- Hydrua dễ bay hơi: gồm hydrua của bo và tất cả các nguyên tố thuộc
R L Bậc tự do của hệ cân bằng này là:
2.3.1.2. Thuyết axit-bazơ của Arrhénius (còn gọi là thuyết axit-bazơ cổ
điển)
S. Arrhénius (1859 - 1927), nhà vật lý học Thụy Điển, giải thưởng Nobel 1903.
* Những điểm chính về thuyết axit-bazơ của Arrhénius:
Dựa vào thuyết điện ly của mình, Arrhénius đã nêu lên định nghĩa mới
về axit-bazơ như sau:
1) Axit là những chất chứa hidro và trong dung dịch nước phân ly cho
ion hidro (H+).
HA H+ + A-
2) Bazơ là những chất chứa nhóm hidroxit (OH-) và trong dung dịch
nước phân ly cho ion hidroxit.
BOH B+ + OH-
Mặc dù các bazơ Arrhénius chứa các ion OH- riêng biệt trong cấu trúc
tinh thể của chúng nhưng các axit Arrhénius không bao giờ chứa ion H+ mà
chỉ chứa các nguyên tử hidro liên kết cộng hoá trị và bị ion hoá trong nước.
Như vậy, chất mang tính axit là ion H+; chất mang tính bazơ là ion OH-.
3) Phản ứng trung hoà là sự kết hợp giữa ion H+ và ion OH- để tạo
thành phân tử nước.
H+ + OH- → H2O
4) Muối là những chất trong dung dịch nước điện ly cho cation kim loại
và anion là gốc axit.
AB A+ + B-
5) Phản ứng thuỷ phân là phản ứng trao đổi giữa một chất với nước. Khi
đó xảy ra sự chuyển dịch cân bằng điện ly của nước.
H2O H+ + OH-
Do một trong hai ion đó (hoặc cả hai) kết hợp với ion của chất tan.
* Độ mạnh của axit-bazơ theo Arrhénius:
- Axit mạnh phân ly hoàn toàn thành ion trong nước. HA → H+ + A-
Trong dung dịch lỗng, khơng cịn phân tử HA không phân ly. [H+] = [HA]ban đầu
- Axit yếu chỉ phân ly một phần nhỏ thành ion trong nước. HA H+ + A-
Chương 2 – Các chất vô cơ
______________________________________________________________ [H+] << [HA]ban đầu
- Hằng số phân ly axit (hay gọi tắt hằng số axit Ka) Trong phương trình phân ly axit yếu HA:
HA H+ + A- Ka = [ ][ ] [ ]HA A H+ . − (dấu [ ] chỉ nồng độ lúc cân bằng)
Hằng số cân bằng Ka chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, axit càng mạnh, [H+]
khi cân bằng càng lớn thì Ka càng lớn.
- Hằng số axit và độ điện ly α.
+ Đối với các axit yếu có Ka tương đối lớn (Ka ≈ 10-2
), một dung dịch axit 1M có khoảng 10% phân tử HA phân ly.
Chẳng hạn Ka(HClO2)= 1,12 x 10-2; α (dd HClO2 1M) = 10,6%.
+ Đối với các axit yếu có Ka vừa phải (Ka ≈ 10-5), một dung dịch axit 1M
có khoảng 0,3% phân tử HA phân ly.
Chẳng hạn Ka(CH3COOH)= 1,8 x 10-5; α (dd 1M) = 0,42%.
+ Đối với các axit yếu có Ka tương đối thấp (Ka ≈ 10-10), một dung dịch
axit 1M có ∼ 0,001% phân tử HA phân ly.
Chẳng hạn Ka( HCN)= 6,2 x 10-10; α (dd HCN 1M) = 0,0025%.
Như vậy, đối với các dung dịch có cùng nồng độ ban đầu HA, hằng số
axit Ka càng nhỏ thì số % phân tử phân ly càng thấp, lượng ion H+ từ một mol
chất tạo ra trong dung dịch càng nhỏ, axit càng yếu.
* Phân loại độ mạnh của axit và bazơ:
- Axit mạnh: có 2 loại axit mạnh.
1. Các hidro halogenua axit: HCl, HBr, HI (trừ HF).
2. Các oxiaxit trong đó số nguyên tử O vượt quá số nguyên tử H axit (tức là số nguyên tử H có thể phân ly cho H+) từ 2 đơn vị trở lên như: HNO3,
H2SO4, HClO4 ...
- Axit yếu: Trên thực tế chỉ có một số axit mạnh (còn đa số là axit yếu).
Các axit yếu có Ka ∼ 10-1 → 10-12.
1. Các hidraxit (trừ hidro halogenua) như H2S, HCN ...
2. Các oxiaxit có số nguyên tử O bằng hoặc vượt quá số nguyên tử H axit như HClO, HNO2, H3PO4 ...
- Bazơ mạnh: Các hợp chất tan có chứa các ion hidroxit OH-. Các cation
2. M(OH)2, M = nhóm IIA (Ca, Sr, Ba).
- Bazơ yếu: Các hidroxit lưỡng tính như Al(OH)3, Zn(OH)2 ... vừa là
bazơ yếu, vừa là axit yếu.
Chú ý: + Các hợp chất tan chứa ion O2- như M2O (M: kim loại kiềm), MO (M: kim loại kiềm thổ) đều là những bazơ mạnh.
+ Nhiều hợp chất của nitơ trong đó nguyên tử N có các cặp
electron chưa liên kết là những bazơ yếu như NH3, các amin có cơng thức chung RNH2, R2NH, R3N như CH3CH2NH2, (CH3)2NH, (C3H7)3N.
Tuy nhiên các chất kể trên không phải là bazơ Arrhénius vì trong
cấu trúc khơng chứa nhóm hidroxit OH-.