Bài giảng hóa vô cơ chương 2 các thuyết acid base

HÓA VÔ CƠ CÁC THUYẾT ACID - BASE Các loại phản ứng không thay đổi số oxy hóa Phân chia theo quan điểm acid - base Phản ứng acid – base Là phản ứng hình thành liên kết cộng hóa trò từ cặp electron chất orbital trống chất khác Ví dụ: H+(k) + Cl- (k) = H – Cl (k) NH3(k) + BF3(k) = H3N – BF3 (r) (NH3.BF3) NH4+ + OH- = NH3 + HO – H (NH3.H2O) NaOH (r) + CO2 (k) = NaHO-CO2 (r) (NaHCO3) H+(aq) + OH- (aq) = H – OH (l) Cu2+ (aq) + NH3(aq) = [Cu – NH3]+(aq) CaO(r) + SiO2 (k) = Ca2+[-O – SiO2-](r) (CaSiO3) Chất cho cặp electron base, chất nhận cặp electron acid Phản ứng phân hủy Là phản ứng phá hủy chất phức tạp tạo thành chất đơn giản Ví dụ: CaCO3(r) = CaO (r) + CO2(r) Phản ứng kết tủa từ ion Là phản ứng liên kết ion tạo thành chất rắn có liên kết ion Ví dụ: Ag+(aq) + Cl- (aq)  AgCl(r) + aq Ba2+(aq) + SO42-(aq)  BaSO4(r) + aq Các phản ứng loại có tính thuận nghòch Phản ứng gốc – Là phản ứng tạo thành liên kết đơn cộng hóa trò từ gốc tự Ví dụ: – H· + ·H = H –H Phản ứng polimer hóa – Là phản ứng tạo thành đại phân tử từ nhiều phân tử loại Ví dụ: nSO3 (k)  (-OSO2-OSO2-OSO2-)n/3 (r) Các thuyết acid – base lónh vực áp dụng Thuyết acid –base Arrhenius (1887) Đònh nghóa: acid chất phân li nước cho ion H+, base chất phân li nước cho ion OH- Ví dụ: HCl (k) H2O H+(aq) + Cl-(aq) NaOH (r) H O Na+(aq) + OH-(aq) Thuyết dung dòch nước THUYẾT ACID – BASE BRONSTED-LOWRY Johannes Nicolaus Brønsted Thomas Martin Lowry Dựa tính chất proton, H+: lớp vỏ electron, hạt nhân nên kích thước nhỏ, H+ xâm nhập sâu vào lớp vỏ ion, phân tử khác để thưc phản ứng trao đổi ion ĐỊNH NGHĨA: – Acid tiểu phân cho proton (H+), base tiểu phân nhận proton phản ứng Ví dụ: HCl  H+ + ClH2SO4  H+ + HSO4Vì acid chất nhường H+ base nhận H+, nên ví dụ ta có cặp acid, base: HCl/Cl- H2SO4/HSO4Những cặp acid/base gọi cặp acid/base liên hợp Các acid, base Bronsted phân tử trung hoà, cation anion ACID TRUNG HOÀ ANION BASE HCl  H+ + Cl- NH3 + H+  NH4+ H2O  H+ + OH- H2O + H+  H3O+ HSO4-  H+ + SO42- CH3COO- +H+CH3COOH HCO3-  H+ + CO32- Cl- + H+  HCl CATION NH4+  H+ + NH3 H3O+  H+ + H2O Để so sánh cường độ base, so sánh số bền phức chất base kim loại chọn làm chuẩn – VD: [FeF-4] = 1015, [FeCl-4] = 0.85 FeF-4 bền FeCl-4 nhiều  F- base mạnh Cl- nhiều Ngược lại chọn base làm chuẩn để so sánh cường độ acid Mn+ Nhưng kết không xác chọn base khác làm chuẩn Giải thích: – Do Mn+ có kích thước nhỏ, nên yếu tố không gian ảnh hưởng đến liên kết, hay Mn+ tạo liên kết  với phân tử khác nên ảnh hưởng đến độ bền phức chất – VD: So sánh Ag+ Fe3+ với F- Cl-, ta có: Fe3+ + F-  FeF2+ , lgK1 = 6.06 Ag+ + F-  AgF , lgK1 = 0.36 Fe3+ + Cl-  FeCl2+ , lgK1 = 3.04 Ag+ + Cl-  AgCl , lgK1 = 1.45 Do đó, cần đưa khái niệm để so sánh tương đối xác độ mạnh acid/base Lewis Acid – Base cứng, mềm – Acid cứng: Cation phân tử có kích thước nhỏ, mật độ điện tích dương cao, khả cho e Acid mềm ngược lại VD: Acid cứng: H+, Ca2+, Al3+ Acid mềm: Cu+, Ag+, GaCl3… – Base cứng: Ation phân tử có kích thước nhỏ, khó bò biến dạng, khả nhận e Base mềm ngược lại: Kích thước lớn, dễ bò phân cực, dễ bò oxy hóa VD: Base cứng: F-, Cl-, OH-, NH3… Base mềm: I-, CN-, C2H4…  Các acid hay base khó cho-nhận e khó biến dạng cứng  Có acid base không cứng, không mềm Quy tắc phản ứng: – Các acid cứng dễ phản ứng với base cứng tạo hợp chất bền, tương tự cho acid/base mềm – Chọn acid base làm chuẩn, xác đònh độ bền hợp chất tạo thành acid/base khác để so sánh độ cứng – VD: Dãy base sau theo chiều giảm dần độ mềm Te2+>Se2+>S2->I->Br->O2->Cl->OH->CO32->NO3>SO42->F- (cứng nhất) Độ cứng tăng dần dãy acid sau: Ag+