Chapter 6 Chemical Equilibrium

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1 Chapter 6 Chemical Equilibrium
CaCO3(s) ＋ CO2(aq) ＋ H2O(l) = Ca2＋(aq) ＋ 2HCO3 － (aq) HCO3 － (aq) ＋ H＋(aq) s > CO2(g) ＋ H2O(l)

2 aA + bB = cC + dD in its standard state
HA = H＋ ＋A－ K1 ＝ [H＋][A－] / [HA] 만약 반응의 방향을 바꾸면 새 K값은 처음 K값의 역수가 된다. H＋ ＋A－ = HA K1′＝ [HA] / [H＋][A－] ＝1/K1 HA = H＋ ＋ A－ K1 H ＋ ＋ C = CH ＋ K2 HA ＋ C = A－ ＋ CH ＋ K3 K3 ＝ K1K2＝ [H＋][A－] / [HA] ·[CH ＋] / [H＋][C] ＝[A－] ·[CH ＋] / [HA] [C]

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4 6-2 Equilibrium and Thermodynamics
Enthalpy change, ΔH는 일정 압력하에서 반응이 일어날 때 흡수되는 열이다. Standard enthalpy change, ΔH°는 모든 반응물과 생성물이 표준 상태에 있을 때 흡수하는 열을 가리킨다. HCl(g) = H＋(aq) ＋ Cl－(aq) 25℃에서 ΔH° ＝ －74.85 kJ/mol (6-3) ΔH: 양수인 반응을 흡열 반응 (endothermic), 음수인 반응을 발열 반응 (exothermic).

5 Entropy, S는 “무질서”의 척도 KCl(s) = K＋(aq) ＋ Cl－(aq) 25℃, ΔS° ＝ ＋76.41 J/(K·mol) (6-4) ΔS°는 모든 화학종이 표준 상태에 있을 때 엔트로피 변화 . ΔS°가 양수인 것은 K＋(aq) 1몰과 Cl－(aq) 1몰을 합한 것이 용매 물에 KCl(s) 1몰을 더한 것보다 더 무질서하다는 뜻이다. 25℃에서 반응 6-3의 ΔS° ＝ －130.4 J/(K·mol) 이다. 수용액에 있는 이온들은 용매 물에 기체 HCl을 더한 것 보다 덜 무질서하다.

6 - Chemical Reaction:음수의 ΔH (발열) 및/또는 양수의 ΔS (엔트로피의 증가)에 의해 생성물을
만드는 쪽으로 진행된다. - ΔH가 음수이고 ΔS가 양수이면 분명히 그 반응은 유리하지만, ΔH가 양수이고 ΔS가 음수이면 분명히 불리하다.

7 Gibbs Free Energy, ΔG - ΔG가 음수이면 그 반응은 자발적이다. ΔG° ＝ ΔH° － TΔS°
＝ (－74.85 × 103 J/mol) － ( K) (－130.4 J/K·mol) ＝ －35.97 kJ/mol - 어떤 반응의 평형 상수와 그 반응의 에너지(ΔH°와 ΔS°) 를 관련 짓기 위함. R는 기체 상수[＝ J/(K·mol)] 이고, T는 절대 온도이다. ΔG°가 더 음수이면, 평형 상수는 더 커진다. R는 기체 상수[＝ J/(K·mol)] 이고, T는 절대 온도이다. K ＝ e－ΔG°/RT K ＝ e－(－35.97 × 103 J/mol)/[ J/(K·mol)( K)＝ 2.00 ×106

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9 Le Chˆatelier’s principle:
Reaction quotient: Because Q > K, the reaction must go to the left

10 When the temperature changes:
The term including e ᅀS/R is independent of T. The term e- ᅀH/RT increases with increasing temperature if ᅀHo is positive, and decreases if it is negative. K of the endothermic reaction increases if T is raised. K of the exothermic reaction decreases if T is raised.

11 6-3 Solubility product Ion pair

12 Common ion effect A salt will be less soluble if one of its constituent ions is already present in the solution.

13 Separation by Precipitation
Q < Ksp for PbI2, Pb ions will not precipitate. Co-precipitation: foreign ions adsorbed on the precipitate.

14 6-4 Complex Formation Lewis Acid and Bases

15 Effect of Complex Ion Formation on Solubility

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17 6-5 Protic Acids and Bases
When [I-] = 1.0 M, [Pb]total = 3.2 x 10-4 M 6-5 Protic Acids and Bases - Hydronium ion: H3O+ Brønsted－Lowry Acids and Bases: Acid: proton donor, Base: proton acceptor Salt: Any ionic solid

18 Conjugate Acids and Bases

19 The Nature of H+ and OH-

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23 Autoprotolysis - Protic solvents have a reactive H+

24 6-6 pH

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28 6-7 Strength of Acids and Bases
Is There Such a Thing as Pure Water? 6-7 Strength of Acids and Bases Strong Acids and Bases

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30 Weak Acids and Bases Ka: Acid dissociation constant Kb: Base hydrolysis constant

31 Common Classes of Weak Acids and Bases

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36 Polyprotic Acids and Bases

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40 Kal (또는 K1) 은 가장 많은 양성자를 가진 산성 화학종에 대한 것이고,
Kbl은 가장 적은 양성자를 가진 염기성 화학종에 대한 것이다.

41 Relationship between Ka and Kb

42 Carbonic Acid

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49 6-8 Solving Equilibrium Problems