Một số khái niệm cơ bản

1.1. Định nghĩa acid, base theo Bronsted

Có nhiều quan niệm về acid, base nhưng ở đây chúng ta dùng theo quan điểm của Bronsted:

ư Acid là những chất có khả năng cho prroton.

ư Base là những chất có khả năng nhận proton.

ư Cặp acid-base liên hợp: một acid sau khi cho một proton thì trở thành một base gọi là base liên hợp với acid đó. Ta gọi acid và base này là một cặp acid-base liên hợp (viết là cặp acid/base). Một cặp acid-base liên hợp có thể được biểu diễn bằng hệ thức sau:

Acid (A) Base (B) + H⁺

Ví dụ: Cặp HF/F^-: : HF F^ư + H⁺

Cặp CH₃COOH/CH₃COO^- : CH₃COOH CH3COO^ư + H⁺ Cặp NH₄⁺/ NH₃ : NH₄⁺ NH₃ + H⁺ Cặp H₂S/ HS ^ư : H₂S HS ^ư + H⁺

Cặp HS^ư/ S^ư : HS^ư S^ư+ H⁺

Như vậy acid, base có thể là những phân tử trung hòa điện (CH₃COOH, HF...), ion (NH₄⁺, HS^ư...). Chất lưỡng tính là chất vừa có cả khả năng cho và vừa có khả năng nhận proton (HS^ư...).

ư Acid đa hóa trị (đa acid) là những chất có khả năng cho nhiều proton (ví dụ H₂S).

ư Base đa hóa trị (đa base) là những chất có khả năng nhận nhiều proton (ví dụ CO₃^2-, S^2-).

1.2. Nước và pH

Xem mục 2.2., Bài 1, Phần 1. Lý thuyết phân tích định tính.

1.3. Cường độ của acid và base

ư Dung dịch trong nước của acid A có:

A + H₂O B + H₃O⁺ Hằng số

[ ] [ ]

[ ][

A H O

]

O H K B

2 3

.

. ⁺

=

t [ ] [ ] [ ]

[ ]

A O H . O B H K.

K_{A 2} ³

+

=

=

được gọi là hằng số acid của acid A, nó biểu thị cho cường độ của acid A vì K_A càng lớn, acid phân ly càng nhiều, acid đó càng mạnh.

ư Dung dịch trong nước của base B ta có:

B + H₂O A + OH^ư Hằng số

[ ] [ ]

[ ][

^{AB HOHO}

]

K . 2

. ^ư

=

t [ ] [ ] [ ]

[ ]

^BOH

O A H K

K_{B 2}

= ư

= .

. được gọi là hằng số base của base B, nó biểu thị cho cường độ của base B vì K_B càng lớn, base phân ly càng nhiều, base đó càng mạnh.

ư Nếu A và B là cặp acid-base liên hợp thì ta có:

K_A.K_B = [H₃O⁺][OH^ư] = K_n =10^ư14.

Do đó, nếu K_A lớn thì K_B bé. Vì vậy trong một cặp acid-base liên hợp nếu dạng acid là mạnh thì dạng base sẽ yếu và ngược lại.

ư Để thuận tiện cho việc tính toán, người ta thường dùng cách biểu thị:

pK_A = ưlgK_A , pK_B = ưlgK_B. Khi đó: pK_A+ pK_B = 14.

1.4. Đa acid, đa base

Đa acid là những acid có thể cho nhiều proton. Trong nước, phân tử của các đa acid phân ly lần lượt theo nhiều nấc và trong mỗi nấc cho một proton, ứng với một cặp acid-base liên hợp.

Ví dụ: H₃PO₄ là một đa acid.

H₃PO₄ + H₂O _H2PO₄^ư+ H₃O⁺ có K_A1 (ứng với cặp H₃PO₄/ H₂PO₄^ư) H₂PO₄^ư + H₂O HPO^42ư+ H₃O⁺ có K_A2 (ứng với cặp H₂PO₄^ư/ HPO₄^2ư) HPO₄^2ư + H₂O PO^43ư + H₃O⁺ có K_A3 (ứng cặp HPO₄^2ư/ PO₄^3ư)

Tổng cộng:

H₃PO₄+ 3H₂O PO₄^3ư+ 3H₃O⁺ với K_A = K_A1 . K_A2 . K_A3

Tương tự như vậy, đa base là những base có thể nhận nhiều proton.

Thí dụ: CO₃^2- là một đa base.

CO₃^2ư + H₃O⁺ HCO₃^- + H₂O HCO₃^-+ H₃O⁺ H₂CO₃ + H₂O 1.5. Công thức tính [H⁺] và pH của một số dung dịch

Thiết lập phương trình đầy đủ tính chính xác nồng độ H₃O⁺ (hay H⁺) và pH trong các dung dịch sẽ được nghiên cứu ở các chương trình nâng cao, ở đây chúng ta chỉ đưa ra cách tính gần đúng áp dụng cho những trường hợp dung dịch có nồng độ không quá nhỏ, với sai số thực tế đa phần chấp nhận được.

1.5.1. Dung dịch acid mạnh đơn chức HA nồng độ ban đầu C_A Acid mạnh phân ly hoàn toàn:

HA + H₂O → H₃O⁺ + A^ư (thường viết HA → H⁺ + A^-) Do đó [H₃O⁺] = [H⁺] = C_A

pH = ưlgC_A

1.5.2. Dung dịch base mạnh đơn chức MOH có nồng độ C_B Base mạnh phân ly hoàn toàn:

2H₂O H₃O⁺ + OH^ư MOH + H₃O⁺ → M⁺ + 2H₂O MOH → M⁺ + OH

-Do đó: [OH^-] = C_B →

[ ] [ ]

B 14 n

C 10 OH

H K

ư ư

+ = = Vì vậy: pH = 14 + lgC_B

1.5.3. Dung dịch đơn acid yếu HA có nồng độ C_A Acid yếu HA phân ly không hoàn toàn

HA + H₂O A^- + H₃O⁺ (viết gọn HA H⁺ + A^-)

Từ

[ ][ ]

[ ]

HA A O K_A H³

ư +

= .

, coi HA ít phân ly nên [HA] ≈ C_A Do đó có [H₃O⁺] = K_A.C_A và pH = _A C_A

2 pK 1 2

1 ư lg

1.5.4. Dung dịch đơn base yếu B có nồng độ C_B Base yếu B phân ly không hoàn toàn

B + H₂O A + OH -Từ

[ ] [ ]

[ ]

^BOH

K_B A

= . ư

, coi gần đúng [B] ≈ C_B

Dođó [OH^-] = K_B.C_B , [H₃O⁺] =

B n A

C .K

K và pH = _A lgC_B

2 pK 1 2

7+1 +

1.5.5. Dung dịch cặp acid base liên hợp HA/A

-Giả sử acid HA có nồng độ C_A, base A^- liên hợp có nồng độ C_B Có cân bằng: HA + H₂O A^- + H₃O⁺

Từ

[ ][ ]

[ ]

^{HA.H O}

K_B A ³

+

= ư

t [ ]

B A A

3 C

.C K O

H ⁺ = và pH =

A B

A C

lgC pK +

pH dung dịch này thay đổi không đáng kể khi thêm vào một ít acid mạnh hoặc base mạnh vì nếu tăng nồng độ H⁺, thì A^- sẽ kết hợp với H⁺ tạo thành HA; ngược lại nếu giảm nồng độ H⁺, thì HA sẽ phân ly thêm để sinh thêm H⁺. Kết quả là sau khi cân bằng thiết lập thì nồng độ của H⁺ trong dung dịch sẽ thay đổi không đáng kể. Trong hóa học gọi những dung dịch này là dung dịch đệm, có tác dụng giữ ổn định pH của dung dịch.

1.5.6. Dung dịch các chất lưỡng tính

Đây là những chất vừa có khả năng cho và vừa có khả năng nhận proton, ví dụ như NaHS, NaHCO₃… trong dung dịch phân ly thành các ion HS^-, HCO₃^-… tương ứng với các cặp acid-base liên hợp H₂S/HS^-, HS^-/S^2- và H₂CO₃/HCO₃^-, HCO₃^-/CO₃^2-…

Có thể chứng minh được công thức gần đúng:

[ ]

H⁺ = KA₁.KA₂ (trong đó và là hai giá trị K

A1

K KA2 _A liên quan đến cân bằng cho và nhận proton của anion muối acid) và

2

1 A

A pK

2 pK 1 2

pH = 1 +

1.5.7. Dung dịch đa acid hoặc đa base

ư Dung dịch đa acid có nồng độ C_A: Đối với nhiều acid thường nấc 1 mạnh hơn các nấc sau nhiều. Do đó có thể tính gần đúng coi như đơn acid (tính theo nấc 1 mạnh nhất) có nồng độ C_A.

ư Dung dịch đa base có nồng độ C_B: Sự phân ly của các đa base xảy ra ngược với sự phân ly của các đa acid.

Thí dụ: đa base Na₂CO₃: Na₂CO₃ → 2Na⁺ + CO₃^2-. Đa base CO₃^2- tham gia cân bằng:

CO₃^2- + H₃O⁺ HCO₃^- + H₂O tương ứng K_A2 của H₂CO₃ HCO₃^- + H₃O⁺ H₂CO₃ + H₂O tương ứng K_A1 của H₂CO₃ Do vậy, một cách gần đúng ta chỉ tính như đơn base (theo base 1 mạnh nhất) có nồng độ C_B. Trong thí dụ trên tính theo K_A2 của H₂CO₃.

2. Định lượng bằng phương pháp acid-base

Trong tài liệu hóa phân tích (Trang 168-172)