acid yếu

Acid yếu không phải là acid loãng.

Hai khái niệm này nói về hai chuyện khác hẳn nhau: nồng độ cho biết có bao nhiêu mol chất tan trong một lít dung dịch, còn "yếu" cho biết chất đó chỉ điện li một phần khi tan vào nước. Một dung dịch $\mathrm{HCl}$ $0{,}0010\ M$ vẫn là acid mạnh dù rất loãng, trong khi $\mathrm{CH_3COOH}$ $6\ M$ vẫn là acid yếu dù rất đặc. Dấu hiệu để phân biệt trên đề là pH ban đầu: với dung dịch $0{,}10\ M$, acid mạnh cho $\mathrm{pH}=1$, còn acid yếu luôn cho $\mathrm{pH}>1$ vì chỉ một phần nhỏ phân tử nhường proton.

Không được tính pH của acid yếu bằng $\mathrm{pH}=-\log C$.

Công thức đó chỉ đúng khi mọi phân tử acid đều điện li hoàn toàn, tức là với acid mạnh. Với acid yếu, phải lập bảng biến thiên nồng độ và giải theo hằng số phân li, dẫn tới $[\mathrm{H_3O^+}]\approx\sqrt{K_a C}$ khi mức điện li nhỏ so với $C$. Do đó nồng độ ion hiđroni luôn nhỏ hơn nhiều so với nồng độ acid ban đầu, và pH tính ra sẽ cao hơn kết quả sai ở trên vài đơn vị.

Thêm muối của base liên hợp làm pH TĂNG, không phải giảm.

Nhiều học sinh thấy "thêm chất tan vào" liền đoán dung dịch acid hơn, nhưng khi cho $\mathrm{NaCN}(s)$ vào dung dịch $\mathrm{HCN}$, nồng độ $\mathrm{CN^-}$ tăng lên và cân bằng bị nhiễu loạn. Theo nguyên lý Le Châtelier (Le Châtelier's principle), hệ chuyển dịch theo chiều tạo lại chất phản ứng, nghĩa là $\mathrm{CN^-}$ kết hợp với $\mathrm{H_3O^+}$ để sinh $\mathrm{HCN}$. Vì vậy $[\mathrm{H_3O^+}]$ giảm và pH tăng — đây chính là hiệu ứng ion chung (common-ion effect) mà đề rất hay hỏi.

Base liên hợp (conjugate base) càng bền thì acid càng MẠNH.

Chiều suy luận này hay bị đảo ngược vì chữ "bền" nghe giống "khó phản ứng nên acid yếu". Thực ra khi base liên hợp bền, nó ít có xu hướng nhận lại proton, nên cân bằng phân li nghiêng mạnh về phía sản phẩm và $K_a$ lớn. Trong bài so sánh hai acid chỉ khác nhau ở việc thay một nguyên tử $\mathrm{H}$ bằng $\mathrm{Br}$, nguyên tử brom có độ âm điện (electronegativity) lớn hơn sẽ hút bớt mật độ electron và phân tán điện tích âm của anion. Nhờ đó $\mathrm{C_2Br_3O_2^-}$ bền hơn, tức là base yếu hơn, và acid tương ứng mạnh hơn.

Trước khi dùng Henderson–Hasselbalch, phải tính lại số mol sau phản ứng trung hòa.

Đây là chỗ mất điểm phổ biến nhất ở dạng bài trộn acid yếu với $\mathrm{NaOH}$: học sinh cắm thẳng số mol acid ban đầu vào công thức mà quên rằng base đã ăn mất một phần. Hãy viết ra giấy ba con số theo thứ tự — mol acid ban đầu, mol base thêm vào, rồi mol còn lại của mỗi dạng. Với $0{,}0750$ mol $\mathrm{CH_3COOH}$ và $0{,}0200$ mol $\mathrm{NaOH}$, dung dịch còn $0{,}0550$ mol acid và sinh $0{,}0200$ mol base liên hợp, nên $\mathrm{pH}=4{,}76+\log\left(\frac{0{,}0200}{0{,}0550}\right)=4{,}32$. Lưu ý tỉ số trong logarit là mol chia mol, không cần đổi ra nồng độ vì cùng chung một thể tích.

So sánh pH với $\mathrm{p}K_a$ để biết ngay dạng nào chiếm ưu thế.

Nếu $\mathrm{pH}<\mathrm{p}K_a$ thì dạng acid trội hơn, còn nếu $\mathrm{pH}>\mathrm{p}K_a$ thì dạng base liên hợp trội hơn; hai dạng chỉ bằng nhau đúng khi $\mathrm{pH}=\mathrm{p}K_a$. Chẳng hạn với $\mathrm{pH}=3{,}55$ và $\mathrm{p}K_a=4{,}25$, vì $3{,}55<4{,}25$ nên $[\mathrm{C_2H_3COOH}]>[\mathrm{C_2H_3COO^-}]$. Mẹo này giúp bạn loại đáp án trong vài giây mà không cần bấm máy tính.

Câu giải thích định tính phải nêu đủ chuỗi: chiều chuyển dịch, $[\mathrm{H_3O^+}]$, rồi pH.

Giám khảo chấm theo từng ý, nên viết "pH tăng" mà không nói vì sao thì chỉ được một phần điểm. Trình tự an toàn là: nêu tiểu phân nào tăng nồng độ, dẫn nguyên lý Le Châtelier để chỉ ra cân bằng chuyển dịch về phía nào, kết luận nồng độ ion hiđroni giảm, và cuối cùng mới suy ra pH tăng. Khi so sánh độ mạnh của hai acid, cũng phải đi từ cấu tạo phân tử tới độ bền của base liên hợp rồi mới tới $K_a$, chứ không được nhảy thẳng vào kết luận.