Bài giảng Hóa đại cương - Chương 13: Cân bằng ion của nước - Huỳnh Kỳ Phương Hạ

4/4/2019
Chương 13
CÂN BẰNG ION CỦA NƯỚC
4/4/2019
SỰ ĐIỆN LY CỦA NƯỚC VÀ TÍCH SỐ ION CỦA NƯỚC
• Nước là chất điện ly yếu
H
2
O (l) H+ + OH-
Hằng số điện ly của nước
Ở 22
0
C
Do độ điện ly của nước quá nhỏ nên nồng độ của H
2
O 
xem như không đổi: 
OH
OHH
OH
C
CC
K
2
2
16
1081
2
.K
OH
OHH
OHOH
CCconstCK
22
4/4/2019
• Tích số ion của nước: K
n
• Ở 220C, ta có: 
• Môi trường axit có 
• Môi trường bazơ có 
• Môi trường trung tính có
OHH
n
CCK
1416
10
18
1000
1081
22
.CKK
oHOHn
77
1010
OHH
C,C
77
1010
OHH
C,C
77
1010
OHH
C,C
4/4/2019
LÝ THUYẾT ACID - BASE
• THUYẾT ACID – BASE BRONSTED-LOWRY
• Dựa trên tính chất proton, H+: không có lớp vỏ
electron, chỉ là hạt nhân nên kích thước rất nhỏ, H
+
có thể xâm nhập sâu vào lớp vỏ của các ion, phân
tử khác để thưc hiện phản ứng trao đổi ion.
• ĐỊNH NGHĨA:
• Acid là tiểu phân cho proton, còn base là tiểu phân
nhận proton trong phản ứng.
4/4/2019
• Ví dụ:
HCl H+ + Cl-
H
2
SO
4
 H+ + HSO
4
-
• Vì acid là chất nhường H+ và base nhận H+, nên
trong 2 ví dụ trên ta có các cặp acid, base:
HCl/Cl
-
và H
2
SO
4
/HSO
4
-
Những cặp acid/base như vậy gọi là cặp
acid/base liên hợp.
Các acid, base Bronsted có thể là phân tử trung
hoà, cation hoặc anion.
4/4/2019
ACID BASE
TRUNG 
HOÀ
HCl H+ + Cl-
H
2
O H+ + OH-
NH
3
+ H
+ NH
4
+
H
2
O + H
+ H
3
O
+
ANION HSO4
- H+ + SO
4
2-
HCO
3
- H+ + CO
3
2-
CH
3
COO
-
+H
+ CH
3
COOH
Cl- + H
+ HCl
CATION NH4
+ H+ + NH
3
H
3
O
+ H+ + H
2
O
4/4/2019
• Do H+ không tồn tại được ở dạng tự do, nên
các acid chỉ cho proton khi có base nhận và
ngược lại.
• Phản ứng trao đổi proton xảy ra tổng quát giữa
hai cặp acid-base liên hợp như sau:
A
1
+ B
2
 A
2
+ B
1
4/4/2019
Trong dung dịch, các phân tử và ion do dung
môi điện ly ra cũng đóng vai trò của cặp
acid-base liên hợp.
H
3
O
+
/H
2
O; H
2
O/OH
-
Các hợp chất có chứa H
+
luôn là chất lưỡng
tính, phụ thuộc vào chất phản ứng với nó có
khả năng cho, nhận H
+
mạnh hay yếu hơn nó.
4/4/2019
THUYẾT ACID – BASE LEWIS
• ĐỊNH NGHĨA:
• Base là chất cho cặp electron và acid là chất
nhận cặp electron để tạo thành liên kết hóa
học.
• Khái niệm này liên quan đến liên kết cộng hóa
trị cho – nhận.
• Acid Lewis:
• Là những tiểu phân có dư mật độ điện tích dương,
trong phân tử (ion) có các orbital trống có thể
tiếp nhận cặp e chuyển đến từ base.
4/4/2019
• Ví dụ: Đa số các cation là acid Lewis (Ag+, Co3+,
Cr
3+), hay các halogen, hydrua của B, Al
• Base Lewis:
• Là những tiểu phân có khả năng cho đi cặp e.
Ví dụ: Các anion (Cl
-
, Br
-
, OH
-), các phân tử trung
hoà hoặc ion trong thành phần có các nguyên tử còn
cặp e chưa liên kết như N, O (NH
3
, rượu, cetone).
Ag
+
+ NH
3
 [Ag(NH
3
)
2
]
+
Acid Base
BF
3
+ F
- [BF
4
]
-
HCl + NH
3
 NH
4
Cl
4/4/2019
CHỈ SỐ HYDRO (pH)
• Quy ước:
• Trong các dung dịch có nồng độ cao hoặc các dung
dịch axit bazơ mạnh thì:
• Môi trường axit pH 7 trung tính pH = 7
• Ta có: hay
KpK
OHpOHHpH
lg
lg,lg
H
algpH
OH
H
C
C
14
10
14pOHpH
4/4/2019
TÍNH pH CỦA CÁC DUNG DỊCH ĐIỆN LY
• pH CỦA DUNG DỊCH ACID MẠNH 
• Acid mạnh điện ly hoàn toàn 
HA H
+
+ A
-
a
H
HA
ClgClgpHCH
4/4/2019
pH ACID YẾU ĐƠN BẬC
HA H+ + A-
Lúc đầu C
a
0 0
Cân bằng C
a
-x x x
Hằng số cân bằng điện ly được gọi là hằng số axit, K
a
Do acid yếu
HA
AH
a
C
CC
K
HCKxCxCCx
aaaaa
aa
ClgKlgHlgpH
2
1
4/4/2019
• pH DUNG DỊCH ACID YẾU ĐA BẬC
• Do K
1
>>K
2
>>K
3
(ví dụ với H
3
PO
4
, K
1
=10
-2,12
, K
2
=10
-7.21
,
K
3
=10
-12.38
), do đó để tính pH, ta chỉ tính cho bậc phân
ly đầu. Nên cách tính cũng giống trường hợp acid yếu
đơn bậc.
• pH DUNG DỊCH BASE MẠNH
MOH M+ + OH-
C
OH-
C
b
a
ClgKlgpH
1
2
1
bb
OH
ClgpHClgClgpOH 14
4/4/2019
• pH DUNG DỊCH BASE YẾU ĐƠN BẬC
• Lập luận tương tự trường hợp acid yếu đơn bậc. Ta có:
• pH DUNG DỊCH BASE YẾU ĐA BẬC
bb
ClgKlgpOH
2
1
bb
ClgKlgpH
2
1
14
bbbb
ClgKlgpHClgKlgpOH
1
2
1
14
2
1
1
MOH
OHM
b
C
CC
K
4/4/2019
CHẤT CHỈ THỊ MÀU
• Chất chỉ thị màu có nhiều loại: Chất chỉ thị màu pH, 
chỉ thị màu Oxy hóa – khử, chỉ thị màu phứcỞ đây ta 
xét chất chỉ thị màu pH.
• Chất chỉ thị màu pH là các hợp chất hoá học có khả 
năng thay đổi màu theo pH (theo nồng độ H
3
O
+
, hay 
H
+
-theo Arrhenius). Thường đây là các acid hay base 
hữu cơ yếu.
4/4/2019
• Ký hiệu chất chỉ thị màu Acid yếu là HInd 
HInd H+ + Ind-
Màu dạng acid Màu dạng base
Ký hiệu chất chỉ thị màu là Base yếu là IndOH
IndOH OH- + Ind+
Màu dạng base Màu dạng acid
Màu dạng acid khác với màu dạng base.
• Ví dụ: phenolphthalein (HP) hay quì tím (HQ)
HP H+ + P-
Acid không màu Base màu hồng
HQ H+ + Q-
Acid màu đỏ Base màu xanh
4/4/2019
Hằng số điện ly của chất chỉ thị màu
Chuyển qua pH
C
H+
tăng thì màu dạng axit chiếm ưu thế, pH giảm thì 
ngược lại.
azơMàudạngB
xitMàudạngA
K
C
C
KC
C
CC
K
Ind
Ind
HInd
Ind
H
HInd
IndH
Ind
HInd
Ind
Ind
C
C
lgpKpH
4/4/2019
DUNG DỊCH ĐỆM
• Định nghĩa: Dung dịch đệm là dung dịch có giá trị pH
xác định và hầu như không thay đổi khi pha loãng, hay
thêm vào một lượng nhỏ acid hoặc base mạnh.
• Nói chung dung dịch đệm được tạo thành bằng cách
trộn một acid yếu với muối của nó (hệ đệm acid) hoặc
trộn một base yếu với muối của nó (hệ đệm base).
• Ví dụ:
• Hệ đệm acid: CH
3
COOH + CH
3
COONa
• Hệ đệm base: NH
4
OH + NH
4
Cl
4/4/2019
Cơ chế tác dụng của dung dịch đệm
• Xét hệ: CH
3
COOH CH
3
COO
-
+ H
+
(1)
CH
3
COONa CH
3
COO
-
+ Na
+
(2)
Khi thêm acid mạnh: HA H
+
+ A
-
thì theo nguyên lý
Le Chatelier cân bằng (1) sẽ dịch chuyển theo chiều
nghịch (tức là H
+
tác dụng với CH
3
COO
-
ở (2) tạo
CH
3
COOH) làm giảm H
+
.
4/4/2019
Khi thêm base mạnh: MOH M
+
+ OH
-
, thì
OH
-
sẽ kết hợp với H
+
(ở cân bằng 1) làm giảm
nồng độ OH
-
, đồng thời cân bằng (1), do bị giảm
H
+
, cũng sẽ dịch chuyển theo chiều thuận để tạo
ra H
+
.
Với hệ đệm base lập luận tương tự.
Tóm lại, khi cho H
+
hay OH
-
vào hệ đệm thì pH
dung dịch thay đổi rất ít.
4/4/2019
TÍNH pH DUNG DỊCH ĐỆM
• Hệ đệm acid
• Ví dụ hệ acetate trên, gọi C
m
và C
a
là nồng độ muối và 
acid.
• Khi hệ đã đạt trạng thái cân bằng (ở 1), ta có:
• Trong đó,vì nồng độ muối không có cách biệt lớn so với 
nồng độ acid, mà acid là chất kém điện ly, do đó
• [CH
3
COO
-
] = C
m
+ C
a
C
m
(vì <<1)
COOCH
COOHCH
aH
C
C
KC
3
3
4/4/2019
• Cũng vì acid kém điện ly, <<1:
• Thay vào công thức tính [H+] để tính pH, ta có:
aaaCOOHCH
C.CCC
3
a
m
a
m
a
ah
C
C
pKpH
C
C
KC
lg
4/4/2019
• Hệ đệm base
• Lý luận tương tự trên, ta có:
• Pha chế dung dịch đệm:
• Trước hết chọn axit hoặc bazơ có pK
a
, 14-pK
b
gần
với pH cần có, sau đó tính tỉ số nồng độ muối và acid
(base) để có pH cần thiết.
b
m
b
C
C
lgpKpH 14
4/4/2019
Indicator Low pH color Transition pH range High pH color
Gentian violet (Methyl violet) yellow 0.0–2.0 blue-violet
Leucomalachite green (first transition) yellow 0.0–2.0 green
Thymol blue (first transition) red 1.2–2.8 yellow
Methyl yellow red 2.9–4.0 yellow
Bromophenol blue yellow 3.0–4.6 purple
Congo red blue-violet 3.0–5.0 red
Methyl orange red 3.1–4.4 yellow
Bromocresol green yellow 3.8–5.4 blue-green
Methyl red red 4.4–6.2 yellow
Azolitmin red 4.5–8.3 blue
Bromocresol purple yellow 5.2–6.8 purple
Bromothymol blue yellow 6.0–7.6 blue
Phenol red yellow 6.8–8.4 red
Neutral red red 6.8–8.0 yellow
Naphtholphthalein colorless to reddish 7.3–8.7 greenish to blue
Cresol Red yellow 7.2–8.8 reddish-purple
Thymol blue (second transition) yellow 8.0–9.6 blue
Phenolphthalein colorless 8.2–10.0 pink
Thymolphthalein colorless 9.3–10.5 blue
Alizarine Yellow R yellow 10.2–12.0 red
Leucomalachite green (second transition) green 11.6–14 colorless