CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ

lí thuyets và bài tập hóa phân tích 3

Trang 1

1

CÂN BẰNG AXIT – BAZƠ

CÂN BẰNG AXÍT BAZƠ

- CÁC THUYẾT AXÍT BAZƠ

- HẰNG SỐ PHÂN LY AXIT Ka, HẰNG SỐ PHÂN LY KB

- HẰNG SỐ PHÂN LY CỦA NƯỚC, Kn; QUAN HỆ GIỮA

Ka VÀ Kb, THANG pH

- TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH

- DUNG DỊCH ĐỆM

- ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

Trang 2

2

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, H3O+) 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, NH4Cl 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” O2 và N2 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

Thuyết Bronsted-Lowry

Axit: Chất cho Proton; Bazơ: Chất nhận Proton

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

NH3/NH4+

Acid Base

H +

Base Acid

Trang 3

3

BRONSTED BRONSTED LOWRY, 1923 LOWRY, 1923

Một số cặp axit- bazơ liên hợp

Dung

Dung môi môi axít axít 1 1 + bazơ bazơ 2 2  axít axít 2 2 + bazơ bazơ 1 1

NH3

H2O

C2H5OH

C6H6

HOAc HCl

NH4+

H2O HCO3

NH4+

H

H picrat picrat

NH3

H2O

H2O OAc

OH

C2H5O

C6H5-NH2

NH4+

H3O+

HOAc

H2O

C2H5OH

C6H5-NH3+

OAc

Cl

NH3

OH

CO3

2 NH3 picrat

 Hằng số phân li axit, K a

 Hằng số phân li bazơ, Kb

Trang 4

4

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

định

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

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

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

• Đơn bazơ: NaOH, NH4OH

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

• Đa bazơ: Cu(OH)2, Fe(OH)3,

Bảng: Hằng số phân li axit Axit Công thức Ka Axit Công thức Ka

Hydroflouric HF 7.1×10 -4 Hydrocyanic HCN 4.9×10 -10

Formic HCOOH 1.7×10 -4 Carbonic H 2 CO 3 4.2×10 -7

4.8×10 -11

Lactic H 3 CCH(OH)

COOH 1.4×10

-4 Phosphoric H 3 PO 4 7.5×10 -3

6.2×10 -8

4.8×10 -13

Benzoic C 6 H 5 COOH 6.5×10 -5 Oxalic H 2 C 2 O 4 6.5×10 -2

6.46×10 -5

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

Trang 5

5

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)

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

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

tại 250C

Quan hệ giữa Ka và Kb

Đối với axit HA:

HA ⇌ H+

+ A

-] [ ] ].[

[

HA A H Ka





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

A- + H2O = HA + OH

-] [ ] ].[

[





A OH HA

Tích số Ka.Kb sẽ là

] [ ] ].[

[

HA A

H 

] [ ] ].[

[



A OH HA

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

HẰNG SỐ PHÂN LY CỦA NƯỚC, Kn QUAN HỆ GIỮA Ka VÀ Kb, THANG pH

Trang 6

6

pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐƠN AXIT, ĐƠN BAZƠ

* 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

BOH = B+ + OH

-pOH = log [OH-] = -log Cb

Bài tập

 Tính pH của dung dịch:

a HCl 10-2M

b HCl 10-7M

c NaOH 10-3M

d NaOH 10-6 M

Trang 7

7

* 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



 pH = 1/2 pKa -1/2 logCa

c) pH của dung dịch bazơ yếu

B + H2O = BH+ + OH

Cb– x x x

] [

] ].[

[

B

OH BH Kb





x Cb

x 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

Trang 8

8

Ví dụ: Tính pH của dung dịch CH3COOH 10-3M, 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



x2 + Ka.x - Ka.Ca = 0

 = 10-9,5 + 4.10-7,75

 = 26,7.10-5

x =

2 10 7 , 26

10 4 , 75  5



* 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 v.v.)

+ 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, v.v.) + pH được tính theo công thức tính axit yếu

Trang 9

9

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

Ví dụ: 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

-] [

] ].[

[

3





COO CH

OH COOH CH Kb

Kb = 10-14/10-4,75 = 10-9,25

Ta có:

pOH = 9,25/2 + 0,5 = 5,125 ;

> pH = 8,875

Bài tập

 TÝnh pH dung dÞch HNO20,120 M, Ka = 7,1.10–4

 TÝnh pH cña dung dÞch HF 2,0.10–4M Ka= 6,7.10–4.

 TÝnh pH dung dÞch NH31,0.10–3M, Kb= 1,75.10–5

 TÝnh pH dung dÞch NaNO20,120 M.

 TÝnh pH dung dÞch NH4Cl 1,0x10-3M

Trang 10

10

pH của hỗn hợp axit (bazơ)

Hỗn hợp hai axit mạnh A 1 H và axit yếu A 2 H.

A1H + H2O  

1

A + H3O +

A 2 H + H 2 O H 3 O + + 

2

A

A1H là axit mạnh nên: C1 = [A1H] = [ 

1

A ]

A 2 H là axit yếu nên: C 2 = [A 2 H] + [ 

2

A ] Dung dịch axit nên có thể bỏ qua nồng độ [OH – ]

Phương trình bảo toàn proton:

[H 3 O + ] = [ 

1

A ] + [  2

A ] = C 1 + [ 

2

A ] [ 

2

A ] = [H 3 O + ] – C 1 (1)

[A 2 H] = C 1 + C 2 – [H 3 O + ] (2)

pH của hỗn hợp axit (bazơ) Hằng số phân li axit của A2H

H

K 2 =

] H A [ ] A [ O H [

2 2 3





(3) Thay các giá trị (1) và (2) vào (3) :

H

K 2 =

] O H [ C C

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









3 2 1

1 3

Biến đổi phương trình (4):

[H3O+]2 – (C1–K 2H) [H3O+] – (C1 + C2)K 2H = 0

[H3O+] =

2

4

2 2

2 1

1 K H ) ( C K H ) ( C C ) K H

C

(5)

Trang 11

11

pH của hỗn hợp axit (bazơ)

Nếu coi axit yếu A2H phân li không đáng kể, có nghĩa [A2H] = C2 (ban đầu)

H

K

2 =

2

1 3 3

C

]) C [ ] O H [ ]

O

H

[H3O+] =

2

2 1

C

pH CỦA DUNG DỊCH ĐỆM

* pH của dung dịch đệm axit-bazơ liờn hợp

Dung dịch đệm: cú khả năng chống lại sự thay đổi pH khi thờm axit, bazơ mạnh.

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

Cõn bằng:

CH3COOH = H++CH3COO

-H2O = H+ + OH -Hằng số cõn bằng:

] [

] ].[

[

3 3

COOH CH COO CH H Ka







hay:

] [

]

3 3

COO CH COOH CH Ka

H 

Trang 12

12

pH CỦA DUNG DỊCH ĐỆM

* pH của dung dịch đệm axit-bazơ liên hợp

Phương trình BTKL:

Phương trình bảo toàn điện tích:

[Na+] + [H+] = [OH-] + [CH3COO-]

hay: [CH3COO-] = Cb + [H+] - [OH-] (**)

Từ (*) và (**) ta có:

[CH3COOH] = Ca+ Cb- (Cb + [H+] – [OH-]) = Ca- [H+]+ [OH-]

→

] [

]

3 3

COO CH COOH CH Ka

H 

hay

] [ ] [

] [ ] [ ]















OH H Cb

OH H Ca Ka H

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

pH = pKa +

Ca

Cb log

Đệm năng

Đệm năng là khả năng chống lại sự thay dổi pH của dung dịch khi thêm axit

mạnh hoặc bazơ mạnh vào dung dịch, ký hiệu là 

dpH

da dpH

db 





dpH

dCa dpH dCb





ΔpH

ΔCa ΔpH ΔCb 



 Một lượng nhỏ NaOH thêm vào, thay đổi một lượng Cb, ta có:

 = dCb/dpH

3 , 2 / ]) ln[

( H d dCb

] [ ] [ 3 ,



H d dCb H

Trang 13

13

Đệm năng

Gọi C là tổng nồng độ của các axít và ba zơ liên hợp:

C = Ca + Cb

C = [A-] + [HA]

Ka A

H ].[ ]

] [ (Ka  H

KaC

dCb/d[H+] là sự thay đổi [A-] khi thay đổi nồng độ H+ Ta có:

 = -2,3[H+



  2

]) [

KC

2 ]) [ (

] [ 3 ,







H Ka H KC

Thay [H+] = Ka.Ca/Cb ta có công thức rút gọn:

Cb Ca Cb Ca





 2,3 .

Bài tập

 TÝnh pH dung dÞch gåm cã 10,0 ml

CH3COOH 0,1 M vµ 20,0 ml CH3COONa 0,1 M, biÕt pKa= 4,75

 pH của dung dịch trên khi thêm

a 10-3mol HCl

b 5.10-4mol NaOH

c 10-2mol HCl

d 10-3mol NaOH

Trang 14

14

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

K

H ] 

[

Hay:

A B a

C

C pK

pH  lg (Phương trình Henderson- Hasselbalch)

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

tpgh: C B - x C A + x

=>

x C x C pK

pH

A B

a 





 lg

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

HA + OH -  A - + H 2 O (phản ứng xảy ra hoàn toàn)

bđ: C A x C B

tpgh: C A - x C B + x

=>

x C x C pK

pH

A B

a 



 lg

Pha dung dịch đệm

 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 tốt: Chọn các axit (và muối) có pKa gần với pH cần pha.

Trang 15

15

Pha dung dịch đệm

 Sử dụng các công thức trong sách

 Tính toán thành phần dung dịch đệm phù hợp

- Cách thông dụng nhất:

- Pha dung dịch axit và muối liên hợp (với pKaphù

hợp)

- 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.

"Universal" buffer mixtures

0.2M Na 2 HPO 4 /mL 0.1M Citric Acid /mL pH

20.55 79.45 3.0 38.55 61.45 4.0 51.50 48.50 5.0 63.15 36.85 6.0 82.35 17.65 7.0 97.25 2.75 8.0

Trang 16

16

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

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:

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

Ca= [PO43-] +

3

4 ] ].[

[

K

PO

+

2 3

3 4

2.[ ] ]

[

K K

PO

+

1 2 3

3 4

3.[ ] ]

[

K K K

PO

Ca= [PO43-]( 1 +

3

] [

K

H

+

2 3

2

] [

K K

H

+

1 2 3

3

] [

K K K

H

)

Trang 17

17

[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



[H2PO4-] =

3 2 1 2 1 1

2 3

2 1

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H CaK



[H3PO4] =

3 2 1 2 1 1

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

H 3 PO 4

 H2PO4 HPO4

2 PO34



Các dạng tồn tại của hệ H 3 PO 4

a

C ] PO H

a 4 2

C ] PO

a 2

C ] [HPO

a 4

C ] [PO

1 = ; 2= ; 3=

Trang 18

18

As(V): H3AsO4

pKa1: 2,2

pKa2: 7,1 pKa3: 11,5 As(III): H3AsO3

pKa1: 9,2

pKa2: 12,3

pKa3: 13,4

Giản đồ phân bố các dạng asen theo E-pH

ở 25ºC và áp suất 1 bar

* 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

H3PO4 K1 lớnhơn K2 gần 105 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 Ka1 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 Na2CO3, Na3PO4 v.v.) cũng có thể coi là các đơn bazơ có một hằng số thủy phân là Kb1 và có thể tính pH của dung dịch theo công thức sau:

Cb Kb

OH ] 1

Trong đó: Kb1 = Kn/Kan

Trang 19

19

ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

* pH của dung dịch muối đa axít và đa bazơ

(VD: H2PO4-, HPO42-, HCO3-, )

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

H2PO4- = H+ + HPO4

2-H2PO4- + H2O = H3PO4 + OH

-Phương trình cân bằng proton là:

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

ĐA AXÍT, ĐA BAZƠ

Bỏ qua [H+] và [OH-] cạnh [H3PO4] và [HPO4

2-] ta có:

[H3PO4] =

3 2 1 2 1 1

2 3

3

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H Ca



[HPO42-] =

3 2 1 2 1 1

2 3

1 2

] [ ] [ ] [

] [

K K K K K H K H H

H K CaK



Do đó, khi [H3PO4] = [HPO4

2-] ta có:

[H+] = K1K2 hay:

pH = 1/2 pK1 + 1/2 pK2 Tương tự với HPO4

ta có:

[H+]= K2K3

hay:

pH = 1/2 pK2 + 1/2 pK3

Trang 20

20

Công thức tính nhanh pH

 Dung dịch axit mạnh: [H+] = Ca

 Dung dịch bazơ mạnh: [OH-] = Cb

 Dung dịch axit yếu:

 Dung dịch bazơ yếu:

 Dung dịch đa axit yếu: coi như đơn axit, tính theo nấc

đầu.

 Dung dịch muối lưỡng tính:

 Dung dịch muối của axit yếu: coi là bazơ yếu, có pKb=

14 – pKa

 Dung dịch muối của bazơ yếu: coi là axit yếu có pKa=

14 - pKb

 Dung dịch đệm:

 H  K a C a

 OH  K b C b

 H  K1K2

b

a a

C

C pK

Tiêu đề	Cân bằng axit – bazơ
Chuyên ngành	Hóa học
Thể loại	bài giảng
Năm xuất bản	2013

Định dạng
Số trang	20
Dung lượng	286,12 KB