Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 2: Các thuyết Acid - Base
lượt xem 3
download
Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 2: Các thuyết Acid - Base cung cấp cho học viên những kiến thức về các loại phản ứng không thay đổi số oxy hóa phân chia theo quan điểm acid - base; các thuyết acid – base và lĩnh vực áp dụng của nó; hiệu ứng san bằng; quy luật biến đổi cường độ của acid – oxy (Quy tắc Pauling);... Mời các bạn cùng tham khảo chi tiết nội dung bài giảng!
Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!
Nội dung Text: Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 2: Các thuyết 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) NH3(k) + BF3(k) = H3N – BF3 (r) (NH3.BF3) NH4+ + OH = NH3 + HO – H (NH3.H2O) NaOH (r) + CO2 (k) = NaHOCO2 (r) (NaHCO3) H+(aq) + OH (aq) = H – OH (l) Cu2+ (aq) + NH3(aq) = [Cu – NH3]2+(aq) CaO(r) + SiO2 (k) = Ca2+[O – SiO2](r) (CaSiO3) 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: CaCO3(r) = CaO (r) + CO2(r)
- 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) + SO42(aq) BaSO4(r) + aq 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: nSO3 (k) (OSO2OSO2OSO2)n/3 (r)
- Các thuyết acid – base và lĩnh 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) H2O H+(aq) + Cl(aq) NaOH (r) H2O Na+(aq) + OH(aq) Thuyết này chỉ đúng trong dung dịch nước
- II. THUYẾT 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+ + Cl H2SO4 H+ + HSO4 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 H2SO4/HSO4 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: 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
- ACID BASE TRUNG HCl H+ + Cl NH3 + H+ NH4+ HOAØ H2O H+ + OH H2O + H+ H3O+ ANION HSO4 H+ + SO42 CH3COO +H+CH3COOH HCO3 H+ + CO32 Cl + H+ HCl CATION NH4+ H+ + NH3 H3O+ H+ + H2O
- 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+ + OH HF + 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 + Cl H2PO4 + 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…
- 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 acidbase liên hợp như sau: A1 + B2 A2 + B1
- Trong dung dịch, các phân tử và ion do dung môi điện ly ra cũng đóng vai trò của cặp acidbase liên hợp. H3O+/H2O; H2O/OH 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 ACIDBASE BRONSTED Ở TRẠNG THÁI KHÍ: Ta coù theå ñaùnh giaù khaû naêng nhaän H+ cuûa moät base thoâng qua hieäu öùng nhieät cuûa quaù trình trong pha khí. B (k) +H+(k) =BH+(k), H =-Q ÔÛ ñaây Q laø naêng löôïng giaûi phoùng ra cuûa quaù trình. Q caøng lôùn thì H caøng aâm, quaù trình keát hôïp caøng maïnh. Base B caøng maïnh thì acid lieân hôïp BH+ caøng yeáu.
- Bảng các giá trị Q (kJ/mol) (trang 7 tài liệu T2 NTTNga) Ion Phaân töû Ion Phaân töû 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 NH3 85 S2 2300 NCl3 795 SH 1478 H2S 712 NF3 556 Se2 2200 SeH 1420 H2 Se 717
- 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 ACIDBASE 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: H2O(l), NH3(l), H2SO4(l), HCl(l)… Với nước: H2O + H2O = H3O+ + OH Tổng quát, với dung môi proton hóa HSol, ta có: HSol + HSol H2Sol+ + Sol , KS Hằng số cân bằng của quá trình này gọi là Hằng số tự proton hóa KS: KS = [H2Sol+][Sol], do [HSol] xem là hằng số. Với nước KS = [H3O+][OH ] = 1014 ở 220C.
- Các dung môi proton hóa là những chất lưỡng tính theo quan điểm acidbase Bronsted. Trong các dung môi proton hóa có mặt 2 cặp acid/base liên hợp: Sol + H+ HSol (HSol/Sol) HSol + H+ H2Sol+ (H2Sol+/HSol)
CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD
-
Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 1: Mối liên hệ giữa kiểu liên kết, trạng thái tập hợp và tính chất vật lý của các chất
119 p | 65 | 7
-
Bài giảng Hóa vô cơ A: Chương 7 - Nguyễn Văn Hòa
32 p | 100 | 6
-
Bài giảng Hóa vô cơ A: Chương 8 - Nguyễn Văn Hòa
14 p | 98 | 5
-
Bài giảng Hoá vô cơ 2: Chương 3.6 - TS. Lê Tiến Khoa
17 p | 8 | 4
-
Bài giảng Hoá vô cơ 2: Chương 3.3 - TS. Lê Tiến Khoa
16 p | 11 | 4
-
Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 7: Các lý thuyết phức chất
55 p | 51 | 4
-
Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 5: Nguyên tố không chuyển tiếp
20 p | 26 | 4
-
Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 4: Danh pháp các chất vô cơ
54 p | 67 | 4
-
Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 3: Phản ứng oxy hóa – khử
69 p | 39 | 4
-
Bài giảng Hóa vô cơ A: Chương 6 - Nguyễn Văn Hòa
33 p | 82 | 4
-
Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 6: Nguyên tố chuyển tiếp
25 p | 28 | 3
-
Bài giảng Hóa vô cơ A: Chương 13 - Nguyễn Văn Hòa
7 p | 54 | 3
-
Bài giảng Hoá vô cơ 2: Chương 3.1 - TS. Lê Tiến Khoa
28 p | 7 | 3
-
Bài giảng Hóa vô cơ A: Chương 14 - Nguyễn Văn Hòa
17 p | 62 | 2
-
Bài giảng Hoá vô cơ 2: Chương 1 - TS. Lê Tiến Khoa
12 p | 6 | 2
-
Bài giảng Hoá vô cơ 2: Chương 2 - TS. Lê Tiến Khoa
82 p | 5 | 2
-
Bài giảng Hóa vô cơ A: Chương 5 - Nguyễn Văn Hòa
27 p | 101 | 1
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