Giáo án Chương XIII: Cân bằng ion của Axít – Bazơ

HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học 
1 
CHƯƠNG XIII: CÂN BẰNG ION CỦA AXÍT – BAZƠ 
I. Sự điện ly của nước và tích số ion của nước: 
Hình 13.1. Sự ion hóa của nước 
H2O + H2O  H3O+ + OH- 
 Hay: H2O  H+ + OH- 
Hằng số điện ly của nước: 
  
 
1610.8,1
2


OH
OHHK 
*Tích số nồng độ các ion H+ và OH- trong nước nguyên chất hay trong dung 
dịch nước bất kỳ là hằng số ở nhiệt độ xác định, được gọi là tích số ion của nước Kn. 
ở 22oC      14162 10
18
1000
.10.8,1.   OHKOHH 
1410]][[   OHHKn 
II. Chỉ số hydro pH và môi trường dung dịch. 
1. Chỉ số pH: 
 pH = -lg[H+] và pOH = -lg[OH-] 
 => pKn = pH + pOH =14 
2. Môi trường dung dịch: 
- Môi trường trung tính: 
 [H+] = [OH-] = 10-7 => pH = -lg[H+] = 7 
- Môi trường axit: 
 [H+] > [OH-] => pH < 7 
- Môi trường baz: 
 [H+] pH > 7 
III. Lý thuyết axit, baz: 
1. Thuyết hệ dung môi phân (Franklin): 
 Axit: là chất có khả năng điện ly ra ion dương giống ion dương của dung môi 
điện ly. 
 Baz: là chất có khả năng điện ly ra ion âm giống ion âm của dung môi điện 
ly. 
=> Trong dung dịch nước: H2O + H2O  H3O+ + OH- 
HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học 
2 
 Axit là những chất điện ly cho ion H+(H3O+): HCl, CH3COOH, HCN 
 Baz là những chất điện ly cho ion OH-: KOH, NH4OH 
2. Thuyết proton H+ của Bronsted - Lowry: 
 Axit là chất có khả năng cho proton H+: HA = H+ + A- 
 Baz là chất có khả năng nhận proton H+: B + H+ = BH+ 
* HA/A- và B/BH+ là các cặp axit – baz liên hợp (conjugate acid-base pairs). 
 CH3COOH(dd) + H2O(ℓ)  H3O+(dd) + CH3COO-(dd) 
 Axit1 Baz2 Axit2 Baz1 
 NH3(dd) + H2O(ℓ)  NH4+(dd) + OH-(dd) 
 Baz2 Axit1 Axit2 Baz1 
* Như vậy các phân tử hoặc ion có thể vừa cho vừa nhận proton H+ tùy theo điều kiện 
phản ứng gọi là chất lưỡng tính (amphoteric) (H2O, HCO3-, 
 HCO3-(dd) + H2O(ℓ)  H3O+(dd) + CO32-(dd) 
 HCO3-(dd) + H2O(ℓ)  H2CO3(dd) + OH-(dd) 
* Thuyết Bronsted không chỉ giới hạn trong dung dich nước mà còn áp dụng cho các 
dung dịch có dung môi khác. Thí dụ trong dung môi ammoniac lỏng: 
 HCl(trong NH3) + NH3(ℓ)  NH4+(trong NH3) + Cl-(trong NH3) 
 Axit1 Baz2 Axit2 Baz1 
=> Nhận xét: 
 Axit Bronsted có thể là: phân tử trung hòa (H2O, HCl...), cation (H+, H3O+, 
NH4+...), anion (HCO3-, HS-...) 
 Baz Bronsted có thể là: phân tử trung hòa (H2O, NH3...), anion (OH-, Cl-, 
CH3COO-...) 
 Sự điện ly của axit và baz trong nước – Hằng số điện ly của axit và baz: 
 Axit: HA + H2O  A- + H3O+ 
  
 HA
AOH
Ka


.3 
Ka là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của axit: Ka càng lớn (pKa = -lgKa càng 
nhỏ) thì axít càng mạnh, và ngược lại. 
 Baz: B + H2O  BH+ + OH- 
  
 B
OHBH
Kb


.
 Kb là đại lượng đặc trưng cho độ mạnh của baz. Kb càng lớn (pKb = -lgKb càng 
nhỏ) thì baz càng mạnh, và ngược lại. 
HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học 
3 
 Đối với axit, baz yếu đa bậc: mỗi nấc điện ly có một K, nấc điện ly càng về sau 
càng yếu. 
H3PO4  H+ + H2PO4- 
  
 
3
43
42 101,7
.
1



POH
POHH
Ka 
H2PO4-  H+ + HPO42- 
  
 
8
42
2
4 103,6
.
2




POH
HPOH
Ka 
HPO42-  H+ + PO43- 
  
 
13
2
4
3
4 105,4
.
3




HPO
POH
Ka 
 Đối với cặp axit – baz liên hợp: 
+ HA + H2O  A- + H3O+ 
][
]][[ 3
)(
HA
AOH
K HAa

 
 + A- + H2O = HA + OH- 
][
]][[
)( 


A
OHHA
K
Ab
 nAbHAa KOHOHA
OHHA
HA
AOH
KK  


 ]][[
][
]][[
.
][
]][[
3
3
)()(
Đối với mọi cặp axit – baz liên hợp, ta đều có: 
pKa + pKb = pKn = 14 
3. Thuyết electron của Lewis: 
 Axit là chất có khả năng nhận cặp electron. 
 Baz là chất có khả năng cho cặp electron. 
HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học 
4 
-Nhận xét: 
 Axit Lewis: là những tiểu phân có dư mật độ điện tích dương, trong phân tử 
hoặc ion có các orbital trống (để nhận electron). Tất cả các cation kim loại đều 
là các axit Lewis. 
 Baz Lewis thường là các anion (Cl-, Br-, F-, OH-), các phân tử trung hòa hoặc 
ion trong thành phần có các nguyên tử có các cặp electron chưa liên kết như O, 
N, X. 
IV. Tính pH của các dung dịch. 
1. pH của dung dịch axit mạnh và baz mạnh. 
 Axit mạnh:  HCpH lg 
 Baz mạnh:  OHCpH lg14 
2. pH của dung dịch axit yếu và baz yếu. 
 Axit yếu:  aa CpKpH lg
2
1
 
 Baz yếu:  bb CpKpH lg
2
1
14  
V. Dung dịch đệm (buffer solutions). 
 Định nghĩa: Dung dịch đệm là dd có giá trị pH xác định và hầu như không thay đổi 
khi pha loãng hoặc thêm vào một lượng nhỏ axit mạnh hay baz mạnh. 
 Phân loại dd đệm: tùy theo pH đệm ta có 3 loại hệ đệm: 
 Hệ đệm axit: pH đệm < 7, dung dịch gồm một axit yếu và muối của nó.(TD: 
CH3COOH và CH3COONa). 
 Hệ đệm baz: pH đệm > 7, dung dịch gồm một baz yếu và muối của nó. (TD: 
NH4OH và NH4Cl) 
 Hệ đệm trung tính: pH đệm ≈ 7, dung dịch gồm hỗn hợp các muối axit của axit 
yếu đa bậc. (TD: NaH2PO4 và Na2HPO4) 
 Cơ chế đệm: 
 Xét hệ đệm axetat: trong dung dịch tồn tại cân bằng sau: 
HOCHOAHOC.COM -----Chuyên trang học hóa học 
5 
 CH3COOH  CH3COO- + H+ (1) 
 Khi thêm muối: CH3COONa = CH3COO- + Na+ làm tăng [CH3COO-], 
cân bằng dịch chuyển theo chiều nghịch. Kết quả là trong dung dịch có 2 lượng dự trữ 
lớn của CH3COOH và CH3COO- dùng để làm cân bằng [H+] 
 Khi thêm vào dd một ít axit mạnh thì [H+]↑ sẽ kết hợp với ion CH3COO- có 
sẵn trong dd để tạo thành axit CH3COOH, cân bằng (1) chuyển dịch theo 
chiều nghịch làm [H+]↓ => pH của dd thay đổi không đáng kể. 
 Khi thêm vào dd một ít baz mạnh: ion OH- sẽ kết hợp với ion H+ có trong 
dd để tạo thành H2O. [H+]↓ làm cân bằng (1) dịch chuyển theo chiều thuận, 
tạo thêm ion H+ → pH của dd thay đổi không đáng kể. 
 Khi pha loãng dd, nồng độ tất cả các chất trong dd giảm, kể cả axit 
CH3COOH, độ điện ly ↑→ pH dd hầu như không thay đổi. 
 pH của dung dịch đệm. 
 Đệm axit: CH3COOH  CH3COO- + H+ 
][
]][[
3
3
)( 3 COOHCH
COOCHH
K COOHCHa

 => 
m
a
aa
C
C
K
COOCH
COOHCH
KH .
][
][
.][
3
3 

 
 pH = -lg[H+] = -lg{
m
a
a
C
C
K . }= -lgKa + lg
a
m
C
C
 => 
a
m
a
C
C
pKpH lg 
 Đệm baz: 






b
m
b
C
C
pKpH lg14