Cân bằng axit - Bazơ

CÂN BẰNG AXIT - BAZƠ
1. Lý thuyết về axit, bazơ
	Hiện nay có hai lý thuyết được sử dụng rộng rãi:
	* Theo thuyết điện ly của Arrhenius, axit là hợp chất khi tan trong nước phân ly cho ion H+ và bazơ là hợp chất khi tan trong nước phân ly cho ion OH-.
	* Theo thuyết proton của Bronsted, axit là những chất có khả năng cho proton và bazơ là những chất có khả năng nhận proton.
2. Hằng số axit, bazơ. Tích số ion của H2O
2.1. Hằng số axit (hằng số ion của axit)
	*	HA H+ + A-	Ka
Ka =
	[H+].[A-]
Ka =
	 [HA]
	*	HA + H2O H3O+ + A-	Ka
	[H3O+].[A-]
	 [HA]
2.2. Hằng số bazơ (hằng số ion của bazơ)
	B + H2O A + OH-	Kb
	(Để đơn giản, A,B không ghi điện tích, A - B là cặp axit - bazơ liên hợp).
Kb =
	[A].[OH-]
	 [B]
2.3. Tích số ion của nước
	H2O H+ + OH-	KW
	Ở 25oC, KW = [H+].[OH-] = 10-14
2.4. Quan hệ giữa Ka và Kb của một cặp axit - bazơ liên hợp
	Xét 2 cân bằng:
	HA 	 H+ + A-	Ka
	A- + H2O HA + OH-	Kb
= [H+].[OH-] = KW 
Ka.Kb =
.
	[H+].[A-]	[HA].[OH-]
	 	 [HA]	 [A-]
	Ka.Kb = 10-14	(2.1)
	Từ biểu thức (2.1) cho thấy, Ka càng lớn thì Kb càng bé và ngược lại. Điều này cho phép kết luận: một axit có tính axit càng mạnh thì dạng bazơ liên hợp của nó có tính bazơ càng yếu và ngược lại.
3. Tính toán cân bằng trong các hệ axit, bazơ
3.1. Dung dịch axit mạnh, bazơ mạnh
3.1.1. Dung dịch axit mạnh
	Xét trường hợp tổng quát: dung dịch axit mạnh là HA, Ca mol/l
	Các quá trình xảy ra trong dung dịch:
	HA ® H+ + A-
	H2O H+ + OH-
	Phương trình bảo toàn điện tích: [H+] - [OH-] - [A-] = 0
	Đặt [H+] = h, khi đó: [OH-] = KW / h, ta được:
	h - KW / h - Ca = 0	(3.1)
	h2 - Ca.h - KW = 0	(3.2)
	Giải (3.2), ta tính được h = [H+], suy ra [OH-].
	Trong trường hợp dung dịch axit HA có nồng độ không quá bé (Ca > 10-6 M) thì [H+] >> [OH-] hay h >> KW / h. Do đó, từ phương trình (3.1) suy ra: h = Ca
3.1.2. Dung dịch bazơ mạnh: Tương tự dung dịch axit mạnh
3.2. Dung dịch đơn axit yếu, đơn bazơ yếu
3.2.1. Dung dịch đơn axit yếu
	Xét dung dịch axit yếu HA, Ca mol/l và hằng số axit Ka
	Các quá trình xảy ra trong dung dịch:
	HA H+ + A-	Ka	(3.3)
	H2O H+ + OH-	KW	(3.4)
	Nếu [H+].[A-] = Ka.[HA] » Ka.Ca >> KW thì ta có thể bỏ qua cân bằng (3.4) vì nồng độ các ion do H2O điện ly ra nhỏ hơn rất nhiều so với các ion do HA điện ly ra. Việc tính toán chủ yếu dựa vào cân bằng (3.3)
	HA	 	H+ + 	A-	Ka	
 	C	 Ca
	DC	 -h	h	 	h
	[ ] Ca - h	h	h
	Ta có: 
 	[H+].[A-] / [HA] = Ka
	h2 / (Ca - h) = Ka 	(3.5)
	Giả sử h << Ca, từ (3.5) suy ra: 
h = 	(3.6)
	Nếu sau khi tính h theo (3.6) rồi so sánh với Ca mà không thỏa mãn h << Ca thì phải giải phương trình bậc 2 (3.5).
	Thí dụ: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch CH3COOH 10-3 M. Biết Ka(CH3COOH) = 1,8.10-5.
3.2.2. Dung dịch đơn bazơ yếu: Tương tự dung dịch đơn axit yếu
3.3. Dung dịch hỗn hợp gồm một axit mạnh và một axit yếu
	Axit mạnh coi như điện ly hoàn toàn, [H+] trong dung dịch bằng [H+] do axit mạnh điện ly + [H+] do axit yếu điện ly.
	Thí dụ: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch HCl 10-3 M và CH3COOH 10-1 M. Biết Ka(CH3COOH) = 1,8.10-5.
3.4. Dung dịch hỗn hợp 2 axit yếu (hoặc 2 bazơ yếu)
	Xét dung dịch hỗn hợp 2 axit là HA, C mol/l và HA', C' mol/l; hằng số axit tương ứng là Ka và Ka'.
	Trong dung dịch có các quá trình sau:
	HA	H+	+	A-	Ka	(4.1)
	HA'	H+	+	A' -	Ka'	(4.2)
	H2O	H+	+	OH-	KW	(4.3)
	Nếu Ka.Ca , Ka'.Ca' >> KW thì ta bỏ qua cân bằng điện ly của H2O và nếu Ka.Ca >> Ka'.Ca' thì bỏ qua cân bằng (4.2) so với cân bằng (4.1) và tính nồng độ các cấu tử tham gia cân bằng (4.1) theo định luật tác dụng khối lượng như thường lệ. Nồng độ H+ tính được lại được dùng để tính nồng độ các cấu tử khác tham gia vào cân bằng (4.2).
	Thí dụ: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch hỗn hợp CHCl2COOH 0,2 M và CH3COOH 0,01M. Biết hằng số axit của 2 axit lần lượt là 5,9.10-2 và 1,8.10-5.
3.5. Dung dịch axit yếu đa chức (hoặc bazơ yếu đa chức)
	Xét dung dịch axit yếu phân ly 2 nấc H2A
	Trong dung dịch có các cân bằng sau:
	H2A	HA-	+	H+	Ka1	(5.1)
	HA-	A-	+	H+	Ka2	(5.2)
	H2O	OH-	+	H+	KW	(5.3)
	Thông thường, Ka1 >> Ka2 nên có thể bỏ qua cân bằng (5.2) so với cân bằng (5.1) và nếu K1.Ca >> KW thì bỏ qua cân bằng điện ly của H2O. Việc tính toán cân bằng trong dung dịch tương tự như trường hợp dung dịch hỗn hợp 2 axit yếu đơn chức.
	Thí dụ 5.1: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch H2S 0,01M. Biết H2S có Ka1 = 10-7 và Ka2 = 10-12,92
 	Thí dụ 5.2: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch Na2CO3 0,1M. Biết H2CO3 có Ka1 = 10-6,35 và Ka2 = 10-10,33.
3.6. Dung dịch 	chứa axit và bazơ liên hợp (dung dịch đệm)
	Trong các dung dịch chứa axit và bazơ liên hợp có 2 quá trình xảy ra ngược nhau: quá trình cho proton của axit và quá trình nhận proton của bazơ. Chẳng hạn, trong dung dịch hỗn hợp CH3COOH và CH3COONa :
	CH3COOH	 	 	CH3COO-	+	H+	(6.1)
	CH3COO-	 +	H2O	 	CH3COOH	+	OH-	(6.2)
	[H+] cuối cùng trong dung dịch > 10-7 M hoặc < 10-7 M tùy thuộc vào 2 cân bằng trên, cân bằng nào xảy ra mạnh hơn.
	Thông thường Ca, Cb đều lớn hơn rất nhiều so với [H+] và [OH-] nên ta có thể tính gần đúng nồng độ H+ như sau:
[H+] = Ka
	Ca
	Cb
	Nếu [H+] > 10-7 M thì việc tính toán dựa vào cân bằng (6.1).
	Nếu [H+] < 10-7 M thì việc tính toán dựa vào cân bằng (6.2).
	Thí dụ 6.1: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch CH3COOH 0,1 M và CH3COONa 0,1M. Biết Ka(CH3COOH) = 10-4,76.
	THí dụ 6.2: Tính pH và nồng độ các cấu tử trong dung dịch NH4Cl 0,05 M và NH3 0,1M. Biết Ka(NH4+) = 10-9,24.
3.7. Dung dịch muối axit
	Xét dung dịch muối NaHA, C mol/l. 
	Trong dung dịch có các quá trình sau:
	NaHA	®	Na+	+	HA-
	HA-	H+	+	A2-	Ka2
	HA-	+ H2O	H2A	 +	OH-	Kb = KW/Ka1
	H2O	H+	+	OH-	KW
	Nếu Ka2.C >> KW và C >> Ka1 thì:
	[H+] = 
	pH = 1/2(pKa1 + pKa2)
	Thí dụ: Tính pH trong dung dịch: a) NaH2PO4 0,5M; b) Na2HPO4 0,1M. Biết các hằng số axit của H3PO4 là: 10-2, 10-7 và 10-12.