Cân Bằng Hóa Học
CÂN BẰNG HÓA HỌC. GIẢNG DẠY NỘI DUNG CÂN BẰNG HÓA HỌC Ở LỚP 10
Chương I. Cơ Sở Lí Thuyết
I.1. Khái niệm về phản ứng thuận nghịch và không thuận nghịch, cân bằng hóa học
I.1.1. Phản ứng không thuận nghịch
Là phản ứng xảy ra đến cùng cho đến khi tiêu thụ hết hoàn toàn một trong các chất tham gia phản ứng. Ví dụ:
Zn + 4HNO3(đ) → Zn(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O
Khi lượng aixt HNO3 đặc thì phản ứng sẽ kết thúc khi lượng kẽm tan hết, ngược
lại nếu sục khí NO2 vào dung dịch thì cũng không thu được kim loại và axit
I.1.2. Phản thuận nghịch.
Có những phản ứng mà sau một thời gian phản ứng ta còn tìm thấy cả chất đầu và
sản phẩm, nghĩa là phản ứng không xảy ra đến cùng.
Những phản ứng này gọi là phản ứng thuận nghịch. Trong loại phản ứng này
người ta dùng dấu hai mũi tên ngược chiều nhau thường chiều từ trái sang phải
là chiều thuận, chiều ngược lại là chiều nghịch.
Đặc điểm của phản ứng thuận nghịch là không bao giờ hết các chất ban đầu vì vậy
nói phản ứng thuận nghịch là phản ứng không hoàn toàn.
I.1.3. Cân bằng hóa học - 1 - Cân Bằng Hóa Học - 2 - Cân Bằng Hóa Học
I.2. Hằng số cân bằng.
I.2.1. Hằng số cân bằng Kc
Kc được gọi là hằng số cân bằng của phản ứng liên hệ đến nồng độ (mol/l). Kc chỉ
phụ thuộc nhiệt độ và bản chất của phản ứng, mà không phụ thuộc vào nồng độ các chất phản ứng.
Hệ thức cân bằng trên biểu diễn sự liên hệ giữa nồng độ hóa chất lúc cân bằng , nó
chính là nội dung của định luật tác dụng khối lượng.
Có thể phát biểu định luật nầy như sau: Khi một phản ứng đồng thể đạt trạng thái
cân bằng thì tỉ số tích số nồng độ sản phẩm với tích số nồng độ tác chất là một
hằng số ở một nhiệt độ xác định.
I.2.2. Hằng số cân băng Kp - 3 - Cân Bằng Hóa Học
Với một phản ứng tổng quát ta có. aA + bB cC + dD
I.2.3. Hằng số cân bằng Kx
Hằng số cân bằng này liên hệ đến phân số mol của các chất trong phản ứng.
Phân số mol x của cấu tử i trong hỗn hợp gồm nhiều cấu tử là tỉ số giữa số mol của
i với tống số mol của các cấu tử có trong hỗn hợp. Xi = ni / ∑ni 0 ≤ xi ≤ 1, ∑xi =1. Xét phản ứng aA + bB cC + dD
Gọi P là áp suất của hỗn hợp khí lúc cân bằng . xA,xB, xC ,xD lần lược là phân số
mol của A,B,C,D lúc cân bằng.
xA = nA/n ; xB = nB / n ; xC = nC / n ; xD = nD / n
Với n = nA + nB + nC + nD. Là tổng số mol hỗn hợp khí của các khí A,C,B,D lúc cân bằng.
PAV = nART → PA = nART / V = nART / (nRT/P) = nAP / n = xA.P → PA = xAP - 4 - Cân Bằng Hóa Học Tương tự cho : PB = xBP PC = xCP PD = xDP
Thay PA, PB,PC, PD. vào biểu thức KP của phản ứng:
( P )c ( P )d ( x .P )c ( x .P )d C D c C D D K = = p
( P )a ( P )b ( x .P )a ( x .P )b A B A A B B (x )c x C ( D )d =
(c+d )−( a+b) (x ) P a x A ( )b B (x )c x C ( D )d Đặc Kx = ( khi đó ta có: K x ) a x P = Kx.PΔv. A ( )b B
Với Δv = (c+d) - (a+b) là tổng số mol sản phẩm – tổng số mol tác chất
Như vậy hằng số cân bằng K phụ thuộc vào nhiệt độ T và áp suất tổng quát P của
hỗn hợp khí lúc cân bằng.
I.2.4. Mối liên hệ giữa các hằng số cân bằng Kc, Kp ,Kx.
1. Quan hệ giữa KC và KP
Từ phương trình:PV = nRTvới pi: áp suất riêng phần của khí. Ta có: PiV = niRT → → pi = ciRT
Thay các giá trị của pi vào biểu thức tính Kp ta có: - 5 - Cân Bằng Hóa Học
Vậy : KP = KC.(RT)∆ n
∆ n = (c + d) - (a + b) .Với
∆ n = 0 tức là số phân tử khí ở 2 vế bằng nhau thì KP = KC ∆ n ≠ 0 thì KP ≠ KC
* Nếu chất phản ứng hoặc sản phẩm là chất rắn thì nồng độ hoặc áp suất
riêng phần xem như không đổi nên các chất này không có mặt trong biểu thức hằng số cân bằng. Ví dụ: * Chú ý:
Đối với các loại cân bằng khác nhau thì hằng số cân bằng có tên gọi khác nhau.
- Đối với cân bằng axit bazơ, ta có Ka, Kb
- Đối với cân bằng kết tủa ta có tích số tan T - 6 - Cân Bằng Hóa Học
- Đối với chất điện li ta có hằng số điện li : Kđl
- Đối với phức chất ta có hằng số không bền: Kkhông bền.
2. Mối liên hệ giữa : KP ,KC , Kx
Ta thấy rằng : KP = KC.(RT)∆ n = Kx.PΔv.
Nếu khi Δv = 0 tức là (c + d ) = ( a + b ) thì lúc đó ta có. KP = KC = Kx Lưu ý :
Các hằng số cân bằng K gắn liền với phương trình phản ứng cụ thể : Ví dụ : 1 3 N + H NH 2(k ) 2(k ) 3(k ) 2 2  P  NH3 K =   p 1 3 2  2 P .P  N  2 H2 cb Nếu viết : N + 3H 2NH 2(k ) 2(k ) 3(k ) 2  P  ' NH3 K =   p 3  P .P  N  2 H2 cb Với : K ’ 2 p = Kp .
Nếu phản ứng được viết ngược lại : 1 3 NH N + H 3(k ) 2(k ) 2(k ) 2 2 1 3  2 2 P .P  " N2 H2 K =   p  P  NH3  cb 1 Với : " K = p
K ở cùng nhiệt độ. p
Cách tính tương tự cho các hằng số cân bằng khác.
Như vậy: Trong phương trình hằng số cân bằng các sản phẩm đặt ở tử số, các chất
phản ứng đặt ở mẫu số. - 7 - Cân Bằng Hóa Học
I.2.5. Hằng số cân bằng trong hệ dị thể :
Xét phản ứng sau trong hệ rắn - khí: CaCO CaO + CO 3(tt) (tt) 2( k)
Vì áp suất ảnh hưởng rất ít đến tính chất của chất rắn, nên nếu chất rắn không hoà
lẫn với chất trong phản ứng (như tạo dung dịch rắn) thì hoá thế nó chỉ phụ thuộc
vào nhiệt độ, nghĩa là : 0 µ = µ CaCO3(tt) Ca O C 3(tt) 0 µ = µ CaO (tt ) CaO (tt )
Từ đó thiết lập phương trình tính ΔGT . 0 G ∆ = G ∆ + RT ln P T T CO2 Khi cân bằng : ΔG 0 G ∆ = −RT ln P = −RT ln K T = 0 nên. T ( CO2 ) p cb
Nghĩa là : K = P p
( C 2O )cb
Như vậy : nếu trong phản ứng có mặt chất rắn không hoà lẫn với các chất khác thì
nó không có mặt trong biểu thức hằng số cân bằng.
Tương tự chất rắn, nếu trong phản ứng có mặt chất lỏng không hoà lẫn với các
chất khác thì nó cũng không có mặt trong biểu thức hằng số cân bằng. Ví dụ :
2HgO(tt) → 2Hg(l) + O2(k) K = P p ( 2O )cb
I.2.6. Hằng số cân bằng và các đại lượng nhiệt động.
Xét phản ứng tổng quát :
* Nếu A, B, C, D là các chất tan trong dung dịch loãn của chúng người ta đã chứng minh được: - 8 - Cân Bằng Hóa Học hay ∆ G = ∆ G0 + RTlnKp
Chuyển sang logarit thập phân ta có: ∆ G = ∆ G0 + 2,3RTlgKp
∆ G phản ứng = 0. Khi đạt hệ trạng thái cân bằng thì. ∆ G0 = -2,3 RTlgKp
∆ G Thay R = 1,98 vào ta có: ∆ G0 = -4,56TlgKp
Đây là biểu thức quan hệ giữa hằng số cân bằng và các đại lượng nhiệt động như sau: 0 G ∆ 0 G ∆ lg K = − hay − p 4,56T 4,56T K = 10 p
I.3. Các yếu tố ảnh hưởng đế hằng số cân bằng.
I.3.1. Nguyên lí Lơ Satơlie - 9 - Cân Bằng Hóa Học
Ta có thể cụ thể hoá sự chuyển dịch cân bằng như sau: Yếu tố tác dụng
Cân bằng chuyển về phía - Tăng nhiệt độ
- Chiều phản ứng thu nhiệt - Hạ nhiệt độ
- Chiều phản ứng phát nhiệt
- Tăng nồng độ chất tham gia - Chiều thuận
- Tăng nồng độ sản phẩm - Tăng áp suất - Chiều nghịch - Hạ áp suất
- Chiều giảm số ph tử khí (giảm P)
- Chiều tăng số phân tử khí (tăng P)
I.3.2. Ảnh hưởng của nồng độ Xét phản ứng: - 10 - Cân Bằng Hóa Học
Đang ở trạng thái cân bằng.Nếu tăng nồng độ FeCl3 hoặc KSCN thì tốc độ phản
ứng thuận tăng còn tốc độ phản ứng nghịch chưa tăng do đó tạo thành nhiều
Fe(SCN)3 hơn nên ta thấy màu đỏ của dung dịch tăng lên, cân bằng chuyển theo
chiều giảm nồng độ của FeCl3 và KSCN.
Khi cho KCl vào, tốc độ của phản ứng nghịch tăng nên màu đỏ của dung dịch
giảm hơn so với ban đầu vì vậy cân bằng chuyển theo chiều nghịch, chiều giảm nồng độ KCl. Một cách tổng quát :
Giả sử có phản ứng : aA + bB cC + dD c d C D 0 0 [ ] [ ] Ta có : G ∆ = G ∆
+ RT ln Q = G ∆
+ RT ln [ A]a[B]b
Lúc cân bằng : ΔG = 0, Q = K
Nếu tăng nồng độ chất phản ứng ([ A] hoăc [ B] ), biểu thức sau dấu logarit (ln) sẽ
giảm. ΔG trở nên 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 ΔG = 0. Sự tăng nồng độ của các
chất sản phẩm ([ C] hoăc [ D] ),sẽ gây kết quả ngược lại. Như vậy:
- Khi tăng nồng độ cảu các chất phản ứng cân bằng sẽ chuyển dịch từ trái sang phải;
- Khi tăng nồng độ của các chất sản phẩm phản ứng cân bằng sẽ chuyển dịch từ phải sang trái. Ví dụ:
Khi trộn 1mol C2H5OH với 1mol CH3COOH và để cho phản ứng xảy ra ở nhiệt độ
thường , lúc cân bằng người ta thấy tạo thành 2/3mol este. Nếu trộn 3mol C2H5OH
với 1mol CH3COOH thì bao nhiêu mol este sẽ tạo thành lúc cân bằng ?. cho rằng
thể tích của hệ là cố định. - 11 - Cân Bằng Hóa Học Giải
Phương trình phản ứng este hoá :
C H OH + CH COOH CH COOC H + H O 2 5 3 3 2 5 2
a. Đặc V là thể tích củ hệ. 2 2 [ . CH COOC H H O 3 2 5 ] [ 2 ] 3V 3V K = = = c [ 4 C H OH CH O C OH 1 1 2 5 ][ 3 ] . 3V 3V
Hằng số cân bằng của phản ứng este hoá ở nhiệt độ thường bằng 4
b. Khi tăng số mol , tức là tăng nồng độ C2H5OH trong hệ phản ứng , cân bằng sẽ
chuyển dịch từ trái sang phải , số mol este được tạo thành sẽ lớn hơn trong trường hợp dầu. Thật vậy :
gọi x là số mol este tạo thành khi cân bằng mới được thiết lập : C H OH + CH O C OH CH COOC H + H O 2 5 3 3 2 5 2 t = 0 3mol 1mol 0mol 0mol t = t (3 − x)mol (1− x)mol xmol xmol cb x x [ . CH COOC H H O 3 2 5 ] [ 2 ] V V K = = = c [ 4 C H OH CH O C OH
(3 − x) (1− x) 2 5 ][ 3 ] . V V
Giải phương trình bậc hai này ta có : x = 0,9 và x = 4,4.
Vì lượng este tạo thành không thể lớn hơn lượng axit CH3COOH ban đầu, do đó
nghiệm thích hợp là x = 0,9. Tức là số mol este được tạo thành khi trộn 3mol
C2H5OH với 1mol CH3COOH là 0,9mol. N hận xét :
Khi tăng nồng độ của rượu (chất phản ứng) lượng este được tạo thành lớn hơn, tức
là cân bằng đả chuyển dịch từ trái sang phải , phù hợp với nguyên lí La Chatelier. - 12 - Cân Bằng Hóa Học
Đối với các phản ứng ở pha khí, sự tăng nồng độ cảu một chất cũng chính là sự
tăng áp suất riêng phần của chất đó. Do đó ảnh hưởng cảu sự thay đổi áp suất
riêng phần của các chất đến sự chuyển dịch cân bằng háo học cũng tương tự như
ảnh hưởng của sự thay đổi nồng độ.
I.3.3. Ảnh hưởng của áp suất
Xét phản ứng thuận nghịch:
đang ở trạng thái cân bằng.
Cân bằng sẽ chuyển theo chiều nào nếu ta tăng áp suất của hệ lên 2 lần và giảm áp
suất của hệ xuống 2 lần?
Giả sử hệ đang ở trạng thái cân bằng nào đó ứng với nồng độ các chất là: [NO] = a ; [O2] = b ; [NO2] = c khi đó ta có: vt = kt [NO]2 [O2] vn = kn [NO2]2
tại trạng thái cân bằng: vt = vn nên: kta2b = knc2
* Khi tăng áp suất của hệ lên 2 lần thì nồng độ các chất tăng lên gấp đôi nghĩa là: [NO] = 2a [O2] = 2b [NO2] = 2c
khi đó: vt = kn (2a)2 (2b) = 8kta2b
(Tốc độ phản ứng thuận tăng lên 8 lần) vn = kn (2c)2 = 4knc2
(Tốc độ phản ứng nghịch tăng lên 4 lần)
Vậy vt tăng nhanh hơn vn và cân bằng chuyển theo chiều thuận. - 13 - Cân Bằng Hóa Học
Ngược lại nếu giảm áp suất của hệ xuống 2 lần, nồng độ của các chất giảm còn 1/2 so với ban đầu, khi đó: [NO] = a/2 [O2] = b/2 [NO2] = c/2
Khi đó: vt = kt (a/2)2 (b/2) = 1/8kta2b
(Tốc độ phản ứng thuận giảm 8 lần) vn = kn (c/2)2 = 1/4knc2
(Tốc độ phản ứng giảm 4 lần)
Vậy vn lớn hơn vt do đó phản ứng chuyển theo chiều nghịch, chiều tăng áp suất của hệ. * Chú ý:
Trong trường hợp tổng số phân tử khí ở 2 vế của phương trình bằng nhau. Việc
tăng hoặc giảm áp suất của hệ không ảnh hưởng đến trạng thái cân bằng.
Một cách tổng quát ta xét sự thay đổi áp suất chung cho cả hệ đến sự chuyển dịch cân bằng hoá học.
Đối với phản ứng tổng quát ở pha khí ta có: aA + bB cC + dD c d P P C D K = p a b P P A B Vì : Pi = xi.P
Pi : là áp suất riêng phần của khí i trong hổn hợp. xi: phần mol của khí i
P : áp suất chung cho hổn hợp khí. ( x P x P x x C )c ( D )d c . d Từ đây ta có: C D
(c+d )−(a+b) n K P K P∆ = = = p
( x P)a ( x P) . . b a x . b x x A B A B
Δn = (c+d) - (a+b) = biến thiên số mol khí trong hệ phản ứng. giả sử hệ ở trạng thái cân bằng ta có: - 14 - Cân Bằng Hóa Học 0 0 G G RT ln K G
RT ln K . n P∆ ∆ = ∆ + = ∆ + = 0 p x
ở nhiệt độ cố định, nếu thay đổi áp suất chung của cả hệ , giá trị ΔG chỉ phụ thuộc
vào PΔn . chúng ta phân biệt các trường hợp sau:
- Khi Δn = 0, nghĩa là số phân tử khí ở hai vế của phương trình phản ứng là bằng nhau. 0 G ∆ = G ∆
+ RT ln K = 0 . Trạng thái cân bằng của hệ không thay đổi. Nói x
cách khác, sự thay đổi áp suất chung của cả hệ không làm chuyển dịch cân bằng.
- Khi Δn > 0, nghĩa là số phân tử khí ở vế phải của phương trình phản ứng lớn hơn
ở vế trái. Khi áp suất chung P của cả hệ tăng lên, giá trị PΔn tăng lên, biến thiên thế
đẳng áp ΔG của hệ trở thành dương (ΔG > 0). Phản ứng sẽ xảy ra theo chiều từ
phải sang trái. Nói cách khác, cân bằng chuyển dịch về phía có số phân tử khí ít hơn.
- Khi Δn < 0, nghĩa là số phân tử khí ở vế trái của phương trình phản ứng là lớn
hơn ở vế phải. Khi áp suất chung P của cả hệ tăng lên, giá trị của PΔn giảm xuống,
biến thiên thế đẳng áp ΔG của hệ trở thành âm (ΔG < 0). Phản ứng sẽ xảy ra theo
chiều từ trái sang phải. Nói cách khác, cân bằng chuyển dịch về phía có số phân tử khí ít hơn. Như vây:
“Khi tăng áp suất chung của cả hệ, cân bằng sẽ chuyển dịch về phía có số phân tử
khí ít hơn để chống lại sự tăng áp suất”. Điều này cũng phù hợp với nguyên lí La Chatelier.
Dĩ nhiên sự giảm áp suất chung của cả hệ sẽ đưa đến kết quả ngược lại
I.3.4. Ảnh hưởng của Nhiệt độ
Khi tăng nhiệt độ nghĩa là ta đã cung cấp thêm năng lượng cho hệ, phản ứng thu
nhiệt (cần năng lượng) được tăng cường, khi đó vận tốc của phản ứng thu nhiệt
tăng hơn tốc độ của phản ứng phát nhiệt, kết quả phản ứng chạy theo chiều phản ứng thu nhiệt.
Ví dụ: Khi tăng nhiệt độ của phản ứng - 15 - Cân Bằng Hóa Học
thì phản ứng sẽ chuyển theo chiều chống lại sự tăng nhiệt độ, tức là chiều nghịch
(chiều phản ứng thu nhiệt) ta thấy khí NO2 được tạo nên nhiều hơn, màu nâu đậm dần.
Ngược lại khi hạ nhiệt độ, cân bằng chuyển theo chiều thuận, chiều tăng nhiệt độ
(phản ứng phát nhiệt) màu nâu nhạt dần, cân bằng chuyển về phía tạo N2O4 nhiều hơn
Ảnh hưởng của nhiệt độ lên hằng số cân bằng được liên hệ qua hệ thức sau: Từ công thức: 0 0 G ∆ = ∆Η −T S ∆ = −RT ln K
Khi phản ứng đạt cân bằng ta có: 0 0 −∆Η S ∆ ln K = + RT R
Giả sử ở nhiệt độ T1 hằng số cân bằng của phản ứng là K1, còn có nhiệt độ T2 hằng
số cân bằng của phản ứng là K2. Cũng giả thiết rằng trong khoảng nhiệt độ từ T1 đến T2 thì 0 0 S
∆ ,∆Η là thay đổi không đáng kể, ta có: 0 0 −∆Η ∆S ln K = + (1) 1 RT R 1 0 0 −∆Η S ∆ ln K = + (2) 2 RT R 2
Lấy (2) trừ đi (1) ta có. 0 0 −∆Η  −∆Η  ln K − ln K = − 2 1   RT RT 2  1  0
 K  −∆Η  1 1  2 ln   =  − (*)  K R T T  1   2 1 
Biểu thức (*) gọi là công thức Van’t Hoff. Sử dụng biểu thức này người ta có thể
xác định được giá trị của cân bằng ở nhiệt độ T2 khi biết giá trị của nó ở nhiệt độ - 16 - Cân Bằng Hóa Học
T1 và hiệu ứng nhiệt của phản ứng khi biết giá trị của hằng số cân bằng ở hai nhiệt độ khác nhau. Ví dụ:
Đối với phản ứng: H + I 2HI 2 2
người ta thu được kết quả sau: T (K ) K p 731 49,8 764 45,9
Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng Giải:
Theo công thức Van’t Hoff. Ta có 0
 K   −∆Η  1 1  2 ln   =   − .  K R T T  1    2 1 
Qua một số biến đổ ta được.  K  2  45,9 . R T .T .ln  1 2   8,314.731.764.2,303log K     49,8  0 1  ∆Η = ( = T −T 764 − 731 2 1 ) ( )
= −112968 j / mol
Áp dụng nguyên lí dịch chuyển cân bằng vào phương trình : 0 0 −∆Η S ∆ ln K = + RT R giả thiết rằng 0 0 S
∆ ,∆Η là không phụ thuộc vào nhiệt độ. Khi đó ta thấy: 0 −∆Η -
Đối với phản ứng phát nhiệt (ΔΗ0 < 0), khi nhiệt độ tăng, số hạng RT
giảm, và do đó K giảm. Điều đó có nghĩa là cân bằng chuyển dịch về phía
phản ứng nghịch, tức là phản ứng thu nhiệt. - 17 - Cân Bằng Hóa Học 0 −∆Η -
Đối với các phản ứng thu nhiệt ( 0
∆Η > 0 ), khi nhiệt độ tăng số hạng RT
tăng, do đó K tăng. Điều đó có nghĩa là cân bằng chuyển dịch về phía phản
ứng thuận, tức là phản ứng thu nhiệt. -
Như vậy: “Trong cả hai trường hợp, khi tăng nhiệt độ thì cân bằng đều
chuyển dịch về phía phản ứng thu nhiệt”. Điều này phù hợp với nguyên lí
Le Chatelier: “Khi tăng nhiệt độ thì cân bằng chuyển dịch về phía phản
ứng thu nhiệt để hấp thụ bớt lượng nhiệt đưa vào hệ, và do đó giảm (chống
lại) sự tăng nhiệt độ.’’
- Dĩ nhiên sự giảm nhiệt độ gây ra hiệu quả ngược lại.
Ví dụ: Để dặc trưng cho mức độ chuyển dịch cân bằng trong một quá trình nào đó
người ta dùng đại lượng độ tiến triển dn. Đó là biến thiên số mol tính theo một mol
cảu các chất phản ứng trong quá trình.
Đối với phản ứng tổng hợp amoniac ở 4500C và 300atm, ở trạng thái cân bằng
người ta đả thu được: N + 3H 2NH 2 2 3 a = 10mol b = 30mol c = 12mol
Tổng số mol khí là: N = 52mol.
Ở áp suất cố định là 300atm, người ta tăng nhiệt độ từ 4500C lên 4550C. biết 0 ∆Η
= −46,1kJ / mol NH
. Giả thiết là hiệu ứng nhiệt của phản ứng là không phụ thuộc 3
vào nhiệt độ, hãy xác định độ tiến triển dn của phản ứng. Giải. N + 3H 2NH 2 2 3 0 450 C amol bmol cmol 0
455 C da = a − dn db = b − 3dn c+2dn
Tổng số mol khí : N = (a+b+c) = a - dn + b - 3dn + c + 2dn = N – 2dn = dN
Vì sự thay đổi nhiệt độ từ 0 0
450 C → 455 C là rất bé, chúng ta có thể xem nó như là
yếu tố vi phân của nhiệt độ, dT. - 18 - Cân Bằng Hóa Học
Áp dụng công thức Van’t Hoff dưới dạng tổng quát: d ln K p ∆Η = 2 dT RT Chúng ta có: ∆Η d ln K = dT p 2 RT 2 2  Pc  2 2   c N PNH  N  3 K = = = p 3 3 3 2 P .P  Pa  Pb ab P N  2 H2 Mặt khác :
 N  N    
ln K = 2ln c + 2ln N − ln a − 3ln b − 2ln P p 2dc da 3db 2dN 2dP d ln K = − − + − p c a b N P
Vì áp suất không thay đổi nên dP = 0: 2dc da 3db 2dN d ln K = − − + p c a b N  2dn   dn   3dn   2dn  = 2 − − − 3 − + 2 −
 c   a   b   N          = dn( 4 1 9 4 12 + 10 + 30 − 52)
Vì phương trình phản ứng viết cho 2mol NH ∆Η = − = − 3 nên: 2.( 46,1) 92, 2kJ .
Tổ hợp các kết quả trên ta có: 3 −92,2.10 .5 4 1 9 4 = dn( + + − ) 2 12 10 30 52 8,315.(450 + 273) → dn = 0 − ,16mol
Nhận xét : Việc tìm được dn < 0 chứng tỏ rằng phản ứng tiến hành theo chiều
nghịch, phù hợp với nguyên lí chuyển dịch cân bằng của La Chatelier.
I.4. Ứng dụng của hiện tượng chuyển dịch cân bằng.
Hiện tượng chuyển dịch cân bằng hoá học được sử dụng rộng rãi trong các quá
trình công nghệ hoá học khác nhau. Chúng ta xét một vài ví dụ minh hoạ.
Ví dụ 1: Quá trình tổng hợp HCl. - 19 - Cân Bằng Hóa Học
HCl là một trong những sản phẩm quan trọng nhất của công nghệ hoá học. Một
trong những phương pháp điều chế HCl trong công nghiệp là phương pháp tổng
hợp trực tiếp từ các nguyên tố bằng cách đốt hiđro trong clo theo phản ứng: H + Cl HCl
∆Η = −92,31kJ / mol 2(k ) 2(k ) (k )
Để tăng hiệu xuất của phản ứng thu HCl phải tạo điêug kiện để cân bằng chuyển
dịch từ trái sang phải. Muốn vậy, người ta dùng dư hiđro, nghĩa là dùng hỗn hợp
ban đầu có tỉ lệ H2 : Cl2 > 1. Việc dùng dư hiđro, tức là tăng nồng độ hiđro, làm
cho cân bằng chuyển dịch về phía bên phải, và do đó làm tăng hiệu suất thu HCl
(theo clo). Việc dùng dư hiđro còn có một tác dụng khác là, nhờ hiệu xuất sử dụng
clo cao mà trong hổn hợp khí thải là giảm được mức độ ô nhiễm môi trường.
Để làm cho cân bằng chuyển dịch từ trái sang phải người ta cũng có thể giàm nhiệt
độ của hổn hợp phản ứng. Điều này được thực hiện bằng cách làm nguội nhanh
hổn hợp khí sau khi ra khỏi buồng đốt.
Về phương diện áp suất. vì số phân tử khí ở hai vế là như nhau, Δn = 0, nên việc
tăng hay giảm áp suất không ảnh hưởng gì đến trạng thái cân bằng của hệ. trong
thực tế việc đốt hiđro trong clo được thực hiện ở áp suất thường.
Ví dụ 2: Quá trình tổng hợp Amoniac.
Amoniac cũng là một trong những sản phẩm quan trọng của ngành công nghiệp
hoá học, vì vậy nó được sản xuất nhiều và ở quy mô rất lớn.
Phương pháp chủ yếu để sản xuất amoniac là cho hiđro và nitơ phản ứng với nhau
dưới tác dụng của xúc tác bột sắt khử. N + 3H 2NH
∆Η = −46,2kJ / mol 2(k ) 2( k ) 3(k )
Nhìn vào phương tình phản ứng thấy ngay rằng để tăng hiệu xuất của NH3, người
ta phải thực hiện quá trình tổng hợp ở áp suất càng cao càng tốt.
Trong thực tế người ta thực hiện quá trình này ở áp suất khoảng 2000atm và ở nhiệt độ khoảng 4000C.
Sự giới hạn về áp suất là do yếu tố kỉ thuật quyết định, còn sự giới hạn về nhiệt độ
là do yếu tố động học quyết định. - 20 -