Bài giảng Hoá đại cương A2 - Chương II: Cân bằng hoá học

Nội dung text: Bài giảng Hoá đại cương A2 - Chương II: Cân bằng hoá học

1. CÂN BẰNG HỐ HỌC HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 1
2. Khái niệm về cân bằng • Quan sát khí khơng màu được làm đơng lạnh N2O4. Tại nhiệt độ phịng, khí này bị phân hủy thành khí NO2 màu nâu: N2O4(g) → 2NO2(g). • Tới một lúc nào đĩ, màu sắc ngừng thay đổi, và chúng ta cĩ một hỗn hợp N2O4 and NO2. Ta nĩi phản ứng đã đạt cân bằng. • Cân bằng hố học là điểm mà tại đĩ nồng độ các chất khơng thay đổi nữa. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 2
3. • Trên quan điểm của thuyết va chạm: – Khi lượng NO2 tăng lên, cĩ khả năng 2 phân tử NO2 va đập vào nhau tạo thành N2O4. – Tại thời điểm ban đầu chưa cĩ N2O4 nên phản ứng nghịch 2NO2(g) → N2O4(g) chưa xảy ra. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 3
4. The Concept of Equilibrium HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 4
5. • Tại điểm mà tốc độ phản ứng phân hủy: N2O4(g) → 2NO2(g) bằng với tốc độ phản ứng nghịch: 2NO2(g) → N2O4(g). tồn tại một cân bằng động (dynamic equilibrium) • cân bằng là động vì phản ứng khơng hề bị ngừng lại. Lúc đĩ mọi tốc độ thuận nghịch là như nhau • Tại cân bằng, bao nhiêu N2O4 phản ứng để tạo thành NO2 thì cĩ bấy nhiêu NO2 phản ứng để tạo lại N2O4: N2O4(g) 2NO2(g) HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 5
6. Khái niệm về cân bằng HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 6
7. Tóm lại: ▪ Cân bằng có tính chất động, nghĩa là lúc cân bằng về mặt thực tế thành phần các hợp chất không thay đổi nhưng thực tế phản ứng vẫn xảy ra với vthuận và vnghịch bằng nhau. ▪ Khuynh hướng tự nhiên của một phản ứng hóa học là luôn hướng tới cân bằng. ▪ Cân bằng sẽ đạt được khi G=0. Lúc này cân bằng hóa học là sự cân bằng giữa hai yếu tố ảnh hưởng lên phản ứng là nhiệt và entropy. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 7
8. Hằng số cân bằng • Xem phản ứng N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) a) Nếu ta bắt đầu bằng một hỗn hợp nitrogen và hydrogen (tỷ lệ bất kỳ), phản ứng sẽ đạt tới cân bằng tương ứng với nồng độ khơng đổi của nitrogen, hydrogen và ammonia. b) Tuy nhiên nếu ban đầu ta chỉ cĩ ammonia và khơng nitrogen hay hydrogen, phản ứng vẫn xảy ra. N2 và H2 được tạo thành cho tới khi các nồng độ đạt tới cân bằng HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 8
9. Hằng số cân bằng HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 9
10. Hằng số cân bằng • Dù thành phần tác chất ban đầu và thành phần sản phẩm ra sao, các nồng độ luơn đạt tới một tỷ lệ như nhau tại cân bằng • Cho một phản ứng bất kỳ aA + bB(g) pP + qQ Biểu thức của hằng số cân bằng là PpQq Kc = AaBb với Kc là hằng số cân bằng HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 10
11. Độ lớn của hằng số cân bằng Hằng số cân bằng, K, là tỷ lệ của sản phẩm trên tác chất. Do đĩ: • K càng lớn thì tại cân bằng nồng độ sản phẩm càng lớn. • Ngược lại, K càng nhỏ thì tại cân bằng nồng độ tác chất càng lớn • Nếu K >> 1, các sản phẩm chiếm ưu thế tại cân bằng và cân bằng chuyển sang phải • Nếu K << 1, các tác chất chiếm ưu thế tại cân bằng và cân bằng chuyển sang trái HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 11
12. The Equilibrium Constant HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 12
13. Cân bằng đồng thể trong dung dịch: Xét phản ứng: mA + nB pC + qD có :vt = kt [A]m[B]n vn = kn [C]p[D]q [C]p[D]q tại cân bằng : vt = vn  Kc = kt / kn = [A]m[B]n [C]p[D]q Vậy: Kc = [A]m[B]n trong đó Kc=hằng số cân bằng theo nồng độ. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 13
14. Cân bằng đồng thể trong pha khí: Liên hệ đến áp suất riêng phần của hợp chất. (P )p(P )q K = P Q P a b (PA ) (PB ) PA = [A](RT) HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 14
15. Cân bằng dị thể: Trong trường hợp cân bằng có sự hiện diện của chất khí, trong biểu thức Kc người ta chỉ chú ý tới chất khí mà thôi. CaCO3(s) CaO(s) + CO2(g) CaO Kc = •CO2 = constant •CO2. CaCO3  Kc = Kc • constant = CO2 HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 15
16. The Equilibrium Constant Heterogeneous Equilibria HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 16
17. Hằng số cân bằng và năng lượng tự do G o Ta có: Gr = G r + RT lnKcb o Tại cân bằng: 0 = G r + RT lnKcb o hay G r= – RT lnKcb Kcb = Kc hay Kp Kcb = e- Go/ RT HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 17
18. Ứng dụng của hằng số cân bằng trong hóa học Dự đoán chiều phản ứng We define Q, the reaction quotient, for a general reaction aA + bB(g) pP + qQ as PpQq Q = AaBb where [A], [B], [P], and [Q] are molarities at any time. • Q = K only at equilibrium. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 18
19. Applications of Equilibrium Constants Predicting the Direction of Reaction • If Q > K then the reverse reaction must occur to reach equilibrium (i.e., products are consumed, reactants are formed, the numerator in the equilibrium constant expression decreases and Q decreases until it equals K). • If Q < K then the forward reaction must occur to reach equilibrium. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 19
20. Xác định nồng độ các chất ở mức cân bằng: Có Go, R, T => Kc, Kp => [ ] các chất. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 20
21. Le Châtelier’s Principle • Xem N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) • As the pressure increases, the amount of ammonia present at equilibrium increases. • As the temperature decreases, the amount of ammonia at equilibrium increases. • Can this be predicted? Nguyên lý Le Châtelier: Trong một phản ứng cân bằng, nếu thay đổi một yếu tố làm xáo trộn mức cân bằng sẽ làm cân bằng dời đổi theo chiều chống lại sự thay đổi ấy. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 21
22. Le Châtelier’s Principle HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 22
23. Le Châtelier’s Principle Change in Reactant or Product Concentrations • Consider the Haber process N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) • If H2 is added while the system is at equilibrium, the system must respond to counteract the added H2 (by Le Châtelier). • That is, the system must consume the H2 and produce products until a new equilibrium is established. • Therefore, [H2] and [N2] will decrease and [NH3] increases. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 23
24. Le Châtelier’s Principle Change in Reactant or Product Concentrations HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 24
25. Le Châtelier’s Principle Change in Reactant or Product Concentrations • Adding a reactant or product shifts the equilibrium away from the increase. • Removing a reactant or product shifts the equilibrium towards the decrease. • To optimize the amount of product at equilibrium, we need to flood the reaction vessel with reactant and continuously remove product (Le Châtelier). • We illustrate the concept with the industrial preparation of ammonia N2(g) + 3H2(g) 2NH3(g) HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 25
26. Le Châtelier’s Principle Change in Reactant or Product Concentrations HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 26
27. Le Châtelier’s Principle Change in Reactant or Product Concentrations • N2 and H2 are pumped into a chamber. • The pre-heated gases are passed through a heating coil to the catalyst bed. • The catalyst bed is kept at 460 - 550 C under high pressure. • The product gas stream (containing N2, H2 and NH3) is passed over a cooler to a refrigeration unit. • In the refrigeration unit, ammonia liquefies but not N2 or H2. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 27
28. Le Châtelier’s Principle Change in Reactant or Product Concentrations • The unreacted nitrogen and hydrogen are recycled with the new N2 and H2 feed gas. • The equilibrium amount of ammonia is optimized because the product (NH3) is continually removed and the reactants (N2 and H2) are continually being added. Effects of Volume and Pressure • As volume is decreased pressure increases. • Le Châtelier’s Principle: if pressure is increased the system will shift to counteract the increase. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 28
29. Le Châtelier’s Principle Effects of Volume and Pressure • That is, the system shifts to remove gases and decrease pressure. • An increase in pressure favors the direction that has fewer moles of gas. • In a reaction with the same number of product and reactant moles of gas, pressure has no effect. • Consider N2O4(g) 2NO2(g) HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 29
30. Le Châtelier’s Principle Effects of Volume and Pressure • An increase in pressure (by decreasing the volume) favors the formation of colorless N2O4. • The instant the pressure increases, the system is not at equilibrium and the concentration of both gases has increased. • The system moves to reduce the number moles of gas (i.e. the forward reaction is favored). • A new equilibrium is established in which the mixture is lighter because colorless N2O4 is favored. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 30
31. Le Châtelier’s Principle Effect of Temperature Changes • The equilibrium constant is temperature dependent. • For an endothermic reaction, H > 0 and heat can be considered as a reactant. • For an exothermic reaction, H 0, adding heat favors the forward reaction, – if H < 0, adding heat favors the reverse reaction. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 31
32. Le Châtelier’s Principle Effect of Temperature Changes • Removing heat (i.e. cooling the vessel), favors towards the decrease: – if H > 0, cooling favors the reverse reaction, – if H 0. 2+ 2- – Co(H2O)6 is pale pink and CoCl4 is blue. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 32
33. Le Châtelier’s Principle Effect of Temperature Changes HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 33
34. Le Châtelier’s Principle Effect of Temperature Changes - 2- Cr(H2O)6(aq) + 4Cl (aq) CoCl4 (aq) + 6H2O(l) – If a light purple room temperature equilibrium mixture is placed in a beaker of warm water, the mixture turns deep blue. – Since H > 0 (endothermic), adding heat favors the forward 2- reaction, i.e. the formation of blue CoCl4 . – If the room temperature equilibrium mixture is placed in a beaker of ice water, the mixture turns bright pink. – Since H > 0, removing heat favors the reverse reaction 2+ which is the formation of pink Co(H2O)6 . HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 34
35. Le Châtelier’s Principle The Effect of Catalysts • A catalyst lowers the activation energy barrier for the reaction. • Therefore, a catalyst will decrease the time taken to reach equilibrium. • A catalyst does not effect the composition of the equilibrium mixture. HỐ ĐẠI CƯƠNG A2 CHƯƠNG II 35