Giáo án Chương XIII Cân bằng ion của Axít Bazơ

HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học

1

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-

Hằng số điện ly của nước:     

16 10 .8,1 2

  

 

O H

OH H K

*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      14 16 2 10 18 1000 . 10 .8,1 .        O H K OH H

14 10 ] ][ [      OH H Kn

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.

=> Trong dung dịch nước: H2O + H2O  H3O+ + OH-

ThuVienDeThi.com

HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học

2

 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+

    HA

A O H Ka

   . 3

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-

    B

OH BH Kb

   .

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.

ThuVienDeThi.com

HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học

3

 Đối với axit, baz yếu đa bậc: mỗi nấc điện ly có một K, nấc điện ly càng về sau

càng yếu.

H3PO4  H+ + H2PO4-     

3

4 3

4 2 10 1,7 .

1

  

   PO H

PO H H Ka

H2PO4-  H+ + HPO42-     

8

4 2

2 4 10 3,6 .

2

 

 

   PO H

HPO H Ka

HPO42-  H+ + PO43-     

13 2 4

3 4 10 5,4 .

3

 

 

  

HPO

PO H Ka

 Đối với cặp axit – baz liên hợp:

+ HA + H2O  A- + H3O+

] [

] ][ [ 3 ) ( HA

A O H K HA a

  

+ A- + H2O = HA + OH-

] [

] ][ [

) ( 

   A

OH HA K A b

n A b HA a K OH O H A

OH HA HA

A O H K K      

  

 ] ][ [ ] [

] ][ [. ] [

] ][ [

3 3 ) ( ) (

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.

ThuVienDeThi.com