Đăng Nhập      Đăng ký Quên mật khẩu
PHƯƠNG PHÁP GIẢI NHANH HÓA HỌC
Câu Hỏi Thường Gặp
Cài Đặt Phần Mềm Hỗ Trợ
Giới Thiệu Gói Bài Học
Hướng Dẫn Học Viên
Thông Tin Người Dùng
Họ tên: Khách viếng thăm
Nickname: guest
Trường: N/A
Quận (huyện): N/A
Tỉnh (Thành phố): N/A
Ngày tham gia: 7/30/2014 2:01:30 PM
Dịch Vụ Hỗ Trợ
Thông Tin về Cadasa
Giới thiệu Phương pháp giải nhanh Hóa Học
Bạn cần đăng nhập hệ thống để học hết bài học.
Lệ phí : 6.000 Đồng
C 5. Phản ứng không oxi hóa khử
Bài 3. Axit, bazơ và muối.
Số phần: 4 phần
Số lần xem tối đa: 6 lần/phần
bai giang chuyen de hoa

Bài 3: AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI

Nội dung:

-  Các định nghĩa axit, bazơ, theo quan điểm của Ahrénius.

- Ưu điểm của các định nghĩa.

- Nhược điểm của Ahrénius dẫn đến định nghĩa axit, bazơ theo quan điểm của Bronsted:

a. Axit là những chất hay ion có thể cho proton H+ (cation H+).

b. Bazơ  là những chất hay ion có thể nhận proton H+.

c. Phản ứng axit- bazơ là phản ứng giữa một chất cho H+ (axit) và một chất nhận H+ (bazơ).

- Định nghĩa muối.

- Công thức phân tử tổng quát của muối có dạng:  MmAn

a. Muối trung hoà.

b. Muối axit.

*** H+   +    OH-    H2O: được gọi là phương trình ion thu gọn của mọi dung dịch axit tác dụng với mọi dung dịch kiềm.

*** Từ  các phương trình ion thu gọn ta có thể viết các phương trình dạng phân tử một cách nhanh chóng và chính xác. Dùng các phương trình ion thu gọn làm nổi bật bản chất các phương trình phản ứng giúp ta “học một biết mười”.
*** Phương trình ion thu gọn sẽ giúp ta giải quyết nhanh chóng, chính xác và đơn giản rất nhiều bài toán hoá phức tạp vì ta chỉ giải bài toàn hóa học với những ion thực sự gây ra phản ứng.


Bài 3: AXIT, BAZƠ VÀ MUỐI

I. Định nghĩa axít, ba  

1. Theo quan điểm của Ahrrénius (A-rê-ni-uyt): Theo nhà bác học Ahrrénius thì:
a. Axit là những chất khi tan trong nước sẽ bị điện ly và giải phóng cation H+.

                                    HnA               nH+  +   An-

   Ví dụ:                       H2SO4           2H+   +  SO42-

                                    HCl              H+   +   Cl-

                                    HNO3           H+    +   NO3-

b. Bazơ là những chất khi tan trong nước sẽ bị điện ly và giải phóng anion OH-                        

                                     M(OH)n         Mn+   +   nOH-

   Ví dụ:                        Ca(OH)2       Ca2+   +   2OH-      

                                    Ba(OH)2        Ba2+    +   2OH-

                                    NaOH             Na+  +  OH-

                                    KOH              K+   +   OH-

Những dung dịch có chứa ion OH- thường được gọi chung là dung dịch kiềm.

2. Ưu điểm của định nghĩa axít, ba theo quan điểm Ahrrénius:
a. Ưu điểm của định nghĩa axít:

- Mọi dung dịch axít đều chứa ion H+ tự do nên mọi dung dịch axít đều có những tính chất đặc trưng giống nhau do ion H+ gây ra, gọi chung là tính axit.               

 Ví dụ:

a1. Mọi dung dịch axit đều có vị chua và làm giấy quỳ tím hoá đỏ.
a2. Dung dịch axit tác dụng với dung dịch kiềm thì tạo ra muối và nước.

             (H+ + Cl-) + (Na++ OH-)    (Na++ Cl-) +H2O
Trong phản ứng trên ta nhận thấy hai ion Na+ và Cl-, sau phản ứng vẫn còn tồn tại ở trạng thái tự do trong dung dịch, ta gọi chúng là những phần tử thụ động không trực tiếp tham gia phản ứng, không cần phải viết ra, mà chỉ cần viết phản ứng với các phần tử gây ra phản ứng, đó là ion H+ đặc trưng cho tính axit và ion OH- đặc trưng cho tính bazơ, chúng đã triệt tiêu tính chất của nhau để tạo ra một chất trung hòa là H2O, mà H2O là một chất điện li yếu, nên phản ứng trên còn được gọi là phản ứng trung hòa hay phản ứng tạo ra chất điện li yếu và ta chỉ viết phản ứng với các phần tử tác động trực tiếp gây ra phản ứng:

                              H+   +    OH-    H2O   (1)

(1)   được gọi là phương trình ion thu gọn của mọi dung dịch axit tác dụng với mọi dung dịch kiềm.

Phương trình (1) tuy rất đơn giản nhưng đã làm bộc lộ bản chất sâu sắc của mọi phản ứng trung hoà. Nó sẽ giúp ta giải quyết nhanh chóng, chính xác và đơn giản rất nhiều bài toán hoá phức tạp. 

a3. Tác dụng với hydroxid kim loại không tan trong nước:

       Cu(OH)2   +  ( 2H+     +    SO42- )      (Cu2+   +  SO42-)   +  2H2O

Phương trình ion thu gọn:  Cu(OH)2  +  2H+     Cu2+    +   2H2O

Tổng quát:  M(OH)n   +  nH+     Mn+   +   nH2O 

Bản chất của phản ứng trên  vẫn là phản ứng trung hoà giữa n ion H+ với n  ion OH-

a4. Tác dụng với các oxit kim loại:

Fe2O3   +  6(H+ + Cl-)        (2Fe3+   +   3Cl- )  +  3H2O

Thu gọn: Fe2O3   +    6H+      2Fe3+   +   3H2O

Tổng quát: M2On   +  2nH+      2Mn+   +   nH2O

 Ví dụ:  MgO   +  2H+     Mg2+   +  H2O

   Al2O3   +  6H+    2Al3+  +  3H2O

Tuy nhiên: Fe3O4   +  8H+     Fe2+  +  2Fe3+   +  4H2O ,             

 vì: Fe3O4 = FeO.Fe2O3

a5. Tác dụng với muối carbonat thì giải phóng khí CO2:

Ví dụ: 

 2(H+ + Cl-)  + (2Na+ + CO32-)   → 2(Na+   +  Cl-)  +H2O  + CO2

  Thu gọn:   2H+  +  CO32-      H2O   +   CO2

    2(H+  +  NO3-) + CaCO3    (Ca2+  +  2NO3-)  + H2O  +  CO2  

 Thu gọn:    2H+    +    CaCO3       Ca2+    +  H2O  +  CO2

 Tổng quát:  M2(CO3)n    +  2nH+     2Mn+  + nH2O  +  nCO2

Dung dịch axit còn có tính oxi hoá của ion H+ nên có thể oxi hóa được các kim loại đứng trước H và tạo ra muối kim loại hóa trị thấp:

               M      +     nH+       Mn+  +  H2

 n là hoá trị thấp của kim loại M, ngoại trừ  Cu, Ag, Hg, Pt, Au.

b. Ưu điểm của định nghĩa bazơ:

** Mọi dung dịch bazơ đều có chứa ion OH- tự do nên chúng đều có những tính chất đặc trưng giống nhau do ion OH- gây ra, gọi là tính kiềm hay tính bazơ:

Ví dụ: Mọi dung dịch OH- đều ăn da, có mùi hăng, vị nhạt, làm giấy quỳ tím hoá xanh, làm cho phenolphtalêin không màu hoá thành màu hồng.

b1.Tác dụng với dung dịch axit thì tạo muối và nước: 

                           H+  +  OH-  → H2O.

b2.Tác dụng với các oxit axit (anhydric axit) như CO2, SO2, SO3, NO2, P2O5… thì tạo ra muối và nước. (bản chất vẫn là: H+ + OH-    H2O) 

b3. Ion OH- của dung dịch kiềm có thể phân huỷ NH4+  khi đun nóng; kết tủa mọi cation kim loại, ngoại trừ các cation kim loại kiềm (Li+,  Na+, K+...) và 3 cation kim loại kiềm thổ ( Ca2+, Sr2+, Ba2+)

 Phương trình ion thu gọn tổng quát:
                               Mn+     +       nOH-          M(OH)n

                Ví dụ:
                               Cu2+     +      2OH-            Cu(OH)2

                              
NH4+  +  OH-    H2O    +   NH3 

3. Theo quan điểm của Bronsted: Định nghĩa của Ahrrénius có nhược điểm là bị ràng buột bởi dung môi là nước và chỉ áp dụng cho hợp chất không đề cập đến ion, mặt khác định nghĩa của Ahrrénius không giải thích đuợc vì sao khí NH3 và các amin R-NH2 cũng là những bazơ dù phân tử của chúng không chứa nhóm OH; như thế định nghĩa axit, bazơ theo Ahrrénius chưa được tổng quát do đó để mở rộng quan điểm của Ahrrénius, Bronsted đã đưa ra các định nghĩa sau:

a. Axit là những chất hay ion có thể cho proton H+ (cation H+).

b. Bazơ  là những chất hay ion có thể nhận proton H+.

c. Phản ứng axit- bazơ là phản ứng giữa một chất cho H+ (axit) và một chất nhận H+ (bazơ).

Ví dụ:       Axit                    Bazơ

                   HCl         +         H2O       H3O+     +    Cl-

                   H2O        +         NH3       NH4+   +   OH-

                    H+          +         OH-         H2O

                  HCO3-     +         OH-        H2O   +    CO32-

                    H+           +      HCO3-      H2O   +  CO2

                   3H+         + Al(OH)3        Al3+   +   3H2O

                   2H+         +  Zn(OH)2       Zn2+   +   2H2O

  HAlO2.H2O hay Al(OH)3  +  OH-   AlO2-  +  2H2O

Axit aluminic ngậm nước                          ion Aluminat

  H2ZnO2 hay Zn(OH)2  +  2OH-    ZnO22-   +  2H2O

Axit zincic                                          ion zincat

Qua các phản ứng trên ta nhận thấy:                 

 H2O, HCO3-, Al(OH)3, Zn(OH)2 là hợp chất hay ion lưỡng tính vì chúng vừa có tính axit (cho H+) vừa có tính bazơ (nhận H+).

Vậy một chất hay ion có thể có một trong 4 tính chất:

 - Tính axit (cho H+).

 - Tính bazơ (nhận H+).

 - Lưỡng tính (vừa cho H+, vừa nhận H+).

 - Trung tính (không cho và không nhận H+):Na+, K+, NO3-, Cl-..

4. Axit nhiều nấc và bazơ nhiều nấc (monoaxit, poliaxit, monobazơ, polibazơ)

 a. Axit một nấc hay monoaxit là những axit mà trong phân tử chỉ chứa 1 ion H+.

Thí dụ: HCl, HNO3, CH3COOH…là những axit một nấc.

b. Axit nhiều nấc hay poliaxit là những axit mà trong phân tử chứa từ 2 ion H+ trở lên.

Thí dụ1: H2SO4, H2CO3, H2SO3  … là những axit hai nấc, khi 1 mol axit tan trong nước chúng bị điện li theo hai nấc để giải phóng từ 1 đến 2 mol H+, nấc một dễ xảy ra hơn nấc hai.

Nấc 1:    H2SO4          H+  +  HSO4-: sự điện li hoàn toàn

Nấc 2:    HSO4-    H+  +  SO42-: sự điện li không hoàn toàn

Thí dụ 2: Axit 3 nấc hay triaxit, mỗi phân tử axit có chứa 3 ion H+ như axit photphoric: H3PO4

Axit photphoric là một axit yếu nên khi gặp dung dịch OH- thì tuỳ theo số mol OH- mà x mol H3PO4 có thể giải phóng một số mol H+  x đến 2x và 3x mol H+ theo sơ đồ điện li 3 nấc như sau:

H3PO4 H+  +  H2PO4- 2H+  + HPO42- 3H+ + PO43-

  x                      x                                   2x                                    3x (mol)

c. Bazơ một nấc là những bazơ mà trong phân tử chỉ có một anion OH-:

Thí dụ: NaOH, KOH là những bazơ mạnh, trong dịch loãng chúng điện li hoàn toàn:

    NaOH  → Na+   +  OH-       

    KOH   → K+     +  OH-

c. Polibazơ hay bazơ nhiều nấc là những bazơ mà trong phân tử có từ 2 anion OH- trở lên.

  Thí dụ: Ca(OH)2, Ba(OH)2 là những bazơ hai nấc , phương trình điện li như sau:

  Ca(OH)2           Ca(OH)+  +  OH- : phân li hoàn toàn

  Ca(OH)+    Ca2+       +  OH- : phân li không hoàn toàn.

II. MUỐI.

1. Định nghĩa: Muối là hợp chất tạo bởi cation kim loại Mn+ hay cation NH4+ kết hợp với anion gốc axit Am-.

Như thế công thức phân tử tổng quát của muối có dạng:      MmAn

Thí dụ: Muối nhôm sunphat: Al2(SO4)3

              Muối Calciclorur  :  CaCl2

              Muối amonisunphat: (NH4)2SO4

               Muối sắt III nitrat :  Fe(NO3)3

              Muối Natri photphat: Na3PO4

              Muối Kaliđihydro photphat: KH2PO4

              Muối Diamonihydrophotphat: (NH4)2HPO4

              Muối Kalicarbonat: K2CO3

              Muối Natrihydrocarbonat: NaHCO3 hay natribicarbonat (Nabica).

Phương trình điện li của muối: Khi muối tan được trong nước hay ở trạng thái nóng chảy chúng đều bị điện li theo phương trình:

                      MmAn   mMn+  +  nAm-

Thí dụ:   Al2 (SO4)3    2Al3+ + 3SO43-

              CuCl2           → Cu2+  +  2Cl-

              Fe(NO3)3      Fe3+   +  3NO3-

              NH4H2PO4    NH4+  + H2PO4-

2. Muối trung hoà và muối axit:

a. Muối trung hoà là những muối mà trong phân tử không còn chứa H+ của axit.

Thí dụ: NaCl, CuSO4, CH3COONa, Na2HPO3 (đinatriphotphít), Na2CO3, Al2(SO4)2, ZnSO4, K2CO3, CaCO3, MgCO3

b. Muối axit là những muối mà trong phân tử còn chứa H+của axit

Thí dụ: Na2HPO4, KHCO3, NaHSO4, NaHSO3, Ca(HCO3)2, Ba(HCO3)2, C6H5-NH2.HO-SO3H ( anilin bisunphat), các muối axit thường dễ tan trong nước và có tên thường gọi là muối “bi + gốc axit”: HCO3-: bicarbonat, HSO4-: bisunphat, HSO3-: bisunphit…

Ngoài ra ta còn có muối kép: K2SO4.Al2(SO3)3.24H2O: phèn chua,…

                               Muối phức: [Ag(NH3)2]Cl, [Cu(NH3)4]SO4

Phương trình điện li khi muối phức tan trong nước:

                              [Ag(NH3)2]Cl  → [Ag(NH3)2]+  +  Cl-

                              [Ag(NH3)2]   Ag+  +  2NH3

Hai phương trình trên cho thấy: Khi ta sục khí NH3 vào kết tủa AgCl trong nước thì kết tủa tan  vì tạo thành muối phức tan, nhưng nếu ta đun nóng ta lại có kết tủa AgCl.


Ý kiến và trao đổi về bài giảng
Mã xác nhận:
 


Chưa có ý kiến về nội dung này.