Bài 2: Cân bằng trong dung dịch nước
Nội dung lý thuyết
Các phiên bản khácI. Sự điện li
1. Hiện tượng điện li
Thí nghiệm: Thử tính dẫn điện của nước, muối ăn và dung dịch muối ăn
\(\Rightarrow\) Đèn sáng cho thấy dung dịch nước muối dẫn điện, chứng tỏ trong dung dịch có hạt mang điện.
Quá trình phân li các chất trong nước tạo thành ion được gọi là sự điện li.
Những chất khi tan trong nước phân li ra các ion được gọi là chất điện li.
Những chất khi tan trong nước không phân li ra các ion được gọi là chất không điện li.
Những chất khi tan trong nước phân li ra các ion được gọi là chất điện li.
Những chất khi tan trong nước không phân li ra các ion được gọi là chất không điện li.
2. Chất điện li
a) Chất điện li và chất không điện li
- Chất điện li: hydrochloric acid (\(HCl\)), sodium hydroxide (\(NaOH\)),...
- Chất không điện li: saccharose (\(C_{12}H_{22}O_{11}\)), ethanol (\(C_2H_5OH_{ }\)),...
- Sự phân li một chất thành các ion mang điện trái dấu trong dung dịch được biểu diễn bằng phương trình điện li.
Ví dụ: \(NaOH\left(aq\right)\rightarrow Na^+\left(aq\right)+OH^-\left(aq\right)\) \(HCl\left(aq\right)\rightarrow H^+\left(aq\right)+Cl^-\left(aq\right)\)
b) Chất điện li mạnh và chất điện li yếu
- Dựa vào mức độ phân li thành các ion, chất điện li được chia thành hai loại:
Chất điện li mạnh là chất khi tan trong nước, hầu hết các phân tử chất tan đều phân li ra ion.
- Các chất điện li mạnh thường gặp là:
Các acid mạnh: \(HCl,HNO_3,H_2SO_4\)....
Các base mạnh: \(NaOH,KOH,Ca\left(OH\right)_2,Ba\left(OH\right)_2\)....
Hầu hết các muối.
- Quá trình phân li của chất điện li mạnh xảy ra gần như hoàn toàn và được biểu diễn bằng mũi tên một chiều.
\(HNO_3\rightarrow H^++NO_3^-\\ NaOH\rightarrow Na^++OH^-\\ Na_2CO_3\rightarrow2Na^++CO_3^{2-}\)
Chất điện li yếu là chất khi tan trong nước chỉ có một phần số phân tử chất tan phân li ra ion, phần còn lại vẫn tồn tại ở dạng phân tử trong dung dịch.
- Những chất điện li yếu gồm các acid yếu như \(CH_3COOH,HClO,HF,H_2CO_3\)... và base yếu như \(Cu\left(OH\right)_2,Fe\left(OH\right)_2\)....
- Quá trình phân li của chất điện li yếu là một phản ứng thuận nghịch và được biểu diễn bằng hai nửa mũi tên ngược chiều nhau.
\(CH_3COOH⇌CH_3COO^-+H^+\)
Phương trình ion rút gọn
Trong dung dịch, chất điện li phân li thành các ion và chính các ion này trực tiếp tham gia vào phản ứng hoá học. Do vậy, phương trình dạng ion rút gọn được sử dụng để biểu diễn các phản ứng xảy ra giữa các chất điện li.
Ví dụ 1: Khi cho dung dịch \(HCl\) (chứa ion \(H^+\) và \(Cl^-\)) tác dụng với dung dịch \(NaOH\) (chứa ion \(Na^+\) và \(OH^-\)), thực tế chỉ xảy ra phản ứng giữa ion \(H^+\) và \(OH^-\) theo phương trình ion rút gọn:
\(H^++OH^-\rightarrow H_2O\)
Ví dụ 2: Khi cho dung dịch \(BaCl_2\) tác dụng với dung dịch \(Na_2SO_4\), thực tế chỉ xảy ra phản ứng giữa ion \(Ba^{2+}\) và \(SO_4^{2-}\) theo phương trình ion rút gọn:
\(Ba^{2+}+SO_4^{2-}\rightarrow BaSO_4\downarrow\)
Phương trình ion rút gọn cho biết bản chất của phản ứng trong dung dịch các chất điện li.
II. Thuyết acid - base của Bronsted - Lowry
1. Khái niệm acid và base theo thuyết Bronsted - Lowry
Thuyết Brønsted - Lowry về acid - base: Acid là những chất có khả năng cho \(H^+\), base là những chất có khả năng nhận \(H^+\).
\(HCl+H_2O\rightarrow H_3O^++Cl^-\)
acid base
Ví dụ 2: Ammonia (\(NH_3\)) khi tan trong nước có phản ứng với nước:
\(NH_3+H_2O⇌NH_4^++OH^-\)
base acid
Cặp \(NH_4^+/NH_3\) là cặp acid/base liên hợp.
Ví dụ 3: \(CO_3^{2-}+H_2O⇌HCO_3^-+OH^-\\ HCO_3^-+H_2O⇌H_2CO_3+OH^-\)
- lon \(HCO_3^-\) vừa có thể nhận \(H^+\), vừa có thể cho \(H^+\), vậy \(HCO_3^-\) có tính chất lưỡng tính. Phân tử \(H_2O\) cũng vừa có thể nhận \(H^+\), vừa có thể cho \(H^+\) nên \(H_2O\) cũng là chất lưỡng tính.
2. Ưu điểm của thuyết Brønsted - Lowry
Theo thuyết Arrhenius: Acid là những chất khi tan trong nước phân li ra \(H^+\) (proton), base là những chất khi tan trong nước phân li ra \(OH^-\).
- Thuyết Arrhenius chỉ đúng cho trường hợp dung môi là nước.
- Thuyết acid – base của - Brønsted - Lowry tổng quát hơn thuyết Arrhenius, phân tử không có nhóm OH như \(NH_3\) hoặc ion như \(CO_3^{2-}\) cũng là base.
- Thuyết acid-base của Brønsted – Lowry còn có thể mở rộng đối với những phản ứng acid – base trong dung môi không phải nước. Ví dụ, perchloric acid (\(HClO_4\)) trong dung môi acetic acid (\(CH_3COOH\)), xảy ra phản ứng:
\(HClO_4+CH_3COOH⇌ClO_4^-+CH_3COOH_2^+\)
Trong phản ứng trên, \(HClO_4\) là acid vì là chất cho \(H^+\), còn \(CH_3COOH\) là base vì là chất nhận \(H^+\).
III. Khái niệm pH và ý nghĩa của pH trong thực tiễn
Tích số ion của nước \(K_w=\left[H^+\right]\left[OH^-\right]\) là một hằng số, chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.
Đối với nước tinh khiết: \(\left[H^+\right]=\left[OH^-\right]=\sqrt{10^{-14}}=10^{-7}\left(mol/L\right)\).
Đối với nước tinh khiết: \(\left[H^+\right]=\left[OH^-\right]=\sqrt{10^{-14}}=10^{-7}\left(mol/L\right)\).
1. Khái niệm pH
- Nồng độ ion \(H^+\) hoặc ion \(OH^-\) được dùng để đánh giá tính acid hoặc tính base của các dung dịch.
- Để tiện sử dụng, người ta sử dụng đại lượng \(pH\) với quy ước như sau:
\(pH=-lg\left[H^+\right]\) hoặc \( [H^+] = 10^{-pH}\)
Trong đó \(\left[H^+\right]\) là nồng độ mol của ion \(H^+\).
Nếu dung dịch có \(\left[H^+\right]=10^{-a}\left(mol/L\right)\) thì \(pH=a\).
Môi trường acid là môi trường có \(\left[H^+\right]>\left[OH^-\right]\) nên \(\left[H^+\right]>10^{-7}mol/L\) hay \(pH< 7\).
Môi trường base là môi trường có \(\left[H^+\right]< \left[OH^-\right]\) nên \(\left[H^+\right]< 10^{-7}mol/L\) hay \(pH>7\).
Môi trường trung tính là môi trường có \([H^+] = [OH^-] = 10^{-7} mol/L\) hay \(pH=7\).
Môi trường base là môi trường có \(\left[H^+\right]< \left[OH^-\right]\) nên \(\left[H^+\right]< 10^{-7}mol/L\) hay \(pH>7\).
Môi trường trung tính là môi trường có \([H^+] = [OH^-] = 10^{-7} mol/L\) hay \(pH=7\).
- Thang pH thường dùng có giá trị từ 1 -14.
2. Ý nghĩa của pH trong thực tiễn
- Chỉ số pH có ý nghĩa to lớn trong thực tiễn, pH có liên quan đến sức khỏe con người, sự phát triển của động vật, thực vật,...
- Trong cơ thể của người, máu và các dịch của dạ dày, mật,... đều có giá trị pH trong một khoảng nhất định. Nếu chỉ số pH tăng hoặc giảm đột ngột, không nằm trong giới hạn cho phép thì có thể là dấu hiệu ban đầu của bệnh lí, người bệnh cần được khám để tìm ra nguyên nhân.
- Một số động vật, thực vật cần môi trường có giá trị pH thích hợp để sống và phát triển.
- Trong đời sống hằng ngày, các sản phẩm như dầu gội, xà phòng, kem dưỡng da,... cũng đều cần có giá trị pH trong một khoảng nhất định để an toàn cho người sử dụng.
3. Xác định pH
- Giá trị pH của dung dịch được xác định gần đúng bằng cách sử dụng chất chỉ thị acid - base. Khi cần xác định giá trị pH chính xác hơn, người ta sử dụng máy đo pH.
- Chất chỉ thị acid - base là chất có màu sắc biến đổi phụ thuộc vào giá trị pH của dung dịch. Một số chất chỉ thị như giấy pH, giấy quỳ, phenolphthalein có màu sắc thay đổi trong các khoảng pH khác nhau.
- Một số loài thực vật chứa các hợp chất hữu cơ mang màu và màu sắc của chúng thay đổi theo pH của môi trường nên có thể sử dụng chúng làm chất chỉ thị màu tự nhiên.
IV. Sự thuỷ phân của các ion
1. Môi trường của một số dung dịch muối
- Khi tan trong nước, muối phân li thành các ion. Phản ứng giữa ion với nước tạo ra các dung dịch có môi trường khác nhau được gọi là phản ứng thuỷ phân.
Ví dụ: Trong dung dịch \(Na_2CO_3\), ion \(Na^+\) không bị thuỷ phân, còn \(CO_3^{2-}\) thuỷ phân trong nước tạo ion \(OH^-\), làm dung dịch \(Na_2CO_3\) có môi trường base
\(CO_3^{2-}+H_2O⇌HCO_3^-+OH^-\)
\(Na_2CO_3\) được sử dụng trong công nghiệp thực phẩm, dệt, nhuộm, công nghệ thuỷ tinh, silicate.
Ví dụ : Trong dung dịch \(AlCl_3\) và \(FeCl_3\), ion \(Cl^-\) không bị thuỷ phân, các ion \(Al^{3+}\) và \(Fe^{3+}\) bị thuỷ phân trong nước tạo ion \(H^+\), do đó dung dịch \(AlCl_3\) và \(FeCl_3\) có môi trường acid.
\(Al^{3+}+H_2O⇌Al\left(OH\right)^{2+}+H^+\\ Fe^{3+}+H_2O⇌Fe\left(OH\right)^{2+}+H^+\)
Trong thực tế, các loại đất có chứa nhiều ion \(Al^{3+}\) và \(Fe^{3+}\) được gọi là đất chua. Để khử chua, người ta bón vôi cho đất.
Phèn nhôm \(((NH_4)_2SO_4.Al_2(SO_4)_3.24H_2O)\) và phèn sắt \(((NH_4)_2SO_4.Fe_2(SO_4)_3.24H_2O)\) được sử dụng làm chất keo tụ trong quá trình xử lý nước, dùng làm chất cầm màu trong công nghiệp dệt, nhuộm, hoặc làm chất kết dính, chống nhoè trong công nghiệp giấy,...
V. Chuẩn độ acid - base
1. Nguyên tắc
Chuẩn độ là phương pháp xác định của một chất bằng dung dịch chuẩn đã biết nồng độ. Dựa vào thể tích của các dung dịch khi phản ứng vừa đủ với nhau, xác định được nồng độ dung dịch chất cần chuẩn độ.
- Trong phòng thí nghiệm, nồng độ của dung dịch base mạnh (ví dụ \(NaOH\)) được xác định bằng một dung dịch acid mạnh (ví dụ \(HCl\)) đã biết trước nồng độ mol dựa trên phản ứng:
\(HCl+NaOH\rightarrow NaCl+H_2O\)
Ta có: \(n_{HCl}=n_{NaOH}\\ V_{HCl}.C_{HCl} = V_{NaOH}.C_{NaOH}\)
- Thời điểm để kết thúc chuẩn độ được xác định bằng sự đổi màu của chất chỉ thị phenolphtalein.
2. Thực hành chuẩn độ acid - base
Lưu ý
- Tránh để các hoá chất như dung dịch HCl, dung dịch NaOH bắn vào tay, mắt.
- Các dụng cụ thuỷ tinh (bình tam giá, burette, pipette,...) dễ vỡ, cần cẩn thận.