HĨA VƠ 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 trị từ cặp electron chất orbital trống chất khác Ví duï: 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]2+(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 nghịch Phản ứng gốc Là phản ứng tạo thành liên kết đơn cộng hóa trị 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 I THUYẾT ACID –BASE ARRHENIUS (1887) Định 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 dịch nước II 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 Dự đốn axit – baz Bronsted Axit – chất phải có chứa H+ Cation: NH4+… Các cation kim loại bị hydrat hóa nước 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 … Ví dụ: Baz – chất có dư mật độ điện tích âm: Có điện tích âm (anion): Cl-, SO42-… Có phân cực âm (phân tử phân cực - bất đối xứng khơng gian): NH3, HCl 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 coù: Fe3+ + F- FeF2+ , lgK1 = 6.06 (1) Ag+ + F- AgF , lgK1 = 0.36 (2) Fe3+ + Cl- FeCl2+ , lgK1 = 3.04 (3) Ag+ + Cl- AgCl , lgK1 = 3.31(1.45)(4) 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: Anion phân tử có kích thước nhỏ, khó bị biến dạng, khả nhận e Base mềm ngược lại: Kích thước lớn, dễ bị phân cực, dễ bị 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 định độ bền hợp chất tạo thành acid/base khác để so sánh độ cứng VD: Dãy base sau theo chiều giảm dần độ mềm Te 2 Se 2 S 2 I Br O 2 Cl OH CO32 NO3 SO42 F (mềm nhất) (cứng nhất) Độ cứng tăng dần dãy acid sau: Ag+