Thuyết Axit-Bazơ Arrhenius (Arrhenius Theory of Acids and Bases)

Định nghĩa Axit theo Arrhenius

Một axit Arrhenius là một chất khi hòa tan trong nước sẽ phân ly tạo ra ion hydro ($H^+$) (còn được gọi là proton). Nói cách khác, nó làm tăng nồng độ ion $H^+$ trong dung dịch nước. Sự hiện diện của các ion $H^+$ chính là nguyên nhân gây ra tính axit.

Ví dụ: Axit clohidric (HCl) là một axit Arrhenius vì khi hòa tan trong nước, nó phân ly thành ion $H^+$ và ion clorua ($Cl^-$):

$HCl{(aq)} \rightarrow H^+{(aq)} + Cl^-_{(aq)}$

Các ví dụ khác về axit Arrhenius bao gồm: $H_2SO_4$ (axit sunfuric), $HNO_3$ (axit nitric), $CH_3COOH$ (axit axetic). Lưu ý rằng axit axetic ($CH_3COOH$) là một axit yếu, nghĩa là nó chỉ phân ly một phần trong nước.

Định nghĩa Bazơ theo Arrhenius

Một bazơ Arrhenius là một chất khi hòa tan trong nước sẽ phân ly tạo ra ion hydroxit ($OH^-$). Nói cách khác, nó làm tăng nồng độ ion $OH^-$ trong dung dịch nước. Sự hiện diện của các ion $OH^-$ chính là nguyên nhân gây ra tính bazơ.

Ví dụ: Natri hydroxit (NaOH) là một bazơ Arrhenius vì khi hòa tan trong nước, nó phân ly thành ion natri ($Na^+$) và ion hydroxit ($OH^-$):

$NaOH{(aq)} \rightarrow Na^+{(aq)} + OH^-_{(aq)}$

Các ví dụ khác về bazơ Arrhenius bao gồm: $KOH$ (kali hydroxit), $Ca(OH)_2$ (canxi hydroxit), $Mg(OH)_2$ (magie hydroxit).

Trung Hòa

Phản ứng giữa một axit Arrhenius và một bazơ Arrhenius được gọi là phản ứng trung hòa. Trong phản ứng này, ion $H^+$ từ axit phản ứng với ion $OH^-$ từ bazơ để tạo thành nước ($H_2O$):

$H^+{(aq)} + OH^-{(aq)} \rightarrow H2O{(l)}$

Ví dụ: Phản ứng giữa HCl và NaOH:

$HCl{(aq)} + NaOH{(aq)} \rightarrow NaCl_{(aq)} + H2O{(l)}$

Trong phản ứng trung hòa, axit và bazơ phản ứng với nhau để tạo thành muối và nước. Muối trong ví dụ trên là NaCl (natri clorua).

Hạn chế của Thuyết Arrhenius

Mặc dù cung cấp một nền tảng hữu ích, thuyết Arrhenius có một số hạn chế:

• Chỉ áp dụng cho dung dịch nước: Nó không giải thích tính axit-bazơ trong môi trường không có nước.
• Không giải thích được tính bazơ của các chất không chứa ion hydroxit ($OH^-$): Ví dụ như amoniac ($NH_3$).
• Không giải thích được tính axit của các chất không chứa ion hydro ($H^+$).

Mặc dù có những hạn chế, thuyết Arrhenius vẫn là một nền tảng quan trọng để hiểu về axit và bazơ, và nó vẫn hữu ích trong việc giải thích nhiều phản ứng hóa học thông thường. Các thuyết axit-bazơ sau này, như thuyết Brønsted-Lowry và thuyết Lewis, đã được phát triển để khắc phục những hạn chế của thuyết Arrhenius.

So sánh với các Thuyết Axit-Bazơ khác

Như đã đề cập, thuyết Arrhenius có những hạn chế nhất định. Sự phát triển của hóa học đã dẫn đến các thuyết rộng hơn và bao quát hơn về axit và bazơ. Hai thuyết quan trọng cần so sánh với thuyết Arrhenius là thuyết Brønsted-Lowry và thuyết Lewis.

• Thuyết Brønsted-Lowry: Thuyết này định nghĩa axit là chất cho proton ($H^+$) và bazơ là chất nhận proton. Quan điểm này mở rộng định nghĩa bazơ, bao gồm cả những chất không chứa $OH^-$, ví dụ như $NH_3$. Phản ứng giữa $HCl$ (axit) và $NH_3$ (bazơ) trong thuyết Brønsted-Lowry được biểu diễn như sau: $HCl + NH_3 \rightarrow NH_4^+ + Cl^-$. Ở đây, $HCl$ cho $H^+$ và $NH_3$ nhận $H^+$. Sự khác biệt chính so với thuyết Arrhenius là thuyết Brønsted-Lowry không yêu cầu phản ứng xảy ra trong dung dịch nước.
• Thuyết Lewis: Thuyết Lewis còn tổng quát hơn nữa. Nó định nghĩa axit là chất nhận cặp electron và bazơ là chất cho cặp electron. Định nghĩa này không còn tập trung vào proton nữa mà mở rộng ra các phản ứng không liên quan đến $H^+$. Ví dụ, trong phản ứng $BF_3 + NH_3 \rightarrow BF_3NH_3$, $BF_3$ là axit Lewis (nhận cặp electron từ $NH_3$) và $NH_3$ là bazơ Lewis (cho cặp electron cho $BF_3$). Thuyết Lewis mở rộng định nghĩa axit và bazơ ra ngoài phạm vi của proton, bao gồm cả các phản ứng không liên quan đến sự chuyển proton.

Ứng dụng của Thuyết Arrhenius

Mặc dù có những hạn chế, thuyết Arrhenius vẫn có nhiều ứng dụng thực tế, đặc biệt trong hóa học dung dịch nước:

• Phân tích định lượng: Xác định nồng độ axit và bazơ bằng phương pháp chuẩn độ.
• Điều chỉnh độ pH: Kiểm soát độ axit và bazơ trong các dung dịch, quan trọng trong nhiều lĩnh vực như nông nghiệp, xử lý nước, và sản xuất thực phẩm.
• Dự đoán phản ứng: Dự đoán sản phẩm của phản ứng trung hòa và các phản ứng liên quan đến axit và bazơ trong dung dịch nước.

Kết luận

Thuyết Arrhenius là một bước tiến quan trọng trong việc hiểu về axit và bazơ, đặt nền móng cho các thuyết sau này. Mặc dù có những hạn chế, nó vẫn là một công cụ hữu ích để giải thích các hiện tượng hóa học trong dung dịch nước và có nhiều ứng dụng thực tế. Tuy nhiên, để có cái nhìn toàn diện hơn về axit và bazơ, cần phải tham khảo các thuyết Brønsted-Lowry và Lewis.

Tài liệu tham khảo

• Petrucci, R. H., Herring, F. G., Madura, J. D., & Bissonnette, C. (2017). General Chemistry: Principles and Modern Applications. Pearson.
• Zumdahl, S. S., & DeCoste, D. J. (2017). Chemical Principles. Cengage Learning.
• Atkins, P., & Jones, L. (2010). Chemical Principles: The Quest for Insight. W. H. Freeman and Company.

Câu hỏi và Giải đáp

Câu 1: Tại sao thuyết Arrhenius bị giới hạn trong dung dịch nước?

Trả lời: Thuyết Arrhenius tập trung vào sự phân ly của chất trong nước để tạo ra các ion $H^+$ hoặc $OH^-$. Do đó, nó không thể giải thích tính axit-bazơ trong môi trường không có nước, nơi cơ chế khác có thể chi phối tính axit-bazơ. Ví dụ, phản ứng giữa $HCl$ và $NH_3$ trong pha khí tạo thành muối $NH_4Cl$ thể hiện tính axit-bazơ mà không cần sự hiện diện của nước.

Câu 2: Làm thế nào để phân biệt giữa axit mạnh và axit yếu theo thuyết Arrhenius?

Trả lời: Axit mạnh phân ly hoàn toàn trong nước, tạo ra nồng độ $H^+$ cao. Ví dụ, $HCl$, $HNO_3$, $H_2SO_4$. Ngược lại, axit yếu chỉ phân ly một phần, tạo ra nồng độ $H^+$ thấp hơn. Ví dụ, $CH_3COOH$ (axit axetic), $H_2CO_3$ (axit cacbonic).

Câu 3: Amoniac ($NH_3$) có được coi là bazơ theo thuyết Arrhenius không? Tại sao?

Trả lời: Không. Theo thuyết Arrhenius, bazơ phải tạo ra ion $OH^-$ khi hòa tan trong nước. Amoniac phản ứng với nước tạo ra ion $OH^-$, nhưng bản thân nó không chứa ion $OH^-$, $NH_3 + H_2O \rightleftharpoons NH_4^+ + OH^-$. Vì vậy, nó không phải là bazơ Arrhenius. Tuy nhiên, $NH_3$ được coi là bazơ theo thuyết Brønsted-Lowry vì nó có thể nhận proton ($H^+$).

Câu 4: Phản ứng trung hòa luôn tạo ra muối và nước? Giải thích.

Trả lời: Theo thuyết Arrhenius, phản ứng trung hòa giữa axit và bazơ tạo ra nước do sự kết hợp của $H^+$ và $OH^-$. Muối được tạo thành từ cation của bazơ và anion của axit. Ví dụ: $HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$. $NaCl$ là muối.

Câu 5: Giới hạn của thuyết Arrhenius đã thúc đẩy sự phát triển của những thuyết axit-bazơ nào? Ưu điểm của những thuyết này là gì?

Trả lời: Những hạn chế của thuyết Arrhenius đã dẫn đến sự phát triển của thuyết Brønsted-Lowry và thuyết Lewis. Thuyết Brønsted-Lowry mở rộng định nghĩa bazơ bao gồm cả các chất có thể nhận $H^+$, giải thích được tính bazơ của $NH_3$. Thuyết Lewis còn tổng quát hơn, định nghĩa axit và bazơ dựa trên việc cho nhận cặp electron, mở rộng ra các phản ứng không liên quan đến $H^+$, ví dụ phản ứng giữa $BF_3$ (axit Lewis) và $NH_3$ (bazơ Lewis).