CÁC THUYẾT ACID BASE (hóa vô cơ) (chữ biến dạng do slide dùng font VNI times, tải về xem bình thường)

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+ + HSO4Vì 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+