Acid – Wikipedia Tiếng Việt

Các định nghĩa hiện đại liên quan đến các phản ứng hóa học cơ bản phổ biến cho tất cả các acid.

Hầu hết các acid 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 acid–base được cho là liên quan đến việc chuyển proton (H+) từ acid sang base.

Các ion hydroni là acid theo cả ba định nghĩa. Mặc dù rượu và amin có thể là acid Brønsted–Lowry, chúng cũng có thể hoạt động như các base Lewis do các cặp electron đơn độc trên các nguyên tử oxy và nitơ của chúng.

Acid Arrhenius

sửa

 

Nhà hóa học người Thụy Điển Svante Arrhenius quy các tính chất của acid cho các ion hydro (H+) hoặc proton vào năm 1884. Acid Arrhenius là 1 chất mà khi thêm vào nước sẽ làm tăng nồng độ của các ion H+ trong nước.[4][5] Lưu ý rằng các nhà hóa học thường viết H+ (aq) và đề cập đến ion hydro khi mô tả các phản ứng acid–base nhưng hạt nhân hydro tự do và 1 proton, không tồn tại một mình trong nước, nó tồn tại dưới dạng ion hydroni, H3O+. Do đó, acid Arrhenius cũng có thể được mô tả như 1 chất làm tăng nồng độ của các ion hydroni khi thêm vào nước. Ví dụ bao gồm các chất phân tử như acid hydrochloric và acid acetic.

Mặt khác, base Arrhenius là 1 chất làm tăng nồng độ của các ion hydroxide (OH-) khi hòa tan trong nước. Điều này làm giảm nồng độ hydroni 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 hydroni đều đi kèm với việc giảm nồng độ hydroxide. Do đó, acid Arrhenius cũng có thể được coi là 1 chất làm giảm nồng độ hydroxide, trong khi base Arrhenius làm tăng nó.

Trong dung dịch acid, nồng độ của các ion hydroni lớn hơn 10−7mol/lít. Do pH được định nghĩa là logarit âm của nồng độ các ion hydroni, do đó các dung dịch acid có độ pH nhỏ hơn 7.

Acid Bronsted–Lowry

sửa Bài chi tiết: Thuyết acid–base Brønsted–Lowry

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, Johannes Nicolaus Brønsted và Thomas Martin Lowry đã công nhận độc lập rằng các phản ứng acid–base liên quan đến việc chuyển 1 proton. Acid Brønsted–Lowry (hay đơn giản là acid Brønsted) tặng 1 proton cho base Brønsted–Lowry.[5] Lý thuyết acid–base Brønsted–Lowry có một số lợi thế so với lý thuyết Arrhenius. Hãy xem xét các phản ứng sau đây của acid acetic (CH3COOH), acid hữu cơ mang đến cho giấm hương vị đặc trưng của nó:

CH3COOH + H2O ⇌ CH3COO− + H3O+ CH3COOH + NH3 ⇌ CH3COO− + NH+4

Cả hai lý thuyết đều dễ dàng mô tả phản ứng đầu tiên: CH3COOH hoạt động như acid Arrhenius vì nó hoạt động như 1 nguồn H3O+ khi hòa tan trong nước và nó hoạt động như 1 acid 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 amonia (NH3), nhưng không liên quan đến định nghĩa Arrhenius của 1 acid vì phản ứng không tạo ra hydroni. Tuy nhiên, CH3COOH vừa là Arrhenius vừa là acid 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. Hydro chloride (HCl) và amonia kết hợp trong một số điều kiện khác nhau để tạo thành amoni chloride (NH4Cl). Trong dung dịch nước HCl hoạt động như acid hydrochloric và tồn tại dưới dạng ion hydroni và chloride. Các phản ứng sau đây minh họa những hạn chế trong định nghĩa của Arrhenius:

1. H 3 O ( aq ) + + Cl ( aq ) − + NH 3 ⟶ Cl ( aq ) − + NH 4 ( aq ) + + H 2 O {\displaystyle {\ce {{H3O+_{(aq)}}+{Cl_{(aq)}^{-}}+NH3->{Cl_{(aq)}^{-}}+{NH4+_{(aq)}}+H2O}}}  
2. HCl ( benzene ) + NH 3 ( benzene ) ⟶ NH 4 Cl ( 5 ) {\displaystyle {\ce {{HCl_{(benzene)}}+{NH3_{(benzene)}}->{NH4Cl_{(5)}}}}}  
3. HCl ( g ) + NH 3 ( g ) ⟶ NH 4 Cl ( s ) {\displaystyle {\ce {{HCl_{(g)}}+{NH3_{(g)}}->{NH4Cl_{(s)}}}}}  

Như với các phản ứng acid acetic, cả hai định nghĩa đều hoạt động trong ví dụ đầu tiên, trong đó nước là dung môi và ion hydroni 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 chloride và amonia (hòa tan trong benzen) phản ứng tạo thành amoni chloride rắn trong dung môi benzen và trong khí HCl và NH3 dạng khí thứ 3 kết hợp với nhau tạo thành chất rắn.

Acid Lewis

sửa Bài chi tiết: Acid và base Lewis

Một 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 acid–base không liên quan đến việc chuyển proton. Acid Lewis là 1 acid chấp nhận 1 cặp electron từ các chất khác; nói cách khác, nó là 1 acid chấp nhận cặp electron.[5] Phản ứng acid–base Brønsted là phản ứng chuyển proton trong khi phản ứng acid–base Lewis là chuyển cặp electron. Nhiều acid Lewis không phải là acid Brønsted–Lowry. Tương phản như thế nào các phản ứng sau được mô tả về mặt hóa học acid–base:

 

Trong phản ứng đầu tiên, 1 ion fluoride, F-, từ bỏ 1 cặp electron thành boron trifluoride để tạo thành sản phẩm tetrafluoroborate. Fluoride "mất" một 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 fluoride hơn so với ion fluoride đơn độc. Bor trifluoride là acid Lewis vì nó chấp nhận cặp electron từ fluoride. 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 acid Brønsted không xác định sang amonia, 1 base Brønsted; cách khác, amonia hoạt động như base Lewis và chuyển 1 cặp electron đơn độc để tạo liên kết với ion hydro. Chất thu được cặp electron là acid Lewis; ví dụ, nguyên tử oxy trong H3O+ thu được 1 cặp electron khi 1 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, acid Lewis cũng có thể được mô tả là chất oxy hóa hoặc chất điện ly. Các acid Brønsted hữu cơ, như acid acetic, acid citric hoặc acid oxalic không phải là acid Lewis.[4] Chúng phân ly trong nước để tạo ra acid Lewis, H+, nhưng đồng thời cũng tạo ra 1 lượng tương đương với base Lewis (tương ứng acetat, citrat hoặc oxalat cho các acid được đề cập).