Bài giảng Hóa vô cơ - Chương 3: Axit. Bazơ

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

1. Định nghĩa

• axit - chất cho H⁺

• Baz - chất nhận H⁺

• Phản ứng axit – baz tổng quát:

+ nH⁺

aAx₁+ bBaz₂↔ cBaz₁+ dAx₂

- nH⁺

2. Dự đoán axit – baz Bronsted

• Axit – là các chất phải có chứa H⁺.

✓ Cation: NH⁴⁺…

✓ Các cation kim loại bị hydrat hóa trong nước

Ví dụ: Al³⁺+ 6H₂O ⇌ [Al(H₂O)₆]³⁺

[Al(H₂O)₆]³⁺⇌ [Al(H₂O)₅OH]²⁺+ H⁺

-

✓ Anion: HSO₄, H₂PO₄…

✓ Phân tử trung hòa điện: HCl, H₂SO₄, H₂O …

• Baz – chất có dư mật độ điện tích âm:

2-

✓ Có điện tích âm (anion): Cl^-, SO₄…

✓ Có phân cực âm (phân tử phân cực - bất đối xứng trong

khô ng 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^-

H₂SO₄+ H₂SO₄⇌ H₃SO₄+ HSO₄

K_cb= K_S

+

-

✓ Khi phản ứng với axit mạnh hơn: lưỡng tính = baz

Khi phản ứng với baz mạnh hơn: lưỡng tính = axit

-

Ví dụ: H₂PO₄+ HCl → H₃PO₄+ Cl^-

-

2-

H₂PO₄+ HCO₃→ HPO₄+ H₂CO₃

pK_a27.21 10.33

• Trung tí nh: vừa không có khả năng nhường, vừa

khô ng có khả năng nhận H⁺

✓ Cation kim loại khan: Na⁺, Ca²⁺…

✓ Phân tử không phân cực: CO₂, B₂Cl₆…

Quy tắc Kartletch

• đánh giá tính axit – baz của các hydroxit đơn bậc

q

Thế ion của nguyên tử trung tâm:

 =

r

2,2

3,2



baz lưỡng tính axit

• Ví dụ:

Mn²⁺

r (Å ) 0,91

Mn⁴⁺

0,61

2,56

Mn⁷⁺

0,46

3,90



1,48

M₂O_xOxit baz Lưỡng tính Oxit axit

3. Cường độ axit – baz Bronsted

a. Cường độ axit – baz Bronsted ở trạng

thá i khí

b. Cường độ axit – baz Bronsted trong cá c

dung mô i proton hó a

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

hó a của chúng

a. Cường độ axit – baz Br ở TT khí

B_(K)+ H₍⁺_K)→ BH ₍⁺_K)

•

H = -AP

• AP_B→ B: baz → BH⁺.

• AP  khi mật độ e trên các TT nhận H⁺.

✓Từ F^-đến I^-: AP  do r anion .

✓NH₃, PH₃, AsH₃: AP  do mật độ e trên các ⇅ tự

do  do sự kém định hướng của các AO sp³của

các nguyên tử P, As.

✓NH₃, NCl₃, NF₃: AP  do tác dụng kéo e  của F

> Cl > H làm  mật độ e trên N

• Phản ứng axit – baz ở TT khí:

H⁺+ B_APmax→ BH⁺

b. Cường độ axit – baz Br trong cá c

dung mô i proton hó a

• Cá c dung mô i proton hó a H₂O, H₂SO_4,L, NH_3,L, HF_L

✓ thường có lk hydro → T , T_nc> các hợp chất tương tự.

s

✓ 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⁺

solvat hó a:

• Khi hoà tan HA là axit mạnh hơn H₂O:

HA +H₂O ⇌ H₃O⁺+ A^-

• Khi hòa tan B là baz mạnh hơn H₂O:

B + H₂O ⇌ BH⁺+ OH^-

• Độ mạnh của axit, baz được đặc trưng bởi K_a, K_b

c. Cường độ của một số axit – baz

quan trọng trong dung dịch nước

• Quy luật biến đổi cường độ của các

hydraaxit

• Quy luật biến đổi cường độ của các

oxyaxit

• Cường độ của các axit Mⁿ⁺.xH₂O

▪ Quy luật biến đổi cường độ của

cá c hydraaxit H_nX

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

→ độ phân cực của liên kết H – X →

Cường độ của các axit H_nX.

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

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

cường độ axit .

▪ Quy luật biến đổi cường độ của

cá c oxyaxit

H

✓ H_aXO_n(OH)_m

O

X

H

n 0 1 2

Axit Yếu TB Mạnh Rất mạnh

3

O

✓ Quy tắc Pauling: cho các oxyaxit đa bậc:

H_aXO_n(OH)_mH₃PO₄

pK_a1

7 – 5n

2,12

pK_a2pK_a1+ 5 7,21

pK_a3pK_a2+ 5 12,38

▪Cường độ của các axit Mⁿ⁺.xH₂O

q²

✓Mⁿ⁺8e (Na⁺, Ca²⁺, Mg²⁺...) tí nh axit ~

r

✓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

q²

giá trị

r

Tính axit của các cation kim loại 8e

Ion

Mg²⁺.aq Ba²⁺.aq

pK_a

11,4

14,3

13,5

7,6

q²

r

Tính axit của các cation kim loại d

Ion Cấu hình e

q²/r pK_a

Hg²⁺.aq 18e (5s²5p²5d¹⁰) 4/1,10 3,70

Sr²⁺.aq 8e (4s²4p⁶)

4/1,13 13,18

Zn²⁺.aq 18e (3s²3p⁶3d¹⁰) 4/0,74 9,60

Pb²⁺.aq 6s²

4/1,20 7,78

d. Mối liên hệ giữa cường độ axit

baz với tính kim loại – phi kim

H_aXO_n(OH)_m

• Tính kim loại của X → tí nh baz 

• Tính phi kim của X → tí nh axit 

✓Trong một chu kỳ: đầu chu kỳ - baz

cuối chu kỳ - axit.

✓Trong PNC: tí nh baz , tí nh axit

✓Trong PNP: tính kim loại  nhưng do R_ion  →

tí nh axit 

d. Mối liên hệ giữa cường độ axit

baz với mức độ oxi hóa

Đối với cùng một nguyên tố, mức oxi hóa

→ tí nh axit 

✓MnO: oxit baz khá mạnh, tan trong dd axit

loã ng → Mn²⁺.

✓Mn₂O₇: oxit axit mạnh, HMnO₄pK_a= -2,3.

Tan trong baz loãng tạo muối

permanganat.

✓Mn₂O₃và MnO₂: oxit lưỡng tính: tính axit

và baz đều yếu.

• Ví dụ

✓Trong PN IIA, tí nh baz trong dã y M(OH)₂:

Be(OH)₂Mg(OH)₂Ca(OH)₂Sr(OH)₂Ba(OH)₂

pK_b1–

pK_b2–

–-

–

2,60 1,37 0,82 0,64

✓Trong PN VIIA tí nh axit trong dã y HXO 

HClO HBrO HIO

pK_a7,30 8,7 10,64

4. Phản ứng thủy phân theo quan

điểm axit – baz Bronsted

a. Định nghĩa

b. Sự thủy phân của các hợp chất

cộng hóa trị

c. Sự thủy phân của các muối trong

dung dịch nước

• Sự thủy phân của cation

• Sự thủy phân của anion

• Sự thủy phân của muối