Bazơ (hóa học)

Acid và base
Acid Phản ứng acid–base Độ mạnh của acid Hàm acid Lưỡng tính Base Dung dịch đệm Hằng số phân ly Hóa học cân bằng Chiết Hàm acid Hammett pH Ái lực proton Sự tự điện ly của nước Chuẩn độ Xúc tác acid Lewis
Các dạng acid
Brønsted–Lowry Lewis Acceptor Vô cơ Hữu cơ Mạnh Siêu acid Yếu Rắn
Các dạng base
Brønsted–Lowry Lewis Donor Hữu cơ Mạnh Siêu base Phi nucleophil Yếu

Trong hóa học, có ba định nghĩa phổ biến về bazơ, gồm bazơ Arrhenius, bazơ Brønsted và bazơ Lewis. Cả ba định nghĩa đều cho rằng bazơ là chất phản ứng với acid, như đề xuất ban đầu của G.-F. Rouelle vào giữa thế kỷ 18.

Năm 1884, Svante Arrhenius đã đưa ra định nghĩa rằng bazơ là chất phân ly trong dung dịch nước tạo ra các ion hydroxide (OH-). Những ion này có thể phản ứng với ion hydro (H+) từ acid để tạo thành nước trong phản ứng acid-bazơ. Do đó, bazơ là một hydroxide kim loại như NaOH hoặc Ca(OH)₂. Dung dịch hydroxide trong nước có những tính chất đặc trưng như trơn khi chạm vào, có vị đắng và thay đổi màu sắc của chất chỉ thị pH (ví dụ: giấy quỳ đỏ chuyển sang màu xanh).

Trong nước, các bazơ thay đổi cân bằng tự ion hóa, tạo ra dung dịch có hoạt động của ion hydro thấp hơn nước tinh khiết, tức là nước có pH cao hơn 7,0 ở điều kiện tiêu chuẩn. Một bazơ hòa tan được gọi là kiềm nếu nó chứa và giải phóng ion OH định lượng. Oxide kim loại, hydroxide và đặc biệt là ankoxide là bazơ, và bazơ liên hợp của acid yếu là bazơ yếu.

Bazơ và acid được coi là đối lập hóa học vì acid tăng nồng độ hydronium (H₃O) trong nước, trong khi bazơ giảm nồng độ này. Phản ứng giữa dung dịch acid và bazơ trong nước gọi là phản ứng trung hòa, tạo ra nước và muối, trong đó muối phân tách thành các ion thành phần. Nếu dung dịch nước bão hòa với một chất tan muối, thì bất kỳ muối nào khác sẽ kết tủa ra khỏi dung dịch.

Theo lý thuyết bazơ-acid-Brønsted-Lowry (1923), bazơ là chất có thể chấp nhận cation hydro (H ) —còn gọi là proton. Điều này bao gồm các hydroxide trong nước vì OH phản ứng với H để tạo thành nước, do đó các bazơ Arrhenius là tập hợp con của các bazơ Brønsted. Tuy nhiên, có những bazơ Brønsted khác chấp nhận proton, như dung dịch amonia (NH₃) hoặc các amin. Các bazơ này không chứa ion hydroxide nhưng vẫn tăng nồng độ ion hydroxide khi phản ứng với nước. Ngoài ra, một số dung môi không chứa nước cũng có các bazơ Brønsted phản ứng với proton hòa tan. Ví dụ, trong amonia lỏng, NH₂ chấp nhận proton từ NH₄, loại có tính acid trong dung môi này.

Gilbert N. Lewis nhận ra rằng nước, amonia và các bazơ khác có thể tạo liên kết với proton do cặp electron không chia sẻ mà bazơ sở hữu. Trong lý thuyết Lewis, bazơ là chất cho cặp electron có thể chia sẻ cặp electron với chất nhận electron (acid Lewis). Lý thuyết Lewis tổng quát hơn mô hình Brønsted vì acid Lewis không nhất thiết phải là proton, mà có thể là phân tử hoặc ion khác với quỹ đạo nguyên tử trống có thể nhận cặp electron. Ví dụ, bo triflorua (BF₃).

Tính chất vật lý

Các đặc điểm chung của các loại bazơ bao gồm:

• Có cảm giác nhờn hoặc xà phòng khi chạm vào, do sự xà phòng hóa lipid trên da.
• Những bazơ có nồng độ cao và mạnh có thể ăn mòn chất hữu cơ và phản ứng mạnh mẽ với các acid.
• Thay đổi màu sắc của các chất chỉ thị: dung dịch bazơ biến quỳ tím thành xanh, phenolphthalein không màu thành hồng, bromothymol giữ màu xanh, và methyl cam thành vàng.
• Độ pH của dung dịch bazơ luôn lớn hơn 7.
• Bazơ có vị đắng.
• Một số kim loại phản ứng với nước: Natri, Caesi, Kali, Rubidi, Lithi, Franci: kim loại kiềm hóa trị I hoặc Calci, Stronti, Bari, Radi: kim loại kiềm thổ hóa trị II (trừ Magnesi tan trong nước sôi, Beryli không phản ứng), Amonia (NH₃) và các amin tạo thành các dung dịch bazơ như NaOH, Ca(OH)₂, KOH, Ba(OH)₂, LiOH,...
• Các 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,...
• Amonia, các amin Ankyl và amin của các hợp chất C_nH_2n-1, C_nH_2n-3 có tính chất dễ bay hơi.

Công thức

- Nhóm hydroxide (OH_-) có hóa trị I: OH

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

Các loại bazơ phổ biến

• Amonia (NH₃) cùng các amin.
• Pyridin và các bazơ vòng thơm khác.
• Các hydroxide kim loại như natri hydroxide (NaOH) và kali hydroxide (KOH).
• Nhiều oxide kim loại phản ứng với nước để tạo thành hydroxide bazơ (anhydride).

Phân loại bazơ theo tính tan

Bazơ được phân thành hai loại dựa trên tính tan của chúng.

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

Bazơ mạnh

Một bazơ mạnh là một hợp chất có khả năng loại bỏ proton (H) từ một acid rất yếu (như nước) trong phản ứng acid-base. Các bazơ mạnh thường gặp bao gồm hydroxide của kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ, như NaOH và Ca(OH)₂. Những bazơ này có thể hòa tan kém, nhưng vẫn có thể được sử dụng khi không cần xét đến yếu tố hòa tan. Ví dụ, nhiều thuốc kháng acid là huyền phù của hydroxide kim loại như nhôm hydroxide và magiê hydroxide. Các hợp chất này có độ hòa tan thấp và giúp ngăn chặn sự gia tăng nồng độ ion hydroxide, từ đó giảm thiểu tác hại cho các mô trong miệng, thực quản và dạ dày. Khi phản ứng tiếp tục và muối tan ra, acid dạ dày sẽ phản ứng với hydroxide tạo ra từ các huyền phù. Các bazơ mạnh bị thủy phân trong nước gần như hoàn toàn, dẫn đến hiệu ứng san bằng. Trong quá trình này, phân tử nước kết hợp với bazơ mạnh, và ion hydroxide được tái sinh. Các bazơ cực mạnh thậm chí có thể khử các nhóm C-H có tính acid rất yếu trong trường hợp không có nước. Dưới đây là danh sách một số bazơ mạnh:

• Hydroxide lithi (LiOH)
• Hydroxide natri (NaOH)
• Hydroxide kali (KOH)
• Hydroxide rubidi (RbOH)
• Hydroxide caesi (CsOH)
• Hydroxide canxi (Ca(OH)₂)
• Hydroxide stronti (Sr(OH)₂)
• Hydroxide bari (Ba(OH)₂)
• Tetrametylamoni hydroxide
• Guanidin

Các cation của các bazơ mạnh này nằm trong nhóm thứ nhất và thứ hai của bảng tuần hoàn (kim loại kiềm và kim loại kiềm thổ). Tetraalkylated ammonium hydroxide cũng là bazơ mạnh vì chúng phân ly hoàn toàn trong nước. Guanidin là một ví dụ đặc biệt của một bazơ rất ổn định khi bị proton hóa, tương tự như lý do tạo ra các acid perchloric và sulfuric rất mạnh. Các acid có pKa lớn hơn 13 được coi là rất yếu và các bazơ liên hợp của chúng cũng là các bazơ mạnh.

Siêu bazơ

Các muối nhóm 1 của carbanion, amit và hydride thường là những bazơ cực mạnh do tính yếu của các acid liên hợp của chúng, như hydrocarbon ổn định, amin và dihydrogen. Thông thường, những bazơ này được tạo ra bằng cách thêm các kim loại kiềm tinh khiết như natri vào các acid liên hợp. Chúng được gọi là siêu bazơ, và không thể duy trì trong dung dịch nước vì chúng mạnh hơn ion hydroxide. Do đó, chúng sẽ khử nước liên hợp acid. Ví dụ, ion ethoxide (bazơ liên hợp của ethanol) phản ứng với nước theo phương trình sau.

${\text{CH}}_3^{}{\text{CH}}_2^{}{\text{O}}^{-<!--\; -\; -->}+{\text{H}}_2^{}\text{O}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{CH}}_3^{}{\text{CH}}_2^{}{\text{OH}}^{+}+{\text{OH}}^{-<!--\; -\; -->}$

Các ví dụ về siêu bazơ:

• Dianion ortho-diethynylbenzene (C₆H₄(C₂)₂) (Bazơ mạnh nhất từng được tổng hợp)
• Dianion meta-diethynylbenzene (C₆H₄(C₂)₂) (Bazơ mạnh thứ hai, đồng phân của dianion ortho-diethynylbenzene)
• Dianion para-diethynylbenzene (C₆H₄(C₂)₂) (Bazơ mạnh thứ ba, đồng phân của dianion ortho-diethynylbenzene)
• Anion monoxide lithi (LiO) (Bazơ mạnh thứ tư)
• Butyl lithi (n-C₄H₉Li)
• Lithi diisopropylamide (LDA) [(CH₃)₂CH]₂NLi
• Lithi diethylamide (LDEA) (C
  ₂H
  ₅)
  ₂NLi
• Natri amide (NaNH₂)
• Natri hydride (NaH)
• Lithi bis(trimethylsilyl)amide [(CH
  ₃)
  ₃Si]
  ₂NLi

Tên gọi

Các bazơ được đặt tên theo cách sau:

Tên bazơ: tên kim loại (với hóa trị nếu kim loại có nhiều hóa trị) + hydroxide

Ví dụ:

$\text{NaOH}$: hydroxide natri

$\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}_2^{}$: hydroxide calci

$\text{Cu}{\left(\text{OH}\right)}_2^{}$: hydroxide đồng (II)

$\text{Fe}{\left(\text{OH}\right)}_3^{}$_:

hydroxide sắt (III)

Bazơ và độ pH

Độ pH của nước (không tinh khiết) thể hiện mức độ axit của nó. Trong nước tinh khiết, khoảng 1/10.000.000 phân tử sẽ phân ly thành các ion hydro (H) hoặc ion hydroni (H₃O) và các ion hydroxide (OH), theo phương trình sau:

${\text{H}}_2\text{O}\leftrightarrow <!--\; \leftrightarrow \; -->{\text{H}}^{+}+{\text{OH}}^{-<!--\; -\; -->}$

Cụ thể hơn là:

$2{\text{H}}_2\text{O}\to <!--\; \to \; -->{\text{H}}_3{\text{O}}^{+}+{\text{OH}}^{-<!--\; -\; -->}.$

Nồng độ (tính bằng mol/lít) của các ion được ký hiệu là [H] và [OH]; tích của chúng chính là hằng số điện li của nước, với giá trị 10 moll. Độ pH được định nghĩa là −log [H], do đó nước tinh khiết có pH bằng 7. (Các giá trị này chính xác ở nhiệt độ 23°C và có thể thay đổi chút ít ở các nhiệt độ khác.)

Các bazơ hoạt động bằng cách loại bỏ các ion hydroni (H₃O) từ dung dịch hoặc cung cấp các ion hydroxide (OH) cho dung dịch. Cả hai cơ chế này đều làm giảm nồng độ của các ion hydro, từ đó làm tăng độ pH. Ngược lại, axit cung cấp thêm các ion H vào dung dịch hoặc nhận các ion OH, làm giảm pH.

Có thể tính toán độ pH của dung dịch. Ví dụ, khi hòa tan 1 mol hydroxide natri (40 g) vào 1 lít nước, nồng độ ion hydroxide sẽ là [OH] = 1 mol/l. Do đó, [H] = 10 mol/l và pH = −log 10 = 14.

Đặc điểm hóa học

Phản ứng của dung dịch bazơ (tan) với các chất chỉ thị màu

Quỳ tím đổi màu thành xanh.

Phenolphtalein không màu chuyển thành hồng.

Phản ứng của bazơ với axit

Bazơ + Axit → Muối + Nước

Ví dụ:

$\text{NaOH}+\text{HCl}⟶<!--\; ⟶\; -->\text{NaCl}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

$\text{Cu}{\left(\text{OH}\right)}_2^{}+2{\text{HNO}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->\text{Cu}{\left({\text{NO}}_3^{}\right)}_2^{}+2{\text{H}}_2^{}\text{O}$

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

Phản ứng của bazơ (tan) với oxit axit

Bazơ (tan) + Oxit axit → Muối + Nước

Ví dụ:

$2\text{NaOH}+{\text{SO}}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{Na}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

$\text{Ca}{\left(\text{OH}\right)}_2^{}+{\text{CO}}_2^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{CaCO}}_3^{}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

Phản ứng của bazơ với muối

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

Điều kiện: Muối hoặc bazơ mới hình thành phải không hòa tan (không phản ứng với các chất ban đầu).

Ví dụ:

$2\text{NaOH}+{\text{CuSO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->\text{Cu}{\left(\text{OH}\right)}_2^{}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->+{\text{Na}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}$

$\text{Ba}{\left(\text{OH}\right)}_2^{}+{\text{Na}}_2^{}{\text{SO}}_4^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{BaSO}}_4^{}\downarrow <!--\; \downarrow \; -->+2\text{NaOH}$

Phản ứng nhiệt phân của bazơ không tan

Bazơ không tan → Oxit bazơ + Nước

Ví dụ:

$\text{Cu}{\left(\text{OH}\right)}_2^{}⟶<!--\; ⟶\; -->\text{CuO}+{\text{H}}_2^{}\text{O}$

$2\text{Al}{\left(\text{OH}\right)}_3^{}⟶<!--\; ⟶\; -->{\text{Al}}_2^{}{\text{O}}_3^{}+3{\text{H}}_2^{}\text{O}$

Phản ứng trung hòa với acid

Khi hòa tan trong nước, NaOH phân tách thành các ion natri và hydroxide:

$\text{NaOH}\to <!--\; \to \; -->{\text{Na}}^{+}+{\text{OH}}^{-<!--\; -\; -->}$

Tương tự, acid clohiđríc (HCl) sẽ phân ly thành các ion hydroni và chloride:

$\text{HCl}\to <!--\; \to \; -->{\text{H}}^{+}+{\text{Cl}}^{-<!--\; -\; -->}$

Khi hai dung dịch này được kết hợp, các ion H và OH sẽ kết hợp với nhau để tạo thành phân tử nước:

${\text{H}}^{+}+{\text{OH}}^{-<!--\; -\; -->}\to <!--\; \to \; -->{\text{H}}_2\text{O}$

Nếu bạn hòa tan bằng nhau số mol NaOH và HCl, phản ứng sẽ trung hòa hoàn toàn, và kết quả là dung dịch sẽ chứa NaCl (muối ăn).

Phản ứng giữa base và nước

Dưới đây là phản ứng chung giữa một base (B) và nước, tạo ra một acid tương ứng (BH) và một base hydroxide (OH):

Hằng số phân ly, K_b, cho phản ứng này có thể được xác định bằng công thức sau:

${\text{K}}_{\text{b}}^{}=\frac{\left[{\text{BH}}^{+}\right]\left[\text{OH}-<!--\; -\; -->\right]}{\left[\text{B}\right]}$

Trong phương trình này, base (B) và base mạnh nhất (có gốc OH−) cạnh tranh để chiếm proton. Do đó, các base phản ứng với nước có hằng số phân ly khá nhỏ. Base yếu hơn khi có giá trị hằng số phân ly thấp hơn.

Tính kiềm của các hợp chất không chứa hydroxide

Dù natri carbonat và amonia không chứa nhóm OH, chúng vẫn là các base vì cả hai hợp chất này đều nhận các ion H khi hòa tan trong nước:

${\text{Na}}_2{\text{CO}}_3+{\text{H}}_2\text{O}\to <!--\; \to \; -->2{\text{Na}}^{+}+{\text{HCO}}_3^{-<!--\; -\; -->}+{\text{OH}}^{-<!--\; -\; -->}$

và:

${\text{NH}}_3+{\text{H}}_2\text{O}\to <!--\; \to \; -->{\text{NH}}_4^{+}+{\text{OH}}^{-<!--\; -\; -->}$

• Các lý thuyết về phản ứng acid-base
• Kim loại kiềm

Tài liệu tham khảo

• Zumdahl, Steven; DeCoste, Donald (2013). Chemical Principles (ấn bản lần 7). Mary Finch.

Các liên kết ngoài

• Lý thuyết về Axit và Bazơ
• Thông tin về Bazơ (hợp chất hóa học) tại Encyclopædia Britannica (tiếng Anh)