Chương 3 axit bazo

AXIT BAZ Chương III AXIT – BAZ 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[.]

Chương III AXIT – BAZ I THUYẾT AXIT – BAZ CỔ ĐIỂN CỦA ARRENIUS - Định nghĩa: axit - chất phân ly nước cho ion H+ baz - chất phân ly nước cho ion OH- Hạn chế: áp dụng cho dung dịch nước chất thành phần cấu tạo có chứa H+ OH- nên không tổng quát II.THUYẾT PROTON CỦA BRONSTED Định nghĩa: axit - chất cho H+ Baz - chất nhận H+ + nH+ Phản ứng axit – baz tổng quát: aAx1 + bBaz2 ↔ cBaz1 + dAx2 - nH+ Dự đoán axit – baz Bronsted  Axit – chất phải có chứa H+ Nó là: + Cation: NH4+… + Các cation kim loại bị hydrat hóa 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 khả nhận H+ Đó phải chất có dư mật độ điện tích âm Nó là: + Có điện tích âm (anion): Cl-, SO42-… + Có phân cực âm (phân tử phân cực - bất đối xứng không gian): NH3, HCl  Một chất có khả thể tính axit (hay baz) có tiểu phân khác nhận H+ (hoặc cho H+) H+ khơng thể tồn độc lập  Lưỡng tính: chất vừa có khả cho H+, vừa có khả nhận H+ + Các hợp chất có chứa H+ thường chất lưỡng tính (H ln phân cực dương) + Khi phản ứng với chất có khả cho H+ mạnh hơn, đóng vai trị baz để nhận H+; ngược lại, phản ứng với chất có khả nhường H+ hơn, khả nhận H+ mạnh đóng vai trị axit H+ Ví dụ: H2PO4- + HCl  H3PO4 + ClH2PO4- + HCO3-  HPO42- + H2CO3 pKa2 (H3PO4) = 7.21 pKa2 (H2CO3)=10.33 + Thơng thường chất có chứa H+ chất lưỡng tính: Ví dụ: H2O + H2O ↔ H3O+ + OHHF + HF ↔ H2F+ + FH2SO4 + H2SO4 ↔ H3SO4 + HSO4Kcb dung dịch gọi KS - số tự proton hóa  Trung tính: chất khơng có khả nhường H+ (vì khơng có H+) vừa khơng có khả nhận H+ (vì khơng có phân cực âm) Chúng là: + Cation kim loại khan: Na+, Ca2+… + Phân tử không phân cực (đối xứng không gian): CO2, B2Cl6…  Quy tắc Kartletch đánh giá tính axit – baz hydroxit đơn bậc:  q r Thế ion nguyên tử trung tâm: q - số oxi hóa nguyên tử trung tâm; r – bán kính nguyên tử trung tâm (Å)   2.2 2.2    3.2   3.2 baz lưỡng tính axit Giá trị √ Φ nhỏ, chất có tính baz mạnh Giá trị √ Φ lớn, chất có tính axit mạnh Ví dụ: Mn2+ Mn4+ Mn7+ r (Å) 0,91 0,61 0,46 2,56 3,90 √ Φ 1,48 MnO – oxit baz; MnO2 - lưỡng tính, tính axit baz yếu; Mn2O7 – oxit axit Cường độ axit – baz Bronsted a Cường độ axit – baz Bronsted trạng thái khí - Đại lượng dùng để đánh giá khả nhận H+ baz trạng thái khí xác định hiệu ứng nhiệt trình nhận H+ baz trạng thái khí B( K )  H (K )  BH (K ) H = -AP AP – lực proton baz, giá trị tra bảng – lượng lượng tỏa baz trạng thái khí kết hợp với H+ + Nếu AP lớn, trình nhận H+ baz B xảy hồn toàn, B baz mạnh, axit liên hợp với BH+ yếu + AP tăng mật độ electron trung tâm tiếp nhận H+ tăng Ví dụ:  AP giảm dần từ F- đến I- bán kính anion tăng dần  AP giảm dần dãy NH3, PH3, AsH3 lai hoá sp3 giảm dần chuyển từ N đến As mật độ electron orbital chưa liên kết giảm dần định hướng orbital sp3 nguyên tử P, As  AP giảm dần dãy NH3, NCl3, NF3 tác dụng kéo electron tăng dần thay nguyên tử H nguyên tử Cl, F có độ âm điện lớn làm giảm mật độ electron N - Để xác định cường độ axit trạng thái khí, người ta dựa vào giá trị AP baz liên hiệp với chúng Nếu AP baz B(K) có giá trị lớn B BH  (K ) baz mạnh axit liên hợp axit yếu - Theo tiêu chuẩn nhiệt động học, cho chất khí tiếp xúc H+ dịch chuyển theo chiều: kết hợp với chất có AP lớn (baz mạnh nhất) để tạo thành chất có AP nhỏ b Cường độ axit – baz Bronsted dung môi proton hóa - Các dung mơi proton hóa H2O, H2SO4(L), NH3(L), HF(L)… thường có liên kết hydro phân tử nên có nhiệt độ sơi, nhiệt độ nóng chảy cao hợp chất cộng hóa trị tương tự khác Do chúng có tính phân cực mạnh nên có khả - hịa tan nhiều chất Chúng tự ion hóa phần trạng thái lỏng để tạo thành H+ solvat hóa: Khi hịa tan chất HA có AP nhỏ H2O (HA axit mạnh H2O) nhường H+ cho H2O để tạo thành H3O+, thể tính axit: HA +H2O ⇌ H3O+ + AKhi hòa tan chất B có tính baz mạnh H2O (B có AP lớn H2O) nhận H+ phân tử H2O để tạo thành OH-: B + H2O ⇌ BH+ + OHĐộ mạnh axit, baz nước đặc trưng số điện ly Ka, Kb: + axit: HA + H2O ⇌ A- + H3O+ Ka  [ A  ][ H  ] [ HA] Kb  [ BH  ][OH  ] [ B] + baz: B + H2O ⇌ BH+ + OH+ cặp axit – baz liên hợp: Ka.Kb = KN = 1014 pKa + pKb = 14 c Cường độ số axit – baz quan trọng dung dịch nước - Quy luật biến đổi cường độ hydraaxit + Cường độ axit tăng dần từ trái sang phải chu kỳ độ âm điện nguyên tố phi kim tăng dần, làm tăng độ phân cực liên kết + Trong phân nhóm, cường độ axit tăng dần từ xuống độ bền liên kết H – X giảm dần - Quy luật biến đổi cường độ oxyaxit + Nếu đặt cơng thức oxyaxit HaXOn(OH)m tính chất axit phụ thuộc chủ yếu vào giá trị n: axit yếu có n = 0, axit trung bình có n = 1, axit mạnh có n = 2, axit mạnh có n = Đó nguyên tử O với liên kết kép có tác dụng hút electron mạnh làm tăng mật độ điện tích dương nguyên tử trung tâm, số nguyên tử O với liên kết kép nhiều, mật độ điện tích dương nguyên tử trung tâm cao, làm cho liên kết H – O phân cực phân ly cho H+ dễ dàng + Quy tắc kinh nghiệm Pauling: oxyaxit đa bậc: HaXOn(OH)m pKa1 = 7-5n Ví dụ: H3PO4 pKa1 = 2.12 pKa2 = pKa1 + pKa2 = 7.21 pKa3 = pKa2 + pKa3 = 12.38 n+ - Cường độ axit M xH2O Đối với Mn+ có lớp vỏ 8e Na+, Ca2+, Mg2+ cường độ axit [M(H2O)x]n+ tỷ q2 lệ thuận với r Trong đó: Ví dụ: q - điện tích ion Đối với Mn+, q = n r – bán kính ion Ion pKa Mg2+.aq 11.4 Ba2+.aq 13.5 q2 r - 14.3 7.6 Đối với ion Mn+ có lớp vỏ electron nd chưa bão hòa, 18e, (18 + 2)e, tính axit chúng biến đổi phức tạp Nhận xét: + Thường tính axit cation dung dịch nước cao so với cation có cấu hình 8e có q r tương đương + Các cation có cấu hình 18e (18 + 2)e kim loại nặng chu kỳ VI có tính axit mạnh hẳn so với ion có cấu hình tương tự thuộc chu kỳ IV ion có q2 cấu hình electron d chưa bão hịa có giá trị r Ví dụ: Cấu hình pKa q electron r 2+ 10 Hg aq 18e (5s 5p 5d ) 4/1.10 3.70 Sr2+.aq 8e (4s24p6) 4/1.13 13.18 Zn2+.aq 18e (3s23p63d10) 4/0.74 9.60 2+ Pb aq 6s 4/1.20 7.78 d Mối liên hệ cường độ axit baz với tính kim loại – phi kim mức độ oxi hóa chúng - Theo tính kim loại – phi kim: Ngun tố có tính kim loại mạnh phức hydroxo (trong hợp chất có chứa nhóm OH-) có tính baz, ngun tố có tính phi kim mạnh hợp chất có tính axit  + Trong chu kỳ từ trái sang phải tính kim loại giảm, tính phi kim tăng phức hydroxo mình, nguyên tố đầu chu kỳ thể tính baz đặc trưng, cịn ngun tố cuối chu kỳ thể tính axit đặc trưng Trong chu kỳ nhỏ tốc độ biến đổi tính kim loại – phi kim nguyên tố s p lớn nên biến đổi tính axit – baz lớn ịn biến đổi tính kim loại nguyên tố d f nhỏ nên biến đổi tính axit – baz hợp chất nhỏ + Trong phân nhóm từ xuống tính kim loại tăng, tính phi kim giảm dẫn đến xu hướng tăng dần tính baz, giảm dấn tính axit Ví dụ: Trong phân nhóm IIA, tính baz dãy M(OH)2 tăng dần: Be(OH)2 Mg(OH)2 Ca(OH)2 Sr(OH)2 Ba(OH)2 pKb1 – – – – – pKb2 – 2,60 1,37 0,82 0,64 Be(OH)2 chất lưỡng tính Trong phân nhóm VIIA tính axit dãy HXO giảm dần HClO HBrO HIO pKa 7,30 8,7 10,64 Ion + Đặc biệt, phân nhóm phụ từ xuống tính kim loại có giảm chấm bán kính ion tăng nhanh nên phức hydroxo có xu hướng giảm dần tính axit Ví dụ: Trong dãy Cr – Mo – W: tính kim loại giảm dần Tính axit dãy H2CrO4 – H2MoO4 – H2WO4 giảm dần: H2CrO4 H2MoO4 H2WO4 pKa1 -1 2,54 4,2 pKa2 6,5 6,0 r +6 0,35 0,65 0,65 M (Å) - Theo mức oxi hóa: Đối với nguyên tố, mức oxi hóa tăng tính axit tăng Ví dụ: Trong dãy: MnO – Mn2O3 – MnO2 – Mn2O5 – MnO3 – Mn2O7 tính axit tăng dần + MnO oxit baz có tính baz mạnh, dễ tan dung dịch axit loãng tạo muối Mn2+ + Mn2O7 anhydric axit permanganic (HMnO4) Axit permanganic axit mạnh dung dịch nước (pKa = -2,3) Tan baz loãng tạo muối permanganat + Mn2O3 MnO2 oxit lưỡng tính với tính axit baz yếu nên tác dụng không đáng kể với xait baz loãng Phản ứng thủy phân theo quan điểm axit – baz Bronsted a Định nghĩa: phản ứng thủy phân phản ứng nghịch phản ứng trung hòa: M + H2O ⇌ Ax + Baz Phản ứng thủy phân (theo quan điểm Arrhenius) thực chất phản ứng trao đổi proton ion muối phân ly với phân tử H2O Kết thủy phân làm thay đổi pH nước b Sự thủy phân hợp chất cộng hóa trị - Hợp chất cộng hóa trị khơng bị điện ly nước - Hợp chất cộng hóa trị tác dụng với nước tạo thành hai axit: oxyaxit hydraaxit Ví dụ: BCl3 + 3H2O  H3BO3 + 3HCl SiCl4 + 4H2O  H4SiO4 + 4HCl SO2Cl2 + 2H2O  H2SO4 + 2HCl Phản ứng thủy phân hợp chất cộng hóa trị bất thuận nghịch - Trên thực tế thủy phân hợp chất cộng hóa trị thường phức tạp nhiều Chúng xảy đồng thời với q trình polimer hóa, tạo phức đa nhân với liên kết cầu O, OH, NH2, NO2 … c Sự thủy phân muối dung dịch nước - Các muối có liên kết ion nên hịa tan nước bị phân ly hồn tồn thành ion hydrat hóa Ví dụ: NH4Cl + H2O → NH4+.aq + Cl-.aq AlCl3 + H2O → Al3+.aq + 3Cl-.aq CH3COONa + H2O → Na+.aq + CH3COO-.aq - Các cation hydrat hóa axit Nếu axit mạnh nước, nhường H + cho nước người ta nói cation bị thủy phân - Các anion muối baz Nếu baz mạnh nước, nhận proton nước người ta nói anion bị thủy phân - Nếu cation axit yếu nước, anion baz yếu nước trình trao đổi H+ với nước khơng xảy muối khơng bị thủy phân 10  Sự thủy phân cation Cation kim loại bị hydrat hóa axit Bronsted: K tf  K a - K a HCO   5.10  11  K b CO   2.10  3 Như vậy: - - K a CH 3COOH  10  4.8  K b CH COO   10  9.2 2 CO3 baz mạnh CH COO3 CO32 bị thủy phân mạnh CH COO3 Đối với anion mạnh (như O2-, N3-) nước bị thủy phân hoàn toàn, nước khơng thể có tồn ion O2- + H2O  2OHN3- + 3H2O  NH3 + 3OHĐối với anion yếu: khơng bị thủy phân Ví dụ: - SO42 Kb = 10-12  coi không bị thủy phân IKb = 10-23 < 10-14  không bị thủy phân  Sự thủy phân muối Nếu có cation muối bị thủy phân, dung dịch muối có mơi trường axit Cation mạnh, dung dịch có mơi trường axit mạnh pH=7− ( pK b + lg Cm ) Nếu có anion mối bị thủy phân, dung dịch muối có mơi trường baz Anion baz mạnh, dung dịch có tính baz mạnh pH 7  - [ MOH ( n  1)  ][ H  ] [M n ] Mn+ + H2O ⇌ MOH(n-1)+ + H+ Sự thủy phân cation làm tăng nồng độ H+ dung dịch, làm dung dịch có mơi trường axit Mn+ axit mạnh bị thủy phân mạnh  Sự thủy phân anion Nếu anion muối baz mạnh nước, chúng nhận proton nước, làm nồng độ OH- dung dịch tăng, dung dịch có mơi trường baz A- + H2O ↔ HA + OHĐộ mạnh baz dự đoán dựa vào Ka axit liên hợp với baz Ví dụ: - M n  pK a  lg C m  Nếu cation anion muối bị thủy phân, pH dung dịch ion bị thủy phân mạnh định pH 7  pK a  pK b  Chú ý: + Đối với cation anion đa nấc, thủy phân diễn theo nấc Mức độ thủy phân giảm dần theo nấc + Ở muối có cation anion bị thủy phân mức độ thủy phân muối tương đối thấp Cịn muối có cation anion bị thủy phân bị thủy phân mức độ lớn Nếu cation axit mạnh anion baz mạnh muối bị thủy phân hồn tồn 11 + Các muối tan thường khó bị thủy phân nồng độ ion dung dịch nhỏ + Nếu phản ứng trung hòa tỏa nhiệt, phản ứng thủy phân thu nhiệt Nhiệt độ cao, thủy phân diễn mạnh Đánh giá khả xảy phản ứng trao đội ion hàm nhiệt động a Đánh giá biến thiên đẳng áp G Biến thiên đẳng áp phản ứng khả sinh cơng có ích hệ điều kiện đẳng áp, đẳng nhiệt ΔG i= ΔG + RT ln ( CcC CdD C aA CbB ) i Ở thời điểm xét, G < - phản ứng xảy theo chiều thuận b Đánh giá biến thiên đẳng áp tiêu chuẩn G0 < - 40kJ - phản ứng tự xảy đến thực tế G0 > + 40 kJ - phản ứng không tự xảy thực tế - 40 kJ < G0 < +40 kJ - phản ứng xảy thuận nghịch thực tế G0 nhiệt độ T tính qua cơng thức: G0 = H0 - TS0 G0 = -RTlnK c Đánh giá số cân Đối với phản ứng trao đổi ion dung dịch nước, cách đánh giá qua số cân thuận tiện có nhiều số liệu số điện ly chất điện ly yếu: axit yếu (Ka), baz yếu (Kb), nước (KN), chất điện ly khó tan (tích số tan T), phức chất (Kkb) (ở ký hiệu chung K) ∏ K cd K CB= ∏ K sp Trong đó: ∏ K cd - tích số điện ly chất điện ly yếu tham gia phản ứng ∏ K sp - tích số điện ly chất điện ly yếu tạo thành sau phản ứng Nếu KCB  +: phản ứng xảy hoàn toàn thực tế KCB  0: phản ứng không xảy thực tế KCB  1: phản ứng xảy thuận nghịch thực tế Ví dụ: (NH4)2SO4(dd) + CuCl(r) + 2NaOH(dd) = [Cu(NH3)2]Cl(dd) + Na2SO4(dd) + 2H2O Phương trình ion rút gọn: 2NH4+(dd) + CuCl(r) + 2OH-(dd) = [Cu(NH3)2]+(dd) + Cl-(dd) + 2H2O ( + − + [ Cu( NH )2 ] ]×[ Cl ] [[ Cu( NH )2 ] ] [ NH ] [ H + ] [ K CB= = + × 2 [ Cu ]× [ NH ]2 [ NH +4 ] [ NH +4 ] ×[ OH − ] = K 2a ¿ T CuCl K Cu NH [ = NH +4 ( ) 32 ( ) KN = Kb +¿ K N NH ] 10−5 ,92 =10 ,90 −4 ,76 −10 ,86 10 ¿ 10 ¿ T CuCl K Cu [ + ( NH )2 ] ¿K N = T CuCl K b ¿ K Cu NH Phản ứng xảy hoàn toàn thực tế 12 [ ) [ Cu+ ][ Cl− ] × ( [ H + ] [ OH − ]) ( NH 3)2 ] + III THUYẾT ELECTRON CỦA LEWIS Định nghĩa: axit - chất nhận cặp electron Baz - chất cho cặp electron để tạo thành liên kết hóa học Tương tác axit – baz dẫn đến hình thành liên kết cho - nhận Dự đoán axit – baz Lewis theo cấu tạo chất - Axit Lewis – phải tiểu phân có dư mật độ điện tích dương phân tử ion cịn có crbital trống Vì axit Lewis là: + cation kim loại: Ag+, Co3+, Cr3+, Mg2+… + halogenua B, Al, Si, Sn, P… + hyđrua B, Al… + hợp chất có liên kết kép điều kiện thích hợp - Baz Lewis – tiểu phân có khả cho cặp electron Chúng là: + anion: Cl-, Br-, F-, OH-… + phân tử trung hòa điện cation thành phần có ngun tử cịn cặp electron chưa liên kết N, O: NH3, amin, hợp chất hữu có chứa oxy rượu, xeton… Ví dụ: Axit + Baz Ag+ + NH3 ⇌ [Ag(NH3)2]+ BF3 + F⇌ [BF4]HCl + NH3 ⇌ NH4Cl CO2 + OH ⇌ HCO3SO2 + OH- ⇌ HSO33 Cường độ axit – baz Lewis - Trong trường hợp đơn giản nhất, xét đến khả hình thành liên kết  axit (đóng vai trị ngun tử trung tâm nhận cặp electron) baz (đóng vai trị phân tử cho cặp electron), người ta cho tính axit tăng mật độ điện tích dương nguyên tử trung tâm tăng, cịn tính baz tăng mật độ điện tích âm phối tử tăng Ví dụ: tính baz tăng dần dãy I-, Br-, Cl-, F- bán kính anion giảm dần - Tất hiệu ứng cảm ứng, cộng hưởng … có tác dụng rút electron làm tính axit tăng lên làm tính baz yếu Ví dụ: + Trong dãy: Me3N, NH3, NF3 tính axit tăng dần, tính baz giảm dần tác dụng rút electron tăng dần +Trong dãy BF3, BCl3, BBr3 tính axit tăng dần khả tạo liên kết  cho nhận giảm dần bán kính phối tử tăng dần Các phản ứng tạo phức theo quan điểm axit – baz Lewis a Sự tạo phức - Các cation kim loại tạo thành nguyên tử kim loại số electron hóa trị, ion kim loại có AO trống Chúng nhận cặp electron chất khác có tính baz Lewis để tạo liên kết cộng hóa trị theo kiểu cho - nhận n+ + Các phản ứng tạo phức: M +L=M + Axit Lewis Mn+ - ion trung tâm 13 n+ ←L + Baz Lewis L - phối tử + Sản phẩm - phức chất + Hằng số bền: lớn, phức bền - K b= [ MLn+ ] [ M n+ ] [ L ] : đặc trưng cho độ bền phức chất Kb n+ Nếu Mn+ có khả liên kết với nhiều L để tạo phức MLm trình xảy theo nhiều nấc: n+ n+ M + L=ML K1 n+ n+ ML + L=ML K ………………… n+ n+ ML( m−1 ) + L=ML m K m n+ K1, K2, …, Km - số bền nấc phức chất MLm Phản ứng tạo phức tổng cộng: n+ n+ ML( m−1 ) + L=ML m β m m - số bền toàn phần phức m = K1.K2…Km - Các axit mạnh phản ứng với baz mạnh tạo thành phức bền với số K,  lớn Do dùng số bền phức tạo baz với kim loại để so sánh cường độ baz Tuy nhiên dùng cách để so sánh tính axit cation kim loại lại khơng cho kết giống kích thước yếu tố lập thể, khả hình thành liên kết , solvat hóa ảnh hưởng đến khả liên kết độ bền liên kết Để giải khó khăn này, người ta bổ sung vào quan điểm axit – baz Lewis khái niệm axit – baz cứng, mềm b Quan điểm axit – baz cứng, mềm - Định nghĩa: + Axit cứng – cation phân tử có kích thước nhỏ mật độ điện tích dương cao, khơng có khả cho cặp electron (như H+, Ca2+, Al3+…) + Baz cứng – phân tử anion có kích thước nhỏ, khó bị biến dạng, khơng có khả nhận cặp electron (như F-, Cl-, OH-, NH3, H2O…) + Axit mềm – cation phân tử có kích thước lớn, điện tích dương nhỏ, dễ bị biến dạng (như Cu+, Ag+, GaCl3, GaBr3…) + Baz mềm – phân tử anion có kích thước lớn, dễ bị phân cực, dễ bị oxy hóa Như vậy, khái niệm “cứng” gắn liền với khả giữ cặp electron chặt, khó bị biến dạng khó bị phân cực hóa Cịn khái niệm “mềm” gắn liền với khái niệm liên kết kép chặt chẽ cặp electron khả dễ bị phân cực axit, baz Tính chất cứng hay mềm axit, baz gắn liền với khả bị phân cực chúng Do liên quan trực tiếp với cấu tạo lớp vỏ electron, kích thước điện tích chúng - Theo quan điểm axit, baz cứng, mềm axit baz phản ứng với theo quy tắc: + Các axit cứng dễ phản ứng với baz cứng để tạo thành hợp chất bền vững 14 + Các axit mềm dễ phản ứng với baz mềm để tạo thành hợp chất bền vững - Bằng cách chọn axit làm chuẩn, người ta xác định độ bền phức tạo thành axit với baz so sánh độ cứng baz ngược lại Ví dụ: + Khi chọn axit cứng Cu2+ axit mềm Cd2+ làm chuẩn, độ cứng baz giảm − 2− − 2− − − 2− − − 2− 2− 2− F >SO > NO >CO >OH >Cl >O > Br > I >S > Se > Te dần: + Độ cứng axit giảm dần: 2+ Be > Al 3+ > Zn4+ > Nb 5+ >Ti 4+ > Mg 2+ >Cr 3+ > Bi 3+ >Co 3+ > Fe 3+ > Ni 2+ >Co 2+ >Fe2 + >Cu 2+ Cứng Trun g gian Mềm Axit H+, Li+, Na+, K+, Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+ BF3, AlCl3, Al(CH3)3 Mn2+, Cr3+, Cr(VI), Mn(VII), Sc3+, Ti4+, Zn4+, Hf4+, VO2+, CO2, SO3 B(CH3)3 Fe2+, Co2+, Ni2+, Cu2+, Zn2+ Pb2+, Bi3+ (BH3)2 GaCl3, GaBr3, GaI3 Cu+, Ag+, Cd2+, Au+, Hg22+ Hg2+, Tl+ Baz O2-, OH-, F-, Cl-, CO32-, NO3-, PO43-, SO42-, ClO4-H2O, ROH, RO, R2O NH3, RNH2, N2H4 C2H5-, N2, NO2C6H5NH2, N3-, SO32B2-, SCNH-, CN-, IC2H4, CO R3P, R3As, RSH, R2S S2O32-, SCN- IV THUYẾT AXIT – BAZ CỦA USANOVIC - Định nghĩa: + Axit – chất cho cation, kết hợp với anion electron + Baz – chất có khả kết hợp với cation, cho anion electron phản ứng hóa học - Theo Usanovich, phản ứng hóa học coi phản ứng axit – baz Ví dụ: Baz + Axit KF + BF3 ⇌ K+ + BF4+ 3NaF + AlF3 ⇌ 3Na + [AlF6]3Na2S + CS2 ⇌ 2Na+ + CS323ZnO + P2O5 ⇌ 3Zn2+ + 2PO43K2O + ZnO ⇌ 2K+ + ZnO22ZnO - lưỡng tính - Thuyết Usanovich cho phép giải thích phản ứng chất trạng thái nóng chảy V TỔNG QUÁT: tất định nghĩa axit – baz có điểm chung là: - Axit – chất cho tiểu phân tích điện dương (H+, cation) nhận tiểu phân tích điện âm (cặp electron, OH-, anion) Do axit biểu thị đặc tính dương điện tiểu phân hóa học - Baz – chất cho tiểu phân tích điện âm nhận tiểu phân tích điện dương Do baz đặc trưng cho tính âm điện tiểu phân hóa học 15 16