Chuong 13 can bang ion cua acid base

SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚCVì độ điện ly của nước quá nhỏ nên nồng độ của H 2 O xem như không đổi: ⇒ Tích số nồng độ các ion H + và OH - trong nước nguyên chất hay trong dung dịch bất kỳ là hằn

Dung dịch đệm

3

SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚC

Nước là chất điện ly yếu: H 2 O (l)  H + + OH

-Hằng số điện ly của nước

Độ điện ly của nước ở 22 0 C :

χ là độ dẫn điện riêng của nước ở 22 o C

O H

OH

H O

C

C K

2 2

− +

=

16 2

18

1000 3

548

1000 10

54

SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚC

Vì độ điện ly của nước quá nhỏ nên nồng độ của H 2 O xem như không đổi:

⇒ Tích số nồng độ các ion H + và OH - trong nước nguyên chất hay trong dung dịch bất kỳ là hằng số ở nhiệt độ nhất định.

Tích số ion của nước, K n :

− +

=

O H O

K

2 2

− +

= H OH

12

CHỈ SỐ HYDRO, pH

Từ công thức (13.4):

Khi dung dịch nước có:

 Môi trường axit có

 Môi trường bazơ có

 Môi trường trung tính có

− +

= H OH

K

− + = OH

• Quy ước:

• Trong các dung dịch có nồng độ cao hoặc các dung

dịch axit bazơ mạnh thì:

• Môi trường axit pH < 7, bazơ pH > 7 trung tính pH = 7

• Ta có: hay

[ ]K pK

OH pOH

H

pH

lg

lg ,

− +

THUYẾT ACID – BASE BRONSTED-LOWRY

-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

Theo thuyết acid-base Bronsted-lowry:

- Acid có thể là phân tử trung hòa, cation hoặc anion

- Based có thể là phân tử trung hòa hoặc anion

H 3 O +  H + + H 2 O

Tổng quát, có thể biểu diễn sự cho nhận proton như sau:

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 base liên hợp như sau:

Hằng số điện ly của acid và base

H

K a

− +

= 3 .

Hằng số điện ly của acid và base

Xét base:

B + H2O BH ⇄ + + OH

-Kb là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của base.

Kb càng lớn (pKb = -lgKb càng nhỏ) thì base càng mạnh, và ngược lại.

Hằng số điện ly của acid và base

một K, nấc điện ly càng về sau càng yếu

PO H

×

=

=

PO H

K a

Hằng số điện ly của acid và base

Đối với cặp acid – base liên hợp:

HA + H2O ⇄ A- + H3O+

A- + H2O ⇄ HA + OH

][

]][

[ 3

) (

HA

A O

] ][

b HA

A

OH

HA HA

A O

H K

−

−

− +

][

]][

[.]

[

]][

[

3

3 )

( ) (

Hằng số điện ly của acid và base

Tổng quát,

Đối với mọi cặp acid – base liên hợp:

pKa + pKb = pKn = 14

THUYẾT ACID – BASE LEWIS

Ví dụ:

Ag+, Co3+, Cr3+…), hay các halogen, hydrua của B, Al…

Ag+ + NH3  [Ag(NH3)2]+

Base Lewis:

Là những tiểu phân có khả năng cho đi cặp e

Base Lewis thường là các anion (Cl-, Br-, F-, OH-…), các phân

tử trung hòa hoặc ion trong thành phần có các nguyên tử

có các cặp electron chưa liên kết như O, N, X

Ví dụ:

HCl + NH3  NH4Cl

pH CỦA DUNG DỊCH ACID MẠNH

Acid mạnh điện ly hoàn toàn

HA → H + + A

pH ACID YẾU ĐƠN BẬC

( ))

1 ( (

)

( 2 2

α

α α

A

H a

C C

C C

C

C K

a

a a

a a

C

K C

pH DUNG DỊCH ACID YẾU ĐA BẬC

Ví dụ

Tính pH của dung dịch acid H2CO3 trong nước có nồng

độ 0.01M biết hằng số điện ly bậc thứ nhất là 4.3× 10-7.Giải:

×

−

pH

pH DUNG DỊCH ACID YẾU ĐA BẬC

Do K1>>K2>>K3 (ví dụ với H3PO4, K1=10-2,12, K2=10-7.21, K3=10 12.38), do đó để tính pH, ta chỉ tính cho bậc phân ly đầu Nên cách tính cũng giống trường hợp acid yếu đơn bậc

-[ lg K lg Ca ]

pH = − 1 +

2 1

pH DUNG DỊCH BASE MẠNH

MOH → M+ + OH

-COH- ≅ Cb

b b

C lg pOH = − − = − ⇒ = 14 +

pH DUNG DỊCH BASE YẾU ĐƠN BẬC

MOH

OH

M b

C

C C

pH DUNG DỊCH BASE YẾU ĐA BẬC

(lgKb lgCb ) pH [lgKb lgCb]

2

114

21

1

CHẤT CHỈ THỊ MÀU

 pH là đại lượng đặc trưng cho môi trường phản

ứng, pH là yếu tố ảnh hưởng rất lớn đến khả năng xảy ra phản ứng, đến tốc độ và hiệu suất phản ứng.

 Có nhiều phương pháp xác định pH của dung

dịch như: phương pháp chỉ thị màu, phương pháp pH kế Nội dung chương trình, chỉ xét chất chỉ thị màu pH.

 Chất chỉ thị màu pH là các hợp chất hoá học có

khả năng thay đổi màu theo pH (theo nồng độ

H 3 O + , hay H + -theo Arrhenius) Thường là các acid hay base hữu cơ yếu.

 Ký hiệu chất chỉ thị màu Acid yếu là HInd

HInd  H + + Ind

-Màu dạng acid Màu dạng base

 Ký hiệu chất chỉ thị màu là Base yếu là IndOH

IndOH  OH - + Ind +

Màu dạng base Màu dạng acid

Màu dạng acid khác với màu dạng base.

Ví dụ: phenolphthalein (HP) hay quì tím (HQ)

Hằng số điện ly của chất chỉ thị màu

xit

MàudạngA K

C

C K

C C

H HInd

Ind

H

− +

− +

HInd

Ind Ind C

C lg pK

+

=

DUNG DỊCH ĐỆM

 Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH xác định và hầu như không thay đổi khi pha loãng, hay thêm vào

 Dung dịch đệm được tạo thành bằng cách trộn một acid yếu với muối của nó (hệ đệm acid) hoặc trộn một base yếu với muối của nó (hệ đệm base)

 Ví dụ:

 Hệ đệm acid: CH3COOH + CH3COONa

 Hệ đệm base: NH4OH + NH4Cl

 Khi thêm base mạnh: MOH → M+ + OH- , thì OH- sẽ kết hợp với H+ (ở cân bằng 1) làm giảm nồng độ OH-, đồng thời cân bằng (1), do bị giảm H+, cũng sẽ dịch chuyển theo chiều thuận để tạo ra H+.

DUNG DỊCH ĐỆM

 Với hệ đệm base lập luận tương tự.

 Tóm lại, khi cho H + hay OH - vào hệ đệm thì pH dung dịch thay đổi rất ít.

DUNG DỊCH ĐỆM

CH a

C K

C

3 3

(vì acid kém điện ly, α <<1)

Thay vào công thức tính [H+], ta có:

a a

a COOH

m

a a

H

C

C pK

pH

C

C K

 Hệ đệm base:

Lý luận tương tự trên, ta có:

Pha chế dung dịch đệm:

Trước hết chọn axit hoặc bazơ có pKa, 14-pKb gần với

pH cần có, sau đó tính tỉ số nồng độ muối và acid (base) để có pH cần thiết

pH 14

TÍNH pH DUNG DỊCH ĐỆM

Khi thêm 10mL dd NaOH 0.1N vào 100mL dd đệm ban đầu:

M a

10

100 1 0 . 01 0 . 1

0

=

M m

10

100 1 0 . 01 0 . 1

0