Bài giảng Hóa phân tích - Chương 3: Hằng số đặc trưng của các cân bằng hoá học trong nước (Bản chuẩn kiến thức)
CHƯƠNG 3
HẰNG SỐ ĐẶC TRƯNG CỦA CÁC
CÂN BẰNG HOÁ HỌC ĐƠN GIẢN
TRONG NƯỚC
NỘI DUNG
1. Cân bằng trao đổi điện tử
2. Cân bằng trao đổi tiểu phân
3. Ứng dụng
Định luật tác dụng khối lượng
K(1)
aA + bB
dD + eE
K(2)
Cân bằng động → tuân theo nguyên lý Le
Châtelier.
K(1) càng lớn → phản ứng theo chiều 1 càng
chiếm ưu thế.
K > 107: phản ứng hoàn toàn.
K nghiệm đúng cho dung dịch lý tưởng, dung dịch
thực không điện li hay điện li yếu.
CÂN BẰNG TRAO ĐỔI ĐIỆN TỬ
1. Bán cân bằng trao đổi điện tử
2. Cân bằng trao đổi điện tử
– Hằng số cân bằng, dự đoán chiều
phản ứng
–Thế tương đương của dd chứa 2 đôi
oxy hóa khử
Bán cân bằng trao đổi điện tử
• quá trình cho - nhận điện tử xảy ra giữa 2
dạng oxy hoá (ox) và khử (kh) của một đôi oxy
hoá khử liên hợp(ox/kh):
• Ví dụ:
Ox + ne ↔ Kh
(1)
(Al3+/Al)
Ox + mH+ + ne ↔ Kh + m/2H2O (2)
-
(MnO4 /Mn2+)
Ox + mH+ + ne ↔ p Kh + m/2H2O (3)
2-
(Cr2O7 /2Cr3+)
Bán cân bằng trao đổi điện tử
M – ne- → Mn+ (1)
Mn+ + ne- → M (2)
M
-
+
-
-
-
-
-
+
+
+
+
+
Mn+
(1) chiếm ưu thế hơn (2)
Bán cân bằng trao đổi điện tử
M n+ + ne- → M
H2 - 2e- → 2H+
n
M n+ + H2 M + nH+
2
Bán cân bằng trao đổi điện tử
• Khi hiện diện trong nước, cặp ox/kh tạo cho dung
dịch một thế (E), theo phương trình Nernst:
RT (ox)
nF (kh)
E = Eo + ln
(1)
RT (ox)
E = Eo + ln[ .(H+ )m ] (2)
nF (kh)
RT (ox)
E = Eo + ln[ .(H+ )m ] (3)
nF (kh)p
Bán cân bằng trao đổi điện tử
• E0: Thế oxy hóa chuẩn, hằng số đặc trưng cho khả
năng oxy hóa/khử của đôi ox/kh liên hợp, hằng số
đặc trưng của bán CB TĐ ĐT.
R = 8,3144 J.mol-1.K-1
T = 298oK
F = 96493 Cb.mol-1
(ox), (kh): hoạt độ của 2 dạng oxy hóa và khử (với
arắn = 1 và pkhí = 1 atm)
• Ở điều kiện chuẩn (25oC, 1atm, pH=0) và [ox] = [kh]
thì:
E = E0
Bán cân bằng trao đổi điện tử
• Thay hoạt độ bằng nồng độ:
0,059 [ox]
E = Eo + lg
(1)
n [kh]
0,059 [ox]
E = Eo + lg( .[H+ ]m ) (2)
n [kh]
0,059 [ox]
E = Eo + lg( .[H+ ]m ) (3)
n [kh]p
Bán cân bằng trao đổi điện tử
PbO2↓ + 4H+ + 2e ↔ Pb2+ +2H2O
4
+
0,059 H
o
2+
E = E + lg
PbO2 / Pb
2+
2 Pb
Cl2 ↑ + 2e ↔ 2Cl-
0,059 1
E = Eo + lg
Cl2 / 2Cl−
2
−
2
Cl
Cân bằng trao đổi điện tử
• Quá trình cho - nhận điện tử xảy ra giữa 2
đôi oxy hoá - khử liên hợp khác nhau.
• Ví dụ:
Ox1 + n1e ↔ Kh1
Kh2 - n2e ↔ Ox2
Eo
1
Eo
2
-------------------------------
n2Ox1 + n1kh2
n1Ox2 + n2Kh1
Hằng số cân bằng
• Tại cân bằng, Kthuận hoặc Knghịch cho biết mức
độ của phản ứng.
1 [Ox2 ]n1 [Kh1]n2
Kthuaän = =
Knghòch [Ox1]n2 [Kh2 ]n1
→ Chỉ cần xét một trong 2 giá trị thì suy ra được
chiều phản ứng.
Hằng số cân bằng
• Mỗi đôi oxy hoá khử có thế như sau:
0,059 [Ox1]
E = E0 + lg
1
1
n1 [Kh1]
0,059 [Ox2 ]
E = E0 + lg
2
2
n2 [Kh2 ]
• Ở trạng thái cân bằng ta có:
Ecb = E1 = E2
Hằng số cân bằng
Nghóa laø :
0,059 [Ox ] 0,059 [Ox ]
0
0
1
2
E + lg = E + lg
1
2
n1 [Kh1]
n2 [Kh2 ]
Nhaân 2 veá cho n1n2 , bieán ñoåi :
n n (Eo − Eo ) [Ox ]n1 [Kh ]n2
1
2
1 2
2
1
= lg
= lgK(1)
0,059
[Kh2 ]n1 [Ox1]n2
Hằng số cân bằng_CBTĐ ĐT
n .n .(E0 −E0 )
1
2
1 2
0,059
K(1) = 10
Dự đoán chiều phản ứng
K(1)
n2Ox1 + n1Kh2
n1Ox2 + n2Kh1
K(2)
0
0
(E1 – E2 ) > 0:
• K(1) > K(2) → phản ứng theo chiều 1.
• Ox1 có tính oxy hóa mạnh hơn Ox2.
• Kh1 có tính khử yếu hơn Kh2.
0
0
(E1 – E2 ) < 0: ngược lại
→ E0 : cho biết cường độ dạng oxy hóa.
Dự đoán chiều phản ứng
E0 càng lớn:
• Tính oxy hóa của dạng Ox càng mạnh
• Tính khử của dạng Kh càng yếu
→
đôi nào có E0 lớn hơn thì dạng oxy hóa
của nó sẽ oxy hóa dạng khử của đôi kia.
Dự đoán chiều phản ứng
• Đa số các pứ oxy hóa khử xảy ra trong môi
trường acid, dự đoán có thể sai vì K đã thay
đổi. Giả sử H+ tham gia vào bán cân bằng của
đôi Ox1/pKh1
1
K1
n2Ox1 + n1Kh2 ⎯→n1Ox2 + n2 pKh + n2mH2O
1
2
Tải về để xem bản đầy đủ
95 trang
19580
Free
Bạn đang xem 20 trang mẫu của tài liệu "Bài giảng Hóa phân tích - Chương 3: Hằng số đặc trưng của các cân bằng hoá học trong nước (Bản chuẩn kiến thức)", để tải tài liệu gốc về máy hãy click vào nút Download ở trên
File đính kèm:
- bai_giang_hoa_phan_tich_chuong_3_hang_so_dac_trung_cua_cac_c.pptx
