Công thức hóa học hay

HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

CHƯƠNG 3: NHIỆT ĐỘNG HÓA HỌC
I. Nguyên lý 1 nhiệt động học:
Q=∆U + A hay ∆𝑈 = 𝑄 − 𝐴
a) Quy ước dấu công và nhiệt:
- Hệ thu nhiệt: Q > 0 ; Hệ phát nhiệt: Q < 0
- Hệ nhận công: A < 0 ; Hệ sinh công ( thực hiện công): A> 𝟎
b) Nội năng: ∆𝑈 = 𝑄 − 𝐴
- Quá trình vòng ( chu trình): ∆𝑈 = 0
- Quá trình mở: ∆𝑈 = 𝑈2 − 𝑈1 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡
 Nội năng U là hàm trạng thái, biến đổi nội năng ∆U chỉ phụ thuộc
vào trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ, không phụ thuộc vào cách
tiến hành quá trình
- Hệ cô lập: ∆𝑈 = 𝑈2 − 𝑈1 = 0 ⇔ 𝑈2 = 𝑈1 : Nội năng của hệ cô lập
luôn luôn được bảo toàn.
c) Công A:
2

A   PdV
1

Một số quá trình thường gặp:
- Quá trình đẳng tích: 𝑉 = 𝑐𝑜𝑛𝑠𝑡 𝑛ê𝑛 𝐴 = 0
- Quá trình đẳng áp: P=const nên A= P. (V2 – V1)= P. ∆𝑉
Trong trường hợp:
- Nếu hệ ngưng tụ: ∆V=0, A=0
- QT xảy ra ở hệ khí lý tưởng và T=const : T = const thì từ PV=nRT
A=P∆V=∆nRT
- QT đẳng nhiệt xảy ra trong hệ khí lý tưởng: T=const, P1V1=P2V2
V2

A   PdV 
V1

V2

nRT
V2
P1
dV  nRT ln
 nRT ln
V
V1
P2
V1



- Quá trình đun nóng hay làm lạnh đẳng áp n mol khí lý tưởng:
A=P∆V=∆nRT
II. Nhiệt đẳng tích, nhiệt đẳng áp:
a) Nội năng và nhiệt đẳng tích:
- Ở điều kiện đẳng tích (V=const, ∆V=0): QV = ∆U + P∆V = ∆U
→ Ở điều kiện đẳng tích, nhiệt cung cấp cho hệ chỉ dùng để tăng nội
năng của hệ.
→ Qv là hiệu ứng nhiệt đẳng tích.
b) Entanpi và nhiệt đẳng áp:
- Ở điều kiện đẳng áp (p=const)
1

HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

Qp = U + PV = (U2-U1) + P(V2-V1) = (U2 + PV2) – (U1 + PV1).
Đặt H=U+PV, enthalpy, là hàm số trạng thái, kJ/mol hay kcal/mol.
Qp = H2- H1 = H
H = U + P V
Hiệu ứng nhiệt ở điều kiện đẳng áp chính là sự biến đổi enthalpy,
hay gọi tắt là Hiệu ứng nhiệt.
- Biến thiên entanpi phản ứng bằng tổng entanpi sản phẩm trừ tổng
entanpi tác chất (có lưu ý hệ số hợp thức của phương trình phản ứng).
Nó đúng bằng hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học.
ΔH = Hsp - Htc = Qp
d) Quan hệ giữa ∆U và ∆H:
- Trong các phản ứng chỉ có chất lỏng và chất rắn tham gia hoặc
phản ứng xảy ra ở trạng thái dung dịch thì ∆V có giá trị không đáng
kể.
 Do đó, khi quá trình này được thực hiện ở áp suất thấp (áp suất khí
quyển) thì P∆V ≈ 0 nên ∆H ≈ ∆U.
- Trong các phản ứng có sự tham gia của pha khí, giả sử khí lý tưởng:
PV = nRT
∆ P∆V =∆n.RT (Điều kiện đẳng nhiệt , đẳng áp).
Nên: ∆H = ∆U +∆n.RT
Với: ∆n = ∑n khí (sản phẩm) -∑n khí (chất khí)
Nếu n=0, nhiệt đẳng áp = nhiệt đẳng tích
e) Hiệu ứng nhiệt:
-Phản ứng tỏa nhiệt là phản ứng nhường năng lượng cho môi trường
dưới dạng n hiệt (∆U < 0 hay ∆H < 0).
- Phản ứng thu nhiệt là phản ứng nhận năng lượng của môi trường
dưới dạng nhiệt (∆U > 0 hay ∆H > 0).

III. Nhiệt tạo thành ( sinh nhiệt) :
- Nhiệt tạo thành: là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành 1 mol chất
đó từ các đơn chất ở trạng thái tự do bền vững. Ở điều kiện tiêu chuẩn
(25°C,1atm) gọi là Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn.
- Enthalpy tiêu chuẩn, H0298tt, là enthalpy đo ở 25oC, 1atm. (H0298tt
hay H0298 f)
- Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn của các đơn chất bền bằng 0.
Ví dụ: Cl2 khí, Br2 lỏng, I2 rắn, C graphit, S tà phương ,P đỏ...)
- Nhiệt tạo thành của các chất có giá trị càng âm thì càng bền.
IV. Nhiệt đốt cháy:
- Nhiệt đốt cháy tiêu chuẩn của một chất (H0298 đc hay H0298 b ) là
2


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt cháy 1 mol chất đó bằng oxy vừa đủ
để tạo thành các chất bền vững nhất ở điều kiện tiêu chuẩn (250C, 1
atm).
- Đối với các chất hữu cơ, nhiệt đốt cháy là hiệu ứng nhiệt của phản
ứng đốt cháy 1 mol chất hữu cơ bằng oxy vừa đủ tạo thành khí CO2,
nước (lỏng) và một số sản phẩm khác ( N2 , X2, HX...)
V. Định luật Hess và hệ quả:
a) Định luật: Hiệu ứng nhiệt của quá trình hóa học chỉ phụ thuộc vào
bản chất và trạng thái của các chất tham gia phản ứng và sản phẩm
cuối chứ không phụ thuộc vào đường đi của quá trình.
(Nghĩa là hiệu ứng nhiệt không phụ thuộc vào số và đặc điểm của các
giai đoạn trung gian).

H = H1 + H2 = H3 + H4 + H5

b) Hệ quả:
1. Tính hiệu ứng nhiệt dựa vào Nhiệt tạo thành:
- Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt tạo thành của các sản
phẩm trừ đi tổng nhiệt tạo thành của các chất ban đầu.
VD: Xét phản ứng:
aA + bB = cC + dD
H1 H2 H3 H4 (nhiệt tạo thành)
Hpu = cH3 + dH4 – (aH1 + bH2)
2. Tính hiệu ứng nhiệt dựa vào Nhiệt đốt cháy:
- Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt đốt cháy của các chất
đầu trừ đi tổng nhiệt đốt cháy của các sản phẩm.
VD: Xét phản ứng đốt cháy:
aA + bB = cC + dD
H1 H2 H3 H4 (nhiệt đốt cháy)
Hpu = aH1 + bH2 –(cH3 + dH4)
VI. Entropi
 Nếu quá trình TN : S = QTN/T
 Nếu quá trình bất TN: S > QBTN/T, (T là nhiệt độ tại đó có xảy
ra sự trao đổi nhiệt)

3


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

Tổng quát:
 Entropy là hàm trạng thái:
S = S2 – S1 = SC – SĐ
 Đơn vị tính của S: j/(mol×độ), cal/(mol×độ)
 Nếu hệ là cô lập: Q = 0 => ΔS ≥ 0 .

 Nghĩa là đối với hệ cô lập:
 Quá trình thuận nghịch, ΔS = 0
 Quá trình bất thuận nghịch: ΔS > 0.
 Trong hệ cô lập, quá trình tự xảy ra là quá trình kèm theo
sự tăng entropy.
* Các tính chất của Entropy:
 Hệ càng phức tạp, phân tử càng phức tạp, thì entropy càng lớn.
 Ví dụ : S0298(O) < S0298(O2) < S0298(O3)
S0298(NO) < S0298(NO2)
 Đối với cùng 1 chất, thì các trạng thái rắn, lỏng, khí, entropy
của nó có giá trị khác nhau và tăng dần lên.
 Ví dụ: S của nước đá, nước lỏng, hơi nước lần lượt là: 41,31;
63,31; 185,60 j/(mol×độ).
S(rắn) < S(lỏng) < S(khí)
 Nhiệt độ và áp suất có ảnh hưởng lớn đến entropy: nhiệt độ tăng
làm tăng entropy, áp suất tăng làm giảm entropy. (do sự thay
đổi độ hỗn loạn).
S 

QV U

T
T

* Xác định độ biến đổi entropy của các quá trình hóa học
 Với phản ứng hóa học:  V>0   S>0
khi S<0  V<0
 Sự thay đổi entropy:
S = Ssản phẩm - Stác chất
 Xét phản ứng:

aA + bB = cC + dD
SA SB SC SD
Spu = cSC + dSD – (aSA + bSB)
 Dấu hiệu nhận ra Entropi tăng hay giảm dựa vào ∆𝑉.
VII. Thế đẳng áp:
G = H – TS (kj/mol, kcal/mol)
- Độ biến thiên thế đẳng áp khi hệ chuyển từ trạng thái đầu (G1) sang
trạng thái cuối (G2); T, P=const:
∆G =G2-G1
4


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

- ∆G tỷ lệ thuận với lượng chất phản ứng
- Độ thay đổi G (T=const, P=const) được xác định:
G = H – TS
được gọi là phương trình cơ bản của nhiệt động hóa học.
- Tính ∆𝐺:
Xét phản ứng:
Aa + bB = cC + dD
G0A G0B G0C G0D
G0pư = cG0C + dG0D – (aG0A + bG0B)
Xét một phản ứng hóa học
- G < 0 phản ứng xảy ra tự phát tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo
chiều thuận (đối với phản ứng thuận nghịch).
- G > 0 phản ứng không xảy ra tại nhiệt độ khảo sát hoặc xảy ra theo chiều
ngược lại (đối với phản ứng thuận nghịch).
- G = 0 phản ứng đạt cân bằng.

*Tác động của các yếu tố enthanpy và entropylên chiều hướng diễn
biến của một phản ứng

NHỮNG CÔNG THỨC CÓ TRONG BẢNG PHỤ LỤC ĐỀ THI (1)
1) Ho = Hott,sản phẩm Hott,tác chất
2) Ho = Hođc,tác chấtHođc,sảnphẩm
3) Ho = Uo + RTn
4) So= Sosản phẩmSotác chất
5) Go = Ho TSo

BÀI TẬP MINH HỌA
Ví dụ 1: Ở 1 atm, 25 C có phản ứng. H2(k) + 1/2O2(k) = H2O(k)
Xác định U, biết H = -58.1 kcal/mol
Bài giải:
H = U + pV U = H – nRT.
0

5


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

n = 1 – (1 + ½) = -1/2
 U = -(58.1*1000) + [½*1.987 *(25+273)] (kcal/mol)
Ví dụ 2: Xác định hiệu ứng nhiệt của pư:
C (gr) + ½O2(k) → CO (k), H0298 (1)= ?
Biết:
C(graphit) + O2(k) → CO2(k), H0298= -393,5 kJ (2)
CO(k) + ½O2(k) → CO2(k), H0298= -283,0 kJ (3)
Giải:

 H0298 tt CO(k) = -393,5 -(- 283,0) = -110,5 kJ/mol
Ví dụ 3: Tính G0 ở 298 và 1000K của phản ứng:
C (gr) + H2O (k)  CO (k) + H2 (k)

H0298 = -131.3 kJ
S0298 = 133.67 J
 G0298 =H0298 -T S0298 = -131.3 –(298)x0.13367= 91.466 kJ
 G01000=H0298 -T S0298 = -131.3 –(1000)x0.13367= -2.37 kJ
Ví dụ 4: Cho phản ứng sau tại 25oC:
C2H2 (k) + 2H2O (l)↔CH3COOH (l)
226,91
- 286,04
- 487,37
phản ứng trên bằng – 50,32 kJ
Tính ∆H , ∆U , ∆S , KP của phản ứng trên ở 25oC?
Giải:
∆Ho = -142,2 kJ, ∆Uo = ∆Ho = -142,2 kJ
∆Go = ∆Ho – T.∆So → ∆So = - 308,3 J/oK
∆Go = - RTlnKp → KP = 6,61.108
∆Ho298, tt (kJ/mol)
Cho biết: ∆Go298 của
o
o
o

6

+ H2 (k)
0

HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

CHƯƠNG 4: ĐỘNG HÓA HỌC
I. Bậc phản ứng:
- Bậc phản ứng v = k[A]p[B]q (bậc phản ứng bằng p+q) được xác định từ thực
nghiệm. Nếu tổng số mũ đó là 1, 2, 3,..thì bậc phản ứng đó tương ứng được xác
định là phản ứng bậc 1, bậc 2, bậc 3, …
II. Tốc độ phản ứng:
- Đối với phản ứng tổng quát: aA + bB = eE + dD
Ta có vận tốc tức thời của phản ứng là : V  

dCA
dC
dC
dC
 B  E  D
a.dt
b.dt
e.dt
e.dt

- Tóm lại:
+ Đối với phản ứng tổng quát:
aA + bB = cC + dD
v = k [A]m[B]n

ta có :

4.4

Phương trình 4.4 (rút ra từ thực nghiệm) được gọi là phương trình tốc độ phản
ứng hay phương trình động học.
Các giá trị n, m được xác định bằng thực nghiệm.
Bậc phản ứng = m + n
+ Đối với phản ứng đơn giản: n, m trùng với hệ số a, b trong phương trình hóa học.
III. Phản ứng bậc 1 :
Xét phản ứng đơn giản đồng thể : aA  sản phẩm
Từ biểu thức vận tốc phản ứng bậc nhất ta có:
𝑣 = 𝑘[𝐴]
Mặt khác: 𝑣 = −
Suy ra

ln[A] – ln[A]0 = -akt

(1)
1 𝑑[𝐴]
𝑎 𝑑𝑡

(2)

Hay 𝑘 =

1
𝑎𝑡

𝑙𝑛

[𝐴]0
[𝐴]

Hằng số vận tốc lúc này có thứ nguyên không phụ thuộc vào nồng độ
Khi [A] = ½[A]0 lúc đó t = t1/2 : gọi là chu kỳ bán hủy
𝑡1/2 =

1
[𝐴]0
1
0,693
𝑙𝑛
=
𝑙𝑛2 =
𝑎𝑘 [𝐴]0 𝑎𝑘
𝑎𝑘
2

t1/2 : còn gọi là thời gian nửa phản ứng. Thời gian nửa phản ứng của phản ứng bậc
nhất không phụ thuộc vào nồng độ và tỷ lệ nghịch với hằng số tốc độ phản ứng.

7


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

IV. Phản ứng bậc 2 :
Xét phản ứng bậc 2 đơn giản đồng thể có dạng aA  sản phẩm
𝑣 = 𝑘[𝐴]2

(1)

Mặt khác: 𝑣 = −

1 𝑑[𝐴]

𝑑[𝐴]

Kết hợp (1) và (2): suy ra

(2)

𝑎 𝑑𝑡

[𝐴]2

= −𝑎𝑘𝑑𝑡
𝑡

[𝐴] 𝑑[𝐴]

Lấy tích phân xác định hai vế : ∫0 𝑎𝑘𝑑𝑡 = − ∫[𝐴]

0 [𝐴]2

với [A]0 là nồng độ ban

đầu của A
1

Suy ra : 𝑎𝑘𝑡 = ([𝐴] −
Hay 𝑘 =

1
𝑎𝑡

1

([𝐴] −

1
[𝐴]0

1
[𝐴]0

)

)

Thứ nguyên của hằng số vận tốc k của phản ứng bậc hai phụ thuọcc vào đơn vị
biểu thị nồng độ, nó có thứ nguyên nghịch đảo thời gian.
Giả sử sau thời gian t = t1/2, thì A phản ứng hết một nửa lượng chất, [A] = [A]0/2
ta có:

𝑡1/2 =

1
𝑎𝑘.[𝐴]0

Thời gian nửa phản ứng của phản ứng bậc hai tỷ lệ nghịch với nồng độ đầu.
V. Qui tắc Van’t Hoff

Sự tăng nhiệt độ trong đa số các trường hợp đều làm tăng vận tốc phản ứng.
Từ kết quả nghiên cứu một số lượng lớn phản ứng, Van’t Hoff đã rút ra quy tắc
kinh nghiệm sau:
Nếu nhiệt độ phản ứng tăng thêm 10oC thì vận tốc của đa số phản ứng sẽ tăng
2 – 4 lần. Số lần tăng này được gọi là hệ số nhiệt độ của tốc độ phản ứng


kT 10
 24
kT

Tổng quát:  n 

kT  n.10
 (2  4)n
kT

Quy tắc kinh nghiệm Vant Hoff được biểu diễn bằng công thức sau :
v2  v1.

T2 T1
10

(4. 5)

trong đó : v1 và v2 là vận tốc phản ứng tương ứng với nhiệt độ T1 và T2.
 - chỉ số nhiệt độ (hệ số Van’t Hoff).
Qui tắc này chỉ đúng trong khoảng nhiệt độ không lớn.
8

HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

CHƯƠNG 5: CÂN BẰNG HÓA HỌC
I. Hằng số cân bằng
a) Hằng số cân bằng mol (KC)
aA + bB  cC + dD
[𝐶]𝑐 [𝐷]𝑑
𝐾𝑐 =
[𝐴]𝑎 [𝐵]𝑏
KC : hằng số cân bằng theo nồng độ.
[A], [B], [C], [D] nồng độ các chất khi hệ đạt trạng thái cân bằng.
b) Hằng số cân bằng áp suất riêng KP
𝑃𝐶𝑐 . 𝑃𝐷𝑑
𝐾𝑝 = 𝑎 𝑏
𝑃𝐴 . 𝑃𝐵
KP : hằng số cân bằng theo áp suất.
PA, PB, PC, PD, áp suất riêng phần của các chất khí tại thời điểm cân
bằng.
 Mối liên hệ giữa Kp và Kc
Đối với khí lý tưởng, từ PV = nRT và 𝐶 =

𝑛
𝑉

(𝐶: 𝑙à 𝑛ồ𝑛𝑔 độ)

Ta có: P = CRT
𝑃𝐶𝑐 . 𝑃𝐷𝑑 [𝐶]𝑐 (𝑅𝑇)𝑐 [𝐷]𝑑 (𝑅𝑇)𝑑
𝐾𝑝 = 𝑎 𝑏 =

= 𝐾𝑐 (𝑅𝑇)[(𝑐+𝑑)− (𝑎+𝑏)]
𝑎
𝑎
𝑏
𝑏
[𝐴] (𝑅𝑇) [𝐵] (𝑅𝑇)
𝑃𝐴 . 𝑃𝐵
Hay

𝑲𝒑 = 𝑲𝒄 (𝑹𝑻)𝜟𝒏

Δn = (c + d) – (a + b): biến thiên số mol khí của phản ứng
Lưu ý: R = 0,082 (L.atm/mol.K)
c) Hằng số cân bằng phân số mol (Kx)
- Phân số mol hay nồng độ phần mol của một chất A trong hỗn hợp là
tỷ số giữa số mol chất A với tổng số mol các chất có trong hỗn hợp.
𝒙𝒊 =

𝒏𝒊
𝑷𝒊
=
⅀𝒏𝒊 𝑷

Pi: áp suất riêng phần của từng chất khí
P: Áp suất toàn phần của hệ.

9


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

𝑥𝐶𝑐 𝑥𝐷𝑑
𝐾𝑥 = 𝑎 𝑏
𝑥𝐴 𝑥𝐵
xi: phần số mol của từng chất ở thời điểm cân bằng
 Mối liên hệ giữa Kx và KP
𝑃
𝑃
( 𝐶 )𝑐 ( 𝐷 )𝑑
𝑥𝐶𝑐 𝑥𝐷𝑑
𝑃 = 𝐾 (𝑃)[(𝑎+𝑏)− (𝑐+𝑑)]
𝐾𝑥 = 𝑎 𝑏 = 𝑃
𝑃
𝑃
𝑃
𝑥𝐴 𝑥𝐵
( 𝐴 )𝑎 ( 𝐵 )𝑏
𝑃
𝑃
𝑲𝒑 = 𝑲𝒙 (𝑷)𝜟𝒏
Δn = (c + d) – (a + b): biến thiên số mol khí của phản ứng
II. Phương trình cân bằng và hằng số cân bằng
 PT cân bằng : N2O4 (k)  2 NO2 (k)

𝐾𝐶 =

[𝑁𝑂2 ]2
[𝑁2 𝑂4 ]

Có thể biểu diễn hệ cân bằng trên ngược lại bằng phường trình:

2 NO2 (k)  N2O4 (k)

𝐾′𝐶 =

[𝑁𝑂4 ]
[𝑁𝑂2

=

]2

1
𝐾𝐶

→Giá trị K phụ thuộc vào cách viết phương trình.
 Giá trị K phụ thuộc vào cách cân bằng phương trình:
N2O4 (k)  2 NO2 (k)

𝐾𝐶 =

[𝑁𝑂2 ]2
[𝑁2 𝑂4 ]

½ N2O4 (k)  NO2 (k)

𝐾′𝐶 =

2 N2O4 (k)  4NO2 (k)

𝐾′′𝐶 =

[𝑁𝑂2 ]
[𝑁2 𝑂4 ]1/2

[𝑁𝑂2 ]4
[𝑁2 𝑂4 ]2

→ 𝐾′𝑐 = √𝐾𝐶

→ 𝐾′′𝐶 = 𝐾𝐶2

III. Mối liên hệ giữa KP và ΔG0
Dựa vào nguyên lý 2 của nhiệt động lực học người ta đã thiết lập được
biểu thức sau đây cho phản ứng trong pha khí:
aA + bB  cC + dD
0

ΔG = ΔG + RTln

10

PCc PDd
PAa PBb


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

PA, PB, PC, PD là áp suất riêng phần của các chất A, B, C, D ở điều kiện
bất kỳ.
- Khi phản ứng đạt cân bằng: ΔG = 0

Ta có: ΔG0 = − RTln

PcC Pd
D

PaA Pb
B

Ở đây PA, PB, PC, PD là áp suất riêng phần của các chất A, B, C, D lúc
cân bằng.
Vậy ΔG0 = - RTlnKp (Phương trình đẳng nhiệt Vant’Hoff)
ΔG0
lnK P = −
RT

Lưu ý: Tùy theo đơn vị của ΔG mà chọn giá trị R tương ứng
+ ΔG (kj/mol) cần chọn R=8,314 (J.mol-1.K-1).
+ ΔG (kcal/mol) cần chọn R=1,987 (cal.mol-1.K-1).
Như vây:
- Nếu Go < 0 thì KP > 1. Nếu Go càng âm thì KP càng lớn, tức là
phản ứng xảy ra hoàn toàn, lúc cân bằng nồng độ sản phẩm càng lớn.
- Nếu Go > 0 thì KP < 1. Nếu Go càng lớn thì KP càng nhỏ, nồng độ
sản phẩn càng ít.
Từ hệ thức trên ta cũng thấy mối liên hệ giữa KP và nhiệt độ.
Go = Ho - TSo
Go = - RTlnKP
Ta có :

- RTlnKP = Ho - TSo
 o S o

ln K P  

RT
R

lnKP là hàm bậc nhất của
K P1

và

K P2

1
T

. Ở 2 nhiệt độ T1 và T2, ta có tương ứng

, với
H o  1 1 
ln K P1  ln K P2  
  
R  T1 T2 

11


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

Hay

K1
H o  1 1 
ln

  
K2
R  T1 T2 

Với hệ thức này có thể tính KP ở bất kỳ nhiệt độ nào nếu biết hằng số
KP ở một nhiệt độ khác. Và nếu biết

K P1

và

K P2

ở T1 và T2 ta có thể tính

được Ho của phản ứng.
* Đối với phản ứng xảy ra trong dung dịch:
[C]c [D]d
ΔG = ΔG + RTln a b
[A] [B]
0

Khi phản ứng đạt cân bằng ta cũng có:
𝛥𝐺 0
𝑙𝑛𝐾𝑐 = −
𝑅𝑇

ΔG0 = − RTln

[C]c [D]d
[A]a [B]b

= -RTlnKc

Hay:
Lưu ý: công thức liên hệ giữa Go và hằng số Kc chỉ áp dụng khi n =
0 (không có sự biến thiên số mol khí) hoặc phản ứng xảy ra trong dung
dịch.
IV. Dựa vào hằng số cân bằng để dự đoán chiều diễn tiến của phản
ứng
Chỉ số phản ứng (Q)
aA + bB  cC + dD
Đặt Q =

[C]c [D]d
[A]a [B]b

[A], [B], [C], [D] là nồng độ các chất ở thời điểm bất kỳ. Đối với
phản ứng trong pha khí có thể thay nồng độ bằng áp suất riêng phần.
• Có thể xem như chỉ số phản ứng Q là thước đo quá trình phản
ứng.
G = Go + RTlnQ = RTlnK + RTlnQ
Hay

G = RTln

12

Q
K cb


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

Các phản ứng thuận nghịch luôn có xu thế đạt trạng thái cân bằng,
do đó:
• Khi Q < Kcb  Q/Kcb < 1 

G < 0

phản ứng thuận chiếm

ưu thế đến khi hệ đạt cân bằng.
• Khi Q > Kcb  Q/Kcb > 1  G > 0

phản ứng nghịch chiếm

ưu thế đến khi hệ đạt cân bằng.
• Khi Q = Kcb  G = 0

hệ đạt trạng thái cân bằng.

V. Sự chuyển dịch cân bằng
Nguyên lý Le Chatelier:
“Với một hệ đang ở trạng thái cân bằng, nếu ta thay đổi bất kỳ
một yếu tố xác định điều kiện cân bằng (áp suất, nồng độ, nhiệt độ) thì

cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều chống lại sự thay đổi đó”.
VI. Ảnh hưởng của nồng độ
Khi thêm một lượng tác chất hoặc sản phẩm vào hệ cân bằng thì chỉ
số phản ứng Q sẽ thay đổi và khác Kcb, hệ không còn cân bằng nữa.
G = RTln

Q
K cb

Từ biểu thức trên ta thấy:
- Nếu thêm sản phẩm vào hệ thì Q > K  ΔG > 0  phản ứng nghịch
chiếm ưu thế và cân bằng chuyển dịch về phía tạo thành các tác chất cho
đến khi hệ đạt đến trạng thái cân bằng trở lại.
- Và ngược lại khi thêm tác chất Q < K  ΔG < 0  phản ứng thuận
chiếm ưu thế và cân bằng chuyển dịch về phía chiều thuận tạo thành các
sản phẩm cho đến khi hệ đạt đến trạng thái cân bằng trở lại.
Như vậy, “Khi thêm một lượng tác chất hoặc sản phẩm vào hệ
cân bằng, cân bằng sẽ chuyển dịch theo hướng tiêu thụ bớt chất thêm
đó”.
VII. Ảnh hưởng của áp suất
Sự thay đổi áp suất không ảnh hưởng nhiều đối với nồng độ chất
rắn và chất lỏng, nhưng rất có ý nghĩa đối với chất khí.
13


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

Xét phản ứng thuận nghịch của các chất khí:
2A(k) +

B(k) ↔

C(k) +

3D(k)

vt = kt [A]2[[B]
vn = kn [C][[D]3
Nếu sau khi phản ứng đạt cân bằng, chúng ta tăng áp suất của hệ
lên hai lần, bằng cách giảm thể tích của hệ xuống 2 lần thì cân bằng sẽ
thay đổi như thế nào?
Để trả lời câu hỏi đặt ra cần phải xét tốc độ phản ứng thuận và
nghịch.
Áp suất và nồng độ có mối liên hệ với nhau qua phương trình
trạng thái khí lý tưởng :
PV = nRT

hay

𝑃=

𝑛
𝑉

𝑅𝑇

và 𝐶 =

𝑛
𝑉

Ở một nhiệt độ xác định, nếu tăng áp suất của hệ lên hai lần bằng
cách giảm thể tích của hệ 2 lần thì nồng độ các chất có trong hệ đều tăng
2 lần. Do đó:
v’t = kt. 4[A]2.2[[B] = 8 kt [A]2[[B] = 8vt
v’n = kn. 2[C].8[[D]3 = 16kn [C][[D]3 = 16vn
Như vậy, khi tăng áp suất của hệ lên hai lần thì tốc độ phản ứng
nghịch tăng lên gấp 2 lần phản ứng thuận. như vậy cân bằng dịch chuyển
theo chiều nghịch là chiều có số phân tử khí ít hơn. Vậy khi tăng áp
suất, cân bằng dịch chuyển về phía làm giảm số phân tử khí.
Tóm lại: - Đối với hệ có sự khác nhau về số mol khí ở hai vế
của phương trình hóa học. Khi tăng áp suất của hệ của hệ cân bằng,
cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều giảm số phân tử khí và ngược lại.
Đối với hệ không có sự khác nhau về số mol khí ở hai vế của

-

phương trình hóa học thì việc tăng hay giảm áp suất không ảnh hưởng
đến sự chuyển dịch cân bằng.
VIII. Ảnh hưởng của nhiệt độ
Quan hệ giữa entanpi và hằng số cân bằng được biểu thị qua công
thức:
14


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

ln K P  

 o S o


RT
R

Từ biểu thức trên ta nhận thấy:
- Khi ∆H > 0 (phản ứng thu nhiệt – nhiệt được hấp thụ khi phản ứng
xảy ra theo chiều thuận), khi nhiệt độ tăng, thì hằng số K tăng. Có nghĩa
là cân bằng dịch chuyển theo chiều thuận (chiều hấp thụ nhiệt).
- Với ∆H < 0 (phản ứng toả nhiệt – nhiệt tỏa ra môi trường khi phản
ứng xảy ra theo chiều thuận), khi nhiệt độ tăng thì K sẽ giảm. Có nghĩa
là cân bằng dịch chuyển theo chiều nghịch (chiều hấp thụ nhiệt).
Tóm lại: Khi nhiệt độ của một hệ cân bằng tăng, cân bằng sẽ chuyển
dịch theo chiều hấp thu nhiệt. Khi nhiệt độ của hệ giảm, cân bằng sẽ
chuyển dịch theo chiều tỏa nhiệt”.
NHỮNG CÔNG THỨC CÓ TRONG BẢNG PHỤ LỤC ĐỀ THI (2)
6) Đối với phản ứng bậc 0
1

𝑘 = 𝑡 (𝐶𝑜 − 𝐶)
7) Đối với phản ứng bậc 1:
1
𝑡

𝐶
𝐶

𝑘 = (𝑙𝑛 𝑜)
8) Đối với phản ứng bậc 2 có nồng độ ban đầu các tác chất bằng nhau:
1 1 1
𝑘= ( − )

𝑡 𝐶 𝐶𝑜
9) Qui tắc thực nghiệm Vant’ Hoff
𝑇2−𝑇1
𝑣2 𝑘 𝑇2
=
= 𝛾 10
𝑣1 𝑘 𝑇1

10)Phương trình Arrhenius:
𝑙𝑛𝑘 =

−𝐸𝑎∗
+ 𝑙𝑛𝐴
𝑅𝑇

11) KP = KC (RT)n = KX (P)Δn

BÀI TẬP MINH HỌA
0

Ví dụ 1: Ở 375 C, xét phản ứng thuận nghịch sau:
-4

N (k) + 3H (k) ⇄ 2NH (k) , K = 4,3.10
2

2

3

p

Nồng độ ban đầu của N (k) và H (k) lần lượt là =1, 3 mol/L. Xác định nồng độ các
2

2

chất ở trạng thái cân bằng ?

Bài làm:
15


HÓA ĐẠI CƯƠNG A1

Ví dụ 2: Ở 472oC, hỗn hợp tại cân bằng của phản ứng dưới đây có
0.1207M H2, 0.0402M N2 và 0.0272M NH3. Tính hằng số cân bằng Kc
và Kp.
N (k) + 3H (k) ⇌ 2NH (k)
2

2

3

Bài giải:
2

3

K = [NH ] /([N ].[H ] )
C

3

2

2

Để tính K , sử dụng biểu thức: K = K (RT)
P

p

Hết

16

C

n