Link tải luận văn miễn phí cho ae Kết Nối
HÓA VÔ CƠ
CÁC THUYẾT
ACID - BASE
Các loại phản ứng không thay đổi số oxy hóa
Phân chia theo quan điểm acid - base
Phản ứng acid - base
Là phản ứng hình thành liên kết cộng hóa trị từ 1 cặp electron của một chất và 1 orbital trống của một chất khác.
Ví dụ:
H+(k) + Cl- (k) = H - Cl (k)
NH3(k) + BF3(k) = H3N - BF3 (r) (NH3.BF3)
NH4+ + OH- = NH3 + HO - H (NH3.H2O)
NaOH (r) + CO2 (k) = NaHO-CO2 (r) (NaHCO3)
H+(aq) + OH- (aq) = H - OH (l)
Cu2+ (aq) + NH3(aq) = [Cu - NH3]+(aq)
CaO(r) + SiO2 (k) = Ca2+[-O - SiO2-](r) (CaSiO3)
Chất cho cặp electron là base, chất nhận cặp electron là acid.
Phản ứng phân hủy
Là phản ứng phá hủy chất phức tạp tạo thành chất đơn giản hơn.
Ví dụ:
CaCO3(r) = CaO (r) + CO2(r)
Phản ứng kết tủa từ các ion
Là phản ứng liên kết của các ion tạo thành chất rắn có liên kết ion.
Ví dụ:
Ag+(aq) + Cl- (aq) ? AgCl(r) + aq
Ba2+(aq) + SO42-(aq) ? BaSO4(r) + aq
Các phản ứng loại này đều có tính thuận nghịch.
Phản ứng gốc
Là phản ứng tạo thành một liên kết đơn cộng hóa trị từ 2 gốc tự do.
Ví dụ:
H� + �H = H -H
Phản ứng polimer hóa
Là phản ứng tạo thành đại phân tử từ rất nhiều phân tử cùng loại.
Ví dụ:
nSO3 (k) ? (-OSO2-OSO2-OSO2-)n/3 (r)
Các thuyết acid - base và lĩnh vực áp dụng của nó
Thuyết acid -base Arrhenius (1887)
Định nghĩa: acid là chất phân li trong nước cho ion H+, base là chất phân li trong nước cho ion OH-.
Ví dụ: HCl (k) H2O H+(aq) + Cl-(aq)
NaOH (r) H2O Na+(aq) + OH-(aq)
Thuyết này chỉ đúng trong dung dịch nước
THUYẾT ACID - BASE BRONSTED-LOWRY
Dựa trên tính chất proton, H+: không có lớp vỏ electron, chỉ là hạt nhân nên kích thước rất nhỏ, H+ có thể xâm nhập sâu vào lớp vỏ của các ion, phân tử khác để thưc hiện phản ứng trao đổi ion.
ĐỊNH NGHĨA:
Acid là tiểu phân cho proton (H+), còn base là tiểu phân nhận proton trong phản ứng.
Thomas Martin Lowry
Johannes Nicolaus Brønsted
Ví dụ:
HCl ? H+ + Cl-
H2SO4 ? H+ + HSO4-
Vì acid là chất nhường H+ và base nhận H+, nên trong 2 ví dụ trên ta có các cặp acid, base:
HCl/Cl- và H2SO4/HSO4-
Những cặp acid/base như vậy gọi là cặp acid/base liên hợp.
Các acid, base Bronsted có thể là phân tử trung hoà, cation hay anion.
? Do H+ không tồn tại được ở dạng tự do, nên các acid chỉ cho proton khi có base nhận và ngược lại.
Phản ứng trao đổi proton xảy ra tổng quát giữa hai cặp acid-base liên hợp như sau:
A1 + B2 ? A2 + B1
Trong dung dịch, các phân tử và ion do dung môi điện ly ra cũng đóng vai trò của cặp acid-base liên hợp.
H3O+/H2O; H2O/OH-
? Các hợp chất có chứa H+ luôn là chất lưỡng tính, phụ thuộc vào chất phản ứng với nó có khả năng cho, nhận H+ mạnh hay yếu hơn nó.
Cường độ acid-base Bronsted ở trạng thái khí:
Ta có thể đánh giá khả năng nhận H+ của một base thông qua hiệu ứng nhiệt của quá trình trong pha khí.
B (k) + H+(k) = BH+(k), ??H = -Q
Ở đây Q là năng lượng giải phóng ra của quá trình.
Q càng lớn thì ??H càng âm, quá trình kết hợp càng mạnh.
? Base B càng mạnh thì acid liên hợp BH+ càng yếu.
Bảng các giá trị Q (kJ/mol)
(trang 7 tài liệu T2 NTTNga)
Để xác định cường độ của các acid, người ta dựa trên các giá trị Q của các base liên hợp của chúng.
Ví dụ:
F-(k) + HCl(k) = HF(k) + Cl-(k)
Q (kJ/mol) 1554 1398
Ta thấy F- là base mạnh hơn Cl- (Q lớn hơn), nên F- lấy được H+ của HCl.
Bảng giá trị Q của các base liên hợp của acid trang 9 T2 NTTNga (Q càng lớn acid càng yếu).
CƯỜNG ĐỘ ACID-BASE BRONSTED TRONG DUNG MÔI PROTON HOÁ
DUNG MÔI PROTON HÓA:
Là các dung môi có thể bị tự ion hóa một phần khi ở trạng thái lỏng tạo H+.
Do H+ không có lớp vỏ electron, nên chỉ là một điện tích điểm với mật độ điện tích dương rất cao. Do đó, khi ở trạng thái lỏng (khoảng cách các phân tử rất gần nhau), H+ không tồn tại tự do mà luôn bị solvat hoá bởi các tiểu phân dung môi quanh nó.
Ví dụ: H2O(l), NH3(l), H2SO4(l), HCl(l).
Với nước: H2O + H2O = H3O+ + OH-
Tổng quát, với dung môi proton hóa HSol, ta có:
HSol + HSol ?? H2Sol+ + Sol- , KS
Hằng số cân bằng của quá trình này gọi là Hằng số tự proton hóa KS:
KS= [H2Sol+][Sol- ], do [HSol] xem là hằng số.
Với nước KS= [H3O+][OH- ] = 10-14 ở 220C.
Các dung môi proton hóa là những chất lưỡng tính theo quan điểm acid-base Bronsted.
Trong các dung môi proton hóa có mặt 2 cặp acid/base liên hợp:
Sol- + H+ ? HSol (HSol/Sol-)
HSol + H+ ? H2Sol+ (H2Sol+/HSol)
Cường độ acid-base cũng được xét dựa trên ái lực proton của chúng, tức là ?Hs = -Qs của quá trình (Qs ?? Q ở pha khí).
Ví dụ trong pha khí:
H+(k) + OH-(k) = H2O(k), ?H= -Q= -1635kJ/mol
Trong pha lỏng:
H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l), ?H= -Qs = -1188kJ/mol
H+(aq) + H2O(l) = H3O+(aq), ?H= -Qs = -1130kJ/mol
Khi hòa tan 1 chất, Qs phụ thuộc vào dung môi, Qs lớn thì tính base mạnh.
Với acid HA trong H2O:
HA + H2O ? H3O+ + A-
Nếu HA mạnh hơn H3O+ thì cân bằng theo chiều thuận ? Trong nước không có acid mạnh hơn H3O+.
Với base B trong H2O:
B + H2O ? BH + OH-
Nếu B là base mạnh hơn H2O thì cân bằng theo chiều thuận ? Trong nước không có base mạnh hơn OH-.
HIỆU ỨNG CÂN BẰNG:
Trong dung dịch nước không thể có một acid mạnh hơn H3O+ và một base mạnh hơn OH- (mở rộng cho cả các dung moi HSol khác).
Độ mạnh của acid/base phụ thuộc vào độ mạnh dung môi, đánh giá bằng hằng số cân bằng trong quá trình trao đổi proton của chất đó với dung môi.
CƯỜNG ĐỘ CỦA ACID BRONSTED
Cường độ của acid proton HA hoà tan trong dung môi proton hoá được đánh giá bởi hằng số cân bằng:
HA + HSol ? H2Sol+ + A-
Trong H2O, tương tự ta có:
Ka: Hằng số acid
Ka càng lớn thì tính acid càng mạnh.
Ka phụ thuộc bản chất acid, dung môi và nhiệt độ.
? Độ mạnh của acid còn phụ thuộc vào dung môi, dung môi có tính base càng mạnh thì HA thể hiện tính acid càng mạnh.
VD: HClO4 là acid rất mạnh trong dung dịch nước (Ka=1010), nhưng trong CH3COOH lại là acid yếu (Ka=10-6)
CƯỜNG ĐỘ CỦA BASE BRONSTED
Tương tự như acid:
B + HSol ? HB+ + Sol-
Do Drive thay đổi chính sách, nên một số link cũ yêu cầu duyệt download. các bạn chỉ cần làm theo hướng dẫn.
Password giải nén nếu cần: ket-noi.com | Bấm trực tiếp vào Link để tải:
HÓA VÔ CƠ
CÁC THUYẾT
ACID - BASE
Các loại phản ứng không thay đổi số oxy hóa
Phân chia theo quan điểm acid - base
Phản ứng acid - base
Là phản ứng hình thành liên kết cộng hóa trị từ 1 cặp electron của một chất và 1 orbital trống của một chất khác.
Ví dụ:
H+(k) + Cl- (k) = H - Cl (k)
NH3(k) + BF3(k) = H3N - BF3 (r) (NH3.BF3)
NH4+ + OH- = NH3 + HO - H (NH3.H2O)
NaOH (r) + CO2 (k) = NaHO-CO2 (r) (NaHCO3)
H+(aq) + OH- (aq) = H - OH (l)
Cu2+ (aq) + NH3(aq) = [Cu - NH3]+(aq)
CaO(r) + SiO2 (k) = Ca2+[-O - SiO2-](r) (CaSiO3)
Chất cho cặp electron là base, chất nhận cặp electron là acid.
Phản ứng phân hủy
Là phản ứng phá hủy chất phức tạp tạo thành chất đơn giản hơn.
Ví dụ:
CaCO3(r) = CaO (r) + CO2(r)
Phản ứng kết tủa từ các ion
Là phản ứng liên kết của các ion tạo thành chất rắn có liên kết ion.
Ví dụ:
Ag+(aq) + Cl- (aq) ? AgCl(r) + aq
Ba2+(aq) + SO42-(aq) ? BaSO4(r) + aq
Các phản ứng loại này đều có tính thuận nghịch.
Phản ứng gốc
Là phản ứng tạo thành một liên kết đơn cộng hóa trị từ 2 gốc tự do.
Ví dụ:
H� + �H = H -H
Phản ứng polimer hóa
Là phản ứng tạo thành đại phân tử từ rất nhiều phân tử cùng loại.
Ví dụ:
nSO3 (k) ? (-OSO2-OSO2-OSO2-)n/3 (r)
Các thuyết acid - base và lĩnh vực áp dụng của nó
Thuyết acid -base Arrhenius (1887)
Định nghĩa: acid là chất phân li trong nước cho ion H+, base là chất phân li trong nước cho ion OH-.
Ví dụ: HCl (k) H2O H+(aq) + Cl-(aq)
NaOH (r) H2O Na+(aq) + OH-(aq)
Thuyết này chỉ đúng trong dung dịch nước
THUYẾT ACID - BASE BRONSTED-LOWRY
Dựa trên tính chất proton, H+: không có lớp vỏ electron, chỉ là hạt nhân nên kích thước rất nhỏ, H+ có thể xâm nhập sâu vào lớp vỏ của các ion, phân tử khác để thưc hiện phản ứng trao đổi ion.
ĐỊNH NGHĨA:
Acid là tiểu phân cho proton (H+), còn base là tiểu phân nhận proton trong phản ứng.
Thomas Martin Lowry
Johannes Nicolaus Brønsted
Ví dụ:
HCl ? H+ + Cl-
H2SO4 ? H+ + HSO4-
Vì acid là chất nhường H+ và base nhận H+, nên trong 2 ví dụ trên ta có các cặp acid, base:
HCl/Cl- và H2SO4/HSO4-
Những cặp acid/base như vậy gọi là cặp acid/base liên hợp.
Các acid, base Bronsted có thể là phân tử trung hoà, cation hay anion.
? Do H+ không tồn tại được ở dạng tự do, nên các acid chỉ cho proton khi có base nhận và ngược lại.
Phản ứng trao đổi proton xảy ra tổng quát giữa hai cặp acid-base liên hợp như sau:
A1 + B2 ? A2 + B1
Trong dung dịch, các phân tử và ion do dung môi điện ly ra cũng đóng vai trò của cặp acid-base liên hợp.
H3O+/H2O; H2O/OH-
? Các hợp chất có chứa H+ luôn là chất lưỡng tính, phụ thuộc vào chất phản ứng với nó có khả năng cho, nhận H+ mạnh hay yếu hơn nó.
Cường độ acid-base Bronsted ở trạng thái khí:
Ta có thể đánh giá khả năng nhận H+ của một base thông qua hiệu ứng nhiệt của quá trình trong pha khí.
B (k) + H+(k) = BH+(k), ??H = -Q
Ở đây Q là năng lượng giải phóng ra của quá trình.
Q càng lớn thì ??H càng âm, quá trình kết hợp càng mạnh.
? Base B càng mạnh thì acid liên hợp BH+ càng yếu.
Bảng các giá trị Q (kJ/mol)
(trang 7 tài liệu T2 NTTNga)
Để xác định cường độ của các acid, người ta dựa trên các giá trị Q của các base liên hợp của chúng.
Ví dụ:
F-(k) + HCl(k) = HF(k) + Cl-(k)
Q (kJ/mol) 1554 1398
Ta thấy F- là base mạnh hơn Cl- (Q lớn hơn), nên F- lấy được H+ của HCl.
Bảng giá trị Q của các base liên hợp của acid trang 9 T2 NTTNga (Q càng lớn acid càng yếu).
CƯỜNG ĐỘ ACID-BASE BRONSTED TRONG DUNG MÔI PROTON HOÁ
DUNG MÔI PROTON HÓA:
Là các dung môi có thể bị tự ion hóa một phần khi ở trạng thái lỏng tạo H+.
Do H+ không có lớp vỏ electron, nên chỉ là một điện tích điểm với mật độ điện tích dương rất cao. Do đó, khi ở trạng thái lỏng (khoảng cách các phân tử rất gần nhau), H+ không tồn tại tự do mà luôn bị solvat hoá bởi các tiểu phân dung môi quanh nó.
Ví dụ: H2O(l), NH3(l), H2SO4(l), HCl(l).
Với nước: H2O + H2O = H3O+ + OH-
Tổng quát, với dung môi proton hóa HSol, ta có:
HSol + HSol ?? H2Sol+ + Sol- , KS
Hằng số cân bằng của quá trình này gọi là Hằng số tự proton hóa KS:
KS= [H2Sol+][Sol- ], do [HSol] xem là hằng số.
Với nước KS= [H3O+][OH- ] = 10-14 ở 220C.
Các dung môi proton hóa là những chất lưỡng tính theo quan điểm acid-base Bronsted.
Trong các dung môi proton hóa có mặt 2 cặp acid/base liên hợp:
Sol- + H+ ? HSol (HSol/Sol-)
HSol + H+ ? H2Sol+ (H2Sol+/HSol)
Cường độ acid-base cũng được xét dựa trên ái lực proton của chúng, tức là ?Hs = -Qs của quá trình (Qs ?? Q ở pha khí).
Ví dụ trong pha khí:
H+(k) + OH-(k) = H2O(k), ?H= -Q= -1635kJ/mol
Trong pha lỏng:
H+(aq) + OH-(aq) = H2O(l), ?H= -Qs = -1188kJ/mol
H+(aq) + H2O(l) = H3O+(aq), ?H= -Qs = -1130kJ/mol
Khi hòa tan 1 chất, Qs phụ thuộc vào dung môi, Qs lớn thì tính base mạnh.
Với acid HA trong H2O:
HA + H2O ? H3O+ + A-
Nếu HA mạnh hơn H3O+ thì cân bằng theo chiều thuận ? Trong nước không có acid mạnh hơn H3O+.
Với base B trong H2O:
B + H2O ? BH + OH-
Nếu B là base mạnh hơn H2O thì cân bằng theo chiều thuận ? Trong nước không có base mạnh hơn OH-.
HIỆU ỨNG CÂN BẰNG:
Trong dung dịch nước không thể có một acid mạnh hơn H3O+ và một base mạnh hơn OH- (mở rộng cho cả các dung moi HSol khác).
Độ mạnh của acid/base phụ thuộc vào độ mạnh dung môi, đánh giá bằng hằng số cân bằng trong quá trình trao đổi proton của chất đó với dung môi.
CƯỜNG ĐỘ CỦA ACID BRONSTED
Cường độ của acid proton HA hoà tan trong dung môi proton hoá được đánh giá bởi hằng số cân bằng:
HA + HSol ? H2Sol+ + A-
Trong H2O, tương tự ta có:
Ka: Hằng số acid
Ka càng lớn thì tính acid càng mạnh.
Ka phụ thuộc bản chất acid, dung môi và nhiệt độ.
? Độ mạnh của acid còn phụ thuộc vào dung môi, dung môi có tính base càng mạnh thì HA thể hiện tính acid càng mạnh.
VD: HClO4 là acid rất mạnh trong dung dịch nước (Ka=1010), nhưng trong CH3COOH lại là acid yếu (Ka=10-6)
CƯỜNG ĐỘ CỦA BASE BRONSTED
Tương tự như acid:
B + HSol ? HB+ + Sol-
Do Drive thay đổi chính sách, nên một số link cũ yêu cầu duyệt download. các bạn chỉ cần làm theo hướng dẫn.
Password giải nén nếu cần: ket-noi.com | Bấm trực tiếp vào Link để tải:
You must be registered for see links