| 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
 |
| * x
* t
* s
 |

Johannes Nicolaus Brønsted (trái) và Martin Lowry (phải).
**Acid liên hợp**, theo thuyết acid–base Brønsted–Lowry, là một hợp chất được hình thành khi acid cho một proton (H+) cho base. Mặt khác, **base liên hợp** là chất còn lại sau khi acid đã cho proton trong một phản ứng hóa học. Do đó, base liên hợp là một chất được hình thành bằng cách loại bỏ proton khỏi acid, vì nó có thể thu được ion hydro trong phản ứng ngược. Bởi vì một số acid có thể cho nhiều proton, base liên hợp của acid có thể có tính acid.

Tóm lại, điều này có thể được biểu diễn dưới dạng phản ứng hóa học sau:

{\displaystyle {\text{acid}}+{\text{base}}\;{\ce {<=>}}\;{\text{base liên hợp}}+{\text{acid liên hợp}}}

Johannes Nicolaus Brønsted và Martin Lowry đã đưa ra thuyết Brønsted–Lowry, cho rằng bất kỳ hợp chất nào có thể cho một hợp chất khác một proton là acid, và hợp chất nhận proton là base. Nó được biểu thị bằng ký hiệu H+  
 vì nó có hạt nhân nguyên tử hydro, tức là cation hydro.

Một cation có thể là một acid liên hợp và một anion có thể là một base liên hợp, tùy thuộc vào chất nào có liên quan và lý thuyết acid–base nào được sử dụng. Anion đơn giản nhất có thể là base liên hợp là electron tự do trong dung dịch trong khi acid liên hợp là hydro nguyên tử.

Độ mạnh của acid–base liên hợp
------------------------------

Độ mạnh của acid liên hợp tỷ lệ thuận với hằng số phân ly của nó. Acid liên hợp mạnh hơn sẽ dễ dàng phân ly hơn, "đẩy" các proton hydro ra và có hằng số cân bằng cao hơn. Độ mạnh của base liên hợp có thể được coi là xu hướng "kéo" các proton hydro về phía chính nó. Nếu một base liên hợp được xếp vào loại mạnh thì nó sẽ "giữ" proton hydro khi hòa tan và acid của nó sẽ không bị phân ly.

Nếu một chất là acid mạnh thì base liên hợp của nó sẽ yếu. Một ví dụ của trường hợp này là sự phân ly của acid hydrochloric (HCl) trong nước. Vì HCl là một acid mạnh (nó phân ly ở mức độ lớn) nên base liên hợp của nó (Cl−  
) sẽ yếu. Vì vậy, trong hệ này, hầu hết H+  
 sẽ là ion hydroni H  
3O+  
 thay vì gắn với anion Cl−  
 và các base liên hợp sẽ yếu hơn các phân tử nước.

Mặt khác, nếu một chất là acid yếu thì base liên hợp của nó không nhất thiết phải mạnh.

Xem thêm
--------

* Dung dịch đệm

Tham khảo
---------

1. ↑  Zumdahl, Stephen S. & Zumdahl, Susan A. *Chemistry*. Houghton Mifflin, 2007, ISBN 0618713700
2. ↑  "Brønsted–Lowry theory | chemistry". *Encyclopedia Britannica* (bằng tiếng Anh). Truy cập ngày 25 tháng 2 năm 2020.
3. ↑  "Strength of Conjugate Acids and Bases Chemistry Tutorial". *www.ausetute.com.au*. Truy cập ngày 25 tháng 2 năm 2020.

Liên kết ngoài
--------------

* MCAT General Chemistry Review - 10.4 Titration and Buffers
* The Pharmaceutics and Compounding Laboratory - Buffers and Buffer Capacity. Lưu trữ 2021-04-28 tại Wayback Machine