Mở trình đơn chính


Kẽm, 1 kim loại điển hình, đang phản ứng với axit clohydric, 1 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 chungSửa đổi

Tính chất vật lýSửa đổi

Tính chất hóa họcSửa đổi

Ví dụ:
 
Trong trường hợp kim loại tác dụng với H2SO4 đặc sẽ tạo ra muối +SO2 +H2.
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 liSửa đổi

Trong nước phản ứng sau diễn ra giữa axit (HA) và nước, là chất đóng vai trò của 1 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 1 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 1 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 2 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 hòaSửa đổi

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 axitSửa đổi

Một số phân tử axit có thể cung cấp nhiều hơn 1 ion H+ (proton). Các axit mà chỉ có thể cho 1 ion H+ trên 1 phân tử được gọi là axit monoproton, các phân tử axit nào mà có thể cung cấp 2 ion H+axit diproton, các phân tử axit nào có thể cho 3 ion H+axit triproton,... 1 axit monoproton chỉ có 1 nấc điện li (đôi khi gọi là ion hóa) như sau và đơn giản chỉ có 1 hằng số điện li:

 

1 axit diproton (được ký hiệu tượng trưng là AH2) có thể có 1 hoặc 2 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 2; hay Ka1 > Ka2. Ví dụ, axit sulfuric (H2SO4) có thể cho 1 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 2 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 1 axit mạnh. Tương tự, axit yếu và không ổn định như axit cacbonic (H2CO3) có thể mất 1 ion H+ để tạo ra anion bicacbonat (HCO3-) và mất tiếp ion H+ thứ hai để tạo ra anion cacbonat (CO32-). Cả 2 giá trị Ka đều nhỏ, nhưng Ka1 > Ka2.

Tương tự, 1 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

1 ví dụ của axit triproton vô cơ là axit octhophốtphoric (H3PO4), thông thường gọi là axit photphoric. 3 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 3 ion H+ để cuối cùng tạo ra ion citrat mang điện tích -3. Mặc dù vị trí của cả 3 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 khácSửa đổi

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 3 định nghĩa. Mặc dù rượuamin 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 ArrheniusSửa đổi

Nhà hóa học người Thụy Điển Svante Arrhenius quy các tính chất của axit cho các ion hydro (H+) hoặc proton vào năm 1884. Axit Arrhenius là 1 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 1 proton, không tồn tại một mình trong nước, nó tồn tại dưới dạng ion hydronium, H3O+. Do đó, axit Arrhenius cũng có thể được mô tả như 1 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, bazơ Arrhenius là 1 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, axit Arrhenius cũng có thể được coi là 1 chất làm giảm nồng độ hydroxit, trong khi bazơ Arrhenius làm tăng nó.

Trong dung dịch axit, nồng độ của các ion hydronium lớn hơn 10−7mol/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–LowrySửa đổi

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 BrønstedThomas Martin Lowry đã công nhận độc lập rằng các phản ứng axit-bazơ liên quan đến việc chuyển 1 proton. Axit Brønsted-Lowry (hay đơn giản là axit Brønsted) tặng 1 proton cho bazơ Brønsted-Lowry [4]. Lý thuyết axit-bazơ Brønsted-Lowry có 1 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 2 lý thuyết đều dễ dàng mô tả phản ứng đầu tiên: CH3COOH hoạt động như axit Arrhenius vì nó hoạt động như 1 nguồn H3O+ khi hòa tan trong nước và nó hoạt động như 1 axit 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 amoniac (NH3), nhưng không liên quan đến định nghĩa Arrhenius của 1 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:

  1.  
  2.  
  3.  

Như với các phản ứng axit axetic, cả 2 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. 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 cloruaamoniac (hòa tan trong benzen) phản ứng tạo thành amoni clorua rắn trong dung môi benzen và trong khí HCl và NH3 dạng khí thứ 3 kết hợp với nhau tạo thành chất rắn.

Axit LewisSửa đổi

1 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 axit-bazơ không liên quan đến việc chuyển proton. Axit Lewis là 1 axit chấp nhận 1 cặp electron từ các chất khác; nói cách khác, nó là 1 axit 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, 1 ion florua, F-, từ bỏ 1 cặp electron thành boron triflorua để tạo thành sản phẩm tetrafluoroborate. Fluoride "mất" 1 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 florua hơn so với ion florua đơn độc. BF3 là 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 2 có thể được mô tả bằng cách sử dụng 1 trong 2 lý thuyết. 1 proton được chuyển từ axit Brønsted không xác định sang amoniac, 1 bazơ Brønsted; cách khác, amoniac hoạt động như bazơ Lewis và chuyển 1 cặp electron đơn độc để tạo liên kết với ion hydro. Chất thu được cặp electron là axit Lewis; ví dụ, nguyên tử oxy trong H3O+ thu được 1 cặp electron khi 1t 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 1 lượng tương đương với bazơ Lewis (tương ứng acetate, citrate hoặc oxalate cho các axit được đề cập).

Chỉ số axitSửa đổi

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 1 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 axitSửa đổi

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 1 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 amoniac để tạo ra amoni nitrat, 1 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 1 thành phần của đồ uống cola. Axit acetic được sử dụng trong cuộc sống hàng ngày như dấm. Axit cacbonic là 1 phần quan trọng của một số loại nước uống cola và soda. Axit xitric được sử dụng làm chất bảo quản trong nước sốtdưa chua. Axit tartaric là 1 thành phần quan trọng của 1 số thực phẩm thông dụng như xoài chưa chín và me. Trái câyrau 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 carambolađại hoàng; lá rhubarb và carambolas chưa chín là độc tính vì nồng độ cao của axit oxalic.

Axit ascorbic (Vitamin C) là 1 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, quýtổi.

1 số axit được sử dụng làm thuốc. Axit acetylsalicylic (Aspirin) được sử dụng như 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 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 DNARNA 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 axitSửa đổi

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:

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 dụngSửa đổi

Axit được phân thành 2 loại lớn có cấu tạo phân tử rất khác nhau: axit hữu cơaxit vô cơ.

Axit vô cơ mạnhSửa đổi

Axit vô cơ yếu hay trung bìnhSửa đổi

Axit hữu cơSửa đổi

Axit trong chế biến thực phẩmSửa đổi

Tham khảoSửa đổi

  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