Mục lục bài họcĐang ở d06-b1
Proton transfer: acids, bases, pH and buffers
Brønsted–Lowry
An acid is a proton donor, a base a proton acceptor. Every acid has a conjugate base differing by exactly one $\ce{H+}$: $\ce{CH3COOH}$ and $\ce{CH3COO^-}$ form a conjugate pair.
Strength versus concentration
These are independent ideas. Strength is the extent of dissociation, fixed by $K_a$; concentration is how much solute is present. A concentrated weak acid and a dilute strong acid can have the same pH.
$$K_a=\frac{[\ce{H+}][\ce{A^-}]}{[\ce{HA}]},\qquad \mathrm{p}K_a=-\log K_a,\qquad K_a\times K_b=K_w=1.0\times10^{-14}$$For a weak acid of concentration $c$, the approximation $[\ce{H+}]=\sqrt{K_a c}$ holds while dissociation is small.
Buffers
A buffer needs a weak acid and its conjugate base both present in appreciable amounts.
$$\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a+\log\frac{[\text{base}]}{[\text{acid}]}$$Buffer capacity is greatest when the ratio is $1$, that is at $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a$ — which is exactly the half-equivalence point of a titration.
Định nghĩa Brønsted–Lowry. Axit là chất cho proton, bazơ là chất nhận proton. Mỗi axit có một bazơ liên hợp khác nó đúng một $\ce{H+}$: cặp $\ce{CH3COOH}$ và $\ce{CH3COO^-}$ là một cặp liên hợp. Chú ý nước vừa cho vừa nhận proton được, nên nó là chất amphiprotic — điều này giải thích vì sao nước tự phân li.
Mạnh yếu khác với đậm loãng. Đây là chỗ lẫn nhiều nhất của cả chương, và nó là lỗi khái niệm chứ không phải lỗi tính. Độ mạnh là mức độ phân li, do $K_a$ quyết định và không đổi theo pha loãng. Nồng độ là lượng chất có trong dung dịch. Một axit yếu rất đậm đặc hoàn toàn có thể có pH thấp hơn một axit mạnh rất loãng.
$$K_a=\frac{[\ce{H+}][\ce{A^-}]}{[\ce{HA}]},\qquad \mathrm{p}K_a=-\log K_a,\qquad K_a\times K_b=K_w=1.0\times10^{-14}$$Với axit yếu nồng độ $c$, dùng xấp xỉ $[\ce{H+}]=\sqrt{K_a c}$ khi mức phân li còn nhỏ. Xấp xỉ này giả định $[\ce{HA}]$ ở cân bằng vẫn xấp xỉ $c$ — nó hỏng khi axit quá loãng hoặc $K_a$ quá lớn.
Dung dịch đệm. Đệm cần đồng thời một axit yếu và bazơ liên hợp của nó, cả hai với lượng đáng kể:
$$\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a+\log\frac{[\text{bazơ}]}{[\text{axit}]}$$Khả năng đệm mạnh nhất khi tỉ số bằng $1$, tức khi $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a$ — và đó chính là điểm nửa tương đương của một phép chuẩn độ. Nhận ra mối nối này là đọc được $\mathrm{p}K_a$ thẳng từ đồ thị chuẩn độ mà không cần tính gì.
Cho axit etanoic có $K_a=1.8\times10^{-5}$. Tính pH của dung dịch $\ce{CH3COOH}$ nồng độ $0.100$ mol dm$^{-3}$, rồi tính pH sau khi thêm $\ce{CH3COONa}$ rắn để nồng độ ion etanoat đạt $0.0500$ mol dm$^{-3}$.
Phần 1 — axit yếu đứng một mình. Dùng xấp xỉ $[\ce{H+}]=\sqrt{K_a c}$:
$$[\ce{H+}]=\sqrt{(1.8\times10^{-5})(0.100)}=\sqrt{1.8\times10^{-6}}=1.34\times10^{-3}\ \text{mol dm}^{-3}$$$$\mathrm{pH}=-\log(1.34\times10^{-3})=2.87$$Kiểm tính hợp lệ của xấp xỉ: lượng phân li là $1.34\times10^{-3}$ so với $0.100$, tức khoảng $1.3\%$ — dưới $5\%$ nên xấp xỉ dùng được.
Phần 2 — nay đã thành đệm. Có mặt cả axit yếu lẫn bazơ liên hợp của nó, nên dùng Henderson–Hasselbalch:
$$\mathrm{p}K_a=-\log(1.8\times10^{-5})=4.74$$$$\mathrm{pH}=4.74+\log\frac{0.0500}{0.100}=4.74+\log 0.500=4.74-0.30=4.44$$Đọc ý nghĩa. pH nhảy từ $2.87$ lên $4.44$ chỉ vì thêm muối, dù không thêm chút bazơ nào. Nguyên nhân là ion etanoat đẩy cân bằng phân li về phía trái theo nguyên lí Le Chatelier, làm giảm mạnh $[\ce{H+}]$ — đây gọi là hiệu ứng ion chung, và nó là cơ chế thật đằng sau mọi dung dịch đệm.
Chuẩn độ $25.0$ cm$^3$ dung dịch $\ce{NaOH}$ chưa biết nồng độ bằng $\ce{H2SO4}$ $0.0500$ mol dm$^{-3}$, hết $18.6$ cm$^3$ đến điểm tương đương. Tính nồng độ $\ce{NaOH}$.
Bước 1 — viết phương trình đã cân bằng, vì tỉ lệ mol không phải $1:1$.
$$\ce{H2SO4 + 2NaOH -> Na2SO4 + 2H2O}$$Đây là chỗ mất điểm nhiều nhất của dạng bài này: axit hai nấc nên mỗi mol axit trung hoà hai mol bazơ.
Bước 2 — số mol axit đã dùng.
$$n(\ce{H2SO4})=cV=0.0500\times\frac{18.6}{1000}=9.30\times10^{-4}\ \text{mol}$$Bước 3 — chuyển sang mol bazơ theo hệ số.
$$n(\ce{NaOH})=2\times 9.30\times10^{-4}=1.86\times10^{-3}\ \text{mol}$$Bước 4 — nồng độ.
$$c=\frac{n}{V}=\frac{1.86\times10^{-3}}{25.0/1000}=0.0744\ \text{mol dm}^{-3}$$Kiểm hợp lý: thể tích axit dùng ít hơn thể tích bazơ, mà mỗi mol axit lại “ăn” hai mol bazơ — nên nồng độ bazơ phải nhỏ hơn hai lần nồng độ axit nhưng không nhỏ quá. Được $0.0744$ so với $0.100$, hợp lý. Bỏ quên hệ số $2$ sẽ ra $0.0372$, đúng một nửa đáp số.
Đọc xong rồi — làm thử ngay
Bài tập của chương Reactivity 3 — What Are the Mechanisms of Chemical Change? gồm 14 câu trắc nghiệm và 5 đề tự luận, ra khó hơn đề thật 30–50%. Đáp án hiện ngay khi chọn, miễn phí.