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CaCO 3 ( s) + CO 2 (aq) + H 2 O(l) = Ca 2 + (aq) + 2HCO 3 - (aq)

Chapter 6 Chemical Equilibrium. CaCO 3 ( s) + CO 2 (aq) + H 2 O(l) = Ca 2 + (aq) + 2HCO 3 - (aq) HCO3 - ( aq) + H + (aq) s --- > CO 2 ( g) + H 2 O(l). aA + bB = cC + dD in its standard state. HA = H + + A - K 1 = [H + ][A - ] / [HA]

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CaCO 3 ( s) + CO 2 (aq) + H 2 O(l) = Ca 2 + (aq) + 2HCO 3 - (aq)

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Presentation Transcript


  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]

  3. 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).

  4. 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.

  5. - 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.

  6. Gibbs Free Energy, ΔG - ΔG가 음수이면 그 반응은 자발적이다. ΔG° = ΔH° - TΔS° = (-74.85 × 103 J/mol) - (298.15 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[= 8.314 472 J/(K·mol)] 이고, T는 절대 온도이다. ΔG°가 더 음수이면, 평형 상수는 더 커진다. R는 기체 상수[= 8.314 472 J/(K·mol)] 이고, T는 절대 온도이다. K = e-ΔG°/RT K = e-(-35.97 × 103 J/mol)/[8.314 472 J/(K·mol)(298.15 K)= 2.00 ×106

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

  8. 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.

  9. 6-3 Solubility product Ion pair

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

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

  12. 6-4 Complex Formation Lewis Acid and Bases

  13. Effect of Complex Ion Formation on Solubility

  14. 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

  15. Conjugate Acids and Bases

  16. The Nature of H+ and OH-

  17. Autoprotolysis - Protic solvents have a reactive H+

  18. 6-6 pH

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

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

  21. Common Classes of Weak Acids and Bases

  22. Polyprotic Acids and Bases

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

  24. Relationship between Ka andKb

  25. Carbonic Acid

  26. 6-8 Solving Equilibrium Problems

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