Bài giảng hóa vô cơ AXIT BAZ

THUYẾT AXIT – BAZ CỔ ĐIỂN CỦA ARRENIUS• Định nghĩa: Axit - chất phân ly trong nước cho ion H+ Baz - chất phân ly trong nước cho ion OH -• Hạn chế: chỉ áp dụng được cho dung dịch nước

Chương III AXIT – BAZ

I THUYẾT AXIT – BAZ CỔ ĐIỂN CỦA

ARRENIUS

II THUYẾT PROTON CỦA BRONSTED

III THUYẾT ELECTRON CỦA LEWIS

IV THUYẾT AXIT – BAZ CỦA USANOVIC

I THUYẾT AXIT – BAZ CỔ ĐIỂN CỦA ARRENIUS

• Định nghĩa:

Axit - chất phân ly trong nước cho ion H+

Baz - chất phân ly trong nước cho ion OH

-• Hạn chế: chỉ áp dụng được cho dung dịch

nước và những chất trong thành phần cấu

tạo có chứa H+ và OH-.

II THUYẾT PROTON CỦA BRONSTED

1 Định nghĩa

2 Dự đoán axit – baz Bronsted

3 Cường độ axit – baz Bronsted

4 Phản ứng thủy phân theo quan điểm axit

– baz Bronsted

5 Đánh giá khả năng xảy ra phản ứng trao

đội ion bằng các hàm nhiệt động

- nH+

2 Dự đoán axit – baz Bronsted

• Axit – là các chất phải có chứa H+

 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

• Một chất có khả năng thể hiện tính axit (hay baz) nếu có một tiểu phân khác nhận H+ (hoặc cho H+)

2 Dự đoán axit – baz Bronsted

• 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

 Cation kim loại khan: Na + , Ca2+…

 Phân tử không phân cực: CO2, B2Cl6…

3 Cường độ axit – baz Bronsted

a Cường độ axit – baz Bronsted ở trạng

thái khí

b Cường độ axit – baz Bronsted trong các

dung môi proton hóa

c Cường độ của một số axit – baz quan

trọng trong dung dịch nước

d Mối liên hệ giữa cường độ axit baz với

tính kim loại – phi kim và mức độ oxi hóa của chúng

a Cường độ axit – baz Br ở TT khí

b Cường độ axit – baz Br trong các

dung môi proton hóa

• Các dung môi proton hóa H2O, H2SO4,L, NH3,L, HFL

 thường có lk hydro  Ts, Tnc > các hợp chất tương tự

 có tính phân cực mạnh  có khả năng hòa tan nhiều chất

 có thể tự ion hóa một phần khi ở TT lỏng để tạo thành H +

c Cường độ của một số axit – baz

quan trọng trong dung dịch nước

• Quy luật biến đổi cường độ của các

 Quy luật biến đổi cường độ của

các hydraaxit HnX

• Trong một chu kỳ khi đi từ trái sang phải : X

 độ phân cực của liên kết H – X 

Cường độ của các axit HnX.

• Trong một phân nhóm khi đi từ trên xuống: rX

 độ bền của liên kết H – X giảm dần 

cường độ axit .

 Quy luật biến đổi cường độ của

Cường độ của các axit Mn+.xH2O

 Mn+ 8e (Na+, Ca2+, Mg2+ ) tính axit ~

 Mn+ nd, 18e, (18 + 2)e : tính axit phức tạp.

Tính axit của các cation này > Mn+ 8e và có q và

r tương đương

Mn+ 18e, (18 + 2)e: tính axit của Mn+ thuộc chu

kỳ VI >> Mn+ thuộc chu kỳ IV và Mn+ nd có cùng giá trị

r

q2

r

q2

Ion Mg2+.aq Ba2+.aq

Tính axit của các cation kim loại d

d Mối liên hệ giữa cường độ axit

baz với tính kim loại – phi kim

HaXOn(OH)m

• Tính kim loại của X  tính baz 

• Tính phi kim của X  tính axit 

Trong một chu kỳ: đầu chu kỳ - baz

cuối chu kỳ - axit

Trong PNC : tính baz , tính axit

Trong PNP: tính kim loại  nhưng do Rion   tính axit 

d Mối liên hệ giữa cường độ axit

baz với mức độ oxi hóa

Đối với cùng một nguyên tố, mức oxi hóa

Mn2O3 và MnO2: oxit lưỡng tính: tính axit

và baz đều yếu.

• Ví dụ

Trong PN IIA, tính baz trong dãy M(OH)2:

Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2

Trong PN VIIA tính axit trong dãy HXO 

4 Phản ứng thủy phân theo quan

điểm axit – baz Bronsted

• Sự thủy phân của cation

• Sự thủy phân của anion

• Sự thủy phân của muối

a Định nghĩa

M + H2O ⇌ Ax + Baz

• Arrhenius: Phản ứng thủy phân

• Bronsted: phản ứng trao đổi proton giữa các ion do muối phân ly ra với các phân tử H2O.

• Kết quả: pH của nước bị thay đổi.

b Sự thủy phân của các hợp chất

c Sự thủy phân của các muối

trong dung dịch nước

• Các muối trong nước phân ly hoàn toàn.

Ví dụ: NH4Cl + H2O → NH4+.aq + Cl-.aq

AlCl3 + H2O → Al3+.aq + 3Cl-.aq

CH3COONa + H2O → Na+.aq + CH3COO-.aq

• Cation.aq – axit

– Axit mạnh hơn nước: bị thủy phân

– axit yếu hơn nước: không bị thủy phân

• Anion – baz

– Baz mạnh hơn nước: bị thủy phân

– baz yếu hơn nước: không bị thủy phân

• Sự thủy phân của cation

 NH4+ + H2O ⇌ NH4OH + H+

 Mn+ + H2O ⇌ MOH(n-1)+ + H+

Sự thủy phân của các cation  nồng độ H+ 

 dung dịch có môi trường axit

Mn+ – axit  :bị thủy phân càng mạnh.

] [

] ][

tf

M

H

MOH K

K

n M

• Sự thủy phân của anion

 Anion – baz mạnh hơn nước  bị tphân  COH-

A- + H2O ⇌ HA + OH

-• Ka của HA  HA – axit   A- – baz , tphân 

• Ví dụ:

 CO32- là baz mạnh hơn CH3COO

- CO32- bị thủy phân mạnh hơn CH3COO

- Anion quá mạnh: tp hoàn toàn  không thể tồn tại

O2- + H2O  2OH

-N3- + 3H2O  NH3 + 3OH

- Anion quá yếu: sẽ không bị thủy phân

Ví dụ: SO42- Kb = 10-12  coi như không bị tp

I- Kb = 10-23 < 10-14  không bị tp

  5.10 11  2  2.10 4

3 3

b COOH

CH

K

• Sự thủy phân của muối

Sự thủy phân của các ion đa bậc

• PO43- + H2O ⇌ HPO42- + OH- Ktp1

• HPO42- + H2O ⇌ H2PO4- + OH- Ktp2

• H2PO4- + H2O ⇌ H3PO4 + OH- Ktp3

5 Đánh giá khả năng xảy ra phản

ứng bằng các hàm nhiệt động

a Đánh giá bằng biến thiên thế đẳng áp G

b Đánh giá bằng biến thiên thế đẳng áp

tiêu chuẩn G0

c Đánh giá bằng hằng số cân bằng

a Đánh giá bằng biến thiên thế đẳng áp G

a A

d D

c C 0

i

C C

C

C ln

RT G

b Đánh giá bằng biến thiên thế

đẳng áp tiêu chuẩn

• G0 < - 40kJ - phản ứng tự xảy ra đến cùng

• G0 > + 40 kJ - phản ứng không tự xảy ra

• - 40 kJ < G0 < +40 kJ - phản ứng xảy ra thuận nghịch

• G0 ở nhiệt độ T có thể tính:

G0 = H0 - TS0

G0 = -RTlnK

c Đánh giá bằng hằng số cân bằng

K = Ka – cho axit yếu

Kb – cho baz yếu

K K K

, 10 76

, 4

92 , 5

NH Cu b

CuCl 2

N NH

Cu

CuCl 2

b

N 2

N NH

Cu

CuCl

2 a

2 2

4

3 2

3

2 3 2

2 4

2 3 CB

10 10

10

10

K K

T K

K

T K

K K

K

T K

OH H

Cl Cu

NH

H NH NH

Cu

] ) NH (

Cu [ OH

NH

Cl ]

) NH (

Cu

[ K

2 3 3

NH 2

3 3

NH 2

3

4 NH

III THUYẾT ELECTRON CỦA LEWIS

1 Định nghĩa

2 Dự đoán axit – baz Lewis

3 Cường độ axit – baz Lewis

4 Các phản ứng tạo phức theo quan điểm

axit – baz Lewis

2 Dự đoán axit – baz Lewis

• Axit Lewis – phải có dư mật độ điện tích

dương và có các orbital trống:

các cation kim loại:Ag+, Co3+, Cr3+, Mg2+…

các halogenua của B, Al, Si, Sn, P…

các hyđrua của B, Al…

các hợp chất có liên kết kép trong điều kiện thích hợp

2 Dự đoán axit – baz Lewis

• Baz Lewis – có khả năng cho đi cặp electron:

các anion: Cl-, Br-, F-, OH-…

các phân tử trung hòa điện hoặc các cation trong thành phần có các nguyên tử còn ⇅ tự do: NH3, các amin, các hợp chất hữu cơ có chứa oxy như rượu, xeton…

Ví dụ: Axit + Baz

Ag+ + 2NH3 ⇌ [Ag(NH3)2]+

BF3 + F- ⇌ [BF4]HCl + NH3 ⇌ NH4Cl

-CO2 + OH- ⇌ HCO3

-SO2 + OH- ⇌ HSO3

-3 Cường độ axit – baz Lewis

• Tính axit  khi mật độ (+) trên ngtử trung

Ví dụ:

Trong dãy: Me3N, NH3, NF3 : tác dụng rút e  tính axit , tính baz 

Trong dãy BF3, BCl3, BBr3 : r phối tử   khả năng tạo liên kết  cho - nhận   tính axit 

Ví dụ 2: BX3

M3N NH3

NF3

4 Các phản ứng tạo phức theo quan điểm axit – baz Lewis

a Sự tạo phức

b Quan điểm axit – baz cứng, mềm

a Sự tạo phức

• Các cation KL có , có thể nhận ⇅ của baz Lewis để tạo lk cht theo kiểu cho - nhận.

• Nếu Mn+ có KN lk với nhiều L để tạo phức:

• Axit  + baz   phức càng bền với K,  .

 Có thể dùng K,  của các phức tạo bởi cùng

KL để so sánh cường độ của các baz.

Tuy nhiên không thể dùng cách này để so sánh tính axit của các cation kim loại

 Khái niệm axit – baz cứng, mềm

LM

L

M n   n 

n i

n 1

i L ML K

ML    

n m

n

1

ML          

b Quan điểm axit – baz cứng, mềm

• Định nghĩa:

Axit cứng – cation / ptử có d nhỏ và mật độ (+) cao, không có khả năng cho đi ⇅ (H+, Ca2+, Al3)

Baz cứng – ptử / anion có d nhỏ, khó bị biến dạng, không có khả năng nhận ⇅ (như F-, Cl-,

OH-, NH3, H2O…)

Axit mềm – cation / ptử có d lớn, (+) nhỏ, dễ bị biến dạng (Cu+, Ag+, GaCl3, GaBr3…)

Baz mềm – ptử / An có d lớn, dễ bị p/cực, dễ bị oxy hóa

• Axit và baz phản ứng với nhau theo quy tắc:

Axit cứng dễ + với baz cứng hợp chất bền

Axit mềm dễ + với baz mềm hợp chất bền

IV THUYẾT AXIT – BAZ CỦA USANOVIC

2-K2O + ZnO ⇌ 2K+ + ZnO2ZnO - lưỡng tính

2-• Thuyết Us: pư của các chất khi ở TT nóng chảy

TỔNG QUÁT

Các định nghĩa axit – baz đều có điểm chung:

• Axit – những chất

 cho đi các tiểu phân tích điện dương (H+, Kt+)

 nhận các tiểu phân tích điện âm (⇅, OH-, An-)

  axit biểu thị tính dương điện

• Baz – những chất

 cho đi các tiểu phân tích điện âm

 nhận các tiểu phân tích điện dương

  baz đặc trưng cho tính âm điện