Bài giảng hóa học đại cươn

Mục đích của chương - Hiểu về hiệu ứng ion đồng dạng - Hiểu về dung dịch đệm - Quá trình chuẩn độ axít bazơ - Áp dụng cân bằng hoá học vào độ hoà tan của các ion - Tích số hòa tan và độ

CHƯƠNG 18 Cân bằng trong dung dịch

1

Mục đích của chương

- Hiểu về hiệu ứng ion đồng dạng

- Hiểu về dung dịch đệm

- Quá trình chuẩn độ axít bazơ

- Áp dụng cân bằng hoá học vào độ hoà tan của các ion

- Tích số hòa tan và độ hòa tan của các chất

CH3COONa = Na+ + CH3COO- (1)

CH3COOH + H2O ↔ H3O+ + CH3COO- (2) Trạng thái cân bằng điện li của chất điện li yếu giống như trạng thái cân bằng của phản ứng hóa học

⇒ Hòa tan CH3COONa → ion CH3COO- và do đó làm cân bằng (2) chuyển dịch theo chiều nghịch

⇒ Nồng độ ion H O+ giảm ⇒ làm pH tăng

5

b Hiệu ứng ion đồng dạng

“Khi một chất trong dung dịch đang ở trạng thái cân bằng điện li, nếu thêm 1 ion cùng loại với ion điện li ra từ chất đó, thì sẽ làm cân bằng chuyển dịch theo chiều phù hợp với nguyên lí Lechartelier”

→ Ion thêm vào cùng dạng với ion điện li ra từ chất điện

li yếu được gọi là ion đồng dạng → Ví dụ 18.1 (325)

18.2 Dung dịch đệm: Xét sự thay đổi pH

(1) thêm 0,01 mol HCl vào 1 lít nước cất, pH giảm từ 7,0

7

⇒ Nguyên nhân dẫn đến sự khác nhau như vậy do máu

và nhiều dung dịch khác của cơ thể là dung dịch đệm

thay đổi pH khi thêm axit mạnh hoặc bazơ mạnh vào dung dịch”

Các dung dịch đệm trong tự nhiên:

+ Trong nước biển: pH 7,8 ÷ 8,3

+ Trong cơ thể người: pH trong máu = 7,4

9

Yêu cầu đối với 1 dung dịch đệm:

• Có 2 chất trong thành phần dung dịch: 1 axit để phản ứng với ion OH- và một bazơ để phản ứng với ion H3O+thêm vào dung dịch

• Axit và bazơ đó không phản ứng với nhau

ion axetat

⇒ Hai yêu cầu trên đồng nghĩa với việc một dung dịch đệm luôn được chuẩn bị từ một cặp axit bazơ liên hợp

Một vài dung dịch đệm thông dụng

11

c phương trình Henderson – Hasselbalch

pH = pKa + lg ([bazơ liên hợp]/[axit]) (18.2)

pH = pKa + lg (Cbazơ/Caxit)

Ví dụ 18.3 (trang 329)

d Chuẩn bị dung dịch đệm:

dung dịch được điều chỉnh chính xác bằng lượng thêm

Bài tập: Cần chuẩn bị 1 lít dung dịch đệm có pH 4,3 Lựa chọn trong các nhóm sau Tính tỷ số axit và bazơ

Axit Bazơ liên hợp Ka pKaHSO4- SO42- 1,2.10-2 1,92

CH3COOH CH3COO- 1,8.10-5 4,74

HCO3- CO32- 4,8.10-11 10,32

x

[1,8

3

-3

= 1,0 (mol/l)

(mol/l) 2,8

13

18.3 Chuẩn độ axit bazơ

Khái niệm chuẩn độ: là quá trình xác định chính xác thể tích của một dung dịch tương đương về mặt hoá học (tác dụng vừa đủ theo một phản ứng xác định) với một thể tích đã lấy của một dung dịch khác

Buret

V (ml) chưa biết

15

a Chuẩn độ axit mạnh bằng bazơ mạnh

Xét sự thay đổi pH khi chuẩn độ 50 ml dung dịch HCl M bằng NaOH 0,1M → Biểu đồ 18.4 (333)

Đường cong

chuẩn độ

17

Có 4 điểm chú ý trong đường cong chuẩn độ:

(2) pH khi bắt đầu chuẩn độ và sau đó đến gần điểm

b Chuẩn độ axit yếu bằng bazơ mạnh:

Xét quá trình chuẩn độ CH3COOH bằng NaOH

19

c Chuẩn độ với axit yếu đa bậc: tham khảo

21

d Chuẩn độ bazơ yếu với axit mạnh: ví dụ 18.7

g Chỉ thị pH

Chỉ thị axit bazơ thường là

axit hữu cơ yếu hoặc bazơ

hữu cơ yếu

HInd + H2O ↔ H3O+ + Ind

-23

18.4 Chất điện li ít tan

a Khái niệm: “các chất hòa tan rất ít, nhưng phần hòa tan lại điện li hoàn toàn“ Ví dụ: AgBr

25

b Tích số hòa tan (Tsp)

AgBr (r) ↔ Ag+ (dd) + Br- (dd)

T = [Ag+] [Br-]

⇒ T phản ánh cân bằng hòa tan của chất điện li ít tan

⇒ T được tính từ nồng độ bão hòa của các ion trong dung dịch

Công thức tổng quát liên hệ giữa Tsp và độ hòa tan:

29

→ Ví dụ 18.8 và 18.9 (344)

c Độ hòa tan và ảnh hưởng của ion đồng dạng

“Thêm ion đồng dạng vào dung dịch muối luôn làm giảm

độ hòa tan của muối Ảnh hưởng của ion đồng dạng trong cân bằng của chất điện li ít tan cũng tuân theo nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lechartelier”

→ Ví dụ 18.11 và 18.12 (348)

d Điều kiên tạo kết tủa và hòa tan kết tủa

T và tích số ion Q

AgCl (r) ↔ Ag+ + Cl-

T = [Ag+] [Cl-] = 1,8 x 10-10

Q = CAg+ C

Cl-31

Ý nghĩa

dịch thì nó sẽ tan thêm đến khi dung dịch đạt trạng thái cân bằng Nếu tinh thể AgCl không có trong dung dịch thì cần bổ sung thêm ion Ag+ hoặc ion Cl- đến khi tạo thành kết tủa AgCl

• Nếu Q > Tsp: hệ không ở trạng thái cân bằng; dung

dung dịch là quá cao; AgCl sẽ kết tủa cho đến khi Q =

Tsp Minh họa (2) (3)

Ví dụ 18.14 và 18.15 (354)

Ôn tập chương 18

1 Hiệu ứng ion đồng dạng

2 Dung dịch đệm: bản chất, pH, cách chuẩn bị

3 Các dạng chuẩn độ axít bazơ

4 Chất điện li ít tan: cân bằng, tích số hòa tan và độ hòa tan của các chất, điều kiện kết tủa và hòa tan kết tủa

Chương 19 Entropi và năng lượng tự do

Mục đích của chương

- Hiểu về quá trình tự diễn biến và không tự diễn biến

- Mối liên hệ giữa quá trình tự diễn biến và entropy S

- Nguyên lí hai của nhiệt động học

- Hiểu về thế đẳng áp đẳng nhiệt G

- Mối quan hệ giữa G và chiều phản ứng

19.1 Quá trình tự diễn biến và trạng thái cân bằng

a Quá trình tự diễn biến

→ Một quá trình tự diễn biến là quá trình diễn ra mà không cần sự tác động nào từ bên ngoài

b Trạng thái cân bằng

Biến đổi tự diễn biến sẽ dẫn tới trạng thái cân bằng

Ví dụ: sự truyền nhiệt từ miếng kim loại nóng sang nước lạnh diễn ra cho đến khi hai vật thể có cùng nhiệt

độ và cân bằng nhiệt được thiết lập

19.2 Nhiệt và khả năng tự diễn biến

Xét các phản ứng hóa học tự diễn biến có ∆H < 0

- phản ứng cháy của metan tạo thành CO2 và H2O

- phản ứng giữa Na và Cl2 tạo thành NaCl

⇒ Liệu nhiệt có phải là tiêu chí duy nhất để xác định một phản ứng hoặc một quá trình là tự diễn biến ?

Xét các quá trình tự diễn biến khác:

• Sự hòa tan NH4NO3 Quá trình này tự diễn biến trong nước và là quá trình thu nhiệt (∆H > 0)

tưởng là trung hòa năng lượng, không có nhiệt sinh ra hoặc cần cung cấp nhiệt

⇒ Từ các ví dụ trên, có thể thấy nhiệt không phải là tiêu chí duy nhất để xác định một phản ứng hoặc một quá

⇒ Cần xác định điều kiện đủ cho khả năng tự diễn biến của quá trình/phản ứng

19.3 Sự phân tán của năng lượng và vật chất

a Sự phân tán năng lượng và khả năng tự diễn biến

Đặt vấn đề: Nhiều quá trình biến đổi tự diễn biến là kết quả của sự phân tán năng lượng

Ví dụ: sự truyền nhiệt từ khí

nóng A sang khí lạnh B là

tự diễn biến

- Khi đặt các bình tiếp xúc

với nhau, năng lượng nhiệt

được truyền qua thành bình

từ các nguyên tử ở nhiệt độ

cao sang các nguyên tử ở nhiệt độ thấp

⇒ năng lượng được phân tán từ nguyên tử ở nhiệt độ cao sang nguyên tử ở nhiệt

độ thấp

- Hệ đạt cân bằng ở nhiệt

Đặt vấn đề: trong nhiều trường hợp, sự phân tán vật chất cũng liên quan và có thể đóng góp vào sự biến đổi năng lượng (hay phân tán năng lượng) trong hệ.

- Khả năng có hai phân tử ở bình A

là 25%

- Khả năng có hai phân tử ở bình B

là 25%

Nhận xét: phân bố các phân tử đồng thời dẫn đến sự phân bố năng lượng trong hệ

Tóm tắt: phân tán vật chất và

năng lượng

Trạng thái cuối của hệ có thể

khác trạng thái ban đầu theo

một hoặc cả hai cách:

(1) nguyên tử và phân tử có thể

có độ trật tự thấp hơn

c Entropi S

Để đặc trưng cho mức độ phân tán năng lượng và phân tán vật chất trong hệ, người ta dùng đại lượng entropi: S Liên hệ giữa entropi với sự phân tán năng lượng: Phương trình Boltzơman:

S = k logW Trong đó: k là hằng số Boltzơman

W đặc trưng cho số cách mà năng lượng có thể phân bố dựa trên các mức năng lượng

Entropi cực đại sẽ đạt được ở cân bằng, trạng thái tại đó W cũng có giá trị lớn nhất

- Ở O 0 K thì S = 0

- Ý nghĩa của S: hệ tự diễn biến từ trạng thái có S thấp sang trạng thái có S cao

19.4 Entropi và nguyên lý 2 của nhiệt động học

a Khái niệm: quá trình thuận nghịch

Quá trình thuận nghịch: là quá trình sau khi thực hiện sự thay đổi hệ theo một cách nào đó, phải có thể chuyển hệ

về điểm ban đầu bằng cách tương tự mà không làm thay đổi môi trường xung quanh

Ví dụ: Sự nóng chảy của nước đá tại 0oC

b Nguyên lí 2 của nhiệt động học

Nội dung: Nhiệt tự truyền từ vật nóng sang vật lạnh Nước tự chảy từ cao xuống thấp

Trong 1 hệ cô lập, quá trình sẽ tự diễn biến khi có sự chênh lệch về cường độ, theo chiều giảm cường độ và dừng lại khi có sự cân bằng về cường độ

Biểu thức: biến thiên entropy của quá trình:

Q S

T

Δ =

Trong đó: Q là nhiệt của quá trình thuận nghịch

T (K) là nhiệt độ của quá trình

c Biến thiên entropi và quá trình tự diễn biến

Theo nguyên lý hai của nhiệt động học, quá trình là tự diễn biến là quá trình làm tăng entropi trong hệ Tiêu chí

này đòi hỏi đánh giá entropi trong cả hệ nghiên cứu lẫn entropi của môi trường xung quanh

∆S vũ trụ = ∆S hệ + ∆S xung quanh (19.3) Theo nguyên lý hai: khi ∆S vũ trụ > 0 hệ tự diễn biến

∆S vũ trụ < 0 hệ không tự diễn biến

∆S vũ trụ = 0 hệ đạt cân bằng

Ở điều kiện tiêu chuẩn (25oC và 1 at):

∆So vũ trụ = ∆So hệ + ∆So xung quanh (19.4)

- Xét cùng một chất, entropi ở trạng thái khí >> entropi ở trạng thái lỏng >> entropi của chất rắn

Entropi và trạng thái của vật chất

d Biến thiên entropi trong quá trình vật lý và hóa

dQ dS

d.1 Biến thiên entropi khi nung nóng hệ

- Đối với trường hợp đẳng tích:

- Đối với trường hợp đẳng áp:

T

Δ =

- Đối với trường hợp đẳng nhiệt, đẳng tích: Δ =S Q T V

- Đối với trường hợp đẳng nhiệt, đẳng áp: Q P

H C dT

d.3 Biến thiên entropi của phản ứng hóa học

- Khái niệm: Entropi tiêu chuẩn của một chất, So, là entropi thu được ở 0 K với điều kiện tiêu chuẩn (1 bar, 1 mol chất)

phẩm trừ đi tổng entropi của các chất phản ứng”

∆So hệ = ∑So(sản phẩm) - ∑So(chất phản ứng)

Ví dụ 1: Hãy tính ∆So hệ của quá trình oxi hóa NO bằng

O2

→

2 NO(k) + O2(k) 2 NO2(k) Biết: SNO2 = 240,0 J/K.mol; SNO = 210,8 J/K.mol; SO2 = 205,1 J/K.mol

∆So hệ = (2 mol NO2) (240,0 J/K.mol) – [(2 mol NO) (210,8 J/K mol) + (1 mol O2) (205,1 J/K.mol)]

Entropi và hiệu ứng nhiệt điều có liên quan đến quá trình

tự diễn biến Liệu có thể chỉ xét một hàm nhiệt động để thực hiện được mục đích trên ?

b Năng lượng tự do Gibbs

Năng lượng tự do Gibbs, G, (gọi tắt là năng lượng tự do), được định nghĩa theo biểu thức toán học:

G = H – T.S

trong đó H là entanpi, T là nhiệt độ Kelvin và S là entropi Năng lượng tự do cũng là hàm trạng thái

• Nếu ∆G hệ > 0, phản ứng là không tự diễn biến

Biến thiên năng lượng tự do có thể định nghĩa ở điều kiện tiêu chuẩn: 25oC, 1 at

= (1 mol) (- 186,3 J/K.mol) – (1 mol) (- 5,6 J/K.mol)

Cách tính 2 khi biết ∆G của các chất phản ứng và sản phẩm

∆Go hệ = 2∆Gos [H2O(k)] + ∆Gos [CO2(k)] - ∆Gos [CO2(k)]

Bài tập: giáo trình trang 87 – 88

Ôn tập chương 19

1 Khái niệm về quá trình tự diễn biến

2 Entropy và