BÀI GIẢNG hóa đại CƯƠNG a2 CHƯƠNG 2 cân BẰNG HOÁ học

• 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 v thuận và v nghịch bằng nhau.

Trang 1

CÂN BẰNG HOÁ HỌC

Trang 2

Khái niệm về cân bằng

• Quan sát khí không màu được làm đông lạnh

N 2 O 4 Tại nhiệt độ phòng, khí này bị phân hủy

thành khí NO 2 màu nâu :

N 2 O 4(g)  2NO 2(g).

• Tới một lúc nào đó, màu sắc ngừng thay đổi , và chúng ta có một hỗn hợp N 2 O 4 and NO 2 Ta nói phản ứng đã đạt cân bằng.

• Cân bằng hoá học là điểm mà tại đó nồng độ các chất không thay đổi nữa.

Trang 3

• Trên quan điểm của thuyết va chạm :

– Khi lượng NO 2 tăng lên, có khả năng 2

phân tử NO 2 va đập vào nhau tạo thành

N 2 O 4

– Tại thời điểm ban đầu chưa có N 2 O 4 nên

phản ứng nghịch 2NO 2(g)  N2 O 4(g) chưa xảy ra.

Trang 4

The Concept of Equilibrium

Trang 5

• Tại điểm mà tốc độ phản ứng phân hủy:

• Tại cân bằng, bao nhiêu N 2 O 4 phản ứng để tạo

thành NO 2 thì có bấy nhiêu NO 2 phản ứng để tạo lại N 2 O 4 :

Trang 6

Khái niệm về cân bằng

Trang 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 v thuận và v nghịch 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.

Trang 8

Hằng số cân bằng

• Xem phản ứng

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 không đổi của

nitrogen, hydrogen và ammonia.

b) Tuy nhiên nếu ban đầu ta chỉ có ammonia và

không nitrogen hay hydrogen, phản ứng vẫn xảy ra N 2 và H 2 được tạo thành cho tới khi các nồng độ đạt tới cân bằng

Trang 9

Trang 10

• Dù thành phần tác chất ban đầu và thành phần

sản phẩm ra sao, các nồng độ luôn đạt tới một tỷ

lệ như nhau tại cân bằng

K

B A

Q P



Trang 11

• Nếu K << 1, các tác chất chiếm ưu thế tại

cân bằng và cân bằng chuyển sang trái

Trang 12

The Equilibrium Constant

Trang 13

Cân bằng đồng thể trong dung dịch:

Trang 14

Cân bằng đồng thể trong pha khí:

Liên hệ đến

Liên hệ đến áp suất riêng phần áp suất riêng phần của hợp chất.

P P

P

P K

B A

Q P



Trang 15

Cân bằng dị the å:

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.

CO constant

CO

constant

CO CaCO

c

K K

K

Trang 16

The Equilibrium Constant

Heterogeneous Equilibria

Trang 17

Hằng số cân bằng và năng lượng tự do G

Trang 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

Q P



Trang 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.

Trang 20

Xác định nồng độ các chất ở mức cân bằng :

Có G o , R, T => Kc, Kp => [ ] các chất

Trang 21

Le Châtelier’s Principle

• Xem

• 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

Trang 22

Trang 23

Change in Reactant or Product Concentrations

• Consider the Haber process

• If H 2 is added while the system is at equilibrium, the system must respond to counteract the added H 2 (by

Trang 24

Trang 25

• 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

Trang 26

Trang 27

• N 2 and H 2 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 N 2 , H 2 and NH 3 )

is passed over a cooler to a refrigeration unit.

• In the refrigeration unit, ammonia liquefies but not N 2

or H

Trang 28

• The unreacted nitrogen and hydrogen are recycled

with the new N 2 and H 2 feed gas.

• The equilibrium amount of ammonia is optimized

because the product (NH 3 ) is continually removed and the reactants (N 2 and H 2 ) 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.

Trang 29

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)

Trang 30

Effects of Volume and Pressure

• An increase in pressure (by decreasing the volume)

favors the formation of colorless N 2 O 4

• 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 N 2 O 4 is favored.

Trang 31

Effect of Temperature Changes

• The equilibrium constant is temperature dependent.

• For an endothermic reaction, H > 0 and heat can be

– if H > 0, adding heat favors the forward reaction,

– if H < 0, adding heat favors the reverse reaction.

Trang 32

• Removing heat (i.e cooling the vessel), favors towards

the decrease:

– if H > 0, cooling favors the reverse reaction,

– if H < 0, cooling favors the forward reaction.

• Consider

for which H > 0.

Cr(H2O)6(aq) + 4Cl-(aq) CoCl4 2-(aq) + 6H2O(l)

Trang 33

Trang 34

– 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

reaction, i.e the formation of blue CoCl 4 2-

– 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

which is the formation of pink Co(H 2 O) 6 2+ .

Cr(H2O)6(aq) + 4Cl-(aq) CoCl4 2-(aq) + 6H2O(l)

Trang 35

The Effect of Catalysts

• A catalyst lowers the activation energy barrier for the

Định dạng
Số trang	35
Dung lượng	676,5 KB