Chuong 4- Can bang Axit-Bazo

Thuyết Arrhenius, 1894 “ Một axít là một chất bất kỳ mà khi ion hoá có thể một phần hay hoàn toàn trong nước cho các ion H+ nó kết hợp với nước để cho ion hidrônium, H 3 O + còn bazơ

CHƯƠNG 4 CÂN BẰNG AXÍT BAZƠ

4.1 CÁC THUYẾT AXÍT BAZƠ

4.2 HẰNG SỐ PHÂN LY AXIT Ka, HẰNG SỐ PHÂN LY BAZƠ Kb

4.3 HẰNG SỐ PHÂN LY CỦA NƯỚC, Kn; QUAN HỆ GIỮA Ka VÀ

Kb, THANG pH

4.4 TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH AXIT, BAZƠ

4.5 DUNG DỊCH ĐỆM

4.6 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

4.1 CÁC THUYẾT AXÍT BAZƠ

1 Thuyết Arrhenius, 1894

“ Một axít là một chất bất kỳ mà khi ion hoá (có thể một phần hay hoàn toàn)

trong nước cho các ion H+ (nó kết hợp với nước để cho ion hidrônium, H 3 O + )

còn bazơ là một chất khi ion hoá trong nước cho ion hydroxyl - OH - ”

2 Thuyết các hệ dung môi, Franklin, 1905

Một axít được xem như một chất tan sinh ra cation của dung môi và một

bazơ là một chất tan sinh ra anion của dung môi Vì vậy, NH 4 Cl là một axít

mạnh trong amoniac lỏng (tương tự như HCl trong nước)

3 Thuyết Lewis G N , 1923

“Axít là một chất có thể nhận một cặp elecctron còn bazơ là chất có thể cho

một cặp electron của mình” O 2 và N 2 là chất cho e là bazơ; chất không chứa

hydro nhưng nhận electron cũng xem như là axít

4 Thuyết Bronsted – Lowry, 1923

“Một axít là bất kỳ một chất nào cho proton còn bazơ là bất kỳ một chất nào

nhận proton”

Thuyết Bronsted-Lowry

Axit: Chất cho Proton; Bazơ: Chất nhận Proton

Cặp axit/Bazơ liên hợp: CH3COOH/CH3COO-;

NH3/NH4+

Axit Bazơ

H +

Bazơ Axit

 Một số cặp axit- bazơ liên hợp

Dung môi axít 1 + bazơ 2 ® axít 2 + bazơ 1

NH4+

H2OHCO3-

NH4+H-picrat

NH3

H2O

H2OOAc-

Thuyết Bronsted-Lowry

4.2 HẰNG SỐ PHÂN LI AXIT VÀ BAZƠ

• Ka, Kb là hằng số tại một nhiệt độ và áp suất nhất định.

• Ka, Kb biểu diễn độ mạnh, yếu của axit và bazơ

• Ka (Kb) càng nhỏ: axit (bazơ) càng yếu.

 Phân loại axit-bazơ

• Đơn axit: cho một proton, HCl, HNO3, CH3COOH

• Đa axit: cho nhiều hơn 1 proton, H3PO4, H2SO4

• Đa bazơ: Cu(OH)2, Fe(OH)3,

4.2 HẰNG SỐ PHÂN LI AXIT VÀ BAZƠ

Acetic H 3 CCOOH 1.8×10 -5 Hypochloric HOCl 3.0×10 -8

4.3 HẰNG SỐ PHÂN LI CỦA NƯỚC

 Sự phân li của nước;

 Nồng độ của H2O là hằng số  Hằng số phân li của nước:

 Kwthay đổi theo nhiệt độ, ở 200C Kw= 6.809×10-15;

tại 300C Kw= 1.469×10-14

 pH = -log[H+] ; pOH = -log[OH-] (bỏ qua hệ số hoạt độ)

 pH + pOH = 14 (K w= 1×10-14)

 Với dung dịch trung hoà: pH = pOH = 7 (tại 250C)

 Dung dịch axit: pH < 7; dung dịch kiềm: pH >7

(tại 250C)

HA A H Ka

+

-=

Đối với bazơ A - (A - là bazơ liên hợp của axit HA)

A - + H 2 O = HA + OH -

] [ ] ].[

Tích số Ka.Kb sẽ là

] [ ] ].[

[

HA A

H+

-.

] [ ] ].[

[

-

-A OH HA

= [H + ].[OH - ] = Kn = 1.10 -14

K a K b=

Thí dụ 4.1: Tính Kbcủa CH3COONa biết Kacủa CH3COOH là 10-4,75

4.3 QUAN HỆ GIỮA Ka VÀ Kb, THANG pH

 Thang pH

4.4 Tính pH CỦA CÁC DUNG DỊCH AXIT, BAZƠ

 Tính pH của dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh

Dung dịch axít mạnh, bazơ mạnh phân ly hoàn toàn nên nồng

độ H+ (OH-) chính là nồng độ của axít (bazơ) ban đầu

Axít mạnh HCl, trong nước phân ly hoàn toàn

HCl = H+ + Cl

-Do axít phân ly hoàn toàn nên xem như H+ = Ca

pH = -log H+ = -log Ca

Tương tự đối với bazơ mạnh BOH

4.4 Tính pH CỦA CÁC DUNG DỊCH AXIT, BAZƠ

TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐƠN AXIT, ĐƠN BAZƠ

 pH của dung dịch axit yếu, bazơ yếu

 pH của dung dịch axit yếu

Một axit HA là axít yếu có nồng độ Ca và hằng số phân ly Ka

] ].[

[

HA

A H Ka

+

x Ca

x x

-Khi Ca≫x hay C/100  Ka, bỏ qua x cạnh Ca;

Ka.Ca= x 2

 [H + ] = Ka Ca

 pH = 1/2 pKa -1/2 logCa

 pH của dung dịch bazơ yếu

B + H2O ↔ BH+ + OH[ ] BĐ Cb 0 0

-[ ] CB Cb – x x x

][

]].[

[

B

OH BH Kb

+

x Cb

x

-Khi Cb/100  Kb → bỏ qua x cạnh Cb

→ [OH-] = Kb ; Cb

→ p[OH] = 1/2 pKb -1/2logCb

→ pH = 14- 1/2 pKb + 1/2 logCb

TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐƠN AXIT, ĐƠN BAZƠ

Thí dụ 4.2: Tính pH của dung dịch CH 3 COOH 10 -3 M, Ka = 1.10 -4,75

Giải:

Giả sử KaCa≫ Ka.[H + ] ta có:

pH = 1/2pKa -1/2 logCa

= 4,75/2 + 1,5 = 3,875 Nếu giải phương trình bậc hai:

] [ ] ].[

[

HA A H

Ka

+

x Ca

x

-x 2 + Ka.x - Ka.Ca = 0

→ Giải phương trình bậc hai thu được: x = 12,46.10 -5  pH = 3,9

TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐƠN AXIT, ĐƠN BAZƠ

 pH của dung dịch muối đơn axít yếu bazơ mạnh, đơn bazơ yếu axít mạnh

- Muối của đơn axit yếu với bazơ mạnh

+ Muối của đơn axít yếu với bazơ mạnh là các bazơ (ví dụ: NaCH3COO,

NaCN, )

+ pH được tính theo công thức tính bazơ yếu

- Muối của đơn bazơ yếu với axit mạnh

+ Muối của đơn bazơ yếu với axit mạnh là các axit (ví dụ: NH4Cl, )

+ pH được tính theo công thức tính axit yếu

TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐƠN AXIT, ĐƠN BAZƠ

 pH của dung dịch muối đơn axít yếu bazơ mạnh, đơn bazơ yếu axít mạnh

Thí dụ 4.3: Tính pH của dung dịch CH3COONa 10-1M, Ka = 10-4,75

Giải: Trước hết phản ứng phân ly của muối (phân ly hoàn toàn)

CH3COONa = CH3COO- + Na+

CH3COO- + H2O = CH3COOH + OH

-][

]].[

OH COOH CH

Tính pH của hỗn hợp axit (bazơ)

Hỗn hợp gồm axit mạnh A 1 H và axit yếu A 2 H

Phương trình bảo toàn proton:

2 3 - +

]) C [ ] O H [ ] O H [

+ + +

+

-3 2 1

1 3

2 1

C

(5) Tính pH của hỗn hợp axit (bazơ)

Nếu coi axit yếu A 2 H phân li không đáng kể,

nghĩa là: [A 2 H] = C 2 (ban đầu)

3

C

]) C [ ] O H [ ( ] O H

 pH của dung dịch đệm axit-bazơ liên hợp

Dung dịch đệm: có khả năng chống lại sự thay đổi pH khi thêm axit, bazơ mạnh

Thành phần: axít yếu + muối và bazơ yếu + muối,

] ].[

[

3

3

COOH CH COO CH H Ka

+

-=

hay:

] [

] [

]

3

3

COO CH COOH CH Ka

H+ =

4.5 DUNG DỊCH ĐỆM

TÍNH pH DUNG DỊCH ĐỆM

 pH của dung dịch đệm axit-bazơ liên hợp

Phương trình bảo toàn khối lượng:

[CH 3 COOH] + [CH 3 COO - ] = C = C a + C b (*)

Phương trình bảo toàn điện tích:

[Na + ] + [H + ] = [OH - ] + [CH 3 COO - ]

hay: [CH 3 COO - ] = C b + [H + ] - [OH - ] (**)

Từ (*) và (**) ta có:

[CH 3 COOH] = C a + C b - (C b + [H + ] – [OH - ]) = C a - [H + ]+ [OH - ]

→

] [

] [

]

3

3

COO CH COOH CH Ka

hay

] [ ] [

] [ ] [ ]

-+ +

+

+ -

-=

OH H Cb

OH H Ca Ka H

Bỏ qua [H + ] và [OH - ] so với C a và C b , lấy -log hai vế của phương trình ta có:

pH = pKa +

Ca

Cb

Đối với các dung dịch đệm pH, thường C A , C B >> [H+], [OH-] do A- và HA có sẵn trong dung

dịch cản trở quá trình sinh ra H+ và OH- Do đó phương trình (*) được đơn giản hoá thành:

B

A a

C

C K

C

C pK

Khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh vào dung dịch đệm:

A- + H+ ® HA (Phản ứng xảy ra hoàn toàn)

[ ] BĐ C B x C A

[ ] CB C B - x C A + x

x C pK

pH

A

B a

+

+

Khi thêm một lượng nhỏ bazơ mạnh vào dung dịch đệm:

HA + OH- ® A- + H 2 O (Phản ứng xảy ra hoàn toàn)

[ ] BĐ CA x CB

[ ] CB C A - x C B + x

→

x C

x C pK

pH

A

B a

-+ +

TÍNH pH DUNG DỊCH ĐỆM

10+20= 2

30 (M)

2 30 1

30

pH = 5,05

TÍNH pH DUNG DỊCH ĐỆMBài 4.4: Tính pH dung dịch gồm có 10,0 ml CH3COOH 0,1 M và

20,0 ml CH3COONa 0,1 M; biết pKa= 4,75 khi thêm

ĐỆM NĂNG

Đệm năng của dung dịch đệm :

Số mol axit mạnh hoặc bazơ mạnh khi thêm vào 1 lit dung dịch làm

thay đổi 1 đơn vị pH:

= Δ

Δ = −

ΔΔ

=

(− lg[ +)= −2,3[

+][ +]Đối với hệ đệm liên hợp

Nếu thêm 10-3 mol HCl vào 1 L dung dịch đệm ở trên

thì pH thay đổi như thế nào.

 Nồng độ dung dịch đệm càng cao, đệm năng càng lớn

 Tuy nhiên, không nên sử dụng nồng độ cao quá để tránh kết tủa

và thay đổi hệ số hoạt độ

 pH của dung dịch đệm càng gần với pKa, đệm năng càng lớn

 Nguyên tắc pha dung dịch đệm

- Đo pH; Điều chỉnh pH đến giá trị pH cần thiết bằng

cách thêm một lượng nhỏ axit hoặc bazơ.

- Nếu cần, pha loãng đến thể tích cần thiết

4.6 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

 Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong đa axít, đa bazơ

Lấy trường hợp của H3PO4 làm ví dụ: pK1 = 2,12 ; pK2 = 7,21 ; pK3 = 12,36

H3PO4 = H+ + H2PO4- K1 =

] [

] ].[

[

4 3

4 2

PO H

PO H

-H2PO4- = H+ + HPO42- K2 =

] [

] ].[

[

4 2

2 4 -

+

-PO H

HPO H

HPO42- = H+ + PO43- K3 =

] [

] ].[

[

2 4

3 4 -

+

-HPO

PO H

Phương trình bảo toàn nồng độ:

Ca = [PO43-] + [HPO42-] + [H2PO4-] + [H3PO4]

Thay các đại lượng trong phương trình trên theo Ka, H+ và PO43- ta có:

3 4 2

].[

][

K K

PO

+

1 2 3

3 4 3

].[

][

K K K

K

H+

+

2 3

2

][

K K

H+

+

1 2 3

3

][

K K K

H+

) 4.6 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

* Nồng độ cân bằng của các cấu tử trong đa axít, đa bazơ

[PO43-] =

3 2 1 2 1 1

2 3

3 2 1

] [ ] [ ]

K K CaK

+ +

+

[HPO42-] =

3 2 1 2 1 1

2 3

1 2

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H K CaK

+ +

2 3

2 1

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H CaK

+ +

2 3

3

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H Ca

+ +

+

+

→ Tùy thuộc nồng độ H+ mà các cấu tử có giá trị lớn hay nhỏ Trong

môi trường axit, nồng độ axit lớn và ngược lại

4.6 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

a 4 2 C ] PO

-a

2

C ] [HPO -

a 4 C ] [PO 3 -

o = ; 

1 = ; 2 = ;  3 = 4.6 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

As(V): H3AsO4

pKa2: 7,1pKa3: 11,5

 pH của dung dịch đa axit đa bazơ

Đối với các đa axit, đa số chúng có các hằng số axit, K rất khác nhau, thí dụ

H 3 PO 4 có K 1 lớn hơn K 2 gần 10 5 lần cho nên sự phân ly của nấc 2 là không đáng

kể so với nấc 1 Vì vậy, các đa axít được xem như đơn axít có một hằng số phân

ly là Ka 1 và có thể tính pH của dung dịch đa axít theo công thức:

Ca Ka

H ] 1[ + =

Trường hợp các axít có K gần nhau (thường là các axít hữu cơ) thì phải lập

phương trình cân bằng proton sau đó giải phương trình bậc cao

Tương tự, các đa bazơ (ví dụ Na 2 CO 3 , Na 3 PO 4 v.v.) cũng có thể coi là các đơn

bazơ có một hằng số thủy phân là K b1 và có thể tính pH của dung dịch theo công

thức sau:

Cb Kb

OH ] 1[ - =

Trong đó: K b1 = K n /Ka n

4.6 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

 pH của dung dịch muối đa axít và đa bazơ

(H2PO4-, HPO42-, HCO3-, )

Giả sử muối H2PO4-, trong dung dịch có các cân bằng:

H2PO4- = H+ + HPO42-

H2PO4- + H2O = H3PO4 + OH- Phương trình cân bằng proton là:

[H+ ] + [H3PO4] = [HPO42-] + [OH-]

4.6 ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

Bỏ qua [H + ] và [OH - ] cạnh [H 3 PO 4 ] và [HPO 42-] ta có:

[H 3 PO 4 ] =

3 2 1 2 1 1

2 3

3

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H Ca

+ +

2 3

1 2

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H K CaK

+ +

Bài tập về nhà chương 4 (phần II)

Bài 4.7: Tính pH dung dịch hỗn hợp các đa axit, đa

Bài 4.8: Để pha 1L dung dịch đệm pH = 7 bằng

thế nào.

, = 10-10,35Giả sử x << 0,03, giải ra được x = 2,634x 10-11

→ pH = 10,63