Mở trình đơn chính

Cấu trúc hình thành chính của ammoniac, một trong những loại bazơ được sử dụng phổ biến nhất trên thế giới.
Chú thích:
H: Hiđro
N: Nitơ

Bazơ (bắt nguồn từ từ tiếng Pháp base /baz/),[1]công thức hoá học chung là B(OH)x.Một định nghĩa phổ biến của bazơ 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 axit 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.Bazơ là hợp chất mà phân tử có một nguyên tử kim loại liên kết với một hay nhiều nhóm hidroxit (-OH)

Tính chất vật lýSửa đổi

Những tính chất chung của các loại bazơ bao gồm:

  • Có cảm giác nhờn, hoặc có mùi và có cảm giác như xà phòng khi cầm trên tay, vì sự xà phòng hoá của Lipid trong da người.
  • Bazơ nồng độ cao và bazơ mạnh có tính ăn mòn chất hữu cơ và tác dụng mạnh với các hợp chất axit.
  • Đổi màu các chất chỉ thị: dung dịch bazơ đổi màu quỳ tím thành màu xanh, dung dịch Phenolphthalein không màu thành màu hồng, giữ nguyên màu xanh của bromothymol, và đổi màu methyl cam thành màu vàng.
  • Độ pH của dung dịch bazơ luôn lớn hơn 7.
  • Bazơ có vị đắng.
  • Có các Bazơ tan được trong nước: Na, Cs, K, Rb, Li, Fr: kiềm hóa trị 1 hoặc Ca, Sr, Ba, Ra: kiềm thổ hóa trị 2 (trừ Mg,Be), Amoniac (NH3) và các Ankyl amin như CH3NH2,... hay các amin của hợp chất (CnH2n-1)-,(CnH2n-3)- như:C2H3NH2,C3H3NH2,... Tạo thành các dung dịch BaZơ là NaOH, Ca(OH)2, KOH, Ba(OH)2, LiOH,...
  • Bazơ không tan: Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2, Al(OH)3..., Mg(OH)2, Be(OH)2 và các Amin vòng thơm như C6H5NH2,...
  • Amoniac, các Ankyl amin và amin của các hợp chất (CnH2n-1)-,(CnH2n-3)- dễ bay hơi
  • Bazơ tan có thể làm cho quỳ tím chuyển màu xanh - phenol phtalein chuyển màu đỏ.

Công thức [2]Sửa đổi

- Nhóm hidroxit (-OH) có hóa trị I: -OH

- Công thức chung: M(OH)n.Trong đó, n là hóa trị của kim loại M.

Các bazơ thông dụngSửa đổi

Phân loại bazơ theo tính tan[3]Sửa đổi

Các bazơ được chia làm hai loại tùy vào tính tan của chúng.[3]

  • Bazơ tan được trong nước gọi là kiềm: LiOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2, NaOH...
  • Bazơ không tan: các hidroxit của nhiều kim loại (gồm Mg và các kim loại đứng sau Mg trong dãy hoạt động hóa học của kim loại):Be, Al, Mn, Zn, Cr, Fe, Co, Ni, Sn, Pb, Cu,... Riêng Mg(OH)2 tan được trong nước nóng hoặc đun sôi còn Be(OH)2 thì tan được trong kiềm

Bazơ mạnhSửa đổi

Một bazơ mạnh là một hợp chất hóa học bazơ có thể loại bỏ một proton (H+) từ (hoặc deprotonate) một phân tử thậm chí là một axit rất yếu (như nước) trong phản ứng axit-bazơ. Các ví dụ phổ biến của các bazơ mạnh bao gồm hydroxit của kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ, như NaOH và Ca(OH)2, tương ứng. Do độ hòa tan thấp, một số bazơ, chẳng hạn như hydroxit kiềm kiềm, có thể được sử dụng khi không tính đến yếu tố hòa tan.[4] Một ưu điểm của độ hòa tan thấp này là rằng "nhiều thuốc kháng axit là huyền phù của hydroxit kim loại như nhôm hydroxit và magiê hydroxit."[5] Các hợp chất này có độ hòa tan thấp và có khả năng ngăn chặn sự gia tăng nồng độ của ion hydroxit, ngăn chặn tác hại của các mô trong miệng, thực quản và dạ dày.[5] Khi phản ứng tiếp tục và muối tan ra, axit dạ dày phản ứng với hydroxit được tạo ra bởi các huyền phù.[5] Các bazơ mạnh bị thủy phân trong nước gần như hoàn toàn, dẫn đến hiệu ứng san bằng. "[6] Trong quá trình này, phân tử nước kết hợp với một bazơ mạnh, do khả năng lưỡng tính của nước, và, một ion hydroxit được tái cho thuê.[6] Các bazơ rất mạnh thậm chí có thể khử các nhóm C C có tính axit rất yếu trong trường hợp không có nước. Dưới đây là danh sách một số bazơ mạnh:

Các cation của các bazơ mạnh này xuất hiện trong nhóm thứ nhất và thứ hai của bảng tuần hoàn (kim loại kiềm và kiềm thổ). Tetraalkylated ammonium hydroxide cũng là những bazơ mạnh vì chúng phân ly hoàn toàn trong nước. Guanidine là trường hợp đặc biệt của một loài đặc biệt ổn định khi bị proton hóa, tương tự như lý do tạo ra Perchloric acidSulfuric acid axit rất mạnh. Các axit có p Ka hơn 13 được coi là rất yếu và cơ sở liên hợp của chúng là các bazơ mạnh.

Siêu bazơSửa đổi

Bài chi tiết: Siêu bazơ

Các muối nhóm 1 của carbanion, amit và hydrua có xu hướng thậm chí là các bazơ mạnh hơn do sự yếu kém của các axit liên hợp của chúng, đó là hydrocacbon ổn định, amin và dihydrogen. Thông thường, các bazơ này được tạo ra bằng cách thêm các kim loại kiềm tinh khiết như natri vào axit liên hợp. Chúng được gọi là các siêu baz ơ, và không thể giữ chúng trong dung dịch nước vì chúng là bazơ mạnh hơn ion hydroxit. Như vậy, chúng khử nước liên hợp axit. Ví dụ, ion ethoxide (bazơ liên hợp của ethanol) với sự có mặt của nước trải qua phản ứng này.

CH3CH2O + H2OCH3CH2OH + OH

Các ví dụ các siêu bazơ:

Tên gọi[3]Sửa đổi

Bazơ được gọi tên theo trình tự:

Tên bazơ: tên kim loại (kèm hóa trị nếu kim loại có nhiều hóa trị)+hidroxit

Vd:NaOH:natri hidroxit

Ca(OH)2:canxi hidroxit

Cu(OH)2:đồng (II) hidroxit

Fe(OH)2:sắt (II) hidroxit

Bazơ và độ pHSửa đổi

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:

 

Chính xác hơn thì là:

 

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 họcSửa đổi

Tác dụng của dung dịch bazơ với chất chỉ thị màuSửa đổi

Quỳ tím chuyển sang màu xanh.

Phenolphtalin không màu chuyển sang màu hồng.

Tác dụng của bazơ với axitSửa đổi

Bazo(Tan và không tan) + Axit → Muối + Nước

VD:  

 

Phản ứng giữa bazơ và axit được gọi là phản ứng trung hoà.

Tác dụng của bazơ với oxit axitSửa đổi

Bazơ + Oxit axit → Muối + Nước

VD:  

3Ca(OH)2 + P2O5 → Ca3(PO4)2 + 3H2O

Tác dụng của bazơ với muốiSửa đổi

Kiềm (bazơ tan) + Muối tan → Muối mới + Bazơ mới

Điều kiện: muối hoặc bazơ mới tạo thành phải không tan.

VD: 2NaOH + CuSO4 → Cu(OH)2↓ + Na2SO4

Ba(OH)2 + Na2SO4 → BaSO4↓ + 2NaOH

Nhiệt phân bazơ không tan ở nhiệt độ caoSửa đổi

Bazơ không tan → Oxit bazơ + Nước

VD: Cu(OH)2 ----> CuO + H2O

Trung hòa axítSửa đổi

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

 

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

 

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

 

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-hiđrôxítSửa đổi

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:

 

và:

 

Xem thêmSửa đổi

Tham khảoSửa đổi

  1. ^ 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 57.
  2. ^ sgk 8
  3. ^ a ă â sgk hóa học 8
  4. ^ Zumdahl & DeCoste (2013), tr. 255.
  5. ^ a ă â Zumdahl & DeCoste, tr. 256.
  6. ^ a ă Lewis, Gilbert N. (1938). “Acids and Bases” (PDF). Journal of the Franklin Institute 226 (3). tr. 293–313. Truy cập ngày 19 tháng 2 năm 2015. 

SáchSửa đổi

  • Zumdahl, Steven; DeCoste, Donald (2013). Chemical Principles (7th ed.). Mary Finch.

Liên kết ngoàiSửa đổi