Giáo trình hóa đại cương 2021

TRƯỜNG ĐẠI HỌC TÀI NGUN VÀ MƠI TRƯỜNG TP.HCM

HĨA ĐẠI CƯƠNG
CHƯƠNG 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ NHIỆT ĐỘNG HỌC
VÀ ĐỘNG HÓA HỌC CỦA CÁC Q TRÌNH HĨA HỌC

Năm học : 2021-2022



Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương

CHƯƠNG I: ĐẠI CƯƠNG VỀ NHIỆT ĐỘNG HỌC VÀ ĐỘNG
HÓA HỌC CỦA CÁC Q TRÌNH HĨA HỌC
I.1. MỘT SỐ KHÁI NIỆM TRONG NHIỆT ĐỘNG HỌC VÀ ĐỘNG HÓA HỌC
I.1.1 Nhiệt động học, nhiệt hóa học và động hóa học:
Nhiệt động học : là khoa học nghiên cứu các quy luật về sự biến chuyển tương hỗ
của các dạng năng lượng khác nhau.
Nhiệt hóa học: là phần hóa học nghiên cứu định lượng hiệu ứng nhiệt của các phản
ứng hóa học.
Nhiệt động hóa học: nghiên cứu các khoa học về sự chuyển biến tương hỗ giữa hóa
năng và các dạng năng lượng khác trong các phản ứng hóa học.
Nhiệt động hóa học nghiên cứu các điều kiện tự diễn biến ( phản ứng hóa học ) và
các điều kiện bền vững (trạng thái cân bằng ) của các hệ hóa học.
I.1.2. Hệ hóa học:
Hệ (nhiệt động ): là tập hợp các vật thể xác định trong khơng gian nào đóvà phần
cịn lại xung quanh là môi trường
( môi trường thường được giới hạn trong phạm vi hẹp hơn nhiều: đó là phần bao quanh
có thể gây ảnh hưởng trực tiếp lên hệ)
Hệ hóa học: là lượng nhất định của một hay nhiều chất ở các điều kiện nhiệt độ , áp

suất và nồng độ xác định.
Ví dụ: Xét hỗn hợp gồm hai chất hóa học chứa trong chén sứ đặt trong lị nung. Hỗn
hợp hai hóa chất là một hệ hóa học, cịn thành chén và khơng gian trong lị có thể xem là
môi trường.
Hệ cô lập: là hệ không trao đổi chất và không trao đổi năng lượng dưới dạng nhiệt và
cơng với mơi trường.(cịn gọi là hệ đoạn nhiệt)
Hệ kín: là hệ khơng trao đổi chất song có thể trao đổi năng lượng với môi trường.
Hệ hở: là hệ không bị ràng buộc bởi một hạn chế nào, hệ có thể trao đổi chất và năng
lượng với mơi trường
Hệ đồng thể: là hệ có các tính chất hóa học và vật lý giống nhau trong tồn bộ thể tích
của hệ.

1


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
Hệ dị thể :là hệ có bề mặt phân chia các phần của hệ thành những phần có tính chất hóa
học và vật lý khác nhau.
Ví dụ: Dung dịch muối ăn trong cốc thủy tinh

I.1.3. Pha:
là phần đồng thể của hệ dị thể có thành phần, cấu tạo, tính chất nhất định và được
phân chia với các phần khác bằng bề mặt phân chia nào đó.
Ví dụ: Hệ gồm nước đá và nước lỏng là một hệ dị thể, gồm hai pha là nước đá (pha rắn)
và nước lỏng (pha lỏng)
Vậy hệ đồng thể là hệ một pha, hệ dị thể là hệ nhiều pha.
I.1.4. Trạng thái và các đại lượng xác định trạng thái của hệ:
Trạng thái của hệ: được xác định bằng tập hợp các thông số biễu diễn các tính
chất lý hóa của hệ như nhiệt độ, áp suất, thể tích, năng lượng…

Các thơng số nói trên được gọi là thông số trạng thái, chúng liên hệ với nhau
bằng các phương trình trạng thái.Các thong số trạng thái được chia thành 2 loại: dung độ
và cường độ
Thông số dung độ là những thông số tỉ lệ với lượng chất: thể tích , khối lượng , số
mol…
Thơng số cường độ là những thông số không tỉ lệ với lượng chất: nhiệt độ áp suấ,
khối lượng riêng…
Trạng thái của hệ sẽ biến đổi ( tức là chuyển từ trạng thái này sang trạng thái khác) khi
có (ít nhất) một trong các thong số xác định trạng thái biến đổi
Trạng thái cân bằng là trạng thái tương ứng hệ cân bằng ( khi các thông số trạng thái
giống nhau ở mọi điểm của hệ va không thay đổi theo thời gian)
Hàm trạng thái là một đại lượng vật lý quyết định trạng thái tồn tại của hệ và có độ lớn
chỉ phụ thuộc váo các thông số trạng thái của hệ mà không phụ thuộc vào cách chuyển hệ
từ trạng thái đầu qua trạng thái cuối.
Nhiệt độ (T), áp suất (P), thể tích (V), nội năng (U), entapi (H), entropi (S), thế đẳng áp
G … là những hàm trạng thái..
Nhiệt và công không phải là hàm trạng thái

2


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
Ví dụ: Đối với hệ n mol khí lý tưởng hàm PV = nRT là hàm trạng thái vì giá trị của nó
chỉ phụ thuộc vào giá trị của các thông số P,V,T mà không phụ thộc vào cách biến đổi
của hệ ( thuận nghịch, không thuận nghịch…). Thực vậy, ở trạng thái 1 ( tương ứng P 1,
V1 T1) ta có P1V1 = nRT1, khi chuyễn sang trạng thái 2 ( tương ứng P2, V2 ,T2) ta có P2V2
= nRT2
Quá trình: là sự biến đổi xảy ra trong hệ gắn liền với sự thay đổi (ít nhất) một
thơng số trạng thái.

Q trình thuận nghịch: là q trình có thể diển ra theo chiều thuận cũng như
theo chiều nghịch và khi điễn rat hoe chiều nghịch thì hệ cũng như môi trường sẽ trở về
đúng trạng thái ban đầumà không có biến đổi nhỏ nào xảy ra.
Q trình bất thuận nghịch trong tự nhiên chỉ xảy ra theo một chiều và khơng cần
tiêu tốn năng lượng. Ví dụ: sự khuếch tán chất khí, nước chảy từ chỗ cao xuống chỗ
thấp…
Quá trình đẳng áp là quá trình xảy ra ở điều kiện áp suất khơng đổi (P=const), q
trình đẳng tích ở điều kiện thể tích khơng đổi ( V=const), q trình đẳng nhiệt ở điều
kiện nhiệt độ không đổi (T = const).
I.1.5.Các đơn vị quốc tế về năng lượng :
+ Erg ( hệ CGS): erg bằng công của lực 1 đyn nhân cho khoảng cách chuyển dịch 1 cm.
1 erg = 1 dyn * 1 cm =10-7J
( dyn là lực truyền cho khối lượng 1 g một gia tốc là 1 cm . giây-2)
+ Jun (J) ( hệ SI) : jun bằng công của 1 niutơn (N) nhân cho khoảng cách chuyển dịch
1 mét.
1 J = 1 N * 1 m = 107 erg
1 N = 105 din
( niutơn là lực cung cho vật thể có khối lượng 1 kg một gia tốc là 1 m . giây-2)
+ Calo (cal) : là đơn vị riêng dùng cho hóa học ( đơn vị ngoài hệ)
1 cal = 4,184 J = 4,184 .107 erg
+ Electron – von (eV) : cũng là đơn vị ngồi hệ thường được dùng trong hóa học . Một
eV bằng năng lượng mà N.e điện tích( N – số avogađro ; e – điện tích electron) thu được
khi chạy qua điện trường có thế hiệu là 1V.
1eV = 23062 cal

3


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương

I.1.6. Một số dạng năng lượng
Năng lượng là thước đo khả năng vận động của vật chất. Nhiệt và công là hai dạng
năng lượng quan trọng nhất đối với hóa học.
Nhiệt (Q) là thước đo sự chuyển động nhiệt hỗn loạn của các tiểu phân tạo nên chất
hay hệ.
Công (A) là thước đo sự chuyển động có trật tự và có hướng của các tiểu phân theo
hướng của trường lực
Qui ước: + Hệ thu nhiệt ( nhiệt mà hệ hấp thụ từ môi trường)+ (Q > 0)
+ Hệ phát nhiệt ( nhiệt mà môi trường hấp thụ từ hệ)–(Q < 0)
+ Công hệ tác động lên môi trường - (A< 0)
+ Công môi trường tác động lên hệ +(A > 0)
Nội năng (U) của hệ là năng lượng có sẵn , ẩn dấu bên trong hệ , bao gồm năng lượng
chuyển động tịnh tiến , chuyển động quay của các phân tử , chuyển động quay và chuyển
động dao động của các nguyên tử và nhóm nguyên tử bên trong phân tử và tinh thể,
chuyển động của electron trong nguyên tử , năng lượng bên trong hạt nhân. Nói tóm lại
nội năng là năng lượng toàn phần của hệ trừ động năng và thế năng toàn hệ.
I.2.NGUYÊN LÝ I CỦA NHIỆT ĐỘNG LỰC HỌC VÀ HIỆU ỨNG NHIỆT
I.2.1. Nguyên lý I của nhiệt động học:
Nếu trong q trình nào đó mà có một dạng năng lượng đã mất đi thì thay cho nó phải
có một dạng năng lượng khác xuất hiện với lượng tương đương nghiêm ngặt.
Đây chính là định luật bảo tồn năng lượng ( Năng lượng khơng tự sinh ra hoặc khơng
tự mất đi, chỉ có thể biến đổi từ dạng này sang dạng kháctheo tỉ lệ tươnmg đương nghiêm
ngặt)
Các dạng năng lượng chuyển hóa tương hỗ trong các q trình hóa học chủ yếu là
nhiệt, cơng và nội năng.
Giả sử có một bình hình trụ tiết diện S với một piston có thể di chuyển khơng ma
sát. Bên trong bình có chứa khí. Từ bên ngồi, mơi trường tác động vào hệ một cơng A (
nén khí), đồng thời cung cấp cho hệ một nhiệt lượng Q ( đun nóng), kết quả nhiệt độ chất
khí tăng ( nội năng chất khí U tăng)
*Biểu thức tốn học của nguyên lý I:

U = A + Q

(*)

4


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
- Trong trường hợp chung, công do hệ thực hiện gồm:
+ Cơng giãn nở thể tích:  A = -pdV
+ Cơng có ích khác:  A’
a/ Q trình đẳng tích
V1=V2= V = const ⇒ A = - p∆V=0
(*) ⇒  Uv = Qv
⇒ Nếu phản ứng hóa học tiến hành trong điều kiện V = const thì tồn bộ lượng nhiệt do
hệ thu vào hay tỏa ra trong quá trình đẳng tích dùng để làm tăng nội năng của hệ.
+ Nếu phản ứng thu nhiệt thì nội năng của hệ tăng: U  0
+ Nếu phản ứng tỏa nhiệt thì nội năng của hệ giảm: U  0
b/ Quá trình đẳng áp: (p = const)
A = - p∆V= - p(V2 – V1)
⇒ Q p  U  pV
= (U2 – U1) + p(V2-V1)
= (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
Đặt H = U + PV : Entanpi của hệ
⇒ Q p  H
⇒ Trong điều kiện p = const, lượng nhiệt thu vào (hay tỏa ra) bằng biến thiên entanpi
của hệ:
+ Nếu phản ứng thu nhiệt, entanpi của hệ tăng :  H > 0
+ Nếu phản ứng tỏa nhiệt, entanpi của hệ giảm:  H< 0

+ Trong phản ứng chỉ có mặt chất lỏng và chất rắn, ở đó sự thay đổi thể tích là khơng
đáng kể thì H  U
+ Trong phản ứng có chất khí thì:

H  U  nRT
n : biến thiên số mol khí

5


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
R = 1,987 cal/mol.độ = 8,314 J/mol.độ
I.2.2. Phương trình nhiệt hóa học:
 Hiệu ứng nhiệt của phản ứng:
Hiệu ứng nhiệt của phản ứng là lượng nhiệt tỏa ra hay hấp thụ của một phản
ứng hóa học. VD : Khi đốt than, nhiệt lượng tỏa ra, trái lại nung đá vôi là một phản ứng
thu nhiệt.
Phản ứng tỏa nhiệt Q < 0
Phản ứng thu nhiệt Q > 0
Hiệu ứng nhiệt phản ứng đo ở điều kiện đẳng áp bằng biến thiên entapi của hệ Qp = H
, hiệu ứng nhiệt phản ứng đo ở điều kiện đẳng tích bằng biến thiên nội năng của hệ Qv =
U.
2CO(k) + O2 (k)  2CO2 (k)

U = - 563,50 kJ

2CO(k) + O2 (k)  2CO2 (k)

H = - 563,50 kJ

Phương trình phản ứng có ghi thêm nhiệt lượng tỏa ta hay hấp thụ và trạng thái của các
chất được gọi là phương trình nhiệt hóa học
Vd:

C(r)

+ O2 (k)  CO2 (k)

H = -395,41 kJ

Trong thực tế, các q trình hóa học thường xảy ra trong điều kiện áp suất khơng đổi,
vì vậy trong phần này chúng ta học về hiệu ứng nhiệt của một số quá trình đẳng áp.
 Nhiệt tạo thành ( sinh nhiệt )
Nhiệt tạo thành là hiệu ứng nhiệt của phản ứng tạo thành một mol chất từ các đơn chất
ứng với trạng thái bền vững nhất.
Nhiệt tạo thành của đơn chất ở trạng thái bền vững nhất ở điều kiện tiêu chuẩn ( P =
1atm , T0 = 250C = 298,150K ) được quy ước bằng khơng.
Ví dụ : Nhiệt tạo thành tiêu chuẩn của Asen clorua lỏng bằng –80,2 Kcal nghĩa là có
80,2 Kcal tỏa ra khi tạo thành một mol AsCl3 lỏng từ Asen đơn chất (rắn) và phân tử khí
Clo ở điều kiện P = 1 atm và T0 = 298,150K mô tả bằng phản ứng sau :
As (r) + 3/2Cl2 (k) = AsCl3 (l)

6

0298,tt = - 80,2 kcal


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương

Nhiệt đốt cháy ( thiêu nhiệt): Nhiệt đốt cháy là hiệu ứng nhiệt của phản ứng đốt
cháy một mol chất bằng oxy đơn chất để tạo thành khí CO2 , nước lỏng và một số sản
phẩm khác.
Ví dụ : Nhiệt đốt cháy của Etan ở điều kiện tiêu chuẩn bằng –372,82 Kcal nghĩa là có
372,82 kcal tỏa ra khi đốt cháy hoàn toàn 1 mol C2H6 bằng oxy đơn chất đến tạo thành
khí CO2 và H2O lỏng ở P = 1 atm và T0 = 298,150K mô tả bằng phương trình phản ứng
sau :
VD: C2H6(k) + 7/2O2(k) → 2CO2(k) + 2H2O(l)

H = -372,82kcal

Ta có: H đc (C2H6) = -372,82kcal
* Nhiệt phân hủy là nhiệt phản ứng phân hủy 1 mol chất đó tạo thành các đơn chất.

H ph (H2O) = 68,3 kcal

VD: H2O(l) = H2(k) + 1/2O2(k)



Định luật Lavoissier – Laplace

« Nhiệt tạo thành và nhiệt phân hủy của cùng một chất bằng giá trị và ngược dấu »

H tt (HI) = +6,2kcal

VD: 1/2H2(k) + 1/2I2(r) = HI(k)
HI(k) = 1/2H2(k) + 1/2I2(r)

H ph (HI) = -6,2kcal

Nhiệt chuyển pha
Nhiệt chuyển pha là hiệu ứng nhiệt của quá trình chuyển chất từ pha này sang pha
khác.
Tùy thuộc vào loại chuyển pha , nhiệt chuyển pha có tên khác nhau.
Ví dụ : Nhiệt thăng hoa của Iod là lượng nhiệt cần cung cấp để một mol Iod rắn chuyển
hoàn toàn thành hơi.
0298,th = 14,92 kcal /mol

I2 (r) = I2 (k)

Nhiệt bay hơi của nước là lượng nhiệt cần cung cấp để một mol nước lỏng chuyển
hoàn toàn thành hơi .
H2O (l) = H2O (h)

0298,th = 10,52 kcal/mol

Nhiệt ngưng tụ của nước là lượng nhiệt tỏa ra khi một mol nước hơi chuyển hoàn toàn
thành nước lỏng
H2O (h) = H2O (l)

0298,th = -10,52 kcal/mol

Quá trình ngưng tụ là quá trình nghịch đảo của quá trình bay hơi.

7


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương

 Nhiệt hồ tan
Nhiệt hịa tan là lượng nhiệt tỏa ra hay thu vào khi hòa tan một mol chất vào một
lượng nhất định dung mơi.
Nhiệt hồ tan chịu ảnh hưởng rất lớn của lượng và bản chất dung môi hòa tan.
Ghi chú : Dựa theo đặc điểm quan trọng nhất của những chuyển biến hóa học là có sự
thay đổi cấu trúc electron của các chất thì những quá trình chuyển pha và hịa tan cũng có
thể xem là những q trình hóa học, vì vậy nhiệt chuyển pha và nhiệt hòa tan cũng được
coi là hiệu ứng nhiệt của các q trình hóa học.
I.2.3. Định luật Hess và các hệ quả:
Định luật Hess
Hiệu ứng nhiệt của các quá trình hóa học đẳng áp hoặc (và) đẳng tích của hệ cô lập
chỉ phụ thuộc vào bản chất của các chất đầu và sản phẩm cuối chứ không phụ thuộc vào
số và đặc điểm của các giai đoạn trung gian.
Đây là định luật cơ bản của nhiệt hóa học vì nó đã nêu ra được điều kiện để trạng thái
hóa nhiệt phản ứng.
Người ta biết rằng, nhiệt của một quá trình bất kỳ nói chung phụ thuộc vào cách tiến
hành q trình đó. Chỉ có hiệu ứng nhiệt của các q trình của hệ cơ lập diễn ra trong
những điều kiện tuân theo định luật Hess (đẳng áp , đẳng tích ) mới khơng phụ thuộc vào
cách tiến hành q trình . Vì vậy, để tính hiệu ứng nhiệt của quá trình đẳng nhiệt và đẳng
áp chúng ta chỉ cần quan tâm đến trạng thái đầu và trạng thái cuối của hệ cơ lập. Vì có
tính chất nêu trên, nên hiệu ứng nhiệt đẳng áp và hiệu ứng nhiệt đẳng tích được gọi là
hàm trạng thái.
VD: Có vài cách để chuyển 1 mol Na 0,5 mol H2, 0,5 mol O2, thành 1 mol NaOH và
hiệu ứng nhiệt tổng cộng của cách nào cũng bằng = -102,0kcal.
Cách 1:
Na(r) + 1/2O2(k) = 1/2Na2O2(r)

 H1= -60,3kcal

1/2H2 (k) + 1/4O2(k) = 1/2H2O (l)

 H2= -34,1kcal

1/2Na2O2 + 1/2H2O (l) = NaOH(r) + 1/4O2(k)

 H3= -7,6kcal

Tổng cộng: Na(r) + 1/2H2(k) + 1/2O2(k) = NaOH (r)  H= ?

8


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
Cách 2 :
H2(k) + 1/2O2(k) = H2O(l)

 H1 = -68,3kcal

Na(r) + H2O(l) = NaOH (r) + 1/2H2(k)

 H2 = -33,7kcal

Tổng cộng: Na( r) + 1/2H2(k) + 1/2O2(k) = NaOH( r)  H = ?
CHÚ Ý : Entanpi của một chất được tính đối với một mol chất.Biến thiên entanpi tính
được từ entanpi của các chất ở điều kiện chuẩn được gọi là biến thiên entanpi chuẩn và
được kí hiệu là  H0 hoặc khi chú ý cả nhiệt độ nữa thì được kí hiệu là  H 298
0

+ Đối với các khí, trạng thái chuẩn là trạng thái của khí lí tưởng ở áp suất 1atm.

+ Đối với các chất rắn và chất lỏng, trạng thái chuẩn là trạng thái của chất tinh khiết.
+ Nhiệt độ thường được lấy là : 250C = 2980K.
Các hệ quả của định luật Hess
a) Hệ quả 1
Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học bằng tổng nhiệt tạo thành của các sản phẩm
phản ứng trừ đi tổng nhiệt tạo thành của các tác chất.
H = Htt( sản phẩm) -Htt( tác chất)
Ví dụ : Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng sau ở điều kiện tiêu chuẩn , cho biết sinh
nhiệt của các chất đầu và sản phẩm của phản ứng :
Al2O3 (r) + 3SO3 (k) = Al2(SO4)3 (r)
Trong đó
0298,tt

Al2O3 (r)

SO3 (k)

Al2(SO4)3 (r)

-400,40

-94,43

-821,0

Ap dụng cơng thức được :
b) Hệ quả 2
Hiệu ứng nhiệt phản ứng bằng tổng nhiệt đốt cháy của tác chất trừ đi tổng nhiệt đốt
cháy của chất sản phẩm.
H = Hđc( tác chất) -Hđc(sản phẩm)

9


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
Ví dụ : Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng sau ở điều kiện tiêu chuẩn
C2H2 (k) + 2H2(k) = C2H6 (k)
Cho biết nhiệt đốt cháy của các chất ở điều kiện tiêu chuẩn :
Chất

C2H2 (k)

0298,ch (Kcal/mol)

H2(k)

-310,62

C2H6(k)
-68,32

-372,83

Ap dụng hệ quả 2 :
c) Hệ quả 3
Hiệu ứng nhiệt của phản ứng thuận bằng hiệu ứng nhiệt của phản ứng nghịch với dấu
ngược lại.
pư thuận = -pư nghịch
ví dụ :

1/2O2 (k) + H2 (k) = H2O (k) có pư = 57,80 kcal
H2O (k) = 1/2O2 (k) + H2 (k) có pư = -57,80 kcal

Ghi chú : Giá trị pư là giá trị cho phản ứng cụ thể ,vì vậy khi hệ số tỷ lượng thay đổi
thì giá trị pư thay đổi .
Ví dụ : O2 (k) + 2H2 (k) = 2H2O (k) có pư = 115,60 kcal
d) Hệ quả 4:
Hiệu ứng nhiệt của phản ứng hóa học bằng tổng năng lượng liên kết của tác chất trừ đi
tổng năng lượng liên kết của sản phẩm.
H = Elk (tác chất) -Elk (sản phẩm)
Ví dụ: Tính hiệu ứng nhiệt của phản ứng sau:
CH2=CH2 + H2  CH3 – CH3
Biết năng lượng liên kết (Kcal) của C=C : 597,7 ; C-C : 343,4; H-H: 216; C-H: 418,4.
Ap dụng hệ quả 4:
* ẢNH HƯỞNG CỦA NHIỆT ĐỘ ĐẾN HIỆU ỨNG NHIỆT
Hiệu ứng nhiệt là một hàm số của nhiệt độ. Mối quan hệ giữa nhiệt độ và hiệu ứng
nhiệt đẳng áp được biểu diễn bằng công thức Kirhoff :

10


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
T2

T2  T1   C p dT

(1)

T

Trong đó các  T là hiệu ứng nhiệt của phản ứng ở các nhiệt độ T1 và T2 . Cp là độ
biến thiên nhiệt dung đẳng áp của phản ứng và được tính theo cơng thức :
Cp = Cp(sản phẩm) - Cp(chất đầu)
Nhiệt dung của một chất là lượng nhiệt cần dùng để nâng nhiệt độ của một lượng xác
định chất đó lên một độ.
Nhiệt dung riêng là lượng nhiệt cần dùng để nâng một gam chất đó lên một độ.
Nhiệt dung phân tử là lượng nhiệt cần dùng để nâng một mol chất đó lên một độ.
Nhiệt dung đằng áp là nhiệt dung của quá trình nâng nhiệt trong điều kiện đẳng áp, ký
hiệu CP .Nhiệt dung đẳng tích là nhiệt dung của q trình nâng nhiệt trong điều kiện
đẳng tích, Ký hiệu CV
Ví dụ : Nhiệt dung riêng đẳng áp của nước trong khoảng 14,50C – 15,50C bằng 1 cal /
g.độ , nhiệt dung phân tử đẳng áp của nước trong khoảng nhiệt độ này là 18,015 cal/mol.
độ.
Trong trường hợp nhiệt dung được coi là không phụ thuộc nhiệt độ thì cơng thức (1)
được viết :
T2

T2  T1  CP  dT  CP (T2  T1 )
T1

Hay :
T2  CP (T2  T1 )   T1

Ví dụ : Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng :
CO (k) + 1/2O2 (k) = CO2 (k)
Ơ 3980K , biết 0298,pư = -67,64 kcal và nhiệt dung phân tử đẳng áp của CO(k) , O2(k)
và CO2(k) tương ứng là 6,97 , 7,05 và 8,96 cal /mol.độ.

I.3.NGUYÊN LÝ II VÀ ENTROPI
Mở đầu : Như đã thấy trong phần I.2, nhiệt phản ứng có một vai trị rất quan trọng
trong việc khảo sát các q trình hóa học bởi vì xét về phương diện năng lượng có xu
hướng q trình diễn ra về phía tạo ra hệ bền vững hơn , nghĩa là tạo ra hệ có thế năng

11


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
nhỏ hơn . Tuy nhiên , trong thực tế có rất nhiều phản ứng lại diễn ra về phía thu nhiệt.
Chẳng hạn phản ứng
CuCl2.2H2O (r) = CuCl2 (r) + 2H2O (k)
0298,tt (kj/mol)

-819

-278

-242

S0298

(j/mol.độ)

+191

+211

+189

G0298,tt (kj/mol)

-660

-244

-229

Là phản ứng thu nhiệt (0298,pư = 57 kJ) nhưng phản ứng này vẫn xảy ra ngay ở 250C
(G0298,pư = -42kJ ). Như vậy nhiệt phản ứng không phải là điều kiện bắt buộc cho q
trình hóa học xảy ra mặc dù nói chung q trình hóa học thường tự diễn ra theo chiều
hướng có sự tỏa nhiệt.
Từ đây , người ta nhận thấy cịn có thêm một yếu tố nữa ngồi yếu tố nhiệt góp phần
quyết định chiều tự diễn biến của q trình hố lý.
I.3.1. Khái niệm và tính chất của entropi:
Định nghĩa của Entropi
Entropi là thước đo độ hỗn loạn của trạng thái của hệ và được biểu thị bằng công thức
sau :
S  K ln W 

R
ln W
N

Trong đó:
N là số Avogadro bằng 6,02204.1023( số Avogadro là số nguyên tử có trong một
nguyên tử gam hay số phân tử có trong một phân tử gam).
R là hằng số khí ( 0,082 lit.atm/mol.độ = 8,3144 j/mol.độ = 1,987 cal/mol.độ). K là
hằng số Bolzman 1,38066.10-23j/độ.

W là xác suất trạng thái của hệ.
Tính chất của entropi
- Entropi S là một thuộc tính khếch độ của hệ, tương tự như nội năng, tức là nó có cộng
tính, giá trị của nó phụ thuộc vào lượng chất.
- Entropi S là một hàm trạng thái đơn trị, liên tục và hữu hạn của hệ. Điều này có nghĩa
là biến thiên entropi của hệ trong mọi quá trình bất kỳ chỉ phụ thuộc và trạng thái đầu và
cuối của hệ, không phụ thuộc vào đường đi.
- Mỗi chất có giá trị entropi riêng của mình, phân tử càng phức tạp thì entropi càng lớn.

12


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
- Đối với cùng một chất thì các trạng thái rắn, lỏng, khí, entropi của nó có giá rị khác
nhau và tăng dần lên.
Vd: SH2O(tt) < SH2O(l) < SH2O(k)
- Entropi của tất cả các tinh thể tinh khiết mọi chất ở 00K đều bằng 0 vì chúng chỉ cịn
một trạng thái sắp xếp duy nhất
- Nhiệt độ và áp suất có ảnh hưởng đến entropi: nhiệt độ tăng làm entropi tăng nhưng
áp suất tăng lại làm entropi giảm. Điều này có thể hiểu được dựa trên sự thay đổi độ hỗn
loạn của hệ theo nhiệt độ và áp suất.
Trong điều kiện đẳng áp sự tăng entropi theo nhiệt độ tính theo công thức:
T2

S  ST2  ST1   CP
T1

dT
T

Trong đó CP là nhiệt dung đẳng áp của chất.
Trong trường hợp coi CP khơng phụ thuộc nhiệt độ thì có thể viết:
T2

T
T
dT
 CP ln 2  2,303CP lg 2
T
T1
T1
T1

S  CP 

Dùng cơng thức tính entropi của các chất .
Ví dụ : Tính entropi của nước ở 900C . Cho biết S0298 (H2O,lỏng) = 16,75
cal/mol.độ và CP = 18 cal/mol.độ.
Ap dụng cơng thức (5.19) có :
S0363(H2O,lỏng) = S0298 + 2,303CPlgT2/T1 = 16,75 + 2,30318lg363/298 = 24,92
cal/mol.độ
I.3.2. Nguyên lý thứ hai của nhiệt động học
Một hệ đóng biến đổi thuận nghịch vơ cùng nhỏ trong đó hệ trao đổi chất với môi
trường ở nhiệt độ T một nhiệt lượng  Qtn thì sự biến đổi entropi trong quá trình này
được xác định bỏi biểu thức:
dS 

Qtn
T

Nếu sự biến đổi là bất thuận nghịch ( quá trình tự diễn biến) thì:
dS 

Qtn
T

13


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
Vì entropi là hàm trạng thái, nên khi hệ chuyển từ trạng thái 1 sang trạng thái 2 bằng
biến đổi thuận nghịch hay bất thuận nghịch ta đều có:
Qtn
T
1
2

S2  S1  S  

Nghĩa là Sbtn =Stn
Biểu thức tổng quát của nguyên lý II nhiệt động học như sau:
Qtn
Q
; S   tn
T
T
1
2

dS 

Dấu = ứng với quá trình thuận nghịch, dấu > ứng với quá trình bất thuận nghịch.
Trong thực tế người ta quan sát thấy có các q trình tự diễn biến ngược lại. Ví dụ : Khi
cho một giọt mực xanh vào một cốc nước , màu xanh của mực sẽ lan dần đến khi cả cốc
nước có màu đồng nhất. Khơng thể chờ đợi có quá trình tự hội tụ trở lại thành giọt mực
ban đầu trong cốc nước. Ví dụ 2 : Khi cho hai thanh sắt có nhiệt độ khác nhau tiếp xúc
nhau và cách li khỏi mơi trường bên ngồi, mọi người đều biết rằng nhiệt độ của cục sắt
nóng hơn sẽ hạ xuống và nhiệt độ của cục sắt lạnh hơn sẽ tăng lên . Khơng thể có trường
hợp nhiệt độ của cục sắt nóng hơn sẽ tăng lên và nhiệt độ của cục sắt lạnh hơn sẽ giảm
xuống.
Từ các quan sát thực tế người ta rút ra kết luận : các hệ cô lập tự diễn biến theo chiều
tăng độ hỗn loạn và quy luật này được phát biểu như sau :
Khơng thể có q trình tự chyển năng lượng từ vật thể có các tiểu phân chuyển động
trật tự hơn sang vật thể có các tiểu phân chuyển động kém trật tự hơn.
I.3.2.Sự biến thiên entropi của phản ứng hóa học:
Entropi là một hàm trạng thái do đó sự biến thiên entropi của một q trình được tính
theo cơng thức :
Spư = S(sản phẩm) - S(chất phản ứng)
Ví dụ : Tính S0298 tiêu chuẩn của phản ứng sau
Cgraf + CO2 (k)
Cho biết S0298 cal/mol.độ

1,36

51,10

14

=

2CO (k)
47,30


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
Vì entropi của chất khí lớn hơn nhiều entropi của chất rắn và chất lỏng, nên nếu
số mol khí ở vế sản phẩm lớn hơn nhiều số mol khí ở vế tác chất thì S>0 và ngược lại.
Nếu số mol khí ở hai vế bằng nhau hoặc phàn ứng khơng có chất khí thì S khác khơng
khơng lớn.
Biến thiên entropi khi chuyển pha của chất nguyên chất
Khi chất nguyên chất chuyển pha ở áp suất khơng đổi thì trong suốt q trình
đang chuyển pha nhiệt độ khơng đổi. Đây là quá trình đẳng nhiệt – đẳng áp.
Qtn H

T
T
1
2

S  

S: biến thiên entropi của quá trình chuyển pha, J/K.mol
H: entapi của quá trình chuyển pha J/mol
T: là nhiệt độ chuyển pha
 Biến thiên entropi của quá trình giản nở đẳng nhiệt khí lý tưởng
Xét n mol khí lý tưởng giản nở từ thể tích V1 đến thể tích V2 ở nhiệt độ khơng
đổi, ta có:

S 

Qtn
V
P
 nR ln 2  nR ln 1
T
V1
P2

Biến thiên entropi của chất nguyên chất theo nhiệt độ:
Khi đun nóng một chất nguyên chất từ T1 đến T2 ở áp suất không đổi và trong
khoảng nhiệt độ này khơng có sự chuyển pha thì :

Qtn 2 dH
S  

T
T
T1
T1
T2

T

Mà dH =CP.dT
T2

Suy ra:

S   nCP
T1

dT
T

Trong khoảng nhiệt độ hẹp, nếu CP coi là khơng đổi thì:
S  nCP ln

T2
T1

Tương tự đối với q trình đẳng tích:
T2

S   nCV
T1

dT
T

15


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
Khi CV = const đối với nhiệt độ:
S  nCV ln

T2

T1

I.4. CHIỀU, ĐIỀU KIỆN TỰ DIỄN BIẾN VÀ ĐIẾU KIỆN CÂN BẰNG CỦA
CÁC Q TRÌNH HĨA HỌC:
I.4.1. Thế đẳng nhiệt - đẳng áp và chiều của các q trình hóa học
Biểu thức :
TSpư  pư
có T cũng là yếu tố làm tăng độ hỗn loạn của hệ nên trong nó có hai thành phần đặc
trưng cho hai xu hướng diễn biến của quá trình của hệ :
-TS là yếu tố đặc trưng cho xu hướng làm tăng độ hỗn loạn của hệ . Xu hướng này
được biểu thị trong định luật thứ hai của nhiệt động học.
- là yếu tố đặc trưng cho xu hướng làm tăng độ trật tự của hệ. Xu hướng này được
biểu thị trong định luật thứ nhất của nhiệt động học.
nên có thể nói cơng thức phản ảnh hai định luật cơ bản của nhiệt động học nghĩa là
phản ảnh hai khuynh hướng tự diễn biến trong tự nhiên : khuynh hướng tăng độ hỗn loạn
của hệ và khuynh hướng làm giảm năng lượng của hệ ( tức là khuynh hường làm tăng độ
trật tự của hệ). Người ta đặt một đại lượng biểu thị cho sự tranh chấp này của hệ đằng áp
đẳng nhiệt và gọi là sự biến thiên của thế đẳng áp ký hiệu G theo công thức sau:
G =  - TS ()
G = G2 – G1 . G là thế đẳng áp ( còn gọi là năng lượng tự do Gibbs hay là thế đẳng áp
đẳng nhiệt)
Phương trình () là phương trình cơ bản của nhiệt động hóa học.
I.4.2. Xác định chiều diễn biến và điều kiện cân bằng của các q trình hóa học
Thế đẳng áp là một hàm trạng thái. Thực vậy , triển khai công thức () được
G = H - TS

∆G =  H - T∆S

16

Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
* Nếu tất cả các chất phản ứng đều ở trạng thái chuẩn thì năng lượng Gibbs tạo thành
của chất ở trạng thái chuẩn và được kí hiệu là  G0 hoặc G 298 khi chú ý đến nhiệt độ.
0

* Năng lượng Gibbs tạo tạo thành chuẩn của các đơn chất bằng khơng
Vì H , T và S đều là các hàm trạng thái nên G cũng là một hàm trạng thái nên G của
q trình tính được theo cơng thức sau:
Gpư = G(sản phẩm) - G(tác chất)

Người ta chứng minh rằng G của q trình thuận nghịch có giá trị bằng cơng cực đại
(Amax) của q trình đó với dấu ngược lại :
Gpư = - Amax
Vì quá trình tự diễn biến là q trình sinh cơng nên có thể rút ra các kết luận quan
trọng từ các công thức về vai trị của Gpư như sau :
Có thể dùng Gpư làm thước do cho khả năng tự diễn biến của một quá trình của một
hệ:
Gpư < 0 quá trình hóa học có khả năng tự diễn biến.
Gpư > 0 q trình hóa học khơng có khả năng tự diễn biến (hay q trình hóa học
tự xảy ra theo chiều ngược lại).
Gpư = 0 hệ hóa học nằm ở trạng thái cân bằng.
Ví dụ : Xét phản ứng
Cgr + CO2 (k) = 2CO (k)
a)

Phản ứng có khả năng diễn ra ở 2980K ở điều kiện tiêu chuẩn (P = 1atm) hay

khơng ?

b)

Ơ nhiệt độ nào thì phản ứng nằm ở trạng thái cân bằng ở điều kiện tiêu chuẩn.

c) Từ nhiệt độ nào thì phản ứng có khả năng tự diễn biến ở điều kiện tiêu chuẩn.
Giả thiết rằng pư và Spư hầu như không phụ thuộc nhiệt độ.
Cho biết các giá trị sau :
Cgf

CO2 (k)

CO (k)

0298,tt ( kcal/mol)

0

-94,10

-26,42

S0298 (cal/mol.độ)

1.36

51,10

47,30

17

Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương


Sử dụng biểu thức () trong biện luận đánh giá chiều q trình hóa học

Vì pư ở 250C thường có giá trị vài chục đến vài trăm kcal còn Spư ở 250C thường
có giá trị vài chục cal nên từ phương trình cơ bản () của nhiệt động hóa học
Gpư = pư - TSpư
chúng ta thấy :
+ Ở những nhiệt độ thấp ( từ khoảng vài trăm 0C trở xuống ) thì trong đa số
trường hợp  TSpư  <<  pư, nên dấu của Gpư phụ thuộc vào dấu pư vì vậy có
thể dựa vào yếu tố entanpi để xét chiều của quá trình. Từ đây chúng ta hiểu được tại sao
ở những nhiệt độ bình thường, đa số các quá trình phát nhiệt (Hpư < 0) lại tự xảy ra ,
cịn rất ít q trình thu nhiệt (Hpư < 0) tự xảy ra.
+ Ở nhiệt độ cao ( >15000C) thì thường | TSpư | >> | pư | , vì thế dấu của Gpư
phụ thuộc vào dấu của Spư vì vậy phải dựa vào giá trị của TSpư để xét chiều quá trình.
+ Ở các giá trị nhiệt độ khơng lớn lắm và khơng nhỏ lắm thì Gpư phụ thuộc vào
cả hai đại lượng Spư và pư.
I. 5 ĐỘNG HÓA HỌC
I.5.1 Tốc độ phản ứng
Tốc độ phản ứng là sự biến thiên nồng độ của chất phản ứng hoặc của sản phẩm phản
ứng trong một đơn vị thời gian thời gian .
Tốc độ phản ứng trung bình tính bằng biểu thức :
v

C
t

Tốc độ phản ứng tức thời tính bằng biểu thức :
v

dC
dt

Đối với phản ứng tổng quát
aA + bB = cC + dD
các biểu thức tốc độ phản ứng trung bình và tức thời có dạng như sau:
v

1 C A
1 CB 1 CC 1 CD



a t
b t
c t
d t

18


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
v

1 d [ A]

1 d [B]
1 d [C]
1 d [ D]



a d
b d
C d
d d

Đối với các biểu thức trên, người ta chọn dấu cộng khi sử dụng nồng độ sản phẩm (vì
nồng độ tăng) và chọn dấu trừ khi sử dụng nồng độ chất phản ứng (vì nồng độ giảm).
Định luật tác dụng khối lượng cơ bản của động hóa học:
Đối với phản ứng một chiều ở một nhiệt độ xác định và có bậc phản ứng động học xác
định, tốc độ của phản ứng tỷ lệ mỗi lúc với tích nồng độ lúc đó của các chất có ảnh
hưởng đến tốc độ ( nồng độ mỗi chất được nâng lên một lũy thừa xác định nào đó)
Cho phương trình tổng quát
aA + bB + …  cC + dD + …
Định luật tác dụng khối lượng cơ bản của động hóa học biểu diễn bằng biểu thức sau
v

dc
 k[ A]1 [ B ] 2 ...
dt

Trong đó:


k là hằng số tốc độ phản ứng .



hằng số tốc độ phản ứng k là một đại lượng chỉ phụ thuộc bản chất

của phản ứng và nhiệt độ.


Ý nghĩa của k : k là tốc độ riêng của phản ứng khi nồng độ các

chất có ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng bằng đơn vị.



Giá trị của k càng lớn thì tốc độ phản ứng càng mạnh

1, 2 là các số mũ lũy thừa của các nồng độ và được xác định bằng thực

nghiệm. Chúng có thể có các giá trị dương, âm và bằng không. Trong trường hợp
i = 0 , nồng độ của chất i khơng có ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng.
Chú ý : Không thể biết giá trị  thơng qua phương trình phản ứng vì đối với các phản
ứng phức tạp tốc độ phản ứng phụ thuộc vào giai đoạn phản ứng có tốc độ chậm nhất.
Ví dụ : Phản ứng
2NO + O2 = 2NO2
xảy ra theo 3 giai đoạn nối tiếp nhau
a)

2NO = | ON …NO |

b)

| ON …NO | + O2 = | ON … O – O …NO |

c)

| ON … O – O …NO | = 2NO2

thực nghiệm cho biết giai đoạn a có tốc độ chậm nhất . Do đó :

19


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
v = kC2NO
 Vậy Tốc độ phản ứng phụ thuộc vào:
 Nồng độ ( hay áp suất) chất khí
 Nồng độ chất lỏng
 Diện tích tiếp xúc giữa chất rắn với chất khí và với chất lỏng.
 Bậc phản ứng: bậc phản ứng được tính bằng tổng số mũ lũy thừa của các nồng độ
các chất phản ứng trong phương trình vận tốc phản ứng.
Ví dụ : Phản ứng:

H2 +

I2 = 2HI

có phương trình vận tốc phản ứng :
V = -K[H2][I2]
nên có bậc phản ứng bằng 2
Đối với phản ứng phức tạp , bậc phản ứng có thể lẻ.

Ví dụ : Phản ứng : H2 + Br2 = 2HBr

d[ HBr ]
 k[ H 2 ][Br2 ]0,5
dt
khi mới bắt đầu phản ứng, có phương trình vận tốc :
v

nên có bậc phản ứng bằng 1,5.
 Sự suy biến của bậc phản ứng
Đối với phản ứng có bậc xác định, nếu phản ứng được tiến hành trong điều kiện một
hay một số nồng độ nào đó là hằng số hoặc xấp xỉ là hằng số thì những nồng độ này được
nhập ln vào hằng số tốc độ k của bậc phản ứng và trở thành k’. Trong trường hợp này
bậc n của phản ứng sẽ giảm và trở thành n’. n’ bằng tổng nồng độ các số mũ của những
nồng độ còn lại. Ta nói có sự suy biến ( sự giảm ) của bậc phản ứng.
Thí dụ : Phản ứng thủy phân đường sacarozơ ( đường mía) với sự có mặt ion H+ làm
xúc tác.

C12H22O11 + H2O = C6H12O6 + C6H12O6

Sacarozơ

glucozơ

fructozơ

Thực nghiệm cho biết phản ứng này có bậc 1 đối với sacarozơ
V= k[C12H22O11][H2O][H+]
Như vậy phản ứng có bậc tồn phần n = 1 + 1 + 1 = 3. Tuy nhiên, nước được lấy với
lượng dư rất lớn, nên biến thiên nồng độ của nó rất nhỏ, khơng đáng kể và thực tế có thể

coi nồng độ của nó xấp xỉ là hằng số. Còn ion H + là chất xúc tác không bị tiêu thụ trong

20


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
phản ứng do đó nồng độ của nó là hằng số. Khi đó biểu thức tốc độ phản ứng được viết :
v= k’[C12H22O11] với k’ = k[H2O][H+]  const
Vậy phản ứng trở thành có bậc 1. Ta nói bậc 1 này là bậc 1 biểu kiến hay bậc 1 giả.
Biểu thức động học của phản ứng:
+ Phản ứng bậc 1
A  sản phẩm
Biểu thức động học tổng quát của phản ứng bậc một có dạng :
v

d [ A]
 k[ A]
d

Triển khai biểu thức và chuyển vế được:

d [ A]
  kd
[ A]

Khi thay [A]= C, nồng độ ban đầu [A0] = C0 . Lấy tích phân được:

1
dc  k  d  ln C  ln C0  k

C0 C
0



C

lnC - ln C0 = - k

 ln

 lnC 0 - lnC = k

C0
2,303 C0
 k  k 
lg
C

C

+ Phản ứng bậc 2
Phản ứng bậc hai, ví dụ dạng :
2A  sản phẩm
có biểu thức động học : v  
Hay :

1 d [ A]
 k[ A]2
2 d

d [ A]
 2kd
[ A]2

Khi thay [A]= C, nồng độ ban đầu [A0] = C0. Lấy tích phân hai vế :
1 1

 2kt
C Co

Như vậy: k 

1
2

1 1 
  
 C Co 

21


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương

CHƯƠNG II
CÂN BẰNG HÓA HỌC
II.1. MỘT SỐ KHÁI NIỆM
1.1. Phản ứng một chiều: là loại phản ứng , trong điều kiện xác định, chỉ xảy ra theo

một chiều xác định, khơng thể xảy ra theo chiều ngược lại. Ví dụ khi đun nóng, kali
clorat xảy ra phản ứng :
2KClO3  2KCl + 3O2
Cho đến nay , chưa ai thực hiện được chiều nghịch của phản ứng này.
Do chỉ xảy ra theo chiều nên một đặc điểm quan trọng của phản ứng một chiều là có thể
tiến hành hồn tồn đến tận cùng, tức là có hiệu suất 100%.
1.2.Phản ứng thuận nghịch: là loại phản ứng, trong điều kiện xác định, có thể đồng
thời xảy ra theo cả chiều thuận và chiều nghịch. Ví dụ khi đun nóng ở nhiệt độ xác định
hydro và iod có thể kết hợp thành iodua hydro:
H2 + I2  2HI
và cũng trong những điều kiện như vậy iodua hydro lại bị phân hủy thành hydro và iod
:
2HI  I2 + H2
Do tính chất thuận nghịch nên một đặc điểm quan trọng của phản ứng thuận nghịch là
khơng xảy ra đến hồn tồn. Sau một thời gian tiến hành, phản ứng thuận nghịch đạt tới
một trạng thái tại đó vận tốc hai phản ứng thuận và nghịch bằng nhau, nồng độ các chất
không thay đổi nữa, đó là trạng thái cân bằng hóa học.
Các phản ứng thuận nghịch được biểu diễn bằng phương trình với hai mũi tên ngược
chiều nhau :
H2 + I2  2HI
1.3. Trạng thái cân bằng hóa học : là trạng thái của hệ phản ứng hóa học khi có tốc độ
phản ứng thuận bằng tôc độ phản ứng nghịch và tỉ lệ lượng chất giữa các chất phản ứng
với sản phẩm phản ứng là không thay đổi ở những điều kiện bên ngoài nhất định.

 Những đặc trưng của trạng thái cân bằng hóa học:
22


Trường Đại học Tài Ngun và Mơi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương

- Trạng thái này không thay đổi theo thời gian nếu khơng có điều kiện bên ngồi
nào thay đổi.
- Khi thay đổi các điều kiện bên ngồi thì trạng thái này thay đổi, nhưng khoi các
điều kiện ban đầu được tái lập thì trạng thái ban đầu cũng được thiết lập lại.
- Dù đi từ phía nào lại để đạt trạng thái cân bằng ( ở cùng điều kiện bên ngồi như
nhau) thì trạng thái này cũng chỉ là một mà thôi.
II.2 ĐỊNH LUẬT GULBERG VÀ HẰNG SỐ CÂN BẰNG
Định luật Gulberg – Waage là định luật tác dụng khối lượng chỉ áp dụng cho trạng thái
cân bằng của các phản ứng thuận nghịch.
Định luật này được phát biểu như sau : Khi một hệ đồng thể đạt đến trạng thái cân
bằng thì tích số nồng độ của các sản phẩm phản ứng với số mũ là các hệ số tỉ lượng
tương ứng chia cho tích số nồng độ của các chất phản ứng với số mũ là các hệ số tỷ
lượng tương ứng luôn luôn là một hằng số ở một nhiệt dộ nhất định.
Với phản ứng
aA + bB  cC + dD
Định luật Guldberg – Waage viết dưới dạng biểu thức :
K cb 

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

Trong đó [C] , [D] là nồng độ tại trạng thái cân bằng của các chất sản phẩm C , D .
[A] , [B] là nồng độ tại trạng thái cân bằng của các chất đầu A, B.
Các chất này ở cùng một pha (chất khí hay chất tan trong dung dịch)
a, b, c, d là hệ số tỷ lượng tương ứng của các chất trong phản ứng trên.
Kcb là hằng số cân bằng của phản ứng .


Hằng số cân bằng là một đại lượng chỉ phụ thuộc vào bản chất của phản

ứng và nhiệt độ.
Khi sử dụng nồng độ phân tử gam thì hằng số cân bằng được gọi là hằng số cân bằng
nồng độ và ký hiệu KC
KC 

CCc .CDd
C Aa .CBb

Trong đó CA, CB, CC và CD là nồng độ phân tử gam tại trạng thái cân bằng tương ứng
của A, B, C và D.

23