Title CHUYÊN ĐỀ PHẢN ỨNG ACID – BASE.pdf ✅

1 CHUYÊN ĐỀ: PHẢN ỨNG ACID – BASE 1. Acid - base Có nhiều t u t về Acid - base n u ron số đó, được sử dụng nhiều là thuy t Acid - base của Arrhenius và thuy t Acid - base của Bronsted- Lowry. 1.1. Thuyết Acid - Base của Arrhenius (thuyết Acid - Base cổ điển) Theo thuy t này thì Acid là những chất có khả năn p ân li tron nước thành cation H+ , còn base là những chất có khả năn p ân li t àn nion OH- N ư vậy trong phân tử của Acid phải chứa hydrogen lin động có khả năn ion ó òn tron p ân tử base phải chứ n óm iđroxi ó ả năn ion ó Ví dụ: Acid HCl → H+ + Cl- Base N OH → N + + OH- Đâ là t u t đơn iản về Acid và base. Nó chỉ đề cập đ n dung môi là H2O. Nhiều trường hợp không giải t í được tính Acid-base của một số dung dị Để giải t í trường hợp nà n ười t đư r i niệm sự thủy phân. 1.2. Thuyết proton về Acid - Base của Bronsted – Lowry Theo thuy t này Acid là những chất có khả năn o proton Base là những chất có khả năn n ận proton. Sử dụng thuy t này ta có thể giải t í đầ đủ tính Acid - base của các dung dịch trong các dung môi: H2O, nướ n ư dun môi ữu ơ... và iải thích cho một số phản ứng Acid- base không có dung môi. 2. Một số khái niệm liên quan 2.1. Hằng số Acid – Hằng số base Khi hòa tan Acid hoặc base vào nước: A + H O2 H O3  + B Kcb B + H O2 OH + A Kcb Áp dụn định luật tác dụng khối lượng, ta có 3 2 [ ].[ ] [ ].[ ] cb H O B K A H O   xem [H2O] = 1000/18 (mol/L) = 55,55 (mol/L) = const 3 2 [ ].[ ] .[ ] [ ] cb H O B K H O A   = Ka. Ka gọi là hằng số Acid. Để đơn iản: [ ].[ ] [ ] a H B K A   Hoàn toàn tươn tự đối với base: → 2 [ ].[ ] .[ ] [ ] cb A OH K H O B   = Kb


4 → [H+ ] 2 - 10-7 [H+ ] - 10-14 = 0 → [H+ ] = 10-6,79 → pH = 6,79  Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch base mạnh MOH → M+ + OH- H2O H + + OH- H O2 K [H+ ] - [OH- ] + [M+ ] = 0 → [H+ ] - 2 [ ] KH O H  + Cb = 0 [H+ ] 2 + Cb. [H+ ] - H O2 K = 0 - N u Cb >> 10-7M, bỏ qua cân bằn điện ly củ nước. [OH- ] = Cb → [H+ ] = 2 [ ] KH O OH  - N u Cb ≈ 10-7M thì giải p ươn trìn : [H + ] 2 + Cb. [H + ] - H O2 K = 0 → [H + ] Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch Acid yếu, base yếu  Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch Acid yếu đơn chức HA H + + A- Ka H2O H + + OH- H O2 K Áp dụn định luật bảo toàn điện tích: [H+ ] – [OH- ] – [A- ] = 0 → [H+ ] - 2 [ ] KH O H  - [ ] a a a K C K H  = 0 (2) - N u KaCa >> H O2 K bỏ qua sự điện ly củ nước → [H+ ] - [ ] a a a K C K H  = 0 → [H+ ] 2 + Ka[H+ ] - KaCa = 0 - Giả sử [H+ ] << Ca → [H+ ] = K Ca a - N u KaCa ≈ H O2 K ta không bỏ qua giá trị nào cả và việc tính toán gần đún được thực hiện t eo định luật bảo toàn proton: [H+ ] – [OH- ] – [A- ] = 0 → [H+ ] = 2 [ ] KH O H  + [ ] [ ] K HA a H  → [H+ ] 2 = H O2 K + Ka.[HA] xem [HA] = Ca → [H+ ] = H O a a 2 K K C   Tính nồng độ cân bằng trong dung dịch base yếu đơn chức