Bài giảng hóa vô cơ các khái niệm cơ bản về chất rắn

Dựa trên bản chất các tiểu phân ở nút mạng và lực liên kết giữa chúng, người ta phân chia các tinh thể thành bốn kiểu mạng tinh thể : mạng nguyên tử, mạng phân từ, mạng ion và mạng kim l

Bài 2: Các khái niệm cơ bản về chất rắn

Nội dung cần nắm: 1 Các khái niệm:

a) Chất tinh thể – chất vô định hình

b) Hệ tinh thể c) Cấu tạo bên trong tinh thể d) Các kiểu mạng tinh thể e) Các kiểu cấu trúc tinh thể f) Tinh thể thực và khuyết tật cấu trúc (nội dung phụ) g) Hiêïn tượng đa hình và đồng hình

2 Phân biệt cho được khái niệm kiểu mạng tinh thể và kiểu cấu trúc tinh thể

3 Nắm được cách quan niệm kiểu mạng tinh thể của hợp chất

4 Hiểu được ảnh hưởng của cách sắp xếp mạng đến tính chất vật lý và hóa học của chất rắn

Tài liệu: trang 211- 225 sách Hóa Đại cương 2000, GS Nguyễn Đình Soa

1) Chất tinh thể và chất vô định hình

a) Chất tinh thể có các tiểu phân sắp xếp trật tự theo những quy luật lặp đi lặp lại nghiêm ngặt trong toàn bộ tinh thể

Do đó chất tinh thể có:

- cấu trúc và hình dáng xác định

- có trật tự xa

- có tính dị hướng

- có nhiệt độ nóng chảy xác định b) chất vô định hình có cấu trúc như cấu trúc chất lỏng

Do đó chất vô định hình có:

- Cấu trúc và hình dáng không xác định

- Có trật tự gần

- Có tính đẳng hướng

- Có nhiệt độ nóng chảy không xác định

- Đây là trạng thái giả bền Kết luận: tinh thể và vô định hình là hai trạng thái tồn tại của chất rắn trong đó trạng thái vô định hình luôn có năng lượng cao hơn và kém bền hơn trạng thái tinh thể Chỉ có quá trình chuyển trạng thái vô định hình thành trạng thái tinh thể không có quá trình chuyển ngược lại Quá trình này luôn toả nhiệt

Trong tự nhiên các chất chủ yếu tồn tại dưới dạng tinh thể hay vô định hình? Tại sao?

c) Phân biệt khái niệm đơn tinh thể và đa tinh thể

2) Hệ tinh thể

a) Các yếu tố đối xứng của tinh thể:

Các yếu tố đối xứng là cơ sở để thiết lập hệ tinh thể Các yếu tố đối xứng gồm

có : tâm, mặt và trục (xem hình 5.5 trang 213)

Tâm đối xứng là điểm giữa của tất cà các đoạn thẳng nối từ bất kỳ điểm nào

trên bề mặt này sang bề mặt kia của tinh thể và đi qua nó

Mặt phẳng đối xứng là mặt phẳng phân chia tinh thể ra làm hai phần mà phần

này là ảnh của phần kia trong gương

Trục đối xứng là đường thẳng mà khi quay tinh thể xung quanh nó 360o thì tinh thể trùng với hình n lần, n được gọi là bậc của trục

Tinh thể có tối thiểu một yếu tố đối xứng Có tất cả 32 tổ hộp yếu tố đối xứng

ứng với 32 lớp tinh thể 32 lớp tinh thể này được quy về 7 hệ tinh thể (sẽ trình

bày sau)

7 hệ tinh thể:

a) Hệ tam tà có tâm đối xứng Không có trục và mặt đối xứng

K2Cr2O7; CuSO4.5H2O a  b  c ;       90o b) Hệ đơn tà có 1 trục đối xứng bậc 2 và 1 mặt phẳng đối xứng hoặc chỉ có một trong hai yếu tố đối xứng này Lưu huỳnh đơn tà (S), thạch cao (CaSO4.2H2O) a  b  c ;  =  = 90o;   90o

c) Hệ tà phương có vài trục đối xứng bậc 2 và vài mặt phẳng đối xứng hoặc một trong hai yếu tố đối xứng này Lưu huỳnh tà phương (S), baritin (BaSO4) a  b  c ;  =  =  = 90o

d) Hệ tam phương có ít nhất một trục đối xứng bậc 3 Canxit (CaCO3), NaIO4.3H2O a = b = c ;  =  =   90o

e) Hệ tứ phương có một trục đối xứng bậc bốn SnO2, CaWO4 a = b 

c ;  =  =  = 90o f) Hệ lục phương có một trục đối xứng bậc 6 Thạch anh (SiO2), nephelin (NaAlSiO4) a = b  c ;  =  = 90o ,  = 120o

g) Hệ lập phương có 3 trục đối xứng bậc bốn NaCl, CaF2.a = b = c ;

 =  =  = 90o Ghi chú:  là góc giữa a va øb ,  là góc giữa a và c và  là góc giữa b và c

3) Cấu tạo bên trong tinh thể

Hình dạng của tinh thể phản ánh sự sắp xếp bên trong theo trật tự lặp đi lặp lại của

các ô cơ bản tạo ra mạng tinh thể Ô cơ bản là hình khối nhỏ nhất tạo nên mạng tinh

thể bằng cách sắp chúng theo 3 chiều trong không gian Mỗi ô cơ bản được đặc trưng bằng 3 cạnh (a , b , c ) và 3 góc ( , ,) tạo bởi ba cạnh này

4) Các kiểu mạng tinh thể

a) số phối trí

Đối với cấu tạo tinh thể, số phối trí là một đại lượng đặc trưng quan trọng Số phối trí

là số tiểu phân bao quanh gần nhất đối với tiểu phân trung tâm Tuỳ thuộc vào loại mạng tinh thể , cách tính số phối trí có sự khác biệt

b)Các kiểu mạng tinh thể

Dựa trên bản chất các tiểu phân ở nút mạng và lực liên kết giữa chúng, người ta phân chia các tinh thể thành bốn kiểu mạng tinh thể : mạng nguyên tử, mạng phân từ, mạng ion và mạng kim loại

Mạng nguyên tử được tạo thành từ các những nguyên tử liên kết với nhau bằng lực liên

kết cộng hóa trị theo 3 chiều không gian Quy luật phân bố các nguyên tử trong mạng tinh thể được quyết định bởi kiểu lai hóa các orbitan nguyên tử

Mạng nguyên tử rất bền, cứng, nhiệt độ nóng chảy cao, khó bay hơi và hầu như không tan trong bất cứ loại dung môi nào

Kim cương,Silic, SiC, siO2, AlSb…

Số phối trí của 1 nguyên tử bằng số liên kết cộng hóa trị  có được với các nguyên tử xung quanh

Mạng phân tử gồm các phân tử hút nhau bằng lực Van der Waals Mềm, nhiệt độ nóng

chảy thấp, đa số dễ tan trong dung môi,đa số dễ bay hơi

H2 , O2, S8, I2, P4, Ar…

Mạng ion tạo thành từ các ion ngược dấu nằm ở nút mạng Chúng hút nhau bằng lực

hút tĩnh điện NaCl,CsI, K3[Fe(CN)6], Na2SO4… nhiệt độ nóng chảy cao, khó bay hơi,khá cứng, một số lớn dễ tan trong nước và điện ly mạnh Có tính dẫn điện trong trạng thái nóng chảy và trong dung dịch

Mạng kim loại được đặc trưng bằng các ion dương nằm ở nút mạng tinh thể và có liên

kết kim loại giửa chúng Các kim loại và hợp kim có loại mạng này Có ánh kim, dễ dát mỏng, kéo dài,dẫn điện và dẫn nhiệt tốt, đa số khá cứng

Số phối trí của các mạng phân tử, ion và kim loại bằng số tiểu phần gần nhất bao quanh

5) Các kiểu cấu trúc tinh thể

Dựa vào đặc điểm khoảng cách giữa các tiểu phân, người ta phân chia các tinh thể

thành 4 kiểu cấu trúc tinh thể; cấu trúc phối trí, cấu trúc đảo, cấu trúc mạch và cấu trúc lớp

Cấu trúc phối trí có đặc trưng là mỗi tiểu phân được bao quanh bởi số tiểu phân đơn

giản (nguyên tử, ion đơn giản) cách đều nhau và có cùng bản chất liên kết mạnh Thuộc loại cấu trúc này có mạng nguyên tử , mạng ion và mạng kim loại Kim cương, SiO2, NaCl , Fe…

Cấu trúc đảo có đặc trưng là tại nút mạng có nguyên tử, phân tử hay ion phức tạp liên

kết với các tiểu phân xung quanh bằng lực Van der Waal s hay lực hút tĩnh điện Thuộc loại cấu trúc này có mạng phân tử, mạng ion Na2SO4, K3[Fe(CN)6], I2, Ar…

Cấu trúc mạch có đặc trưng tạo liên kết cộng hóa trị theo một hướng trong không

giam Các mạch này liên kết với nhau bằng liên kết Van Der Waals Se, BeCl2, SO3

NaPO3…thuộc loại cấu trúc này là mạng phân tử

Cấu trúc lớp có đặc trưng là tạo liên kết cộng hóa trị theo hai chiều trong không gian

Các lớp liên kết với nhau nhờ lực Van Der Waals Granit, CdI2, Al(OH)3, Pd(CN)2… thuộc loại cấu trúc này là mạng phân tử

6) Tính năng lượng mạng tinh thể theo phương pháp lý thuyết

Phương trình Born-Lande

Phương trình Kapustinski

(Đọc trang 219- 220)

7) Hiện tượng đa hình và hiện tượng đồng hình

Hiện tượng đa hình là một chất có thể tồn tại dưới nhiêu dạng tinh thể có mạng khác

nhau Lưu huỳnh đơn tà và lưu huỳnh tà phương, sắt có 3 đa hình

Hiện tượng đồng hình

Bài 3: Phản ứng acid – baz

1 Mở đầu

Dựa trên trạng thái oxy hóa của các nguyên tố, người ta chia các phản ứng hóa học làm hai loại:

- Phản ứng không có sự thay đổi số oxy hóa

- Phản ứng có sự thay đổi số oxy hóa

Phản ứng không có sự thay đổi số oxy hóa là loại phản ứng không có sự thay đổi số

oxy hóa của các nguyên tố trước và sau phản ứng mà chỉ có sự trao đổi các nguyên tử hoặc nhóm các nguyên tử trong hợp chất.Loại phản ứng này luôn có kèm theo sự phá huỷ các liên kết cũ và tạo thành các liên kết hóa học mới, điều này luôn dẫn đến sự dịch chuyển mật độ electron trê nguyên tử hay trên các nhóm nguyên tử Theo quan

điểm acid-base, loại phản ứng này được gọi là phản ứng acid-base

Tùy thuộc vào bản chất của những biến đổi trong quá trình phản ứng, no`1 được chia thành các loại phản ứng nhỏ như phản ứng trao đổi ion, phản ứng tạo phức, phản ứng phân hủy, phản ứng kết hợp

Người ta còn chia nhỏ hơn nữa, ví dụ, phản ứng trao đổi ion được chia nhỏ thành phản ứng trung hòa, phản ứng thủy phân, phản ứng kết tủa, phản ứng tạo phức trong dung dịch, phản ứng kết tủa…

2 Các thuyết acid – base

2.1 Thuyết Arrhénius:

Định nghĩa: “Acid là chất phân ly trong nước cho ion H + Base là chất phân ly trong nước cho ion OH _ ”

Giới hạn ứng dụng: Chỉ áp dụng cho dung dịch nước và chỉ cho các chất có chứa H và OH có khả năng phân ly cho ion H+ hay iobn OH-

2.2 Thuyết dung môi phân:

Định nghĩa: “ Acid là chất phân ly trong một dung môi ra cation của dung môi đó

Base là chất phân ly trong môt dung môi cho anion của dung môi đó.”

Ví dụ :Ammoniac lỏng tự ion hóa theo phương trình:

2NH3  NH4+ + NH2

-Ca(NH2)2 là một base trong ammoniac lỏng vì phân ly ra ion NH2- NH4Cl là một acid trong ammomiac lỏng vì phân ly ra ion NH4+

Giới hạn sử dụng : Chỉ áp dụng cho một dung môi cụ thể và chỉ đối với các châ`1t có chứa thành phần có thể phân ly thành cation hay anion của dung môi

Thuyết dung môi phân là sự áp dụng thuyết Arrhénius cho các dung môi khác, nó cho phép hiểu rộng hơn khái niệm acid-base so với thuyết Arrhénius

2.3 Thuyết Proton ( của Bronsted và Lowry)

Định nghĩa:” Trong các phản ứng hóa học, acid là tiểu phân (ion , phân tử) cho ion

H + , base là tiểu phân nhận ion H + ”

Cơ sở của thuyết Proton dựa trên tính chất đặc biệt của ion H+ Đây là ion duy nhất không có lớp vỏ electron, kích thức nhỏ hơn các ion khác khoảng 10000 lần, nhờ vậy

ion H+ có thể xâm nhập sâu vào lớp vỏ electron của các tiểu phân khác Dựa trên cơ sở này Bronsted và lowry tách phản ứng trao đổi proton thành loại phản ứng riêng : phản ứng acid – base

Đặc điểm của thuyết acid-base proton:

a) Một acid cho proton trở thành base và ngược lại

Ví dụ : Trong dung dịch nước HCl phân ly:

HCl + H2O H3O+ + Cl -HCl là một acid mất H+ trở thành base Cl- , H2O nhận H+ trở thành acid H3O+ HCl/Cl- và H3O+/H2O là các cặp acid base liên hợp Các acid base liên hợp có tính

chất tích các hằng số điện ly acid base của chúng bằng tích số ion của dung môi

Ví dụ: KA của HCl và KB của Cl- trong nước bằng tích số ion của nước (Kn):

KAKB = Kn

b) Tính acid- base và độ mạnh của chúng phụ thuộc vào bản chất tiểu phân nhận hoặc cho H +

Ví dụ:

+ CH3COOH là một acid yếu trong nước, nhưng là acid mạnh trong ammoniac lỏng

++ HCl là một acid mạnh trong nước nhưng là một base trong HI lỏng

HCl + HI H2Cl+ + I -+++ Ion Fe3+ (k) không có tính acid bronsted , nhưng trong nước là một acid : [Fe(H2O)6]3+ + H2O [Fe(H2O)5(OH)]2+ + H 3 O+

c) Có thể tính toán định lượng được độ mạnh của acid và base thông qua việc

đo nồng độ ion H + của dung dịch hoặc đo nhiệt sinh ra từ phản ứng cho nhận proton ( phản ứng trong trạng thái khí)

Ví dụ:

+ Dung dịch nước HCl 0,01M có giá trị pH  2, như vậy có thể coi HCl là acid mạnh trong dung dịch nước

++ Dung dịch NaOH 0,001M có giá trị pH  11, như vậy có thể coi NaOH là một base mạnh trong nước vì NaOH điện ly hoàn toàn thành Na+ và OH- và OH- là một base mạnh vì nó tác dụng hoàn toàn với nước, lấy proton của nước, làm giảm nồng độ ion H+ xuống còn 10-11 iong/l, theo phương trình:

NaOH Na+ + OH-Na

OH-Na + H2O H2O + OH -+++ Ion O2- (k) có tính base bronsted mạnh hơi ion OH-(k) vì năng lượng giải phóng ra khi O2- kết hợp với H+(k) (2318 kJ/mol) cao hơn OH-(k) (1635kJ)

Giới hạn ứng dụng: Cho mọi loại phản ứng có cho nhận proton, đặc biệt thuận lợi

cho các phản ứng trong dung dịch vì có thể dễ dàng xác định chính xác nồng độ ion

H+ bằng pH kế hay xác định nhanh gần đúng nồng độ ion H+ bằng giấy chỉ thị tổng

hợp Rất hay được sử dụng cho các phản ứng trong dung dịch nước và trong các dung

môi khác nước do có tính định lượng cao

d) Trong dung dịch nước, không thể có acid nào mạnh hơn ion H 3 O + và không có base nào mạnh hơn ion OH - (hiệu ứng san bằng)

Giải thích: Một base (B) bất kỳ khi vào nước sẽ nhận proton của nước theo phương trình phản ứng sau:

B + H2O BH+ + OH -Base (B) mạnh thì cân bằng chuyển hoàn toàn sang phải nghĩa là không còn tồn tại tiểu phần B trong nước, như vậy OH- là base mạnh nhất trong nước Lập luận tương tự có H3O+ là acid mạnh nhất trong dung dịch nước

Ví dụ: Trong các dung dịch nước NaOH, KOH và CsOH đều có nồng độ 0,01N, dung dịch nào có tính base mạnh hơn, biết rằng khả năng nhận H+ tăng dần theo dãy NaOH , KOH , CsOH Kết luận: theo hiệu ứng san bằng chúng có tính base như nhau

vì chúng là chất điện ly hoàn toàn trong nước

2.4 Thuyết electron ( của Lewis)

Định nghĩa: Acid là chất nhận cặp electron, base là chất cho cặp electron

Cơ sở của thuyết electron: Sự tạo thành các hợp chất cộng hóa trị hay các ion phức tạp từ các ion hay từ các phân tử đơn giản hơn xảy ra theo cơ chế cho nhận

Ví dụ:

+ H+ + OH-  H2O ++ Co3+ + 6NH3  [Co(NH3)6]3+

+++ HCl + NH3  NH4Cl ++++ BF3 + F-  [BF4] -a) Acid Lewis là những tiểu phân có dư mật độ điện tích dương và còn có ocbitan hóa trị trống thích hợp cho việc nhận cặp electron

b) Base lewis là những tiểu phân có khả năng cho đi cặp electron

Ý nghĩa: Mở rộng khái niệm acid – base, đưa các phản ứng tạo phức vào loại các phản ứng acid base

Ứng dụng: Dùng chủ yếu trong các phản ứng tạo phức

Tính cường độ acid-base Lewis: Phức tạp, không có chuẩn thống nhất do tính acid base của nó phụ thuộc vào cấu tạo của tiểu phân

2.5 thuyết acid-base Usanovich

Định nghĩa: Acid là chất có thể cho đi cation, kết hợp với anion hoặc kết hợp với electtron Base là chất có thể kết hợp với cation, cho đi anion hoặc cho đi electron trong các phản ứng hóa học

Cơ sở của thuyết Usanovich: Tất cả các thuyết acid –base vừa xem xét có điểm chung là có sự chuyển electron hay anion từ base sang acid hay có sự chuyển cation từ acid sang base Tuy nhiên các thuyết trước đều đưa ra định nghĩa cụ thể,

do đó có giới hạn ứng dụng Thuyết Usanovich bao quát hết mọi phản ứng hóa học Lĩnh vực ứng dụng: Vì nó có tính khái quát quá cao và không đưa ra được cách tính định lượng thống nhất, nên người ta chỉ sử dụng nó trong các trường hợp không áp dụng được các thuyết khác, đặc biệt là các phản ứng kết hợp và phân hủy ở nhiệt độ cao

Ví dụ:

+ SiO2 + CaO = CaSiO3

+ Ca[CO3] = CaO + CO2

Kết luận: Các phản ứng không có sự thay đổi số oxy hóa là loại phản ứng acid

base Phản ứng xảy ra càng dễ dàng và càng sâu khi tính chất acid –base của các chất tham gia phản ứng càng mạnh, theo nguyên tắc: phản ứng xảy ra theo chiều hướng tạo ra acid và base yếu hơn Tính acid của một chất biểu thị đặc tính dương điện của tiểu phần và tính base biểu thị đặc tính âm điện của tiểu phần hóa học

3 Các phương pháp tính độ mạnh acid-base của các chất

3.1 Tính độ mạnh acid-base theo thuyết proton

3.1.1 Thực nghiệm: Đo pH của dung dịch bằng pH - kế

3.1.2 Các quy tắc tính độ mạnh của acid, base bronsted trong dung dịch nước cho các hidroxit và oxihidroxit

a) Quy tắc Paoling

Hằng số điện ly nấc thứ nhất (K1) của các hidroxit và oxihidroxit có công thức chung XOn(OH)m tính theo công thức:

pK1  7 –5n

Ví dụ:

HClO có n = 0 suy ra pK1  7 ( Thực tế pK1 = 7,3)

H5IO6 có n = 1 suy ra pK1  2 (thực tế bằng 1,51)

H2SO4 có n = 2 suy ra pK1  -3 ( thực tế bằng –3)

HClO4 có n = 3 suy ra pK1  -10

Các hằng số phân ly tiếp theo nhỏ hơn nấc phân ly trước từ 105 đến 107 lần

Ví dụ H3PO4 có pK1 = 2,12, pK2 = 7,20 và pK3 = 11,9; H2SO4 có pK2 = 1,9

Quy tắc này chỉ áp dụng được cho các hidroxit và oxihidroxit không có cầu oxi ( acid đơn phân tử) và giá trị pK giảm khi độ âm điện của X giảm

Ví dụ:

+HClO4 và HMnO4 đều có có n = 3 nhưng pK lần lượt có các giá trị-10 và -2,3 ++ H2SO4 và H2MoO4 đều có n = 2 nhưng pK2 lần lượt là 1,9 và 6,0

Ứng dụng: áp dụng quy tắc này có tính đến độ âm điện có thể biết độ mạnh acid bronsted của hidroxit và oxihidroxit.(Chú ý Mn và Mo đều là kim loại)

Cơ sở lý thuyết của quy tắc: Giải thích trên ảnh hưởng của O-2 đến độ có cực của liên kết O – H

b)Quy tắc Kartletch

Quy tắc Kartlech dùng đánh giá độ mạnh tính acid base của các hidroxit và oxihidroxit trong dung dịch nước

Kartletch đưa ra đại lượng thế ion của nguyên tử trung tâm () bằng :

Điện tích của ion trung tâm q

Bán kính của ion trung tâm r(Ao)

Một oxiacid sẽ là acid hay base tùy thuộc vào giá trị của :

Giá trị này càng lớn, tính acid càng mạnh, giá trị này càng nhỏ tính base càng mạnh Al(OH)3 có Al = 3/0,57 = 5,3 ; lưỡng tính

KOH có K = 1/1,33 = 0,75 ; base

H2SO4 có S = 6/0,3 = 20 ; acid

( chú ý dùng tiêu chuẩn này chỉ dành cho trong dung dịch nước có nồng độ không quá đậm đặc ở nhiệt độ thường, trong trường hợp khác , tiêu chuẩn đánh giá này không đủ chính xác)

bài tập:Tính độ acid-base của các hidroxit và oxihidroxit sau: Ni(OH)2, CsOH, Ca(OH)2, H2CrO4, Cr(OH)2, Cr(OH)3, Mn(OH)3 , Mn(OH)2 ,Mn(OH)4 HMnO4,AgOH cho biết bán kính (Ao) của các ion là Ni2+ ( 0,74), Cs+ (1,65), Ca2+(1,04), Cr6+ (0,35),

Cr3+ (0,64), Cr2+ (0,83), Mn2+ (0,91) Mn3+ (0,70), Mn4+(0,52),Mn7+(0,46), Ag+ (1,13) Sắp xếp theo độ mạnh tăng dần của base và acid Rút kết luận về tính acid-base của dãy hidroxit và oxihidroxit của một nguyên tố Giải thích bản chất quy tắc paoling và quy tắc Kartletch

Cơ sở của quy tắc: khả năng phân cực của cation X

c) Giải thích độ mạnh theo giá trị các hàm nhiệt động

Sử dụng các giá trị nhiệt động có thể đưa đến việc tính được độ mạnh của acid Bronsted và có thể giải thích thoả đáng quy luật biến đổi độ mạnh của các acid Bronsted

Ví dụ: Tính độ mạnh của acid Bronsted Fe3+ trong dung dịch nước Biết Go298 của Fe(OH)63+ , Fe(H2O)5OH2+, Fe(H2O)4(OH)2+, Fe(H2O)3(OH)3 , H2O lần lượt (kJ/mol): -18, -243, -454, -677, -237

Fe(OH)63+ + H2O Fe(H2O)5(OH)2+ + H3O+

Go298 = (-243 + 0) – (-237 – 18) = 12 kJ/mol

Go298 = -298  8,314  2,303 lgK1 = 12000J

K1 = 10-2,1 Kết luận : Fe3+ là acid Bronsted có độ mạnh trung bình

( sinh viên tính K2 và K3 của acid Fe(H2O)63+)

Ví dụ: Các acid hidrohalogenic HnX trong nước có độ mạnh Bronsted trong phân nhóm theo X tăng từ trên xuống Giải thích nguyên nhân

Để giải thích hiện tượng này người ta sử dụng chu trình born – Haber cho quá trình hình thành và phân li của các hợp chất HnX trong dung dịch nước :

luongtinh acid

base

, 2 , 3 2

, 2

; , 2 , 3

; , 2 , 2















HnX Dpl nH(k) + X(k)

HoTHoT nIH H = -AX

nH1 H2

HnX(aq) Hp nH+(aq) + Xn-(aq)

Hằng số acid có liên hệ với thế đẳng áp đẳng nhiệt của quá trình điện li HnX trong dung dịch :

GoT = -RTlnKa

mà GoT = HoT - TSoT

ở nhiệt độ không cao , có thể bỏ qua vai trò của biến thiên entropi bên cạnh nhiệt phản ứng:

HoT = -RTlnKa

Như vậy acid càng mạnh khi HoT càng âm Từ chu trình trên ta có thể thấy rằng:

Hp = -H3 + nH1 + H2 + nIH –AX + Dpl

Giá trị của năng lượng hidrat hóa của anion và phân tử rất nhỏ, do đó H3 và H2

có ảnh hưởng không đáng kể đến giá trị Hpï; H1 và IH giống nhau cho tất cả các acid Như vậy, Hp hay pKa chỉ phụ thuộc vào giá trị của AX và Dpl

- nếu AX càng lớn, X là nguyên tố âm điện càng mạnh sẽ làm cho cường độ acid càng tăng vì làm cho HP giảm

-nếu Dpl càng lớn, liên kết H-X càng bền vững, cường độ acid sẽ càng giảm vì HP

càng tăng

Nhưng Dpl là một đại lượng phụ thuộc vào AX, nếu AX càng lớn thì Dpl càng lớn Như vậy, việc thay đổi độ âm điện của nguyên tố không kim loại sẽ đồng thời gây ra 2 ảnh hưởng trái ngược nhau đê`1n cường độ acid Kết quả cuối cùng sẽ phụ thuộpc vào đại lượng nào thay đổi nhanh hơn.Yếu tố AX quyết định sự thay đổi cường độ acid Trong một chu kì từ trái qua phải, ái lực electron (AX ) tăng nhanh hơn sự tăng độ bền liên kết (Dpl) ( vì bán kinh nguyên tử trong chu kì thay đổi không nhiều) Kết quả tính acid tăng dần

Trong một phân nhóm từ trên xuống dưới, AX giảm nhanh hơn sự giảm Dpl, do đó kết quả là cường độ acid tăng dần Yếu tố Dpl quyết định sự thay đổi cường độ acid