Chuong 3 phan ung acid baz compatibility mode

CHƯƠNG 3: PHẢN ỨNG ACID – BAZ GV: TS. Lê Tiến Khoa ĐỊNH NGHĨA ACID – BAZ LỊCH SỬ VỀ ACID BAZ  Hy Lạp cổ đại: nỗ lực khám phá vũ trụ → phân loại vật chất theo mùi vị: chua, đắng, mặn, ngọt, cay  La Mã: bắt đầu đề cập đến những chất chua: Khái quát về lịch sử acid – baz  Thời Phục hưng: khám phá thêm về acid (ăn mòn kim loại, hòa tan 1 số đá)  1300: Arnaldus de Villa Nova (TBN) dùng 1 chất chiết xuất từ 1 loại địa y → kiểm tra acid – baz → Quỳ → chỉ thị acid – baz ra đời • “Acid” hay “acetic” có nghĩa là vị chua • Baz: chất nhờn và ăn mòn da tay, trung hòa được acid ACID – BAZ CỦA ARRHENIUS  Acid: Là chất khi tan trong nước phân li ra ion H+ Thuyết Arrhenius Trong công thức có H (HCl, CH3COOH, H2SO4…)  Baz: Là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH– Trong công thức có OH (NaOH, Ca(OH)2, KOH…)  Hạn chế:  Chỉ giới hạn trong nước nhưng không cho biết vai trò của nước  NH3 + HCl  NH4Cl Trong đó NH3 đóng vai trò Baz nhưng phân tử không có nhóm OH ACID – BAZ CỦA BRONSTED  Acid: Tiểu phân cho ion H+ Thuyết Bronsted HCl  H+ + Cl– Axit Mg2+ + H2O ⇌ Mg(OH)+ + H+ Axit Baz  Baz: Tiểu phân nhận ion H+ NH3 + H2O  NH4 + + OHBaz Axit F + H2O ⇌ HF + OHBaz Axit ACID – BAZ CỦA BRONSTED  Khái niệm về cặp acid – baz liên hợp Thuyết Bronsted  Một acid HA khi cho H+ sẽ tạo thành baz liên hợp A– của acid HA  Một baz B khi nhận H+ sẽ tạo thành acid liên hợp BH+ của baz B  Tính chất của acid – baz liên hợp • Một acid càng mạnh thì baz liên hợp của nó càng yếu • Một baz càng mạnh thì acid liên hợp của nó càng yếu ACID – BAZ CỦA BRONSTED  Tính acid của cation Xác định tính acid của cation – baz của anion Baz mạnh NaOH Na+ Ba(OH)2 Ba2+ nhaän H  Cation trung tính Baz yếu Mg(OH)2 Mg2+ NH3 NH4 + nhaän H  Cation có tính axit yếu • Không tham gia phản ứng thủy phân • Không phản ứng với OH • Thủy phân → acid • Phản ứng với OH → baz yếu ACID – BAZ CỦA BRONSTED  Tính baz của anion Xác định tính acid của cation – baz của anion • Không tham gia phản ứng thủy phân • Không phản ứng với H+ • Thủy phân → baz • Phản ứng với H+ → acid yếu Axit mạnh HCl ClHNO3 NO3  Anion trung tính Cho H+ Axit yếu HF FCH3COOH CH3COO Anion có tính baz yếu Cho H+ ACID – BAZ CỦA BRONSTED  Là chất vừa có thể cho H+, vừa có thể nhận H+ (cho OH–) Các chất lưỡng tính Al2O3 Cr2O3 ZnO SnO PbO Al(OH)3 Cr(OH)3 Zn(OH)2 Sn(OH)2 Pb(OH)2 • H2O (dung môi có tính lưỡng tính) • Oxit và hiđroxit lưỡng tính • Muối axit của các axit yếu: HCO3  H2PO4  HPO4 2 HSO3  HS • Muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu: (NH4)2CO3 (NH4)2SO3 (NH4)2S (NH4)3PO4 CH3COONH4 AgF ACID – BAZ CỦA BRONSTED Hằng số acid baz ACID – BAZ CỦA LEWIS Hạn chế của thuyết Bronsted  Xét phản ứng: NaF + BF3 → NaBF4 • Phản ứng tạo ra muối • Tác chất không có H+ và OH– Cần định nghĩa mới về acid – baz Thuyết acid – baz Lewis ACID – BAZ CỦA LEWIS Thuyết acid – baz Lewis  Acid là tiểu nhân nhận đôi điện tử tự do Ví dụ: H+, NH4 +, BF3…  Baz là tiểu nhân cho đôi điện tử tự do Ví dụ: OH–, NH3, F–… Hạn chế của thuyết Lewis  Xét phản ứng pha rắn: Na2O + SiO2 → Na2SiO3 • Phản ứng tạo ra muối • Không có sự cho–nhận rõ ràng của đôi điện tử trong pha rắn Thuyết mới ? ACID – BAZ CỦA UBANOVISH Thuyết acid – baz Ubanovish  Acid: chất có thể tạo anion, cho cation, kết hợp với anion hay với đôi điện tử  Baz: chất có thể tạo cation, kết hợp với cation, cho anion hay cho đôi điện tử Ví dụ: K2O + SO3 → K2SO4 KF + BF3 → KBF4 Định nghĩa có tính khái quát cao nhất Tất cả những phản ứng không phải oxy hóa khử đều là phản ứng acid – baz Ubanovish TÓM TẮT Tóm lược các định nghĩa CƯỜNG ĐỘ ACID – BAZ – DẪN XUẤT PHÂN LOẠI ACID – BAZ  Có thể phân tất cả acid – baz thành 2 loại chính: Tổng quan • Hydracid HnX. Ví dụ: HCl, H2S, NH3… • Oxihydroxid MOa(OH)b. Ví dụ: HClO, H2SO4, HNO3… Khác biệt: X–n trong HnX còn M+m trong MOa(OH)b Ví dụ: Hydracid H2S có S2 Oxyhydroxid H2SO4 có S+6  Lưu ý: các baz hydroxid chính là oxyhydroxid (a = 0), các oxid chính là oxyhydroxid (b = 0) PHÂN LOẠI ACID – BAZ Tổng quan  Mỗi loại acid sẽ tạo ra các dẫn xuất tương ứng: • Dẫn xuất thế. Ví dụ: BrCl, ClO2F… • Muối. Ví dụ: HClO, H2SO4, HNO3…  Do H2O là hợp chất trung tính → thêm H2O không làm thay đổi tính acid – baz Ví dụ: SO3 là anhydrid có tính acid giống H2SO4 Lưu ý: Thêm 2 H2O vào HIO4 → H5IO6: từ 3 O liên kết đôi còn 1 O liên kết đôi với I → giảm tính acid PHÂN LOẠI ACID – BAZ Hydracid – dẫn xuất thế muối  Công thức tổng quát: HnX (X phân cực âm)  Thay H của HnX = các nhóm hay nguyên tố âm điện khác (> H và < X) Ví dụ: H3P, H2S, HF, HCl, HBr, HI Dẫn xuất thế (dẫn xuất của hydracid) Ví dụ: BrCl là dẫn xuất thế của hydracid HCl (Cl–1)  Thay H của HnX = các nhóm hay nguyên tố dương điện khác (< H) Dẫn xuất muối (muối của hydracid) Ví dụ: NaCl là dẫn xuất muối của hydracid HCl (Cl–1) PHÂN LOẠI ACID – BAZ Oxyhydroxid – dẫn xuất thế muối  Công thức tổng quát: MOa(OH)b (M phân cực dương)  Thay O hoặc OH của MOa(OH)b = các nhóm hay nguyên tố âm điện khác Ví dụ: NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3, H4SiO4, H3PO4, H2SO4, HClO4 Dẫn xuất thế (dẫn xuất của oxyhydroxid) Ví dụ: Thay 2 OH bằng 2 Cl trong H2SO4 → dẫn xuất thế SO2Cl2  Thay O hoặc OH của MOa(OH)b = các nhóm hay nguyên tố dương điện khác Dẫn xuất muối (muối của hydracid) Ví dụ: Thay 1 H bằng 1 Na trong H2SO4 → dẫn xuất muối NaHSO4 CƯỜNG ĐỘ ACID – BAZ  Độ mạnh của acidbaz phụ thuộc vào: Tổng quan về cường độ acid – baz • Bản chất của acid – baz • Chất phản ứng với acid – baz • Môi trường phản ứng Ví dụ: H2SO4 là acid mạnh trong nước nhưng lại là acid yếu trong acid acetic  Không có thước đo vạn năng để đánh giá độ mạnh acid – baz  Chỉ xây dựng hoàn chỉnh được thang đo cường độ acidbaz thông qua các hằng số Ka và Kb của các acidbaz Bronsted trong nước CƯỜNG ĐỘ ACID – BAZ  Có thể suy đoán độ mạnh của acid dựa trên: Tổng quan về cường độ acid – baz • Độ bền và độ phân cực của liên kết X–H của các hydracid HnX • Độ phân cực của liên kết O–H của các oxihydroxid MOa(OH)b  Cường độ baz của một chất sẽ được suy đoán từ cường độ acid của chất đó: • Một chất có tính acid mạnh sẽ có tính baz yếu và ngược lại • Một chất có tính acid càng mạnh sẽ có baz liên hợp càng yếu và ngược lại CƯỜNG ĐỘ HYDRACID  Xét mô hình: Biến thiên tính acid của hydracid X – H • Liên kết X–H có bản chất cộng hóa trị phân cực: càng kém bền khi n  Vân đạo xen phủ có năng lượng tách biệt  Sự xen phủ vân đạo nhỏ  Mật độ điện tử hóa trị trong vùng xen phủ thấp • Liên kết X←H càng (1) kém bền và (2) độ phân cực càng cao Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnh CƯỜNG ĐỘ HYDRACID  Trái sang phải trong 1 chu kỳ: H–X có độ phân cực tăng nhanh > độ bền tăng • Độ âm điện tăng nhanh hơn so với bán kính giảm chậm hơn Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnh Biến thiên tính acid của hydracid CƯỜNG ĐỘ HYDRACID  Trên xuống dưới trong 1 phân nhóm: H–X có độ phân cực giảm chậm < độ bền giảm • Độ âm điện giảm chậm hơn so với bán kính tăng nhanh hơn Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnh Biến thiên tính acid của hydracid CƯỜNG ĐỘ HYDRACID  Giả định: Tổng đại số tính acidbaz của các tác chất = Tổng đại số tính acidbaz của các sản phẩm • Tổng cường độ acidbaz của hệ phản ứng không đổi theo phép cộng đại số Biến thiên tính acid của dẫn xuất Ví dụ: NaOH + HCl → NaCl + H2O  Tính acidbaz (NaOH + HCl) = Tính acidbaz (NaCl + H2O) CƯỜNG ĐỘ HYDRACID  Cường độ acid – baz của dẫn xuất thế Tổng quát: có thể suy đoán tính acid – baz của dẫn xuất thế từ tính acid – baz của sản phẩm sau phản ứng thủy phân • Xét phản ứng: BrCl + H2O → HBrO + HCl • BrCl khi thủy phân tạo thành 2 acid HBrO và HCl nên tính acid BrCl > HCl Biến thiên tính acid của dẫn xuất  Ghi chú: H2O là hợp chất trung tính acid – baz CƯỜNG ĐỘ HYDRACID  Cường độ acid – baz của dẫn xuất muối Tổng quát: có thể suy đoán tính acid – baz của dẫn xuất muối từ phép cộng đại số tính acidbaz của các acid và baz tạo thành • NH4Cl tạo thành từ acid mạnh HCl và baz yếu NH4OH sẽ có tính acid yếu Biến thiên tính acid của dẫn xuất CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID  Xét mô hình: Biến thiên tính acid của oxyhydroxid O=M–O–H • Liên kết O–H có bản chất cộng hóa trị phân cực +n • Liên kết O←H càng (1) kém bền và (2) độ phân cực càng cao Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnh • Độ bền của liên kết O–H trong các oxihydroxid tương đương nhau nên chỉ cần xem xét độ phân cực của liên kết O–H trong các oxihydroxid khác nhau CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID  Yếu tố quyết định: Do O kéo điện tử O⇐M Biến thiên tính acid của oxyhydroxid • Số lượng O càng nhiều → M bị nhiều O kéo điện tử → M càng thiếu điện tử → kéo điện tử của liên kết M←OH về phía mình Độ phân cực của liên kết O←H tăng Tính acid tăng Dễ phóng thích H+ CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID  Yếu tố thứ hai: Khi tác dụng phân cực của M càng mạnh Biến thiên tính acid của oxyhydroxid • Điện tử của liên kết M←OH càng lệch về M Điện tử O←H càng lệch về O Dễ phóng thích H Tính acid tăng + Độ phân cực của liên kết O←H tăng Ví dụ: Fe(OH)3 có tính acid > Fe(OH)2 do Fe3+ có TDPC mạnh hơn Fe2+ CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID  Tổng kết: cường độ acid của oxihydroxid sẽ càng lớn: Biến thiên tính acid của oxyhydroxid • Số lượng O càng nhiều (quyết định) • M có tác dụng phân cực càng mạnh Liên kết M–OH trong oxihydroxid chuyển từ bản chất cộng hóa trị sang ion thì oxihydroxid chuyển từ tính acid sang baz  Số oxi hóa tăng (ảnh hưởng mạnh)  Bán kính giảm  d10 > d0–9 > trơ CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID  Các nguyên tử trung tâm cùng chu kỳ ở số oxh cao nhất Một vài ví dụ điển hình CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID  Các nguyên tử trung tâm cùng phân nhóm Một vài ví dụ điển hình  Cùng nguyên tử trung tâm với số oxi hóa khác nhau • Tính acid Cr(OH)6 > Cr(OH)3 CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID  Giả định: Tổng đại số tính acidbaz của các tác chất = Tổng đại số tính acidbaz của các sản phẩm  Xét phản ứng: SO2Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl Biến thiên tính acid của dẫn xuất SO2Cl2 thủy phân thành 2 acid H2SO4 và HCl nên tính acid > SO3 Biến thiên tính acid của muối PHẢN ỨNG ACID – BAZ GV: TS. Lê Tiến Khoa PHẢN ỨNG TRUNG HÒA  Phản ứng giữa acid – baz xảy ra theo chiều Nguyên tắc Các acidbaz mạnh hơn → Các acidbaz yếu hơn • Phản ứng xảy ra càng hoàn toàn khi cường độ của các acidbaz càng mạnh Phản ứng giữa acid – baz mạnh  Phản ứng trung hòa giữa các acidbaz mạnh xảy ra hoàn toàn tạo thành sản phẩm là các muối trung tính  Dung dịch tại điểm kết thúc phản ứng trung hòa có pH ≈ 7 PHẢN ỨNG TRUNG HÒA Phản ứng giữa acid – baz yếu  Chiều của phản ứng giữa các acidbaz yếu được xác định theo K  K của phản ứng được tính theo Ka và Kb của các acidbaz phản ứng • Xét acid yếu HA: HA  H+ + AKa = HAcb H+cbA–cb • Xét baz yếu HA: A– + H2O  HA + OH– Ka = A–cb HAcbOH–cb PHẢN ỨNG TRUNG HÒA Phản ứng giữa acid – baz yếu  Chiều của phản ứng giữa các acidbaz yếu được xác định theo K CO3 2– + 2H3PO4  H2CO3 + 2H2PO4 – Ka = CO3 2 H3PO4 2 H2CO3H2PO4 – 2 Ví dụ: Tính K và xác định khả năng phản ứng hoàn toàn của phản ứng: = CO3 2 H3PO4 2 H2CO3H2PO4 – 2 H+ 2 H+ 2 × = K1–2(H2CO3) K1(H3PO4) 2 Ka = 10–6,35 × 10–10,32 (10–2,12)2 = 1012,43 Phản ứng xảy ra hoàn toàn (K > 106) PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI Phản ứng giữa acid – baz yếu  Phản ứng trao đổi sẽxảy ra theo chiều tạo thành các chất ít phân ly, bay hơi, ít tan hay ít tan hơn làm giảm năng lượng của hệ  Chiều của phản ứng kết tủa được xác định theo hằng số cân bằng K  Nếu có kết tủa: K được tính theo T (tích số tan) Ba2+ + SO4 2–  BaSO4 Ví dụ: Tính K của phản ứng kết tủa sau Ka = Ba2+SO4 2– 1 = TBaSO4 1 = 10–9,97 1 = 109,97 PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI Phản ứng giữa acid – baz yếu  Chiều của phản ứng kết tủa được xác định theo hằng số cân bằng K  Nếu có kết tủa: K được tính theo T (tích số tan) Ba2+ + CaSO4  BaSO4 + Ca2+ Ví dụ: Tính K của phản ứng kết tủa sau Ka = Ba2+ Ca2+ = Ba2+ Ca2+ SO4 2– SO4 2– × = TBaSO4 TCaSO4 = 10–9,97 10–5,04 = 104,93 Phản ứng xảy ra hoàn toàn

CHƯƠNG 3: PHẢN ỨNG ACID – BAZ

GV: TS Lê Tiến Khoa

ĐỊNH NGHĨA ACID – BAZ

LỊCH SỬ VỀ ACID - BAZ

 Hy Lạp cổ đại: nỗ lực khám phá vũ trụ → phân loại

vật chất theo mùi vị: chua, đắng, mặn, ngọt, cay

 La Mã: bắt đầu đề cập đến những chất chua:

Khái quát về lịch sử acid – baz

 Thời Phục hưng: khám phá thêm về acid (ăn mòn kim loại, hòa tan 1 số đá)

 1300: Arnaldus de Villa Nova (TBN) dùng 1 chất chiết xuất từ 1 loại địa y → kiểm tra acid – baz → Quỳ → chỉ thị acid – baz ra đời

• “Acid” hay “acetic” có nghĩa là vị chua

• Baz: chất nhờn và ăn mòn da tay, trung hòa được acid

ACID – BAZ CỦA ARRHENIUS

 Acid: Là chất khi tan trong nước phân li ra ion H +

Thuyết Arrhenius

Trong công thức có H (HCl, CH3COOH, H2SO4…)

 Baz: Là chất khi tan trong nước phân li ra ion OH –

Trong công thức có OH (NaOH, Ca(OH)2, KOH…)

 Hạn chế:  Chỉ giới hạn trong nước nhưng không cho biết vai trò của nước

 NH3 + HCl  NH4ClTrong đó NH3 đóng vai trò Baz nhưng phân tử không có nhóm OH

ACID – BAZ CỦA BRONSTED

 Acid: Tiểu phân cho ion H +

ACID – BAZ CỦA BRONSTED

 Khái niệm về cặp acid – baz liên hợp

Thuyết Bronsted

 Một acid HA khi cho H+ sẽ tạo thành baz liên hợp A– của acid HA

 Một baz B khi nhận H+ sẽ tạo thành acid liên hợp BH+ của baz B

 Tính chất của acid – baz liên hợp

• Một acid càng mạnh thì baz liên hợp của nó càng yếu

• Một baz càng mạnh thì acid liên hợp của nó càng yếu

ACID – BAZ CỦA BRONSTED

 Tính acid của cation

Xác định tính acid của cation – baz của anion

  Cation có tính axit yếu

• Không tham gia phản ứng thủy phân

• Không phản ứng với OH

• Thủy phân → acid

• Phản ứng với OH → baz yếu

ACID – BAZ CỦA BRONSTED

 Tính baz của anion

Xác định tính acid của cation – baz của anion

• Không tham gia phản ứng thủy phân

• Không phản ứng với H+

• Thủy phân → baz

• Phản ứng với H+ → acid yếu

ACID – BAZ CỦA BRONSTED

 Là chất vừa có thể cho H+, vừa có thể nhận H+ (cho OH–)

Các chất lưỡng tính

Al(OH)3 Cr(OH)3 Zn(OH)2 Sn(OH)2 Pb(OH)2

• H2O (dung môi có tính lưỡng tính)

• Oxit và hiđroxit lưỡng tính

• Muối axit của các axit yếu: HCO3 H2PO4 HPO42 HSO3 HS

• Muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu:

(NH4)2CO3 (NH4)2SO3 (NH4)2S (NH4)3PO4 CH3COONH4 AgF

ACID – BAZ CỦA BRONSTED

Hằng số acid - baz

ACID – BAZ CỦA LEWIS

Hạn chế của thuyết Bronsted

 Xét phản ứng: NaF + BF3 → Na[BF4]

• Phản ứng tạo ra muối

• Tác chất không có H+ và OH–

Cần định nghĩa mới về acid – baz

Thuyết acid – baz Lewis

ACID – BAZ CỦA LEWIS

Thuyết acid – baz Lewis

 Acid là tiểu nhân nhận đôi điện tử tự do

Ví dụ: H+, NH4+, BF3…

 Baz là tiểu nhân cho đôi điện tử tự do

Ví dụ: OH–, NH3, F–…

Hạn chế của thuyết Lewis

 Xét phản ứng pha rắn: Na2O + SiO2 → Na2SiO3

• Phản ứng tạo ra muối

• Không có sự cho–nhận rõ ràng của đôi điện tử trong pha rắn

Thuyết mới ?

ACID – BAZ CỦA UBANOVISH

Thuyết acid – baz Ubanovish

 Acid: chất có thể tạo anion, cho cation, kết hợp với anion hay với đôi điện tử

 Baz: chất có thể tạo cation, kết hợp với cation, cho anion hay cho đôi điện tử

Ví dụ: K2O + SO3 → K2SO4

KF + BF3 → K[BF4]Định nghĩa có tính khái quát cao nhất

Tất cả những phản ứng không phải oxy hóa khử đều là phản ứng acid – baz

Ubanovish

TÓM TẮT

Tóm lược các định nghĩa

CƯỜNG ĐỘ ACID – BAZ – DẪN XUẤT

PHÂN LOẠI ACID – BAZ

 Có thể phân tất cả acid – baz thành 2 loại chính:

Tổng quan

• Hydracid HnX Ví dụ: HCl, H2S, NH3…

• Oxihydroxid MOa(OH)b Ví dụ: HClO, H2SO4, HNO3…

Khác biệt: X –n trong HnX còn M +m trong MOa(OH)b

Ví dụ: Hydracid H2S có S-2

Oxyhydroxid H2SO4 có S+6

 Lưu ý: các baz hydroxid chính là oxyhydroxid (a = 0), các oxid chính là oxyhydroxid (b = 0)

PHÂN LOẠI ACID – BAZ

Tổng quan

 Mỗi loại acid sẽ tạo ra các dẫn xuất tương ứng:

• Dẫn xuất thế Ví dụ: BrCl, ClO2F…

 Do H2O là hợp chất trung tính → thêm H2O không làm thay đổi tính acid – baz

Ví dụ: SO3 là anhydrid có tính acid giống H2SO4

Lưu ý: Thêm 2 H2O vào HIO4 →

H5IO6: từ 3 O liên kết đôi còn 1 O

liên kết đôi với I → giảm tính acid

PHÂN LOẠI ACID – BAZ

Hydracid – dẫn xuất thế - muối

 Công thức tổng quát: HnX (X phân cực âm)

 Thay H của HnX = các nhóm hay nguyên tố âm điện khác (> H và < X)

Ví dụ: H3P, H2S, HF, HCl, HBr, HI

Dẫn xuất thế (dẫn xuất của hydracid)

Ví dụ: BrCl là dẫn xuất thế của hydracid HCl (Cl–1)

 Thay H của HnX = các nhóm hay nguyên tố dương điện khác (< H)

Dẫn xuất muối (muối của hydracid)

Ví dụ: NaCl là dẫn xuất muối của hydracid HCl (Cl–1)

PHÂN LOẠI ACID – BAZ

Oxyhydroxid – dẫn xuất thế - muối

 Công thức tổng quát: MOa(OH)b (M phân cực dương)

 Thay O hoặc OH của MOa(OH)b = các nhóm hay nguyên tố âm điện khác

Ví dụ: NaOH, Mg(OH)2, Al(OH)3, H4SiO4, H3PO4, H2SO4, HClO4

Dẫn xuất thế (dẫn xuất của oxyhydroxid)

Ví dụ: Thay 2 OH bằng 2 Cl trong H2SO4 → dẫn xuất thế SO2Cl2

 Thay O hoặc OH của MOa(OH)b = các nhóm hay nguyên tố dương điện khác

Dẫn xuất muối (muối của hydracid)

Ví dụ: Thay 1 H bằng 1 Na trong H2SO4 → dẫn xuất muối NaHSO4

CƯỜNG ĐỘ ACID – BAZ

 Độ mạnh của acid-baz phụ thuộc vào:

Tổng quan về cường độ acid – baz

• Bản chất của acid – baz

• Chất phản ứng với acid – baz

• Môi trường phản ứng

Ví dụ: H2SO4 là acid mạnh trong nước nhưng lại là acid yếu trong acid acetic

 Không có thước đo vạn năng để đánh giá độ mạnh acid – baz

 Chỉ xây dựng hoàn chỉnh được thang đo cường độ acid-baz thông qua

các hằng số Ka và Kb của các acid-baz Bronsted trong nước

CƯỜNG ĐỘ ACID – BAZ

 Có thể suy đoán độ mạnh của acid dựa trên:

Tổng quan về cường độ acid – baz

• Độ bền và độ phân cực của liên kết X–H của các hydracid HnX

• Độ phân cực của liên kết O–H của các oxihydroxid MOa(OH)b

 Cường độ baz của một chất sẽ được suy đoán từ cường độ acid của

chất đó:

• Một chất có tính acid mạnh sẽ có tính baz yếu và ngược lại

• Một chất có tính acid càng mạnh sẽ có baz liên hợp càng yếu và ngược lại

 Vân đạo xen phủ có năng lượng tách biệt

 Sự xen phủ vân đạo nhỏ

 Mật độ điện tử hóa trị trong vùng xen phủ thấp

• Liên kết X←H càng (1) kém bền và (2) độ phân cực càng cao

Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnh

CƯỜNG ĐỘ HYDRACID

 Trái sang phải trong 1 chu kỳ:

H–X có độ phân cực tăng nhanh > độ bền tăng

• Độ âm điện tăng nhanh hơn so với bán kính giảm chậm hơn

Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnhBiến thiên tính acid của hydracid

CƯỜNG ĐỘ HYDRACID

 Trên xuống dưới trong 1 phân nhóm:

H–X có độ phân cực giảm chậm < độ bền giảm

• Độ âm điện giảm chậm hơn so với bán kính tăng nhanh hơn

Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnhBiến thiên tính acid của hydracid

CƯỜNG ĐỘ HYDRACID

 Giả định:

Tổng đại số tính acid-baz của các tác chất = Tổng đại số tính acid-baz của các sản phẩm

• Tổng cường độ acid-baz của hệ phản ứng không đổi theo phép cộng đại số

Biến thiên tính acid của dẫn xuất

Ví dụ: NaOH + HCl → NaCl + H2O

 Tính acid-baz (NaOH + HCl) = Tính acid-baz (NaCl + H2O)

CƯỜNG ĐỘ HYDRACID

 Cường độ acid – baz của dẫn xuất thế

Tổng quát: có thể suy đoán tính acid – baz của dẫn xuất thế từ tính acid – baz của sản phẩm sau phản ứng thủy phân

• Xét phản ứng: BrCl + H2O → HBrO + HCl

• BrCl khi thủy phân tạo thành 2 acid HBrO và HCl nên tính acid BrCl > HCl

Biến thiên tính acid của dẫn xuất

 Ghi chú: H2O là hợp chất trung tính acid – baz

CƯỜNG ĐỘ HYDRACID

 Cường độ acid – baz của dẫn xuất muối

Tổng quát: có thể suy đoán tính acid – baz của dẫn xuất muối từ phép cộng đại số tính acid-baz của các acid và baz tạo thành

• NH4Cl tạo thành từ acid mạnh HCl và baz yếu NH4OH sẽ có tính acid yếu

Biến thiên tính acid của dẫn xuất

• Liên kết O←H càng (1) kém bền và (2) độ phân cực càng cao

Phóng thích H+ càng dễ Tính acid của hydracid càng mạnh

• Độ bền của liên kết O–H trong các oxihydroxid tương đương nhau nên chỉcần xem xét độ phân cực của liên kết O–H trong các oxihydroxid khác nhau

CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID

 Yếu tố quyết định: Do O* kéo điện tử O*⇐M

Biến thiên tính acid của oxyhydroxid

• Số lượng O* càng nhiều → M bị nhiều O* kéo điện tử → M càng thiếu điện

tử → kéo điện tử của liên kết M←OH về phía mình

Độ phân cực của liên kết O←H tăng

Tính acid tăng

Dễ phóng thích H+

CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID

 Yếu tố thứ hai: Khi tác dụng phân cực của M càng mạnh

Biến thiên tính acid của oxyhydroxid

• Điện tử của liên kết M←OH càng lệch về M

Điện tử O←H càng lệch về O

Tính acid tăng

Dễ phóng thích H+

Độ phân cực của liên kết O←H tăng

Ví dụ: Fe(OH)3 có tính acid > Fe(OH)2 do Fe3+ có TDPC mạnh hơn Fe2+

CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID

 Tổng kết: cường độ acid của oxihydroxid sẽ càng lớn:

Biến thiên tính acid của oxyhydroxid

• Số lượng O* càng nhiều (quyết định)

CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID

 Các nguyên tử trung tâm cùng chu kỳ ở số oxh cao nhất

Một vài ví dụ điển hình

CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID

 Các nguyên tử trung tâm cùng phân nhóm

Một vài ví dụ điển hình

 Cùng nguyên tử trung tâm với số oxi hóa khác nhau

• Tính acid Cr(OH)6 > Cr(OH)3

CƯỜNG ĐỘ OXYHYDROXID

 Giả định: Tổng đại số tính baz của các tác chất = Tổng đại số tính baz của các sản phẩm

acid- Xét phản ứng: SO2Cl2 + 2H2O → H2SO4 + 2HCl

Biến thiên tính acid của dẫn xuất

SO2Cl2 thủy phân thành 2 acid H2SO4 và HCl nên tính acid > SO3

Biến thiên tính acid của muối

PHẢN ỨNG ACID – BAZ

GV: TS Lê Tiến Khoa

PHẢN ỨNG TRUNG HÒA

 Phản ứng giữa acid – baz xảy ra theo chiều

Nguyên tắc

Các acid-baz mạnh hơn → Các acid-baz yếu hơn

• Phản ứng xảy ra càng hoàn toàn khi cường độ của các acid-baz càng mạnh

Phản ứng giữa acid – baz mạnh

 Phản ứng trung hòa giữa các acid-baz mạnh xảy ra hoàn toàn tạo thành sản phẩm là các muối trung tính

 Dung dịch tại điểm kết thúc phản ứng trung hòa có pH ≈ 7

PHẢN ỨNG TRUNG HÒA

Phản ứng giữa acid – baz yếu

 Chiều của phản ứng giữa các acid-baz yếu được xác định theo K

 K của phản ứng được tính theo Ka và Kb của các acid-baz phản ứng

• Xét acid yếu HA: HA  H+ + A

-Ka =

[HA]cb[H+]cb[A–]cb

• Xét baz yếu HA: A– + H2O  HA + OH–

Ka =

[A–]cb[HA]cb[OH–]cb

PHẢN ỨNG TRUNG HÒA

Phản ứng giữa acid – baz yếu

 Chiều của phản ứng giữa các acid-baz yếu được xác định theo K

PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI

Phản ứng giữa acid – baz yếu

 Phản ứng trao đổi sẽxảy ra theo chiều tạo thành các chất ít phân ly, bay hơi,

ít tan hay ít tan hơn làm giảm năng lượng của hệ

 Chiều của phản ứng kết tủa được xác định theo hằng số cân bằng K

 Nếu có kết tủa: K được tính theo T (tích số tan)

PHẢN ỨNG TRAO ĐỔI

Phản ứng giữa acid – baz yếu

 Chiều của phản ứng kết tủa được xác định theo hằng số cân bằng K

 Nếu có kết tủa: K được tính theo T (tích số tan)