Phản ứng giữa bari hiđroxit Ba(OH)₂ và natri bicacbonat NaHCO₃ là một phản ứng trao đổi ion có kèm theo hiện tượng kết tủa và giải phóng khí. Trong phản ứng này, ion hydroxide từ bari hiđroxit đóng vai trò như một bazơ mạnh phản ứng với ion HCO₃⁻ từ natri bicacbonat, dẫn đến sự tạo thành muối trung hòa và nước. Ngoài ra, một phần của ion HCO₃⁻ cũng phản ứng để giải phóng khí CO₂, tạo điều kiện cho sự kết tủa của bari cacbonat và hình thành muối natri cacbonat. Phản ứng này là một ví dụ điển hình cho phản ứng vừa trao đổi axit–bazơ vừa tạo kết tủa không tan trong dung dịch nước.
Phương trình hóa học
\[Ba(OH)_2 + NaHCO_3 \to Na_2CO_3 + BaCO_3 \downarrow + H_2O\]
Cân bằng phương trình:
\[Ba(OH)_2 + 2NaHCO_3 \to Na_2CO_3 + BaCO_3 \downarrow + 2H_2O\]
Điều kiện phản ứng
Phản ứng xảy ra dễ dàng trong điều kiện nhiệt độ phòng, không cần gia nhiệt hay xúc tác.
Nguyên lý phản ứng
Phản ứng này dựa trên sự trao đổi ion giữa bazơ mạnh và axit yếu. Ion OH⁻ từ Ba(OH)₂ sẽ phản ứng với ion HCO₃⁻ từ NaHCO₃ để tạo nước và ion CO₃²⁻:
\[OH⁻ + HCO₃⁻ → CO₃²⁻ + H₂O\]
Tiếp theo, ion Ba²⁺ có ái lực mạnh với ion CO₃²⁻ trong dung dịch để tạo thành kết tủa bari cacbonat không tan:
\[Ba^{2+} + CO_3^{2-} to BaCO_2 \downarrow\]
Phần còn lại của ion CO₃²⁻ sẽ kết hợp với ion Na⁺ để tạo muối tan natri cacbonat Na₂CO₃. Như vậy, toàn bộ phản ứng tuân theo nguyên lý phản ứng ion và nguyên lý tạo kết tủa.
Sự kết tinh của BaCO₃ cũng làm dịch chuyển cân bằng phản ứng về phía tạo sản phẩm, theo nguyên lý Le Chatelier.
Về bản chất liên kết, liên kết giữa Ba²⁺ và CO₃²⁻ là liên kết ion bền vững, kết hợp chặt chẽ thành mạng tinh thể không tan trong nước. Cấu trúc tinh thể của BaCO₃ là hệ trực thoi hoặc hệ lục phương tùy điều kiện kết tinh, với lực hút tĩnh điện giữa cation và anion rất mạnh, vượt quá năng lượng tương tác với phân tử nước, nên không tan.
Trong khi đó, phần ion Na⁺ kết hợp với CO₃²⁻ dư tạo thành muối Na₂CO₃ tan, do lực tương tác ion với nước lớn hơn liên kết nội mạng nên dễ dàng hòa tan. Điều này giải thích tại sao chỉ BaCO₃ kết tủa còn Na₂CO₃ vẫn tồn tại trong dung dịch.
Ngoài ra, khả năng tạo kết tủa phụ thuộc vào tích số tan (Ksp) của BaCO₃. Tích số tan của BaCO₃ rất nhỏ, khoảng 5,1 × 10⁻⁹ ở 25 độ C, do đó phản ứng tạo kết tủa xảy ra gần như hoàn toàn nếu nồng độ ion vượt quá giới hạn tan.
\[BaCO_3 \to Ba^{2+} + CO_3^{2-} \quad K_{sp} = 5,1 \times 10^{-9}\]
Cách thực hiện phản ứng
Chuẩn bị
Hóa chất:
Ba(OH)₂ được sử dụng dưới dạng dung dịch bão hòa hoặc dung dịch có nồng độ xác định, thường từ 0,1 mol/L đến 1 mol/L tùy mục đích phản ứng. NaHCO₃ được sử dụng dưới dạng dung dịch hoặc bột khan.
Thiết bị và dụng cụ:
Cần có cốc thủy tinh chịu nhiệt, ống đong, buret, đũa khuấy và hệ thống lọc (giấy lọc hoặc bộ lọc hút chân không) nếu cần tách kết tủa BaCO₃ sau phản ứng.
Quy trình thực hiện
Trước tiên, chuẩn bị dung dịch bari hiđroxit với thể tích và nồng độ xác định. Sau đó, thêm từ từ dung dịch natri bicacbonat vào, khuấy nhẹ nhàng liên tục. Quan sát sự hình thành kết tủa trắng của BaCO₃. Sau khi hoàn tất, tiến hành lọc tách kết tủa, rửa bằng nước cất và sấy khô ở nhiệt độ thấp nếu cần thu BaCO₃ tinh thể.
Lưu ý an toàn
Ba(OH)₂ là bazơ mạnh, có thể gây bỏng nếu tiếp xúc với da hoặc mắt. Cần sử dụng găng tay, kính bảo hộ và làm việc trong tủ hút nếu phản ứng diễn ra ở quy mô lớn. Không để dung dịch phản ứng tiếp xúc với da trần hoặc tiếp xúc lâu với không khí để tránh hấp thụ CO₂ từ không khí làm sai lệch kết quả.
Nhận biết phản ứng
Phản ứng có thể được nhận biết qua hai dấu hiệu chính. Thứ nhất là sự xuất hiện của kết tủa trắng không tan trong nước, đặc trưng cho sự hình thành của BaCO₃.
Sau khi phản ứng hoàn tất, có thể xác định sản phẩm hòa tan bằng các phương pháp phân tích định tính như chuẩn độ axit–bazơ với dung dịch HCl để xác định nồng độ Na₂CO₃ còn lại trong dung dịch.
Kết tủa BaCO₃ có thể được kiểm tra bằng phương pháp nung. Nếu đem nung nhẹ trong ống nghiệm kín, kết tủa sẽ không bị phân hủy do tính bền nhiệt của muối này ở nhiệt độ thấp. Sau đó thu sản phẩm cho vào dung dịch axit sulfuric (H₂SO₄) thu được kết tủa trắng đục
\[BaCO_3 \xrightarrow{\Delta t} BaO + CO_2 \uparrow\]
\[BaO + H_2SO_4 \to BaSO_4 \downarrow + H_2O\]
Natri Bicarbonate (NaHCO₃) – Nâng cao
NaHCO₃ là một chất rắn tinh thể màu trắng, phân cực, tan trong nước nhưng không tan trong ethanol. Trong trạng thái rắn, các ion được giữ bởi lực hút tĩnh điện mạnh trong mạng tinh thể ba chiều. Nhiệt độ nóng chảy của NaHCO₃ tương đối thấp so với nhiều muối vô cơ khác vì ion HCO₃⁻ có kích thước lớn, liên kết không bền vững và dễ phân hủy nhiệt.
Ở cấp độ phân tử, khi hòa tan vào nước, mạng tinh thể bị phá vỡ, các ion Na⁺ và HCO₃⁻ bị hydrat hóa bởi phân tử nước. Ion natri tương tác với nước thông qua tương tác tĩnh điện với cặp electron tự do của nguyên tử oxy trong phân tử H₂O. Ion HCO₃⁻ cũng được bao quanh bởi một lớp solvat hóa, nhưng đáng chú ý hơn là khả năng tham gia phản ứng cân bằng với nước, thể hiện rõ tính chất hóa học đặc trưng của nó.
Phân tích tính chất axit – bazơ của ion HCO₃⁻
Tâm điểm trong tính chất hóa học của NaHCO₃ nằm ở tính chất lưỡng tính của ion HCO₃⁻, tức là nó có thể đóng vai trò như một axit yếu hoặc một bazơ yếu, tùy theo môi trường phản ứng.
Khi xét vai trò là axit, ion HCO₃⁻ có thể nhường một proton để trở thành CO₃²⁻. Phản ứng phân ly này xảy ra chủ yếu trong môi trường kiềm, nơi có sẵn các ion OH⁻ có thể hấp thụ proton được giải phóng. Đây là phản ứng axit yếu vì mức độ phân ly thấp, với hằng số phân ly (Ka2) của H₂CO₃ ≈ 5,6×10⁻¹¹, cho thấy xu hướng giữ lại proton khá cao.
\[HCO_3^- \leftrightharpoons CO_3^{2-} + H^+ \quad K_{a2} = 5,6 \times 10^{-11}\]
Ngược lại, trong môi trường axit, ion HCO₃⁻ có thể nhận thêm một proton để tạo thành H₂CO₃. Axit cacbonic sinh ra không bền và nhanh chóng phân hủy thành nước và khí CO₂, một phản ứng được thúc đẩy mạnh mẽ bởi sự thoát ra của khí. Khả năng nhận proton này biểu hiện tính bazơ yếu của ion HCO₃⁻, với Kb ≈ 1.78×10−4, phản ánh rằng phản ứng có thể xảy ra nhưng không hoàn toàn triệt để trong môi trường trung tính.
\[HCO_3^- \leftrightharpoons H_2CO_3 + OH^- \quad K_{b} = 1.78 \times 10^{-4}\]
Tính chất lưỡng tính của HCO₃⁻ là nền tảng cho khả năng hoạt động như một chất đệm trong nhiều hệ sinh học và công nghiệp, giúp giữ pH ổn định trong khoảng hẹp khi có sự thêm vào của axit hoặc bazơ mạnh.
Cân bằng với nước và pH dung dịch NaHCO₃
Ion HCO₃⁻ phản ứng với nước, tạo ra một cân bằng động:
\[HCO_3^- \leftrightharpoons H_2CO_3 + OH^-\]
\[K_b = \frac{K_w}{K_{a2}} = \frac{10^{-14}}{5.6 \times 10^{-11}} ≈ 1.78 \times 10^{-4}\]
Ion HCO₃⁻ có thể kết hợp với một phân tử nước để tạo thành axit cacbonic H₂CO₃, đồng thời giải phóng ion OH⁻. Kết quả là dung dịch thu được có tính kiềm nhẹ, thường có pH dao động khoảng 8 đến 8,5. Chính sự giải phóng lượng nhỏ ion OH⁻ là nguyên nhân khiến dung dịch có tính bazơ yếu, dù không đủ mạnh để ăn mòn hoặc gây nguy hiểm.
Khả năng tạo OH⁻ tuy nhỏ nhưng rất quan trọng trong việc trung hòa axit dạ dày hoặc tạo môi trường thuận lợi cho các phản ứng yêu cầu pH kiềm nhẹ.
Độ bền nhiệt và khả năng phân hủy của NaHCO₃
Ion HCO₃⁻ là một anion kém bền về mặt nhiệt động. Khi NaHCO₃ được đun nóng đến khoảng 80 đến 100 độ C, phản ứng phân hủy xảy ra, trong đó hai phân tử NaHCO₃ tạo thành một phân tử Na₂CO₃, giải phóng khí CO₂ và hơi nước.
\[NaHCO_3 \xrightarrow{\Delta} Na_2CO_3 + CO_2 \uparrow + H_2O\]
Phản ứng phân hủy nhiệt này có vai trò thực tiễn rất quan trọng, đặc biệt trong ngành thực phẩm, nơi người ta sử dụng NaHCO₃ như một chất tạo xốp trong bột nở. Khi được nung, khí CO₂ sinh ra làm phồng bột và tạo cấu trúc rỗng cho các loại bánh nướng.
Ngoài ra, ion HCO₃⁻ còn dễ bị phân hủy trong môi trường axit. Khi tiếp xúc với axit mạnh như HCl, phản ứng xảy ra rất nhanh, giải phóng khí CO₂, nước và tạo thành muối natri clorua. Đây là phản ứng có tính ứng dụng cao trong xác định sự hiện diện của muối cacbonat và hiđrocacbonat thông qua hiện tượng sủi bọt đặc trưng.
\[NaHCO_3 + H^+ \rightarrow Na^+ + CO_2 \uparrow + H_2O\]
Vì sao BaCO₃ không tan? – Phân tích nhiệt động học
Tính tan của một chất ion trong nước được quyết định bởi nhiệt động học hòa tan, cụ thể là sự so sánh giữa năng lượng mạng tinh thể (lattice enthalpy) và năng lượng solvat hóa (hydration enthalpy).
a) Năng lượng mạng tinh thể của BaCO₃ rất lớn
- Do cation Ba²⁺ có điện tích cao và kích thước đủ lớn để tương tác hiệu quả với CO₃²⁻ nên lực hút tĩnh điện giữa hai ion này rất mạnh.
- CO₃²⁻ cũng là một anion có điện tích lớn và hình dạng cứng (rigid), dễ tạo mạng ion đều đặn.
- Hệ quả là mạng tinh thể BaCO₃ rất bền vững, cần lượng lớn năng lượng để phá vỡ.
b) Năng lượng hydrat hóa không đủ lớn để bù
- Khi BaCO₃ hòa tan, ion Ba²⁺ và CO₃²⁻ phải tách ra và được các phân tử nước bao quanh (solvat hóa).
- Tuy nhiên, do Ba²⁺ có bán kính lớn, mật độ điện tích thấp (so với Mg²⁺, Ca²⁺) nên khả năng hút các phân tử nước để solvat hóa kém.
- CO₃²⁻ cũng là một anion lớn, khó được ổn định trong dung dịch vì tương tác với nước không đủ mạnh để bù lại năng lượng phá vỡ mạng.
Tổng năng lượng tự do Gibbs (ΔG) cho quá trình hòa tan là dương → quá trình không tự xảy ra → BaCO₃ không tan.
Hiệu ứng lưới tinh thể và tính phân cực
a) Hiệu ứng lưới tinh thể lớn
Lực hút giữa các ion trong tinh thể tỉ lệ nghịch với khoảng cách giữa chúng và tỉ lệ thuận với tích điện tích. Ở đây, tích điện tích là 2 nhân 2 = 4 (Ba²⁺ và CO₃²⁻), lớn hơn nhiều so với các muối có ion đơn hóa trị như NaCl (1 nhân 1 = 1). Do đó, hiệu ứng lưới tinh thể trong BaCO₃ rất mạnh, khó phá vỡ.
b) Tính phân cực của ion CO₃²⁻
Ion CO₃²⁻ có thể bị phân cực bởi cation mang điện tích cao như Ba²⁺. Tuy nhiên, so với các cation nhỏ hơn như Mg²⁺ hoặc Al³⁺, khả năng polaris hóa của Ba²⁺ lại thấp hơn (do bán kính lớn), dẫn đến tương tác không đủ để làm cho mạng trở nên dễ tan hơn. Điều này trái ngược với các muối có Al³⁺ hoặc Fe³⁺ vốn thường dễ tan nhờ khả năng làm biến dạng điện tử của anion.
Ứng dụng của phản ứng và sản phẩm
Phản ứng này có nhiều ứng dụng trong phân tích định tính và định lượng các ion cacbonat và ion bari trong dung dịch. Nhờ sự tạo thành kết tủa không tan BaCO₃, phản ứng được dùng để xác định sự có mặt của ion CO₃²⁻ hoặc để tách Ba²⁺ ra khỏi hỗn hợp các cation khác.
Trong công nghiệp: Phản ứng tạo kết tủa BaCO₃ được dùng để sản xuất muối bari từ các nguồn bicacbonat hoặc CO₂. BaCO₃ sau khi tinh chế được sử dụng làm nguyên liệu trong sản xuất gốm sứ, thủy tinh quang học, vật liệu gốm điện, và chất ổn định cho PVC. Ngoài ra, BaCO₃ cũng có thể được nhiệt phân để thu BaO ở nhiệt độ cao, dùng trong sản xuất chất xúc tác và ngành luyện kim.
Sản phẩm phụ natri cacbonat là một trong những hóa chất công nghiệp phổ biến nhất, được sử dụng rộng rãi trong sản xuất xà phòng, chất tẩy rửa, công nghiệp thủy tinh, nhuộm vải, xử lý nước và làm chất điều chỉnh pH trong nhiều quá trình hóa học.
Bài tập vận dụng
Bài tập: Cho 100 ml dung dịch NaHCO₃ 0.2 M và 150 ml dung dịch Ba(OH)₂ 0.1 M. Tính khối lượn kết tủa, nồng độ cuối cùng của các chất tan và pH của dung dịch sau phản ứng.
Giải:
Phương trình hóa học:
\[2NaHCO_3 + Ba(OH)_2 \to Na_2CO_3 + BaCO_3 \downarrow + 2H_2O\]
Nồng độ cuối cùng của các muối sau phản ứng:
\[n_{NaHCO_3} = 0,2 \times 0,1 = 0,02 (mol)\]
\[n_{Ba(OH)_2} = 0,1 \times 0,15 = 0,015 (mol)\]
Dựa vào phương trình ta có tỉ lệ phản ứng giữa NaHCO₃ và Ba(OH)₂ là 2:1, mà số mol của Ba(OH)₂ < 2 lần số mol của NaHCO₃. Vậy nên, phương trình phản ứng theo số mol của NaHCO₃. Ta có:
Khối lượng BaCO₃ kết tủa:
\[n_{BaCO_3} = \frac{1}{2} n_{NaHCO_3} = \frac{1}{2} \times 0,02 = 0,01 (mol)\]
\[m_{BaCO_3} = 0,01 \times 197 = 1,97 (gram)\]
Nồng độ cuối cùng của các muối trong dung dịch:
\[n_{Na_2CO_3} = \frac{1}{2} n_{NaHCO_3} = \frac{1}{2} \times 0,02 = 0,01 (mol)\]
\[V_{dd} = 0,1 + 0,15 = 0,25 (L)\]
\[C_{Na_2CO_3} = n/V = \frac{0,01}{0,25} = 0,04 (mol/L)\]
Tính pH của dung dịch:
\[Ba(OH)_{2 (sau phản ứng)} = 0,015 – \frac{1}{2} \times 0,02 = 0,005 (mol)\]
pH được tính theo nồng độ ion H⁺ hoặc nồng độ ion OH⁻ có trong dung dịch:
\[C_{Ba(OH)_2} = n/V = \frac{0,005}{0,25} = 0,02 (mol/L)\]
\[{[OH^-]} = 0,02 \times 2 = 0,04 (mol/L)\]
\[pH = 14 – pOH = 14 + log([OH^-]) = 14 + (-1,4) = 12,6\]
