Dung dịch axit, bazơ và muối

Axit, bazơ và muối

Theo thuyết Arrhenius, axit là chất khi tan trong nước phân li ra ion \mathrm{H^+}, bazơ là chất khi tan trong nước phân li ra ion \mathrm{OH^-}, còn muối là hợp chất ion gồm cation kim loại (hoặc \mathrm{NH_4^+}) và anion gốc axit. Dung dịch có môi trường axit khi \mathrm{[H^+] > [OH^-]}, có môi trường bazơ khi \mathrm{[H^+] < [OH^-]}, và trung tính khi hai nồng độ bằng nhau.

Phân loại muối

• Muối trung hòa — gốc axit không còn nguyên tử H có khả năng phân li. Ví dụ: \mathrm{Na_2CO_3}, \mathrm{CuSO_4}, \mathrm{NaNO_3}.
• Muối axit — gốc axit còn nguyên tử H có khả năng phân li, ví dụ gốc \mathrm{H_2PO_4^-} trong \mathrm{NaH_2PO_4} còn hai H nên muối này là muối axit. Ví dụ khác: \mathrm{NaHCO_3}.

Nhận biết bằng quỳ tím — quỳ tím chuyển đỏ trong môi trường axit, xanh trong môi trường bazơ và giữ màu tím trong môi trường trung tính. Dung dịch axit mạnh như \mathrm{H_2SO_4} làm quỳ đỏ, còn bazơ như KOH làm quỳ xanh. Muối như NaCl và chất không phân li ion như ancol \mathrm{C_2H_5OH} không làm quỳ đổi màu.

Bazơ yếu — \mathrm{NH_3} tan trong nước tạo \mathrm{NH_4^+} và \mathrm{OH^-} theo cân bằng thuận nghịch nên dung dịch có tính bazơ yếu, làm quỳ tím chuyển xanh.

pH và môi trường — pH < 7 là môi trường axit, pH = 7 là trung tính, pH > 7 là môi trường bazơ. Axit mạnh như HCl phân li hoàn toàn trong nước nên có pH < 7. Muối tạo từ axit mạnh và bazơ mạnh như NaCl, \mathrm{NaNO_3} không bị thủy phân nên pH = 7.

Muối thủy phân — ion \mathrm{NH_4^+} và ion \mathrm{Fe^{3+}} thủy phân tạo ion \mathrm{H^+}, làm môi trường axit và làm pH giảm. Ngược lại, bazơ mạnh như \mathrm{Ca(OH)_2} cung cấp \mathrm{OH^-} trung hòa \mathrm{H^+} nên làm pH tăng. Muốn nâng pH của nước có tính axit, chỉ nên dùng chất có khả năng trung hòa \mathrm{H^+}, không dùng muối thủy phân ra \mathrm{H^+}.

Phản ứng của axit và bazơ yếu

• Axit mạnh đẩy axit yếu — axit axetic mạnh hơn axit cacbonic nên giải phóng \mathrm{CO_2} khi tác dụng với đá vôi \mathrm{CaCO_3}.
• Anilin — anilin là bazơ yếu, tác dụng với HCl tạo muối tan nên có thể dùng HCl để làm sạch.
• Các phản ứng khác cùng nhóm kiến thức: thủy phân saccarozơ trong axit thu được cả glucozơ và fructozơ; thủy phân chất béo trong NaOH đun nóng là phản ứng xà phòng hóa; trùng ngưng axit terephtalic với etylen glicol tạo poli(etylen terephtalat), không phải trùng hợp.

Trung hòa axit dạ dày — \mathrm{CaCO_3} và \mathrm{NaHCO_3} đều phản ứng với HCl: \mathrm{CaCO_3 + 2HCl \rightarrow CaCl_2 + H_2O + CO_2} và \mathrm{NaHCO_3 + HCl \rightarrow NaCl + H_2O + CO_2}. Một mol \mathrm{CaCO_3} trung hòa được 2 mol HCl, còn một mol \mathrm{NaHCO_3} chỉ trung hòa được 1 mol, nên khi so sánh khả năng trung hòa theo cùng khối lượng phải quy đổi về số mol và hệ số tỉ lượng.

Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch

Phản ứng trao đổi ion trong dung dịch xảy ra khi các ion kết hợp với nhau tạo ít nhất một trong ba loại sản phẩm: chất kết tủa, chất khí hoặc chất điện li yếu như nước. Ngược lại, hai chất cùng tồn tại trong một dung dịch khi không có cặp ion nào tạo được các sản phẩm đó.

Các trường hợp thường gặp

• Tạo kết tủa — \mathrm{Mg^{2+}} kết hợp với \mathrm{OH^-} tạo \mathrm{Mg(OH)_2} không tan; \mathrm{Ba^{2+}} kết hợp với \mathrm{SO_4^{2-}} tạo \mathrm{BaSO_4} không tan.
• Tạo chất khí — \mathrm{CO_3^{2-}} kết hợp với \mathrm{H^+} giải phóng \mathrm{CO_2}; \mathrm{NH_4^+} kết hợp với \mathrm{OH^-} giải phóng \mathrm{NH_3}.
• Tạo chất điện li yếu — \mathrm{H^+} kết hợp với \mathrm{OH^-} tạo \mathrm{H_2O}.

Ví dụ so sánh

• \mathrm{NaCl} và \mathrm{Al(NO_3)_3} cùng tồn tại được trong một dung dịch vì không tạo ra kết tủa, chất khí hay chất điện li yếu.
• \mathrm{K_2CO_3} và \mathrm{HNO_3} không cùng tồn tại vì tạo khí \mathrm{CO_2}.

Dãy phản ứng minh họa — \mathrm{MgSO_4} tác dụng với \mathrm{Ba(OH)_2} tạo \mathrm{Mg(OH)_2} và \mathrm{BaSO_4}, cả hai đều là kết tủa. \mathrm{MgSO_4} tác dụng với \mathrm{BaCl_2} tạo \mathrm{BaSO_4} kết tủa và \mathrm{MgCl_2} tan. Ngược lại, \mathrm{MgCl_2} tác dụng với \mathrm{Ba(OH)_2} tạo \mathrm{Mg(OH)_2} kết tủa và \mathrm{BaCl_2} tan. Có thể viết phương trình ion rút gọn để thấy rõ ion nào đã kết tủa.

Axit, bazơ và muối

Theo Arrhenius, axit là chất khi tan trong nước phân li tạo ion H⁺, bazơ phân li tạo ion OH⁻, còn muối phân li thành cation kim loại (hoặc NH₄⁺) và anion gốc axit. Mức độ phân li quyết định tính mạnh yếu. Axit mạnh (HCl, HNO₃, H₂SO₄) và bazơ mạnh (NaOH, KOH, Ba(OH)₂) phân li hoàn toàn, nên nồng độ ion bằng nồng độ chất tan nhân với số ion tương ứng: dung dịch HCl nồng độ C có [H^+] = C, còn Ba(OH)₂ nồng độ C có [OH^-] = 2C. Khi pha loãng dung dịch axit mạnh, số mol H⁺ không đổi nên nồng độ giảm theo tỉ lệ thể tích; pha loãng 10 lần thì pH tăng đúng 1 đơn vị. Với hỗn hợp nhiều axit mạnh, cộng số mol H⁺ của từng axit rồi chia cho tổng thể tích.

pH và pOH được tính bằng pH = -\lg[H^+], pOH = -\lg[OH^-], và ở 25 °C có pH + pOH = 14. Từ pH đã cho có thể suy ngược ra nồng độ ion, ví dụ pH = 2 ứng với [H^+] = 10^{-2} M. Với dung dịch kiềm, thường tính pOH trước rồi đổi sang pH; pOH = 3 thì pH = 11.

Khi trộn axit và bazơ, phản ứng H⁺ + OH⁻ → H₂O xảy ra trước và theo tỉ lệ 1:1 về ion. Cách làm chuẩn: tính số mol H⁺ và OH⁻ theo n = C \cdot V (V tính bằng lít), bazơ hai nấc như Ba(OH)₂ cho gấp đôi số mol OH⁻; trừ phần bị trung hòa, rồi lấy phần dư chia cho tổng thể tích sau khi trộn để được nồng độ ion dư và từ đó tính pH. Nếu H⁺ còn dư thì dung dịch có tính axit (pH < 7); nếu OH⁻ còn dư thì có tính bazơ (pH > 7); chỉ khi số mol H⁺ và OH⁻ bằng nhau mới thu được pH = 7.

Trong phép trung hòa theo tỉ lệ mol giữa axit và bazơ đơn chức, số mol bazơ bằng số mol axit, nên thể tích dung dịch bazơ cần dùng bằng số mol axit chia cho nồng độ bazơ.