Chương 1 cân bằng hoá học và hoạt độ

CHƯƠNG 1
CÂN BẰNG HỐ HỌC VÀ HOẠT ĐỘ
Phản ứng hố học đã được chúng ta biết từ lâu, tuy nhiên khi nào phản ứng đạt
cân bằng và làm thế nào tính được nồng độ các cấu tử tại thời điểm đó? Một phản ứng
được coi là hồn tồn, khơng phải lúc nào cũng chỉ xảy ra theo một chiều. Khi đạt cân
bằng thì ln có phản ứng ngược và tốc độ phản ứng thuận và phản ứng ngược bằng
nhau. Trong chương này chúng ta sẽ xem xét khái niệm cân bằng, hằng số cân bằng và
mơ tả các tính tốn dùng hằng số cân bằng.
1.1 PHẢN ỨNG HOÁ HỌC, KHÁI NIỆM HẰNG SỐ CÂN BẰNG
Gulberg và Waage, 1867 đã mô tả định luật tác dụng khối lượng, cho rằng “Tốc
độ của một phản ứng hoá học tỷ lệ với khối lượng có hiệu quả của chất phản ứng ở bất
kỳ thời điểm nào”. Khối lượng có hiệu quả có thể là nồng độ hay hoạt độ. Nếu chất A
phản ứng với chất B tạo thành sản phẩm C và D, ta có phản ứng:
aA

+ bB

⇌

cC

+ dD

(1.1)

Gọi tốc độ phản ứng thuận là Tp phản ứng ngược là Tt
Tp = kp.[A]a.[B]b
Trong đó, Tp là tốc độ phản ứng thuận, kp là hằng số tốc độ phụ thuộc vào các yếu tố
như nhiệt độ, và sự có mặt của các chất xúc tác; [A], [B] là nồng độ mol của các chất A
và B.
Tương tự, đối với phản ứng ngược:

Tt = kt .[C]c. [D]d
Khi cân bằng, tốc độ của phản ứng thuận và ngược bằng nhau, Tp = Tt hay:
kp [A]a.[B]b = kt .[C]c.[D]d
Hằng số cân bằng nồng độ đối với dung dịch loãng:
kp
kt

=

[C ] c .[ D] d
=K
[ A] a .[ B ] b

(1.2)

Phương trình trên là phương trình biểu diễn hằng số cân bằng nồng độ, tuy nhiên nó
khơng hồn tồn cố định. Bởi vì tốc độ của phản ứng phụ thuộc vào cơ chế của nó được
xác định bởi số va chạm của các cấu tử quyết định hằng số cân bằng.
1.2 CÁC LOẠI CÂN BẰNG
Các hằng số cân bằng có thể viết cho một số loại q trình hố học (bảng 1). Đó là cân
bằng axit - bazơ, phân li, hình thành phức, và cân bằng oxy hố-khử. Ngồi ra, sự phân
bố chất tan giữa hai pha khơng trộn lẫn cũng thiết lập cân bằng.
Bảng 1: Các loại cân bằng

1


Cân bằng

Phản ứng

Hằng số cân bằng

Axit-bazơ .

HA + H2O ⇌ H3O+ + A-

Hằng số axit, Ka.

Phân li .

MX

⇌ Mn+ + Xn-

Tích số tan, TMX.

Hình thành phức
Oxi hố- khử

Mn+ + aLb- ⇌

Phân bố hai pha

An

MLa(n-ab)+

Ox1 + Kh2 ⇌ Kh1 + Ox2
⇌

Ah/c

Hằng số bền Kb (b)
Hằng số cân bằng Oxh- Kh
Hệ số phân bố KD

1.3 . SỬ DỤNG HẰNG SỐ CÂN BẰNG ĐỂ TÍNH TỐN
Từ nồng độ chất tham gia phản ứng, có thể tính nồng độ sản phẩm phản ứng hoặc
ngược lại thơng qua hằng số cân bằng. Cũng có thể tìm ra hằng số cân bằng của một
phản ứng nếu biết nồng độ của các cấu tử tại thời điểm cân bằng.
Thí dụ 1.1: Tính nồng độ của tất cả các cấu tử khi cân bằng biết các chất A và B phản
ứng với nhau cho D và C theo phương trình:
[C ][ D]
A + B ⇌C + D
; K =
[ A][ B]

(1.3)

Cho K = 0,3, nồng độ ban đầu của A là 0,2 mol và B là 0,5 mol.
Giải: Sau phản ứng, nồng độ của A và B giảm, C và D tăng. Đặt x là nồng độ cân bằng
của C hay mol/l của A và B đã phản ứng. Vì chúng ta thu được số mol D bằng C, nồng
độ của chúng cùng là x. Nồng độ ban đầu của A và B là CA và CB; nồng độ cân bằng là
[A] và [B]; nồng độ của A và B giảm đi x mol, nghĩa là [A] = CA - x và do đó [B] =
CB – x. Vì vậy, nồng độ các chất có thể thiết lập như sau:
[A]
[B]
[C]
[D]

Ban đầu, mol/l
0,2
0,5
0
0
Phản ứng, mol/l
-x
-x
+x
+x
Cân bằng, mol/l
0,2 -x
0,5 - x
x
x
Từ hằng số cân bằng, (1.3) ta có:
x.x
(0,2 - x)(0,5 - x)

= 0,3

x2 = (0,1 – 0,7x + x2) 0,3 hay 0,7x2 + 0,21x – 0,03 = 0
giải phương trình này [A] = 0,2 – x = 0,09 M; [B] = 0,5 – x = 0,39 M
[C] = [D] = 0,11 M
Trường hợp K rất lớn, phản ứng xảy ra hồn tồn, việc tính tốn trở thành đơn giải hơn
như trong thí dụ 1.2.
Thí dụ 1.2: Tính các nồng độ của A, B, C, D khi cân bằng với các số liệu như thí dụ 1
nhưng bây giờ hằng số cân bằng K = 2.1016.

2

Giải: Vì K rất lớn, phản ứng của A và B thực tế hồn tồn chỉ cịn lại vết của A ở cân
bằng. Đặt x là nồng độ của A ở cân bằng, một lượng B tương đương với A phản ứng
tạo thành lượng tương đương C và D, có thể tóm tắt nồng độ cân bằng như sau:
[A] = x
[B] = 0,5 - ( 0,2 + x ) = 0,3 + x
[C] = 0,2 - x
[D] = 0,2 - x
Viết các nồng độ trên cho phương trình
A

+

B

C

⇌

+

D

x
0,3 + x
0,2 -x
0,2 - x
Về cơ bản A đã chuyển thành C và D chỉ cịn lại một lượng rất nhỏ, có thể bỏ qua so
với 0,2M và 0,3M, vậy

ta có :

0,2 ´ 0,2
x ´ 0,3

[A] = x
[C] = 0,2M

[B] = 0,3M
[D] = 0,2M

= 2.1016

x = 6,7 .10 –18M , không thể phát hiện
Thí dụ 1.3: Tính nồng độ cân bằng của A và B trong dung dịch 0,1 M chất điện ly yếu
AB với hằng số cân bằng 3.10-6.
Giải :

AB ⇌ A

+

B

Kcb =

[ A][ B]
[ AB]

Cả A và B có nồng độ chưa biết và bằng nhau. Đặt x là nồng độ cân bằng của nó, nồng

độ của AB ở điều kiện cân bằng là hiệu của nồng độ ban đầu trừ đi nồng độ đã phân ly,
x
AB
0,1 -x
Ta có

K=

⇌A

+

B

x

x

x.x
= 3.10-6
0.1 - x

Bỏ qua x ở tử số ® x = [A] = [B] =

3.10 -7 = 5,5 .10- 4M

Kiểm tra lại thấy bỏ qua x cạnh 0,1 là hợp lý, kết quả tính là chính xác.
1.4 CÁC YẾU TỐ ẢNH HƯỞNG TỚI CÂN BẰNG
Cân bằng trong dung dịch có thể bị ảnh hưởng bởi các yếu tố nhiệt độ, áp suất và nồng
độ các chất trong dung dịch theo nguyên lý Le – Chatelier: “Khi hệ đang ở trạng thái

cân bằng, nếu có một tác động nào đó tới cân bằng (áp suất, nhiệt độ, nồng độ) làm cho
nó chuyển dịch về phía làm giảm tác động tới cân bằng”

3


1.4.1 Ảnh hưởng của áp suất
Nếu trong phản ứng có các chất tham gia phản ứng hay sản phẩm là chất khí, áp
suất ảnh hưởng tới cân bằng. Thí dụ phản ứng 2NO + O2 ⇌ 2NO2 đang ở trạng thái cân
bằng, khi tăng áp suất, tốc độ của phản ứng thuận tăng 8 lần còn tốc độ của phản ứng
ngược tăng 4 lần.
1.4.2 Ảnh hưởng của nhiệt độ:
Khi tăng nhiệt độ, phản ứng chuyển dịch sang chiều phản ứng thu nhiệt còn khi
giảm nhiệt độ, phản ứng chuyển dịch sang chiều phản ứng phát nhiệt.
N2

® 2NH3

+ 3H2

+ 92,4 kJ

Đối với phản ứng này khi tăng nhiệt độ phản ứng chuyển dịch sang trái.
1.4.3 Ảnh hưởng của nồng độ ion chung
Khi đưa thêm ion chung vào dung dịch đang ở trạng thái cân bằng, cân bằng sẽ
chuyển dịch về phía phù hợp.
Thí dụ 1.4: Tính nồng độ của A trong thí dụ 1.3 trên khi đưa thêm nồng độ [B] là 0.2M,
biết AB phân ly hoàn toàn.
Giải:

[AB]

Ban đầu
Sự thay đổi

0,1
-x

Cân bằng

®

0,1 - x

[A]

[B]

0
+x

0,2
+x

x

0,2 + x

» 0,1
K=

x.0,2
= 3.10-6
0,1

» 0,2
x = 1,5 .10-6M

Như vậy bỏ qua x cạnh 0,1M và 0,2M là đúng, nồng độ của A giảm 400 lần so với trước
khi thêm B. Tác dụng của ion chung trong dung dịch làm chuyển dịch cân bằng, từ đó
ứng dụng trong phân tích định lượng.
Điều chỉnh pH cũng được sử dụng để dịch chuyển cân bằng. Các phép chuẩn độ
với K2Cr2O7 phù hợp trong dung dịch axit vì H+ tham gia phản ứng. Ngược lại, chuẩn
độ với iốt là chất oxy hoá yếu thường được thực hiện trong dung dịch kiềm yếu để dịch
chuyển cân bằng về phía bên phải, ví dụ chuẩn độ As(III)
H3AsO3

+ I2

+

H2 O

⇌ H3AsO4

+

2I-

+ 2H+

1.5 GIẢI BÀI TOÁN CÂN BẰNG
Phương pháp bao gồm viết cân bằng khối lượng của các cấu tử và viết cân bằng điện
tích của các cấu tử.
1.5.1 Phương trình cân bằng khối lượng

4


Nguyên tắc của cân bằng khối lượng dựa trên định luật bảo tồn khối lượng và nó dựa
trên cơ sở là “số nguyên tử của một nguyên tố giữ không đổi trong phản ứng hố học”
vì khơng có ngun tử được hình thành hay bị phá huỷ. Nguyên tắc của được biểu diễn
tốn học bằng phương trình nồng độ, thường là mol. Các phương trình của tất cả các
cấu tử được viết sao cho sự liên hệ của nồng độ các cấu tử phù hợp.
Thí dụ 1.5: Viết cân bằng khối lượng của dung dịch CH3COOH 0.10M
Giải: Các cân bằng phân ly
CH3COOH ⇌

H+

+

CH3COO-

H2 O

H+

+

OH-

⇌

Chúng ta biết rằng nồng độ ban đầu của CH3COOH bằng tổng nồng độ của tất cả các
tiểu phân khi ở trạng thái cân bằng. Đây là phương trình bảo tồn khối lượng axit.
Ca = [CH3COOH] + [CH3COO-] = 0,10 M
Phương trình cân bằng khối lượng thứ hai được viết cho nồng độ cân bằng của H+ bắt
nguồn từ CH3COOH và H2O
Mỗi sự phân ly của CH3COOH cho 1 ion H+ và 1ion CH3COO-, mỗi sự phân ly của
H2O cho 1 ion H+ và 1 ion OH-, như vậy:
[H+] = [CH3COO-] + [OH-]
Thí dụ 1.6: Viết phương trình bảo tồn khối lượng cho dung dịch [Ag(NH3)2]Cl 10-3M
Giải: Viết phương trình cân bằng:
[Ag(NH3)2]Cl

®

Ag(NH3)2+

+

Cl-

Ag(NH3)2+

⇄

Ag(NH3)+

+

NH3

⇄

OH-

+

NH4+

Ag(NH3)+

⇄

Ag+

+

NH3

H2 O

⇄

H+

+

NH3

+

H2 O

OH-

Nồng độ Cl – bằng nồng độ muối đã phân ly và bằng nồng độ tổng cộng của Ag+, nghĩa
là 1.10-3 M (phân ly hồn tồn).
Phương trình bảo tồn nồng độ Ag+ từ muối ban đầu:
CAg = [Ag+] + [Ag(NH3)+] + [Ag(NH3)2+] = [Cl-] = 1.10-3 M
Các cấu tử chứa Nitơ: NH4+, NH3 , Ag(NH3)+ , Ag(NH3)2+
C NH = [NH4+] + [NH3] + [Ag(NH3)+] + 2[Ag(NH3)2+] = 2.10-3 M
3

1.5.2 Phương trình cân bằng điện tích.
Theo ngun tắc trung hồ điện, tất cả các dung dịch trung hồ điện nghĩa là khơng có
dung dịch dư ion điện tích dương hoặc âm bởi vì tổng số điện tích dương bằng tổng số
điện tích âm.
Thí dụ 1.7: Viết cân bằng điện tích cho dung dịch H2S
5


Giải: Các cân bằng:

H+

H2 S

⇌

HS-

⇌ H+

H2 O

⇌

[H+]

=

HS-

+

+ S2-

H+

OH-

+

2[S2-]

[HS-] +

+

[OH-]

Thí dụ 1.8: Viết cân bằng điện tích với dung dịch CdS
Cd2+

CdS ⇌

S2-

+

S2-

+

H2 O

⇌

HS-

+

H2 O

⇌

H2 O

⇌

H+

Phương trình cân bằng điện tích
2[Cd2+] + [H+] = 2[S2-] +

+

[HS-]

HS-

OH-

+

H2 S

+

OH-

OH[OH-]

+

1.5.3 Phương trình bảo tồn proton
Là phương trình thể hiện liên mối quan mật thiết gữa nồng độ H+ và OH-. Đơi

khi phương trình cân bằng điện tích chính là phương trình bảo tồn proton, ở thí dụ 1.7,
phương trình điện tích đồng thời là phương trình bảo tồn proton, tuy nhiên đối với
dung dịch NH4Cl, hai phương trình khác nhau.
NH4Cl

⇄

NH4+

+

NH4+

⇄

NH3

+

H2 O

⇄

H+

+

ClH+
OH-

Phương trình cân bằng điện tích:
[NH4+] + [H+] = [OH-] + [Cl-]
Phương trình bảo tồn proton:
[H+] = [NH3] + [OH-]
1.5.4 Quy tắc tính tốn cân bằng
1. Viết các phản ứng cân bằng có thể có.
2. Viết các phương trình cân bằng liên quan (kể cả phương trình bảo tồn khối
lượng và điện tích và trị số có thể có của nó)
3. Đặt x là nồng độ cân bằng của cấu tử không biết và nhỏ so với nồng độ cân bằng
khác. Các nồng độ khác sẽ có mối liên hệ từ đây.
4. Thực hiện phép gần đúng bằng cách thống kê tất cả các cấu tử; bỏ đi các cấu tử
nhỏ cạnh cấu tử lớn, phù hợp với x từ nồng độ chất phân tích.
5. Thay thế phương trình gần đúng và giải phương trình để tìm x.
6. Kiểm tra lại, nếu phép tính gần đúng khơng phù hợp, dùng phương trình bậc hai
để giải, tìm x.

6


Thí dụ 1.9: Trong 1l dung dịch có 0,1 mol AB phân ly theo phản ứng:
AB

⇌

A+

+

B-

Thêm vào dung dịch 0,2 mol MB là muối phân ly hồn tồn. Tính nồng độ cân bằng
của các cấu tử biết rằng AB là một chất phân ly yếu có Kpl = 3.10-6
Giải : Bước 1 – Viết các phản ứng có thể có
AB

⇌

MB ⇌

A+

+

M+

BB-

+

0.2M
0,2M
0,2M
Bước 2 – Viết các phương trình cân bằng và trị số của nó
Phương trình cân bằng phân ly: K = [ A].[ B] = 3,0.10 -6
AB

Cân bằng khối lượng đối với A+: CAB = [AB] + [A+] = 0,1 M
Cân bằng khối lượng đối với B-: [B-] = [A+] +[M+] = [A+] + 0,2 M
Cân bằng điện tích:
[A+] + [M+] = [B-]

(a)
(b)
(c)
(d)

Bước 3 - Đặt ẩn số:
K rất nhỏ, chỉ có một lượng rất nhỏ AB phân ly thành [A+] và [B-]
Đặt x:

[A+] = x ; ta có

[AB] = 0,1 - [A+]
x

Bước 4 - Thống kê các đại lượng và thực hiện phép tính gần đúng
Các đại lượng chưa biết [AB], [A+] , [B-]
Đại lượng đã biết [M+] = 0,2 M ; b,c,d là 3 phương trình độc lập
Giảm ẩn số: do

[AB] = 0,1 – [A+] » 0,1 M

[A+] nhỏ,

[B-] = 0,2 + [A+] » 0,2 M

[M+] ≫ [A+] ;

Bước 5 - Tính tốn: Thay các giá trị đã biết vào phương trình a) ta có
K = ([A+].(0,2)/ 0,1 = 3.10-6

[A+] = 1,5. 10-6M.
Bước 6 - Kiểm tra lại: Bỏ qua [A+] cạnh 0,1M và 0,2M là phù hợp.
[AB] = 0,1 - 1,5 .10-6 = 0,1 M
[B] = 0,2 + 1,5 .10-6 = 0,2 M
1.6 HOẠT ĐỘ VÀ HỆ SỐ HOẠT ĐỘ
1.6.1 Định nghĩa về hoạt độ và hệ số hoạt độ
Hoạt độ là nồng độ có tính tới tương tác của các ion trong dung dịch. Hoạt độ
của một ion i, là ai được định nghĩa:
ai = Ci . fi , trong đó Ci là nồng độ của ion i, còn fi là hệ số hoạt động của nó.

7


Nồng độ thường được biểu diễn bằng mol và hoạt độ cũng có đơn vị tương tự nồng
độ. Hệ số hoạt độ khơng có thứ ngun nhưng giá trị hệ số hoạt độ phụ thuộc vào khả
năng lựa chọn trạng thái tiêu chuẩn. Hệ số hoạt độ khác nhau với số ion trong dung
dịch và điện tích của nó, nó chỉ đúng cho dung dịch ion. Trong dung dịch loãng < 10-4
M, hệ số hoạt độ » 1, khi đó xem hoạt độ bằng nồng độ.
Khi nồng độ chất điện ly tăng, hay đưa thêm muối vào dung dịch, hệ số hoạt độ giảm,
hoạt độ nhỏ hơn nồng độ. Nhìn chung sự có mặt của muối khác loại (khơng chứa các
ion nằm trong cân bằng) làm tăng sự hoà tan của chất điện ly yếu hay sự hoà tan của
kết tủa. Các cation sẽ lôi kéo các anion và ngược lại vì vậy làm chuyển dịch cân bằng,
độ tan tăng lên. Nồng độ có hiệu quả của 1 ion trong khi có mặt của chất điện ly được
dùng để mơ tả một cách định lượng tác động của muối đến hằng số cân bằng (xem tác
động của muối khác loại ở dưới), ngoài ra hoạt độ cũng quan trọng trong đo thế. Khi
nồng độ càng cao, hoạt độ giảm thí dụ axit sunfuric trở nên yếu khi nồng độ quá cao
(98%) đến nỗi người ta đựng nó trong thùng sắt.
1.6.2 Lực ion
Hệ số hoạt độ là hàm của tổng nồng độ chất điện ly của dung dịch
Lực ion là một số đo tổng nồng độ chất điện ly và được định nghĩa

µ = 1/2 åCiZi2

(1.4)

ở đó µ là lực ion, Zi là điện tích của mỗi ion. Sự tính tốn sẽ cho tất cả các ion
có mặt trong dung dịch.
Thí dụ 1.10: Tính lực ion của dung dịch 0,2 M KNO3 và dung dịch 0,2 M K2SO4,
Giải :

Đối với KNO3 :

µ

=

C K + ´ Z 2 K + + C NO3 ´ Z 2 NO3
2

[K+] = 0,2 M , [NO3-] = 0,2 M
Vậy

µ =

0,2.12 + 0,2.12
= 0,2
2

Đối với K2SO4

µ

=

C K + ´ Z 2 K + + C SO4 ´ Z 2 SO4
2

[K+] = 0,4 M , [SO42-] = 0,2 M
µ =

0,4.12 + 0,2.2 2
= 0,6
2

1.6.3 Hệ số hoạt độ
Năm 1923 Debye và Hukel đã phát minh ra phương trình lý thuyết để tính hệ số
hoạt độ, cịn gọi là phương trình Debye & Hukel

8


0,51.Z i

-lgfi =

µ

2

(1.5)

1 + 0,33.a i µ

0,51 và 0,33 là các hằng số đối với nước ở 25oC
ai là kích thước hữu hiệu của ion kể cả hydrat hoá, Ao (Ao = 10-12 m). Đối với nhiều
ion đường kính » 3 Ao, cho nên phương trình trên được đơn giải hố thành
Khi 0,2 > µ > 0,02 :

0,51.Z i

-lgfi =

2

µ

1+ µ

(1.6)

Trường hợp lực ion µ rất nhỏ << 0,02 thì có thể bỏ qua so với 1 vì vậy phương trình
trên cịn lại
- lg fi = 0,51 Zi2

µ

(1.7)

Thí dụ 1.11: Tính hệ số hoạt độ đối với K+ và SO42- trong dung dịch K2SO4 2.10-3M.
Giải: Lực ion
0,004.12 + 0,002.2 2

2

µ =

= 0,006

- lg fK+ = 0,51.12 0,006
fK +

= 10-0,039

= 0,914

- lg f SO = 0,51.2 2 . 0.006
4

= 0,039
= 0,16

2-

f SO 2 - = 10-0,16

= 0,69

4

Đối với dung dịch có lực ion cao một phương trình thực nghiệm được áp dụng
Khi µ > 0,2

-lgfi =

0,51.Z i

2

µ

1+ µ

- 0,1 Z2µ

(1.8)

1.6.4 Hằng số cân bằng nhiệt động
Như chúng ta hết hằng số cân bằng nồng độ
Kcb =

[ A][B]
[ AB]

Hằng số cân bằng nhiệt động Kocb sẽ là

Vậy

Kocb =

aA ´ aB [ A] f A ´ [ B] f B
=
aAB

[ A.B]. f AB

Kocb =

K cb

f A. fB
f AB

Kcb = Kocb .

f AB
f A. fB

(1.9)

(1.10)

9


Thí dụ 1.12 Chất điện ly yếu AB phân ly thành A+, B-, có hằng số cân bằng nhiệt
động Kocb = 2.10-8
a) Tính hằng số cân bằng nồng độ
b) Tính % phân ly của dung dịch 1.10-4 M AB trong nước và khi có mặt muối
Biết rằng lực ion trong dung dịch muối là 0,1; hai ion A+ và B- có hoạt độ là 0,6
và 0,7
Giải :a) Hằng số cân bằng nồng độ
Có cân bằng: AB

A+

⇌

[ A + ][B - ]
[ AB]

Kcb =
K

o

cb

B-

+

[ A + ]´[B - ] f A ´ f B
.
=
[ AB ]
f AB

=

Kcb . fA+ .fB-

(fAB = 1 vì đây là phân tử trong hồ)
Kcb =

-

K 0 cb
2.10 -8
= 5.10-8
=
f A ´ f B (0,6)(0,7)

b) Tính % phân ly
Trong dung dịch nước, Kcb = Kocb vì độ tan của muối nhỏ, hệ số hoạt độ = 1
AB

⇌

A+

10-4 –x

x

Do x quá nhỏ, fA » fB » 1,
x.x
= 2 .10-8
-4
10

% phân ly là
-

B-

+

®

1,4.10 -6
.100
10 - 4

x
[ A + ][B - ]
= 2.10-8
[ AB]

x = 1,4 .10-6 M
=

1,4 %

Trong dung dịch muối có lực ion = 0,1
[ A + ][B - ]
= 5.10-8
[ AB]

x.x
= 5 .10-8 ®
-4
10

x = 2,2.10-6. Vậy % phân ly là

2,2.10 -6
.100 = 2,2 %
1.10 - 4

BÀI TẬP
1. A và B phản ứng như sau: A + B ⇌ C + D. Hằng số cân bằng là 2,0.10-3. Nếu 0,3
mol A và 0,8 mol B được trộn với nhau trong 1 lit, nồng độ của A, B, C và D bằng
bao nhiêu?

10


2. A và B phản ứng như sau: A + B ⇌ 2C. Hằng số cân bằng là 5.106. Nếu 0,4 mol
A và 0,7 mol B trộn với nhau trong một lít, nồng độ của A, B và C sau phản ứng là
bao nhiêu?
3. Hằng số phân ly của axit salixilic C6H4(OH)COOH là 1,0.10-3. Tính phần trăm phân
ly của dung dịch 1,0.10-3 M, biết rằng có 1 proton phân ly.
4. Hằng số phân ly của axit cyanhydric, HCN là 7,2. 10-10. Tính phần trăm phân ly của
dung dịch 1.10-3 M.
5. Tính phần trăm phân ly của axit salixilic như trong bài 3 nhưng dung dịch có thêm
1,0.10-2 M muối natrisalixilat; axit salixilic có Ka = 1.10-3
6. Hydrosunfua, H2S có hằng số phân ly từng bước là 9,1.10-8 và 1,2.10-15 một cách
tương ứng. Viết các phản ứng phân ly tổng cộng và hằng số phân ly tổng cộng.
7. Fe2+ và Cr2O72- phản ứng như sau:
6 Fe2+ + Cr2O72- +14 H+ = 6 Fe3+ + 2Cr3+ + 7H2O.
Cho hằng số cân bằng của phản ứng là 1.1057, tính nồng độ cân bằng của các cấu tử
nếu 10 ml dung dịch K2Cr2O7 0,02 M trong 1,28M HCl trộn với 10 ml dung dịch
FeSO4 0,12 M trong HCl 1,28 M.

8. Viết phương trình cân bằng điện tích đối với: a) dung dịch bão hồ Bi2S3, b) dung
dịch Na2S.
9. Viết phương trình cân bằng khối lượng và trung hồ điện tích của dung dịch
[Cd(NH3)]Cl2 0,1 M.
10. Hoàn thiện cân bằng sau đây sao cho nguyên lý cân bằng khối lượng và trung hồ
điện tích được sử dụng.
a) [NO2-] = [H+] - [OH-] đối với dung dịch HNO2 0,2 M
b) [CH3COOH] = 0,2 – [H+] + [OH-] đối với dung dịch CH3COOH 0,2 M
c) [H2C2O4] = 0,1 - [H+] + [OH-] + [C2O42-] đối với dung dịch 0,1M H2C2O4
d) [HCN] = [OH-] - [H+] đối với dung dịch KCN 0,1 M
e) [H2PO4-] = ([OH-] - [H+] - [HPO42-] - 3[H3PO4]) / 2 đối với dd Na3PO4 0,1 M
f) [HSO4-] = 0,2 + [OH-] - [H+] đối với dung dịch H2SO4 0,1 M (H2SO4 phân ly
hoàn toàn ở nấc 1 thành HSO4- và H+)
11. Tính lực ion của các dung dịch sau đây a) ZnSO4 0,2 M ; b) MgCl2 0,4 M ; c) LaCl3
0,5 M ; K2Cr2O7 1,0 M ; Tl(NO3)3 1,0 M + Pb(NO3)2 1,0 M.
12. Tính hệ số hoạt độ của các ion Na+ và Cl- đối với dung dịch NaCl 0,001 M
13. Tính hệ số hoạt độ của mỗi ion trong dung dịch chứa Na2SO4 0,0020 M và
Al2(SO4)3 0,0010 M.
14. Tính hoạt độ của ion NO3- trong dung dịch KNO3 0,0020 M.
15. Tính hoạt độ của ion CrO42-trong dung dịch Na2CrO4 0,020 M
11


12