Axit

Bách khoa toàn thư mở Wikipedia
Buớc tưới chuyển hướng Bước tới tìm kiếm
AxitBazơ:

Các thuyết phản ứng axit-bazơ
pH
Sự tự ion hóa của nước
Dung dịch đệm
Tên gọi hệ thống
Phản ứng oxy hóa-khử
Điện hóa học
Axit:

Bazơ:

Kẽm, một kim loại điển hình, đang phản ứng với axit clohydric, một axit điển hình

Axit (bắt nguồn từ từ tiếng Pháp acide /asid/),[1] còn được viết là a-xít,[1] là các hợp chất hóa học có thể hòa tan trong nước và có vị chua, thông thường biểu diễn dưới dạng công thức tổng quát HxA.

Thông thường, axit là bất kỳ chất nào tạo được dung dịch có độ pH nhỏ hơn 7 khi nó hòa tan trong nước. Độ pH càng nhỏ thì tính axit càng mạnh. Các chất có đặc tính giống axit được gọi là có tính axit.

Về mặt khoa học, axit là các phân tử hay ion có khả năng nhường proton (ion H+) cho bazơ, hay nhận (các) cặp electron không chia từ bazơ.

Tính chất chung[sửa | sửa mã nguồn]

Tính chất vật lý[sửa | sửa mã nguồn]

  • Vị giác: có vị chua khi hòa tan trong nước
  • Xúc giác: có cảm giác nhói đau (với các axit mạnh).
  • Độ dẫn điện: Là các chất điện li nên có khả năng dẫn điện.

Tính chất hóa học[sửa | sửa mã nguồn]

  • Làm đổi màu chất chỉ thị (làm quỳ tím hóa đỏ hoặc hồng)
  • Tác dụng với kim loại (Li, K, Ba, Cs, Ca, Na, Mg, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb)
Ví dụ:
  • Tác dụng với bazơ (tạo thành muối và nước)
Ví dụ:
  • Tác dụng với oxit bazơ (tạo thành muối và nước)
Ví dụ:
  • Tác dụng với muối (tạo axit mới và muối mới)
Ví dụ:

Tính điện li[sửa | sửa mã nguồn]

Trong nước phản ứng sau diễn ra giữa axit (HA) và nước, là chất đóng vai trò của một bazơ:

Hằng số axit (hay hằng số phân li của axit) là hằng số cân bằng cho phản ứng của AH với nước:

Các axit mạnh có giá trị Ka lớn (có nghĩa là cân bằng của phản ứng nghiêng về bên phải, có rất nhiều ion H3O+ tồn tại; axit gần như điện ly hoàn toàn). Ví dụ, giá trị của Ka đối với axit clohiđric (HCl) là 107.

Các axit yếu có giá trị Ka nhỏ (có nghĩa là ở mức cân bằng thì có một lượng đáng kể của AH và A- tồn tại cùng nhau trong dung dịch; các ion H3O+ tồn tại ở mức vừa phải; axit chỉ điện ly một phần). Ví dụ, giá trị của Ka cho axit axetic là 1,8 x 10−5.

Các axit mạnh bao gồm các axit của các halogen như HCl, HBr, và HI. (Tuy nhiên, axit flohiđric (HF) lại tương đối yếu.) Các axit chứa oxy, có xu hướng với các nguyên tử trung tâm ở các trạng thái oxy hóa cao, được bao quanh bởi oxy, cũng là các axit mạnh chẳng hạn HNO3, H2SO4, HClO4. Phần lớn các axit hữu cơ là axit yếu.

Chú ý:

  • Thuật ngữ "ion hydro" và "proton" được sử dụng tương đương; cả hai đều chỉ tới H+.
  • Trong các phản ứng hóa học H+ thông thường được viết tuy rằng trong nước nó thực sự là H3O+.
  • Cường độ axit được đo bằng giá trị Ka của nó. Độ pH đo xem có bao nhiêu ion hydro tồn tại, điều này phụ thuộc vào dạng axit (bazơ) và phụ thuộc vào lượng của nó trong dung dịch.
  • Cường độ axit được định nghĩa bằng pKa= - log(Ka).

Phản ứng trung hòa[sửa | sửa mã nguồn]

Phản ứng trung hòa là phản ứng hóa học giữa axit và bazơ. Sản phẩm tạo thành là muối và nước. Vì thế nó còn được gọi là phản ứng tạo nước. Ví dụ:

Dạng phản ứng này tạo thành nền tảng của các phương pháp thử chuẩn độ để phân tích axit, trong đó các chất chỉ thị độ pH chỉ ra điểm trung hòa.

Bậc điện li axit[sửa | sửa mã nguồn]

Một số phân tử axit có thể cung cấp nhiều hơn một ion H+ (proton). Các axit mà chỉ có thể cho một ion H+ trên một phân tử được gọi là axit monoproton, các phân tử axit nào mà có thể cung cấp hai ion H+axit diproton, các phân tử axit nào có thể cho ba ion H+axit triproton, v.v. Một axit monoproton chỉ có một nấc điện li (đôi khi gọi là ion hóa) như sau và đơn giản chỉ có một hằng số điện li:

Một axit diproton (được ký hiệu tượng trưng là AH2) có thể có một hoặc hai nấc điện ly phụ thuộc vào các điều kiện môi trường (tức pH). Mỗi nấc điện li có hằng số điện li riêng, là Ka1 và Ka2.

       Ka1
         Ka2

Thông thường hằng số điện li thứ nhất lớn hơn so với hằng số điện li thứ hai; hay Ka1 > Ka2. Ví dụ, axit sulfuric (H2SO4) có thể cho một ion H+ để tạo ra một anion bisulfat (HSO4-), với hệ số Ka1 là rất lớn; sau đó nó có thể cho tiếp ion H+ thứ hai để tạo ra anion sulfat (SO4−2) trong đó Ka2 là có giá trị trung bình. Giá trị lớn của Ka1 cho nấc điện li thứ nhất làm cho sulfuric là một axit mạnh. Tương tự, axit yếu và không ổn định như axit cacbonic (H2CO3) có thể mất một ion H+ để tạo ra anion bicacbonat (HCO3-) và mất tiếp ion H+ thứ hai để tạo ra anion cacbonat (CO32-). Cả hai giá trị Ka đều nhỏ, nhưng Ka1 > Ka2.

Tương tự, một axit triproton (H3A) có thể có 1, 2, 3 nấc điện li và có ba hằng số điện li, trong đó Ka1 > Ka2 > Ka3.

          Ka1
      Ka2
        Ka3

Một ví dụ của axit triproton vô cơ là axit octhophốtphoric (H3PO4), thông thường gọi là axit photphoric. Ba nguyên tử H của nó có thể kế tiếp nhau mất đi như là ion H+ (hay H3O+ trong nước) để sinh ra H2PO4-, sau đó là HPO42−, và cuối cùng là PO43−, ion octhophotphat mang điện tích -3, thông thường gọi là photphat. Ví dụ của axit triproton hữu cơ là axit xitric, nó cũng có thể kế tiếp nhau mất ba ion H+ để cuối cùng tạo ra ion citrat mang điện tích -3. Mặc dù vị trí của cả ba nguyên tử H trong phân tử gốc có thể là tương đương, nhưng các giá trị Ka kế tiếp nhau sẽ giảm dần do về mặt năng lượng, nó càng khó mất ion H+ hơn nếu ion mang điện tích âm cao dần lên và thường giảm khoảng 1000 lần qua mỗi bậc.

Các định nghĩa khác[sửa | sửa mã nguồn]

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 ba 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.

Axit Arrhenius[sửa | sửa mã nguồn]

Nhà hóa học người Thụy Điển Svante Arrhenius quy các tính chất của axit cho các ion hydro (H+) hoặc proton vào năm 1884. Một axit Arrhenius là một 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 một proton, không tồn tại một mình trong nước, nó tồn tại dưới dạng ion hydronium, H3O+. Do đó, một axit Arrhenius cũng có thể được mô tả như một chất làm tăng nồng độ của các ion hydronium khi thêm vào nước. Ví dụ bao gồm các chất phân tử như HClaxit axetic.

Mặt khác, một bazơ Arrhenius là một 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:

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, một axit Arrhenius cũng có thể được coi là một chất làm giảm nồng độ hydroxit, trong khi một bazơ Arrhenius làm tăng nó.

Trong dung dịch axit, nồng độ của các ion hydronium lớn hơn 10 −7 mol mỗi 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.

Axit Brønsted–Lowry[sửa | sửa mã nguồn]

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 một proton. Một axit Brønsted-Lowry (hay đơn giản là axit Brønsted) tặng một proton cho một bazơ Brønsted-Lowry [4]. Lý thuyết axit-bazơ Brønsted-Lowry có một 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:

Cả hai lý thuyết đều dễ dàng mô tả phản ứng đầu tiên: CH3COOH hoạt động như một axit Arrhenius vì nó hoạt động như một nguồn H3O+ khi hòa tan trong nước và nó hoạt động như một axit Brønsted bằng cách cho proton vào nước. Trong ví dụ thứ hai CH3COOH trải qua quá trình biến đổi tương tự, trong trường hợp này tặng một proton cho amoniac (NH3), nhưng không liên quan đến định nghĩa Arrhenius của một 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 hydroniumclorua. Các phản ứng sau đây minh họa những hạn chế trong định nghĩa của Arrhenius:

Như với các phản ứng axit axetic, cả hai 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. Hai phản ứng tiếp theo không liên quan đến sự hình thành các ion nhưng vẫn là phản ứng chuyển proton. Trong phản ứng thứ hai 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 ba kết hợp với nhau tạo thành chất rắn.

Axit Lewis[sửa | sửa mã nguồn]

Một khái niệm thứ ba, 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. Một axit Lewis là một axit chấp nhận một cặp electron từ các chất khác; nói cách khác, nó là một 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, một ion florua, F-, từ bỏ một cặp electron thành boron triflorua 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 hai hạt nhân nguyên tử và do đó ở xa hạt nhân florua hơn so với ion florua đơn độc. BF3 là một 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 hai có thể được mô tả bằng cách sử dụng một trong hai lý thuyết. Một proton được chuyển từ một axit Brønsted không xác định sang amoniac, một bazơ Brønsted; cách khác, amoniac hoạt động như một bazơ Lewis và chuyển một cặp electron đơn độc để tạo liên kết với ion hydro. Loài thu được cặp electron là axit Lewis; ví dụ, nguyên tử oxy trong H3O + thu được một cặp electron khi một 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 một lượng tương đương với một bazơ Lewis (tương ứng acetate, citrate hoặc oxalate cho các axit được đề cập).

Chỉ số axit[sửa | sửa mã nguồn]

Chỉ số này được sử dụng để định lượng số lượng axit tồn tại, chẳng hạn như trong dầu điêzen sinh học. Nó là lượng bazơ, biểu diễn theo lượng miligam kali hydroxit (KOH), cần phải có để trung hòa các thành phần axit trong 1 g mẫu thử.

AN = (Veq - beq) × N × 56,1 / Wdầu.

Veq là lượng chất thử chuẩn (ml) được tiêu thụ bởi một mẫu dầu mỏ và 1 ml (spiking solution??) ở điểm tương đương, và beq là lượng chất thử chuẩn (ml) được tiêu thụ bởi 1 ml (spiking solution??) ở điểm tương đương.

Nồng độ phân tử gam của chất thử chuẩn (N) được tính như sau:

N = 1000 × WKHP / (204,23 × Veq).

Trong đó, WKHP là lượng (g) của KHP trong 50 ml dung dịch KHP tiêu chuẩn, và Veq là lượng của chất thử chuẩn (ml) được tiêu thụ bởi 50ml dung dịch KHP tiêu chuẩn ở điểm tương đương.

Chỉ số axit (mg KOH/g dầu) cho dầu điêzen sinh học được ưa chuộng phải thấp hơn 3.

Ứng dụng của axit[sửa | sửa mã nguồn]

Có rất nhiều ứng dụng cho axit. Axit thường được sử dụng để loại bỏ sự gỉ sắt và sự ăn mòn khác từ kim loại trong quá trình được gọi là tẩy. Chúng có thể được sử dụng như một chất điện phân trong pin, chẳng hạn như axit sulfuric trong pin xe hơi. Axit mạnh, đặc biệt là axit sulfuric, được sử dụng rộng rãi trong chế biến khoáng sản. Ví dụ, khoáng chất photphat phản ứng với axit sulfuric để tạo ra axit photphoric để sản xuất phân bón phosphat, và kẽm được tạo ra bằng cách hòa tan oxit kẽm thành axit sulfuric, làm sạch dung dịch và electrowinning. Trong ngành công nghiệp hóa học, axit phản ứng trong phản ứng trung hòa để tạo ra muối. Ví dụ, axit nitric phản ứng với ammonia để tạo ra amoni nitrat, một phân bón. Ngoài ra, các axit cacboxylic có thể được este hóa với rượu cồn, để tạo ra este. Axit được sử dụng làm chất phụ gia cho đồ uống và thực phẩm, vì chúng làm thay đổi khẩu vị và phục vụ như chất bảo quản. Axit photphoric, ví dụ, là một thành phần của đồ uống cola. Axit acetic được sử dụng trong cuộc sống hàng ngày như dấm. Axit cacbonic là một phần quan trọng của một số loại nước uống cola và soda. Axit xitric được sử dụng làm chất bảo quản trong nước sốt và dưa chua. Axit tartaric là một thành phần quan trọng của một số thực phẩm thông dụng như xoài chưa chín và me. Trái cây và rau quả tự nhiên cũng chứa axit. Axit citric có trong cam, chanh và các loại quả có múi khác. Axit oxalic có trong cà chua, rau bina, và đặc biệt là carambola và đại hoàng; lá rhubarb và carambolas chưa chín là độc tính vì nồng độ cao của axit oxalic. Axit ascorbic (Vitamin C) là một vitamin cần thiết cho cơ thể con người và có trong các loại thực phẩm như amla (quả mâm xôi Ấn Độ), chanh, quả cam, quýt và ổi. Một số axit được sử dụng làm thuốc. Axit acetylsalicylic (Aspirin) được sử dụng như một thuốc giảm đau và làm giảm cơn sốt. Axit đóng vai trò quan trọng trong cơ thể con người. Axit clohiđric có trong dạ dày giúp tiêu hóa bằng cách phá vỡ các phân tử thức ăn lớn và phức tạp. Amino axit được yêu cầu để tổng hợp các protein cần thiết cho sự phát triển và sửa chữa các mô cơ thể. Axit béo cũng cần cho sự phát triển và sửa chữa các mô của cơ thể. Các axit nucleic rất quan trọng cho việc sản xuất DNA và RNA và chuyển các đặc tính sang con lai qua gen. Axit cacbon rất quan trọng để duy trì độ cân bằng pH trong cơ thể.

Tên gọi của axit[sửa | sửa mã nguồn]

Các axit được đặt tên phù hợp với anion của chúng. Phần cuối của ion bị bỏ đi và thay thế với các hậu tố mới theo bảng dưới đây.

Phần cuối anion Hậu tố axit
at axit+ ic
it axit + ơ
ua axit + hiđric

Ví dụ:

  • sunfat --> axit sunfuric
  • sunfit --> axit sunfurơ
  • sunfua --> axit sunfuhiđric
  • peclorat --> axit pecloric
  • clorua --> axit clohiđric

a) Axit không có oxi[7]

Tên axit: axit + tên phi kim + hiđric.

Vd: HCl: axit clohiđric; H2S: axit sunfuhiđric

Gốc axit tương ứng là: -Cl: clorua; =S: sunfua.

b) Axit có oxi[8]

-Axit có nhiều nguyên tử oxi:

Tên axit: axit + tên của phi kim + ic.

Vd:HNO3: axit nitric; H2SO4: axit sunfuric; H3PO4: axit photphoric

- NO3 : nitrat; = SO4: sunfat; = PO4: photphat.

-Axit có ít nguyên tử oxi:[8]

Tên axit: axit + tên phi kim + ơ.

Vd: H2SO3: axit sunfurơ

= SO3: sunfit.

Các axit thông dụng[sửa | sửa mã nguồn]

Axit được phân thành hai loại lớn có cấu tạo phân tử rất khác nhau: axit hữu cơaxit vô cơ.

Axit vô cơ mạnh[sửa | sửa mã nguồn]

Axit vô cơ yếu hay trung bình[sửa | sửa mã nguồn]

Axit hữu cơ[sửa | sửa mã nguồn]

Axit trong chế biến thực phẩm[sửa | sửa mã nguồn]

Tham khảo[sửa | sửa mã nguồn]

  1. ^ a ă Đặng Thái Minh, “Dictionnaire vietnamien - français. Les mots vietnamiens d’origine française”, Synergies Pays riverains du Mékong, n° spécial, năm 2011. ISSN: 2107-6758. Trang 49.
  2. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Oxtoby8th
  3. ^ Ebbing, D.D., & Gammon, S. D. (2005). General chemistry (8th ed.). Boston, MA: Houghton Mifflin. ISBN 0-618-51177-6
  4. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Ebbing2
  5. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Ebbing3
  6. ^ Lỗi chú thích: Thẻ <ref> sai; không có nội dung trong thẻ ref có tên Oxtoby8th2
  7. ^ Sgk hóa học lớp 8 (tr.126)
  8. ^ a ă Sgk hóa học lớp 8 (tr.127)
  9. ^ [Axit flohydric “HF”] Kiểm tra giao thức |url= (trợ giúp). 
Hóa học
Hóa vô cơHóa hữu cơHóa dượcĐiện hóaHóa phân tíchHóa học lượng tửHóa lýHóa keoHóa sinhHóa polymeQuang hóa họcTinh thể họcHóa dầuDược phẩmHóa hạt nhânHóa lý thuyếtHóa môi trườngHóa vũ trụHóa thực phẩmHóa nhiệtHóa từHóa tin họcHóa siêu phân tửKhoa học vật liệu