Khi: α 0,01 ; α 1, có thể xem: 1 α 1
Vậy : K = C. α
2
hay:
α
K C
=
Đây chính là biểu thức của ĐỊNH LUẬT PHA LOÃNG OSTWALD.
Vấn đề 5 : CÁC THUYẾT AXIT BAZƠ 1. Thuyết điện ly Arrhenius
Arrhenius định nghĩa acidbazơ như sau: Axit là những chất khi hòa tan vào nước sẽ phân ly cho ion H
+
. Bazơ là những chất khi hòa tan vào nước sẽ phân ly cho ion OH
.
Ưu điểm: Giải thích được tính axitbazơ của các dung dịch có chứa ion [H
+
] hay [OH
] trong dung mơi là H
2
O.
Nhược điểm:
- Không áp dụng được cho tất cả các loại dung mơi khác khơng phải H
2
O.
Thí dụ: dung mơi benzen, NH
3
lỏng... - Thuyết điện ly khơng giải thích được phản ứng tương tự như phản ứng axit bazơ.
Thí dụ: HCl k
+ NH
3
k NH
4
Cl r 1
- Ngồi ra, thuyết Arrhenius cũng khơng giải thích được q trình tương tác giữa các acid.
Thí dụ: HNO
3
+ CH
3
COOH CH
3
COOH
2 +
+ NO
3
2. Thuyết Proton Bronsted
Bronsted định nghĩa axit và bazơ như sau: - Axit là chất phân tử hay ion có khả năng cho ion H
+
- Bazơ là chất có khả năng nhận ion H
+
. Nhận xét :
- Thuyết Bronsted, định nghĩa về axit và bazơ tương đối rộng - Axit và Bazơ Bronsted cũng áp dụng đúng với axit và bazơ Arrehnius.
- Các axit và bazơ Bronsted có thể là phân tử trung hòa, cation hay anion tiểu phân. 3. Thuyết Electron Lewis
Axit là chất có khả năng nhận cặp electron, Bazơ là chất có khả năng cho cặp electron
Thí dụ:
H
H
+
RNH
3
+ +
R - N
:
H
Theo định nghĩa của Lewis thì những phản ứng khơng có sự trao đổi proton cũng thuộc loại phản ứng axit bazơ. Thuyết Lewis được sử dụng rộng rãi trong Hóa học Hữu cơ
4. Axitbazơ liên hợp
Xét thí dụ cụ thể của sự điện ly HCl trong dung môi nước:
HCl +
H
2
O H
3
O
+
+ Cl
Một cách tổng quát:
axit HA + bazơ B axit HB + bazơ A
Ta nhận thấy: Trong phản ứng thuận Trong
phản ứng nghịch HCl là axit vì nhường ion H
+
cho H
2
O Cl
là bazơ vì nhận ion H
+
của H
3
O
+
H
2
O là bazơ vì nhận ion H
+
của HCl H
3
O
+
là axit vì nhường ion H
+
cho Cl
HCl được gọi là axit liên hợp của bazơ Cl
và H
2
O là base liên hợp của acid H
3
O
+
.
Như vậy: Một axit HA cho ion H
+
và một bazơ A, thì tạo một cặp Axit-Bazơ liên hợp: HAA.
Ngược lại, khi bazơ B nhận ion H
+
thì nó cũng tạo 1 cặp axit - bazơ liên hợp: HBB. 5. Độ mạnh của axitbazơ
Một axit càng mạnh khi nó càng dễ cho ion H
+
Thì: bazơ liên hợp của nó sẽ càng yếu vì càng khó nhận ion H
+
và ngược lại. Tuy nhiên, độ mạnh của một acid còn phụ thuộc vào khả năng nhận ion H
+
của bazơ phản ứng với nó. Như vậy độ mạnh của axitbazơ có tính tương đối.
Thí dụ:
Trong dung dịch HCl thì H
2
O đóng vai trò một bazơ nhận ion H
+
, nhưng trong dung dịch NH
3
thì H
2
O đóng vai trò một axit. HCl
+ H
2
O baz
H
3
O
+
+ Cl
NH
3
+ H
2
O acid NH
4 +
+ OH
Xét một cặp axitbazơ liên hợp trong dung môi nước:
HA + H
2
O H
3
O
+
+ A
HA + H
2
O H
3
O
+
+ A
Hằng số phân ly của axit HA:
3 HA
2
[H O ] [A ] K
[HA] [H O]
+
× =
×
Hằng số axit K
a
của acid HA
3 a
HA 2
[H O ] [A ] K
K [H O]
[HA]
+
× =
× =
A
+ H
2
O HA + OH
Hằng số phân ly của baz A
:
A 2
[HA] [OH ] K
[A ] [H O]
× =
×
Hằng số bazơ K
b
của baz A
b 2
A
[HA] [OH ] K
K [H O]
[A ]
× =
× =
3 a
b 3
[H O ] [A ] [HA] [OH ] K K
[H O ] [OH ] [HA] [A ]
+
+
× ×
× ×
= =
× ×
K x K = K
H O a
b
2
= 10
-
14
Ta có: Tích K
a
và K
b
của một cặp axitbazơ liên hợp bằng tích số ion của nước.
Đặt:
pK = -lgK
a a và
pK = -lgK
b b
Như vậy, đối với một cặp axitbazơ liên hợp, ta ln ln có:
pK + pK = pK = 14
H O
2
a b
Hệ quả:
Đối với một axit: K
a
càng lớn hay pK
a
càng nhỏ thì axit càng mạnh và bazơ liên hợp của nó càng yếu, và ngược lại.
Đối với một bazơ: K
b
càng lớn hay pK
b
càng nhỏ thì bazơ càng mạnh và axit liên hợp của nó càng yếu, và ngược lại.
Hằng số axit K
a
và hằng số bazơ K
b
chỉ phụ thuộc vào bản chất của axit, bazơ và phụ thuộc vào nhiệt độ.
Người ta quy ước độ mạnh của axitbazơ như sau:
Tính axit Mạnh Trung
bình Yếu
K
a
10
1
10
5
10
1
10
5
pK
a
1 1 5
5 Tính bazơ
Mạnh Trung bình
Yếu K
b
10
1
10
5
10
1
10
5
pK
b
1 1 5
5
VI. BÀI TẬP
1. Hòa tan 100 gam CuSO