Cân Bằng Hóa Học – Wikipedia Tiếng Việt

Một phần của loạt bài về
Hóa học
Khoa học vật chất
Mục lục Tổng quan Bảng thuật ngữ Lịch sử (Dòng thời gian)
Yếu tố chính Vật chất Pha Liên kết Phản ứng hóa học Ion Phản ứng acid-base Phản ứng oxid hóa khử Cân bằng hóa học Định luật hóa học
Phân nhánh Hóa phân tích Hóa sinh Hóa hữu cơ Hóa vô cơ Hóa lý
Nghiên cứu Nhà hóa học (Danh sách) Danh sách giải thưởng Danh sách tạp chí Danh sách vấn đề chưa giải được
Cổng thông tin Hóa học  Thể loại
x t s

Trong phản ứng hoá học, cân bằng hoá học là trạng thái mà cả chất phản ứng và sản phẩm đều có nồng độ không có xu hướng thay đổi theo thời gian nhưng chúng không bằng nhau, do đó, không có sự thay đổi có thể quan sát được về tính chất của hệ thống.[1] Thông thường, trạng thái này có kết quả khi phản ứng thuận tiến hành với tốc độ tương tự như phản ứng nghịch. Tốc độ phản ứng của các phản ứng thuận và nghịch thường không bằng 0 nhưng bằng nhau. Thành phần của các chất tại trạng thái cân bằng không thay đổi. Do đó, không có thay đổi nào về nồng độ của chất phản ứng và (các) sản phẩm phản ứng. Trạng thái như vậy được gọi là trạng thái cân bằng động.[2][3]

Lịch sử

[sửa | sửa mã nguồn]

Khái niệm cân bằng hoá học được phát triển sau khi Berthollet (1803) phát hiện ra rằng một số phản ứng hoá học có thể đảo ngược.[4]

Vào đầu thế kỉ XIX, Berthollet đã quan sát thấy sự hình thành các tinh thể natri cacbonat trong một hồ muối. Điều này khiến ông đề xuất khái niệm về phản ứng thuận nghịch, trong đó, các sản phẩm có thể phản ứng tạo thành chất phản ứng trong những điều kiện cụ thể.

Trong khi những ý tưởng ban đầu của Berthollet vấp phải một số phản đối thì công trình của ông đã đặt nền móng cho việc khám phá sâu hơn về trạng thái cân bằng hoá học và động học phản ứng.

Hằng số cân bằng

[sửa | sửa mã nguồn]

Đối với bất kì hỗn hợp phản ứng nào tồn tại ở trạng thái cân bằng, tốc độ của các phản ứng thuận và nghịch (ngược) là bằng nhau. Trong những điều sau đây phương trình hoá học với mũi tên chỉ cả hai cách để chỉ ra trạng thái cân bằng,[5] A và B là chất phản ứng, S và T là sản phẩm, α, β, σ và τ là hệ số cân bằng hoá học của các chất phản ứng tương ứng và các sản phẩm:

α   A + β   B ⇌ σ   S + τ   T

Vị trí nồng độ cân bằng của một phản ứng được cho là nằm "ở bên phải" nếu ở trạng thái cân bằng, gần như tất cả các chất phản ứng được dùng hết. Ngược lại, vị trí cân bằng được gọi là "ở bên trái" nếu hầu như không có sản phẩm nào được hình thành từ các chất phản ứng.

Guldberg và Waage (1865), dựa trên ý tưởng của Berthollet, đã đề xuất định luật phản ứng khối lượng:

v t = k + A α B β v n = k − S σ T τ {\displaystyle {\begin{aligned}v_{t}&=k_{+}{\ce {A}}^{\alpha }{\ce {B}}^{\beta }\\v_{n}&=k_{-}{\ce {S}}^{\sigma }{\ce {T}}^{\tau }\end{aligned}}}

Trong đó, A, B, S và T là các khối lượng hoạt động; vt là tốc độ phản ứng thuận; vn là tốc độ phản ứng nghịch và k+ và k- là các hằng số tốc độ. Vì ở trạng thái cân bằng tốc độ thuận và nghịch đều bằng nhau:

k + [ A ] α [ B ] β = k − [ S ] σ [ T ] τ {\displaystyle k_{+}\left[{\ce {A}}\right]^{\alpha }\left[{\ce {B}}\right]^{\beta }=k_{-}\left[{\ce {S}}\right]^{\sigma }\left[T\right]^{\tau }}

Và tỉ lệ của hằng số tốc độ cũng là một hằng số, hiện được gọi là hằng số cân bằng:

K c = k + k − = [ S ] σ [ T ] τ [ A ] α [ B ] β {\displaystyle K_{c}={\frac {k_{+}}{k_{-}}}={\frac {[{\ce {S}}]^{\sigma }[{\ce {T}}]^{\tau }}{[{\ce {A}}]^{\alpha }[{\ce {B}}]^{\beta }}}}

Với [A], [B], [S], [T] là nồng độ mol/l của A, B, S, T.

Chất rắn không được tính vào Kc.

Tham khảo

[sửa | sửa mã nguồn]

1. ^ Atkins, Peter; De Paula, Julio (2006). Atkins' Physical Chemistry (ấn bản thứ 8). W. H. Freeman. tr. 200–202. ISBN 0-7167-8759-8.
2. ^ Atkins, Peter W.; Jones, Loretta. Chemical Principles: The Quest for Insight (ấn bản thứ 2). ISBN 0-7167-9903-0.
3. ^ IUPAC, Compendium of Chemical Terminology (Giản lược thuật ngữ hoá học), bản thứ 2 ("Gold Book") (1997). Bản đã chỉnh sửa trực tuyến: (2006–) "Cân bằng hóa học". doi:10.1351/goldbook.C01023
4. ^ Berthollet, C.L. (1803). Essai de statique chimique [Essay on chemical statics] (bằng tiếng Pháp). Paris, France: Firmin Didot. On pp. 404–407, Berthellot mentions that when he accompanied Napoleon on his expedition to Egypt, he (Berthellot) visited Lake Natron and found sodium carbonate along its shores. He realized that this was a product of the reverse of the usual reaction Na2CO3 + CaCl2 → 2NaCl + CaCO3↓ and therefore that the final state of a reaction was a state of equilibrium between two opposing processes. From p. 405: " … la décomposition du muriate de soude continue donc jusqu'à ce qu'il se soit formé assez de muriate de chaux, parce que l'acide muriatique devant se partager entre les deux bases en raison de leur action, il arrive un terme où leurs forces se balancent." (… the decomposition of the sodium chloride thus continues until enough calcium chloride is formed, because the hydrochloric acid must be shared between the two bases in the ratio of their action [i.e., capacity to react]; it reaches an end [point] at which their forces are balanced.)
5. ^ The notation ⇌ was proposed in 1884 by the Dutch chemist Jacobus Henricus van 't Hoff. See: van 't Hoff, J.H. (1884). Études de Dynamique Chemique [Studies of chemical dynamics] (bằng tiếng Pháp). Amsterdam, Netherlands: Frederik Muller & Co. tr. 4–5. Van 't Hoff called reactions that didn't proceed to completion "limited reactions". From pp. 4–5: "Or M. Pfaundler a relié ces deux phénomênes … s'accomplit en même temps dans deux sens opposés." (Now Mr. Pfaundler has joined these two phenomena in a single concept by considering the observed limit as the result of two opposing reactions, driving the one in the example cited to the formation of sea salt [i.e., NaCl] and nitric acid, [and] the other to hydrochloric acid and sodium nitrate. This consideration, which experiment validates, justifies the expression "chemical equilibrium", which is used to characterize the final state of limited reactions. I would propose to translate this expression by the following symbol: