zunia.vn

Tuyển sinh 2024 dành cho Gen-Z

zunia.vn

» Khoa Học Tự Nhiên

Bài giảng Cân bằng hóa học - TS. Phan Thanh Dũng

Chia sẻ: _ _ | Ngày: | Loại File: PDF | Số trang:41

Báo xấu

1
lượt xem 0
download

Download Vui lòng tải xuống để xem tài liệu đầy đủ

Bài giảng Cân bằng hóa học do TS. Phan Thanh Dũng biên soạn với mục tiêu sau: Trình bày được định nghĩa, phân loại phản ứng hóa học; Trình bày được khái niệm về sự cân bằng hóa học; Tính các hằng số cân bằng hóa học; Phân biệt hoạt độ và nồng độ; Giải được một số bài tập cân bằng hóa học.

Chủ đề:

Bình luận(0) Đăng nhập để gửi bình luận!

Lưu

Nội dung Text: Bài giảng Cân bằng hóa học - TS. Phan Thanh Dũng

CÂN BẰNG HOÁ HỌC BỘ MÔN HOÁ PHÂN TÍCH KIỂM NGHIỆM TS. PHAN THANH DŨNG
MỤC TIÊU HỌC TẬP  Trình bày được định nghĩa, phân loại phản ứng hóa học.  Trình bày được khái niệm về sự cân bằng hóa học.  Tính các hằng số cân bằng hoá học.  Phân biệt hoạt độ và nồng độ.  Giải được một số bài tập cân bằng hóa học.
PHẢN ỨNG HÓA HỌC ĐỊNH NGHĨA Phản ứng hóa học là phản ứng khi liên kết một hay nhiều hơn 2 nguyên tố thì các liên kết hóa học trong chất tham gia phản ứng thay đổi và tạo ra chất mới (sản phẩm) Na2CO3 + CaCl2  2NaCl + CaCO3↓ - Có sự thay đổi năng lượng và tuân theo định luật bảo toàn năng lượng. - Phản ứng kết thúc khi => cân bằng phản ứng hoá học. CÁC LOẠI PHẢN ỨNG HÓA HỌC 1. Phản ứng kết hợp (synthesis reaction) Trong phản ứng này, 2 hay nhiều chất đơn giản sẽ kết hợp để tạo nên chất phức tạp hơn Dạng cơ bản: A + X → AX N2(k) + 3H2(k) → 2NH3(k) NH3(k) + H2O(l) → NH4OH (nước)
PHẢN ỨNG HÓA HỌC 2. Phản ứng phân hủy (decomposition reaction) Dạng cơ bản: AX → A + X 2H2O → 2H2 + O2 3. Phản ứng trao đổi (replacement reaction) Dạng cơ bản: A + BX → AX + B hay AX + Y → AY + X + Phản ứng trao đổi đơn (single replacement reaction) 2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 + Phản ứng trao đổi kép (double replacement reaction) AgNO3 + NaCl → AgCl + NaNO 3 Fe2O3 + 6HCl → 2FeCl3 + 3H2O + Phản ứng trao đổi ion Dạng cơ bản: AX + BY → AY + BX NaCl (nước) + AgNO3(nước) → NaNO3(nước) + AgCl(r) 4. Phản ứng oxy hóa – khử C10H8+ 12O2 → 10CO2 + 4H2O + nhiệt Pb + Pb02 + 4H+ + 2SO42– → 2PbSO4 + 2H20
KHÁI NIỆM VỀ SỰ CÂN BẰNG HÓA HỌC CH3COOH + NaOH CH3COONa + H20 - Khi tốc độ của phản ứng di chuyển theo chiều thuận và theo chiều nghịch bằng nhau và nồng độ của chất tham gia phản ứng và của nồng độ sản phẩm không thay đổi theo thời gian => Phản ứng đạt trạng thái cân bằng. - Cân bằng hóa học là một quá trình cân bằng động + Cân bằng vật lý H2O (l)  H2O (k) + Cân bằng hóa học 2NO2 (k)  N2O4 (k)
KHÁI NIỆM VỀ SỰ CÂN BẰNG HÓA HỌC Chú ý:  Một hệ thống CB không cần bất cứ năng lượng nào để duy trì sự CB.  Không nên lẫn lộn trạng thái CB và trạng thái tĩnh. Trạng thái tĩnh là trạng thái mà các nồng độ đều không đổi theo thời gian.  CBHH là trạng thái động trong đó chất tham gia phản ứng và sản phẩm chuyển đổi liên tục cho nhau. Tốc độ mất đi và xuất hiện của chúng bằng nhau.
HOẠT ĐỘ VÀ NỒNG ĐỘ Hoạt độ: Lewis (Mỹ, 1907) pH= - lg[H+] CM của HCl pH theo lý thuyết pH theo thực nghiệm Sai số 0.00050 3.30103 3.31 -0.00897 0.0100 2 2.04 -0.04 0.100 1 1.10 -0.1 0.4 0.39794 0.52 -0.12206 Biểu thức pH= - lg[H+] chỉ chính xác trong một giới hạn pha loãng và pH thật sự tính theo hoạt độ ion hydrogen chứ không tính theo nồng độ. Nghĩa là pH= -lg aH+ Tổng quát, giữa hoạt độ và nồng độ có mối liên quan theo công thức: a =  C hay a = f C với a: hoạt độ;  (hoặc f): hệ số hoạt độ; C: nồng độ mol; Trong DD pha loãng, hệ số hoạt độ thường = 1 => hoạt độ = nồng độ.
HOẠT ĐỘ VÀ NỒNG ĐỘ Lực ion: lực ion sẽ ảnh hưởng đến hoạt độ ion. Đại lượng này được ký hiệu là I Một chất điện ly MxXm được phân ly thành: MxXm = xMm+ + mXx- Các ion dương Mm+ và các ion âm Xx- phải cùng có mặt trong một DD và không thể tách riêng hoạt độ của các ion dương và âm. Do vậy, thường dùng đại lượng hoạt độ ion trung bình (a) a =  C (MmXx)-(m+x) Đối với cả 2 ion dương và âm, C là nồng độ tỷ lượng của chất điện ly Hệ số hoạt độ trung bình được tính theo biểu thức    (       )1/(     )   Trong đó  + và  - lần lượt là số cation và anion trong 1 đơn vị công thức của chất điện ly.
HOẠT ĐỘ VÀ NỒNG ĐỘ Phương trình Debye Huckel mở rộng:  I 1/ 2  lg     A z z   1  I 1/ 2     A là hằng số tùy thuộc vào tính chất của dung môi z+, z-: các điện tích ion Ví dụ: H2O: a= 0,5085 ở 250C -I là lực ion được xác định theo phương trình 1 I = 2  Zi2Ci -trong đó Ci là nồng độ của ion i.
HOẠT ĐỘ VÀ NỒNG ĐỘ  Cách tính hệ số hoạt độ f: Để tính hệ số hoạt độ, trước hết ta cần xác định lực ion I của dung dịch. I = 0,5[C1Z12 + C2Z22 +...] = 0,5∑CiZi2. Dựa vào phương trình Debye Huckel để tính hệ số f: 0,5  Zi2  I  lg fi  1  r  0,33 108  I Trong đó: Zi: điện tích các ion cần tính f r: bán kính trung bình của ion solvat hoá đã cho, trong dung dịch nước r  10-8cm. Do đó: 0,5  Zi2  I  lg fi  1 I (*) Do không thể xác định bằng thực nghiệm giá trị fi của các ion nên người ta thay hệ số hoạt độ trong phương trình (*) bằng hệ số hoạt độ trung bình cho các ion có điện tích ±1, ±2 ... (f Z±). Biểu thức này chỉ đúng cho dung dịch nước khi lực ion ≤ 0,2.
HOẠT ĐỘ VÀ NỒNG ĐỘ Nếu lực ion I > 0,2 (tức là dung dịch có nồng độ cao hơn) ta cần điều chỉnh bằng một số hạng: I  lg f Z  0,5  Zi2  AI 1 I Dung dịch có nồng độ trung bình (0,20 < I < 0,50) Davies đã đưa ra biểu thức tính hệ số hoạt độ fZ± (z≤ 3) như sau: I  lg f Z  A  Zi2 (  0,2I) 1 I Dùng nồng độ mol ion để tính lực ion I.
HOẠT ĐỘ VÀ NỒNG ĐỘ Lưu ý: Khi lực ion I < 0,02, người ta tính hệ số f theo PT giới hạn Debye Huckel:  lg f Z  0,5  Zi2  I Khi đưa hệ số fi vào biểu thức tính hằng số CB K, ta có: K Cp   Dq  fC  fD  K  f p q   A    Q c m n fA  fB m n Trong đó: Kc: hằng số cân bằng nồng độ. f±: trị số đánh giá tác động của lực tương tác tĩnh điện lên hằng số CB. K: hằng số cân bằng nhiệt động học. Thường trong hoá phân tích, để tính nồng độ CB của các tiểu phân người ta thường dùng hằng số cân bằng Kc, bỏ qua tác động của tương tác tĩnh điện - nghĩa là chấp nhận f± = 1. Khi nồng độ dung dịch loãng thì sai số chấp nhận được.
HOẠT ĐỘ VÀ NỒNG ĐỘ Ví dụ: Tính hoạt độ của các ion trong dung dịch BaCl2 0,1 M. I = 0,5(22 × 0,1 + 12 × 0,2) = 0,3 Vì 2I > 0,2 nên tính hệ số f theo phương trình Davies 0,3 lg f 2  0,5  22 (  0,2  0,3)  0,5980  f 2  0,252 1  0,3 0,3 lgf 1  0,5 1 ( 2  0,2  0,3)  0,1490  f 2  0,710 1  0,3 a Ba 2  0,252  0,1  2,52.102 M a Cl  0,710  0,2  1,42.101M Đối với các dung dịch đậm đặc, việc sử dụng nồng độ tính theo trọng lượng của dung môi (nồng độ molan) thường có thể cung cấp một ước lượng tốt hơn là dùng nồng độ tính theo thể tích (nồng độ mol).
HẰNG SỐ CÂN BẰNG CÁCH TÍNH HẰNG SỐ CÂN BẰNG Định luật tác dụng khối lượng: biểu diễn mối liên quan giữa nồng độ (hoạt độ) của các chất phản ứng và của sản phẩm phản ứng ở trạng thái CB. Áp dụng được với các dung dịch lý tưởng: dung dịch của các chất không điện ly và các chất điện ly yếu với nồng độ rất loãng (hoạt độ). Trong thực tế, thông thường nồng độ của các dung dịch không tuân theo độ pha loãng một cách chính xác. Đối với các chất điện ly mạnh hoặc các chất điện ly yếu nhưng nồng độ cao thì sự sai lệch rất lớn => giới hạn của định luật tác dụng khối lượng. => Do đó khi áp dụng định luật tác dụng khối lượng chỉ nhận được các kết quả gần đúng. Tuy vậy, trong nhiều trường hợp độ chính xác này vẫn chấp nhận được với các mục đích thực tiễn.
HẰNG SỐ CÂN BẰNG CÁCH TÍNH HẰNG SỐ CÂN BẰNG Thí dụ: mA + nB  pC +qD Nếu tính theo hoạt độ Khi phản ứng đạt trạng thái cân bằng: aC aD p q  Ka a A aB m n Ka được gọi là HSCB, trong đó aA, aB, aC, aD là hoạt độ cân bằng của các chất phản ứng (A, B) và các sản phẩm phản ứng (C, D); m, n, p, q là các hệ số tỉ lượng tương ứng. Nếu tính theo nồng độ [C]p [D]q  KC [A] [B] m n [A], [B], [C], [D]: nồng độ cân bằng tương ứng của chất phản ứng và sản phẩm
HẰNG SỐ CÂN BẰNG CÁCH TÍNH HẰNG SỐ CÂN BẰNG V1 là tốc độ phản ứng xảy ra theo chiều thuận, V2 là tốc độ phản ứng xảy ra theo chiều nghịch. Phản ứng được đặc trưng bằng hai hằng số tốc độ K1 và K2 V  K [A]m [B]n 1 1 V2  K2 [C]p [D]q Khi phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng thì V1 = V2 Nghĩa là K 1[A]m[B]n = K2[C]p[D]q Hằng số cân bằng K1 [C] [D] p q Kc   K2 [A]m [B]n Tốc độ phản ứng có thể biểu diễn bằng hàm mũ: V  kC1 1C2 2 n n n1, n2 tương ứng là bậc phản ứng theo các cấu tử 1 và 2. C; nồng độ của các chất tham gia hoặc sản phẩm tạo thành sau phản ứng. n1  m và n2  n. Bậc phản ứng là đại lượng được xác định bằng thực nghiệm, không liên quan đến các hệ số tỉ lượng. Bậc có thể là số nguyên, phân số hay số không.
HẰNG SỐ CÂN BẰNG HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA CÁC PHẢN ỨNG HAY SỬ DỤNG TRONG HÓA HỌC PHÂN TÍCH 1. Hằng số cân bằng của các phản ứng phân ly (HSPL) Là hằng số cân bằng của phản ứng phân ly một chất. Thí dụ: đối với phản ứng phân ly acid yếu HA: HA  H+ + A  2 - a  aA Ka  H    H A  aHA HA HA Ka được gọi là HSPL nhiệt động; a - hoạt độ của ion hoặc phân tử; γ - hệ số hoạt độ. Trong một số trường hợp có thể chấp nhận hệ số hoạt độ không đổi: K’a được gọi là HSPL điều kiện. Ka phụ thuộc nhiệt độ, không phụ thuộc nồng độ; K'a phụ thuộc cả nồng độ và nhiệt độ. Bên cạnh Ka người ta còn dùng khái niệm pKa = - lgKa. Thí dụ. đối với acid acetic CH3COOH ở 25oC, Ka = 1,754. 10-5 và pKa = 4,76.
HẰNG SỐ CÂN BẰNG HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA CÁC PHẢN ỨNG HAY SỬ DỤNG TRONG HÓA HỌC PHÂN TÍCH 1. Hằng số cân bằng của các phản ứng phân ly (HSPL) a. HẰNG SỐ PHÂN LY ACID (PHẢN ỨNG ACID –BASE) Phản ứng phân ly acid. Acid chia làm 2 loại: - Acid mạnh chuyển hết proton cho dung môi. -Acid yếu không thể cho hết proton acid của nó cho dung môi. - Các acid còn lại không phân ly, chỉ một phần nhỏ hiện diện dưới dạng base liên hợp CH3COOH (nước) + H2O (l)  H3O+(nước) + CH3COO- (nước) Hằng số cân bằng của phản ứng này được gọi hằng số phân ly acid Ka. Ka của acid acetic là 1.75 × 10-5 Chú ý: nồng độ của nước có thể bỏ qua trong biểu thức tính Ka vì giá trị quá lớn không bị ảnh hưởng bởi phản ứng phân ly. Độ lớn của Ka cung cấp thông tin về lực tương đối của acid, với Ka càng nhỏ thì acid càng yếu.
HẰNG SỐ CÂN BẰNG HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA CÁC PHẢN ỨNG HAY SỬ DỤNG TRONG HÓA HỌC PHÂN TÍCH 1. Hằng số cân bằng của các phản ứng phân ly (HSPL) b. HẰNG SỐ PHÂN LY BASE (PHẢN ỨNG ACID –BASE) là hằng số cân bằng giữa base yếu và proton mà base nhận để tạo nên acid đó Thí dụ: giữa NH3 và acid NH4+, có cân bằng: Với hằng số cân bằng Kb: là hằng số phân ly base. Kb càng lớn, base kết hợp với proton càng nhiều => base càng mạnh. Thí dụ NH3 có Kb = 1,76×10-5 mạnh hơn CH3COO- có Kb = 1,74×10-9
HẰNG SỐ CÂN BẰNG HẰNG SỐ CÂN BẰNG CỦA CÁC PHẢN ỨNG HAY SỬ DỤNG TRONG HÓA HỌC PHÂN TÍCH 1. Hằng số cân bằng của các phản ứng phân ly (HSPL) c. HẰNG SỐ KHÔNG BỀN CỦA PHỨC CHẤT (HSKB) Hằng số cân bằng giữa phức chất và các tiểu phân (ion, phân tử) tạo nên phức chất đó. Thí dụ: Kkb này được gọi là HSKB của ion phức Ag(NH3)2+; vì Kkb càng lớn, ion phức phân li càng nhiều nên Kkb còn được gọi là hằng số phân ly của phức chất.

CÓ THỂ BẠN MUỐN DOWNLOAD

THÔNG TIN

TRỢ GIÚP

HỖ TRỢ KHÁCH HÀNG

Theo dõi chúng tôi

Chịu trách nhiệm nội dung:

Nguyễn Công Hà - Giám đốc Công ty TNHH TÀI LIỆU TRỰC TUYẾN VI NA

LIÊN HỆ

Địa chỉ: P402, 54A Nơ Trang Long, Phường 14, Q.Bình Thạnh, TP.HCM

Hotline: 093 303 0098

Email: support@tailieu.vn

Giấy phép Mạng Xã Hội số: 670/GP-BTTTT cấp ngày 30/11/2015 Copyright © 2022-2032 TaiLieu.VN. All rights reserved.