Bài giảng hóa học đại cương (đại học thủy lợi )

Mục đích của chương - Khái niệm, tính chất của cân bằng hóa học - Hằng số cân bằng K và tỉ số phản ứng Q - Sử dụng K để khảo sát cân bằng hóa học - Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa

Chương 16 Cân bằng hóa học

Mục đích của chương

- Khái niệm, tính chất của cân bằng hóa học

- Hằng số cân bằng K và tỉ số phản ứng Q

- Sử dụng K để khảo sát cân bằng hóa học

- Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học

16.1 Trạng thái cân bằng hóa học

a Phản ứng thuận nghịch

Xét 2 phản ứng: KClO3 → 2KCl + O2 (1)

H2 + I2 U 2HI (2)Nhận xét:

- Phản ứng 1 xảy ra cho đến khi toàn bộ KClO3 phân hủy thành sản phẩm Phản ứng theo một chiều

- Phản ứng 2 vừa có sự tạo thành HI, vừa có sự phân

li tạo thành H2 và I2 Phản ứng theo hai chiều

- Phản ứng 2 còn gọi là phản ứng thuận nghịch

Theo chiều mũi tên từ trái qua phải là phản ứng thuận Theo chiều mũi tên từ phải qua trái là phản ứng nghịch

b Cân bằng hóa học

Xét phản ứng: aA + bB U cC + dD

v thuận = k1 CAa CBb

v nghịch = k2 CCc CDdTại t = 0: v thuận đạt cực đại, v nghịch bằng 0

Theo thời gian: v thuận giảm dần, v nghịch tăng dần

Cân bằng hóa học: là 1 cân bằng động, tại đó phản ứng diễn ra theo hai chiều với v bằng nhau

Tại thời điểm cân bằng, nồng độ được kí hiệu trong [ ]

nồng độ của các chất phản ứng luôn luôn là 1 hằng số ở

1 nhiệt độ nhất định“

K phụ thuộc vào phản ứng và vào nhiệt độ

a.2 Phản ứng trong hệ khí:

[ ] [ ] . [ ] [ ]

a.3 Mối liên hệ giữa các hằng số cân bằng:

c+d – a-b = ∆n

Kp = Kc (RT)∆n

Kp = Kx P∆n

* Xét phản ứng thuận nghịch

a A(K) + b B(K) U c C(K) + d D(R)

1 2

.

c

C k

K

⎡ ⎤

⎣ ⎦

• Q < K: phản ứng thay đổi theo chiều thuận

• Q > K: phản ứng thay đổi theo chiều nghịch

Tính hằng số cân bằng K ở 852K

[ ]

4 2

3

2 2

2

2 2

2 3

10 28

,

1 10

11 , 6 )

10 61

, 3 (

) 10

01 , 1 (

Ví dụ 2

Phản ứng H2(k) +I2(k) U 2HI(k) có Kc = 55,64 ở 425oC Cho 1 mol khí H2 và 1 mol khí I2 vào bình phản ứng 0,5 lít hãy tính nồng độ của H2, I2 và HI ở thời điểm cân bằng

Lời giải:

[ ] [ ][ ]2 2 55 , 64

2

=

=

I H

HI K

H2 (k) + I2 (k) U HI (k)

I 1/0,5 = 2M 1/0,5 = 2M 0

Vậy

( )

2 2

) 00

, 2 (

2 00

, 2 00

, 2

2 64

,

55

x

x x

16.4 Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học

* Nguyên lí Le Chatalier

Nội dung: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi một trong các điều kiện nhiệt độ, nồng độ, áp suất thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía làm chống lại sự thay đổi đó

a Ảnh hưởng của nồng độ

Xét phản ứng aA + bB U cC + dD

Ở trạng thái cân bằng Kc = Q

Tăng nồng độ chất C, D so với trạng thái cân bằng

→ Q tăng → Q > Kc → cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch → làm giảm nồng độ C và D

C C

=

b Ảnh hưởng của nhiệt độ

c Ảnh hưởng của thể tích (áp suất)

→ Q < K → Cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch

→ Chiều làm tăng V hệ

Nhận xét: phù hợp với nguyên lí chuyển dịch cân bằng

d Ứng dụng của sự chuyển dịch cân bằng

→ sử dụng nguyên lí Le Chatalier để dự đoán chiều phản ứng khi có những sự thay đổi về T, P và Chệ

3H2 (k) + N2(k) U 2 NH3 (k) ∆H < 0

Chương 17 Tính chất của axit và bazơ

Axit bazơ trong tự nhiên

Mục đích của chương

- Thuyết axit bazơ của Bronxtet - Lowry

- Sự điện li của nước và chỉ số pH

- Sự điện li của axit và bazơ yếu

- pH của muối

- Thuyết axit bazơ của Lewis

17.1 Thuyết axit bazơ của Areniuyt Nội dung

17.2 Thuyết axit bazơ của Bronxtet – Lowry

Nội dung: “ Axit là chất có khả năng cho proton ”

Phân tử: HCl + H2O → Cl- + H3O+

HF + H2O U F- + H3O+

Cation: NH4+ + H2O U NH3 + H3O+

[Al(H2O)6 ]3+ + H2O U [Al(H2O)5OH ] 2+ + H3O+

Anion: H PO - + H O U HPO 2- + H O+

Nội dung: “ Bazơ là chất có khả năng nhận proton ”

Phân tử: NaOH + H2O → Na+ + H3O+

NH3 + H2O U  NH4+ + OH

⇒ Khái niệm cặp axit – bazơ liên hợp :

+ Các cặp axit bazơ hơn kém nhau 1 nguyên tử H trong công thức

+ Ví dụ: NH4+/NH3 hay CH3COOH/CH3COO

-⇒ Axit và bazơ trong dung dịch thực chất là các cặp axit – bazơ liên hợp: Axit U Bazơ + H+

Nhược điểm:

Không giải thích được tính axit của các chất, ion không

chứa H trong công thức

+

17.3 Sự điện ly của nước và chỉ số pH

Nước là chất lưỡng tính

H2O + HCl → H3O+ + Cl

-H2O + NH3 U NH4+ + OH

-[ ]

3

2 2

Một số dung dịch có pH khác nhau

17.4 Hằng số cân bằng của axit và bazơ

a Axit yếu đơn bậc

KA: hằng số axit pKA (chỉ số axit)= - log KA

Ý nghĩa : đặc trưng cho tính mạnh yếu của axit

K càng lớn thì tính axit càng mạnh

b Bazơ yếu đơn bậc

Kb càng lớn thì tính bazơ càng mạnh

Xác định hằng số axit, hằng số bazơ, pH

• Axit yếu đơn bậc

1 Hãy xác định pH của dung dịch CH3COOH 0,01M Biết

• Bazơ yếu đơn bậc

Ví dụ: Dung dịch NH4OH có độ điện li α = 1,4% và KNH4OH

= 1,8 x 10-5 Hãy xác định pH và nồng độ ban đầu của

dung dịch NH4OH

17.5 Phản ứng axit bazơ

a Dự đoán chiều của phản ứng

Axit + Bazơ U Bazơ liên hợp + Axit liên hợp

b Các loại phản ứng axit – bazơ

Loại phản ứng axit - bazơ Ví dụ

Axit mạnh và bazơ mạnh HCl và NaOH

Axit mạnh và bazơ yếu HCl và NH3

Axit yếu và bazơ mạnh CH3COOH và NaOH

Axit yếu và bazơ yếu CH3COOH và NH4OH

→ Dự đoán pH của muối

17.6 Hiện tượng thủy phân và pH của muối

a “Sự tương tác của các ion điện li ra từ muối và nước dẫn đến việc tạo nên các chất điện li yếu và làm giá trị pH của dung dịch thay đổi gọi là hiện tượng thủy phân”

Ví dụ: CH3COONa = CH3COO- + Na+

CH3COO- + H2O U CH3COOH + OH

-NH4Cl = NH4+ + Cl

-NH4+ + H2O U NH3 + H3O+

b pH của muối

Ví dụ 17.7 CH3COONa (trang 297)

Ví dụ 17.8 NH4Cl (trang 298)

Ví dụ:

Hãy dự đoán pH của các dung dịch sau đây

pH <7; >7 hay =7 ?

a/ NaHSO4 b/ NaNO3 c/ NH4Br e/ Na2CO3

g/ FeCl3

17.7 Axit và bazơ đa bậc

• Axit

H3PO4 + H2O U H3O+ + H2PO4- K1= 7,5.10-3

H2PO4- + H2O U H3O+ + HPO42- K2= 6,2.10-8 HPO42- + H2O HU 3O+ + PO43- K3= 3,6.10-13

• Bazơ

CO32- + H2O U HCO3- + OH- K1 = 2,1.10-4 HCO3- + H2O U CO32- + OH- K2 = 2,4.10-8

Một số axit đa bậc

17.8 Thuyết axit bazơ của Lewis

Nội dung:

- Axit là chất có khả năng nhận electron

- Bazơ là chất có khả năng cho electron

Ý nghĩa: mở rộng phạm vi axit, bazơ

Ôn tập chương 17

1 Thuyết axit bazơ của Bronxtet – Lorry

2 Cân bằng hoá học của dung dịch axit yếu và bazơ yếu

3 Dự đoán chiều của phản ứng axit – bazơ

4 Hiện tượng thủy phân và pH của muối

5 Thuyết axit bazơ của Lewis