CHƯƠNG II PHƯƠNG PHÁP ĐỊNH LƯỢNG THỂ TÍCH
1. MỘT SỐ KHÁI NIỆM CƠ BẢN
Có khá nhiều định nghĩa về acid và base đã được đưa ra. Sau đây là các định nghĩa acid - base quan trọng nhất:
Thuyết Arrhenius:
Trong dung dịch nước, acid là chất phân li cho H+ và anion còn Base là chất phân li thành OH- và cation trong dung dịch nước
Thuyết Arrhenius có nhiều hạn chế do không thể giải thích toàn diện được tính acid và base của các chất và trong các dung môi khác nước.
Thuyết Lewis:
Xét trong một dung môi nào đó, acid là chất có khả năng nhận đôi điện tử còn Base là chất có khả năng nhường đôi điện tử tự do
Thuyết Lewis tuy giải thích được hầu hết tính acid – base của các chất nhưng lại có nhược điểm là phức tạp khi ứng dụng trong dung dịch nước. Do vậy, thuyết Lewis thường được sử dụng trong hóa học hữu cơ và trong các dung môi không nước.
Định nghĩa theo thuyết Bronsted:
34
Trong một dung môi nào đó, acid là chất có khả năng cho proton H+ còn base là chất có khả năng nhận proton H+.
Thuyết Bronsted có thể được sử dụng để xét tính acid và base của các chất khác nhau và trong các dung môi khác nhau nên được dùng rất rộng rãi. Do vậy, các khái niệm acid – base sẽ được sử dụng theo theo thuyết Bronsted.
1.1. Cặp acid – base liên hợp
Theo thuyết bronsted, acid là chất cho proton còn base là chất nhận proton H+. Vậy nếu gọi HA là một acid, ta sẽ có cân bằng sau trong dung dịch nước:
HA A + H+
Do phản ứng phân ly này là thuận ngịch nên theo chiều từ trái sang phải thì HA là acid (cho H+) và nếu theo chiều ngược lại thì A- là base (nhận H+).
Tương tự như ở phần trên, ta có base B là chất nhận proton nên có phương trình:
B + H+ HB+
Theo đó, B là chất nhận H+ nên là base còn HB+ là chất cho H+ nên là một acid.
Rõ ràng, một acid khi phân ly sẽ tạo ra một base còn một base khi phân ly sẽ tạo ra một acid. Hai dạng này sẽ cân bằng với nhau nên người ta gọi chúng là cặp acid – base liên hợp.
Theo đó, HA/A và HB+/B là các cặp acid base liên hợp.
Ví dụ: Cặp acid base liên hợp:
HCl Cl + H+ (acid hydrocloric HCl liên hợp với base clorid Cl-) NH3 + H+ NH4+ (base ammoniac NH3 liên hợp với acid ammonium NH4+) 1.3. Phản ứng acid - base
Do proton H+ không tồn tại ở dạng tự do nên để một acid thể hiện được khả năng cho proton H+ cần phải có một base có khả năng nhận proton H+ theo phương trình tổng quát sau:
HA + B HB+ + A acid 1 base 2 acid 2 base1
Phản ứng này được gọi là phản ứng trao đổi proton hay phản ứng acid – base. Dung môi có thể đóng vai trò như một acid hay base để tham gia vào phản ứng trên.
1.4. Nước và pH
35
Nước là chất lưỡng tính và điện ly rất yếu. Phương trình cân bằng điện li:
H2O H+ + OH- H2O + H+ H3O+
H2O + H2O H3O+ + OH- Acid 1 Base 2 Acid 2 Base 1
Theo định luật tác dụng khối lượng:
1 , 8 . 1016
2 3 2
HOHOOH
O
KH (ở 25oC)
O
KH
2 Hằng số điện ly của nước:
3 2 16 10 14 18
.1000 10
. 8 ,
2 1
OH K H O
O
H HO
14
3 ][ ] 10
2 [
H O OH KHO
KN là tích số ion của nước, tích số này thay đổi theo nhiệt độ.
Trong dung dịch nước, các chất có tính acid mạnh hơn nước sẽ tham gia vào phản ứng trao đổi: HA + H2O H3O+ + A-
Acid càng mạnh thì [H3O+] càng lớn.
Ngược lại, trong nước, một base mạnh hơn nước sẽ tham gia vào phản ứng trao đổi:
B + H2O BH+ + OH-. Khi đó, base càng mạnh thì nồng độ [OH-] càng lớn.
Do vậy, tính acid và kiềm của các chất điện li được biểu thị bằng nồng độ ion H3O+ hoặc OH-. Nhưng do tích số [H3O+][OH-] là không đổi, còn [H3O+] và [OH-] là những đại lượng biến đổi, nên dựa vào giá trị [H3O+] hay [OH-] có thể đánh giá độ acid hoặc độ kiềm của dung dịch.
Trong dung dịch nước trung hòa:
) / ( 10 10
] [
]
[H OH 14 7 mol l 1.5 Chỉ số pH của dung dịch
36
Do [H3O+] thường có giá trị rất nhỏ, người ta sử dụng giá trị của logarit thập phân của [H3O+], và kí hiệu là pH
pH = - lg [H3O+] hay [H3O+] = 10-pH pOH = - lg[OH-] hay [OH-] = 10-pOH
14
3 ][ ] 10
[
H O OH KN
pKN = -lgKN = -lg([H3O+].[OH-]) = -lg[H3O+] –lg[OH-] = pH + pOH =14 (ở 25oC) Trong nước nguyên chất, [H3O+] = [OH-] = 10-7 nên pH = lg[H+] = 7
Trong dung dịch acid, [H3O+] > [OH-] nên pH < 7 Trong dung dịch base, [H3O+] < [OH-] nên pH > 7 Bảng 5.1: Biến đổi giá trị pH của nước theo nhiệt độ.
Nhiệt độ ( oC) 0 15 23 30 37
pH 7,45 7,12 7,00 6,86 6,65
Chú ý: biến đổi này rất quan trọng nhất là trong lãnh vực sinh học. Giá trị pH bình thường của máu đo được ở 37 oC: 7,35 < pH < 7,45. Do vậy, khi đo phải kể đến sai số khi thay đổi nhiệt độ.
Ghi chú: Do thói quen từ trước, ta thường hay thể hiện H3O+ = H+. Mặc dù điều này là không đúng vì H+ không tồn tại trong dung dịch nước, nhưng từ đây về sau ta vẫn sử dụng nó vì tính thuận tiện khi sử dụng.