Bazơ

Về các nghĩa khác của bazơ (base), xem thêm ở base (định hướng)

Một định nghĩa phổ biến của bazơ (còn được viết là base) theo Svante Arrhenius là một hợp chất hóa học hoặc là cung cấp các ion hiđrôxít hoặc là hấp thụ các ion hiđrô khi hòa tan trong nước. Các bazơ và các axít được nói đến như là các chất ngược nhau vì hiệu ứng của axít là tăng nồng độ ion hydroni (H₃O⁺) trong nước, còn bazơ thì làm giảm nồng độ của ion này. Các bazơ theo Arrhenius là những chất hòa tan trong nước và có pH lớn hơn 7 khi ở trong dung dịch.

Còn có nhiều định nghĩa khác về axít-bazơ có tính tổng quát hóa và tân tiến hơn.

Các bazơ thông dụng

NaOH 1 bazo phổ biến

• Bột nhẹ (bicacbonat natri), còn von gọi là bột nổi, tức NaHCO₃.
• Natri cacbonat Na₂CO₃.
• Amoniac (NH₃) và các amin .
• Pyridin và các bazơ vòng thơm khác.
• Các hiđrôxít kim loại như hiđrôxít natri (NaOH) hay hiđrôxít kali (KOH).
• Nhiều ôxít kim loại tạo ra hiđrôxít bazơ với nước (anhiđrít).

Phân loại bazơ theo tính tan

• Bazơ tan: LiOH, KOH, Ba(OH)₂, Ca(OH)₂, NaOH...
• Bazơ không tan: các hidroxit của nhiều kim loại (đứng sau Na trong dãy hoạt động hóa học của kim loại): Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, Cu...

Bazơ và độ pH

Độ pH của nước (không nguyên chất) được đo bởi độ axít của nó. Trong nước nguyên chất, khoảng 1/10 000 000 các phân tử phân ly thành các ion hiđrô (H⁺) hay hiđrôni (H₃O⁺) và các ion hiđrôxít (OH⁻), tuân theo phương trình sau:

$\mbox{H}_2\mbox{O}\leftrightarrow\mbox{H}^++\mbox{OH}^-$

Chính xác hơn thì là:

$2\mbox{H}_2\mbox{O}\rightarrow\mbox{H}_3\mbox{O}^++\mbox{OH}^-.$

Nồng độ (tính theo mol/lít) của các ion được biểu diễn như là [H⁺] và [OH⁻]; tích của chúng là hằng số điện li của nước và có giá trị 10⁻¹⁴ mol²l⁻². Độ pH được định nghĩa như là −log [H⁺]; vì thế nước nguyên chất có pH bằng 7. (Các giá trị này đúng ở nhiệt độ 23 °C và sai khác một chút ở các nhiệt độ khác.)

Bazơ nhận (loại bỏ) các ion hiđrôni (H₃O⁺) từ dung dịch, hoặc là cung cấp các ion hiđrôxít (OH⁻) cho dung dịch. Cả hai hoạt động này đều làm giảm nồng độ của các ion hiđrô, và vì thế làm tăng pH. Ngược lại, một axít cung cấp thêm các ion H⁺ cho dung dịch hay nhận các ion OH⁻, vì thế làm giảm pH.

Độ pH của dung dịch có thể tính toán được. Ví dụ, nếu 1 mol của hiđrôxít natri (40 g) được hòa tan trong 1 lít nước, nồng độ của các ion hiđrôxít là [OH⁻] = 1 mol/l. Vì vậy [H⁺] = 10⁻¹⁴ mol/l, và pH = −log 10⁻¹⁴ = 14.

Tính chất hóa học

• Bazơ tan làm đổi màu chất chỉ thị (quỳ tím hóa xanh, phenolphtalin không màu hóa hồng)
• Hidroxit tan (kiềm) tác dụng với oxit axit tạo thành muối

Ví dụ:

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

• Phản ứng trao đổi với dung dịch muối (sản phẩm phải có kết tủa ↓)

3KOH + FeCl₃ → 3KCl + Fe(OH)₃ ↓

• Tác dụng với axit

Ví dụ:

NH₃ + HCl → NH₄Cl

Zn(OH)₂ + H₂SO₄ → ZnSO₄ + H₂O

3Ba(OH)₂ + 2H₃PO₄ → Ba₃(PO₄)₂ + 6H₂O

• Hidroxit không tan bị nhiệt phân hủy thành oxit bazơ và nước

Ví dụ: Cu(OH)₂ → CuO + H₂O

Trung hòa axít

Khi hòa tan trong nước, NaOH phân ly thành các ion hiđrôxít và natri:

$\mbox{NaOH}\to \mbox{Na}^++\mbox{OH}^-$

tương tự, axít clohiđríc (HCl) tạo ra các ion hiđrôni và clorua:

$\mbox{HCl}\to \mbox{H}^++\mbox{Cl}^-$

Khi hai dung dịch này được trộn với nhau, các ion H⁺ và OH⁻ tổ hợp với nhau tạo ra các phân tử nước:

$\mbox{H}^++\mbox{OH}^-\to\mbox{H}_2\mbox{O}$

Nếu các lượng bằng nhau của NaOH và HCl (đo theo mol, không phải tính theo gam) được hòa tan cùng nhau, bazơ và axít trung hòa nhau một cách chính xác, giải phóng ra NaCl (muối ăn) trong dung dịch.

Tính kiềm của các phi-hiđrôxít

Cả cacbonat natri và amoniac đều là các bazơ, mặc dù không có chất nào chứa nhóm OH⁻. Có điều này bởi vì cả hai hợp chất đều nhận các ion H⁺ khi hòa tan trong nước:

$\mbox{Na}_2\mbox{CO}_3+\mbox{H}_2\mbox{O}\to2\mbox{Na}^++\mbox{HCO}_3^-+\mbox{OH}^-$

và:

$\mbox{NH}_3+\mbox{H}_2\mbox{O}\to\mbox{NH}_4^++\mbox{OH}^-$

Xem thêm

• Các thuyết phản ứng axít-bazơ
• Kim loại kiềm

Liên kết ngoài

• Định nghĩa Bazơ
• Hóa Học Ngày Nay-Trang thông tin cập nhật về các lĩnh vực Hóa học