Hoá học - Ôn một số kiến thức hóa đại cương

Nội dung text: Hoá học - Ôn một số kiến thức hóa đại cương

1. Vấn đề IV vơ cơ Vietsciences- Nguyễn Thị Chân Quỳnh 26/12/2006 Vietsciences-Võ Hồng Thái 31/12/2006 ƠN MỘT SỐ KIẾN THỨC HĨA ĐẠI CƯƠNG I. Cách biểu thị một nguyên tử để biết được các cấu tử chính bền của một nguyên tử. Nguyên tử đồng vị I.1. Cách biểu thị nguyên tử I.2. Nguyên tử đồng vị II. Cấu hình electron của nguyên tử II.1. Định nghĩa II.2. Qui tắc Klechkowski II.3. Qui tắc Hund (Sự phân bố điện tử vào obitan, orbital, vân đạo) III. Vận tốc phản ứng IV. Cân bằng hĩa học IV.1. Định nghĩa IV.2. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng (Nguyên lý Le Châtelier) V. Liên kết ion VI. Liên kết cộng hĩa trị VII. Sự thủy phân của muối VIII. Các định nghĩa về axit, bazơ VIII.1. Định nghĩa axit, bazơ theo Arrhénius VIII.2. Định nghĩa axit bazơ theo Bronsted – Lowry Các kiến thức hĩa đại cương thuộc chương trình lớp 10 ở phổ thơng. Chúng ta ơn về các kiến thức này như: Sự đồng vị; Cấu hình electron của nguyên tử; Sự phân bố điện tử vào obitan (orbital, vân đạo); Vị trí nguyên tố trong bảng hệ thống tuần hồn; Cân bằng hĩa học; Vận tốc phản ứng; Liên kết ion; Liên kết cộng hĩa trị; Sự thủy phân của muối; Định nghĩa axit, bazơ (acid, baz, base) theo Arrhenius, theo Bronsted – Lowry; Cách tính pH của các dung dịch axit, bazơ mạnh yếu; Pin điện hố học và ăn mịn kim loại; Nước cứng và cách làm mềm nước cứng; Phân bĩn hĩa học; I. Cách biểu thị một nguyên tử để biết được các cấu tử chính bền của một nguyên tử. Nguyên tử đồng vị I.1. Cách biểu thị nguyên tử Để biết được các hạt cơ bản bền cĩ trong nguyên tử (proton, neutron, electron) trong một nguyên tử, người ta dùng ký hiệu như sau: A Z X X: ký hiệu nguyên tử của nguyên tố (như Na, H, Cl, O, Fe) Z: số thứ tự nguyên tử (bậc số nguyên tử, số hiệu nguyên tử, số điện tích dương hạt nhân), cĩ Z proton trong nhân, cũng cĩ Z electron (điện tử) ngồi nhân (nếu khơng phải là ion),
2. nguyên tố X ở ơ thứ Z trong bảng hệ thống tuần hồn Sở dĩ Z được gọi là số thứ tự nguyên tử hay bậc số nguyên tử vì người sắp xếp các nguyên tố hĩa học trong bảng phân loại tuần hồn theo chiều tăng dần trị số Z. Z cịn được gọi là số hiệu nguyên tử vì căn cứ vào Z người ta biết đĩ là nguyên tử của nguyên tố nào (số nhãn hiệu, đặc hiệu). Z cịn được gọi là số điện tích dương hạt nhân vì cĩ Z proton trong nhân và điện tích của một proton là điện dương nhỏ nhất được biết hiện nay. A: số khối (số khối lượng), cĩ tổng số A proton và neutron (nơtron) trong nhân Do khối lượng của 1 proton, xấp xỉ khối lượng của 1 neutron, xấp xỉ 1 đơn vị cacbon (đvC, đơn vị Cacbon, đơn vị khối lượng nguyên tử, amu, u, atomic mass unit); khối lượng electron khơng đáng kể so với khối lượng của proton và neutron (khối lượng một electron nhỏ hơn khối lượng của một proton hay neutron khoảng gần 1 840 lần) và proton, neutron ở trong nhân nguyên tử nên, một cách gần đúng, cĩ thể coi khối lượng của nguyên tử như là khối lượng của nhân nguyên tử và nguyên tử cĩ khối lượng nguyên tử là A đvC (Do đĩ cĩ thể căn cứ vào A mà cĩ thể biết nguyên tử này nặng hay nhẹ, nên A được gọi là số khối). Cịn tổng quát, số khối luơn luơn là một số nguyên dương trong khi khối lượng nguyên tử thường khơng là số nguyên. 1 1 đvC = 1 đơn vị Cacbon = 1 u = 1amu = 1 đơn vị khối lượng nguyên tử = khối lượng 12 1 của nguyên tử đồng vị 12C = gam 6 6,022.1023 Thí dụ: 1 1 H (Z = 1; A = 1): H ở ơ thứ 1 trong bảng hệ thống tuần hồn (BHTTH), cĩ 1 proton, 1 electon, cĩ 1 điện tích dương hạt nhân, khơng cĩ neutron (nơtron), H cĩ khối lượng nguyên tử (nguyên tử lượng, nguyên tử khối) là 1 đvC. 23 11 Na (Z = 11; A = 23): Na ở ơ thứ 23 trong BHTTH, Na cĩ 11 proton, cĩ 11 điện tích dương hạt nhân, cĩ 11 electron. Na cĩ 23 proton và neutron. Na cĩ 23 – 11 = 12 neutron. Na cĩ khối lượng nguyên tử là 23 đvC. 35 17 Cl (Z = 17; A = 35): Cl ở ơ thứ 17; 17 proton; 17 điện tích dương hạt nhân; 17 electron; 35 – 17 = 18 neutron; khối lượng nguyên tử của nguyên tử Cl này là 35 đvC. 23 + 23 + 11 Na cĩ 11 proton, cĩ 10 electron, 12 neutron, ion 11 Na cĩ khối lượng là 23 đvC. 16 2− 16 2− 8 O cĩ 8 proton, cĩ 10 electron, 8 neutron, ion 8 O cĩ khối lượng 16 đvC. (Do khối lượng của electron khơng đáng kể so với khối lượng của proton, neutron nên cĩ thể coi khối lượng ion cũng bằng khối lượng của nguyên tử tương ứng). I.2. Nguyên tử đồng vị Nguyên tử đồng vị là các nguyên tử của cùng một nguyên tố hố học nhưng cĩ khối lượng khác nhau, các nguyên tử đồng vị cĩ cùng số thứ tự nguyên tử Z nhưng khác số khối A, nĩi cách khác các nguyên tử đồng vị cĩ cùng số proton nhưng khác số neutron trong nhân. (Các nguyên tử đồng vị cĩ cùng số thứ tự nguyên tử Z nên cùng sắp ở một ơ trong BPLTH, do đĩ các nguyên tử này được gọi là đồng vị, cùng vị trí).
3. Thí dụ: 1 2 2 3 3 1 H 1 H (1 D ) 1 H ( 1T ) Z = 1 Z = 1 Z = 1 A = 1 A = 2 A = 3 1 proton, 0 neutron 1 proton, 1 neutron 1 proton, 2 neutron 1 đvC 2đvC 3đvC Trên đây là ba nguyên tử đồng vị của nguyên tố Hiđro (Hidrogen) (D: Deuterium, Đơteri; T: Tritium, Triti) 35 37 17 Cl 17 Cl Z = 17 Z = 17 A = 35 A = 37 17 proton, 18 neutron 17 proton, 20 neutron 35 đvC 37 đvC Trên đây là hai nguyên tử đồng vị của nguyên tố Clo (Clor) Nguyên tố hố học là loại nguyên tử (thứ nguyên tử) mà các nguyên tử của cùng một nguyên tố thì cĩ cùng số thứ tự nguyên tử Z. Cịn nguyên tử là phần nhỏ nhất của một nguyên tố hĩa học mà cịn giữ được tính chất của nguyên tố đĩ. Thí dụ phân tử H2SO4 được tạo bởi 3 nguyên tố hố học (3 loại nguyên tử là hiđro, lưu huỳnh, oxi), 7 nguyên tử (2 nguyên tử H, 1 nguyên tử S, 4 nguyên tử O) Cĩ 92 nguyên tố hĩa học trong tự nhiên (Z: 1 - 92), và cĩ khoảng 300 nguyên tử đồng vị trong tự nhiên. (Cĩ khoảng 1 000 nguyên tử đồng vị nhân tạo). Như vậy trung bình một nguyên tố hĩa học trong tự nhiên cĩ khoảng 3 nguyên tử đồng vị. Khối lượng nguyên tử được dùng để tính tốn trong hĩa học là khối lượng nguyên tử trung bình của các nguyên tử đồng vị hiện diện trong tự nhiên với tỉ lệ xác định. 35 Thí dụ: Clo (Cl) cĩ 2 nguyên tử đồng vị trong tự nhiên là 17 Cl (chiếm 75% số nguyên tử) và 37 17 Cl (chiếm 25% số nguyên tử). Do đĩ khối lượng nguyên tử của Cl là: 35(75) + 37(25) MCl = M các đồng vị của Cl = ≈ 35,5 100 35 37 (Lấy khối lượng của 17 Cl bằng 35; khối lượng của 17 Cl bằng 37 là lấy gần đúng, cịn khối lượng thật của các đồng vị này khơng là số nguyên) II. Cấu hình electron của nguyên tử II.1. Định nghĩa Cấu hình electron (Cấu hình điện tử) của một nguyên tử là cách sắp xếp các electron của nguyên tử này trong các lớp và phân lớp thích hợp. Thí dụ: Cấu hình electron của natri (Na, Z = 11) là: 1s2 2s2 2p6 3s1
4. (11 electron của Natri được sắp vào 3 lớp điện tử, lớp 1, lớp 2 và lớp 3. Lớp 1 cĩ 2 điện tử, lớp 2 cĩ 8 điện tử, lớp 3 cĩ 1 điện tử. Cĩ 2 điện tử ở phân lớp s của lớp 1, cĩ 2 điện tử ở phân lớp s của lớp 2, cĩ 6 điện tử ở phân lớp p của lớp 2, cĩ 1 điện tử ở phân lớp s của lớp thứ 3) Viết cấu hình electron của nguyên tử nhằm mục đích qua đĩ cĩ thể biết được tính chất hĩa học cơ bản của nguyên tử, như kim loại hay phi kim, cĩ tính khử hay tính oxi hĩa, cĩ hĩa trị bao nhiêu, cĩ số oxi hĩa bao nhiêu, .Đồng thời căn cứ vào cấu hình electron của nguyên tử cĩ thể biết được vị trí của nguyên tố của nguyên tử đĩ trong bảng phân loại tuần hồn (bảng hệ thống tuần hồn) Thí dụ: Qua cấu hình electron của Na trên cho thấy Natri cĩ 1 điện tử hĩa trị, nên Na là một kim loại mạnh, nĩ cĩ tính khử mạnh. Na dễ cho điện tử hĩa trị này để tạo ion Na+. Do đĩ Na cĩ hĩa trị I, cĩ số oxi hĩa bằng +1 trong các hợp chất. Natri ở ơ thứ 11 trong BPLTH, Natri cĩ 3 lớp điện tử nên Na ở chu kỳ 3, Na ở phân nhĩm chính nhĩm I (IA). II.2. Qui tắc Klechkowski (qui tắc này giúp viết cấu hình electron của một nguyên tử) Điện tử được sắp vào phân lớp cĩ mức năng lượng thấp nhất trước, khi phân lớp cĩ mức năng lượng thấp nhất đã đủ điện tử rồi mà cịn dư điện tử thì mới sắp tiếp điện tử vào phân lớp cĩ mức năng lượng cao hơn; Điện tử được sắp xếp vào các phân lớp như thế nào để nguyên tử cĩ năng lượng thấp nhất (nên nguyên tử sẽ bền nhất). Phân lớp nào cĩ tổng trị số số lượng tử chính n và số lượng tử phụ l nhỏ hơn thì sẽ cĩ mức năng lượng thấp hơn. Nếu các phân lớp cĩ cùng tổng trị số (n + l) thì phân lớp nào cĩ số lượng tử chính n nhỏ hơn sẽ cĩ mức năng lượng thấp hơn. Thí dụ: 1s cĩ (n + l) = (1+ 0) = 1; 2s cĩ (n + l) = (2 + 0) = 2; 2p cĩ (n + l) = (2 + 1) = 3; 3d cĩ (n + l) = (3 + 2) = 5; 4p cĩ (n + l) = (4 + 1) = 5; 5s cĩ (n + l) = (5 + 0) = 5; 4f cĩ (n + l) = (4 + 3) = 7; .Số lượng tử chính n chỉ lớp (tầng). Số lượng tử phụ l chỉ phân lớp (phụ tầng). Số lượng tử 0 1 2 3 4 5 6 7 8 phụ (l) Tên phân lớp s p d f g h i j k (phụ tầng) Trong một phân lớp cĩ chứa các obitan (orbital, vân đạo). Số điện tử tối đa trong một obitan là 2, ký hiệu là ↑↓ hay ↑↓ . Phân lớp s cĩ 1 obitan, phân lớp p cĩ 3 obitan, phân lớp d cĩ 5 obitan, phân lớp f cĩ 7 obitan, phân lớp g cĩ 9 obitan, Tổng quát lớp điện tử thứ n sẽ cĩ n phân lớp. Thí dụ ở lớp 1 (lớp K) chỉ cĩ 1 phân lớp, đĩ là phân lớp s. Phân lớp s cĩ 1 obitan nên phân lớp s chứa tối đa 2 điện tử; Lớp 2 (lớp L) cĩ 2 phân lớp, đĩ là phân lớp s và phân lớp p. Phân lớp p cĩ 3 obitan nên phân lớp p chứa tối đa 6 điện tử; Lớp thứ 3 (lớp M) cĩ 3 phân lớp, đĩ là các phân lớp: s, p và d. Phân lớp d cĩ 5 obitan nên phân lớp d chứa tối đa 10 điện tử; Lớp điện tử thứ 4 (lớp N) cĩ 4 phân lớp, đĩ là các phân lớp: s, p, d và f. Phân lớp f cĩ 7 obitan nên phân lớp f chứa tối đa 14 điện tử. Lớp điện tử thứ 5 (lớp O) sẽ cĩ 5 phân lớp, đĩ là các phân lớp: s, p, d, f và g; Lớp điện tử thứ 6 (lớp P) sẽ cĩ 6 phân lớp, đĩ là các phân lớp: s, p, d, f, g và h; Lớp thứ 7 (lớp Q) sẽ cĩ 7 phân lớp Tuy nhiên trong thực tế, số nguyên tố được biết khơng nhiều, Z khơng lớn, số điện tử khơng nhiều nên chưa đủ điện tử để sắp xếp vào các phân lớp g, h, i, j mà hiện chỉ mới cần các phân lớp s, p, d và f.
5. Khi viết 1s2 (đọc là “một s hai”) thì hiểu là cĩ 2 điện tử ở phân lớp s của lớp thứ nhất (số 1 chỉ thứ tự của lớp điện tử, chữ s chỉ phân lớp, cịn số 2 viết bên trên phía phải của s cho biết số điện tử cĩ mặt trong phân lớp); Khi viết 2p5 (đọc là “hai p năm”) hiểu là cĩ 5 điện tử ở phân lớp p của lớp thứ hai; khi viết 3d8 (đọc là “3 d 8”) hiểu là cĩ 8 điện tử ở phân lớp d của lớp thứ ba; Khi viết 4f12 (đọc là “bốn f mười hai”) hiểu là cĩ 12 điện tử ở phân lớp f của lớp 4 Phân lớp s p d f g h Số obitan trong phân lớp 1 3 5 7 9 11 Số điện tử tối đa trong phân lớp 2 6 10 14 18 22 Số thứ Tên lớp Tên phân lớp Số Số điện tử tự lớp obitan điện tử (orbital) 1 K 1s 1 2 2 L 2s; 2p 4 8 3 M 3s; 3p; 3d 9 18 4 N 4s; 4p; 4d; 4f 16 32 5 O 5s; 5p; 5d; 5f; 5g 25 50 n n2 2n2 Như vậy lớp điện tử thứ n sẽ cĩ n2 obitan và 2n2 điện tử. Giản đồ cách nhớ sau đây giúp biết thứ tự mức năng lượng tăng dần của các phân lớp. 10s . 9s 9p 9d 9f 9g 9h 9i 9j 9k 8s 8p 8d 8f 8g 8h 8i 8j 7s 7p 7d 7f 7g 7h 7i 6s 6p 6d 6f 6g 6h 5s 5p 5d 5f 5g n + l = 9 4s 4p 4d 4f n + l = 8 3s 3p 3d n + l = 6 2s 2p n + l = 4 1s n + l = 3 n + l = 1 Thứ tự mức năng lượng tăng dần các phân lớp như sau: 1s < 2s < 2p < 3s < 3p < 4s < 3d < 4p < 5s < 4d < 5p <6s < 4f < 5d < 6p < 7s < 5f < 6d < 7p < 8s < 5g < 6f < 7d < 8p < 9s < 6g < 7f < 8d . Trừ một số trường hợp đặc biệt [như các nguyên tố Cr (Z = 24), Cu (Z = 29), Zn (Z = 30), Mo (Z = 42), Ag (Z = 47), Au (Z = 79), ], hầu hết cấu hình electron của các nguyên tố hĩa học được viết theo thứ tự tăng dần mức năng lượng như giản đồ cách nhớ trên.
6. Thí dụ: Viết cấu hình electron của các nguyên tố sau đây: H, He, Li, Be, B, C, N, O, F, Ne, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, Ar, K, Ca, Sc, Ti, V, Cr, Mn, Fe, Co, Ni, Cu, Zn, Ga, Ge, As, Se, Br, Kr, Rb, Sr, Y, Zr, Nb, Mo, Tc, Ru, Rh, Pd, Ag, Cd, In, Sn, Sb, Te, I, Xe. Cho biết: Nguyên H He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar tố Z 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 Nguyên K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br tố Z 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 Nguyên Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te tố Z 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 Nguyên tố I Xe Z 53 54 H (Z = 1): 1s1 He (Z = 2): 1s2 Li (Z = 3): 1s2 2s1 Be (Z = 4): 1s2 2s2 B (Z = 5): 1s2 2s2 2p1 C (Z = 6): 1s2 2s2 2p2 N (Z = 7): 1s2 2s2 2p3 O (Z = 8): 1s2 2s2 2p4 F (Z = 9): 1s2 2s2 2p5 Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6 Na (Z = 11): 1s2 2s2 2p6 3s1 hay [Ne] 3s1 Mg (Z = 12): 1s2 2s2 2p6 3s2 Al (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 hay [Ne] 3s2 3p1 Si (Z = 14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 P (Z = 15): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 S (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 Cl (Z = 17): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Ar (Z = 18): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 K (Z = 19): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 Ca (Z = 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 hay [Ar] 4s2 Sc (Z = 21): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d1 hay: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 4s2 Ti (Z = 22): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d2 hay: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d2 4s2 hay [Ar]3d2 4s2 V (Z = 23): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 Cr (Z = 24): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 (thay vì 4s2 3d4. 3d5, d bán bão hịa điện tử, bền, nên cấu hình electron của Crom trái với qui tắc Klechkovski. Điều này chứng tỏ cấu hình 4s1 3d5 bền hơn 4s2 3d4, hay năng lượng 4s1 3d5 thấp hơn 4s2 3d4) Mn (Z = 25): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Co (Z = 27): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d7 Ni (Z = 28): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8
7. Cu (Z = 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 (thay vì: 4s2 3d9. 3d10, d bão hịa điện tử, bền, nên cấu hình điện tử của Cu khơng theo đúng qui tắc Klechkovski) Zn (Z = 30): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 Ga (Z = 31): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p1 hay: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p1 Ge (Z = 32): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 As (Z = 33): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p3 Se (Z = 34): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4 Br (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5 Kr (Z = 36)): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 Rb (Z = 37): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 hay [Kr] 5s1 Sr (Z = 38): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 hay [Kr] 5s2 Y (Z = 39): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d1 hay [Kr]4d1 5s2 Zr (Z = 40): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d2 Nb (Z = 41): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d3 Mo (Z = 42): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d5 (thay vì: 5s2 4d4, do d5 bán bão hịa, bền) Tc (Z = 43): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d5 Ru (Z = 44): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d6 Rh (Z = 45): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d7 Pd (Z = 46): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8 Ag (Z = 47): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s1 4d10 (thay vì: 5s2 4d9) Cd (Z = 48): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 In (Z = 49): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p1 Sn (Z = 50): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p2 Sb (Z = 51): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p3 Te (Z = 52): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p4 I (Z = 53): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 Xe (Z = 54): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 II.3. Qui tắc Hund (Sự phân bố điện tử vào obitan, orbital, vân đạo) Điện tử được phân bố vào obitan như thế nào để cĩ tổng số spin cao nhất (Tất cả các obitan của cùng một phân lớp đã chứa một điện tử cĩ mũi tên hướng lên rồi mà cịn dư điện tử, thì điện tử thứ nhì mới được sắp vào cùng một obitan với mũi tên hướng xuống) Chú ý là phân lớp s chỉ cĩ 1 obitan; Phân lớp p cĩ 3 obitan; Phân lớp d chứa cĩ 5 obitan; phân lớp f cĩ 7 obitan. Mỗi obitan chứa tối 2 điện tử với spin ngược chiều nhau (hai mũi tên ngược chiều nhau trong một ơ vuơng hay một vịng trịn, ↑↓ hay ↑↓ ) Thí dụ: Hãy cho biết sự phân bố điện tử vào obitan nguyên tử của các nguyên tố sau đây: C, N, O, F, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, K, Ca, Cr, Mn, Fe, Cu, Zn, Br. Cho biết : Ntố C N O F Na Mg Al Si P S Cl K Ca Cr Mn Fe Cu Zn Br Z 6 7 8 9 11 12 13 14 15 16 17 19 20 24 25 26 29 30 35 Ta viết cấu hình electron theo qui tắc Klechkovski trước rồi dựa vào cấu hình electron và qui tắc Hund để phân bố điện tử vào các obitan sau.
8. C : 1s2 2s2 2p2 ⇒ Sự phân bố điện tử vào obitan: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s 2s 2p N : 1s2 2s2 2p3 ⇒ Sự phân bố điện tử vào obitan: ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ 1s 2s 2p O : 1s2 2s2 2p4 ⇒ Sự phân bố điện tử vào obitan: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ 1s 2s 2p F : 1s2 2s2 2p5 ⇒ Sự phân bố điện tử vào obitan: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1s 2s 2p Ne : 1s2 2s2 2p6 ⇒ Sự phân bố điện tử vào obitan: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ 1s 2s 2p Na : 1s2 2s2 2p6 3s1 ⇒ Sự phân bố điện tử vào obitan: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ 1s 2s 2p 3s Cr: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d5 ⇒ Sự phân bố điện tử vào obitan: ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ ↑ 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s Chú ý C.1. Khi viết cấu hình electron của một ion (nhất là ion dương) thì ta nên viết cấu hình điện tử của nguyên tử tương ứng trước, sau đĩ mới viết cấu hình electron của ion, chú ý là sự mất điện tử để tạo ion dương ứng với sự mất điện tử ở lớp ngồi cùng (lớp hĩa trị, lớp cĩ trị số lớn nhất trong cấu hình electron) Thí dụ: Viết cấu hình electron của các ion sau đây: Fe2+, Fe3+, Mn2+, Cu+, Zn2+. Fe (Z = 26): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 Fe2+ (24 điện tử): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d6 (mất 2 e− ở lớp ngồi cùng, lớp cĩ trị số lớn nhất trong cấu hình electron, lớp 4, ở 4s2, chứ khơng phải ở lớp 3, 3d6) Fe3+ (23 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 Nếu viết trực tiếp cấu hình electron của Fe3+ (23 e−) thường viết là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 (cấu hình electron này sai) Mn (Z = 25) (25 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 Mn2+ (23 e−): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d5 Cu (Z = 29): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 Cu2+ (27 điện tử): 1s22s2 2p6 3s2 3p6 3d9
9. S (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 S2− (18 electron): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 C.2. Số thứ tự nguyên tử Z (Số hiệu nguyên tử, Số điện tích hạt nhân, Bậc số nguyên tử) của một nguyên tố cho biết cĩ Z proton cĩ trong nhân nguyên tử, nĩ cũng bằng số điện tử ở ngồi nhân (nếu khơng là ion), cho biết nguyên tố hĩa học ở ơ thứ Z trong bảng hệ thống tuần hồn (bảng phân loại tuần hồn). Thí dụ: Na (Natri, Z = 11) như vậy Na ở ơ thứ 11 trong bảng hệ thống tuần hồn; Fe (Sắt, Z = 26) như vậy Fe ở ơ thứ 26 trong bảng hệ thống tuần hồn. C.3. Trị số lớp lớn nhất trong cấu hình electron của một nguyên tử cho biết chu kỳ của nguyên tố này trong bảng hệ thống tuần hồn. Thứ tự của chu kỳ bằng trị số lớp điện tử lớn nhất trong cấu hình electron. Thí dụ: Fe (Z = 26) cĩ cấu hình electron là 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 như vậy Fe ở ơ thứ 26, chu kỳ 4. Cl (Z = 17) cĩ cấu hình electron là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 như vậy Cl ở ơ thứ 17, chu kỳ 3. C.4. Nguyên tố thuộc phân nhĩm chính (cột A) là các nguyên tố mà cấu hình electron của chúng khơng cĩ điện tử d, f hoặc nếu cĩ d, f thì d, f đã bão hịa điện tử, d10, f14 (trừ các nguyên tố thuộc phân nhĩm phụ IB, IIB). Với nguyên tố thuộc phân nhĩm chính, số điện tử ở lớp ngồi cùng cho biết thứ tự của phân nhĩm chính. Thứ tự của phân nhĩm chính bằng tổng số điện tử ở lớp điện tử ngồi cùng (lớp cĩ trị số lớn nhất trong cấu hình electron) ns1: IA (n: lớp ngồi cùng, lớp cĩ trị số lớn nhất trong cấu hình electron) ns2: IIA ns2 np1: IIIA ns2 np2: IVA ns2 np3: VA ns2 np4: VIA ns2 np5: VIIA ns2 np6: VIIIA (Nhĩm khí hiếm, khí trơ, cịn gọi là nhĩm 0, ở cuối mỗi chu kỳ) Thí dụ: Cl (Clor, Clo, Z = 17) cĩ cấu hình electron là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 như vậy Cl ở ơ thứ 17, chu kỳ 3, phân nhĩm chính nhĩm VII (hay VIIA). Ge (Germanium, Gemani, Z = 32) cĩ cấu hình electron là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p2 như vậy Ge ở ơ thứ 32, chu kỳ 4, phân nhĩm chính nhĩm IV (IVA). I (Iod, Iot, Z = 53) cĩ cấu hình electron là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p5 như vậy I ở ơ thứ 53, chu kỳ 5, phân nhĩm chính nhĩm VII hay VIIA. C.5. Nguyên tố thuộc phân nhĩm phụ (hay cột B) là các nguyên tố mà cấu hình electron của chúng cĩ chứa điện tử d hay f chưa đủ (d1 – 9, f1 – 13 ), trừ các nguyên tố thuộc phân nhĩm phụ nhĩm I và II (IB, IIB). Với nguyên tố thuộc phân nhĩm phụ (cột B), thường căn cứ vào tổng số điện tử ở phân lớp s ngồi cùng với số điện tử ở phân lớp d kế bên trong, để xác
10. định phân nhĩm phụ. Thứ tự phân nhĩm phụ thường bằng tổng số điện tử s ngồi cùng và điện tử d ở lớp kế bên trong. (n – 1)d10 ns1: IB (n: lớp lớn nhất trong cấu hình electron) (n – 1)d10 ns2: IIB (n – 1)d1 ns2: IIIB (n – 1)d2 ns2: IVB (n – 1)d3 ns2: VB (n – 1)d4 ns2 hoặc (n – 1)d5 ns1: VIB (n – 1)d5 ns2: VIIB (n – 1)d6 ns2; (n – 1)d7 ns2; (n – 1)d8 ns2: VIIIB (Ở phân nhĩm phụ nhĩm VIII cĩ bộ ba nguyên tố) Thí dụ: Fe (Z = 26) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6 như vậy Fe ở ơ thứ 26, chu kỳ 4, phân nhĩm phụ nhĩm VIII (hay VIIIB). V (Vanadium, Vanađi, Z = 23) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d3 như vây V ở ơ thứ 23, chu kỳ 4, phân nhĩm phụ nhĩm V (VB). Cu (Đồng, Z = 29) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1 3d10 như vậy Cu ở ơ thứ 29, chu kỳ 4, phân nhĩm phụ nhĩm I (IB). Zn (Kẽm, Z = 30) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 như vậy Zn ở ơ thứ 30, chu kỳ 4, phân nhĩm phụ nhĩm II (IIB). Pd (Paladium, Palađi, Z = 46) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d8 như vậy Pd ở ơ thứ 46, chu kỳ 5, phân nhĩm phụ nhĩm VIII (VIIIB). C.6. Các nguyên tố mà cĩ số điện tử ở lớp ngồi cùng (lớp cĩ trị số lớn nhất trong cấu hình electron, lớp hĩa trị) 1, 2 hay 3 điện tử, thì đĩ là các kim loại (trừ H, He). Do đĩ tất cả các nguyên tố thuộc phân nhĩm phụ (cột B, cĩ 1, 2 điện tử ngồi cùng) đều là các kim loại. Kim loại cĩ tính khử, chúng dễ cho 1, 2 hay 3 điện tử ngồi cùng để tạo các ion dương tương ứng. Số điện tử được cho như thế nào để ion dương thu được cĩ cấu hình điện tử bền, thường gặp là cấu hình 8 điện tử ngồi cùng, giống khí trơ (khí hiếm) gần nĩ trong BPLTH. Thí dụ: Na (Natri, Natrium, Z = 11), CH e của Na là: 1s2 2s2 2p6 3s1. Như vậy Natri ở ơ thứ 11, chu kỳ 3, phân nhĩm chính nhĩm I (IA) trong BPLTH. Na cĩ 1 điện tử ở lớp điện tử ngồi cùng nên Na là một kim loại. Na dễ cho điện tử hĩa trị này để tạo ion Na+ (Ion Na+ cĩ 8 điện tử ngồi cùng, giống cấu hình điện tử của khí trơ Ne gần nĩ trong BPLTH). Do đĩ Na là một kim loại mạnh, nĩ cĩ tính khử mạnh, nĩ cĩ hĩa trị I và số oxi hĩa +1 trong các hợp chất. Ca (Canxi, Calcium, Z = 20) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2. Như vậy Ca ở ơ thứ 20, chu kỳ 4, phân nhĩm chính nhĩm II (IIA) trong BPLTH. Ca cĩ 2 điện tử ngồi cùng nên Ca là một kim loại, Ca cĩ tính khử mạnh, nĩ dễ cho 2 điện tử hĩa trị này để tạo ion Ca2+. Ion Ca2+ cĩ 8 điện tử ngồi cùng, giống cấu hình điện tử của khí trơ Ar (Argon, Z = 18) gần nĩ trong BPLTH. Do đĩ Ca cĩ hĩa trị II, cĩ số oxi hĩa +2 trong các hợp chất.
11. Mn (Mangan, Z = 25) cĩ CH e là:1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5. Mn ở ơ thứ 25, chu kỳ 4, phân nhĩm phụ nhĩm VII (VIIB) trong BPLTH. Mn cĩ 2 điện tử ở lớp điện tử ngồi cùng (4s2) nên Mn là một kim loại, nĩ cĩ tính khử. Mn dễ cho 2 điện tử này để tạo ion Mn2+ (Mn2+ cĩ cấu hình điện tử d bán bão hịa, 3d5, nên Mn2+ khá bền, các hợp chất cĩ hĩa trị cao của Mn như Mn (VII), Mn (VI), Mn (IV) như KMnO4, K2MnO4, MnO2 cĩ tính oxi hĩa, trong mơi trường axit (H+), chúng dễ bị khử tạo hợp chất của Mn cĩ hĩa trị II (muối Mn2+)). C.7. Các nguyên tố cĩ số điện tử ngồi cùng là 7, 6, 5 hay 4 thường là các phi kim (khơng kim loại). Đây là các nguyên tố ở các chu kỳ đầu của các phân nhĩm chính nhĩm VIIA, VIA, VA, IVA (gồm F, Cl, Br, I, O, S, N, P, C, Si). Các phi kim cĩ tính oxi hĩa, chúng dễ nhận thêm 1, 2, 3 điện tử để tạo các ion âm tương ứng. Số điện tử nhận thêm vào như thế nào để ion âm thu được cĩ cấu hình điện tử bền, thường là 8 điện tử ngồi cùng, giống cấu hình điện tử khí trơ gần nĩ trong BPLTH. Thí dụ: O (Oxi, Oxigen, Z = 8) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p4. Như vậy O ở ơ thứ 8, chu kỳ 2, phân nhĩm chính nhĩm VI (VIA). O cĩ 6 điện tử ngồi cùng nên O là một phi kim. O dễ nhận 2 điện tử tạo ion O2− (ion này cĩ 8 điện tử ngồi cùng, giống khí trơ Ne gần nĩ trong BPLTH). Do đĩ O cĩ tính oxi hĩa, nĩ cĩ hĩa trị II, cĩ số oxi hĩa thường gặp là −2 trong các hợp chất Cl (Clo, Clor, Z = 17) cĩ CH e là: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. Như vậy Cl ở ơ thứ 17, chu kỳ 3, phân nhĩm chính nhĩm VII (VIIA). Cl cĩ 7 điện tử ngồi cùng nên Cl là một phi kim. Cl dễ nhận thêm 1 điện tử để tạo ion Cl− (ion này cĩ 8 điện tử ngồi cùng, giống khí trơ Ar gần nĩ trong BPLTH). Do đĩ Cl là một phi kim mạnh, nĩ cĩ tính oxi hĩa mạnh, nĩ cĩ hĩa trị I, cĩ số oxi hĩa −1 thường gặp trong các hợp chất. C.8. H (hidrogen, Hiđro, Z = 1) tuy cĩ 1 điện tử hĩa trị nhưng nĩ là một phi kim. Các nguyên tố áp cuối và cuối của các phân nhĩm chính VIA, VA, IVA (như Po, Sb, Bi, Sn, Pb ) tuy cĩ 6, 5, 4 điện tử ngồi cùng nhưng là các kim loại (Do ở áp cuối và cuối phân nhĩm, bán kính nguyên tử lớn, xa nhân, khĩ nhận thêm điện tử vào, ngược lại, do xa nhân nên điện tử ngồi cùng ít được nhân giữ chặt chẽ, nên dễ bị mất, thể hiện tính kim loại).
12. III. Vận tốc phản ứng Vận tốc phản ứng là một đại lượng cho biết sự nhanh hay chậm của một phản ứng. Cĩ những phản ứng xảy ra rất nhanh như sự trung hịa giữa một axit (acid) và bazơ (baz, base) mạnh, sự nổ của thuốc súng, nhưng cũng cĩ những phản ứng xảy ra rất chậm như phản este – hĩa giữa một axit hữu cơ và rượu, sự ăn mịn hĩa học của một miếng kim loại sắt khi để ngồi khí quyển. Vận tốc phản ứng được căn cứ vào lượng mất đi của tác chất hay lượng thu được của sản phẩm trong một đơn vị thời gian. Với phản ứng xảy ra trong dung dịch (lỏng) hay giữa các chất khí, vận tốc phản ứng thường được căn cứ vào độ giảm nồng độ tác chất (mol/lít) hay độ tăng nồng độ của sản phẩm trong một đơn vị thời gian. Thí dụ với phản ứng: mA(dd) + nB(dd) → pC(dd) + qD(dd) thì vận tốc phản ứng theo lý thuyết là: 1 d[A] 1 d[B] 1 d[C] 1 d[D] v = − = − = = m dt n dt p dt q dt Vận tốc phản ứng bằng trừ đạo hàm của nồng độ tác chất theo thời gian hay bằng đạo hàm của nồng độ sản phẩm theo thời gian. Thêm dấu trừ (−) để vận tốc phản ứng cĩ trị số dương; Chia cho các hệ số tương ứng để vận tốc phản ứng tính theo bất kỳ chất nào (sản phẩm cũng như tác chất) đều giống nhau. Về phương diện thực nghiệm, biểu thức vận tốc phản ứng được thiết lập dựa vào thực nghiệm. Với phản ứng: A + B ⎯⎯→ Sản phẩm Biểu thức của vận tốc phản ứng là: v = k[A]m[B]n Trong đĩ: v: là vận tốc (tốc độ) phản ứng k: là hằng số vận tốc phản ứng (hằng số tốc độ phản ứng), k phụ thuộc vào bản chất phản ứng và nhiệt độ, k khơng phụ thộc vào nồng độ các chất. m, n là các số thực, được suy ra từ thực nghiệm. Người ta nĩi phản ứng này cĩ bậc m (bậc riêng phần m) theo tác chất A; bậc n (bậc riêng phần n) theo tác chất B, và phản ứng cĩ bậc tổng quát (bậc tồn phần) là (m + n). Chú ý là các bậc phản ứng m, n trên được xác định dựa vào thực nghiệm, chứ khơng phải dựa vào hệ số đứng trước mỗi tác chất. Chỉ khi nào phản ứng cho là phản ứng đơn giản, nghĩa là chỉ xảy ra một giai đoạn, thì bậc riêng phần mỗi tác chất bằng hệ số nguyên tối giản đứng trước mỗi tác chất. Thí dụ: Với phản ứng trên, nếu ta giữ nồng độ chất B khơng đổi, ta tăng nồng độ chất A lên 2 lần thì thấy vận tốc tăng lên 2 lần, hay khi làm giảm nồng độ một nửa thì vận tốc phản ứng giảm một nửa. Như vậy phản ứng cĩ bậc 1 theo tác chất A. Cịn nếu giữ nồng độ B lên 2 lần thì thấy vận tốc phản ứng tăng 4 lần hay nếu làm giảm nồng độ B 3 lần thì thấy vận tốc phản giảm 9 lần. Như vậy phản ứng cĩ bậc
13. 2 theo tác chất B. Do đĩ biểu thức vận tốc phản ứng sẽ là: v = k[A][B]2. Phản ứng cĩ bậc tồn phần là 1 + 2 = 3. Qua thí dụ này cho thấy bậc phản ứng được xác định từ thực nghiệm. Từ biểu thức v = k[A]m[B]n cũng cho biết khi nhiệt độ T thực hiện phản ứng tăng thì hằng số vận tốc k phản ứng tăng, nên vận tốc v phản ứng tăng; Nhiệt độ thực hiện phản ứng giảm thì k giảm nên vận tốc v phản ứng giảm. Do đĩ muốn làm tăng vận tốc phản ứng thì thực hiện phản ứng ở nhiệt độ cao (như đun nĩng trên ngọn lửa), cịn muốn giảm vận tốc phản ứng thì thực hiện phản ứng ở nhiệt độ thấp (như làm lạnh phản ứng trong chậu nước đá). Điều này giải thích thuyết va chạm của phản ứng hĩa học. Khi nhiệt độ tăng thì làm gia tăng chuyển động của các phân tử tác chất trong hệ phản ứng nên dễ cĩ sự va chạm (đụng chạm) các phân tử tác chất và do đĩ khiến phản ứng xảy ra nhanh hơn. Khi hạ nhiệt độ phản ứng thì các phân tử chuyển động chậm và do đĩ ít cĩ sự va chạm giữa các phân tử tác chất nên phản ứng xảy ra chậm. Cũng như khi nồng độ tác chất cao thì sự va chạm giữa các phân tử tác chất xảy ra với xác suất cao hơn và do đĩ phản ứng xảy ra nhanh; cịn khi làm giảm nồng độ tác chất thì xác suất va chạm giữa các phân tử tác chất nhỏ nên vận tốc phản ứng nhỏ (phản ứng chậm). Chỉ khi nào phản ứng xảy ra một giai đọan duy nhất (phản ứng đơn giản) thì bậc phản ứng mới bằng các hệ số nguyên tối giản đứng trước mỗi tác chất. Khi theo dõi phản ứng (cơ chế phản ứng), thì mỗi giai đoạn là một phản ứng đơn giản. Để đơn giản, trong sách hĩa học ở phổ thơng, coi các phản ứng như là các phản ứng đơn giản, một giai đoạn, do đĩ người ta thường dựa vào các hệ số nguyên nhỏ nhất này để viết biểu thức vận tốc phản ứng. Thí dụ: Sau đây là biểu thức vận tốc phản ứng của một số phản ứng sau (giả sử các phản ứng này đều là các phản ứng đơn giản, xảy ra một giai đoạn): 2 a) 2SO2 + O2 2SO3 v = k[SO2] [O2] 3 b) N2 + 3H2 2NH3 v = k[N2][H2] c) H2(k) + I2(h) ⎯⎯→ 2HI(k) v = k[H2][I2]
14. IV. Cân bằng hĩa học IV.1. Định nghĩa Cân bằng hĩa học là sự cân bằng giữa tác chất với sản phẩm trong một phản ứng cân bằng (phản ứng thuận nghịch). Một phản ứng hĩa học cân bằng hay phản ứng thuận nghịch là một phản ứng xảy ra được theo hai chiều ngược nhau trong cùng một điều kiện. Thí dụ: phản ứng este hĩa giữa axit axetic với rượu etylic để tạo etyl axetat và nước là một phản ứng thuận nghịch hay cân bằng: 0 H2SO4(đ); t CH3COOH + CH3CH2OH CH3COOCH2CH3 + H2O Rượu etylic Etyl axetat Nước Axit axetic Phản ứng cân bằng xảy ra khơng hồn tồn vì sau khi phản ứng khơng những thu được sản phẩm mà cịn hiện diện cả các tác chất. Thí dụ với phản este hĩa trên nếu đem trộn 1 mol axit axetic với 1 mol rượu etylic thì sau khi phản ứng xong (lúc đạt trạng thái cân bằng), người ta thu được 2/3 mol etyl axetat, 2/3 mol nước và 1/3 mol axit axetic, 1/3 mol rượu etylic. Một phản ứng cân bằng được gọi là đạt trạng thái cân bằng (coi như phản ứng xong) khi lượng các chất trong phản ứng (tác chất lẫn sản phẩm) khơng thay đổi theo thời gian. Lúc này vận tốc phản ứng thuận và vận tốc phản ứng nghịch bằng nhau. Lúc bấy giờ, trong cùng một đơn vị thời gian, nếu cĩ bao nhiêu lượng tác chất bị mất đi do xảy ra phản ứng thuận thì cũng cĩ bấy nhiêu lượng tác chất này được tạo trở lại do xảy ra phản ứng nghịch. Như vậy khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng (coi như phản ứng xong) vẫn cĩ phản ứng thuận và phản ứng nghịch xảy ra, nhưng do vận tốc của hai phản ứng thuận và nghịch bằng nhau nên lượng các chất trong phản ứng khơng đổi. Do đĩ cân bằng hĩa học được coi là cân bằng động. IV.2. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng (Nguyên lý Le Châtelier) “Cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều chống lại yếu tố làm xáo trộn cân bằng.” Cụ thể: - Khi làm tăng nồng độ của một chất trong phản ứng (như thêm chất này vào hệ phản ứng) thì cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều làm hạ nồng độ chất này xuống, tức là chiều chất này tham gia phản ứng; Cịn khi làm hạ nồng độ của một chất trong phản ứng (như lấy chất này ra khỏi mơi trường phản ứng) thì cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều làm tăng nồng độ chất này lên, tức là thiên về chiều tạo ra chất này. Như vậy khi thêm một chất của phản ứng vào mơi trường phản ứng thì cân bằng dịch chuyển theo chiều chất này tham gia phản ứng. Cịn khi lấy một chất của phản ứng ra khỏi mơi trường phản ứng thì phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều tạo ra thêm chất này. - Khi tăng áp suất thì cân bằng dịch chuyển theo chiều làm hạ áp suất xuống, tức là thiên về chiều tạo ra ít số mol khí hơn; Cịn khi làm hạ áp suất thì cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều làm tăng áp suất lên, tức là chiều tạo ra nhiều số mol khí hơn.
15. - Khi tăng nhiệt độ (như đốt nĩng phản ứng) thì cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều làm hạ nhiệt độ xuống, tức là thiên về thu nhiệt (phản ứng thu nhiệt cĩ nhiệt độ giảm); Cịn khi hạ nhiệt độ thực hiện phản ứng thì phản ứng sẽ thiên về chiều làm tăng nhiệt độ lên (tức phản ứng thiên về chiều tỏa nhiệt). Thí dụ: Phản ứng 2NO(k) + O2(k) 2NO2(k) là một phản ứng thuận nghịch, chiều thuận, chiều tạo khí NO2 cĩ màu nâu, tỏa nhiệt và cĩ hệ số mol khí ít hơn (2 mol khí); Cịn chiều nghịch, chiều tạo khí khơng màu NO, là chiều thu nhiệt và cĩ tổng hệ số mol khí nhiều hơn (3 mol khí). Do đĩ khi làm tăng áp suất thì cân bằng sẽ dịch chuyển theo chiều làm giảm số mol khí (thiên về chiều thuận, chiều tạo khí màu nâu NO2); khi làm hạ áp suất thì cân bằng dịch chuyển theo chiều làm tăng số mol khí (chiều tạo khí NO khơng màu). Khi làm nĩng phản ứng (như ngâm bình phản ứng trong chậu nước sơi) thì cân bằng sẽ dịch chuyển thu nhiệt (chiều tạo khí NO khơng màu; Cịn khi làm lạnh phản ứng (như ngâm bình phản ứng trong chậu nước đá) thì phản ứng sẽ thiên về chiều tỏa nhiệt (chiều tạo khí NO2 cĩ màu nâu)
16. VII. Sự thủy phân của muối Muối được coi là sản phẩm do axit tác dụng với bazơ tạo ra. Muối nào phản ứng được với nước, dù rất ít, để tạo trở lại axit và bazơ tạo nên nĩ thì muối này được gọi là bị thủy phân. Cịn muối nào khơng phản ứng với nước thì được gọi là muối khơng bị thủy phân. Về phương diện sự thủy phân, căn cứ vào độ mạnh của axit và bazơ tạo nên muối, người ta chia ra bốn loại muối như sau: (1) Loại muối được tạo bởi axit mạnh và bazơ mạnh Như NaCl (được tạo bởi axit mạnh HCl và bazơ mạnh NaOH) KNO3 (được tạo bởi axit mạnh HNO3 và bazơ mạnh KOH) BaBr2 (được tạo bởi axit mạnh HBr và bazơ mạnh Ba(OH)2) Na2SO4 (được tạo bởi axit mạnh H2SO4 và bazơ mạnh NaOH) Loại muối này khơng bị thủy phân, dung dịch trung tính, pH dung dịch bằng 7. Dung dịch loại muối này khơng làm đổi màu quì tím. Nguyên nhân là khi hịa tan trong nước để tạo dung dịch cĩ sự phân ly hồn tồn tại ion. Cả ion dương, xuất phát từ bazơ mạnh, và ion âm, xuất phát từ axit mạnh, đều khơng cĩ khuynh hướng tác dụng với nước (ion dương xuất phát từ bazơ mạnh, ion âm xuất phát từ axit mạnh là các chất trung tính, khơng là axit, cũng khơng phải là bazơ). Nên loại muối này khơng bị thủy phân và dung dịch trung tính. Thí dụ: NaCl ⎯⎯→ Na+ + Cl− + + Na + H2O NaOH + H − − Cl + H2O HCl + OH ⇒ NaCl + H2O (2) Loại muối được tạo bởi axit yếu và bazơ mạnh Như CH3COONa (được tạo bởi axit yếu CH3COOH và bazơ mạnh NaOH) K2CO3 (được tạo bởi axit yếu H2CO3 và bazơ mạnh KOH) CaS (được tạo bởi axit yếu H2S và bazơ mạnh Ca(OH)2 NaAlO2 (được tạo bởi axit yếu HalO2.H2O và bazơ mạnh NaOH) Loại muối này bị thủy phân, tạo dung dịch cĩ tính bazơ, pH dung dịch loại muối này lớn hơn 7, cĩ thể làm đổi màu quì tím hố xanh. Nguyên nhân là khi hịa tan loại muối này trong nước tạo dung dịch thì cĩ sự phân ly thành ion. Ion dương xuất phát từ bazơ mạnh, khơng cĩ khuynh hướng tác dụng với nước, nhưng các ion âm xuất phát từ axit yếu cĩ khuynh hướng tác dụng một phần với nước để tạo axit yếu ít phân ly, đồng thời phĩng thích ion OH− ra dung dịch. (Ion dương xuất phát từ bazơ mạnh trung tính, cịn ion âm xuất phát từ axit yếu là + − bazơ, vì nĩ nhận được H , của H2O, đồng thời phĩng thích ion OH ra dung dịch). Do đĩ loại muối này bị thủy phân và dung dịch cĩ bazơ. Thí dụ: − + CH3COONa ⎯⎯→ CH3OO + Na + Na + H2O − − CH3COO + H2O CH3COOH + OH ⇒ CH3COONa + H2O CH3COOH + NaOH Natri axetat Axit axetic Xút Axit yếu, ít phân ly Bazơ mạnh, phân ly hồn tồn tạo ion, nên ion OH− nhiều hơn ion H+, và do đĩ dd cĩ tính bazơ (3) Loại muối được tạo bởi axit mạnh và bazơ yếu
17. Như NH4Cl (được tạo bởi axit mạnh HCl và bazơ yếu NH3) Al2(SO4)3 (được tạo bởi axit mạnh H2SO4 và bazơ yếu Al(OH)3) Cu(NO3)2 (được tạo bởi axit mạnh HNO3 và bazơ yếu Cu(OH)2) MgBr2 (được tạo bởi axit mạnh HBr và bazơ yếu Mg(OH)2) Loại muối này bị thủy phân, tạo dung dịch cĩ tính axit, pH dung dịch loại muối này nhỏ hơn 7. Nguyên nhân là khi hịa tan loại muối này trong nước, để tạo dung dịch, thì cĩ sự phân ly thành ion. Ion âm xuất phát từ axit mạnh khơng cĩ khuynh hướng tác dụng với nước, nhưng ion dương xuất phát từ bazơ yếu cĩ khuynh hướng tác dụng một phần với nước tạo trở lại bazơ yếu ít phân ly, đồng thời phĩng thích ion H+ ra dung dịch (H+ trong nước nằm ở dạng + H3O ). (Ion âm, xuất phát từ bazơ mạnh, trung tính; cịn ion dương, xuất phát từ bazơ yếu, là − + axit, nĩ nhận ion OH , của H2O, đồng thời phĩng thích ion H ra dung dịch). Do đĩ loại muối này bị thủy phân và dung dịch cĩ tính axit. Thí dụ: + − NH4Cl ⎯⎯→ NH4 + Cl − Cl + H2O ⎯⎯→ + NH4 + H2O NH3 + H3O+ + − ⇒ NH4Cl + H2O NH3 + H3O Cl Amoniac Axit mạnh bazơ yếu ít phân ly phân ly hồn tồn Hoặc: + − NH4Cl ⎯⎯→ NH4 + Cl − Cl + H2O ⎯⎯→ + + NH4 + H2O NH4OH + H + − ⇒ NH4Cl + H2O NH4OH + H Cl Amoniac Axit mạnh bazơ yếu ít phân ly phân ly hồn tồn Vùng đất phèn cĩ chứa nhiều muối Al2(SO4)3, Fe2(SO4)3. Đây là các muối được tạo bởi bazơ yếu (Al(OH)3, Fe(OH)3) và axit mạnh (H2SO4). Các muối này bị thủy phân, tạo dung dịch cĩ tính axit. pH của đất phèn cĩ thể xuống đến 2. Chỉ cĩ một số cây sống được trong đất phèn, như cây cỏ năng, cây khĩm (dứa, thơm) Nước vùng đất phèn thường cĩ màu đỏ, đĩ là màu của muối sắt (III) trong nước. Để cải tạo đất phèn, người trung hịa bằng cách rải vơi hay đào mương lên liếp đất để nước mưa rửa trơi bớt phèn. (4) Loại muối được tạo bởi axit yếu và bazơ yếu Như CH3COONH4 (được tạo bởi axit yếu CH3COOH, bazơ yếu NH3) (NH4)2CO3 (được tạo bởi axit yếu H2CO3, bazơ yếu NH3) HCOO H3N-CH3 (được tạo bởi axit yếu HCOOH, bazơ yếu CH3NH2) (NH4)2S (được tạo bởi axit yếu H2S, bazơ yếu NH3) Loại muối này bị thủy phân, tùy trường hợp (tùy muối) mà dung dịch loại muối này trung tính (pH = 7), cĩ tính axit (pH 7). Nguyên nhân là khi hịa tan loại muối này vào nước để tạo dung dịch thì cĩ sự phân ly thành ion (muối nào tan được trong nước tạo dung dịch thì cũng đều phân ly hồn tồn tạo ion). Cả ion dương xuất phát từ bazơ yếu, lẫn ion âm xuất phát từ axit yếu, đều cĩ khuynh hướng tác dụng một phần với nước để tạo thành bazơ yếu hay axit yếu ít phân ly, đồng thời phĩng thích ion H+ lẫn ion OH− ra dung dịch. (Ion dương, xuất phát từ bazơ yếu, là một axit, nĩ nhận ion OH− của + H2O, đồng thời phĩng thích ion H ra dung dịch; Ion âm, xuất phát từ axit yếu, là một bazơ,
18. + − + nĩ nhận ion H của H2O, đồng thời phĩng thích ion OH ra dung dịch. Tùy theo số ion H , số ion OH− phĩng thích ra, mà dung dịch thu được hoặc trung tính, hoặc cĩ tính axit hoặc cĩ tính bazơ). Do đĩ loại muối này bị thủy phân và tùy trường hợp mà dung dịch loại muối này trung tính (nếu số ion H+ phĩng thích bằng số ion OH− phĩng thích), hoặc cĩ tính axit (nếu số ion H+ phĩng thích ra dung dịch nhiều hơn số ion OH− ), hoặc cĩ tính bazơ (nếu số ion OH− phĩng thích ra dung dịch nhiều hơn ion H+). Nếu hằng số phân ly ion Ka của axit bằng với hằng số phân ly ion Kb của bazơ thì dung dịch loại muối này trung tính (pH = 7) Nếu hằng số Ka của axit > hằng số Kb của bazơ thì dung dịch loại muối này cĩ tính axit (pH hằng số Ka của axit thì dung dịch loại muối này cĩ tính bazơ (pH > 7) Thí dụ: CH3COONH4 CH3COO + NH4 + CH3COO + H2O CH3COOH + OH NH4 +H2O NH3 + H3O H2O CH COONH + CH3COOH + NH3 3 4 Biết ở 250C, trị số Ka, Kb của một số axit và bazơ như sau: Axit Cl-CH2COOH HCOOH CH3COOH CH3CH2COOH Ka 1,4.10−3 1,8.10−4 1,8.10−5 1,3.10−5 Bazơ CH3-NH-CH3 CH3-NH2 (CH3)3N NH3 Kb 5,4.10−4 4,6.10−4 6,5.10−5 1,8.10−5 Từ trị số Ka, Kb của các axit, bazơ trên ta cĩ thể dự đốn pH của các dung dịch muối như sau: dd CH3COONH4 cĩ pH = 7 (Ka = Kb) dd Cl-CH2COONH4 cĩ pH Kb) dd CH3CH2COO H3N-CH3 cĩ pH > 7 (Kb > Ka) dd HCOO HN(CH3)3 cĩ pH Kb) dd CH3COO H2N(CH3)2 cĩ pH > 7 (Kb > Ka) Để dễ nhớ, khi Ka = Kb thì hiểu là axit và bazơ cĩ mức độ yếu bằng nhau nên số ion OH− phĩng thích bằng số ion H+ phĩng thích, nên dd trung tính. Khi Ka > Kb coi như axit mạnh hơn, nên dd cĩ tính axit (Bazơ yếu hơn nên cation của bazơ dễ bị thủy phân hơn, phĩng thích số ion H+ nhiều hơn, nên dd cĩ pH Ka coi như bazơ mạnh hơn, nên dd cĩ tính bazơ (pH > 7) (Axit yếu hơn nên anion là bazơ liên hợp mạnh, nĩ dễ nhận H+, phĩng OH− nhiều hơn) Điều kiện để một muối bị thủy phân là: - Muối này phải hịa tan được trong nước để tạo thành dung dịch - Muối này phải được tạo từ axit yếu hay bazơ yếu
19. - Muối nào được tạo bởi axit càng yếu hay bazơ càng yếu thì muối này càng dễ bị thủy phân. Để dễ theo dõi, chúng ta nĩi muối nào tác dụng được với nước để tạo trở lại axit và bazơ tạo nên nĩ thì muối này bị thủy phân, thực ra cách nĩi này chỉ đúng cho các muối mà axit và bazơ của nĩ là đơn chức (1 nguyên tử H axit, 1 nhĩm OH trong phân tử bazơ, như các muối được tạo từ các axit bazơ yếu như CH3COOH, HCOOH, AgOH, NH3, CH3NH2, ). Thực ra muối nào chỉ cần một ion của muối, dương hoặc âm, phản ứng được một phần với nước, và 2− 2− 3+ 2+ 3+ với các ion mang nhiều điện tích (như CO3 , SO3 , Fe , Cu , Al , ) chỉ phản ứng với 1 phân tử H2O đầu tiên là đáng kể, sự phản ứng tiếp với phân tử H2O thứ hai trở đi khơng đáng kể (Tương tự chức axit thứ nhất phân ly ion đáng kể, sự phân ly ở các chức sau khơng đáng kể, cĩ thể bỏ qua). Thí dụ ta xét sự thủy phân của muối sắt (III) trong dung dịch: 3+ 2+ + Fe + H2O Fe(OH) + H (1) 2+ + + Fe(OH) + H2O Fe(OH)2 + H (2) + + Fe(OH)2 + H2O Fe(OH)3 + H (3) Sự thủy phân Fe 3+ trải qua 3 giai đoạn như trên, tuy nhiên chỉ sự thủy phân ở (1) là đáng kể, sự thủy ở các lần sau khơng đáng kể, cĩ thể bỏ qua. 2− Thí dụ khác, sự thủy phân muối cacbonat (CO3 ) trong dung dịch: 2− 2− − CO3 + H2O HCO3 + OH (1) 2− − HCO3 + H2O H2CO3 + OH (2) Tương tự như trên, chúng ta cĩ thể bỏ qua sự thủy phân ở (2). Và nếu coi cĩ cả quá trình (2), thì sẽ khơng cĩ khí CO2 thốt ra, vì lượng H2CO3 tạo ra rất khơng đáng kể. Chỉ khi nào cĩ yếu tố nào làm cho sự thủy phân đáng kể thì 3+ mới cĩ khí CO2 thốt ra. Tương tự với sự thủy phân Fe , khi hịa tan muối sắt (III) vào nước ta khơng thấy xuất hiện kết tủa Fe(OH)3, vì nếu sự thủy phân nếu cĩ tạo ra Fe(OH)3 thì lượng này rất ít, chưa đạt dung dịch bão hịa 3+ Fe(OH)3, nên khơng thấy Fe(OH)3 kết tủa. Chỉ khi nào hỗ trợ sự thủy phân Fe rất nhiều, cĩ sự tạo Fe(OH)3 đáng kể, thì bấy giờ mới cĩ thể tạo Fe(OH)3 kết tủa. Bài tập Muối nào trong các muối sau đây bị thủy phân? Dung dịch muối trung tính, cĩ mơi trường axit hay mơi trường kiềm? pH dung dịch bằng 7, nhỏ hơn 7 hay lớn hơn 7? Dung dịch muối này cĩ làm đổi màu quì tím khơng? Quí tím trong dung muối này cĩ màu gì? Viết phản ứng thủy phân, nếu cĩ, chỉ viết quá trình thủy phân ứng với phân tử nước đầu tiên: KBr, MgCl2, Cu(NO3)2, Na2CO3, KAlO2, AgCl, CH3COONa, Fe2(SO4)3, Al(NO3)3, C6H5ONa (Natri phenolat), BaSO4, KHSO4, BaCl2, K2ZnO2, CH3COONH4, HCOONH4, Mg(NO3)2, CuS, CuBr2, CH3ONa, ZnSO4, CH3COOH3CH3, C6H5NH3Cl (Phenylamoni clorua), CaCl2, ClCH2COONa, ClCH2COONH4, K2S, Na2SO3, AgNO3, NH4Cl, KCN, KI, ZnBr2. Chú ý: - Tuy muối KHSO4 được tạo bởi bazơ mạnh KOH, axit mạnh H2SO4, muối này khơng bị − thủy phân, nhưng do HSO4 là muối axit của axit mạnh nên nĩ cĩ độ mạnh trung bình, + trong dung dịch nĩ phân ly một phần tạo ion H . Do đĩ dung dịch KHSO4 cĩ mơi trường axit, pH < 7, cĩ thể làm đổi màu quì tím hĩa đỏ. - Với các muối khơng tan (rất ít bị hịa tan) như AgCl, BaSO4, CaCO3 coi như khơng tạo dung dịch, cĩ thể coi các muối này khơng bị thủy phân. VIII. Các định nghĩa về axit, bazơ
20. VIII.1. Định nghĩa axit, bazơ theo Arrhénius Axit là chất trong nước phân ly tạo ion H+ Thí dụ: HCl, HBr, HI, HNO3, H2SO4, CH3COOH là các axit theo định nghĩa Arrhénius. Vì các chất này khi hịa tan trong nước tạo dung dịch thì cĩ sự phân ly tạo ion H+. H O + HCl ⎯⎯→⎯2 H + Cl− H 2O + − H2SO4 ⎯⎯→⎯ H + HSO4 − + CH3COOH H2O CH3COO + H Bazơ là chất trong nước phân ly tạo ion OH−. Thí dụ: NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 là các bazơ theo định nghĩa Arrhénius. H O + NaOH ⎯⎯→⎯2 Na + OH− H 2O 2+ − Ca(OH)2 ⎯⎯→⎯ Ca + 2OH VIII.2. Định nghĩa axit bazơ theo Bronsted – Lowry Axit là chất cho được ion H+ (proton) Ion H+ cịn được gọi là proton vì H cĩ 1 điện tử ngồi nhân, 1 prton trong nhân, khi H mất 1 điện tử duy nhất ở ngồi nhân, thì H chỉ cịn 1 proton duy nhất, đĩ chính là ion H+. Thí dụ: Các axit đúng theo định nghĩa Arrhénius thì cũng là các axit theo định nghĩa Bronsted + + + – Lowry; ngồi ra, các ion dương xuất phát tử bazơ yếu như NH4 , Ag , CH3NH3 , + 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 2+ 3+ 3+ 3+ C6H5-NH3 , Mg , Cu , Fe , Zn , Cr , Ni , Hg , Al , Fe , Cr là axit theo định nghĩa Bronsted – Lowry. + + NH4 + NaOH ⎯⎯→ NH3 + H2O + Na + (Cho H tạo NH3) + + NH4 + H2O NH3 + H3O (Cho H+ ⇒ axit) 3+ + Al + 3NH3 + 3H2O ⎯⎯→ Al(OH)3↓ + 3NH4 (Cho được H+ trong dd ⇒ axit) 3+ 3+ Hay: Ion Al trong dung dịch nước ở dạng Al(H2O) nên quá trình trên như sau: 3+ + Al(H2O)3 + 3NH3 ⎯⎯→ Al(OH)3↓ + 3NH4 (Cho được H+ ⇒ axit) 3+ 2+ + 3+ Al + H2O Al(OH) + H (Al trong nước bị thủy phân, tạo dd cĩ tính axit) (Tạo được H+ trong dd ⇒ axit)
21. Hay: 3+ 2+ + Al(H2O) Al(OH) + H (Cho được H+ trong dd ⇒ axit) Bazơ là chất nhận được H+ (proton) Thí dụ: Các bazơ theo đúng nghĩa Arrhénius như NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2, OH− cũng là các bazơ theo đúng định nghĩa Bronsted – Lowry, vì các chất này + nhận được ion H . Ngồi ra các các chất như amoniac (NH3), các amin như: CH3NH2 (Metylamin), CH3-NH-CH3 (Đimetylamin), (CH3)3N (Trimetylamin), CH3CH2NH2 (Etylamin), C6H5NH2 (anilin), C6H5NHC6H5 (Điphenylamin); Các ion − − − âm xuất phát từ axit yếu, như: CH3O (Metylat), CH3CH2O (Etylat), C6H5O − − − (Phenolat), HCOO (Fomiat, Formiat), CH3COO (Axetat, Acetat), AlO2 2− 2− 2− 2− (Aluminat), ZnO2 (Zincat), CO3 (Cacbonat, Carbonat), SO3 (Sunfit, Sulfit), S − − − − (Sunfua, Sulfur), NO2 (Nitrit), H (Hiđrua, Hidrur), NH2 (Amiđua, Amidur), ClO − − − 2− − (Hipoclorit), ClO2 (Clorit), OOC-COO (C2O4 ) (Oxalat), CN (Xianua, Cianur) .cũng là các bazơ theo đúng định nghĩa Bronsted – Lowry. Vì các chất này cĩ thể nhận được proton (H+). − + OH + H ⎯⎯→ H2O (Nhận H+) (Cho H+) Bazơ Axit + − NH3 + HCl ⎯⎯→ NH4Cl (NH4 Cl ) (Nhận H+) (Cho H+) Bazơ Axit + − NH3 + H2O NH4 + OH (Nhận H+) (Cho H+) Bazơ Axit − − CH3O + H2O ⎯⎯→ CH3OH + OH (Nhận H+) (Cho H+) Bazơ Axit − 2− 2CH3COO + H2SO4 ⎯⎯→ 2CH3COOH + SO4 (Nhận H+) (Cho H+) Bazơ Axit − − CH3COO + H2O CH3COOH + OH (Muối axetat bị thủy phân, tạo dd cĩ tính bazơ) (Nhận H+) (Cho H+) Bazơ Axit 2− − CO3 + 2HCl ⎯⎯→ H2CO3 + 2Cl CO 2 + H2O 2− − − CO + H2O HCO3 + OH (Muối cacbonat bị thủy phân, tạo dd cĩ tính bazơ)
22. Các chất trung tính (chất trung hịa) là các chất khơng phải là axit, cũng khơng phải là bazơ, các chất trung tính khơng cho H+, cũng khơng nhận được ion H+. Thí dụ: Các ion dương xuất phát từ bazơ mạnh (như ion của kim loại kiềm, kiềm thổ: Li+, Na+, + + + 2+ 2+ 2+ − 2− K , Rb , Cs , Ca , Sr , Ba ); Các ion âm xuất phát từ axit mạnh (như: NO3 , SO4 , − − − − − Cl , Br , I , ClO3 , ClO4 , ) là các chất trung tính vì các ion này khơng , cũng khơng nhận ion H+. Các chất lưỡng tính là các chất vừa là axit vừa là bazơ, các chất lưỡng tính vừa cho được ion H+ vừa nhận được ion H+. Thí dụ: ngồi các chất lưỡng tính đã biết như Al2O3, Cr2O3, ZnO, BeO, SnO, PbO, SnO2, PbO2, Al(OH)3, Cr(OH)3, Zn(OH)2, Be(OH)2, Sn(OH)2, Pb(OH)2, Sn(OH)4, Pb(OH)4, thì H2O, − − − − NH3, các ion âm là muối axit của các axit yếu như: HCO3 , HSO3 , HS , HSiO3 , − 2− + H2PO4 , HPO4 , .cũng là các chất lưỡng tính, vì các chất này vừa cho được ion H , vừa nhận được ion H+. + − H2O + H2O H3O + OH Nhận H+ Cho H+ Bazơ Axit + − NH3 + NH3 NH4 + NH2 Amoniac Amoniac Amonium Amidur Nhận H+ Cho H+ Bazơ Axit Al(OH)3 + 3HCl ⎯⎯→ AlCl3 + 3H2O Nhận H+ Cho H+ Bazơ Axit Al(OH)3 + NaOH ⎯⎯→ NaAlO2 + 2H2O (HAlO2.H2O) Cho H+ Nhận H+ Axit Bazơ − − HCO3 + HCl ⎯⎯→ H2CO3 + Cl CO2 + H2O Nhận H+ ⇒ Axit − 2− + HCO3 + NaOH ⎯⎯→ CO3 + Na + H2O Cho H+ ⇒ Bazơ − − Như vậy HCO3 vừa là axit, vừa là bazơ nên HCO3 là một chất lưỡng tính. Ghi chú - Ion dương xuất phát từ bazơ mạnh (thường gặp là ion của kim loại kiềm, kiềm thổ, gồm: Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+, Ca2+, Sr2+, Ba2+, Ra2+) ; Các ion âm xuất phát từ axit
23. − − − − 2− − − − 2− 2− mạnh (như Cl , Br , I , NO3 , SO4 , ClO3 , ClO4 , MnO , CrO4 , Cr2O7 ) là các chất trung tính (trung hịa). Vì các ion này khơng cho ion H+, cũng khơng nhận ion H+. - Ion dương xuất phát từ bazơ yếu (ion của các kim loại khác kim loại kiềm, kiềm thổ, như Ag+, Cu2+, Mg2+, Ni2+, Zn2+, Fe2+, Fe3+, Hg2+, Al3+, .Ion dương của amoniac, của + + + + các amin, như NH4 , CH3NH3 , C6H5NH3 , (CH3)2NH2 , .là axit. Vì các ion này cho được ion H+. 2− 2− 2− − − − - Ion âm xuất phát từ axit yếu, như CO3 , SO3 , S , CH3COO , CN , C6H5O , − − 2− − + C2H5O , AlO2 , ZnO2 , F , .Các ion này là bazơ, vì chúng cĩ thể nhận ion H . − − − − - Ion âm gốc axit của các muối axit của các axit yếu, như HCO3 , HSO3 , HS , H2PO4 , 2− + HPO4 , là các chất lưỡng tính. Vì các ion này vừa cho được ion H , vừa nhận được ion H+. − - Ion âm là gốc axit của muối axit của axit mạnh, mà thường gặp là HSO4 , là một axit, vì nĩ thể phân ly tiếp tạo H+ ra dung dịch. - Định nghĩa axit, bazơ theo Bronsted – Lowry và sự thủy phân của muối hỗ trợ nhau, hầu hết cĩ thể dùng kiến thức này để trả lời cho kiến thức kia và ngược lai. Nhưng cũng cĩ một số trường hợp mà chỉ giải quyết được khi dùng một trong hai kiến thức. Như dd KHSO4 coi như khơng thủy phân vì được tạo từ bazơ mạnh, axit mạnh, rồi từ đĩ kết − luận dung dịch này trung tính, pH dung dịch bằng 7 là sai. Vì HSO4 là một axit theo + Bronsted – Lowry, cịn K trung tính, nên dd KHSO4 cĩ tính axit, pH dd 7, dd này cĩ thể làm đổi màu quì tím hĩa xanh. - Axit Bronsted AH sau khi cho H+ tạo ion A−, A− cĩ thể nhận ion H+ để tạo trở lại AH, như vậy A− là một bazơ theo định nghĩa Bronsted. A− được gọi là bazơ liên hợp của axit AH. Ngược lại AH là axit liên hợp của bazơ A−. Như vậy bazơ liên hợp của một axit là chất được tạo ra do axit này mất bớt ion H+; cịn axit liên hợp của một bazơ là chất được tạo ra khi bazơ này nhận thêm ion H+. − + CH3COOH + NH3 CH3COO + NH4 Axit Bazơ Bazơ Axit − + CH3COO là bazơ liên hợp của axit CH3COOH, NH4 là axit liên hợp của bazơ NH3 và ngược lại, − + CH3COOH là axit liên hợp của bazơ CH3COO , NH3 là bazơ liên hợp của axit NH4 . Độ mạnh của axit và bazơ liên hợp tương ứng ngược nhau, nghĩa là nếu axit rất mạnh thì bazơ liên hợp sẽ rất yếu. Hoặc nếu bazơ rất mạnh thì axit liên hợp sẽ rất yếu. Điều này cũng dễ hiếu vì nếu AH là axit rất mạnh, tức phân ly H+ rất dễ để tạo bazơ liên hợp A− thì bazơ A− sẽ rất khĩ nhận H+ để tạo trở lại axit AH, nên A− sẽ là bazơ rất yếu.
24. Bài tập + 2+ + + + 1) Hãy cho biết chất nào là axit, bazơ, lưỡng tính hay trung tính: Na , Mg , Li , NH4 , Ag , 2+ 2+ 2 3+ 3+ + + 2+ 2+ − − 2− − Ca , Hg , Zn +, Fe , Al , NH4 , CH3NH3 , Fe , Ba , Cl , CH3COO , SO4 , SH , 2− − − − − − 2− 2− − 2− − − CO3 , C6H5O , NO3 , NO2 , AlO2 , HCOO , ZnO2 , SO 3 , CN , S , HCO3 , HSO3 , − − HSO4 , C2H5O , Al(OH)3, NH3, H2O, ZnO. 2) Hãy cho biết các dung dịch sau đây cĩ pH = 7, 7, cĩ làm đổi màu quì tím khơng? NaCl, MgCl2, CH3COONa, KHSO4, (NH4)2SO4, K2CO3, Cu(NO3)2, KAlO2, Ba(HCOO)2, BaCl2, Na2SO3, CH3COONH4, CH3NH3Cl, Fe2(SO4)3, KCl. Để đầy đủ kiến thức hĩa học trong chương trình trung học phổ thơng, cĩ thể gặp trong kỳ thi tuyển sinh đại học, người học cần coi thêm các phần sau: IX. Pin điện hĩa học và ăn mịn kim loại X. Các phương pháp điều chế kim loại XI. Nước cứng, phân loại nước cứng và cách làm mềm nước XII. pH và cách tính pH của dung dịch axit, bazơ mạnh, yếu XIII. Phân bĩn hĩa học XIV. Nguyên tắc luyện gang, luyện thép, các phản ứng liên quan XV. Ơn tập một số kim loại: Kiềm, Kiềm thổ, Mg, Al, Zn, Fe, Cu, Cr, Mn; Một số phi kim: H2, Halogen X2 (Cl2, Br2, I2), O2, S, C, Si, N2, P.