Thực đơn
Axit
Các định nghĩa hiện đại liên quan đến các phản ứng hóa học cơ bản phổ biến cho tất cả các axit.
Hầu hết các axit gặp phải trong cuộc sống hàng ngày là dung dịch nước, hoặc có thể hòa tan trong nước, vì vậy định nghĩa Arrhenius và Brønsted-Lowry là phù hợp nhất.
Định nghĩa Brønsted-Lowry là định nghĩa được sử dụng rộng rãi nhất, các phản ứng axit-bazơ được cho là liên quan đến việc chuyển proton (H+) từ axit sang bazơ.
Các ion hydronium là axit theo cả 3 định nghĩa. Mặc dù rượu và amin có thể là axit Brønsted-Lowry, chúng cũng có thể hoạt động như các bazơ Lewis do các cặp electron đơn độc trên các nguyên tử oxy và nitơ của chúng.
Nhà hóa học người Thụy Điển Svante Arrhenius quy các tính chất của axit cho các ion hydro (H+) hoặc proton vào năm 1884. Axit Arrhenius là 1 chất mà khi thêm vào nước sẽ làm tăng nồng độ của các ion H + trong nước.[2][3] Lưu ý rằng các nhà hóa học thường viết H+ (aq) và đề cập đến ion hydro khi mô tả các phản ứng axit-bazơ nhưng hạt nhân hydro tự do và 1 proton, không tồn tại một mình trong nước, nó tồn tại dưới dạng ion hydronium, H3O+. Do đó, axit Arrhenius cũng có thể được mô tả như 1 chất làm tăng nồng độ của các ion hydronium khi thêm vào nước. Ví dụ bao gồm các chất phân tử như HCl và axit axetic.
Mặt khác, bazơ Arrhenius là 1 chất làm tăng nồng độ của các ion hydroxit (OH-) khi hòa tan trong nước. Điều này làm giảm nồng độ hydronium vì các ion phản ứng tạo thành các phân tử H2O:
H 3 O ( aq ) + + OH ( aq ) − ↽ − − ⇀ H 2 O ( l ) + H 2 O ( l ) {\displaystyle {\ce {{H3O_{(aq)}+}+{OH_{(aq)}^{-}}<=>{H2O_{(l)}}+H2O_{(l)}}}}
Do trạng thái cân bằng này, bất kỳ sự gia tăng nồng độ hydronium đều đi kèm với việc giảm nồng độ hydroxide. Do đó, axit Arrhenius cũng có thể được coi là 1 chất làm giảm nồng độ hydroxit, trong khi bazơ Arrhenius làm tăng nó.
Trong dung dịch axit, nồng độ của các ion hydronium lớn hơn 10−7mol/lít. Do pH được định nghĩa là logarit âm của nồng độ các ion hydronium, do đó các dung dịch axit có độ pH nhỏ hơn 7.
Mặc dù lý thuyết Arrhenius rất hữu ích để mô tả nhiều phản ứng, nhưng nó cũng khá hạn chế trong phạm vi của nó. Năm 1923, các nhà hóa học, Julian Nicolaus Brønsted và Thomas Martin Lowry đã công nhận độc lập rằng các phản ứng axit-bazơ liên quan đến việc chuyển 1 proton. Axit Brønsted-Lowry (hay đơn giản là axit Brønsted) tặng 1 proton cho bazơ Brønsted-Lowry [4]. Lý thuyết axit-bazơ Brønsted-Lowry có 1 số lợi thế so với lý thuyết Arrhenius. Hãy xem xét các phản ứng sau đây của axit axetic (CH3COOH), axit hữu cơ mang đến cho giấm hương vị đặc trưng của nó:
CH 3 COOH + H 2 O ↽ − − ⇀ CH 3 COO − + H 3 O + {\displaystyle {\ce {CH3COOH +H2O <=>CH3COO- +H3O+}}}
CH 3 COOH + NH 3 ↽ − − ⇀ CH 3 COO − + NH 4 + {\displaystyle {\ce {CH3COOH +NH3 <=>CH3COO- +NH+4}}}
Cả 2 lý thuyết đều dễ dàng mô tả phản ứng đầu tiên: CH3COOH hoạt động như axit Arrhenius vì nó hoạt động như 1 nguồn H3O+ khi hòa tan trong nước và nó hoạt động như 1 axit Brønsted bằng cách cho proton vào nước. Trong ví dụ thứ 2 CH3COOH trải qua quá trình biến đổi tương tự, trong trường hợp này tặng 1 proton cho amoniac (NH3), nhưng không liên quan đến định nghĩa Arrhenius của 1 axit vì phản ứng không tạo ra hydronium. Tuy nhiên, CH3COOH vừa là Arrhenius vừa là axit Brønsted-Lowry.
Lý thuyết Brønsted-Lowry có thể được sử dụng để mô tả các phản ứng của các hợp chất phân tử trong dung dịch không màu hoặc pha khí. Hydrogen clorua (HCl) và amoniac kết hợp trong một số điều kiện khác nhau để tạo thành amoni clorua (NH4Cl). Trong dung dịch nước HCl hoạt động như axit hydrochloric và tồn tại dưới dạng ion hydronium và clorua. Các phản ứng sau đây minh họa những hạn chế trong định nghĩa của Arrhenius:
Như với các phản ứng axit axetic, cả 2 định nghĩa đều hoạt động trong ví dụ đầu tiên, trong đó nước là dung môi và ion hydronium được tạo thành bởi chất tan HCl. 2 phản ứng tiếp theo không liên quan đến sự hình thành các ion nhưng vẫn là phản ứng chuyển proton. Trong phản ứng thứ 2 hydro clorua và amoniac (hòa tan trong benzen) phản ứng tạo thành amoni clorua rắn trong dung môi benzen và trong khí HCl và NH3 dạng khí thứ 3 kết hợp với nhau tạo thành chất rắn.
1 khái niệm thứ 3, chỉ liên quan đến lề được đề xuất vào năm 1923 bởi Gilbert N. Lewis, bao gồm các phản ứng với các đặc tính axit-bazơ không liên quan đến việc chuyển proton. Axit Lewis là 1 axit chấp nhận 1 cặp electron từ các chất khác; nói cách khác, nó là 1 axit chấp nhận cặp electron [5].Phản ứng axit-bazơ Brønsted là phản ứng chuyển proton trong khi phản ứng axit-bazơ Lewis là chuyển cặp electron. Nhiều axit Lewis không phải là axit Brønsted-Lowry. Tương phản như thế nào các phản ứng sau được mô tả về mặt hóa học axit-bazơ:
Trong phản ứng đầu tiên, 1 ion florua, F-, từ bỏ 1 cặp electron thành boron triflorua để tạo thành sản phẩm tetrafluoroborate. Fluoride "mất" 1 cặp electron hóa trị vì các electron được chia sẻ trong liên kết B lợi F nằm ở vùng không gian giữa 2 hạt nhân nguyên tử và do đó ở xa hạt nhân florua hơn so với ion florua đơn độc. BF3 là axit Lewis vì nó chấp nhận cặp electron từ florua. Phản ứng này không thể được mô tả theo lý thuyết Brønsted vì không có sự chuyển proton. Phản ứng thứ 2 có thể được mô tả bằng cách sử dụng 1 trong 2 lý thuyết. 1 proton được chuyển từ axit Brønsted không xác định sang amoniac, 1 bazơ Brønsted; cách khác, amoniac hoạt động như bazơ Lewis và chuyển 1 cặp electron đơn độc để tạo liên kết với ion hydro. Chất thu được cặp electron là axit Lewis; ví dụ, nguyên tử oxy trong H3O+ thu được 1 cặp electron khi 1t trong các liên kết H-O bị phá vỡ và các electron được chia sẻ trong liên kết trở thành cục bộ trên oxy. Tùy thuộc vào ngữ cảnh, axit Lewis cũng có thể được mô tả là chất oxy hóa hoặc chất điện li. Các axit Brønsted hữu cơ, như axit axetic, citric hoặc axit oxalic, chứ không phải là axit Lewis.[6] Chúng phân ly trong nước để tạo ra axit Lewis, H+, nhưng đồng thời cũng tạo ra 1 lượng tương đương với bazơ Lewis (tương ứng acetate, citrate hoặc oxalate cho các axit được đề cập).
Thực đơn
AxitLiên quan
Tài liệu tham khảo
WikiPedia: Axit