Những Yếu Tố Ảnh Hưởng Đến Cân Bằng Hóa Học. Nguyên Lí Lechatelier

4.1.4. Phân loại phản ứng hóa học

Trong động học phản ứng hoá học người ta phân loại các phản ứng theo phân tử số và theo bậc của phản ứng.

a. Phản ứng thuận nghịch

Phản ứng thuận nghịch là phản ứng xảy ra theo cả hai chiều trong cùng điều kiện phản ứng.

aA + bB

b. Phản ứng song song

‡ˆ ˆˆ†ˆcC + dD

Là phản ứng cùng xảy ra theo nhiều hướng

Có thể bạn quan tâm!

Xem toàn bộ 237 trang tài liệu này.

Ví dụ:

E + F

G + H

KCl + O2 C2H4 + H2O

KClO3 và C2H5OH

KCl + KClO4 CH3CHO + H2

c. Phản ứng nối tiếp

Là phản ứng mà sản phẩm của phản ứng này trở thành chất phản ứng của phản ứng tiếp theo.

A → B → C → .....

Ví dụ: CH2  COOC2H5 CH2  COOC2H5

+ H2O

CH2  COOC2H5 CH2  COOH

+ H2O

CH2  COOH CH2  COOH

Sự phân rã phóng xạ: 131Te



131I



131Xe + 0

d. Phản ứng dây chuyền

52 53 54 1

Là một trường hợp của phản ứng nối tiếp. Ví dụ: Phản ứng thế Clo vào ankan

Cl2  2Cl

2Cl+ CH4  CH3+ HCl

CH3+ Cl2  CH3Cl + Cl

e. Phản ứng liên hợp

Là phản ứng chỉ xảy ra khi có mặt phản ứng khác cùng xảy ra với nó.

Ví dụ: 6HI + 2H2CrO4 → 3I2 + Cr2O3 + 5H2O

chỉ xảy ra đồng thời khi có phản ứng:

6FeO + 2H2CrO4 → 3Fe2O3 + Cr2O3 + 2H2O

f. Phản ứng quang hoá

Là phản ứng xảy ra dưới tác dụng của ánh sáng. Người ta chia phản ứng quang hoá làm hai nhóm:

Những phản ứng xảy ra trong điều kiện đã cho có khả năng tự diễn biến (G < 0). Ví dụ: H2 + Cl2 → 2HCl

Trong phản ứng này ánh sáng giữ vai trò kích thích phản ứng, góp phần làm

thắng được năng lượng hoạt hoá của nó.

Những phản ứng mà trong điều kiện đã cho không có khả năng diễn biến (G > 0) mà việc thực hiện chúng đòi hỏi cung cấp năng lượng từ bên ngoài. Ví dụ: Phản ứng quang hợp của cây xanh, phản ứng phân huỷ của AgBr bị phân huỷ bởi bức xạ đỏ.

4.1.5. Cơ chế phản ứng

Theo rất nhiều thực nghiệm cho thấy rằng đa số các phản ứng không biến đổi trực tiếp từ các chất đầu thành sản phẩm mà thường phải xảy ra theo nhiều giai đoạn.

Ví dụ: Phản ứng CH2=CH2 + HBr → CH3CH2Br Phản ứng này gồm hai giai đoạn:

CH2=CH2 + H(+) →

()

CH3 C H2

(giai đoạn chậm)

()

CH3 C H2

+ Br(-) → CH3CH2Br (giai đoạn nhanh)

ứng.

Tập hợp các giai đoạn mà phản ứng hóa học phải trải qua gọi là cơ chế phản

Cơ chế phản ứng thường phức tạp và đa dạng. Nghiên cứu cơ chế phản ứng sẽ

biết được bản chất của nó và giai đoạn nào là giai đoạn khống chế quá trình phản ứng(giai đoạn có tốc độ bé nhất), từ đó tăng tốc độ phản ứng chỉ bằng cách tăng tốc độ của giai đoạn khống chế.

Ví dụ về cơ chế phản ứng theo lí thuyết trạng thái chuyển tiếp.

Phản ứng thuỷ phân CH3I trong dung dịch kiềm đi qua trạng thái như sau:

HO(-) +

H H

H0-

CI-

H C I H

Trạng thái chuyển tiếp

C H + I(-)

Ở trạng thái chuyển tiếp (hay còn gọi là phức hoạt động) liên kết HO...C đang hình thành, liên kết C...I đang đứt ra.

4.2. Cân bằng hoá học

4.2.1. Một số khái niệm

a. Phản ứng một chiều và phản ứng thuận nghịch

Các phản ứng hoá học có thể phân chia thành hai loại:

Phản ứng một chiều (hay không thuận nghịch) là những phản ứng chỉ diễn ra theo một chiều nhất định, có nghĩa là nếu cứ thực hiện phản ứng thì đến một lúc nào đó phản ứng sẽ xảy ra hoàn toàn và hiệu suất đạt 100%.

Ví dụ:

2C2H6 + 7O2  4CO2 + 6H2O

2KClO3  2KCl + 3O2

Phản ứng thuận nghịch là những phản ứng mà trong những điều kiện đã cho có thể xảy ra đồng thời theo hai chiều ngược nhau, nghĩa là các chất đầu phản ứng với nhau để tạo thành sản phẩm, đồng thời các sản phẩm cũng phản ứng với nhau để tạo thành các chất đầu. Phản ứng không bao giờ đạt hiệu suất 100%.

Ví dụ: Nghiên cứu phản ứng giữa iot và hiđro người ta thấy rằng:

- Nếu trộn 1 mol hiđro và 1 mol iot rồi đun nóng đến 4450C cho phản ứng xảy ra, người ta nhận thấy rằng HI được tạo ra tối đa là 1,6 mol dù thời gian kéo dài bao lâu (Theo phương trình phải là 2 mol).

- Nếu đun nóng 2 mol HI ở cùng điều kiện, người ta nhận thấy rằng chỉ 20% HI bị phân huỷ thành hiđro và iot, nghĩa là sản phẩm thu được chứa 1,6mol HI, 0,2 mol H2 và 0,2 mol I2.

Như thế, trong cả hai trường hợp dù xuất phát từ 1 mol hiđro và 1 mol iot hay

từ 2 mol HI, ở cùng điều kiện phản ứng, cuối cùng trong hệ đều có 1,6 mol HI; 0,2 mol H2 và 0,2 mol I2. Có nghĩa là tỉ lệ các chất trong phương trình là không đổi, người ta gọi trạng thái như thế là cân bằng hóa học.

Hình 4.3. Sự biến thiên HI theo thời gian

b. Đặc điểm của phản ứng thuận nghịch

Ở cùng điều kiện phản ứng (nhiệt độ, áp suất) phản ứng có thể xảy ra theo cả hai chiều thuận và chiều nghịch.

Dù xuất phát từ chất đầu hay từ sản phẩm, cuối cùng người ta thu được cùng một kết quả: Tỉ lệ số mol các chất là cố định (như phản ứng trên là 10%H2, 10% I2, 80% HI)

Nếu điều kiện phản ứng không thay đổi thì dù kéo dài phản ứng đến bao

lâu, trạng thái cuối cùng của hệ vẫn giữ nguyên. Người ta nói phản ứng đã đạt đến

trạng thái cân bằng hoá học.

4.2.2. Cân bằng hoá học

a. Khái niệm về cân bằng hoá học

Cân bằng hoá học là trạng thái của một hệ phản ứng, khi đó tốc độ phản ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch (VT = VN).

Chú ý: Cân bằng hoá học là cân bằng động, có nghĩa là phản ứng không dừng lại

mà luôn xảy ra, nhưng với nhịp độ là trong một đơn vị thời gian nếu có bao nhiêu mol

chất sản phẩm được tạo thành thì cũng có bấy nhiêu mol chất sản phẩm phản ứng để tái tạo lại chất tham gia.

Độ chuyển hoá đặc trưng cho mức độ tiến triển của phản ứng

n

sè mol chÊt ®· chuyÓn ho¸

sè mol chÊt ban ®Çu

(4.8)

trăm.

Vì là phản ứng không hoàn toàn nên < 1,  có thể là số thập phân hay phần

Tuỳ theo bản chất của quá trình mà độ chuyển hoá  có thể có những tên gọi

khác nhau:

- Quá trình phân huỷ là độ phân huỷ.

- Quá trình điện li là độ điện li

- Quá trình thuỷ phân là độ thuỷ phân.

b. Hằng số cân bằng. Định luật tác dụng khối lượng

Xét phản ứng: aA + bB

‡ˆ ˆˆ†ˆcC + dD

a b

Gọi nồng độ các chất A, B, C, D khi cân bằng là [A], [B], [C], [D] và hằng số tốc độ phản ứng thuận, nghịch là kT , kN ta có:

c d

Tốc độ phản ứng thuận là

vT kT AB

Tốc độ phản ứng nghịch là

vN kN CD

Khi phản ứng đạt đến trạng thái cân bằng: VT = VN, nghĩa là:

kTABk C

a b c Dd

k CcDd

=>TK

(4.9)

kAaBbC

kT, kN là hằng số nên Kc cũng là hằng số. KC gọi là hằng số cân bằng nồng độ, đặc trưng cho từng phản ứng và phụ thuộc vào nhiệt độ.

(4.9) là biểu thức toán học của định luật tác dụng khối lượng áp dụng cho trạng thái cân bằng của hệ:

Khi một phản ứng đồng thể đạt đến trạng thái cân bằng thì tích nồng độ (hay áp suất riêng phần) của các sản phẩm với số mũ thích hợp chia cho nồng độ của các chất phản ứng với số mũ thích hợp luôn luôn là hằng số ở nhiệt độ không đổi.

Nếu phản ứng xảy ra giữa các chất khí thì ta có hằng số cân bằng áp suất (KP) được tính theo biểu thức:

Pc .Pd

K C D

Pa .Pb

(4.10)

A B

PA , PB , PC , PD

là áp suất riêng phần của các khí A, B, C, D trong hỗn hợp

phản ứng tại thời điểm cân bằng. KP chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ.

Nếu trong một hệ phản ứng có cả chất khí, chất rắn thì trong biểu thức tính KC và KP chỉ có chất khí.

Ví dụ 1: Đối với phản ứng: FeO(r) + CO(k)

‡ˆ ˆˆ†ˆFe(r) + CO2(k)

Hằng số cân bằng KP

được viết như sau:

K PCO2;

PCO

K [CO2 ]

C [CO]

Ví dụ 2: Ở 4100C hằng số tốc độ phản ứng thuận là 0,0659 và hằng số tốc độ phản ứng nghịch là 0,0017. Lúc đầu người ta trộn 1 mol H2 với 1 mol I2 trong bình dung tích 1 lit. Khi đạt đến cân bằng ở 4100C, nồng độ các chất sẽ là bao nhiêu?

Giải:

H2 

I2‡ˆ ˆˆ†ˆ

2HI

Nồng độ ban đầu (mol/l): 1 1 0

Nồng độ lúc cân bằng:

1 x

1 xx

Hằng số cân bằng:

K 0, 0659 48

C 0, 0017

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng ta có:

Giải phương trình ta được: [HI] = 1,552mol/l [H2] = [I2] = 1 – 0,776 = 0,224 mol/l

Quan hệ hằng số cân bằng KC và KP.

(1

x )(1x ) 2 2

 48

Quan hệ hằng số cân bằng KC và KP được thể hiện ở biểu thức sau:

n

Kp KC RT

(4.11)

R: hằng số chất khí, R= 0,082 lit.atm/mol.K; T: nhiệt độ tuyệt đối (K) ;

n: tổng số mol phân tử khí (hoặc hơi)của các sản phẩm phản ứng trừ đi tổng số phân tử khí của các chất phản ứng trong phương trình phản ứng.

Nếu n = 0 thì KP = KC

Quan hệ giữa hằng số cân bằng và thế đẳng áp - đẳng nhiệt

Nghiên cứu quan hệ giữa hằng số cân bằng và thế đẳng áp người ta thu được kết quả sau:

Trường hợp các chất A, B, C và D đều là chất khí:

G0

RT ln Kp

(4.12)

Như thế, hằng số cân bằng phụ thuộc vào bản chất phản ứng và nhiệt độ.

Trường hợp các chất A, B, C, D đều là các chất tan trong dung dịch loãng thì:

G0

= -RTln Kc

(4.13)

Ví dụ: Tính hằng số cân bằng của phản ứng ở 250C:

CH3COOH + C2H5OH ‡ˆ ˆˆ†ˆCH3COOC2H5+ H2O

Biết phản ứng có: H0 3,828KJ / mol; S0

8,7J / mol.K

298 298

Giải: Ta có: G0 H0 TSo RT ln K

G0298 = - 3828 – (298. 8,7) = - 6420,6 J

lnK =- ΔG0 = 6420,6C RT 8,414.298

=> KC = 13,35

4.2.3. Những yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học. Nguyên lí Lechatelier

a. Sự chuyển dời cân bằng hoá học

Trạng thái cân bằng của một phản ứng hoá học được giữ vững mãi mãi nếu không thay đổi tác động bên ngoài (nồng độ, nhiệt độ, áp suất). Nếu thay đổi các điều kiện bên ngoài cân bằng sẽ bị phá vỡ, khi đó sẽ dẫn tới sự chuyển dịch để thiết lập một trạng thái cân bằng mới.

Ví dụ: Xét phản ứng: H2 + I2

‡ˆ ˆˆ†ˆ2HI

ở trạng thái cân bằng tốc độ phản ứng thuận là: vT = kT [H2] [I2].

Nếu tăng nồng độ H2 lên hai lần tốc độ phản ứng thuận tăng lên hai lần. Ta nói rằng cân bằng đã chuyển dịch theo chiều thuận.

Nếu không tăng nồng độ của H2 mà tăng nồng độ của HI lên 2 lần, tốc độ phản

ứng nghịch tăng lên 4 lần ( v' k .(2C )2 ), nghĩa là cân bằng chuyển dịch theo chiều

nghịch.

N N HI

Nếu thay đổi áp suất, nhiệt độ sự chuyển dịch cân bằng cũng xảy ra.

Quá trình biến đổi nồng độ các chất trong hỗn hợp phản ứng từ trạng thái

cân bằng này đến trạng thái cân bằng khác do sự thay đổi điều kiện bên ngoài gọi là sự chuyển dịch cân bằng hoá học.

b. Nguyên lí Lechatelier

Một hệ đang ở trạng thái cân bằng nếu chịu một tác động bên ngoài như sự thay đổi nồng độ, nhiệt độ, áp suất thì cân bằng sẽ chuyển dịch về phía làm giảm tác dụng bên ngoài đó.

Nguyên lý Lechatelier có ý nghĩa rất lớn đối với hoá học. Nó cho phép tìm được các điều kiện tối ưu cho một phản ứng hoá học trong công nghiệp, từ đó tận dụng được tối đa nguyên liệu và sử dụng các biện pháp kĩ thuật nhằm nâng cao hiệu suất của phản ứng.

Nguyên lý Lechatelier còn có thể áp dụng cho những quá trình cân bằng khác không liên quan với những biến đổi hóa học như quá trình nóng chảy, sôi, kết tinh, hoà tan.

c. Các yếu tố ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng

 Ảnh hưởng của nồng độ

Giả sử có phản ứng: aA + bB

‡ˆ ˆˆ†ˆcC + dD

Thế đẳng áp của phản ứng được tính như sau:

G =

G0

+ RTlnK =

G0

RT.ln Cc .Cd

A B

C D

+ a b

C .C

(4.14)

Lúc cân bằng G = 0

Nếu tăng nồng độ chất phản ứng A, B biểu thức sau dấu logarit (ln) sẽ giảm,

G trở lên âm, hệ không còn ở trạng thái cân bằng nữa. Phản ứng theo chiều từ trái

sang phải tiếp tục xảy ra cho đến khi gây ra kết quả ngược lại.

G 0 . Sự tăng nồng độ của các chất C và D sẽ