CHƢƠNG I:
CÁC THUYẾT AXIT BAZƠ
TS. Trƣơng Thị Cẩm Mai
Khoa Hóa học – ĐH Quy Nhơn
1
THUYẾT AXIT – BAZƠ CỦA ARENIUYT
- Axit là chất tan trong nƣớc phân ly cho ion H
+
.
- Bazơ là chất tan trong nƣớc phân ly cho ion OH
-

- Phản ứng trung hòa là phản ứng giữa axit và bazơ,
tạo ra muối và nƣớc.
- Phản ứng thủy phân của muối là phản ứng giữa ion
của muối với nƣớc, kết quả làm cân bằng phân li của
nƣớc thay đổi, dẫn đến môi trƣờng của dung dịch thay
đổi.

2
Ưu điểm:
Thuyết của Areniuyt là thuyết axit-bazơ sớm nhất.
Nó giải thích đƣợc nhiều tính chất và phản ứng của các
axit, bazơ trong dung dịch nƣớc.
Nhược điểm:
- Thuyết axit bazơ Areniuyt chỉ áp dụng đúng cho
dung môi là nƣớc, không áp dụng đƣợc cho tất cả các
dung môi, đồng thời nó chƣa thấy đƣợc vai trò quyết
định của dung môi trong sự phân li axit, bazơ.

- Thuyết Areniuyt không giải thích đƣợc các phản
ứng tạo ra muối giống nhƣ phản ứng trung hòa mà trong
đó lại không có H
+
hoặc OH
-
tham gia.
3
Axit là chất (hoặc ion) có khả năng cho proton, bazơ là
chất (hoặc ion) có khả năng nhận proton.
Ví dụ:
CH
3
COOH + H
2
O CH
3
COO
-
+ H
3
O
+
(a)
Axit Bazơ Bazơ Axit

→ Cặp CH
3
COOH – CH
3

COO
-
và cặp H
3
O
+
-

H
2
O là những
cặp axit-bazơ liên hợp.

A
1
+ B
2
B
1
+ A
2

Axit 1 bazơ 2 bazơ 1 axit 2
THUYẾT AXIT - BAZƠ CỦA BRONSTET VÀ
LAURI (thuyết proton)

4
Các axit Bronstet-Lauri đều chứa proton
→
chúng

còn đƣợc gọi là axit protonic.

 Các axit protonic có thể là:
- Phân tử trung hòa nhƣ HCl, H
2
SO
4
, H
3
PO
4
…
- Anion nhƣ HSO
4
-
, H
2
PO
4
-
, HS
-
…
- Cation nhƣ H
3
O
+
, NH
4
+

, [Pt(NH
3
)
6
]
4+
,
[Fe(H
2
O)
6
]
3+
…

 Các bazơ Bronstet-Lauri có thể là:
- Phân tử trung hòa nhƣ NH
3
, R-NH
2
, R
2
CO (R
là gốc hữu cơ hoặc halogen), piridin, H
2
O…
- Anion nhƣ H
2
PO
4

-
, OH
-
, Cl
-
, NH
2
-
…
- Cation nhƣ H
2
N-NH
3
+
, [Pt(NH
3
)
5
(OH)]
3+
,
[Fe(H
2
O)
5
(OH)]
2+
…
5
Ƣu điểm:

1. Thuyết proton giải thích đƣợc
tính chất bazơ của các hợp chất
hữu cơ nhƣ amin, ete, xeton và
thioete…Nhờ có các cặp electron
tự do, khi kết hợp proton, các hợp
chất này tạo thành các cationoni.
Những ion này là axit liên hợp của
các hợp chất đó.

6
2. Thuyết proton tổng quát hơn thuyết axit-bazơ của
Areniuyt:
+ Các axit Bronstet rất đa dạng, không chỉ bao gồm những
chất phân ly trong nƣớc thành proton mà cả những chất không
phân ly trong nƣớc thành proton nhƣ H
2
, CH
4
…
+ Các hidroxit kiềm nhƣ NaOH, KOH…theo Areniuyt là
bazơ, nhƣng theo Bronstet-Lauri thì chỉ có ion OH
-
trong đó là
bazơ. Hơn nữa, không phải chỉ có ion OH
-
mà tất cả những chất
có khả năng nhận proton đều là bazơ.
+ Thuyết axit-bazơ của Areniuyt chỉ áp dụng cho dung
môi nƣớc, còn theo thuyết Bronstet-Lauri có thể áp dụng cho bất
kì dung môi nào: H

2
O, NH
3
lỏng, HF lỏng hay CH
3
COOH khan…
và kể cả khi không có dung môi nhƣ:
NH
3(k)
+ HCl
(k)
→ NH
4
Cl
( r )
3. Ƣu điểm nổi bật nhất là thuyết proton cho phép định
lƣợng lực axit-bazơ của các chất.
7
Nhƣợc điểm:
Thuyết proton chỉ giới hạn cho những phản ứng axit-
bazơ trong đó có sự trao đổi proton. Có nhiều quá trình
tƣơng tác, trong đó các chất thể hiện tính chất axit và
tính chất bazơ, nhƣng theo thuyết proton không cho là
phản ứng axit-bazơ, bởi vì ở đó không có sự trao đổi
proton. Chẳng hạn, phản ứng của oxit kim loại và oxit
phi kim tạo ra muối.Thí dụ:
CaO + SO
3
→ CaSO
4


Hoặc phản ứng giữa SOCl
2
và K
2
SO
3
trong SO
2
lỏng:
SOCl
2
+ K
2
SO
3
→ 2KCl + 2SO
2


8

Lực axit đặc trƣng cho khả năng phân ly
proton của axit, lực bazơ đặc trƣng cho khả
năng nhận proton của các bazơ.
Trong điều kiện dung môi là nƣớc lực axit
bazơ theo Bronstet − Laury phụ thuộc vào các
yếu tố:
• độ phân cực của liên kết (dựa vào hiệu ứng
độ âm điện).

• độ bền của liên kết (dựa vào bán kính nguyên
tử, độ dài liên kết năng lượng liên kết, mật độ
điện tích dương hoặc âm)
9
Các yếu tố ảnh hƣởng đến lực axit – bazơ
Bronstet − Laury
– Trong chu kì, khi đi từ trái sang phải:
+ Độ âm điện của E tăng → sự chênh lệch độ âm điện
giữa E và H lớn → độ phân cực của liên kết E–H cũng tăng
theo. Kết quả là khả năng tách H
+
càng dễ, lực axit tăng.
+ Đi từ trái sang phải, bán kính của E thay đổi không
đáng kể, trong khi đó điện tích âm giảm dần → δ‾ của E giảm,
làm cho độ bền liên kết giảm, tức là khả năng tách H
+
dễ hơn,
lực axit mạnh hơn.
Điều này giải thích tại sao NH
3
phân li trong nƣớc tạo
NH
4
+
và OH
-
chứ không tạo NH
2
-
và H

3
O
+
: vì N
3-
có mật độ điện
tích âm lớn hơn O
2-
nên khả năng nhận proton của nitơ mạnh
hơn oxi (độ bền của liên kết H–OH kém hơn độ bền liên kết N–
H).
10
a. Hiđrua phi kim (E-H)
– Trong phân nhóm chính
:
+ Khi đi từ trên xuống dƣới yếu tố quyết
định đến lực axit của các hiđrua phi kim là độ dài
liên kết. Vì đi từ trên xuống bán kính của E tăng,
làm cho độ dài liên kết E–H tăng, độ bền của liên
kết giảm nên khả năng tách H
+
tăng.
+ Ví dụ dãy HF → HI, r
X
tăng từ F → I nên
năng lượng liên kết giảm từ HF → HI (H−F là 569
kJ/mol trong khi đó năng lượng liên kết ở H−I chỉ là 297
kJ/mol) → độ bền của liên kết HX giảm vì vậy lực
axit tăng từ HF → HI.
(ở đây ta không thể căn cứ vào độ phân cực của liên kết

để so sánh lực axit mặc dù liên kết H−F phân cực hơn
liên kết H−I).
11
- Đối với dãy hiđroxit: có 2 kiểu phân cắt liên kết
Kiểu 1: R – O ┼ H → ROH thể hiện tính axit.
Kiểu 2: R ┼ O – H → ROH thể hiện tính bazơ.
Trong một chu kì:
+ Khi đi từ trái sang phải, độ âm điện của R
tăng, hiệu độ âm điện R–O giảm, liên kết R–OH trở
thành liên kết cộng hóa trị. Điều này dẫn đến liên kết
O–H phân cực đến mức H
+
tách ra dễ, lực axit tăng.
+ Khi đi từ trái sang phải bán kính R càng
giảm, mật độ điện tích dƣơng trên R càng lớn, R
+
và
H
+
đẩy nhau càng mạnh làm cho khả năng tách H
+

tăng → lực axit tăng.
b. Axit – bazơ chứa oxi
12
13
Trong một phân nhóm chính:
+ Khi đi từ trên xuống độ âm điện của R
giảm, hiệu độ âm điện R–O tăng, liên kết R–O
có thể xem là liên kết ion nên chúng dễ phân li

thành OH
-
, lực axit giảm.
+ Bán kính của R tăng, điện tích của R
không đổi dẫn đến δ
+
giảm, khả năng đẩy H
+

của R giảm, lực axit giảm.
+ Khi R có bán kính cộng hóa trị trung
gian và trạng thái oxi hóa (OXH) trung gian,
hợp chất có thể hoạt động nhƣ một axit hoặc
một bazơ, tức là thể hiện tính lƣỡng tính.

14
– Đối với một nguyên tố hóa học có các
mức OXH khác nhau
, lực axit tăng khi số
oxi hóa tăng.
Ví dụ lực axit của dãy Mn(OH)
2
→
Mn(OH)
7
tăng.

Giải thích:
+ Khi mức OXH tăng, độ âm điện của
nguyên tố tăng → hiệu độ âm điện M–O giảm,

liên kết M–OH trở thành liên kết cộng hóa trị,
phân cực O–H tăng, lực axit tăng.
+ Từ Mn
2+
→Mn
+7
, mật độ điện tích dƣơng
trên Mn tăng, khả năng đẩy H
+
tăng, làm cho
lực axit tăng.
15
- Đối với các oxi axit (HO)
n
EO
m
:
Yếu tố quyết định lực axit của chúng là độ âm điện
của phi kim trung tâm và số lƣợng nguyên tử oxi (m) liên
kết với E.
+ Đối với oxi axit có cùng số m, lực axit tăng theo
độ âm điện của E, độ âm điện của E tăng, liên kết O–H
càng phân cực hơn → dễ phân ly ra H
+
.
Ví dụ: H
2
SO
3
: (HO)

2
SO và H
2
SeO
3
: (HO)
2
SeO. Từ S→ Se,
độ âm điện giảm (dọc theo phân nhóm), độ phân cực liên
kết E–O (E: S,Se) tăng, liên kết O–H bền dần (kém phân
cực hơn), lực axit giảm, pK
a
(H
2
SO
3
) = 1,87, pK
a
(H
2
SeO
3
) =
2,62.
+ Đối với các oxi axit có số m khác nhau, lực axit
tăng theo m. Vì nguyên tố oxi có độ âm điện lớn, nó hút e
–

của E làm liên kết O–H phân cực hơn, càng dễ phân ly ra
H

+
.
16
- Nếu ion kim loại M
n+
có bán kính lớn,
điện tích dƣơng nhỏ → δ
+
nhỏ, khả năng đẩy
H
+
khó nên ít ảnh hƣởng đến các phân tử
nƣớc bị hiđrat hóa; do đó hầu nhƣ không có
lực axit (cation trung tính (Na
+
, K
+
, Ca
2+
).
- Nếu ion kim loại M
n+
có bán kính nhỏ,
điện tích dƣơng lớn → δ
+
lớn, đẩy H
+
mạnh
nên thể hiện tính axit (hay δ
+

lớn nên hút
mạnh oxi của phân tử nƣớc hiđrat hóa làm
liên kết O–H phân cực, khả năng tách H
+
dễ)
đó là các cation axit (Al
3+
, Fe
3+
).
c. Lực axit của các ion hiđrat hóa
+ Các axit có lực axit mạnh hơn H
3
O
+

Ta đã biết rằng trong nƣớc bất kì axit nào mạnh hơn H
3
O
+

đều chuyển hoàn toàn proton cho bazơ nƣớc để tạo thành H
3
O
+

→ không một axit nào mạnh hơn H
3
O
+

tồn tại đƣợc trong nƣớc.
Vì vậy, không thể nào xác định đƣợc giá trị pK
a
của chúng.
Ví dụ: Trong nƣớc không thể nói HCl hay HBr là mạnh
hơn, vì cả hai thực chất phản ứng hoàn toàn với nƣớc để tạo
thành H
3
O
+
.

→ nƣớc có hiệu ứng san bằng độ mạnh của các axit mạnh,
nó làm cho tất cả các axit mạnh đều có lực axit của axit H
3
O
+
tức
là các axit mạnh đều có độ mạnh ngang nhau ở trong nước. Nói
cách khác, axit mạnh nhất trong nước là H
3
O
+

Nh vËy, ®èi víi tÊt c¶ c¸c axit cã pKa < 0 ta
kh«ng thÓ ph©n biÖt lùc cña chóng trong dung
m«i níc.
Phân biệt lực axit - bazơ Bronstet trong dung
môi nƣớc
17

- Đối với các axit yếu có lực axit yếu hơn H
3
O
+

nhƣng mạnh hơn nƣớc, nghĩa là 0 < pK
a
< 14. Các axit
này chuyển proton một phần cho nƣớc (phân ly một
phần trong nƣớc) nên trong dung dịch tồn tại phân tử
axit, ta có thể xác định đƣợc K
a
hay pK
a
của chúng,
nghĩa là ta phân biệt đƣợc một cách định lƣợng lực axit
của chúng.
- Đối với các axit yếu hơn H
2
O tức là có pKa > 14
cũng không phân hạng được bởi vì trong nước chúng
đóng vai trò là bazơ. Để xác định lực axit của chúng
(Ka) phải dùng dung môi khác nước.
- Trong nước chỉ phân biệt được lực axit của
các axit có pKa từ 0 ÷ 14.
18
Các axit có lực axit yếu hơn H
3
O
+


Tt c cỏc baz mnh hn OH
-
u khụng tn ti
c trong nc m phn ng hon ton vi nc to
ra OH
-
. Vy, baz mnh nht cú th tn ti trong nc
l OH
-
. Nh vậy, đối với tất cả các bazơ có pK
b
<
0, ta không thể phân biệt đợc lực của
chúng trong dung môi nớc.
i vi cỏc baz cú lc baz yu hn
OH
-
nhng mnh hn H
2
O (0 < pK
b
< 14) nh
NH
3
chỳng phõn ly mt phn trong nc
tng t nh cỏc axit yu. Do ú trong dung
dch chỳng tn ti dng ion v c phõn t
baz phõn bit mt cỏch nh lng lc
baz ca chỳng trong nc.


19
20
Khi pK
b
>14 tức là bazơ yếu
hơn H
2
O, ta cũng không xác định
được lực bazơ vì lúc này so với
nước thì nó lại là axit. Muốn xác
định được lực bazơ phải dùng
dung môi khác nước.
Kết luận: trong nước ta chỉ
phân biệt được độ mạnh yếu
những axit hoặc bazơ có 0 < pK
a
<
14 hoặc 0 < pK
b
< 14
Trong axit axetic khan, sự khác nhau về
lực của các axit trên đã trở nên rõ rệt, lực axit
của chúng giảm dần theo dãy:
HClO
4
> HBr > H
2
SO
4

(nấc 1) > HCl > HNO
3
Trong dung m«i kh¸c níc
Các dung môi mà trong các dung môi đó, sự khác
nhau về lực của các axit, hoặc lực của các bazơ thể hiện
ở mức độ lớn, được gọi là các dung môi phân biệt được.
Ngược lại, được gọi là các dung môi san bằng.
→ Khoảng phân biệt lực axit – bazơ của
dung môi được ấn định bởi chính hằng số
tự phân li của nó.
21
22
Hµm axit, pH hiÖu dông vµ pKa quy ®æi. Siªu
axit

B + H
+
 BH
+

- XÐt sù proton ho¸ mét baz¬ yÕu trong m«i trêng axit
m¹nh
23
 
+
++
+
+
+
B

B
-1
H
BH H
aa
+
a B BH
H
BH
H.γ . B .γ
a a .a
1
K = = K = =
K a .a a
BH .γ





+
+
B
+
H
0
BH
γ .γ
h = H .
γ



00
H = lgh
Và
 
a0
+
B
K = h .
BH



 
a0
+
B
lgK = lgh + lg
BH



 
a0
+
B
pK = H lg
BH








 
0a
+
B
H = pK + lg
BH


hay

- Để xác định được H
o
người ta chọn bazơ B mà giá trị pK
a
(của
axit liên hợp với nó, BH
+
) đã biết và sao cho bằng thực nghiệm
có thể dễ dàng xác định được tỉ số

H
o
đặc trưng cho khả năng nhường proton của
môi trường, là đặc trưng cho "độ axit" của dung dịch.

Vì thế, người ta gọi nó là hàm axit. Hàm axit này xác
định được là nhờ dùng các bazơ chỉ thị không mang điện
tích nên gọi là hàm H
o
.



H
o
là một đại lượng nhằm mở rộng mức đo định
lượng độ axit, tức mở rộng thang pH, sang vùng pH < 0.
Vì thế H
o
còn mang ý nghĩa là pH hiệu dụng.
[B]
[BH ]

24
Giá trị H
o
của H
2
SO
4
100% là -12,1 chứng tỏ nó
có khả năng cho proton rất mạnh. Nếu khả năng cho
proton của một môi trường nào mạnh hơn H
2
SO

4

100% tức là có H
o
< -12 chính là những siêu axit.
Các môi trường siêu axit như dung dịch SbF
5
hoặc AsF
5

trong HSO
3
F hoặc trong HF có ứng dụng rộng rãi. Chúng được
dùng để tạo ra dung dịch bền của nhiều cacbocation, ion oxoni,
cation axyl … đó là những tiểu phân tồn tại rất ít trong dung
môi là axit thông thường. Ví dụ:
H
H
F
SbF
5
+
HF
F
+
Hàm axit, pH hiệu dụng và pKa quy đổi. Siêu axit
25