Lí thuyết cân bằng hóa học sơ đồ tư duy năm 2024
|
1. Các định nghĩa về năng lượng và quy ước về dấu của nhiệt và công 2. Nguyên lý thứ nhất của nhiệt động học Nội năng E = q + w (kJ) Hiệu ứng nhiệt của phản ứng: q (kJ) (q>0 thu nhiệt, q<0 tỏa nhiệt) Hiệu ứng nhiệt đẳng tích: qV = E Hiệu ứng nhiệt đẳng áp: qp = H = E + PV Mối liên hệ: H = E + RTnkhí Nhiệt tạo thành: Htt (kJ/mol), nhiệt tạo thành 1mol hợp chất từ các đơn chất bền. Đơn chất bền có H 0 tt = 0. Nhiệt đốt cháy: Hđc (kJ/mol), nhiệt đốt cháy 1mol hợp chất bằng khí oxy để tạo thành CO 2 (k), H 2 O ( lỏng ), N 2 (k), SO 2 (k) hoặc HCl (k). Cách tính H (kJ): Định luật Hess H thuận = - H nghịch H 0 pứ = H 0 tt (sản phẩm) - H 0 tt (chất đầu) H 0 pứ = H 0 đc (chất đầu) - H 0 đc (sản phẩm) Công : w (w<0 hệ sinh công, w>0 hệ nhận công) Công trong quá trình đẳng tích: w= Công trong quá trình đẳng áp: w = -PV = -RTnkhí Lưu ý : R = 8,314 (J.mol-1-1) hoặc R = 1,987 (cal.mol-1-1) 3. Nguyên lý thứ hai của nhiệt động học Trong điều kiện năng lượng không thay đổi, hệ có khuynh hướng chuyển từ trạng thái có độ mất trật tự thấp sang mất trật tự cao. Nguyên lý thứ ba của nhiệt động học: một nguyên chất, tinh thể hoàn hảo, ở 0K có S=0. S 0 pư = S 0 (sản phẩm) - S 0 (chất đầu) S q T Với hệ cô lập, S > 0 quá trình tự xảy ra. 4. Thế nhiệt động và tiêu chuẩn tự diễn biến và giới hạn của quá trình Thế đẳng áp (năng lượng tự do Gibbs): G = H – TS G 0 pứ = G 0 tt (sản phẩm) - G 0 tt (chất đầu) (kJ) (kJ/mol) (kJ/mol) Đơn chất bền có G 0 tt = 0 Tiêu chuẩn tự diễn biến và giới hạn của quá trình: G < 0 phản ứng xảy ra tự phát tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo chiều thuận (đối với phản ứng thuận nghịch). G > 0 phản ứng không xảy ra tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo chiều ngược lại (đối với phản ứng thuận nghịch). G = 0 phản ứng đạt cân bằng. Ảnh hưởng của T đến G khi biết dấu H và S: H và S ngược dấu: dấu của G không phụ thuộc nhiệt độ T. H < 0 và S > 0 : phản ứng tự phát xảy ra mọi nhiệt độ. H > 0 và S < 0 : phản ứng không xảy ra mọi nhiệt độ. H và S cùng dấu: dấu của G phụ thuộc nhiệt độ T. H và S cùng > 0 : phản ứng tự phát xảy ra ở nhiệt độ cao T > H/S H và S cùng <0 : phản ứng tự phát xảy ra ở nhiệt độ thấp T< H/S Lưu ý : Hệ số cân bằng phản ứng Trạng thái của các chất Đơn vị của mỗi đại lượng Dấu năng lượng (+, thu nhiệt) hay (, tỏa nhiệt) Chọn giá trị R phù hợp: R = 8,314 (J.mol-1-1) hoặc R = 1,987 (cal.mol-1-1) TÓM TẮT CHƯƠNG 4 1ác khái niệm Vận tốc tức thời: 0 1 limv t v dC c dt dấu + : sản phẩm, dấu - : tác chất Phương trình động học: v = k[A]m[B]n p, q được xác định từ thực nghiệm Bậc phản ứng: m+n. Bậc m theo [A], bậc n theo [B]. Phản ứng đồng thể đơn giản: một giai đoạn, m=a, n=b. Phản ứng phức tạp: nhiều giai đoạn, ma, nb, giai đoạn chậm nhất quyết định tốc độ phản ứng, phương trình động học của phản ứng chính là phương trình động học của giai đoạn chậm nhất. 2. Ảnh hưởng của nồng độ Khi nồng độ chất phản ứng tăng lên thì tổng số tiểu phân phản ứng tăng lên, do đó số va chạm giữa các tiểu phân cũng như số tiểu phân hoạt động tăng lên, làm tăng vận tốc phản ứng. Nguyên tắc tính toán thời gian phản ứng hoặc hiệu suất phản ứng sau một khoảng thời gian xác định dựa vào công thức vận tốc tức thời và phương trình động học trên. Thời gian bán hủy hay thời gian nửa phản ứng (t½) là thời gian phản ứng hết ½ lượng tác chất ban đầu hay hết 50%, có nghĩa là [A] = [A] 0 /
CHƯƠNG 5: CÂN BẰNG HÓA HỌC HỆ THỐNG KIẾN THỨC 1ác khái niệm 2ằng số cân bằng . . c d P C D A Ba b K P PP P[ ] [ ][ ] [ ] c d C a b K C DA B c d x C D a bA B K x x x x KP = KC(RT)n (khí) = KxPn (khí) Lưu ý: R = 0,082 (l.atm.mol-1-1) Các giá trị tại thời điểm cân bằng K phụ thuộc nhiệt độ Lưu ý : Giá trị hằng số cân bằng của một phản ứng phụ thuộc vào cách viết phản ứng đó (về chiều và về cách cân bằng phương trình phản ứng). Đối với phản ứng trong hệ dị thể (chất rắn và chất khí), hằng số cân bằng KP, KC chỉ phụ thuộc các chất ở pha khí. Mối liên hệ KP và G: G G RT Q 0 ln Phản ứng trong pha khí: 0 ln KP G RT Phản ứng trong dung dịch: 0 ln KC G RT Chọn giá trị R phù hợp theo G 0 : R = 8,314 (J.mol-1-1) hoặc R = 1,987 (cal.mol-1-1) 3. Dự đoán chiều diễn tiến của phản ứng thuận nghịch: Tính toán chỉ số phản ứng Q (lưu ý: công thức tính Q giống như tính K nhưng các giá trị nồng độ hoặc áp suất ở thời điểm khảo sát, khác thời điểm cân bằng). Khi Q < Kcb G < 0 phản ứng thuận chiếm ưu thế cho đến khi hệ đạt cân bằng. Khi Q > Kcb G > 0 phản ứng nghịch chiếm ưu thế cho đến khi hệ đạt cân bằng. Khi Q = Kcb G = 0 hệ đạt trạng thái cân bằng. 4. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier “Với một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi bất kỳ một yếu tố xác định điều kiện cân bằng (áp suất, nồng độ, nhiệt độ) thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi đó”. Nồng độ: Khi thêm một chất, cân bằng chuyển dịch theo chiều tiêu thụ bớt chất thêm đó, và ngược lại. Áp suất: chỉ ảnh hưởng đến những phản ứng có sự thay đổi số mol khí Khi tăng áp suất (giảm thể tích), cân bằng chuyển dịch theo chiều giảm số mol khí, và ngược lại. Trường hợp tăng áp suất bằng cách bơm khí trơ (với thể tích không thay đổi) thì không ảnh hưởng. Nhiệt độ: Khi tăng nhiệt độ, cân bằng chuyển dịch theo chiều thu nhiệt (H>0) , và ngược lại. CHƯƠNG 6: DUNG DỊCHMỤC TIÊU
1. Nồng độ của dung dịch Dung dịch là hệ một pha nhiều cấu tử mà thành phần của nó có thể biến đổi trong một giới hạn nhất định. Có thể xem dung dịch như một hỗn hợp gồm dung môi và chất tan. Thành phần dung dịch được biểu diễn thông qua nồng độ dung dịch - là sự thể hiện tỷ lệ giữa lượng dung môi và lượng chất tan – có thể được biểu diễn bằng nhiều cách khác nhau tùy theo mục đích sử dụng. 1. Nồng độ phần trăm, C% (%) Được biểu diễn bằng số gam chất tan có trong 100 g dung dịch, ký hiệu là C%. Khối lượng riêng của dung dịch (g/mL): dd dd d m V mdd = mdm + mct 1. Nồng độ mol, CM (M) Được biểu diễn bằng số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch, ký hiệu là CM. 1. Nồng độ phần mol, i Được biểu diễn bằng tỉ số giữa số mol của một chất với tổng số mol của các trong hỗn hợp.
Ví dụ 2: Một dung dịch acid sulfuric điện giải trong aqui chì có nồng độ H 2 SO 4 3,75 M và khối lượng riêng 1,230 g/mL. Hãy tính nồng độ mol, nồng độ phần trăm và nồng độ đương lượng của dung dịch acid sulfuric. Giải:
Từ thông tin đề bài :
100 mL dung dịch ethanol 1,00 g ethanol 100 mL Từ thông tin đề bài :
H 2 SO 4 là acid có thể phân ly 2 proton nên 1 phân tử acid sulfuric tương đương 2 đương lượng gam a= CN = aCM = 2 x 3,75 = 7,50 N 4. Độ tan Độ tan (ký hiệu là S) là đại lượng đặc trưng cho khả năng hòa tan của các chất trong dung môi. Độ tan của một chất là nồng độ của dung dịch bão hòa của chất đó ở điều kiện xác định. Thông thường người ta biểu thị độ tan S theo ba cách, tùy theo dạng chất tan:
Đánh giá mức độ hòa tan: S > 10g chất tan /100g dung môi dễ tan. S < 1g chất tan /100g dung môi khó tan. S < 0,01g chất tan /100g dung môi gần như không tan. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan : Bản chất của chất tan và dung môi. Nhiệt độ. Áp suất. Môi trường, sự có mặt của ion lạ. 4. Ảnh hưởng của bản chất của chất tan và dung môi đến độ tan Thực nghiệm cho thấy: “ Các chất có cấu tạo phân tử giống nhau thì dễ hòa tan vào nhau ”. Nghĩa là, “ chất tương tự tan trong dung môi tương tự ”, chất phân cực tan trong dung môi phân cực, chất kém phân cực tan trong dung môi kém phân cực. 4. Ảnh hưởng của nhiệt độ đến độ tan Độ tan của chất rắn thường tăng khi nhiệt độ tăng. Độ tan của chất khí thường tăng khi nhiệt độ giảm. 4. Ảnh hưởng của áp suất đến độ tan Áp suất không ảnh hưởng nhiều đến độ tan của chất rắn và chất lỏng nhưng ảnh hưởng đáng kể đến chất khí. Khi nhiệt độ không thay đổi, áp suất tăng cân bằng chuyển dịch theo chiều giảm số mol khí. Nghĩa là quá trình chất khí tan vào dung môi độ tan tăng. 5. Tính chất của dung dịch Tính chất tập hợp là một trong những tính chất của dung dịch, phụ thuộc vào số lượng phân tử chất tan trong một thể tích dung môi và không liên quan đến tính chất riêng của phân tử tan (ví dụ: kích thước, khối lượng...). Tính chất tập hợp gồm bốn hiện tượng: độ giảm áp suất hơi; độ tăng nhiệt độ sôi ; độ hạ nhiệt độ đông đặc; và áp suất thẩm thấu. Việc đo lường sự biến đổi tính chất của dung dịch loãng chứa chất tan không điện ly, không bay hơi có thể gíup tính toán khối lượng mol của Nhiệt độ sôi của một chất lỏng là nhiệt độ tại đó áp suất hơi bão hòa của nó bằng áp suất môi trường xung quanh. 5.2. Nhiệt độ sôi của dung dịch chứa chất hòa tan không bay hơi Nồng độ chất tan càng lớn, áp suất hơi bão hòa của dung dịch càng giảm xuống, do đó nhiệt độ sôi của dung dịch càng cao. Định luật Raoult II: “Độ tăng nhiệt độ sôi của dung môi trong dung dịch loãng với chất tan không bay hơi và không điện ly, tỷ lệ thuận với nồng độ molan của chất tan trong dung dịch” ts= Ks x Cm ts= ts - ts 0 (nhiệt độ sôi của dung dịch – nhiệt độ sôi của dung môi) Ks hằng số nghiệm sôi của dung môi, phụ thuộc vào bản chấ t của dung môi. Đối với chất lỏng nguyên chất, khi sôi vẫn tiếp tục giữ nhiệt độ sôi không thay đổi. Đối với dung dịch có chứa chất tan không bay hơi và không điện ly, trong quá trình sôi, nồng độ dung dịch tăng lên và nhiệt độ dung dịch tiếp tục tăng. Khi dung môi bay hơi đi làm nồng độ chất tan tăng dần đến khi dung dịch đạt bão hòa, chất tan kết tinh tách khỏi dung dịch và bắt đầu xuất hiện tinh thể chất tan hệ đạt cân bằng hòa tan - kết tủa nồng độ dung dịch không thay đổi nữa, dung dịch tiếp tục giữ nhiệt độ sôi này. 5.2. Nhiệt độ đông đặc của chất lỏng Nhiệt độ đông đặc của một chất lỏng là nhiệt độ tại đó áp suất hơi trên bề mặt pha lỏng bằng áp suất hơi trên bề mặt pha rắn. 5.2. Nhiệt độ đông đặc của dung dịch chứa chất hòa tan không bay hơi Dung dịch có nhiệt độ đông đặc thấp hơn dung môi nguyên chất. Nồng độ dung dịch càng lớn, nhiệt độ đông đặc của dung dịch càng thấp. Định luật Raoult II: “Độ giảm nhiệt độ đông đặc của dung môi trong dung dịch loãng với chất tan không bay hơi và không điện ly, tỷ lệ thuận với nồng độ molan của chất tan trong dung dịch” tđ= Kđ x Cm Bay h i (ơ H>0) Ng ngt (H<0)ư ụ Dung môi ( l ) + Chấất tan Chấất h iơ Dung d chị Đông đ c (ặ H<0) Tanh y(H>0)ả Chấất l ngỏ Chấất rắấn Đông đ c (ặ H<0) Tanhưy(H>0) Dung môi ( l ) + Chấất tan Chấất rắấn Dung d chị tđ = tđ 0 - tđ (nhiệt độ đông đặc của dung môi – nhiệt độ đông đặc của dung dịch) Kđ hằng số nghiệm đông của dung môi, phụ thuộc vào bản chấ t của dung môi. Đối với chất lỏng nguyên chất, khi đông đặc vẫn tiếp tục giữ nhiệt độ đông đặc không thay đổi. Đối với dung dịch có chứa chất tan không bay hơi và không điện ly, trong quá trình đông đặc, dung môi tách khỏi dung dịch, nồng độ chất tan dung dịch tăng lên và nhiệt độ dung dịch tiếp tục giảm. Đến khi bắt đầu xuất hiện tinh thể chất tan (khi dung môi tách ra khỏi dung dịch làm nồng độ chất tan tăng dần đến khi dung dịch đạt bão hòa, chất tan kết tinh tách khỏi dung dịch) làm cho thành phần dung dịch không thay đổi nữa (hệ đạt cân bằng), dung dịch tiếp tục giữ nhiệt độ đông đặc này đến khi toàn bộ dung dịch đông đặc thành một hỗn hợp rắ n. Ví dụ 3: Một nhà hóa học tìm cách xác định một hormone kiểm soát quá trình chuyển hóa bằng cách tìm khối lượng phân tử của nó. Thí nghiệm được thực hiện là hòa tan 0,546 g mẫu trong 15,0 g benzene, xác định độ giảm nhiệt độ đông đặc của dung dịch là 0,240oC. Hãy tính toán khối lượng phân tử của hormone. Biết hằng số nghiệm đông của benzene là 5,12oC/mol. Giải: Nồng độ molan của dung dịch là: Khối lượng phân tử của hormone là: 5. Áp suất thẩm thấu Khi cho hai dung dịch có nồng độ khác nhau tiếp xúc với nhau, ta quan sát thấy chất tan khuếch tán từ dung dịch có nồng độ đậm đặc sang dung dịch có nồng độ loãng hơn, kết quả dẫn đến sự phân bố đồng đều chất tan trong toàn bộ thể tích của hệ, đó là sự san bằng nồng độ. Nếu đặt một màng bán thấm (chỉ cho phép phân tử dung môi đi qua, còn phân tử chất tan không thể đi qua) thì sự khuếch tán xảy ra một chiều. Gọi là sự thẩm thấu. Vậy áp suất thẩm thấu của dung dịch bằng áp suất bên ngoài tác dụng lên dung dịch để cho hiện tượng thẩm thấu không xảy ra. Áp suất thẩm thấu của dung dịch không phụ thuộc bản chất chất tan và dung môi mà chỉ phụ thuộc vào số lượng tiểu phân chất tan. Áp suất thẩm thấu của dung dịch tỷ lệ thuận với nồng độ chất tan và nhiệt độ tuyệt đối của dung dịch p = CRT p : áp suất thẩm thấu (atm) T : nhiệt độ tuyệt đối. C : nồng độ mol chất tan. R=0,082 lit.atm-1K-1. Khi thay C = n/V sẽ có pV = nRT, có dạng tương tự phương trình trạng thái khí lý tưởng. Từ đây, định luật van’t Hoff được phát biểu: “ Áp suất thẩm thấu của dung dịch có độ lớn bằng áp suất gây bởi chất tan, nếu như ở cùng nhiệt độ đó, nó ở trạng thái khí và chiếm thể tích bằng thể tích dung dịch ” Hệ số hiệu chỉnh i >1. Mối liên hệ giữa i và a: 1 1 i v a Hệ số i càng lớn P’ càng thấp, ts’ càng cao, tđ’ càng thấp, p’ càng cao. Khả năng điện ly của các chất: Hợp chất ion > hc CHT phân cực mạnh > hc CHT phân cực yếu > hc CHT không phân cực Chất điện ly mạnh: acid mạnh, base mạnh, muối tan. Chất điện ly yếu: acid hữu cơ, base hữu cơ, acid vô cơ yếu, một số muối. 2. Cân bằng trong dung dịch chất điện ly yếu AB (dd) A+ (dd) + B- (dd) Ban đầu C 0 Phân ly C 0 a C 0 aC 0 a Cân bằng C 0 -C 0 a C 0 a C 0 a [ ][ ] [ ] K A BAB 2 K C 01aaKC a(a<5%) 3. Thuyết acid – base. Độ pH pH = -lg[H+] pOH = -lg[OH-] pK = -lgK Tích số ion của nước ở 25oC: KH 2 O = [H+][OH-] = 10- pKH 2 O = pH + pOH = 14 Một cặp acid base liên hợp: Ka x Kb = KH 2 O = 10- pKa + pKb = pKH 2 O = 14 4. Tính pH của các dung dịch acid hoặc base Dung dịch acid mạnh: phân ly hoàn toàn CM lớn : CA >10- HnA An- + nH+ Ban đầu CA Điện ly CA CA nCA Còn lại 0 CA nCA [H+] = nCA CM nhỏ (dung dịch loãng): tính thêm [H+] do sự điện ly của nước đóng góp H 2 O OH- + H+ [ ] [ ] 2 [ ] H O A A K H nC OH nC H Dung dịch base mạnh: phân ly hoàn toàn CM lớn : Ion hóa Phân tử hóa B(OH)n Bn+ + nOH- Ban đầu CB Điện ly CB CB nCB Còn lại 0 CB nCB [OH-] = nCB CM nhỏ (dung dịch loãng): tính thêm [OH-] do sự điện ly của nước đóng góp H 2 O OH- + H+ [ ] [ ] 2 [ ] H O B B K OH nC H nC OH Dung dịch acid yếu: (nếu acid yếu nhiều nấc thì chỉ tính như acid yếu phân ly một nấc đầu tiên) HA A- + H+ Ban đầu CA Điện ly x x x Cân bằng CA - x x x Do đó : 2 [ ][ ] a [ ] A H A HKHA C H Dung dịch base yếu: BOH B+ + OH- Ban đầu CB Điện ly x x x Cân bằng CB - x x x Do đó : 2 [ ][ ] b [ ] B B OH OHKBOH C OH Lưu ý : Với base hữu cơ hoặc NH 3 công thức không thể hiện dạng BOH thì viết phương trình điện ly bằng cách cộng thêm H 2 O để phân ly ra OH-. Ví dụ: aniline C 6 H 5 NH 2 + H 2 O C 6 H 5 NH 3 + + OH- Với các hydroxyt lưỡng tính như Zn(OH) 2 , Be(OH) 2 , Al(OH) 3 , Cr(OH) 3 ,... sự điện ly của chúng trong nước có thể xảy ra theo kiểu acid hoặc base tùy thuộc môi trường dung dịch. Ví dụ: Trong môi trường acid Zn(OH) 2 Zn2+ + 2OH- Trong môi trường base Zn(OH) 2 2H+ + ZnO 22 - Ví dụ: Trong môi trường acid Al(OH) 3 Al3+ + 3OH- Trong môi trường base Al(OH) 3 H+ + AlO 2 - + H 2 O 5. Sự điện ly của chất điện ly ít tan Tích số tan
0 0,0592 [ 2][ 1]lg [ 1][ 2] E E OXH KH n OXH KH
1/ 1 0 1/ 1 0,0592 [ 1]lg OXH KH OXH KH [ 1] KH n OXH 7. 8. 3. Xác định chiều phản ứng và ký hiệu pin 9. So sánh thế điện cực khử o 298 (OXH2/KH2) < o 298 (OXH1/KH1) quy tắc a xác định chiều phản ứng 10. OXH1 (dd) + KH2 (dd) KH1 (dd) + OXH2 (dd) 11. Thế điện cực khử tiêu chuẩn nào lớn hơn là Catot (+) , tại đây xảy ra bán phản ứng khử. 12. Thế điện cực khử tiêu chuẩn nào nhỏ hơn là Anot (-) , tại đây xảy ra bán phản ứng oxy hóa. 13. Viết ký hiệu pin: ANOT CATOT (-) KH2 OHX2 ॥ OXH1 KH1 (+)KH2 OXH2 + ne OXH1 + n e KH 14. Lưu ý: Nếu KH2 hoặc KH1 không phải là kim loại thì cần thêm vật dẫn điện (ví dụ Pt). Ở mỗi điện cực: các chất cùng pha cách nhau bởi dấu phẩy; các chất khác pha cách nhau bởi dấu một gạch đứng. Lưu ý trường hợp đặc biệt: điện cực Cl-Cl 2 (Pt)(+) luôn theo thứ tự : Cl- (dung dịch) – Cl 2 (khí) – thanh Pt, dù rằng Cl- là chất khử, Cl 2 là chất oxy hóa. 15. Suất điện động tiêu chuẩn E 0 = o 298 (CATOT) - o 298 (ANOT) 16. = o 298 (OXH1/KH1) - o 298 (OXH2/KH2) 17. Hằng số cân bằng KC ở 25oC: 0 lg 0, |
