›
›

Bài giảng Cân bằng Acid-Base - Ngô Gia Lương

ppt 49 trang huongle 4900
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Cân bằng Acid-Base - Ngô Gia Lương", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptbai_giang_can_bang_acid_base_ngo_gia_luong.ppt

Nội dung text: Bài giảng Cân bằng Acid-Base - Ngô Gia Lương

  1. ThS Ngơ Gia Lương
  2. Khái niệm về acid, base. a. Thuyết cổ điển của Arrhenius b. Thuyết proton Bronsted c. Thuyết electron của Lewis
  3. Thuyết cổ điển của Arrhenius + ➢Acid Arrhenius: chất điện ly cho ion H3O trong nước + - HCl(aq) +H2O(l) H3O (aq) + Cl (aq) + - HNO3(aq)+H2O(l) H3O (aq) + NO3 (aq) ➢Base Arrhenius: chất điện ly cho ion OH- trong nước + - NH3(aq) + H2O (l) NH4 (aq) + OH (aq)
  4. Thuyết proton Bronsted ✓Acid Bronsted : cho proton H+ HA H+ + A- ✓Base Bronsted : nhận proton H+ B + H+ BH+ ✓Các cặp acid–base liên hợp: HA/A- ,BH+/B HA + B A- + BH+ Phản ứng giữa acid và base là pư trao đổi proton(H+) giữa acid của 1cặp acid- base liên hợp này với 1 base của 1 cặp acid-base liên hợp khác.
  5. Phản ứng giữa các cặp acid base liên hợp Cặp liên hợp Acid + Base Base + Acid Cặp liên hợp – + Reaction 1 HF + H2O F + H3O Reaction 2 HCOOH + CN– HCOO– + HCN + 2– – Reaction 3 NH4 + CO3 NH3 + HCO3 – – 2– Reaction 4 H2PO4 + OH HPO4 + H2O + – 2+ Reaction 5 H2SO4 + N2H5 HSO4 + N2H6 2– 2– 3– – Reaction 6 HPO4 + SO3 PO4 + HSO3
  6. Dự đốn acid, base Bronsted Acid Bronsted – là chất phải chứa H+ Phân tử trung hồ : HCl, HNO3, HF . + + Cation cĩ chứa H : NH4 - , - Anion cĩ chứa H : HSO4 H2PO4 . Cation kim loại trong nước : Fe2+(aq) ; Al3+(aq) ➢Cation cấu hình khí trơ cĩ q2/ r càng lớn → tính acid càng mạnh ➢Cation cĩ điện tích và bán kính tương đương, cấu hình: 18e – (18e +2e) – (18e> >8e ) → tính acid mạnh hơn cấu hình 8e
  7. 3+ 2+ + Al(H2O)6 Al(OH)(H2O)5 + H 3+ 2+ + Al(H2O)6 +H2O (l) Al(OH)(H2O)5 + H3O Al3+(aq) bị thuỷ phân
  8. Base Bronsted - chất cĩ dư mật độ điện tích âm - - 2- 3- Anion: Cl , NO3 , SO4 , PO4 . Phân tử cộng hố trị phân cực : NH3 Chất lưỡng tính- chất vừa cĩ khả năng cho H+ vừa cĩ khả năng nhận H+. Các hợp chất cĩ chứa H thường là chất lưỡng tính - - HCl + H2PO4 Cl + H3PO4 - - 2- H2PO4 + HCO3 HPO4 + H2CO3 pK (H PO ) = 7,21 pK (H CO ) =10,33 a 2 3 4 a 2 2 3
  9. Sự điện ly của acid và base trong nước - + ✓Acid : HA + H2O A + H3O + − H O A  K càng lớn thì tính K = 3 a a HA acid càng mạnh + - ✓ Base : B + H2O BH + OH BH + OH − K càng lớn thì tính K =    b b B base càng mạnh
  10. Sự điện ly của acid và base là kết quả của pư trao đổi proton giữa acid và base với dung mơi. + - NH3(aq) + H2O (l) NH4 (aq) + OH (aq) base acid acid base
  11. ➢ Đối với cặp acid – base liên hợp: + − [H 3O ][ A ] - + K a(HA) = HA + H2O A + H3O [HA] [HA][OH − ] - - K − = A + H2O HA + OH b( A ) [A− ] + − − [H 3 O ][ A ] [HA][OH ] + − K K − = x = [H O ][OH ] = K a(HA) b( A ) [HA] [A− ] 3 n Ka.Kb = Kn pKa + pKb = pKn = 14 Ka.Kb = Kd → pKa + pKb = pKd Acid càng mạnh (Ka↑) thì base liên hợp là base yếu(Kb↓) Acid càng yếu (Ka↓) thì base liên hợp là base mạnh (Kb↑)
  12. HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC BASE YẾU
  13. HẰNG SỐ ĐIỆN LY CỦA CÁC ACID YẾU VÀ BASE LIÊN HỢP ở 250C
  14. Thuyết electron của Lewis Thuyết Lewis dùng giải thích quá trình tạo phức và tính bền của phức. Acid Lewis: là tiểu phân cĩ dư mật độ điện tích dương và orbital hố trị trống để nhận cặp electron liên kết từ base. Dự đốn acid Lewis: ➢Hầu hết các cation kim loại (Ag+, Co3+, Cr3+, Mg2+ ) ➢Các halogenua của B, Al, Si, Sn ➢Các hydrua của B,Al ➢Các hợp chất cĩ lk đơi trong những đk thích hợp cũng thể hiện tính axit
  15. Base Lewis: chất cho cặp electron. Dự đốn base Lewis: ➢Các anion : Cl-, Br-, OH- ➢Phân tử trung hồ hay ion cĩ chứa nguyên tử (N,O ) cịn cặp e hố trị tự do như : NH3, amin , rượu, xeton + Ag + 2NH3 [Ag(NH3)2]+ F H F H • F B N H F B □ + N• H F H F H acid base
  16. base acid •• •• + • - H • H O H + •OH• •• acid base H H + + H + • H N H N• H H H acid base
  17. HCl, acid mạnh HF, acid yếu [H+] = [HCl] [H+] < [HF]
  18. Sự ion hĩa và tích số ion của nước -18 -1 -1 Độ dẫn điện của H2O = 5,54.10  .cm •• K + - - + [H3O ][OH ] H-O-H + H-O••-H OH + H3O K = 2 [H2O] Acid Brưnsted Baz Brưnsted + − −14 Kw = [H3O ][OH ] =10 pH=-lg[H+] pOH=-lg[OH-] pK=-lgK pKw = pH + pOH = 14
  19. Khái niệm pH Định nghĩa pH pH = -lga + pH = -lg[H O+] H3O 3 Thang pH: Trung Acid tính Baz pH 0 7 14 pH tăng, độ acid giảm pOH = -lg[OH-] pH + pOH = 14
  20. Chỉ số pH và mơi trường dd ➢ Trong nước nguyên chất và mơi trường trung tính [H+] = [OH-] = 10-7 pH = 7 ➢ Trong dung dịch acid cĩ mơi trường acid [H+] > [OH-] pH 7
  21. Thang pH
  22. pH của dd lỗng acid và base mạnh ➢Acid mạnh HA → H+ + A- Ca Ca pH = −lg C + = −lg C -6 H a Ca 10 M ➢Base mạnh MOH → M+ + OH- Cb Cb pOH = −lg C − = −lg C OH b -6 Cb 10 M pH = 14 − pOH = 14 + lg Cb
  23. Acid mạnh và base mạnh HCl CH3CO2H Thymol Blue chỉ thị pH < 1.2 < pH < 2.8 < pH
  24. pH của dd acid yếu và base yếu. + - Acid yếu HA + H2O H3O + A > Kn Cân bằng Ca(1- ) Ca Ca Ka C + = Ca = Ca = KaCa H3O Ca 1 1 pH = −lg C + = (− lg Ka − lg Ca ) = (pKa − lg Ca ) H3O 2 2 Base yếu MOH M+ + OH- > K Cân bằng Cb(1- ) Cb Cb b b n 1 1 pOH = (pK − lg C ) pH = 14 − (pK − lg C ) 2 b b 2 b b
  25. Hằng số điện ly của các acid và base yếu ở 250C
  26. Đo pH của giấm Đo pH của dd NH3
  27. Các phương pháp đo pH cho các dd nước (a) Giấy đo pH (định tính) (b) Máy đo pH(định lượng)
  28. pH của dung dịch 1. Tính pH của dung dịch HCl 0,01M -2 pH = - log CHCl = - log 10 = 2 -2 2. Tính pH của dung dịch H2SO4 5.10 M 3. Tính pH của dung dịch NaCl 0,001M -3 pOH = - log CNaOH = - log 10 = 3 pH = 14 – pOH = 14 – 3 = 11 -2 4. Tính pH của dung dịch Ca(OH)2 2.10 M
  29. pH của dung dịch
  30. pH của dung dịch đệm acid ( HA + MA) + CH3COONa → CH3COO- + Na Cm Cm - + CH3COOH + H2O CH3COO + H3O Ca(1- ) (Ca + Cm≈ Cm) Ca + − + C H3O CH3COO  H3O Cm + a K = = [H3O ] = K a a C CH3COOH Ca m + Ca Cm pH = −lg[ H3O ] = −lg Ka − lg = pKa + lg Cm Ca PH của dd đệm base ( MOH + MA ) C m pH =14 − pKb + lg Cb
  31. Điều kiện của phản ứng thủy phân Phản ứng thuỷ phân là pư trao đổi ion giữa muối và nước, cĩ khả năng làm thay đổi pH mơi trường. Hthuỷ phân >0 HA (dd) + MOH(dd) MA (dd) + H2O Htrung hồ <0 Phản ứng thủy phân là phản ứng là phản ứng nghịch của pư trung hồ. Hằng số cân bằng của quá trình thuỷ phân Kt số phân tử muối thuỷ phân Độ thuỷ phân h = 1 Số phân tử muối hồ tan
  32. Muối nào sẽ bị thuỷ phân ? Nếu cation của muối (M+) là acid mạnh hơn nước (MOH là base yếu), nĩ sẽ nhường H+ cho nước → cation muối bị thuỷ phân làm cho pHmtr 7 - - CH3COO + H2O CH3COOH + OH Tất cả các muối (MA) đều bị thuỷ phân trừ muối được tạo thành từ acid mạnh (HA) và base mạnh (MOH)
  33. CƯỜNG ĐỘ CỦA CẶP ACID BASE LIÊN HỢP HA A- Các anion (A-) cĩ tính base càng mạnh sẽ thuỷ phân càng mạnh trong nuớc.
  34. pH của dung dịch muối HA MOH + Muối tạo thành từ acid mạnh và base yếu (M +H2O→ pH 7) + - Muối tạo thành từ acid yếu và base yếu ( M +A + H2O → ) Muối tạo thành từ acid mạnh và base mạnh MA khơng bị thuỷ phân → pH ≈7
  35. Muối khơng tp Cation tp Anion tp pH (Axit) (Base) + K≈K - CH3COONH4 NH4 CH3COO 7 Al3+ AlCl3 7 NaF F- >7 NaBr Khơng 7 NH + - NH4CN 4 K 7 NH + K>K - NH4F 4 F <7 pK(NH3)=4,76; pK(CH3COOH)=4,75;pK(HCN)=9,2;pK(HF)=3,18
  36. ➢Muối tạo thành từ acid yếu (Ka)và base mạnh PH >7 + - ✓ Sự điện ly: MA → M (axy) + A (base mạnh hơn H2O) - - ✓ Sự thủy phân: A + H2O ⇌ HA + OH Cm(1-h) Cmh Cmh ✓ Hằng số thủy phân: HAOH − HA K K =   = H + OH − = n t − + −    A  H A  Ka ✓ Độ thủy phân : − 2 2 HAOH  (Cmh) Cmh 2 Kt Kn K t = = = Cmh h = = A−  C (1− h) 1− h m Cm KaCm − Kn KnCm + Kn KnKa OH = Cmh = Cm = H = = ✓ Tính pH: K C K − a m a OH  Cm 1 1 pH = (pK + pK + lg C ) = 7 + (pK + lg C ) >7 2 n a m 2 a m
  37. ➢Muối tạo thành từ acid mạnh và base yếu (Kb) pH<7 + - ✓ Sự điện ly: MA → M (acid mạnh hơn nước) + A (basey) + + ✓ Sự thủy phân: M + H2O ⇌ MOH + H Cm(1-h) Cmh Cmh ✓ Hằng số thủy phân: + MOHH  MOH + − Kn K t = + = + − H OH = M  M OH  Kb ✓ Độ thủy phân: + 2 2 MOHH  (Cmh) Cmh 2 Kt Kn K t = + = = Cmh h = = M  Cm (1− h) 1− h Cm KbCm + Kn KnCm ✓ Tính pH: H = Cmh = Cm = KbCm Kb 1 1 pH = (pK − pK − lg C ) = 7 − (pK + lg C ) <7 2 n b m 2 b m
  38. ➢Muối tạo thành từ acid yếu (Ka) và base yếu (Kb) ✓ Sự điện ly: MA → M+(acid mạnh hơn nước) + A-(base mạnh hơn nước) + - ✓ Sự thủy phân: M + A + H2O ⇌ HA + MOH Cm(1-h) Cm(1-h) Cmh Cmh ✓ Hằng số thủy phân: HAMOH  HA MOH  K K = = H + OH − = n t + − + − + −    M A  H A  M OH  Ka Kb ✓ Độ thủy phân: K HAMOH  (C h)2 h2 h = K = n K = = m = h2 t K K t + − 2 2 2 a b M A  Cm (1− h) (1− h) HA C h h K K K ✓ Tính pH: H + = K = K m = K K h = K n = n a   a − a a a a A  Cm (1− h) 1− h Ka Kb Kb 1 1 pH = (pK n + pKa − pK b ) = 7 + (pKa − pK b ) ≈7, ≤7, ≥7 2 2
  39. NHẬN XÉT Hằng số thuỷ phân Kt phụ thuộc vào : Bản chất của muối và nhiệt độ Độ thuỷ phân h phụ thuộc vào: ✓ Ka và Kb của axit và baz liên hợp với các ion của muối, được tạo thành trong qt thuỷ phân,chúng cĩ giá trị càng nhỏ thì độ thuỷ phân càng tăng. ✓ Cm càng nhỏ thì độ thuỷ phân tăng (trừ muối tạo thành từ axit yếu và baz yếu ) ✓ Nhiệt độ tăng thì độ thuỷ phân tăng.
  40. Cách tính pH của các dung dịch. a. pH của dd axit mạnh và base mạnh. pH = −lg Ca pH =14 + lg Cb b. pH của dd axit yếu và base yếu. 1 1 pH = (pK − lg C ) pH = 14 − (pK b − lg Cb ) 2 a a 2 c. pH của dung dịch đệm. C C m m pH = pKa + lg pH =14 − pKb + lg Ca Cb d. pH của dung dịch muối 1 1 pH = 7 − (pK + lg C ) pH = 7 + (pK + lg C ) 2 b m 2 a m 1 pH = 7 + (pK − pK ) 2 a b
  41. Dung dịch đệm Định nghĩa: Dung dịch đệm là dung dịch cĩ tác dụng giữ cho pH gần như khơng thay đổi khi cĩ một tác động bên ngồi như khi thêm một lượng nhỏ acid, baz hay nước (pha lỗng). Thành phần: Phần lớn các dung dịch đệm gồm một acid yếu và baz liên hợp của nĩ. Vd: CH3COOH + CH3COONa (đệm acetic), NH4Cl + NH3 (đệm amoni) Cơ chế: HA + H O H O+ + A- 2 3 [HA] và [A-] trong dd đều lớn NaA → Na+ + A- Nếu thêm một ít H+ (hay do bản thân hệ tạo ra), xảy ra pư trung hịa: A- + H+ HA pH dd cĩ giảm nhưng giảm khơng đáng kể Nếu thêm một ít OH- (hay do bản thân hệ tạo ra), xảy ra pư trung hịa: - - HA + OH A + H2O pH dd cĩ tăng nhưng tăng khơng đáng kể
  42. Dung dịch đệm: pH của dung dịch đệm: + - [H3O ][A ] K [HA] K = [H O+] = a a [HA] 3 [A-] Cb pH = pKa + lg Ca BT IV.17: Tính pH của dd gồm CH3COOH 0,1 M và CH3COONa 0,2 M. Cho pKa của CH3COOH là 4,75. BT IV.18: Tính pH của dd gồm NH4Cl 0,2 M và NH3 0,1 M. Cho pKa của + NH4 là 9,2. BT IV.19: Tính sự thay đổi pH ( pH) khi thêm 1 mL dd HCl 1 M vào 1 L dd ở BT IV.17. So sánh với trường hợp thêm 1 mL dd HCl 1 M vào 1 L nước.
  43. Chuẩn độ acid baz Nguyên tắc Dùng dd NaOH đã biết trước nồng độ Cb để xác định nồng độ Ca chưa biết của dd HCl bằng pư trung hịa acid baz: dd NaOH 0,1 M NaOH + HCl → NaCl + H2O - + Hay OH + H → H2O Tại điểm tương đương: n + = n - H3O OH CaVa = CbVb dd HCl cần xác định nồng độ Sử dụng tiện lợi hơn là nồng độ đương lượng, khi đĩ: NaVa = NbVb
  44. Chuẩn độ acid baz Chất chỉ thị pH Là những chất đổi màu trong một khoảng pH nhất định. Là những acid yếu khi cho vào nước cĩ cân bằng K a + - HIn + H2O H3O + In Dạng acid Dạng baz Hai dạng trên cĩ màu khác nhau và chỉ thị ở dạng nào tùy thuộc vào + [H3O ] của dd và Ka của chỉ thị. Màu của dd tùy thuộc tỉ lệ giữa nồng độ dạng acid và nồng độ dạng baz: [HIn] [In-] > 10 (pH pKa + 1) : mắt chỉ thấy màu dạng baz [HIn] 1/10 < [In-] < 10 (pKa -1 < pH < pKa +1) : mắt thấy màu trung gian của hai dạng
  45. Chuẩn độ acid baz Chất chỉ thị pH: Ví dụ 1: Phenolphtalein Khơng màu Hồng Đỏ pH 8 9 9,610 Ví dụ 2: Metyl da cam Vàng Da cam Đỏ pH 3 4 4,4
  46. Chuẩn độ acid baz Vài chất chỉ thị Màu Chỉ thị Khoảng pH Mơi trường acid Mơi trường base đổi màu Thymol xanh Đỏ Vàng 1,2 – 2,8 Bromophenol xanh Vàng Xanh tím 3,0 – 4,6 Metyl da cam Da cam Vàng 3,1 – 4,1 Metyl đỏ Đỏ Vàng 4,2 – 6,3 Clorophenol xanh Vàng Đỏ 4,8 – 6,4 Cresol đỏ Vàng Đỏ 7,2 – 8,8 Phenol phtalein Khơng màu Hồng tím 8,3 – 10,0
  47. Cho dd NaOH 0,10N vào buret tới vạch Dùng phép chuẩn độ acid base để chuẩn (mức 0) xác định nồng độ acid VNaOH.CNaOH(N) = VHCl.CHCl(N) 0 Cho 10,00 ml dd axit HCl chưa biết nồng độ + 100ml nước cất + 3 giọt phenolphatalein → vào bình tam giác (erlen)
  48. Chuẩn độ dd HCl bằng dd NaOH ddNaOH 24,6 0,10N 0 Dd HCl CHCl ? Nhỏ từ từ dd NaOH từ burét xuống bình tam giác và lắc đều dd trong bình cho đến khi dung dịch trong bình bắt đầu chuyển sang màu hồng nhạt (bền trong 30 giây) →đọc thể tích ddNaOH đã dùng trên buret V=24,6 ml → tính nồng độ dd HCl theo đl đương lượng. CHCl = 0,25N