slide1 n.
Download
Skip this Video
Loading SlideShow in 5 Seconds..
????? 9 ????????? PowerPoint Presentation
Download Presentation
????? 9 ?????????

Loading in 2 Seconds...

play fullscreen
1 / 45

????? 9 ????????? - PowerPoint PPT Presentation


  • 843 Views
  • Uploaded on

บทที่ 9 สมดุลเคมี. Chemical Equilibrium. ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์ มหาวิทยาลัยเทคโนโลยีมหานคร. สมดุลเคมี ( Chemical Equilibrium ). สมดุลเคมี คือ อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและอัตราย้อนกลับมีค่าเท่ากัน และความเข้มข้นของทั้งสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ไม่เปลี่ยนแปลงตามเวลา.

loader
I am the owner, or an agent authorized to act on behalf of the owner, of the copyrighted work described.
capcha
Download Presentation

PowerPoint Slideshow about '????? 9 ?????????' - Thomas


An Image/Link below is provided (as is) to download presentation

Download Policy: Content on the Website is provided to you AS IS for your information and personal use and may not be sold / licensed / shared on other websites without getting consent from its author.While downloading, if for some reason you are not able to download a presentation, the publisher may have deleted the file from their server.


- - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - E N D - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - - -
Presentation Transcript
slide1

บทที่ 9 สมดุลเคมี

Chemical Equilibrium

ภาควิชาเคมี คณะวิทยาศาสตร์ มหาวิทยาลัยเทคโนโลยีมหานคร

chemical equilibrium
สมดุลเคมี ( Chemical Equilibrium )

สมดุลเคมีคือ อัตราการเกิดปฏิกิริยาไปข้างหน้าและอัตราย้อนกลับมีค่าเท่ากัน

และความเข้มข้นของทั้งสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์ไม่เปลี่ยนแปลงตามเวลา

Reactants

Products

slide3

สมดุลกายภาพ ( Physical Equilibrium )

H2O(l)H2O(g)

สมดุลเคมี (Chemical Equilibrium)

N2O4(g)2 NO2(g)

ไม่มีสี น้ำตาลแดง

slide4

N2O4(g) 2 NO2(g)

ไม่มีสี น้ำตาลแดง

slide5

ที่สมดุล ถ้าเอา [ NO2 ] / [ N2O4 ] ค่าที่ได้ไม่เท่ากัน

แต่ถ้าเอา [ NO2 ]2 / [ N2O4 ] = ค่าคงที่ = 4.63  10- 3

เลข 2 คือ สัมประสิทธิ์ (coefficient) ของ NO2 ในสมการ

ค่าคงที่สมดุล (equilibrium constant) = K =

= 4.63  10- 3

สรุป สำหรับปฏิกิริยาทั่วไปที่ผันกลับได้ ดังสมการ

aA + bB  cC + dD

เมื่อ a , b , c และ d เป็นสัมประสิทธิ์ปริมาณสัมพันธ์ของสาร A , B, C และ D ตามลำดับ

slide6

ค่าคงที่สมดุล ( K) ณ อุณหภูมิหนึ่งหาได้จาก

K =

ขนาดของค่าคงที่สมดุล

: ค่าคงที่สมดุลจะมีค่ามากหรือน้อยขึ้นอยู่กับแต่ละปฏิกิริยาและขึ้น

อยู่กับอุณหภูมิ

การทราบค่า K มีความสำคัญดังนี้

- ที่สมดุลสารตั้งต้นและผลิตภัณฑ์มีปริมาณสัมพัทธ์เป็นเท่าใด

- ทราบว่าปฏิกิริยามีผลได้ ( yield ) สูงหรือต่ำอย่างไร

slide7

กรณีที่ 1 : ถ้า K >> 1 เช่น ในระบบต่อไปนี้ที่ 2300 oC

2O3(g)  3O2(g)

K = = 2.54  1012

ที่สมดุล ระบบจะมี O2 ปนอยู่กับ O3 แต่จะมี O3 << O2

ดังนั้นถ้า [O2] = 0.50 M ที่สมดุล จะได้

[O3]2 =

= 2.22  10 – 7 M

slide8

กรณีที่ 2: ถ้า K << 1 เช่น ในระบบต่อไปนี้ที่ 25 oC

Cl2(g)  Cl(g) + Cl(g)

K = = 1.4  10 - 38

ระบบสมดุลจะมี Cl2 >> Cl

ถ้า [Cl2 ] = 0.76 M จะได้

[Cl]2 = (0.76)(1.4  10 – 38) = 1.1  10 – 38 M

[Cl] = 1.0  10 – 19 M

จะเห็นว่า Cl มีความเข้มข้นต่ำมากเมื่อเทียบกับ Cl2

slide9

กรณีที่ 3 : ถ้า K มีค่าไม่มากเกินไปหรือน้อยเกินไปเมื่อเทียบกับ 1

สารตั้งต้นและสารผลิตภัณฑ์ที่สมดุลจะมีปริมาณพอๆกันเช่น

ในระบบต่อไปนี้ที่ 380 oC

CO(g) + H2O(g)  H2(g) + CO2(g)

K = = 5.10

ถ้า [CO] = 0.200 M, [H2O] = 0.400 M และ [H2] = 0.300 M

ที่สมดุล จะได้

[CO2] = = 1.36 M

slide10

สมดุลเอกพันธุ์ (homogeneous equilibrium)

: สมดุลของปฏิกิริยาที่สารทั้งหมดในปฏิกิริยาอยู่ในวัฏภาคเดียวกัน

เช่น ในปฏิกิริยาการสลายตัวของ N2O4(g)  2 NO2(g)

- ในรูป KC เป็นค่าคงที่ในรูปความเข้มข้น (M, mol/L) Kc =

- ในรูป Kp เป็นค่าคงที่ในรูปของความดัน (atm) Kp =

slide11

โดยทั่วไป KCKp แต่เราสามารถหาความสัมพันธ์ระหว่าง KC กับ Kp ไ ด้ดังสมการนี้

aA(g) bB(g)

KC =

Kp =

เมื่อ PA และ PB เป็นความดันย่อยของ A และ B

PAV = nART PBV = nBRT

PA = PB =

slide12

แทนค่า PA และ PB นี้ลงในสมการของ Kp จะได้

Kp =

=

เนื่องจาก nA / V และ nB / V มีหน่วยเป็น mol/L จึงแทนได้ด้วย [A] และ [B] ตามลำดับ จะได้

slide13

Kp = = Kc

เมื่อ n = b – a

= จำนวนโมลรวมของก๊าซผลิตภัณฑ์ – จำนวนโมลรวมของก๊าซตั้งต้น

R = 0.082 L.atm/K.mol

ถ้า aA + bB  cC + dD

Kc = Kp =

slide14

KP = KC

n = (c + d) – (a + b)

slide15

ตัวอย่างที่ 1 จากสมดุลของ PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)

ถ้า KP = 1.05 ที่ 250 oC ความดันย่อย PCl5 = 0.8 atm , PCl3 = 0.4 atm จงหาความดันย่อย Cl2 ที่สมดุล (250 oC)

KP =

1.05 =

 = 2.10 atm

slide16

ตัวอย่างที่ 2 N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g) ถ้า KP = 4.3  10– 4

ที่ 200 oC จงหาค่า KC

จาก KP = KC

T = 273 + 200 = 473 K

n = 2 – (3 + 1) = - 2 mol

แทนค่า 4.3  10 – 4 = KC (0.082  473) – 2

KC = 0.65

slide17

สมดุลวิวิธพันธุ์ (Heterogeneous Equilibrium)

: ปฏิกิริยาที่สาร (reactants, products) ไม่เป็น phase เดียวกัน คือ มี gas solid

liquid ปนกัน ให้ถือว่าความเข้มข้นของสารที่เป็นของแข็ง ของเหลว คงที่

เช่น CaCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)

=

KC = [ CO2 ]

KP =

slide18

ตัวอย่างที่ 3 NH4HS(s) NH3(g) + H2S(g)

จงหา KC , KP ถ้า partial pressure ของ gas เท่ากัน = 0.3

KP =

= (0.3)(0.3) = 0.09

จาก KP = KC

n = 2 – 0 = 2 mol

T = 300 K

แทนค่า 0.09 = KC (0.082  300)2

KC = 1.49 x 10 – 4

slide19

สมดุลหลายขั้นตอน (Multiple Equilibria)

ถ้าปฏิกิริยามี products ที่เข้าไปทำปฏิกิริยาต่ออีก

1) A + B  C + D =

2) C + D  E + F =

A + B  E + F

KC =

X

=

X

=

slide20

ถ้าปฏิกิริยา เขียนได้จากการรวม  2 ปฏิกิริยา

Equilibrium constant ; KC รวม = ผลคูณของ KC ย่อยแต่ละปฏิกิริยา

ตัวอย่างที่ 4 จงหาความสัมพันธ์ระหว่าง KC จากสมการต่อไปนี้

N2(g) + 3 H2(g)  2 NH3(g) K1 = 10 --------- (1)

กลับสมการ (1) 2 NH3 (g)  N2(g) + 3H2(g)

K2 = = = 0.1

คูณ 3 ทั้งสมการ (1) 3 N2(g) + 9 H2(g)  6 NH3(g) K3 = (K1)3 = (10)3

slide21

สรุปหลักการเขียน ค่า K

- ความเข้มข้นมีหน่วยเป็น mol/ L

- ถ้าเป็นก๊าซให้ใช้ความดัน (atm) ได้

- ถ้าเป็นของแข็ง (s) ของเหลว (l) ไม่ปรากฎใน KC

- KC KP ไม่มีหน่วย

  • สรุปความสัมพันธ์ระหว่างค่า K
  • เมื่อนำสมการย่อยมารวมกัน ค่า Kc ของสมการใหม่ได้จาก ผลคูณของ Kc
  • ย่อยแต่ละปฏิกิริยา
  • - เมื่อกลับสมการ ค่า Kc ของสมการใหม่ได้จากเศษส่วนกลับของ Kc เดิม
  • เมื่อคูณตัวเลขในสมการเดิม ค่า Kc ของสมการใหม่ได้จากค่า Kc เดิมยก
  • กำลังตัวเลขที่เอาไปคูณนั้นเอง
slide22

ความสัมพันธ์ระหว่างจลนศาสตร์เคมีกับสมดุลเคมีความสัมพันธ์ระหว่างจลนศาสตร์เคมีกับสมดุลเคมี

1.ถ้ามี 1 elementary step (ขั้นตอนเดียว)

A + 2B  AB2

Forward rate; ratef = kf [A][B]2

Reverse rate ; rater = kr [AB2]

ที่สมดุล ratef = rater

kf [A][B] 2 = kr[AB2]

Kf

kr

= KC

=

slide23

ตัวอย่างที่ 5 Cu2+ ไอออนทำปฏิกิริยากับ Fe2+ ไอออนตามปฏิกิริยาข้างล่าง

Cu2+ + 2 Fe2+ Cu + 2 Fe3+ จงหาค่า Kc

2. ถ้ามี 2 elementary steps (2 ขั้นตอน)

ขั้นแรก : 2B B2

ขั้นสอง : A + B2 AB2

รวม : A + 2B  AB2

slide24

ขั้นแรก

=

=

ขั้นสอง

=

=

รวม K / K // =

=

.

=

= KC

ไม่ว่าจะเป็น single หรือ multiple step จะได้ KC =

slide25

ค่า KC บอกอะไรเราบ้าง ?

1. ทำนายทิศทางของปฏิกิริยา (ไปข้างหน้า หรือ ย้อนกลับ)

โดยการเปรียบเทียบค่า QC กับ KC

QC = ผลหารปฏิกิริยา (reaction quotient)

= ** ใช้ความเข้มข้นเริ่มต้นแทนค่า

KC =

slide26

ถ้า QC = KC สมดุล

QC > KC มี product มากเกินสมดุล ปฏิกิริยาต้องย้อนกลับ

QC < KC มี product น้อยกว่าสมดุล ปฏิกิริยาต้องไปข้างหน้า

slide27

ตัวอย่างที่ 6 จากสมดุลของ N2(g) + 3H2(g)  2NH3(g)

จำนวนโมลเริ่มต้น 0.8 mol 0.4 mol 0.1 mol

ในภาชนะ 2 L จงแสดงการเปรียบเทียบค่า KC , QC สมดุลหรือไม่

ถ้าไม่สมดุลทิศทางของปฏิกิริยาไปทางไหน ( เมื่อ KC = 0.65 )

โจทย์กำหนดจำนวนโมลเริ่มต้นให้เปลี่ยนเป็นความเข้มข้น (mol/L, M)

[N2]0 = 0.8 mol / 2 L = 0.4 mol/L

[H2]0 = 0.4 mol / 2 L = 0.2 mol/L

[NH3]0 = 0.1 mol / 2 L = 0.05 mol/L

slide28

QC =

=

 QC = 0.78

เมื่อ KC = 0.65

ดังนั้น QC > KC ( ไม่สมดุล ) ปฏิกิริยาจะมีทิศทางย้อนกลับ (reverse)

(ขวาไปซ้าย)

slide29

ตัวอย่างที่ 7 ที่อุณหภูมิ 350 oC

N2(g) + 3 H2(g)  2NH3(g) ค่า Kc = 2.37  10 - 3

ที่สมดุล (M) 0.683 8.80 1.05

ถ้าเพิ่ม [ NH3 ] เป็น 3.65 M จงทำนายทิศทางของปฏิกิริยา ( จาก QC , KC )

เมื่อเพิ่ม [NH3] ระบบปรับตัวปฏิกิริยาไปทางซ้ายเพื่อลด [ NH3 ] ลง

QC = =

= 2.86  10-2

 QC > KC ดังนั้นปฏิกิริยาไปทางซ้าย จนกว่า QC = KC

slide30

ตัวอย่างที่ 8 ที่อุณหภูมิ 430 oC

2NO(g) + O2(g)  2NO2(g) ค่า KP = 1.5  105

ความดัน ( atm ) 0.001 0.02 0.50

จงคำนวณหา QP และทิศทางของปฏิกิริยา

QP = =

= 1.8  105

ดังนั้น QP > KP ปฏิกิริยาไปทางซ้าย

slide31

ตัวอย่างที่ 9 จากสมดุลของ A  B

เมื่อ [A]0 = 0.5 mol/L และ KC = 1.5 จงหา [A] , [B] ที่สมดุล

A  B

เริ่มต้น (M) 0.5 0

เปลี่ยนแปลง (M) - x + x

สมดุล (M) 0.5 – xx

แทนค่า KC =

1.5 =

x = 1.5(0.5 - x)

x = 0.75 - 1.5x

slide32

2.5 x = 0.75

x = 0.3

ดังนั้นที่สมดุล [A] = 0.5 – 0.3 = 0.2 M

[B] = 0.3 M

*check ; KC = = 1.5

ตัวอย่างที่ 10 A2(g) + B2(g)  2 AB(g)

เริ่มต้น (mol) 0.5 0.5 ในภาชนะ 1 ลิตร ที่อุณหภูมิ 430 oC

ค่า KC = 49 จงหา [A2], [B2] และ [AB] ที่สมดุล

slide33

A2(g) + B2(g)  2AB(g)

เริ่มต้น (M) 0.5 0.5 0

เปลี่ยนแปลง (M) - x - x 2x

สมดุล (M) (0.5 – x) (0.5 – x) 2x

แทนค่า KC =

49 =

49 =

slide34

7 =

2x = 7(0.5 – x )

2x = 3.5 – 7x

9x = 3.5

x = 0.39 M

ดังนั้นที่สมดุล [A2] = 0.5 – 0.39 = 0.11 M

[B2] = 0.5 – 0.39 = 0.11 M

[AB] = 2(0.39) = 0.78 M

slide35

ตัวอย่างที่ 11 A2 + B2 2 AB KC = 49

เริ่มต้น (M) 1.0 1.0 1.0

เปลี่ยนแปลง (M) - x - x + 2 x

สมดุล (M) (1.0 – x) (1.0 – x) (1.0 + 2x)

แทนค่า KC =

49 =

49 =

slide36

7=

7(1.0 – x) = 1.0 + 2 x

9 x = 6

x = 0.67

ดังนั้นที่สมดุล [A2] = 1.0 – 0.67 = 0.33 M

[B2] = 1.0 – 0.67 = 0.33 M

[AB] = 1.0 + 2(0.67) = 2.34 M

slide37

ปัจจัยที่มีผลต่อสมดุลเคมี (Factors that affect chemical equilibrium)

1. ความเข้มข้น 3. ปริมาตร

2. ความดัน 4. อุณหภูมิ

เมื่อระบบสมดุลถูกรบกวนด้วยปัจจัยเหล่านี้ ระบบจะปรับตัวเองให้เข้าสู่สมดุล

ใหม่อีกครั้ง ตามหลักของเลอชาเตอรลิเยร์ ( Le Chatelier’s Principle) ที่กล่าวว่า

“ เมื่อระบบสมดุลถูกรบกวนจนสมดุลเสียไประบบจะปรับตัวในทิศทางที่ทำให้

ปัจจัยรบกวนลดน้อยที่สุด เพื่อระบบจะเข้าสู่สมดุลเดิม ”

slide38

ปัจจัยที่มีผลต่อสมดุลเคมีปัจจัยที่มีผลต่อสมดุลเคมี

1. การเปลี่ยนความเข้มข้น

Fe(CNS)3

ละลายน้ำ

FeCNS2+(aq)  Fe3+(aq) + CNS -(aq)

แดง เหลืองอ่อน ไม่มีสี

- ถ้าเติม Fe(NO3)3เพิ่ม Fe3+

: ระบบปรับตัวทำให้ปฏิกิริยาไปทางซ้ายเพื่อลด [ Fe3+] ได้สีแดง

- ถ้าเติม NaCNS เพิ่ม CNS -

: ระบบปรับตัวทำให้ปฏิกิริยาไปทางซ้ายเพื่อลด [ CNS-] ได้สีแดง

- ถ้าเติม H2C2O4 ( ได้ C2O42- จับกับ Fe3+ ) ลด Fe3+

: ระบบปรับตัวทำให้ปฏิกิริยาไปทางขวาเพื่อเพิ่ม [ Fe3+] ได้สีเหลือง

slide39

2. เปลี่ยนความดันและปริมาตร

ถ้าสารเป็น solid , liquid การเปลี่ยน P , V ไม่มีผล

แต่ถ้าสารเป็น gas การเปลี่ยน P , V มีผลมาก

จาก PV = nRT  P = RT

 P  1 / V ดังนั้น ถ้าเพิ่ม P = ลด V

ทำให้ความเข้มข้นเพิ่ม (n/ V)

slide40

ตัวอย่างที่ 12 N2O4(g)  2NO2(g)

QC =

 ถ้า เพิ่ม P = ลด V = เพิ่มความเข้มข้น

ดังนั้น [NO2 ], [N2O4 ] ต่างก็เพิ่มขึ้นทั้งคู่ แต่ [NO2 ]2 จะเพิ่มขึ้นมากกว่า [N2O4 ]

 QC > KC ปฏิกิริยาจึงดำเนินไปทางซ้าย

แต่ถ้า ลด P = เพิ่ม V = ความเข้มข้นลดลง

ดังนั้น [NO2 ]2 ลดลงมากกว่า [N2O4 ] เช่นกัน

 QC < KC ปฏิกิริยาจึงดำเนินไปทางขวา

slide41

ตัวอย่างที่ 13 จงทำนายทิศทางของปฏิกิริยา ถ้าเพิ่ม P (ลด V) ที่ T คงที่

1) 2 PbS(s) + 3 O2(g)  2 PbO(s) + 2 SO2(g)

QC =

V ลด = [SO2]2 น้อยกว่า [O2]3 ดังนั้น QC < KC ปฏิกิริยาไปทางขวา

  • PCl5(g)  PCl3(g) + Cl2(g)
  • QC =
  • [PCl3 ][Cl2 ] เพิ่มขึ้นมากกว่า [PCl5 ] ดังนั้น QC > KC ปฏิกิริยาไปทางซ้าย
slide42

H2(g) + CO2(g)  H2O(g) + CO(g)

  • QC =
  • เนื่องจากความเข้มข้นที่เป็น gas เท่ากัน ดังนั้น QC = KC ไม่มีผลต่อปฏิกิริยา

ตัวอย่างที่ 14 2 NOCl(g)  2 NO(g) + Cl2(g)

ถ้าลดความดัน จงทำนายทิศทางของปฏิกิริยา

QC =

จำนวนโมล product > reactant

(3) (2)

ลด P = ความเข้มข้นลดลง  QC < KC ดังนั้นทิศทางไปทางขวา

slide43

3. การเปลี่ยนอุณหภูมิ

ถ้าเปลี่ยน ความเข้มข้น ปริมาตร ความดัน = เปลี่ยนสมดุล

การเปลี่ยนอุณหภูมิ = เปลี่ยน KC

ถ้า N2O4(g)  2NO2(g) Ho = 58.0 kJ ดูดความร้อน

2NO2(g)  N2O4(g) Ho = -58.0 kJ คายความร้อน

ปฏิกิริยาไปข้างหน้า

 ถ้า  T =  Heat ทำให้เพิ่ม endothermic reaction ( ดูดความร้อน )

ถ้า  T =  Heat ทำให้เพิ่ม exothermic reaction ( คายความร้อน )

slide44

4. ผลจาก catalyst

- ช่วยลด activation energy ( Ea )

- ทำให้อัตราเร็วของปฏิกิริยาเร็วขึ้น ทั้งไปข้างหน้าและย้อนกลับ

- ไม่มีผลต่อ KC และ equilibrium

slide45

ตัวอย่างที่ 15 จากสมดุล 4NH3(g) + 5O2(g)  4NO(g) + 6H2O(l)

Ho = - 248 kJ

จงทำนายทิศทางการดำเนินไปของปฏิกิริยาเมื่อรบกวนสมดุลดังต่อไปนี้

ปัจจัยการรบกวน ทิศทางที่ปฏิกิริยาดำเนินไป

a. เพิ่ม NH3 (g)

b. ลด O2 (g)

c. ลด NO (g)

d. เพิ่มปริมาตรของภาชนะบรรจุ 2 เท่า

e. เพิ่มอุณหภูมิ

f. เพิ่มความดัน

ไปข้างหน้า

ย้อนกลับ

ไปข้างหน้า

ย้อนกลับ

ย้อนกลับ

ไปข้างหน้า