https://app.box.com/s/4bbwvhire00clq19plra0sb789e58evk

1. Hỗ trợ trực tuyến
Fb www.facebook.com/DayKemQuyNhon
Mobi/Zalo 0905779594
Tài liệu chuẩn tham khảo
Phát triển kênh bởi
Ths Nguyễn Thanh Tú
Đơn vị tài trợ / phát hành / chia sẻ học thuật :
Nguyen Thanh Tu Group
G I Á O T R Ì N H H Ó A Đ Ạ I
C Ư Ơ N G
Ths Nguyễn Thanh Tú
eBook Collection
GIÁO TRÌNH HÓA ĐẠI CƯƠNG NĂM HỌC
2021-2022 TRƯỜNG ĐẠI HỌC TÀI NGUYÊN
VÀ MÔI TRƯỜNG TP.HCM
WORD VERSION | 2023 EDITION
ORDER NOW / CHUYỂN GIAO QUA EMAIL
TAILIEUCHUANTHAMKHAO@GMAIL.COM
vectorstock.com/28062440

2. TRƯỜNG ĐẠI HỌC TÀI NGUYÊN VÀ MÔI TRƯỜNG TP.HCM
HÓA ĐẠI CƯƠNG
CHƯƠNG 1: ĐẠI CƯƠNG VỀ NHIỆT ĐỘNG HỌC
VÀ ĐỘNG HÓA HỌC CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC
Năm học : 2021-2022

4. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
1
CHƯƠNG I: ĐẠI CƯƠNG VỀ NHIỆT ĐỘNG HỌC VÀ ĐỘNG
HÓA HỌC CỦA CÁC QUÁ TRÌNH HÓA 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 không gian nào đóvà phần
còn 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 lò nung. Hỗn
hợp hai hóa chất là một hệ hóa học, còn thành chén và không gian trong lò 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
công với môi trường.(còn gọi là hệ đoạn nhiệt)
Hệ kín: là hệ không 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 môi trường
Hệ đồng thể: là hệ có các tính chất hóa học và vật lý giống nhau trong toàn bộ thể tích
của hệ.

5. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
2
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 thông 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…
Thông 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

6. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
3
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 P1,
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
thông số trạng thái.
Quá trình thuận nghịch: là quá 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.
Quá trình bất thuận nghịch trong tự nhiên chỉ xảy ra theo một chiều và không 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 không đổi (P=const), quá
trình đẳng tích ở điều kiện thể tích không đổi ( V=const), quá 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 =10-7
J
( 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 ngoài 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

7. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
4
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 quá 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 toàn năng lượng ( Năng lượng không tự sinh ra hoặc không
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 quá trình hóa học chủ yếu là
nhiệt, công và nội năng.
Giả sử có một bình hình trụ tiết diện S với một piston có thể di chuyển không ma
sát. Bên trong bình có chứa khí. Từ bên ngoài, môi trường tác động vào hệ một công 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 toán học của nguyên lý I:
U = A + Q (*)

8. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
5
- Trong trường hợp chung, công do hệ thực hiện gồm:
+ Công giãn nở thể tích: A = -pdV
+ Công có ích khác: A’
a/ Quá 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 toàn 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: 0
U 

+ Nếu phản ứng tỏa nhiệt thì nội năng của hệ giảm: 0
U 

b/ Quá trình đẳng áp: (p = const)
A = - p∆V= - p(V2 – V1)
⇒ V
p
U
Qp 



= (U2 – U1) + p(V2-V1)
= (U2 + pV2) – (U1 + pV1)
Đặt H = U + PV : Entanpi của hệ
⇒ H
Qp 

⇒ 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 không
đáng kể thì U
H 


+ Trong phản ứng có chất khí thì:
nRT
U
H 




n
 : biến thiên số mol khí

9. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
6
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 quá trình hóa học thường xảy ra trong điều kiện áp suất không 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
= 250
C = 298,150
K ) được quy ước bằng không.
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
= 298,150
K mô tả bằng phản ứng sau :
As (r) + 3/2Cl2 (k) = AsCl3 (l) 0
298,tt = - 80,2 kcal

10. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
7
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
= 298,150
K mô tả bằng phương trình phản ứng
sau :
VD: C2H6(k) + 7/2O2(k) → 2CO2(k) + 2H2O(l) H
 = -372,82kcal
Ta có: đc
H
 (C2H6) = -372,82kcal
* Nhiệt phân hủy là nhiệt phản ứng phân hủy 1 mol chất đó tạo thành các đơn chất.
VD: H2O(l) = H2(k) + 1/2O2(k) ph
H
 (H2O) = 68,3 kcal
 Định luật Lavoissier – Laplace
« Nhiệt tạo thành và nhiệt phân hủy của cùng một chất bằng giá trị và ngược dấu »
VD: 1/2H2(k) + 1/2I2(r) = HI(k) tt
H
 (HI) = +6,2kcal
HI(k) = 1/2H2(k) + 1/2I2(r) ph
H
 (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.
I2 (r) = I2 (k) 0
298,th = 14,92 kcal /mol
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) 0
298,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) 0
298,th = -10,52 kcal/mol
Quá trình ngưng tụ là quá trình nghịch đảo của quá trình bay hơi.

11. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
8
 Nhiệt hoà tan
Nhiệt hòa tan là lượng nhiệt tỏa ra hay thu vào khi hòa tan một mol chất vào một
lượng nhất định dung môi.
Nhiệt hoà 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 hòa tan cũng có
thể xem là những quá trình hóa học, vì vậy nhiệt chuyển pha và nhiệt hòa tan cũng được
coi là hiệu ứng nhiệt của các quá 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 quá trình đó. Chỉ có hiệu ứng nhiệt của các quá trình của hệ cô lập diễn ra trong
những điều kiện tuân theo định luật Hess (đẳng áp , đẳng tích ) mới không phụ thuộc vào
cách tiến hành quá 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 cô 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= ?

12. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
9
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  0
298
H
+ 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 : 250
C = 2980
K.
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.
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 Al2O3 (r) SO3 (k) Al2(SO4)3 (r)
0
298,tt -400,40 -94,43 -821,0
Ap dụng công 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 = Htt( sản phẩm) -Htt( tác chất)
H = Hđc( tác chất) -Hđc(sản phẩm)

13. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
10
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) H2(k) C2H6(k)
0
298,ch (Kcal/mol) -310,62 -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.
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.
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 :
pư thuận = -pư nghịch
H = Elk (tác chất) -Elk (sản phẩm)

14. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
11
2
2 1
T
T T p
T
C dT
    
 (1)
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 công 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 quá trình nâng nhiệt trong điều kiện
đẳng tích, Ký hiệu CV
Ví dụ : Nhiệt dung riêng đẳng áp của nước trong khoảng 14,50
C – 15,50
C 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 công thức (1)
được viết :
2
2 1
1
2 1
( )
T
T T P P
T
C dT C T T
       

Hay :
Ví dụ : Xác định hiệu ứng nhiệt của phản ứng :
CO (k) + 1/2O2 (k) = CO2 (k)
Ơ 3980
K , biết 0
298,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 trò rất quan trọng
trong việc khảo sát các quá trình hóa học bởi vì xét về phương diện năng lượng có xu
hướng quá trình diễn ra về phía tạo ra hệ bền vững hơn , nghĩa là tạo ra hệ có thế năng
2 1
2 1
( )
T P T
C T T
     

15. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
12
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)
0
298,tt (kj/mol) -819 -278 -242
S0
298 (j/mol.độ) +191 +211 +189
G0
298,tt (kj/mol) -660 -244 -229
Là phản ứng thu nhiệt (0
298,pư = 57 kJ) nhưng phản ứng này vẫn xảy ra ngay ở 250
C
(G0
298,pư = -42kJ ). Như vậy nhiệt phản ứng không phải là điều kiện bắt buộc cho quá
trình hóa học xảy ra mặc dù nói chung quá trình hóa học thường tự diễn ra theo chiều
hướng có sự tỏa nhiệt.
Từ đây , người ta nhận thấy còn có thêm một yếu tố nữa ngoài yếu tố nhiệt góp phần
quyết định chiều tự diễn biến của quá trình hoá 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 :
ln ln
R
S K W 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 1,38066.10-23
j/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.

16. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
13
- 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 00
K đều bằng 0 vì chúng chỉ còn
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:
2
2 1
1
T
T T P
T
dT
S S S C
T
    
Trong đó CP là nhiệt dung đẳng áp của chất.
Trong trường hợp coi CP không phụ thuộc nhiệt độ thì có thể viết:
2
1
2 2
1 1
ln 2,303 lg
T
P P P
T
T T
dT
S C C C
T T T
   

Dùng công thức tính entropi của các chất .
Ví dụ : Tính entropi của nước ở 900
C . Cho biết S0
298 (H2O,lỏng) = 16,75
cal/mol.độ và CP = 18 cal/mol.độ.
Ap dụng công thức (5.19) có :
S0
363(H2O,lỏng) = S0
298 + 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 vô 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:
tn
Q
dS
T


Nếu sự biến đổi là bất thuận nghịch ( quá trình tự diễn biến) thì:
tn
Q
dS
T



17. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
14
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:
2
2 1
1
tn
Q
S S S
T

    
Nghĩa là Sbtn =Stn
Biểu thức tổng quát của nguyên lý II nhiệt động học như sau:
tn
Q
dS
T

 ;
2
1
tn
Q
S
T

  
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 quá 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. Không 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 môi trường bên ngoài, 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 . Không 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 :
Không thể có quá 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 quá trình được tính
theo công thức :
Spư = S(sản phẩm) - S(chất phản ứng)
Ví dụ : Tính S0
298 tiêu chuẩn của phản ứng sau
Cgraf + CO2 (k) = 2CO (k)
Cho biết S0
298 cal/mol.độ 1,36 51,10 47,30

18. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
15
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 không có chất khí thì S khác không
không lớn.
Biến thiên entropi khi chuyển pha của chất nguyên chất
Khi chất nguyên chất chuyển pha ở áp suất không đổi thì trong suốt quá trình
đang chuyển pha nhiệt độ không đổi. Đây là quá trình đẳng nhiệt – đẳng áp.
2
1
tn
Q H
S
T T
 
  

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 không
đổi, ta có:
2 1
1 2
ln ln
tn
Q V P
S nR nR
T V P
   
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 không có sự chuyển pha thì :
2 2
1 1
T T
tn
T T
Q dH
S
T T

  
 
Mà dH =CP.dT
Suy ra:
2
1
T
P
T
dT
S nC
T
  
Trong khoảng nhiệt độ hẹp, nếu CP coi là không đổi thì:
2
1
ln
P
T
S nC
T
 
Tương tự đối với quá trình đẳng tích:
2
1
T
V
T
dT
S nC
T
  

19. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
16
Khi CV = const đối với nhiệt độ:
2
1
ln
V
T
S nC
T
 
I.4. CHIỀU, ĐIỀU KIỆN TỰ DIỄN BIẾN VÀ ĐIẾU KIỆN CÂN BẰNG CỦA
CÁC QUÁ TRÌNH HÓA HỌC:
I.4.1. Thế đẳng nhiệt - đẳng áp và chiều của các quá 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 công 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 quá 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

20. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
17
* 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
0
298
G
 khi chú ý đến nhiệt độ.
* Năng lượng Gibbs tạo tạo thành chuẩn của các đơn chất bằng không
Vì H , T và S đều là các hàm trạng thái nên G cũng là một hàm trạng thái nên G của
quá trình tính được theo công thức sau:
Người ta chứng minh rằng G của quá trình thuận nghịch có giá trị bằng công cực đại
(Amax) của quá trình đó với dấu ngược lại :
Gpư = - Amax
Vì quá trình tự diễn biến là quá trình sinh công nên có thể rút ra các kết luận quan
trọng từ các công thức về vai trò 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 quá trình hóa học không có khả năng tự diễn biến (hay quá 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 2980
K ở điều kiện tiêu chuẩn (P = 1atm) hay
không ?
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)
0
298,tt ( kcal/mol) 0 -94,10 -26,42
S0
298 (cal/mol.độ) 1.36 51,10 47,30
Gpư = G(sản phẩm) - G(tác chất)

21. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
18
 Sử dụng biểu thức () trong biện luận đánh giá chiều quá trình hóa học
Vì pư ở 250
C thường có giá trị vài chục đến vài trăm kcal còn Spư ở 250
C 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 0
C 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 ,
còn rất ít quá trình thu nhiệt (Hpư < 0) tự xảy ra.
+ Ở nhiệt độ cao ( >15000
C) 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 không lớn lắm và không 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 :
C
v
t

 

Tốc độ phản ứng tức thời tính bằng biểu thức :
dC
v
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:
1 1 1 1
C
A B D
C
C C C
v
a t b t c t d t

  
    
   

22. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
19
1 [ ] 1 [B] 1 [C] 1 [ ]
d A d d d D
v
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
1 2
[ ] [ ] ...
dc
v k A B
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 không có ảnh hưởng đến tốc độ phản ứng.
Chú ý : Không thể biết giá trị  thông 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 :

23. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
20
v = kC2
NO
 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
khi mới bắt đầu phản ứng, có phương trình vận tốc :
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 luôn 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 toàn 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, không 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
5
,
0
2
2 ]
Br
][
H
[
k
dt
]
HBr
[
d
v 


24. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
21
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 :
[ ]
[ ]
d A
v 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:
0
0
0
1
ln ln
C
C
dc k d C C k
C

 
     
 
0 0
lnC - ln C = - k lnC - lnC = k
 

0 0
2,303
ln lg
C C
k k
C C


   
+ Phản ứng bậc 2
Phản ứng bậc hai, ví dụ dạng :
2A  sản phẩm
có biểu thức động học : 2
1 [ ]
[ ]
2
d A
v k A
d
  
Hay : 2
[ ]
2
[ ]
d A
kd
A

 
Khi thay [A]= C, nồng độ ban đầu [A0] = C0. Lấy tích phân hai vế :
1 1
2
o
kt
C C
 
Như vậy:
1 1 1
2 o
k
C C

 
 
 
 

25. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
22
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, không 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 hoàn toàn 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
không xảy ra đến hoàn toàn. 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:

26. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
23
- Trạng thái này không thay đổi theo thời gian nếu không có điều kiện bên ngoài
nào thay đổi.
- Khi thay đổi các điều kiện bên ngoài 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 ngoài 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 :
[ ] [ ]
[ ] [ ]
c d
cb a b
C D
K
A 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
.
.
c d
C D
C a b
A B
C C
K
C C

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.

27. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
24
Còn khi sử dụng áp suất thì hằng số cân bằng tính được là hằng số cân bằng áp suất
và ký hiệu là KP
.
.
c d
C D
P a b
A B
P P
K
P P

Trong đó PA, PB, PC và PD là áp suất riêng phần lúc cân bằng tương ứng của các chất
khí A, B, C, và D tính theo atm.
Chúng ta có thể tính hằng số cân bằng nồng độ và áp suất của các chất bằng các công
thức
Ví dụ 1 : Phản ứng tổng hợp hydro iodua xảy ra trong một bình kín có thể tích 0,5 lít:
H2 (k) + I2 (k)  2HI (k)
Biết hằng số cân bằng nồng độ ở nhiệt độ 356o
C bằng 64.
a) Hãy tính nồng độ các chất lúc cân bằng ở 356o
C nếu ban đầu chúng ta cho vào bình
1 mol I2 và 1mol H2.
b) Nếu sau khi cân bằng đã được thiết lập chúng ta thêm vào bình phản ứng 1 mol H2
thì nồng độ các chất sẽ thay đổi như thế nào.
 Cách tính nồng độ của chất trong công thức
Chất ở thể khí có thể biểu diễn bằng nồng độ phân tử gam (mol/lit) hay bằng áp suất
riêng phần của các chất (atm).
b) Chất trong dung dịch thì chỉ biểu diễn bằng nồng độ phân tử gam (mol/lit)
c) Chất ở thể rắn và chất ở thể lỏng: Phản ứng chỉ xảy ra trên bề mặt phân chia của
chất nên nồng độ của chúng không đổi theo thời gian. Nồng độ của các chất ở thể rắn và
ở thể lỏng được chuyển vào hằng số cân bằng nên không có mặt trong công thức
Ví du 2 : Hãy thiết lập các công thức tính hằng số cân bằng của các phản ứng:
Cgrafit + O2 (k)  CO2 (k) (*)
2H2 (k) + O2 (k)  H2O (l) (**)
BaCl2.aq + Na2SO4.aq  BaSO4 (r) + 2NaCl.aq (***)
 Mối quan hệ giữa KC và KP .
Xét phản ứng thuận nghịch:
aA(k) +bB(k)  cC(k) + dD(k) (*)

28. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
25
Coi các khí A, B, C và D là khí lý tưởng. Công thức liên hệ giữa P và C của khí lý
tưởng là: P = CRT
Trong đó:
P là áp suất của khí (atm), C là nồng độ mol của khí (mol/lit),
R là hằng số khí (0,082 lít.atm/mol.K), T là nhiệt độ của khí (K).
Thay các giá trị áp suất của các chất khí vào phương trình KP ở trên được :
KP = Kc(RT)n
Trong đó n = ( c + d) – (a + b ) với a, b, c, d là hệ số tỷ lượng của các chất trong
phương trình (*).
Ví du 3 : Tại 3750
C Phản ứng thuận nghịch N2(k) + 3H2(K)  2NH3(k) có giá trị
hằng số cân bằng KP = 4,3.10-4
. Tính Kc.
II.3 . HỆ THỨC LIÊN HỆ GIỮA HẰNG SỐ CÂN BẰNG VÀ BIẾN THIÊN THẾ
ĐẲNG NHIỆT-ĐẲNG ÁP CỦA PHẢN ỨNG .
Trong điều kiện nhiệt độ và áp suất không đổi, biến thiên thế đẳng áp của phản ứng :
aA(k) + bB(k)  cC(k) + dD(k)
được tính bằng công thức
0 . ...
ln
. ...
c d
C D
pu T a b
A B
p P
G G RT
P P
   
Trong đó PA, PB, PC, PD là áp suất riêng phần của các chất A , B , C , D ở điều kiện bất
ky đang xét. Go
T là biến thiên thế đẳng áp của phản ứng thuận ở điều kiện tiêu chuẩn ở
nhiệt độ T .
Khi hệ đạt đến cân bằng Gpư = 0, công thức trở thành :
0 . ...
ln ln 0
. ...
c d
o
C D
pu T T P
a b
A B
p P
G G RT G RT K
P P
       
Rút ra từ công thức:
0
ln
T p
G RT K
  
Công thức trên là hệ thức liên hệ giữa biến thiên thế đẳng áp tiêu chuẩn và hằng số cân
bằng áp suất.
Kết hợp GT
0
= HT
0
- TST
0
được biểu thức liên hệ giữa hằng số cân bằng, nhiệt
phản ứng và biến thiên entropi của phản ứng ở điều kiện tiêu chuẩn:

29. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
26
0 0
ln p T T
RT K H T S
    
Các biểu thức phản ánh mối liên hệ giữa các đại lượng nhiệt động G0
, H0
, S0
, Kp,
T và nồng độ các chất trong phản ứng.
Ví dụ 4 : Cho phản ứng
2NO2(k)  N2O4(k)
có 0
298,tt (kJ/mol) 33,85 9,66
S0
298(J/mol.K) 240,4 304,3
Hãy xem xét ở điều kiện tiêu chuẩn ở 25o
C phản ứng có tự xảy ra hay không? Nếu xảy
ra thì hiệu suất của phản ứng sẽ là bao nhiêu ?
Hãy xác định chiều của phản ứng ở 250
C khi các áp suất riêng phần ban đầu của NO2 là
0,1 atm và N2O4 là 0,9 atm.
Chú ý: Các biểu thức trên áp dụng được cho phản ứng có các chất nằm trong dung
dịch. Trong trường hợp này chúng ta dùng nồng độ mol thay cho áp suất riêng phần
và dùng hằng số cân bằng nồng độ (KC) thay cho hằng số cân bằng áp suất (KP).
II.4. SỰ CHUYỂN DỊCH CÂN BẰNG:
Khi thay đổi một trong các điều kiện bên ngoài (áp suất, nhiệt độ , nồng độ các
chất…) thì trạng thái cân bằng sẽ bị thay đổi do tốc độ của các phản ứng thuận và nghịch
dưới tác dụng của sự thay đổi sẽ biến đổi khác nhau. Tuy nhiên sau một thời gian hệ cũng
sẽ đạt đến trạng thái cân bằng mới với những điều kiện mới.
Sự thay đổi trạng thái cân bằng khi thay đổi điều kiện bên ngoài được gọi là sự
chuyển dịch cân bằng
4.1. Nguyên lý Le Chatelier
Khi tác dụng từ ngoài vào hệ, đang ở trạng thái cân bằng, bằng cách thay đổi một
thông số trạng thái nào đó (áp suất, nhiệt độ , nồng độ các chất…) quyết định vị trí cân
bằng, thì vị trí cân bằng của hệ sẽ dịch chuyển về phía làm giảm hiệu quả tác dụng đó.
4.2. Ảnh hưởng của áp suất
Đối với hệ cân bằng của các chất khí khi tăng áp suất của hệ thì cân bằng sẽ
chuyển dịch về phía làm giảm áp suất,tức là phía tạo ít phân tử khí hơn và ngược lại
Ví dụ 1: Trạng thái cân bằng của phản ứng
I2(k) + H2(k) = 2HI(k)

30. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
27
không bị thay đổi khi thay đổi áp suất bên ngoài vì tổng số mol của các chất đầu bằng
tổng số mol của các chất sản phẩm phản ứng.
Ví dụ 2: Vị trí cân bằng của phản ứng
2CO (k) + O2(k) = 2CO2(k)
sẽ dịch chuyển theo chiều phản ứng thuận khi chúng ta tăng áp suất bên ngoài vì tổng
số mol của các chất đầu lớn hơn tổng số mol của các chất sản phẩm phản ứng.
4.3. Anh hưởng của nhiệt độ
Đối với hệ cân bằng, nếu tăng nhiệt độ thì cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều thu
nhiệt. Ngược lại, nếu giảm nhiệt độ cân bằng sẽ chuyển dịch theo chiều phát nhiệt
Ví dụ : Phản ứng thuận nghịch
2NO2(k)  N2O4(k) 0
298,pư = -58,04 kJ
Khi làm lạnh hệ thì vị trí cân bằng của phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều phản ứng
thuận tạo thành khí N2O4 (không màu), ngược lại, khi đun nóng hệ thì vị trí cân bằng của
phản ứng sẽ dịch chuyển theo chiều phản ứng nghịch tạo thành khí NO2 (màu nâu).
4.4. Anh hưởng của nồng độ các chất
Đối với hệ cân bằng,nếu tăng (hay giảm) nồng độ của một chất thì cân bằng sẽ
chuyển dịch về phía làm giảm ( hay tăng) nồng độ chất đó
Ví dụ : Ở 250
C phản ứng
2NO2(k)  N2O4(k) G0
298,pư = -5,443 kJ
Nằm ở trạng thái cân bằng khi áp suất riêng phần của khí NO2 là 0,33 atm và của khí
N2O4 là 1 atm. Cho biết phản ứng sẽ xảy ra theo chiều nào khi tăng áp suất riêng phần
của khí NO2 lên 1 atm. Cho biết KP = 9,0 ở 250
C.
Giải : Áp dụng công thức:

31. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
28
Chương 3: Dung dịch
III.1 Khái niệm về dung dịch
Trong các chương trước, đối tượng nghiên cứu của chúng ta là các chất hóa học nguyên
chất. Trong thực tế, không phải bao giờ các chất cũng tồn tại và được sử dụng ở dạng
nguyên chất mà thường là ở dạng hỗn hợp với một hay một số chất khác. Sự có mặt của
các chất này sẽ làm ảnh hưởng đến tính chất của chất được nghiên cứu, và đôi khi tạo cho
nó những tính chất mà ở dạng nguyên chất nó không có được. Chẳng hạn, phản ứng của
HCl khí với các chất khác chỉ sử dụng rất ít, trong khi dung dịch HCl (HCl hòa tan trong
nước) lại được sử dụng rộng rãi, phần lớn các phản ứng của HCl với các chất khác xảy ra
trong dung dịch.
Như vậy, việc nghiên cứu các chất trong trạng thái hỗn hợp với các chất khác có vai trò
rất quan trọng.
1.1 Hệ phân tán
Các hệ trong đó có hai hay nhiều chất phân bố đều vào nhau được gọi là hệ phân tán.
Trong đó, chất quyết định dạng tồn tại của hệ (rắn, lỏng, hay khí) được gọi là môi trường
phân tán, các chất còn lại gọi là chất phân tán. Trong trường hợp các chất ở cùng một dạng
tồn tại thì chất nào có khối lượng lớn hơn sẽ đóng vai trò môi trường phân tán.
Các hệ phân tán có thể thuộc một trong các kiểu sau:
Loại hệ phân tán Ví dụ
Khí - khí Không khí
Khí – lỏng Không khí trong nước
Khí – rắn Hiđro trong Pt (hoặc Pd…)
Lỏng – lỏng Xăng
Lỏng - khí Nước trong không khí
Lỏng – rắn Thủy ngân trong vàng
Rắn – lỏng Nước đường, nước muối
Rắn – rắn Kẽm trong đồng, hợp kim
Rắn – khí Naptalen trong không khí

32. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
29
Tính chất của hệ phân tán phụ thuộc rất nhiều vào kích thước của chất phân tán. Trong
trường hợp môi trường phân tán là chất lỏng, dựa vào kích thước hạt phân tán người ta
phân loại các hệ phân tán thành:
 Hệ phân tán thô hay thể lơ lửng:
Là hệ mà chất phân tán có kích thước hạt > 10-5
cm, có thể nhìn thấy hạt phân tán bằng
mắt thường hay kính hiển vi.
- Được chia làm hai loại:
 Huyền phù: Pha phân tán là chất rắn, môi trường
phân tán là chất lỏng
VD: Phù sa ở các sông.
 Nhũ tương: pha phân tán và môi trường phân tán
đều là chất lỏng.
VD: Các hạt mỡ lơ lửng trong sữa.
Các hệ này không bền do kích thước hạt lớn và theo thời gian sẽ tách lớp.
 Các hệ phân tán cao hay các hệ keo:
Là hệ mà chất phân tán có kích thước hạt khoảng 10-7
đến 10-5
cm (vd: gelatin, keo dán,
sương mù, khói… Hệ keo cũng không bền vì các hạt keo có thể kết hợp lại thành hạt lớn
hơn và lắng xuống.
 Dung dịch phân tử
Là hệ mà kích thước hạt phân tán < 10-7
cm , tức cỡ kích thước phân tử. Hệ này thường
được gọi tắt là dung dịch. Chất phân tán trong dung dịch tồn tại ở dạng phân tử, nguyên tử
hay ion. Hệ này là hệ đồng thể, tồn tại bền vững. (vd: nước đường, nước muối)
1.2 Dung dịch:
Định nghĩa dung dịch là hệ đồng thể gồm 2 hay nhiều chất mà thành phần của chúng
có thể thay đổi trong giới hạn rộng.
Trong thực tế nhiều khi việc phân biệt chất tan và dung môi gặp nhiều khó khăn vì cho
đến nay vẫn chưa có tiêu chuẩn rõ ràng và tổng quát để đánh giá chúng.
Các chất trong dung dịch có thể đóng vai trò chất tan hay vai trò dung môi.
Theo quy ước : nếu dung dịch gồm chất rắn hay chất khí phân tán trong chất lỏng thì chất
rắn hay chất khí là chất tan , còn chất lỏng là dung môi. Dung dịch gồm hai chất lỏng phân
tán vào nhau thì chất nào nhiều hơn chất đó là dung môi. Ví dụ : dung dịch H2O – C2H5OH,

33. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
30
ở nồng độ rượu thấp thì nước là dung môi , alcol etylic là chất tan, còn ở nồng độ rượu cao
thì alcol etylic là dung môi , nước là chất tan.
Các loại dung dịch: Tùy thuộc vào trạng thái tập hợp các dung dịch có thể là khí, lỏng
hay rắn.
Dung dịch gồm hai hay nhiều chất khí phân tán vào nhau gọi là dung dịch khí. Ví dụ:
không khí là dung dịch khí của nitơ (chiếm 78% thể tích) và oxi (20%), các khí trơ, CO2,
hơi nước …(2%)hòa tan tương hỗ vào nhau. Dung dịch khí có áp suất chung bằng tổng
áp suất riêng phần của các khí tạo thành.
Dung dịch rắn có thể được tạo thành do sự hòa tan các chất rắn, lỏng hay khí vào trong
chất rắn. Trong quá trình tạo thành dung dịch rắn, các tiểu phân chất tan đã xâm nhập vào
mạng tinh thể của dung môi tạo thành pha tinh thể, trong đó tỉ lệ giữa các chất có thể thay
đổi mà vẫn đảm bảo tính đồng nhất của pha này.
Ví dụ: Các hợp kim của vàng – bạc ( từ 100% bạc đến 100% vàng), thép không gỉ (
18% crom, 9% niken và 0,1% cacbon trong Fe), hợp kim của hidro – paladi ( Khí hidro
tan trong kim loại rắn paladi)…
Dung dịch lỏng được tạo thành do sự hòa tan các chất rắn, lỏng hay khí vào dung môi
lỏng.Ví dụ: nước biển
III.2 Dung dịch lỏng
2.1 Quá trình hình thành dung dịch
Sự tạo thành dung dịch là quá trình tự diễn ra do kết quả tương tác giữa cac tiểu phân
chất tan và dung môi. Những lực tương tác giữa các tiểu phân chất tan và dung môi cũng
chính là những lực tương tác quyết định trạng thái tập hợp của dung dịch. Chúng có bản
chất vật lý ( như lực hút tĩnh điện, lực van der waals, tương tác lưỡng cực - ion) và hóa
học ( tương tác cho – nhận, lực liên kết hidro)
- Gồm có 2 quá trình:
 Quá trình vật lý: sự phá vỡ mạng tinh thể, sự khuếch tán vào dung môi của chất tan 
sự chuyển pha, quá trình thu nhiệt.
 Quá trình hóa học: sự tạo thành hợp chất có thành phần thay đổi giữa các tiểu phân chất
tan và dung môi  sự sonvat hóa, quá trình phát nhiệt (nếu dung môi là nước thì sự
sonvat hóa được gọi là sự hidrat hóa. Các hợp chất được tạo thành trong quá trình sonvat
hóa hay hidrat hóa được gọi là các sonvat hay các hidrat.)

34. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
31
2.2 Quá trình hòa tan và cân bằng hòa tan
Khảo sát sự hòa tan chất rắn vào dung môi nước: có thể bao gồm 2 quá trình ngược nhau
xảy ra đồng thời:
 Quá trình hòa tan: tách các tiểu phân chất tan ra khỏi tinh thể chất tan và phân bố chúng
vào dung môi. (nếu như không có quá trình ngược lại xảy ra là sự kết tủa thì sự hòa tan sẽ
cứ tiếp diễn cho đến khi toàn bộ tinh thể chất A hòa tan hết dù lượng của nó ít hay nhiều)
 Quá trình kết tủa: kết tủa các tiểu phân chất tan trong dung dịch lên bề mặt tinh thể chất
tan.
Theo thời gian tốc độ quá trình hòa tan ngày càng giảm dần, ngược lại tốc độ quá trình
kết tủa ngày càng tăng dần. Khi tốc độ của 2 quá trình này bằng nhau thì hệ sẽ đạt được
trạng thái cân bằng hòa tan
Tinh thể chất A A.nH2O(dd)
Cân bằng hòa tan là cân bằng động, khi được thiết lập thì chất tan từ đó thực tế không tan
thêm được nữa.
2.3 Sự thay đổi các tính chất nhiệt động khi tạo thành dung dịch
Vì sự tạo thành dung dịch là quá trình tự diễn ra, khi đó động lực của quá trình này là sự
giảm thế đẳng áp của hệ, nghĩa là:
∆Ght = ∑∆Gsp - ∑∆Gcđ < 0
Khi quá trình hòa tan kết thúc, nghĩa là hệ đạt trạng thái cân bằng hòa tan thì: ∆Ght = 0
Mặt khác, biến thiên thế đẳng áp liên hệ với các yếu tố entanpy và yếu tố entropy theo
biểu thức sau: ∆G = ∆H - T∆S
Từ đây có thể thấy rằng quá trình hòa tan cũng có liên quan với biến thiên entanpy và
biến thiên entropy  ∆Ght = ∆Hht - T∆Sht
Vì quá trình hòa tan bao gồm: quá trình chuyển pha (quá trình vật lý) và quá trình sonvat
hóa (quá trình hóa học) nên:
∆Hht = ∆Hcp + ∆Hs
∆Sht = ∆Scp + ∆Ss
tách
kết tủa

35. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
32
Như vậy, cân bằng hòa tan phụ thuộc vào dấu và độ lớn của ∆H và ∆S của hai quá trình:
quá trình chuyển pha và quá trình sonvat hóa. Sự phụ thuộc này khá phức tạp, tùy theo mối
quan hệ giữa ∆Hht và ∆Sht. Ta xét vài trường hợp điển hình:
a. Quá trình hòa tan chất rắn trong chất lỏng:
- Vì ∆Scp của chất rắn luôn dương và có trị tuyệt đối lớn hơn nhiều so với trị tuyệt đối
của ∆Ss (∆Ss < 0 do quá trình sonvat hóa làm giảm độ hỗn loạn của hệ) nên ∆Sht,rắn > 0.
- Do sự phá vỡ mạng lưới tinh thể và năng lượng khuếch tán các tiểu phân ra toàn bộ thể
tích dung dịch đòi hỏi phải cung cấp năng lượng nên các quá trình này thu nhiệt nghĩa là
∆Hcp,rắn > 0.
Quá trình sonvat hóa luôn phát nhiệt, nên ∆Hs < 0.
Do đó: + Nếu s
cp H
H 

 thì 0

 ht
H : quá trình hòa tan thu nhiệt.
+ Nếu s
cp H
H 

 thì 0

 ht
H : quá trình hòa tan phát nhiệt.
b. Quá trình hòa tan chất khí trong chất lỏng:
- Vì ∆Scp < 0 (do sự giảm thể tích) và quá trình sonvat làm giảm độ hỗn loạn của hệ (∆Ss
< 0) nên ∆Sht, khí < 0.
- Quá trình chuyển chất khí sang trạng thái hòa tan là quá trình ngưng tụ, luôn luôn phát
nhiệt nên ∆Hcp, khí < 0.
Quá trình sonvat hóa luôn phát nhiệt, nên ∆Hs < 0.
Do đó: ∆Hht,khí < 0: quá trình hòa tan khí vào lỏng luôn luôn phát nhiệt.
Ta có: ∆G = ∆H - T∆S, như vậy khi nhiệt độ tăng, ∆G sẽ dương hơn nên độ tan của khí
giảm. Điều này phù hợp với thực nghiệm: độ tan của chất khí giảm khi nhiệt độ tăng.
Tóm lại, quá trình hòa tan các chất trong chất lỏng để tạo thành dung dịch có thể thu hay
phát nhiệt. Lượng nhiệt thu vào hay thoát ra khi hòa tan 1 mol chất tan được gọi là nhiệt
hòa tan.
2.4 Nồng độ dung dịch và các phương pháp biểu diễn nồng độ
- Đặc trưng quan trọng nhất của mọi dung dịch là nồng độ.
- Nồng độ dung dịch là lượng chất tan có trong một đơn vị khối lượng hay một đơn vị
thể tích dung dịch hay dung môi.
- Có nhiều phương pháp biểu diễn nồng độ của dung dịch và có thể chia làm ba nhóm:
nồng độ khối lượng, nồng độ thể tích và nồng độ không có đơn vị.

36. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
33
a. Nồng độ khối lượng:
 Nồng độ phần trăm: lượng chất tan có trong 100g dung dịch.
100
.
%
b
a
a
C

 (%)
Trong đó: a: là khối lượng chất tan
b: là khối lượng dung môi
Ví dụ: Tính nồng độ dung dịch HCl thu được khi cho 30g axit HCl nguyên chất vào 70g
nước?
Loại nồng độ này được sử dụng rộng rãi trong sản xuất và thương mại.
 Nồng độ molan: số mol của chất tan có trong 1kg hay 1000g dung môi.
b
n
Cm
1000

 (m)
Trong đó: n: số mol chất tan
b: khối lượng dung môi (g)
Ví dụ: Nếu trong 1000g nước có chứa 360g glucozơ (C6H12O2) thì dung dịch có nồng độ
molan là bao nhiêu?
Loại nồng độ này thường được dùng để pha chế các dung dịch sử dụng trong những thí
nghiệm hóa lý chính xác.
b. Nồng độ thể tích:
 Nồng độ mol (hay nồng độ phân tử gam): số mol chất tan có trong 1 lít dung dịch.
V
n
CM
 (M)
Trong đó: n: là số mol chất tan
V: thể tích dung dịch (lit)
Ví dụ: Hòa tan hoàn toàn 4g NaOH (rắn) vào nước thì thu được 1 lít dung dịch NaOH có
nồng độ bao nhiêu?
Loại nồng độ này tiện lợi hơn khi cần tính toán thể tích dung dịch các chất phản ứng theo
phương trình hóa học, nhất là khi các dung dịch của chúng có nồng độ phân tử gam bằng
nhau.
 Nồng độ đương lượng: số đương lượng chất tan trong 1 lít dung dịch.

37. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
34
Được biểu diễn bằng: Số đương lượng gam chất tan có trong 1 lít dung dịch.
C = =
V
n' m 1000
dd
dd
.
v
N
N.
Trong đó: CN: nồng độ đương lượng gam (N) ; m: khối lượng chất tan (gam)
V: thể tích của dung dịch (lít) ; v : thể tích của dung dịch (ml)
n’: số đương lượng gam chất tan (đlg) ; N: đương lượng gam chất tan (g)
Ví dụ :dung dịch H2SO4 1N có chứa 1 đương lượng gam H2SO4 trong 1 lít dung
dịch (1 đương lượng gam H2SO4 tương ứng với 98/2 = 49g H2SO4)
Đương lượng gam
Đương lượng gam (N) của một chất là lượng chất đó tính bằng gam khi phản ứng
tương đương (kết hợp hay thay thế) 1 mol nguyên tử hidro (1,008g).
Như vậy: Đương lượng gam của 1 chất phụ thuộc vào phản ứng mà nó tham gia.
 Đương lượng gam của một đơn chất: bằng khối lượng mol nguyên tử của nó
chia cho hóa trị.
Ví dụ :- Xét phản ứng 1: H2 + ½ O2 → H2O
16 gam oxi kết hợp với 2 mol nguyên tử Hidro tạo H2O
Vậy : 1 đương lượng gam (N) của oxi = ½ . 16 = 8 gam
- Xét phản ứng 2: Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
24 gam Mg thay thế 2 mol nguyên tử Hidro tạo MgCl2
Vậy : 1 đương lượng gam (N) của Mg = ½ . 24 = 12 gam.
 Đương lượng gam của một hợp chất tham gia phản ứng trao đổi: bằng
khối lượng mol phân tử của nó chia cho số điện tích dương hay âm mà phân tử chất
đó đã trao đổi.

38. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
35
Ví dụ :
- Xét phản ứng 1: NaOH + HCl → NaCl + H2O
40 gam NaOH phản ứng với 36,5 gam HCl tạo sản phẩm,
nghĩa là: 1 mol HCl (36,5 gam) khi phản ứng tương đương với 1 mol nguyên tử H
được thay thế .
Vậy NNaOH= 40 g; NHCl = 36,5 g
- Xét phản ứng 2: 3 NaOH + H3PO4 → Na3PO4 + 3 H2O.
1 mol H3PO4 khi phản ứng tương đương với 3 mol nguyên tử H.
Vậy: NH3PO4= 98/3 g ; NNaOH= 40 g
 Đương lượng gam của một hợp chất tham gia phản ứng oxi hóa khử:
bằng khối lượng mol phân tử nó chia cho số electron mà phân tử chất đó đã cho hay
nhận.
Ví dụ : +2 +7 +3 +2
10FeSO4+ 2KMnO4 + 8 H2SO4 → 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8 H2O
1mol KMnO4 nhận 5 mol electron (tương đương 5 mol nguyên tử Hidro)
1N
KMnO
4
=
5
1
197
^
Vay
. :
1N
FeSO
4
=
152
= 39,4 g
= 152 g
ĐỊNH LUẬT ĐƯƠNG LƯỢNG
“Các chất hóa học (đơn chất, hợp chất) phản ứng với nhau theo cùng 1 số đương
lượng gam”
VA . CN(A) =VB . CN(B)
Với VA : thể tích dd chất A, có nồng độ đương lượng CN(A)
VB : thể tích dd chất B, có nồng độ đương lượng CN(B)

39. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
36
c. Nồng độ không có đơn vị:
 Nồng độ phần mol (Ni): tỉ số giữa số mol của một chất nào đó (ni) trên tổng số mol
( ni) của các chất trong dung dịch.
n
n
N
i
i
i


Tổng số các phần mol luôn luôn bằng 1 đơn vị, nghĩa là  Ni = 1
Ví dụ: Giả sử có 2 chất A và B tan lẫn vào nhau. Gọi nA, nB lần lượt là số mol của A và
B. Nồng độ phần mol của A và B trong dung dịch được tính như thế nào?
Nồng độ molan và nồng độ phần mol không phụ thuộc vào nhiệt độ (khác với nồng độ
mol.l-1
và nồng độ đương lượng gam.l-1
) nên được dùng nhiều trong việc tính toán hóa lí
chính xác.
Hệ thức liên hệ giữa C%; CM ; CN và Cm
C
=
C% M
10. D
M
.
Với D: Khối lượng riêng dung dịch (g/ml)
m
=
V
D
và
CN = a CM (*)
Lưu ý: cách xác định a trong công thức (*)
- Với một axit hay bazơ: a là số ion H+
hay OH‾ của 1 phân tử axit hay 1 phân tử bazơ
thực tế tham gia phản ứng trao đổi.
- Với một chất tham gia phản ứng oxi hóa khử: a là số electron mà một phân tử chất khử
cho hay một phân tử chất oxi hóa nhận.
- Với một muối: a là tổng số điện tích dương hay âm của muối.
=
C%
C
10. D
. N
N
C
m
=
C%
C M
M
m
.
. + 1000
. 100

40. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
37
Ví dụ 1: Ca(OH)2 + 2H3PO4 = Ca(H2PO4)2 + 2H2O
Khi đó mỗi phân tử H3PO4 trao đổi _ proton H+
, do đó a =
Mỗi phân tử Ca(OH)2 trao đổi _ nhóm OH‾, do đó a =
Ví dụ 2: 2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = K2SO4 + 2MnSO4 + 5O2 + 8H2O
Đối với KMnO4 có a =
Đối với H2O2 có a =
Ví dụ 3: Fe2(SO4)3 + 6NaOH = 2Fe(OH)3 + 3Na2SO4
Đối với Fe2(SO4)3 có a =
Đối với NaOH có a =
2.5 Độ tan và các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan
a. Độ tan của các chất:
- Dung dịch bão hòa: là dung dịch mà chất tan không thể tan thêm được nữa ở điều kiện
(nhiệt độ, áp suất,…) xác định. Dung dịch bão hòa là hệ cân bằng thực (∆Ght = 0). Nồng độ
của dung dịch tương ứng trạng thái bão hòa được gọi là nồng độ bão hòa.
- Các dung dịch có nồng độ nhỏ hơn nồng độ bão hòa được gọi là những dung dịch chưa
bão hòa. ((∆Ght < 0)
- Các dung dịch có nồng độ cao hơn nồng độ bão hòa ở nhiệt độ và áp suất xác định gọi
là những dung dịch quá bão hòa. Dung dịch quá bão hòa là hệ cân bằng giả. (∆Ght > 0)
- Nồng độ chất tan trong dung dịch bão hòa ở những điều kiện nhất định gọi là độ tan
của chất đó. Độ tan của một chất trong những dung môi khác nhau hoặc của các chất trong
cùng dung môi có thể rất khác nhau.
Thực tế, độ tan thường được biểu diễn bằng số gam chất tan được trong 100g dung môi
và kí hiệu là S.
Người ta quy ước:
S < 0,01g 0,01g  1g 1 g 10g > 10g
Tính
tan
không tan khó tan tan dễ tan
b. Các yếu tố ảnh hưởng đến độ tan:
 Ảnh hưởng của bản chất chất tan và dung môi:

41. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
38
Qui tắc kinh nghiệm: chất tương tự tan trong chất tương tự. Điều này có nghĩa là: nếu
dung môi thuộc loại hợp chất cộng hóa trị không cực hay có cực yếu sẽ hòa tan mạnh các
hợp chất không cực hay có cực yếu, hòa tan kém các hợp chất có cực mạnh và hầu như
không hòa tan các hợp chất ion. Ngược lại, nếu dung môi thuộc loại hợp chất có cực mạnh
sẽ hòa tan các hợp chất có cực hay ion và ít hòa tan các hợp chất không cực.
Ví dụ: thực nghiệm cho thấy rằng phân tử lưu huỳnh không có cực nên lưu huỳnh tan tốt
trong benzen (dung môi không cực) và không tan trong nước (dung môi phân cực). Trái lại
phân tử muối ăn phân cực mạnh nên muối ăn tan trong nước và không tan trong bezen.
 Ảnh hưởng của áp suất:
Áp suất ảnh hưởng không đáng kể đến độ tan của chất rắn hay chất lỏng, nhưng có tác
động lớn đến độ tan của chất khí.
Định luật Henry: “Ở nhiệt độ không đổi, độ tan của chất khí tỷ lệ thuận với áp suất riêng
phần của nó”. Độ tan của chất khí trong chất lỏng tăng lên khi tăng áp suất.
S = K.P
Trong đó: S: độ tan của chất khí trong chất lỏng (gam/100 gam dung môi)
P: áp suất riêng phần của chất khí tan trên bề mặt dung dịch
K: hằng số Henry (đặc trưng cho mỗi loại dung dịch)
 Chỉ đúng trong trường hợp khí tan không phản ứng với dung môi.
 Ảnh hưởng của nhiệt độ:
Đa số các chất có độ tan tăng khi tăng nhiệt độ: NH4Cl, NH4NO3,… nhưng cũng có
những chất có độ tan giảm khi tăng nhiệt độ như: NaOH, KOH, Na2SO4, CaO,
Ce2(SO4)3,…
Phần lớn quá trình hòa tan chất khí vào trong chất lỏng là quá trình phát nhiệt:
A(k) + D(l)



 A(dd) ∆Hht < 0
Do đó khi tăng nhiệt độ, độ tan của khí giảm.(cân bằng chuyển dịch theo chiều nghịch)
Ảnh hưởng của nhiệt độ đối với độ tan của các chất khí có ý nghĩa quan trọng về mặt môi
trường.
III.3 Dung dịch các chất điện li. Cân bằng điện li trong dung dịch
3.1 Khái niệm về sự điện li, chất điện li và dung dịch điện li

42. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
39
Sự phân li thành ion của các chất tan trong dung dịch (hay khi nóng chảy) được gọi là sự
điện li, còn chất phân li thành ion trong dung dịch (hay khi nóng chảy) được gọi là chất
điện li. Dung dịch thu được gọi là dung dịch điện li. (Thuyết điện li của Arrhenius)
3.2 Cơ chế của sự điện li:
Quá trình điện li thực ra là một quá trình tương tác phức tạp giữa dung môi và chất tan để
tạo thành các ion được sonvat hóa (hay hydrat hóa, nếu dung môi là nước). Cơ chế của sự
tương tác tùy thuộc bản chất của chất điện li.
 Đối với hợp chất ion: Ví dụ xét NaCl. Ở trạng thái rắn NaCl cấu tạo từ những ion Na+
và Cl‾
sắp xếp tại các nút mạng. Khi hòa tan chúng vào một dung môi phân cực mạnh như
nước, thì xảy ra tương tác giữa các ion trên bề mặt tinh thể với các phân tử dung môi phân
cực.
Quá trình tách các ion khỏi mạng lưới tinh thể và hyđrat hóa các ion.
Cực dương của phân tử nước hướng vào ion âm (Cl‾
) của NaCl trong mạng tinh thể, còn
cực âm của nước hướng vào các ion dương (Na+
) của NaCl. Nếu năng lượng hút của các
phân tử nước lớn hơn năng lượng liên kết của mạng tinh thể, các ion sẽ bị bứt ra khỏi mạng
tinh thể (trường hợp NaCl là như vậy). Sau đó các ion bị hidrat hóa và khuếch tán vào dung
dịch, ta được dung dịch điện li.
Do điện li, dung dịch đồng thời chứa các ion dương và âm, các ion trái dấu hút nhau tạo
thành các phân tử, vì vậy quá trình điện li luôn là quá trình thuận nghịch.
Quá trình hòa tan muối có thể biểu diễn bằng phương trình:
NaCl + (x + y)H2O  Na+
.xH2O + Cl‾.yH2O
 Đối với hợp chất cộng hóa trị phân cực: Ví dụ HCl. Quá trình điện li bao gồm quá trình
ion hóa các phân tử phân cực và hydrat hóa các ion. Có thể biểu diễn quá trình điện li HCl
trong nước theo sơ đồ:
Na+
.xH2O Cl‾
.yH2O
điện li

43. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
40
Đầu tiên, nhờ tác dụng của các phân tử dung môi lưỡng cực mà các phân tử phân cực của
chất tan bị kéo dài cho đến khi bị đứt ra thành các ion, đồng thời xảy ra sự hydrat hóa các
ion.
Có thể biểu diễn quá trình điện li HCl trong nước bằng phương trình:
HCl + (x + y + 1)H2O  H3O+
.xH2O + Cl‾.yH2O
Trong thực tế, khi viết phương trình điện li, để đơn giản, người ta không ghi các phân tử
nước:
NaCl  Na+
+ Cl‾
HCl + H2O  H3O+
+ Cl‾ hay đơn giản hơn nữa: HCl  H+
+ Cl‾
Như vậy, quá trình điện li được coi là kết quả tương tác giữa chất tan và dung môi để tạo
thành không phải các ion tự do mà là những ion sonvat hóa. Tương tác này khá phức tạp,
nhưng có thể nhận thấy một quy luật như sau: Nếu chất điện li phân cực càng mạnh và
phân tử dung môi phân cực càng mạnh thì sự phân li xảy ra càng mạnh.
Nước là chất phân cực mạnh nên nước có tác dụng điện li đối với rất nhiều chất.
 Đối với các hợp chất vừa có liên kết ion vừa có liên kết cộng hóa trị có cực: Ví dụ
NaHCO3, thì sự phân li đầu tiên xảy ra ở liên kết ion:
NaHCO3  Na+
+ HCO 
3
rồi sau đó mới xảy ra ở liên kết cộng hóa trị có cực mạnh:
HCO 
3  H+
+ CO 
2
3
 Đối với hợp chất không phân cực: chúng không phân li thành ion trong dung dịch. Ví
dụ: đường, urê,…

3.3 Độ điện li 
- Khái niệm
Quá trình điện li là quá trình thuận nghịch: bên cạnh quá trình phân li chất tan thành ion
còn có quá trình các ion trái dấu hút nhau để tạo lại các phân tử ban đầu. Mức độ chuyển
hóa trong quá trình này được gọi là độ điện li, được kí hiệu là  .
Độ điện li được định nghĩa là: Là đại lượng đặc trưng cho mức độ điện ly của một chất,
độ điện li là tỷ số giữa số mol chất tan đã điện li (n) trên tổng số mol chất tan đã hòa tan
trong dung dịch (no).

44. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
41
o
n
n

 (0 ≤  ≤ 1)
Độ điện li được biểu diễn bằng phần đơn vị hay phần trăm.
Ví dụ: Trong 1 lít dung dịch CH3COOH 0,1M có 0,00136 mol CH3COOH đã điện li nên
?
3

COOH
CH

Tùy theo giá trị của  mà người ta phân biệt chất điện li mạnh, chất điện li yếu.
 Chất điện li mạnh: là chất khi hòa tan vào dung dịch hầu như các phân tử hòa tan đều
phân li ra ion ( ≈ 1), có thể xem quá trình điện li của chất điện li mạnh là quá trình bất
thuận nghịch, không tuân theo các quy luật cân bằng hóa học. Do đó phương trình điện li
của chất điện li mạnh được biểu diễn bởi dấu = hay dấu .
Ví dụ: HNO3 = H+
+ NO3
-
KOH = K+
+ OH-
NH4Cl = NH4
+
+ Cl-
Các axit mạnh, bazơ mạnh và hầu hết các muối là các chất điện li mạnh.
Theo lý thuyết chất điện li mạnh có  = 1 (độ điện li thực). Nhưng bằng thực nghiệm
giá trị  đo được thường nhỏ hơn 1 (độ điện li biểu kiến). Chỉ khi dung dịch rất loãng mới
đo được  = 1. (Đó là do trong dung dịch loãng, khoảng cách giữa các ion lớn, nên có thể
bỏ qua sự tương tác tĩnh điện giữa các ion. Trong dung dịch đặc các ion gần nhau, nên có
sự tương tác tĩnh điện giữa các ion làm giảm sự chuyển động tự do của các ion và được
phản ánh ở giá trị  đo được.)
 Chất điện li yếu: là chất điện li mà trong dung dịch không quá loãng (~0,1M) chỉ có
một phần nhỏ số phân tử hòa tan bị điện li thành ion, còn phần lớn tồn tại dưới dạng phân
tử không điện li. Quá trình điện li của chất điện li yếu là quá trình thuận nghịch và được
biểu diễn bởi dấu 


 .
 Các axit hữu cơ, axit vô cơ yếu (HCN, H2CO3…) các bazơ vô cơ yếu (NH4OH), bazơ
hữu cơ (amin..), một số muối axit và muối bazơ (NaHCO3, Cu(OH)Cl…) là những chất
điện ly yếu:
CH3COOH ⇌ CH3COO-
+ H+
NH4OH ⇌ NH4
+
+ OH-

45. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
42
- Những yếu tố ảnh hưởng đế độ điện li
- Độ điện ly phụ thuộc vào:
 Bản chất chất tan
 Bản chất dung môi
 Nồng độ và nhiệt độ
 Nồng độ ion cùng tên trong dung dịch, nó là ion
giống với ion do chất điện li phân li ra.
 Đối với các axit, bazơ, độ điện li còn phụ thuộc vào
pH của môi trường.
+ Dung môi
Phân tử dung môi càng phân cực tác dụng ion hóa của nó càng lớn.Trong những dung
môi thường dùng, có tác dụng ion hóa lớn nhất là nước và kém nhất là benzen.
+ Chất tan
Sự phân li sẽ xảy ra trước hết ở liên kết ion rồi đến liên kết có cực có khả năng chuyển
thành liên kết ion và không xảy ra ở liên kết có cực yếu hoặc không có cực.
+ Nồng độ
Độ điện ly một chất tăng khi nồng độ của nó trong dung dịch giảm và ngược lại.
VD: Độ điện ly của axit axetic thay đổi theo nồng độ CN như sau:
C
N
0,1 0,01 0,00
1
 0,01
4
0,042 0,12
4
 Ion cùng tên trong dung dịch
Ví dụ: CH3COOH 


 CH3COO‾
+ H+
mà trong dung dịch đã có sẵn ion
CH3COO‾
thì độ điện li của CH3COOH sẽ giảm đi.
+ Nhiệt độ
Trong nhiều trường hợp và trong những khoảng nhiệt độ nhất định, độ điện ly tăng lên
khi nhiệt độ tăng

46. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
43
3.4 Cân bằng trong dung dịch chất điện li yếu và hằng số điện li
a. Hằng số điện li
Đối với chất điện li yếu quá trình điện li của chúng trong dung dịch thực sự là quá trình
thuận nghịch, nghĩa là trong dung dịch có cân bằng động giữa các phân tử trung hòa và ion
của nó xuất hiện. Chẳng hạn khi hòa tan chất điện li yếu AmBn vào nước chúng ta có cân
bằng điện li:
AmBn 


 mAn+
+ nBm-
Cân bằng điện li này cũng tuân theo định luật tác dụng khối lượng, nghĩa là nó được đặc
trưng định lượng bằng hằng số cân bằng K sau đây:
   
 
n
m
n
m
m
n
B
A
B
A
K



K được gọi là hằng số điện li.
K có đầy đủ tính chất của một hằng số cân bằng: không phụ thuộc nồng độ, chỉ phụ thuộc
bản chất của chất điện li và nhiệt độ.
Chất điện li càng mạnh, hằng số điện li K càng lớn và ngược lại.
b. Liên hệ giữa độ điện li và hằng số điện li
Xét chất điện li yếu AB có nồng độ là C (mol/lit) và độ điện li  có cân bằng điện li:
AB 


 A+
+ B‾
Bđ: C 0 0
Pli:  C  C  C
Cb: ( 1 -  )C  C  C
Hằng số điện li của chất điện li AB sẽ là:
  
     












1
1
. 2
C
C
C
C
AB
B
A
K
Đối với các chất điện li yếu với  < 0,05 ( hay  < 5% ) thì có thể xem (1 -  ) ≈ 1,
lúc đó: K = C.  2
hay
C
K

 (với K = const)
Từ biểu thức tính  ở trên ta thấy: dung dịch càng loãng (nồng độ giảm), độ điện li
 càng lớn. Đó chính là nội dung của định luật pha loãng Oztwall.

47. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
44
c. Chuyển dịch cân bằng điện li
Giả sử có một chất điện li yếu AB: AB 


 A+
+ B‾
Nếu ta thêm vào dung dịch một chất điện li có ion cùng tên với các ion trong dung dịch
thì cân bằng sẽ chuyển dịch sang trái, độ điện li của AB giảm.
Bài tập áp dụng: Hằng số điện li của CH3COOH là 1,8.10-5
. Xét dung dịch CH3COOH
0,1M.
a.Tính nồng độ ion H+
trong dung dịch.
b.Nếu thêm vào 1lít dung dịch trên 0,1mol muối CH3COONa thì nồng độ ion H+
sẽ là
bao nhiêu? Xem thể tích dung dịch không đổi.
Trong thực tế khái niệm “cân bằng” điện li không áp dụng cho các muối, các axit mạnh
(HCl, HNO3, H2SO4,…) và các bazơ mạnh (NaOH, KOH, Ba(OH)2,…) vì các chất này
điện li hoàn toàn trong dung dịch. Cân bằng trong dung dịch của các chất điện li khó tan sẽ
được xét trong phần “Tích số tan”.
d. Sự điện li nhiều nấc:
Sự điện li của các đa axit và đa bazơ xảy ra theo nhiều nấc trong đó mỗi nấc được đặc
trưng bởi một hằng số điện li riêng.
Ví dụ: H3PO4 


 H+
+ H2PO 
4 K1 = 7,5.10-3
H2PO
4



 H+
+ HPO 
2
4 K2 = 6,3.10-8
HPO 
2
4



 H+
+ PO 
3
4 K3 = 1,3.10-12
Nói chung: K1 >> K2 > K3…
Phương trình điện li tổng cộng của H3PO4 là: H3PO4



 3H+
+ PO 
3
4
Hằng số điện li tổng cộng của axit là:
  
 
  
 
  
 
  
  3
2
1
2
4
3
4
4
2
2
4
4
3
4
2
4
3
3
4
3
.
.
.
. K
K
K
HPO
PO
H
PO
H
HPO
H
PO
H
PO
H
H
PO
H
PO
H
K 

 









Nếu một chất điện li theo nhiều nấc thì hằng số điện li tổng cộng bằng tích các hằng số
điện li nấc: K = K1.K2…Kn
III.4 Cân bằng trong dung dịch axit, bazơ. Độ pH.

48. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
45
4.1 Thuyết axit, bazơ
a) Thuyết Arrhenius
 Axit là những chất trong nước điện ly cho cation H+
và anion gốc axit
 Bazơ là những chất điện ly cho anion gốc hyđroxyl OH-
và cation gốc bazơ
 Phản ứng trung hòa của axit với bazơ cho muối và nước.
VD: HCl = H+
+ Cl-
NaOH = Na+
+ OH-
HCl + NaOH = NaCl + H2O
 Các muối điện ly cho anion gốc axit và cation gốc bazơ:
VD: Na2SO4 = 2Na+
+ SO4
2-
* Hạn chế:
Thuyết axit – bazơ của Arrênuyt áp dụng đúng cho trường hợp dung môi là nước nhưng
không áp dụng được cho các dung môi khác. Mặt khác có nhiều phản ứng tạo nên muối
giống như phản ứng trung hòa nhưng trong đó không có sự tham gia của ion H+
và ion
OH-
. VD: Khí amoniac tác dụng với khí HCl tạo thành muối NH4Cl theo phản ứng :
NH3(k) + HCl(k) = NH4Cl(r)
Khí HCl khi tan trong benzen tuy không phân ly ra ion H+
nhưng vẫn làm đổi màu chất
chỉ thị
Những trường hợp như vậy, thuyết Arrênuyt không giải thích được. Rõ ràng là cần có
một lý thuyết chung hơn nữa về axit – bazơ.
b) Thuyết proton của Brönsted – Lowry
Năm 1923 gần như đồng thời với nhau nhà hóa học Đan Mạch là Bronsted (1879-1947)
và nhà hóa học người Anh là Lowry (1874-1936) đã đưa ra một định nghĩa rộng hơn về
axit và bazơ: Axit là chất có thể cho proton và bazơ là chất có thể nhận proton. Bởi vậy
thuyết axit-bazơ của Bronsted và Lowry được gọi là thuyết proton. Khi cho proton, axit
A biến thành bazơ B:
A ⇌ B + H+
Mỗi axit tương ứng với một bazơ liên hiệp B và mỗi bazơ B tương ứng với một axit
liên hợp A.
Axit Bazơ liên hợp (hiệp)
CH3COOH - H+
CH3COO-

49. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
46
NH4
+
- H+
NH3
Bazơ Axit liên hợp
OH-
+ H+
H2O
HCO3
-
+ H+
H2CO3
Proton không tồn tại tự do. Một chất chỉ thể hiện tính axit khi có mặt một bazơ để nhận
proton. Ngược lại, một chất chỉ thể hiện tính bazơ khi có mặt một axit để cho proton.
Thực chất của phản ứng giữa một axit với một bazơ là sự chuyển proton.
VD1:CH3COOH + NH3 → CH3COO-
+ NH4
+
Axit bazơ
⇒ * CH3COOH/CH3COO-
là một cặp axit – bazơ liên hợp
* NH4
+
/NH3 là một cặp axit – bazơ liên hợp khác
VD2: NH4
+
+ H2O → NH3 + H3O+
CH3COO-
+ H2O → CH3COOH + OH-
- Trong dung dịch nước, proton kết hợp với một phân tử nước tạo thành ionoxoni H3O+
H+
+ H2O = H3O+
Tùy thuộc điều kiện cụ thể, một chất có thể là axit hoặc bazơ:
VD: NH4
+
+ H2O(bazơ) → NH3 + H3O+
CH3COO-
+ H2O(axit) → CH3COOH + OH-
⇒ Nước được gọi là dung môi lưỡng tính
Như vậy khác với thuyết axit – bazơ của Arrênuyt chỉ áp dụng được cho môi trường
nước, thuyết của Bronsted-Loury có thể áp dụng cho bất kỳ môi trường nào và cả khi
không có môi trường.
c) Thuyết electron của Lewis:
Thuyết proton của Bronsted – Loury đã được các nhà hóa học coi là hoàn hảo nhất
trong lý thuyết axit – bazơ. Tuy nhiên thuyết đó chỉ đúng cho những phản ứng axit –
bazơ, trong đó tính chất axit – bazơ là thực tế gây nên bởi proton. Có những chất cũng thể
hiện mạnh tính axit, tính bazơ nhưng không phải là axit, bazơ theo thuyết proton vì rằng

50. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
47
trong đó không có mặt proton. Bởi vậy, đồng thời với thuyết proton, thuyết electron của
Lewis ra đời (năm 1923).
Theo Lewis:
 Bazơ là chất cho cặp electron để tạo thành liên kết cộng hóa trị
 Axit là chất nhận cặp electron.
 Như vậy tương tác axit-bazơ là sự tạo thành liên kết cộng hóa trị kiểu cho
– nhận:
VD1:
N
H
H
H
B
F
N
H
H
H
+ =
F
F
B
F
F
F
Bazơ axit
VD2:
Cu
NH3
= NH3
NH3
H3N
4NH3 + Cu2+
Bazơ axit
⇒ Như vậy ta thấy rằng thuyết electron của Lewis đã đưa thêm vào danh sách axit
những hợp chất không chứa proton nhưng có đầy đủ những chỉ tiêu của axit. Tuy nhiên
nhược điểm chính của thuyết này là không giải quyết được vấn đề độ mạnh của axit và
bazơ như thuyết Arrênuyt và thuyết Bronsted – Lowry.
d) Độ mạnh của axit và của bazơ
 Độ mạnh tương đối của các cặp axit – bazơ:
Theo Bronsted – Loury, độ mạnh của một axit thể hiện khả năng cho proton, còn độ
mạnh của một bazơ thể hiện khả năng nhận proton. Phản ứng HCl + H2O → H3O+
+ Cl-
xảy ra hoàn toàn: HCl là axit mạnh hơn H3O+
và H2O là bazơ mạnh hơn Cl-
. Nói chung
axit càng mạnh bao nhiêu, bazơ liên hợp với nó càng yếu bấy nhiêu và ngược lại. Nhờ
vậy ta có thể phân loại các axit – bazơ với lực axit giảm dần từ trên xuống, trong khi lực

51. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
48
bazơ liên hợp tăng tương ứng. Một axit ở hàng trên tác dụng được với bazơ ở hàng dưới
bảng
Axit liên hợp Bazơ liên hợp
HClO4 ClO4
H2SO4 HSO4
HCl Cl-
HCl Cl-
HCl Cl-
HNO3 NO3
-
H3O+
H2O
H2SO3 HSO3
-
HSO4
-
SO4
2-
HF F-
HCH3COO CH3COO-
H2S HS-
HSO3
-
SO3
2-
H2O OH-
HS-
S2-
OH-
O2-
4.2 Cân bằng điện li của nước và tích số ion của nước
Nước là chất điện li rất yếu theo phương trình:
H2O  H+
+ OH‾ (theo thuyết Arrhenius)
2H2O  H3O+
+ OH‾ (theo thuyết Brönsted – Lowry)
Hằng số điện li của nước:
  
 
18
2
2
3
10
.
24
,
3
. 




O
H
OH
O
H
K (ở 25o
C)
Vì nước điện li rất yếu nên có thể coi [H2O] = const và:
LỰC
AXIT
TĂNG
LỰC
BAZƠ
TĂNG

52. Trường Đại học Tài Nguyên và Môi Trường Tp.HCM
Hóa Đại Cương
49
[H2O] 56
,
55
18
1000

 mol.l-1
Thay số vào: [H3O+
].[OH‾] = K.[H2O]2
 [H3O+
].[OH‾] = 3,24.10-18
. (55,56)2
≈ 1.10-14
Đặt:
Vì hằng số cân bằng K chỉ phụ thuộc vào nhiệt độ, nên Kn là một hằng số ở nhiệt độ xác
định và được gọi là tích số ion của nước.
4.3 Độ pH
Trong nước nguyên chất [H3O+
] = [OH‾] hay [H+
] = [OH‾] nên ở 25o
C ta có:
[H3O+
] = [OH‾] = 14
10
= 10-7
mol.l-1
Vậy môi trường trung tính là môi trường trong đó [H3O+
] = [OH‾] hay thường nói môi
trường trung tính có [H3O+
] = 10-7
mol.l-1
(ở 25o
C).
Khi hòa tan một axit vào nước thì nồng độ H3O+
tăng lên, đồng thời nồng độ OH‾ giảm
xuống (cân bằng điện li của H2O chuyển dịch sang trái) giữ cho tích số ion của nước không
đổi, do đó môi trường axit có [H3O+
] > [OH‾] hay [H3O+
] > 10-7
mol.l-1
.
Lí luận tương tự cho môi trường bazơ ta có [H3O+
] < [OH‾] hay [H3O+
] <
10-7
mol.l-1
(25o
C).
Biểu thị độ axit hay độ bazơ của dung dịch bằng nồng độ ion H3O+
rất không có lợi vì có
lũy thừa âm và thường là số thập phân. Năm 1920 Sorensen đưa vào khái niệm chỉ số hiđrô
hay độ pH:
Vậy: - Môi trường axit: [H3O+
] > 10-7
mol.l-1
hay pH < 7
- Môi trường trung tính: [H3O+
] = 10-7
mol.l-1
hay pH = 7
- Môi trường bazơ: [H3O+
] < 10-7
mol.l-1
hay pH > 7
Tương tự, nếu đặt:
Nhiều khi người ta sử dụng biểu thức tích số ion của nước dưới dạng logarit:
-lgKn = -lg[H3O+
] - lg[OH‾] = -lg10-14
Kn = [H3O+
].[OH‾] = [H+
].[OH‾] = 1.10-14
pH = -lg[H3O+
]
pOH = -lg[OH‾]