Chapter 6
Chemical Equilibrium
CaCO3(s) ＋ CO2(aq) ＋ H2O(l) = Ca2＋(aq) ＋ 2HCO3 － (aq)
HCO3 － (aq) ＋ H＋(aq) s --- > CO2(g) ＋ H2O(l)
aA + bB = cC + dD
HA = H＋ ＋A－
K1 ＝
in its standard state
[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－
H ＋ ＋ C = CH ＋
---------------------------------HA ＋ C = A－ ＋ CH ＋
K1
K2
K3
K3 ＝ K1K2＝ [H＋][A－] / [HA] ·[CH ＋] / [H＋][C]
＝[A－] ·[CH ＋] / [HA] [C]
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).
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.
- 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.
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
Le Chˆatelier’s principle:
Reaction quotient:
Because Q > K, the reaction must go to the left
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.
6-3 Solubility product
Ion pair
Common ion effect
A salt will be less soluble if one of its constituent ions is already present
in the solution.
Separation by Precipitation
Q < Ksp for PbI2, Pb ions will not precipitate.
Co-precipitation: foreign ions adsorbed on the precipitate.
6-4 Complex Formation
Lewis Acid and Bases
Effect of Complex Ion Formation on Solubility
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
Conjugate Acids and Bases
The Nature of H+ and OH-
Autoprotolysis
- Protic solvents have a reactive H+
6-6 pH
Is There Such a Thing as Pure Water?
6-7 Strength of Acids and Bases
Strong Acids and Bases
Weak Acids and Bases
Ka: Acid dissociation constant
Kb: Base hydrolysis constant
Common Classes of Weak Acids and Bases
Polyprotic Acids and Bases
Kal (또는 K1) 은 가장 많은 양성자를 가진 산성 화학종에 대한 것이고,
Kbl은 가장 적은 양성자를 가진 염기성 화학종에 대한 것이다.
Relationship between Ka and Kb
Carbonic Acid
6-8 Solving Equilibrium Problems