Muối lưỡng tính về proton và phương trình ion | Hóa học HSC
Tìm hiểu cách các ion lưỡng tính về proton có thể hoạt động như cả axit và bazơ, qua các ví dụ hiđrocacbonat và đihiđrophotphat trong Hóa học HSC.
Một muối như natri hiđrocacbonat, \(\ce{NaHCO3}\), có vẻ hơi khó xử trong hóa học axit-bazơ. Nó không chứa \(\mathrm{H}^{+}\) rõ ràng như axit clohiđric, cũng không có \(\ce{OH-}\) như natri hiđroxit. Tuy nhiên, khi hòa tan, ion hiđrocacbonat có thể hoạt động như cả axit lẫn bazơ.
Trước khi đọc tiếp, hãy dự đoán \(\ce{HCO3-}\) sẽ làm gì trong nước. Nó vẫn có một nguyên tử hiđro, vì vậy có lẽ nó có thể cho một proton. Nhưng nó cũng mang điện tích âm, nên có lẽ nó cũng có thể nhận một proton. Cả hai dự đoán đều đúng. Khả năng phản ứng theo cả hai hướng đó được gọi là tính lưỡng tính về proton.
Kỹ năng HSC quan trọng không chỉ là nhận ra thuật ngữ này. Bạn cần nhìn vào một ion, xác định liệu nó có thể cho và nhận proton hay không, rồi viết đúng các phương trình ion mà không đưa các ion khán giả vào phản ứng hóa học.
## Vấn đề: một ion, hai khả năng chuyển proton
Xét natri hiđrocacbonat hòa tan trong nước:
\[ \ce{NaHCO3(s) -> Na+(aq) + HCO3-(aq)} \]
Ion \(\mathrm{Na}^{+}\) không tham gia vào phản ứng axit-bazơ. Nó là một ion khán giả. Tiểu phân đáng quan tâm là \(\ce{HCO3-}\).
Bây giờ, hãy hình dung proton là thứ mà \(\ce{HCO3-}\) có thể cho đi hoặc nhận vào.
Nếu \(\ce{HCO3-}\) mất \(\mathrm{H}^{+}\), còn lại gì?
\[ \ce{HCO3- -> CO3^2- + H+} \]
Vì vậy, \(\ce{HCO3-}\) có thể hoạt động như một axit.
Nhưng \(\ce{HCO3-}\) cũng có thể nhận \(\mathrm{H}^{+}\):
\[ \ce{HCO3- + H+ -> H2CO3} \]
Vì vậy, nó cũng có thể hoạt động như một bazơ.
Một tiểu phân có thể vừa cho vừa nhận proton được gọi là lưỡng tính về proton.
Định nghĩa đó hữu ích, nhưng cách hình dung còn quan trọng hơn: một tiểu phân lưỡng tính về proton nằm giữa hai tiểu phân có liên quan trong một chuỗi. Nó có thể di chuyển một bước theo một trong hai hướng bằng cách chuyển một proton.
Đối với hiđrocacbonat:
\[ \ce{H2CO3 <=> HCO3- <=> CO3^2-} \]
Di chuyển sang trái nghĩa là nhận một proton. Di chuyển sang phải nghĩa là mất một proton.
Điều này liên hệ chặt chẽ với các cặp axit-bazơ liên hợp: các tiểu phân đứng cạnh nhau trong chuỗi chỉ khác nhau đúng một proton.
## Lưỡng tính về proton không có nghĩa là “chứa hiđro”
Đây là bẫy đầu tiên.
Một học sinh có thể suy luận:
> “Nếu một ion chứa hiđro, nó phải có khả năng cho \(\mathrm{H}^{+}\), vì vậy nó phải lưỡng tính về proton.”
Không nhất thiết.
Để lưỡng tính về proton, một tiểu phân phải có khả năng thực hiện cả hai vai trò:
– cho một proton, và
– nhận một proton.
Ví dụ, về nguyên tắc, \(\ce{HSO4-}\) có thể cho một proton để tạo thành \(\ce{SO4^2-}\), và nhận một proton để tạo thành \(\ce{H2SO4}\), vì vậy nó là tiểu phân lưỡng tính về proton.
Ngược lại, \(\ce{NH4+}\) có thể cho một proton:
\[ \ce{NH4+ -> NH3 + H+} \]
nhưng trong hóa học axit-bazơ HSC thông thường, chúng ta không xem \(\ce{NH4+}\) là có thể nhận thêm một proton để tạo thành một axit liên hợp có ý nghĩa. Nó hoạt động như một axit, không phải như một tiểu phân lưỡng tính về proton.
Tương tự, \(\ce{CO3^2-}\) có thể nhận một proton để trở thành \(\ce{HCO3-}\), nhưng nó không có proton nào sẵn có để cho đi. Nó hoạt động như một bazơ.
Một quy tắc quyết định nhanh là:
| Tiểu phân | Có thể mất \(\mathrm{H}^{+}\)? | Có thể nhận \(\mathrm{H}^{+}\)? | Lưỡng tính về proton? |
|—|—|—|—|
| \(\ce{HCO3-}\) | Có, tạo \(\ce{CO3^2-}\) | Có, tạo \(\ce{H2CO3}\) | Có |
| \(\ce{H2PO4-}\) | Có, tạo \(\ce{HPO4^2-}\) | Có, tạo \(\ce{H3PO4}\) | Có |
| \(\ce{CO3^2-}\) | Không | Có | Không |
| \(\ce{NH4+}\) | Có | Không, trong phạm vi khóa học này | Không |
Có một cách hình dung hữu ích, dù hơi ngớ ngẩn. Một ion lưỡng tính về proton giống như một người đứng giữa hai người khác trong một cuộc trò chuyện nhóm rất khó xử. Nó có thể chuyển proton sang một phía hoặc nhận proton từ phía còn lại.
Phép so sánh này không hoàn toàn đúng vì sự chuyển proton trong hóa học không phải là một lựa chọn có chủ ý. Cả hai phản ứng đều chịu sự chi phối của cân bằng và độ mạnh tương đối của các axit và bazơ liên quan.
## Viết phương trình với nước
Trong dung dịch nước, thông thường không nên viết một \(\mathrm{H}^{+}\) tự do đứng riêng lẻ. Proton được cho sẽ chuyển sang nước, tạo thành \(\ce{H3O+}\). Nếu nước cho một proton, nó tạo thành \(\ce{OH-}\).
Từ đó, ta có hai dạng tổng quát.
Khi một tiểu phân lưỡng tính về proton hoạt động như một axit:
\[ \ce{HA- + H2O <=> A^2- + H3O+} \]
Ở đây, \(\ce{HA-}\) cho một proton cho nước.
Khi cùng tiểu phân đó hoạt động như một bazơ:
\[ \ce{HA- + H2O <=> H2A + OH-} \]
Ở đây, \(\ce{HA-}\) nhận một proton từ nước.
Lưu ý rằng nước cũng thay đổi vai trò. Trong phản ứng thứ nhất, nước nhận \(\mathrm{H}^{+}\), vì vậy nước hoạt động như một bazơ. Trong phản ứng thứ hai, nước cho \(\mathrm{H}^{+}\), vì vậy nước hoạt động như một axit.
Đây là hóa học axit-bazơ Brønsted-Lowry: axit cho proton, còn bazơ nhận proton.
## Natri hiđrocacbonat: \(\ce{NaHCO3}\)
Trước tiên, natri hiđrocacbonat phân li:
\[ \ce{NaHCO3(s) -> Na+(aq) + HCO3-(aq)} \]
Ion natri vẫn là ion khán giả. Vì vậy, bạn viết các phương trình axit-bazơ bằng \(\ce{HCO3-}\), chứ không dùng toàn bộ muối.
### Khi \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một axit
Hiđrocacbonat cho một proton cho nước:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> CO3^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
Kiểm tra phản ứng bằng cách theo dõi proton.
– \(\ce{HCO3-}\) mất \(\mathrm{H}^{+}\) và trở thành \(\ce{CO3^2-}\).
– \(\ce{H2O}\) nhận \(\mathrm{H}^{+}\) và trở thành \(\ce{H3O+}\).
Do đó, các cặp liên hợp là:
\[ \ce{HCO3- / CO3^2-} \]
và
\[ \ce{H3O+ / H2O} \]
### Khi \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một bazơ
Lần này, hiđrocacbonat nhận một proton từ nước:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH-(aq)} \]
Bây giờ:
– \(\ce{HCO3-}\) nhận \(\mathrm{H}^{+}\) và trở thành \(\ce{H2CO3}\).
– \(\ce{H2O}\) mất \(\mathrm{H}^{+}\) và trở thành \(\ce{OH-}\).
Các cặp liên hợp là:
\[ \ce{H2CO3 / HCO3-} \]
và
\[ \ce{H2O / OH-} \]
Hai phương trình này là bằng chứng cho thấy \(\ce{HCO3-}\) có tính lưỡng tính về proton.
### Ví dụ có lời giải: Viết cả hai phương trình axit-bazơ của natri hiđrocacbonat
Natri hiđrocacbonat hòa tan trong nước. Hãy viết một phương trình ion cho thấy ion hiđrocacbonat hoạt động như một axit, và một phương trình khác cho thấy nó hoạt động như một bazơ.
**Bước 1**: Tách muối thành các ion.
\[ \ce{NaHCO3(s) -> Na+(aq) + HCO3-(aq)} \]
Ion \(\mathrm{Na}^{+}\) là ion khán giả, vì vậy các phương trình axit-bazơ liên quan đến \(\ce{HCO3-}\).
**Bước 2**: Cho \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một axit bằng cách loại đi một proton.
Loại \(\mathrm{H}^{+}\) tạo ra \(\ce{CO3^2-}\). Nước nhận proton và trở thành \(\ce{H3O+}\):
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> CO3^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
**Bước 3**: Cho \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một bazơ bằng cách thêm một proton.
Thêm \(\mathrm{H}^{+}\) tạo ra \(\ce{H2CO3}\). Nước cung cấp proton đó và trở thành \(\ce{OH-}\):
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH-(aq)} \]
**Bước 4**: Kiểm tra nguyên tử và điện tích.
Đối với phản ứng axit, tổng điện tích ở cả hai vế đều là \(-1\):
\[ -1 = -2 + 1 \]
Đối với phản ứng bazơ, tổng điện tích ở cả hai vế cũng là \(-1\).
Hai phản ứng đã cân bằng cho thấy hiđrocacbonat có thể cho hoặc nhận proton.
## Kali đihiđrophotphat: \(\ce{KH2PO4}\)
Phương pháp tương tự áp dụng cho kali đihiđrophotphat.
Trước tiên, sự phân li:
\[ \ce{KH2PO4(s) -> K+(aq) + H2PO4-(aq)} \]
Một lần nữa, \(\mathrm{K}^{+}\) là ion khán giả. Tiểu phân axit-bazơ là \(\ce{H2PO4-}\).
Nó nằm trong chuỗi chuyển proton của photphat:
\[ \ce{H3PO4 <=> H2PO4- <=> HPO4^2- <=> PO4^3-} \]
Vì \(\ce{H2PO4-}\) có một tiểu phân ở mỗi phía, nó có thể di chuyển theo cả hai hướng thông qua sự chuyển proton.
### \(\ce{H2PO4-}\) hoạt động như một axit
Nó cho một proton:
\[ \ce{H2PO4-(aq) + H2O(l) <=> HPO4^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
Ion \(\ce{H2PO4-}\) là axit vì nó cho \(\mathrm{H}^{+}\).
### \(\ce{H2PO4-}\) hoạt động như một bazơ
Nó nhận một proton:
\[ \ce{H2PO4-(aq) + H2O(l) <=> H3PO4(aq) + OH-(aq)} \]
Ở đây, \(\ce{H2PO4-}\) là bazơ vì nó nhận \(\mathrm{H}^{+}\).
Vì vậy, \(\ce{H2PO4-}\), giống như \(\ce{HCO3-}\), có tính lưỡng tính về proton.
## Lưỡng tính về proton không có nghĩa là trung tính
Đây là quan niệm sai quan trọng nhất sau khi học các phương trình này.
Bạn có thể dự đoán rằng nếu một ion có thể hoạt động vừa như axit vừa như bazơ thì hai tính chất đó phải triệt tiêu nhau và tạo pH 7.
Không nhất thiết như vậy.
“Lưỡng tính về proton” cho bạn biết những phản ứng nào có thể xảy ra. Nó không có nghĩa là hai phản ứng xảy ra với mức độ như nhau.
Một hướng có thể thuận lợi hơn hướng kia rất nhiều.
Đó là lý do dung dịch natri hiđrocacbonat có tính bazơ nhẹ, trong khi kali đihiđrophotphat tạo ra dung dịch có tính axit.
Sự khác biệt đến từ độ mạnh của axit và bazơ.
Nếu bạn cần ôn lại mối liên hệ giữa độ mạnh với \(K_a\), \(K_b\) và pH, hãy xem pH và độ mạnh axit-bazơ.
## Tính chất nào chiếm ưu thế?
Ta có thể so sánh các hằng số cân bằng của hai phản ứng có thể xảy ra.
Xét \(\ce{HCO3-}\).
Phản ứng axit của nó là:
\[ \ce{HCO3- + H2O <=> CO3^2- + H3O+} \]
Hằng số cân bằng của phản ứng này là hằng số phân li axit thứ hai của axit cacbonic, xấp xỉ
\[ K_a \approx 4.7 \times 10^{-11} \]
ở \(25^\circ\text{C}\).
Phản ứng bazơ của nó là:
\[ \ce{HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-} \]
Đối với một cặp axit-bazơ liên hợp,
\[ K_aK_b=K_w \]
trong đó \(K_w = 1.0\times10^{-14}\) ở \(25^\circ\text{C}\).
Đối với cặp \(\ce{H2CO3/HCO3-}\), lấy \(K_a \approx 4.3\times10^{-7}\):
\[ K_b=\frac{K_w}{K_a} \=\frac{1.0\times10^{-14}}{4.3\times10^{-7}} \approx2.3\times10^{-8} \]
So sánh hai khả năng:
\[ K_b(\ce{HCO3-})\approx2.3\times10^{-8} \]
\[ K_a(\ce{HCO3-})\approx4.7\times10^{-11} \]
Phản ứng bazơ có hằng số cân bằng lớn hơn. Đó là lý do hiđrocacbonat chủ yếu hoạt động như một bazơ trong nước, mặc dù nó có tính lưỡng tính về proton.
Đừng biến điều này thành quy tắc “các ion lưỡng tính về proton mang điện tích âm đều có tính bazơ”. \(\ce{H2PO4-}\) cũng mang điện tích âm, nhưng tính axit của nó lại chiếm ưu thế.
### Ví dụ có lời giải: Xác định \(\ce{H2PO4-}\) chủ yếu hoạt động như axit hay bazơ
Ở \(25^\circ\text{C}\), giả sử các hằng số phân li axit có liên quan của axit photphoric là
\[ K_{a1}=7.1\times10^{-3} \]
và
\[ K_{a2}=6.3\times10^{-8} \]
Xác định xem \(\ce{H2PO4-}\) chủ yếu hoạt động như một axit hay một bazơ trong nước. Viết cả hai phương trình ion.
**Bước 1**: Viết phản ứng trong đó \(\ce{H2PO4-}\) hoạt động như một axit.
Nó mất một proton:
\[ \ce{H2PO4-(aq) + H2O(l) <=> HPO4^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
Đối với phản ứng này,
\[ K_a=K_{a2}=6.3\times10^{-8} \]
**Bước 2**: Viết phản ứng trong đó \(\ce{H2PO4-}\) hoạt động như một bazơ.
Nó nhận một proton:
\[ \ce{H2PO4-(aq) + H2O(l) <=> H3PO4(aq) + OH-(aq)} \]
Axit liên hợp của nó là \(\ce{H3PO4}\), có lần phân li thứ nhất với \(K_{a1}=7.1\times10^{-3}\).
Do đó,
\[ K_b=\frac{K_w}{K_{a1}} \=\frac{1.0\times10^{-14}}{7.1\times10^{-3}} \=1.4\times10^{-12} \]
**Bước 3**: So sánh hai hằng số.
\[ 6.3\times10^{-8} > 1.4\times10^{-12} \]
Do đó, phản ứng cho proton thuận lợi hơn rất nhiều so với phản ứng nhận proton.
**Bước 4**: Diễn giải kết quả.
\(\ce{H2PO4-}\) có tính lưỡng tính về proton vì cả hai quá trình chuyển proton đều có thể xảy ra, nhưng trong nước nó chủ yếu hoạt động như một axit. Vì vậy, dung dịch \(\ce{KH2PO4}\) có tính axit chứ không trung tính.
## Phương pháp đáng tin cậy để viết phương trình ion trong HSC
Khi gặp một muối chứa ion có khả năng lưỡng tính về proton, hãy xử lý theo thứ tự sau.
Trước tiên, phân li muối tan. Ví dụ:
\[ \ce{KH2PO4 -> K+ + H2PO4-} \]
Sau đó bỏ qua mọi ion khán giả như \(\mathrm{K}^{+}\) hoặc \(\mathrm{Na}^{+}\).
Tiếp theo, đặt riêng hai câu hỏi về ion còn lại:
– Tiểu phân nào hình thành nếu nó mất đúng một \(\mathrm{H}^{+}\)?
– Tiểu phân nào hình thành nếu nó nhận đúng một \(\mathrm{H}^{+}\)?
Cuối cùng, đưa nước vào để proton có nơi đi đến hoặc có nguồn để đi ra.
Nếu ion cho proton:
\[ \ce{\text{tiểu phân lưỡng tính về proton} + H2O <=> \text{bazơ liên hợp} + H3O+} \]
Nếu ion nhận proton:
\[ \ce{\text{tiểu phân lưỡng tính về proton} + H2O <=> \text{axit liên hợp} + OH-} \]
Sau đó kiểm tra các nguyên tử và tổng điện tích.
Bước kiểm tra điện tích cuối cùng này phát hiện được rất nhiều lỗi. Ví dụ, nếu bạn viết sai:
\[ \ce{HCO3- + H2O -> CO3- + H3O+} \]
số nguyên tử cacbon và hiđro thoạt nhìn có thể có vẻ hợp lý, nhưng ion cacbonat là \(\ce{CO3^2-}\), không phải \(\ce{CO3-}\). Việc bảo toàn điện tích sẽ làm lộ lỗi ngay lập tức.
## Tại sao ion kim loại biến mất khỏi phương trình ion
Đôi khi học sinh lo rằng việc bỏ \(\mathrm{Na}^{+}\) hoặc \(\mathrm{K}^{+}\) khiến phương trình không đầy đủ.
Không phải vậy. Phương trình ion rút gọn cố ý loại bỏ những ion không trải qua biến đổi hóa học đang được mô tả.
Đối với natri hiđrocacbonat, bạn có thể hình dung \(\mathrm{Na}^{+}\) vẫn nằm trong dung dịch cả trước và sau khi chuyển proton. Nó không nhận proton, mất proton, kết tủa, bị oxi hóa hay bị khử.
Nó có mặt về mặt vật lý, nhưng không liên quan đến phản ứng cụ thể này.
Sự phân biệt giữa “có mặt trong cốc” và “tham gia vào phản ứng rút gọn” rất đáng ghi nhớ. Điều này sẽ xuất hiện lại trong các phương trình kết tủa, oxi hóa-khử và cân bằng.
## Câu hỏi và lời giải
### Câu hỏi 1
Một dung dịch được chuẩn bị bằng cách hòa tan natri hiđrocacbonat, \(\ce{NaHCO3}\), trong nước.
Hãy viết:
a. phương trình phân li của muối,
b. một phương trình ion cho thấy \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một axit Brønsted-Lowry, và
c. một phương trình ion cho thấy \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một bazơ Brønsted-Lowry.
### Lời giải 1
\(\ce{HCO3-}\) có tính lưỡng tính về proton: nó có thể cho một proton để tạo thành \(\ce{CO3^2-}\), hoặc nhận một proton để tạo thành \(\ce{H2CO3}\).
Ở phần a, natri hiđrocacbonat phân li như sau:
\[ \ce{NaHCO3(s) -> Na+(aq) + HCO3-(aq)} \]
Ở phần b, \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một axit bằng cách cho \(\mathrm{H}^{+}\) cho nước:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> CO3^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
Ion hiđrocacbonat trở thành bazơ liên hợp của nó, \(\ce{CO3^2-}\).
Ở phần c, \(\ce{HCO3-}\) hoạt động như một bazơ bằng cách nhận \(\mathrm{H}^{+}\) từ nước:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH-(aq)} \]
Một lỗi rất dễ mắc là đưa \(\mathrm{Na}^{+}\) vào cả hai phương trình axit-bazơ. Nó có mặt trong dung dịch, nhưng là ion khán giả, nên không xuất hiện trong các phương trình ion rút gọn.
### Câu hỏi 2
Một học sinh viết phương trình sau để minh họa tính lưỡng tính về proton của \(\ce{H2PO4-}\):
\[ \ce{H2PO4- + H2O <=> PO4^3- + H3O+} \]
Giải thích tại sao phương trình này sai, sau đó viết phương trình đúng khi \(\ce{H2PO4-}\) hoạt động như một axit và phương trình đúng khi nó hoạt động như một bazơ.
### Lời giải 2
Phương trình sai vì một bước chuyển proton Brønsted-Lowry chỉ được loại một proton khỏi \(\ce{H2PO4-}\), tạo ra \(\ce{HPO4^2-}\), chứ không phải \(\ce{PO4^3-}\).
Phản ứng axit đúng là:
\[ \ce{H2PO4-(aq) + H2O(l) <=> HPO4^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
Ở đây, \(\ce{H2PO4-}\) cho một proton.
Phản ứng bazơ đúng là:
\[ \ce{H2PO4-(aq) + H2O(l) <=> H3PO4(aq) + OH-(aq)} \]
Ở đây, \(\ce{H2PO4-}\) nhận một proton.
Phương trình của học sinh có vẻ hợp lý vì \(\ce{PO4^3-}\) thực sự là một phần của hệ axit-bazơ photphat. Vấn đề là để đi từ \(\ce{H2PO4-}\) đến nó cần mất hai proton:
\[ \ce{H2PO4- -> HPO4^2- -> PO4^3-} \]
Đó là hai bước chuyển proton riêng biệt, với \(\ce{HPO4^2-}\) là tiểu phân trung gian.
### Câu hỏi 3
Ở \(25^\circ\text{C}\), các giá trị sau áp dụng xấp xỉ cho hệ axit cacbonic:
\[ K_{a1}=4.3\times10^{-7} \]
\[ K_{a2}=4.7\times10^{-11} \]
Một học sinh lập luận:
> “Vì \(\ce{HCO3-}\) có tính lưỡng tính về proton nên dung dịch \(\ce{NaHCO3}\) phải trung tính.”
Hãy dùng các hằng số cân bằng để đánh giá nhận định này. Viết hai phương trình ion có liên quan và xác định tính chất nào của \(\ce{HCO3-}\) mạnh hơn.
### Lời giải 3
Dung dịch không được kỳ vọng là trung tính; \(\ce{HCO3-}\) có tính lưỡng tính về proton, nhưng tính bazơ của nó mạnh hơn tính axit.
Phản ứng axit của nó là:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> CO3^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
Đối với phản ứng này,
\[ K_a=K_{a2}=4.7\times10^{-11} \]
Phản ứng bazơ của nó là:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH-(aq)} \]
Giá trị \(K_b\) có liên quan đến cặp liên hợp \(\ce{H2CO3/HCO3-}\):
\[ K_b=\frac{K_w}{K_{a1}} \]
Dùng \(K_w=1.0\times10^{-14}\):
\[ K_b \= \frac{1.0\times10^{-14}}{4.3\times10^{-7}} \= 2.3\times10^{-8} \]
Bây giờ so sánh:
\[ K_b=2.3\times10^{-8} \]
\[ K_a=4.7\times10^{-11} \]
Vì \(K_b\) lớn hơn \(K_a\) rất nhiều, phản ứng tạo \(\ce{OH-}\) thuận lợi hơn phản ứng tạo \(\ce{H3O+}\).
Do đó, dung dịch natri hiđrocacbonat trong nước có tính bazơ nhẹ.
Lập luận dễ mắc phải ở trên đã nhầm lẫn giữa khả năng xảy ra và xu hướng xảy ra ngang nhau. “Lưỡng tính về proton” nghĩa là cả hai hướng chuyển proton đều có thể xảy ra; nó không có nghĩa là các hằng số cân bằng của chúng bằng nhau.
### Câu hỏi 4
Hai dung dịch không nhãn chứa cùng nồng độ của \(\ce{NaHCO3}\) hoặc \(\ce{KH2PO4}\).
Dữ liệu cân bằng sau có sẵn ở \(25^\circ\text{C}\):
Đối với axit cacbonic:
\[ K_{a1}=4.3\times10^{-7}, \qquad K_{a2}=4.7\times10^{-11} \]
Đối với axit photphoric:
\[ K_{a1}=7.1\times10^{-3}, \qquad K_{a2}=6.3\times10^{-8} \]
Không dựa vào các giá trị pH đã học thuộc:
a. xác định dung dịch nào có tính axit và dung dịch nào có tính bazơ,
b. viết cặp phương trình ion cạnh tranh nhau cho mỗi ion lưỡng tính về proton, và
c. giải thích tại sao chỉ so sánh điện tích âm trên \(\ce{HCO3-}\) và \(\ce{H2PO4-}\) không thể trả lời câu hỏi.
### Lời giải 4
Dung dịch \(\ce{NaHCO3}\) có tính bazơ, còn dung dịch \(\ce{KH2PO4}\) có tính axit, vì các hằng số cân bằng axit và bazơ cạnh tranh của hai ion lưỡng tính về proton là khác nhau.
Đối với \(\ce{HCO3-}\), phản ứng axit là:
\[ \ce{HCO3- + H2O <=> CO3^2- + H3O+} \]
với
\[ K_a=4.7\times10^{-11} \]
Phản ứng bazơ của nó là:
\[ \ce{HCO3- + H2O <=> H2CO3 + OH-} \]
với
\[ K_b \= \frac{1.0\times10^{-14}}{4.3\times10^{-7}} \= 2.3\times10^{-8} \]
Vì
\[ 2.3\times10^{-8}>4.7\times10^{-11} \]
tính bazơ chiếm ưu thế.
Đối với \(\ce{H2PO4-}\), phản ứng axit là:
\[ \ce{H2PO4- + H2O <=> HPO4^2- + H3O+} \]
với
\[ K_a=6.3\times10^{-8} \]
Phản ứng bazơ của nó là:
\[ \ce{H2PO4- + H2O <=> H3PO4 + OH-} \]
với
\[ K_b \= \frac{1.0\times10^{-14}}{7.1\times10^{-3}} \= 1.4\times10^{-12} \]
Vì
\[ 6.3\times10^{-8}>1.4\times10^{-12} \]
tính axit chiếm ưu thế.
Cả \(\ce{HCO3-}\) và \(\ce{H2PO4-}\) đều mang điện tích \(-1\), vì vậy chỉ riêng điện tích không thể phân biệt tính chất của chúng. Điện tích âm có thể khiến việc nhận proton có vẻ hợp lý, nhưng tính chất axit-bazơ phụ thuộc vào độ bền của các tiểu phân liên hợp có liên quan và do đó phụ thuộc vào các hằng số cân bằng tương ứng.
Chi tiết gây nhiễu là điện tích \(-1\) giống nhau. Các ion này có cấu trúc khác nhau và các axit, bazơ liên hợp khác nhau, vì vậy xu hướng chuyển proton của chúng rất khác nhau.
### Câu hỏi 5
Một học sinh đưa ra khái quát sau:
> “Đối với bất kỳ ion lưỡng tính về proton \(\ce{HA-}\) nào, nếu phản ứng bazơ của nó trong nước thuận lợi hơn phản ứng axit, thì việc thêm một lượng nhỏ axit mạnh phải phá hủy vĩnh viễn tính lưỡng tính về proton của nó vì axit chuyển \(\ce{HA-}\) thành \(\ce{H2A}\).”
Xét một dung dịch ban đầu chứa \(\ce{HCO3-}\). Một lượng nhỏ axit mạnh được thêm vào, nhưng không đủ để phản ứng với toàn bộ \(\ce{HCO3-}\).
Hãy đánh giá nhận định của học sinh. Giải thích phản ứng chuyển proton xảy ra ngay lập tức, xác định các tiểu phân quan trọng có mặt sau đó, và xác định liệu dung dịch còn lại vẫn có thể thể hiện cả phản ứng cho proton và nhận proton hay không.
### Lời giải 5
Nhận định của học sinh là không đúng: thêm một lượng axit mạnh giới hạn sẽ chuyển một phần \(\ce{HCO3-}\) thành \(\ce{H2CO3}\), nhưng không loại bỏ tính lưỡng tính về proton của phần \(\ce{HCO3-}\) còn lại.
Axit mạnh được thêm vào cung cấp \(\ce{H3O+}\). Hiđrocacbonat nhận một proton:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H3O+(aq) -> H2CO3(aq) + H2O(l)} \]
Vì đề bài cho biết lượng axit không đủ để tiêu thụ hết \(\ce{HCO3-}\), nên sau đó dung dịch chứa cả \(\ce{H2CO3}\) và \(\ce{HCO3-}\) chưa phản ứng, cùng với các ion khán giả.
Phần \(\ce{HCO3-}\) còn lại không thay đổi bản chất hóa học. Nó vẫn có thể cho một proton:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> CO3^2-(aq) + H3O+(aq)} \]
và vẫn có thể nhận một proton:
\[ \ce{HCO3-(aq) + H2O(l) <=> H2CO3(aq) + OH-(aq)} \]
Vì vậy, tính lưỡng tính về proton của nó vẫn còn.
Ở đây còn có một tương tác bổ sung khiến bài toán kém hiển nhiên hơn. Khi \(\ce{H2CO3}\) và \(\ce{HCO3-}\) cùng có mặt, chúng tạo thành một cặp axit-bazơ liên hợp. Axit được thêm vào bị chống lại bởi sự nhận proton của \(\ce{HCO3-}\), trong khi bazơ được thêm vào có thể bị chống lại bởi sự cho proton của \(\ce{H2CO3}\).
Cách suy luận dễ mắc phải là xem “lưỡng tính về proton” như một tính chất của toàn bộ cốc dung dịch ban đầu. Thực ra, đó là tính chất của tiểu phân \(\ce{HCO3-}\). Việc chuyển một phần tiểu phân đó thành axit liên hợp làm thay đổi thành phần và các cân bằng của dung dịch, nhưng bất kỳ \(\ce{HCO3-}\) nào còn lại vẫn có khả năng đảm nhiệm cả hai vai trò chuyển proton.
Ý tưởng này dẫn trực tiếp đến hóa học dung dịch đệm: khi một axit yếu và bazơ liên hợp của nó cùng có mặt với lượng đáng kể, dung dịch có thể chống lại sự thay đổi pH khi thêm một lượng nhỏ axit mạnh hoặc bazơ mạnh.