›
›

Một số kiến thức về phản ứng hóa học chiều phản ứng

ppt 40 trang phuongnguyen 60
Download
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Một số kiến thức về phản ứng hóa học chiều phản ứng", để tải tài liệu gốc về máy bạn click vào nút DOWNLOAD ở trên

Tài liệu đính kèm:

  • pptmot_so_kien_thuc_ve_phan_ung_hoa_hoc_chieu_phan_ung.ppt

Nội dung text: Một số kiến thức về phản ứng hóa học chiều phản ứng

  1. CHƯƠNG I MỘT SỐ KIẾN THỨC VỀ PHẢN ỨNG HÓA HỌC CHIỀU PHẢN ỨNG 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trong dung dịch chất điện ly Oxi hóa khử CHIỀU PHẢN ỨNG Trao đổi ion 1 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  2. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trogn dung dịch chất điện ly 2 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  3. HCl⎯⎯→ Cl +−+ H FeS+2 HCl ⎯⎯→ FeCl +22 H S ++2 FeS+2 H ⎯⎯→ Fe + H2 S −+ CH33 COOH CH COO+ H 1. Chất điện li 2. Độ điện li α nphanly 3. Chất điện li mạnh = 1 4. Chất điện li yếu 5. Quá trình thuận nghịch nhoa tan 6. Quá trình bất thuận nghịch 7. Cân bằng hóa học 6 8. Độ điện li biểu kiến
  4. −+ H2 SO 4⎯⎯→ HSO + 4 H HSO− SO22 −+= H + K 10 − Axit mạnh 44 HX (X = Cl, Br, I): hidroaxit OmX(OH)n (m số nguyên tử O liên kết trực tiếp X, m ≥ 2) Fe( SO )⎯⎯→ 2 Fe32 ++− 3 SO nphanly Muối trung hòa 2 4 3 4 = 1 Phân tử không còn nhóm H axit hoặc nhóm OH bazơ nhoa tan +− Ba()() OH2 ⎯⎯→ Ba OH + OH Ba() OH+ Ba2 ++ OH − Bazơ mạnh XOH (X = kim loại kiềm) 7 X(OH)2 (X = Ba, Sr, Ca) Department of Inorganic Chemistry - HUT
  5. 1. Axit yếu +− NaHCO33⎯⎯→ Na + HCO 2. Bazơ yếu − +2 − 3. Muối trung hòa Hg(CN) , HgCl 2 2 HCO33 H+ CO 4. Muối của axit và bazơ yếu 5. Phức chất Ca()() OH Cl⎯⎯→ Ca OH ++− Cl n + + − = phanly 1 Ca() OH Ca+ OH nhoa tan +− [()][()]Ag NH3 2 Cl⎯⎯→ Ag NH 3 2 + Cl ++ [Ag ( NH3 ) 2 ] [ Ag ( NH 3 )] + NH 3 K 1 ++ [Ag ( NH3 )] Ag+ NH 3 K 2 + 2 ++ [Ag ][ NH3 ] [Ag ( NH3 ) 2 ] Ag+ 2 NH 3 2 = K 1 K 2 = 8 + Department of Inorganic[()]Ag Chemistry NH32 - HUT
  6. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trogn dung dịch chất điện ly 9 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  7. TRONG PHƯƠNG TRÌNH ION CHỈ CÓ MẶT: - CHẤT KẾT TỦA - CHẤT DỄ BAY HƠI - CHẤT ĐIỆN LY YẾU Ở DẠNG PHÂN TỬ - CHẤT ĐIỆN LY MẠNH Ở DẠNG ION 10
  8. 2KMnO4++ 5 Na 2 SO 3 3 H 2 SO 4 ⎯⎯→2MnSO +4 5 Na 2 SO + 4 K 2 SO + 4 3 H 2 O + − +22 − + − 2K+ 2 MnO4 + 10 Na + 5 SO 3 + 6 H + 3 SO 4 22+ − + + ⎯⎯→2Mn + 8 SO42 + 10 Na + 2 K + 3 H O −2 − + 2MnO43++ 5 SO 6 H 22+− ⎯⎯→2Mn + 5 SO + 3 H O 11 42Department of Inorganic Chemistry - HUT
  9. Ca( HCO3 )+ Ca ( OH ) 2 ⎯⎯→ 2 CaCO  3 + 2 H 2 O 22+ − + − Ca+2 HCO3 + Ca + 2 OH ⎯⎯→ 2 CaCO  3 + 2 H 2 O 2+ − − 2Ca+ 2 HCO3 + 2 OH ⎯⎯→ 2 CaCO  3 + 2 H 2 O 12 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  10. CH33 COONa++ HCl CH COOH NaCl − + + − + − CH33 COO+ Na + H + Cl CH COOH + Na + Cl −+ CH33 COO+ H CH COOH 13 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  11. o ++ GPU 2 CaCO3+2 H Ca + CO 2 + H 2 O o o  G1  G3 o 2+ 2 − + G2 2 + Ca+ CO3 +2 H Ca + H 2 CO 3 o o o o GGGGPU = 1 + 2 + 3 −RTln K = − RT ln T + RT ln( K K ) − RT ln K CaCO3 1 2 3 K 600 KT =3 =4,8  10−9 CaCO3 −−7 11 14 KK12 4 10  5  10
  12. −−K 2 MgCO3+2 OH Mg ( OH ) 2  + CO 3 T 1 MgCO3  22+ − − T Mg++ CO3 2 OH Mg() OH 2 T 10−5 K ==MgCO3 T 5 10−12 Mg() OH 2 15
  13. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trogn dung dịch chất điện ly 16 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  14. H NN | O HN− | HHH Hóa trị của nguyên tố: số cặp e liên kết của nguyên tố đó liên kết trực tiếp với các nguyên tử xung quanh trong phân tử Số oxi hóa của nguyên tố: là điện tích ở ion nếu giả thiết các cặp e liên kết được chuyển hẳn cho các nguyên tử có độ âm điện lớn hơn liên kết với nó 17 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  15. O O FF HH HOOH−−− Số oxi hóa của nguyên tố: có giá trị đại số khác với hóa trị -Số OXH của nguyên tố trong đơn chất bằng 0 -Trong hợp chất, số OXH các nguyên tố sau luôn không đổi: Kim loại kiềm: số OXH bằng +1 Kim loại IIA: số OXH bằng +2 Al: số OXH bằng +3 F: số OXH bằng -1 -Trong hợp chất có H: Hầu hết: số OXH bằng +1 Hidrua kim loại: số OXH bằng -1 -Trong hợp chất có O: Hầu hết: số OXH bằng -2 OF2: số OXH bằng +2 H2O2: số OXH bằng -1 18 - Đảm bảo tính cân bằng điện tích trong phân tử và ionDepartment of Inorganic Chemistry - HUT
  16. HỢP CHẤT CÓ NGUYÊN TỐ MANG NHIỀU SỐ OXI HÓA NH43 NO Pb34 O 2− Fe34 O SO2319
  17. HSO (12)+  + (2 x ) + (28) −  = 0 2 2 8 =xS7+ Axit peoxidisunfuric HOOOOH−−− SS OOOO (+ 1 2) + (2 x ) +− ( 2 6) +− ( 1 2) = 0 6+ 20 =xS Department of Inorganic Chemistry - HUT
  18. 22−+ 5S2 O 8++ 2 Mn 8 H 2 O 22− − + ⎯⎯→10SO44 + 2 MnO + 16 H 7+ 2 − 2 − S2 O 8+22 e ⎯⎯→ SO 4 S7+ số oxi hóa giả S6+ số oxi hóa thật − −22 −21 − (O3 S− O − O − SO 3 ) +Department 2 e ⎯⎯→ of Inorganic 2Chemistry SO 4- HUT
  19. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trogn dung dịch chất điện ly 22 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  20. PHÂN BIỆT KHÔNG CÓ MÔI TRƯỜNG THAM GIA  2KClO32⎯⎯→ 2 KCl + 3 O CÓ MÔI TRƯỜNG THAM GIA KClO3+ KI + H 2 SO 4 ⎯⎯→ KCl + I + 2 K 2 SO + 4 H 2 O KMnO4+ K 2 SO 3 + KOH ⎯⎯→ K 2 SO + 4 K 2 MnO + 4 H 2 O KMnO4+ KNO 2 + H 2 O ⎯⎯→ MnO + 2 KNO + 3 KOH23
  21. 22+− KMnO4+ K 2 SO 3 + H 2 SO 4 ⎯⎯→ Mn + SO 4 7+ − 4 + 2 − + 2 + 6 + 2 − Mn O4+ S O 3 + H ⎯⎯→ Mn + S O 4 −+2 MnO4 +5 e ⎯⎯→ Mn − +2 + MnO4 +58 e + H ⎯⎯→ Mn − +2 + MnO42+5 e + 8 H ⎯⎯→ Mn + 4 H O 22−− SO34−2 e ⎯⎯→ SO 22− − + SO34−22 e ⎯⎯→ SO + H 22− − + 24 SO3−22 e + H 2 O ⎯⎯→ SO 4 +Department H of Inorganic Chemistry - HUT
  22. KMnO4++ K 2 SO 3 H 2 SO 4 22+− x 2 ⎯⎯→Mn + SO4 x 5 −2 − + 2MnO43++ 5 SO 6 H 22+− ⎯⎯→2Mn + 5 SO42 + 3 H O 2KMnO4++ 5 K 2 SO 3 3 H 2 SO 4 25 ⎯⎯→2MnSO +4 6 K 2 SODepartment + 4 of 3 Inorganic H 2 O Chemistry - HUT
  23. Nguyên tắc: 1.Phản ứng trong môi trường axit → có thể thêm vế phải hoặc vế trái H+ để cân bằng điện tích và sản phẩm không thể có OH-. 2.Phản ứng trong môi trường kiềm → thêm OH-. 3.Phản ứng trong môi trường trung tính → chỉ thêm bên vế phải H+ hoặc OH-. 4.Phản ứng không xảy ra sự phân ly các chất thành ion → cân bằng theo sự số e trao đổi giữa chất 26 OXH và chất KH. Department of Inorganic Chemistry - HUT
  24. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trogn dung dịch chất điện ly 27 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  25. Mối liên hệ giữa ΔG của phản ứng hóa học với các đại lượng nhiệt động khác Công thức tính ΔG cho phản ứng oxi hóa-khử xảy ra trong dung dịch nước G= −nFE = RT ln Go= −nFEo = −RT ln K K p aOXH +ne = bKH RT[] OXH a =+o ln OXH// KH OXH KH nF[] KH b n – số e trao đổi giữa chất OXH và chất KH trong phản ứng F – hằng số Faraday, F ~ 96500 C/mol E = εOXH – εKH, εOXH thế khử của cặp OXH-KH có dạng OXH tham gia phản28 ứng εKH thế khử của cặp OXH-KH có dạng KH tham gia phản ứng
  26. Mối liên hệ giữa ΔG của phản ứng hóa học với các đại lượng nhiệt động khác Ở điều kiện chuẩn: P = 1 atm, C = 1M o o o o o G = H −T S =  Gsp,s −  Gtg,s J sp tg o Phản ứng thuận nghịch G = −RT ln K p n R = 0.082 latm/molK P – áp suất chung hệ phản ứng khi cân bằng [atm] n P n K = K (RT ) = K = K P Σn – tổng số mol khí có mặt trong p c n n N i phản ứng khi cân bằng ni i=1 Δn – hiệu số mol khí của sản phẩm và số mol khí của chất tham gia Kp, Kc – chỉ phụ thuộc vào nhiệt29 độ n = 0 K p = Kc = Kn = K N
  27. −+ H34 AsO++22 I H Axit asenic → Axit aseno H3 AsO 3++ I 2 H 2 O Phương pháp ion-electron: tính thế khử của cặp OXH/KH phụ thuộc môi trường −+ H34 AsO++22 I H H AsO++ I H O30 3 3Department 2 of Inorganic Chemistry 2 - HUT
  28. 00 H AsO/ H AsO =0.56VV − = 0.54 3 4 3 3 II2 / + H3 AsO 4+22 e + H H 3 AsO 3 + H 2 O 0.059 [H AsO ][ H + ]2 =+0 lg 34 H3 AsO 4// H 3 AsO 3 H 3 AsO 4 H 3 AsO 3 2 [H33 AsO ] Thay đổi pH: [H+] = 10-2 M 0.059  =0.56 + lg102− = 0.442V H3 AsO 4/ H 3 AsO 3 2 0 H AsO/ H AsO =0.442VV − = 0.54 31 3 4 3 3 II2 / Department of Inorganic Chemistry - HUT
  29. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trogn dung dịch chất điện ly 32 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  30. Ý nghĩa của Thế điện cực (thế khử) chuẩn RTThế khử[] OXH chuẩn:a trong môi trường acid pH = 0 =+o ln OXH// KH OXH KH nFThế khử[] KH chuẩn:b trong môi trường bazo pH = 14 Thế khử chuẩn càng lớn thì chất oxi hóa sẽ càng mạnh và chất khử sẽ càng yếu 1. Sức điện động của pin = thế của điện cực dương – thế của điện cực âm. 2. Kim loại có thế điện cực chuẩn < 0 có thể tan trong dung dịch acid loãng giải phóng hydro. 3. Kim loại có thế điện cực chuẩn bé đẩy được kim loại có thế điện cực chuẩn lớn hơn ra khỏi dung dịch muối của nó. 33
  31. 7+ −0.56VVVVV 6 + 2 − 2.26 4 + 0.95 3 + 1.51 2 + − 1.18 Mn O4⎯⎯⎯→ Mn O ⎯⎯⎯→ 4 Mn O ⎯⎯⎯→ 2 () r ⎯⎯⎯→ Mn ⎯⎯⎯→ Mn Mn 7+ −0.56VV 6 + 2 − 2.26 4 + Mn O4⎯⎯⎯→ Mn O ⎯⎯⎯→ 4 Mn O 2 () r ⎯⎯⎯→0.95VVVMn ⎯⎯⎯→32++ 1.51 ⎯⎯⎯→ Mn− 1.18 Mn Tl3++⎯⎯⎯→1.25VV Tl ⎯⎯⎯→− 0.34 Tl 1.Biết được chất không bền trong dung dịch 2.Tính thế khử của cặp OXH/KH chưa biết 3.Dự đoán sản phẩm phản ứng 34 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  32. (0.56 . 1 + 2.26 . 2)/3 = 1.69 V −−0.56VV2 2.26 MnO4⎯⎯⎯→ MnO ⎯⎯⎯→ 4 MnO 2 () r (0.95 . 1 + 1.51 . 1)/2 = 1.23 V 0.95VVV32++ 1.51− 1.18 MnO2 () r⎯⎯⎯→ Mn ⎯⎯⎯→ ⎯⎯⎯→ Mn Mn 2−+ − 3MnO4+ 4 H ⎯⎯→2MnO +4 MnO 2 ( r + ) 2 H 2 O 32+ + + 35 2Mn+ 2 H22 O ⎯⎯→ MnO ( r + )Department Mn of + Inorganic 4 HChemistry - HUT
  33. − + +3 + 2MnO4+ 3 Tl + 8 H ⎯⎯→ MnO 2 ( r + )??? 3 Tl + 4 H 2 O 00 −23 +=1.51VV + + = 1.25 MnO4 // Mn Tl Tl 0 0 0 −=1.69VVV 32 + + = 1.25  + = 1.23 MnO4/// MnO 2 Tl Tl MnO 2 Mn 36 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  34. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trogn dung dịch chất điện ly 37 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  35. 0 Mn+ .() aq+ ne ⎯⎯⎯→ G M + r aq − G0 0 0 h Ge − Ga 0 Mn+ ()()() k+ aqnek + ⎯⎯⎯→− GI Mk + aq G0 =− () G 0 + G 0 + G 0 + G 0 =− nF *0 h I a e MMn+ / ΔG 0-biến thiên thế đẳng áp chuẩn hidrat hóa ion Mn+ 0 0 0 0 h *0 GGGGh + I + a e  n+ =−ΔG 0-biến thiên thế đẳng áp chuẩn ion hóa nguyên tử M MM/ nF nF I 0 ΔGa -biến thiên thế đẳng áp chuẩn nguyên tử hóa kim loại M 0 *0 *0 nn+=−  +  + 0 MMMMHH/// 2 ΔGe -biến thiên thế đẳng áp chuẩn chuyển ne trong kim loại rắn thành ne ở thể khí 000 0 GGG + +  =−h I a 4.44 ε*0-thế khử chuẩn tuyệt đối cặp Mn+.aq/M(r) MMn+ / nF 38 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  36. 1. Khái niệm Chất điện li mạnh và yếu Phương trình ion của phản ứng xảy ra trong dung dịch nước Hóa trị và số oxi hóa của nguyên tố 2. Phương pháp cân bằng phương trình phản ứng oxi hóa khử 3. Chiều và giới hạn phản ứng oxi hóa khử xảy ra trong dung dịch nước 4. Giản đồ thế khử và ứng dụng 5. Mối liên hệ giữa thế khử và năng lượng liên kết 6. Chiều phản ứng không đổi số oxi hóa trong dung dịch chất điện ly 39 Department of Inorganic Chemistry - HUT
  37. Phản ứng tạo chất kết tủa 2+− Pb( NO3 ) 2+ 2 KI = PbI 2  + 2 KNO 3 Pb + 2 I = PbI 2  2 G = RTln 0 Pb2+− I T K bd bd PbI2 Phản ứng tạo chất bay hơi Phản ứng làm ++2 giảm nồng độ ion CaCO3 +2 H = Ba + CO 2  + H 2 O trong dung dịch Phản ứng tạo chất điện li yếu −+ CH3 COONa+ HCl CH 3 COOH + NaCl CH 3 COO + H CH 3 COOH a 40 G = RTln 0 aa K Ka Department of Inorganic Chemistry - HUT