Đang tải bài học…

AP Chemistry

axit yếu

weak acid

Còn gọi: acid yếu · weak acids

Axit yếu là axit chỉ phân li một phần trong nước, tạo cân bằng thuận nghịch giữa phân tử chưa phân li, ion H+ và bazơ liên hợp.

Khi hòa tan vào nước, một axit mạnh (strong acid) nhường ion $\mathrm{H^+}$ gần như trọn vẹn. Ngược lại, axit yếu (weak acid) chỉ có một phần nhỏ số phân tử làm được điều đó, phần còn lại vẫn tồn tại nguyên vẹn dưới dạng phân tử trung hòa, nên trong dung dịch luôn có mặt đồng thời cả dạng chưa phân li lẫn các ion sinh ra. Do đó phản ứng phải viết bằng mũi tên hai chiều, và mọi tính toán về axit yếu thực chất là bài toán cân bằng (equilibrium):

$\mathrm{HA}(aq) + \mathrm{H_2O}(l) \rightleftharpoons \mathrm{H_3O^+}(aq) + \mathrm{A^-}(aq)$

Ở đây $\mathrm{HA}$ là axit, còn $\mathrm{A^-}$ là bazơ liên hợp của nó. Mức độ phân li được đo bằng hằng số phân li axit $K_a = \dfrac{[\mathrm{H_3O^+}][\mathrm{A^-}]}{[\mathrm{HA}]}$ , trong đó các nồng độ lấy ở trạng thái cân bằng, còn nước không xuất hiện vì là dung môi. Giá trị $K_a$ càng nhỏ thì cân bằng càng nghiêng về trái, nghĩa là axit càng yếu; chẳng hạn axit quen thuộc $\mathrm{CH_3COOH}$ có $K_a \approx 1{,}8\times10^{-5}$ , tức chỉ chưa tới một phần trăm số phân tử nhường được ion $\mathrm{H^+}$ .

Vì vậy, hệ quả quan trọng nhất là nồng độ $\mathrm{H_3O^+}$ không bằng nồng độ ban đầu của axit, khác hẳn trường hợp axit mạnh. Muốn tìm pH ta phải lập bảng ICE rồi giải $x^2/(C_0-x) = K_a$ ; khi $K_a$ đủ nhỏ, có thể bỏ qua $x$ ở mẫu để được $x \approx \sqrt{K_a C_0}$ , một phép xấp xỉ chỉ hợp lệ nếu $x$ dưới khoảng 5% của $C_0$ . Bên cạnh đó, phần trăm ion hóa $\dfrac{x}{C_0}\times 100\%$ cho biết tỉ lệ phân li thực tế và tăng lên khi dung dịch loãng dần.

Chính vì luôn còn dư dạng chưa phân li nên axit yếu có khả năng "dự trữ" ion $\mathrm{H^+}$ . Nhờ đó, khi trộn với muối chứa bazơ liên hợp của chính nó, hỗn hợp trở thành dung dịch đệm — nền tảng của chuẩn độ và của phương trình Henderson–Hasselbalch (Henderson-Hasselbalch equation).

Ký hiệuHA, A⁻,

K_a

\mathrm{p}K_a = -\log K_a

, phần trăm ion hóa

\alpha

Đơn vị$K_a$ không có đơn vị; nồng độ tính bằng M (mol/L)

Trực giác: Giống như một buổi họp mà chỉ vài người luôn đứng phát biểu, còn đa số ngồi im; luôn có người đứng lên và người ngồi xuống thay phiên liên tục, nhưng số người đứng và số người ngồi thì giữ ổn định.

Công thức

K_a = \htmlClass{fp-3}{\htmlClass{fp-2}{\frac{\htmlClass{fp-0}{[\text{H}^+][\text{A}^-]}}{\htmlClass{fp-1}{[\text{HA}]}}}}

Dùng để thiết lập biểu thức cân bằng khi axit yếu HA phân li một phần trong nước; $K_a$ càng nhỏ thì axit càng yếu.

Trong đó

K_a

hằng số phân li axit (acid dissociation constant)

[\text{H}^+]

nồng độ mol/l của ion hiđrô tại cân bằng — M

[\text{A}^-]

nồng độ mol/l của bazơ liên hợp tại cân bằng — M

Khái niệm này sinh ra từ đâu

đầu thế kỷ 20 (1903–1914)Svante ArrheniusS.P.L. SørensenM. KoppelK. Spiro

Khái niệm axit yếu hình thành ở đầu thế kỷ 20, khi Svante Arrhenius mô tả sự phân li của các chất điện li (electrolyte) trong nước và giới hạn mức phân li ấy thành một đặc trưng của từng axit; đến năm 1914, M. Koppel và K. Spiro là những người đầu tiên định lượng khả năng đệm của các axit và bazơ yếu.

Hay hiểu sai

Axit yếu không phải là axit loãng.

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

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

Bazơ liên hợp (conjugate base) càng bền thì axit càng MẠNH.

Ví dụ có lời giải

1Ví dụ 1/2

Ở

25\ ^\circ\text{C}

, axit xianhiđric ion hóa một phần trong nước theo cân bằng

\text{HCN}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightleftarrows \text{H}_3\text{O}^+(aq) + \text{CN}^-(aq)

với

K_a = 6.2 \times 10^{-10}

. Một học sinh pha

0.200\ M\ \text{HCN}(aq)

và muốn so sánh dung dịch này với dung dịch

0.200\ M\ \text{HCl}(aq)

cùng nồng độ.

aTính $[\text{H}_3\text{O}^+]$ ở trạng thái cân bằng và pH của dung dịch $0.200\ M\ \text{HCN}$ .
bTính phần trăm ion hóa của HCN và cho biết phép gần đúng đã dùng có hợp lệ không.
cGiải thích vì sao pH của dung dịch HCN lớn hơn nhiều so với pH của dung dịch HCl cùng nồng độ.

Bạn nắm chắc chưa?

Quiz câu thật từ ngân hàng đề

Vài câu thật gắn đúng khái niệm này, chấm ngay kèm giải thích từng đáp án — hệ thống ghi nhớ bạn nắm tới đâu.

Tạo tài khoản miễn phí

Học tiếp từ đây

Bài học chứa thuật ngữ nàyAxit & bazơ · bài “Cân bằng axit và bazơ yếu” — khoá AP Chemistry

Cần trướcacidthuyết acid–base Brønsted–Lowry

Hay nhầm với

Thuật ngữKhác nhau ở đâuHay nhầm khi

axit mạnh (strong acid)strong acid

Khác nhau ở đâuAxit mạnh phân li hoàn toàn trong nước, nồng độ H⁺ bằng nồng độ ban đầu. Axit yếu chỉ phân li một phần, thiết lập cân bằng giữa phân tử chưa phân li và ion tạo thành.

Hay nhầm khiKhi đề cho nồng độ axit và hỏi pH, thí sinh quên rằng axit yếu phải dùng Ka để tính nồng độ H⁺ thay vì lấy trực tiếp nồng độ.

Nguồn tham khảo

[1]Chemistry The Central Science in SI Units 15th Expanded Global Edition. tr. 14, 18, 25.

nồng độ mol/l của axit chưa phân li tại cân bằng — M

\% \text{ionization} = \htmlClass{fp-3}{\htmlClass{fp-2}{\frac{\htmlClass{fp-0}{[\text{H}^+]_{\text{eq}}}}{\htmlClass{fp-1}{[\text{HA}]_0}}} \times 100}

Dùng để đánh giá mức độ phân li thực tế của axit yếu trong dung dịch; khi nồng độ loãng hơn thì phần trăm ionization tăng lên mặc dù $K_a$ không đổi.

Trong đó

[\text{H}^+]_{\text{eq}}

nồng độ ion

\text{H}^+

đo tại cân bằng — M

[\text{HA}]_0

nồng độ axit ban đầu trước khi phân li — M

Câu chuyện của axit yếu gắn với việc con người tìm cách đo độ axit chứ không chỉ mô tả nó. Arrhenius đưa ra ý tưởng rằng chất điện li tan trong nước thì tách thành ion, và công trình này mang về cho ông giải Nobel năm 1903. Sau đó, năm 1909, nhà hóa sinh Đan Mạch S.P.L. Sørensen đề xuất ký hiệu pH khi nghiên cứu enzyme, biến độ axit thành một con số đọc được. Nhu cầu thực tế lại đến từ sinh học: dịch cơ thể phải giữ pH gần như không đổi. Năm 1914, M. Koppel và K. Spiro công bố bài báo về tác dụng của các chất điều hòa trong dịch sinh học, lần đầu tính được sức đệm của axit và bazơ yếu.

Vì sao mang đúng cái tên này? Chữ "yếu" trong tên gọi không nói về mức độ nguy hiểm hay độ loãng, mà thừa hưởng trực tiếp cách nhìn của Arrhenius: axit là chất khi tan trong nước thì phân li cho ion, và mức phân li ấy có thể nhiều hay ít. Những axit chỉ phân li một phần, để lại phần lớn phân tử nguyên vẹn trong dung dịch, vì vậy bị gọi là "yếu" so với những axit phân li gần như hoàn toàn. Chính cái phần chưa phân li đó lại là điều làm khái niệm này quan trọng: trong phương trình Henderson–Hasselbalch, pH được xác định bởi tỉ số giữa nồng độ dạng axit chưa phân li HA và nồng độ anion liên hợp A⁻. Do đó, một chất "yếu" theo nghĩa phân li lại là chất mạnh nhất trong vai trò dung dịch đệm (buffer) — nghịch lý về tên gọi này chỉ sáng tỏ khi Koppel và Spiro đưa ra được chỉ số đệm (buffer value) vào năm 1914.

Mẹo phòng thi

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

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

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

Tần suất trong đề AP ChemistryThường xuyên

Bước 1: Trước hết phải nhận ra bản chất của bài toán. Vì HCN là axit yếu, nó không nhường proton hoàn toàn mà chỉ chuyển một phần rất nhỏ thành

\text{H}_3\text{O}^+

, nên

[\text{H}_3\text{O}^+] \ne 0.200\ M

. Do đó ta bắt buộc phải đi qua cân bằng với biểu thức

K_a = \dfrac{[\text{H}_3\text{O}^+][\text{CN}^-]}{[\text{HCN}]} = 6.2 \times 10^{-10}

2Bước 2: Lập bảng ICE cho cân bằng, gọi

x

là nồng độ HCN đã ion hóa. Ban đầu

[\text{HCN}] = 0.200

[\text{H}_3\text{O}^+] \approx 0

[\text{CN}^-] = 0

; khi cân bằng

[\text{HCN}] = 0.200 - x

còn

[\text{H}_3\text{O}^+] = [\text{CN}^-] = x

. Thay vào ta được

\dfrac{x^2}{0.200 - x} = 6.2 \times 10^{-10}

3Bước 3: Vì

K_a

nhỏ hơn nồng độ đầu tới nhiều bậc, lượng axit bị tiêu thụ là không đáng kể, nên chấp nhận

0.200 - x \approx 0.200

. Khi đó

x^2 = (0.200)(6.2 \times 10^{-10}) = 1.24 \times 10^{-10}

, suy ra

x = 1.1 \times 10^{-5}\ M

. Đây chính là

[\text{H}_3\text{O}^+]

ở trạng thái cân bằng.

4Bước 4: Chuyển sang thang pH:

\text{pH} = -\log(1.11 \times 10^{-5}) = 4.95

. Giá trị này nằm trong vùng axit yếu, nghĩa là dung dịch có tính axit nhưng rất nhẹ.

5Bước 5: Phần trăm ion hóa (percent ionization) tính bằng

\dfrac{x}{[\text{HCN}]_0} \times 100\% = \dfrac{1.11 \times 10^{-5}}{0.200} \times 100\% = 5.6 \times 10^{-3}\ \%

. Con số này nhỏ hơn

5\%

rất xa, nên phép gần đúng ở Bước 3 hoàn toàn hợp lệ; nói cách khác, cứ khoảng hai vạn phân tử HCN thì mới có một phân tử nhường proton.

6Bước 6: Cuối cùng so sánh với axit mạnh. HCl ion hóa hoàn toàn nên

[\text{H}_3\text{O}^+] = 0.200\ M

và

\text{pH} = -\log(0.200) = 0.70

. Chênh lệch hơn bốn đơn vị pH tương ứng với nồng độ

\text{H}_3\text{O}^+

khác nhau khoảng

1.8 \times 10^{4}

lần, tất cả chỉ vì HCN giữ lại gần như toàn bộ proton của nó.

Dung dịch $0.200\ M\ \text{HCN}$ có $[\text{H}_3\text{O}^+] = 1.1 \times 10^{-5}\ M$ và $\text{pH} = 4.95$ , với phần trăm ion hóa chỉ $5.6 \times 10^{-3}\ \%$ . Vì HCN là axit yếu, cân bằng ion hóa lệch mạnh về phía phân tử chưa phân li, nên nồng độ ion $\text{H}_3\text{O}^+$ thấp hơn hàng chục nghìn lần so với dung dịch HCl cùng nồng độ (pH $= 0.70$ ), dù số mol axit ban đầu của hai dung dịch là như nhau.

2Ví dụ 2/2

Axit axetic

\text{CH}_3\text{COOH}

là một axit yếu có

\text{p}K_a = 4.76

ở

25\ ^\circ\text{C}

. Người ta pha một dung dịch bằng cách hòa tan

0.0200\ \text{mol}\ \text{NaOH}(s)

vào

500.\ \text{mL}

dung dịch

0.150\ M\ \text{CH}_3\text{COOH}(aq)

; giả thiết thể tích dung dịch không đổi.

aXác định các tiểu phân chủ yếu có mặt sau khi NaOH phản ứng hết và giải thích vì sao không thể tính pH bằng bảng ICE của riêng axit ban đầu.
bViết biểu thức thích hợp và tính pH của dung dịch thu được.

1Bước 1: Quy mọi thứ về số mol trước khi xét cân bằng. Số mol axit ban đầu là

n = (0.500\ \text{L})(0.150\ M) = 0.0750\ \text{mol}

, còn NaOH là

0.0200\ \text{mol}

. Vì NaOH là bazơ mạnh nên nó phản ứng hết với axit theo tỉ lệ

1:1

2Bước 2: Lập bảng cho phản ứng đi tới hoàn toàn

\text{CH}_3\text{COOH} + \text{OH}^- \rightarrow \text{CH}_3\text{COO}^- + \text{H}_2\text{O}

. Sau phản ứng còn

0.0750 - 0.0200 = 0.0550\ \text{mol}

axit và sinh ra

0.0200\ \text{mol}

ion axetat, còn

\text{OH}^-

hết sạch. Như vậy trong bình đồng thời có axit yếu dư và bazơ liên hợp (conjugate base) của nó.

3Bước 3: Chính vì tồn tại cả hai dạng nên hệ là một dung dịch đệm (buffer), và bảng ICE viết cho riêng

0.150\ M\ \text{CH}_3\text{COOH}

không còn đúng: nồng độ đầu của axit đã thay đổi, đồng thời ion axetat có sẵn đẩy cân bằng ion hóa lùi về phía trái. Do đó ta dùng phương trình Henderson–Hasselbalch

\text{pH} = \text{p}K_a + \log\dfrac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]}

4Bước 4: Vì hai chất cùng nằm trong một thể tích

500.\ \text{mL}

, thể tích triệt tiêu trong tỉ số nên có thể thay trực tiếp số mol:

\text{pH} = 4.76 + \log\dfrac{0.0200}{0.0550}

. Nếu muốn dùng nồng độ thì

[\text{A}^-] = 0.0400\ M

và

[\text{HA}] = 0.110\ M

, tỉ số vẫn là

0.364

5Bước 5: Tính giá trị số:

\log(0.364) = -0.44

, do đó

\text{pH} = 4.76 - 0.44 = 4.32

. Kết quả này hợp lý vì lượng axit dư nhiều hơn bazơ liên hợp, nên pH phải nhỏ hơn

\text{p}K_a

; nếu NaOH thêm vào đúng bằng một nửa số mol axit thì hai dạng bằng nhau và pH sẽ đúng bằng

4.76

Sau khi NaOH tan hết, dung dịch chứa $0.0550\ \text{mol}\ \text{CH}_3\text{COOH}$ dư cùng $0.0200\ \text{mol}\ \text{CH}_3\text{COO}^-$ , tức là một hỗn hợp đệm gồm axit yếu và bazơ liên hợp của nó. Áp dụng $\text{pH} = \text{p}K_a + \log\dfrac{[\text{A}^-]}{[\text{HA}]} = 4.76 + \log\dfrac{0.0200}{0.0550}$ , ta được $\text{pH} = 4.32$ , thấp hơn $\text{p}K_a$ đúng như dự đoán khi axit còn dư.

Liên quanhằng số ion hóa acid (sắp có)axit mạnh

Mục tiêu và lộ trình unit xem miễn phí — làm bài tập và lưu tiến độ cần tài khoản 0đ.