SKKN: BD HSG phần lý thuyết phản ứng hóa học

SỞ GIÁO DỤC VÀ ĐÀO TẠO LÀO CAI
TRƯỜNG THPT SỐ 1 TP LÀO CAI

Sáng kiến kinh nghiệm:
Nâng cao chất lượng bồi dưỡng HSG môn Hóa học:
Lý thuyết về phản ứng hóa học.

Giáo viên: Vương Quang Trọng
Đơn vị: Tổ Hóa – Sinh, Trường THPT số 1 TP Lào Cai


NĂM HỌC 2015-2016


MỤC LỤC

I. ĐẶT VẤN ĐỀ
Trong nội dung chương trình Hóa học THPT, phần kiến thức lý thuyết về phản ứng
hóa học bao gồm: Nhiệt phản ứng; Tốc độ phản ứng; Cân bằng hóa học còn ở mức độ
giới thiệu sơ lược nhằm giúp HS nắm được một số khái niệm cơ bản. Một số phần như
hiệu ứng nhiệt của phản ứng chưa được nhắc đến nhiều.
Trong cấu trúc đề thi HSG quốc gia cũng như thi HSG cấp tỉnh, phần bài tập về lý
thuyết các phản ứng hóa học thường chiếm 3,5/20 điểm. Trong quá trình ôn tập, HS
cũng như GV tham gia giảng dạy còn ít tư liệu lý thuyết cũng như bài tập áp dụng phần
này, nên việc giảng dạy và học tập nội dung này còn gặp ít nhiều khó khăn.
3


Nhằm mục đích bồi dưỡng chuyên môn cũng như tạo nguồn tư liệu tham khảo cho
các đồng nghiệp và các em HS, tôi đã lựa chọn nội dung sáng kiến kinh nghiệm: Nâng
cao chất lượng bồi dưỡng HSG môn Hóa học: lý thuyết về các phản ứng hóa học. Nội

dung sáng kiến này được tôi tổng hợp từ thực tế giảng dạy chuyên đề này qua các năm
tham gia bồi dưỡng đội tuyển thi HSG môn Hóa học của nhà trường.
Nội dung sáng kiến này bao gồm cơ sở lý thuyết, các ví dụ và bài tập áp dụng về các
nội dung: Nhiệt phản ứng; Tốc độ phản ứng; Cân bằng hóa học. Sáng kiến cũng đánh
giá hiệu quả áp dụng trong năm học 2014-2015.
II. GIẢI QUYẾT VẤN ĐỀ
II.1. Cơ sở lý luận
II.1.1. Nhiệt của phản ứng
II.1.1.1. Nhiệt phản ứng:
− Xét một hệ kín trong đó xảy ra phản ứng: aA + bB → cC + dD
Nhiệt phản ứng của phản ứng này là lượng nhiệt trao đổi với môi trường khi phản ứng
xảy ra ở T = const. Nếu phản ứng thực hiện ở P = const thì nhiệt phản ứng được gọi là
nhiệt phản ứng đẳng áp Qp = ∆H.
− Phản ứng nhường nhiệt lượng cho môi trường được gọi là phản ứng toả nhiệt, khi đó ∆H =
Qp < 0.
Phản ứng nhận nhiệt lượng của môi trường được gọi là phản ứng thu nhiệt, khi đó ∆H = Qp
> 0.
(nếu Qp được tính bằng jun thì R = 8,314 K

−1

. mol

−1

)

− Nhiệt sinh chuẩn của một chất: là nhiệt phản ứng tạo thành 1 mol chất đó từ các đơn
chất bền. (chất phản ứng và sản phẩm đều nguyên chất ở 298K và 1atm)
Ví dụ: C (r) + O2 (k) → CO2 (k) có ∆H

thì nhiệt sinh chuẩn của CO2 là ∆H

0
298,s

0
298,s

= −292,51 kJ.mol

= − 292,51 kJ. mol

−1

. khi p

CO2

O2

= p = 1atm

−1

.

Suy ra, nhiệt sinh chuẩn của đơn chất bền bằng 0
− Nhiệt cháy chuẩn của một chất: là nhiệt phản ứng đốt cháy hoàn toàn 1 mol chất đó
bằng oxi tạo ra các oxit bền với số oxi hoá cao nhất của các nguyên tố.
4

(chất phản ứng và sản phẩm đều nguyên chất ở 298K và 1atm)
Ví dụ: CH4 (k) + 2 O2 (k) → CO2 (k) + 2 H2O (l) có ∆H
khi p

CH 4

=p

CO2

O2

0
298,c

= − 890,34 kJ. mol

= p = 1atm thì nhiệt cháy chuẩn của CH 4 là ∆H

0
298,c

−1

.

= − 890,34 kJ.

−1
mol .
II.1.1.2. Định luật Hees:
a) Phát biểu: Nhiệt phản ứng (được thực hiện ở thể tích không đổi hoặc áp suất không
đổi và không thực hiện công nào khác ngoài công cơ học) chỉ phụ thuộc vào trạng thái
đầu (các chất phản ứng) và trạng thái cuối (các sản phẩm phản ứng), không phụ thuộc
vào các trạng thái trung gian.
tr¹ng th¸i ®Çu
C (r)

+

H

O2 (k)

H1

tr¹ng th¸i cuèi
CO2 (k)
H2

CO (k) +

1
2

O2 (k)

Ví dụ:

Có thể chuyển từ trạng thái đầu đến trạng thái cuối bằng hai con đường:
− Tác dụng trực tiếp C với O2 thành CO2
− Chuyển C thành CO rồi tiếp tục thành CO2
Theo định luật Hees: ∆H = ∆H1 + ∆H2.
Sơ đồ trên được gọi là chu trình nhiệt động (Born - Haber) được xây dựng để tính
năng lượng mạng lưới ion.
b) Các hệ quả của định luật Hees:
− Hiệu ứng nhiệt của phản ứng thuận bằng hiệu ứng nhiệt của phản ứng nghịch nhưng
ngược dấu
5


− Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt sinh của các sản phẩm trừ đi tổng nhiệt
sinh của các chất phản ứng.
Ví dụ: CH4 (k) + 2 O2 (k) → CO2 (k) + 2 H2O (l)
∆H

0
298

= ∆H

0
298,s

(CO2) + 2∆H

0
298,s

(H2O) − ∆H

0
298,s

(CH4)

− Hiệu ứng nhiệt của phản ứng bằng tổng nhiệt cháy của các chất phản ứng trừ đi tổng
nhiệt cháy của các sản phẩm.
Ví dụ: C2H2 (k) + 2 H2 (k) → C2H6 (k)
∆H

0
298

= ∆H

0
298,c

(C2H2) + 2∆H

0
298,c

(H2) − ∆H

0
298,c

(C2H6)

II.1.1.3. Cách tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng:
Cách 1: Tính dựa trên hệ quả của định luật Hess
Cách 2: Tính dựa vào Năng lượng liên kết
a) Năng lượng liên kết là năng lượng cần thiết để phá vỡ một liên kết trong phân tử.
Năng lượng liên kết càng lớn thì liên kết càng bền
− Đối với phân tử hai nguyên tử, năng lượng liên kết ứng với quá trình:
AB(k,cb) → A(k,cb) + B(k,cb)
Ví dụ:

HCl(k,cb) → H(k,cb) + Cl(k,cb)

EA – B > 0
EA – B = 239 kJ. mol

−1

.

− Đối với phân tử nhiều nguyên tử (như CH 4) người ta dùng khái niệm năng lượng liên
kết trung bình:

CH4(k,cb) → C(k,cb) + 4H(k,cb)

Từ đó: EC – H =

1
4

∆H = 416 kJ. mol

∆H = 4EC – H

−1

.

Khi tính: + Tính cụ thể từng loại liên kết và tổng năng lượng của các liên kết
+ Năng lượng cần thiết để phá vỡ các liên kết của chất phản ứng là năng
lượng cần tiêu tốn nên kết quả mang dấu +
Năng lượng khi hình thành các liên kết của chất sản phẩm là năng lượng cần toả ra
nên kết quả mang dấu −
+ Tổng hai trị số trên là nhiệt của phản ứng

6


Ví dụ: Từ thực nghiệm thu được trị số trung bình

∆

H (theo Kcal.mol-1) phân ly từng

liên kết ở 250C như sau:
Liên kết
∆

H–H

104

O–O
33

O–H
111

C–H
99

C–O
84

H
Hãy so sánh độ bền liên kết của các chất trong sự đồng phân hóa:
CH3CH2OH (hơi)

→

C–C
83

CH3-O-CH3 (hơi)

* CH3CH2OH có 1 liên kết C − C ;
5 liên kết C − H ;
1 liên kết C − O
và 1 liên kết O − H.
Năng lượng cần thiết phá vỡ các liên kết này

= (83) + (99×5) + (84) + (111) = 773 Kcal/mol
* CH3 − O − CH3 có 6 liên kết C − H
và 2 liên kết C − O
Năng lượng tỏa ra khi hình thành các liên kết này
= (99 × 6) + (84 × 2) = − 762 Kcal/mol
→ ∆H = 773 − 762 = 11 Kcal/mol ;

∆H mang dấu + chứng tỏ :

Phản ứng trên là thu nhiệt và độ bền liên kết của CH3CH2OH > CH3OCH3.
b) Khi tính hiệu ứng nhiệt của một phản ứng dựa vào hệ quả của định luật Hess cũng có
2 cách tính: − Tính theo chu trình nhiệt động
− Tính bằng cách tổ hợp các cân bằng
Ví dụ: Tính năng lượng mạng lưới ion của CaCl2 ,biết rằng:
- ∆H0298,s của tinh thể CaCl2 = - 795 kJ/mol
0
a

- Nhiệt nguyên tử hóa ∆H của Ca(r)

→

Ca(k) = 192 kJ/mol

- Năng lượng ion hóa: Ca(k) − 2e → Ca2+ (k)

1

I + I2 = 1745 kJ/mol

- Năng lượng liên kết (Elk) Cl−Cl trong Cl2 = 243 kJ/mol
- ái lực electron (E) của Cl(k) = -364 kJ/mol
* Có thể thiết lập chu trình Born-Haber để tính toán theo định luật Hess:
Ca(r) + Cl2 (k)

CaCl2(r)
7


∆H
∆H

0
a

0
298 , s

− (U

ECl−Cl

Ca(k) + 2Cl(k)

CaCl 2

)

Ca2+(k) + 2Cl-(k)

-2ECl

* Hoặc sử dụng phương pháp tổ hợp cân bằng ta có:
Ca(r) + Cl2(k)

∆H

CaCl2(r)

0
298 , s

0
a

Ca(k)

Ca(r)

− ∆H

2Cl (k)

Cl2(k)

− Elk

Ca2+(k) + 2e

Ca(k)

− (I + I2)

2[ Cl-1(k) − e

Cl (k) ]

− 2E

1

Cộng các phương trình ta được Ca2+(k) + 2Cl-(k)

CaCl2(r)

Năng lượng của quá trình này là năng lượng mạng lưới ion của CaCl 2
và = ∆H

0
298 , s

0
a

1

− ∆H − Elk − (I + I2) − 2E

= (−795) − 192 − 243 −1745 − 2(−364) = − 2247 kJ/mol
II.1.2. Tốc độ phản ứng

II.1.2.1. Định nghĩa
Tốc độ của một phản ứng hoá học được xác định thông qua thực nghiệm và bằng
lượng biến mất của chất phản ứng hay lượng sinh ra của sản phẩm trong một đơn vị thời
gian.
Lượng chất thường được tính bằng nồng độ mol (nếu chất đó ở thể khí hoặc là chất
tan trong dung dịch).
Thời gian thường được tính bằng giây, có thể là phút, giờ…

Khi đó: v =

∆C
∆t

(1)

II.1.2.2. Biểu thức tính tốc độ phản ứng
Xét phản ứng đồng thể:

aA + bB → cC + dD

Tốc độ (trung bình) của phản ứng là:

8


v=-

1 ∆C A
.
a ∆t

=-

1 ∆C B
.
b ∆t

=

1 ∆C C
.
c ∆t

=

1 ∆C D
.
d ∆t

(2)

(Để cho tốc độ phản ứng là đơn giá, người ta chia (1) cho hệ số các chất trong
phương trình phản ứng).

-

∆C A
∆t
∆C C
∆t

,-

,

∆C B
∆t
∆C D
∆t

: Tốc độ tiêu thụ chất A, chất B.

: Tốc độ tạo thành chất C, chất D.

* Chú ý:
•

Hệ số của các chất trong phương trình phản ứng phải là những số nguyên, tỉ lệ tối
giản.

•

Trong hệ SI, đơn vị của tốc độ phản ứng là mol.l-1.s-1
II.1.2.3. Các yếu tố ảnh hưởng đến tốc độ p/hản ứng
a. Nồng độ
Khi nồng độ các chất phản ứng tăng thì số phân tử chất phản ứng trong một đơn vị
thể tích tăng, do đó các phân tử có nhiều cơ hội va chạm với nhau nên tốc độ phản ứng
tăng.
* Định luật tác dụng khối lượng (Do Guldberg và Waage đưa ra vào các năm 1864 và
1867).

Đối với những phản ứng đơn giản (phản ứng chỉ xảy ra qua một giai đoạn), tốc độ
phản ứng tuân theo định luật tác dụng khối lượng như sau:
“Tốc độ của một phản ứng ở mỗi thời điểm tỉ lệ với tích nồng độ của các chất tham
gia phản ứng với số mũ là hệ số tỉ lượng tương ứng trong phương trình phản ứng”.
Ví dụ:

Phản ứng đơn giản: 2NO(k) + O2 (k) → 2NO2 (k) có v = k.CNO2.CO

2

* Tổng quát:
aA + bB → cC + dD

Xét phản ứng đồng thể đơn giản:

Biểu thức tốc độ của phản ứng là: v = k.CAa.CBb

(3)

(4)

Ý nghĩa của k: k là hằng số tốc độ của phản ứng, nó phụ thuộc vào bản chất của phản
ứng, nhiệt độ, dung môi, chất xúc tác. Đối với một phản ứng xác định, trong một điều
kiện nhất định thì k là một hằng số; k đặc trưng cho động học của phản ứng, k càng lớn
thì phản ứng xảy ra càng nhanh và ngược lại.
9


Đơn vị của k: Nếu v có đơn vị là mol.l-1.s-1 thì đơn vị của k trong phương trình (4) là:

[ v]

[mol.L ] (

−1 a + b )

[k] =

= (mol.l-1)(1-a-b).s-1

(4) gọi là phương trình động học của phản ứng (3)
*. Sự phụ thuộc tốc độ phản ứng vào nồng độ. Phương trình động học của phản ứng.
Bậc phản ứng.
Phương trình động học của phản ứng:
Những nghiên cứu thực nghiệm rộng rãi cho thấy chỉ một số rất ít phản ứng tuân theo
định luật tác dụng khối lượng, nghĩa là có rất ít phản ứng xảy ra qua một giai đoạn mà
thông thường chúng xảy ra qua nhiều giai đoạn. Các phản ứng này gọi là phản ứng phức
tạp.
Trong trường hợp tổng quát, đối với phản ứng đồng thể:A + bB → cC + dD
thì phương trình động học của phản ứng là: v = k.CAm.CBn
m có thể trùng a, n có thể trùng b
m,n: bậc phản ứng riêng (bậc riêng phần) đối với chất A, chất B; m,n có thể là số
nguyên, phân số hay có khi không xác định.
m + n: Bậc phản ứng
Ví dụ: Phản ứng:

CO(k) + Cl2 (k) → COCl2 có v = k.CCO.CCl

2

3/2

(Bậc phản ứng là 1 + 3/2 = 5/2)
Người ta thường xác định bậc phản ứng riêng của từng chất, từ đó suy ra bậc phản
ứng bằng thực nghiệm.
* Chú ý:
•

Bậc phản ứng lớn hơn 3 ít gặp.

•

Khi phản ứng xảy ra trong điều kiện nồng độ của một hay một số chất không thay đổi
thì tích số của nồng độ đó với hằng số tốc độ phản ứng được xem là không đổi và bậc
của phản ứng sẽ thay đổi (giảm).
Ví dụ: Phản ứng thuỷ phân đường saccarozơ:
+

C12H22O11 + H2O

H ,t °

→

C6H12O6 + C6H12O6

(Glucozơ)
có phương trình động học:
10

(Fructozơ)


v = k.CC12H22O11.CH2O.CH+
Như vậy, bậc phản ứng là 3. Nhưng nếu giữ cho nồng độ H + không đổi (phản ứng tiến
hành trong dung dịch đệm) và lượng nước rất lớn (nồng độ H 2O coi như không thay
đổi) thì chỉ có nồng độ C12H22O11 biến đổi, do đó, bậc phản ứng là 1 (người ta thường
nói phản ứng là giả bậc 1).
Đối với các phản ứng dị thể, trong biểu thức tốc độ phản ứng chỉ có nồng độ của các
chất khí hay chất tan trong dung dịch.
* Sơ lược về cơ chế phản ứng
Thông thường, các phản ứng hoá học xảy ra qua nhiều giai đoạn cơ sở khác nhau.
Tốc độ của phản ứng tổng cộng sẽ được xác định bởi tốc độ của giai đoạn chậm nhất.
Giai đoạn chậm nhất này được gọi là giai đoạn quyết định tốc độ của phản ứng.
Như vậy, tập hợp tất cả các giai đoạn cơ sở của một phản ứng sẽ cho ta biết cách thức
mà phản ứng xảy ra và được gọi là cơ chế phản ứng. Cơ chế của một phản ứng thường
được xây dựng trên cơ sở nghiên cứu thực nghiệm về tốc độ phản ứng.
Ví dụ, khi nghiên cứu phản ứng:
2NO + 2H2 → N2 + 2H2O
người ta thu được phương trình tốc độ phản ứng như sau: v = k.CNO2.CH

2

Do đó, người ta người ta giả thiết rằng phản ứng xảy ra qua các giai đoạn cơ sở như
sau:
k1

→
←


k
(a) NO + H2 −1
NOH2 KCB

(b) NOH2 + NO
(c) H2O2 + H2
2NO + 2H2

k2
→

k3
→


→

(nhanh)

N2 + H2O2

(chậm)

2H2O

(nhanh)

N2 + 2H2O

Chứng minh cơ chế trên là hợp lý:

Gọi v là tốc độ của phản ứng và v2 là tốc độ của giai đoạn (b). Ta có:
2

v = v2 = k2.CNOH .CNO

(5)

C NOH 2

Từ (a) suy ra: KCB =

C NO .C H 2

2

⇒ CNOH = KCB.CNO.CH
11

2


Thay vào (5), ta được:
2

v = k2.KCB.CNO2.CH = k.CNO2.CH

2

(Phù hợp với thực nghiệm)

* Chú ý: Mọi cơ chế đều chỉ là giả thiết. Một cơ chế được chấp nhận là cơ chế đó có thể
giải đáp thoả đáng các dữ kiện thực nghiệm. Một phản ứng có thể có nhiều cơ chế khác
nhau nếu chúng cùng thoả mãn điều kiện trên.
* Phân tử số: là số tiểu phân (nguyên tử, phân tử hay ion) tham gia trong một giai đoạn
sơ cấp (cơ sở) của phản ứng. Như vậy, phân tử số là số nguyên dương (1, 2, 3; phân tử
số từ 4 trở lên hầu như không gặp)
Qui ước gọi tên:
•

Phân tử số bằng 1: Phản ứng đơn phân tử.

•

Phân tử số bằng 2: Phản ứng lưỡng (hai) phân tử.

•

Phân tử số bằng 3: Phản ứng tam (ba) phân tử.
b. Nhiệt độ
Khi nhiệt độ tăng, tốc độ chuyển động của các phân tử tăng và năng lượng của chúng
cũng tăng lên, do đó, số lần va chạm cũng tăng lên, đặc biệt là số lần va chạm có hiệu
quả (va chạm dẫn đến tạo thành chất mới) tăng lên. Như vậy, xét về mặt định tính, ta
thấy có một qui luật chung là: khi tăng nhiệt độ thì tốc độ phản ứng tăng.
* Qui tắc Van’t Hoff:
Một qui luật định lượng được Van’t Hoff tổng kết từ thực nghiệm là:
“Ở khoảng nhiệt độ gần nhiệt độ phòng, khi tăng nhiệt độ thêm 10 oC, tốc độ phản
ứng tăng từ 2 đến 4 lần”.
Số lần tăng đó gọi là hệ số nhiệt độ của tốc độ phản ứng, ký hiệu là γ.

2

1

vT = vT .γ(T

2

1
- T )/10

(6)

* Phương trình Arrhenius
Khi nghiên cứu ảnh hưởng của nhiệt độ đến tốc độ phản ứng, người ta phải cố định
nồng độ của các chất tham gia phản ứng. Do đó, sự phụ thuộc của tốc độ phản ứng vào
nhiệt độ thực chất là sự phụ thuộc hằng số tốc độ phản ứng vào nhiệt độ.
Qui luật định lượng tổng quát hơn về mối liên hệ giữa nhiệt độ và tốc độ phản ứng
được biểu thị trong phương trình Arrhenius như sau:
12a
k = A.e - E /RT


(7)
A: Thừa số Arrhenius (thừa số trước hàm mũ)
Ea: Năng lượng hoạt động hoá (năng lượng hoạt hoá)
R: hằng số khí = 8,314 J.mol-1.K-1
T: Nhiệt độ (K)
e: Cơ số Logarit Nepe = 2,7183…

Lấy ln 2 vế của (7), ta được:

lnk = lnA -

Ea
RT

Gọi k1, k2 lần lượt là hằng số tốc độ phản ứng ở nhiệt độ T1, T2. Ta có :

lnk2 = lnA -

Ea
RT2

; lnk1 = lnA -

Ea
RT1

Trừ vế theo vế, ta được :

ln

k2
k1

Ea 1 − 1
R T1 T2
=
(
)

(8)

Ea càng thấp, phản ứng càng dễ xảy ra (tốc độ phản ứng càng lớn)
c. Xúc tác
Chất xúc tác là chất làm thay đổi tốc độ phản ứng nhưng sau phản ứng, các chất này
không thay đổi về thành phần hoá học và khối lượng.
Nhiệt động học khẳng định rằng trong điều kiện nhiệt độ và áp suất không đổi, phản
ứng tự diễn biến khi ∆G < 0. Nếu một phản ứng nào đó không tự diễn biến (vì ∆G > 0)
thì không thể tìm được chất xúc tác để làm cho phản ứng xảy ra.
Đối với phản ứng thuận nghịch, chất xúc tác đồng thời làm tăng tốc độ phản ứng
thuận và phản ứng nghịch, do đó, phản ứng thuận nghịch mau đạt đến trạng thái cân
bằng nhưng chất xúc tác không làm chuyển dịch cân bằng.
Chất xúc tác dương tạo với chất tham gia phản ứng một sản phẩm trung gian. Sản
phẩm trung gian này có mức năng lượng thấp hơn sản phẩm trung gian khi không có
xúc tác, như vậy, xúc tác dương làm giảm năng lượng hoạt động hoá của phản ứng, vì
thế, có nhiều phân tử vượt qua mức năng lượng này hơn, nghĩa là số va chạm có hiệu
quả tăng lên, do đó, tốc độ phản ứng tăng lên.
d. Diện tích bề mặt tiếp xúc (Áp dụng cho phản ứng dị thể)
Diện tích bề mặt tiếp xúc càng lớn, tốc tộ phản ứng càng lớn.
13


II.1.3. Cân bằng hóa học
II.1.3.1. Hằng số cân bằng
Xét phản ứng thuận nghịch:
aA + bB
cC + dD
Người ta đã thiết lập được biến thiên thế đẳng nhiệt, đẳng áp của phản ứng là:

∆G = ∆Go + RTln

trong đó:

aC .a D

c

d

a

b

a A .a B

(10)

∆Go: Biến thiên thế dẳng nhiệt, đẳng áp của phản ứng.
ai: Hoạt độ cấu tử i.
- Nếu i là chất khí thì ai = Pi / Po (Po là áp suất tiêu chuẩn và bằng 1 atm)
- Nếu i là chất tan trong dung dịch thì ai = Ci / Co (Co là nồng độ tiêu chuẩn và bằng 1M)
- Nếu i là dung môi hoặc chất rắn thì ai = 1.
Khi phản ứng đạt đến trạng thái cân bằng thì ∆G = 0, do đó:
 aC c .a D d
 a b
 a .a
 A B





 CB

∆Go = - RTln
(11) (CB chỉ các cấu tử ở trạng thái cân bằng)
Đối với một phản ứng nhất định, tại một nhiệt độ xác định, ∆Go là một hằng số nên từ
(11) suy ra đại lượng sau dấu ln cũng là một hằng số, đại lượng này gọi là hằng số cân
bằng nhiệt động, ký hiệu là Ka.

Ka =

 aC c .a D d
 a b
 a .a
 A B




 CB

(12)

(Khi không sợ nhầm lẫn thì không cần ghi ký hiệu CB ở chân)
aC .a D

c

d

a

b

a A .a B

Đặt Q =
(13)
Từ (10) đến (13) suy ra:

(Q được gọi là hàm hoạt độ hay thương số phản ứng)

∆G = RTln

Q
Ka

(14)

Do đó:
* Nếu Q < Ka, phản ứng xảy ra theo chiều thuận
* Nếu Q > Ka, phản ứng xảy ra theo chiều nghịch
* Nếu Q = Ka, phản ứng đang ở trạng thái cân bằng
II.1.3.2. Các biểu thức tính hằng số cân bằng
1. Hằng số cân bằng theo áp suất (Kp)
Xét phản ứng thuận nghịch xảy ra trong pha khí: aA(k) + bB(k)
c

PC .PD

d

a

b

PA .PB

Kp =
(15)
(Pi: Giá trị áp suất riêng phần của cấu tử i ở TTCB tính theo atm)
Pi = xi.P = niRT/V
14

cC(k) + dD(k)


2. Hằng số cân bằng theo nồng độ mol (KC)
Xét phản ứng đồng thể (xảy ra trong dung dịch hay pha khí):

KC =

aA + bB

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

cC + dD

d

(16)

([i]: Giá trị nồng độ mol của cấu tử i ở TTCB)

* Chú ý: Đối với phản ứng xảy ra trong pha khí thì:
KP = KC.(RT)∆n

(17)

(∆n = (c + d) – (a + b); R = 0,082)

3. Đại lượng Kx
Xét phản ứng đồng thể: aA + bB
c

xC .x D

d

a

b

x A .x B

cC + dD
ni

∑n

Kx =
(18) (xi =
)
Đối với phản ứng xảy ra trong pha khí thì:
KP = Kx.(P)∆n

(19)

(P: Áp suất chung của hệ)

KP phụ thuộc vào nhiệt độ nên từ (19) cho thấy K x không những phụ thuộc vào nhiệt
độ mà còn phụ thuộc vào cả áp suất chung của hệ. Chỉ trong trường hợp ∆n = 0, Kx =
Kp, thì Kx mới không phụ thuộc vào áp suất chung của hệ.
* Chú ý: Khi ∆n = 0 thì: KP = KC = Kx
4. Hằng số cân bằng của phản ứng oxi hoá khử:
Xét bán phản ứng:
Ta có:

aOx + ne

∆Go = -RTlnK = -nFEo  lgK =
Ở 25oC (298K) thì

F
2,303.RT

=

bKh

F
2,303.RT

1
0,059( 2)

nEo

, khi đó:

o

lgK =

nE
0,059
o

K = 10

nE

(20)

/0,059

Xét phản ứng oxi hoá - khử gồm hai bán phản ứng sau:

aOx1 + ne
cKh2 - me

bKh1
dOx2

1

K1 = 10

nE

K2 = 10

– mE

o

/0,059

2

15

Xm

o

/0,059

Xn


maOx1 + ncKh2

mbKh1 + ndOx2

K = 10

mn(E

1

-E

2

o

)/0,059

o

II.1.3.3. Sự phụ thuộc hằng số cân bằng vào nhiệt độ
Ta có:
∆H o
RT

∆S o
R

∆Go = ∆Ho – T.∆So = - RTlnK
⇒
lnK = +
Gọi K1, K2 là hằng số cân bằng của phản ứng ở T1K và T2K
Giả sử ∆Ho và ∆So của phản ứng không phụ thuộc vào nhiệt độ thì:
lnK1 = ⇒
ln

K2
K1

=

∆H o
RT1

+

∆S o
R

;

lnK2 = -

∆H o
RT2

∆H ° 1

1
( − )
R T1 T2

+

∆S o
R

(21)

(Công thức Van’t Hoff)

II.1.3.4. Sự chuyển dịch cân bằng
1. Khái niệm về sự chuyển dịch cân bằng
Cân bằng hoá học là một cân bằng động, được đặc trưng bởi các giá trị hoàn toàn xác
định của các thông số như nhiệt độ, nồng độ, áp suất của các cấu tử trong hệ. Nếu người
ta thay đổi một hoặc nhiều thông số này thì trạng thái của hệ bị thay đổi, cân bằng hoá
học của hệ bị phá vỡ. Sau một thời gian, hệ sẽ chuyển đến trạng thái cân bằng mới. Hiện
tượng này gọi là sự chuyển dịch cân bằng.
2. Ảnh hưởng của sự thay đổi nồng độ các chất
Xét phản ứng đồng thể đang ở trạng thái cân bằng:
aA + bB
cC + dD
* Nếu tăng nồng độ chất phản ứng A, B hoặc giảm nồng độ chất tạo thành C, D thì Q
< K nên cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận.
* Nếu giảm nồng độ chất phản ứng A, B hoặc tăng nồng độ chất tạo thành C, D thì Q
> K nên cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch.
Kết luận: Cân bằng chuyển dich theo chiều chống lại sự thay đổi nồng độ các chất.
3. Ảnh hưởng của sự thay đổi áp suất (nhiệt độ không thay đổi)

Ở đây ta chỉ xét sự thay đổi áp suất chung của cả hệ đến sự chuyển dịch cân bằng.
Ảnh hưởng của sự thay đổi áp suất riêng của từng cấu tử giống như ảnh hưởng của sự
thay đổi nồng độ.
Xét phản ứng thuận nghịch xảy ra trong pha khí: aA(k) + bB(k)
cC(k) + dD(k)
Ta có:
Kx = Kp(P)-∆n (P: Áp suất chung của hệ ở trạng thái cân bằng)
* ∆n > 0:
Vì KP là hằng số ở nhiệt độ xác định nên khi P tăng thì K x giảm, suy ra cân bằng
chuyển dịch theo chiều nghịch hay là chiều có số phân tử khí ít hơn.
* ∆n < 0:
Khi P tăng thì Kx tăng, suy ra cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận hay là chiều có
số phân tử khí ít hơn.
Kết luận: Khi tăng áp suất của hệ ở trạng thái cân bằng, cân bằng sẽ chuyển dịch về
phía có số phân tử khí ít hơn và ngược lại.
16


* ∆n = 0:
Khi đó, Kx = Kp, Kx không phụ thuộc vào áp suất chung của hệ ở trạng thái cân bằng
nên sự thay đổi áp suất không làm chuyển dịch cân bằng.
4. Ảnh hưởng của sự thay đổi nhiệt độ
Ta có: ∆Go = ∆Ho – T.∆So = - RTlnK
∆H o
RT

⇒

∆S o
R

lnK = +
o
∆H , ∆S thường ít phụ thuộc vào nhiệt độ nên:
* ∆Ho < 0 (Phản ứng toả nhiệt):
Khi T tăng thì lnK giảm, tức là K giảm, suy ra cân bằng chuyển dịch theo chiều
nghịch, tức là chiều thu nhiệt.
* ∆Ho > 0 (Phản ứng thu nhiệt)
Khi T tăng thì lnK tăng, tức là K tăng, suy ra cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận,
tức là chiều thu nhiệt.
Kết luận: Khi tăng nhiệt độ, cân bằng chuyển dịch theo chiều thu nhiệt và ngược lại.
5. Nguyên lý chuyển dịch cân bằng Le Chatelier
Nếu thông số của cân bằng (nồng độ, áp suất, nhiệt độ) bị biến đổi thì cân bằng sẽ
chuyển dịch theo chiều làm giảm sự thay đổi đó.
II.2. Bài tập ví dụ
o

Ví dụ 1: Cho Xiclopropan  Propen có ∆H1 = - 32,9 kJ/mol
Nhiệt đốt cháy than chì = − 394,1 kJ/mol

(∆H2)

Nhiệt đốt cháy Hidrro = − 286,3 kJ/mol

(∆H3)

Nhiệt đốt cháy Xiclopropan = − 2094,4 kJ/mol. (∆H4) . Hãy tính:
Nhiệt đốt cháy Propen, Nhiệt tạo thành Xiclopropan và nhiệt tạo thành Propen?
BG: Có thể thiết lập chu trình Born-Haber để tính toán, hoặc dùng phương pháp tổ hợp
các cân bằng. Ta có phương trình cần tính là :

CH2=CH-CH3 + 4,5O2

→

3CO2 + 3H2O

∆H5 = ?

phương trình này được tổ hợp từ các quá trình sau:
CH2=CH-CH3
C3H6 + 4,5O2 →

→

C3H6 xiclo
3CO2 + 3H2O

(-∆H1)
∆H4

Cộng 2 phương trình này ta được phương trình cần tính ∆H5 = ∆H4- ∆H1
Vậy, nhiệt đốt cháy propen = − 2094,4 − (− 32,9) = − 2061,5 kJ/mol
* Tương tự: 3 ( C + O2 →

3 ( H2 +

1
2

O2 →

3CO2 + 3H2O →

CO2

∆H2 )

H2O

∆H3 )

C3H6 (xiclo) + 4,5 O2
17

(-∆H4 )


Tổ hợp được 3C + 3H2 →

∆H6 = 3∆H2 + 3∆H3 - ∆H4

C3H6 xiclo

∆H6 = 3( − 394,1) + 3( − 286,3) − ( − 2094,4) = 53,2 kJ/mol
* Tương tự nhiệt tạo thành propen là:
∆H7 = 3∆H2 + 3∆H3 - ∆H5 = 20,3 kJ/mol
Ví dụ 2: ở 250C phản ứng NO + 1/2O2 → NO2
có ∆G0 = − 34,82 kJ và ∆H0 = − 56,43 kJ
a) Hãy tính hằng số cân bằng ở 298 K và 598 K ?
b) Kết quả tìm được có phù hợp với nguyên lý Le Chatelier không?

BG: a) K298 =

K 298 = 10

− ∆G 0
2,303 RT

=

10

−34820
2,303×8,314×298

= 1,3 . 10 6 .

Để tính K598 không dùng công thức nói trên, vì chưa biết ∆G0 ở 598 K.
Tuy nhiên nếu chấp nhận ∆H0 = − 56,43 kJ không phụ thuộc nhiệt độ trong khoảng

298 K → 598 K thì có thể dùng biểu thức :
ln

→

K 2 ∆H 0  1 1 
ln
=
 − ÷
K1

R  T1 T2 

K598
56430  1
1 
−

6 =
1,3 ×10
8,314  298 598 ÷


→ K598 = 12

b) K598 < K298 → sự tăng nhiệt độ của phản ứng tỏa nhiệt làm cân bằng dịch chuyển
theo chiều từ phải sang trái (chiều của phản ứng thu nhiệt) → phù hợp với nguyên lý Le
Chatelier.
Ví dụ 3: Bằng thực nghiệm người ta đó thu được những số liệu của phản ứng giữa NO
và H2 ở nhiệt độ 7000C như sau :
2NO(k) + 2H2(k) → 2H2O(k) + N2(k)
Thí
nghiệm

[H2], M

[NO], M

Tốc độ ban đầu, M.s-1

1

0,010

0,025

v1=2,4.10-6

2

0,0050

0,025

v2=1,2.10-6

3

0,010

0,0125

v3=0,60.10-6

a. Xác định phương trình động học và bậc của phản ứng.
b. Xác định hằng số tốc độ phản ứng.

18


BG: a. Ở bài này ta thấy, để xác định bậc riêng của phản ứng đối với mỗi chất người ta

cố định nồng độ của một chất và thay đổi nồng độ của chất còn lại. Gọi m, n lần lượt là
bậc phản ứng riêng phần của H2 và NO. Ta có: v = k.[H2]m.[NO]n
v1
k.[H 2 ]m .[NO]n
k.(0,01)m .(0,025) n
2,4.10-6
=
=
=
=2
v2
k.[H 2 ]m .[NO]n
k.(0,005) m .(0,025) n
1,2.10 -6
⇒ m=1

v1
k.(0,01)m .(0,025) n
2,4.10-6
=
=
=4
v2
k.(0,01)m .(0,0125)n
0,6.10-6
⇒ n=2

Phương trình động học của phản ứng: v = k.[H2].[NO]2
Bậc phản ứng 1+2 = 3
b. Tính hằng số tốc độ phản ứng:

k1 =

2,4.10-6
= 0,38 mol -2 .l 2 .s-1
0, 010.(0, 025)2

Tương tự: k2 = k3 = 0,38 mol-2.l2.s-1
Ví dụ 4: Từ các thí nghiệm ở 25oC có các số đo sau:
[NO] (mol.L-1)

[O2] (mol.L-1)

Tốc độ đầu (mol.L-1.s1
)

1,16.10-4

1,21.10-4

1,15.10-8

1,15.10-4

2,41.10-4

2,28.10-8

1,18.10-4

6,26.10-5

6,24.10-9

2,31.10-4

2,42.10-4

9,19.10-8

5,75.10-5

2,44.10-5

5,78.10-9

a. Xác định bậc phản ứng theo O2, theo NO và bậc phản ứng chung.
b. Xác định hằng số phản ứng tại 298oK.
BG: a. Bậc của NO và O2 được tính nhờ các trị số thí nghiệm trong đó nồng độ của một
trong các chất được giữ không đổi (như [NO] được coi như không đổi trong các thí
nghiệm #1, 2 & 3. trong khi [O2] lại không đổi trong các thí nghiệm #2, 4, 5)
Bậc đối với NO:
Thấy tốc độ thay đổi theo [NO]2→ Vậy phản ứng là bậc 2 theo NO
Thí nghiệm

Tỉ lệ [NO]
19

Tỉ lệ tốc độ đầu

#4 : #2

2,01

4,03

#4 : #5

4,02

15,9

#2 : #5

2,00

3,95

Thí nghiệm

Tỉ lệ [NO]

Tỉ lệ tốc độ đầu

#2 : #1

1,99

1,98

#2 : #3

3,85

3,65

#1 : #3

1,93

1,84

Bậc đối với O2:

Tốc độ biến đổi hiển nhiên là theo [O2]: phản ứng là bậc 1 theo O2 vì thế bậc chung là 3
b. Biểu thức tính tốc độ phản ứng:
v = k[NO]2[O2] nên k = v/[NO]2[O2]
ktb=7,13.103L2mol-2s-1

Từ các thí nghiệm khác nhau ta tính được

Ví dụ 5: Một bình phản ứng có dung tích không đổi, chứa hỗn hợp khí N2 và H2 với
nồng độ tương ứng là 0,3 M và 0,7 M. Sau khi phản ứng tổng hợp NH3 đạt trạng thái cân
bằng ở t0C, H2 chiếm 50% thể tích hỗn hợp thu được. Hằng số cân bằng KC ở t0C của
phản ứng có giá trị là
BG: Gọi lượng N2 phản ứng là x
N2

+

3H2


→

2NH3

Bđ

0,3

0,7

0

Pư

x

3x

2x

Cb (0,3 – x)

(0,7 – 3x)

2x

 0,7 – 3x = 0,5(0,7 – 3x + 0,3 – x + 2x)  x = 0,1

KC =

[NH 3 ]2
[0,2]2
=
[N 2 ][H 2 ]3 [0,2][0,4]3

= 3,125

Ví dụ 6: Ở 25 oC và áp suất 1 atm độ tan của CO 2 trong nước là 0,0343 mol/l. Biết các thông số
nhiệt động sau:
CO2 (dd)
H2O (l)
HCO3- (dd)
H+(dd)

∆G0 (kJ/mol)
-386,2
-237,2
-578,1
0,00
20

∆H0 (kJ/mol)
-412,9
-285,8
-691,2
0,00

1. Tính hằng số cân bằng K của phản ứng:
CO2 (dd) + H2O (l)  H+(dd) + HCO3- (dd)
2. Tính nồng độ của CO2 trong nước khi áp suất riêng của nó bằng 4,4.10- 4 atm và pH của
dung dịch thu được.
3. Khi phản ứng hòa tan CO2 trong nước đạt đến trạng thái cân bằng, nếu nhiệt độ của hệ
tăng lên nhưng nồng độ của CO2 không đổi thì pH của dung dịch tăng hay giảm? Tại sao?
BG: 1. Tính hằng số cân bằng K của phản ứng:
CO2 (dd) + H2O (l)  H+(dd) + HCO3- (dd)

(1)

∆G0pư = ∆G0 (H+) + ∆G0 (HCO3-) − ∆G0 (CO2) − ∆G0 (H2O)
= 0,0 + (-578,1) + 386,2 + 237,2 = 45,3 kJ/mol
∆G0pư = −RTlnK

lnK = −∆G0pư/RT = −(45,3.103) : (8,314 × 298) = −18,284
K = 1,15. 10-8

2. Tính nồng độ của CO2 và pH của dung dịch.
[CO 2 ] = K H . PCO2 = 0, 0343 × 4, 4.10 −4 = 1, 51.10 −5 (mol/l)

[H+] = [HCO3-] + 2[CO32-] + [OH-]

(2). Vì [CO32-] rất nhỏ nên có thể bỏ qua.

Theo (1), K = [H+].[HCO3-] : [CO2]

[HCO3-] = K[CO2] : [H+]

Thay [HCO3-] vào (2) được [H+] = K[CO2]:[H+ ] + Knước : [H+]

hay [H+ ]2 = K[CO2 ] + Knước = 1,15.10-8 × 1,15.10-5 + 10-14
Tính ra:

[H+] = 4,32. 10-7

pH = 6,37

3. Khi phản ứng hòa tan CO2 trong nước đạt đến trạng thái cân bằng, nếu nhiệt độ của hệ
tăng lên nhưng nồng độ của CO2 không đổi thì pH của dung dịch tăng hay giảm. Tại sao?
∆H0pư = ∆H0 (H+) + ∆H0 (HCO3-) − ∆H0 (CO2) − ∆H0 (H2O)
= 0,0 − 691,2 + 412,9 + 285,8 = 7,5 kJ/mol
Do ∆H0pư > 0, khi nhiệt độ tăng cân bằng chuyển dịch theo chiều thuận, pH giảm.
II.3. Bài tập áp dụng
Bài 1: Tính năng lượng liên kết trung bình C – H và C – C từ các kết quả thực nghiệm:
-

Nhiệt đốt cháy (kJ/mol) CH4 = -801,7; C2H6 = 1412,7; H2 = -241,5;
than chì = -393,4

-

Nhiệt hoá hơi than chì = 715 kJ/mol

-

Năng lượng liên kết H – H = 431,5 kJ/mol
ĐS: C – H : 413,175 kJ/mol
21

C – C : 344,05 kJ/mol
Bài 2: Từ thực nghiệm thu được trị số ∆ H (kcal/mol) phân li từng liên kết ở 250C :
Liên
C–C
H–H
O–O
O–H
C–O
kết
83
104
33
111
84
∆H
Hãy tính ∆H của sự đồng phân hoá: CH3CH2OH (hơi ) → CH3OCH3 (hơi)

C–H
99

Nêu sự liên hệ giữa dấu của ∆ H với độ bền của liên kết
ĐS: 11 Kcal/mol
Bài 3: Cho biết các năng lượng liên kết sau đây: EC-C = 343,4 kJ/mol, EC=C = 597,7
kJ/mol; EC-H = 418,4 kJ/ mol
a)

Hãy tính năng lượng nt hóa của ben zen ứng với công thức cổ điển của Kekule

b)

So sánh với giá trị thực nghiệm EA = 5496,7 kJ/mol và giải thích
ĐS: EA = 5333,7 kJ
Bài 4: Cho biết các năng lượng liên kết sau đây: EC-C = 343,4 kJ/mol, EC=C = 597,7
kJ/mol; EC-H = 418,4 kJ/ mol
a. Hãy tính năng lượng nt hóa của benzen ứng với công thức cổ điển của Kekule
b. So sánh với giá trị thực nghiệm EA = 5496,7 kJ/mol và giải thích
ĐS: EA = 5333,7 kJ
Bài 5: Ở 6000K đối với phản ứng: H2 + CO2 ⇌ H2O(k) + CO có nồng độ cân bằng của
H2, CO2, H2O và CO lần lượt bằng 0,600; 0,459; 0,500 và 0,425 mol./1.
a) Tìm Kc, Kp của phản ứng.
b) Nếu lượng ban đầu của H 2 và CO2 bằng nhau và bằng 1 mol được đặt vào bình 5 lít thì
nồng độ cân bằng các chất là bao nhiêu?
ĐS: Kc = Kp = 0,772; [H2] = [CO2] = 0,106 M và [H2O] = [CO] = 0,094 M.
Bài 6: Ở 1000K hằng số cân bằng Kp của phản ứng 2SO 2 + O2 ⇌ 2SO3 bằng 3,50
atm−1.
Tính áp suất riêng lúc cân bằng của SO 2 và SO3 nếu áp suất chung của hệ bằng 1atm và
áp suất cân bằng của O2 bằng 0,1atm.
ĐS:

PSO3

= 0,33 atm

Bài 7: a) Tính hằng số cân bằng Kp đối với phản ứng: N 2 + 3H2 ⇌ 2NH3 Ở 250C, biết
0
ht

∆G của NH3 = − 16,64 kJ/mol
22

b) Kp sẽ thay đổi thế nào khi phản ứng đã cho được viết dưới dạng:

1
2

N2 +

3
2

H2 ⇌

NH3.
ĐS: Kp = 6,8. 105.
b. K’p = 825
Bài 8: Cân bằng của phản ứng: NH4HS (r) ⇌ NH3 (k) + H2S (k) được thiết lập ở 2000C
trong một thể tích V. Phản ứng đã cho là thu nhiệt. Cho biết áp suất riêng của NH 3 sẽ
thay đổi thế nào khi cân bằng được tái lập sau khi: a) Thêm NH 3 ; b) Thêm H2S ; c)
Thêm NH4HS ; d) Tăng nhiệt độ; e) Áp suất toàn phần sẽ tăng do thêm Ar vào hệ ; f)
Thể tích bình tăng tới 2V.
ĐS: a) tăng ; b) giảm ; c) không đổi; d) tăng; e) không đổi ; f) tăng.
Bài 9: Cân bằng của phản ứng khử CO 2 bằng C :

C + CO 2 ⇌ 2CO xảy ra ở 1090K với

hằng số cân bằng Kp = 10.
a) Tìm hàm lượng khí CO trong hỗn hợp cân bằng, biết áp suất chung của hệ là 1,5atm.
b) Để có hàm lượng CO bằng 50% về thể tích thì áp suất chung là bao nhiêu?
ĐS: CO (88%) và CO2(12%)

b. P = 20 atm.
Bài 10: Ở 500C và dưới áp suất 0,344 atm độ phân ly α của N2O4 (k) thành NO2(k) bằng
63%. Xác định Kp; Kc; Kx.
ĐS: Kp = 0,9; Kc = 0,034 và Kx = 2,63
Bài 11: Một bình 5 lít chứa 1 mol HI (k) được đun nóng tới 800 0C. Xác định phần trăm
phân li của HI ở 8000C theo phản ứng 2HI ⇌ H2 + I2 (k) Biết Kc = 6,34. 10– 4
ĐS: 4,8%
Bài 12: Ở 250c hằng số cân bằng Kp đối với phản ứng N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 bằng 6,8.105.
a) Tính ∆G0 của phản ứng.
b) Nếu cũng ở nhiệt độ trên, áp suất đầu của N 2, H2, NH3 là 0,250; 0,550 và 0,950 atm.
Tìm ∆G của phản ứng.
ĐS: a) -33,28 kJ; b) -25,7kJ
Bài 13: Người ta tiến hành phản ứng: PCl 5 ⇌ PCl3 + Cl2 với 0,3 mol PCl5; áp suất đầu
là 1 atm. Khi cân bằng được thiết lập, áp suất đo được bằng 1,25 atm (V,T = const)
a) Tính độ phân li và áp suất riêng của từng cấu tử.
b) Thiết lập biểu thức liên hệ giữa độ phân li và áp suất chung của hệ.
23


ĐS: a) 0,25;

P = P 0( 1 + α )

Bài 14: Xác định nhiệt đối với phản ứng CaCO3 ⇌ CaO + CO2 biết rằng ớ 8000C áp suất
phân li bằng 201,8mm Hg và ở 9000C bằng 992 mm Hg.
ĐS: -166,82 kJ/mol
Bài 15: Trong một thí nghiệm người ta đặt một ămpun chứa N 2O4 lỏng có m = 4,6 g vào
một bình phản ứng đã đuổi hết không khí có dung tích 5,7lít. Đập vỡ ămpun rồi đưa
nhiệt độ của bình phản ứng lên 50 0C; Kết quả là N2O4 bay hơi và bị phân li, áp suất trong
bình đo được là 0,4586 atm. Tính độ phân li của N 2O4 và hằng số cân bằng Kc đồi với

phản ứng N2O4 ⇌ 2NO2 .
ĐS: 97,4% ; Kc = 8,58
Bài 16: Một hỗn hợp đầu gồm 7% SO2, 11% O2 và 82% N2 dưới áp suất 1 atm, được đun
nóng tới 10000K với sự có mặt của một chất xúc tác. Sau khi cân bằng được thiết lập,
trong hỗn hợp cân bằng SO2 chiếm 4,7%. Tìm mức độ oxi hóa SO 2 thành SO3 và hằng số
cân bằng Kp và Kc của phản ứng: 2SO 2 + O2 ⇌ 2SO3 (ghi chú: mức độ oxi hóa được đo
bằng tỷ số giữa áp suất cân bằng và áp suất đầu) .
ĐS: 32,9% , Kp = 2,44 ; Kc = 200
Bài 17: Trong sự tổng hợp NH3 ở 4000C theo phản ứng N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 hỗn hợp đầu
gồm N2 và H2 được lấy theo đúng tỷ lệ hợp thức rồi đưa vào bình phản ứng dung tích
1lít. Trong hỗn hợp cân bằng, người ta thấy có 0,0385 mol NH3. Tính Kc, Kp.
ĐS: Kc = 5,12. 10 7 ; Kp = 1,68.104
Bài 18: Ở 250C hằng số cân bằng Kp của phản ứng thu nhiệt:
2NO + Br2 (k) ⇌ 2NOBr (k) bằng 116,6 atm –1.
a) Nếu đem trộn NOBr có P = 0,108 atm với NO có P = 0,1atm và Br 2 có P = 0,01 atm
để tạo ra một hỗn hợp khí ở 00C thì vị trí cân bằng sẽ như thế nào (câu trả lời phải định
lượng).
b) Đưa NOBr có P = 5 atm vào bình phản ứng ở 50 0C thì thấy trong hỗn hợp cân bằng có
NOBr ở P = 4.30 atm. Tính Kp ở 500C . So sánh giá trị Kp này với Kp ở 250C. Giải
thích?
ĐS: Kp (50 0C) = 179 atm –1
Bài 19: Cho cân bằng: C(r) + CO2 (k)


→
¬



2CO(k) Xảy ra ở 1090K với KP = 10.

24


a. Tìm hàm lượng khí CO trong hỗn hợp khi cân bằng, biết áp suất chung của hệ là
1,5atm.
b. Để có hàm lượng CO bằng 50% về thể tích thì áp suất chung là bao nhiêu?
ĐS: a. Nếu coi số mol CO2 ban đầu là 1 thì nCO = 1,58; nCO2 = 0,21.
b. P = 20atm
Bài 20: Ở 500C và dưới áp suất là 0,334atm độ phân li

α

của N2O4 (k) thành NO2 bằng

63%. Xác định KP, KC.
ĐS: KP = 0,867; KC = 0,034.
Bài 21: Nghiên cứu động học phản ứng sau ở 250C: 2NO + O2  2NO2
Tốc độ đầu của phản ứng phụ thuộc vào nồng độ đầu các chất như sau:
Nồng độ đầu (mol.l-1)

Tốc độ đầu (mol.l-1.s-1)

NO
O2
-2
1,3.10
1,1.10-2
3,2.10-3
1,3.10-2

2,2.10-2
6,4.10-3
2,6.10-2
1,1.102
12,8.10-3
a. Xác định bậc riêng phần của phản ứng theo NO, O2 và bậc toàn phần của phản ứng.
b. Tính hằng số tốc độ của phản ứng.
ĐS: v = k[NO]2[O2]; k = 1721,36 mol-2.l2.s-1
Bài 22: SO2 phản ứng với O2 theo phương trình: 2SO2 (k) + O2 (k)


→
¬



2SO3 (k)

Trong công nghiệp người ta dùng oxi không khí dư để thực hiện phản ứng. Khi cân
bằng, ở áp suất 1atm và 700K thu được hỗn hợp khí gồm 0,21 mol SO 2; 5,37 mol O2;
10,3 mol SO3 và 84,12 mol N2. Hãy tính:
a. Hằng số cân bằng KP.
b. Số mol ban đầu của SO2, O2 và N2.
c. Tỉ lệ chuyển hóa của SO2 thành SO3.
ĐS: a. KP = 4,48.104; b. 10,51 mol SO2, 10,52 mol O2 và 84,12 mol N2; c. 98%
Bài 23: Tính hiệu ứng nhiệt của 2 phản ứng sau:
2NH3 + 3/2O2 →

N2 + 3 H2O (1)

2NH3 + 5/2O2 → 2NO + 3H2O (2)
So sánh khả năng của 2 phản ứng, giải thích vì sao phản ứng (2) cần có xúc tác.
Cho năng lượng liên kết của:
kJ/mol

N−H
389

O=O
493

N≡N
942
25

H−O
460

N−O
627