skkn chuyên đề bồi dưỡng học sinh giỏi cân bẳng hóa học thpt xuân mỹ

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO ĐỒNG NAI
TRƯỜNG TRUNG HỌC PHỔ THÔNG XUÂN MỸ
_____________________
Mã số:




SÁNG KIẾN KINH NGHIỆM
CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI
VỀ CÂN BẰNG HÓA HỌC



Người thực hiện: Hoàng Nguyễn Quỳnh Quyên
Lĩnh vực nghiên cứu:
Quản lý giáo dục
Phương pháp dạy học bộ môn Hóa học 
Phương pháp giáo dục
Lĩnh vực khác
Trang 1
Có đính kèm
Mô hình Phần mềm Phim ảnh Hiện vật khác
Năm học: 2013 - 2014
SƠ LƯỢC LÝ LỊCH KHOA HỌC
_______________
I. THÔNG TIN CHUNG VỀ CÁ NHÂN
1. Họ và tên: Hoàng Nguyễn Quỳnh Quyên
2. Ngày tháng năm sinh: 25/08/1981
3. Nam, nữ: nữ
4. Địa chỉ: Ấp Hoàn Quân – Xã Long Giao – Huyện Cẩm Mỹ - Tỉnh

Đồng Nai.
5. Điện thoại: 0613. 790113 (CQ)/0613. 790081 (NR);
ĐTDĐ: 01653652653.
6. Fax: E-mail:
7. Chức vụ: Phó Hiệu trưởng.
8. Nhiệm vụ được giao: quản lý.
9. Đơn vị công tác: Trường THPT Xuân Mỹ.
II. TRÌNH ĐỘ ĐÀO TẠO
- Trình độ chuyên môn, nghiệp vụ cao nhất: Cử nhân Sư phạm.
- Năm nhận bằng: 2003.
- Chuyên ngành đào tạo: Hóa học.
III. KINH NGHIỆM KHOA HỌC
- Lĩnh vực chuyên môn có kinh nghiệm: giảng dạy môn hóa học.
- Số năm có kinh nghiệm: 11 năm.
- Các sáng kiến kinh nghiệm đã có trong 5 năm gần đây:
“Hóa học và đời sống” năm học 2012-2013 – Xếp loại khá.
Trang 2
Tên SKKN: CHUYÊN ĐỀ BỒI DƯỠNG HỌC SINH GIỎI VỀ CÂN
BẰNG HÓA HỌC.
I. LÝ DO CHỌN ĐỀ TÀI
Trong thời điểm hiện nay, toàn ngành chú trọng phát triển quy mô, nâng cao
chất lượng giáo dục, phát triển nguồn nhân lực, đẩy mạnh phong trào thi đua “dạy tốt,
học tốt”, thực hiện những nhiệm vụ và giải pháp nhằm đổi mới và phát triển sự nghiệp
giáo dục và đào tạo.Tuyển chọn và bồi dưỡng học sinh giỏi là một nhiệm vụ đang
được quan tâm hàng đầu.
Cân bằng hóa học là một nội dung luôn có trong các kỳ thi tuyển sinh Đại học,
Cao đẳng và các kỳ thi chọn học sinh giỏi cấp huyện, cấp tỉnh và cấp Quốc gia.
Tuy nhiên cân bằng hóa học là một trong những chuyên đề hay và tương đối
khó trong công tác bồi dưỡng học sinh giỏi ở trường trung học phổ thông đối với học
sinh và với cả giáo viên. Trong khi đó nguồn tài liệu tham khảo lại không nhiều và đa

dạng như các chuyên đề khác. Lý thuyết về cân bằng hóa học chỉ được đưa vào sách
giáo khoa phổ thông ở lớp 10 với nội dung đơn giản, không đủ để áp dụng làm bài
tập. Nhưng các dạng bài tập về cân bằng hóa học lại rất đa dạng, đòi hỏi học sinh phải
hiểu rõ về lý thuyết cân bằng hóa học mới có thể giải được.
Bản thân tôi khi mới được giao nhiệm vụ bồi dưỡng học sinh giỏi cũng cảm
thấy lúng túng và gặp nhiều khó khăn khi giảng dạy cho học sinh về nội dung cân
bằng hóa học. Và sau nhiều năm làm công tác bồi dưỡng học sinh giỏi, tôi đã tham
khảo các tài liệu cũng như các dạng bài tập về cân bằng hóa học trong các đề thi học
sinh giỏi, từ đó tôi biên soạn chuyên đề “Cân bằng hóa học” để giúp cho các em học
sinh có tài liệu tham khảo cũng như các giáo viên bồi dưỡng học sinh giỏi có nguồn
bài tập để rèn luyện cho học sinh.
Trang 3
II. CƠ SỞ LÝ LUẬN VÀ THỰC TIỄN
2.1. LÍ THUYẾT CƠ BẢN VỀ CÂN BẰNG HÓA HỌC VÀ CÁC YẾU TỐ ẢNH
HƯỞNG ĐẾN CÂN BẰNG HÓA HỌC
2.1.1. Phản ứng một chiều và phản ứng thuận nghịch.
- Phản ứng một chiều: là phản ứng mà các chất tham gia phản ứng tác dụng với
nhau tạo thành các sản phẩm, còn các sản phẩm không tác dụng với nhau theo phản
ứng ngược để tái tạo các chất ban đầu, nghĩa là phản ứng chỉ xảy ra theo một chiều
(trong phương trình phản ứng ta dùng dấu mũi tên
→
)
- Phản ứng thuận nghịch: là phản ứng xảy ra theo hai chiều trái ngược nhau
trong cùng một điều kiện (trong phương trình phản ứng người ta dùng dấu mũi tên
ƒ
)
Ví dụ:
4 4
Zn CuSO ZnSO Cu+ → +

2
NaOH HCl NaCl H O+ → +


3 2 5 3 2 5 2
CH COOH C H OH CH COOC H H O+ +ƒ


2 2 3
N 3H 2NH+ ƒ

2.1.2. Cân bằng hóa học.
- Trong phản ứng thuận nghịch, các chất tham gia phản ứng tác dụng với nhau
tạo thành các sản phẩm, đồng thời các sản phẩm cũng tác dụng với nhau tạo lại các
chất đầu. Khi nào lượng các chất tham gia phản ứng mất đi theo phản ứng thuận bằng
lượng chúng được tạo thành theo phản ứng nghịch thì ta nói phản ứng đã đạt tới trạng
thái cân bằng hóa học. Lúc này thành phần của các chất trong phản ứng (bao gồm các
chất tham gia và sản phẩm) không biến đổi nữa. Tuy nhiên, đây là một cân bằng
động. vì trạng thái cân bằng, hai phản ứng thuận nghịch vẫn xảy ra, nhưng với tốc độ
bằng nhau nên không nhận thấy sự chuyển đổi trong hệ.
=> Cân bằng hóa học là trạng thái của phản ứng thuận nghịch khi tốc độ phản
ứng thuận bằng tốc độ phản ứng nghịch.
- Xét phản ứng thuận nghịch:
aA bB cC dD+ +ƒ

Tại trạng thái cân bằng, ta có:
a b c d
t n 1 n
V V k [A] [B] k [C] [D]= ↔ =

⇒
Hằng số cân bằng của phản ứng thuận nghịch
c d
t
C
a b
n
k
[C] .[D]
K
k [A] .[B]
= =
(1)
Trong đó: k
1
và k
2
là hằng số tốc độ phản ứng thuận nghịch, k
C
là hằng số cân
bằng phản ứng thuận nghịch.
Trang 4
2.1.3. Điều kiện cân bằng của một phản ứng hóa học.
- Xét phản ứng: aA + bB cC + dD
Xuất phát từ biểu thức
G
∆
của phản ứng ở điều kiện thí nghiệm(không chuẩn).
c d

0
a b
[C] .[D]
G G RTln
[A] .[B]
∆ = ∆ +
(2)
Khi T, P = const
G→ ∆
= const.
Tại thờ điểm cân bằng ta có:
G∆
= 0
c d
0
a b
[C] .[D]
G RTln
[A] .[B]
∆ = −
(3)
Khi đó ta đặt:
K
C
=
c d
a b
[C] .[D]
[A] .[B]
(4)

K
C
gọi là hằng số cân bằng biểu thị qua nồng độ mol/l. Khác với (2), ở (3) so
với (4) nồng độ các chất trong phản ứng được xét ở trạng thái cân bằng và kí hiệu
trong ngoặc vuông [ ].
Nếu phản ứng xảy ra trong pha khí ta thay nồng độ bởi áp suất riêng phần, ta có
K
P
– hằng số cân bằng biểu thị theo áp suất:
K
P
=
c d
C D
a b
A B
P .P
P .P
(5)
- Nếu tính theo nồng độ phân số mol
i
i
i
n
x
n
=
∑
ta có:
K

x
=
c d
C D
a b
A B
x .x
x .x
(6)
- Xét mối quan hệ giữa K
C
, K
P
, K
x
ta giả sử P
A
, P
B
, P
C
, P
D\
là áp suất riêng phần
của khí A, B, C, D tại lúc cân bằng và n
A
, n
B
, n
C

, n
D
là số mol tương ứng trong thể tích
V lít.
Ta có:
A A
A
n P
P RT [A]RT [A]=
V RT
= = →

Tương tự: [B]
C
B D
PP P
; [C] ; D
RT RT RT
= = =

Thay vào (4) ta có:
Trang 5
c
d
C D
c d
[(a b) (c d)]
C D
C
a b

a b
A B
A B
P
P
.
P .P
RT RT
K RT
P .P
P P
.
RT RT
+ − +
 
 
 ÷
 ÷
  
= =
   
 ÷  ÷
   

Đặt
n∆
=(c + d) - (a + b)
K
C
= K

P
.(RT)
n∆

(7)
Theo định luật Dalton:
P
i
= x
i
.P
Trong đó: - P
i
là áp suất riêng phần khí i
-
i
P P=
∑
là áp suất toàn phần của hệ (áp suất chung)
- x
i
là nồng độ phân số mol chất i.
A A B B C C D D
P x .P; P x .P; P x .P; P x .P→ = = = =
thay vào (5) ta có:
K
P
=
( ) ( )
c d

c d a b
n
C D
x
a b
A B
x .x
P K .P
x .x
 
+ − +
∆
 
=
(8)
Từ (7) và (8) ta có mối liên hệ:
K
P
=K
C
.(RT)
n
∆

= K
x
.P
n
∆
(9)

Khi
n
∆
= 0
P C x
K K K→ = =

- Một cách chính xác phải nói:
K =
c d
C D
a b
A B
a .a
a .a
(10)
Trong đó
i
i
o
P
a
P
=
gọi là hoạt áp của khí i. Thường chấp nhận P
o
= 1 atm, khi đó
a
i
là một hư số có giá trị a

i
= p
i
. Do đó hằng số cân bằng K là đại lượng không thứ
nguyên. Tương tự trong dung dịch ta có hoạt độ a
i
=
i
o
C
C
(C
0
= 1 atm.l
-1
).
2.1.4. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học. Nguyên lí chuyển dịch
cân bằng Le Chatelier.
2.1.4.1. Sự chuyển dịch cân bằng và các yếu tố ảnh hưởng.
Một hệ cân bằng được giữ nguyên (không bị biến đổi) chỉ khi các thông số
trạng thái đặc trưng cho hệ không bị biến đổi. Nếu một trong các thông số này bị biến
đổi thì cân bằng của hệ bị phá hủy và chuyển sang trạng thái cân bằng khác gọi là sự
Trang 6
chuyển dịch cân bằng. Các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng là nhiệt độ, áp suất và
nồng độ.
- Ảnh hưởng của nhiệt độ: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta tăng nhiệt
độ của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang chiều thu nhiệt, còn khi giảm nhiệt độ của
hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều tỏa nhiệt. Thật vậy, từ phương trình cơ bản
0 0 0
G T. S∆ = ∆Η − ∆

và (3) ta có:
0 0 0
G T S RTln K
∆ = ∆Η − ∆ = −

0 0
S
ln K
RT R
∆Η ∆
→ = − +
(11)
Nếu coi gần đúng
0
∆Η
và
0
S∆
không thay đổi theo nhiệt độ ta thấy:
+ Nếu phản ứng tỏa nhiệt (
0
∆Η
< 0) thì khi tăng nhiệt độ, hằng số cân bằng K
sẽ giảm => Cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch.
+ Nếu phản ứng thu nhiệt (
0
∆Η
> 0) thì khi tăng nhiệt độ, hằng số cân bằng K
sẽ tăng => Cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận.
Ví dụ: Xét phản ứng nung vôi là phản ứng thu nhiệt.

3(r) (r ) 2(k)
CaCO CaO CO ; 0+ ∆Η >ƒ

Nếu tăng nhiệt độ của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thuận, ngược
lại giảm nhiệt độ xuống thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch. Vậy để thu
được vôi (CaO) với hiệu suất cao cần thực hiện phản ứng ở nhiệt độ cao.
- Ảnh hưởng của áp suất: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta tăng áp
suất của hệ lên thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều giảm áp suất của hệ (có số mol
khí ít hơn), ngược lại nếu ta giảm áp suất của hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang
chiều tăng áp suất (có số mol khí nhiều hơn).
Ví dụ: Xét phản ứng tổng hợp amoniac trong công nghiệp.
2(k) 2 (k) 3(k)
N 3H O 2NH
+
ƒ

Phản ứng này có số mol khí ở các chất phản ứng là 4 lớn hơn số mol khí ở các
chất sản phẩm là 2
n 2 4 2 0→ ∆ = − = − <
. Khi tăng áp suất của hệ cân bằng chuyển
dịch sang chiều thuận (chiều giảm số mol khí), có lợi cho sản xuất amoniac. Khi giảm
áp suất của hệ xuống cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều nghịch (chiều tăng số mol
khí), bất lợi cho sự tổng hợp amoniac.
Nếu phản ứng có
n 0
∆ =
(không có chất khí trong phương trình phản ứng hoặc
có với số mol khí chất tham gia va sản phẩm bằng nhau) thì áp suất hầu như không
ảnh hưởng đến sự chuyển dịch cân bằng.
- Ảnh hưởng của nồng độ: Một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta tăng nồng

độ của một chất nào đó trong hệ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều giảm nồng độ
Trang 7
chất đó và ngược lại nếu ta giảm nồng độ một chất nào đó trong hệ thì cân bằng sẽ
chuyển dịch sang phía tăng nồng độ của nó lên.
Ví dụ: Xét cân bằng:
2(k) 2(k) 3(k)
2SO O 2SO+ ƒ

Nếu tăng nồng độ SO
2
hoặc O
2
hoặc giảm nồng độ SO
3
xuống thì cân bằng
chuyển dịch theo chiều thuận. Do đó trong công nghiệp để điều chế SO
3
theo phản
ứng trên người ta dùng 1 lượng dư O
2
không khí.
Có thể tìm được mối quan hệ giữa các yếu tố áp suất hay nồng độ tới sự chuyển
dịch cân bằng qua biểu thức sau.
c d
C D
C
a b
A B C
C .C Q
G RTln K RTln RTln

C .C K
∆ = − + =
(12)
Trong đó: Q =
c d
C D
a b
A B
C .C
C .C
Dấu của
G∆
được quyết định bởi tỉ số
C
Q
K
.
+ Nếu Q < K
C

G 0→ ∆ <
: Phản ứng xảy ra theo chiều thuận là chiều có tác
dụng là tăng Q cho tới khi Q = K
C
thì cân bằng được thiết lập.
+ Nếu Q > K
C

G 0
→ ∆ >

: Phản ứng xảy ra theo chiều nghịch là chiều có tác
dụng là giảm Q cho tới khi Q = K
C
để hệ đạt tới trạng thái cân bằng.
(Có thể chứng minh tương tự với K
P
và K
x
).
- Xét bài toán: thêm một khí trơ vào hệ cân bằng trong pha khí. Sự có mặt một
khí trơ trong hệ cân bằng làm tăng áp suất chung của hệ, song vị trí cân bằng có thay
đổi không tùy thuộc vào điều kiện áp suất và thể tích của hệ có thay đổi hay không.
+ Nếu thêm khí trơ V = const
→
không làm thay đổi trạng thái cân bằng vì áp
suất riêng của các khí trong phản ứng không thay đổi.
+ Nếu thêm khí trơ ở P = const có thể làm thay đổi trạng thái cân bằng do sự
giảm áp suất riêng của các chất khí trong hệ phản ứng.
Bảng tóm tắt các yếu tố ảnh hưởng đến cân bằng hóa học:
Nhiệt độ
Tăng Cân bằng chuyển dịch
theo chiều
Thu nhiệt (
∆Η
> 0)
Giảm Tỏa nhiệt (
∆Η
< 0)
Áp suất Tăng Giảm số phân tử khí
Giảm Tăng số phân tử khí

Trang 8
Nồng độ
Tăng Giảm nồng độ
Giảm Tăng nồng độ
Xúc tác Không làm chuyển dịch cân bằng hóa học
2.1.4.2. Nguyên lí chuyển dịch cân bằng Lơ Sa-tơ-li-e
Ảnh hưởng của nhiệt độ, áp suất và nồng độ đến sự chuyển dịch cân bằng Lơ
Sa-tơ-li-e phát biểu thành nguyên lí sau.
“Một hệ đang ở trạng thái cân bằng nếu ta biến đổi một trong các thông số
trạng thái của hệ (nhiệt độ, áp suất, nông độ) thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang chiều
chống lại sự biến đổi đó”
Chú ý: Các biểu thức (11) và (12) là cơ sở định lượng cho nguyên lí Lơ Sa-tơ-li-e.
2.2. LÍ THUYẾT VỀ CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LI VÀ
CÂN BẰNG CÁC CHẤT TRONG PHA KHÍ.
2.2.1. CÂN BẰNG TRONG DUNG DỊCH CHẤT ĐIỆN LY
2.2.1.1. Các định luật cơ bản hóa học áp dụng cho hệ các chất điện li
a. Chất điện li, Sự điện li:
Khi hòa tan các chất có lien kết ion hoặc liên kết cộng hóa trị có cực vào trong
dung môi phân cực (nước, rượu) thì do sự tương tác với các phân tử lưỡng cực của
dung môi mà các phân tử chất tan sẽ phân li hoàn toàn hoặc một phần thành các ion
mang điện tích trái dấu tồn tại dưới dạng ion son vat hóa.
Các chất có khả năng phân li thành các ion được gọi là chất điện li.
Quá trình phân li ion của các phân tử chất tan gọi là quá trình điên li.
Ví dụ: Hòa tan chất điện li MX vào nước:
n n
2 2 x 2 y
MX (x y)H 0 M(H O) X(H O)
+ −
+ + = +
(1)

Thông thường không biết chính xác x,y nên (1) có thể được viết như sau:
n n
MX M X
+ −
= +
(2)
n
M
+
,
n
X
−
: là các ion hidrat hóa.
Mức độ phân li thành các ion của chất điện li phụ thuộc vào bản chất các chất
dung môi, nhiệt độ v.v…
Ví dụ: Trong
2
H O
:
3
CH COOH
là chất điện lit trung bình nhưng trong dung dịch
axit
HCl
thì nó là một chất điện li rất yếu.
Trang 9
b. Độ điện li và hằng số điện li.
- Độ điện li
α

: là tỉ số giữa số mol n của chất đã phân li thành ion với tổng số
mol n
0
của chất tan trong dụng dịch:
o
o o
n
n C
V
n
n C
V
α = = =

Từ (2):
n n
MX MX
[M ] [X ]
[C ] C
+ −
α = =
Dĩ nhiên
0 1
≤ α ≤

α
= 0: chất không điện li
α
= 1: chất điện li hoàn toàn
- Hằng số điện li.

Áp dụng định luật tác dụng khối lượng cho (2) ta có
n n
C
[M ][X ]
K
[MX]
+ −
=

K
C
: Hằng số diện li nồng độ, phụ thuộc vào bản chất của chất điện li, dung môi,
nhiệt độ.
Trong dung dịch loãng K
C
không phụ thuộc vào nồng độ các chất trong dung
dịch.
n
MX
[MX] C [M ] C(1 )
+
= − = − α

Trong dung dịch loãng K
C
không phụ thuộc vào nồng độ các chất trong dung
dịch.
n
MX
[MX] C [M ] C(1 )

+
= − = −α
2 2 2 2
C
C
K
.C .C
K
C(1 ) 1 1 C
α α α
= = ⇒ =
− α − α − α

Với
C
K
1
C
α ⇒ α ==

Độ điện li tỉ lệ thuận với hằng số phân li K và tỉ lệ nghịch với nồng độ.
Chú ý: Trong dung dịch rất loãng thì một chất tan được coi là phân li hoàn
toàn.
Căn cứ vào độ điện li, hằng số điện li, người ta phân biệt ra các chất điện li
mạnh, điện li yếu.
Trong
2
H O
các chất điện li mạnh gồm:
Trang 10

+ Một số axít vô cơ:
3
HCl,HBr,HI, HSCN, HNO ,
…
+ Các bazơ kiềm, kiềm thổ:
LiOH
,
KOH
,
NaOH
,
( )
2
Ba OH
…
Và hầu hết các muối tan…
Các chất còn lại thuộc loại chất điện li yếu hoặc trung bình.
+
2
H O
là chất điện li vô cùng yếu.
c. Các biểu diễn trạng thái chất điện li trong dung dịch.
- Các chất điện li mạnh phân li hoàn toàn được biểu diễn bằng một mũi tên
hướng từ trái sang phải.
Ví dụ: Trong nước:
2
2 4 4
Na SO 2Na SO
+ −
→ +

4 4
HClO H ClO
+ −
→ +

2
2
Ba(OH) Ba 2OH
+ −
= +

- Các chất điện li yếu phân li một phần được biểu diễn bằng dấu cân bằng thuận
nghịch “
ƒ
” giữa các phân tử không phân li và các ion của chất điện li.
3 3
CH COOH CH COO H
+
+ƒ
K
a
2
H O H OH
+ −
+ƒ
K
w
3 2 4
NH H O NH OH

+ −
+ +ƒ
K
b
Ví dụ: Trong dung dịch nước, axít formic
HCOOH
2,00M ion hóa 0,95% Tính
K
C
của
HCOOH
.
Phương pháp: Xác định nồng độ các ion
[ ]
H , HCOO , HCOOH .
+ −
   
   

Áp dụng:
C
[H ][HCOO ]
K
HCOOH
+ −
=
(theo ĐLTDKL)
Giải: Ta có:
HCOOH H HCOO
+ −

+ƒ

HCOOH
[HCOO ] x 0,95
0,0095
C 2 100
−
α = = = =

2
[HCOO ] [H ] 2.0,0095 1,9.10
− + −
= = α = =

[
HCOOH
] =
[H ]
+
= 2 -
α
= 1,981
2
4
C
[H ][HCOO ] (1,9.0,01)
K 1,82.10
[HCOOH] 1,981
+ −
−

= = =

Trang 11
- Có thể áp dụng
2 2
4
C
.C 0,0095
K 1,82.10
1 1 0,0095
−
α
= = =
− α −

4
C
pK lg1,82.10 3,74
−
= − =

2.2.1.2 Dự đoán định tính chiều hướng phản ứng giữa các chất điện li.
a. Nguyên tắc chung.
Bản chất phản ứng giữa các chất điện li là phản ứng ion.
Về nguyên tắc, khi tham gia phản ứng các ion kết hợp với nhau để tạo thành
cấc sản phẩm kết hợp mới tương ứng với giá trị xác định của hằng số cân bằng K của
phản ứng.
Nếu K lớn hơn thì phản ứng được coi là hoàn toàn.
Nếu K vô cùng bé thì coi phản ứng không xảy ra.
b. Các trường hợp không có phản ứng xảy ra.

Khi sản phẩm có thể tạo thành là các chất điện li mạnh thì phản ứng không xảy
ra vì phản ứng kết hợp sẽ phân li hoàn toàn trở lại thành các ion ban đầu.
Ví dụ:
3 3
NaCl KNO NaNO KCl+ → +

2.2.1.3. Các trường hợp có phản ứng xảy ra.
a. Phản ứng tạo thành các sản phẩm ít phân li.
- Phản ứng tạo ít nước phân li:
2
2
CaO 2H Ca H O
+ +
+ → +

2
2 3 2
SO 2OH SO H O
− −
+ → +

2
H OH H O
+ −
+ ƒ

- Phản ứng tạo thành
+ Axít phân li.

3 2 4 3 4

CH COOK H SO CH COOH KHSO+ → +

Phương trình ion:
_
3 3
CH COO H CH COOH
+
+ →
- Phản ứng tạo thành chất ít phân li.
3 3 3 2 3
AgNO 2NH [Ag(NH ) ]NO+ →

Phương trình ion:
3 3 2
Ag 2NH [Ag(NH ) ]
+ +
+ →

Trang 12
b. Phản ứng hợp thành hợp chất ít tan.
3 3
AgNO KI AgI KNO+ → ↓ +

Phương trình ion:
Ag I AgI
+ −
+ → ↓

c. Phản ứng kèm theo sự thoát khí.
3 2 2 2

CaCO 2HCl CaCl CO H O+ → + ↑ +

Phương Trình ion:
2
3 2 2
CaCO 2H Ca CO H O
+ +
+ → + ↑ +

c) Phản ứng kèm theo sự trao đổi oxi hóa.
3 2 2 4
2FeCl SnCl 2FeCl SnCl+ = +

Phương trình ion:
3 2 2 4
2Fe Sn 2Fe Sn
+ + + +
+ = +

Để đánh giá mức đọ xảy ra giữa các phản ứng cần dựa vào các định luật bản
chất của hóa học: định luật hợp thức, các định luật bảo toàn vật chất, bảo toàn điện
tích, định luật bảo toàn nông độ và định luật tác dụng khối lượng.
Định luật bảo toàn nồng độ.
Kí hiệu: C
0
: (nồng độ gốc) là nồng độ của các chất trước khi đưa vào hỗn
hợp phản ứng.
C: (nồng độ ban đầu) là nồng độ các chất ở trong hệ trước khi
phản ứng xảy ra.
[ ]: (nồng độ cân bằng) là nồng độ của các chất sau khi phản ứng

đã xảy ra và hệ đạt tới trạng thái cân bằng.
*Định luật: nồng đọ ban đầu của một cấu tử nghiên cứu bằng tổng nồng độ
cân bằng và nồng độ đã phân li hoặc đã tham gia phản ứng hóa học của cấu tử đó.
Chẳng hạn trong dung dịch axít HA:
HA H A
+ −
+
€

HA
C [HA]+[A ]
−
⇒ =

- Trong trường hợp cấu tử ở trạng thái ban đầu là đơn giản, nhưng ở trạng thái
cân bằng lại tồn tại ở dạng kết hợp thì khi biểu điễn định luật bảo toàn nồng độ phải
tính đến hệ số hợp thức của cấu tử khi tham gia phản ứng.
Ví dụ: Trong dung dịch
2 4
K CrO
có các ion K
+
,
2
4
CrO
−
,
4
HCrO

−
,
2
2 7
Cr O
−
.
Trang 13
Ta có:
2 4
K K CrO
C [K ] 2C
+
= =

2
2 4
4
2 2
2 7 4 4 K CrO
CrO
C 2[Cr O ] [CrO ] [HCrO ] C
−
− − −
= + + =

Định luật hợp thức.
- Tọa độ phản ứng:
Đối với 1 phản ứng đã cho thì tỉ số giữa độ biến đổi số mol
n∆

của 1 cấu tử ion
(hoặc độ biến đổi nồng độ mol
n∆
nếu thể tích hỗn hợp phản ứng không đổi) với hệ số
hợp thức (v) của cấu tử đó giống nhau đối với mọi chất tham gia phản ứng. Tỉ số này
được gọi là tọa độ phản ứng (x).
i
i
n
x
v
∆
=
hoặc
i
i
C
x
v
∆
=

Hệ thức này dùng để đánh giá sự biến đổi mol (hoặc nồng độ các chất trong
phản ứng).
Ví dụ: Xét phản ứng 1 mol Al và 0,7 mol
4
CuSO
tạo thành 0,2 mol
( )
2 4

3
Al SO
.
4 2 4 3
2Al 3CuSO 3Cu Al (SO )+ = +

Hệ số hợp thức v 2 3 3 1
Số mol ban đầu n
o
1 0,7 0 0
Số mol sau phản ứng n 1–0,4 0,7-0,6 0,6 0,2
Độ biến đổi mol
n
∆
-2.0,2 -3.0,2 3.0,2 1.0,2
Ở đây, tỷ số giữa số mol Al
2
(SO
4
)
3
tạo thành (0,2) với hệ số hợp thức tương
ứng (1) là
0,2
0,2
1
= =
tọa độ phản ứng là đại lượng chung cho mọi chất. Nhân đại
lượng này với hệ số hợp thức của từng chất sẽ được độ biến đổi mol của các chất còn
lại:

Cu Al
n 0,2.3 0,6; n 0,2.( 2) 0,4∆ = = ∆ = − = −

4 2 4 3
CuSO Al (SO )
n 0,2.( 3) 0,6; n 0,2∆ = − = − ∆ =

Điều này đúng với quy ước v
i
< 0 đối với chất đầu và v
i
> 0 đối với chất cuối.
Tổng đại số số mol ban đầu n
o
(nồng độ C
o
) với
n∆
(hoặc
C
∆
) n của chất sau
phản ứng như đã tính ở trên:
0
i i i
n n n= + ∆

o
i i i

C C C= + ∆

- Tọa độ cực đại.
Trang 14
Trong một phản ứng khi nồng độ ban đầu của các cấu tử từ khác nhau thì mức
độ phản ứng phụ thuộc vào tỉ số giữa nồng độ ban đầu với hệ số hợp thức của mỗi
chất. Tỉ số có giá trị bé nhất là tọa độ cực đại la x
max
.
Thành phần giới hạn là thành phần hệ sau khi phản ứng xảy ra tương ứng với
điều kiện ban đầu đã cho tức là ứng với tọa độ phản ứng cự đại. Thành phần giới hạn
cũng có thể là thành phần cân bằng, nếu sau phản ứng các cấu tử của hệ không tham
gia vào 1 tương tác hóa học nào khác.
Định luật tác dụng khối lượng (ĐLTDKL).
- Biểu thức ĐLTDKL đối với cân bằng
aA bB cC
+
ƒ
K
Ta có:
b c
a
(B) (C)
K
(A)
=

Ở đây kí hiệu () chỉ hoạt độ của các phân tử.
Quy ước: - Hoạt độ chất rắn bằng 1
- Hoạt độ các chất lỏng nguyên chất ở áp suất và nhiệt đọ xác định là

1.
- Trong dung dịch vô cùng loãng của chất điện li có thể coi hệ số hoạt
độ bằng đơn vị và hoạt độ bằng nồng độ.
[B].[C]
K
[A]
=

*Cách biểu diễn định luật tác dụng khối lượng đối với một số dạng cân
bằng thường gặp.
+ Cân bằng axít – bazơ
Cân bằng phân li axít:

HA H A
+ −
+ƒ
K
a
a
[H ][A ]
K
[HA]
+ −
=

K
a
: hằng số phân li axít
Cân bằng phân li bazơ:
2

B H O BH OH
+ −
+ +ƒ
K
b
b
[BH ].[OH ]
K
[B]
+ −
=

K
b
: hằng số phân li bazơ.
Trang 15
+ Cân bằng tạo phức.
3 3
Ag NH AgNH
+ +
+ ƒ

3
1
3
[AgNH ]
K
[Ag ].[NH ]
+
+ −

=

3 3 3 2
AgNH NH Ag(NH )
+ +
+ ƒ

3 2
2
3 3
[Ag(NH ) ]
K
[AgNH ].[NH ]
+
+
=

K
1
, K
2
: hằng số bền tạo thành từng nấc của phức
3
AgNH
+
và
3 2
Ag(NH )
+

+ Cân bằng tạo hợp chất ít tan
AgCl Ag Cl
+ −
+
ƒ

S
K [Ag ].[Cl ]
+ −
=

K
S
: Tích số tan của
AgCl
+ Cân bằng phân bố
2
I
(nước)

ƒ

2
I
(benzen)
K
s
=
2
I

(nước)
/
2
I
(benzen)
+ Cân bằng hòa tan của chất khí. Định luật Henry.
2 2(aq)
CO aq CO↑ + →

2
2
D
CO
[CO ]
K
P
=
Aq: chỉ số CO
2
tan trong nước
Khi áp suất riêng phần của khí là 1atm thì hằng số Henry K là nồng độ hòa tan
khí.
+ Cân bằng trao đổi e của các chất oxi hóa, khử:
Khả năng trao đổi e dưới dạng [OXH] và dạng [K] được đặc trưng bởi điện cực
tiêu chuẩn E
o
và hằng số cân bằng tương ứng K.
Ox ne K
+
ƒ

K

o
nE F
2,30RT
K 10=

Ở 25
o
C
o
nE
0,059
K 10=

*Phương pháp tổ hợp cân bằng: trong thực tế thường liên quan đến các cân
bằng phức tạp được tổ hợp từ các cân bằng riêng lẻ.
+ Biểu diễn cân bằng theo chiều nghịch.
Quá trình thuận:
HA A H
− +
+ƒ
K
a
Quá trình nghịch:
1
a
H A K
+ − −
+

ƒ

Trang 16
Hằng số của cân bằng nghịch bằng giá trị nghịch đảo hằng số quá trình thuận.
Ví dụ:
3 3
CH COOH CH COO H
− +
+ƒ
K
a
= 1,85.10
-5
3 3
CH COO H CH COOH
− +
+ ƒ
K=0,54.10
-5
+ Cộng cân bằng.
M A MA+ ƒ
K
1
2
MA A MA+ ƒ
K
2
Tìm hằng số cân bằng:
2
M 2A MA+ ƒ

B
2
Ta có:
2 2
2 1 2
2
[MA ] [MA ] [MA]
B . K .K
[A] .[M] [MA][A] [M][A]
= = =

Hằng số của cân bằng tổ hợp được khi cộng các cân bằng với nhau bằng tích
các hằng số của các cân bằng riêng lẻ.
Ví dụ:
2 1
2
2
H S H HS K
HS H S K
+ −
− + −
+
+
ƒ
ƒ
2
2 1 2
H S 2H S K K .K
+ −
+ =ƒ

Nhân cân bằng với 1 thừa số n tương đương với việc cộng n lần của cân bằng
đó.
2.2.2. Cân bằng axít – baz
a. Để đặc trưng tính thống nhất axít bazơ của dung dịch người ta dung chỉ số
nồng đọ ion hidrô, tức là âm logarit của nồng độ ion hidrô:
pH
pH lg H H 10
+ + −
= − =>
  
  
=



Trong dung dịch thì [H
+
][OH
-
] = 10
-14
và pH + pOH = 14
b. Mỗi axít đều có một bazơ lien hợp tương ứng, axít càng mạnh thì bazơ lien
hợp càng yếu và ngược lại.
c. Dung dịch đệm: là dung dịch có khả năng điều chỉnh sao cho pH của hệ ít
thay đổi, bất kể quá trình hóa học có giải phóng hay thu nhận ion hidrô hay không.
Dung dịch đệm thường là hỗn hợp của mọi axít yếu và bazơ lien hợp hoặc dung dịch
của muối axít của các đa axít.
2.3. CÂN BẰNG CÁC CHẤT TRONG PHA KHÍ

Cho phản ứng tổng quát:
bB dD eE fF (1)+ +ƒ

(K) (K) (K) (K)
Trang 17
Biểu thức của hằng số cân bằng khi hệ (1) đạt tới trạng thái cân bằng.
Một cách gần đúng ta dung áp suất riêng phần p
i
thao cho hoạt áp f
i
.
e f
E F
p
b d
B D
P .P
K
P .P
=

Trong đó: p
i
: áp suất riêng của cấu tử i
Thừa nhận: Các khí là khí lý tưởng.
Cũng như trong pha long, khí các chất ở pha khí ta có thể tính hằng số cần bằng
K
C
hay K
x

. Các hằng số này đều lien hệ với K
p
K
p
= K
C
(RT)
n∆

Trong đó: T là nhiệt độ theo thang kế.
22,4
R
273
=

n
∆
: độ biến đổi số mol (
n
∆
= n
sau
- n
trước
)
K
p
= K
x
.P

n
∆

→
K
x
= K
p
.P
n
−∆

Trong đó P là áp suất chung của phản ứng đang xét ở thời điểm cân bằng hóa
học được thiết lập.
Đối với phản ứng (1): Biến thiên thế đẳng áp (hàm Gipxơ)
G
∆
được tính như
sau:
B f B D
G (cG fG ) (bG dG )∆ = + + − + +
Trong đó:
i
G
là thế đẳng áp hay hàm Gipxơ của 1mol chất khảo sát trong hệ ở
điều kiện xác định.
Nếu xét ở điều kiện chuẩn: 1 mol nguyên chất tại atm cho toàn bộ các chất:
o o o o
B f B D
G (cG fG ) (bG dG )∆ = + + − + +

Mặt khác
G∆
-
o
G∆
= RTlnK
p
Khi phản ứng đạt tới trạng thái cân bằng
G
∆
= 0 =>
o
G
∆
= -RTlnK
p
Ta cũng có:
o
G
∆
phản ứng
=
o
H
∆
phản ứng
-
o
T S∆
phản ứng

2.4. CÁC DẠNG BÀI TẬP VÀ PHƯƠNG PHÁP GIẢI:
2.4.1 Cách đánh giá gần đúng thành phần cân bằng của dung dịch
Phương pháp:
1. Mô tả đầy đủ các cân bằng có thể xảy ra.
Trang 18
2. Thiết lập các phương trình lien hệ giữa các cấu tử có mặt dựa trên các định
luật cơ sở của hóa học.
3. Tổ hợp một cách hợp lí các phương trình thu được và giải tìm nghiệm và từ
đó suy ra thành phần cân bằng của dung dịch. Lưu ý đến cách giải phương trình khi
tìm nghiệm.
Cách giải: Chẳng hạn trong dung dịch MX nồng độ C (mol/l) chỉ có cân bằng
n n
MX M X
+ −
+ƒ
K
Theo định luật bản toàn nồng độ đối với MX ta có:
n
MX
C [M ] [MX] C
+
= + =

Hay
[ ]
n
MX C – M
+
=
 

 
. Áp dụng định luật tác dung khối lượng ta có
n n
[M ].[X ]
K
[MX]
+ −
=
(1)
Đặt
n n
X M x
− +
   
  
=

=

Thay vào (1) ta có
2
x
K
C x
=
−
. Việc giải phương trình này cho phép đánh giá x
và tính nồng độ cân bằng các phần tử trong dung dịch.
Nếu x << C (khi K rất bé) thì
2

x
K x KC
C
= ⇒ =

Trong trường hợp K
a
lớn, nghĩa là phản ứng xảy ra mạnh theo chiều thuận thì ta
nên đặt nồng đọ cân bằng cấu tử có nồng độ bé nhất ở vế trái của phương trình phản
ứng làm ẩn số (sử dụng định luật hợp thức).
Nếu trong dung dịch có đồng thời nhiều quá trình xảy ra thì có thể so sánh các
giá trị hằng số cân bằng được thiết lập trong cùng điều kiện (lực ion nhiệt độ). Nhưng
chỉ có thể so sánh các phản ứng cùng loại.
Ví dụ: Cùng phản ứng phân li của đơn axít hay cùng phản ứng hòa tan các kết
tủa cùng loại phân tử (nhị tố, tam tố…)
Ví dụ 1: Trong dung dịch
HCOOH
,
HCN
có các quá trình
4
2 3
9,35
2 3 1
HCOOH H O HCOO H O K 2.10 (1)
HCN H 0 CN H O K 10 (2)
− + −
+ −
+ + =
+ + =

ƒ
ƒ

Vì K >> K
1
nên trong dung dịch cân bằng (1) là quá trình chủ yếu, nghĩa là
nồng độ ion Ag
+
trong dung dịch chủ yếu là do
2 4
Ag CrO
tan ra.
Trang 19
Ví dụ 2: Trong dung dịch bão hòa
2 4
Ag CrO
và
2
Ag S
.
2
2 4 4
Ag CrO 2Ag CrO
+ −
+ƒ

12
S
K 10
−

=
(1)

2
2
Ag S 2Ag S
+ −
+ƒ

' 49
S
K 10
−
=
(2)
Vì K
S
của
2 4
Ag CrO
>>
'
S
K
của
2
Ag S
nên quá trình (1) là chủ yếu, nghĩa là
nồng độ ion Ag
+

trong dung dịch chủ yếu là do
2 4
Ag CrO
tan ra.
Ví dụ 3: Tính hằng số cân bằng hòa tan AgCl trong NH
3
. Cho T
AgCl
=10
-10.
, của
3 2
Ag(NH )
+
bằng 10
7.24
.
Phương pháp:
- Xác định các cân bằng xảy ra trong dung dịch.
- Tổ hợp để có sự hòa tan AgCl trong NH
3
sau đó tính K
cb
phản ứng vừa tổ
hợp được.
Giải:
AgCl tan trong nước:
10
AgCl Ag Cl T 10
+ − −

+ =ƒ

Ion Ag
+
tạo phức với NH
3
7,24
3 3 2
Ag 2NH Ag(NH ) B 10
+
+ =
ƒ
AgCl
tan trong NH
3
3 3 2
AgCl 2NH Ag(NH ) Cl
+
↓ + +ƒ

10 7,24 2,76 3
cb
K T.B 10 .10 10 1,74.10
− − −
= = = ≈
Ví dụ 4: Tính nồng độ cân bằng các phần tử trong dung dịch axít HCN 0,01M
giả thiết trong dung dịch có cân bằng:

9,35
HCN H CN K 10

+ −
+ =ƒ

Phương pháp: Do dung dịch chỉ tồn tại 1 cân bằng nên việc tính nồng độ cân
bằng các phần tử trong dung dịch được tính theo ĐLTDKL.
Bài giải:
9,35
2 3
HCN H O H 0 CN K 10
+ − −
+ + =
ƒ

Ban đầu C: 0,010M
Phân li: x x x
[]: 0,010 – x x x
Ta có:
2
9,35
3
[H O ].[CN ] x
K 10
[HCN] (0,01 x)
+ −
−
= = =
−

(Do nồng độ nước không đổi vì là dung môi)
Trang 20

K rất bé, coi x << 0,01. Vậy
9,35 5,675
x 10 .0,01 10
− −
= =

x << 0,01 nên ta có
5,675 6
3
[H O ] [CN] 10 2,11.10
+ − −
= = =
M
[HCN] 0,01 x 0,01= − ≈
M
Ví dụ 5: Tính cân bằng trong dung dịch thu được khi lắc bột Ni với dung dịch
Pb
2+
0,010M và Ni
2+
0,100M.
Phản ứng:
2 2
Ni Pb Ni Pb
+ +
+ +ƒ
K = 10
3
Phương pháp: Do K=10
3

lớn nên đặt ẩn số ở vế trái.
Giải: Phương trình phản ứng:
2 2
Ni Pb Ni Pb
+ +
+ +ƒ

C: 0,010 0,100
[]: y 0,100 – (0.010 - y)
[Pb
2+
] = y => Tọa độ phản ứng sẽ là (0,110-y).
Áp dụng ĐLTDKL:
2
3
2
[Ni ] (0,110 y)
K 10
[Pb ] y
+
+
−
= = =

Đặt y << 0,110 => y=1,1.10
-4
<< 0,110 (thỏa mãn)
Vậy [Ni
2+
] = 0,11M [Pb

2+
] = 1,1.10
-4
M
Ví dụ 6: Tính cân bằng trong dung dịch Fe
3+
0,010M và Sn
2+
0,01M ở pH=0
([H
+
]=1M). Biết phản ứng:
3 2 4 2
2Fe Sn Sn 2Fe
+ + + +
+ +ƒ
có K = 10
21
(1)
Phương pháp:
- Cách 1: Vì K rất lớn nên coi phản ứng xảy ra hoàn toàn. Khi đó tính thành
phần giới hạn của các chất. Từ đó suy ra được nồng độ cân bằng chất theo ĐLTDKL.
- Cách 2: Do K rất lớn nên chọn ẩn số là vế trái của phương trình (1).
Bài giải:
Cách 1: Vì K rất lớn nên coi phản ứng xảy ra hoàn toàn. Do đó ta có phần giới
hạn:
2
3
Sn
C 5.10

+
−
=
M,
4
3
Sn
C 5.10
+
−
=
M,
2
Fe
C 0,010
+
=
M.
Từ cân bằng:
4 2 2 3
Sn 2Fe Sn 2Fe
+ + + +
+ +ƒ
K = K’ = 10
-21
C: 5.10
-3
0,010 5.10
-3
[ ]: 5.10

-3
–x 0,010–2x 5.10
-3
+x 2x
Trang 21
Ta có:
3 2 2 2 3
' 21
4 2 2 3 2
[Fe ] .[Sn ] (2x) .(5.10 x)
K 10
[Sn ].[Fe ] (5.10 x).(0,010 2x)
+ + −
−
+ + −
+
= = =
− −

Ta tính được 2x = 10
-12,5
(với giả thiết x << 5.10
-3
)
Hay [Fe
3+
] = 10
-12,5
[Fe
2+

] = 0,010M; [Sn
2+
] = 5.10
-3
M; [Sn
4+
] = 5.10
-3
M
Cách 2: Có thể tính trược tiếp từ cân bằng (1)
K rất lớn nên chọn ẩn số vế trái của phương trình phản ứng:
2 3
Sn Fe
C C
+ +
=

Nhưng do hệ số ở Fe
3+
lớn hơn (x
max
của Fe
3+
bé hơn,
max
0,01
x 0,005
2
= =
)

Vì vậy nên chọn [Fe
3+
] làm ẩn số. Đặt [Fe
3+
] = 2y
2 3 4 2
Sn 2Fe Sn 2Fe
+ + + +
+ +
ƒ
K = 10
21
C: 0,010 0,010
[ ]: 0,010-(5.10
-3
-y) 2y 5.10
-3
-y 2(5.10
-3
-y)
Tọa độ phản ứng:
3
(0,010 2y)
x 5.10 y
2
−
−
= = −

Theo định luật tác dụng khối lượng

4 2 2 3 2
21
3 2 2 2 3
[Sn ].[Fe ] (5.10 2y).(2 )
K 10
[Fe ] .[Sn ] (2 y) .(5.10 y)
+ + −
+ + −
−
= = =
+

Điều kiện gần đúng y << 5.10
-3
2y = 10
-12,5
(thỏa mãn)
Vậy [Fe
3+
] = 10
-12,5
M; [Fe
2+
] = 0,010M; [Sn
4+
] = 5.10
-3
M; [Sn
2+
] = 5.10

-3
M
Trên thực tế coi như phản ứng xảy ra hoàn toàn [Fe
3+
]
≈
0
2.4.2. Đánh giá chiều hướng của phản ứng trong dung dịch chất điện li.
Phương pháp:
- So sánh các hằng số cân bằng cùng loại. Thí dụ: Cùng la phản ứng phân li
axít, phân li bazơ… Nếu K của quá trình nào lớn hơn thí quá trình đó là chủ yếu.
- Đánh giá định lượng dựa trên việc tính thành phần cân bằng của các hệ
nghiên cứu.
* Kiến thức bổ sung đối với phản ứng ooxxi hóa – khử
1 2 1 2
OX Kh Kh Ox+ +ƒ

Trang 22
Ta có biến thiên năng lượng tự do tiêu chuẩn
o o
G nF E∆ = − ∆

Với n là số electron trao đổi trong phản ứng trên; F = 96500 C;
Mặt khác
G∆
= -RTlnK với R = 8,324J.mol
-1
.K
-1
T = 273 + t

o
C; K là hằng số cân bằng của phản ứng:
o
1 nF
lgK . . E
2,333 RT
= ∆

Ở 25
o
C
o
n. E
lgK
0,059
∆
=
hoặc
o
n E
K 10
0,059
∆
=

Ví dụ 1: Đánh giá khả năng phản ứng oxi hóa hóa Cl
-
trong MnO
4
-

trong môi
trường H
+
. Biết:
2
o
2Cl /Cl
E 1,359
−
=
V
2
4
o
1MnO /Mn
E 1,52
− +
=
V
Giải: 2x
2
4 2 1
MnO 8H 5e Mn 4H O K
− + +
+ + → +

5x
2 2
2Cl Cl 2e K
−

→ +

2
4 2 2
2MnO 10Cl 16H 2Mn 5Cl 8H O K
− − + +
+ + + +
ƒ


Do K rất lớn => phản ứng xảy ra hoàn toàn.
Ví dụ 2: Tính K phản ứng khử H
2
S bằng Fe
3+
cho
3 2
o
Fe /Fe
E
+ +
= 0,771 V;
2
o
S/S
E
−
= -0,48 V; Đối với H
2
S có pK

a1
= 7,02; pK
a2
= 12,9
Các quá trình xảy ra
2
H S H HS
+ −
+ƒ
K
S1
2
HS H S
− + −
+ƒ
K
S2
2x
3 2
Fe e Fe
+ +
+ =
K
1

2
S S 2e
−
= +

1
2
K
−

3 2
2
H S 2Fe 2Fe S 2H
+ + +
+ + +ƒ
K
2(0,771 0,48)
2 1 7,02 12,9 22,5
0,059
a1 a 2 1 2
K K .K .K .K 10 .10 .10 10
+
− − −
= = =

Do K rất lớn => phản ứng xảy ra hoàn toàn.
Trang 23
Ví dụ 3: Đánh giá khả năng phản ứng Cu
2+
và I. Cho
2
o
Cu /Cu
E 0,153
+

=
V;
3
o
I /3I
E 0,5355
− −
=
V;
12
S(CuI)
K 10
−
=

(Hóa học phân tích)
Giải: Do
2
o
Cu /Cu
E
+
<
3
o
I /3I
E
− −
vì
2

Cu
+
không thể oxi hóa
I
−
thành
3
I
−

2x
2
Cu e Cu
+ +
+ =


3
3I I 2e
− −
= +

2(0,153 0,5355)
2 13
0,059
3 1
2Cu 3I 2Cu I (1) K 10 10
−
+ − + − −
+ + = =ƒ

Không xảy ra theo chiều thuận
Tuy nhiên do
Cu
+
tạo kết tủa với
I
−
:
1 12
S
Cu I CuI (2) K 10
+ − −
+ = =

Nên nồng độ Cu
2+
giảm mạnh => Sự tăng mạnh thế của cặp Cu
2+
/Cu
+
2
2
o
Cu /Cu
[Cu ]
E E 0,059.lg
[Cu ]
+
+

+
= +

Nên
1
3
o
I /3I
E E
− −
>
và phản ứng (1) xảy ra dễ dàng theo chiều thuận.
Nếu tổ hợp cân bằng (2) với (1) ta có:
2 13
3 1
2Cu 3I 2Cu I K 10
+ − + − −
+ + =ƒ
2x
1 12
S
I Cu CuI K 10
− + −
+ =
ƒ

2 2 11
3 II S 1
2Cu 5I 2Cu I K K .K 10
+ − + − −

+ + = =ƒ
Do
II
K
rất lớn nên phản ứng xảy ra theo chiều thuận.
Nhận xét: sự chuyển 1 trong 2 dạng oxh hoặc khử thành hợp chất ít tan với
một thuốc thử phụ làm giảm nồng độ của cấu tử đó vì vậy thế OXH-K thay đổi, do đó
chiều phản ứng cũng thay đổi.
Ví dụ 4: Ở 25
o
C phản ứng sau đây:
3 2 2
Pb 2Cr Pb 2Cr
+ + +
+ = +
có xảy ra được không nếu:
a) Các chất lấy ở trạng thái chuẩn.
b) Nồng độ của Pb
2+
, Cr
2+
đều bằng 1M, nồng độ Cr
3+
bằng 0,01M
Cho
2
0
Pb/Pb
E 0,126
+

=
V;
2 3
o
Cr /Cr
E 0,407
+ +
=
V
Giải:
Trang 24
a) Suất điên động tiêu chuẩn của phản ứng là:
3 2 2
o o o
pu
Cr /Cr Pb /Pb
E E E 0,407 0.126 0,281
+ + +
= − = − + = −
V < 0 =>
 Phản ứng diễn ra theo chiều thuận nghịch.
a) Tại điều kiện [Pb
2+
]=[Cr
2+
]=1M; [Cr
3+
]=0,01M
3 2 2
3 2

o o o 2
pu
2 2
Cr /Cr Pb /Pb
0,059 [Cr ] 0,059
E E lg (E .lg[Pb ]) 0,399
2 [Cr ] 2
+ + +
+
+
+
= + − + = −
V
Vậy phản ứng xảy ra hoàn toàn theo chiều thuận nghịch.
Ví dụ 5:
1)
a) Xét chiều phản ứng:
3 3
4 3 3 2 2
AsO 2I 2H O AsO I 3H O
− − + −
+ + + +ƒ

Ở pH = 0 và pH = 8. Cho biết oxi hóa tiêu chuẩn của
3 3
4 3
AsO / AsO
− −
và 2l/I
2

lần
lượt bằng 0,57V và 0,54V và nồng độ của các dạng đều là 1M.
b) Xét ở 298
o
K, hằng số cân bằng K
cb
của phản ứng cân bằng là 8,8.
∆Η
của
phản ứng là -13,9Kcal. Tính K
cb
ở 0
o
C.
Giả sử
∆Η
và
S∆
không thay đổi theo nhiệt độ. Cho
G T. S∆ = ∆Η − ∆
.
(Olympic 3014 lần V))
2) Cho giản đồ thế khử chuẩn của Mn trong môi trường axít:

1,70 1,23
0,56 2,26 0,95 1,51 1,182 3 2
4 4 2
MnO MnO M nO Mn M n Mn
+ +
+ + + +− − + +

→ → → → →
G55555555555555555555555HG55555555555555555555H

a) Tính thế khử chuẩn của các cặp
2
4
MnO
−
/MnO
2
, MnO
2
/Mn
3+
b) Cho đánh giá khả năng phản ứng của các phản ứng sau:
2
4 4 2 2
3MnO 4H 2MnO MnO 2H O
− + −
+ + +
ƒ

3 2
2 2
2Mn 2H O Mn MnO 4H
+ + +
+ + +ƒ

Giải:
1)

a) Ở pH = 0 => [H
3
O
+
] = 1M
3 3
4 3 2
o o
AsO /AsO I /2I
E E
− − −
>
Do đó
3
4
AsO
−
oxi hóa được I
-
.
3 3
4 2 3 2 2
AsO 2I 2H O AsO I 3H O
− − −
+ + + +ƒ

Trang 25