CHƯƠNG 3: CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ
• Bộ môn Hóa phân tích
• Đại học Bách khoa Hà Nội, C1-418 PGS.TS.Vũ Anh Tuấn
CHƯƠNG 3: CHUẨN ĐỘ AXIT BAZƠ
3.1. Phản ứng axit-bazơ
3.2. Cân bằng axít - bazơ trong dung dịch nước 3.3. Dung dịch đệm
3.4. Chuẩn độ axit bazơ Bài tập chương 3
3.1. Phản ứng axit-bazơ
3.1.1. Định nghĩa axit-bazơ cặp axit bazơ liên hợp + Theo Bronsted:
- Axit là những chất có khả năng cho proton. Axit sau khi cho proton tạo ra một
bazơ gọi là bazơ liên hợp.
- Bazơ là những chất có khả năng nhận proton. + Phương trình: A ⇌ B + H+ 1 1 (axit) (bazơ)
B là bazơ liên hợp của axit A và gọi A /B là một cặp axit-bazơ liên hợp. 1 1 1 1
+ Nước là dung môi vừa có khả năng cho và nhận proton, nên các axit, bazơ
có thể thể hiện tính chất của chúng trong nước. Cặp axit-bazơ liên hợp B + H O ⇌ A + OH- A/B 2 NH + H O ⇌ NH + + OH- NH +/NH 3 2 4 4 3
CH COOH + H O ⇌ CH COO- + H O+ CH COOH/CH COO- 3 2 3 3 3 3 HCl + H O ⇌ Cl- + H O+ HCl/Cl- 2 3
Chất lưỡng tính vừa có khả năng nhường H+ vừa có khả năng nhận H+ như
H O, HCO -, HSO -, H PO -, NH CH COOH.. 2 3 4 2 4 2 2
Đơn axit là các axit có thể nhường một H+: HCl, HNO , CH COOH, HPO 2-.. 3 3 4
Đơn bazơ là các bazơ có thể nhận một H+: NaOH, KOH, NH , CH COO-.. 3 3
Đa axit là axit có thể cho nhiều H+: H SO , H PO , H S.. 2 4 3 4 2
Đa bazơ là bazơ có khả năng nhận nhiều H+: Ca(OH) , PO 3-, SO 2-, 2 4 4
3.1.2. Phản ứng axit-bazơ A + B ⇌ B + A 1 2 1 2 A ⇌ H+ + B A /B 1 1 1 1 B + H+ ⇌ A A /B 2 2 2 2 Ví dụ:
CH COOH + NH ⇌ CH COO- + NH + 3 3 3 4 CH COOH ⇌ CH COO- + H+ CH COOH/CH COO- 3 3 3 3 NH + H+ ⇌ NH + NH +/ NH 3 4 4 3
Thực chất phản ứng axit bazơ là sự trao đổi H+ giữa hai cặp axit-bazơ liên hợp.
3.1.3. Hằng số axit- bazơ, tích số ion của nước a. Hằng số axit:
Giả sử có axit A hoà tan vào nước: A + H O ⇌ B + H O+ 2 3 B .[H B .[H B .[H+] K = 3O+] ⇒ K . [H O] = 3O+] = cb H cb 2 2O . A A A
Trong dung dịch ta có nồng độ H O xấp xỉ nhau bằng 1000/18 =55,5 (M). Rất 2
lớn so với nồng độ ion trong dung dịch nên coi [H O] = const. 2 Đặt B .[H+] K . [H O] = K = cb 2 a A
K gọi là hằng số axit biểu thị cường độ mạnh yếu của axit. Ngoài ra còn a
dùng đại lượng pK = -logK a a
Đối với một axit K càng lớn, pK càng nhỏ thì axit phân li càng mạnh. a a
Ngược lại, đối với một axit K càng bé, pK càng lớn thì axit phân li càng a a yếu.
Ví dụ: Axit CH COOH có K = 1,74.10-5, pK = 4,67 3 a a
Axit HCN có K = 6,2.10-10, pK = 9,21 a a b. Hằng số bazơ:
Giả sử có bazơ B hoà tan vào nước: B + H O ⇌ A + OH- 2 A .[OH−] A .[OH−] K = ⇒ K .[H O] = K = cb H cb 2 b 2O . B B
K là hằng số bazơ biểu thị cường độ mạnh yếu của bazơ, ngoài ra còn b
dùng đại lượng pK = - logK b b
K càng lớn, pK càng bé thì bazơ càng mạnh. b b
K càng bé, pK càng lớn thì bazơ càng yếu. b b Ví dụ:
Bazơ NH có K = 1,8.10-5, pK =4,75 3 b b
Bazơ CH COO- có K = 10-9,25, pK =9,25 3 b b
Các bazơ mạnh như KOH, NaOH, Ca(OH) , Ba(OH) ,… có K = +∞ 2 2 b
c. Tích số ion của nước: H O + H O = H O+ + OH- 2 2 3 H K =
3O+ .[OH−] ⇒ K .[H O]2 = [H O+].[OH-] = K ) cb [H cb 2 3 H 2O]2 2O (KW
Ở 25 oC và P=1atm thì K𝑊= [H O+].[OH-] = 10-14 3
d. Quan hệ giữa K ,K khi A và B là hai cặp axit bazơ liên hợp: a b B .[H K = 3O+] a A A .[OH−] K = b B
⇒ K .K = [H O+].[OH-] = K =10-14 a b 3 w
Vậy K lớn axit mạnh thì K nhỏ bazơ liên hợp lại yếu a b
Câu hỏi: Tìm công thức liên quan giữa pK và pK a b
Ví dụ: - Xét cặp axit- bazơ liên hợp CH COOH/CH COO- 3 3
CH COOH + H O ⇌ CH COO- + H O+ 3 2 3 3 Có: K =10-4,75 , K =10-9,25 a b
- Đối với axit mạnh: HCl + H O → H O+ + Cl- 2 3 −14 10 K = +∞ ⇒ Kb = = 0 a + 
3.2. Cân bằng axít - bazơ trong dung dịch nước
3.2.1. pH của dung dịch chứa cặp axit- bazơ liên hợp
Giả sử trong dung dịch có axit HA nồng độ ban đầu C , hằng số axit K và có bazơ A a
liên hợp A- nồng độ ban đầu CB
Cân bằng trong dung dịch nước là: NaA → Na+ + A- C C C B B B HA + H O ⇌ H O+ + A- (hay HA ⇌ H+ + A-) 2 3
H O + H O ⇌ H O+ + OH- (hay H O ⇌ H+ + OH-) 2 2 3 2 A− .[H+] K K = ⇒ [H+] = a.[HA] (1) a HA A−
Vì dung dịch trung hòa về điện nên ta có: [Na+] + [H+] = [A-] + [OH-] Hay: C + [H+] = [A-] + [OH-] (2) B
Theo định luật bảo toàn khối lượng: [HA] + [A-] = C + C (3) A B Từ (2) ⇒ [A-] = C + [H+] - [OH-] (4) B
Từ (3) ⇒ [HA] = C + C - [A-] = C + C - C - [H+] + [OH-] A B A B B ⇒ [HA] = C -[H+] + [OH-] (5) A
Thay (4) và (5) vào (1) ta có: C
[H+] = K . A − H+ + [OH−] (*) a CB + H+ − [OH−]
3.2.2. pH của dung dịch axit mạnh
Giả sử dung dịch axit mạnh HA nồng độ ban đầu C . Ka = +∞ A Ta có cân bằng: HA + H O
⇌ A- + H O+ ( hay HA ⇌ H+ + A-) (1) 2 3
H O + H O ⇌ H O+ + OH- (hay H O ⇌ H+ + OH- ) (2) 2 2 3 2
Theo phương trình bảo toàn điện tích ta có [H+] = [A-] + [OH-] A− .[H Vì axit mạnh K = 3O+] = +∞ a HA
⇒ [HA]= 0 nên cân bằng (1) chuyển hoàn toàn sang phải [A-] = C ⇒ [H+]= C + [OH-] A A
+ Nếu như nồng độ axit không quá bé (dung dịch không quá loãng) tức
C >> 10-6 (M), ta có thể bỏ qua [OH-] bên C A A
⇒ [H+] = C ⇒ pH= -lg[H+] = -lgC A A
+ Nếu C = 10-8 ÷10-6 M A Ta có [H+] = C + 10-14[H+] A
⇒ [H+]2 - C .[H+] - 10-14 = 0 A
Giải phương trình trên ta tìm được [H+] ⇒ pH =-lg[H+]
+ Nếu C << 10-8 thì bỏ qua C ⇒ [H+] =[OH-] =10-7 A A pH =7 
Ví dụ: Tính pH của dung dịch HCl có nồng độ 10-3 M, 10-7 M và 10-9 M.
3.2.3. pH của dung dịch bazơ mạnh
Giả sử có một dung dịch bazơ mạnh B với nồng độ ban đầu C , K = +∞ B b Ta có cân bằng: B + H O → BH+ + OH- (1) 2 H O + H O ⇌ H O+ + OH- (2) 2 2 3
Phương trình bảo toàn proton: [H O+] + [BH+] = [OH-] 3
K = +∞ nên [B] = 0 và [BH+] = C b B ⇒ [OH-] = C + [H+] B
+ Nếu C >> 10-6 ta có thể bỏ qua [H+] bên cạnh C B B ⇒ [OH-] = CB pOH = -lgC ⇒ pH = 14 - pOH = 14 + lgC B B + Nếu C = 10-8 ÷ 10-6 M B 10−14 ⇒ [OH-] = C + B [OH−]
⇒ [OH-]2 - C .[OH-] -10-14 =0 B
Giải phương trình trên ta tìm được [OH-] ⇒ pOH = -log [OH-] ⇒ pH
+ Nếu C << 10-8 thì bỏ qua C ⇒ [OH-] = [H+] = 10-7 M B B ⇒ pH = pOH = 7
Ví dụ: Tính pH của dung dịch NaOH có nồng độ 10-3 M, 10-7 M và 10-9 M.
3.2.4. pH của dung dịch đơn axit yếu
Giả sử axit yếu HA có nồng độ ban đầu CA Ta có các cân bằng sau: HA + H O ⇌ A- + H O+ (hay HA ⇌ H+ + A-) K (1) 2 3 a
H O + H O ⇌ H O+ + OH- (hay H O ⇌ H+ + OH- ) K (2) 2 2 3 2 w A− .[H+]
Cách 1: Ta có K = (3) a HA K = [H+].[OH-] (4) w
Theo định luật bảo toàn khối lượng: C = [HA] + [A-] (5) A
Dung dịch trung hòa về điện: [H+] = [OH-] + [A-] (6)
Từ (3), (4), (5) và (6) ta rút được phương trình sau:
[H+]3 + K .[H+]2 – (K .C + K )[H+] – K .K = 0 (7) a a A w a w
Giải phương trình (7) ta tìm được [H+]. Tuy nhiên, để giải phương
trình bậc 3 sẽ gặp khó khăn nên ta có thể giải gần đúng như sau.
+ Nếu dung dịch không quá loãng và axit không quá yếu, tức: K .C >> K a A w (khoảng 100 lần) C .[H+] >> K A w ⇒ [H+]2 + K .[H+] - Ka.C = 0 a A ⇒ [H+] ⇒ pH