp acid/ base liên hợp. 2. Mô tả Acid, Base theo Thuyết Bronsted – Lowry: Tóm tắt một số khía cạnh hữu ích của thuyết Bronsted – Lowry về Acid – Base. ii) Trong một cặp acid - baz liên hợp, các công thức phân tử của acid và base KHÁC NHAU bởi một đơn proton (H+). → Để xác định các tiểu phân trong dung dịch cấu thành nên một cặp acid - baz liên hợp, chỉ cần xác định các tiểu phân mà có công thức phân tử KHÁC NHAU bởi một ion H+. o Tiểu phân công thức được thêm H+ goi là ACID. o Tiểu phân công thức KHÔNG ĐƯỢC thêm H+ gọi là BASE. iii) Khi được cho vào nước, các acid proton hóa các phân tử nước để hình thành các ion hydronium (H3O+) và các base khử proton các phân tử nước để hình thành các ion hydroxide (OH−). 12
Bài tập ví dụ 1: Cho các phản ứng sau xảy ra trong nước, xác định các acid và base trong cả phản ứng THUẬN và phản ứng NGHỊCH và chỉ ra các cặp acid/ base liên hợp trong từng phản ứng. a) HClO2 + H2O ⇋ ClO2− + H3O+ b) OCl− + H2O ⇋ HClO + OH− c) NH3 + H2PO4− ⇋ NH4+ + HPO42− d) HCl + H2PO4− ⇋ Cl− + H3PO4 13
II. Sự Tự ion hóa của NƯỚC. Thang pH 1. Sự TỰ ION HÓA của NƯỚC: Nhắc lại: trong VÍ DỤ 1: CH3COOH(aq) + H2O ⇋ CH3COO−(aq) + H3O+(aq) Acid Base Base Acid trong VÍ DỤ 2: NH3(aq) + H2O ⇋ NH4+(aq) + OH−(aq) Base Acid Acid Base ⇨ H2O là một chất lưỡng tính. → Các phân tử nước có thể tự phản ứng với nhau để tạo ra các ion H3O+ và OH−. Quá trình này được gọi là SỰ TỰ ION HÓA CỦA NƯỚC. H2O(l) + H2O(l) ⇋ H3O+(aq) + OH−(aq) Acid Base Acid Base 14
II. Sự Tự ion hóa của NƯỚC. Thang pH H2O(l) + H2O(l) ⇋ H3O+(aq) + OH−(aq) Acid Base Acid Base Trong phản ứng trên, một phân tử nước hoạt động như một acid, một phân tử nước hoạt động như một base. → Thậm chí khi ở dạng tinh khiết, nước chứa các ion H3O+ và OH−, mặc dù nồng độ của chúng là rất nhỏ. → Vì [H3O+] và [OH−] trong nước tinh khiết là rất nhỏ, HẰNG SỐ CÂN BẰNG của phản ứng TỰ ION CỦA NƯỚC (KW) là rất nhỏ. (1,14 x 10-15 ở 0oC – 5.45 x 10-13 ở 100oC) 𝐚 𝐇 𝟑 𝐎+ × 𝐚 𝐎𝐇− [𝐇 𝟑 𝐎+ ] × [𝐎𝐇 − ] 𝐊 𝐖 = 𝟐 = = [𝐇 𝟑 𝐎+ ] × [𝐎𝐇 − ] 𝐚 𝐇𝟐 𝐎 𝟏 ⇨ KW được gọi là TÍCH SỐ ION CỦA NƯỚC. KW được biểu diễn KHÔNG CÓ ĐƠN VỊ. 15
II. Sự Tự ion hóa của NƯỚC. Thang pH 1. Sự TỰ ION HÓA của NƯỚC: Nhớ lại: Hằng số cân bằng của 1 phản ứng chỉ phụ thuộc vào NHIỆT ĐỘ tiến hành phản ứng đó. → Tích số ion của nước (KW) cũng là một hằng số cân bằng => Tích số ion của nước có giá trị khác nhau tại các nhiệt độ khác nhau. ⇨ Trong tất cả các dung dịch nước ở 25 oC, TÍCH của [H3O+] và [OH−] (hay chính là tích số ion của nước KW) có giá trị bằng 1.00 x 10-14. Ở 25 oC, KW = 1.00 x 10-14 ▪ Nếu [H3O+] tăng bởi việc thêm Acid → [OH−] phải giảm để đảm bảo: [H3O+] x [OH−] = 1.00 x 10-14 16
II. Sự Tự ion hóa của NƯỚC. Thang pH 1. Sự TỰ ION HÓA của NƯỚC: ▪ Ngược lại, Nếu [OH−] tăng bởi việc thêm Base → [H3O+] phải giảm đảm bảo: [H3O+] x [OH−] = 1.00 x 10-14 ▪ Sự TỰ ION HÓA CỦA NƯỚC không được chú ý nhiều trừ trường hợp dung dịch vô cùng LOÃNG. H2O(l) + H2O(l) ⇋ H3O+(aq) + OH−(aq) Acid Base Acid Base ⇨ Theo Nguyên lý Le Châtelier, Sự TỰ ION HÓA CỦA NƯỚC, bị giảm mức độ (bị triệt tiêu bớt) nếu dung dịch được thêm ACID hoặc BASE. 17
II. Sự Tự ion hóa của NƯỚC. Thang pH 2. pH và pOH: ❑ Năm 1909 nhà sinh hóa học người Đan Mạch Soren Sorensen đề xuất thuật ngữ pH 𝐩𝐇 = − log 𝐇 𝟑 𝐎+ → Vậy, để suy ngược lại [H3O+] khi biết giá trị pH ta có: 𝐇 𝟑 𝐎+ = 𝟏𝟎−𝐩𝐇 Ta có công thức tương tự cho pOH: 𝐩𝐎𝐇 = − log 𝐎𝐇− → [OH−] khi biết giá trị pOH ta có: 𝐎𝐇− = 𝟏𝟎−𝐩𝐎𝐇 18
II. Sự Tự ion hóa của NƯỚC. Thang pH 2. pH và pOH: ❑ Một biểu thức khác có thể suy ra từ TÍCH SỐ ION CỦA NƯỚC 𝐊 𝐖 = 𝐇 𝟑 𝐎+ × 𝐎𝐇− Lấy TRỪ LOGARITHM 2 vế của biểu thức TÍCH SỐ ION CỦA NƯỚC ta được − log 𝐊 𝐖 = − log 𝐇 𝟑 𝐎+ × 𝐎𝐇− − log 𝐊 𝐖 = − log 𝐇 𝟑 𝐎+ − log 𝐎𝐇 − ⇔ 𝐩𝐊 𝑾 = 𝐩𝐇 + 𝐩𝐎𝐇 Mà ở 25 oC, KW = 1.00 x 10-14 nên: Ở 𝟐𝟓 ℃: 𝐩𝐇 + 𝐩𝐎𝐇 = 𝟏𝟒. 𝟎𝟎 19
II. Sự Tự ion hóa của NƯỚC. Thang pH 3. Dung dịch Acid, Base và Trung tính: ➢ Trong nước tinh khiết, [H3O+] = [OH−]. ➢ Khi thêm ACID, hoặc khi thêm BASE, [H3O+] và [OH−] không còn bằng nhau nữa. ➢ So sánh giá trị [H3O+] và [OH−] → phân loại được một dung dịch là ACID, BASE hay TRUNG TÍNH. 20 Petrucci, General chemistry principles and modern applications, Eleventh Edition, Chapter 16, page 741.

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN

TRỢ GIÚP

HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG

Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright ©2025 TaiLieu.VN. All rights reserved.