intTypePromotion=1
ADSENSE

Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 2: Các thuyết Acid - Base

Chia sẻ: AndromedaShun _AndromedaShun | Ngày: | Loại File: PPT | Số trang:63

15
lượt xem
2
download
 
  Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

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!

Chủ đề:
Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 2: Các thuyết Acid - Base

  1. HÓA VÔ CƠ CÁC THUYẾT  ACID ­ BASE
  2. 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.
  3. 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.
  4. 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) 
  5. 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.
  6. 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)
  7. 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 
  8. 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.
  9. 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.
  10. 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
  11. 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
  12. 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… 
  13.   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 
  14. 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.
  15. 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.
  16. 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
  17. 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).
  18. 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.
  19. 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.
  20.    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)
ADSENSE

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

 

Đồng bộ tài khoản
2=>2