CÁC THUYẾT AXIT BAZƠ

CHƢƠNG I: CÁC THUYẾT AXIT BAZƠ TS. Trƣơng Thị Cẩm Mai Khoa Hóa học – ĐH Quy Nhơn 1 THUYẾT AXIT – BAZƠ CỦA ARENIUYT - Axit là chất tan trong nƣớc phân ly cho ion H + . - Bazơ là chất tan trong nƣớc phân ly cho ion OH - - Phản ứng trung hòa là phản ứng giữa axit và bazơ, tạo ra muối và nƣớc. - Phản ứng thủy phân của muối là phản ứng giữa ion của muối với nƣớc, kết quả làm cân bằng phân li của nƣớc thay đổi, dẫn đến môi trƣờng của dung dịch thay đổi. 2 Ưu điểm: Thuyết của Areniuyt là thuyết axit-bazơ sớm nhất. Nó giải thích đƣợc nhiều tính chất và phản ứng của các axit, bazơ trong dung dịch nƣớc. Nhược điểm: - Thuyết axit bazơ Areniuyt chỉ áp dụng đúng cho dung môi là nƣớc, không áp dụng đƣợc cho tất cả các dung môi, đồng thời nó chƣa thấy đƣợc vai trò quyết định của dung môi trong sự phân li axit, bazơ. - Thuyết Areniuyt không giải thích đƣợc các phản ứng tạo ra muối giống nhƣ phản ứng trung hòa mà trong đó lại không có H + hoặc OH - tham gia. 3 Axit là chất (hoặc ion) có khả năng cho proton, bazơ là chất (hoặc ion) có khả năng nhận proton. Ví dụ: CH 3 COOH + H 2 O CH 3 COO - + H 3 O + (a) Axit Bazơ Bazơ Axit → Cặp CH 3 COOH – CH 3 COO - và cặp H 3 O + - H 2 O là những cặp axit-bazơ liên hợp. A 1 + B 2 B 1 + A 2 Axit 1 bazơ 2 bazơ 1 axit 2 THUYẾT AXIT - BAZƠ CỦA BRONSTET VÀ LAURI (thuyết proton) 4 Các axit Bronstet-Lauri đều chứa proton → chúng còn đƣợc gọi là axit protonic.  Các axit protonic có thể là: - Phân tử trung hòa nhƣ HCl, H 2 SO 4 , H 3 PO 4 … - Anion nhƣ HSO 4 - , H 2 PO 4 - , HS - … - Cation nhƣ H 3 O + , NH 4 + , [Pt(NH 3 ) 6 ] 4+ , [Fe(H 2 O) 6 ] 3+ …  Các bazơ Bronstet-Lauri có thể là: - Phân tử trung hòa nhƣ NH 3 , R-NH 2 , R 2 CO (R là gốc hữu cơ hoặc halogen), piridin, H 2 O… - Anion nhƣ H 2 PO 4 - , OH - , Cl - , NH 2 - … - Cation nhƣ H 2 N-NH 3 + , [Pt(NH 3 ) 5 (OH)] 3+ , [Fe(H 2 O) 5 (OH)] 2+ … 5 Ƣu điểm: 1. Thuyết proton giải thích đƣợc tính chất bazơ của các hợp chất hữu cơ nhƣ amin, ete, xeton và thioete…Nhờ có các cặp electron tự do, khi kết hợp proton, các hợp chất này tạo thành các cationoni. Những ion này là axit liên hợp của các hợp chất đó. 6 2. Thuyết proton tổng quát hơn thuyết axit-bazơ của Areniuyt: + Các axit Bronstet rất đa dạng, không chỉ bao gồm những chất phân ly trong nƣớc thành proton mà cả những chất không phân ly trong nƣớc thành proton nhƣ H 2 , CH 4 … + Các hidroxit kiềm nhƣ NaOH, KOH…theo Areniuyt là bazơ, nhƣng theo Bronstet-Lauri thì chỉ có ion OH - trong đó là bazơ. Hơn nữa, không phải chỉ có ion OH - mà tất cả những chất có khả năng nhận proton đều là bazơ. + Thuyết axit-bazơ của Areniuyt chỉ áp dụng cho dung môi nƣớc, còn theo thuyết Bronstet-Lauri có thể áp dụng cho bất kì dung môi nào: H 2 O, NH 3 lỏng, HF lỏng hay CH 3 COOH khan… và kể cả khi không có dung môi nhƣ: NH 3(k) + HCl (k) → NH 4 Cl ( r ) 3. Ƣu điểm nổi bật nhất là thuyết proton cho phép định lƣợng lực axit-bazơ của các chất. 7 Nhƣợc điểm: Thuyết proton chỉ giới hạn cho những phản ứng axit- bazơ trong đó có sự trao đổi proton. Có nhiều quá trình tƣơng tác, trong đó các chất thể hiện tính chất axit và tính chất bazơ, nhƣng theo thuyết proton không cho là phản ứng axit-bazơ, bởi vì ở đó không có sự trao đổi proton. Chẳng hạn, phản ứng của oxit kim loại và oxit phi kim tạo ra muối.Thí dụ: CaO + SO 3 → CaSO 4 Hoặc phản ứng giữa SOCl 2 và K 2 SO 3 trong SO 2 lỏng: SOCl 2 + K 2 SO 3 → 2KCl + 2SO 2 8 Lực axit đặc trƣng cho khả năng phân ly proton của axit, lực bazơ đặc trƣng cho khả năng nhận proton của các bazơ. Trong điều kiện dung môi là nƣớc lực axit bazơ theo Bronstet − Laury phụ thuộc vào các yếu tố: • độ phân cực của liên kết (dựa vào hiệu ứng độ âm điện). • độ bền của liên kết (dựa vào bán kính nguyên tử, độ dài liên kết năng lượng liên kết, mật độ điện tích dương hoặc âm) 9 Các yếu tố ảnh hƣởng đến lực axit – bazơ Bronstet − Laury – Trong chu kì, khi đi từ trái sang phải: + Độ âm điện của E tăng → sự chênh lệch độ âm điện giữa E và H lớn → độ phân cực của liên kết E–H cũng tăng theo. Kết quả là khả năng tách H + càng dễ, lực axit tăng. + Đi từ trái sang phải, bán kính của E thay đổi không đáng kể, trong khi đó điện tích âm giảm dần → δ‾ của E giảm, làm cho độ bền liên kết giảm, tức là khả năng tách H + dễ hơn, lực axit mạnh hơn. Điều này giải thích tại sao NH 3 phân li trong nƣớc tạo NH 4 + và OH - chứ không tạo NH 2 - và H 3 O + : vì N 3- có mật độ điện tích âm lớn hơn O 2- nên khả năng nhận proton của nitơ mạnh hơn oxi (độ bền của liên kết H–OH kém hơn độ bền liên kết N– H). 10 a. Hiđrua phi kim (E-H) [...]... bng mnh ca cỏc axit mnh, nú lm cho tt c cỏc axit mnh u cú lc axit ca axit H3O+ tc l cỏc axit mnh u cú mnh ngang nhau trong nc Núi cỏch khỏc, axit mnh nht trong nc l H3O+ Nh vậy, đối với tất cả các axit có pKa < 0 ta không thể phân biệt lực của chúng trong dung môi nớc 17 Cỏc axit cú lc axit yu hn H3O+ - i vi cỏc axit yu cú lc axit yu hn H3O+ nhng mnh hn nc, ngha l 0 < pKa < 14 Cỏc axit ny chuyn proton... nờn hỳt mnh oxi ca phõn t nc hirat húa lm liờn kt OH phõn cc, kh nng tỏch H+ d) ú l cỏc cation axit (Al3+, Fe3+ ) 16 Phõn bit lc axit - baz Bronstet trong dung mụi nc + Cỏc axit cú lc axit mnh hn H3O+ Ta ó bit rng trong nc bt kỡ axit no mnh hn H3O+ u chuyn hon ton proton cho baz nc to thnh H3O+ khụng mt axit no mnh hn H3O+ tn ti c trong nc Vỡ vy, khụng th no xỏc nh c giỏ tr pKa ca chỳng Vớ d: Trong... húa hc cú cỏc mc OXH khỏc nhau, lc axit tng khi s oxi húa tng Vớ d lc axit ca dóy Mn(OH)2 Mn(OH)7 tng Gii thớch: + Khi mc OXH tng, õm in ca nguyờn t tng hiu õm in MO gim, liờn kt MOH tr thnh liờn kt cng húa tr, phõn cc OH tng, lc axit tng + T Mn2+Mn+7, mt in tớch dng trờn Mn tng, kh nng y H+ tng, lm cho lc axit tng 14 - i vi cỏc oxi axit (HO)nEOm: Yu t quyt nh lc axit ca chỳng l õm in ca phi kim... ly mt phn trong nc) nờn trong dung dch tn ti phõn t axit, ta cú th xỏc nh c Ka hay pKa ca chỳng, ngha l ta phõn bit c mt cỏch nh lng lc axit ca chỳng - i vi cỏc axit yu hn H2O tc l cú pKa > 14 cng khụng phõn hng c bi vỡ trong nc chỳng úng vai trũ l baz xỏc nh lc axit ca chỳng (Ka) phi dựng dung mụi khỏc nc - Trong nc ch phõn bit c lc axit ca cỏc axit cú pKa t 0 ữ 14 18 Tt c cỏc baz mnh hn OH- u khụng... thỡ nú li l axit Mun xỏc nh c lc baz phi dựng dung mụi khỏc nc Kt lun: trong nc ta ch phõn bit c mnh yu nhng axit hoc baz cú 0 < pKa < 14 hoc 0 < pKb < 14 20 Trong dung môi khác nớc Trong axit axetic khan, s khỏc nhau v lc ca cỏc axit trờn ó tr nờn rừ rt, lc axit ca chỳng gim dn theo dóy: HClO4 > HBr > H2SO4 (nc 1) > HCl > HNO3 Cỏc dung mụi m trong cỏc dung mụi ú, s khỏc nhau v lc ca cỏc axit, hoc lc... liờn kt vi E + i vi oxi axit cú cựng s m, lc axit tng theo õm in ca E, õm in ca E tng, liờn kt OH cng phõn cc hn d phõn ly ra H+ Vớ d: H2SO3: (HO)2SO v H2SeO3: (HO)2SeO T S Se, õm in gim (dc theo phõn nhúm), phõn cc liờn kt EO (E: S,Se) tng, liờn kt OH bn dn (kộm phõn cc hn), lc axit gim, pKa (H2SO3) = 1,87, pKa (H2SeO3) = 2,62 + i vi cỏc oxi axit cú s m khỏc nhau, lc axit tng theo m Vỡ nguyờn... hoc lc ca cỏc baz th hin mc ln, c gi l cỏc dung mụi phõn bit c Ngc li, c gi l cỏc dung mụi san bng Khong phõn bit lc axit baz ca dung mụi c n nh bi chớnh hng s t phõn li ca nú 21 22 Hàm axit, pH hiệu dụng và pKa quy đổi Siêu axit - Xét sự proton hoá một bazơ yếu trong môi trờng axit mạnh B + H+ BH+ K -1 = a a BH+ 1 = Ka = K a a B a H+ a BH H+ B h 0 = H BH + + Ka = h0 B BH + pKa =... xỏc nh c Ho ngi ta chn baz B m giỏ tr pKa (ca axit liờn hp vi nú, BH+) ó bit v sao cho bng thc nghim cú th d dng xỏc nh c t s [B] [BH ] Ho c trng cho kh nng nhng proton ca mụi trng, l c trng cho " axit" ca dung dch Vỡ th, ngi ta gi nú l hm axit Hm axit ny xỏc nh c l nh dựng cỏc baz ch th khụng mang in tớch nờn gi l hm Ho Ho l mt i lng nhm m rng mc o nh lng axit, tc m rng thang pH, sang vựng pH < 0 Vỡ... nng tỏch H+ tng lc axit tng 12 Trong mt phõn nhúm chớnh: + Khi i t trờn xung õm in ca R gim, hiu õm in RO tng, liờn kt RO cú th xem l liờn kt ion nờn chỳng d phõn li thnh OH-, lc axit gim + Bỏn kớnh ca R tng, in tớch ca R khụng i dn n + gim, kh nng y H+ ca R gim, lc axit gim + Khi R cú bỏn kớnh cng húa tr trung gian v trng thỏi oxi húa (OXH) trung gian, hp cht cú th hot ng nh mt axit hoc mt baz, tc... lng axit, tc m rng thang pH, sang vựng pH < 0 Vỡ th Ho cũn mang ý ngha l pH hiu dng 24 Hm axit, pH hiu dng v pKa quy i Siờu axit Giỏ tr Ho ca H2SO4 100% l -12,1 chng t nú cú kh nng cho proton rt mnh Nu kh nng cho proton ca mt mụi trng no mnh hn H2SO4 100% tc l cú Ho < -12 chớnh l nhng siờu axit Cỏc mụi trng siờu axit nh dung dch SbF5 hoc AsF5 trong HSO3F hoc trong HF cú ng dng rng rói Chỳng c dựng to . H 2 O là những cặp axit- bazơ liên hợp. A 1 + B 2 B 1 + A 2 Axit 1 bazơ 2 bazơ 1 axit 2 THUYẾT AXIT - BAZƠ CỦA BRONSTET VÀ LAURI (thuyết proton) 4 Các axit Bronstet-Lauri đều. Ưu điểm: Thuyết của Areniuyt là thuyết axit- bazơ sớm nhất. Nó giải thích đƣợc nhiều tính chất và phản ứng của các axit, bazơ trong dung dịch nƣớc. Nhược điểm: - Thuyết axit bazơ Areniuyt. bằng độ mạnh của các axit mạnh, nó làm cho tất cả các axit mạnh đều có lực axit của axit H 3 O + tức là các axit mạnh đều có độ mạnh ngang nhau ở trong nước. Nói cách khác, axit mạnh nhất trong