HỆ CÂN BẰNG AXIT-BAZƠ

Get Started. It's Free
or sign up with your email address
HỆ CÂN BẰNG AXIT-BAZƠ by Mind Map: HỆ CÂN BẰNG AXIT-BAZƠ

1. DẤU HIỆU NHẬN BIÊT

1.1. AXIT

1.1.1. Axit là bất cứ chất nào tạo được thành dung dịch có độ pH<7 khi nó hòa tan trong muối

1.1.2. Là các phân tử hay ion có khả năng nhường proton (ion H+) hay nhận cặp electron không chia từ bazơ.

1.2. BAZƠ

1.2.1. Có pH>7 khi ở trong dung dịch

1.2.2. Là hợp chất mà phân tử có một nguyên tử kim loại liên kết với một hay nhiều nhóm hidroxit (-OH)

2. CÁC LOẠI HỆ

2.1. I. DUNG DỊCH CÁC ĐƠN AXIT VÀ ĐƠN BAZƠ

2.1.1. 1. DUNG DỊCH ĐƠN AXIT MẠNH

2.1.1.1. - Các axit mạnh thường gặp là HCl; HBr; HI; HSCN; HClO3; HBrO3; HNO3; H2SO4 (nấc 1); HClO4; HMnO4;… HA là một axit mạnh nên trong nước coi như phân li hoàn toàn: HA → H+ + A- (Ka = ∞) +) Khi CHA ≫ 10-7 M thì H+ do nước phân li ra không đáng kể, tức là có thể bỏ qua sự phân li của nước. +) Khi nồng độ axit CHA ≈10-7 M thì phải xét đến cả quá trình phân li của nước.

2.1.2. 2. DUNG DỊCH ĐƠN BAZƠ MẠNH

2.1.2.1. - Các đơn bazơ mạnh thường là hiđroxit của các kim loại kiềm, kiếm thổ như NaOH, LiOH, KOH, Bá(OH) 2, Cá(OH) 2,… trong nước chúng phân li coi như hoàn toàn theo phương trình: M(OH)n → Mn+ + nOH- +) Khi Cb ≫10-7 M thì lượng OH- do nước phân li ra không đáng kể và có thể bỏ qua được. Do đó [OH- ] = Cb +) Khi Cb ≈ 10-7, không thể bỏ qua quá trình phân li của nước.

2.1.3. 3. DUNG DỊCH ĐƠN AXIT YẾU

2.1.3.1. - Trong dung dịch tồn tại cân bằng: HA ↔ H+ + A- Ka (1) H2O ↔ H+ + OH- Kw (2) +) Khi Ka.CA ≫Kw nghĩa là có thể bỏ qua sự phân li của nước. +) Khi Ka.CA ≈ Kw , không thể bỏ qua sự phân li của nước.

2.1.4. 4. DUNG DỊCH ĐƠN BAZƠ YẾU

2.1.4.1. - Các bazơ yếu có thể tồn tại ở dạng phân tử: NH3, Mg(OH)2,…; cation: CaOH+,…; hoặc anion: CH3COO-, CO32-,… Trường hợp tổng quát trong dung dịch đơn axit yếu HA có các quá trình sau: A- + H2O ↔ HA + OH Kb (1) H2O ↔ H+ + OH- KH2O (2) Nếu KH2O ≪ KbCA- thì sự phân li của nước xảy ra không đáng kể.

2.2. II. DUNG DỊCH HỖN HỢP CÁC ĐƠN AXIT VÀ ĐƠN BAZƠ

2.2.1. 1. HỖN HỢP AXIT MẠNH VÀ AXIT YẾU

2.2.1.1. - Trong dung dịch axit mạnh HX C1 mol/l và axit yếu nồng độ C2 mol/l có các quá trình sau: ▸ Phân li của axit mạnh HX: HX → X- + H+ (1) ▸ Ion hóa của nước: H2O ↔ H+ + OH- KH2O (2) ▸ Phân li của axit yếu HA: HA ↔ H+ + A- Ka (3) Ở đây CHA= C2; CH+ = CHX = C1 +) Trường hợp 1:”Khi CHX là đáng kể và CHA.Ka >> KH2O, ta bỏ qua sự điện li của nước. Ta có thể tính nồng độ ion H+ dựa vào cân bằng (3) có kể đến sự có mặt của ion H+ do HX phân li ra (1). Khi Ka,HA tương đối bé và C1 và C2 không quá nhỏ thì có thể x<<C2; x<<C1 +) Trường hợp 2: Nếu Ca2.Ka ≈Kw à phải xét sự điện li của nước . Tính toán phải dựa vào định luật bảo toàn proton.

2.2.2. 2. HỖN HỢP BAZƠ MẠNH VÀ BAZƠ YẾU

2.2.2.1. - Trong dung dịch bazơ mạnh MOH C1 mol/l và bazơ yếu A- nồng độ C2mol/l có các quá trình sau: +) Phân li của bazơ mạnh MOH: MOH → M+ + OH- (1) +) Ion hóa của nước: H2O ↔ H+ + OH- (2) +) Phân li của axit yếu HA: A- + H2O ↔ HA + OH- (3) Ở đây CA- = C2 ; COH- = CMOH = C1 - Trong đa số trường hợp, do có mặt của các bazơ MOH và A- nên sự phân li của nước xảy ra không đáng kể. Ta có thể tính nồng độ ion OH- dựa vào cân bằng (3) có kể đến sự có mặt của ion OH- do MOH phân li ra (1). - Khi Kb nhỏ và C1 và C2 là tương đối thì có thể coi x<<C2; x<<C1 và ta có thể đánh giá gần đúng.

2.2.3. 3. HỖN HỢP CÁC ĐƠN AXIT YẾU

2.2.3.1. - Trong dung dịch chứa các đơn axit HA1, HA2, HA3 ta biểu diễn đơn giản các cân bằng: H2O ↔ H+ + OH- (Kw) (1) HA1 ↔ H+ + A1- (Ka1) (2) HA2 ↔ H+ + A2- (Ka2) (3) HA3 ↔ H+ + A3- (Ka3) (4) +) Khi Ka1.CHA1 ≫ Ka2.CHA2 ≫ Ka3.CHA3 ≫ Kw thì có thể tính nồng độ ion hiđro theo cân bằng (2) như đối với dung dịch chứa một đơn axit. +) Khi Ka1.CHA ≈ Ka2.HA ≈ Ka3.CHA3 thì biểu thức ĐKP áp dụng cho hệ sẽ là: [H+] = [OH-] + [A1 -] + [A2-] + [A3-] +) Khi [H+]≫[OH-] ta có: [H+] = √(Ka1[HA1]+Ka2[HA2]+Ka3[HA3]) Để tính gần đúng có thể chấp nhận [HA1]≈CHA1=C2; [HA2]≈CHA2=C2; [HA3]≈CHA3=C3 và: [H+] = √(Ka1.C1+Ka2.C2+Ka3.C3)

2.2.4. 4. HỖN HỢP CÁC ĐƠN BAZƠ YẾU

2.2.4.1. - Trong dung dịch NaA1 C1 M; NaA2 C2 M có các cân bằng: NaA1 → Na+ + A1 - C1 NaA2 → Na+ + A2- C2 H2O ↔ H+ + OH- (Kw) (1) A1- + H2O ↔HA1 + OH- (Kb1) (2) A2- + H2O ↔ HA2 + OH- (Kb2) (3) Khi Kb1.C1 ≫ Kb.2C2 ≫ Kw thì phép tính được thực hiện theo cân bằng (2). Khi Kb1.C1 ≈ Kb2.C2 ≈ Kw thì phải tính theo ĐKP: [H+] = [OH-] - [HA1] - [HA2]

2.2.5. 5. HỖN HỢP CÁC AXIT YẾU VÀ BAZƠ LIÊN HỢP

2.2.5.1. - Xét dung dịch đơn axit HA (Ca) và bazơ liên hợp (Cb), trong dung dịch có các cân bằng: H2O ↔ H+ + OH- (Kw) (1) HA ↔ H+ + A- (Ka) (2) . hoặc: A- +H2O ↔ HA + OH- (Kb = Kw/Ka) (3) +) Khi pH<<7 thì cân bằng (2) là ưu thế (khi dung dịch có phản ứng axit), và có thể tính [H+] theo cân bằng (2): HA ↔ H+ + A- (Ka) +) Khi pH>>7 thì cân bằng (3) là ưu thế (khi dung dịch có phản ứng bazơ), và có thể tính pH theo cân bằng (3): A- + HA ↔ HA + OH- (Kb) Trong trường hợp tổng quát khi không thể bỏ cân bằng phân li của nước có thể tính gần đúng theo phương trình ĐKP áp dụng cho hệ HA (Ca), A-(Cb) [H+] = [OH-] + [A-] - Cb Và sẽ cho ta: [H+] = h

2.3. III. DUNG DỊCH ĐA AXIT VÀ ĐA BAZƠ

2.3.1. 1. ĐA AXIT

2.3.1.1. - Phân tử của các đa axit có khả năng phân li cho n proton (n>1). Nếu n = 2 ta có điaxit, n = 3 là triaxit,…Sự phân li của các đa axit diễn ra theo từng nấc. Ví dụ, sự phân li của triaxit H3A:” H3A ↔ H+ + H2A- (Ka1) H2A- ↔ H+ + HA2- (Ka2) HA2- ↔ H+ + A3- (Ka3) Đối với đa số các đa axit nhất là đối với các axit vô cơ thì Ka1 >> Ka2 >> Ka3…, nghĩa là sự phân li của đa axit xảy ra mạnh nhất ở nấc đầu và sau đó giảm dần ở các nấc tiếp theo. Điều này dễ hiểu vì 1 phân tử không mang điện mất proton dễ hơn 1 anion, và anion điện tích 1+ mất proton tương đối dễ hơn anion điện tích 2+,… Nếu Ka1 >> Ka2 >> Ka3 ta có thể coi đa axit như 1 đơn axit và tính cân bằng theo nấc phân li thứ nhất của axit đó.

2.3.2. 2. ĐA BAZƠ

2.3.3. - Phân tử đa bazơ có khả năng nhận một số proton. Quá trình proton hóa của đa bazơ là ngược với quá trình phân li của đa axit tương ứng. Vì vậy, ứng với điaxit ta có đibazơ, ứng với triaxit là tribazơ,…Và ta có sơ đồ tương ứng sau đây: Phân li của triaxit Proton hóa của tribazơ H3A ↔ H+ + H2A- (Ka1) A3- +H2O ↔ HA2- + OH- (Kb1) H2A- ↔ H+ + HA2- (Ka2) HA2- +H2O ↔ H2A- + OH- (Kb2) HA2- ↔ H+ + A3- (Ka3) H2A- +H2O ↔ H3A + OH (Kb3) - Khi Ka1 >> Ka2 >> Ka3 thì , vì vậy Kb1 >> Kb2 >> Kb3. Như vậy sự proton hóa của nấc 1 là chiếm ưu thế và ta có tính cân bằng của đa bazơ như một đơn bazơ: A- + H2O ↔ HA + OH-

2.4. IV. HỆ CHẤT LƯỠNG TÍNH

2.4.1. - Các chất vừa có tính axit (cho proton) vừa có tính bazơ (thu proton) được gọi là các chất lưỡng tính. Thuộc loại này gồm có: ▸ Các hiđroxit của một số kim loại (nhôm, crom, kẽm, chì,…) ▸ Các aminoaxxit là những chất điện li lưỡng tính do sự có mặt đồng thời trong phân tử các nhóm amin có tính bazơ và nhóm cacboxyl có tính axit. ▸ Các muối axit là các muối mà anion gốc axit còn khả năng phân li proton. Ví dụ: NaH2PO4, NaHCO3,… Trong trường hợp tổng quát đối với muối axit NaHA trong dung dịch có các cân bằng: NaHA → Na+ + HA. H2O ↔ H+ + OH- Kw (1) HA- ↔ H+ + A2- Ka2 (2) HA- + H+ ↔ H2A Ka1 (3) HA- vừa là axit (2), vừa là bazơ (3), vì vậy muối axit NaHA là hợp chất lưỡng tính. Để đánh giá định hướng pH của dung dịch có thể so sánh Ka2 (2) với Kb2 được tổ hợp từ các cân bằng (1) và (3): HA- + H2O ↔ H2A + OH (Kb2) Nếu Ka2>Kb2 thì pH<7, ngược lại nếu Kb2> Ka2 thì pH >7. ▸ Muối của axit và bazơ yếu

3. YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG BÊN NGOÀI ĐẾN AXIT - BAZƠ

3.1. - Trong dung môi có khả năng nhận H+ mạnh thì chất tan nhường H+ và được coi là 1 axit.

3.2. - Trong dung môi có khả năng nhận H+ mạnh thì chất tan nhận H+ và được coi là 1 bazơ.

3.3. - Hòa tan bazơ vào dung môi có H+ hoạt động, nếu dung môi có khả năng nhận H+ của axit càng yếu thì càng dễ phát hiện ra lực bazơ.

3.4. - Một dung môi cho H+ vì khả năng nhận H+ của nó yếu hơn khả năng nhận H+ của bazơ hòa tan.

4. ỨNG DỤNG

4.1. AXIT

4.1.1. - Thường được sử dụng để loại bỏ sự gỉ sắt và sự ăn mòn khác từ kim loại trong quá trình được gọi là tẩy.

4.1.2. - Có thể được sử dụng như 1 chất điện phân trong pin.

4.1.3. - Axit mạnh, đặc biệt là axit sulfuric, được sử dụng rộng rãi trong chế biến khoáng sản.

4.1.4. -Trong ngành công nghiệp hóa học, axit phản ứng trong phản ứng trung hòa để tạo ra muối.

4.1.5. - Axit được sử dụng làm chất phụ gia cho đồ uống và thực phẩm, vì chúng làm thay đổi khẩu vị và phục vụ như chất bảo quản.

4.1.6. - 1 số axit được sử dụng làm thuốc (Axit acetylsalicylic (Aspirin) được sử dụng như thuốc giảm đau và làm giảm cơn sốt).

4.2. BAZƠ

4.2.1. - Một số bazơ phổ biến trong phòng thí nghiệm hóa học như NaOH, KOH. Chúng được dùng trong xử lý dầu mỏ và bông, trong sản xuất xà phòng và nhựa.

4.2.2. - NaOH là thành phần hoạt tính trong các sản phẩm như Drano nhằm làm thông các ống dẫn nước.

4.2.3. - Ở nhiều gia đình, bạn có thể tìm thấy NaHCO3 trong tủ thuốc, nó là một thành phần hoạt tính trong một số chất làm giảm độ acid dạ dày.